Fuerza iónica

Cuantificación de las interacciones eléctricas entre iones en solución.

La fuerza iónica de una solución es una medida de la concentración de iones en esa solución. Los compuestos iónicos , cuando se disuelven en agua, se disocian en iones. La concentración total de electrolitos en solución afectará propiedades importantes como la constante de disociación o la solubilidad de diferentes sales . Una de las principales características de una solución con iones disueltos es la fuerza iónica. La fuerza iónica puede ser molar (mol/L de solución) o molal (mol/kg de disolvente) y para evitar confusiones las unidades deben indicarse explícitamente. ^[1] El concepto de fuerza iónica fue introducido por primera vez por Lewis y Randall en 1921 al describir los coeficientes de actividad de los electrolitos fuertes . ^[2]

Cuantificación de la fuerza iónica

La fuerza iónica molar , I , de una solución es una función de la concentración de todos los iones presentes en esa solución . ^[3]

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

donde la mitad es porque estamos incluyendo tanto cationes como aniones , c _i es la concentración molar del ion i (M, mol/L), z _i es el número de carga de ese ion y la suma se toma sobre todos los iones en la solución. Para un electrolito 1:1 como el cloruro de sodio , donde cada ion tiene una carga simple, la fuerza iónica es igual a la concentración. Para el electrolito MgSO ₄ , sin embargo, cada ion tiene una carga doble, lo que da como resultado una fuerza iónica que es cuatro veces mayor que una concentración equivalente de cloruro de sodio:

${\displaystyle I={\frac {1}{2}}[c(+2)^{2}+c(-2)^{2}]={\frac {1}{2}}[4c+4c]=4c}$

Generalmente los iones multivalentes contribuyen fuertemente a la fuerza iónica.

Ejemplo de cálculo

Como ejemplo más complejo, la fuerza iónica de una solución mixta de 0,050 M en Na2SO4 _y 0,020 _M en KCl es:

${\displaystyle {\begin{aligned}I&={\tfrac {1}{2}}\times \left[{\begin{array}{l}\{({\text{concentration of }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {Na+}})\times ({\text{charge of }}{\ce {Na+}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration of }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {SO4^2-}})\times ({\text{charge of }}{\ce {SO4^2-}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration of }}{\ce {KCl}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {K+}})\times ({\text{charge of }}{\ce {K+}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration of }}{\ce {KCl}}{\text{ in M}})\times ({\text{number of }}{\ce {Cl-}})\times ({\text{charge of }}{\ce {Cl-}})^{2}\}\end{array}}\right]\\&={\tfrac {1}{2}}\times [\{0.050M\times 2\times (+1)^{2}\}+\{0.050M\times 1\times (-2)^{2}\}+\{0.020M\times 1\times (+1)^{2}\}+\{0.020M\times 1\times (-1)^{2}\}]\\&=0.17M\end{aligned}}}$

Soluciones no ideales

Como en las soluciones no ideales los volúmenes ya no son estrictamente aditivos, a menudo es preferible trabajar con la molalidad b (mol/kg de H2O ₎ en lugar de la molaridad c (mol/L). En ese caso, la fuerza iónica molal se define como:

${\displaystyle I={\frac {1}{2}}\sum _{{i}=1}^{n}b_{i}z_{i}^{2}}$

En el cual

i = número de identificación del ion

z = carga del ion

b = molalidad (mol de soluto por kg de disolvente) ^[4]

Importancia

La fuerza iónica juega un papel central en la teoría de Debye-Hückel que describe las fuertes desviaciones de la idealidad que se encuentran típicamente en soluciones iónicas. ^{[5] [6]} También es importante para la teoría de la doble capa y los fenómenos electrocinéticos relacionados y los fenómenos electroacústicos en coloides y otros sistemas heterogéneos . Es decir, la longitud de Debye , que es la inversa del parámetro de Debye ( κ ), es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de la fuerza iónica. Se han utilizado tanto la fuerza iónica molar como la molal, a menudo sin una definición explícita. La longitud de Debye es característica del espesor de la doble capa. Aumentar la concentración o la valencia de los contraiones comprime la doble capa y aumenta el gradiente de potencial eléctrico .

En la determinación de la constante de estabilidad se utilizan medios de alta fuerza iónica para minimizar los cambios, durante una titulación, en el cociente de actividad de los solutos a concentraciones más bajas. Las aguas naturales, como el agua mineral y el agua de mar, suelen tener una fuerza iónica no despreciable debido a la presencia de sales disueltas que afectan significativamente a sus propiedades.

Véase también

• Actividad (química)
• Coeficiente de actividad
• Ecuación de Bromley
• Ecuación de Davies
• Ecuación de Debye-Hückel
• Teoría de Debye-Hückel
• Doble capa (interfaz)
• Doble capa (electrodo)
• Fuerzas de doble capa
• Doble capa eléctrica
• Modelo de Gouy-Chapman
• Floculación
• Peptización (la inversa de la floculación)
• Teoría DLVO (de Derjaguin, Landau, Verwey y Overbeek)
• Ciencia de interfases y coloides
• Coeficiente osmótico
• Ecuaciones de Pitzer
• Ecuación de Poisson-Boltzmann
• Teoría de la interacción iónica específica
• Salazón en
• Salazón

Enlaces externos

• Fuerza iónica
• Introducción a la fuerza iónica en el sitio web de la EPA

Referencias

1. Solomon, Theodros (2001). "La definición y unidad de fuerza iónica". Revista de Educación Química . 78 (12): 1691. Bibcode :2001JChEd..78.1691S. doi :10.1021/ed078p1691.
2. Sastre de Vicente, Manuel E. (2004). "El concepto de fuerza iónica ochenta años después de su introducción en química". Revista de Educación Química . 81 (5): 750. Bibcode :2004JChEd..81..750S. doi :10.1021/ed081p750.
3. IUPAC , Compendio de terminología química , 2.ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "Fuerza iónica, I". doi :10.1351/goldbook.I03180
4. Definición estándar de molalidad
5. Debye, P.; Huckel, E. (1923). "Zur Theorie der Elektrolyte. I. Gefrierpunktserniedrigung und verwandte Erscheinungen" [La teoría de los electrolitos. I. Descenso del punto de congelación y fenómenos relacionados] (PDF) . Physikalische Zeitschrift . 24 : 185-206. Archivado desde el original (PDF) el 2 de noviembre de 2013.
6. Skoog, DA; West, DM; Holler, FJ; Crouch, SR (2004). Fundamentos de la química analítica . Brooks/Cole Pub Co. ISBN 0-03-058459-0.