Presiune osmotica

Presiunea osmotică este o proprietate coligativă asociată cu soluțiile . Când două soluții cu același solvent , dar la concentrații diferite de substanță dizolvată , sunt separate de o membrană semipermeabilă (adică care permite trecerea moleculelor de solvent, dar nu și molecule de substanță dizolvată), moleculele solventului se deplasează din soluție cu o concentrație mai mică de substanță dizolvată (prin urmare, o concentrație mai mare de solvent) la soluția cu concentrație mai mare de substanță dizolvată (deci concentrație mai mică de solvent), pentru a egala (sau mai bine, apropia) concentrațiile celor două soluții. Presiunea care trebuie aplicată soluției astfel încât trecerea solventului să nu aibă loc se numește „presiune osmotică”.

Interpretarea fizică

Echipament experimental folosit de Wilhelm Friedrich Philipp Pfeffer pentru determinarea presiunii osmotice .

Mecanismul prin care apare presiunea osmotică poate fi interpretat luând în considerare în primul rând faptul că particulele unui solut tind să se disperseze uniform în solvent , chiar și împotriva gravitației , la fel cum cele ale unui gaz tind să ocupe tot spațiul disponibil: solutul particulele exercită deci o presiune similară presiunii gazoase.

Dacă luăm în considerare un sistem format dintr-o soluție și solventul său pur separat de o membrană semipermeabilă, numărul de molecule de solvent care traversează membrana către soluție în unitatea de timp este mai mare decât numărul de molecule de solvent care o traversează. sens opus, deoarece în primul caz moleculele care intră în contact cu membrana sunt toate solvente, în al doilea caz există un anumit procent de particule dizolvate ^{[ necesită citare ]} , care nu trec, dar care exercită încă o presiune cu coliziunile lor pe membrană, tocmai presiunea osmotică. Mecanismul responsabil pentru trecerea solventului către soluția cu concentrație mai mare se crede în prezent că este legat de interacțiunile moleculelor dizolvate cu membrana ^[1] și de transferul ulterior către moleculele solventului din momentul eliminării din membrană.

Presiunea generată de coliziunile moleculelor dizolvate nu este direct măsurabilă, în timp ce presiunea hidrostatică care este determinată în soluție datorită numărului mai mare de molecule de solvent care intră în ea decât cele care ies din ea este măsurabilă.

Wilhelm Friedrich Philipp Pfeffer și Jacobus Henricus van 't Hoff au verificat legi, paralele cu cele ale gazelor, care exprimă tendința presiunii osmotice în funcție de concentrație și temperatură ; aceste legi, în cazul soluțiilor de non-electroliți, sunt rezumate într-o relație destul de similară cu ecuația de stare pentru gazele ideale :

\pi V=nRT\;

{\ displaystyle \ pi V = nRT \;}

{\ displaystyle \ pi V = nRT \;}

În cazul electroliților , este necesar să se înmulțească al doilea element cu coeficientul van 't Hoff i , obținându -se ecuația van' t Hoff :

\pi =iMRT\;

{\ displaystyle \ pi = iMRT \;}

{\ displaystyle \ pi = iMRT \;}

În cazul în care pentru ambele cazuri avem:

$\pi$ ${\ displaystyle \ pi}$ $\ pi$ este presiunea osmotică;
$V.$ ${\ displaystyle V}$ $V.$ este volumul soluției;
$T.$ ${\ displaystyle T}$ $T.$ este temperatura absolută (exprimată în kelvini );
$n$ ${\ displaystyle n}$ $n$ sunt moli de solut;
$R.$ ${\ displaystyle R}$ $R.$ este constanta gazului universal (egală cu 8,314472 J / mol · K);
$M.$ ${\ displaystyle M}$ $M.$ este molaritatea solutului în soluție.

Soluții hipotonice, izotonice și hipertonice

În chimie este posibil să se indice presiunea osmotică a unei soluții date în termeni cantitativi, cunoscând molaritatea și temperatura acesteia sau în raport cu presiunea osmotică a unei alte soluții, luată ca referință. În acest din urmă caz, soluția poate avea o presiune osmotică mai mică, egală sau mai mare decât cea cu care este comparată. Se spune apoi că soluția este, respectiv, hipotonică, izotonică sau hipertonică față de cea cu care este comparată, ^[2] în funcție de gradul de tonicitate dintre cele două soluții.

În special, indiferent de natura solutului, soluțiile cu aceeași concentrație au aceeași presiune osmotică și se numesc izotonice ; soluțiile hipertonice apar în schimb atunci când presiunea internă este mai mare decât cea externă, în timp ce soluțiile hipotonice invers.

Acest tip de dicție, chiar dacă este pur orientativ, este util atunci când cele două soluții sunt separate de o membrană semipermeabilă , deoarece permite deducerea unui posibil fenomen de osmoză și este recurent în biologie unde fenomenele de osmoză între membrane au consecințe semnificative pentru fiziologia celulelor. .

Derivarea termodinamică

Efectul presiunii osmotice

Pentru a obține expresia de mai sus referitoare la presiunea osmotică, trebuie să luăm în considerare sistemul constând din două soluții (α și β) la echilibru, cu concentrații diferite ale componentelor A (solvent) și B (dizolvat). Mai precis, să presupunem că soluția α constă din solvent pur (A). Cele două soluții sunt separate de o membrană permeabilă numai componentei A.

Deoarece cele două soluții sunt în contact prin membrană, la echilibru ^{[ neclar ]} vom avea egalitatea potențialelor chimice ale componentei A în cele două soluții, adică:

\mu _{A}^{\alpha }=\mu _{A}^{\beta }

{\ displaystyle \ mu _ {A} ^ {\ alpha} = \ mu _ {A} ^ {\ beta}}

\ mu_A ^ \ alpha = \ mu_A ^ \ beta

de la care:

\mu _{A}^{*\alpha }=\mu _{A}^{*\beta }+RT\cdot \ln(x_{A})

{\ displaystyle \ mu _ {A} ^ {* \ alpha} = \ mu _ {A} ^ {* \ beta} + RT \ cdot \ ln (x_ {A})}

{\ displaystyle \ mu _ {A} ^ {* \ alpha} = \ mu _ {A} ^ {* \ beta} + RT \ cdot \ ln (x_ {A})}

^[3]

in care $x_{A}$ ${\ displaystyle x_ {A}}$ $x_A$ este fracția molară a solventului din soluția β, $R.$ ${\ displaystyle R}$ $R.$ este constanta universală a gazului , e $T.$ ${\ displaystyle T}$ $T.$ este temperatura .

$\mu _{A}^{*\alpha }$ ${\ displaystyle \ mu _ {A} ^ {* \ alpha}}$ $\ mu_A ^ {* \ alpha}$ Și $\mu _{A}^{*\beta }$ ${\ displaystyle \ mu _ {A} ^ {* \ beta}}$ $\ mu_A ^ {* \ beta}$ se referă la două presiuni diferite, deci au valori diferite. Mai exact, apelăm respectiv $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ presiunea asupra membranei din partea soluției α e $p^{'}$ ${\ displaystyle p '}$ $p '$ presiunea asupra membranei din partea soluției β . ^[4]

fiind schimbarea potențialului chimic al unei componente $the$ ${\ displaystyle i}$ $the$ în condiții izoterme egale cu volumul parțial molar, adică $\left({\frac {\partial \mu _{i}}{\partial p}}\right)_{T}={\bar {v}}$ ${\ displaystyle \ left ({\ frac {\ partial \ mu _ {i}} {\ partial p}} \ right) _ {T} = {\ bar {v}}}$ $\ left (\ frac {\ partial \ mu_i} {\ partial p} \ right) _T = \ bar v$ , înlocuind obținem:

-RT\cdot \ln(x_{A})=\int _{p'}^{p}V_{a}dP=V_{a}(p-p')

{\ displaystyle -RT \ cdot \ ln (x_ {A}) = \ int _ {p '} ^ {p} V_ {a} dP = V_ {a} (p-p')}

{\ displaystyle -RT \ cdot \ ln (x_ {A}) = \ int _ {p '} ^ {p} V_ {a} dP = V_ {a} (p-p')}

diferența dintre presiuni $p$ ${\ displaystyle p}$ $p$ Și $p^{'}$ ${\ displaystyle p '}$ $p '$ este presiunea osmotică π, prin urmare:

-RT\cdot \ln(x_{A})=\int _{p'}^{p}V_{a}dP=V_{a}\cdot \pi

{\ displaystyle -RT \ cdot \ ln (x_ {A}) = \ int _ {p '} ^ {p} V_ {a} dP = V_ {a} \ cdot \ pi}

{\ displaystyle -RT \ cdot \ ln (x_ {A}) = \ int _ {p '} ^ {p} V_ {a} dP = V_ {a} \ cdot \ pi}

pentru soluțiile diluate, sunt valabile următoarele aproximări:

-\ln(x_{A})\simeq 1-x_{A}=x_{B}\simeq n_{B}/n_{A}

{\ displaystyle - \ ln (x_ {A}) \ simeq 1-x_ {A} = x_ {B} \ simeq n_ {B} / n_ {A}}

{\ displaystyle - \ ln (x_ {A}) \ simeq 1-x_ {A} = x_ {B} \ simeq n_ {B} / n_ {A}}

in care $n_{B}$ ${\ displaystyle n_ {B}}$ $n_B$ Și $n_{A}$ ${\ displaystyle n_ {A}}$ $n / A$ indicați molii lui A și B în soluția β și $x_{B}$ ${\ displaystyle x_ {B}}$ $x_B$ este fracția molară a lui B în soluția β.

Prin efectuarea înlocuirilor corespunzătoare, obținem:

{\frac {n_{B}}{n_{A}}}={\frac {v_{A}\cdot \pi }{RT}}

{\ displaystyle {\ frac {n_ {B}} {n_ {A}}} = {\ frac {v_ {A} \ cdot \ pi} {RT}}}

\ frac {n_B} {n_A} = \ frac {v_A \ cdot \ pi} {RT}

dar fiind $n_{a}v_{A}+n_{B}v_{B}=V$ ${\ displaystyle n_ {a} v_ {A} + n_ {B} v_ {B} = V}$ ${\ displaystyle n_ {a} v_ {A} + n_ {B} v_ {B} = V}$ , cu V egal cu volumul β, obținem în cele din urmă:

\pi ={\frac {n_{B}}{V}}\cdot RT=C_{B}\cdot RT

{\ displaystyle \ pi = {\ frac {n_ {B}} {V}} \ cdot RT = C_ {B} \ cdot RT}

\ pi = \ frac {n_B} {V} \ cdot RT = C_B \ cdot RT

cu $C_{B}$ ${\ displaystyle C_ {B}}$ $C_B$ egală cu concentrația molară a lui B în β.

Trebuie subliniat faptul că, deși expresia presiunii osmotice și ecuația stării gazelor ideale sunt formal similare, derivarea lor termodinamică și, prin urmare, sensul lor fizic, este foarte diferită.

Osmoza inversa

Osmoza inversă este o aplicație modernă importantă a principiilor osmozei în procesele de purificare sau desalinizare a apei sau pentru concentrația rece a soluțiilor apoase.

Importanța presiunii osmotice și osmoza inversă pentru ființele vii

Presiunea osmotică a lichidelor celulare și intercelulare joacă un rol foarte important pentru ființele vii , iar valoarea ei, ca și a altor constante chimico-fizice legate de mediul intern al organismelor , nu poate varia dincolo de anumite limite fără a compromite funcționalitatea și însăși supraviețuirea. de celule (vezi homeostaza ).

Presiunea osmotică determină concentrația proteinelor plasmatice.

Mecanismul de osmoză inversă este, de asemenea, prezent în natură, de exemplu în pompa de sodiu-potasiu , care reglează concentrația ionilor de sodiu și potasiu din interiorul celulelor.

Calculul greutăților moleculare prin procesul de osmoză

Aparat experimental pentru determinarea greutăților moleculare prin osmoză.

a) capilară
b) inel de cauciuc
c) capac
d) inel de cauciuc
e) soluție de zahăr cu colorant alimentar

f) membrana semipermeabilă.

Luați un tub de sticlă cu o parte închisă de o membrană semipermeabilă, în acest caz permeabilă la apă și nu la zahăr și umpleți-o cu o soluție de apă și zahăr. Luați un alt recipient și umpleți-l cu apă. Dacă tubul de sticlă este scufundat în recipientul de apă cu membrana semipermeabilă în jos, nivelurile de apă pură și soluția de apă-zahăr vor fi diferite pentru o înălțime. $\Delta z$ ${\ displaystyle \ Delta z}$ $\ Delta z$ . Aceasta înseamnă că presiunea apei și cea a soluției sunt diferite cu o cantitate

\Delta p=\rho gz

{\ displaystyle \ Delta p = \ rho gz}

\ Delta p = \ rho g z

unde este:

ρ este densitatea zahărului în soluție;
g este accelerația gravitației .

Această diferență se datorează prezenței zahărului și este presiunea osmotică a zahărului în soluție.

Tot prin plasare $\pi =\rho gz$ ${\ displaystyle \ pi = \ rho gz}$ $\ pi = \ rho g z$ și înlocuind expresia c (g / litru) / PM cu n _dizolvat / V, unde c este concentrația soluției și PM greutatea moleculară a unui dizolvat, obținem expresia:

PM=cRT/\rho gz

{\ displaystyle PM = cRT / \ rho gz}

{\ displaystyle PM = cRT / \ rho gz}

cu PM necunoscut. PM poate fi, de exemplu, greutatea moleculară a unei proteine necunoscute prezente într-o soluție, la o concentrație cunoscută, a cărei entitate trebuie să fie cunoscută.

Notă

^ Philip Nelson, Biological Physics , WH Freeman, 16 decembrie 2013, ISBN 978-0-7167-9897-2 .
^ Silvestroni , p. 278 .
^ ln indică logaritmul natural sau de bază $Și$ ${\ displaystyle e}$ $Și$ , unde este $Și$ ${\ displaystyle e}$ $Și$ este numărul lui Napier .
^ Mai precis, trebuie luată în considerare presiunea transmembranară.

Bibliografie

Paolo Silvestroni, Fundamentals of chemistry , ed. A X-a, CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8 .

Elemente conexe

Alte proiecte

Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre presiunea osmotică

linkuri externe

( EN ) Presiunea osmotică , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
( RO ) IUPAC Gold Book, „presiune osmotică” , pe goldbook.iupac.org .

Controlul autorității	Thesaurus BNCF 38945 · GND (DE) 4172912-2

Portalul chimiei

Portalul Termodinamicii

[BioPhys-1] Philip Nelson, Biological Physics , WH Freeman, 16 decembrie 2013, ISBN 978-0-7167-9897-2 .

[2] Silvestroni , p. 278 .

[3] ă logaritmul natural sau de bază $Și$ ${\ displaystyle e}$ $Și$ , unde este $Și$ ${\ displaystyle e}$ $Și$ este numărul lui Napier .

[4] Mai precis, trebuie luată în considerare presiunea transmembranară.

[1]

[2]

[3]

[4]