قوة أيونية

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث

مفهوم القوة الأيونية قدم لأول مرة من قبل لويس و راندال في عام 1921 حين تصف معامل الفاعليه من المحاليل الكهرليه القوية.[1] ا القوة الأيونية للمحاليل تقيس تراكيز  الأيونات في المحلول . المركبات الأيونية  ، عندما تذوب في الماء ، تتفكك إلى أيونات. مجموع الايونات المتفككة في المحلول سيؤثر بخصائص مهمة مثل : معامل التفكك , أو الذائبية لأملاح مختلفة . واحدة من الخصائص الرئيسية للمحلول مع أيونات المذاب هو القوة الأيونية. القوة الأيونية يمكن أن تكون ب المولارية (مول/لتر) أو المولالية (مول/كجم ماء) ولتجنب الارتباك بالوحدات ينبغي أن يذكر ذلك صراحة.[2]

قياس القوة الأيونية[عدل]

فإن القوة الأيونية المولارية , ,للمحلول هو وسيلة  لمعرفة  تراكيز  جميع الأيونات الموجودة في المحلول.[3]


القوة الايونيه = 1/2 x مجموع (تركيز الايون x (شحنه الايون)2 )

حيث ال (1/2) الموجودة في القانون لأنه يوجد في المحلول  كل من الأيونات الموجبة و الأيونات السالبة , 'تركيز الايون هو التركيز المولاري للأيون, (مول/لتر) , ويتم أخذ مجموع  كل الأيونات في المحلول. المحاليل الكهرليه التي تتفكك بنسبة 1:1 مثل NaoH القوة الأيونيه لها تساوي التركيز للمحلول الكهرلي . بالنسبة للمحلول الكهرلي  MgSO4 حيث كل ايون فيه شحنته تساوي 2 و ذلك  أدى إلى أن القوة الأيونية  لكبريتات الماغنيسيوم  تساوي  أربعة أضعاف ما يعادل تركيز كلوريد الصوديوم:


مثال حسابي:[عدل]

 مثال أكثر تعقيدا ، القوة الأيونية لمحلول مكون من   Na2SO4 بتركيز 0.050 مول / لتر  و 0.020 مول /لتر  من KCl هو:

القوة الايونية = 1/2× [(تركيز NA2SO4  × عدد أيونات الصوديوم × (شحنه ايون الصوديوم)2) + (تركيز  NA2SO4 × عدد ايونات SO4 × (شحنه SO4)2) + (تركيز KCl × عدد  أيونات البوتاسيوم × (شحنة البوتاسيوم)2) + (تركيز KCl في ×  عدد أيونات الكلوريد × (شحنة كلوريد)2)]
I = 1/2 × [(0.050  × 2 × (+1)2) + (0.050 M × 1 × (−2)2) + (0.020 M × 1 × (+1)2) + (0.020 M × 1 × (−1)2)] = 0.17 مول/لتر 

المحاليل غير المثالية[عدل]

بسبب ان الحجم لا يضاف بدقة كبيرة في المحاليل الغير مثالية فوجدوا هنا ان من الأفضل التعامل مع المولالية   (مول/كغ من المذيب ) بدلا من المولارية  (مول/ لتر) ...  في هذه الحالة ،  القوة الأيونية :


القوة الايونيه = 1/2 x مجموع (تركيز الايون (مول/كغم من المذيب) x (شحنه الايون)2 )

أهمية القوة الأيونية [عدل]

فإن القوة الأيونية يلعب دورا مركزيا في  نظرية Debye–Hückel التي تصف الانحرافات القوية عن المثالية التي نواجهها عادة في المحاليل الايونية .[4][5] Debye طول ، الذي هو معكوس معامل ديباي  , (κ)  يتناسب عكسيا مع الجذر التربيعي القوة الأيونية. حيث دائما كانت تستخدم القوة الايونية دزن تعريف صريح .  طول Debye هو صفة للطبقات مزدوجه السمك. زيادة التركيز  يضغط على الطبقة م  ويزيد من القدرة الكهربائية بالتدريج 

أنظر أيضا[عدل]

فاعلية (كيمياء)

معامل فاعلية
ترويب
فصل بالتمليح

روابط خارجية[عدل]

ionic strength

Ionic strength introduction at the EPA web site

المراجع[عدل]

  1. ^ Sastre de Vicente، Manuel E. (2004). "The concept of ionic strength eighty years after its introduction in chemistry". Journal of Chemical Education. 81 (5): 750. Bibcode:2004JChEd..81..750S. doi:10.1021/ed081p750. 
  2. ^ Solomon، Theodros (2001). "The definition and unit of ionic strength". Journal of Chemical Education. 78 (12): 1691. Bibcode:2001JChEd..78.1691S. doi:10.1021/ed078p1691. 
  3. ^ الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية. "Ionic strength, I". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
  4. ^ Debye، P.؛ Huckel، E. (1923). "Zur Theorie der Elektrolyte. I. Gefrierpunktserniedrigung und verwandte Erscheinungen" [The theory of electrolytes. I. Lowering of freezing point and related phenomena] (PDF). Physikalische Zeitschrift. 24: 185–206. تمت أرشفته من الأصل (PDF) في 2013-11-02. 
  5. ^ Skoog، D.A.؛ West، D.M.؛ Holler، F.J.؛ Crouch، S.R. (2004). Fundamentals of analytical chemistry. Brooks/Cole Pub Co. ISBN 0-03-058459-0.