Redigerer Aktivitetskoeffisient (avsnitt)

=== Ioniske løsninger ===
For oppløsning av stoffer som ioniserer i oppløsning kan ikke aktivitetskoeffisientene til [[kation]]et og [[anion]]et eksperimentelt bestemmes uavhengig av hverandre fordi løsningsegenskapene avhenger av begge ioner. Enkel-ion-aktivitetskoeffisienter må være knyttet til aktivitetskoeffisienten til den oppløste elektrolytten som om den ikke er dissosiert. I dette tilfellet en gjennomsnittlig støkiometrisk aktivitetskoeffisient for den oppløste elektrolytten, ''γ''<sub>±</sub>, benyttet. Det kalles støkiometrisk fordi det uttrykker både avviket fra løsningens idealitet og den ufullstendige ioniske dissosiasjonen av den ioniske forbindelsen som oppstår spesielt med økningen av konsentrasjonen.

For en 1: 1-elektrolytt, slik som [[Koksalt|NaCl]], er den gitt av følgende:

: <math> \gamma_\pm=\sqrt{\gamma_+\gamma_-}</math>

hvor ''γ''<sub>+</sub> og ''γ''<sub>−</sub> er henholdsvis kationens og anionens aktivitetskoeffisienter.

Mer generelt er den gjennomsnittlige aktivitetskoeffisienten for en forbindelse med formel A<sub>''p''</sub>B<sub>''q''</sub> er gitt ved:<ref>{{cite book|last1=Atkins|first1=Peter|last2=dePaula|first2=Julio|title=Physical Chemisrry|date=2006|publisher=OUP|isbn=9780198700722|chapter=Section 5.9, The activities of ions in solution|edition=8th}}</ref>

: <math> \gamma_\pm=\sqrt[p+q]{\gamma_\mathrm{A}^p\gamma_\mathrm{B}^q}</math>

Enkel-ion-aktivitetskoeffisienter kan beregnes teoretisk, for eksempel ved å bruke Debye–Hückel ligningen. Den teoretiske ligningen kan testes ved å kombinere de beregnede enkelt-ion-aktivitetskoeffisientene for å gi middelverdier som kan sammenlignes med eksperimentelle verdier.

Det rådende synet på at enkeltionaktivitetskoeffisienter er umålbare uavhengig, eller kanskje til og med fysisk meningsløst, har sine røtter i Guggenheims arbeid på slutten av 1920-tallet.<ref name="Guggenheim1928">{{cite journal|last1=Guggenheim|first1=E. A.|title=The Conceptions of Electrical Potential Difference between Two Phases and the Individual Activities of Ions|journal=The Journal of Physical Chemistry|volume=33|issue=6|year=1928|pages=842–849|issn=0092-7325|doi=10.1021/j150300a003}}</ref> Imidlertid har kjemikere aldri vært i stand til å gi opp ideen om enkeltionaktiviteter, og ved implikasjon enkeltionaktivitetskoeffisienter. For eksempel er [[pH]] definert som den negative logaritmen til hydrogenionaktiviteten. Hvis det rådende synet på den fysiske betydningen og målbarheten til enkeltionaktiviteter er riktig, vil definere pH som den negative logaritmen til hydrogenionaktiviteten plassere mengden helt i den umålbare kategorien. [[International Union of Pure and Applied Chemistry|International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC)]] anerkjenner denne logiske vanskeligheten, og sier at den aktivitetsbaserte definisjonen av pH bare er en ideell definisjon..<ref>{{GoldBookRef|title=pH|file=P04524}}</ref> Til tross for det rådende negative synet på målbarheten til enkeltionskoeffisienter, fortsetter begrepet enkeltionaktiviteter å bli diskutert i litteraturen, og minst en forfatter presenterer en definisjon av enkeltionaktivitet i termer av rent termodynamiske størrelser og foreslår en metode for måling av enkeltionaktivitetskoeffisienter basert på rent termodynamiske prosesser.<ref name="Rockwood2015">{{cite journal|last1=Rockwood|first1=Alan L.|title=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|journal=ChemPhysChem|volume=16|issue=9|year=2015|pages=1978–1991|issn=1439-4235|doi=10.1002/cphc.201500044|pmid=25919971|pmc=4501315}}</ref>