이온 강도: 개요

용액의 이온 강도는 용액의 총 전해질 농도를 정량적으로 표현하는 방법입니다. 이 개념은 1921년 두 명의 미국 물리화학자 Gilbert N. Lewis와 Merle Randall이 강한 전해질의 활동도 계수를 설명하면서 처음 도입했습니다. 이온 강도(I 또는 μ)를 계산하는 동안 모든 양이온과 음이온이 고려됩니다. 그러나 전하수(z)가 큰 이온의 농도(c)는 이온의 전하가 제곱되기 때문에 전체 이온 강도에 더 큰 기여를 합니다.

해리 시 동일한 이온의 여러 등가물을 생성하는 염의 이온 강도를 계산하는 동안 각 이온의 기여도를 고려해야 합니다. 예를 들어, 0.1 mol/L Na2SO4의 이온 강도는 다음과 같이 계산할 수 있습니다.

Na2SO4 한 분자가 해리되어 용액에서 두 개의 Na+ 이온을 생성하기 때문에 Na+ 의 농도는 0.2 mol/L입니다. 희석 용액의 이온 강도는 쉽게 계산할 수 있습니다. 그러나 더 농축된 용액에서는 염이 완전히 해리되지 않기 때문에 계산이 더 복잡해지고 정확도가 떨어집니다. 예를 들어, 0.025 mol/L MgSO4 수용액에서는 25~35%의 MgSO44가 이온쌍 MgSO4(aq)로 존재합니다.

이온 강도의 개념은 강산과 약산으로 더욱 확장될 수 있습니다. 강산은 용액에서 완전히 해리되기 때문에 이온 강도는 해리된 염과 동일한 방식으로 계산할 수 있습니다. 약산의 경우 이온화된 종의 농도는 이온화 상수 값에서 계산한 다음 이온 강도 측정에 사용할 수 있습니다. 산이 매우 약하고 대부분 이온화되지 않은 상태로 유지되는 경우 용액의 전체 이온 강도에 대한 산의 기여는 무시할 수 있습니다.