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XIII. — La presión osmótica y las disoluciones ideales. 



(Conclusión.) 



Por Rafael Luna Nogueras 



Comparemos antes de exponer resultados esta ecuación, 

 o lo que es igual, la [II], con la utilizada por Morse en el 

 cálculo de las presiones osmóticas, y después con la de 

 van't Hoff, y veremos cómo no difiere sensiblemente de la 

 primera y contiene a la segunda. En efecto: Morse, como 

 sabemos, calcula la presión en función de la concentración, 

 que estima igual al cociente de dividir el número de molécu- 

 las de substancia disuelta por el de moléculas de disolven- 



te. Expresando ese cociente bajo la forma > resulta 



1 — x 



para valor de la presión, siempre que conservemos como 



volumen el molecular del disolvente, 



RT x 



P = 



V m 1 



o lo que es igual, verificando el cociente que el segundo fac- 

 tor expresa: 



P = — (x+x 2 + x 3 + ...) 



V 



v m 



que, como se ve, coincide con la [II] en la parte fundamen- 

 tal. Puede afirmarse, desde luego, que las presiones osmóti- 

 cas calculadas por ambas fórmulas serán sensiblemente 

 iguales para pequeños valores. Las diferencias se manifesta- 

 rán con más intensidad a medida que la concentración 

 aumenta, resultando siempre algo mayores las calculadas 

 por el método Morse. 



Que la ecuación termodinámica de las disoluciones idea- 

 les contiene a la de van't Hoff, se demuestra por un sencillo 



