Aktivitetskoefficient

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).