**Ionivahvuus** (*I*) kuvaa liuokseen liuenneiden ionien kokonaiskonsentraatiota. Ionivahvuus on riippuvainen elektrolyytin eli liuottimeen liukenevan ioniyhdisteen stoikiometriasta ja ionien varauksesta. Ionivahvuus vaikuttaa moniin kemiallisiin ominaisuuksiin esimerkiksi aktiivisuuskertoimiin.

Määritelmä
----------

Liuoksen ionivahvuus voidaan määrittää joko ionien konsentraatioon (mol/l) tai molaalisuuteen (mol/kg). Ionivahvuus konsentraatioon perustuen on

{\displaystyle I\_{c}={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\sum \_{{\rm {i}}=1}^{n}c\_{\rm {i}}z\_{\rm {i}}^{2}},
tässä c on ionin konsentraatio ja z on ionin varausluku, joka on kationeille positiivinen ja anioneille negatiivinen. Ionivahvuus on siis summa kaikkien liuoksen ionien konsentraation ja varausluvun neliön tulosta jaettuna kahdella. Ionin varausluvulla on siis suurempi merkitys ionivahvuuteen kuin ionin konsentraatiolla. Niin kutsutuilla 1:1-elektrolyyteillä kuten natriumkloridilla ionivahvuus on sama kuin konsentraatio.

Epäideaalisissa liuoksissa käytetään ionivahvuuden määritelmässä konsentraation sijasta molaalisuutta ja molaalisuuden perusteella ionivahvuus on

{\displaystyle I\_{m}={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\sum \_{{\rm {i}}=1}^{n}m\_{\rm {i}}z\_{\rm {i}}^{2}}

Ionivahvuuden vaikutuksia
-------------------------

### Vaikutus aktiivisuuskertoimiin

Laimeissa liuoksissa, joissa ionivahvuus on alle 1 mol/l, ionien aktiivisuuskertoimet pienenevät liuoksen ionivahvuuden kasvaessa. Tämä johtuu siitä, että suuremmassa ionivahvuudessa positiivisen kationin ympärille muodostuu negatiivisten ionien muodostama ympäristö ja negatiivisten anionien ympärille muodostuu positiivinen ympäristö. Ympäröidyt kationit ja anionit vuorovaikuttavat tällöin vähemmän keskenään. Esimerkiksi H+-ionille aktiivisuuskerroin ionivahvuuden ollessa 0,001 mol/l on 0,967 ja aktiivisuuskerroin ionivahvuudessa 0,1 mol/l on 0,83. Laimeissa liuoksissa ionivahvuuden vaikutusta aktiivisuuskertoimiin voidaan arvioida Debye–Hückel-lain perusteella. Debye–Hückel-laki on muotoa

{\displaystyle \ln(\gamma \_{i})=-A|z\_{+}z\_{-}|{\sqrt {I\_{m}}}}
missä A on lämpötilasta riippuva kokeellinen parametri, z on ionin varausluku ja I on liuoksen ionivahvuus.

Yksi ionivahvuuden kasvamisesta aiheutuvan aktiivisuuskertoimien pienenemisen seuraus on esimerkiksi suolojen liukoisuuden kasvu ionivahvuuden kasvaessa, mikäli liuokseen lisätään toista suolaa, jonka anioni eikä kationi ole sama kuin jo aiemmin liuotetun ioniyhdisteen.

Kun ionivahvuus on yli 1 mol/l ionien aktiivisuuskertoimet lähtevät kasvamaan ionivahvuuden kasvaessa. Tämä johtuu muun muassa repulsiovuorovaikutusten suuremmasta roolista. Tällöin Debye–Hückel-laki ei sellaisenaan päde ja on kehitetty niin kutsuttu laajennettu Debye–Hückel-laki, joka on muotoa

{\displaystyle \ -\log \_{10}(\gamma )={\frac {A|z\_{+}z\_{-}|{\sqrt {\mu }}}{1+B{\sqrt {\mu }}}}\ +CI,}
missä B ja C ovat yksiköttömiä suureita.

Niin kutsuttu kineettinen suolaefekti on inertin suolan vaikutus ionien välisten reaktioiden reaktionopeuteen. Kineettisen suolaefektin vaikutusta voidaan kuvata yhtälöllä

{\displaystyle \ -\log \_{10}(k)=\ -\log \_{10}(k^{0})+2A|z\_{+}z\_{-}|{\sqrt {I\_{m}}}}
missä k0 on reaktion nopeusvakio ilman inertin suolan lisäystä.

Lähteet
-------

1. 1 2  Ionic strength *IUPAC GoldBook*. IUPAC. Viitattu 26.11.2015. (englanniksi)
2. 1 2 3  Thomas Engel & Philip Reid: *Physical Chemistry*, s. 242–243. Pearson International, 2006. ISBN 978-0-321-64305-6. (englanniksi)
3. 1 2 3 4  Peter Atkins & Julio De Paula: *Physical Chemistry*, s. 196–197, 849–850. Oxford University Press, 2010. ISBN 978-0199543373. (englanniksi)
4. 1 2 3  Daniel C. Harris: *Quantitative Chemical Analysis*, s. 141–146. W.H. Freeman and Company, 2007. ISBN 978-0-7167-7041-1. (englanniksi)