Força iônica

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.

Quantificação da força iônica

A força iônica, I, de uma solução é função da concentração de todos os íons presentes naquela solução.

$I={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\sum _{{\rm {i}}=1}^{n}c_{\rm {i}}z_{\rm {i}}^{2}$

onde c_i é a concentração molar do íon i(mol·dm⁻³), z_i 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:

$I={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\sum _{{\rm {i}}=1}^{n}m_{\rm {i}}z_{\rm {i}}^{2}$

i = elemento individual z = carga do elemento

Exemplos

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 $c$ (NaCl) = 0,001 mol/l a concentração dos íons Na⁺ e Cl^- é igualmente 0,001 mol/l. A força iônica devida a $z$ (Na⁺) = 1 e $z$ (Cl^-) = -1:

${\begin{aligned}I(\mathrm {NaCl} )&={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\cdot (z^{2}(\mathrm {Na^{+}} )\cdot c(\mathrm {Na^{+}} )+z^{2}(\mathrm {Cl^{-}} )\cdot c(\mathrm {Cl^{-}} ))\\&={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\cdot (1^{2}\cdot c(\mathrm {NaCl} )+(-1)^{2}\cdot c(\mathrm {NaCl} ))\\&=c(\mathrm {NaCl} )\\\Downarrow &\\I&={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\cdot (1^{2}\cdot 0{,}001~\mathrm {mol/l} +(-1)^{2}\cdot 0{,}001~\mathrm {mol/l} )\\&={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\cdot (0{,}001~\mathrm {mol/l} +0{,}001~\mathrm {mol/l} )\\&=0,001~\mathrm {mol/l} \end{aligned}}$

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 ( $z$ (Ca²⁺) = 2 e $z$ (Cl^-) = -1):

${\begin{aligned}I(\mathrm {CaCl_{2}} )&={\frac {1}{2}}\cdot (z^{2}(\mathrm {Ca^{2+}} )\cdot c(\mathrm {Ca^{2+}} )+z^{2}(\mathrm {Cl^{-}} )\cdot c(\mathrm {Cl^{-}} ))\\&={\frac {1}{2}}\cdot (2^{2}\cdot c(\mathrm {CaCl_{2}} )+(-1)^{2}\cdot 2\cdot c(\mathrm {CaCl_{2}} ))\\&={\frac {1}{2}}\cdot (6\cdot c(\mathrm {CaCl_{2}} ))\\&=3\cdot c(\mathrm {CaCl_{2}} )\end{aligned}}$

Importância

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 $\gamma$ a partir da força iônica:

$\lg \gamma =-A\,z^{+}\,z^{-}\,{\sqrt {I}}$ ,

onde

$A=0{,}5099\cdot \mathrm {dm^{\frac {3}{2}}mol^{-{\frac {1}{2}}}}$ .

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 também

Ligações externas

Referências

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

Leitura adicional

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

[1] G. N. Lewis, M. Randall, J. Am. Chem. Soc., 43, 1921, 1112.

[2] S. Glasstone, An Introduction To Electrochemistry, 2007, 140.

[1]

[2]