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