DE Osmotiskt tryck kan kort definieras som det tryck som krävs för att förhindra osmos spontant i en systemet, det vill säga att lösningsmedlet från en mer utspädd lösning passerar till en mer koncentrerad genom ett membran semipermeabel.
Men hur osmoskopi är kollektiv egendom, beror denna faktor på mängden upplösta partiklar, vilket är olika för molekylära och joniska lösningar. Därför är sättet att beräkna det osmotiska trycket (π) också annorlunda för dessa två fall.
Molekylära lösningar är de där det lösta ämnet inte joniseras i vatten, det vill säga det bildar inte joner, utan dess molekyler separeras helt enkelt från varandra och löses i lösningen. I dessa fall kan beräkningen av det osmotiska trycket göras med följande matematiska uttryck:
π = M. A. T
M = lösningens molaritet (mol / L);
R = universalkonstant av perfekta gaser, vilket motsvarar 0,082 atm. L. mol-1. K-1 eller 62,3 mm Hg L. mol-1. K-1;
T = absolut temperatur, angiven i Kelvin.
Detta uttryck föreslogs av forskaren Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior efter att han observerade att det osmotiska trycket har ett beteende som mycket liknar det som den ideala gasen visar. Från detta föreslog Van 't Hoff Júnior ett sätt att bestämma det osmotiska trycket (π) genom den ideala gasekvationen (PV = nRT).
Om vi till exempel blandar socker med vatten kommer vi att ha en molekylär lösning, eftersom socker (sackaros) är en molekylär förening vars formel är C12H22O11. Dess molekyler är helt enkelt separerade av vatten, bryter ifrån varandra, förblir hela och odelade.
Ç12H22O11 (s)→Ç12H22O11 (aq)
Mängden närvarande molekyler beräknas genom förhållandet mellan antalet mol och antalet Avogadro, som visas nedan:
1 mol C12H22O11→(s)1 molÇ12H22O11 (aq)
6,0. 1023 molekyler→6,0. 1023 molekyler
Observera att mängden upplösta molekyler förblir densamma som innan de upplöstes i vatten.
Således, om vi betraktar en 1,0 mol / L sackaroslösning vid en temperatur av 0 ° C (273 K), bör trycket som måste utövas för att förhindra osmos av denna lösning vara lika med:
π = M. A. T
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K)
π ≈ 22,4 atm
Men om lösningen är jonisk kommer mängden partiklar som löses i lösningen inte vara densamma som mängd placerad i början, eftersom det kommer att finnas en jonisk dissociation eller jonisering av det lösta ämnet med bildandet av joner.
Tänk dig till exempel att 1,0 mol HCℓ är löst i 1 L lösningsmedel, kommer vi att ha en koncentration på 1 mol / L som vad som hände med socker? Nej, eftersom HCℓ genomgår jonisering i vatten enligt följande:
HC2 → H+(här) + C2-(här)
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 1 mol
1 mol / L. 2 mol / L.
Observera att 1,0 mol löst bildat 2,0 mol löst ämne, vilket påverkar lösningskoncentrationen och följaktligen värdet på det osmotiska trycket.
Se ett annat exempel:
FeBr3 → Fe3+ + 3 Br-
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 3 mol
1 mol / L. 4 mol / L.
Såg du? Koncentrationen av joniska lösningar varierar från upplöst till upplöst, eftersom mängden genererade joner är olika. Således, när man beräknar det osmotiska trycket för joniska lösningar, måste denna mängd tas med i beräkningen.
Av denna anledning måste du införa en korrigeringsfaktor för varje jonisk lösning, som kallas Van't Hoff-faktor (till ära för sin skapare) och symboliseras av bokstaven ”i”. Van't Hoff-faktorn (i) för nämnda HC2-lösning är 2 och den för FeBr-lösningen3 é 4.
Det matematiska uttrycket som används för att beräkna det osmotiska trycket för joniska lösningar är detsamma som det som används för molekylära lösningar plus Van't Hoff-faktorn:
π = M. A. T. i
Se denna beräkning för de nämnda HCℓ- och FeBr-lösningarna3 vid samma temperatur på 0 ° C och med tanke på att båda lösningarna har en koncentration på 1,0 mol / L.
HC2:
π = M. A. T. i
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (2)
π ≈ 44,8 atm
FeBr3:
π = M. A. T. i
π = (1,0 mol / L). (0,082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (4)
π ≈ 89,6 atm
Dessa beräkningar visar att ju större koncentration av lösningen, desto större är det osmotiska trycket.Detta är vettigt eftersom tendensen att osmos uppstår kommer att vara större och vi kommer också att behöva utöva större tryck för att kunna stoppa den.
Av Jennifer Fogaça
Examen i kemi
Källa: Brazil School - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-pressao-osmotica.htm
