Calculadora de Força Iònica - Eina en Línia Gratuïta per a Química de Solucions

Què és la força iònica?

La força iònica és una mesura de la concentració total d’ions en una dissolució, ponderada pel quadrat de la càrrega elèctrica de cada ió. S’escriu amb el símbol I i normalment s’expressa en mols per litre (mol/L). A diferència de la molaritat simple, que compta totes les partícules dissoltes de la mateixa manera, la força iònica dona més pes als ions amb una càrrega més elevada. Un ió de calci (Ca²⁺) contribueix quatre vegades més a la força iònica que un ió de sodi (Na⁺) a la mateixa concentració, perquè la seva càrrega és el doble i la fórmula n’eleva la càrrega al quadrat.

Els químics utilitzen la força iònica per predir com es comporten els ions en una dissolució. Afecta la manera com es pleguen les proteïnes, com els elèctrodes mesuren el pH, la velocitat d’algunes reaccions químiques i la manera com es dissolen les sals.

Fórmula de la força iònica

La fórmula de la força iònica és:

$I = \frac{1}{2} \sum_{i=1}^{n} c_i z_i^2$

Aquí, $c_i$ és la concentració molar de l’ió $i$ en mol/L, i $z_i$ és la càrrega d’aquest ió, com ara +1 per a Na⁺ o -2 per a SO₄²⁻. La suma calcula aquest producte per a cada ió de la dissolució i, després, el total es multiplica per un mig.

El factor d’un mig fa que el resultat sigui coherent amb la molaritat ordinària per a les sals simples 1:1. Per exemple, una dissolució de clorur de sodi (NaCl) de 0,1 mol/L té una força iònica exactament de 0,1 mol/L, igual que la seva concentració molar.

Elevar la càrrega al quadrat significa que el signe de la càrrega no importa. Un ió negatiu (un anió) i un ió positiu (un catió) amb el mateix valor de càrrega contribueixen en la mateixa quantitat. Només compta la magnitud de la càrrega, no si és positiva o negativa. Una molècula neutra, com la glucosa, té una càrrega de zero i, per tant, no contribueix a la força iònica.

Com calcular la força iònica

1. Enumereu tots els ions de la dissolució amb la seva concentració molar i la seva càrrega.
2. Recordeu que una sal dissolta es dissocia en ions separats. Un mol de clorur de calci (CaCl₂) produeix un mol de Ca²⁺ i dos mols de Cl⁻, no pas un mol de cadascun.
3. Per a cada ió, multipliqueu la seva concentració pel quadrat de la seva càrrega.
4. Sumeu aquests valors per a tots els ions.
5. Multipliqueu el total per 0,5 per obtenir la força iònica.

Aquesta calculadora fa l’aritmètica automàticament. Introduïu la concentració i la càrrega de cada ió i afegiu una fila per a cada ió de la dissolució. El resultat s’actualitza a mesura que s’introdueixen els valors i es pot copiar en un quadern de laboratori o un informe.

Exemple: força iònica d’una dissolució de sals mixtes

Considereu una dissolució formada per clorur de sodi (NaCl) a 0,1 mol/L i clorur de calci (CaCl₂) a 0,05 mol/L.

Cada sal es dissocia completament en els seus ions:

El clorur procedent de CaCl₂ és 0,1 mol/L perquè cada mol de CaCl₂ allibera dos mols de Cl⁻.

Aplicació de la fórmula:

$I = \frac{1}{2}\left[(0.1 \times 1^2) + (0.1 \times 1^2) + (0.05 \times 2^2) + (0.1 \times 1^2)\right]$

$I = \frac{1}{2}\left[0.1 + 0.1 + 0.2 + 0.1\right] = \frac{1}{2} \times 0.5 = 0.25 \text{ mol/L}$

L’ió calci afegeix 0,2 a la suma, tot i que la seva concentració és la més baixa de les quatre, perquè la seva càrrega s’eleva al quadrat fins a 4.

Més exemples resolts

• 0,1 mol/L de NaCl sol: I = 0,5 × [(0,1 × 1²) + (0,1 × 1²)] = 0,1 mol/L.
• 0,1 mol/L de CaCl₂ sol: Ca²⁺ és 0,1 mol/L i Cl⁻ és 0,2 mol/L, per tant I = 0,5 × [(0,1 × 2²) + (0,2 × 1²)] = 0,3 mol/L.
• 0,05 mol/L de NaCl més 0,02 mol/L de MgSO₄: I = 0,5 × [(0,05 × 1²) + (0,05 × 1²) + (0,02 × 2²) + (0,02 × 2²)] = 0,13 mol/L.

Per què és important la força iònica

Estabilitat de les proteïnes. Les proteïnes es pleguen i es mantenen estables dins d’un cert interval de força iònica, sovint entre aproximadament 50 i 200 mmol/L. Les parts carregades d’una proteïna es repel·leixen o s’atrauen, i els ions de la dissolució debiliten aquestes forces. Una proteïna estable a una força iònica determinada pot formar agregats o desplegar-se a una altra, fins i tot al mateix pH.

Mesures amb elèctrodes i de pH. La lectura d’un elèctrode de pH depèn en part de la força iònica de la dissolució que es mesura, perquè la força iònica afecta un petit voltatge a la unió de referència de l’elèctrode. Els químics analítics sovint afegeixen una sal de fons fixa per mantenir constant la força iònica durant les mesures.

Química ambiental i industrial. L’aigua dolça dels rius té una força iònica d’aproximadament 0,001 a 0,01 mol/L, mentre que l’aigua de mar s’acosta a 0,7 mol/L. Aquesta diferència canvia la manera com els metalls i els contaminants es dissolen, es desplacen i esdevenen disponibles per als éssers vius. La força iònica també afecta fins a quin punt les partícules s’aglomeren durant el tractament de l’aigua.

Força iònica i molaritat

La molaritat compta els mols d’una substància per litre de dissolució i tracta totes les partícules dissoltes de la mateixa manera. La força iònica, en canvi, pondera cada ió pel quadrat de la seva càrrega. En una sal simple com el NaCl, en què tots dos ions tenen una càrrega unitària, la força iònica i la molaritat donen el mateix resultat. En sals amb ions de càrrega múltiple, com CaCl₂ o MgSO₄, la força iònica és superior a la molaritat de la sal, perquè tant la dissociació en més ions com l’elevació al quadrat de càrregues més altes contribueixen al total.

Preguntes més freqüents

Per a què s’utilitza la força iònica? Prediu com interactuaran els ions d’una dissolució entre si i amb molècules carregades, com ara les proteïnes i l’ADN. S’utilitza en la preparació de solucions amortidores de laboratori, la mesura del pH, la cromatografia i la modelització de la química de l’aigua.

La força iònica pot ser negativa? No. Cada terme de la fórmula inclou una càrrega elevada al quadrat, que sempre és zero o positiva; per tant, la força iònica mai no pot ser inferior a zero.

Una molècula neutra com el sucre afecta la força iònica? No. Una molècula sense càrrega elèctrica té una càrrega de zero, i zero al quadrat és zero; per tant, no afegeix res a la suma.

Per què el clorur de calci té una força iònica superior a la del clorur de sodi a la mateixa concentració? El calci té una càrrega de +2, de manera que la seva contribució es multiplica per 2² = 4. Cada mol de CaCl₂ també allibera dos mols d’ions clorur en lloc d’un. Tots dos efectes eleven el total per damunt del que produiria una concentració igual de NaCl.

Quines unitats s’utilitzen per a la força iònica? Mol/L (molar) per a concentracions mesurades pel volum de la dissolució, o mol/kg (molal) per a concentracions mesurades per la massa del dissolvent. La molalitat és preferible en dissolucions concentrades, en què el volum canvia quan s’hi afegeix el solut.

La força iònica canvia amb el pH? Sí, en dissolucions que contenen àcids o bases febles. Quan el pH varia, aquestes espècies guanyen o perden protons i canvien de càrrega, cosa que modifica la seva contribució a la suma. Per exemple, una solució amortidora de fosfat té una força iònica diferent a pH 6 que a pH 8, fins i tot amb la mateixa concentració total de fosfat.

Referències

1. Lewis, G. N., i Randall, M. (1923). Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances. McGraw-Hill.
2. Debye, P., i Hückel, E. (1923). «Zur Theorie der Elektrolyte». Physikalische Zeitschrift, 24, 185–206.
3. Harris, D. C. (2010). Quantitative Chemical Analysis (8a ed.). W. H. Freeman and Company.
4. Atkins, P., i de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10a ed.). Oxford University Press.