This HTML5 document contains 182 embedded RDF statements represented using HTML+Microdata notation.

The embedded RDF content will be recognized by any processor of HTML5 Microdata.

Namespace Prefixes

PrefixIRI
dbpedia-dahttp://da.dbpedia.org/resource/
dbthttp://dbpedia.org/resource/Template:
dbpedia-nohttp://no.dbpedia.org/resource/
dbpedia-svhttp://sv.dbpedia.org/resource/
wikipedia-enhttp://en.wikipedia.org/wiki/
dbpedia-fihttp://fi.dbpedia.org/resource/
n21http://hy.dbpedia.org/resource/
dbrhttp://dbpedia.org/resource/
n17https://www.epa.gov/caddis-vol2/
dbpedia-arhttp://ar.dbpedia.org/resource/
dbpedia-frhttp://fr.dbpedia.org/resource/
dctermshttp://purl.org/dc/terms/
rdfshttp://www.w3.org/2000/01/rdf-schema#
dbpedia-cshttp://cs.dbpedia.org/resource/
rdfhttp://www.w3.org/1999/02/22-rdf-syntax-ns#
n39http://d-nb.info/gnd/
dbphttp://dbpedia.org/property/
dbpedia-euhttp://eu.dbpedia.org/resource/
xsdhhttp://www.w3.org/2001/XMLSchema#
dbpedia-ukhttp://uk.dbpedia.org/resource/
dbpedia-idhttp://id.dbpedia.org/resource/
n31http://www.bookrags.com/research/ionic-strength-woc/
dbohttp://dbpedia.org/ontology/
dbpedia-pthttp://pt.dbpedia.org/resource/
dbpedia-huhttp://hu.dbpedia.org/resource/
dbpedia-skhttp://sk.dbpedia.org/resource/
dbpedia-jahttp://ja.dbpedia.org/resource/
dbchttp://dbpedia.org/resource/Category:
dbpedia-dehttp://de.dbpedia.org/resource/
dbpedia-plhttp://pl.dbpedia.org/resource/
dbpedia-ruhttp://ru.dbpedia.org/resource/
yagohttp://dbpedia.org/class/yago/
dbpedia-rohttp://ro.dbpedia.org/resource/
wikidatahttp://www.wikidata.org/entity/
dbpedia-nlhttp://nl.dbpedia.org/resource/
n45https://global.dbpedia.org/id/
yago-reshttp://yago-knowledge.org/resource/
dbpedia-ithttp://it.dbpedia.org/resource/
dbpedia-cahttp://ca.dbpedia.org/resource/
provhttp://www.w3.org/ns/prov#
foafhttp://xmlns.com/foaf/0.1/
dbpedia-zhhttp://zh.dbpedia.org/resource/
dbpedia-kohttp://ko.dbpedia.org/resource/
dbpedia-fahttp://fa.dbpedia.org/resource/
dbpedia-eshttp://es.dbpedia.org/resource/
freebasehttp://rdf.freebase.com/ns/
owlhttp://www.w3.org/2002/07/owl#

Statements

Subject Item
dbr:Ionic_strength
rdf:type
yago:Attribute100024264 yago:WikicatPhysicalQuantities yago:WikicatChemicalProperties yago:Mixture114586258 owl:Thing yago:Relation100031921 yago:Measure100033615 yago:Substance100019613 yago:Abstraction100002137 yago:Property104916342 yago:Part113809207 yago:ChemicalProperty105009758 yago:Solution114589223 yago:PhysicalEntity100001930 yago:WikicatSolutions yago:Matter100020827
rdfs:label
Ionsterkte Siła jonowa Ionic strength Força iônica Fuerza iónica Forza ionica Iontová síla 이온 강도 Force ionique イオン強度 Indar ioniko Jonstyrka Força iònica Kekuatan ion قوة أيونية 离子强度 Іонна сила Ионная сила раствора Ionenstärke
rdfs:comment
Jonstyrkan är ett mått på innehållet av lösta joner i lösningar (till exempel vatten). Den används inom kemin bland annat i samband med beräkningar av aktivitetskoefficienter för kemisk jämvikt. Jonstyrkan I definieras så här: I icke-ideala lösningar, som till exempel i lösningar med mycket höga jonstyrkor (i storleksordningen 1 mol/l eller högre), är det bättre att använda molaliteter (d.v.s. halt i mol per kg lösningsmedel) i stället för koncentrationer. Jonstyrkan definieras i detta fall som: där mB står för molaliteten av jon B. Indar ionikoa deritzo disoluzio batean dauden ioi guztien elkarrekintza ionikoen baturari. Hau da, disoluzioan dauden ioi guztien kontzentrazioa da, katioien, anioien eta kontzentrazioa.Katioiak atmosfera ioniko negatibo batez inguratuak daude eta anioiak berriz atmosfera ioniko positiboz. Hori hurrengo ekuazioaz adierazten da: Non: * espeziearen kontzentrazioa da. * espeziearen karga . * Eta disoluzioaren ioi guztiak diren. Indar ionikoa molarretan(mol/L) adierazten da. Non: * molalitatea da. * espeziearen karga da. * Eta disoluzioaren ioi guztiak diren. A força iônica de uma solução é uma medida de sua concentração de íons. Os compostos iônicos, quando dissolvidos na água, dissociam-se em íons. A concentração total de eletrólitos em solução afeta propriedades importantes, tais como a dissociação e a solubilidade de vários sais. Uma das principais características determinadas pelos íons dissolvidos em uma solução é a sua força iônica. 离子强度是溶液中离子浓度的量度，是溶液中所有离子浓度的函数，定义如下： 其中： * 是离子 的摩尔浓度（单位 ） * 是离子 所带的电荷数，如镁离子 就是 。 離子化合物溶於水中時，會解離成離子。水溶液中電解質的濃度會影響到其他鹽類的溶解度。尤其是當易溶的鹽類溶於水中時，會增加難溶鹽類的溶解度。而影響的強弱程度就稱為離子強度。 例如，0.050 mol·dm-3 Na2SO4（硫酸鈉）和0.020 mol·dm-3NaCl（氯化鈉）混合溶液，其離子強度為： I = 1/2((2 × (+1)2 × 0.050) + (+1)2 × 0.020 + (−2)2 × 0.050 + (−1)2 × 0.020) = 0.17 mol·dm-3 La force ionique, notée I (ou FI de manière à la distinguer de l'intensité), est un des principaux facteurs influençant l'activité des ions en solution aqueuse. Elle s'exprime en mol L−1 . et est calculée de la manière suivante : où Ci représente la concentration molaire de l'ion i et zi sa charge. The ionic strength of a solution is a measure of the concentration of ions in that solution. Ionic compounds, when dissolved in water, dissociate into ions. The total electrolyte concentration in solution will affect important properties such as the dissociation constant or the solubility of different salts. One of the main characteristics of a solution with dissolved ions is the ionic strength. Ionic strength can be molar (mol/L solution) or molal (mol/kg solvent) and to avoid confusion the units should be stated explicitly. The concept of ionic strength was first introduced by Lewis and Randall in 1921 while describing the activity coefficients of strong electrolytes. De ionsterkte van een oplossing van zouten is een gewogen som van de concentraties van alle ionen die aanwezig zijn, gewogen met het kwadraat van de ionlading: Hierbij zijn de de lading en de de molaire concentratie van de ionen, van de verschillende zouten. De ionsterkte is een maat die in de fysische chemie gebruikt wordt om aan te geven hoe sterk een oplossing afwijkt van een ideaal verdunde oplossing. La força iònica, I, és una mesura de la concentració total d'ions en dissolució. Aquesta magnitud fou definida el 1921 pels químics nord-americans Gilbert Newton Lewis i , argumentant que la variació dels coeficients d'activitat d'una dissolució estava correlacionada amb ella. En el tractament de les dissolucions d'electròlits es defineix força iònica, I, mitjançant l'expressió: Ba(NO₃)₂ → Ba2+ + 2 NO₃- i tenim en dissolució pel Ba2+ una càrrega elèctrica de +2 i una concentració d'1,00 molal i pel nitrat, NO₃- una càrrega elèctrica -1 i una concentració 2,00 molal. La força iònica val: Konsep kekuatan ion pertama kali diperkenalkan Lewis dan pada tahun 1921 ketika menjelaskan koefisien aktivitas elektrolit kuat. Kekuatan ion suatu larutan adalah ukuran konsentrasi ion dalam larutan tersebut. Senyawa ionik, ketika dilarutkan dalam air, terdisosiasi menjadi ion-ion. Konsentrasi elektrolit total dalam larutan akan mempengaruhi sifat-sifat penting seperti konstanta disosiasi atau kelarutan garam-garam yang berbeda. Salah satu karakteristik utama larutan dengan ion terlarut adalah kekuatan ion. Kekuatan ion dapat berupa molar (mol/L) atau molal (mol/kg air) dan untuk menghindari kebingungan satuan yang harus digunakan. イオン強度（いおんきょうど）とは、電解質溶液の活量係数とイオン間の相互作用を関係づけるための概念で、溶液中のすべてのイオン種について、それぞれのイオンのモル濃度と電荷の2乗の積を加え合わせ、さらにそれを1/2にしたものである。例えば、2価の陽イオンと2価の陰イオンから成る電解質ならモル濃度の4倍の値となる。 例 0.1 mol dm−3 NaCl(aq) ; I = 0.5×(0.1×12 + 0.1×(−1)2) = 0.10.1 mol dm−3 MgCl2(aq) ; I = 0.5×(0.1×22 + 0.2×(−1)2) = 0.30.1 mol dm−3 Na2SO4(aq) ; I = 0.5×(0.2×12 + 0.1×(−2)2) = 0.30.1 mol dm−3 MgSO4(aq) ; I = 0.5×(0.1×22 + 0.1×(−2)2) = 0.40.1 mol dm−3 Al2(SO4)3(aq) ; I = 0.5×(0.2×32 + 0.3×(−2)2) = 1.5 モル濃度（）でも成り立つが、質量モル濃度 （）でも成り立つ。デバイ-ヒュッケルの式にもとづく。 Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом с ассистентом : , где ci — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zi - заряды ионов Суммирование проводится по всем типам ионов, присутствующих в растворе. Если в растворе присутствуют два или несколько электролитов, то вычисляется общая суммарная ионная сила раствора. I(NaCl) = 0,5(z²(Na+)•c(Na+) + z²(Cl−)•c(Cl−)) = 0,5(1²•c(NaCl) + (-1)²•c(NaCl)) = c(NaCl) La forza ionica di una soluzione, indicata con la lettera I, è una misura della concentrazione totale di ioni presenti in essa. La forza ionica è una grandezza chimico-fisica che esprime l'intensità del campo elettrico generato dalle cariche.È definita dalla seguente equazione: nella quale: * ci è la concentrazione della specie i-esima; * zi la sua carica. La somma si intende estesa a tutti gli ioni in soluzione. Si prenda per esempio una soluzione 0,050 M di Na2SO4 e 0,020 M di KCl: La fuerza iónica, I, de una disolución es una función de la concentración de todos los iones presentes en ella, definida como: donde ci es la concentración molar de iones presentes en la disolución, zi es la carga de cada ion, y la suma se refiere a cada una de las especies iónicas presentes en el medio. Iontová síla (I) je suma všech elektricky nabitých částic (kladných i záporných iontů) přítomných v roztoku. Udává se obvykle v mol·l−1. Vypočítá se jako: kde I je iontová síla roztoku, která se spočítá jako polovina sumy všech koncentrací iontů (c, obvykle molálních) násobených druhou mocninou mocenství (z) daných iontů. Znamená to, že ionty o vysokém náboji (např. Ca2+, Al3+) přispívají k iontové síle mnohem více než ionty s nábojem ±1. V případě rozpuštěných látek, u nichž příslušné ionty disociují v poměru 1:1 (např. chlorid sodný, NaCl, nebo chlorovodík, HCl), je iontová síla z principu rovna molální koncentraci této rozpuštěné látky: Siła jonowa, I – miara występujących w roztworze oddziaływań międzyjonowych, określająca wpływ wszystkich obecnych w roztworze jonów na ich zachowanie oraz oddziaływanie z polem elektrycznym. Dla prostych elektrolitów 1:1 zawierających tylko jony jednowartościowe, np. HCl, NaOH czy NaCl siła jonowa jest równa ich stężeniu molowemu, natomiast siła jonowa dla elektrolitu typu 2:2, np. MgSO4 jest już czterokrotnie większa niż jego stężenie. siła jonowa: gdzie: ci – stężenie jonu (molowe [mol/dm³] lub molalne [mol/kg]), zi – ładunek jonu, n – całkowita liczba rodzajów jonów w roztworze. مفهوم القوة الأيونية 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 (مول/كجم ماء) ولتجنب الارتباك بالوحدات ينبغي أن يذكر ذلك صراحة. Die Ionenstärke (Formelzeichen , in der älteren Literatur auch µ) einer Lösung ist ein Maß für die elektrische Feldstärke aufgrund gelöster Ionen. Die chemische Aktivität gelöster Ionen und die Leitfähigkeit von Elektrolyt-Lösungen stehen mit ihr im Zusammenhang. Gemäß den Empfehlungen der IUPAC kann die Ionenstärke sowohl über die Stoffmengenkonzentration als auch über die Molalität der gelösten Ionen definiert werden: mit * : Stoffmengenkonzentration der Ionensorte (in mol/l) * : Molalität der Ionensorte (in mol/kg) * : Ladungszahl der Ionensorte . Іо́нна си́ла (рос. ионная сила, англ. ionic strength) — величина I, що пов'язана з електростатичною взаємодією в розчині сильного електроліту. Визначається концентраціями й зарядами всіх наявних іонів і є тією змінною, від якої залежать коефіцієнти активності розчинених компонентів; має розмірність концентрації[моль дм-3]. Вираховується як півсума добутків концентрацій іонів (сі) на квадрати їх зарядів (zi2): I= 0,5 Σ(ci zi2) або Im= 0,5 Σ(mi zi2), 용액의 이온 강도(ionic strength) 또는 이온 세기는 용액 안의 이온 농도의 척도이다. 물에 녹은 이온 화합물은 이온들로 해리된다. 용액 안의 총 전해질 농도는 중요한 특성들(해리, 다른 염들의 용해도 등)에 영향을 미친다. 이온들이 녹아있는 용액의 주요한 특징 중 하나가 이온 강도이다.
dcterms:subject
dbc:Equilibrium_chemistry dbc:Colloidal_chemistry dbc:Electrochemical_concepts dbc:Physical_chemistry dbc:Physical_quantities dbc:Electrochemical_equations dbc:Analytical_chemistry
dbo:wikiPageID
2619023
dbo:wikiPageRevisionID
1109934890
dbo:wikiPageWikiLink
dbr:Gradient dbr:Activity_(chemistry) dbc:Colloidal_chemistry dbc:Equilibrium_chemistry dbr:Double_layer_forces dbr:Dissociation_(chemistry) dbr:Ion dbc:Electrochemical_concepts dbr:Electrical_potential dbr:Anion dbr:DLVO_theory dbr:Salt_(chemistry) dbr:Dissociation_constant dbc:Physical_chemistry dbr:Double_layer_(electrode) dbr:Double_layer_(interfacial) dbr:Double_layer_(surface_science) dbr:Counterion dbr:Sodium_chloride dbr:Heterogeneous dbr:Concentration dbr:Valence_(chemistry) dbr:Solution_(chemistry) dbr:Cation dbr:Gilbert_N._Lewis dbr:Multivalency dbr:Merle_Randall dbr:Molality dbr:Debye_length dbr:Debye–Hückel_equation dbr:Debye–Hückel_theory dbc:Physical_quantities dbr:Davies_equation dbr:Peptization dbr:Osmotic_coefficient dbr:Electroacoustic_phenomena dbr:Flocculation dbr:Electrical_double_layer dbr:Salting_in dbr:Electric_charge dbr:Bromley_equation dbr:Solubility dbr:Poisson–Boltzmann_equation dbc:Electrochemical_equations dbr:Ideal_solution dbc:Analytical_chemistry dbr:Salting_out dbr:Strong_electrolyte dbr:Chemical_compound dbr:Interface_and_colloid_science dbr:Electrolyte dbr:Mineral_water dbr:Molar_concentration dbr:Specific_ion_Interaction_Theory dbr:Seawater dbr:Pitzer_equations dbr:Magnesium_sulfate dbr:Electrokinetic_phenomena dbr:Determination_of_equilibrium_constants dbr:Activity_coefficient
dbo:wikiPageExternalLink
n17:ionic-strength n31:
owl:sameAs
dbpedia-it:Forza_ionica wikidata:Q898396 yago-res:Ionic_strength dbpedia-ro:Tărie_ionică dbpedia-id:Kekuatan_ion dbpedia-fi:Ionivahvuus dbpedia-nl:Ionsterkte dbpedia-ru:Ионная_сила_раствора dbpedia-sv:Jonstyrka n21:Իոնական_ուժ freebase:m.07s4__ dbpedia-ja:イオン強度 dbpedia-ar:قوة_أيونية dbpedia-pl:Siła_jonowa dbpedia-ko:이온_강도 dbpedia-pt:Força_iônica dbpedia-fr:Force_ionique dbpedia-uk:Іонна_сила dbpedia-sk:Iónová_sila dbpedia-cs:Iontová_síla dbpedia-da:Ionstyrke dbpedia-hu:Ionerősség dbpedia-es:Fuerza_iónica n39:4273160-4 dbpedia-fa:قدرت_یونی dbpedia-de:Ionenstärke dbpedia-no:Ionestyrke dbpedia-zh:离子强度 dbpedia-eu:Indar_ioniko n45:53Xv4 dbpedia-ca:Força_iònica
dbp:wikiPageUsesTemplate
dbt:Authority_control dbt:Short_description dbt:More_citations_needed dbt:Reflist
dbo:abstract
Die Ionenstärke (Formelzeichen , in der älteren Literatur auch µ) einer Lösung ist ein Maß für die elektrische Feldstärke aufgrund gelöster Ionen. Die chemische Aktivität gelöster Ionen und die Leitfähigkeit von Elektrolyt-Lösungen stehen mit ihr im Zusammenhang. Gemäß den Empfehlungen der IUPAC kann die Ionenstärke sowohl über die Stoffmengenkonzentration als auch über die Molalität der gelösten Ionen definiert werden: mit * : Stoffmengenkonzentration der Ionensorte (in mol/l) * : Molalität der Ionensorte (in mol/kg) * : Ladungszahl der Ionensorte . Da die Ionenladung im Quadrat in die Ionenstärke eingeht, liefert ein zweifach geladenes Ion im Vergleich zu einem einwertigen Ion bei gleicher Konzentration den vierfachen Beitrag zur Ionenstärke. 용액의 이온 강도(ionic strength) 또는 이온 세기는 용액 안의 이온 농도의 척도이다. 물에 녹은 이온 화합물은 이온들로 해리된다. 용액 안의 총 전해질 농도는 중요한 특성들(해리, 다른 염들의 용해도 등)에 영향을 미친다. 이온들이 녹아있는 용액의 주요한 특징 중 하나가 이온 강도이다. Konsep kekuatan ion pertama kali diperkenalkan Lewis dan pada tahun 1921 ketika menjelaskan koefisien aktivitas elektrolit kuat. Kekuatan ion suatu larutan adalah ukuran konsentrasi ion dalam larutan tersebut. Senyawa ionik, ketika dilarutkan dalam air, terdisosiasi menjadi ion-ion. Konsentrasi elektrolit total dalam larutan akan mempengaruhi sifat-sifat penting seperti konstanta disosiasi atau kelarutan garam-garam yang berbeda. Salah satu karakteristik utama larutan dengan ion terlarut adalah kekuatan ion. Kekuatan ion dapat berupa molar (mol/L) atau molal (mol/kg air) dan untuk menghindari kebingungan satuan yang harus digunakan. مفهوم القوة الأيونية 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 (مول/كجم ماء) ولتجنب الارتباك بالوحدات ينبغي أن يذكر ذلك صراحة. The ionic strength of a solution is a measure of the concentration of ions in that solution. Ionic compounds, when dissolved in water, dissociate into ions. The total electrolyte concentration in solution will affect important properties such as the dissociation constant or the solubility of different salts. One of the main characteristics of a solution with dissolved ions is the ionic strength. Ionic strength can be molar (mol/L solution) or molal (mol/kg solvent) and to avoid confusion the units should be stated explicitly. The concept of ionic strength was first introduced by Lewis and Randall in 1921 while describing the activity coefficients of strong electrolytes. Іо́нна си́ла (рос. ионная сила, англ. ionic strength) — величина I, що пов'язана з електростатичною взаємодією в розчині сильного електроліту. Визначається концентраціями й зарядами всіх наявних іонів і є тією змінною, від якої залежать коефіцієнти активності розчинених компонентів; має розмірність концентрації[моль дм-3]. Вираховується як півсума добутків концентрацій іонів (сі) на квадрати їх зарядів (zi2): I= 0,5 Σ(ci zi2) або Im= 0,5 Σ(mi zi2), де сі — молярна концентрація, mі — моляльність іонів i в розчині, zі — заряд іона i, підсумовування робиться для всiх іонів у розчині (для розчинів концентрацією 1 моль л-1 CaCl2Im= 3, для K4[Fe(CN)6] — Im= 10). A força iônica de uma solução é uma medida de sua concentração de íons. Os compostos iônicos, quando dissolvidos na água, dissociam-se em íons. A concentração total de eletrólitos em solução afeta propriedades importantes, tais como a dissociação e a solubilidade de vários sais. Uma das principais características determinadas pelos íons dissolvidos em uma solução é a sua força iônica. La força iònica, I, és una mesura de la concentració total d'ions en dissolució. Aquesta magnitud fou definida el 1921 pels químics nord-americans Gilbert Newton Lewis i , argumentant que la variació dels coeficients d'activitat d'una dissolució estava correlacionada amb ella. En el tractament de les dissolucions d'electròlits es defineix força iònica, I, mitjançant l'expressió: on zi representa la càrrega elèctrica de l'ió i i mi la seva molalitat. La suma s'estén a tots els ions que estan en dissolució. Per exemple en una dissolució 1,00 molal de nitrat de bari, Ba(NO₃)₂, es produeix la dissociació electrolítica representada per la següent equació: Ba(NO₃)₂ → Ba2+ + 2 NO₃- i tenim en dissolució pel Ba2+ una càrrega elèctrica de +2 i una concentració d'1,00 molal i pel nitrat, NO₃- una càrrega elèctrica -1 i una concentració 2,00 molal. La força iònica val: El concepte de força iònica és important perquè en dissolucions diluïdes els coeficients d'activitat i altres propietats depenen d'ella. Així en la teoria de Debye-Hückel s'obté una equació, la , 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. L'expressió del coeficient d'activitat de l'espècie iònica i és segon Debye i Hückel: i pel coeficient d'activitat iònic mitjà d'un electròlit Mν+·Aν-: 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. L'equació anterior s'anomena llei límit de Debye-Hückel. Tanmateix per a un no-electròlit el logaritme del coeficient d'activitat varia directament amb la força iònica, augmentant, mentre que per a un electròlit el coeficient d'activitat disminueix al principi. Això implica que la solubilitat d'un no-electròlit en aigua disminueix amb l'addició d'un electròlit que augmenta la força iònica; és el fenomen conegut com a . Iontová síla (I) je suma všech elektricky nabitých částic (kladných i záporných iontů) přítomných v roztoku. Udává se obvykle v mol·l−1. Vypočítá se jako: kde I je iontová síla roztoku, která se spočítá jako polovina sumy všech koncentrací iontů (c, obvykle molálních) násobených druhou mocninou mocenství (z) daných iontů. Znamená to, že ionty o vysokém náboji (např. Ca2+, Al3+) přispívají k iontové síle mnohem více než ionty s nábojem ±1. V případě rozpuštěných látek, u nichž příslušné ionty disociují v poměru 1:1 (např. chlorid sodný, NaCl, nebo chlorovodík, HCl), je iontová síla z principu rovna molální koncentraci této rozpuštěné látky: Jonstyrkan är ett mått på innehållet av lösta joner i lösningar (till exempel vatten). Den används inom kemin bland annat i samband med beräkningar av aktivitetskoefficienter för kemisk jämvikt. Jonstyrkan I definieras så här: där cB är koncentrationen av jon B i mol/l, zB är jonens laddning, och summan går över alla joner i lösningen. För en natriumkloridlösning, där de ingående jonernas laddning = 1, är jonstyrkan lika med koncentrationen i mol/l. Däremot för till exempel en lösning bestående av magnesiumsulfat, MgSO4, blir jonstyrkan högre (fyra gånger högre i detta fall eftersom jonernas laddning är 2 respektive -2). I icke-ideala lösningar, som till exempel i lösningar med mycket höga jonstyrkor (i storleksordningen 1 mol/l eller högre), är det bättre att använda molaliteter (d.v.s. halt i mol per kg lösningsmedel) i stället för koncentrationer. Jonstyrkan definieras i detta fall som: där mB står för molaliteten av jon B. Hur mycket molalitetsbeloppet avviker från molaritetsbeloppet kan exemplifieras med en kaliumkloridlösning med koncentrationen 1,00 mol/l som har halten cirka 7,14 % eller molaliteten cirka 1,03. Lösningens vattenkoncentration är 969,8 g/l. Indar ionikoa deritzo disoluzio batean dauden ioi guztien elkarrekintza ionikoen baturari. Hau da, disoluzioan dauden ioi guztien kontzentrazioa da, katioien, anioien eta kontzentrazioa.Katioiak atmosfera ioniko negatibo batez inguratuak daude eta anioiak berriz atmosfera ioniko positiboz. Hori hurrengo ekuazioaz adierazten da: Non: * espeziearen kontzentrazioa da. * espeziearen karga . * Eta disoluzioaren ioi guztiak diren. Indar ionikoa molarretan(mol/L) adierazten da. Disoluzio ez-idealentzako beste formula bat erabiltzen da, disoluzio ez-idealen bolumena batugarriak ez direlako, molaritatearen zehaztasuna makalduz.Kasu hauetan erabiltzen den formula honakoa da: Non: * molalitatea da. * espeziearen karga da. * Eta disoluzioaren ioi guztiak diren. Horregatik, ekuazio hauetan ikus daitekeen moduan, disoluzioaren ioi kontzentrazioa handitu ahala indar ionikoa handituko da, eta alderantziz. Disolbaturik dauden ioien kargarekin berdina gertatzen da. La force ionique, notée I (ou FI de manière à la distinguer de l'intensité), est un des principaux facteurs influençant l'activité des ions en solution aqueuse. Elle s'exprime en mol L−1 . et est calculée de la manière suivante : où Ci représente la concentration molaire de l'ion i et zi sa charge. La fuerza iónica, I, de una disolución es una función de la concentración de todos los iones presentes en ella, definida como: donde ci es la concentración molar de iones presentes en la disolución, zi es la carga de cada ion, y la suma se refiere a cada una de las especies iónicas presentes en el medio. En una solución de electrolitos, no es sólo la concentración de los iones la que determina la desviación de la idealidad de la solución, sino también la influencia de la magnitud de sus cargas sobre todos los demás iones del electrolito en solución. Estas influencias se manifiestan en una serie de interacciones electrostáticas, como las fuerzas de atracción entre iones con cargas opuestas y de repulsión entre los iones con un mismo sentido de cargas; la agitación térmica que producen los iones en sus movimientos de atracción o repulsión, etc. interacciones que son conocidas con el nombre de fuerza iónica. La fuerza iónica de una solución es, por lo tanto, una medida de la población total de iones que existen en ella, de las fuerzas interiónicas de atracción y repulsión que se producen y por consiguiente una medida general de la falta de idealidad del entorno de la solución.Dado que en las disoluciones no ideales los volúmenes no son estrictamente aditivos, es aconsejable trabajar con molalidad como unidad de concentración. En este caso, la fuerza iónica quedaría definida como: 离子强度是溶液中离子浓度的量度，是溶液中所有离子浓度的函数，定义如下： 其中： * 是离子 的摩尔浓度（单位 ） * 是离子 所带的电荷数，如镁离子 就是 。 離子化合物溶於水中時，會解離成離子。水溶液中電解質的濃度會影響到其他鹽類的溶解度。尤其是當易溶的鹽類溶於水中時，會增加難溶鹽類的溶解度。而影響的強弱程度就稱為離子強度。 例如，0.050 mol·dm-3 Na2SO4（硫酸鈉）和0.020 mol·dm-3NaCl（氯化鈉）混合溶液，其離子強度為： I = 1/2((2 × (+1)2 × 0.050) + (+1)2 × 0.020 + (−2)2 × 0.050 + (−1)2 × 0.020) = 0.17 mol·dm-3 La forza ionica di una soluzione, indicata con la lettera I, è una misura della concentrazione totale di ioni presenti in essa. La forza ionica è una grandezza chimico-fisica che esprime l'intensità del campo elettrico generato dalle cariche.È definita dalla seguente equazione: nella quale: * ci è la concentrazione della specie i-esima; * zi la sua carica. La somma si intende estesa a tutti gli ioni in soluzione. Per un elettrolita di ioni monovalenti che si dissocia 1:1 quale, ad esempio, NaCl, la forza ionica è uguale alla concentrazione. Per ioni polivalenti, la forza ionica è maggiore della concentrazione. Si prenda per esempio una soluzione 0,050 M di Na2SO4 e 0,020 M di KCl: Siła jonowa, I – miara występujących w roztworze oddziaływań międzyjonowych, określająca wpływ wszystkich obecnych w roztworze jonów na ich zachowanie oraz oddziaływanie z polem elektrycznym. Dla prostych elektrolitów 1:1 zawierających tylko jony jednowartościowe, np. HCl, NaOH czy NaCl siła jonowa jest równa ich stężeniu molowemu, natomiast siła jonowa dla elektrolitu typu 2:2, np. MgSO4 jest już czterokrotnie większa niż jego stężenie. siła jonowa: gdzie: ci – stężenie jonu (molowe [mol/dm³] lub molalne [mol/kg]), zi – ładunek jonu, n – całkowita liczba rodzajów jonów w roztworze. Bezpośredni wpływ siły jonowej przejawia się m.in. w zmianie tzw. współczynników aktywności jonów f (często używa się też symbolu γ). Np. wzrost siły jonowej, wywołując spadek współczynników aktywności, powoduje, że określone jony zachowują się jakby ich było mniej, czyli wykazują mniejszą aktywność, ai = cifi. Wpływ siły jonowej na współczynniki aktywności najczęściej opisuje się za pomocą równania Debye’a-Hückela. Efekt solny oznaczający zwiększenie rozpuszczalności soli trudno rozpuszczalnej, spowodowany dodatkiem innej soli, która nie tworzy z jonami pierwszej z soli związków kompleksowych, ani innych soli trudno rozpuszczalnych, jest spowodowany spadkiem współczynników aktywności. Odpowiada to zmianie tzw. stężeniowego iloczynu rozpuszczalności soli, podczas gdy termodynamiczny iloczyn rozpuszczalności wyrażony poprzez aktywności jonów pozostaje niezależny od stężeń innych jonów i cząsteczek w roztworze. Podobny wpływ obserwuje się w przypadku stężeniowych stałych dysocjacji (jonizacji) kwasów i zasad. イオン強度（いおんきょうど）とは、電解質溶液の活量係数とイオン間の相互作用を関係づけるための概念で、溶液中のすべてのイオン種について、それぞれのイオンのモル濃度と電荷の2乗の積を加え合わせ、さらにそれを1/2にしたものである。例えば、2価の陽イオンと2価の陰イオンから成る電解質ならモル濃度の4倍の値となる。 例 0.1 mol dm−3 NaCl(aq) ; I = 0.5×(0.1×12 + 0.1×(−1)2) = 0.10.1 mol dm−3 MgCl2(aq) ; I = 0.5×(0.1×22 + 0.2×(−1)2) = 0.30.1 mol dm−3 Na2SO4(aq) ; I = 0.5×(0.2×12 + 0.1×(−2)2) = 0.30.1 mol dm−3 MgSO4(aq) ; I = 0.5×(0.1×22 + 0.1×(−2)2) = 0.40.1 mol dm−3 Al2(SO4)3(aq) ; I = 0.5×(0.2×32 + 0.3×(−2)2) = 1.5 モル濃度（）でも成り立つが、質量モル濃度 （）でも成り立つ。デバイ-ヒュッケルの式にもとづく。 イオン強度は溶液中におけるイオンの活量に著しく影響を与えるものである。従って酸解離定数およびなどイオンの濃度に関わるものはイオン強度の影響を大きく受け、実験では過塩素酸ナトリウムなどの強電解質を用いてイオン強度を一定に保った上で条件定数が測定される。熱力学的な平衡定数はイオン強度が0、すなわち無限希釈におけるものであり、異なるイオン強度における測定値をイオン強度=0に外挿して求められる。 De ionsterkte van een oplossing van zouten is een gewogen som van de concentraties van alle ionen die aanwezig zijn, gewogen met het kwadraat van de ionlading: Hierbij zijn de de lading en de de molaire concentratie van de ionen, van de verschillende zouten. De ionsterkte is een maat die in de fysische chemie gebruikt wordt om aan te geven hoe sterk een oplossing afwijkt van een ideaal verdunde oplossing. De aanwezigheid van geladen opgeloste deeltjes heeft sterk de neiging het thermodynamisch gedrag van het oplosmiddel, bijvoorbeeld water, te veranderen. Hoe hoger de lading van een ion, hoe sterker deze neiging. Opgeloste moleculen of ionen worden in een oplossing met een hoge ionsterkte sterk van elkaar afgeschermd. Hierdoor is de effectieve concentratie van de oplossing bij hoge ionsterkte lager. Dit kan de kinetiek van een reactie beïnvloeden, maar het evenwicht ervan kan hierdoor ook verschuiven. Dit maakt het lastig om de snelheid van de reactie stelselmatig te onderzoeken afhankelijk van de concentratie van een van de reactanten, omdat de ionsterkte ook verandert als de concentratie daarvan wordt veranderd. Het is wel vaak mogelijk om door het ene ion door een ander van gelijke lading te veranderen de ionsterkte op peil te houden. Voor veel eigenschappen van oplossingen zoals evenwichtsconstanten van chemische reacties, worden de waarden gegeven geëxtrapoleerd naar een ionsterkte van nul, dat wil zeggen dat de waarden worden gegeven zoals ze gelden in een ideaal verdunde oplossing. Voor sommige eigenschappen kan worden afgeleid hoe ze zich als functie van de ionsterkte gedragen, voor andere eigenschappen moet dit proefondervindelijk worden vastgesteld. Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом с ассистентом : , где ci — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zi - заряды ионов Суммирование проводится по всем типам ионов, присутствующих в растворе. Если в растворе присутствуют два или несколько электролитов, то вычисляется общая суммарная ионная сила раствора. Например, для раствора NaCl с концентрацией 0,001 моль/л, в котором присутствуют два вида однозарядных ионов Na+ и Cl− с концентрациями также равными 0,001 моль/л, ионная сила будет вычисляться следующим образом: I(NaCl) = 0,5(z²(Na+)•c(Na+) + z²(Cl−)•c(Cl−)) = 0,5(1²•c(NaCl) + (-1)²•c(NaCl)) = c(NaCl) И ионная сила соответственно будет равна концентрации раствора: I = 0.5(1²•0,001 моль/л + (-1)²•0,001 моль/л) = 0.5(0,001 моль/л + 0,001 моль/л) = 0,001 моль/л Это верно для раствора любого сильного электролита, состоящего из однозарядных ионов. Для электролитов, в которых присутствуют многозарядные ионы, ионная сила обычно превышает молярность раствора.
prov:wasDerivedFrom
wikipedia-en:Ionic_strength?oldid=1109934890&ns=0
dbo:wikiPageLength
7594
foaf:isPrimaryTopicOf
wikipedia-en:Ionic_strength