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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 compuestos de sustancias iónicas solubles, al disolverse, se separan en sus iones constituyentes. Estos iones tienen carga eléctrica positiva y negativa.

Los iones son átomos con un número desigual de protones y electrones debido a que cedieron 1, 2 ó 3 de sus electrones a otro átomo, o porque capturaron 1, 2 ó 3 electrones de otro átomo. Esto hace que los iones adquieran carga eléctrica positiva (por tener menos electrones que protones) o negativa (por tener más electrones que protones). Los iones 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 iones 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, se separan en 3 iones (1 de Mg+2 y 2 de Cl-).

En el caso de las sustancias que no son iónicas, por ejemplo las moléculas de sacarosa (azúcar de mesa), 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 debido a que al ser una propiedad coligativa que no depende del tipo de soluto disuelto sino de su concentración, al disociarse las partes constituyentes de solutos iónicos se comportan como partículas separadas, lo cual aumenta la concentración de soluto y por ende la presión osmótica. Por ejemplo, si a una temperatura dada, se disuelve en un recipiente con agua 1 mol de sacarosa y en otro recipiente con agua se disuelve 1 mol de sal común (NaCl), como la sal es un compuesto iónico que se disocia en dos iones (1 ion de Na+ y 1 ion de Cl-, es decir i = 2), esto duplicará la concentración de sal y por ende la presión osmótica. O sea, que en el recipiente con sal disuelta la presión osmótica será doble. 
 
No obstante, es necesario remarcar que los 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 sus unidades se separan en dos iones, la concentración de partículas se duplica y por consiguiente la presión osmótica también se duplica).

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, son más los que 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
Sacarosa 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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