Iontová síla - Ionic strength

Iontová síla z řešení je mírou koncentrace všech iontů v roztoku. Iontové sloučeniny se po rozpuštění ve vodě disociují na ionty. Celková koncentrace elektrolytu v roztoku ovlivní důležité vlastnosti, jako je disociační konstanta nebo rozpustnost různých solí . Jednou z hlavních charakteristik roztoku s rozpuštěnými ionty je iontová síla. Iontová síla může být molární (mol / l roztok) nebo molal (mol / kg rozpouštědla) a aby nedošlo k záměně, měly by být jednotky výslovně uvedeny. Pojem iontové síly byl nejprve představen Lewis a Randall v roce 1921 při popisu aktivitní koeficienty z silných elektrolytů .

Kvantifikace iontové síly

Molární iontová síla , I , roztoku je závislá na koncentraci ze všech iontů přítomných v tomto roztoku .

${\ displaystyle I = {\ begin {matrix} {\ frac {1} {2}} \ end {matrix}} \ sum _ {i = 1} ^ {n} c_ {i} z_ {i} ^ {2 }}$

kde jedna polovina je proto, že zahrnujeme jak kationty, tak anionty , c _i je molární koncentrace iontu i (M, mol / L), z _i je číslo náboje tohoto iontu a součet je převzat ze všech iontů v řešení. U elektrolytu 1: 1 , jako je chlorid sodný , kde je každý iont samostatně nabitý, se iontová síla rovná koncentraci. Do elektrolytu MgSO ₄ , však každý iont je dvojnásobně nabité, což vede k iontové síle, která je čtyřikrát vyšší než ekvivalentní koncentraci chloridu sodného:

${\ displaystyle I = {\ frac {1} {2}} [c (+2) ^ {2} + c (-2) ^ {2}] = {\ frac {1} {2}} [4c + 4c] = 4c}$

Multivalentní ionty obecně silně přispívají k iontové síle.

Příklad výpočtu

Jako složitějšího příkladu, se iontová síla směsného roztoku 0,050 M v Na ₂ SO ₄ a 0,020 M v KCl je:

${\ displaystyle {\ begin {aligned} I & = {\ tfrac {1} {2}} \ times \ left [{\ begin {pole} {l} \ {({\ text {koncentrace}} {\ ce { Na2SO4}} {\ text {v M}}) \ times ({\ text {počet}} {\ ce {Na +}}) \ times ({\ text {poplatek}} {\ ce {Na}}) ^ {2} \} \ + \\\ {({\ text {koncentrace}} {\ ce {Na2SO4}} {\ text {v M}}) \ krát ({\ text {počet}} {\ ce {SO4 ^ 2 -}}) \ times ({\ text {charge of}} {\ ce {SO4}}) ^ {2} \} \ + \\\ {({\ text {koncentrace of}} { \ ce {KCl}} {\ text {v M}}) \ krát ({\ text {počet}} {\ ce {K +}}) \ krát ({\ text {poplatek}} {\ ce {K }}) ^ {2} \} \ + \\\ {({\ text {koncentrace}} {\ ce {KCl}} {\ text {v M}})) \ krát ({\ text {počet} } {\ ce {Cl -}}) \ times ({\ text {charge of}} {\ ce {Cl}}) ^ {2} \} \ end {array}} \ right] \\ & = {\ tfrac {1} {2}} \ krát [\ {0,050M \ krát 2 \ krát (+1) ^ {2} \} + \ {0,050M \ krát 1 \ krát (-2) ^ {2} \} + \ {0,020M \ krát 1 \ krát (+1) ^ {2} \} + \ {0,020M \ krát 1 \ krát (-1) ^ {2} \}] \\ & = 0,17M \ konec { zarovnaný}}}$

Neideální řešení

Vzhledem k tomu, v jiné než ideální řešení objemy jsou již striktně aditivní je často výhodné pracovat s molalita B (mol / kg H ₂ O), spíše než molarita C (mol / l). V takovém případě je molal iontová síla definována jako:

${\ displaystyle I = {\ frac {1} {2}} \ součet _ {{i} = 1} ^ {n} b_ {i} z_ {i} ^ {2}}$

ve kterém

i = iontové identifikační číslo

z = náboj iontu

Důležitost

Iontová síla hraje ústřední roli v Debye-Hückelově teorii, která popisuje silné odchylky od ideality, se kterými se obvykle setkáváme v iontových roztocích. Je také důležité pro teorii dvojvrstvy a souvisejících elektrokinetických jevů a elektroakustických jevů v koloidech a jiných heterogenních systémech. To znamená, že délka Debye , která je inverzní k parametru Debye ( κ ), je nepřímo úměrná druhé odmocnině iontové síly. Byly použity molární i molové iontové síly, často bez výslovné definice. Délka debye je charakteristická pro tloušťku dvojité vrstvy. Zvýšení koncentrace nebo mocenství z protiiontů stlačuje dvojitou vrstvu a zvyšuje elektrického potenciálu gradientu .

Média s vysokou iontovou silou se používají ke stanovení konstanty stability, aby se během titrace minimalizovaly změny v kvocientu aktivity rozpuštěných látek při nižších koncentracích. Přírodní vody, jako je minerální voda a mořská voda, mají často nezanedbatelnou iontovou sílu díky přítomnosti rozpuštěných solí, které významně ovlivňují jejich vlastnosti.

Viz také

• Aktivita (chemie)
• Koeficient aktivity
• Bromleyova rovnice
• Daviesova rovnice
• Debye – Hückel rovnice
• Debye – Hückelova teorie
• Dvouvrstvá (mezifázová)
• Dvouvrstvá (elektroda)
• Síly dvou vrstev
• Elektrická dvouvrstvá
• Gouy-Chapmanův model
• Flokulace
• Peptizace (inverzní k flokulaci)
• Teorie DLVO (od Derjaguin, Landau, Verwey a Overbeek)
• Rozhraní a koloidní věda
• Osmotický koeficient
• Pitzerovy rovnice
• Poisson-Boltzmannova rovnice
• Teorie interakce specifických iontů
• Solení
• Solení

externí odkazy

• Iontová síla
• Představení iontové síly na webových stránkách EPA

Reference