قوة أيونية

مفهوم القوة الأيونية قدم لأول مرة من قبل لويس و راندال في عام 1921 حين تصف معامل الفاعلية 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

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

 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

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 

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 

انظر أيضًا

فاعلية (كيمياء)

المراجع
  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، مؤرشف من الأصل (PDF) في 02 نوفمبر 2013.
  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.
  • بوابة الفيزياء
  • بوابة كيمياء فيزيائية
  • بوابة كيمياء تحليلية
  • بوابة الكيمياء
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.