Pressione osmotica

Si definisce pressione osmotica \(\pi\), quella proprietà colligativa associata al fenomeno dell’osmosi tra soluzioni; essa rappresenta la pressione esercitata dalla colonna della soluzione con eccesso di solvente tale che il fenomeno dell’osmosi si arresti.

In altre parole è definita come la pressione minima che si deve applicare a una soluzione per impedire al solvente di una soluzione meno concentrata, o al limite al solvente puro, posto al di là di una membrana semipermeabile, di diffondere nella soluzione attraverso la membrana; il flusso di solvente segue la direzione del gradiente di concentrazione di soluto. Tale flusso può essere contrastato applicando una pressione al compartimento a concentrazione maggiore. Se la pressione applicata supera la pressione osmotica, otteniamo l’osmosi inversa.

Ogni soluzione possiede una pressione osmotica che è direttamente proporzionale alla sua molarità. Quando sui due lati della membrana si trovano soluzioni a diversa concentrazione, le molecole di solvente si muovono in senso opposto alla differenza di pressione osmotica, dalla soluzione a concentrazione di soluto minore (ipotonica) verso la soluzione con concentrazione di soluto maggiore (ipertonica), fino a quando le concentrazioni di soluto nelle due soluzioni diventano identiche (isotoniche) e i due potenziali chimici si equivalgono. Il meccanismo attraverso cui avviene è ritenuto legato alle interazioni delle molecole del soluto con la membrana, i cui urti trasferirebbero momento di allontanamento dalla membrana alle molecole del solvente.

Determinazione della pressione osmotica tramite l’equazione di Van’t Hoff

La relazione quantitativa tra pressione osmotica e concentrazione del soluto, se le soluzioni sono diluite a tal punto da raggiungere l’equilibrio osmotico, è analoga a quella dei gas ideali:

\[\pi V=nRT\]

dove \(n\) è il numero di moli del soluto, \(V\) è il volume della soluzione, \(R\) è la costante universale dei gas e \(T\) la temperatura assoluta; da cui, conoscendo la definizione di molarità \(M\), è possibile ricavare:

\[\pi =\dfrac{n}{V}RT=MRT\]

Nel caso di soluzioni di elettroliti, a causa della dissociazione elettrolitica, le proprietà colligative risultano molto più pronunciate di quanto previsto in base alla concentrazione molale del soluto. Per tale ragione è necessario introdurre il coefficiente di Van’t Hoff, \(i\), il cui valore varia a seconda del numero di ioni in cui l’elettrolita è dissociato. Pertanto l’equazione verrà riscritta come segue:

\[\pi =iMRT\]

Si definisce coefficiente di Van’t Hoff \(i\) (o fattore di dissociazione) come il coefficiente correttivo adimensionale introdotto nel calcolo delle proprietà colligative nel caso in cui la soluzione contenga elettroliti. Esso esprime la quantità di particelle o ioni che effettivamente si producono dalla dissoluzione di una mole di soluto (inizialmente allo stato solido) in un solvente.

\[i = 1 + \alpha (\nu-1)\]

dove \(\alpha\) è il grado di ionizzazione dell’elettrolita e \(\nu\) rappresenta il numero di moli formate dalla dissociazione di ogni mole di sostanza (ovvero il numero di ioni derivati da una singola molecola o unità formula di elettrolita).

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