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Qué indica el Factor van't Hoff en la presión osmótica

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Qué indica el Factor van't Hoff en la presión osmótica

 

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El Factor de van't Hoff simbolizado con la letra i, se refiere al grado de disociación que tienen las moléculas de soluto. La disociación es un proceso en el que las moléculas de sustancias iónicas solubles, al disolverse, se separan en sus átomos constituyentes o en moléculas más simples. Estos átomos y moléculas más simples, se denominan iones, y tienen carga eléctrica positiva y negativa. Cuando se disuelven, las moléculas de solutos iónicos se separan en iones (los iones son partículas constituidas por un átomo o molécula con carga eléctrica positiva o negativa). Los átomos que constituyen a un compuesto iónico tienen una gran diferencia de carga eléctrica entre sí. El Factor de van't Hoff indica en cuántas partes se separa un determinado tipo de molécula. Por ejemplo:

Las moléculas de sal común (NaCl o Cloruro de Sodio), al disolverse en agua se separan en átomos de Na y Cl, por lo tanto, para la sal común (NaCl) i es igual a 2. Para las moléculas de MgCl2 (Cloruro de Magnesio) el Factor de van't Hoff i es igual a 3, ya que al disolverse, sus moléculas se separan en 3 iones (1 de Mg y 2 de Cl).

En el caso de las sustancias que no son iónicas, por ejemplo la glucosa, como al disolverse no se disocian, para ellas el Factor van't Hoff i es igual a 1.

El Factor van't Hoff es necesario para medir la presión osmótica, dado que al ser una propiedad coligativa que no depende del tipo de soluto disuelto sino de su concentración, las partes que constituyen a los solutos iónicos, al disociarse se comportan como partículas separadas, lo cual aumenta la concentración de soluto y por ende a la presión osmótica. Por ejemplo, si a una temperatura dada, se disuelve en un recipiente con agua, 1 mol de glucosa y en otro recipiente con agua se disuelve 1 mol de sal común (NaCl), como las moléculas de sal son iónicas y cada una se disocia en dos iones (1 ion de Na y 1 ion de Cl, es decir i = 2), esto duplicará la concentración de soluto en el segundo recipiente y por ende la presión osmótica. Esto significa que en el recipiente con sal disuelta la presión osmótica será doble.
 
No obstante, es necesario remarcar que las moléculas de solutos iónicos en las soluciones reales no se disocian en su totalidad, es decir en un 100%. Las soluciones ideales son modelos teóricos en los que se asume que las interacciones entre moléculas de solvente y de soluto no varían según el tipo de elemento disuelto, por lo que son iguales para todo tipo de soluto. Asimismo, en las soluciones ideales se considera que cuando se disuelve un soluto iónico, todas sus moléculas se disocian según lo esperado (por ejemplo, en el caso del NaCl, todas las moléculas se separan en dos iones, por lo que la concentración de partículas se duplica y por consiguiente la presión osmótica también se duplica).

Sin embargo, en las soluciones reales, al disolverse un compuesto iónico, sus moléculas se separan en iones tal cual lo esperado, pero muchos de estos iones al estar cerca de otros iones de carga opuesta, son atraídos por estos últimos y terminan apareándose nuevamente para volver a formar a la molécula original. Entonces, el proceso de disociación no es completo y muchas moléculas de soluto no se separan en sus iones constituyentes. Cuanto mayor es la concentración de solutos, menor es el grado de disociación, porque al haber más iones de soluto con carga opuesta atrayéndose entre sí, más de ellos vuelven a unirse. Esto hace que en soluciones reales el Factor de van't Hoff i no sea exactamente igual al número esperado. Por ejemplo, para una solución con concentración molar de 0,05 NaCl, el grado de disociación real es 1,9 mientras que el grado de disociación ideal esperado era 2. Para la misma concentración de MgCl2, el grado de disociación real obtenido es 2,7 mientras que el grado de disociación ideal esperado era 3.

Para soluciones de concentraciones muy pequeñas, el grado de disociación, y por ende el Factor van't Hoff i es cercano al ideal, pero a partir de concentraciones molares de 0,01 el Factor van't Hoff i comienza a disminuir.   

Para averiguar el valor real del Factor de van't Hoff i para un tipo de soluto a una determinada concentración, hay que dividir el valor de la presión osmótica obtenido experimentalmente (Πexperimental) entre el valor de presión osmótica teórico (Πideal) esperado:

i = Πexperimental / Πideal

Que es igual a: 

i = Πexperimental / itMRT 

Π = iMRT es la fórmula de la presión osmótica para soluciones ideales. Donde Π (la letra griega pi) es la presión osmótica, it es el factor van't Hoff teórico, M es la concentración molar (molaridad) de soluto disuelto, R la constante universal de gases ideales, y T la temperatura. Para conocer más sobre esta fórmula, se recomienda leer: Qué es la presión osmótica y cómo se calcula.

A continuación se muestra una tabla comparativa de valores de i experimentalmente obtenidos para soluciones con solutos disueltos a concentración molar de 0,05.

COMPUESTO i EXPERIMENTALMENTE OBTENIDO i TEÓRICO
Glucosa 1 1
Sucrosa 1 1
NaCl 1,9 2 (1 ion Na, 1 ion Cl)
MgCl2 2,7 3 (1 ion Mg, 2 iones Cl)
HCl 1,9 2 (1 ion H, 1 ion Cl)
FeCl3 3,4 4 (1 ion Fe, 3 iones Cl)
MgSO4 1,4 2 (1 ion Mg, 1 ion SO4)

 
 
<< Para aprender más sobre la presión osmótica, ir al artículo de Qué es la presión osmótica y cómo se calcula
 
Fuentes de la información:

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