Pressione osmotica

Si definisce pressione osmotica π, 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.

La pressione osmotica dei liquidi intracellulari e intercellulari svolge un ruolo fondamentale per gli esseri viventi, e il suo valore non può variare oltre certi limiti senza compromettere la funzionalità e la sopravvivenza stessa delle cellule. La pressione osmotica determina la concentrazione delle proteine plasmatiche.

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:

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:

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:

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.

dove α è il grado di ionizzazione dell’elettrolita e ν 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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