콜라우슈 법칙 몰전도도 계산기

전해질을 무한히 묽혔을 때, 즉 이온이 완전히 흩어져 서로 간섭하지 않을 때의 몰전도도입니다. 콜라우슈는 이 값이 양이온·음이온이 각자 정해진 몫만큼만 기여한 합이라는 것을 발견했습니다(1876년, 이온독립이동법칙).

아세트산 같은 약전해질은 묽어질수록 이온화가 늘어나 몰전도도 그래프가 0 근처에서 거의 수직으로 꺾여 외삽이 안 됩니다. 이때 아세트산을 강전해질의 조합(예: 아세트산나트륨+염산−염화나트륨)으로 쪼개면 각각은 외삽이 쉬운 강전해질이라, 콜라우슈 법칙으로 더하고 빼서 약전해질의 Λm°를 간접적으로 구할 수 있습니다.

그 농도에서 실제로 잰 몰전도도 Λm을 극한 몰전도도 Λm°로 나눈 값입니다(α=Λm/Λm°). 약전해질은 완전히 이온화하지 않아 Λm이 Λm°보다 작으므로, 이 비율이 곧 이온화된 비율을 뜻합니다.

1가:1가 약산(HA⇌H⁺+A⁻)이라면 오스트발트 희석법칙 Ka=Cα²/(1−α)로 구합니다. NCERT 교과서의 표준 예제(0.00241M 아세트산, 전기전도도 7.896×10⁻⁵S/cm, Λm°=390.5)로 검산하면 Ka≈1.85×10⁻⁵가 나와 문헌값과 일치합니다.

그 계산기는 이미 아는 Ka와 농도로 이온화도를 정방향으로 구합니다. 이 계산기는 반대로 실험실에서 잰 전기전도도로부터 이온화도를 구하고, 그 값으로 Ka를 거꾸로 역산하는 쪽입니다 — Ka를 직접 잴 수 없을 때 전도도 측정으로 알아내는 실제 실험 순서와 같습니다.

다릅니다. 몰전도도는 이온 1몰 기준이고, 당량전도도(옛 문헌 표기)는 전하량 1당량 기준이라 다가 이온이면 전하수로 나눈 값입니다. Na⁺·Cl⁻·H⁺처럼 1가 이온은 둘이 같지만, Ca²⁺·SO₄²⁻처럼 다가 이온은 두 배 차이가 나므로 표에서 값을 옮길 때 어느 쪽인지 반드시 확인해야 합니다. 이 계산기는 몰전도도만 씁니다.

이온 각각의 극한 이온몰전도도(λ°)를 표에서 찾아 직접 넣어야 합니다 — 이 값 자체를 추정해 주지는 않습니다. 또한 오스트발트 희석법칙은 1가:1가 약전해질을 가정하므로, 다가 약전해질이나 강전해질에는 해리상수를 내지 않습니다(이온화도가 0~1 범위를 벗어나면 자동으로 생략됩니다).