coeficiente de atividade

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Soluções Eletrolíticas
Lei limite de Debye- Hückel
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Insuficiência da Teoria de Arrhenius
Teoria de Arrhenius
Não considera possíveis interações eletroestáticas entre os íons
O solvente representa um meio inerte sem participação nos processos que envolvem os íons
Teoria que se aplica somente para os Eletrólitos fracos:
Concentração iônica tão pequena que as interações interiônicas são de pouca influência
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Lei limite de Debye- Hückel
Idéia Principal
+
 -
 -
+
+
Atmosfera iônica en volta de cada íon
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Atmosfera iônica
+
 -
 -
+
+
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Modelo para as propriedades do Íon
Propriedade do Íon 
Propriedade de uma partícula neutra
Efeito da carga
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Expressão do potencial químico do Íon
atividade = molalidade + efeito da carga
a = m 
  = o + RT Ln a
 = o + RT Ln m 
 = o + RT Ln m + RTLn 
 = ´ + RT Ln 
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 = ´ + RT Ln 
´: potencial químico de uma solução ideal diluída de mesma molalidade do que a solução iônica
´ = o + RT Ln m
 = o + RT Ln m + RTLn 
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Coeficiente de atividade médio 
Espécies Iônicas
i =  io + RT Ln mi + RTLn 
 = o + RT Ln m + RTLn 
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Teoria da atração interiônica
Debye-Hückel (1923)
Atmosfera iônica
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Força Iônica I (Lewis e Randall 1921)
Contribuição das interações elétricas: RTLn 
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Equação de Debye-Hückel
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i =  io + RT Ln mi + RTLn 
Determinação de  a partir de :
 
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Eletrólito 1 - 1
Número total de íons  = + + - = 2 
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Lei LIMITE de Debye-Hückel
Válida para soluções diluídas m < 0,01
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 Para soluções mais concentradas: