Coeficient d'activitat

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca

En les dissolucions ideals el potencial químic μ (l'energia de Gibbs molar) ve donat per l'expressió:

\mu_i = \mu_i^* + RT \ln x_i

Amb aquesta expressió es poden calcular totes les propietats de les dissolucions ideals. En el cas de sistemes no ideals aquesta equació deixa de ser vàlida i totes les que s'han deduït a partir d'ella. Per poder seguir utilitzant en els sistemes reals aquesta equació i les que en resulten es fa una correcció introduint un factor, anomenat coeficient d'activitat i simbolitzat per γi, que multiplica la fracció molar, xi, i faci que l'equació sigui aplicable. Per tant l'equació anterior es transforma en:

\mu_i = \mu_i^* + RT \ln \gamma_i x_i

on μi* és el potencial químic del component pur i a la pressió p i temperatura T de la dissolució.

Al producte de la fracció molar, xi, pel coeficient d'activitat, μi, s'anomena activitat: [1]

a_i = \gamma_i \cdot x_i

Els coeficients d'activitat poden calcular-se teòricament sense necessitat de mesures experimentals a partir de la teoria de Debye-Hückel o de les seves modificacions.

A continuació hi ha una taula amb coeficients d'activitat del clorur de sodi en dissolució aquosa.[2] En una dissolució ideal aquests valors serien tots igual a 1. S'observa que les desviacions augmenten en incrementar la temperatura i la concentració.

Molalitat (mol/kg) 25 °C 50 °C 100 °C 200 °C 300 °C 350 °C
0.05 0.820 0.814 0.794 0.725 0.592 0.473
0.50 0.680 0.675 0.644 0.619 0.322 0.182
2.00 0.669 0.675 0.641 0.450 0.212 0.074
5.00 0.873 0.886 0.803 0.466 0.167 0.044

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. Díaz Peña, M.; Roig Muntaner, A. Química física. 1ª (en castellà). Madrid: Alhambra, 1980, p. 957-958. ISBN 84-205-0575-7. 
  2. Cohen, P. The ASME Handbook on Water Technology for Thermal Systems (en anglès). American Society of Mechanical Engineers, 1988, p. 567.