Berekening van de osmotische druk. Hoe de osmotische druk te berekenen?

DE Osmotische druk kan kort worden gedefinieerd als de druk die nodig is om te voorkomen dat osmose spontaan optreedt in een systeem, dat wil zeggen dat het oplosmiddel van een meer verdunde oplossing door een membraan naar een meer geconcentreerde gaat semipermeabel.

Maar hoe? osmoscopy is mede-eigendom, deze factor hangt af van de hoeveelheid opgeloste deeltjes, wat verschillend is voor moleculaire en ionische oplossingen. Daarom is de manier om de osmotische druk (π) te berekenen ook verschillend voor deze twee gevallen.

Moleculaire oplossingen zijn die waarin de opgeloste stof niet ioniseert in water, dat wil zeggen dat het geen ionen vormt, maar de moleculen eenvoudig van elkaar scheiden en in de oplossing worden opgelost. In deze gevallen kan de berekening van de osmotische druk worden gedaan door de volgende wiskundige uitdrukking:

π = M. EEN. T

M = oplossingsmolariteit (mol/L);
R = universele constante van perfecte gassen, wat gelijk is aan 0,082 atm. L. mol^-1. K^-1 of 62,3 mm Hg L. mol^-1. K^-1;
T = absolute temperatuur, gegeven in Kelvin.

Deze uitdrukking werd voorgesteld door wetenschapper Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior nadat hij had vastgesteld dat de osmotische druk een gedrag vertoont dat sterk lijkt op dat van het ideale gas. Hieruit stelde Van 't Hoff Júnior een manier voor om de osmotische druk (π) te bepalen door middel van de ideale gasvergelijking (PV = nRT).

Als we bijvoorbeeld suiker met water mengen, hebben we een moleculaire oplossing, omdat suiker (sucrose) een moleculaire verbinding is met de formule C₁₂H₂₂O_11. De moleculen worden eenvoudig gescheiden door water, breken van elkaar af en blijven heel en onverdeeld.

Ç₁₂H₂₂O_11(en)→Ç₁₂H₂₂O_11(aq)

De hoeveelheid aanwezige moleculen wordt berekend door de relatie tussen het aantal mol en het aantal Avogadro, zoals hieronder weergegeven:

1 mol C₁₂H₂₂O₁₁→_(en)1 molÇ₁₂H₂₂O_11(aq)
6,0. 10²³ moleculen→6,0. 10²³ moleculen

Merk op dat de hoeveelheid opgeloste moleculen hetzelfde blijft als voordat ze in water werden opgelost.

Als we dus een sucrose-oplossing van 1,0 mol/L bij een temperatuur van 0°C (273 K) beschouwen, moet de druk die moet worden uitgeoefend om osmose van deze oplossing te voorkomen, gelijk zijn aan:

π = M. EEN. T
π = (1,0 mol/L). (0,082 atm. L. mol^-1. K^-1). (273K)
π ≈ 22,4 atm

Maar als de oplossing ionisch is, zal de hoeveelheid opgeloste deeltjes in de oplossing niet hetzelfde zijn als de hoeveelheid die aan het begin wordt geplaatst, omdat er een ionische dissociatie of ionisatie van de opgeloste stof zal zijn met vorming van ionen.

Niet stoppen nu... Er is meer na de reclame ;)

Stel je bijvoorbeeld voor dat 1,0 mol HCℓ wordt opgelost in 1 L oplosmiddel, krijgen we dan een concentratie van 1 mol/L zoals wat er gebeurde met suiker? Nee, want HCℓ ondergaat als volgt ionisatie in water:

HCℓ → H⁺_(hier) + Cℓ^-_(hier)
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 1 mol
1 mol/L 2 mol/L

Merk op dat 1,0 mol opgeloste stof 2,0 mol opgeloste stof vormde, wat de oplossingsconcentratie beïnvloedt en bijgevolg de waarde van de osmotische druk.

Zie een ander voorbeeld:

februari₃ → Fe³⁺ + 3 Br^-
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 3 mol
1 mol/L 4 mol/L

Heb je gezien? De concentratie van ionische oplossingen varieert van opgeloste stof tot opgeloste stof, omdat de hoeveelheid gegenereerde ionen anders is. Bij het berekenen van de osmotische druk van ionische oplossingen moet dus rekening worden gehouden met deze hoeveelheid.

Om deze reden moet u voor elke ionische oplossing een correctiefactor invoeren, die de wordt genoemd Van't Hoff-factor (ter ere van de maker) en wordt gesymboliseerd door de letter “ik”. De Van’t Hoff-factor (i) van de genoemde HCℓ-oplossing is 2 en die van de FeBr-oplossing₃ é 4.

De wiskundige uitdrukking die wordt gebruikt om de osmotische druk van ionische oplossingen te berekenen, is dezelfde als die voor moleculaire oplossingen plus de Van't Hoff-factor:

π = M. EEN. T. ik

Zie deze berekening voor de genoemde HCℓ en FeBr oplossingen₃ bij dezelfde temperatuur van 0ºC en gezien het feit dat beide oplossingen een concentratie van 1,0 mol/L hebben.

HCℓ:

π = M. EEN. T. ik
π = (1,0 mol/L). (0,082 atm. L. mol^-1. K^-1). (273K). (2)
π ≈ 44,8 atm

februari₃:

π = M. EEN. T. ik
π = (1,0 mol/L). (0,082 atm. L. mol^-1. K^-1). (273K). (4)
π ≈ 89,6 atm

Deze berekeningen laten zien dat hoe groter de concentratie van de oplossing, hoe groter de osmotische druk.Dit is logisch omdat de neiging tot osmose groter zal zijn en we ook meer druk zullen moeten uitoefenen om het te kunnen stoppen.

Door Jennifer Fogaça
Afgestudeerd in scheikunde