Coefficiente di attività: differenze tra le versioni

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I coefficienti di attività dello ione singolo si possono calcolare teoricamente, per esempio applicando l'[[equazione di Debye-Hückel]]. L'equazione teorica può essere utilizzata combinando il calcolo dei coefficienti di attività di singoli ioni per fornire valori medi che possono essere confrontati con i valori sperimentali.

L'opinione prevalente secondo cui i coefficienti di attività di singoli ioni non sono misurabili da metodi indipendenti, o che tali calcoli siano fisicamente insignificanti, ha le sue radici nel lavoro di Guggenheim alla fine degli anni 1920.<ref name="Guggenheim1928">{{Cita pubblicazione |rivista = [[Journal of Physical Chemistry A|J. Phys. Chem.]] |autore = Guggenheim E. A. |titolo = The Conceptions of Electrical Potential Difference between Two Phases and the Individual Activities of Ions |anno = 1928 |volume = 33 |numero = 6 |pp = 842–849842-849 |lingua = en |issn = 0092-7325 |doi = 10.1021/j150300a003 }}</ref> Tuttavia, i chimici non sono mai stati in grado di rinunciare all'idea delle attività a singolo ione e, di conseguenza, ai

coefficienti di attività ionica a singolo ione. Per esempio, il [[pH]] viene definito come il logaritmo negativo dell'attività dello ione idrogeno. Se la visione prevalente sul significato fisico e la misurabilità delle attività a singolo ione è corretta, allora la definizione del pH colloca la quantità esattamente nella categoria non misurabile. Riconoscendo questa difficoltà logica, la [[Unione internazionale di chimica pura e applicata|IUPAC]] afferma che la definizione del pH basata sull'attività è solo una nozione.<ref>{{GoldBook1997|anno=|titolo=pH|file=P04524

|url=http://goldbook.iupac.org/terms/view/P04524|doi=}}</ref> Nonostante la prevalente visione negativa sulla misurabilità dei coefficienti a singolo ione, il concetto di attività a singolo ione continua ad essere discusso in letteratura e almeno un autore presenta una definizione di attività a singolo ione in termini di quantità puramente termodinamiche e propone un metodo di misura dei coefficienti di attività di singoli ioni basato su processi puramente termodinamici.<ref name="Rockwood2015">{{Cita pubblicazione |rivista = [[ChemPhysChem]] |autore = Rockwood Alan L. |titolo = Meaning and Measurability of Single-Ion Activities, the Thermodynamic Foundations of pH, and the Gibbs Free Energy for the Transfer of Ions between Dissimilar Materials |anno = 2015 |volume = 16 |numero = 9 |pp = 1978–19911978-1991 |lingua = en |issn = 1439-4235 |doi = 10.1002/cphc.201500044 |pmid = 25919971 |id = {{PMCID|4501315}} }}</ref>

== Calcolo sperimentale ==

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[[File:UNIQUACRegressionChloroformMethanol.png|thumb|upright=1.5|[[Analisi della regressione|Regressione]] UNIQUAC dei coefficienti attività nella miscela ([[cloroformio]]/[[metanolo]])]]

I coefficienti di attività per soluzioni elettrolite si possono calcolare teoricamente, viene usata l'[[equazione di Debye-Hückel]] o delle estensioni così come l'[[equazione di Davies]],<ref name="King1964">{{Cita pubblicazione |rivista = Science |autore = King E. L. |titolo = Book Review: Ion Association, C. W. Davies, Butterworth, Washington, D.C., 1962 |url = https://archive.org/details/sim_science_1964-01-03_143_3601/page/n35 |anno = 1964 |volume = 143 |numero = 3601 |p = 37 |lingua = en |issn = 0036-8075 |doi = 10.1126/science.143.3601.37 |bibcode = 1964Sci...143...37D }}</ref> le [[equazioni di Pitzer]]<ref name="davies">{{Cita web |url = http://www.nea.fr/html/dbtdb/guidelines/tdb2.pdf |titolo = Guidelines for the extrapolation to zero ionic strength |autore = I. Grenthe; H. Wanner |sito = |lingua = inglese |accesso = }}</ref> o il modello di correlazione a 3 parametri caratteristici (TCPC).<ref name="GeWang2007">{{Cita pubblicazione |rivista = [[Journal of Chemical & Engineering Data|J. Chem. Eng. Data]] |autore = Ge Xinlei; Wang Xidong; Zhang Mei; Seetharaman Seshadri |titolo = Correlation and Prediction of Activity and Osmotic Coefficients of Aqueous Electrolytes at 298.15 K by the Modified TCPC Model |anno = 2007 |volume = 52 |numero = 2 |pp = 538-547 |lingua = en |issn = 0021-9568 |doi = 10.1021/je060451k}}</ref><ref name="GeZhang2008_1">{{Cita pubblicazione |rivista = [[Journal of Chemical & Engineering Data|J. Chem. Eng. Data]] |autore = Ge Xinlei; Zhang Mei; Guo Min; Wang Xidong |titolo = Correlation and Prediction of Thermodynamic Properties of Nonaqueous Electrolytes by the Modified TCPC Model |anno = 2008 |volume = 53 |numero = 1 |pp = 149-159 |lingua = en |issn = 0021-9568 | doi = 10.1021/je700446q }}</ref><ref name="GeZhang2008_4">{{Cita pubblicazione |rivista = [[Journal of Chemical & Engineering Data|J. Chem. Eng. Data]]|autore = Ge Xinlei; Zhang Mei; Guo Min; Wang Xidong |titolo = Correlation and Prediction of Thermodynamic Properties of Some Complex Aqueous Electrolytes by the Modified Three-Characteristic-Parameter Correlation Model |anno = 2008 |volume = 53 |numero = 4 |pp = 950-958 |lingua = en |issn = 0021-9568 |doi = 10.1021/je7006499}}</ref><ref name="GeWang2009">{{Cita pubblicazione |rivista = [[Journal of Chemical & Engineering Data|J. Chem. Eng. Data]] |autore = Ge Xinlei; Wang Xidong|titolo = A Simple Two-Parameter Correlation Model for Aqueous Electrolyte Solutions across a Wide Range of Temperatures |anno = 2009 |volume = 54 |numero = 2 |pp = 179-186 |lingua = en |issn = 0021-9568 |doi = 10.1021/je800483q}}</ref> Viene anche utilizzata la [[teoria specifica dell'interazione ionica|SIT]]<ref>{{Cita web |url = http://www.iupac.org/web/ins/2000-003-1-500 |titolo = Project: Ionic Strength Corrections for Stability Constants |sito = IUPAC |lingua = en |accesso=15 novembre 2008|urlarchivio = https://web.archive.org/web/20081029193538/http://www.iupac.org/web/ins/2000-003-1-500 |urlmorto = sì}}</ref>.

Per soluzioni non-elettrolite si possono utilizzare metodi correlativi come [[UNIQUAC]], [[Modello a due liquidi non casuale|NRTL]], [[separazione modificata della densità di energia coesiva|MOSCED]] o [[UNIFAC]], a condizione che siano disponibili valori approssimativi dei parametri specifici del componente o del modello.

COSMO-RS è un metodo teorico meno dipendente dai parametri e l'informazione viene ottenuta da calcoli di [[meccanica quantistica]] specifici per una molecola (profili sigma) in combinazione con un trattamento termodinamico statistico dei segmenti superficiali.<ref name="Klamt">{{cita libro |autore = Klamt Andreas |titolo = COSMO-RS from quantum chemistry to fluid phase thermodynamics and drug design |editore = [[Elsevier]] |città = Amsterdam |anno = 2005 |lingua = en |edizione = 1 |ISBN = 978-0-444-51994-8 |doi = |cid = }}</ref>

Per specie senza carica, il coefficiente di attività ''γ''₀ segue principalmente un modello [[salting out]]:<ref name="Butler">{{cita libro |autore = James N. Butler|titolo = Ionic equilibrium: solubility and pH calculations |editore = Wiley |città = New York |anno = 1998|lingua = en |edizione = |ISBN = 9780471585268 |doi = |cid = }}</ref>

:<math> \log_{10}(\gamma_{0}) = b I</math>

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== Soluzioni concentrate di elettroliti ==

Per soluzioni ioniche concentrate si deve tener conto dell'idratazione degli ioni, come fecero Stokes e Robinson nel modello proposto nel 1948<ref name="Robinson&Stokes">{{Cita pubblicazione |rivista = [[Journal of the American Chemical Society|J. Am. Chem. Soc.]] |autore = Stokes R. H.; Robinson R. A. |titolo = Ionic Hydration and Activity in Electrolyte Solutions |anno = 1948 |volume = 70 |numero = 5 |pp = 1870–18781870-1878 |lingua = en |doi = 10.1021/ja01185a065}}</ref>. Il coefficiente di attività dell'elettrolita venne poi suddiviso in componenti elettriche e statistiche nel modello proposto da E. Glueckauf nel 1955 modificando quello iniziale di Stokes-Robinson.

La parte statistica considera il [[Sfera di solvatazione|numero indice di idratazione h]], il numero di ioni della dissociazione e il rapporto r tra il [[Grandezza apparente molare|volume apparente molare]] dell'elettrolita e il volume molare dell'acqua e la molalità b. La parte statistica ha la seguente espressione: