القوة الأيونية هي إجمالي تركيز الأيونات في المحلول. معرفة القوة الأيونية مهمة للكيميائيين لأن الأيونات لها شحنة كهربائية تجذب أو تتنافر. يتسبب هذا الانجذاب والتنافر في سلوك الأيونات بطرق معينة. تمثل القوة الأيونية أساسًا التفاعلات بين الأيونات في الماء وأيونات المحلول. احسب القوة الأيونية باستخدام صيغة رياضية اقترحها بيتر ديباي وإريك هوكل عام 1923.
استخدم هذه الصيغة لحساب القوة الأيونية: I = 1/2 n∑i (CiZi) تربيع ، حيث يمثل "I" القوة الأيونية ، و "n" يمثل عدد الأيونات في المحلول ، "i" تمثل الأيونات المحددة في المحلول ، "Ci" تمثل التركيز للأنواع / th ، مثل عدد المولات لكل لتر ، يمثل "Zi" التكافؤ أو عدد الأكسدة للأنواع / th ويمثل "" مجموع التراكيز والتكافؤ لجميع الأيونات. تذكر أن الأيونات الموجبة والسالبة لا يمكن فصلهما ، وهو ما يجب اعتباره عاملاً في المعادلة.
ضع قائمة بالتركيزات. على سبيل المثال ، La 3 + = 2.0 M ، SO4 2- = 3.0 M ، Ca2 1 + = 1.0 M ، Cl 1- = 2.0 M.
احسب من أجل النتيجة ، مع فهم أن الصيغة هي التركيز المولي للأيون مضروبًا في مربع التكافؤ. خذ {2 * 32} في الصيغة أعلاه على سبيل المثال. 2 هو التركيز المولي لـ La (Lanthanum) ، و 3 هو تكافؤ إلكترونات La ، ويتم تربيع التكافؤ. القوة الأيونية 18.0.