Osmosis y presión osmótica.

OSMOSIS Y PRESION OSMOTICA
Si se coloca una disolución de cloruro de cobalto en una bolsa de pergamino y se suspende en un vaso de agua, se observa que ésta se va tiñendo gradualmente de rojo a medida que el soluto se va difundiendo por el agua del vaso. En este proceso de difusión las moléculas del soluto y de disolvente emigran libremente. Por el contrario, si la disolución está limitada por una membrana sólo permeable para las moléculas de disolvente, entonces tiene lugar el fenómeno conocido como ósmosis, y a la barrera que sólo permite el paso de uno de los componentes se la llama membrana semipermeable. El abate NOLLET descubrió el fenómeno de la ósmosis, en 1748, cuando colocó una disolución alcohólica en una bolsa, la suspendió en una vasija de agua y observó que las moléculas de agua se difundían libremente dentro de la bolsa, pero las del alcohol eran incapaces de atravesar la membrana. La demostración clásica, conocida por la mayoría de los estudiantes de bachillerato, se realiza con un aparato que consta de un tubo vertical, cuyo extremo inferior está empotrado en una zanahoria o pegado a la cáscara de un huevo en la que se hizo un agujero para descubrir la membrana. También puede emplearse para esta demostración un tubo, uno de cuyos extremos, terminado en un ensanchamiento en forma de campana, se cierra con una membrana de celofán, como se indica en la figura 8. El tubo se llena parcialmente con una disolución concentrada de sacarosa y se introduce en un vaso de agua. El paso del agua a la disolución a través de la membrana semipermeable crea, momentáneamente, la presión suficiente para que la disolución de azúcar se eleve por el tubo, hasta que la presión hidrostática de la columna de líquido iguala a la que determina que el agua atraviese la membrana, y cuando esto ocurre, la disolución no asciende más por el tubo. Evidentemente, también tiene lugar la ósmosis cuando se preparan dos disoluciones de diferente concentración y se separan mediante una membrana semipermeable.
Este fenómeno se interpreta, en algunos casos, como que la ósmosis implica el paso del disolvente a través de la membrana mediante un proceso de destilación, o también como un proceso de su disolución en la membrana en la cual el soluto es insoluble, y, en otros casos, se piensa que la membrana actúa como una criba con tamaño de poro adecuado para permitir el paso del disolvente, pero no el de las moléculas de soluto.
La ósmosis se define como el paso del disolvente a una disolución a través de una membrana semipermeable. Este proceso tiende

FIG. 8. Aparato para poner de manifiesto la ósmosis.
a igualar la tendencia de escape (pág. 153) del disolvente a ambos lados de la membrana. La tendencia de escape puede medirse en función de la presión de vapor o de la propiedad coligativa, íntimamente relacionada con ésta, como lo es la presión osmótica
Presión osmótica. La presión osmótica de la disolución de sacarosa, a la que se hizo referencia en el apartado anterior, no se obtiene correctamente midiendo la altura que alcanza la disolución en el tubo, una vez conseguido el equilibrio, debido a que la concentración de la disolución final no se conoce, por causa de que el paso del agua a la disolución la ha diluido y alterado su concentración. Por tanto, una medida más exacta de la presión osmótica de una disolución no diluida se logra determinando el exceso de presión que es necesario aplicar sobre aquélla para evitar el paso del disolvente a través de la membrana. En consecuencia, la presión osmótica se define como el exceso de presión, con respecto a la que existe en el disolvente puro, que es preciso aplicar a la disolución para evitar que aquél pase a través de una membrana semipermeable perfecta. En esta definición se supone que la célula de pared semipermeable contiene la disolución y está sumergida en el disolvente puro.
Medida de la presión osmótica. En 1877, el botánico PFEFFER midió la presión osmótica de disoluciones azucaradas empleando como membrana semipermeable una vasija porosa, impregnada con un depósito de ferrocianuro cúprico [CU2Fe (CN) 6], que iba conectada a un manómetro para medir la presión. El método de Pfeffer se ha perfeccionado mucho a través de los años, principalmente por MORSE y FRAZER, en América, y por EARL DE BERKELEY y HARTLEY, en Inglaterra; no obstante, la medida directa de la presión osmótica es todavía difícil de realizar y presenta numerosos inconvenientes. A pesar de esto, la presión osmótica es la propiedad coligativa más adecuada para la determinación del peso molecular de polímeros tales como las proteínas.
Ecuaciones de van´t Hoff y Morse para la presión osmótica. En 1886, VAN'T HOFF encontró, a partir de los datos de PFEFFER, una proporcionalidad entre la presión osmótica, la concentración y la temperatura, y sugirió una relación entre dichas variables, similar a la ecuación de un gas ideal, llegando a la conclusión de que había una aparente analogía entre las disoluciones y los gases, y que la presión osmótica en una disolución diluida era igual a la presión que el soluto ejercería si fuese un gas y ocupase el mismo volumen. La ecuación propuesta es:
pV = nRT [18]
donde p es la presión osmótica en atm, V es el volumen de la disolución en litros, n es el número de moles del soluto, R es la constante de los gases igual a 0,082 litros atm/mol grado, y T la temperatura absoluta.
Esta analogía no debe tomarse demasiado literalmente, pues induce a creer que las moléculas de soluto "producen" la presión osmótica al ejercer presión sobre la membrana, del mismo modo que las moléculas gaseosas crean una presión al chocar con las paredes del recipiente. Es más correcto, sin embargo, considerar la presión osmótica como la resultante de las dos tendencias relativas de escape de las moléculas de disolvente a ambos lados de la membrana. Realmente, la ecuación [18] es una ley límite, aplicable a disoluciones muy diluidas, y se simplifica, dándole esta forma, a partir de una expresión más exacta (ecuación [21]), sólo después de introducir varias suposiciones que no son válidas para las disoluciones reales.

FIG. 9. Aparato para demostrar la relación entre la presión osmótica y el descenso de la presión de vapor.
brana semipermeable, a través de la cual pueden pasar las moléculas de agua, pero no las de sacarosa. Se supone que la válvula situada en la fase gaseosa, conectando las disoluciones, puede cerrarse durante la ósmosis. Llamaremos Po a la expresión externa, 1 atm, sobre el disolvente puro, y P a la presión que ejerce sobre la disolución el pistón de la figura 9, y que se precisa para mantener el equilibrio. La diferencia entre las dos presiones, una vez alcanzado el equilibrio, o sea, el exceso de presión sobre la disolución, P-Po, requerido para evitar el paso de agua a ésta, es la presión osmótica, p.
Consideraremos ahora el transporte alternativo de agua a través del espacio gaseoso que está sobre los dos líquidos. Se cierra el paso a través de la membrana y se abre la válvula situada en la fase gaseosa, con lo que las moléculas de agua, en estado de vapor, pueden pasar del disolvente puro a la disolución por un proceso de destilación. El espacio situado sobre ambos líquidos actúa ahora como una "membrana semipermeable", del mismo modo que la membrana real de la parte inferior del aparato. La presión de vapor pº del agua, en el disolvente puro, bajo la influencia de la presión Po excede, a la presión de vapor p del agua en la disolución, en la cantidad de pº - p = Dp. Para alcanzar el equilibrio es necesario ejercer una presión P sobre la disolución, por medio del pistón, para que la presión de vapor de la disolución se incremente y llegue a ser igual a la del disolvente, po. Este exceso de presión que es necesario aplicar, P - Po, es igual a la presión osmótica p. El modo de operar de este aparato demuestra claramente la relación que existe entre la presión osmótica y el descenso de la presión de vapor.
Continuando este razonamiento, será posible obtener una ecuación que relacione la presión osmótica y la presión de vapor. Obsérvese que la ósmosis y el proceso de destilación están basados en el hecho de que la tendencia de escape del agua en el disolvente puro es mayor que en la disolución. Aplicando un exceso de presión, P - Po = p, sobre el lado del aparato en que se encuentra la disolución, es posible conseguir que las tendencias de escape del agua en el disolvente y en la disolución sean idénticas, alcanzándose un estado de equilibrio tal que las energías libres del disolvente a ambos lados de la membrana o a ambos lados del espacio gaseoso sean iguales, y, por tanto, DG = 0.
que representa el incremento de energía libre, a una temperatura definida, correspondiente al paso de 1 mol de agua a la disolución a través de la fase de vapor, y
b) DG = - V1(P - Po) = -V1p
para el aumento de energía libre, a temperatura constante, que se origina por el paso osmótico de 1 mol de agua a la disolución. En esta ecuación, V1 es el volumen de 1 mol de disolvente o, más correctamente, el volumen molar parcial, es decir, la variación de volumen de la disolución al añadir 1 mol de disolvente a una cantidad muy grande de disolución.

FUENTE
www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/.../r17734.DOC