LES Pression osmotique peut être brièvement définie comme la pression nécessaire pour empêcher l'osmose de se produire spontanément dans un système, c'est-à-dire que le solvant d'une solution plus diluée passe à une solution plus concentrée à travers une membrane semi-perméable.
Mais comment osmoscopie est possession commune, ce facteur dépend de la quantité de particules dissoutes, ce qui est différent pour les solutions moléculaires et ioniques. Par conséquent, la façon de calculer la pression osmotique (π) est également différente pour ces deux cas.
Les solutions moléculaires sont celles dans lesquelles le soluté ne s'ionise pas dans l'eau, c'est-à-dire qu'il ne forme pas d'ions, mais ses molécules se séparent simplement les unes des autres et sont dissoutes dans la solution. Dans ces cas, le calcul de la pression osmotique peut se faire par l'expression mathématique suivante :
= M. UNE. T
M = molarité de la solution (mol/L);
R = constante universelle des gaz parfaits, ce qui équivaut à 0,082 atm. L. mole-1. K-1 ou 62,3 mm Hg L. mole-1. K-1;
T = température absolue, donnée en Kelvin.
Cette expression a été proposée par le scientifique Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior après avoir observé que la pression osmotique a un comportement très similaire à celui montré par le gaz parfait. À partir de là, Van 't Hoff Júnior a proposé un moyen de déterminer la pression osmotique (π) à travers l'équation des gaz parfaits (PV = nRT).
Par exemple, si nous mélangeons du sucre avec de l'eau, nous aurons une solution moléculaire, car le sucre (saccharose) est un composé moléculaire dont la formule est C12H22O11. Ses molécules sont simplement séparées par l'eau, se séparant les unes des autres, restant entières et indivisées.
Ç12H22O11(s)→Ç12H22O11(aq)
La quantité de molécules présentes est calculée par la relation entre le nombre de moles et le nombre d'Avogadro, comme indiqué ci-dessous :
1 mole de C12H22O11→(s)1 mole deÇ12H22O11(aq)
6,0. 1023 molécules→6,0. 1023 molécules
Notez que la quantité de molécules dissoutes reste la même qu'avant leur dissolution dans l'eau.
Ainsi, si l'on considère une solution de saccharose à 1,0 mol/L à une température de 0°C (273 K), la pression qu'il faut exercer pour éviter l'osmose de cette solution doit être égale à :
= M. UNE. T
= (1,0 mol/L). (0,082 atm. L. mole-1. K-1). (273K)
π ≈ 22,4 atm
Mais si la solution est ionique, la quantité de particules dissoutes dans la solution ne sera pas la même que la quantité placée au début, car il y aura une ionisation ou une dissociation du soluté ionique avec formation de ions.
Par exemple, imaginez que 1,0 mol de HCℓ est dissous dans 1 L de solvant, aurons-nous une concentration de 1 mol/L comme ce qui s'est passé avec le sucre? Non, car le HCℓ subit une ionisation dans l'eau comme suit :
HCℓ → H+(ici) + Cℓ-(ici)
↓ ↓ ↓
1 mole 1 mol 1 mol
1 mol/L 2 mol/L
Notez que 1,0 mol de soluté a formé 2,0 mol de soluté, ce qui affecte la concentration de la solution et, par conséquent, la valeur de la pression osmotique.
Voir un autre exemple :
Févr3 → Fe3+ + 3 Br-
↓ ↓ ↓
1 mole 1 mol 3 mol
1 mol/L 4 mol/L
As-tu vu? La concentration des solutions ioniques varie d'un soluté à l'autre, car la quantité d'ions générés est différente. Ainsi, lors du calcul de la pression osmotique des solutions ioniques, cette quantité doit être prise en compte.
Pour cette raison, vous devez introduire un facteur de correction pour chaque solution ionique, qui est appelé le Facteur de Van't Hoff (en l'honneur de son créateur) et est symbolisé par la lettre "je”. Le facteur de Van’t Hoff (i) de la solution HCℓ mentionnée est 2 et celui de la solution FeBr3 é 4.
L'expression mathématique utilisée pour calculer la pression osmotique des solutions ioniques est la même que celle utilisée pour les solutions moléculaires plus le facteur de Van't Hoff :
= M. UNE. T. je
Voir ce calcul pour les solutions HCℓ et FeBr mentionnées3 à la même température de 0ºC et en considérant que les deux solutions ont une concentration de 1,0 mol/L.
HCℓ :
= M. UNE. T. je
= (1,0 mol/L). (0,082 atm. L. mole-1. K-1). (273K). (2)
π ≈ 44,8 atm
Févr3:
= M. UNE. T. je
= (1,0 mol/L). (0,082 atm. L. mole-1. K-1). (273K). (4)
π ≈ 89,6 guichets automatiques
Ces calculs montrent que, plus la concentration de la solution est élevée, plus la pression osmotique est élevée.Cela a du sens car la tendance à l'osmose sera plus grande et nous devrons également exercer une plus grande pression pour pouvoir l'arrêter.
Par Jennifer Fogaça
Diplômé en Chimie
La source: École du Brésil - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-pressao-osmotica.htm