Ionerősség

Az ionerősség fogalmát Lewis és Randall vezették be 1921-ben az erős elektrolitok aktivitási együtthatóinak leírásához.^[1] Egy oldat ionerőssége az oldatbeli ionok koncentrációjának mérőszáma. Az ionos vegyületek vízben oldva ionokra disszociálnak. Az oldatban levő teljes elektrolitkoncentráció befolyásolja az olyan fontos tulajdonságokat, mint a disszociációs állandó vagy a különböző sók oldhatósága. Az oldott ionokat tartalmazó oldat egyik fontos sajátsága az ionerősség. Az ionerősség kifejezhető moláris (mol/L) vagy molális (mol/kg víz) koncentrációban, a félreértések elkerülése végett a mértékegységet meg kell adni.^[2]

Az ionerősség megadása szerkesztés

Egy oldat I moláris ionerőssége az összes, az oldatban jelen levő ion koncentrációjának függvénye.^[3]

I={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\sum _{i=1}^{n}c_{i}z_{i}^{2}

ahol az 1/2 azért szerepel, mert mind a kationokat, mind az anionokat figyelembe vesszük, c_i az i ion moláris koncentrációja (M, mol/L), z_i az i ion töltésszáma, a szummázás az oldatba levő összes ionra elvégzendő. 1:1 elektrolit, például nátrium-klorid esetén, amikor minden ionnak egy a töltésszáma, az ionerősség megegyezik a koncentrációval. MgSO₄ elektrolitban ugyanakkor minden ion kétszeres töltésű, így az ionerősség az azonos koncentrációjú nátrium-kloridéhoz képest négyszeres lesz:

I={\frac {1}{2}}[c(+2)^{2}+c(-2)^{2}]={\frac {1}{2}}[4c+4c]=4c

A többértékű ionok általában nagy mértékben hozzájárulnak az ionerősséghez.

Számítási példa szerkesztés

Egy bonyolultabb példa a 0,050 M Na₂SO₄-ot és 0,020 M KCl-ot tartalmazó oldatkeverék ionerőssége:

{\begin{aligned}I&={\tfrac {1}{2}}\times \left[{\begin{array}{l}\{({\text{A }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ koncentrációja M-ban}})\times ({\text{a }}{\ce {Na+}}{\text{ száma}})\times ({\text{a }}{\ce {Na}}{\text{ töltése}})^{2}\}\ +\\\{({\text{A }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ koncentrációja M-ban}})\times ({\text{a }}{\ce {SO4^2-}}{\text{ száma}})\times ({\text{a }}{\ce {SO4}}{\text{ töltése}})^{2}\}\ +\\\{({\text{A }}{\ce {KCl}}{\text{ koncentrációja M-ban}})\times ({\text{a }}{\ce {K+}}{\text{ száma}})\times ({\text{a }}{\ce {K}}{\text{ töltése}})^{2}\}\ +\\\{({\text{A }}{\ce {KCl}}{\text{ koncentrációja M-ban}})\times ({\text{a }}{\ce {Cl-}}{\text{ száma}})\times ({\text{a }}{\ce {Cl}}{\text{ töltése}})^{2}\}\end{array}}\right]\\&={\tfrac {1}{2}}\times [\{0,050\ {\text{M}}\times 2\times (+1)^{2}\}+\{0,050\ {\text{M}}\times 1\times (-2)^{2}\}+\{0,020\ {\text{M}}\times 1\times (+1)^{2}\}+\{0,020\ {\text{M}}\times 1\times (-1)^{2}\}]\\&=0,17\ {\text{M}}\end{aligned}}

Nem ideális oldatok szerkesztés

Mivel a nem ideális oldatoknál a térfogatok nem szigorúan additívak, a c molaritás (mol/L) helyett előnyösebb a b molalitással (mol/kg H₂O) dolgozni. Ehhez a molális ionerősséget az alábbi módon definiáljuk:

I={\frac {1}{2}}\sum _{{i}=1}^{n}b_{i}z_{i}^{2}

,

ahol

i = az ion azonosító száma

z = az ion töltésszáma

Jelentősége szerkesztés

Az ionerősség központi szerepet játszik a Debye–Hückel-elméletben, mely az ionos oldatoknál jellemzően fellépő, az ideálistól erősen eltérő viselkedést írja le.^[4]^[5] Szintén fontos a kolloidok és más heterogén rendszerek határfelületi kettősrétegét leíró elmélet, valamint az ehhez kapcsolódó elektrokinetikai és elektroakusztikus jelenségek szempontjából. A kettősréteg vastagságát ugyanis a Debye-hossz (a κ Debye-paraméter reciproka) jellemzi, ami fordítottan arányos az ionerősség négyzetgyökével. A koncentráció növelése vagy nagyobb töltésszámú ellenion esetén a kettősréteg összenyomódik, és nő az elektromos potenciál gradiense.

Nagy ionerősségű közeget használnak a komplexek stabilitási állandóinak meghatározásához, hogy a titrálás során minimálisra csökkentsék a kisebb koncentrációban jelen lévő oldott anyag aktivitási együtthatóinak változását. A természetes vizek, például az ásványvizek és a tengervíz ionerőssége – a bennük oldott sók miatt – rendszerint nem hanyagolható el, ami jelentősen módosítja tulajdonságaikat.

Jegyzetek szerkesztés

↑ (2004) „The concept of ionic strength eighty years after its introduction in chemistry”. Journal of Chemical Education 81 (5), 750. o. DOI:10.1021/ed081p750.
↑ (2001) „The definition and unit of ionic strength”. Journal of Chemical Education 78 (12), 1691. o. DOI:10.1021/ed078p1691.
↑ Ionic strength, I, A kémiai terminológia kompendiuma – Arany könyv (internetes kiadás). International Union of Pure and Applied Chemistry
↑ (1923) „Zur Theorie der Elektrolyte. I. Gefrierpunktserniedrigung und verwandte Erscheinungen” (PDF). Physikalische Zeitschrift 24, 185–206. o. [2013. november 2-i dátummal az eredetiből archiválva].
↑ Fundamentals of analytical chemistry. Brooks/Cole Pub Co (2004). ISBN 0-03-058459-0

Fordítás szerkesztés

Ez a szócikk részben vagy egészben az Ionic strength című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.

További olvasnivalók szerkesztés

Ionic strength
Ionic strength introduction at the EPA web site Archiválva 2017. május 6-i dátummal a Wayback Machine-ben

Kémiaportál • összefoglaló, színes tartalomajánló lap

[1] (2004) „The concept of ionic strength eighty years after its introduction in chemistry”. Journal of Chemical Education 81 (5), 750. o. DOI:10.1021/ed081p750.

[2] (2001) „The definition and unit of ionic strength”. Journal of Chemical Education 78 (12), 1691. o. DOI:10.1021/ed078p1691.

[3] Ionic strength, I, A kémiai terminológia kompendiuma – Arany könyv (internetes kiadás). International Union of Pure and Applied Chemistry

[Debye_Huckel_1923-4] (1923) „Zur Theorie der Elektrolyte. I. Gefrierpunktserniedrigung und verwandte Erscheinungen” (PDF). Physikalische Zeitschrift 24, 185–206. o. [2013. november 2-i dátummal az eredetiből archiválva].

[5] Fundamentals of analytical chemistry. Brooks/Cole Pub Co (2004). ISBN 0-03-058459-0

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]