Aktivitetskoefficienten, γ, anger avvikelsen från en ideal blandnings uppförande i en gas eller vätskeblandning, men kan även tala om hur joner och deras elektrostatiska växelverkningar beter sig i elektrolytlösningar. Aktivitetskoefficienten används inom lösningskemin för att göra omräkningar mellan lösta koncentrationer och aktiviteter i kemiska jämviktsuttryck.
Aktivitetskoefficienten definieras genom sambandet
- a = γ C, alt. a = γ x
där a är aktiviteten för ett ämne, C dess koncentration i enheten mol per liter, x molbråket för det specifika ämnet och γ (den grekiska bokstaven gamma) är aktivitetskoefficienten.
För lösta oorganiska ämnen utan laddning, till exempel oladdade komplex, har aktivitetskoefficienten ett värde nära 1 och man kan därför ofta sätta aktiviteten lika med koncentrationen. Samma sak gäller i princip för joner då jonstyrkan går mot noll, särskilt för joner med låg laddning.
I övrigt kan lösta joner och laddade komplex ha ett värde för γ mellan 0 och 1, och dess värde är starkt beroende av jonstyrkan samt jonens eller komplexets laddning. Det finns inget teoretiskt riktigt samband som beskriver γ som funktion av jonstyrka och laddning för alla förhållanden.
Approximationsmetoder
En ofta använd ekvation, som kan användas vid jonstyrkor upp till 0,5 mol per liter, är Davies ekvation för vattenlösningar:
där z är jonens eller komplexets laddning, och I är jonstyrkan i mol per liter. Davies' ekvation finns normalt sett inlagd i datorprogram för kemisk jämvikt och kan därför lätt användas i jämviktsberäkningar.
Vid jonstyrkor högre än 0,5 mol/l måste mer komplicerade samband användas, till exempel Pitzer's ekvationer eller Specific ion-interaction theory (SIT).
Exempelberäkning
Nedan visas sambandet mellan jonens laddning och aktivitetskoefficienten för jonstyrkor upp till 0,5 mol per liter, beräknad enligt Davies' ekvation, då temperaturen är 25 grader Celsius:
Aktivitetskoefficienter (γ) som funktion av jonstyrkan och jonens laddning (z) i vatten enligt Davies' ekvation
| Jonstyrka (mol/l)
|
γ då z = 0
|
γ då z = ± 1
|
γ då z = ± 2
|
γ då z = ± 3
|
γ då z = ± 4
|
| 0 |
1 |
1 |
1 |
1 |
1
|
| 0,0005 |
1 |
0,975 |
0,903 |
0,795 |
0,664
|
| 0,001 |
1 |
0,965 |
0,867 |
0,725 |
0,565
|
| 0,002 |
1 |
0,952 |
0,820 |
0,640 |
0,452
|
| 0,005 |
1 |
0,927 |
0,738 |
0,505 |
0,297
|
| 0,01 |
1 |
0,902 |
0,661 |
0,334 |
0,191
|
| 0,02 |
1 |
0,871 |
0,574 |
0,287 |
0,109
|
| 0,05 |
1 |
0,821 |
0,454 |
0,169 |
0,0426
|
| 0,1 |
1 |
0,781 |
0,372 |
0,108 |
0,0191
|
| 0,2 |
1 |
0,746 |
0,310 |
0,0717 |
0,00922
|
| 0,5 |
1 |
0,733 |
0,289 |
0,0610 |
0,00693
|
Vid högre jonstyrkor än 0,5 mol/l beror värdet för γ även på andra faktorer som är specifika för olika joner, varför γ då blir beroende av sammansättningen av joner i lösningen.
Litteratur
- M. M. Benjamin. Water chemistry (2002, McGraw-Hill).
