Osmotski tlak

Izvor: Wikipedija
Prijeđi na navigaciju Prijeđi na pretraživanje
Progression: (1) a U-tube is filled with water and has a membrane in the middle (2) sugar is added to the left part (3) water crosses the membrane and fills the left side more than the right.
Osmoza u U-cijevi

Osmotski tlak je minimalni tlak koji je potrebno primijeniti na otopinu kako bi se spriječio unutarnji protok čistog otapala kroz polupropusnu membranu.[1] Također se definira kao mjera sklonosti otopine da unese čisto otapalo osmozom. Potencijalni osmotski tlak je maksimalni osmotski tlak koji bi se mogao razviti u otopini koja je od čistog otapala odvojena polupropusnom membranom.

Osmoza nastaje kada su dvije otopine koje sadrže različite koncentracije otopljene tvari razdvojene selektivno propusnom membranom. Molekule otapala prolaze prvenstveno kroz membranu iz otopine niske koncentracije u otopinu s višom koncentracijom otopljene tvari. Prijenos molekula otapala nastavit će se sve dok se ne postigne ravnoteža.[1][2]

Teorija i mjerenje[uredi | uredi kôd]

Pfefferov osmometar koji prije se koristio za mjerenje osmotskog tlaka

Jacobus van 't Hoff pronašao je kvantitativni odnos između osmotskog tlaka i koncentracije otopljene tvari, izražen u sljedećoj jednadžbi:

gdje je osmotski tlak, i je van<span typeof="mw:Entity" id="mwJw"> </span>'t Hoffov indeks, c je množinska koncentracija otopljene tvari, R je idealna plinska konstanta, a T je apsolutna temperatura (obično u kelvinima ). Ova formula se primjenjuje kada je koncentracija otopljene tvari dovoljno niska da se otopina može tretirati kao idealna otopina. Proporcionalnost koncentraciji znači da je osmotski tlak koligativno svojstvo. Ova formula slična je sa jednadžbom stanja idealnog plina u obliku gdje je n ukupna množina molekula plina u volumenu V, a n / V molarna koncentracija molekula plina. Harmon Northrop Morse i Frazer pokazali su da se jednadžba primjenjuje na koncentriranije otopine ako je jedinica koncentracije molalna, a ne molarna;[3] pa kada se koristi molalitet ova jednadžba je nazvana Morseova jednadžba.

Za koncentriranije otopine van 't Hoffova jednadžba može se proširiti kao niz koncentracije otopljene tvari, c. U prvoj aproksimaciji,

gdje je idealan tlak, a A je empirijski parametar. Vrijednost parametra A (i parametara iz aproksimacija višeg reda) može se koristiti za izračunavanje Pitzerovih parametara. Empirijski parametri se koriste za kvantificiranje ponašanja otopina ionskih i neionskih tvari koje nisu idealne otopine u termodinamičkom smislu.

Pfefferov osmometar razvijen je za mjerenje osmotskog tlaka.

Primjena[uredi | uredi kôd]

Osmotski tlak na crvena krvna zrnca

Mjerenje osmotskog tlaka može se koristiti za određivanje molekulske mase.

Osmotski tlak važan je čimbenik koji utječe na biološke stanice. Osmoregulacija je mehanizam homeostaze organizma za postizanje ravnoteže osmotskog tlaka.

  • Hipertoničnost je prisutnost otopine koja uzrokuje smanjenje stanica.
  • Hipotoničnost je prisutnost otopine koja uzrokuje bubrenje stanica.
  • Izotoničnost je prisutnost otopine koja ne uzrokuje promjenu volumena stanice.

Kada je biološka stanica u hipotoničnom okruženju, unutrašnjost stanice nakuplja vodu, voda teče kroz staničnu membranu u stanicu, uzrokujući njeno širenje. U biljnim stanicama stanična stijenka ograničava širenje, što rezultira pritiskom na staničnu stijenku iznutra koji se naziva turgor. Pritisak turgora omogućuje zeljastim biljkama da stoje uspravno. To je također odlučujući čimbenik za to kako biljke reguliraju otvor svojih puči. U životinjskim stanicama prekomjerni osmotski tlak može rezultirati citolizom.

Osmotski tlak osnova je filtriranja ("povratna osmoza"), procesa koji se obično koristi u pročišćavanju vode. Voda koju treba pročistiti stavlja se u komoru i stavlja pod tlak veći od osmotskog tlaka kojeg stvaraju voda i otopljene tvari u njoj. Dio komore otvara se prema različito propusnoj membrani koja propušta molekule vode, ali ne i čestice otopljene tvari. Osmotski tlak oceanske vode je oko 27 atm. Reverzna osmoza desalinizira slatku vodu iz morske slane vode.

Derivacija van 't Hoffove formule[uredi | uredi kôd]

Razmotrimo sustav u točki kada je dosegao ravnotežu. Uvjet za to je da je kemijski potencijal otapala (budući da samo ono slobodno teče prema ravnoteži) na obje strane membrane jednak. Odjeljak koji sadrži čisto otapalo ima kemijski potencijal od , gdje je pritisak. S druge strane, u odjeljku koji sadrži otopljenu tvar, kemijski potencijal otapala ovisi o molarnom udjelu otapala, . Osim toga, ovaj odjeljak može podnijeti drugačiji pritisak, . Stoga možemo zapisati kemijski potencijal otapala kao . Ako napišemo ravnoteža kemijskog potencijala je:

Ovdje se razlika u tlaku dva odjeljka definira kao osmotski tlak koji vrše otopljene tvari. Zadržavajući tlak, dodavanje otopljene tvari smanjuje kemijski potencijal ( entropijski učinak ). Stoga se tlak otopine mora povećati kako bi se nadoknadio gubitak kemijskog potencijala.

Kako bi se pronašao (osmotski tlak), smatramo da je došlo do ravnoteže između otopine koja sadrži otopljenu tvar i čiste vode.

Lijevu stranu možemo napisati kao:

,

gdje je koeficijent aktivnosti otapala. Produkt je također poznat kao aktivnost otapala, što je za vodu aktivnost vode . Dodatak tlaku izražava se kroz izraz za energiju širenja:

gdje je molarni volumen (m³/mol). Umetanje gore predstavljenog izraza u jednadžbu kemijskog potencijala za cijeli sustav i preuređivanje će dobivamo:

Ako je tekućina nestlačiva, molarni volumen je konstantan, , a integral postaje . Dakle, dobivamo:

Koeficijent aktivnosti je funkcija koncentracije i temperature, ali u slučaju razrijeđenih smjesa često je vrlo blizu 1,0, pa je

Molarni udio otopljene tvari, , je , dakle može se zamijeniti sa , koji, kada je mala, može se aproksimirati sa :

Molarni udio je . Kada je mali, može se aproksimirati s . Također, molarni volumen može se napisati kao volumen po molu, . Kombinacija ovih daje sljedeće:

Za vodene otopine soli mora se uzeti u obzir ionizacija. Na primjer, 1 mol NaCl ionizira u 2 mola iona.

Vidi također[uredi | uredi kôd]

  • Gibbs-Donnanov efekt

Izvori[uredi | uredi kôd]

  1. a b Voet, Donald; Judith Aadil; Charlotte W. Pratt. 2001. Fundamentals of Biochemistry Rev. izdanje. Wiley. New York. str. 30. ISBN 978-0-471-41759-0
  2. Atkins, Peter W.; de Paula, Julio. 2010. Section 5.5 (e). Physical Chemistry 9th izdanje. Oxford University Press. ISBN 978-0-19-954337-3
  3. Lewis, Gilbert Newton. 1. svibnja 1908. The Osmotic Pressure of Concentrated Solutions and the Laws of the Perfect Solution. Journal of the American Chemical Society. 30 (5): 668–683. doi:10.1021/ja01947a002. ISSN 0002-7863

Vanjske poveznice[uredi | uredi kôd]