Az oldat ionerőssége

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2016. június 18-án áttekintett verziótól ; az ellenőrzések 6 szerkesztést igényelnek .

Az oldat ionerőssége az oldatban lévő ionok által keltett elektromos tér intenzitásának mértéke . Az oldatban lévő összes ion koncentrációjának és töltésük négyzetének szorzatának fele. A képletet először Lewis származtatta M. Rendall asszisztenssel [1] :

$I_{c}={\begin{mátrix}{\frac {1}{2}}\end{mátrix}}\sum _{{{{\rm {i}}}=1}}^{{n} }c_{{{\rm {i}}}}z_{{{\rm {i}}}}^{{2}}$ ,

ahol c i az egyes ionok moláris koncentrációi (mol/l), z i az ionok töltései

Az összegzést az oldatban lévő összes iontípuson végezzük. Ha két vagy több elektrolit van jelen az oldatban, akkor kiszámítjuk az oldat teljes ionerősségét.

Például egy 0,001 mol / l koncentrációjú NaCl-oldat esetében, amelyben kétféle egyszeres töltésű Na + és Cl - ion található , amelyek koncentrációja szintén 0,001 mol / l, az ionerősséget a következőképpen számítják ki:

I(NaCl) = 0,5(z²(Na + )•c(Na + ) + z²(Cl- ) •c(Cl- ) ) = 0,5(1²•c(NaCl) + (-1)² •c(NaCl) )) = c(NaCl)

És az ionerősség megegyezik az oldat koncentrációjával:

I = 0,5 (1²•0,001 mol/l + (-1)²•0,001 mol/l) = 0,5 (0,001 mol/l + 0,001 mol/l) = 0,001 mol/l Az ionerősség függése az elektrolit vegyértéktípusától

Elektrolit típus	(+z) (-z)	(+1) (-1)	(+1) (-2) vagy (+2) (-1)	(+2) (-2)	(+1) (-3) vagy (+3) (-1)	(+3) (-3)	(+2) (-3) vagy (+3) (-2)
Ionerősség I	${\frac {(z_{-}\cdot c)z_{+}^{2}+(z_{+}\cdot c)z_{-}^{2}}{2}}$	c	3c	4c	6c	9c	15c

Ez igaz minden erős elektrolit oldatra , amely egyszeresen töltött ionokból áll. Azoknál az elektrolitoknál, amelyekben többszörösen töltött ionok vannak jelen, az ionerősség általában meghaladja az oldat molaritását .

Alkalmazás

Az oldat ionereje nagy jelentőséggel bír az erős elektrolitok Debye-Hückel elméletében . Ennek az elméletnek az alapegyenlete (Debye-Hückel határtörvény) a ze ionaktivitási együttható és az I oldat ionerőssége közötti összefüggést mutatja meg híg oldatokban (C < 0,01 M elektrolit esetén) a következő formában:

Debye-Hückel határtörvény

		Feltételezések
Első megközelítés	$\lg \gamma _{i}=-A\left\vert z_{i}^{+}\cdot z_{i}^{-}\right\vert {\sqrt {I))$	$I\leqslant 0.01$	amikor vízben van $25^{\circ }C$ $A\kb. 0,51$
Második közelítés	$\lg \gamma _{i}={\frac {-A\left\vert z_{i}^{+}\cdot z_{i}^{-}\right\vert {\sqrt {I} }}{1+B\cdot a{\sqrt {I}}}}$	$I\leqslant 0.1$	a az átlagos effektív ionátmérő B az ionos atmoszféra sugarával kapcsolatos paraméter vízben $B\cdot a\approx 1$
harmadik közelítés	$\lg \gamma _{i}={\frac {-A\left\vert z_{i}^{+}\cdot z_{i}^{-}\right\vert {\sqrt {I} }}{1+B\cdot a{\sqrt {I}}}}+CI$	$I\leqslant 2$	A C olyan paraméter, amely figyelembe veszi a molekulák polarizációját

ahol γ az aktivitási együttható, A az ion töltésétől és az oldat ionerősségétől független, de az oldószer dielektromos állandójától és a hőmérséklettől függő állandó.

Lásd még

Jegyzetek

↑ Lewis GN, Randall M. Az erős elektrolitok aktivitási együtthatója // Journal of the American Chemical Society. - 1921. - 1. évf. 43 , sz. 5 . - P. 1112-1154 .