En les dissolucions ideals el potencial químic μ (l'energia de Gibbs molar) és definit per l'expressió:

${\displaystyle \mu _{i}=\mu _{i}^{*}+RT\ln x_{i}}$

Amb aquesta expressió es poden calcular totes les propietats de les dissolucions ideals. En el cas de sistemes no ideals aquesta equació deixa de ser vàlida i totes les que s'han deduït a partir d'ella. Per poder seguir utilitzant en els sistemes reals aquesta equació i les que en resulten es fa una correcció introduint un factor, anomenat coeficient d'activitat i simbolitzat per γ_i, que multiplica la fracció molar, x_i, i faci que l'equació sigui aplicable. Per tant l'equació anterior es transforma en:

${\displaystyle \mu _{i}=\mu _{i}^{*}+RT\ln \gamma _{i}x_{i}}$

on μ_i^* és el potencial químic del component pur i a la pressió p i temperatura T de la dissolució.

Al producte de la fracció molar, x_i, pel coeficient d'activitat, μ_i, s'anomena activitat:^[1]

${\displaystyle a_{i}=\gamma _{i}\cdot x_{i}}$

Els coeficients d'activitat poden calcular-se teòricament sense necessitat de mesures experimentals a partir de la teoria de Debye-Hückel o de les seves modificacions.

A continuació hi ha una taula amb coeficients d'activitat del clorur de sodi en dissolució aquosa.^[2] En una dissolució ideal aquests valors serien tots igual a 1. S'observa que les desviacions augmenten en incrementar la temperatura i la concentració.