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
[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
انظر أيضًا
[عدل]المراجع
[عدل]- ^ Sastre de Vicente، Manuel E. (2004). "The concept of ionic strength eighty years after its introduction in chemistry". Journal of Chemical Education. ج. 81 ع. 5: 750. Bibcode:2004JChEd..81..750S. DOI:10.1021/ed081p750.
- ^ Solomon، Theodros (2001). "The definition and unit of ionic strength". Journal of Chemical Education. ج. 78 ع. 12: 1691. Bibcode:2001JChEd..78.1691S. DOI:10.1021/ed078p1691.
- ^ الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية. "Ionic strength, I". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
- ^ 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. ج. 24: 185–206. مؤرشف من الأصل (PDF) في 2013-11-02.
- ^ 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.
