∆р= р0 in2/п1+ in2

Здесь

р0 — давление насыщенного пара над чистым растворителем;

п2 — число молей растворенного вещества;

п1 — число молей растворителя;

i — изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа.

Аналогично понижение температуры кристаллизации ∆tкрист и повышение температуры кипения ∆tкип раствора электролита находят по формулам

∆tкрист =iKm

∆tкип =iEm

где m — моляльная концентрация электролита, а К и Е — соответственно, криоскопическая постоянная и эбуллиоскопическая постоянная растворителя.

Наконец, для вычисления осмотического давления (Р, кПа) раствора электролита используют формулу

Р =iCRT

где С — молярная концентрация электролита, моль/л; R — газовая постоянная (8,31 Дж . моль-1 . К-1); Т — абсолютная температура, К.

Нетрудно видеть, что изотонический коэффициент i может быть вычислен как отношение ∆р , ∆tкрист, ∆tкип, Р, найденных на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (∆рвыч, ∆tкрист.выч, ∆tкип.выч, Рвыч):

i=∆р/∆рвыч=∆tкрист/∆tкрист.выч=∆tкип/∆tкип.выч=Р/ Рвыч

Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации электролита а соотношением

i=1+a (k - 1) или

где k — число ионов, на которые распадается при диссоциации молекула электролита (для КСl k = 2, для ВаСl2 и Na2SO4 k =3 и т. д.).

Таким образом, найдя по опытным величинам ∆р, ∆tкрист и т. п. значение i, можно вычислить степень диссоциации электролита в данном растворе. При этом следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким способом значение а выражает лишь «кажущуюся» степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы полностью. Наблюдаемое отличие кажущейся степени диссоциации от единицы связано с межионными взаимодействиями в растворе.