Ionenstärke: Überblick

Die Ionenstärke einer Lösung ist ein quantitativer Ausdruck für die Gesamtelektrolytkonzentration einer Lösung. Dieses Konzept wurde erstmals 1921 von zwei amerikanischen physikalischen Chemikern, Gilbert N. Lewis und Merle Randall, eingeführt, als sie den Aktivitätskoeffizienten starker Elektrolyte beschrieben. Bei der Berechnung der Ionenstärke (I oder μ) werden alle Kationen und Anionen berücksichtigt. Allerdings hat die Konzentration (c) eines Ions mit einer größeren Ladungszahl (z) einen größeren Beitrag zur Gesamtionenstärke, da die Ladung des Ions quadratisch ist.

Bei der Berechnung der Ionenstärke für ein Salz, das bei der Dissoziation mehrere Äquivalente desselben Ions erzeugt, müssen wir den Beitrag jedes Ions berücksichtigen. Beispielsweise kann die Ionenstärke von 0,1 mol/L Na2SO4 wie folgt berechnet werden:

Die Konzentration von Na+ beträgt 0,2 mol/L, da ein Molekül Na2SO4 dissoziiert und in Lösung zwei Na+-Ionen ergibt. Die Ionenstärke verdünnter Lösungen lässt sich leicht berechnen. In einer konzentrierteren Lösung wird die Berechnung jedoch komplexer und ungenauer, da die Salze nicht vollständig dissoziieren. Beispielsweise liegen in einer wässrigen Lösung von 0,025 mol/L MgSO4 25 bis 35 % MgSO4 als Ionenpaar MgSO4 (aq) vor.

Das Konzept der Ionenstärke kann weiter auf starke und schwache Säuren ausgedehnt werden. Da starke Säuren in Lösung vollständig dissoziieren, kann ihre Ionenstärke auf die gleiche Weise berechnet werden wie die von dissoziierten Salzen. Bei schwachen Säuren kann die Konzentration ionisierter Spezies aus dem Wert der Ionisationskonstanten berechnet und dann zur Bestimmung der Ionenstärke verwendet werden. Wenn die Säure sehr schwach ist und größtenteils nicht ionisiert bleibt, ist ihr Beitrag zur Gesamtionenstärke der Lösung vernachlässigbar.