السمو
06-28-2025, 08:53 AM
قدم لأول مرة من قبل لويس و راندال في عام 1921 حين تصف معامل الفاعلية من المحاليل الكهرليه القوية. 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.
قياس القوة الأيونية
فإن القوة الأيونية المولارية , ,للمحلول هو وسيلة لمعرفة تراكيز جميع الأيونات الموجودة في المحلول.
<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML"> <semantics> <mrow> <mstyle displaystyle="true" scriptlevel="0"></mstyle> </mrow> </semantics> </math>https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/df4dcd61276328f7c7ec5bdc399b6e11114a2c68 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 MgSO<sub>4</sub> حيث كل ايون فيه شحنته تساوي 2 و ذلك أدى إلى أن القوة الأيونية لكبريتات الماغنيسيوم تساوي أربعة أضعاف ما يعادل تركيز كلوريد الصوديوم:
<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML"> <semantics> <mrow> <mstyle displaystyle="true" scriptlevel="0"></mstyle> </mrow> </semantics> </math>https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/df4dcd61276328f7c7ec5bdc399b6e11114a2c68
مثال حسابي
مثال أكثر تعقيدا، القوة الأيونية لمحلول مكون من Na2SO4 بتركيز 0.050 مول / لتر و 0.020 مول /لتر من KCl هو:
<dl><dd>القوة الايونية = 1/2× [(تركيز NA2SO4 × عدد أيونات الصوديوم × (شحنه ايون الصوديوم)<sup>2</sup>) + (تركيز NA2SO4 × عدد ايونات SO4 × (شحنه SO4)<sup>2</sup>) + (تركيز KCl × عدد أيونات البوتاسيوم × (شحنة البوتاسيوم)<sup>2</sup>) + (تركيز KCl في × عدد أيونات الكلوريد × (شحنة كلوريد)<sup>2</sup>)]</dd></dl> <dl><dd>I = 1/2 × [(0.050 × 2 × (+1)<sup>2</sup>) + (0.050 M × 1 × (−2)<sup>2</sup>) + (0.020 M × 1 × (+1)<sup>2</sup>) + (0.020 M × 1 × (−1)<sup>2</sup>)] = 0.17 مول/لتر </dd></dl>
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 :
<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML"> <semantics> <mrow> <mstyle displaystyle="true" scriptlevel="0"></mstyle> </mrow> </semantics> </math>https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/df4dcd61276328f7c7ec5bdc399b6e11114a2c68 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 . 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
قياس القوة الأيونية
فإن القوة الأيونية المولارية , ,للمحلول هو وسيلة لمعرفة تراكيز جميع الأيونات الموجودة في المحلول.
<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML"> <semantics> <mrow> <mstyle displaystyle="true" scriptlevel="0"></mstyle> </mrow> </semantics> </math>https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/df4dcd61276328f7c7ec5bdc399b6e11114a2c68 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 MgSO<sub>4</sub> حيث كل ايون فيه شحنته تساوي 2 و ذلك أدى إلى أن القوة الأيونية لكبريتات الماغنيسيوم تساوي أربعة أضعاف ما يعادل تركيز كلوريد الصوديوم:
<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML"> <semantics> <mrow> <mstyle displaystyle="true" scriptlevel="0"></mstyle> </mrow> </semantics> </math>https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/df4dcd61276328f7c7ec5bdc399b6e11114a2c68
مثال حسابي
مثال أكثر تعقيدا، القوة الأيونية لمحلول مكون من Na2SO4 بتركيز 0.050 مول / لتر و 0.020 مول /لتر من KCl هو:
<dl><dd>القوة الايونية = 1/2× [(تركيز NA2SO4 × عدد أيونات الصوديوم × (شحنه ايون الصوديوم)<sup>2</sup>) + (تركيز NA2SO4 × عدد ايونات SO4 × (شحنه SO4)<sup>2</sup>) + (تركيز KCl × عدد أيونات البوتاسيوم × (شحنة البوتاسيوم)<sup>2</sup>) + (تركيز KCl في × عدد أيونات الكلوريد × (شحنة كلوريد)<sup>2</sup>)]</dd></dl> <dl><dd>I = 1/2 × [(0.050 × 2 × (+1)<sup>2</sup>) + (0.050 M × 1 × (−2)<sup>2</sup>) + (0.020 M × 1 × (+1)<sup>2</sup>) + (0.020 M × 1 × (−1)<sup>2</sup>)] = 0.17 مول/لتر </dd></dl>
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 :
<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML"> <semantics> <mrow> <mstyle displaystyle="true" scriptlevel="0"></mstyle> </mrow> </semantics> </math>https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/df4dcd61276328f7c7ec5bdc399b6e11114a2c68 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 . 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