Beregning av osmotisk trykk. Hvordan beregne osmotisk trykk?

DE Osmotisk trykk kan kort defineres som trykket som er nødvendig for å forhindre at osmose oppstår spontant i en systemet, det vil si at løsningsmidlet fra en mer fortynnet løsning passerer til en mer konsentrert gjennom en membran semipermeable.

Men hvordan osmoskopi er felleseie, avhenger denne faktoren av mengden oppløste partikler, som er forskjellig for molekylære og ioniske løsninger. Derfor er måten å beregne det osmotiske trykket (π) også forskjellig for disse to tilfellene.

Molekylære løsninger er de der det oppløste stoffet ikke ioniserer i vann, det vil si at det ikke danner ioner, men dets molekyler bare skiller seg fra hverandre og blir oppløst i løsningen. I disse tilfellene kan beregningen av det osmotiske trykket gjøres med følgende matematiske uttrykk:

π = M. EN. T

M = løsningsmolaritet (mol / l);
R = universell konstant av perfekte gasser, som tilsvarer 0,082 atm. L. mol^-1. K^-1 eller 62,3 mm Hg L. mol^-1. K^-1;
T = absolutt temperatur, gitt i Kelvin.

Dette uttrykket ble foreslått av forskeren Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior etter at han observerte at det osmotiske trykket har en oppførsel som er veldig lik den som den ideelle gassen viser. Fra dette foreslo Van 't Hoff Júnior en måte å bestemme det osmotiske trykket (π) gjennom den ideelle gassligningen (PV = nRT).

Hvis vi for eksempel blander sukker med vann, vil vi ha en molekylær løsning, fordi sukker (sukrose) er en molekylær forbindelse som har formel C₁₂H₂₂O_11. Molekylene er ganske enkelt atskilt med vann, og bryter fra hverandre, forblir hele og udelte.

Ç₁₂H₂₂O_{11 (s)}→Ç₁₂H₂₂O_{11 (aq)}

Mengden molekyler som er til stede, beregnes gjennom forholdet mellom antall mol og antall Avogadro, som vist nedenfor:

1 mol C₁₂H₂₂O₁₁→_(s)1 molÇ₁₂H₂₂O_{11 (aq)}
6,0. 10²³ molekyler→6,0. 10²³ molekyler

Merk at mengden oppløste molekyler forblir den samme som før de ble oppløst i vann.

Således, hvis vi vurderer en 1,0 mol / L sukroseoppløsning ved en temperatur på 0 ° C (273 K), må trykket som må utøves for å forhindre osmose av denne løsningen være lik:

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

Men hvis løsningen er ionisk, vil ikke mengden partikler oppløst i løsningen være den samme som mengde plassert i begynnelsen, da det vil være en ionisering eller dissosiasjon av den ioniske løsemidlet med dannelsen av ioner.

Ikke stopp nå... Det er mer etter annonseringen;)

Tenk deg for eksempel at 1,0 mol HCℓ er oppløst i 1 L løsemiddel, vil vi ha en konsentrasjon på 1 mol / L som det som skjedde med sukker? Nei, fordi HCℓ gjennomgår ionisering i vann som følger:

HCℓ → H⁺_(her) + Cℓ^-_(her)
↓ ↓ ↓
1 føflekk 1 mol 1 mol
1 mol / l 2 mol / l

Vær oppmerksom på at 1,0 mol oppløst stoff dannet 2,0 mol oppløst stoff, noe som påvirker løsningskonsentrasjonen og følgelig verdien av det osmotiske trykket.

Se et annet eksempel:

FeBr₃ → Fe³⁺ + 3 Br^-
↓ ↓ ↓
1 føflekk 1 mol 3 mol
1 mol / l 4 mol / l

Så du? Konsentrasjonen av ioniske oppløsninger varierer fra oppløst stoff til oppløst stoff, da mengden genererte ioner er forskjellig. Når man beregner det osmotiske trykket til ioniske løsninger, må denne mengden tas i betraktning.

Av denne grunn må du innføre en korreksjonsfaktor for hver ioniske løsning, som kalles Van't Hoff-faktor (til ære for sin skaper) og symboliseres med bokstaven “Jeg”. Van't Hoff-faktoren (i) for den nevnte HC2-løsningen er 2 og den for FeBr-løsningen₃ é 4.

Det matematiske uttrykket som brukes til å beregne det osmotiske trykket til ioniske løsninger, er det samme som det som brukes for molekylære løsninger pluss Van't Hoff-faktoren:

π = M. EN. T. Jeg

Se denne beregningen for de nevnte HCℓ- og FeBr-løsningene₃ ved samme temperatur på 0 ° C og med tanke på at begge løsningene har en konsentrasjon på 1,0 mol / L.

HCℓ:

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

FeBr₃:

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

Disse beregningene viser at jo større konsentrasjon av løsningen, jo større er det osmotiske trykket.Dette er fornuftig fordi tendensen til at osmose oppstår vil være større, og vi må også bruke større press for å kunne stoppe den.

Av Jennifer Fogaça
Uteksamen i kjemi