Ионная сила

Количественная оценка электрических взаимодействий между ионами в растворе

Ионная сила раствора является мерой концентрации ионов в этом растворе. Ионные соединения при растворении в воде диссоциируют на ионы. Общая концентрация электролита в растворе будет влиять на важные свойства , такие как константа диссоциации или растворимость различных солей . Одной из основных характеристик раствора с растворенными ионами является ионная сила. Ионная сила может быть молярной (моль/л раствора) или моляльной (моль/кг растворителя), и во избежание путаницы единицы измерения должны быть указаны явно. ^[1] Концепция ионной силы была впервые введена Льюисом и Рэндаллом в 1921 году при описании коэффициентов активности сильных электролитов . [ ^2]

Количественная оценка ионной силы

Молярная ионная сила раствора I является функцией концентрации всех ионов, присутствующих в этом растворе . ^[3]

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

где половина — это потому, что мы включаем как катионы , так и анионы , c _i — молярная концентрация иона i (M, моль/л), z _i — зарядовое число этого иона, а сумма берется по всем ионам в растворе. Для электролита 1:1, такого как хлорид натрия , где каждый ион имеет один заряд, ионная сила равна концентрации. Однако для электролита MgSO ₄ каждый ион имеет двойной заряд, что приводит к ионной силе, которая в четыре раза выше, чем эквивалентная концентрация хлорида натрия:

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

Обычно многовалентные ионы вносят большой вклад в ионную силу.

Пример расчета

_{В качестве более} сложного примера ионная сила смешанного раствора 0,050 М в Na2SO4 _и 0,020 М в KCl равна :

${\displaystyle {\begin{aligned}I&={\tfrac {1}{2}}\times \left[{\begin{array}{l}\{({\text{concentration of }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {Na+}})\times ({\text{charge of }}{\ce {Na+}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration of }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {SO4^2-}})\times ({\text{charge of }}{\ce {SO4^2-}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration of }}{\ce {KCl}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {K+}})\times ({\text{charge of }}{\ce {K+}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration of }}{\ce {KCl}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {Cl-}})\times ({\text{charge of }}{\ce {Cl-}})^{2}\}\end{array}}\right]\\&={\tfrac {1}{2}}\times [\{0.050M\times 2\times (+1)^{2}\}+\{0.050M\times 1\times (-2)^{2}\}+\{0.020M\times 1\times (+1)^{2}\}+\{0.020M\times 1\times (-1)^{2}\}]\\&=0.17M\end{aligned}}}$

Неидеальные решения

Поскольку в неидеальных растворах объемы уже не являются строго аддитивными, часто предпочтительнее работать с молярностью b (моль/кг H ₂ O), а не с молярностью c (моль/л). В этом случае молярная ионная сила определяется как:

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

в котором

i = идентификационный номер ион

z = заряд иона

b = моляльность (моль растворенного вещества на кг растворителя) ^[4]

Важность

Ионная сила играет центральную роль в теории Дебая-Хюккеля , которая описывает сильные отклонения от идеальности, обычно встречающиеся в ионных растворах. ^{[5] [6]} Она также важна для теории двойного слоя и связанных с ним электрокинетических явлений и электроакустических явлений в коллоидах и других гетерогенных системах. То есть, длина Дебая , которая является обратной величиной параметра Дебая ( κ ), обратно пропорциональна квадратному корню ионной силы. Использовались как молярная, так и моляльная ионная сила, часто без явного определения. Длина Дебая характеризует толщину двойного слоя. Увеличение концентрации или валентности противоионов сжимает двойной слой и увеличивает градиент электрического потенциала .

Среды с высокой ионной силой используются при определении константы устойчивости , чтобы минимизировать изменения в коэффициенте активности растворенных веществ при более низких концентрациях во время титрования. Природные воды, такие как минеральная вода и морская вода, часто имеют немалую ионную силу из-за присутствия растворенных солей, что существенно влияет на их свойства.

Смотрите также

• Активность (химия)
• Коэффициент активности
• Уравнение Бромли
• Уравнение Дэвиса
• Уравнение Дебая–Хюккеля
• Теория Дебая-Хюккеля
• Двойной слой (интерфейсный)
• Двойной слой (электрод)
• Двойные силы слоя
• Двойной электрический слой
• Модель Гуи-Чепмена
• Флокуляция
• Пептизация (процесс, обратный флокуляции)
• Теория DLVO (от Дерягина, Ландау, Вервея и Овербека)
• Интерфейс и коллоидная наука
• Осмотический коэффициент
• Уравнения Питцера
• Уравнение Пуассона–Больцмана
• Теория взаимодействия специфических ионов
• Соление в
• Высаливание

Внешние ссылки

• Ионная сила
• Введение в ионный состав на сайте Агентства по охране окружающей среды

Ссылки

1. Соломон, Теодрос (2001). «Определение и единица ионной силы». Журнал химического образования . 78 (12): 1691. Bibcode : 2001JChEd..78.1691S. doi : 10.1021/ed078p1691.
2. Састре де Висенте, Мануэль Э. (2004). «Концепция ионной силы спустя восемьдесят лет после ее введения в химию». Журнал химического образования . 81 (5): 750. Bibcode : 2004JChEd..81..750S. doi : 10.1021/ed081p750.
3. IUPAC , Compendium of Chemical Terminology , 2nd ed. («Золотая книга») (1997). Онлайн-исправленная версия: (2006–) «Ионная сила, I». doi :10.1351/goldbook.I03180
4. Стандартное определение моляльности
5. Дебай, П.; Хакель, Э. (1923). «Zur Theorie der Elektrolyte. I. Gefrierpunktserniedrigung und verwandte Erscheinungen» [Теория электролитов. I. Понижение температуры замерзания и связанные с ним явления] (PDF) . Physikalische Zeitschrift . 24 : 185–206. Архивировано из оригинала (PDF) 2 ноября 2013 г.
6. Скуг, ДА; Уэст, ДМ; Холлер, ФДж; Крауч, С.Р. (2004). Основы аналитической химии . Brooks/Cole Pub Co. ISBN 0-03-058459-0.