Força iônica

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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.

onde ci é a concentração molar do íon i(mol·dm−3), zi 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 = 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 (NaCl) = 0,001 mol/l a concentração dos íons Na+ e Cl- é igualmente 0,001 mol/l. A força iônica devida a (Na+) = 1 e (Cl-) = -1:

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 ((Ca2+) = 2 e (Cl-) = -1):

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 a partir da força iônica:

,

onde

.

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.

Ver também[editar | editar código-fonte]

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

Referências[editar | editar código-fonte]

  1. G. N. Lewis, M. Randall, J. Am. Chem. Soc., 43, 1921, 1112.
  2. S. Glasstone, An Introduction To Electrochemistry, 2007, 140.

Leitura adicional[editar | editar código-fonte]

  • Debye, P.; Hückel, E. (1923). «Zur Theorie der Elektrolyte: I. Gefrierpunkterniedrigung und verwandte Erscheinungen; II. Das Grenzgesetz für die elektrische Leitfähigkeit». Physikalische Zeitschrift. 24: 185–206, 305–325 
  • Skoog, D.A.; West D.M., Holler F.J., Crouch S.R. (2004). Fundamentals of analytical chemistry. [S.l.]: Brooks/Cole Pub Co. ISBN 0030584590