Einführung
Die Durchmischung von Lösungen wird von der Entropie angetrieben, nicht von der Enthalpie. Während ein ideales Gas per Definition keine Wechselwirkungen zwischen den Teilchen hat, setzt eine ideale Lösung Wechselwirkungen voraus. Ohne diese Wechselwirkungen würde sich die Lösung nicht in einer flüssigen Phase befinden. Ideale Lösungen sind vielmehr so definiert, dass die Mischungsenthalpie oder Lösungsenthalpie gleich Null ist (ΔH-Mischung oder ΔH-Lösung = 0). Dies liegt daran, dass die Wechselwirkungen zwischen zwei Flüssigkeiten, A-B, der Durchschnitt der A-A-Wechselwirkungen und der B-B-Wechselwirkungen ist. In einer idealen Lösung sind die durchschnittlichen A-A- und B-B-Wechselwirkungen identisch, so dass es keinen Unterschied zwischen den durchschnittlichen A-B-Wechselwirkungen und den A-A/B-B-Wechselwirkungen gibt.
Da in der Biologie und Chemie die durchschnittlichen Wechselwirkungen zwischen A und B nicht immer den Wechselwirkungen von A oder B allein entsprechen, ist die Mischungsenthalpie nicht Null. Daher wird ein neuer Begriff verwendet, um die Konzentration von Molekülen in Lösung zu beschreiben. Die Aktivität, \(a_1\), ist die effektive Konzentration, die die Abweichung vom idealen Verhalten berücksichtigt, wobei die Aktivität einer idealen Lösung gleich eins ist.
Ein Aktivitätskoeffizient, \( \gamma_1\), wird verwendet, um vom Molenbruch des gelösten Stoffes, \(x_1\), (als Konzentrationseinheit kann der Molenbruch aus anderen Konzentrationseinheiten wie Molarität, Molalität oder Gewichtsprozent berechnet werden) in die Aktivität, \(a_1\), umzurechnen.
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