Force ionique : aperçu

La force ionique d’une solution est une manière quantitative d’exprimer la concentration totale en électrolyte d’une solution. Ce concept a été introduit pour la première fois en 1921 par deux physico-chimistes américains, Gilbert N. Lewis et Merle Randall, en décrivant le coefficient d'activité des électrolytes forts. Lors du calcul de la force ionique (I ou μ), tous les cations et anions sont pris en compte. Cependant, la concentration (c) d’un ion avec un nombre de charge plus grand (z) contribue davantage à la force ionique totale car la charge de l’ion est au carré.

Lors du calcul de la force ionique d'un sel qui produira plusieurs équivalents du même ion lors de la dissociation, nous devons tenir compte de la contribution de chaque ion. Par exemple, la force ionique de 0,1 mol/L Na2SO4 peut être calculée comme suit :

La concentration de Na+ est de 0,2 mol/L car une molécule de Na2SO4 se dissociera pour donner deux ions Na+ en solution. La force ionique des solutions diluées peut être calculée facilement. Cependant, dans une solution plus concentrée, le calcul devient plus complexe et moins précis, car les sels ne se dissocient pas complètement. Par exemple, dans une solution aqueuse de 0,025 mol/L de MgSO4, 25 % à 35 % de MgSO4 existe sous forme de paire d'ions MgSO4(aq).

Le concept de force ionique peut être étendu aux acides forts et faibles. Étant donné que les acides forts se dissocient complètement en solution, leurs forces ioniques peuvent être calculées de la même manière que celles des sels dissociés. Pour les acides faibles, la concentration d'espèces ionisées peut être calculée à partir de la valeur de la constante d'ionisation, puis utilisée pour la détermination de la force ionique. Si l’acide est très faible et reste en grande partie non ionisé, sa contribution à la force ionique totale de la solution est négligeable.