[Theorie der verdünnten Lösungen]. Memoria del químico holandés Jacobus Hendrikus Van’t Hoff (1852-1911), publicada en 1855.

Van’t Hoff fue el primero en enunciar y desarro­llar con elegante lenguaje matemático el principio según el cual la «presión osmótica» de una sustancia disuelta (por ejemplo, clo­ruro de sodio en agua) es igual a la presión que una misma cantidad de sustancia ejerce­ría si se encontrase en estado gaseoso y ocu­pase un espacio igual al de la solución. La presión osmótica había sido estudiada algu­nos años antes, especialmente por los culti­vadores de la fisiología vegetal, como Traube y Pfeffer. Desde hacía mucho tiempo se sabía que algunas membranas son semipermeables, es decir, que se dejan atravesar sólo por el disolvente pero no por la materia soluble puesta en la solución (así, sólo por el agua, pero no por la sal). Este fenómeno era conocido con el nombre de osmosis.

Si una solución de nitrato de potasio disuelto en agua se coloca en un vaso v que tenga una membrana semipermeable m, y el vaso mismo es sumergido en otro recipiente r que contenga agua, ésta pasa, a través de m, de r a v, determinando una especie de pre­sión (llamada presión osmótica) que está representada por p, es decir, por la dife­rencia de nivel entre el líquido puesto en v y el de r. En el caso citado del nitrato potásico, y en una solución muy diluida (1 %) y en frío (aproximadamente 7), la presión osmótica alcanza casi el valor de dos atmósferas y media, equivalentes a unos 25 metros de altura. De las observaciones de Pfeffer se deducía que la «presión osmó­tica es directamente proporcional a la con­centración».

Van’t Hoff observó la gran im­portancia de tales afirmaciones, ya que siendo la concentración inversamente proporcional al volumen, la ley deducida de las observaciones de Pfeffer es completa­mente análoga a la famosa ley del estado gaseoso, establecida por Boyle, según la cual, en igualdad de temperatura, la pre­sión ejercida por una masa gaseosa dada es inversamente proporcional al volumen ocu­pado por el gas. Van’t Hoff halló, además, que la «presión osmótica es proporcional a la temperatura». También aquí es evidente la analogía con la ley del estado gaseoso de Gay Lussac. De ello dedujo el químico ho­landés su hipótesis fundamental (analogía entre las soluciones y el gas) indicada al principio. Y en correspondencia con la céle­bre ley de Avogadro (los volúmenes iguales de un gas en las mismas condiciones de pre­sión y temperatura contienen igual número de moléculas) dedujo que «diversas materias solubles, disueltas en un igual volumen de un mismo solvente en cantidad proporcional a sus pesos moleculares (y, por consiguiente, conteniendo un mismo número de molécu­las) ejercen una presión osmótica igual».

Consideraciones de termodinámica le lleva­ron más tarde a establecer que, en una solución, el descenso de la presión del vapor y del punto de solidificación es proporcional a la presión osmótica, de lo que se deduce que las «soluciones equimoleculares» antedi­chas no sólo tienen igual presión osmótica, sino también la misma tensión de vapor y de punto de congelación. Los experimentos realizados por Rault a base de tales leyes llevaron a establecer que algunas sustancias presentaban una presión osmótica mayor o menor de la que debía resultar según las teorías de Van’t Hoff. La explicación de tal anomalía fue dada por Svante Arrhenius (1887), el cual observó que «solamente las soluciones que tienen presiones osmóticas de intensidad anormal son buenas conduc­toras de la electricidad», y señaló el origen de la «teoría de la disociación electrolítica» o de la ionización, que debe su principio al propio Arrhenius. (Premio Nobel 1901.)

U. Forti