Abrir menu principal

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.

Índice

Quantificação da força iônicaEditar

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

ExemplosEditar

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):

 

ImportânciaEditar

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 tambémEditar

Ligações externasEditar

ReferênciasEditar

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

Leitura adicionalEditar

  • 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