Force ionique

La force ionique, notée I (ou F_I de manière à la distinguer de l'intensité), est un des principaux facteurs influençant l'activité des ions en solution aqueuse. Elle s'exprime en mol L⁻¹ et est calculée de la manière suivante :

${\displaystyle I={\frac {1}{2}}\sum _{i}C_{i}z_{i}^{2}\,\!}$

où ${\displaystyle C_{i}}$ représente la concentration molaire de l'ion ${\displaystyle i}$ et ${\displaystyle z_{i}}$ sa charge électrique^[1].

La notion de force ionique fut proposée par Lewis et Randall en 1921 afin de décrire les coefficients d'activité des électrolytes forts^[2].

Exemples

Pour un électrolyte 1:1 de deux ions monovalents, comme pour NaCl, la force ionique est égale à la concentration en sel. Le facteur 1/2 est inclus dans la définition pour prendre en compte que ce sel mène à deux espèces ioniques: Na⁺ et Cl^-. Avec ce facteur, la force ionique de NaCl est égale à sa concentration.

${\displaystyle I={\frac {1}{2}}[C+C]=C}$

Pour l'électrolyte MgSO₄ cependant, chaque ion est doublement chargé, alors la force ionique est quatre fois plus élevée que pour la même concentration en NaCl.

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

Les ions trivalents contribuent plus fortement à la force ionique, mais comme leur attraction coulombienne est plus importante, leur solubilité est souvent plus faible en raison de la difficulté de la dissociation de leurs sels. Il n'existe pas d'ions tétravalents en solution aqueuse neutre, car ils s'hydrolysent en raison de leur charge électrique très élevée.

Mélange de deux électrolytes

Comme exemple plus complexe, la force ionique d'une solution mixte de Na₂SO₄ 0.050 M et de KCl 0.020 M est :

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

Mesure de la force ionique

La meilleure solution pour déterminer la force ionique consiste à déterminer les concentrations respectives des différents ions en solution et à utiliser la formule précédente. Cependant on peut aussi se contenter d'une estimation de la force ionique connaissant la concentration totale en solides dissous (en anglais TDS = Total dissolved solids, exprimée en mg L⁻¹) ou la conductivité électrique (notée SpC et exprimée en 10⁻⁶ S cm⁻¹) de la solution. Ces estimations utilisent les formules empiriques suivantes :

• I = 2,5 × 10⁻⁵ TDS ^[3]
• I= 1,7 × 10⁻⁵ SpC ^{[réf. nécessaire]}