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 следует указывать единицы измерения явно. ^[1] Понятие ионной силы было впервые введено Льюисом и Рэндаллом в 1921 году при описании коэффициентов активности сильных электролитов . ^[2]

Количественное определение 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 — число заряда этого иона, а сумма берется по всем ионам в решение. Для электролита 1:1, такого как хлорид натрия , где каждый ион однозаряден, ионная сила равна концентрации. Однако в электролите MgSO ₄ каждый ион имеет двойной заряд, что приводит к ионной силе, которая в четыре раза превышает эквивалентную концентрацию хлорида натрия:

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

Обычно многовалентные ионы вносят значительный вклад в ионную силу.

Пример расчета

В качестве более сложного примера ионная сила смешанного раствора 0,050 М в Na ₂ SO ₄ 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 моляльностью b (моль/кг H ₂ O), а не с молярностью c (моль/л). В этом случае моляльная ионная сила определяется как:

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

в котором

i = идентификационный номер иона

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]} Это также важно 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 из ионной силы. Использовалась как молярная, так и моляльная ионная сила, часто без четкого определения. Дебаевская длина характерна для толщины двойного слоя. Увеличение концентрации или валентности противоионов сжимает двойной слой и увеличивает градиент электрического потенциала .

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

Смотрите также

• Деятельность (химия)
• Коэффициент активности
• Уравнение Бромли
• Уравнение Дэвиса
• Уравнение Дебая – Хюккеля
• Теория Дебая – Хюккеля
• Двойной слой (межфазный)
• Двойной слой (электрод)
• Двухслойные силы
• Электрический двойной слой
• Модель Гуи-Чепмена
• Флокуляция
• Пептизация (обратная флокуляции)
• Теория DLVO (от Дерягина, Ландау, Вервея и Овербека)
• Интерфейс и коллоидная наука
• Осмотический коэффициент
• Уравнения Питцера
• Уравнение Пуассона – Больцмана
• Теория специфического взаимодействия ионов
• Засолка
• Высаливание

Внешние ссылки

• Ионная сила
• Введение в ионную силу на веб-сайте EPA

Рекомендации

1. Соломон, Теодрос (2001). «Определение и единица ионной силы». Журнал химического образования . 78 (12): 1691. Бибкод : 2001JChEd..78.1691S. дои : 10.1021/ed078p1691.
2. Састре де Висенте, Мануэль Э. (2004). «Концепция ионной силы через восемьдесят лет после ее внедрения в химию». Журнал химического образования . 81 (5): 750. Бибкод : 2004JChEd..81..750S. дои : 10.1021/ed081p750.
3. ИЮПАК , Сборник химической терминологии , 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Исправленная онлайн-версия: (2006–) «Ионная сила, I». дои :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, Д.А.; Уэст, DM; Холлер, Ф.Дж.; Крауч, СР (2004). Основы аналитической химии . ISBN Брукса / Cole Pub Co. 0-03-058459-0.