خريد بک لينک
خريد سکه ساکر
خرید گیفت کارت
فلنج
دانلود پایان نامه مطالعه تجمع یونی با نگرش ترمودینامیکی (تجربی – نظری) شبکه اجتماعی اشتراک گذاری تیکفا
<-BloTitle->
<-BloText->

تاريخ : 23 تير 1395 | <-PostTime-> | نویسنده : ketabpich | بازدید : <-PostHit->

تعداد صفحات:64
نوع فایل:word
فهرست مطالب:
چکیده
پیشگفتار
فصل اول
برهم کنش یون ها در محلول و ترمودینامیک آن ها
مقدمه
ترمودینامیک محلول های الکترولیت
رفتار غیر ایده آل محلول های الکترولیت
فعالیت یون ها در محلول الکترولیت
ضریب فعالیت یون ها در محلول الکترولیت
قدرت یونی
پتانسیل شیمیایی محلول های الکترولیت
توابع ترمودینامیکی اضافی محلول های الکترولیت
نظریه دبای – هوکل
قانون حدی دبای – هوکل
قانون توسعه یافته دبای – هوکل
برخی نظریه های دیگر در محاسبه ضریب فعالیت در غلظت های بالاتر
نارسایی های نظریه دبای – هوکل و بحث تجمع یونی
تعیین تجربی ضریب فعالیت
فصل دوم
تجمع یونی
مقدمه
تجمع یونی
نظریه تجمع یونی
شواهد و اشکال تجمع یونی
عوامل موثر بر تجمع یونی
اثر ثابت دی الکتریک
اثر غلظت
اثر دما
اثر شعاع و بار یون
فصل سوم
روش های تجربی در این پایان نامه، مواد و وسائل مورد استفاده
مقدمه
شرح مواد مصرفی
سدیم فلوئورید NaF
پتاسیم نیترات KNO3
اتانول
سدیم کلرید NaCl
آب
شرح وسایل و دقت آن ها
روش های تجربی
روش تبخیر حلال در اندازه گیری قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در دمای 25
آب خالص
محلول پتاسیم نیترات با غلظت های مختلف
مخلوط آب و اتانول با درصدهای جرمی مختلف اتانول
نشر اتمی
نشر به وسیله اتم ها و یون های بنیادی
طیف سنجی نشر اتمی
فصل چهارم
نتایج تجربی
تعیین قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در آب خالص در دمای 25
بستگی قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید با قدرت یونی در دمای 25
اثر ثابت دی الکتریک حلال مخلوط (آب و اتانول) بر قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در دمای 25 به روش تبخیر حلال
فصل پنجم
بحث و نتیجه گیری
مقدمه
محاسبه ثابت حاصلضرب حلالیت غلظتی سدیم فلوئورید در آب خالص و در دمای 25
محاسبه ثابت حاصلضرب حلالیت ترمودینامیکی سدیم فلوئورید در آب خالص و در دمای 25
محاسبه ثابت حاصلضرب حلالیت دبای – هوکلی سدیم فلوئورید در آب خالص و در دمای 25
ترمودینامیک تشکیل زوج یون
پیوست

فهرست جداول و اشکال:
بستگی لگاریتم ضریب فعالیت چند الکترولیت با غلظت
بستگی لگاریتم ضریب فعالیت چند الکترولیت با قدرت یونی
مدل دبای – هوکل برای اتمسفر یونی یک یون مرکزی
کنترل قانون حدی دبای – هوکل در الکترولیت های مختلف
مقایسه قانون توسعه یافته و قانون حدی دبای – هوکل
ارتباط a با q برای تشکیل زوج یون
تعداد یون ها در لایه ای به ضخامت 1/0 در فاصله r از یون مرکزی
گونه های مختلف زوج یون
وابستگی محتوای زوج یون با غلظت در الکترولیت های مختلف
مقادیر ثابت های فیزیکی نمک سدیم فلوئورید
مقادیر ثابت های فیزیکی نمک پتاسیم نیترات
مقادیر ثابت های فیزیکی اتانول
مقادیر ثابت های فیزیکی نمک سدیم کلرید
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در آب خالص در دمای 25 به روش تبخیر حلال
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در حضور پتاسیم نیترات M05/0 در دمای 25 به روش تبخیر حلال
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در حضور پتاسیم نیترات M1/0 در دمای 25 به روش تبخیر حلال
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در حضور پتاسیم نیترات M2/0 در دمای 25 به روش تبخیر حلال
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در حضور پتاسیم نیترات M3/0 در دمای 25 به روش تبخیر حلال
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در حضور پتاسیم نیترات M5/0 در دمای 25 به روش تبخیر حلال
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در حضور پتاسیم نیترات با غلظت های مختلف در دمای 25 به روش نشر اتمی شعله ای
نمودار تغییرات قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید برحسب قدرت یونی محلول
نمودار تغییرات قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید بر حسب جذر قدرت یونی محلول
نمودار تغییرات لگاریتم قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید برحسب قدرت یونی محلول
نمودار تغییرات لگاریتم قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید برحسب جذر قدرت یونی محلول
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در مخلوط آب و اتانول با درصد جرمی 5% اتانول در دمای 25 به روش تبخیر حلال
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در مخلوط آب و اتانول با درصد جرمی 10% اتانول در دمای 25 به روش تبخیر حلال
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در مخلوط آب و اتانول با درصد جرمی 15% اتانول در دمای 25 به روش تبخیر حلال
قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید در مخلوط آب و اتانول با درصد جرمی 20% اتانول در دمای 25 به روش تبخیر حلال
نمودار تغییرات قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید برحسب ثابت دی الکتریک محلول
نمودار تغییرات قابلیت حل شدن سدیم فلوئورید برحسب معکوس ثابت دی الکتریک محلول
توابع ترمودینامیکی

پیشگفتار:
بسیاری از پدیده های زیستی، طبیعی و نیز فرآیندهای شیمیایی در محلول های آبی صورت میگیرند. بنابراین مطالعه محلول های آبی از ترکیبات مختلف ضروری به نظر میرسد تا با توجه به آن، این فرآیندهای زیستی، طبیعی، شیمیایی و .. را بتوان بهتر مورد بررسی قرار داد.
بحث اصلی ما مربوط به محلول های الکترولیت و نیز چگونگی رفتار محلول های الکترولیت از لحاظ ایده آل و غیر ایده آل بودن میباشد.
پیشنهاد فرضیه تفکیک یونی در سال 1884 توسط آرنیوس زمینه بسیار مساعدی را برای مطالعه محلول های الکترولیت فراهم ساخت. نظریه تفکیک یونی آرنیوس در زمان خود توانست برخی از رفتار محلول های الکترولیت را توضیح دهد ولی با وجود این بسیاری از خواص محلول های الکترولیت را بر پایه نظریه آرنیوس نمیتوان توضیح داد. در نظریه آرنیوس توزیع یون ها در محلول کاملاً اتفاقی فرض میشود و علاوه بر آن از نیروهای حاصل از بر هم کنش یون ها نیز صرف نظر میگردد. در این شرایط میبایستی ضریب فعالیت یون ها در محلول همواره برابر با یک شود. این نتیجه گیری با تجربه و واقعیت سازگار نمیباشد و لذا این مدل برای بیان رفتار محلول های الکترولیت مناسب نیست.
مدل نسبتاً واقعی که توسط قش دانشمند هندی برای توزیع یون ها در محلول پیشنهاد شد، بدین ترتیب که نظم یون ها در محلول تا حدودی شبیه نظم آن ها در شبکه جامد بلوری است. اما فاصله بین آن ها در محلول از فاصله آن ها در جامد یونی بیشتر است. در این مدل نیروهای بین یونی که جنبه الکترواستاتیکی دارند به علت دخالت ثابت دی الکتریک حلال و زیادتر بودن فاصله بین یون ها کاهش مییابد. بر پایه مدل قش ممکن است بتوان برخی از رفتار الکترولیت ها در محلول را بطور کیفی تجزیه و تحلیل نمود. با وجود این، این مدل هم در موارد بسیاری از عهده توجیه نتایج مربوط به الکترولیت ها برنمی آید.
امروزه از راه مطالعات با پرتو x آشکار گردیده است که آرایش یون ها در محلول الکترولیت ها شبیه آرایش یون ها در جامد یونی نیست، بلکه در محلول به دلیل جنبش های گرمایی و برخی عوامل دیگر، آرایش یون ها نسبت به حالت جامد در هم ریخته تر میباشد.
تئوری جدید الکترولیت ها به کار دبای و هوکل در سال 1923 بر میگردد. دبای و هوکل در مدل خودشان فرض کردند که یک الکترولیت قوی بطور کامل به یون های متقارن کروی و سخت تفکیک میشوند. برهم کنش بین یون ها به کمک قانون کولومبیک با فرض اینکه محیط دارای ثابت دی الکتریک حلال خالص باشد محاسبه شد. با تقریب های ریاضی مناسب، این تئوری منجر به معادله ای برای محاسبه میانگین ضریب فعالیت یک الکترولیت قوی در محلول رقیق مبدل شد.
مطابق این مدل، هریون تحت تاثیر دائمی اتمسفر یونی اطراف خود قرار دارد و نسبت به آن بر هم کنش نشان میدهد. این برهم کنش باعث میشود که محلول دارای رفتار غیر ایده آل باشد.
در نظریه دبای – هوکل انحراف از حالت ایده آل به نیروهای فیزیکی دوربرد (مانند نیروهای کولومبی) نسبت داده میشود، ولی بین یون های داخل محلول علاوه
برقرار بودن نیروهای جاذبه الکترواستاتیک کولومبی، نیروهای دیگری مانند نیروهای کوتاه برد و .. نیز وجود دارد. وجود نیروهای کوتاه برد سبب تشکیل زوج یون می گردد. این امر اولین بار توسط بجروم پیشنهاد شد.
بجروم با استفاده از مدلی مشابه مدل دبای و هوکل برای محلول های رقیق، احتمال یافتن یون های با بار مخالف را در فاصله ای معین از یون مرکزی ترسیم کرد. منحنی توزیع، یک مقدار مینیموم را در فاصله ای که کار جدا نمودن دو یون با بار مخالف چهار برابر بزرگتر از میانگین انرژی جنبشی در هر درجه آزادی است را نشان میدهد.
برای یون های بزرگ که خیلی زیاد نمیتوانند به هم نزدیک شوند، فرض میشود که معادله حدی دبای – هوکل برای آن ها رضایت بخش میباشد. اما یون های کوچک قادرند خیلی به یکدیگر نزدیک شده و تشکیل زوج یون دهند.
زوج یون تجمع یافته بعنوان مولکول خنثی با ضریب فعالیت واحد، در تعادل با یون های آزاد شرکت میکند.
بر طبق آن چه تا به حال گفته شد از دیدگاه الکترواستاتیکی، رفتار غیر ایده آل محلول های الکترولیت ممکن است قسمتی بر اثر عوامل فیزیکی و قسمتی بر اثر عوامل شیمیایی باشد. در نظریه دبای – هوکل که تفکیک یونی الکترولیت ها را در محلول کامل می انگارد، انحراف از حالت ایده آل را به نیروهای فیزیکی دوربرد نسبت میدهد که برحسب ضریب فعالیت مورد ارزیابی قرار میگیرد و زوج شدن یون ها یا تجمع یونی در محلول بر طبق نظریه بجروم، از عوامل شیمیایی میباشد.







ادامه ي مطلب
امتیاز :


طبقه بندی: ،
آرنيوس, اتانول, الكتروليت, بار يون, تجمع يونی, ترموديناميک, ثابت دی الكتريک, دانلود پایان نامه, سديم,

ارسال نظر برای این مطلب
نام شما:
ايميل :
سايت :
متن نظر :
وضعیت نظر:
کد امنیتی : *


<-BloTitle->
<-BloText->