Konsep **kekuatan ion** pertama kali diperkenalkan Lewis dan Randall pada tahun 1921 ketika menjelaskan koefisien aktivitas elektrolit kuat. Kekuatan ion suatu larutan adalah ukuran konsentrasi ion dalam larutan tersebut. Senyawa ionik, ketika dilarutkan dalam air, terdisosiasi menjadi ion-ion. Konsentrasi elektrolit total dalam larutan akan mempengaruhi sifat-sifat penting seperti konstanta disosiasi atau kelarutan garam-garam yang berbeda. Salah satu karakteristik utama larutan dengan ion terlarut adalah kekuatan ion. Kekuatan ion dapat berupa molar (mol/L) atau molal (mol/kg air) dan untuk menghindari kebingungan satuan yang harus digunakan.

Mengukur kekuatan ion
---------------------

**Kekuatan ion molar**, *I*, suatu larutan adalah fungsi konsentrasi *seluruh* ion yang ada dalam larutan tersebut,

{\displaystyle I={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\sum \_{i=1}^{n}c\_{i}z\_{i}^{2}}
dengan nilai setengah adalah akibat diikutsertakannya baik kation dan anion, *c*i adalah konsentrasi molar ion I (M, mol/L), *z*i adalah jumlah muatan ion tersebut, dan jumlah diambil untuk seluruh ion dalam larutan. Untuk elektrolit 1:1 seperti natrium klorida, di mana masing-masing ion bermuatan tunggal, kekuatan ionnya sama dengan konsentrasinya. Sementara, untuk elektrolit MgSO4, yang masing-masing ion bermuatan dua, menyebabkan kekuatan ionnya menjadi empat kali lebih besar daripada konsentrasi ekuivalennya pada natrium klorida:

{\displaystyle I={\frac {1}{2}}[c(+2)^{2}+c(-2)^{2}]={\frac {1}{2}}[4c+4c]=4c}
Secara umum, ion multivalensi berkontribusi kuat pada kekuatan ionik.

### Contoh perhitungan

Sebagai contoh yang lebih kompleks, kekuatan ion campuran 0,050 M Na2SO4 dan 0,030 M KCl adalah:

{\displaystyle {\begin{aligned}I&={\tfrac {1}{2}}\times \left[{\begin{array}{l}\{({\text{konsentrasi }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ dalam M}})\times ({\text{jumlah }}{\ce {Na+}})\times ({\text{muatan }}{\ce {Na}})^{2}\}\ +\\\{({\text{konsentrasi }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ dalam M}})\times ({\text{jumlah }}{\ce {SO4^2-}})\times ({\text{muatan }}{\ce {SO4}})^{2}\}\ +\\\{({\text{konsentrasi }}{\ce {KCl}}{\text{ dalam M}})\times ({\text{jumlah }}{\ce {K+}})\times ({\text{muatan }}{\ce {K}})^{2}\}\ +\\\{({\text{konsentrasi }}{\ce {KCl}}{\text{ dalam M}})\times ({\text{jumlah }}{\ce {Cl-}})\times ({\text{muatan }}{\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}}}

Larutan non iedeal
------------------

Oleh karena dalam larutan non ideal volume bukan lagi faktor penentu, seringkali lebih disukai bekerja dengan molalitas *b* (mol/kg H2O) daripada molaritas *c* (mol/L). Dalam kasus tersebut, kekuatan ion molal didefinisikan sebagai:

{\displaystyle I={\frac {1}{2}}\sum \_{{i}=1}^{n}b\_{i}z\_{i}^{2}}
dengan

*i* = ijumlah identifikasi ion
*z* = muatan ion

Kepentingan
-----------

Kekuatan ion memainkan peran utama dalam teori Debye–Hückel yang menjelaskan deviasi yang kuat dari ideal biasanya dalam larutan ion. Kekuatan ion juga penting dalam teori lapisan ganda dan fenomena elektrokinetik dan fenomena elektroakustik dalam koloid serta sistem heterogen lainnya. Yaitu, panjang Debye [en], yang merupakan kebalikan dari parameter Debye (*κ*), berbanding terbalik dengan akar kuadrat dari kekuatan ion. Kedua kekuatan ion molar dan molal telah digunakan, seringkali tanpa definisi eksplisit. Panjang Debye adalah karakteristik dari ketebalan lapisan ganda. Meningkatkan konsentrasi atau valensi ion lawan menekan lapisan ganda dan meningkatkan gradien potensial listrik.

Media dengan kekuatan ion tinggi digunakan dalam penentuan konstanta kestabilan untuk meminimalkan perubahan, selama titrasi, dalam kuosien aktivitas zat terlarut pada konsentrasi yang lebih rendah. Air alami seperti air mineral dan air laut sering kali memiliki kekuatan ion yang tidak dapat diabaikan karena adanya garam terlarut yang secara signifikan mempengaruhi sifat-sifatnya.

Lihat juga
----------

* Aktivitas termodinamika
* Koefisien aktivitas
* Persamaan Bromley [en]
* Persamaan Davies [en]
* Persamaan Debye–Hückel [en]
* Teori Debye–Hückel
* Lapisan ganda (ilmu permukaan)
* Gaya lapisan ganda [en]
* Flokulasi
* Peptisasi [en] (kebalikan flokulasi)
* Teori DLVO [en] (dari Derjaguin, Landau, Verwey dan Overbeek)
* Ilmu antar muka dan koloid [en]
* Koefisien osmosis [en]
* Persamaan Pitzer [en]
* Persamaan Poisson–Boltzmann [en]
* Teori interaksi ion spesifik [en]
* Penggaraman masuk [en]
* Penggaraman keluar [en]

Pranala luar
------------

* Ionic strength
* Ionic strength introduction at the EPA web site Diarsipkan 2017-05-06 di Wayback Machine.

Referensi
---------


1. ↑  Sastre de Vicente, Manuel E. (2004). "The concept of ionic strength eighty years after its introduction in chemistry". *Journal of Chemical Education*. **81** (5): 750. Bibcode:2004JChEd..81..750S. doi:10.1021/ed081p750.
2. ↑  Solomon, Theodros (2001). "The definition and unit of ionic strength". *Journal of Chemical Education*. **78** (12): 1691. Bibcode:2001JChEd..78.1691S. doi:10.1021/ed078p1691.
3. ↑  IUPAC, *Compendium of Chemical Terminology*, edisi ke-2 ("Buku Emas") (1997). Versi koreksi daring:  (2006–) "Ionic strength, *I*".
4. ↑  Debye, P.; Huckel, E. (1923). "Zur Theorie der Elektrolyte. I. Gefrierpunktserniedrigung und verwandte Erscheinungen" [The theory of electrolytes. I. Lowering of freezing point and related phenomena] (PDF). *Physikalische Zeitschrift*. **24**: 185–206. Diarsipkan dari versi asli (PDF) tanggal 2013-11-02.  Parameter `|url-status=` yang tidak diketahui akan diabaikan (bantuan)
5. ↑  Skoog, D.A.; West, D.M.; Holler, F.J.; Crouch, S.R. (2004). *Fundamentals of analytical chemistry*Perlu mendaftar (gratis). Brooks/Cole Pub Co. ISBN 0-03-058459-0.