Molová vodivost iontů
Tabulka uvádí limitní molovou vodivost (také molární vodivost) běžných kationtů a aniontů ve vodných roztocích při 25 °C a nekonečném zředění. Hodnoty jsou v jednotkách S·m2·mol-1.
Molová iontová vodivost λ udává, jak dobře daný iont vede v roztoku elektrický proud. Hodnoty platí při nekonečném zředění — v tomto teoretickém stavu jsou ionty od sebe natolik vzdáleny, že se vzájemně neovlivňují. V reálných roztocích je vodivost o něco nižší, závisí navíc na koncentraci a teplotě.
| Iont | Molová vodivost [S·m2·mol-1] |
|---|---|
| Kationty | |
| H+ | 0,034 982 |
| K+ | 0,007 352 |
| Na+ | 0,005 011 |
| Li+ | 0,003 869 |
| NH4+ | 0,007 34 |
| Anionty | |
| OH- | 0,019 8 |
| I- | 0,007 84 |
| Cl- | 0,007 634 |
| NO3- | 0,007 144 |
Zdroj: [7]
Externí zdroje k tématu: UP Olomouc — tabulka molárních vodivostí iontů — MFF UK — Kohlrauschův zákon a vedení proudu v kapalinách
Proč mají H+ a OH- tak vysokou vodivost?
Z tabulky je vidět, že vodíkový iont H+ a hydroxidový iont OH- mají několikanásobně vyšší vodivost než ostatní ionty. Důvod je tzv. Grotthussův mechanismus — protony se v roztoku nepohybují klasickým protlačováním mezi molekulami vody, ale přeskakují z jedné molekuly H2O na sousední přes vodíkové vazby. Tento přeskok je výrazně rychlejší než pohyb běžných iontů obklopených hydratační vrstvou. Vysvětluje to, proč jsou kyseliny a zásady tak dobré vodiče elektrického proudu.
Kohlrauschův zákon nezávislé migrace iontů
Německý fyzik Friedrich Kohlrausch v roce 1873 zjistil, že molová vodivost silného elektrolytu při nekonečném zředění je rovna součtu molových vodivostí jeho iontů. Pro chlorid sodný tedy platí:
Λ∞(NaCl) = λ∞(Na+) + λ∞(Cl-)
= 0,005 011 + 0,007 634 = 0,012 645 S·m2·mol-1
Tabulka iontových vodivostí proto umožňuje rychle dopočítat vodivost libovolné kombinace silných elektrolytů, aniž by ji bylo nutné měřit.
Časté otázky
- Jaká je jednotka molární (molové) vodivosti?
- V soustavě SI se používá siemens krát metr čtvereční na mol (S·m2·mol-1). V literatuře se často uvádí i v jednotkách S·cm2·mol-1 — pro převod platí 1 S·m2·mol-1 = 10 000 S·cm2·mol-1.
- Proč hodnoty platí jen při nekonečném zředění?
- V koncentrovanějších roztocích se ionty navzájem ovlivňují — přitahují se opačnými náboji, hydratační obaly se vzájemně omezují a vodivost klesá. Při nekonečném zředění tyto vlivy mizí a každý iont se chová nezávisle.
- Co znamená limitní molární vodivost?
- Je to molární vodivost extrapolovaná k nulové koncentraci, značí se Λ∞ nebo Λ0. V praxi ji nelze přímo změřit, získává se grafickou extrapolací z měření při různých koncentracích.
- Jaký je rozdíl mezi molární vodivostí a měrnou vodivostí?
- Měrná vodivost γ [S·m-1] popisuje schopnost roztoku vést proud při dané koncentraci — roste s koncentrací elektrolytu. Molární (molová) vodivost Λ = γ/c [S·m2·mol-1] je normovaná na množství látky a při ředění roste, protože ionty se méně ovlivňují. Převody vodivosti najdete na stránce Vodivost.
- Proč mají H⁺ a OH⁻ tak vysokou molární vodivost?
- Pohybují se Grotthussovým mechanismem — protony přeskakují přes vodíkové vazby mezi molekulami vody, místo aby se fyzicky protlačovaly roztokem. Tento přeskok je výrazně rychlejší než pohyb běžných iontů obklopených hydratační vrstvou.
- Co říká Kohlrauschův zákon?
- Molární vodivost silného elektrolytu při nekonečném zředění je součtem molárních vodivostí jeho iontů. Příklad: Λ∞(NaCl) = λ∞(Na+) + λ∞(Cl-) = 0,005 011 + 0,007 634 = 0,012 645 S·m2·mol-1.