Força iônica no SDCTI GRACELI -CADEIAS DE INTERAÇÕES E DIMENS. FENOM.

A força iônica de uma solução é uma medida de sua concentração de íons.^[1]^[2] 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.

Quantificação da força iônica[editar | editar código-fonte]

A força iônica, I, de uma solução é função da concentração de todos os íons presentes naquela solução.

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

x

TRANSFORMAÇÕES ⇔ INTERAÇÕES ⇔ TUNELAMENTO ⇔ EMARANHAMENTO ⇔ CONDUTIVIDADE ⇔ DIFRAÇÕES ⇔ radioatividade, ABSORÇÕES E EMISSÕES INTERNA ⇔ Δ de temperatura e dinâmicas, transições de estados quântico Δ ENERGIAS, ⇔ Δ MASSA , ⇔ Δ CAMADAS ORBITAIS , ⇔ Δ FENÔMENOS , ⇔ Δ DINÂMICAS, ⇔ Δ VALÊNCIAS, ⇔ Δ BANDAS, Δ entropia e de entalpia, E OUTROS.

\Delta U={\frac {3}{2}}nR(T_{f}-T_{i})

N=N_{{o}}.e^{{-\lambda .t}}

T=e^{-2bL}

b={\sqrt {\frac {8\pi ^{2}m(Ub-E)}{h^{2}}}}

\Delta S=S_{2}-S_{1}=\int _{1}^{2}{\frac {\delta Q}{T}}

\sigma =q(n\mu _{n}+p\mu _{p})[\Omega .cm]^{{-1}}

E_{p}={\sqrt {{\frac {\hbar c^{5}}{G}}}}\approx

$V [R] [MA] = Δ e, M, Δ f, Δ E, Δ t, Δ i, Δ T, Δ C, Δ E, Δ A, Δ D, Δ M...... X =$

ΤDCG

X

Δe, ΔM, Δf, ΔE, Δt, Δi, ΔT, ΔC, ΔE,ΔA, ΔD, ΔM...... =
x
sistema de dez dimensões de Graceli +
DIMENSÕES EXTRAS DO SISTEMA DECADIMENSIONAL E CATEGORIAL GRACELI.
x

sistema de transições de estados, e estados de Graceli, fluxos aleatórios quântico, potencial entrópico e de entalpia.

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TEMPO ESPECÍFICO E FENOMÊNICO DE GRACELI
X
T l   T l    E l      Fl        dfG l

N l   El             tf l

P l   Ml           tfefel

Ta l   Rl

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D

onde c_i é a concentração molar do íon i(mol·dm⁻³), z_i é o número de carga daquele íon, sendo a soma considerada a de todos os íons na solução. Para um eletrólito 1:1 como o cloreto de sódio, a força iônica é igual à concentração. Para o MgSO₄, entretanto, a força iônica é quatro vezes maior. De um modo geral, os íons multivalentes contribuem fortemente para o aumento da força iônica.

Por exemplo, a força iônica de uma solução mista de 0,050 mol dm⁻³ de Na₂SO₄ e 0,020 mol dm⁻³ de NaCl é:

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

Como nas soluções não-ideais on volumes não se comportam de maneira rigorosamente aditiva, é frequentemente preferível trabalhar com a molalidade (mol/kg{H₂O}) ao invés da molaridade (mol/L). Neste caso, a força iônica é definida como:

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

x

\Delta U={\frac {3}{2}}nR(T_{f}-T_{i})

N=N_{{o}}.e^{{-\lambda .t}}

T=e^{-2bL}

b={\sqrt {\frac {8\pi ^{2}m(Ub-E)}{h^{2}}}}

\Delta S=S_{2}-S_{1}=\int _{1}^{2}{\frac {\delta Q}{T}}

\sigma =q(n\mu _{n}+p\mu _{p})[\Omega .cm]^{{-1}}

E_{p}={\sqrt {{\frac {\hbar c^{5}}{G}}}}\approx

$V [R] [MA] = Δ e, M, Δ f, Δ E, Δ t, Δ i, Δ T, Δ C, Δ E, Δ A, Δ D, Δ M...... X =$

ΤDCG

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Δe, ΔM, Δf, ΔE, Δt, Δi, ΔT, ΔC, ΔE,ΔA, ΔD, ΔM...... =
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DIMENSÕES EXTRAS DO SISTEMA DECADIMENSIONAL E CATEGORIAL GRACELI.
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TEMPO ESPECÍFICO E FENOMÊNICO DE GRACELI
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i = elemento individual z = carga do elemento

Exemplos[editar | editar código-fonte]

Nos íons com carga unitária formados por eletrólitos completamente dissociados a força iônica tem o mesmo valor da concentração. Numa solução de cloreto de sódio com

c

(NaCl) = 0,001 mol/l a concentração dos íons Na⁺ e Cl^- é igualmente 0,001 mol/l. A força iônica devida a

z

(Na⁺) = 1 e

z

(Cl^-) = -1:

{\begin{aligned}I(\mathrm {NaCl} )&={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\cdot (z^{2}(\mathrm {Na^{+}} )\cdot c(\mathrm {Na^{+}} )+z^{2}(\mathrm {Cl^{-}} )\cdot c(\mathrm {Cl^{-}} ))\\&={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\cdot (1^{2}\cdot c(\mathrm {NaCl} )+(-1)^{2}\cdot c(\mathrm {NaCl} ))\\&=c(\mathrm {NaCl} )\\\Downarrow &\\I&={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\cdot (1^{2}\cdot 0{,}001~\mathrm {mol/l} +(-1)^{2}\cdot 0{,}001~\mathrm {mol/l} )\\&={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\cdot (0{,}001~\mathrm {mol/l} +0{,}001~\mathrm {mol/l} )\\&=0,001~\mathrm {mol/l} \end{aligned}}

x

\Delta U={\frac {3}{2}}nR(T_{f}-T_{i})

N=N_{{o}}.e^{{-\lambda .t}}

T=e^{-2bL}

b={\sqrt {\frac {8\pi ^{2}m(Ub-E)}{h^{2}}}}

\Delta S=S_{2}-S_{1}=\int _{1}^{2}{\frac {\delta Q}{T}}

\sigma =q(n\mu _{n}+p\mu _{p})[\Omega .cm]^{{-1}}

E_{p}={\sqrt {{\frac {\hbar c^{5}}{G}}}}\approx

$V [R] [MA] = Δ e, M, Δ f, Δ E, Δ t, Δ i, Δ T, Δ C, Δ E, Δ A, Δ D, Δ M...... X =$

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Δe, ΔM, Δf, ΔE, Δt, Δi, ΔT, ΔC, ΔE,ΔA, ΔD, ΔM...... =
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Nos eletrólitos com proporções de 1:2 ou 2:1, como, por exemplo, o cloreto de cálcio, a força iônica equivale ao triplo da concentração. No caso do cloreto de cálcio (

z

(Ca²⁺) = 2 e

z

(Cl^-) = -1):

{\begin{aligned}I(\mathrm {CaCl_{2}} )&={\frac {1}{2}}\cdot (z^{2}(\mathrm {Ca^{2+}} )\cdot c(\mathrm {Ca^{2+}} )+z^{2}(\mathrm {Cl^{-}} )\cdot c(\mathrm {Cl^{-}} ))\\&={\frac {1}{2}}\cdot (2^{2}\cdot c(\mathrm {CaCl_{2}} )+(-1)^{2}\cdot 2\cdot c(\mathrm {CaCl_{2}} ))\\&={\frac {1}{2}}\cdot (6\cdot c(\mathrm {CaCl_{2}} ))\\&=3\cdot c(\mathrm {CaCl_{2}} )\end{aligned}}

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\Delta U={\frac {3}{2}}nR(T_{f}-T_{i})

N=N_{{o}}.e^{{-\lambda .t}}

T=e^{-2bL}

b={\sqrt {\frac {8\pi ^{2}m(Ub-E)}{h^{2}}}}

\Delta S=S_{2}-S_{1}=\int _{1}^{2}{\frac {\delta Q}{T}}

\sigma =q(n\mu _{n}+p\mu _{p})[\Omega .cm]^{{-1}}

E_{p}={\sqrt {{\frac {\hbar c^{5}}{G}}}}\approx

$V [R] [MA] = Δ e, M, Δ f, Δ E, Δ t, Δ i, Δ T, Δ C, Δ E, Δ A, Δ D, Δ M...... X =$

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Δe, ΔM, Δf, ΔE, Δt, Δi, ΔT, ΔC, ΔE,ΔA, ΔD, ΔM...... =
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Importância[editar | editar código-fonte]

A força iônica tem um papel central na teoria de Debye–Hückel, que descreve os fortes desvios da idealidade tipicamente encontrados nas soluções iônicas. De acordo com esta teoria o coeficiente de atividade em soluções diluídas depende da raiz do valor da força iônica, fornecendo, por exemplo, numa solução aquosa diluída a 25 °C a seguinte fórmula para estimar o coeficiente de atividade médio

\gamma

a partir da força iônica:

\lg \gamma =-A\,z^{+}\,z^{-}\,{\sqrt {I}}

\Delta U={\frac {3}{2}}nR(T_{f}-T_{i})

N=N_{{o}}.e^{{-\lambda .t}}

T=e^{-2bL}

b={\sqrt {\frac {8\pi ^{2}m(Ub-E)}{h^{2}}}}

\Delta S=S_{2}-S_{1}=\int _{1}^{2}{\frac {\delta Q}{T}}

\sigma =q(n\mu _{n}+p\mu _{p})[\Omega .cm]^{{-1}}

E_{p}={\sqrt {{\frac {\hbar c^{5}}{G}}}}\approx

$V [R] [MA] = Δ e, M, Δ f, Δ E, Δ t, Δ i, Δ T, Δ C, Δ E, Δ A, Δ D, Δ M...... X =$

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onde

A=0{,}5099\cdot \mathrm {dm^{\frac {3}{2}}mol^{-{\frac {1}{2}}}}

Durante as titulações, são utilizados meios de alta força iônica para a determinação de constantes de equilíbrio, com a finalidade de minimizar a alteração no coeficiente de atividade dos solutos a baixas concentrações. A água procedente de fontes naturais, têm sempre um valor de força iônica diferente de zero, devido à presença de sais dissolvidos.

\Delta U={\frac {3}{2}}nR(T_{f}-T_{i})

N=N_{{o}}.e^{{-\lambda .t}}

T=e^{-2bL}

b={\sqrt {\frac {8\pi ^{2}m(Ub-E)}{h^{2}}}}

\Delta S=S_{2}-S_{1}=\int _{1}^{2}{\frac {\delta Q}{T}}

\sigma =q(n\mu _{n}+p\mu _{p})[\Omega .cm]^{{-1}}

E_{p}={\sqrt {{\frac {\hbar c^{5}}{G}}}}\approx

$V [R] [MA] = Δ e, M, Δ f, Δ E, Δ t, Δ i, Δ T, Δ C, Δ E, Δ A, Δ D, Δ M...... X =$

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quarta-feira, 14 de agosto de 2019

Quantificação da força iônica[editar | editar código-fonte]

Exemplos[editar | editar código-fonte]

Importância[editar | editar código-fonte]