Ionische kracht: overzicht

De ionsterkte van een oplossing is een kwantitatieve manier om de totale elektrolytenconcentratie van een oplossing uit te drukken. Dit concept werd voor het eerst geïntroduceerd in 1921 door twee Amerikaanse fysisch chemici, Gilbert N. Lewis en Merle Randall, terwijl ze de activiteitscoëfficiënt van sterke elektrolyten beschreven. Tijdens de berekening van de ionsterkte (I of μ) wordt rekening gehouden met alle kationen en anionen. De concentratie (c) van een ion met een groter ladingsgetal (z) levert echter een grotere bijdrage aan de totale ionsterkte, omdat de lading van het ion kwadratisch is.

Bij het berekenen van de ionsterkte voor een zout dat bij dissociatie meerdere equivalenten van hetzelfde ion zal produceren, moeten we rekening houden met de bijdrage van elk ion. De ionsterkte van 0,1 mol/L Na2SO4 kan bijvoorbeeld als volgt worden berekend:

De concentratie Na+ is 0,2 mol/L omdat één molecuul Na2SO4 zal dissociëren en twee Na+ -ionen in oplossing zal opleveren. De ionsterkte van verdunde oplossingen kan eenvoudig worden berekend. In een meer geconcentreerde oplossing wordt de berekening echter complexer en minder nauwkeurig, omdat de zouten niet volledig dissociëren. In een waterige oplossing van 0,025 mol/L MgSO4 komt bijvoorbeeld 25% tot 35% MgSO4 voor als het ionenpaar MgSO4(aq).

Het concept van ionsterkte kan verder worden uitgebreid tot sterke en zwakke zuren. Omdat sterke zuren in oplossing volledig dissociëren, kan hun ionsterkte op dezelfde manier worden berekend als die van gedissocieerde zouten. Voor zwakke zuren kan de concentratie van geïoniseerde soorten worden berekend uit de waarde van de ionisatieconstante en vervolgens worden gebruikt voor het bepalen van de ionensterkte. Als het zuur erg zwak is en grotendeels niet-geïoniseerd blijft, is de bijdrage ervan aan de totale ionsterkte van de oplossing verwaarloosbaar.