Força iònica: diferència entre les revisions
Contingut suprimit Contingut afegit
m referències|2 --> referències |
Cap resum de modificació Etiquetes: Edita des de mòbil Edició web per a mòbils |
||
Línia 8:
i tenim en [[dissolució]] pel Ba<sup>2+</sup> una [[càrrega elèctrica]] de +2 i una [[concentració]] d'1,00 molal i pel [[nitrat]], NO<sub>3</sub><sup>-</sup> una [[càrrega elèctrica]] -1 i una [[concentració]] 2,00 molal. La força iònica val:
<center><math>I = \frac{1}{2} \left ( 1 \cdot 2^2 + 2 \cdot 1^2 \right ) = 3 \text{ m} </math></center>
El concepte de força iònica és important perquè en dissolucions diluïdes els [[coeficient d'activitat|coeficients d'activitat]] i altres propietats depenen d'ella. Així en la [[teoria de Debye-Hückel]] s'obté una equació, la [[llei límit de Debye-Hückel]], vàlida per a dissolucions diluïdes, que prediu que, en el límit de dilució, el logaritme del coeficient d'activitat iònic mitjà és funció lineal de l'arrel quadrada de la força iònica.<ref>{{citar llibre |cognom=Díaz Peña |nom=M. |cognom2=Roig Muntaner |nom2=A. |enllaçautor2=Antoni Roig Muntaner |títol=Química física |llengua=castellà |edició=1ª |editorial=Alhambra |lloc=Madrid |data= |any=1980 |pàgines= |isbn=84-205-0575-7 }}</ref> L'expressió del [[coeficient d'activitat]] de l'espècie iònica ''i'' és segon Debye i Hückel:
<center><math> \log \gamma_i = - A \cdot z_i^2 \cdot \sqrt{I} </math></center>
i pel [[coeficient d'activitat]] iònic mitjà d'un [[electròlit]] M<sub>ν+</sub>·A<sub>ν-</sub>:
<center><math> \log \gamma_\pm = - A \cdot \left |z_+ \cdot z_- \right \vert \cdot \sqrt{I} </math></center>
on ''A'' és una constant que depèn de la temperatura i de la naturalesa del dissolvent, i per a l'[[aigua]], a 298 K, val 0,509.<ref>{{citar llibre |cognom=Rodríguez |nom=J. A. |coautors=Ruíz, J. J. i Urieta, J. S. |títol=Termodinámica química |editorial=Síntesis |lloc=Madrid |data=setembre 2000 |isbn=84-7738-581-5}}</ref> L'equació anterior s'anomena ''llei límit de Debye-Hückel''.
| |||