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
[redigera | redigera wikitext]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
[redigera | redigera wikitext]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:
| 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
[redigera | redigera wikitext]- M. M. Benjamin. Water chemistry (2002, McGraw-Hill).