Zależność pomiędzy współczynnikiem aktywności f , a siłą jonową S j została podana przez Debye’a-Huckla wzór (8). log f
0,51z 2 S j 1 S j
.
(8)
Dla roztworów o sile jonowej nie przekraczającej wartości 0,01, można stosować w postaci uproszczonej tzw. graniczne prawo Debye’a-Huckla (9): log f 0,52 z
2
Sj ,
(9)
gdzie: z – jony o dodatnich i ujemnych stopniach utlenienia elektrolitu, 0,52– współczynnik tylko dla roztworów wodnych. Z wzorów (8 i 9) wynika, że ze wzrostem stężenia roztworu maleje współczynnik aktywności i tym samym aktywności są coraz mniejsze w stosunku do roztworów wyjściowych. Dalsze badania nad tym zagadnieniem prowadzili Stokes-Robinson oraz Bjerrum i inni wprowadzając dodatkowe poprawki, co pozwoliło wyznaczyć współczynniki aktywności dla wyższych stężeń roztworów. Gdy wartość siły jonowej jest bliska zeru (roztwory bardzo rozcieńczone), współczynnik aktywności wynosi 1. Wówczas aktywności nie różnią się od stężeń molowych. W tabeli 1 podano zależności współczynników aktywności – f , od różnych wartości siły jonowej – S j oraz od jonów na kilku stopniach utlenienia. Tabela 1 [1]. Siła jonowa – Sj Wartości współ. aktywności – f dla jonów o stopniach utlenienia pierwszym drugim trzecim
0
0,001
0,002
0,005
0,01
0,02
0,05
0,10
1,00 1,00 1,00
0,97 0,87 0,73
0,95 0,82 0,64
0,93 0,74 0,51
0,90 0,66 0,39
0,87 0,56 0,28
0,81 0,43 0,15
0,76 0,33 0,08
13