Suradnik:Drago Karlo/Stranica za vježbanje: razlika između inačica
Izbrisani sadržaj Dodani sadržaj
Nema sažetka uređivanja |
Nema sažetka uređivanja |
||
Redak 1:
[[File:0307 Osmosis.jpg|thumb|
[[File:Pfeffersche Zelle.svg|mini|300px|Prikaz izvorne Pfefferove ćelije za mjerenja osmotskog tlaka]]
*'''Osmoza''' je spontani proces prolaska vode (otapala) iz otopine manje koncentracije u otopinu veće koncentracije kroz ''polupropusnu membranu'', koja ne propušta čestice otopljene tvari, pri čemu se koncentracije obiju otopina izjednačavaju. <ref>[http://proleksis.lzmk.hr/40068/] Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Proleksis enciklopedija, mrežno izdanje: Osmoza, pristupani 8. 4. 2017.</ref>
Posljedica osmoze je '''osmotski tlak''' koji je razmjeran molarnoj koncentraciji otopine. To je važan proces u stanicama živih organizama.
▲[[File:0307 Osmosis.jpg|thumb|400px|right|1.Čaša: dvije otopine različitih koncentracija odvojene membranom, vidimo čestice otopljene tvari, 2.Čaša: voda prelazi na desnu stranu od membrane i time teži izjednačavanju koncentracija]]
==Mehanizam osmoze==
Line 20 ⟶ 21:
Da bi jedan sustav, u našem primjeru otopina, bio stabilan i u ravnoteži, termodinamička veličina Gibbsova energija mora biti jednaka nuli, <math>\Delta G=0</math>, što kod otopina različitih koncentracija ne može biti. Ako je otopina veće koncentracije zatvorena u posudi stalnog volumena i može se širiti samo kroz usku uspravnu cijev (vidi sliku), otapalo (voda) će prolaziti kroz polupropusnu opnu u posudu sve dok nastali hidrostatski tlak u posudi ne dostigne vrijednost sile difuzije. Tada nastaje ''dinamička ravnoteža''. Tlak koji prolaskom otapala nastaje u posudi i koji je u ravnoteži s hidrostatskim tlakom nazivamo '''osmotski tlak otopine'''.
Prvu upotrebljivu ćeliju za mjerenje osmotskog tlaka izradio je 1877. njemački botaničar W. Pfeffer.
Osmotski tlak otopine upravo je proporcionalan množinskoj koncentraciji otopljene tvari i apsolutnoj temperaturi. Iz tih odnosa je nizozemski kemičar J. H. Van't Hoff, prvi dobitnik Nobelove nagrade za kemiju 1901.g., izveo 1887.g. jednadžbu za osmotski tlak otopine, <math>\mathit{\Pi}</math>:
:::<math>\Pi V = nRT \qquad</math> gdje je R opća plinska konstanta (8,3143 JK<sup>-1</sup>mol<sup>-1</sup>)▼
▲:::<math>\mathit{\Pi} V = nRT \qquad</math> gdje je R opća plinska konstanta (8,3143 JK<sup>-1</sup>mol<sup>-1</sup>)
Jednadžba može služiti za izračunavanja molne mase neke tvari, <math> \ M</math>:
:::<math> \ M=\frac{mRT}{V \mathit{\Pi}}</math>
Upadljiva je sličnost s jednadžbe osmotskog tlaka s jednadžbom [[Idealni plin|idealnog plina]]. Obje jednadžbe podliježu zakonima kinetike i vrijede za razrijeđene plinove odnosno otopine. Uzima se koncentracija za jednadžba osmotskog tlaka vrijedi za koncentracije manje od 0,1 molL<sup>-1</sup> i ispod 25° C. Zato takve otopine nazivamo ''idealnim otopinama''. Utvrđena je zajednička ovisnost tri pojave samo o koncentraciji molekula a ne i o vrsti (prirodi) molekula, a to su: povišenje vrelišta otopina, sniženje ledišta otopina i osmoza. Takvo svojstvo otopina nazivamo '''koligativno svojstvo'''.
==Osmozna koncentracija==
Osmozna koncentracija (osmolaritet) otopine određena je isključivo ukupnim brojem otopljenih osmozno aktivnih čestica u danome opsegu otapala i time neovisna o njihovoj vrsti, masi ili naboju. <ref>[http://struna.ihjj.hr/naziv/osmozna-koncentracija/14234/#naziv] Institut za hrvatski jezik i jezikoslovlje, Strukovno nazivlje, mrežno izdanje: Osmozna koncentracija</ref>
The osmolarity of a solution, given in osmoles per liter (osmol/L) is calculated from the following expression:
:<math> \mathrm{osmolarity} = \sum_i \varphi_i \, n_i C_i</math>
where
* ''φ'' is the [[osmotic coefficient]], which accounts for the degree of non-ideality of the solution. In the simplest case it is the degree of dissociation of the solute. Then, ''φ'' is between 0 and 1 where 1 indicates 100% dissociation. However, ''φ'' can also be larger than 1 (e.g. for sucrose). For salts, electrostatic effects cause ''φ'' to be smaller than 1 even if 100% dissociation occurs (see [[Debye–Hückel equation]]);
* ''n'' is the number of particles (e.g. ions) into which a molecule dissociates. For example: [[glucose]] has ''n'' of 1, while NaCl has ''n'' of 2;
* ''C'' is the molar concentration of the solute;
* the index ''i'' represents the identity of a particular solute.
Osmolarity can be measured using an [[osmometer]] which measures [[colligative properties]], such as [[Freezing-point depression]], [[Vapor pressure]], or [[Boiling-point elevation]].
Osmozu možemo promatrati kao poseban slučaj [[difuzija|difuzije]].
== Stanična osmoza ==
| |||