bu Ozmotik basınç bir ortamda osmozun kendiliğinden oluşmasını önlemek için gerekli olan basınç olarak kısaca tanımlanabilir. sistem, yani daha seyreltik bir çözeltiden çözücünün bir zardan daha konsantre bir çözeltiye geçmesidir. yarı geçirgen.
Ama nasıl ozmoskopi dır-dir ortak mülkiyet, bu faktör moleküler ve iyonik çözeltiler için farklı olan çözünmüş parçacıkların miktarına bağlıdır. Bu nedenle, ozmotik basıncı (π) hesaplama yöntemi de bu iki durum için farklıdır.
Moleküler çözeltiler, çözünenin suda iyonlaşmadığı, yani iyon oluşturmadığı, ancak moleküllerinin basitçe birbirinden ayrıldığı ve çözelti içinde çözüldüğü çözeltilerdir. Bu durumlarda ozmotik basıncın hesaplanması aşağıdaki matematiksel ifade ile yapılabilir:
π = M. A. T
M = çözelti molaritesi (mol/L);
R = 0.082 atm'ye eşit olan mükemmel gazların evrensel sabiti. L. mol-1. K-1 veya 62,3 mm Hg L. mol-1. K-1;
T = Kelvin cinsinden verilen mutlak sıcaklık.
Bu ifade bilim adamı Jacobus Henricus Van 't Hoff Junior tarafından ozmotik basıncın ideal gazın gösterdiğine çok benzer bir davranışa sahip olduğunu gözlemledikten sonra önerildi. Van 't Hoff Júnior bundan yola çıkarak ideal gaz denklemi (PV = nRT) aracılığıyla ozmotik basıncı (π) belirlemenin bir yolunu önerdi.
Örneğin, şekeri suyla karıştırırsak moleküler bir çözelti elde ederiz, çünkü şeker (sakaroz) formülü C olan moleküler bir bileşiktir.12H22Ö11. Molekülleri su tarafından basitçe ayrılır, birbirinden ayrılır, bütün ve bölünmemiş kalır.
Ç12H22Ö11(ler)→Ç12H22Ö11 (sulu)
Mevcut molekül miktarı, aşağıda gösterildiği gibi, mol sayısı ile Avogadro sayısı arasındaki ilişki ile hesaplanır:
1 mol C12H22Ö11→(ler)1 molÇ12H22Ö11 (sulu)
6,0. 1023 moleküller→6,0. 1023 moleküller
Çözünmüş moleküllerin miktarının, suda çözülmeden öncekiyle aynı kaldığına dikkat edin.
Bu nedenle, 0°C (273 K) sıcaklıkta 1.0 mol/L sakaroz çözeltisini düşünürsek, bu çözeltinin ozmozunu önlemek için uygulanması gereken basınç şuna eşit olmalıdır:
π = M. A. T
π = (1.0 mol/L). (0.082 atm. L. mol-1. K-1). (273K)
π ≈ 22,4 atm
Ancak çözelti iyonik ise, çözeltide çözünen parçacıkların miktarı, çözeltideki ile aynı olmayacaktır. İyonik çözünenin oluşumu ile iyonlaşması veya ayrışması olacağından, başlangıçta yerleştirilen miktar iyonlar.
Örneğin, 1.0 mol HCℓ'nin 1 L çözücü içinde çözüldüğünü düşünün, şekerde olduğu gibi 1 mol/L konsantrasyonuna sahip olacak mıyız? Hayır, çünkü HCℓ suda aşağıdaki gibi iyonizasyona uğrar:
HCℓ → H+(İşte) + Cℓ-(İşte)
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 1 mol
1 mol/L 2 mol/L
1.0 mol çözünenin, çözelti konsantrasyonunu ve dolayısıyla ozmotik basıncın değerini etkileyen 2.0 mol çözünen oluşturduğuna dikkat edin.
Başka bir örneğe bakın:
FeBr3 → Fe3+ + 3 Br-
↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 3 mol
1 mol/L 4 mol/L
Gördün mü? İyonik çözeltilerin konsantrasyonu, üretilen iyonların miktarı farklı olduğu için çözünen maddeden çözünen maddeye değişir. Bu nedenle iyonik çözeltilerin ozmotik basıncını hesaplarken bu miktarın dikkate alınması gerekir.
Bu nedenle, her iyonik çözelti için bir düzeltme faktörü girmelisiniz. Van't Hoff faktörü (yaratıcısının onuruna) ve “harfi ile sembolize edilir.ben”. Bahsedilen HCℓ çözeltisinin Van't Hoff faktörü (i) 2'dir ve FeBr çözeltisininki3 é 4.
İyonik çözeltilerin ozmotik basıncını hesaplamak için kullanılan matematiksel ifade, moleküler çözümler ve Van't Hoff faktörü için kullanılanla aynıdır:
π = M. A. T. ben
Bahsedilen HCℓ ve FeBr çözümleri için bu hesaplamaya bakın3 0ºC'lik aynı sıcaklıkta ve her iki çözeltinin de 1.0 mol/L konsantrasyona sahip olduğu göz önünde bulundurularak.
HCℓ:
π = M. A. T. ben
π = (1.0 mol/L). (0.082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (2)
π ≈ 44,8 atm
FeBr3:
π = M. A. T. ben
π = (1.0 mol/L). (0.082 atm. L. mol-1. K-1). (273K). (4)
π ≈ 89.6 atm
Bu hesaplamalar gösteriyor ki, Çözeltinin konsantrasyonu arttıkça ozmotik basınç da artar.Bu mantıklı çünkü ozmoz oluşma eğilimi daha büyük olacak ve onu durdurmak için daha fazla baskı uygulamamız gerekecek.
Jennifer Foğaça tarafından
Kimya mezunu
Kaynak: Brezilya Okulu - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-pressao-osmotica.htm
