**Iónová sila** roztoku udáva účinok elektrický nábojov všetkých iónov v danom roztoku. Po rozpustení vo vode sa iónové zlúčeniny disociujú na ióny. Celková koncentrácia elektrolytov v roztoku ovplyvňuje dôležité vlastnosti, ako napríklad disociačnú konštantu alebo rozpustnosť iných solí. Iónová sila je jednou z hlavných charakteristík roztoku s rozpustenými iónmi. Môže byť udávaná v molárnej alebo molálnej koncentrácii. 

Koncept iónovej sily bol prvýkrát predstavený v roku 1921 pri popisoch aktivitných koeficientov silných elektrolytov.

Výpočet iónovej sily
--------------------

**Iónová sila** roztoku, **I**, je závislá na koncentrácii a náboji všetkých prítomných iónov v danom roztoku. Je možné ju spočítať ako

{\displaystyle I={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\sum \_{i=1}^{n}c\_{i}z\_{i}^{2}}
kde jedna polovica zohľadňuje príspevok aniónov i katiónov, *c*i je molárna koncentrácia iónu *i* (v mol/l) a *z*i je náboj daného iónu. Suma zahŕňa všetky ióny prítomné v roztoku.

Pre elektrolyty, kde každý ión má jednotkový náboj, ako sú napríklad chlorid sodný či chlorovodík, je iónová sila rovná koncentrácii soli. Avšak napríklad pre síran horečnatý, MgSO4, kde je každý ión nabitý dvakrát (Mg2+ a SO42-), je iónová sila rovná štvornásobku ekvivalentnej koncentrácie chloridu sodného:

{\displaystyle I={\frac {1}{2}}[c(+2)^{2}+c(-2)^{2}]={\frac {1}{2}}[4c+4c]=4c}
Všeobecne teda platí, že ióny s vyšším nábojom (Ca2+, Fe3+, PO43-...) prispievajú k iónovej sile výraznejšie.

### Príklad výpočtu

Iónovú silu možno výpočítať i pre zmesi roztokov. Pre roztok 0,050 M Na2SO4 a 0,020 M KCl bude iónová sila

{\displaystyle {\begin{aligned}I&={\tfrac {1}{2}}\times \left[{\begin{array}{l}\{({\text{koncentrácia }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ v M}})\times ({\text{počet }}{\ce {Na+}})\times ({\text{náboj }}{\ce {Na}})^{2}\}\ +\\\{({\text{koncentrácia }}{\ce {Na2SO4}}{\text{ v M}})\times ({\text{počet }}{\ce {SO4^2-}})\times ({\text{náboj }}{\ce {SO4}})^{2}\}\ +\\\{({\text{koncentrácia }}{\ce {KCl}}{\text{ v M}})\times ({\text{počet }}{\ce {K+}})\times ({\text{náboj }}{\ce {K}})^{2}\}\ +\\\{({\text{koncentrácia }}{\ce {KCl}}{\text{ v M}})\times ({\text{počet }}{\ce {Cl-}})\times ({\text{náboj }}{\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}}}

Neideálne roztoky
-----------------

Keďže v neideálnych roztokoch nie sú objemy aditívne, často je lepšie namiesto molárnej koncentrácie využiť molálnu koncentráciu, teda *b* (látkové množstvo látky na kilogram rozpúšťadla). V tom prípade je možné iónovú silu vypočítať ako

{\displaystyle I={\frac {1}{2}}\sum \_{{i}=1}^{n}b\_{i}z\_{i}^{2}}
kde *i* je poradové číslo iónu, *b* je molálna koncentrácia v mol/kg a *z* je náboj iónu. Výpočet je teda obdobný výpočtu v prípade molárnej koncentrácie.

Význam
------

Minerálna voda a slaná voda majú takisto často nezanedbateľnú iónovú silu práve vďaka tomu, že sú v nich prítomné rozpustené soli, čo výrazne ovplyvňuje ich vlastnosti.

### Debye-Hückelova teória

Iónová sila je dôležitá v rámci Debye–Hückelovej teórie, ktorá popisuje veľké odchýlky vznikajúce pri meraní iónových roztokov oproti popisu ideálnych roztokov. Iónová sila umožňuje vypočítať stredný aktivitný koeficient

{\displaystyle \log \gamma \_{\pm }=-Axy{\sqrt {I}}}
kde {\displaystyle \gamma \_{\pm }} je stredný aktivitný koeficient, *A* je konštanta (jej hodnota je 0,509 pre vodný roztok pri 25 °C), *x* a *y* sú počty katiónov a aniónov elektrolytu (ktorého vzorec je KxAy) a *I* je iónová sila. Aktivitný koeficient je teda zhodný vo všetkých roztokoch s rovnakou iónovou silou. Tento zákon však platí len pre relatívne zriedené roztoky, kde I < 0,02 M. Alternatívne sa tento vzťah uvádza ako

{\displaystyle \log \gamma \_{\pm }=-|z\_{+}z\_{-}|A{\sqrt {I}}}
kde *z+* a *z-* sú náboje katiónu a aniónu elektrolytu. Tento vzťah sa nazýva Debye-Hückelov limitný zákon. Označuje sa ako limitný, pretože platí len pre malé koncentrácie a pri vyšších koncentráciách nastáva poznateľný rozdiel, ktorý však opravujú korekcie v rozšírenom Debye-Hückelovom zákone.

### Elektrická dvojvrstva

Iónová sila je takisto dôležitá v teórii elektrickej dvojvrstvy, vznikajúcej napríklad pri meraní elektrických vlastností roztokov na rozhraní elektródy a roztoku, a pridružených elektrokinetických fenoménoch a elektroakustických fenoménoch v koloidných a iných heterogénnych roztokoch. Konkrétne, Debyeova dĺžka, ktorá je prevrátenou hodnotou Debyeovho parametra (*κ*), je nepriamo úmerná odmocnine iónovej sily. Debyeova dĺžka popisuje mieru elektrostratického efektu nosiča náboja a to, ako ďaleko tento náboj pôsobí, a vyjadruje tak šírku elektrickej dvojvrstvy. Zvyšovanie koncentrácie alebo náboja protiiónu (teda zvyšovaním iónovej sily) sa zmenšuje šírku dvojvrstvy, čo vedie k zvýšeniu gradientu elektrického potenciálu.

### Vodivosť roztokov

Pridanie indiferentného (nereagujúceho) elektrolytu má za následok zvýšenie vodivých vlastností roztoku, čo sa uplatňuje napríklad vo voltametrii alebo ampérometrii. Týmto sa minimalizuje rozdielnosť aktivity rôznych stanovovaných iónov a znižuje chyba merania. Typicky sa využíva chlorid draselný alebo chloristan sodný, je však možné využiť i iné elektrolyty.

### Rovnovážna konštanta

Roztoky s vysokou iónovou silou sa používajú v stanovení rovnovážnych konštánt, aby sa minimalizovali zmeny aktivitných koeficientov rozpustených látok pri nízkych koncentráciách počas titrácie.

Referencie
----------

1. 1 2 3 4 5 6 7  iónová sila. In: BÍNA, Jaroslav. *Malá encyklopédia chémie*. Bratislava : Obzor, 1981. S. 343.
2. ↑   The concept of ionic strength eighty years after its introduction in chemistry. *Journal of Chemical Education*, 2004, s. 750. DOI: 10.1021/ed081p750.
3. ↑   Zur Theorie der Elektrolyte. I. Gefrierpunktserniedrigung und verwandte Erscheinungen. *Physikalische Zeitschrift*, 1923, s. 185–206. Dostupné online.
4. ↑  SKOOG, D.A.; WEST, D.M.; HOLLER, F.J.. *Fundamentals of analytical chemistry*. [s.l.] : Brooks/Cole Pub Co, 2004. Dostupné online. ISBN 0-03-058459-0.
5. 1 2 3  ATKINS, P. W.. *Physical chemistry.*. New York : W.H. Freeman and Co, 2010. (9th ed..) Dostupné online. ISBN 978-1-4292-1812-2. S. 195-198.
6. ↑   *Meziiontové interakce* [online]. is.muni.cz, [cit. 2022-11-03]. Dostupné online.
7. ↑  BLACK, Jay R.. *Debye-Hückel Equation*. Cham : Springer International Publishing, 2016. DOI: 10.1007/978-3-319-39193-9\_61-1. Dostupné online. ISBN 978-3-319-39193-9. DOI:10.1007/978-3-319-39193-9\_61-1 S. 1–3. (po anglicky)
8. 1 2 3  DUKHIN, Andrei S.; GOETZ, Philip J.. *Chapter 2 - Fundamentals of Interface and Colloid Science*. [s.l.] : Elsevier, 2017-01-01. DOI: 10.1016/B978-0-444-63908-0.00002-8. Dostupné online. ISBN 978-0-444-63908-0. DOI:10.1016/b978-0-444-63908-0.00002-8 S. 19–83. (po anglicky)
9. ↑   Zur Theorie der Elektrolyte. I. Gefrierpunktserniedrigung und verwandte Erscheinungen. *Physikalische Zeitschrift*, 2019, s. 185–206. Dostupné online.
10. ↑   *What is Ionic Strength Adjuster and Why is it Added to Samples and Standards for ISE Sensors?* [online]. [Cit. 2021-01-20]. Dostupné online. Archivované 2021-01-28 z originálu.
11. ↑  Ionic Strength
12. ↑  SEYMOUR, M. D.; FERNANDO, Quintus. Effect of Ionic Strength on Equilibrium Constants. *Journal of Chemical Education*, 1977-04, roč. 54, čís. 4, s. 225. Dostupné online [cit. 2022-11-03]. ISSN 0021-9584. DOI: 10.1021/ed054p225. (po anglicky)

Zdroj
-----


|  |  |
| --- | --- |
| Portal | Fyzikálny portálChemický portál |

*Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Ionic strength na anglickej Wikipédii.*