Résolvez I = ½Σcᵢzᵢ² pour déterminer la force ionique d’une solution. Saisissez la concentration et la charge de chaque ion, consultez les contributions détaillées ou calculez automatiquement la dissociation d’un sel courant.
Ions en solution
Charge is signed: use a positive number for cations (e.g. 2 for Mg²⁺) and a negative number for anions (e.g. -1 for Cl⁻).
Force ionique
—
Enter a concentration and charge for at least one ion to compute ionic strength.
Ions en solution
Force ionique
—
Enter a concentration and charge for at least one ion to see each ion's contribution.
Ion
c (mol/L)
z
z²
½cz² (mol/L)
% of I
Salt solution
The salt fully dissociates into its ions; each ion's concentration is the salt's molarity times its stoichiometric coefficient.
Force ionique
—
Choose a salt and its concentration to compute ionic strength.
4 min de lecture3 étapes6 termes3 exemples6 questionsI = ½ Σ cᵢzᵢ²
La force ionique (I) est une grandeur courante en chimie physique qui mesure la concentration et la charge des ions dans une solution.
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Étapes
Comment utiliser cette calculatrice
3 étapes▸
1
Répertorier chaque ion de la solution
Dans l’onglet Force ionique, saisissez la concentration molaire (mol/L) et la charge algébrique de chaque ion — positive pour les cations comme Na⁺ ou Mg²⁺, négative pour les anions comme Cl⁻ ou SO₄²⁻. Ajoutez une ligne pour chaque ion présent ; au moins un ion est nécessaire.
2
Lire la force ionique
La carte de résultat affiche I en mol/L, calculée selon I = ½Σcᵢzᵢ², soit la moitié de la somme des concentrations de chaque ion multipliées par le carré de sa charge. Passez à l’onglet Contributions pour voir la part de chaque ion dans le total.
3
Ou partir d’un sel
Dans l’onglet À partir d’un sel, choisissez un électrolyte fort courant (NaCl, MgCl₂, CaCl₂, etc.) et saisissez sa concentration molaire. Le calculateur le dissocie automatiquement en ions en appliquant la stœchiométrie correspondante, puis calcule la force ionique de la même façon.
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Référence
Formule et méthodologie
2 formules▸
Force ionique
I = ½ Σ cᵢzᵢ²
I est la force ionique en mol/L. cᵢ est la concentration molaire de l’ion i (mol/L) et zᵢ sa charge algébrique. La somme porte sur tous les ions en solution ; on la divise par deux, car sans ce facteur chaque interaction entre deux ions serait comptée deux fois.
Concentration ionique à partir d’un sel dissous
cᵢ = ν × Csalt
Lorsqu’un sel se dissocie complètement, la concentration de chaque ion est égale à la concentration molaire du sel (Csalt) multipliée par ν, le nombre d’ions libérés par unité de formule. Par exemple, MgCl₂ → Mg²⁺ + 2Cl⁻ libère 2 mol de Cl⁻ par mol de MgCl₂.
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Glossaire
Termes clés expliqués
6 termes▸
Force ionique (I)Mesure de la concentration totale en ions dans une solution, pondérée par le carré de leur charge. Unité : mol/L. Elle caractérise l’environnement de champ électrique auquel les ions sont soumis et permet d’évaluer l’écart de leur comportement par rapport à une solution idéale infiniment diluée.
Concentration (cᵢ)Concentration molaire d’un ion donné dans la solution, exprimée en mol/L (M). Pour un sel entièrement dissocié, elle correspond à la molarité du sel multipliée par le coefficient stœchiométrique de cet ion dans la réaction de dissociation.
Charge ionique (zᵢ)Charge algébrique d’un ion : petit entier positif pour les cations (Na⁺ = +1, Ca²⁺ = +2, Al³⁺ = +3) et petit entier négatif pour les anions (Cl⁻ = -1, SO₄²⁻ = -2, PO₄³⁻ = -3). La force ionique dépend de zᵢ² ; à concentration égale, les ions doublement ou triplement chargés contribuent donc beaucoup plus que les ions monovalents.
ÉlectrolyteSubstance qui se dissocie en ions libres lorsqu’elle est dissoute dans l’eau, rendant la solution conductrice. Les électrolytes forts comme NaCl ou MgCl₂ se dissocient presque complètement, hypothèse retenue par ce calculateur.
Coefficient d’activité (γ)Facteur correctif, généralement inférieur à 1, qui tient compte des interactions entre ions réels en solution et de leur écart au comportement idéal d’une espèce infiniment diluée. La force ionique est la principale donnée utilisée pour estimer les coefficients d’activité.
Loi limite de Debye–HückelÉquation théorique, log₁₀γ = -0.51 z² √I, qui estime le coefficient d’activité γ d’un ion à partir de sa charge z et de la force ionique I de la solution. C’est la raison la plus courante de calculer la force ionique ; cette approximation est surtout valable à faible force ionique (I < 0.01 mol/L).
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Situations types
Exemples concrets
3 exemples▸
🧂
Sel de table dans l’eau
NaCl à 0.1 M
Na⁺ 0.1 mol/L, z = +1Cl⁻ 0.1 mol/L, z = -1
Les deux ions portent une charge unitaire, leurs contributions sont donc égales : ½(0.1·1² + 0.1·1²) = ½(0.2) = 0.1 mol/L. Pour un électrolyte 1:1 comme NaCl, la force ionique est toujours égale à la concentration molaire du sel.
🧪
Électrolyte 2:1
MgCl₂ à 0.1 M
Mg²⁺ 0.1 mol/L, z = +2Cl⁻ 0.2 mol/L, z = -1
MgCl₂ libère 2 mol de Cl⁻ par mole dissoute, la concentration en Cl⁻ est donc de 0.2 M. Comme la charge de Mg²⁺ est élevée au carré, sa contribution pèse davantage : ½(0.1·2² + 0.2·1²) = ½(0.4 + 0.2) = 0.3 mol/L, soit trois fois plus que pour la même concentration molaire de NaCl.
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Solution mixte
NaCl à 0.05 M et MgSO₄ à 0.02 M
Na⁺ / Cl⁻ 0.05 mol/L chacun, z = ±1Mg²⁺ / SO₄²⁻ 0.02 mol/L chacun, z = ±2
Chaque ion apporte une contribution indépendante : NaCl ajoute ½(0.05·1 + 0.05·1) = 0.05 mol/L, et MgSO₄ ajoute ½(0.02·4 + 0.02·4) = 0.08 mol/L. La force ionique totale du mélange est la somme, soit 0.13 mol/L — même principe que celui appliqué à toute liste d’ions par le calculateur.
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Référence
Citer cette calculatrice
APA et MLA▸
Utilisez un de ces formats pour citer cette calculatrice dans un devoir ou un rapport.
La force ionique (I) est une grandeur courante en chimie physique qui mesure la concentration et la charge des ions dans une solution. Elle sert notamment à estimer les coefficients d’activité avec l’équation de Debye–Hückel, à prévoir les variations de solubilité (effets de relargage et de solubilisation par les sels) et à caractériser les solutions tampons, l’eau de mer et les fluides physiologiques.
Fonctionnement du calculateur de force ionique
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Le calculateur applique la définition standard I = ½Σcᵢzᵢ² en additionnant les contributions de chaque ion saisi. La contribution de chaque ion est ½cᵢzᵢ² en mol/L ; le facteur ½ est conventionnel et permet de compter une seule fois chaque interaction entre deux ions. Comme la charge est élevée au carré, un ion doublement chargé (z = 2) contribue quatre fois plus par mole qu’un ion monovalent à la même concentration. Ainsi, 0.1 M MgCl₂ (I = 0.3 mol/L) a une force ionique trois fois plus élevée que 0.1 M NaCl (I = 0.1 mol/L), bien que leur concentration molaire soit identique.
Entrées et signification
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Pour chaque ion, indiquez une concentration en mol/L et une charge algébrique. La concentration est toujours positive ou nulle ; la charge porte un signe (positif pour les cations, négatif pour les anions), mais son signe n’influe pas sur la contribution puisque la formule l’élève au carré : seule sa valeur absolue compte. Dans l’onglet À partir d’un sel, saisissez la concentration molaire du sel ; le calculateur applique le coefficient stœchiométrique adéquat à chaque ion libéré (par exemple, CaCl₂ → 1 mol de Ca²⁺ + 2 mol de Cl⁻ par mole de sel dissoute).
Limites et cas particuliers
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Ce calculateur suppose une dissociation complète, approximation adaptée aux électrolytes forts (sels courants, acides forts et bases fortes), mais qui surestime la force ionique des espèces faibles ou partiellement dissociées, dont seule une partie des unités de formule se sépare en ions libres. Il suppose également que chaque concentration indiquée est connue et exacte ; il ne tient compte ni de l’appariement ionique, ni de la complexation, ni des effets d’activité à forte force ionique, où la formule additive simple et les modèles qui en découlent, comme la loi limite de Debye–Hückel (valable en dessous d’environ I = 0.01 mol/L), commencent à perdre leur validité. Pour des solutions concentrées ou complexes, des modèles spécialisés de coefficient d’activité (équation de Davies, équations de Pitzer) sont plus adaptés que la seule valeur brute de la force ionique.
❓
Questions
Questions fréquentes
6 questions▸
Quelle est la formule de la force ionique ?+
La force ionique est I = ½Σcᵢzᵢ² : on additionne, pour chaque ion en solution, sa concentration molaire multipliée par le carré de sa charge, puis on divise la somme par deux. Elle s’exprime en mol/L, comme une concentration.
Quelle est la force ionique d’une solution de NaCl à 0.1 M ?+
Elle est de 0.1 mol/L. NaCl se dissocie en Na⁺ et Cl⁻, tous deux monovalents (z = ±1) et à 0.1 M : I = ½(0.1·1² + 0.1·1²) = ½(0.2) = 0.1 mol/L. Pour tout électrolyte 1:1 composé d’ions monovalents, la force ionique est égale à la concentration molaire du sel.
Pourquoi la force ionique de MgCl₂ à 0.1 M est-elle supérieure à celle de NaCl à 0.1 M ?+
MgCl₂ libère un ion Mg²⁺ doublement chargé (z = 2) et deux fois plus de Cl⁻ (0.2 M, car chaque unité de formule contient deux chlorures). Comme la formule élève la charge au carré, la contribution de Mg²⁺ est multipliée par 4 : I = ½(0.1·2² + 0.2·1²) = ½(0.4 + 0.2) = 0.3 mol/L, soit trois fois la force ionique de NaCl à la même concentration molaire.
Pourquoi la formule élève-t-elle la charge ionique au carré ?+
La force ionique mesure l’influence électrostatique que les ions exercent les uns sur les autres, laquelle dépend de leur charge autant que de leur concentration. Le carré de la charge (zᵢ²) pondère davantage les ions fortement chargés, dont l’effet sur les interactions ioniques est bien plus important : à concentration égale, un ion doublement chargé perturbe beaucoup plus la solution qu’un ion monovalent.
À quoi sert la force ionique ?+
Elle sert à estimer les coefficients d’activité (avec la loi limite de Debye–Hückel et les modèles associés), qui corrigent les équations des solutions idéales pour tenir compte des solutions réelles. Elle permet aussi de prévoir les effets des sels sur la solubilité, de caractériser les tampons et fluides physiologiques et de définir des conditions cohérentes pour des expériences d’électrochimie et de titrage.
Quelles unités ce calculateur utilise-t-il ?+
Les concentrations sont saisies en mol/L (molarité, M) et les charges sous forme d’entiers relatifs (par exemple 1, -1, 2, -2). Le résultat, la force ionique, est également exprimé en mol/L, comme les concentrations, puisque la formule est une somme pondérée de concentrations.
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