Disoluzioen presio osmotikoari buruzko eztabaida-galdera baten adibidea
Pendahuluan
Presio osmotikoa fenomeno garrantzitsua da kimikan eta biologian. Kontzentrazio baxuko disoluzio batetik kontzentrazio handiko disoluzio batera mintz erdiiragazkor batetik ura igarotzea eragozteko behar den presioa da. Presio osmotikoa ulertzea ezinbestekoa da hainbat aplikaziotan, hala nola zelulen prozesu biologikoetan, uraren tratamenduan eta diseinu farmazeutikoan. Kontzeptu hau argiago ilustratzeko, disoluzioen presio osmotikoarekin lotutako hainbat arazo eta irtenbide aztertuko ditugu.
1. galdera: Azukre-disoluzioaren presio osmotikoa kalkulatzea
Galdera:
Bi gramo sakarosa (C12H22O11) uretan disolbatzen dira 500 mL-ko bolumena lortzeko. Zein da disoluzio honen presio osmotikoa 25 °C-tan? (Erabili R = 0.0821 L·atm·K^-1·mol^-1 eta sakarosaren masa molarra = 342 g/mol).
Eztabaida:
1. Kalkulatu disoluzioaren molaritatea:
Molaritatea (M) = \( \dfrac{\text{Solutuaren mol kopurua}}{\text{Disoluzioaren bolumena litrotan}} \)
Sakarosa mol kopurua = (\dfrac{2 \text{ g}}{342 \text{ g/mol}}) = 0.00585 mol
Disoluzioaren bolumena = 500 mL = 0.5 L
Molaritatea (M) = (0.00585 mol/0.5 L) = 0.0117 M
2. Presio osmotikoaren kalkulua:
Presio osmotikoa (π) = MRT
Non:
M = 0.0117 mol/L
R = 0.0821 L atm K^-1 mol^-1
T = 25°C = 298 K (tenperatura Kelvin gradutan egon behar delako)
π = (0.0117 mol/L)(0.0821 L·atm·K^-1·mol^-1)(298 K)
π = 0.286 atm
Beraz, sakarosa disoluzioaren presio osmotikoa 0.286 atm da.
2. galdera: Elektrolitoen disoluzioaren presio osmotikoa
Galdera:
Zein da 0.2 M-ko kontzentrazioa duen NaCl disoluzio baten presio osmotikoa 27 °C-ko tenperaturan? (Jakina da NaCl elektrolito bat dela, Na+ eta Cl--tan guztiz disoziatzen dena, R = 0.0821 L·atm·K^-1·mol^-1-rekin)
Eztabaida:
1. Kalkulatu disoziazio-maila:
NaCl → Na+ + Cl-
NaCl guztiz disoziatuta dagoenez, disoluzioan dauden partikula kopuru osoa NaCl molaren bikoitza da.
Partikula kopuru osoa = 2 × NaCl mol kopurua
2. Presio osmotikoaren kalkulua:
Presio osmotikoa (π) = iMRT
Non:
i = 2 (bi ioi mota daudelako, Na+ eta Cl-)
M = 0.2 mol/L
R = 0.0821 L atm K^-1 mol^-1
T = 27 °C = 300 K
π = (2)(0.2 mol/L)(0.0821 L·atm·K^-1·mol^-1)(300 K)
π = 9.852 atm
Beraz, 0.2 M-ko NaCl disoluzio baten presio osmotikoa 27 °C-tan 9.852 atm da.
3. galdera: Presio osmotikoa glukosa eta fruktosa disoluzioetan
Galdera:
Disoluzio bat egiten da glukosa mol 1 (C6H12O6) eta fruktosa mol 1 (C6H12O6) litro 1 uretan disolbatuz. Zein da disoluzioaren presio osmotikoa 37 °C-tan? (Erabili R = 0.0821 L atm K^-1 mol^-1)
Eztabaida:
1. Kalkulatu mol kopuru osoa:
Mol kopuru osoa = glukosa mol 1 + fruktosa mol 1 = 2 mol
2. Presio osmotikoaren kalkulua:
Presio osmotikoa (π) = MRT
Non:
M = 2 mol/L (ur litro 1ean guztira 2 mol daudelako)
R = 0.0821 L atm K^-1 mol^-1
T = 37 °C = 310 K
π = (2 mol/L)(0.0821 L·atm·K^-1·mol^-1)(310 K)
π = 50.942 atm
Beraz, 37 °C-tan litro bat uretan glukosa mol 1 eta fruktosa mol 1 dituen disoluzio baten presio osmotikoa 50.942 atm da.
4. galdera: Bi substantzia ez-elektrolitoen nahastea
Galdera:
Zein da 0.5 mol urea (CO(NH2)2) eta 0.5 mol etanol (C2H5OH) litro 1 uretan 20 °C-tan dituen nahaste baten presio osmotikoa? (R = 0.0821 L·atm·K^-1·mol^-1)
Eztabaida:
1. Kalkulatu disoluzioko mol kopuru osoa:
Mol kopuru osoa = 0.5 mol urea + 0.5 mol etanol = 1 mol
2. Presio osmotikoaren kalkulua:
Presio osmotikoa (π) = MRT
Non:
M = 1 mol/L (ur litro 1ean guztira 1 mol daudelako)
R = 0.0821 L atm K^-1 mol^-1
T = 20 °C = 293 K
π = (1 mol/L)(0.0821 L·atm·K^-1·mol^-1)(293 K)
π = 24.0633 atm
Beraz, 20 °C-tan litro 1 uretan 0.5 mol urea eta 0.5 mol etanol dituen nahaste baten presio osmotikoa 24.0633 atm da.
Ondorioa
Goiko adibide-problematik, uler dezakegu nola kalkulatu presio osmotikoa hainbat baldintzatan. Presio osmotikoan eragina dute faktore hauek: disoluzio-kontzentrazioa, solutu-mota (elektrolitoa edo ez-elektrolitoa) eta tenperatura. Presio osmotikoaren atzean dagoen analisi matematikoa gas idealen legeak agintzen dituen oinarrizko printzipioetan oinarritzen da. Kontzeptu hau ondo ulertuta, kimikako eta biologiako hainbat egoera praktikotan aplika dezakegu.
