THE Osmotski tlak može se ukratko definirati kao pritisak potreban da se spriječi spontana pojava osmoze u a sustav, to jest da otapalo iz razrijeđenije otopine prolazi kroz koncentriranu kroz membranu polupropusna.
Ali kako treba osmoskopija je zajedničko vlasništvo, ovaj faktor ovisi o količini otopljenih čestica, koja je različita za molekularne i ionske otopine. Stoga je način izračunavanja osmotskog tlaka (π) također različit za ova dva slučaja.
Molekularne otopine su one u kojima otopljena tvar ne ionizira u vodi, odnosno ne stvara ione, već se njezine molekule jednostavno odvajaju jedna od druge i otapaju se u otopini. U tim se slučajevima izračunavanje osmotskog tlaka može izvršiti pomoću sljedećeg matematičkog izraza:
π = M. A. T
M = molarnost otopine (mol / L);
R = univerzalna konstanta savršenih plinova, koja je jednaka 0,082 atm. L. mol-1. K-1 ili 62,3 mm Hg L. mol-1. K-1;
T = apsolutna temperatura, dana u Kelvinima.
Taj je izraz predložio znanstvenik Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior nakon što je primijetio da se osmotski tlak ponaša vrlo slično ponašanju idealnog plina. Iz toga je Van 't Hoff Júnior predložio način određivanja osmotskog tlaka (π) kroz jednadžbu idealnog plina (PV = nRT).
Primjerice, ako šećer pomiješamo s vodom, imat ćemo molekularnu otopinu, jer je šećer (saharoza) molekularni spoj čija je formula C12H22O11. Njegove molekule jednostavno se odvajaju vodom, odvajaju se jedna od druge, ostaju cjelovite i nepodijeljene.
Ç12H22O11 (i)→Ç12H22O11 (vod.)
Količina prisutnih molekula izračunava se kroz odnos između broja molova i broja Avogadro, kao što je prikazano dolje:
1 mol C12H22O11→(s)1 molÇ12H22O11 (vod.)
6,0. 1023 molekule→6,0. 1023 molekule
Imajte na umu da količina otopljenih molekula ostaje ista kao prije nego što su otopljene u vodi.
Dakle, ako uzmemo u obzir 1,0 mol / L otopine saharoze na temperaturi od 0 ° C (273 K), tlak koji se mora primijeniti da bi se spriječila osmoza ove otopine trebao bi biti jednak:
π = M. A. T
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273 000)
π ≈ 22,4 atm
Ali ako je otopina ionska, količina čestica otopljenih u otopini neće biti ista kao količina stavljena na početak, jer će doći do ionizacije ili disocijacije ionske otopljene tvari s stvaranjem ioni.
Na primjer, zamislimo da se 1,0 mol HCℓ otopi u 1 L otapala, hoćemo li imati koncentraciju od 1 mol / L poput one koja se dogodila sa šećerom? Ne, jer HCℓ prolazi ionizaciju u vodi kako slijedi:
HCℓ → H+(ovdje) + Cℓ-(ovdje)
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 1 mol
1 mol / L 2 mol / L
Imajte na umu da je 1,0 mol otopljene tvari stvorilo 2,0 mola otopljene tvari, što utječe na koncentraciju otopine i, shodno tome, na vrijednost osmotskog tlaka.
Pogledajte još jedan primjer:
FeBr3 → Fe3+ + 3 br-
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 3 mol
1 mol / L 4 mol / L
Jesi li vidio? Koncentracija ionskih otopina varira od otopljene otopine, jer je količina nastalih iona različita. Dakle, pri izračunavanju osmotskog tlaka ionskih otopina treba uzeti u obzir ovu količinu.
Iz tog razloga morate uvesti faktor korekcije za svaku ionsku otopinu, koja se naziva Van't Hoffov faktor (u čast svog tvorca), a simbolizira ga slovo „ja”. Van’t Hoffov faktor (i) spomenute otopine HCℓ je 2, a onaj FeBr otopine3 é 4.
Matematički izraz koji se koristi za izračunavanje osmotskog tlaka ionskih otopina jednak je onom koji se koristi za molekularne otopine plus Van't Hoffov faktor:
π = M. A. T. ja
Pogledajte ovaj izračun za spomenuta rješenja HCℓ i FeBr3 na istoj temperaturi od 0 ° C i s obzirom da obje otopine imaju koncentraciju od 1,0 mol / L.
HCℓ:
π = M. A. T. ja
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273 000). (2)
π ≈ 44,8 atm
FeBr3:
π = M. A. T. ja
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273 000). (4)
π ≈ 89,6 atm
Ovi izračuni pokazuju da, što je veća koncentracija otopine, to je veći osmotski tlak.To ima smisla jer će tendencija nastanka osmoze biti veća, a također ćemo morati primijeniti veći pritisak da bismo je mogli zaustaviti.
Napisala Jennifer Fogaça
Diplomirao kemiju
Izvor: Brazil škola - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-pressao-osmotica.htm
