Κάτι παράξενο συμβαίνει στο εργαστήριο… ουσίες αλλάζουν μορφή, αντιδράσεις τρέχουν σαν αστραπή και η ισορροπία κρέμεται από μια σταγόνα. Θα ακολουθήσεις τα ίχνη των ατόμων, θα αποκρυπτογραφήσεις τον περιοδικό πίνακα και θα ανακαλύψεις τις δυνάμεις που κρατούν την ύλη ενωμένη. Πάρε θέση στο πείραμα και έλα στο μάθημα Χημείας 🧬


Χημεία Γ' Λυκείου

# Προσθετικές ιδιότητες διαλυμάτων 🔑

:::fact{title="Ορισμός"}
**Προσθετικές** (ή **αθροιστικές**) ιδιότητες είναι οι ιδιότητες ενός διαλύματος που είναι **ανεξάρτητες από τη φύση** της διαλυμένης ουσίας και εξαρτώνται **μόνο από τον αριθμό των διαλυμένων σωματιδίων** (μορίων ή ιόντων) σε ορισμένη ποσότητα διαλύματος ή διαλύτη.
:::

Επειδή μετράει μόνο ο αριθμός των σωματιδίων, διπλάσια ποσότητα διαλυμένου σώματος προκαλεί διπλάσια μεταβολή στην ιδιότητα.

Οι **τέσσερις** προσθετικές ιδιότητες:

- ελάττωση της **τάσης ατμών** του διαλύτη
- **ανύψωση του σημείου βρασμού** (σ.β.)
- **ταπείνωση του σημείου πήξης** (σ.π.)
- **ωσμωτική πίεση** του διαλύματος

:::alert{title="Ερώτηση-κλειδί ⚠️"}
Σε κάθε προσθετική ιδιότητα ρωτάμε: **«Πόσα σωματίδια υπάρχουν διαλυμένα;»** — όχι «τι είδους». Αυτό γίνεται καθοριστικό στους ηλεκτρολύτες.
:::

# Ελάττωση τάσης ατμών — Νόμος Raoult 🔑

Η :tooltip[τάση ατμών]{content="Η πίεση που ασκούν οι ατμοί ενός υγρού όταν αυτό βρίσκεται σε ισορροπία με τους ατμούς του, σε ορισμένη θερμοκρασία."} ενός υγρού ελαττώνεται όταν διαλύσουμε σ' αυτό μια **μη πτητική** ουσία: τα σωματίδια της ουσίας «καταλαμβάνουν» μέρος της επιφάνειας, μειώνοντας τα μόρια διαλύτη που εξατμίζονται.

:::fact{title="Νόμος Raoult (1886)"}
Σε **αραιά μοριακά διαλύματα μη πτητικών** ουσιών, η τάση ατμών του διαλύματος ισούται με την τάση ατμών του καθαρού διαλύτη επί το **γραμμομοριακό κλάσμα του διαλύτη**.
:::

\[
P = P^o \, \chi_{\text{διαλύτη}} \qquad \chi_{\text{διαλύτη}} = \dfrac{n_{\text{διαλύτη}}}{n_{\text{διαλύτη}} + n_{\text{ουσίας}}}
\]

**Σχετική ελάττωση** (ισοδύναμη μορφή, αφού \(\chi_{\text{διαλύτη}} + \chi_{\text{ουσίας}} = 1\)):

\[
(\Delta P)_{\text{σχ}} = \dfrac{P^o - P}{P^o} = \chi_{\text{ουσίας}}
\]

\(P\) = τάση ατμών διαλύματος, \(P^o\) = τάση ατμών καθαρού διαλύτη.

# Προϋποθέσεις & επεκτάσεις του νόμου Raoult ⚠️

:::alert{title="Προϋποθέσεις ισχύος"}
Η διαλυμένη ουσία **μη πτητική**, το διάλυμα **αραιό** και **μοριακό** (η ουσία υπό μορφή μορίων).
:::

### Επεκτάσεις του νόμου

- **Πολλές ουσίες:** χρησιμοποιούμε το συνολικό \(n = n_1 + n_2 + \ldots\)
- **Μίγμα πτητικών υγρών Α, Β:** κάθε υγρό δρα ως διαλύτης για το άλλο:

\[
P_A = P_A^o \, \chi_A \qquad P_B = P_B^o \, \chi_B
\]

- **Ιδανικά διαλύματα:** ο νόμος είναι ακριβής όταν οι δυνάμεις Α–Β έχουν περίπου ίδια ισχύ με Α–Α και Β–Β (π.χ. **βενζόλιο–τολουόλιο**).

:::fact{title="Αποκλίσεις"}
- **Θετική** (P μεγαλύτερη): **διάσπαση** ισχυρών διαμοριακών δεσμών στην ανάμιξη — π.χ. **αιθανόλη–βενζόλιο**.
- **Αρνητική** (P μικρότερη): **σχηματισμός** ισχυρών δεσμών — π.χ. **ακετόνη–χλωροφόρμιο**.
:::

# Ανύψωση σημείου βρασμού 🔑

:::fact{title="Σημείο βρασμού"}
Η θερμοκρασία στην οποία η **τάση ατμών** του υγρού **εξισώνεται με την εξωτερική πίεση** (κανονικό σ.β.: όταν η τάση ατμών είναι 1 atm).
:::

Αφού η μη πτητική ουσία μειώνει την τάση ατμών, χρειάζεται **υψηλότερη θερμοκρασία** για να φτάσει την εξωτερική πίεση — το σ.β. **ανυψώνεται**.

:::fact{title="Νόμος ανύψωσης σ.β."}
Σε αραιά μοριακά διαλύματα μη πτητικών ουσιών, η ανύψωση του σ.β. είναι **ανάλογη της molality**.
:::

\[
\Delta T_b = K_b \, m
\]

- \(\Delta T_b = T_{b,\text{διαλύματος}} - T_{b,\text{διαλύτη}}\) (το διάλυμα βράζει **ψηλότερα**)
- \(K_b\) = σταθερά **ζεσεοσκοπίας**, εξαρτάται **μόνο από τη φύση του διαλύτη**

:::fact{title="Ζεσεοσκοπία"}
Μέθοδος προσδιορισμού της \(M_r\) από τη μέτρηση του \(\Delta T_b\):

\[
\Delta T_b = K_b \cdot \dfrac{m_{\text{ουσίας}}}{M_{r,\text{ουσίας}} \cdot m_{\text{διαλύτη}}(\text{kg})}
\]
:::

# Μοριακότητα κατά βάρος (molality) 🔑

:::fact{title="Ορισμός"}
Η **μοριακότητα κατά βάρος** (molality, \(m\)) εκφράζει τον αριθμό των mol της διαλυμένης ουσίας ανά **1000 g (1 kg) διαλύτη**.

\[
m = \dfrac{n_{\text{ουσίας}}}{m_{\text{διαλύτη}}(\text{kg})}
\]
:::

Π.χ. 0,3 mol ουσίας σε 1000 g διαλύτη δίνουν \(m = 0,3 \ m\).

:::alert{title="Προσοχή — μην τη συγχέετε ⚠️"}
Η molality αφορά μάζα **διαλύτη** (σε kg), όχι όγκο **διαλύματος**. Διαφέρει από τη **συγκέντρωση** (Molarity, \(c = n/V\)).

| Μέγεθος | Σύμβολο | Ανά τι |
|---|---|---|
| Μοριακότητα κατά βάρος | \(m\) | 1 kg **διαλύτη** |
| Συγκέντρωση (Molarity) | \(c\) | 1 L **διαλύματος** |
:::

Όταν \(m = 1 \ m\), αριθμητικά \(\Delta T_b = K_b\) και \(\Delta T_f = K_f\).

# Ταπείνωση σημείου πήξης 🔑

Το **σ.π.** ενός διαλύματος είναι **χαμηλότερο** από εκείνο του καθαρού διαλύτη (γι' αυτό το θαλασσινό νερό δεν πήζει εύκολα).

**Ψύξη διαλύματος NaCl:** πήζει χαμηλότερα από τους 0 °C· ο πάγος που σχηματίζεται είναι **καθαρό νερό**, οπότε το εναπομένον διάλυμα γίνεται **πυκνότερο** και η θερμοκρασία πέφτει μέχρι την :tooltip[ευτηκτική θερμοκρασία]{content="Η ελάχιστη θερμοκρασία στην οποία φτάνει το διάλυμα κατά την προοδευτική ψύξη, όταν το εναπομένον διάλυμα κορεστεί στη διαλυμένη ουσία."}.

:::fact{title="Νόμος ταπείνωσης σ.π."}
Σε αραιά μοριακά διαλύματα, η ταπείνωση του σ.π. είναι **ανάλογη της molality**.
:::

\[
\Delta T_f = K_f \, m
\]

- \(\Delta T_f = T_{f,\text{διαλύτη}} - T_{f,\text{διαλύματος}}\) (το διάλυμα πήζει **χαμηλότερα**)
- \(K_f\) = σταθερά **κρυοσκοπίας** (φύση διαλύτη)

:::fact{title="Κρυοσκοπία"}
Προσδιορισμός \(M_r\) από το \(\Delta T_f\). Επειδή γενικά \(K_f > K_b\) και το σ.π. μετράται ακριβέστερα, προτιμάται:

\[
\Delta T_f = K_f \cdot \dfrac{m_{\text{ουσίας}}}{M_{r,\text{ουσίας}} \cdot m_{\text{διαλύτη}}(\text{kg})}
\]
:::

# Σταθερές, εφαρμογές & 1 mol ≠ 1 mol σωματιδίων ❄️

**Ενδεικτικές τιμές** (°C·m⁻¹), στις κανονικές τιμές (1 atm):

| Διαλύτης | \(K_b\) | σ.β. | \(K_f\) | σ.π. |
|---|---|---|---|---|
| νερό | 0,52 | 100,0 | 1,86 | 0,0 |
| χλωροφόρμιο | 3,63 | 61,2 | 4,68 | −63,5 |
| βενζόλιο | 2,53 | 80,1 | 5,12 | 5,5 |
| τετραχλωράνθρακας | 5,02 | 76,8 | 29,8 | −22,3 |
| οξικό οξύ | 3,08 | 118,5 | 3,59 | 16,6 |
| αιθανόλη | 1,07 | 78,3 | — | — |
| καμφορά | — | — | 40,0 | 179,5 |

:::fact{title="Εφαρμογές 🚗"}
- **Αντιπηκτικά** (γλυκόλη) στα ψυγεία αυτοκινήτων: ταπείνωση σ.π.
- **Αλάτι στους δρόμους** (NaCl, \(CaCl_2\)): λιώνει τους πάγους σε χαμηλότερη θερμοκρασία.
:::

:::alert{title="Προσοχή ⚠️"}
1 mol ουσίας **δεν** δίνει πάντα 1 mol σωματιδίων: αν **διίσταται/ιοντίζεται** δίνει περισσότερα, αν **πολυμερίζεται/συσσωματώνεται** δίνει λιγότερα. Έτσι οι προσθετικές ιδιότητες αποκαλύπτουν διάσταση ή πολυμερισμό.
:::

# Ώσμωση 🔑

Απαιτείται μια :tooltip[ημιπερατή μεμβράνη]{content="Φυσική ή συνθετική μεμβράνη που επιτρέπει τη δίοδο ορισμένων σωματιδίων (συνήθως των μορίων διαλύτη) και όχι άλλων. Δρα σαν μοριακό κόσκινο."} που χωρίζει καθαρό διαλύτη από διάλυμα και αφήνει να περνούν **μόνο τα μόρια του διαλύτη** (όχι της διαλυμένης ουσίας).

Με στόχο την εξίσωση των συγκεντρώσεων, το νερό περνά με **μεγαλύτερη ταχύτητα** προς την πλευρά του διαλύματος.

:::fact{title="Ορισμός — Ώσμωση"}
Η διάχυση περισσότερων μορίων διαλύτη μέσω ημιπερατής μεμβράνης, από τον διαλύτη στο διάλυμα — ή από το διάλυμα **μικρότερης** συγκέντρωσης (**υποτονικό**) προς το διάλυμα **μεγαλύτερης** συγκέντρωσης (**υπερτονικό**).
:::

**Απεικόνιση:** σ' έναν σωλήνα σχήματος U με μεμβράνη στη βάση, η στάθμη στην πλευρά του διαλύματος **ανεβαίνει** καθώς εισέρχεται νερό, ενώ η στάθμη του καθαρού διαλύτη κατεβαίνει.

# Ωσμωτική πίεση — Νόμος van't Hoff 🔑

Καθώς η στάθμη ανεβαίνει, η **υδροστατική πίεση** σπρώχνει νερό προς την αντίθετη φορά· όταν οι δύο ταχύτητες **εξισωθούν** αποκαθίσταται **δυναμική ισορροπία** και η ώσμωση σταματά.

:::fact{title="Ορισμός — Ωσμωτική πίεση"}
\(\Pi\): η **ελάχιστη πίεση που πρέπει να ασκηθεί εξωτερικά στο διάλυμα ώστε να εμποδιστεί η ώσμωση**, χωρίς να μεταβληθεί ο όγκος του.
:::

:::fact{title="Νόμος van't Hoff"}
Η \(\Pi\) εξαρτάται από τον αριθμό mol σε ορισμένο όγκο διαλύματος:

\[
\Pi V = n R T \qquad \Rightarrow \qquad \Pi = c R T
\]
:::

\(c = n/V\) (Molarity), \(R\) σταθερά αερίων, \(T\) απόλυτη θερμοκρασία (K). Η μορφή είναι **ολόιδια** με την καταστατική των ιδανικών αερίων.

:::alert{title="Μοναδική εξάρτηση από T ⚠️"}
Η \(\Pi\) είναι η **μόνη** προσθετική ιδιότητα που εξαρτάται **άμεσα από τη θερμοκρασία**. Ισχύει για αραιό, μοριακό διάλυμα.
:::

Η :tooltip[ωσμωμετρία]{content="Μέθοδος προσδιορισμού της σχετικής μοριακής μάζας μιας ουσίας με βάση τον πειραματικό προσδιορισμό της ωσμωτικής πίεσης."} προσδιορίζει τη \(M_r\) από το \(\Pi\) και είναι ιδανική για **μεγαλομόρια** (πρωτεΐνες, νουκλεϊνικά οξέα): λόγω της μεγάλης \(M_r\) τους δύσκολα φτιάχνονται πυκνά διαλύματα, όμως ακόμη και τα αραιά δίνουν **υψηλή, μετρήσιμη με ακρίβεια** ωσμωτική πίεση.

# Ισοτονικά διαλύματα, αντίστροφη ώσμωση & αφαλάτωση 🌊

:::fact{title="Ισοτονικά διαλύματα"}
Δύο διαλύματα με την **ίδια ωσμωτική πίεση**. Π.χ. **φυσιολογικός ορός** (0,9% w/v NaCl) και **αίμα** (\(\Pi \approx 7,7\) atm).
:::

:::fact{title="Αντίστροφη ώσμωση"}
Όταν ασκούμε στο διάλυμα πίεση **μεγαλύτερη** από την \(\Pi\): ο διαλύτης διαπερνά τη μεμβράνη **αντίστροφα**, από το διάλυμα **υψηλής** προς το **χαμηλής** συγκέντρωσης (ή προς τον καθαρό διαλύτη).
:::

### Οι τρεις περιπτώσεις εξωτερικής πίεσης

| Εξωτερική πίεση \(P\) | Τι συμβαίνει |
|---|---|
| \(P = \Pi\) | **καμία** ώσμωση (ισορροπία) |
| \(P > \Pi\) | **αντίστροφη** ώσμωση |
| \(P < \Pi\) (ή καθόλου) | **κανονική** ώσμωση |

:::fact{title="Αφαλάτωση"}
Η αντίστροφη ώσμωση εφαρμόζεται στην **αφαλάτωση** θαλασσινού νερού: το νερό μπαίνει υπό πίεση, το **καθαρό νερό** περνά τη μεμβράνη, τα **άλατα** μένουν εκτός. Μεγαλύτερη εγκατάσταση: **Σαουδική Αραβία**.
:::

# Βιολογική σημασία της ώσμωσης 🩸

Η **κυτταρική μεμβράνη** είναι ημιπερατή (αφήνει νερό, όχι πρωτεΐνες/μεγαλομόρια). Γι' αυτό τα **ενέσιμα διαλύματα** πρέπει να είναι **ισοτονικά** με το αίμα (\(\Pi \approx 8\) atm).

Συμπεριφορά κυττάρου ανάλογα με το διάλυμα:

1. **Ισοτονικό** (φυσιολογικός ορός): το κύτταρο **διατηρεί το μέγεθός** του — ισάριθμα μόρια νερού μπαίνουν και βγαίνουν.
2. **Υπερτονικό** (πυκνό ζαχαρόνερο): το κύτταρο **συρρικνώνεται** — βγαίνουν περισσότερα μόρια νερού.
3. **Υποτονικό** (καθαρό νερό): το κύτταρο **διογκώνεται** — μπαίνουν περισσότερα μόρια νερού.

:::alert{title="Αιμόλυση ⚠️"}
Ερυθρά αιμοσφαίρια σε **καθαρό νερό** (υποτονικό) διογκώνονται, **σπάζουν** και απελευθερώνεται η αιμοσφαιρίνη — φαινόμενο που λέγεται **αιμόλυση**.
:::

# Ηλεκτρολύτες & συντελεστής van't Hoff i 🔑

Οι νόμοι διατυπώθηκαν για **μοριακά** διαλύματα (1 mol ουσίας → 1 mol σωματιδίων). Όμως όταν η ουσία είναι **ηλεκτρολύτης** και **διίσταται**, ο αριθμός σωματιδίων αυξάνεται.

:::alert{title="Γιατί διαφέρουν ⚠️"}
Διάλυμα NaCl 0,1 m δίνει **διπλάσια** σωματίδια από γλυκόζη 0,1 m, αφού \(NaCl \longrightarrow Na^+ + Cl^-\). Άρα οι ιδιότητες είναι **περίπου διπλάσιες**.
:::

Ο van't Hoff εισήγαγε τον διορθωτικό **συντελεστή \(i\)** (αριθμός mol σωματιδίων από 1 mol ουσίας):

\[
\Delta T_f = i \, K_f \, m \qquad \Delta T_b = i \, K_b \, m \qquad \Pi = i \, c R T
\]

| Διαλυμένη ουσία | Σωματίδια ανά 1 mol | \(i\) |
|---|---|---|
| **Μη ηλεκτρολύτες** (γλυκόζη, ουρία) | 1 mol μορίων | 1 |
| **NaCl** (πλήρης διάσταση) | \(Na^+ + Cl^-\) | 2 |
| \(CaCl_2\) (πλήρης διάσταση) | \(Ca^{2+} + 2Cl^-\) | 3 |

:::fact{title="Ιστορία 📜"}
Ο **Raoult** στήριξε τη θεωρία διάστασης του **Arrhenius**· ο **van't Hoff** πήρε το **1ο Νόμπελ Χημείας (1901)** για τις ιδιότητες των διαλυμάτων.
:::

01. Βασική Θεωρία

Ποιες ιδιότητες ενός διαλύματος αγνοούν εντελώς τη φύση της διαλυμένης ουσίας και μετρούν μόνο πόσα σωματίδια υπάρχουν διαλυμένα.

Τι είναι οι προσθετικές ιδιότητες

Γιατί μια μη πτητική ουσία δυσκολεύει την εξάτμιση του διαλύτη, και πώς ο νόμος Raoult συνδέει την τάση ατμών με το γραμμομοριακό κλάσμα.

Μείωση της τάσης ατμών και νόμος Raoult

Πώς η μειωμένη τάση ατμών ανεβάζει το σημείο βρασμού και κατεβάζει το σημείο πήξης, και πώς η ζεσεοσκοπία και η κρυοσκοπία δίνουν σχετικές μοριακές μάζες.

Ανύψωση σημείου βρασμού και ταπείνωση σημείου πήξης

Τι κάνει μια ημιπερατή μεμβράνη, πώς προκύπτει η ωσμωτική πίεση, και γιατί η αφαλάτωση και τα ενέσιμα διαλύματα στηρίζονται σε αυτό το φαινόμενο.

Ώσμωση και ωσμωτική πίεση

Τι αλλάζει όταν η διαλυμένη ουσία διίσταται σε ιόντα, και πώς ένας διορθωτικός συντελεστής προσαρμόζει και τους τέσσερις νόμους στην πραγματικότητα.

Διαλύματα ηλεκτρολυτών και συντελεστής van t Hoff

# 💧 Προσθετικές ιδιότητες διαλυμάτων — Περίληψη

:::fact{title="Τι είναι οι προσθετικές ιδιότητες 🔑"}
**Προσθετικές** (αθροιστικές) ιδιότητες είναι εκείνες που εξαρτώνται **μόνο από τον αριθμό των διαλυμένων σωματιδίων** (μορίων ή ιόντων) και **όχι από τη φύση** τους. Είναι τέσσερις: ελάττωση τάσης ατμών, ανύψωση σημείου βρασμού (σ.β.), ταπείνωση σημείου πήξης (σ.π.) και ωσμωτική πίεση. Η ερώτηση-κλειδί σε κάθε άσκηση είναι «πόσα σωματίδια υπάρχουν διαλυμένα;».
:::

Η διάλυση μιας **μη πτητικής** ουσίας μειώνει την τάση ατμών του διαλύτη, γιατί τα σωματίδιά της «καταλαμβάνουν» μέρος της επιφάνειας και δυσκολεύουν την εξάτμιση. Ο :tooltip[νόμος Raoult]{content="Ισχύει για αραιά, μοριακά διαλύματα με μη πτητική διαλυμένη ουσία."} δίνει \( P = P^o\,\chi_{\text{διαλύτη}} \), όπου \(P\) η τάση ατμών του διαλύματος, \(P^o\) του καθαρού διαλύτη και \(\chi_{\text{διαλύτη}}\) το γραμμομοριακό κλάσμα του διαλύτη. Ισοδύναμα, η **σχετική ελάττωση** ισούται με το γραμμομοριακό κλάσμα της ουσίας:
\[
\frac{P^o - P}{P^o} = \chi_{\text{ουσίας}}
\]
Ο νόμος ισχύει για **αραιά, μοριακά** διαλύματα **μη πτητικής** ουσίας· σε μίγματα πτητικών υγρών εφαρμόζεται χωριστά σε καθένα (\(P_A = P_A^o\chi_A\)). Εμφανίζονται **θετικές** (διάσπαση δεσμών, π.χ. αιθανόλη–βενζόλιο) και **αρνητικές** αποκλίσεις (σχηματισμός δεσμών, π.χ. ακετόνη–χλωροφόρμιο).

Επειδή η μειωμένη τάση ατμών επηρεάζει τις αλλαγές φάσης, το διάλυμα **βράζει ψηλότερα** και **πήζει χαμηλότερα** από τον καθαρό διαλύτη. Και οι δύο μεταβολές είναι ανάλογες της :tooltip[μοριακότητας κατά βάρος]{content="molality m = mol διαλυμένης ουσίας ανά 1 kg διαλύτη — προσοχή, αφορά μάζα διαλύτη, όχι διαλύματος."} (molality \(m\)):
\[
\Delta T_b = K_b\, m \qquad \Delta T_f = K_f\, m
\]
όπου \(\Delta T_b = T_{b,\text{διαλ/τος}} - T_{b,\text{διαλύτη}}\), \(\Delta T_f = T_{f,\text{διαλύτη}} - T_{f,\text{διαλ/τος}}\) (πάντα θετικά), και \(K_b\), \(K_f\) σταθερές **ζεσεοσκοπίας** και **κρυοσκοπίας** που εξαρτώνται μόνο από τη φύση του διαλύτη. Η μέτρηση των \(\Delta T_b\) (**ζεσεοσκοπία**) και \(\Delta T_f\) (**κρυοσκοπία**) επιτρέπει τον προσδιορισμό της σχετικής μοριακής μάζας μέσω \(\Delta T = K \cdot \dfrac{m_{\text{ουσίας}}}{M_r \cdot m_{\text{διαλύτη}}(\text{kg})}\)· συνήθως \(K_f > K_b\), γι' αυτό προτιμάται η κρυοσκοπία.

:::fact{title="Ώσμωση και ωσμωτική πίεση 🔑"}
**Ώσμωση** είναι η διάχυση μορίων διαλύτη μέσω **ημιπερατής μεμβράνης** από το αραιότερο (**υποτονικό**) προς το πυκνότερο (**υπερτονικό**) διάλυμα. **Ωσμωτική πίεση** \(\Pi\) είναι η ελάχιστη εξωτερική πίεση που εμποδίζει την ώσμωση. Δίνεται από τον **νόμο van't Hoff**:
\[
\Pi V = n R T \quad\Rightarrow\quad \Pi = c R T
\]
Είναι η **μόνη** προσθετική ιδιότητα που εξαρτάται άμεσα από τη θερμοκρασία. Διαλύματα με ίδια \(\Pi\) λέγονται **ισοτονικά** (π.χ. φυσιολογικός ορός–αίμα). Η **ωσμωμετρία** προσδιορίζει την \(M_r\) (ιδίως μεγαλομορίων), ενώ στην **αντίστροφη ώσμωση** (\(P > \Pi\)) ο διαλύτης διαπερνά αντίστροφα τη μεμβράνη — βάση της αφαλάτωσης.
:::

:::alert{title="Ηλεκτρολύτες έναντι μη ηλεκτρολυτών ⚠️"}
Όλοι οι παραπάνω τύποι ισχύουν για **μοριακά** διαλύματα (1 mol ουσίας → 1 mol σωματιδίων). Όταν η ουσία είναι **ηλεκτρολύτης** και διίσταται, τα σωματίδια αυξάνονται, οπότε προστίθεται ο **συντελεστής van't Hoff \(i\)**:
\[
\Delta T_b = i K_b\, m \qquad \Delta T_f = i K_f\, m \qquad \Pi = i c R T
\]
Το \(i\) ισούται με τον αριθμό σωματιδίων ανά 1 mol ουσίας: \(i = 1\) για μη ηλεκτρολύτες (γλυκόζη, ουρία), \(i = 2\) για NaCl (\(\rightarrow Na^+ + Cl^-\)), \(i = 3\) για \(CaCl_2\) (\(\rightarrow Ca^{2+} + 2Cl^-\)). Έτσι ένα διάλυμα NaCl δίνει περίπου διπλάσιες μεταβολές από μη ηλεκτρολύτη ίδιας molality.
:::
