Osmotisk tryk

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 29. august 2022; checks kræver 2 redigeringer .

Osmotisk tryk (betegnet π ) - overskydende hydrostatisk tryk på en opløsning (for eksempel oxygen og erytrocytter i blodet), adskilt fra et rent opløsningsmiddel af en semipermeabel membran , hvorved diffusion af opløsningsmidlet gennem membranen stopper ( osmose ). Dette tryk har en tendens til at udligne koncentrationerne af begge opløsninger på grund af moddiffusionen af det opløste stof og opløsningsmiddelmolekylerne.

Et mål for den osmotiske trykgradient, det vil sige forskellen i vandpotentialet for to opløsninger adskilt af en semipermeabel membran, kaldes tonicitet . En opløsning, der har et højere osmotisk tryk sammenlignet med en anden opløsning, kaldes hypertonisk , og en, der har et lavere osmotisk tryk, kaldes hypotonisk .

Hvis en sådan opløsning er i et lukket rum, for eksempel i en blodcelle , kan osmotisk tryk føre til brud på cellemembranen. Det er af denne grund, at lægemidler beregnet til intravenøs administration opløses i isotonisk opløsning, der indeholder så meget natriumchlorid (bordsalt), som nødvendigt for at balancere det osmotiske tryk, som cellevæsken skaber. Hvis de injicerede lægemidler blev fremstillet i vand eller en meget fortyndet ( hypotonisk i forhold til cytoplasmaet ) opløsning, ville det osmotiske tryk, der tvinger vand til at trænge ind i blodcellerne, føre til, at de brister. Hvis en for koncentreret opløsning af natriumchlorid (3-10%, hypertoniske opløsninger) indføres i blodet, vil vand fra cellerne komme ud, og de vil skrumpe. I tilfælde af planteceller sker der løsrivelse af protoplasten fra cellevæggen , hvilket kaldes plasmolyse . Den omvendte proces, som opstår, når krympende celler placeres i en mere fortyndet opløsning, er henholdsvis deplasmolyse .

Van't Hoff ligning

Størrelsen af det osmotiske tryk skabt af en opløsning afhænger af mængden og ikke af den kemiske natur af de stoffer, der er opløst i den (eller ioner , hvis stoffets molekyler dissocierer), derfor er osmotisk tryk en kolligativ egenskab ved løsning . Jo større koncentrationen af et stof i en opløsning , jo større osmotiske tryk skaber det. Denne regel, kaldet loven om osmotisk tryk, er udtrykt ved en simpel formel, meget lig tilstandsligningen for en ideel gas :

\pi =i\cdot C\cdot R\cdot T

hvor i er den isotoniske koefficient for opløsningen; C er opløsningens molære koncentration , udtrykt som en kombination af basiske SI-enheder , dvs. i mol/m³; R er den universelle gaskonstant ; T er opløsningens termodynamiske temperatur .

Dette viser også ligheden mellem egenskaberne af partiklerne af et opløst stof i et viskøst medium af et opløsningsmiddel med partikler af en ideel gas i luft . Gyldigheden af dette synspunkt bekræftes af J. B. Perrins ( 1906 ) eksperimenter: fordelingen af partikler af gummigummi - emulsion i vandsøjlen fulgte generelt Boltzmanns lov .

Osmotisk tryk, som afhænger af indholdet af proteiner i opløsningen, kaldes onkotisk (0,03-0,04 atm). Ved længerevarende faste, nyresygdom falder koncentrationen af proteiner i blodet, det onkotiske tryk i blodet falder, og der opstår onkotisk ødem : vand passerer fra karrene til vævene, hvor π ONC er større. Med purulente processer øges π ONC i fokus for inflammation med 2-3 gange, da antallet af partikler stiger på grund af ødelæggelsen af proteiner .

I kroppen skal det osmotiske tryk være konstant (ca. 7,7 atm). Derfor anvendes isotoniske opløsninger sædvanligvis til intravenøs administration (opløsninger, hvis osmotiske tryk er π plasma ≈ 7,7 atm. (0,9 % NaCl - saltvand, 5 % glukoseopløsning ). Hypertone opløsninger, hvor π er større end plasma π , bruges i medicin at rense sår fra pus (10% NaCl ), for at fjerne allergisk ødem (10% CaCl2 , 20 % glucose ), som afføringsmidler ( Na 2 SO 4 ∙10H 2 O , MgSO 4 ∙7H 2 O ).

Loven om osmotisk tryk kan bruges til at beregne molekylvægten af et givet stof (med yderligere kendte data).

Hallers ligning

Den eksperimentelt bestemte værdi af det osmotiske tryk af makromolekylære forbindelser er større end den teoretiske, bestemt af van't Hoff-formlen . Dette fænomen forklares ved den relative uafhængighed af den termiske bevægelse af hver del af makromolekylet og er beskrevet af Haller-ligningen: [1] $\pi =crt$

$\pi ={\frac {RT}{M}}c+\beta c^{2}$

Her: er koncentrationen af en opløsning af en makromolekylær forbindelse (g/l), er den molære masse (g/mol), er den koefficient, der tager højde for fleksibiliteten og formlen for makromolekylet i opløsning, R er den universelle gas konstant , T er opløsningens termodynamiske temperatur . $c$ $M$ $\beta$

Ved lave koncentrationer bliver Haller-formlen til van't Hoff-formlen. $c$

Begrundelse for van't Hoff-formlen fra termodynamiske positioner

I en opløsning er den frie energi , hvor er den molære del af opløsningen, er dens molære volumen. Udtrykkets udseende svarer til indførelsen af eksternt tryk i den frie energi. for rent opløsningsmiddel . Ved ligevægt for opløsningsmidlet er nul. På denne måde $G=G^{0}+RT\ln x_{A}+\pi V_{C}$ $x_{A}$ $V_{C}$ $\pi V_{C}$ $G=G^{0}$ $\nabla G$

0=\nabla G=G^{0}+RT\ln x_{A}+\pi V_{C}-G^{0}=RT\ln x_{A}+\pi V_{C} ,

hvor:

\pi =-{\frac {RT}{V_{C}}}\ln(1-x_{B})\cong {\frac {RT}{V_{C}}}x_{B}\ cong {\frac {RT}{V_{C}}}{\frac {n_{B}}{n_{A}}}\cong RT{\frac {n_{B}}{V}}=cRT,

det vil sige, at van't Hoff-formlen ( ) opnås. $\pi =crt$

Når man udleder det, blev det beregnet, at det er en lille værdi. Dette gør det muligt at udvide til en serie og derefter anvende forholdet Produktet i fortyndede opløsninger er næsten lig med opløsningens volumen. $x_B$ $\ln(1-x_{B})$ $x_{B}\cong {\frac {n_{B}}{n_{A}}}.$ ${\displaystyle n_{A}V_{C))$

Osmotisk tryk af kolloide opløsninger

For at osmotisk tryk kan opstå, skal to betingelser være opfyldt:

tilstedeværelsen af en semipermeabel skillevæg (membran);
tilstedeværelsen af opløsninger med forskellige koncentrationer på begge sider af membranen.

Membranen er permeabel for partikler (molekyler) af en vis størrelse, så den kan for eksempel selektivt føre vandmolekyler gennem sine porer uden at passere ethanolmolekyler. For en gasblanding af brint og nitrogen kan rollen som en semipermeabel membran spilles af en tynd palladiumfolie, hvorigennem brint diffunderer frit, mens det praktisk talt ikke slipper nitrogen igennem. ved hjælp af en sådan membran er det muligt at adskille en blanding af brint og nitrogen i separate komponenter.

Simple og velkendte eksempler på membraner, der er permeable for vand og uigennemtrængelige for mange andre stoffer opløst i vand, er læder, pergament og andre væv af animalsk og vegetabilsk oprindelse.

Pfeffer ved hjælp af et osmometer , hvor porøst porcelæn behandlet med Cu 2 Fe (CN) 6 blev brugt som en semipermeabel membran , undersøgte det osmotiske tryk af vandige opløsninger af rørsukker. Baseret på disse målinger foreslog van't Hoff i 1885 en empirisk ligning, der styrer det osmotiske tryk af fortyndede opløsninger: $\pi$

\pi =crt

hvor c=n/V er koncentrationen af det opløste stof, mol/m 3 .

Denne ligning falder i form sammen med Boyle-Mariottes lov for ideelle gasser. Derfor kan det osmotiske tryk af fortyndede opløsninger defineres som det tryk, der ville skabe det samme antal molekyler af det opløste stof, hvis det var i form af en ideel gas og optog ved en given temperatur et volumen svarende til volumenet af opløsningen .

Van't Hoff-ligningen kan transformeres noget ved at erstatte i stedet for koncentration : $c_{i}=n_{i}/V=m_{i}/M_{i}V$

\pi =c_{i}RT={\frac {m_{i}}{M_{i}V}}RT

hvor er massekoncentrationen af det opløste stof; er dens molekylvægt. $m_i$ $M_{i}$

I denne form er van't Hoff-ligningen meget brugt til at bestemme molmassen af et opløst stof. Den osmotiske metode bruges ofte til at bestemme molmasserne af makromolekylære forbindelser (proteiner, polysaccharider og andre). For at gøre dette er det tilstrækkeligt at måle det osmotiske tryk af en opløsning med en kendt koncentration.

Hvis stoffet dissocierer i denne opløsning, vil det osmotiske tryk være større end det beregnede, og den isotoniske koefficient skal indtastes:

$\pi =icRT.$

Van't Hoff-ligningen er kun gyldig for fortyndede opløsninger, der overholder Raoults lov. Ved forhøjede koncentrationer af opløsninger i den sidste ligning bør den erstattes af aktivitet eller fugacity $c_{i}$ $a_{1}$ $f_{1}.$

Osmosens rolle i biologiske systemer

Fænomenet osmose og osmotisk tryk spiller en stor rolle i biologiske systemer, der indeholder semipermeable skillevægge i form af forskellige væv, herunder cellemembraner. Den konstante osmose af vand ind i celler skaber overskydende hydrostatisk tryk, som giver styrke og elasticitet til væv, som kaldes turgor .

Hvis en celle, såsom et rødt blodlegeme, placeres i destilleret vand (eller en meget fortyndet saltopløsning), så vil vandet trænge ind i cellen, og cellen vil svulme. Hævelsesprocessen kan føre til brud på erytrocytmembranen, hvis der opstår såkaldt hæmolyse.

Det omvendte fænomen observeres, hvis cellen placeres i en koncentreret saltopløsning: vand fra cellerne diffunderer gennem membranen ind i saltopløsningen. Samtidig kaster protoplasmaet sin skal, cellen krymper, mister turgor og fasthed, som er karakteristisk for den i sin normale tilstand. Dette fænomen kaldes plasmolyse. Når plasmolyserede celler placeres i vand, svulmer protoplasmaet op igen, og turgor genoprettes i cellen. I dette tilfælde opstår den såkaldte deplasmolyse: dette kan observeres ved at placere blomster, der begynder at visne, i vand. Og kun i en isotonisk opløsning, som har den samme koncentration (eller rettere, det samme osmotiske tryk med indholdet af cellen), forbliver cellens volumen uændret.

Processerne med assimilering af mad, metabolisme er tæt forbundet med den forskellige permeabilitet af væv til vand og andre stoffer opløst i det.

Osmotisk tryk spiller rollen som en mekanisme, der leverer næringsstoffer til celler; i høje træer stiger sidstnævnte til en højde af flere titusinder, hvilket svarer til et osmotisk tryk på flere atmosfærer. Typiske celler dannet af protoplasmatiske sække fyldt med vandige opløsninger af forskellige stoffer (cellesaft) har en vis værdi for tryk, hvis værdi måles i området 0,4-2 MPa.

Se også

Noter

↑ Yershov Yu. A., Popkov V. A., Berlyand A. S. General Chemistry. Biofysisk kemi. Kemi af biogene elementer. - M. , Higher School , 1993. - ISBN 5-06-002170-X . - Med. 540-541

Litteratur

Detlaf A. A., Yavorsky B. M. Fysikkursus: Lærebog for gymnasier - M .: Higher School, 1989. - S. 113.
Yatsimirsky V. K. Fysisk kemi. (på ukrainsk)