Lösningens jonstyrka

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 18 juni 2016; kontroller kräver 6 redigeringar .

Jonstyrkan hos en lösning är ett mått på intensiteten av det elektriska fältet som skapas av joner i en lösning. Halva summan av produkterna av koncentrationen av alla joner i en lösning och kvadraten på deras laddning. Formeln härleddes först av Lewis med assistenten M. Rendall [1] :

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

där c i är de molära koncentrationerna av enskilda joner (mol/l), z i är jonernas laddningar

Summeringen utförs över alla typer av joner som finns i lösningen. Om två eller flera elektrolyter finns i lösningen, beräknas lösningens totala jonstyrka.

Till exempel, för en NaCl-lösning med en koncentration av 0,001 mol / l, där det finns två typer av enkelladdade joner Na + och Cl - med koncentrationer lika med 0,001 mol / l, kommer jonstyrkan att beräknas enligt följande:

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

Och jonstyrkan, respektive, kommer att vara lika med koncentrationen av lösningen:

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 Beroende av jonstyrka på valenstypen av elektrolyt

Typ av elektrolyt	(+z)(-z)	(+1)(-1)	(+1)(-2) eller (+2)(-1)	(+2)(-2)	(+1)(-3) eller (+3)(-1)	(+3)(-3)	(+2)(-3) eller (+3)(-2)
Jonstyrka I	${\frac {(z_{-}\cdot c)z_{+}^{2}+(z_{+}\cdot c)z_{-}^{2}}{2}}$	c	3c	4c	6c	9c	15c

Detta gäller för alla starka elektrolytlösningar som består av enkelladdade joner. För elektrolyter i vilka multipelladdade joner är närvarande överstiger jonstyrkan i allmänhet lösningens molaritet .

Applikation

Jonstyrkan hos en lösning är av stor betydelse i Debye-Hückels teori om starka elektrolyter . Den grundläggande ekvationen för denna teori (Debye-Hückels begränsande lag) visar förhållandet mellan jonaktivitetskoefficienten ze och jonstyrkan hos lösning I i utspädda lösningar (för en elektrolyt vid C < 0,01 M) i formen:

Debye-Hückel gränslag

		Antaganden
Första tillvägagångssättet	$\lg \gamma _{i}=-A\left\vert z_{i}^{+}\cdot z_{i}^{-}\right\vert {\sqrt {I))$	$I\leqslant 0.01$	när du är i vatten $25^{\circ }C$ $A\approx 0,51$
Andra approximationen	$\lg \gamma _{i}={\frac {-A\left\vert z_{i}^{+}\cdot z_{i}^{-}\right\vert {\sqrt {I} }}{1+B\cdot a{\sqrt {I}}}}$	$I\leqslant 0.1$	a är den genomsnittliga effektiva jondiametern B är en parameter relaterad till den joniska atmosfärens radie i vatten $B\cdot a\approx 1$
tredje approximationen	$\lg \gamma _{i}={\frac {-A\left\vert z_{i}^{+}\cdot z_{i}^{-}\right\vert {\sqrt {I} }}{1+B\cdot a{\sqrt {I}}}}+CI$	$I\leqslant 2$	C är en parameter som tar hänsyn till molekylernas polarisering

där y är aktivitetskoefficienten, är A en konstant oberoende av jonladdningen och lösningens jonstyrka, men beroende av lösningsmedlets dielektriska konstant och temperatur.

Se även

Anteckningar

↑ Lewis GN, Randall M. Aktivitetskoefficienten för starka elektrolyter // Journal of the American Chemical Society. - 1921. - Vol. 43 , nr. 5 . - P. 1112-1154 .