THE Osmootne rõhk võib lühidalt defineerida kui rõhku, mis on vajalik osmoosi spontaanse esinemise vältimiseks a süsteem, see tähendab, et lahjendatud lahusest lahusti läheb membraani kaudu kontsentreeritumale poolläbilaskev.
Aga kuidas osmoskoopia on ühisomand, sõltub see tegur lahustunud osakeste hulgast, mis on molekulaarsete ja iooniliste lahuste puhul erinev. Seetõttu on osmootse rõhu (π) arvutamise viis ka nende kahe juhtumi korral erinev.
Molekulaarsed lahused on need, milles soluut ei ioniseeru vees, see tähendab, et see ei moodusta ioone, vaid selle molekulid lihtsalt eralduvad üksteisest ja lahustuvad lahuses. Nendel juhtudel saab osmootse rõhu arvutada järgmise matemaatilise avaldise abil:
π = M. A. T
M = lahuse molaarsus (mol / L);
R = täiuslike gaaside universaalne konstant, mis võrdub 0,082 atm. L. mol-1. K-1 või 62,3 mm Hg L. mol-1. K-1;
T = absoluutne temperatuur, antud kelvinites.
Selle väljendi pakkus välja teadlane Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior pärast seda, kui ta täheldas, et osmootse rõhu käitumine on väga sarnane ideaalse gaasi käitumisega. Selle põhjal pakkus Van 't Hoff Júnior välja meetodi osmootse rõhu (π) määramiseks ideaalse gaasivõrrandi (PV = nRT) kaudu.
Näiteks kui segame suhkrut veega, on meil molekulaarne lahus, sest suhkur (sahharoos) on molekulaarne ühend, mille valem on C12H22O11. Selle molekulid eraldatakse lihtsalt veega, eraldatakse üksteisest, jäävad terveks ja jagamatuks.
Ç12H22O11 (s)→Ç12H22O11 (aq)
Olemasolevate molekulide kogus arvutatakse moolide ja Avogadro arvu vahelise seose kaudu, nagu on näidatud allpool:
1 mool C12H22O11→s)1 moolÇ12H22O11 (aq)
6,0. 1023 molekulid→6,0. 1023 molekulid
Pange tähele, et lahustunud molekulide kogus jääb samaks kui enne nende lahustamist vees.
Seega, kui arvestada 1,0 mol / l sahharoosilahust temperatuuril 0 ° C (273 K), peaks selle lahuse osmoosi vältimiseks rakendatav rõhk olema võrdne:
π = M. A. T
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273 000)
π ≈ 22,4 atm
Kuid kui lahus on iooniline, ei ole lahuses lahustunud osakeste kogus sama, mis lahuses alguses asetatud kogus, kuna toimub ioonse lahustunud aine ionisatsioon või dissotsiatsioon ioonid.
Näiteks kujutage ette, et 1 mol lahustis on lahustunud 1,0 mol HCℓ, kas kontsentratsioon on meil 1 mol / L nagu suhkruga juhtus? Ei, kuna HCℓ ioniseerub vees järgmiselt:
HC1 → H+(siin) + Cℓ-(siin)
↓ ↓ ↓
1 mool 1 mol 1 mol
1 mol / l 2 mol / l
Pange tähele, et 1,0 mol lahustunud ainet moodustas 2,0 mol lahustunud ainet, mis mõjutab lahuse kontsentratsiooni ja sellest tulenevalt osmootse rõhu väärtust.
Vaadake veel ühte näidet:
FeBr3 → Fe3+ + 3 Br-
↓ ↓ ↓
1 mool 1 mol 3 mol
1 mol / l 4 mol / l
Kas sa nägid? Iooniliste lahuste kontsentratsioon varieerub lahustunud ainest erinevalt, kuna tekkivate ioonide hulk on erinev. Seega tuleb ioonlahuste osmootse rõhu arvutamisel selle kogusega arvestada.
Sel põhjusel peate iga ioonilahuse jaoks kasutusele võtma parandusteguri, mida nimetatakse Van’t Hoffi faktor (selle looja auks) ja seda sümboliseerib täht “i”. Mainitud HCℓ lahuse Van’t Hoffi tegur (i) on 2 ja FeBr lahuse oma3 é 4.
Iooniliste lahuste osmootse rõhu arvutamiseks kasutatud matemaatiline avaldis on sama, mida kasutatakse molekulaarsete lahuste pluss Van't Hoffi teguri korral:
π = M. A. T. i
Mainitud HCℓ ja FeBr lahuste kohta vaadake seda arvutust3 samal temperatuuril 0 ° C ja arvestades, et mõlema lahuse kontsentratsioon on 1,0 mol / l.
HCℓ:
π = M. A. T. i
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (2)
π ≈ 44,8 atm
FeBr3:
π = M. A. T. i
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (4)
π ≈ 89,6 atm
Need arvutused näitavad, et mida suurem on lahuse kontsentratsioon, seda suurem on osmootne rõhk.See on mõttekas, kuna osmoosi tekkimise tendents on suurem ja selle peatamiseks peame rakendama ka suuremat survet.
Autor Jennifer Fogaça
Lõpetanud keemia
Allikas: Brasiilia kool - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-pressao-osmotica.htm