determinado empíricamente simbolizado por la letra , y definido como el cociente entre el valor experimental de la presión osmótica media y el valor teórico que se deduce con la ecuación para disoluciones de no electrolitos :
De esta manera la nueva ecuación para la presión osmótica queda de la siguiente forma :
Este factor de corrección fue explicado por el químico sueco SvanteAugust Arrhenius , quien entre 1883 y 1887 desarrolló la teoría de la disociación electrolítica , 15 según la cual las moléculas de los electrolitos se disocian en mayor o menor medida en iones cargados eléctricamente , capaces de transportar la corriente eléctrica , y existiendo un equilibrio entre las moléculas no disociadas y los iones . Por tanto , en disolución hay más partículas que las que se han disuelto ya que estas se rompen , se disocian , en partes más pequeñas . La presión osmótica , como las otras propiedades coligativas , depende del número total de partículas en disolución , de manera que en una disolución de electrolitos se tendrán más partículas que las disueltas , las cuales se han de tener en cuenta para calcular la concentración total . A modo de ejemplo , podemos suponer un electrolito binario como el cloruro de calcio , CaCl 2 , el cual alcanza el equilibrio de disociación en agua según la siguiente ecuación :
Por tanto , en disolución , hay más partículas que las disueltas inicialmente porque parte de estas partículas se han disociado en iones . 14
Disoluciones reales
Para disoluciones concentradas , se ha de utilizar la actividad ( más concretamente su logaritmo , ) en lugar de las fracciones molares , y se debe tener en cuenta la influencia de la presión en el volumen molar del disolvente ( en la deducción termodinámica se considera el volumen de disolvente constante ). De esta manera se obtiene una expresión más precisa , aplicable a las disoluciones concentradas que contienen un término añadido donde aparece la presión osmótica al cuadrado :
donde es el coeficiente de compresibilidad isotermo del disolvente . 14