Indice di van’t Hoff

Le soluzioni diluite mostrano particolari proprietà che dipendono solo dal numero di particelle di soluto nella soluzione, indipendentemente dalla loro natura chimica dette proprietà colligative.

Riveste quindi una particolare importanza il tipo di soluto presente nella soluzione infatti a parità di concentrazione, soluti diversi possono avere, ad esempio una diversa pressione osmotica.

L’espressione della pressione osmotica è infatti:

π = CRTi

dove C è la concentrazione molare, R la costante universale dei gas, T è la temperatura espressa in gradi Kelvin e i è l’indice di van’t Hoff.

Per i non elettroliti come glucosio e saccarosio l’indice di van’t Hoff vale generalmente 1.

Per gli elettroliti forti l’indice di van’t Hoff è pari, in prima approssimazione, al numero di ioni in cui si dissocia l’elettrolita. Pertanto per NaCl che libera uno ione Na+ e uno ione Cl l’indice di van’t Hoff si prevede pari a 2 mentre per Na2CO3 che libera due ioni Na+ e uno ione CO32-  l’indice di van’t Hoff si prevede pari a 3.

Da dati sperimentali, tuttavia, si è trovato che l’indice di van’t Hoff è inferiore a quello teorico con conseguente deviazione dall’idealità. Infatti quando la concentrazione del soluto aumenta l’indice di van’t Hoff diminuisce in quanto i composti ionici non si dissociano completamente.

Per gli elettroliti vi è una correlazione tra grado di dissociazione e indice di van’t Hoff secondo la relazione:

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Author: Chimicamo

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