Force Ionique

Force ionique

La force ionique, souvent 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 :

$I=\frac{1}{2} \sum_{i} C_i z_i^2\,\!$

où C_i représente la concentration de l'ion i et z_i son nombre de charge

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 (notée TDS et 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 x 10^-5 TDS
• I= 1.7 x 10^-5 SpC

Force ionique et activité chimique

Plusieurs relations semi-empiriques permettent d'obtenir le coefficient d'activité moyen d'un électrolyte (ex : NaCl, MgSO₄...) ou le coefficient d'activité d'un ion (ex : Na⁺, Cl^-,...) en solution à partir de la valeur de la force ionique I.

Les trois formules les plus courantes sont détaillées ci-dessous ($\gamma_i\,\!$ est le coefficient d'activité de l'ion i, $z_i\,\!$ son nombre de charges et a un paramètre homogène à une longueur) :

• Formule de Debye-Hückel limite (DHL)  : $log (\gamma_i) = - 0.5 z_i^2 \sqrt{I}\,\!$
• Formule de Debye-Hückel étendue (DHE) : $log (\gamma_i) = - 0.5 z_i^2 \left ( \frac{\sqrt{I}}{1 + 0.33 a \sqrt{I}} \right ) \,\!$
• Approximation de Güntleberg (AG) : $log (\gamma_i) = - 0.5 z_i^2 \left ( \frac{\sqrt{I}}{1 + \sqrt{I}} \right ) \,\!$

La formule (DHL) n'est valable que si la force ionique I est inférieure à 10^-2.3 mol.L^-1 car elle considère chaque ion comme une charge ponctuelle. Cette approximation ne peut plus être faite pour une solution concentrée. Les formules (DHE) et (AG) ne sont quant à elles valables que si I est inférieure à 0.1 mol.L^-1.

D'autres formules ou théories plus complexes ont donc été développées pour mettre en relation le coefficient d'activité et la force ionique lorsque I est supérieure à 0.1 mol.L^-1. C'est notamment le cas de l'équation de Davies, du modèle de Pitzer ou de la théorie SIT.

• Loi de Davies pour l'eau à 298 K et I<0.5 M : $log (\gamma_i) = - 0.509 z_i^2 \left ( \frac{\sqrt{I}}{1 + 0.329*10^8 a_i \sqrt{I}} - 0.3 I \right ) \,\!$ où a_i est le diamètre effectif moyen des ions hydratés et I la force ionique

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