Redigerer Termodynamisk aktivitet

I kjemisk [[termodynamikk]] er aktivitet (symbol a) et mål på "effektiv konsentrasjon" av et specie i en blanding, i den forstand at [[Kjemiske specier|speciets]] [[Kjemisk potensial|kjemiske potensial]] avhenger av aktiviteten til en reell løsning på samme måte som den ville avhenge på [[Konsentrasjon (kjemi)|konsentrasjon]] for en ideell løsning. Begrepet "aktivitet" i denne forstand ble laget av den amerikanske kjemikeren [[Gilbert N. Lewis]] i 1907.<ref>{{Kilde artikkel|tittel=Outlines of a New System of Thermodynamic Chemistry|publikasjon=Proceedings of the American Academy of Arts and Sciences|doi=10.2307/20022322|url=https://www.jstor.org/stable/10.2307/20022322?origin=crossref|dato=1907|fornavn=Gilbert Newton|etternavn=Lewis|serie=7|språk=en|bind=43|sider=259|besøksdato=2021-02-21}}</ref>

Etter konvensjon blir aktivitet behandlet som en dimensjonsløs mengde, selv om verdien avhenger av vanlige valg av standardtilstand for speciet. Aktiviteten til rene stoffer i kondenserte faser ([[Faststoff|faste]] eller [[væske]]r) blir normalt sett på som 1. Aktivitet avhenger blant annet av [[temperatur]], [[trykk]] og sammensetning av blandingen. For gasser er aktiviteten det effektive partialtrykket, og blir vanligvis referert til som [[flyktighet]].

Forskjellen mellom aktivitet og andre mål for sammensetning oppstår fordi molekyler i ikke-ideelle [[gass]]er eller [[Løsning (kjemi)|løsninger]] samhandler med hverandre, enten for å tiltrekke seg eller for å avvise hverandre. Aktiviteten til et ion er spesielt påvirket av omgivelsene.

Aktiviteter bør brukes til å definere likevektskonstanter, men i praksis brukes ofte konsentrasjoner i stedet. Det samme gjelder ofte ligninger for reaksjonshastigheter. Imidlertid er det omstendigheter der aktiviteten og konsentrasjonen er vesentlig forskjellige, og som sådan er det ikke gyldig å tilnærme seg med konsentrasjoner der det kreves aktiviteter. To eksempler tjener til å illustrere dette poenget:

* I en løsning av kaliumhydrogenjodat KH(IO<sub>3</sub>)<sub>2</sub> ved 0,02 M er aktiviteten 40% lavere enn den beregnede hydrogenionkonsentrasjonen, noe som resulterer i en mye høyere pH enn forventet.
* Når en 0,1 M [[saltsyre]]<nowiki/>oppløsning som inneholder metylgrønn [[PH-indikator|indikator]] blir tilsatt til en 5 M løsning av magnesiumklorid, endres fargen på indikatoren fra grønn til gul - noe som indikerer økende surhet - når syren faktisk er fortynnet. Selv om aktivitetskoeffisienten nærmer seg enhet ved lav ionestyrke (<0,1 M), kan denne koeffisienten faktisk øke med ionestyrke i et regime med høy ionestyrke. For saltsyreoppløsninger er minimumet ca. 0,4 M.<ref>{{Kilde artikkel|tittel=pH Paradoxes: Demonstrating That It Is Not True That pH ≡ -log[H+]|publikasjon=Journal of Chemical Education|doi=10.1021/ed083p752|url=https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed083p752|dato=Mai 2006|fornavn=Christopher G.|etternavn=McCarty|etternavn2=Vitz|fornavn2=Ed|serie=5|språk=en|bind=83|sider=752|issn=0021-9584|besøksdato=2021-02-21}}</ref>

== Definisjon ==
Aktiviteten av et specie ''i'', betegnet ''a''<sub>''i''</sub>, er definert<ref name="GoldBook">{{GoldBookRef}}</ref><ref name="GreenBook">[[International Union of Pure and Applied Chemistry]]<span> (1993). </span></ref> som:
:<math>a_i = e^{\frac{\mu_i - \mu^{\ominus}_i}{RT}}</math>
der ''μ<sub>i</sub>'' er det [[Kjemisk potensial|kjemiske potensial]] av de speciene ''i ''under de forholdene som er av interesse, ''μ''<sup><s>o</s></sup><sub>''i''</sub> er det kjemiske potensialet til at arter under standard betingelser, ''R'' er [[Gasskonstant|gass konstant]], ''T'' er den termodynamiske temperaturen og ''e'' er [[E (matematikk)|den eksponentielle konstant]].

Alternativt kan denne ligningen skrives som:
:<math>\mu_i = \mu_i^{\ominus} + RT\ln{a_i}</math>

== Eksempel verdier ==
Eksempel verdier av aktivitet koeffisienter av [[Koksalt|natriumklorid]] i vandig løsning er gitt i tabellen under.<ref name="Cohen1988">{{Citation|first=Paul|last=Cohen|title=The ASME Handbook on Water Technology for Thermal Systems|publisher=American Society of Mechanical Engineers|year=1988|page=567|isbn=0-7918-0300-7|ISBN=0-7918-0300-7}}</ref> Avvikene ''har en tendens'' til å bli større med økende molalitet og temperatur, men med noen unntak.
{| class="wikitable sortable" cellpadding="10"
!Molalitet (mol/kg)
! 25&nbsp;°C
! 50&nbsp;°C
! 100&nbsp;°C
! 200&nbsp;°C
! 300&nbsp;°C
! 350&nbsp;°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
|}

== Se også ==
* [[Kjemisk likevekt]]
* [[Termodynamisk likevekt]]
* [[Termisk ekspansjon]]
* [[Vannaktivitet]]

== Referanser ==
<references />

{{Autoritetsdata}}

[[Kategori:Fysikalsk kjemi]]
[[Kategori:Termodynamikk]]