Pressione osmotica: descrizione

In questo appunto verranno affrontati i concetti fondamentali relativi alla pressione osmotica, dal punto di vista chimico, essedo che la pressione osmotica è un argomento molto importante che trova larga applicazione anche in campo biologico.

Pressione osmotica

Si definisce il concetto di pressione osmotica come la pressione idrostatica necessaria a impedire lo spostamento di un solvente puro in una sua soluzione attraverso una membrana semipermeabile.
Si procede ora facendo un esempio pratico per comprenderne appieno il significato chimico e fisica del concetto di pressione osmotica.

Si consideri una soluzione acquosa di saccarosio (o di qualsiasi altro soluto) in un lungo tubo. Questa soluzione è separata dall’acqua pura da una membrana semipermeabile, ovvero che permette il passaggio solamente dell’acqua ma non del soluto. Le molecole di acqua possono attraversare la membrana in ambedue le direzioni, ma poiché la concentrazione di molecole d’acqua è maggiore nell’acqua pura che nella soluzione, vi è un flusso solamente dall’acqua pura verso la soluzione. Questo flusso, chiamato osmosi, permette alla soluzione di salire nel tubo. Più alta è la concentrazione della soluzione di saccarosio e più alto sarà il livello della soluzione nel tubo.
Se alla soluzione di saccarosio presente nel tubo viene applicata una pressione, allora il flusso di acqua nella soluzione diminuirà. Applicando una pressione sufficientemente alta è possibile arrestare completamente il flusso di acqua pura nella soluzione. La pressione osmotica è appunto la pressione necessaria ad arrestare il flusso osmotico.
La grandezza della pressione osmotica dipende solo dal numero di particelle di soluto per unità di volume della soluzione, e non dalla natura del soluto.
La pressione osmotica può essere calcolata con la seguente formula riportata qui di seguito:

Dove π è la pressione osmotica, M la concentrazione molare, R la costante dei gas, e T la temperatura.

Questa relazione vale per i gas ideali. Da qui si può procedere a scrivere:

dove c rappresenta la concentrazione della soluzione in molarità (M), T è la temperatura della soluzione in kelvin ed R è la costante di proporzionalità che ha valore pari a:

Dati sperimentali dimostrano che dividendo un recipiente in due scomparti con una membrana semipermeabile (permeabile alle molecole del solvente ma non a quelle del soluto), ponendo da un lato un solvente puro e dall’altro una soluzione, si verificherà uno spostamento delle molecole di solvente verso la soluzione.
Si chiama osmosi il passaggio di molecole di solvente, attraverso una membrana, da una soluzione più diluita ad una più concentrata, fino al raggiungimento dell’equilibrio.

Per approfondire il concetto di osmosi, vedi qui

Si riassume dunque il concetto.
La pressione osmotica indicata con π e misurata in atmosfere, è la pressione idrostatica che si deve esercitare su una soluzione per impedire l’osmosi.
La pressione osmotica è una proprietà colligativa e dipende dal numero delle particelle di soluto presente in soluzione.
La relazione che lega la pressione osmotica alla concentrazione della soluzione è l’equazione di Van’t Hoff, che ricorda quella dei gas ideali.

Proprietà colligative di soluzioni elettrolitiche

Che cosa si intende per proprietà colligative?
Le proprietà colligative non sono altro che proprietà che le soluzioni possiedono e che dipendono solo dal numero di particelle che sono distinte nella soluzione, come molecole, ioni o aggregati sopra-molecolari, e che pertanto compongono la soluzione e non dalla natura delle particelle stesse. Le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle di soluto presenti in soluzione.
Se si tratta di un soluto elettrolita, per dissociazione o ionizzazione, esso darà luogo ad un numero di particelle maggiore di quello introdotto.
Nel caso di elettroliti forti come NaCl e CaCl2 in seguito alla completa dissociazione si avrà un numero doppio di particelle di soluto per NaCl, e un numero triplo di particelle per CaCl2, poiché ogni mole di NaCl libera una mole di Na+ e una di Cl-, e ogni mole di CaCl2 libera una mole di Ca2+ e due moli di Cl-.
Si ricorda che si definisce l'innalzamento ebullioscopico, l’abbassamento crioscopico e la pressione osmotica attraverso le seguenti relazioni che vengono espresse qui di seguito:

i sta ad indicare il numero totale di moli di ioni che si liberano da una mole di soluto.
La descrizione matematica del processo è più complessa, bisogna tener conto del grado di dissociazione dell’elettrolita debole che viene indicato con α.
Generalmente per gli elettroliti deboli deve valere che il numero totale di moli di ioni che si liberano sia esattamente pari a questa relazione:

Quindi le espressioni matematiche relative all’innalzamento ebullioscopico, all’abbassamento crioscopico e la pressione osmotica per gli elettroliti deboli vengono così riscritte come vengono riportante andando a sostituire la relazione di i appena descritta:

Per approfondire i concetti di innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico, vedi qui

I colloidi

Si è osservato come le soluzioni sono miscele omogenee, in cui le particelle di soluto presenti si diffondono in modo uniforme date le minuscole dimensioni delle stesse, comprese tra 0,1 e 1nm.
Se le particelle aggiunte in una soluzione sono di circa 100 nm di diametro , quindi visibili al microscopio, esse tendono a precipitare sul fondo della soluzione e la miscela in questione prende il nome di sospensione.
Se le particelle in soluzione hanno una misura intermedia tra quelle viste, da 1 a 100 nm, la miscela che si forma prende il nome di colloide, e ha alcune caratteristiche simili alle soluzioni ma altre caratteristiche del tutto differenti.
Le particelle di colloide sono visibili al microscopio elettronico, e possono trovarsi singolarmente o come raggruppamenti di particelle, queste ultime vengono denominate micelle.
Vi sono diversi tipi di colloidi che possiamo distinguere tenendo conto dello stato fisico delle particelle e della sostanza nella quale essi si trovano. Qui di seguito sono riportate le due differenti tipologie di colloidi:

• Colloidi sol: le particelle di un solido sono sospese in un liquido, ad esempio particelle di zolfo disperse in acqua;
• Colloidi gel: le particelle di un gas o di un liquido sono disperse in un solido, ad esempio la gelatina;

Vi sono anche altri sistemi colloidali, che possiedono proprietà e caratteristiche differenti da quelle già osservate, come i fumi, gli aerosol, le emulsioni e le schiume.