title: Force ionique
text: # 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 :
  
  $I={\frac {1}{2}}\sum _{i}C_{i}z_{i}^{2}\,\!$
  
  où $C_i$ représente la concentration molaire de l'ion i et $z_i$ sa charge. La notion de la force ionique fut proposée par Lewis et Randall en 1921 afin de décrire les coefficients d'activité des électrolytes forts.
  
  ## Exemples
  
  Pour un electrolyte 1:1 de deux ions monovalents, tel que le NaCl, la force ionique égale la concentration. Le facteur 1/2 est inclus dans la définition parce qu'elle des termes pour les deux types d'ions.
  
  Pour l'électrolyte $MgSO_4$ cependant, chaque ion est doublement chargé, alors la force ionique est quatre fois plus élevée que pour la même concentration de NaCl.
  
      $I={\frac {1}{2}}[c(+2)^{2}+c(-2)^{2}]={\frac {1}{2}}[4c+4c]=4c$
  
  Les ions de valence supérieure contribuent plus fortement à la force ionique.
  
  ### Mélange de deux électrolytes
  
  Comme exemple plus complexe, la force ionique d'une solution mixte de $Na_2SO_4$ 0.050 M et de KCl 0.020 M est:
  
      ${\begin{aligned}I&={\tfrac {1}{2}}\times \left[{\begin{array}{l}\{({\text{concentration de }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ en M}})\times ({\text{nombre de }}{\ce {Na+}})\times ({\text{charge de }}{\ce {Na+}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration de }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ en M}})\times ({\text{nombre de }}{\ce {SO4^2-}})\times ({\text{charge de }}{\ce {SO4^2-}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration de }}{\ce {KCl}}{\text{ en M}})\times ({\text{nombre de }}{\ce {K+}})\times ({\text{charge de }}{\ce {K+}})^{2}\}\ +\\\{({\text{concentration de }}{\ce {KCl}}{\text{ en M}})\times ({\text{nombre de }}{\ce {Cl-}})\times ({\text{charge de }}{\ce {Cl-}})^{2}\}\end{array}}\right]\\&={\tfrac {1}{2}}\times [\{0.050M\times 2\times (+1)^{2}\}+\{0.050M\times 1\times (-2)^{2}\}+\{0.020M\times 1\times (+1)^{2}\}+\{0.020M\times 1\times (-1)^{2}\}]\\&=0.17M\end{aligned}}$
  
  ## 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
  * I= 1,7 × $10^{−5}$ SpC
  
  ## Force ionique et activité chimique
  
  Une solution idéale est une solution où les interactions entre toute paire de particules (molécules ou ions) sont identiques, de la même façon que l'on définit un gaz parfait comme un gaz dans lequel il n'existe pas d'interactions entre molécules.
  
  Les électrolytes réels ne suivent qu'imparfaitement les relations établies pour les solutions idéales et ce d'autant moins que les concentrations sont élevées. Cet écart à l'idéalité est lié aux interactions d'origine électrique entre les ions.
  
  Ainsi est-on amené à introduire des coefficients d'activité qui corrigent les concentrations (coefficient d'activité : <1 ; égal à 1 si la solution est idéale). On définit ainsi l'activité par :
  
      $a_{i}=\gamma _{i}{\frac {C_{i}}{C^{0}}}$
  
  où $\gamma _{i}~$ est le coefficient d'activité de l'espèce i, $C_{i}~$ sa concentration dans la solution, exprimée en mol $L^{−1}$ et $C_0$ la concentration de référence égale à 1 mol/L.
  
  Les coefficients d'activité se déduisent alors de I par une relation du type :
  
      $\log(\gamma _{i})=f(I)\!$
  
  La fonction $f(I)\!$ est variable suivant les auteurs et le domaine d'application (valeur de la force ionique).
  
  ### Formules courantes
  
  Plusieurs relations semi-empiriques permettent d'obtenir le coefficient d'activité moyen d'un électrolyte (ex : NaCl, $MgSO_4,$ …) 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), les deux premières sont basées sur la théorie de Debye-Hückel :
  
  * Formule de Debye-Hückel limite (DHL) : $\log(\gamma _{i})=-0{,}509z_{i}^{2}{\sqrt {I}}\,\!$
  * Formule de Debye-Hückel étendue (DHE) : $\log(\gamma _{i})=-0{,}509z_{i}^{2}\left({\frac {\sqrt {I}}{1+0{,}33a{\sqrt {I}}}}\right)\,\!$
  * Approximation de Güntelberg (AG) : $\log(\gamma _{i})=-0{,}509z_{i}^{2}\left({\frac {\sqrt {I}}{1+{\sqrt {I}}}}\right)\,\!$
  
  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 $L^{−1}.$
  
  Lorsque l'on considère l'électrolyte en lui-même, on définit le coefficient d'activité moyen par $\log(\gamma _{-}^{+})=-0{,}509{|}z^{+}z^{-}{|}{\sqrt {I}}\,\!$
  
  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 : $\log(\gamma _{i})=-0{,}509z_{i}^{2}\left({\frac {\sqrt {I}}{1+0{,}329\times 10^{8}a_{i}{\sqrt {I}}}}-0{,}3I\right)\,\!$ où $a_{i}$ est le diamètre effectif moyen des ions hydratés et I la force ionique.
  