Obre el menú principal

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

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:

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]

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

ReferènciesModifica

  1. Díaz Peña, M.; Roig Muntaner, A. Química física (en castellà). 1ª. 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.