DAS Osmotischer Druck kann kurz als der Druck definiert werden, der erforderlich ist, um ein spontanes Auftreten von Osmose in einem d. h., dass das Lösungsmittel aus einer verdünnteren Lösung durch eine Membran in eine konzentriertere übergeht halbdurchlässig.
Aber wie geht's? Osmoskopie ist Miteigentum, hängt dieser Faktor von der Menge der gelösten Partikel ab, die für molekulare und ionische Lösungen unterschiedlich ist. Daher ist auch die Berechnung des osmotischen Drucks (π) für diese beiden Fälle unterschiedlich.
Molekulare Lösungen sind solche, in denen der gelöste Stoff nicht in Wasser ionisiert, dh er bildet keine Ionen, sondern seine Moleküle trennen sich einfach voneinander und werden in der Lösung gelöst. In diesen Fällen kann die Berechnung des osmotischen Drucks durch den folgenden mathematischen Ausdruck erfolgen:
= M. EIN. T
M = Lösungsmolarität (mol/l);
R = universelle Konstante perfekter Gase, die 0,082 atm entspricht. L. mol-1. K-1 oder 62,3 mm Hg L. mol-1. K-1;
T = absolute Temperatur, angegeben in Kelvin.
Dieser Ausdruck wurde vom Wissenschaftler Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior vorgeschlagen, nachdem er beobachtet hatte, dass der osmotische Druck ein Verhalten hat, das dem des idealen Gases sehr ähnlich ist. Daraus schlug Van 't Hoff Júnior einen Weg zur Bestimmung des osmotischen Drucks (π) durch die ideale Gasgleichung (PV = nRT) vor.
Wenn wir beispielsweise Zucker mit Wasser mischen, erhalten wir eine molekulare Lösung, denn Zucker (Saccharose) ist eine molekulare Verbindung mit der Formel C12H22Ö11. Seine Moleküle werden einfach durch Wasser getrennt, lösen sich voneinander und bleiben ganz und ungeteilt.
Ç12H22Ö11(s)→Ç12H22Ö11 (wässrig)
Die Menge der vorhandenen Moleküle wird durch das Verhältnis zwischen der Anzahl der Mole und der Anzahl von Avogadro berechnet, wie unten gezeigt:
1 mol C12H22Ö11→(s)1 molÇ12H22Ö11 (wässrig)
6,0. 1023 Moleküle→6,0. 1023 Moleküle
Beachten Sie, dass die Menge der gelösten Moleküle die gleiche bleibt wie vor der Auflösung in Wasser.
Wenn wir also eine 1,0 mol/l Saccharoselösung bei einer Temperatur von 0 °C (273 K) betrachten, sollte der Druck, der ausgeübt werden muss, um die Osmose dieser Lösung zu verhindern, gleich sein:
= M. EIN. T
= (1,0 mol/l). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K)
π ≈ 22,4 atm
Wenn die Lösung jedoch ionisch ist, ist die Menge der in der Lösung gelösten Partikel nicht die gleiche wie die Menge am Anfang, da es zu einer Ionisierung oder Dissoziation des ionischen gelösten Stoffes unter Bildung von Ionen.
Stellen Sie sich zum Beispiel vor, dass 1,0 mol HCℓ in 1 l Lösungsmittel gelöst ist, haben wir dann eine Konzentration von 1 mol/l, wie es bei Zucker passiert ist? Nein, da HCℓ in Wasser wie folgt ionisiert wird:
HCℓ → H+(Hier) + Cℓ-(Hier)
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 1 mol
1 mol/l 2 mol/l
Beachten Sie, dass 1,0 mol gelöster Stoff 2,0 mol gelöster Stoff gebildet hat, was die Lösungskonzentration und folglich den Wert des osmotischen Drucks beeinflusst.
Siehe ein anderes Beispiel:
FeBr3 → Fe3+ + 3 Br-
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 3 mol
1 mol/l 4 mol/l
Hast Du gesehen? Die Konzentration ionischer Lösungen variiert von gelöstem Stoff zu gelöstem Stoff, da die Menge der erzeugten Ionen unterschiedlich ist. Daher muss dieser Betrag bei der Berechnung des osmotischen Drucks von ionischen Lösungen berücksichtigt werden.
Aus diesem Grund müssen Sie für jede ionische Lösung einen Korrekturfaktor einführen, der als bezeichnet wird Van’t Hoff-Faktor (zu Ehren seines Schöpfers) und wird durch den Buchstaben „ich”. Der Van’t Hoff-Faktor (i) der genannten HCℓ-Lösung ist 2 und der der FeBr-Lösung3 é 4.
Der mathematische Ausdruck zur Berechnung des osmotischen Drucks ionischer Lösungen ist der gleiche wie der für molekulare Lösungen zuzüglich des Van't Hoff-Faktors:
= M. EIN. T. ich
Siehe diese Berechnung für die genannten HCℓ- und FeBr-Lösungen3 bei gleicher Temperatur von 0ºC und unter Berücksichtigung, dass beide Lösungen eine Konzentration von 1,0 mol/L haben.
HCℓ:
= M. EIN. T. ich
= (1,0 mol/l). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (2)
π ≈ 44,8 atm
FeBr3:
= M. EIN. T. ich
= (1,0 mol/l). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (4)
π ≈ 89,6 atm
Diese Berechnungen zeigen, dass je höher die Konzentration der Lösung, desto höher der osmotische Druck.Dies ist sinnvoll, da die Osmoseneigung größer ist und wir auch mehr Druck ausüben müssen, um sie stoppen zu können.
Von Jennifer Fogaça
Abschluss in Chemie
Quelle: Brasilien Schule - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-pressao-osmotica.htm
