Jonu stipruma kalkulators - Bezmaksas tiešsaistes rīks šķīdumu ķīmijai

Kas ir jonu stiprums?

Jonu stiprums ir šķīdumā esošo jonu kopējās koncentrācijas mērs, kurā katra jona ieguldījums tiek svērts ar tā elektriskā lādiņa kvadrātu. To apzīmē ar simbolu I, un parasti izsaka molos uz litru (mol/L). Atšķirībā no parastās molaritātes, kurā visas izšķīdušās daļiņas tiek skaitītas vienādi, jonu stiprums piešķir lielāku nozīmi joniem ar lielāku lādiņu. Kalcija jons (Ca²⁺) pie vienādas koncentrācijas jonu stiprumā dod četras reizes lielāku ieguldījumu nekā nātrija jons (Na⁺), jo tā lādiņš ir divreiz lielāks un formulā lādiņš tiek kāpināts kvadrātā.

Ķīmiķi izmanto jonu stiprumu, lai prognozētu jonu uzvedību šķīdumā. Tas ietekmē olbaltumvielu salocīšanos, elektrodu pH mērījumus, dažu ķīmisko reakciju norises ātrumu un sāļu šķīšanu.

Jonu stipruma formula

Jonu stipruma formula ir:

$I = \frac{1}{2} \sum_{i=1}^{n} c_i z_i^2$

Šeit $c_i$ ir jona $i$ molārā koncentrācija mol/L, bet $z_i$ ir šā jona lādiņš, piemēram, +1 Na⁺ jonam vai -2 SO₄²⁻ jonam. Summa saskaita šo reizinājumu katram šķīdumā esošajam jonam, pēc tam kopējo rezultātu reizina ar vienu pusi.

Koeficients, kas ir viena puse, nodrošina, ka rezultāts vienkāršiem 1:1 sāļiem atbilst parastajai molaritātei. Piemēram, nātrija hlorīda (NaCl) šķīdumam ar koncentrāciju 0,1 mol/L jonu stiprums ir tieši 0,1 mol/L, kas atbilst tā molārajai koncentrācijai.

Lādiņa kāpināšana kvadrātā nozīmē, ka lādiņa zīmei nav nozīmes. Negatīvs jons (anjons) un pozitīvs jons (katjons) ar vienādu lādiņa skaitlisko vērtību dod vienādu ieguldījumu. Nozīme ir tikai lādiņa lielumam, nevis tam, vai tas ir pozitīvs vai negatīvs. Neitrālai molekulai, piemēram, glikozei, lādiņš ir nulle, tāpēc tā jonu stiprumā neko neiegulda.

Kā aprēķināt jonu stiprumu

1. Uzskaitiet visus šķīdumā esošos jonus, norādot to molāro koncentrāciju un lādiņu.
2. Atcerieties, ka izšķīdis sāls sadalās atsevišķos jonos. Viens mols kalcija hlorīda (CaCl₂) rada vienu molu Ca²⁺ un divus molus Cl⁻, nevis pa vienam molam no katra jona.
3. Katram jonam reiziniet tā koncentrāciju ar lādiņa kvadrātu.
4. Saskaitiet šīs vērtības visiem joniem.
5. Lai iegūtu jonu stiprumu, reiziniet kopējo summu ar 0,5.

Šis kalkulators veic aritmētiskos aprēķinus automātiski. Ievadiet katra jona koncentrāciju un lādiņu un pievienojiet rindu katram šķīdumā esošajam jonam. Rezultāts tiek atjaunināts, ievadot vērtības, un to var nokopēt laboratorijas žurnālam vai pārskatam.

Piemērs: jaukta sāls šķīduma jonu stiprums

Aplūkosim šķīdumu, kas pagatavots no nātrija hlorīda (NaCl) 0,1 mol/L un kalcija hlorīda (CaCl₂) 0,05 mol/L.

Katrs sāls pilnībā sadalās jonos:

Hlorīda jonu koncentrācija no CaCl₂ ir 0,1 mol/L, jo katrs mols CaCl₂ atbrīvo divus molus Cl⁻.

Izmantojot formulu:

$I = \frac{1}{2}\left[(0.1 \times 1^2) + (0.1 \times 1^2) + (0.05 \times 2^2) + (0.1 \times 1^2)\right]$

$I = \frac{1}{2}\left[0.1 + 0.1 + 0.2 + 0.1\right] = \frac{1}{2} \times 0.5 = 0.25 \text{ mol/L}$

Kalcija jons summai pievieno 0,2, lai gan tā koncentrācija ir vismazākā no četrām, jo tā lādiņš tiek kāpināts līdz 4.

Citi detalizēti piemēri

• 0,1 mol/L NaCl atsevišķi: I = 0,5 × [(0,1 × 1²) + (0,1 × 1²)] = 0,1 mol/L.
• 0,1 mol/L CaCl₂ atsevišķi: Ca²⁺ koncentrācija ir 0,1 mol/L, bet Cl⁻ koncentrācija ir 0,2 mol/L, tātad I = 0,5 × [(0,1 × 2²) + (0,2 × 1²)] = 0,3 mol/L.
• 0,05 mol/L NaCl un 0,02 mol/L MgSO₄: I = 0,5 × [(0,05 × 1²) + (0,05 × 1²) + (0,02 × 2²) + (0,02 × 2²)] = 0,13 mol/L.

Kāpēc jonu stiprums ir svarīgs

Olbaltumvielu stabilitāte. Olbaltumvielas salokās un saglabā stabilitāti noteiktā jonu stipruma diapazonā, bieži aptuveni no 50 līdz 200 mmol/L. Olbaltumvielas lādētās daļas cita citu atgrūž vai pievelk, bet šķīdumā esošie joni šos spēkus pavājina. Olbaltumviela, kas ir stabila pie viena jonu stipruma, pie cita jonu stipruma var salipt vai atlocīties pat pie tādas pašas pH vērtības.

Elektrodu un pH mērījumi. pH elektroda rādījums daļēji ir atkarīgs no mērāmā šķīduma jonu stipruma, jo jonu stiprums ietekmē nelielu spriegumu elektroda references savienojumā. Analītiskie ķīmiķi mērījumu laikā bieži pievieno noteiktu fona sāls daudzumu, lai uzturētu nemainīgu jonu stiprumu.

Vides un rūpnieciskā ķīmija. Svaiga upes ūdens jonu stiprums ir aptuveni no 0,001 līdz 0,01 mol/L, savukārt jūras ūdenim tas ir tuvs 0,7 mol/L. Šī atšķirība maina to, kā metāli un piesārņotāji šķīst, pārvietojas un kļūst pieejami dzīvajiem organismiem. Jonu stiprums ietekmē arī to, cik labi daļiņas ūdens attīrīšanas laikā salīp.

Jonu stiprums un molaritāte

Molaritāte skaita vielas molu uz litru šķīduma, visas izšķīdušās daļiņas aplūkojot vienādi. Jonu stiprums katru jonu savukārt sver ar tā lādiņa kvadrātu. Vienkāršam sālim, piemēram, NaCl, kura abiem joniem ir vienkāršs lādiņš, jonu stiprums un molaritāte ir vienādi. Sāļiem ar daudzkārt lādētiem joniem, piemēram, CaCl₂ vai MgSO₄, jonu stiprums ir lielāks par sāls molaritāti, jo gan sadalīšanās vairākos jonos, gan lielāku lādiņu kāpināšana kvadrātā palielina kopējo vērtību.

Biežāk uzdotie jautājumi

Kādam nolūkam izmanto jonu stiprumu? Tas ļauj prognozēt, kā šķīdumā esošie joni mijiedarbosies cits ar citu un ar lādētām molekulām, piemēram, olbaltumvielām un DNS. To izmanto laboratorijas buferšķīdumu sagatavošanā, pH mērīšanā, hromatogrāfijā un ūdens ķīmijas modelēšanā.

Vai jonu stiprums var būt negatīvs? Nē. Katrs formulas loceklis ietver lādiņu, kas kāpināts kvadrātā, un tas vienmēr ir nulle vai pozitīvs, tāpēc jonu stiprums nekad nevar būt mazāks par nulli.

Vai neitrāla molekula, piemēram, cukurs, ietekmē jonu stiprumu? Nē. Molekulai bez elektriskā lādiņa lādiņš ir nulle, un nulle kvadrātā ir nulle, tāpēc tā summai neko nepievieno.

Kāpēc kalcija hlorīdam pie vienādas koncentrācijas ir lielāks jonu stiprums nekā nātrija hlorīdam? Kalcijam ir lādiņš +2, tāpēc tā ieguldījumu reizina ar 2² = 4. Katrs CaCl₂ mols arī atbrīvo divus molus hlorīda jonu, nevis vienu. Abi efekti palielina kopējo vērtību salīdzinājumā ar to, ko dotu tādas pašas koncentrācijas NaCl.

Kādas mērvienības izmanto jonu stiprumam? Mol/L (molāra koncentrācija), ja koncentrāciju mēra pēc šķīduma tilpuma, vai mol/kg (molāla koncentrācija), ja koncentrāciju mēra pēc šķīdinātāja masas. Koncentrētiem šķīdumiem priekšroka tiek dota molālajai koncentrācijai, jo, pievienojot izšķīdušo vielu, mainās tilpums.

Vai jonu stiprums mainās līdz ar pH? Jā, šķīdumiem, kas satur vājas skābes vai bāzes. Mainoties pH, šīs vielas pievieno vai atšķeļ protonus un maina lādiņu, kas maina to ieguldījumu summā. Piemēram, fosfātu buferšķīdumam pie pH 6 ir atšķirīgs jonu stiprums nekā pie pH 8, pat ja kopējā fosfātu koncentrācija ir tāda pati.

Atsauces

1. Lewis, G. N. un Randall, M. (1923). Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances. McGraw-Hill.
2. Debye, P. un Hückel, E. (1923). “Zur Theorie der Elektrolyte.” Physikalische Zeitschrift, 24, 185–206.
3. Harris, D. C. (2010). Quantitative Chemical Analysis (8. izdevums). W. H. Freeman and Company.
4. Atkins, P. un de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. izdevums). Oxford University Press.