IL Pressione osmotica può essere brevemente definita come la pressione necessaria per evitare che l'osmosi si verifichi spontaneamente in a sistema, cioè che il solvente da una soluzione più diluita passa ad una più concentrata attraverso una membrana semipermeabile.
Ma come? osmoscopia è comproprietà, questo fattore dipende dalla quantità di particelle disciolte, che è diversa per soluzioni molecolari e ioniche. Pertanto, anche il modo per calcolare la pressione osmotica (π) è diverso per questi due casi.
Le soluzioni molecolari sono quelle in cui il soluto non si ionizza nell'acqua, cioè non forma ioni, ma le sue molecole semplicemente si separano l'una dall'altra e si dissolvono nella soluzione. In questi casi, il calcolo della pressione osmotica può essere effettuato mediante la seguente espressione matematica:
= M. UN. T
M = molarità della soluzione (mol/L);
R = costante universale dei gas perfetti, che equivale a 0,082 atm. l. mole-1. K-1 o 62,3 mm Hg L. mole-1. K-1;
T = temperatura assoluta, espressa in Kelvin.
Questa espressione è stata proposta dallo scienziato Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior dopo aver osservato che la pressione osmotica ha un comportamento molto simile a quello mostrato dal gas ideale. Da ciò, Van 't Hoff Júnior ha proposto un modo per determinare la pressione osmotica (π) attraverso l'equazione dei gas ideali (PV = nRT).
Ad esempio, se mescoliamo lo zucchero con l'acqua, avremo una soluzione molecolare, perché lo zucchero (saccarosio) è un composto molecolare la cui formula è C12H22oh11. Le sue molecole sono semplicemente separate dall'acqua, staccandosi l'una dall'altra, rimanendo intere e indivise.
Ç12H22oh11(i)→Ç12H22oh11(ac)
La quantità di molecole presenti viene calcolata attraverso il rapporto tra il numero di moli e il numero di Avogadro, come mostrato di seguito:
1 mole di C12H22oh11→(S)1 mole diÇ12H22oh11(ac)
6,0. 1023 molecole→6,0. 1023 molecole
Si noti che la quantità di molecole disciolte rimane la stessa di prima che fossero sciolte in acqua.
Quindi, se consideriamo una soluzione di saccarosio 1.0 mol/L alla temperatura di 0°C (273 K), la pressione che deve essere esercitata per prevenire l'osmosi di questa soluzione dovrebbe essere pari a:
= M. UN. T
= (1,0 mol/L). (0,082 atm. l. mole-1. K-1). (273K)
π ≈ 22,4 atm
Ma se la soluzione è ionica, la quantità di particelle disciolte nella soluzione non sarà la stessa della quantità posta all'inizio, in quanto si avrà una ionizzazione o dissociazione del soluto ionico con formazione di ioni.
Ad esempio, immaginando che 1,0 mol di HCℓ sia disciolto in 1 L di solvente, avremo una concentrazione di 1 mol/L come è successo con lo zucchero? No, perché HCℓ subisce la ionizzazione in acqua come segue:
HCℓ → H+(Qui) + Cℓ-(Qui)
↓ ↓ ↓
1 mole 1 mole 1 mole
1 mole/litro 2 moli/litro
Si noti che 1.0 mol di soluto hanno formato 2.0 mol di soluto, il che influenza la concentrazione della soluzione e, di conseguenza, il valore della pressione osmotica.
Vedi un altro esempio:
FeBr3 → Fe3+ + 3 Br-
↓ ↓ ↓
1 mole 1 mol 3 mol
1 mole/litro 4 mol/L
Hai visto? La concentrazione delle soluzioni ioniche varia da soluto a soluto, poiché la quantità di ioni generati è diversa. Pertanto, quando si calcola la pressione osmotica delle soluzioni ioniche, è necessario tenere conto di questa quantità.
Per questo motivo è necessario introdurre per ogni soluzione ionica un fattore di correzione, che prende il nome di Fattore Van't Hoff (in onore del suo creatore) ed è simboleggiato dalla lettera “io”. Il fattore Van't Hoff (i) della suddetta soluzione HC mentioned è 2 e quello della soluzione FeBr3 é 4.
L'espressione matematica utilizzata per calcolare la pressione osmotica delle soluzioni ioniche è la stessa utilizzata per le soluzioni molecolari più il fattore Van't Hoff:
= M. UN. t. io
Vedere questo calcolo per le soluzioni HCℓ e FeBr menzionate3 alla stessa temperatura di 0°C e considerando che entrambe le soluzioni hanno una concentrazione di 1,0 mol/L.
HCℓ:
= M. UN. t. io
= (1,0 mol/L). (0,082 atm. l. mole-1. K-1). (273K). (2)
π ≈ 44,8 atm
FeBr3:
= M. UN. t. io
= (1,0 mol/L). (0,082 atm. l. mole-1. K-1). (273K). (4)
π ≈ 89,6 atm
Questi calcoli mostrano che, maggiore è la concentrazione della soluzione, maggiore è la pressione osmotica.Questo ha senso perché la tendenza all'osmosi sarà maggiore e dovremo anche applicare una pressione maggiore per poterla fermare.
di Jennifer Fogaça
Laureato in Chimica
Fonte: Scuola Brasile - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-pressao-osmotica.htm
