Tabla de Contenidos
Osmotisk trykk , representert ved den greske bokstaven pi ( π ), er en kolligativ egenskap til løsninger som tilsvarer trykket som må påføres en løsning for å stoppe osmose . Sistnevnte består av passasje av løsemiddel gjennom en semipermeabel membran fra en mer fortynnet løsning (eller fra et reservoar med rent løsningsmiddel) til en mer konsentrert.
Siden den er en kolligativ egenskap, det vil si at den kommer fra den kollektive effekten av partiklene som utgjør en løsning og ikke fra deres natur, kan det osmotiske trykket beregnes ut fra kunnskap om sammensetningen av nevnte løsning. Med andre ord, hvis vi vet hva en løsning er laget av og i hvilke mengder alle komponentene finnes, så kan vi beregne det osmotiske trykket.
I det følgende avsnittet presenteres tre eksempler på beregning av osmotisk trykk i forskjellige situasjoner:
- I løsninger med et molekylært oppløst stoff eller ingen elektrolytt.
- I elektrolyttløsninger.
- I løsninger med flere oppløste stoffer.
I alle disse tilfellene er beregningen av det osmotiske trykket basert på bruken av følgende ligning:
hvor π er det osmotiske trykket, R er den universelle gasskonstanten, T er den absolutte temperaturen i Kelvin, og M er den molare konsentrasjonen av alle frie oppløste partikler som er tilstede i løsningen. Denne siste konsentrasjonen avhenger av typen oppløst stoff eller oppløste stoffer som er tilstede, og består i utgangspunktet av summen av konsentrasjonene av alle osmotisk aktive partikler, det vil si de som ikke kan krysse en semipermeabel membran.
Når det gjelder nøytrale molekylære oppløste stoffer, det vil si de som ikke er elektrolytter, er M ganske enkelt molariteten. Men når det gjelder elektrolytter, representerer M summen av konsentrasjonene av ionene som dannes gjennom dissosiasjon og av molekylene som forblir udissosiert.
Siden konsentrasjonen av ionene og de udissosierte molekylene avhenger av dissosiasjonsgraden, og denne bestemmes av dissosiasjonskonstanten og av den initiale eller analytiske konsentrasjonen av det oppløste stoffet, kan den totale konsentrasjonen av osmotisk aktive partikler relateres til startkonsentrasjon ved å multiplisere med en faktor kjent som van’t Hoff-faktoren, i, som er gitt av:
Denne faktoren kan bestemmes på forskjellige måter avhengig av hvilken type oppløst stoff det er snakk om:
- For sterke elektrolytter, de som dissosierer fullstendig, er van’t Hoff-faktoren lik det totale antallet ioner som dissosieres til, uavhengig av deres elektriske ladninger.
- For svake elektrolytter kan denne faktoren bestemmes fra dissosiasjonskonstanten, men den er også tabellert for forskjellige oppløste stoffer ved forskjellige temperaturer, noe som er mer praktisk.
- Når det gjelder ikke-elektrolyttløse stoffer eller molekylære løste stoffer, er faktoren ganske enkelt 1.
Å multiplisere molariteten eller den analytiske konsentrasjonen til elektrolytten med denne faktoren resulterer i den faktiske konsentrasjonen av osmotisk aktive partikler som er tilstede i løsningen, slik at det osmotiske trykket forblir:
Trinn for å beregne osmotisk trykk
Beregningen av det osmotiske trykket til enhver løsning kan oppsummeres i følgende trinn:
- Trinn 1: Trekk ut dataene fra setningen og utfør de nødvendige enhetstransformasjonene.
- Trinn 2: Bestem typen oppløst eller oppløst stoff og verdien av koeffisienten eller van’t Hoff-faktoren.
- Trinn 3: Beregn den opprinnelige molariteten eller molar konsentrasjonen til det oppløste stoffet.
- Trinn 4: Bruk formelen til å beregne det osmotiske trykket.
Deretter vises det hvordan du følger disse trinnene for å beregne det osmotiske trykket i de tre situasjonene nevnt ovenfor.
Tilfelle 1: Beregning av det osmotiske trykket til en ikke-elektrolyttløsning
uttalelse
Bestem det osmotiske trykket ved 25,0 °C av en løsning som inneholder 30,0 g glukose (C 6 H 12 O 6 ) oppløst i nok vann til å lage 150,0 mL løsning.
Trinn #1: Trekk ut dataene fra setningen og utfør de nødvendige enhetstransformasjonene.
I dette tilfellet er temperaturen, massen av det oppløste stoffet og volumet av løsningen gitt. Temperaturen må transformeres til Kelvin og volumet til liter (siden molariteten skal beregnes).
Med mindre vi allerede har antall mol, trenger vi alltid den molare massen til det oppløste stoffet:
Trinn 2: Bestem typen oppløst eller oppløst stoff og verdien av koeffisienten eller van’t Hoff-faktoren.
Glukose er en nøytral molekylær forbindelse, som betyr at den er en ikke-elektrolytt (dissosieres ikke i løsning). Av denne grunn er van’t Hoff-faktoren lik 1.
Trinn 3: Beregn den opprinnelige molariteten eller molar konsentrasjonen til det oppløste stoffet.
Siden vi har massen til det oppløste stoffet, volumet av løsningen og den molare massen til det oppløste stoffet, trenger vi bare å bruke molaritetsformelen:
Trinn #4: Bruk formelen for å beregne det osmotiske trykket.
Vi har nå alt vi trenger for å beregne det osmotiske trykket. Avhengig av enhetene vi ønsker å beregne trykket i, kan vi bruke forskjellige verdier av den ideelle gasskonstanten. For de fleste av beregningene utført i kjemi og biologi, beregnes dette trykket i atmosfærer, så den ideelle gasskonstanten brukes i disse enhetene, det vil si 0,08206 atm.L/ mol.K:
Tilfelle 2: Beregning av det osmotiske trykket til en elektrolyttløsning
uttalelse
Bestem det osmotiske trykket ved 37,0 °C av en løsning som inneholder 0,900 g natriumklorid (NaCl) per 100,0 mL løsning.
Trinn 1: Trekk ut dataene fra setningen og utfør de nødvendige enhetstransformasjonene.
I dette tilfellet gis igjen temperaturen, massen av det oppløste stoffet og volumet av løsningen. Igjen må temperaturen transformeres til Kelvin og volumet til liter og molmassen til det oppløste stoffet må beregnes:
Trinn 2: Bestem typen oppløst eller oppløst stoff og verdien av koeffisienten eller van’t Hoff-faktoren.
Natriumklorid er en sterk elektrolytt som dissosieres fullstendig i vandig løsning. Dissosiasjonsreaksjonen er:
Som man kan se, gir hver formelenhet av NaCl opphav til to ioner, et natriumkation og et kloridanion, og ingen udissosiert NaCl-enhet gjenstår. Derfor, for dette oppløste stoffet, har van’t Hoff-koeffisienten eller faktoren en verdi på 2.
Trinn #3: Beregn den opprinnelige molariteten eller molar konsentrasjonen til det oppløste stoffet.
Som i det forrige tilfellet har vi massen til det oppløste stoffet, volumet av løsningen og den molare massen til det oppløste stoffet, så molariteten er gitt av:
Trinn #4: Bruk formelen for å beregne det osmotiske trykket.
Dette trinnet utføres på samme måte som før. Igjen vil vi beregne det osmotiske trykket i atmosfærer:
Tilfelle 3: Beregning av det osmotiske trykket til en løsning med flere oppløste stoffer
uttalelse
Bestem det osmotiske trykket ved gjennomsnittlig kroppstemperatur på 37 °C av en laktert Ringers løsning med følgende sammensetning:
102,7 mM natriumklorid
27,8 mM natriumlaktat (NaC 3 H 5 O 3 )
5,4 mM kaliumklorid
1,8 mM kalsiumkloriddihydrat.
Dette er et viktig eksempel på beregning av osmotisk trykk, siden sera som den lakterte Ringers løsningen som er sitert ovenfor, må fremstilles med et spesifikt osmotisk trykk. Noen er satt til å ha samme osmotisk trykk som blodserumet, mens andre er satt til å ha et høyere eller lavere osmotisk trykk, avhengig av pasientens tilstand.
Trinn 1: Trekk ut dataene fra setningen og utfør de nødvendige enhetstransformasjonene.
I dette tilfellet har vi en løsning med fire forskjellige oppløste stoffer. Konsentrasjonene av de oppløste stoffene er gitt direkte, men i enheter på mM (millimolar), så de må transformeres til molaritet. Temperaturen er også gitt, som må transformeres til Kelvin. Den første transformasjonen utføres ved å dele på 1000.
Trinn 2: Bestem typen oppløst eller oppløst stoff og verdien av koeffisienten eller van’t Hoff-faktoren.
Natriumklorid, natriumlaktat og kaliumklorid er sterke elektrolytter som dissosieres for å danne 2 ioner hver, så van’t Hoff-koeffisientene deres er lik 2.
Når det gjelder kalsiumklorid er dissosiasjonsreaksjonen:
Hvis det dissosieres fullstendig, vil det produseres totalt 3 ioner, noe som gir en van’t Hoff-faktor på 3. Det har imidlertid blitt bestemt eksperimentelt at dette oppløste stoffet ikke dissosieres fullstendig, og at det har en faktor på litt mindre enn 2, 7.
Trinn 3: Beregn den opprinnelige molariteten eller molar konsentrasjonen til det oppløste stoffet.
Dette trinnet er ikke nødvendig for dette problemet siden erklæringen ga alle nødvendige konsentrasjoner.
Trinn 4: Bruk formelen til å beregne det osmotiske trykket.
Når det er flere oppløste stoffer, tilsvarer det totale osmotiske trykket ganske enkelt summen av bidragene til hver av dem. Dette kan oppsummeres som følger:
hvor summen er over alle oppløste stoffer, enten elektrolytt eller ikke-elektrolytt. Resultatet av denne summeringen er det som vanligvis er kjent som løsningens osmolaritet, det vil si den totale konsentrasjonen av alle osmotisk aktive partikler.
Siden vi allerede har alle nødvendige data, handler alt om å bruke denne formelen for å beregne det osmotiske trykket:
Referanser
Brown, T. (2021). Chemistry: The Central Science (11. utgave). London, England: Pearson Education.
Castro, S. (2019, 22. februar). Osmotisk trykk Formel og løste øvelser. Hentet fra https://www.profesor10demates.com/2018/12/presion-osmotica-formula-y-ejercicios-resueltos.html
Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Kjemi (10. utgave). New York City, NY: MCGRAW-HILL.
Stiftelsen for helseopplæring og forskning i Murcia-regionen. (nd). 2.-Grunnleggende prinsipper for osmose og osmotisk trykk. Beregning av plasmatisk osmolalitet (OSMP). Hentet fra http://www.ffis.es/volviendoalobasico/2principios_bsicos_de_la_smosis_y_la_presin_onctica_clculo_de_la_osmolalidad_plasmtica_osmp.html
Ung. (nd). Elektrolytter: van’t Hoff Factor | Protokoll (oversatt til spansk). Hentet fra https://www.jove.com/science-education/11371/electrolitos-factor-de-van-t-hoff?language=Spanish
Tabazz, U. (2012, 20. september). Elektrokjemi. Hentet fra https://www.slideshare.net/utabazz/electroquimica-14366482
