Factor Van 't Hoff

El factor de van 't Hoff i (llamado así por el químico holandés Jacobus Henricus van 't Hoff ) es una medida del efecto de un soluto sobre propiedades coligativas como la presión osmótica , la disminución relativa de la presión de vapor , la elevación del punto de ebullición y la depresión del punto de congelación . El factor de van 't Hoff es la relación entre la concentración real de partículas producidas cuando la sustancia se disuelve y la concentración de una sustancia calculada a partir de su masa. Para la mayoría de los no electrolitos disueltos en agua, el factor de van 't Hoff es esencialmente 1.

Para la mayoría de los compuestos iónicos disueltos en agua, el factor de van 't Hoff es igual al número de iones discretos en una unidad de fórmula de la sustancia. Esto es cierto solo para soluciones ideales , ya que ocasionalmente se produce apareamiento de iones en la solución. En un instante dado, un pequeño porcentaje de los iones están apareados y cuentan como una sola partícula. El apareamiento de iones ocurre en cierta medida en todas las soluciones de electrolitos. Esto hace que el factor de van 't Hoff medido sea menor que el previsto en una solución ideal. La desviación del factor de van 't Hoff tiende a ser mayor cuando los iones tienen múltiples cargas.

El factor une la osmolaridad a la molaridad y la osmolalidad a la molalidad .

El grado de disociación es la fracción de las moléculas de soluto originales que se han disociado . Generalmente se indica con el símbolo griego . Existe una relación simple entre este parámetro y el factor de van 't Hoff. Si una fracción del soluto se disocia en iones, entonces${\estilo de visualización \alpha}$${\estilo de visualización \alpha}$${\estilo de visualización n}$

${\displaystyle i=1+\alpha (n-1).}$

Por ejemplo, la disociación KCl ⇌ K ⁺ + Cl ⁻ produce iones, de modo que .${\estilo de visualización n=2}$${\displaystyle i=1+\alpha}$

Para la disociación en ausencia de asociación, el factor de van 't Hoff es: .${\displaystyle i>1}$

De manera similar, si una fracción de moles de soluto se asocia para formar un mol de un n -mero ( dímero , trímero , etc.), entonces${\estilo de visualización \alpha}$${\estilo de visualización n}$

${\displaystyle i=1-\left(1-{\frac {1}{n}}\right)\alpha .}$

Para la dimerización del ácido acético en benceno :

2CH3COOH _⇌ ( _CH3COOH ) ₂

2 moles de ácido acético se asocian para formar 1 mol de dímero, de modo que

${\displaystyle i=1-\left(1-{\frac {1}{2}}\right)\alpha =1-{\frac {\alpha }{2}}.}$

Para la asociación en ausencia de disociación, el factor de van 't Hoff es: .${\estilo de visualización i<1}$

• Cuando las partículas de soluto se asocian en solución, i es menor que 1. Por ejemplo, los ácidos carboxílicos como el ácido acético (ácido etanoico) o el ácido benzoico forman dímeros en el benceno, de modo que el número de partículas de soluto es la mitad del número de moléculas de ácido.
• Cuando las partículas de soluto se disocian en solución, i es mayor que 1 (por ejemplo, cloruro de sodio en agua, cloruro de potasio en agua, cloruro de magnesio en agua).
• Cuando las partículas de soluto no se disocian ni se asocian en solución, i es igual a 1 (por ejemplo, glucosa en agua).

El valor de i es el número real de partículas en solución después de la disociación dividido por el número de unidades de fórmula inicialmente disueltas en la solución y significa el número de partículas por unidad de fórmula del soluto cuando una solución está diluida.

Esta cantidad se puede relacionar con el coeficiente osmótico g mediante la relación: .${\displaystyle i=ng}$

• Propiedades coligativas
• Actividad termodinámica
• Ley de Raoult
• Ley de dilución
• Ecuación de Van 't Hoff
• Disociación (química)
• Ósmosis
• Coeficiente osmótico

• Tro, Nivaldo J. (2020). Química: un enfoque molecular (quinta edición). Hoboken, NJ. pp. 613–614. ISBN 978-0-13-498889-4.OCLC 1048659501  .{{cite book}}: CS1 maint: location missing publisher (link)