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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.

Indice di van’t Hoff per gli elettroliti forti

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 CO₃^2-  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.

Grado di dissociazione

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

i = 1 + α(n-1)

essendo n il numero di ioni ottenuti dalla dissociazione completa dell’elettrolita.

Per il saccarosio che è un non elettrolita si ha che n = 0 pertanto i = 1 + α(1-1) ) = 1

Per il cloruro di sodio che è completamente dissociato per cui α = 1 e n = 2 si ha che i = 1 + 1(2-1) = 2.

Un elettrolita del tipo XY il cui grado di dissociazione è pari a 0.80 ha un indice di van’t Hoff vale i = 1 + 0.80(2-1)= 1.80

L’indice di van’t Hoff può essere ottenuto sfruttando le proprietà colligative delle soluzioni infatti, ad esempio nota la concentrazione molare, la temperatura e la pressione osmotica si può ottenere i che è pari a:

i = π/CRT

La conoscenza ci consente di risalire al grado di dissociazione ed in ultima analisi alla costante di equilibrio.

L’indice di van’t Hoff può anche essere minore di 1 quando le specie presenti in soluzione formano dimeri come accade, ad esempio, per gli acidi carbossilici in alcuni solventi.