LA Presión osmótica puede definirse brevemente como la presión necesaria para evitar que la ósmosis ocurra espontáneamente en un sistema, es decir, que el solvente de una solución más diluida pasa a una más concentrada a través de una membrana semipermeable.
Pero como osmoscopia es una Co-propiedad, este factor depende de la cantidad de partículas disueltas, que es diferente para las soluciones iónicas y moleculares. Por tanto, la forma de calcular la presión osmótica (π) también es diferente para estos dos casos.
Las soluciones moleculares son aquellas en las que el soluto no se ioniza en el agua, es decir, no forma iones, sino que sus moléculas simplemente se separan entre sí y se disuelven en la solución. En estos casos, el cálculo de la presión osmótica se puede realizar mediante la siguiente expresión matemática:
π = M. UNA. T
M = molaridad de la solución (mol / L);
R = constante universal de gases perfectos, que equivale a 0.082 atm. L. mol-1. K-1 o 62,3 mm Hg L. mol-1. K-1;
T = temperatura absoluta, expresada en Kelvin.
Esta expresión fue propuesta por el científico Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior luego de observar que la presión osmótica tiene un comportamiento muy similar al mostrado por el gas ideal. A partir de esto, Van 't Hoff Júnior propuso una forma de determinar la presión osmótica (π) a través de la ecuación del gas ideal (PV = nRT).
Por ejemplo, si mezclamos azúcar con agua, tendremos una solución molecular, porque el azúcar (sacarosa) es un compuesto molecular cuya fórmula es C12H22O11. Sus moléculas simplemente están separadas por el agua, separándose unas de otras, permaneciendo enteras e indivisas.
C12H22O11 (s)→C12H22O11 (aq)
La cantidad de moléculas presentes se calcula mediante la relación entre el número de moles y el número de Avogadro, como se muestra a continuación:
1 mol de C12H22O11→(s)1 mol deC12H22O11 (aq)
6,0. 1023 moléculas→6,0. 1023 moléculas
Tenga en cuenta que la cantidad de moléculas disueltas sigue siendo la misma que antes de que se disolvieran en agua.
Así, si consideramos una solución de sacarosa 1.0 mol / L a una temperatura de 0 ° C (273 K), la presión que se debe ejercer para evitar la ósmosis de esta solución debe ser igual a:
π = M. UNA. T
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273 mil)
π ≈ 22,4 atm
Pero si la solución es iónica, la cantidad de partículas disueltas en la solución no será la misma que la cantidad colocada al principio, ya que habrá una ionización o disociación del soluto iónico con formación de iones.
Por ejemplo, imagina que se disuelve 1.0 mol de HCℓ en 1 L de solvente, ¿tendremos una concentración de 1 mol / L como sucedió con el azúcar? No, porque el HCℓ sufre ionización en agua de la siguiente manera:
HCℓ → H+(aquí) + Cℓ-(aquí)
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 1 mol
1 mol / L 2 mol / L
Tenga en cuenta que 1,0 mol de soluto formó 2,0 mol de soluto, lo que afecta la concentración de la solución y, en consecuencia, el valor de la presión osmótica.
Vea otro ejemplo:
FeBr3 → Fe3+ + 3 Hab-
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 3 mol
1 mol / L 4 mol / L
¿Solo vió? La concentración de soluciones iónicas varía de un soluto a otro, ya que la cantidad de iones generados es diferente. Por lo tanto, al calcular la presión osmótica de las soluciones iónicas, esta cantidad debe tenerse en cuenta.
Por esta razón, debe introducir un factor de corrección para cada solución iónica, que se denomina Factor de Van’t Hoff (en honor a su creador) y está simbolizado por la letra "I”. El factor de Van’t Hoff (i) de la solución de HCℓ mencionada es 2 y el de la solución de FeBr3 é 4.
La expresión matemática utilizada para calcular la presión osmótica de las soluciones iónicas es la misma que se utiliza para las soluciones moleculares más el factor de Van't Hoff:
π = M. UNA. T. I
Consulte este cálculo para las soluciones de HCℓ y FeBr mencionadas3 a la misma temperatura de 0ºC y considerando que ambas soluciones tienen una concentración de 1.0 mol / L.
HCℓ:
π = M. UNA. T. I
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (2)
π ≈ 44,8 atmósferas
FeBr3:
π = M. UNA. T. I
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (4)
π ≈ 89,6 atmósferas
Estos cálculos muestran que, cuanto mayor sea la concentración de la solución, mayor será la presión osmótica.Esto tiene sentido porque la tendencia a que ocurra la ósmosis será mayor y también necesitaremos aplicar una mayor presión para poder detenerla.
Por Jennifer Fogaça
Licenciada en Química
Fuente: Escuela Brasil - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-pressao-osmotica.htm