Osmoză

Acest fenomen se referă doar la schimburile dintre două soluții lichide care au concentrații diferite de substanțe dizolvate , separate printr-un perete semipermeabil. Osmoza este fenomenul de difuzie a materialului , caracterizat prin trecerea moleculelor de solvent dintr - o soluție la alta prin membrana semipermeabila , care separă cele două soluții ale căror concentrații în solutului sunt diferite; transferul global al solventului are loc apoi din soluția cel mai puțin concentrată (mediu hipoton ) la cea mai concentrată soluție (mediu hiperton ) până la echilibru (mediu izotonic ).

Această noțiune a ajutat să înțeleagă mai bine comportamentul soluțiilor apoase în chimie la sfârșitul XIX - lea  secol  ; dar este, de asemenea, deosebit de util în fiziologie și biologie celulară pentru a explica schimburile chimice în cadrul organismelor vii .

O diferență de presiune hidrostatică între cele două lichide determină deplasarea solventului în direcția opusă, până când presiunea osmotică este la fel de mare ca și presiunea hidrostatică. Acesta este fenomenul de osmoză inversă .

Istoric

În 1748, părintele Nollet a observat că atunci când apa și alcoolul erau separate de o vezică a animalelor, apa trecea în alcool, dar niciodată invers. În lucrarea sa privind soluțiile apoase efectuate între 1827 și 1832 , René Dutrochet a propus termenii „endosmoză” și „exosmoză” pentru a desemna acest fenomen. K. Vicrordt este interesat și de acest fenomen în 1848 . În 1854 , Thomas Graham a lucrat la substanțe coloidale și a descoperit că acestea nu pot trece printr-o membrană animală. Atunci a fost creat termenul „osmoza” în 1854 de către acest chimist scoțian din grecescul ὠσμός care înseamnă „împingere”.

Domnul Traube, în 1864 , a proiectat prima membrană artificială din ferocianură de cupru Cu 2 Fe (CN) 6 . In 1877 , Wilhelm Pfeffer (1845-1920) este precipitat ferocianură de cupru într - un material poros, care permite o membrană cu rezistență mecanică bună.

În 1884 , de Vries a lucrat la plasmoliză și turgor în celulele vegetale.

În 1886 , van 't Hoff a publicat o analogie între soluțiile apoase și gazele ideale și a aplicat termodinamica la osmoză. El a stabilit o lege , similară ca formă cu legea ideală a gazelor , și a propus adjectivul „semipermeabil” pentru a desemna membranele. A primit Premiul Nobel pentru chimie în 1901 pentru munca sa.

În 1899 , A. Crum Brown folosește trei faze lichide (o soluție apoasă de azotat de fund de fenol saturat de calciu , strat de fenol pur în mijloc și o soluție de fenol saturat cu apă în partea de sus). El observă un fenomen de osmoză (apa trece de la faza superioară la faza inferioară), faza lichidă a mediului jucând rolul membranei semipermeabile. Astfel se stabilește importanța solubilității speciei difuzoare în membrană.

Între 1901 și 1923 , HN Morse și JCW Frazer au condus o măsurare sistematică a permeabilității diverselor precipitate gelatinoase: ferocianuri și fosfați de uranil , fier , zinc , cadmiu și mangan .

Fenomen

Osmoza se demonstrează prin trecerea moleculelor sau a ionilor printr-o membrană (permeabilă sau semipermeabilă) care separă două soluții cu compoziție (sau concentrație) diferită . Membrana trebuie să fie permeabilă la apă (sau la solvent mai general) și impermeabilă la substanțe dizolvate (membrane semi-permeabile, selective sau dializante perfecte).

Atâta timp cât cele două soluții nu conțin același număr de particule dizolvate pe unitate de volum, există o mișcare de apă (sau solvent) din compartimentul cel mai puțin concentrat (numit mediu hipotonic) în cel mai concentrat compartiment (mediu hipertonic), care tinde să echilibreze concentrațiile.

Osmoza este cauza turgirii și plasmolizei celulei plantei.

Potențial chimic

Când un dizolvat este dizolvat într-un solvent, amestecul dezordonat al celor două specii produce o creștere a entropiei sistemului care corespunde unei reduceri a potențialului chimic . În cazul unei soluții ideale , reducerea potențialului chimic este egală cu: μ{\ displaystyle \ mu}

μ=μ(0)+RTln⁡(1-X2)(1){\ displaystyle \ mu = \ mu (0) + RT \ ln (1-x_ {2}) \ qquad (1)}

unde este constanta ideală a gazului , temperatura absolută și concentrația solutului în termeni de fracție molară. Majoritatea soluțiilor reale abordează comportamentul ideal la concentrații scăzute. La concentrații mari, interacțiunile dintre substanțe dizolvate determină o abatere de la ecuația (1). Acest potențial chimic redus induce o forță motrice care este responsabilă pentru difuzia apei prin membrana semipermeabilă. Într-adevăr, se va ajunge la o stare de echilibru între mass-media pentru o egalitate a potențialelor chimice. R{\ displaystyle R}T{\ displaystyle T}X2{\ displaystyle x_ {2}}

Presiune osmotica

Presiunea osmotică este definită ca presiune minimă care trebuie exercitată pentru a preveni trecerea unui solvent dintr - o soluție mai puțin concentrată la o soluție mai concentrată printr - o membrană semipermeabilă ( membrana semipermeabila ). În biofizică, distingem presiunea oncotică care corespunde părții din presiunea osmotică datorată proteinelor. Presiunea osmotică se realizează atunci când ponderea fracției molare a solventului apos nu este egală cu 1.

Ne-am putea imagina că, în cea mai concentrată soluție, moleculele de apă sunt mai puțin numeroase și, prin urmare, există o egalizare a acestui număr de molecule de apă pe fiecare parte a membranei. Dar acest efect este foarte minim. De fapt, în cea mai concentrată soluție, moleculele de apă (dacă solventul este apă) se aglomerează în jurul moleculelor hidrofile de solut. Aceste molecule monopolizate nu traversează membrana; important este diferența în concentrația de „apă liberă”. Astfel, apa liberă se deplasează de la soluția în care concentrația de apă liberă este mare la soluția în care concentrația de apă liberă este scăzută, până când concentrațiile sunt egale. Dar la sfârșitul zilei, rezultatul este întotdeauna același: solventul trece la soluția cu cea mai mare concentrație de solut.

Presiunea osmotică este proporțională cu concentrațiile de solut de pe ambele părți ale membranei și cu temperatura; atunci când este în prezența mai multor substanțe dizolvate, este necesar să se ia în considerare toate substanțele dizolvate (în maniera unui gaz compus, suma presiunilor parțiale ).

Presiunea osmotică a unei soluții ideale este calculată printr-o formulă dezvoltată de van 't Hoff în 1886 și aplicând al doilea principiu al termodinamicii .

Π⋅V=-R⋅T⋅ln⁡(1-X2){\ displaystyle \ Pi \ cdot V = -R \ cdot T \ cdot \ ln (1-x_ {2})}

sau

• Π{\ displaystyle \ Pi}este presiunea osmotică, în Pa  ;
• V{\ displaystyle V} este volumul molar ocupat de solvent;
• R{\ displaystyle R}este constanta ideală a gazului  ;
• T{\ displaystyle T}este temperatura absolută, în K  ;
• X2{\ displaystyle x_ {2}}este fracția molară a solutului.

Ecuația aplicată soluțiilor reale este, la rândul său,

Π⋅V=-R⋅T⋅ln⁡(1-γ⋅X2){\ displaystyle \ Pi \ cdot V = -R \ cdot T \ cdot \ ln (1- \ gamma \ cdot x_ {2})}

unde este coeficientul de activitate al solutului. γ{\ displaystyle \ gamma}

Pentru o soluție foarte diluată, este aproape de 0 și  ≈  . X2{\ displaystyle x_ {2}}-ln⁡(1-X2){\ displaystyle - \ ln (1-x_ {2})}X2{\ displaystyle x_ {2}}

Prin urmare, putem simplifica ecuația prin

Π=X2⋅R⋅TV=vs.⋅R⋅T{\ displaystyle \ Pi = {\ frac {x_ {2} \ cdot R \ cdot T} {V}} = c \ cdot R \ cdot T} : este legea lui van 't Hoff

sau

• vs.{\ displaystyle c}este concentrația soluției (prin adăugarea tuturor speciilor prezente).

O putem scrie și așa:

Π=R⋅T⋅eu⋅M{\ displaystyle \ Pi = R \ cdot T \ cdot i \ cdot M}

sau

• eu{\ displaystyle i} este numărul de particule pe entitate de formă
• M{\ displaystyle M}este concentrația molară (moli pe metru cub)

(Concentrația molară coligativă se numește ) eu.M{\ displaystyle iM}

Observăm analogia cu legea ideală a gazelor

p⋅V=nu⋅R⋅T{\ displaystyle p \ cdot V = n \ cdot R \ cdot T}

sau

• V{\ displaystyle V} este volumul de gaz;
• nu{\ displaystyle n}este numărul de moli de gaz;

Luați în considerare două soluții apoase 1 și 2 ale presiunilor osmotice și , atunci , dacă apa trece de la 2 la 1; 2 concentrate ( crește) și 1 se diluează ( scade), până când presiunile osmotice sunt egale. Π1{\ displaystyle \ Pi _ {1}}Π2{\ displaystyle \ Pi _ {2}}Π1>Π2{\ displaystyle \ Pi _ {1}> \ Pi _ {2}}Π2{\ displaystyle \ Pi _ {2}}Π1{\ displaystyle \ Pi _ {1}}

Presiunea osmotică și presiunea hidrostatică

Presiunea osmotică este, de asemenea, presiune mecanică, exercitând o forță asupra membranei. Dacă diferența de presiune osmotică este foarte mare, aceasta poate duce la ruperea membranei (caz de hemoliză ).

În schimb, dacă exercităm presiune mecanică ( hidrostatică ), putem forța trecerea speciilor prin membrană. Aceasta se întâmplă cu edemul pulmonar acut și este ceea ce este utilizat în osmoza inversă . Acest fenomen este observabil și la ouăle de pești de acvariu care pot exploda sau zdrobi în funcție de diferența de presiune osmotică de pe fiecare parte a membranei, cochilia.

Osmoza inversa este o tehnica de purificare a apei; este, de asemenea, o tehnică de desalinizare (sau desalinizare) a apei de mare care permite producerea de apă dulce .

Osmoza poate fi utilizată pentru a realiza pompe osmotice microscopice; în această micro-pompă, bateria este înlocuită cu o anumită cantitate de sare . Această sare fiind mai concentrată în dispozitiv decât în ​​exterior, datorită presiunii osmotice tinde să iasă din rezervorul său. Procedând astfel, „curentul de ieșire” pe care îl creează induce un curent de intrare (adică „pompare”). Acest sistem a fost utilizat într-un microlaborator de mărimea unei pastile, care poate preleva probe de microbiota din intestin pentru studiu.

Importanța biologică și relația cu celula

Există trei tipuri de relații osmotice în biologie: hipertonică, izotonică și hipotonică.

Relația hipertonică corespunde situației în care soluția celulară nu este foarte concentrată în comparație cu cea a mediului extern. Celula va elibera apoi lichid în mediul extern, reducând presiunea internă a celulei și dimensiunea celulei. Dacă este expulzat prea mult lichid, celula va muri din cauza plasmolizei .

Relația izotonică corespunde situației în care soluția din celulă și cea din mediu au concentrații echilibrate. Dimensiunea celulei rămâne stabilă și nu fluctuează.

Relația hipotonică corespunde situației în care concentrația din interiorul celulei este mai mare decât cea din mijloc. Celula va absorbi lichidul extracelular, crescând presiunea internă și eventual provocând explozia peretelui: aceasta este hemoliza .

Osmoza, „boala” poliesterului

Termenul de osmoză este folosit pentru a se referi la formarea de bule sub gelcoat , acoperirea cu poliester a corpurilor de barcă și piscinele. Considerat de mult ca un defect de fabricație, se pare că particulele minuscule de cobalt, excitate de curenți electrici slabi, din cauza maselor proaste, sunt colorate într-un maro roșcat, provocând în același timp o rupere mai mult sau mai puțin importantă, în impermeabilitatea intrinsecă a materialului poliesteric.

În prezent, cercetarea - încă în curs de dezvoltare - demonstrează că, dacă curenții slabi și prezența particulelor de cobalt, precum și o higrometrie proastă în timpul aplicării rășinilor, pot agrava sau declanșa acest fenomen de osmoză, acești factori nu îi permit să apară. absență, pe alte acoperiri din poliester, dar expuse la aceleași tratamente. Până în prezent, deși a devenit posibil să se explice cum își are originea osmoza, încă nu este posibil să se explice de ce unele acoperiri sunt atacate și altele nu.

Peroxizi "adulterati"

De fapt, motivul se găsește la nivelul solvenților utilizați pentru diluarea peroxizilor (catalizatori). Unul dintre producătorii de peroxid a avut nefericita idee de a folosi solvenți derivați din etilen glicol, care sunt nevolatili și solubili în apă. Prin urmare, rășinile poliesterice astfel catalizate conțin solvenți miscibili cu apa. Cantitatea finală de solvent a fost mică, dar în timp apa a fost absorbită și a provocat vezicule. Aceste blistere au apărut deoarece exista un strat de rășină cu adevărat impermeabil (adică nu au solvenți miscibili cu apa). Fenomenul a durat suficient pentru a fi declarat și înțeles pentru ca producătorul de peroxid să aibă timp să participe la construcția unui număr mare de bărci. Întrucât un singur producător era preocupat, acest lucru explică de ce nu toate bărcile erau preocupate. Sărurile de cobalt, care sunt activatori de peroxid, nu sunt direct preocupați: sunt săruri de acid organic (cum ar fi octoatul de cobalt) și nu sunt solubile în apă.

Referințe

1. Abbé Nollet (iunie 1748) „Cercetări privind cauzele lichidelor care clocotesc”, Memorii de matematică și fizică, preluate din registrele Academiei Regale de Științe pentru anul 1748 , pp. 57–104; mai ales pp. 101–103 .
2. http://www.cnrtl.fr/etymologie/osmose
3. Campbell, Neil A. și Jane B. Reece, 2007. Biologie. Erpi, Montreal, Canada.
4. Gutierrez N (2019) O pastilă care ne captează bacteriile intestinale pentru a înțelege mai bine microbiota  ; Știință și Avenir 4 august 2019

Anexe

Articole similare

• Hipertonic
• Hipotonic
• Izotonică
• Legea osmometriei
• Osmolalitatea
• Osmoregulation
• Osmoza inversa
• Proprietate coligativă
• Rezistența osmotică
• Transport membranar

linkuri externe

• Animație de osmoză
• Simulare osmoză (applet Java pentru computere puternice)
• Simulare osmoză (Java Applet pentru computere mai puțin puternice)
• (Histoire des sciences) Articolul Dutrochet despre osmoza (1827) online și comentat pe site-ul BibNum .

Bibliografie

• S. Glasstone, Manual de chimie fizică a 2 -a ed. ( 1948 ), Ediția studențească Macmillan