Equilibri quimic, Apuntes de Química

¡Descarga Equilibri quimic y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity!

BLOC 8. EQUILIBRIS EN SOLUCIÓ

 - Organització del BLOC 

• 8.1 INTRODUCCIÓ.SOLUCIONS
  • 8.1.1. Introducció a la química de les solucions aquoses
  • 8.1.2. Solut i dissolvent - 8.1.2.1. Fonaments de la solubilitat - 8.1.2.2. Fonaments termodinàmics de la solubilitat
  • 8.1.3. Propietats de les solucions - 8.1.3.1. Concentració. Formes d’expressió de la concentració.............. - 8.1.3.2. Conversions entre unitats de concentració - 8.1.3.3. Propietats constitutives/additives/col·ligatives
  • 8.1.4. L’aigua com a dissolvent
  • 8.1.5. Electròlits i no-electròlits
  • 8.1.6. Osmosi
  • Apèndix I - Què cal saber? - Què cal saber fer? - Lectures recomanades
    • I DE BASE. CONSTANT D’ACIDESA. CONCEPTE DE pH
  • 8.2.1. Introducció
  • Lowry 8.2.2. Concepte d’àcid i de base: teoria d’Arrhenius i teoria de Brønsted-
  • 8.2.3. Teoria de Lewis
  • 8.2.4. Força d’àcids i de bases. Escala de pKa
  • 8.2.5. Àcids polipròtics
  • 8.2.6. Autoionització de l’aigua
  • 8.2.7. Concepte de pH. Escala de pH
  • 8.2.8. Relació entre Ka i Kb
  • 8.2.9. Àcids i bases febles. Grau de dissociació (o ionització)
  • Apèndix II - Què cal saber? - Què cal saber fer? - Paraules clau - Lectures recomanades
• 8.3 EQUILIBRIS DE TRANSFERÈNCIA DE PROTONS. CÀLCUL DEL pH
  • 8.3.1. Càlcul del pH de solucions d’àcids i bases forts
  • 8.3.2. Càlcul del pH de solucions d’àcids i bases febles
  • 8.3.3. Càlcul del pH de dissolucions d’àcids polipròtics i amfòlits
  • 8.3.5. Solucions reguladores del pH
  • 8.3.6. Introducció a les valoracions àcid-base. Corbes de valoració
  • 8.3.7. Indicadors. Interval de viratge i elecció de l’indicador
  • Apèndix III
    • Què cal saber?
    • Què cal saber fer?
    • Paraules clau
    • Lectures recomanades
• 8.4 COMPLEXACIÓ I SOLUBILITAT
  • 8.4.1. Equilibris de complexació – estabilitat dels complexos
    • 8.4.1.1. Formació de complexos. Constants d’estabilitat i de formació
    • 8.4.1.2. Càlcul de les concentracions de les espècies involucrades
  • 8.4.2. Solubilitat i producte de solubilitat
    • 8.4.2.1. Producte de solubilitat Kps del solut
    • 8.4.2.2. Predicció de la precipitació
    • 8.4.2.3. Concepte de solubilitat
    • 8.4.2.4. Relació entre la solubilitat i el producte de solubilitat
    • 8.4.2.5. Factors que afecten la solubilitat...............................................
  • Apèndix IV..................................................................................................
    • Què cal saber?
    • Què cal saber fer?
    • Lectures recomanades
• 8.5 EQUILIBRIS DE TRANSFERÈNCIA D’ELECTRONS
  • 8.5.1. Concepte d’oxidació-reducció
  • 8.5.2. Nombre d’oxidació
  • 8.5.3. Igualació de reaccions redox: mètode de l’ió-electró
  • 8.5.4. Piles electroquímiques: components i notació de les piles
  • 8.5.5. FEM d’una pila. Potencials estàndard de reducció
  • 8.5.6. Relació entre ^0 , G^0 i K...................................................................
  • 8.5.7. Condicions no estàndard. Equació de Nernst
  • 8.5.8. Electròlisi
  • Apèndix V...................................................................................................
    • Què cal saber?
    • Què cal saber fer?
    • Paraules clau
    • Lectures recomanades

8.1 INTRODUCCIÓ. SOLUCIONS

8.1.1. Introducció a la química de les solucions aquoses

Abans de començar l’estudi de les dissolucions és necessari considerar el vocabulari específic que s’utilitza en l’àmbit químic per descriure el procés de dissolució i les solucions. Molts termes relatius a les solucions són familiars ja que s’utilitzen en el llenguatge de cada dia, però la seva pròpia familiaritat pot arribar a ser un problema. En l’ús diari, una paraula pot tenir de vegades molts significats, però en el seu ús científic, cada terme té un significat precís. Segons el Gran Diccionari de la Llengua Catalana, una dissolució en la seva accepció química és el procés pel qual una substància (el solut ) es dispersa en una altra substància (el dissolvent ) i dóna un sistema homogeni anomenat solució.

Així, una solució és una mescla homogènia^1 d’un dissolvent, la substància present en excés i un o més soluts, les substàncies presents en quantitats més petites i que es diu que es troben dissoltes en un dissolvent.

Les solucions existeixen en qualsevol dels tres estats físics: gas, líquid o sòlid. L’aire, la solució gasosa més habitual, és una mescla de nitrogen, oxigen i quantitats menors d’altres gasos. Molts aliatges metàl·lics són solucions sòlides, a tall d’exemple la part platejada de les monedes d’1 i 2 euros és una solució sòlida amb una composició d’un 25% de níquel i un 75% de coure. Tanmateix, les solucions més conegudes són les líquides, especialment les que tenen l’aigua com a dissolvent, les quals anomenem solucions aquoses.

Per quines raons és important l’estudi de les solucions? D’una banda, les reaccions químiques poden tenir lloc en qualsevol dels tres estats de la matèria: sòlid, líquid o gas. Però quan les substàncies es troben en solució, la seva capacitat per reaccionar es potencia respecte a quan es troben en qualsevol altre estat.

D’altra banda, pràcticament tots els processos biològics dels éssers vius tenen lloc en solucions aquoses. Els fluids que transporten els nutrients fins a les cèl·lules dels animals i les plantes estan formats gairebé en la seva totalitat per aigua en la qual es troben dissoltes substàncies de la més diversa naturalesa.

Exercici 8. 1. Completeu les frases següents amb el terme adient (dissolució / solució):

• Cal preparar una ............ de clorur sòdic
• La .............. d’àcid clorhídric en aigua és un procés exotèrmic

(^1) Una mescla homogènia és una mescla uniforme de dues o més substàncies. Les propietats

d’una mescla homogènia són les mateixes en tota la mescla.

forces intermoleculars diferents entre els compostos apolars (de dispersió) i l’aigua (enllaços per pont d’hidrogen) es el que li confereix la baixa solubilitat.

c ) Soluts polars en dissolvents polars/aigua: entre els relativament pocs compostos orgànics que es dissolen fàcilment en aigua, molts contenen grups alcohol o amina. En aquests compostos, les principals forces intermoleculars són els enllaços per pont d’hidrogen. Quan una substància com l’alcohol metílic es dissol en aigua, forma enllaços per pont d’hidrogen amb les molècules d’aigua. Aquests enllaços per pont d’hidrogen, que uneixen una molècula de metanol amb una molècula d’aigua, són gairebé tan forts com els de les substàncies pures.

Però no tots els compostos orgànics que tenen grups alcohol i amina són solubles en aigua. En augmentar la massa molar, el grup polar capaç de formar interaccions per pont d’hidrogen representa una porció cada vegada més petita de la molècula. Al mateix temps, la porció hidrocarbonada no polar es fa més gran. En conseqüència, la solubilitat disminueix amb la massa molar.

d ) Soluts iònics en dissolvents polars/aigua: un cas especialment rellevant pel que tractarem en aquest tema és la solubilitat dels compostos iònics en aigua. El grau en què té lloc el procés de dissolució depèn d’un equilibri entre dues forces, ambdues de naturalesa elèctrica:

1. La força d’atracció entre les molècules d’aigua i els ions, que tendeix a que el sòlid passi a la solució. Si aquest factor predomina, el compost és molt soluble en aigua, com té lloc amb el clorur sòdic NaCl o l’hidròxid sòdic NaOH i molts altres sòlids iònics.
2. La força d’atracció entre ions amb càrregues oposades, que tendeix a mantenir-los en l’estat sòlid. Si aquest és el factor predominant, la solubilitat en aigua és molt baixa. El fet que el carbonat càlcic, CaCO 3 , i el sulfat de bari, BaSO 4 , siguin pràcticament insolubles en aigua es deu a què les forces d’atracció interiòniques predominen en aquests sòlids iònics.

Exercici 8. 2. Contesteu a les preguntes següents tot raonant la vostra resposta: a) el metanol, l’amoníac i l’acetona poden formar ponts d’hidrogen amb ells mateixos? b) el metanol, l’amoníac i l’acetona poden formar ponts d’hidrogen en solució aquosa? c) el metanol, l’amoníac i l’acetona són solubles en aigua? d) quines interaccions s’estableixen entre els ions dissolts en aigua i l’aigua?

Temperatura i solubilitat

La majoria de les substàncies es dissolen més ràpidament a altes temperatures que a baixes temperatures. Tanmateix, això no significa necessàriament que són més solubles – és a dir, assoleixen una major concentració de solut– a temperatures més altres. En nombrosos casos la solubilitat augmenta en augmentar la temperatura però també hi ha casos en què la solubilitat és menor a temperatures més altes. Sempre hem de distingir l’efecte de la temperatura sobre la velocitat d’un procés del seu efecte sobre el resultat final.

Podem considerar quatre possibilitats:

1. ΔH < 0 i ΔS > 0

El desordre sol augmentar quan un sòlid ordenat es dissol. Per tant, en la majoria dels casos podem esperar que l’entropia del sistema augmenti quan es forma una solució. Si ΔH és negatiu, podem esperar que ΔG sigui en conjunt negatiu; podem esperar, doncs, que la majoria de les substàncies amb entalpies negatives de solució siguin solubles.

2. ΔH < 0 i ΔS < 0

En alguns casos, l’entropia del sistema disminueix quan es forma la solució perquè les molècules del dissolvent configuren estructures amb forma de gàbia al voltant de les molècules de solut. Com a resultat, ΔS és negatiu, i el terme - T ΔS aporta una contribució positiva a ΔG. Llavors, a partir d’una determinada temperatura, ΔG és positiu i la substància no es dissol de forma espontània. Per aquesta raó, alguns hidrocarburs, com l’heptà, són insolubles en aigua tot i que la seva entalpia de solució és dèbilment negativa.

3. ΔH > 0 i ΔS > 0

L’augment de l’entropia del sistema és responsable de la solubilitat de les substàncies que es dissolen endotèrmicament.

4. ΔH > 0 i ΔS < 0

En aquest cas la solució no es dissoldrà espontàniament.

Com que ΔG per a la dissolució d’un solut depèn de la concentració d’aquest solut, encara que ΔG sigui negatiu a concentracions baixes, pot tornar-se positiu a concentracions elevades. Un solut es dissol de forma espontània només fins que ΔG = 0.

A baixes concentracions de solut, la dissolució s’acompanya per una disminució en l’energia lliure del sistema, de manera que és espontània. A altes concentracions, la dissolució s’acompanya per un augment en l’energia lliure, per tant, el procés invers, la precipitació és espontània. La concentració d’una solució saturada correspon a l’estat de menys energia lliure a la temperatura de l’experiment.

G

concentració de solut

es dissol precipita

8.1.3. Propietats de les solucions

8.1.3.1. Concentració. Formes d’expressió de la concentració

Quan té lloc un procés de dissolució les propietats característiques del dissolvent es veuen modificades per la interposició dintre seu de les partícules de solut. Experimentalment s’observa que la mesura en què es modifiquen les

propietats del dissolvent és funció de la proporció relativa en què es troben el solut i el dissolvent. Aquesta proporció s’anomena concentració. S’utilitzen diferents mètodes per expressar les quantitats relatives de solut i dissolvent en una solució, és a dir, la seva concentració:

• Massa de solut per unitat de volum de solució, habitualment g/l. - Percentatge en massa; parts per milió

El percentatge en massa d’un solut en una solució (g de solut en 100 g de solució) s’expressa de manera senzilla segons el següent:

x 100 massasolució

massasolut percentatge enmassasolut 

Quan la quantitat de solut és molt petita, com per exemple en el cas de les impureses en proporció de traces en aigua, la concentració s’expressa habitualment en parts per milió (ppm):

106 massa solució

massasolut ppm desolut  kg

mg ppm 

Comparant les equacions que defineixen el percentatge en massa i les parts per milió, resulta clar que:

ppm desolut  percentatgeenmassa · 104

Anàlogament i per concentracions encara menors s’utilitzen les parts per billó (ppb):

109 massa solució

massasolut ppb desolut 

Exercici 8. 4. Als Estats Units i al Canadà, legalment l’aigua per al consum humà no pot contenir més de 1 x 10-^9 g de mercuri per gram de mostra. Quina concentració en ppb de mercuri en aigua representa aquest límit?

Resposta: 1 ppb

- Molaritat (M)

La molaritat, mols de solut continguts en cada litre de solució, es defineix com:

Lsolució

molssolut M 

Es pot preparar una solució amb una determinada molaritat pesant la massa calculada de solut i dissolent-la en prou dissolvent per formar el volum desitjat de solució. D’altra banda, es pot partir d’una solució més concentrada i diluir-la amb aigua fins assolir una solució amb la molaritat desitjada. Els càlculs són senzills si tenen en compte una qüestió: afegir dissolvent no pot canviar el nombre de mols de solut B, és a dir, n B.

n B en la solució concentrada = n B en la solució diluïda

En ambdues solucions, el nombre de mols de solut es pot obtenir multiplicant la molaritat, [B], pel volum en litres, V. Per tant,

8.1.3.2. Conversions entre unitats de concentració

Freqüentment és necessari convertir una unitat de concentració en una altra. Aquest problema apareix, per exemple, en preparar solucions d’àcid clorhídric. Normalment, l’assaig o anàlisi química que apareix en l’etiqueta no proporciona la molaritat o molalitat de l’àcid. En lloc d’això, informa sobre el percentatge en massa del solut i la densitat de la dissolució.

Les conversions entre unitats de concentració són relativament senzilles, si es fa referència a una quantitat fixa de solució. La quantitat escollida depèn de la unitat en que s’expressa inicialment la concentració. A continuació se suggereixen algunes quantitats de partida:

Quan la concentració original és... Començar amb...

Percentatge en massa 100 g de solució

Molaritat (M) 1,00 L de solució

Fracció molar ( X ) 1 mol (solut + dissolvent)

Exercici 8. 7. Calculeu la molaritat d’una solució concentrada d’àcid clorhídric que té un 37,7% en massa de HCl, si sabem que la densitat de la solució és d’1,19 g/mL.

Resposta: [HCl] = 12,3 M

Una característica que cal tenir present en manipular solucions és que, en general, els seus volums no són additius. Els volums no són additius especialment en el cas de barrejar substàncies diferents (per exemple, aigua i etanol, dos dissolvents orgànics diferents, etc.), és a dir, de la mescla de mig litre de cada substància no en té perquè resultar finalment un litre. Aquesta característica afecta les concentracions finals obtingudes. En tot cas, en efectuar barreges de solucions aquoses (diluïdes) es consideraran els volums additius.

8.1.3.3. Propietats constitutives / additives / col·ligatives

Les solucions són mescles homogènies de substàncies pures i les seves propietats varien d’una solució a una altra. De fet, les propietats químiques de les solucions resulten ser pràcticament idèntiques a les dels seus components; en canvi, les propietats físiques difereixen i ho poden fer de manera important a les dels seus components per separat. En general, aquestes propietats físiques varien amb la concentració de la solució i segons la seva manera d’evolucionar les podem classificar en:

a) Propietats constitutives: són aquelles característiques del dissolvent que venen afectades per la naturalesa del solut, tot i que la concentració

d’aquest no fa variar proporcionalment el valor de la propietat. Per exemple la densitat o l’índex de refracció. b) Propietats additives: són aquelles que també venen afectades per la naturalesa del solut i el seu valor és proporcional a la concentració. Per exemple la conductivitat elèctrica. c) Propietats col·ligatives: són aquelles que encara que resulten afectades pel solut són indiferents a la naturalesa d’aquest solut i només depenen de la concentració d’aquest. Per exemple, la pressió de vapor i la pressió osmòtica.

8.1.4. L’aigua com a dissolvent

El paper preponderant de les solucions aquoses es deu, per una banda, a l’abundància de l’aigua en la natura, i d’altra banda, a la seva especial capacitat per dissoldre substàncies de la més variada composició.

Tornem a analitzar, ara amb més detall, la formació de les solucions iòniques aquoses. En el moment en què entren en contacte l’aigua i el cristall iònic, les molècules dipolars de l’aigua s’aglomeren al voltant dels ions de la superfície del cristall; els cations atrauen la part negativa de la molècula d’aigua, mentre que els anions interaccionen amb l’extrem positiu del dipol. Si les forces d’atracció ió-dipol són suficientment fortes per superar les forces interiòniques del cristall, el sòlid es dissoldrà. Com que molts compostos iònics són solubles en aigua, es pot concloure que les entalpies d’interacció entre els ions i les molècules d’aigua (procés conegut com a hidratació) ha de ser del mateix ordre de magnitud que les entalpies de les xarxes cristal·lines dels compostos iònics. Els experiments posen de manifest que el nombre de molècules d’aigua que rodegen cada ió oscil·la entre quatre i deu i, a més, aquestes forces ió-dipol persisteixen en dissolució. Un ió que està rodejat per un seguit de molècules d’aigua es diu que es troba hidratat, i quan els ions s’hidraten es desprèn energia. Quan més gran és l’energia d’hidratació respecte de l’energia necessària per separar els ions del cristall iònic més probable és que el sòlid es dissolgui en aigua.

major o menor grau una certa reorganització de les molècules d’aigua més properes. Però com que aquestes forces atractives intermoleculars són de tipus dipol-dipol, les molècules polars no s’hidraten tan fortament com els ions en les seves dissolucions aquoses. En el cas d’alguns soluts, com l’etanol o l’acetona, es poden formar enllaços per pont d’hidrogen entre les molècules d’aigua i les de solut, i com que aquestes interaccions són més intenses que les dipol-dipol, les molècules estan més hidratades que les de les substàncies polars.

8.1.5. Electròlits i no-electròlits

La paraula electròlit la va introduir el físic i químic anglès Michael Faraday i el significat que li va donar va ser el següent: electròlit és el sistema líquid que és capaç de conduir el corrent elèctric. Avui en dia el significat ha canviat i es coneix químicament com electròlit aquella substància que, sense tenir caràcter metàl·lic i tant en estat fos com en solució, és capaç de conduir el corrent elèctric.

Així doncs, una substància que és capaç de conduir el corrent en solució, és capaç de produir o donar lloc a ions que se separen i es mouen lliurement per la solució, i és la presència d’aquests ions que es mouen amb llibertat la que permet que la solució condueixi l’electricitat. Aquesta explicació dels electròlits la va proposar Arrhenius, que el 1903 va rebre el premi Nobel de química per la seva teoria sobre els electròlits.

Vegem amb més detall la teoria d’Arrhenius (1877) o teoria de la dissociació electrolítica. Aquesta teoria es fonamenta en les hipòtesis següents:

1. Els electròlits en dissoldre’s es dissocien en ions positius i negatius, de manera que la solució és elèctricament neutra, és a dir, que el nombre total de càrregues positives en dissolució és igual al nombre de càrregues negatives.
2. Els ions lliures en solució es comporten independentment els uns dels altres, sense cap tipus d’interacció entre ells i amb les molècules de dissolvent.
3. Els electròlits forts es dissocien totalment, mentre que els electròlits febles només ho fan parcialment.
4. El procés de dissociació d’un electròlit feble és reversible, i s’estableix un equilibri entre les molècules neutres d’electròlit en dissolució i els seus ions.

Basant-se en aquesta última hipòtesi, Arrhenius va definir el grau de dissociació d’un electròlit feble com el tant per 1 de molècules dissociades en l’equilibri:

nombreinicialdemolèculesdelectròlitenladissolució

nombredemolèculesdelectròlitdissociades '

'  

Avui en dia es considera formalment correcte, tret de la segona hipòtesi que suposa que els ions lliures no interaccionen entre ells ni amb les molècules de dissolvent. Com ja hem comentat, els ions en solució aquosa estan solvatats o hidratats, és a dir, cada ió està envoltat per unes poques molècules d’aigua, les quals s’enllacen per forces electrostàtiques i es mouen amb ell per tota la

dissolució. D’altra banda, també és conegut que existeixen fortes interaccions de llarg abast entre els ions en solució i per aquest motiu no presenten un comportament ideal: quan la concentració és prou elevada, els ions de càrrega oposada s’associen entre si formant parells iònics, que el que fan és disminuir la concentració d’ions lliures en solució.

Però hem de definir exactament què entenem per electròlit i no-electròlit i com els diferenciarem. Tots els soluts solubles en aigua pertanyen a una d’aquestes categories: electròlits o no-electròlits. Els electròlits són substàncies que, en dissoldre’s en aigua, donen lloc a solucions que condueixen l’electricitat. Per contra, les substàncies que, una vegada dissoltes en aigua, donen lloc a solucions que no condueixen l’electricitat es consideren no-electròlits.

Què és el que fa que unes solucions siguin conductores i altres que no ho siguin? La resposta és molt simple: la naturalesa de les partícules del solut. L’aigua, per si sola és un conductor molt pobre del corrent elèctric, però quan en ella s’hi dissol una substància sòlida formada per ions com el NaCl, la textura originalment rígida del cristall es trenca i les seves partícules constituents, els ions Na+^ i Cl-^ solvatats, es poden moure lliurement com a unitats independents en la solució. Aquests ions fan que la solució condueixi el corrent elèctric, i el procés es pot representar com^4

        ( ) ( ) ( ) 2 aq aq

HO NaCls Na Cl

que expressat en paraules significa que el sòlid NaCl es dissol en el dissolvent aigua, i com a resultat d’aquest procés les seves partícules constituents acaben separant-se en unitats, ions, independents. A un procés com aquest, en el qual un compost iònic se separa en els seus ions en solució, se l’anomena dissociació.

Existeixen substàncies com els alcohols, l’etanol, el sucre o la glucosa i moltes altres que estan formades per molècules de propietats tals que, en dissoldre’s en aigua, romanen inalterades perquè per la seva naturalesa, no es troben capacitades per a produir ions i, per tant, són no-electròlits. En no existir ions en les seves solucions, no condueixen el corrent elèctric. Les substàncies que pertanyen a aquest grup són compostos moleculars.

Tanmateix, això no vol dir que tots els compostos moleculars siguin no- electròlits. Hi ha compostos d’aquest tipus, i un exemple és l’àcid clorhídric, HCl, que en estat pur està format per molècules covalents de HCl, que no conté ions, però quan es dissol en aigua els components que formen la seva molècula se separen en ions^5 i, en conseqüència, la seva dissolució és capaç de conduir l’electricitat. L’àcid clorhídric és, per tant, un electròlit.

  ^   HCl ( g ) H 2 O H 3 O ( aq ) Cl ( aq )

En un procés d’aquest tipus es diu que el compost s’ha ionitzat en solució, és a dir, ha format ions en dissoldre’s que no existien en el compost pur. Cal diferenciar entre la ionització d’aquest compost i la dissolució del NaCl, a causa de la diferent naturalesa de les partícules que constitueixen la substància

(^4) Els ions en solució es troben en forma solvatada. En les solucions aquoses això s’expressa

mitjançant el subíndex ( aq ). (^5) El protó el representarem sempre en forma hidratada com a H 3 O+^ com ja discutirem més

àmpliament en l’apartat 6.2.

electròlits forts, i també pertanyen al mateix grup algunes substàncies covalents en dissoldre’s en aigua. Però la major part dels compostos covalents són tanmateix no-electròlits o electròlits dèbils.

Electròlits forts Electròlits febles No-electròlits NaCl HCOOH (àcid fòrmic) H 2 O (aigua) KOH CH 3 COOH (àcid acètic) (NH 2 ) 2 CO (urea) Mg(OH) 2 HNO 2 (àcid nitrós) C 2 H 5 OH (etanol) MgCl 2 HF (àcid fluorhídric) C 6 H 12 O 2 (glucosa) CuSO 4 NH 3 (amoníac) C 12 H 22 O 11 (sacarosa) (NH 4 ) 2 SO 4 C 6 H 5 NH 2 (anilina) C 2 H 6 O 2 (etilenglicol) HCl HNO 3

De manera qualitativa, el poder conductor d’una dissolució es pot observar amb un muntatge molt senzill com el que es mostra en la figura:

En tancar el circuit, per bons conductors (electròlits forts) la làmpada s’il·lumina i és brillant, per conductors pobres (electròlits febles) dóna una llum feble i per no conductors no s’il·lumina.

8.1.6. Osmosi

L’osmosi^7 és el flux de dissolvent a través d’una membrana cap a una solució més concentrada. El fenomen es pot observar al laboratori separant una solució i el dissolvent pur amb una membrana semipermeable, la qual només permet que la travessin certs tipus de molècules o ions. L’acetat de cel·lulosa,

(^7) El terme osmosi prové de la paraula grega “empènyer”.

per exemple, deixa passar les molècules d’aigua, però no les molècules de solut o els ions amb els seus voluminosos recobriments de molècules d’aigua d’hidratació. Al principi, els nivells de la solució i del dissolvent pur són iguals. Tanmateix, el nivell de la solució dins del tub comença a elevar-se a mesura que el dissolvent pur passa a través de la membrana i ingressa a la solució. En l’equilibri, la pressió exercida per la columna de solució és suficientment gran com perquè la velocitat del flux de molècules a través de la membrana sigui igual en cada direcció i, per tant, el flux net és zero. La pressió necessària per a detenir el flux de dissolvent s’anomena pressió osmòtica, Π (la lletra grega pi majúscula). Com més gran sigui la pressió osmòtica, més gran serà l’alçada de la solució necessària per reduir el flux net a zero.

Experiment que il·lustra l’osmosi. Al principi, el tub conté una solució de sacarosa i el vas de precipitats conté aigua pura: les alçades inicials dels dos líquids són iguals. En l’etapa que es mostra aquí, l’aigua ha passat a la solució a través de la membrana per osmosis i el nivell de la solució en el tub s’ha elevat per sobre de la de l’aigua pura. Si ho miréssim a escala microscòpica, les molècules en el dissolvent pur (per sota de la membrana) tendeixen a reunir-se amb les de la dissolució (sobre de la membrana) perquè la presència de molècules de solut condueix a un major desordre. Per tant, el flux de molècules de dissolvent va de l’aigua pura a la solució.

La vida depèn de l’osmosi. Les parets cel·lulars biològiques actuen com a membranes semipermeables que permeten passar l’aigua, molècules petites i els ions hidratats. Tanmateix, bloquegen el pas dels enzims i les proteïnes sintetitzades dins de la cèl·lula. La diferència en les concentracions de solut dins i fora d’una cèl·lula dóna lloc a la pressió osmòtica i l’aigua ingressa a la solució més concentrada a l’interior de la cèl·lula, transportant nutrients moleculars petits amb ella. Aquesta afluència d’aigua també manté turgent (inflada) la cèl·lula. Quan el subministrament d’aigua es talla, es perd la turgència i la cèl·lula es deshidrata. En una planta, la deshidratació dóna com a resultat el marciment. La carn salada queda preservada de l’atac bacterià gràcies a l’osmosi. En aquest cas, la solució salina concentrada deshidrata – i mata– els bacteris en fer que l’aigua flueixi fora d’aquests bacteris.

Es pot demostrar que la pressió osmòtica d’una solució està vinculada a la molaritat, c , del solut en la solució segons l’equació que es mostra a continuació:

Π = i RT c