Força iònica

De Viquipèdia
Jump to navigation Jump to search

La força iònica, I, és una mesura de la concentració total d'ions en dissolució.[1] Aquesta magnitud fou definida el 1921 pels químics nord-americans Gilbert Newton Lewis i Merle Randall, argumentant que la variació dels coeficients d'activitat d'una dissolució estava correlacionada amb ella.[2]

En el tractament de les dissolucions d'electròlits es defineix força iònica, I, mitjançant l'expressió:

on zi representa la càrrega elèctrica de l' 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 llei límit de Debye-Hückel, 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.[3] 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.[4] 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 efecte salificant.[5]

Referències[modifica]

  1. Harris, D.C. Análisis químico cuantitativo (en castellà). 3ª. Barcelona: Reverté, 2007. ISBN 84-191-7224-6. 
  2. Lewis, G.N.; Randall, M J. Am. Chem. Soc., 43, 1112, 1921.
  3. Díaz Peña, M.; Roig Muntaner, A. Química física (en castellà). 1ª. Madrid: Alhambra, 1980. ISBN 84-205-0575-7. 
  4. Rodríguez, J. A.; Ruíz, J. J. i Urieta, J. S.. Termodinámica química. Madrid: Síntesis, setembre 2000. ISBN 84-7738-581-5. 
  5. Glasstone, S. Termodinámica para químicos (en castellà). 5a. Madrid: Aguilar, 1977 (Ciencia y técnica). ISBN 84-03-20059-5.