Força iônica: unidades, como calculá-la, exemplos - Ciência - 2023

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o força iônica é uma forma de expressar a concentração de íons em uma solução. Este conceito foi introduzido em 1922 por Lewis e Randall enquanto eles trabalhavam na descrição do coeficiente de atividade química.

Quando a concentração dos íons em uma solução é alta, ocorre uma interação eletrostática entre os íons com carga oposta; isto é, cátions e ânions são fortemente atraídos, o que resulta na concentração iônica real ou efetiva sendo menor do que aquela calculada para uma reação química particular.

Por esse motivo, o conceito de atividade química foi introduzido como a concentração iônica efetiva de uma solução, sendo a atividade química o produto da molaridade da solução pelo coeficiente de atividade química.

Este coeficiente tem um valor próximo da unidade (1) para soluções iônicas diluídas e para as chamadas soluções ideais. Essas são soluções em que a interação intermolecular entre moléculas semelhantes é a mesma que entre moléculas diferentes.

A criação do conceito de força iônica contribuiu para a explicação dos desvios do comportamento ideal, observados nas soluções iônicas reais.

Unidades de força iônica

A força iônica tem como unidades moles / L (molaridade) ou moles / Kg de água (molalidade). Este último é recomendado em soluções não ideais, que se caracterizam por os volumes de suas misturas não serem totalmente aditivos.

Isso significa, por exemplo, o seguinte: se 0,5 litro de líquido A e 0,5 litros de líquido B forem misturados, o volume resultante dessa mistura não será necessariamente igual a 1 litro, mas pode ser diferente.

A força iônica é representada pelo símbolo I.

Como calcular a força iônica?

Para calcular a força iônica de uma solução, são levadas em consideração a concentração de todos os íons presentes na solução, bem como suas respectivas valências.

O valor da força iônica é obtido aplicando a seguinte fórmula:

Onde I, como já disse, está a força iônica; C, corresponde à concentração iônica molar ou molal dos íons; enquanto Z representa suas respectivas valências (± 1, ± 2, ± 3, etc.).

A expressão que aparece na fórmula no cálculo da força iônica (Σ) é lida como somatório, ou seja, a soma do produto da concentração molar (C) de cada íon presente na solução por sua valência elevada (Z) ao quadrado.

Como pode ser visto, a valência do íon tem o maior peso no valor da força iônica da solução. Por exemplo: a valência (Z) do Ca é +2, então Z² é igual a 4. Enquanto, a valência (Z) de Na é +1 e, portanto, Z² é igual a 1.

Isso indica que a contribuição do íon Ca²⁺ o valor da força iônica, na mesma concentração iônica molar, é quatro vezes maior que o do íon Na⁺.

Importância da força iônica

A força iônica é uma medida adequada da concentração iônica de uma solução e é a base para o estabelecimento da Teoria de Debye-Hückel. Esta teoria descreve o comportamento ideal de soluções iônicas.

A força iônica serve de base para o cálculo do coeficiente de atividade (γ_Eu), um parâmetro que, por sua vez, permite o cálculo da atividade química de um composto iônico, sendo a atividade química a concentração real e efetiva de um composto iônico em solução.

Conforme a força iônica de uma solução aumenta, a interação entre os íons aumenta. Portanto, γ diminui_Eu e a atividade química dos íons.

Um aumento na força iônica pode diminuir a solubilidade de proteínas em meio aquoso, sendo esta propriedade usada para a precipitação seletiva de proteínas. Soluções de sulfato de amônio de alta força iônica são usadas para a precipitação e purificação de proteínas plasmáticas.

Exemplos de forças iônicas

Exemplo 1

Calcule a força iônica de uma solução de cloreto de potássio (KCl) 0,3 M.

KCl se dissocia da seguinte maneira:

KCl → K⁺ + Cl^–

Portanto, temos dois íons: o cátion K⁺ (Z = + 1) e o ânion Cl^– (Z = -1). Em seguida, aplicamos a fórmula para calcular a força iônica I:

I = 1/2 [C · (+1)¹ + C (-1)¹]

= 1/2 [0,3 M · 1¹ + 0,3 M 1¹]

= 0,3 M

Observe que a valência -1 de Cl^– Foi tomado como 1, seu valor absoluto, caso contrário, a força iônica seria igual a 0.

Exemplo 2

Calcule a força iônica de uma solução de sulfato de cálcio (CaSO₄) 0,5 M

O caso₄ é dissociado da seguinte forma:

Caso₄ → Ca²⁺ + SO₄^2-

Temos dois íons: o cátion Ca²⁺ (Z = + 2) e o ânion SO₄^2- (Z = -2). Em seguida, aplicamos a fórmula para calcular a força iônica I:

I = 1/2 [C · (+2)² + C (-2)²]

= 1/2 [0,5 M 4 + 0,5 M 4]

= 2 M

Exemplo 3

Calcule a força iônica de um tampão com as concentrações finais de fosfato de sódio dibásico (Na₂HPO₄) 0,3 M e fosfato de sódio monobásico (NaH₂PO₄) 0,4 M.

Então uma₂HPO₄ é dissociado da seguinte forma:

N / D₂HPO₄ → 2Na⁺ + HPO₄^2-

Enquanto o NaH₂PO₄ se dissocia seguindo o seguinte padrão:

NaH₂PO₄ → Na⁺ + H₂PO₄^–

Prosseguimos como os exercícios anteriores, desta vez com os ânions HPO₄^2- (Z = -2) e H₂PO₄^– (Z = -1):

I = 1/2 {[C · 2 · (+1)¹ + C (-2)²] + [C · (+1)¹ + C (-1)¹]}

= 1/2 {[0,3 M · 2 · 1 + 0,3 M · 4] + [0,4 M · 1 + 0,4 M · 1]}

= 1/2 {[0,6 M + 1,2 M] + [0,4 M + 0,4 M]}

= 1,3 milhões

Observe que a concentração de Na⁺ de Na₂HPO₄é multiplicado por 2, pois sua concentração é o dobro. No entanto, para o outro sal, NaH₂PO₄, a concentração de Na⁺sim nós o multiplicamos por 1, de acordo com a estequiometria de sua equação de dissolução.

Exemplo 4

Calcule a força iônica de uma solução de cloreto de sódio 0,15 M (NaCl) e glicose (C₆H₁₂OU₆) 0,3 M.

O NaCl se dissocia da seguinte maneira:

NaCl → Na⁺ + Cl^–

A glicose, no entanto, não se dissocia em íons porque tem apenas ligações covalentes em sua estrutura química. Portanto, a valência da glicose (Z) é igual a zero (0). Em seguida, calculamos o produto da força iônica do NaCl:

I = 1/2 [C · (+1)¹ + C (-1)¹]

= 1/2 [0,15 M · 1 + 0,15 M · 1]

= 0,15 M

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
Wikipedia. (2020). Força iônica. Recuperado de: en.wikipedia.or
Dr. David K. Ryan. (s.f.). Atividade e Força Iônica Classe 4 Ryan. [PDF]. Recuperado de: faculty.uml.edu
Universidade de Michigan. (s.f.). Uma análise mais detalhada dos equilíbrios químicos. [PDF]. Recuperado de: umich.edu
Elsevier B.V. (2020). Força iônica. ScienceDirect. Recuperado de: sciencedirect.com
CD. Kennedy. (1990). Força Iônica e a Dissociação de Ácidos. [PDF]. Recuperado de: iubmb.onlinelibrary.wiley.com