Άνοιγμα κυρίου μενού

Αλλαγές

113 bytes προστέθηκαν ,  πριν από 7 έτη
μ
r2.7.3) (Ρομπότ: Προσθήκη: ml:വൃതിവ്യാപനം; διακοσμητικές αλλαγές
'''''Ώσμωση'' ονομάζεται το φαινόμενο της διέλευσης περισσότερων μορίων διαλύτη, μέσω ημιπερατής μεμβράνης, από τον διαλύτη στο διάλυμα ή από το διάλυμα μικρότερης συγκέντρωσης (αραιότερο) προς το διάλυμα μεγαλύτερης συγκέντρωσης σε διαλυμένη ουσία (πυκνότερο).''' Ημιπερατή είναι η μεμβράνη που επιτρέπει να περνούν μέσα από τους πόρους της τα μόρια του διαλύτη, αλλά δεν επιτρέπει να περνούν τα μόρια της διαλυμένης ουσίας. Ημιπερατές μεμβράνες υπάρχουν και φυσικές (π.χ. η κυτταρική μεμβράνη) και συνθετικές (π.χ. το σελοφάν)<br />
Η ώσμωση είναι μια φυσική διαδικασία κατά την οποία ο διαλύτης κινείται, αυθόρμητα, μέσω μεμβράνης που είναι διαπερατή για τα μόριά του όχι όμως και για τα μόρια της διαλυμένης ουσίας και διαχωρίζει δύο διαλύματα διαφορετικών συγκεντρώσεων ή χωρίζει ένα διαλύτη από ένα διάλυμα. Χωρίς την ύπαρξη της μεμβράνης θα συνέβαινε απλή ανάμιξη των δύο διαλυμάτων ή του διαλύτη και του διαλύματος. Αν από την ημιπερατή μεμβράνη περνά και διαλυμένη ουσία, τότε η διαδικασία παύει να είναι ώσμωση και γίνεται [[διάχυση]] μεταξύ των δύο διαλυμάτων. <br />
Η ώσμωση πραγματοποιείται με σκοπό να εξισωθούν οι συγκεντρώσεις των διαλυμάτων από τις δύο πλευρές της ημιπερατής μεμβράνης. Το φαινόμενο της ώσμωσης είναι πολύ σημαντικό στα διάφορα βιολογικά συστήματα, καθώς πολλές βιολογικές μεμβράνες είναι ημιπερατές.
 
== Ιστορικά στοιχεία ==
[[Αρχείο:Vant Hoff.jpg|right|150px|thumb|Jacobus Henricus van't Hoff (1852-1911)]]
Σ' ένα έγγραφο του 1682 ο Ρόμπερτ Μπόϋλ (Robert Boyle) αναφέρει για πρώτη φορά φαινόμενα ώσμωσης αλλά οι πρώτες παρατηρήσεις έγιναν το 1748 από τον Νόλλετ (Abbe Nollet), ο οποίος πήρε ένα κύλινδρο με κρασί και σκέπασε το στόμιό του με κύστη ζώου. Στη συνέχεια βύθισε τον κύλινδρο μέσα σε νερό και παρατήρησε ότι περνούσε νερό μέσα από την κύστη και έμπαινε στο κρασί. Αυτό του έκανε εντύπωση και αναρωτήθηκε ποια ήταν η δύναμη που προκαλούσε τη μετακίνηση του νερού. Έπρεπε να δοθεί μάλιστα και κάποιο σοβαρό όνομα με ελληνική ρίζα και έτσι ονομάστηκε ''ωσμωτική'' (από το ρήμα ''ωθώ'') ''πίεση''.<br />
Τα πειράματα του Pfeffer, ιδίως στα υδατικά διαλύματα ζάχαρης, έδωσαν αφορμή στον Ολλανδό χημικό [[βαν΄τ Χοφ]] (Jacobus Henricus van't Hoff) να ασχοληθεί με την ωσμωτική πίεση που είναι ιδιαίτερα θεαματική στα φυτά, αφού οι χυμοί τους ανυψώνονται σε ύψος δεκάδων μέτρων. Ήδη ήταν γνωστός ο νόμος των τέλειων αερίων (PV=RT) αλλά ο van't Hoff εισάγοντας στο δεύτερο μέλος της εξίσωσης έναν συντελεστή i, μπόρεσε να εξηγήσει καλύτερα τα φαινόμενα. Την ορθή ερμηνεία του παράγοντα i, δηλαδή ότι αποτελεί μέτρο της ιοντικής διάστασης, υπέδειξε ο [[Αρρένιους|Arrhenius]] με γράμμα του προς τον van't Hoff. Ο τελευταίος ασπάσθηκε με ενθουσιασμό την άποψη αυτή και δε δίστασε στην επόμενη εργασία του να εξάρει το ρόλο του Arrhenius. Οι θεωρίες του van't Hoff για την ώσμωση μαζί με τις εργασίες του στη Θερμοδυναμική και Χημική Κινητική που προηγήθηκαν, έφεραν σ' αυτόν το πρώτο βραβείο Nobel Χημείας το 1901.
 
== Περιγραφή του φαινομένου ==
Για την καλύτερη μελέτη και εξήγηση της ώσμωσης, διακρίνουμε δύο περιπτώσεις διαλυμάτων που χωρίζονται με ημιπερατή μεμβράνη :
 
<div style='text-align: center;'>
=== Ώσμωση μεταξύ διαλύματος και διαλύτη ===
</div>
[[FileΑρχείο:Osmosis1.svg|550px|center]]
Φέρονται σε επαφή (βλέπε σχήμα), μέσω ημιπερατής μεμβράνης, ένα υδατικό διάλυμα κάποιας χημικής ένωσης (π.χ. ζάχαρης) συγκέντρωσης C<ref>Ως συγκέντρωση C εννοείται η Molarity δηλ. η μοριακότητα κατ' όγκο που εκφράζει τα moles διαλυμένης ουσίας σε 1 L διαλύματος (mol/L)</ref> και καθαρός διαλύτης (που θεωρούμε ότι έχει συγκέντρωση σε διαλυμένη ουσία C=0)<ref>Το φαινόμενο της ώσμωσης λειτουργεί με οποιονδήποτε διαλύτη, με το νερό όμως ως διαλύτη είναι πολύ πιο σημαντικό και συνηθισμένο</ref> (νερό). Αρχικά η ταχύτητα μετακίνησης (υ<sub>1</sub>) των μορίων του νερού από τον καθαρό διαλύτη προς το διάλυμα είναι μεγαλύτερη από την ταχύτητα μετακίνησης (υ<sub>2</sub>) των μορίων του νερού από το διάλυμα προς τον καθαρό διαλύτη. Δηλαδή αρχικά είναι υ<sub>1</sub> > υ<sub>2</sub>. Έτσι, ο όγκος του διαλύματος αυξάνεται, οπότε παρατηρείται ανύψωση της στάθμης του διαλύματος μέσα στο δεξιό τμήμα του δοχείου. Το φαινόμενο της ώσμωσης θα συνεχιστεί με σκοπό να εξισωθούν οι συγκεντρώσεις από τις δύο πλευρές της ημιπερατής μεμβράνης. Αυτό όμως δε μπορεί να συμβεί, διότι ο καθαρός διαλύτης δεν περιέχει διαλυμένη ουσία. <br />
Με το πέρασμα του χρόνου, η ανύψωση της στάθμης του διαλύματος επιβραδύνεται και τελικά σταθεροποιείται σε ορισμένο ύψος (h) οπότε και σταματά το φαινόμενο της ώσμωσης. Αυτό συμβαίνει διότι η υδροστατική πίεση (Ρ<sub>υδρ</sub> = ε.h) που δημιουργείται, λόγω της ανύψωσης της στάθμης και οφείλεται στη στήλη του διαλύματος ύψους h, εξαναγκάζει τα μόρια του διαλύτη να εξέρχονται με την ίδια ταχύτητα με την οποία εισέρχονται. Δηλαδή τελικά αποκαθίσταται κατάσταση δυναμικής ισορροπίας όπου υ<sub>1</sub> = υ<sub>2</sub>.
<div style='text-align: center;'>
 
=== Ώσμωση μεταξύ διαλυμάτων διαφορετικών συγκεντρώσεων ===
</div>
[[Αρχείο:Osmosis2.svg|600px|center]]
Φυσικά δεν παρατηρείται ώσμωση αν από την αρχή τα δύο διαλύματα έχουν ίδιες συγκεντρώσεις δηλ. είναι αρχικά C<sub>1</sub> = C<sub>2</sub>.
 
== Θερμοδυναμική ερμηνεία της ώσμωσης ==
Παλαιότερα επικρατούσε η άποψη ότι το νερό και όχι η διαλυμένη ουσία περνούσε από τη μια πλευρά της μεμβράνης στην άλλη επειδή οι πόροι της ημιπερατής μεμβράνης ήταν μεγαλύτεροι από τα μόρια του νερού αλλά μικρότεροι από τα μόρια της διαλυμένης ουσίας. Σήμερα γίνεται δεκτό ότι η διέλευση μορίων νερού οφείλεται καθαρά σε ηλεκτροστατικούς λόγους. Επίσης πρέπει να τονιστεί ότι η διαλυμένη ουσία δεν παίζει κανένα ρόλο στα φαινόμενα ώσμωσης.<br />
Για την καλύτερη εξήγηση διέλευσης του νερού από την πλευρά που αυτό είναι καθαρό ή βρίσκεται σε διάλυμα μικρότερης συγκέντρωσης προς την πλευρά του διαλύματος μεγαλύτερης συγκέντρωσης, θα θεωρήσουμε ότι η ποσότητα του καθαρού νερού αλλά και του νερού ως διαλύτη στο διάλυμα είναι 1 mol<ref>Αν δεν είναι 1 mol, τότε οι διάφοροι όροι της μορφής RTlnN γίνονται nRTlnN όπου n ο αριθμός moles.</ref> και θα ονομάσουμε :
: "''πλευρά Α''" τη μεριά του καθαρού νερού ή του αραιότερου διαλύματος (αριστερή μεριά [[#Περιγραφή του φαινομένου]]) και
: "''πλευρά Β''" τη μεριά του πυκνότερου διαλύματος (δεξιά μεριά [[#Περιγραφή του φαινομένου]])
Οι δύο πλευρές χωρίζονται με ημιπερατή μεμβράνη.
 
==== Εξήγηση με βάση το ρυθμό κρούσης των μορίων του νερού στη μεμβράνη ====
Όταν και από τις δύο πλευρές της μεμβράνης υπάρχει καθαρό νερό, τα μόριά του διέρχονται με τον ίδιο ρυθμό και προς τις δύο κατευθύνσεις, οπότε μακροσκοπικά δεν παρατηρείται ροή νερού και ο όγκος του νερού στα δύο τμήματα του δοχείου δε μεταβάλλεται.<br />
Όταν όμως από τη πλευρά Β της ημιπερατής μεμβράνης υπάρχει κάποιο διάλυμα, τότε τα μόρια της διαλυμένης ουσίας αφενός δε μπορούν να διέλθουν από τη μεμβράνη (για ηλεκτροστατικούς λόγους), αφετέρου παρεμποδίζουν τα μόρια του νερού και αυτά δε χτυπούν στη μεμβράνη με τον ίδιο ρυθμό όπως τα μόρια από την πλευρά Α. Έτσι τα μόρια του νερού διέρχονται από την πλευρά Α προς την πλευρά Β με ''μεγαλύτερο ρυθμό'' από ότι ανάποδα με συνέπεια να αυξάνεται ο όγκος προς την πλευρά Β. Αυτή η καθαρή ροή νερού θα επιβραδυνθεί και τελικά θα σταματήσει όταν η πίεση από τη στήλη διαλύματος που δημιουργείται στην πλευρά Β θα γίνει τόση ώστε οι ρυθμοί διέλευσης νερού και προς τις δύο κατευθύνσεις να εξισωθούν. Τότε θα υπάρξει δυναμική (και όχι στατική) ισορροπία αφού στη μονάδα του χρόνου όσα μόρια νερού περνούν από την πλευρά Α στη Β, ακριβώς τόσα θα περνούν και από τη Β στην Α.
==== Εξήγηση με βάση την έννοια του ''χημικού δυναμικού'' ====
Χημικό δυναμικό ενός συστατικού i σε ένα διάλυμα ονομάζεται η μερική γραμμομοριακή ελεύθερη ενέργεια του συστατικού αυτού στο διάλυμα. Το χημικό δυναμικό αποτελεί μέτρο χημικής σταθερότητας και μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την πρόβλεψη και ερμηνεία των αλλαγών φάσεων και των χημικών αντιδράσεων. Ουσίες με υψηλότερο δυναμικό θα αντιδράσουν ή θα μετατραπούν από τη μια φάση στην άλλη με σκοπό να μειώσουν τη συνολική ελεύθερη ενέργεια Gibbs του συστήματος.
 
όπου :
 
* R = η παγκόσμια σταθερά των αερίων.
* T = η απόλυτη θερμοκρασία.<br />
* N<sub>B</sub> = το γραμμομοριακό κλάσμα <ref name=N> N<sub>B</sub> = n<sub>B</sub>/(n<sub>B</sub> + N} όπου n<sub>B</sub> = τα moles του διαλύτη στο διάλυμα και n = τα moles της διαλυμένης ουσίας. Όπως είναι φανερό ισχύει N<sub>B</sub> < 1</ref> του διαλύτη στο διάλυμα (πλευρά Β). Ο όρος ln υποδηλώνει το νεπέρειο λογάριθμο.
 
Εφόσον σε ένα διάλυμα ισχύει πάντα N<sub>B</sub> < 1 θα είναι και lnN<sub>B</sub> < 0, οπότε αφού πάντα ισχύει RT > 0 συμπεραίνουμε ότι RTlnN<sub>B</sub> < 0 και επομένως :
Άρα για να υπάρξει εξίσωση των χημικών δυναμικών και κατά συνέπεια θερμοδυναμική σταθερότητα, πρέπει να υπάρξει ροή μορίων νερού από την πλευρά Α (περιοχή υψηλού δυναμικού) προς την πλευρά Β (περιοχή χαμηλού δυναμικού).
 
==== Εξήγηση με βάση την έννοια της ''ελεύθερης ενέργειας'' ====
Η ελεύθερη ενέργεια μιας ουσίας αντιπροσωπεύει την ενέργεια της ουσίας που μπορεί να μετατραπεί σε έργο, δηλαδή, το μέγιστο διαθέσιμο χρήσιμο έργο της ουσίας. Μια από τις εκφράσεις της είναι η ίδια με αυτή του χημικού δυναμικού.
 
Πράγματι λοιπόν η διέλευση νερού από την πλευρά Α στη Β συνοδεύεται από ελάττωση της ελεύθερης ενέργειας, οπότε αποτελεί αυθόρμητη διεργασία.
 
==== Εξήγηση με βάση την έννοια της ''εντροπίας'' ====
Το φαινόμενο της ώσμωσης μπορεί να εξηγηθεί και με τη χρήση της έννοιας της εντροπίας, από τη στατιστική μηχανική :<br />
Η μεταβολή της εντροπίας ΔS<sub>mix</sub> κατά την ανάμιξη καθαρού διαλύτη (από την πλευρά Α) και διαλύματος (της πλευράς Β) βάσει της θερμοδυναμικής εξίσωσης του Gibbs θα είναι :
 
<div style='text-align: center;'> ΔS<sub>mix</sub> = - R(n<sub>B</sub>lnN<sub>B</sub> + nlnN) <ref name=N></ref> </div>
 
Αφού n<sub>B</sub>lnN<sub>B</sub> < 0 και nlnN < 0 και R > 0 συμπεραίνουμε n<sub>B</sub>lnN<sub>B</sub> + nlnN < 0 και επομένως :
 
<div style='text-align: center;'> ΔS<sub>mix</sub> > 0 </div>
Πράγματι λοιπόν η ανάμιξη των συστατικών με μετακίνηση μορίων νερού από την πλευρά Α προς την πλευρά Β συνοδεύεται από αύξηση της εντροπίας και επομένως αποτελεί αυθόρμητη διεργασία.
 
== Ωσμωτική πίεση ==
[[Αρχείο:Osmosis3.svg|right|360px|thumb|Για να '''μη''' συμβεί ώσμωση μπορούμε να ασκήσουμε εξωτερική πίεση (Ρ<sub>εξ</sub>) ίση με την ωσμωτική δηλ. Ρ<sub>εξ</sub> = Π]]
''''Ωσμωτική πίεση (Π)'' διαλύματος, που διαχωρίζεται με ημιπερατή μεμβράνη από τον καθαρό διαλύτη, ονομάζεται η ελάχιστη πίεση που πρέπει να ασκηθεί εξωτερικά στο διάλυμα, ώστε να εμποδιστεί το φαινόμενο της ώσμωσης, χωρίς να μεταβληθεί ο όγκος του διαλύματος''.<br />
Γενικά η ωσμωτική πίεση είναι μεγάλη, π.χ. για υδατικό διάλυμα καλαμοσάκχαρου 1 % w/v στους 15&nbsp;°C είναι 0,684 Atm. Στα φυτικά κύτταρα μπορεί να είναι μεταξύ 5 και 10 Atm. Η ωσμωτική πίεση του αίματος στους 0° είναι 6,74 Atm και οφείλεται κατά κύριο λόγο στα διάφορα ανόργανα άλατα που βρίσκονται στο πλάσμα σημαντικότερο των οποίων είναι το χλωριούχο νάτριο.<br />
Η ώσμωση μπορεί να σταματήσει :
* Όταν η στήλη του διαλύματος στο σωλήνα στην πλευρά Β ανεβεί αρκετά, ώστε η υδροστατική πίεση της στήλης να αναγκάσει τα μόρια του διαλύτη να εξέρχονται προς την πλευρά Α με την ίδια ταχύτητα με την οποία εισέρχονται στην πλευρά Β.
* '''Υπερτονικό''' ονομάζεται το διάλυμα που έχει τη μεγαλύτερη τιμή ωσμωτικής πίεσης.
 
==== Νόμος του van't Hoff για την ωσμωτική πίεση σε μη ηλεκτρολυτικά (μοριακά) διαλύματα ====
 
'''1) Αραιά μοριακά διαλύματα'''<br />
Μετά από αυτές τις διαπιστώσεις ο van't Hoff διατύπωσε το ''"νόμο των αραιών διαλυμάτων"'' :<br />
''Η ωσμωτική πίεση αραιού διαλύματος είναι ίση με την πίεση που θα ασκούσαν τα μόρια της διαλυμένης ουσίας αν αυτά βρίσκονταν με τη μορφή ιδανικού αερίου, σε χώρο ίσου όγκου με το διάλυμα και σε ίση θερμοκρασία.''<br />
Για τα αραιά μοριακά διαλύματα θα ισχύει ο '''νόμος του van't Hoff'''<ref>Η ωσμωτική πίεση για διάλυμα που χωρίζεται από τον καθαρό διαλύτη με ημιπερατή μεμβράνη προκύπτει από τη σχέση : ΠV<sub>A</sub> = -RTlnα<sub>A</sub> όπου V<sub>A</sub> είναι ο μερικός γραμμομοριακός όγκος του διαλύτη και α<sub>Α</sub> η ενεργότητά του. Για ιδανικά διαλύματα η εξίσωση παίρνει τη μορφή Π = CRT όπου C η συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας. </ref> (σε διάφορες μορφές) :
<div style='text-align: center;'> <big>Π = CRT</big> </div>
(ή αφού C = n/V)
<div style='text-align: center;'> <big>ΠV' = nRT</big> </div>
 
==== Νόμος του van't Hoff για την ωσμωτική πίεση σε διαλύματα ηλεκτρολυτών ====
Στα ηλεκτρολυτικά διαλύματα η ωσμωτική πίεση (και γενικότερα οι προσθετικές ιδιότητες των διαλυμάτων) έχει μεγαλύτερη τιμή από εκείνη που προβλέπεται βάσει των εξισώσεων και της συγκέντρωσης του ηλεκτρολύτη. Έτσι, σε άλατα όπως NaCl, KNO<sub>3</sub> κ.ά. η πειραματική τιμή της Π βρέθηκε περίπου διπλάσια, σε άλατα του τύπου BaCl<sub>2</sub>, Ca(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub> κ,ά, περίπου τριπλάσια, σε άλατα του τύπου K<sub>3</sub>[Fe(CN)<sub>6</sub>] κ.ά. περίπου τετραπλάσια κλπ. Ο van't Hoff πρότεινε την εισαγωγή στις απλές εξισώσεις της ωσμωτικής πίεσης, ενός αδιάστατου διορθωτικού συντελεστή '''i''' που σήμερα ονομάζεται "'''συντελεστής van't Hoff'''" :
 
<div style='text-align: center;'> α = (i - 1)/(n - 1) </div>
 
==== Η ωσμωτική πίεση στα πολυμερή ====
Κατά τον πολυμερισμό ενός σώματος (συνήθως οργανικής ένωσης διαλυμένης σε οργανικό διαλύτη) γίνεται συνένωση μορίων του σώματος (μονομερή) και σχηματισμός μεγαλομορίων (πολυμερή). Άρα με τον πολυμερισμό ενός σώματος ελαττώνεται ο αριθμός των διακεκριμένων σωματιδίων του διαλύματος, οπότε ελαττώνεται και η ωσμωτική πίεση. Για παράδειγμα, έστω ότι πολυμερίζεται αιθυλένιο (μονομερές, CH<sub>2</sub>=CH<sub>2</sub>) αρχικής συγκέντρωσης C μέσα σε οργανικό διαλύτη. Αν ν μόρια αιθυλενίου συνενώνονται για να δώσουν πολυμερές (πολυαιθυλένιο) σύμφωνα με την αντίδραση : <div style='text-align: center;'> νCH<sub>2</sub>=CH<sub>2</sub> → (-CH<sub>2</sub>-CH<sub>2</sub>-)<sub>ν</sub> </div>
η συγκέντρωση του μονομερούς θα είναι ν φορές μικρότερη δηλ. C/ν και επομένως η ωσμωτική πίεση θα είναι και αυτή ν φορές μικρότερη από την ωσμωτική πίεση του μονομερούς.
[[Αρχείο:Pfeffer Osmotische Untersuchungen-1.png|thumb|right|150px|Ωσμώμετρο Pfeffer]]
 
==== Μέτρηση της ωσμωτικής πίεσης ====
Η ωσμωτική πίεση υδατικών και μη διαλυμάτων μετριέται με συσκευές που λέγονται ωσμώμετρα. Το πρώτο ωσμώμετρο κατασκευάστηκε το 1828 από το Γάλλο φυσιολόγο Henri Dutrochet και δεν παρείχε ακριβείς μετρήσεις αλλά απλά μια επίδειξη της ώσμωσης. Ο Pfeffer κατασκεύασε το 1877 και χρησιμοποίησε για μετρήσεις ακριβείας, ωσμώμετρο που και σήμερα βρίσκει ακόμη εφαρμογή για μετρήσεις μικρών σχετικά ωσμωτικών πιέσεων : Το ωσμώμετρο Pfeffer αποτελείται από το πορώδες διάφραγμα Α και από υδραργυρικό μανόμετρο Β. Το κύτταρο που περιέχει το διάλυμα προς μελέτη τοποθετείται στο δοχείο Γ. Λόγω της ώσμωσης, ο διαλύτης εισέρχεται στο κύτταρο, οπότε η διαφορά στάθμης που δημιουργείται στο μανομετρικό σωλήνα δίνει την ωσμωτική πίεση του διαλύματος τη στιγμή αποκατάστασης ισορροπίας (σφού έχει εισέλθει ο διαλύτης) και όχι την ωσμωτική πίεση του αρχικού διαλύματος. Αν όμως παρεμποδίσουμε την είσοδο διαλύτη με προσθήκη υδραργύρου στο αριστερό σκέλος του μανόμετρου, τότε η διαφορά στάθμης που δημιουργείται θα δίνει την ωσμωτική πίεση του αρχικού διαλύματος. Η ωσμωτική πίεση σε KPa θα είναι Π = d.g.h όπου d = πυκνότητα υδραργύρου = 13,6 g/mL,</sup> g = βαρυτική επιτάχυνση = 9,81 m/s<sup>2</sup> και h = το ύψος της στήλης υδραργύρου (m). Με διαίρεση με το 100 προκύπτει η Π σε Atm π.χ αν το ύψος h = 0.1 m τότε : Π = 13,6 × 9,81 × 0,1 = 13,3 KPa ή 0,133 Atm.<br />
Για μεγάλες ωσμωτικές πιέσεις (μέχρι 270 Atm), οι Frazer και Myrick πρότειναν ειδικό ωσμώμετρο.
 
==== Εφαρμογές της ωσμωτικής πίεσης ====
Ορισμένες από τις σημαντικότερες εφαρμογές της ωσμωτικής πίεσης είναι :
* Εύρεση της σχετικής μοριακής μάζας (M<sub>r</sub>) μεγαλομοριακών ενώσεων (π.χ. πρωτεΐνες, πολυμερή) με τη μέθοδο της '''ωσμωμετρίας'''. Έτσι ονομάζεται η μέθοδος προσδιορισμού της M<sub>r</sub> μιας ουσίας μετρώντας πειραματικά την ωσμωτική πίεση του υδατικού διαλύματός της. Η ωσμωμετρία εφαρμόζεται με την προϋπόθεση ότι το διάλυμα είναι αραιό και μοριακό. Για τον υπολογισμό χρησιμοποιείται η σχέση : M<sub>r</sub> = mRT/ΠV. Η μέτρηση πρέπει όμως να γίνει σε κατάλληλες συνθήκες οι οποίες να μην ευνοούν τον πολυμερισμό (βλέπε [[#Η ωσμωτική πίεση στα πολυμερή]]).
* Υπολογισμός συγκέντρωσης διαλύματος ισότονου προς το αίμα. Η διαδικασία χρησιμοποιείται για την παρασκευή ορών διαφόρων ουσίων (π.χ. γλυκόζης, βιταμίνης C, φυσιολογικού ορού δηλ. διαλύματος NaCl 0,9 % κλπ.). Χρησιμοποιείται η σχέση : m = ΠVM<sub>r</sub>/RT όπου Π = 6,74 Atm που είναι η ωσμωτική πίεση του αίματος. Έτσι, αν θέλουμε να παρασκευάσουμε ισότονο ορό γλυκόζης (C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub>, M<sub>r</sub> = 180, μοριακή ουσία) θα πρέπει να διαλύσουμε m = 6,74.1.180/273.0,082 = 54,19 g γλυκόζης σε 1 L νερού στους 0&nbsp;°C.
 
== Ημιπερατές μεμβράνες ==
[[ImageΑρχείο:Semipermeable membrane.png|thumb|250px|Αναπαράσταση ημιπερατής μεμβράνης (με κίτρινο χρώμα) κατά τη διάρκεια της αιμοδιάλυσης. Κόκκινο = ερυθρά αιμοσφαίρια, μπλε = διαλυτικό υγρό]]
Οι ημιπερατές μεμβράνες, που ονομάζονται και ''ωσμωτικά διαφράγματα'', επιτρέπουν τη δίοδο των μορίων του διαλύτη όχι όμως και των μορίων ή ιόντων της διαλυμένης ουσίας. Οι πόροι των μεμβρανών αυτών είναι γενικά μικρότεροι των 250 nm (250.10<sup>-9</sup> m). Πολλές φυσικές, ιδίως ζωικές, μεμβράνες (κύστεις) μπορούν να χρησιμοποιηθούν σαν ημιπερατές μεμβράνες. Πολύ καλές μεμβράνες είναι είναι επίσης πορώδεις πλάκες που περιέχουν στους πόρους τους δυσδιάλυτα άλατα.<br />
Οι ημιπερατές μεμβράνες που χρησιμοποιούνται στην πράξη χωρίζονται σε δύο κατηγορίες :
Το σπουδαιότερο χαρακτηριστικό γνώρισμα κάθε ημιπερατής μεμβράνης είναι η διαπερατότητά της στα διάφορα μόρια ή σωματίδια. Η διαπερατότητα εξαρτάται από τη σύσταση της μεμβράνης και ιδίως από τις ηλεκτροχημικές ιδιότητές της. Η ιδιότητα που έχει μια ημιπερατή μεμβράνη να μην επιτρέπει τη δίοδο των μορίων της διαλυμένης ουσίας δεν οφείλεται στη διάμετρο των πόρων της μεμβράνης ή στο μέγεθος των μορίων της διαλυμένης ουσίας αλλά σε εκλεκτική παρεμπόδιση ηλεκτροχημικής κυρίως φύσης.
 
== Βιολογική σημασία και εφαρμογές της ώσμωσης ==
Το φαινόμενο της ώσμωσης παίζει σημαντικό ρόλο σε πολλά βιολογικά φαινόμενα που σχετίζονται με τη λειτουργία του κυττάρου. Τα κύτταρα περιέχουν σε μορφή υδατικού διαλύματος μόρια οργανικών ενώσεων (π.χ. πρωτεΐνες) και διάφορα άλατα η δε κυτταρική τους μεμβράνη είναι ημιπερατή.<br />
==== Η ώσμωση στα φυτικά κύτταρα ====
[[Αρχείο:Turgor pressure on plant cells diagram.svg|thumb|350px|right|<div style='text-align: center;'> Φυτικά κύτταρα σε διαφορετικά περιβάλλοντα </div>]]
Όταν ένα φυτικό κύτταρο βρεθεί σε νερό, το οποίο θεωρείται ''υποτονικό διάλυμα'' (hypotonic), ο όγκος του αυξάνεται και ταυτόχρονα πέφτει η ωσμωτική του πίεση, λόγω αραίωσης με την είσοδο του νερού. Με τη διόγκωση όμως του κυττάρου, το τοίχωμά του τεντώνεται πράγμα που συνεπάγεται μια ελαστική τάση της μεμβράνης που λέγεται ''σπάργη'' (turgid) αντίθετης κατεύθυνσης προς την ωσμωτική πίεση. Η ώσμωση αναστέλλεται, όταν η ελαστική τάση των τοιχωμάτων του κυττάρου εξισορροπήσει την ωσμωτική πίεση. Το φαινόμενο αυτό της διόγκωσης του φυτικού κυττάρου ονομάζεται '''σπάργωση'''. <br />
Όταν το φυτικό κύτταρο βρεθεί σε υδατικό διάλυμα μεγαλύτερης ωσμωτικής πίεσης, δηλ. σε ''υπέρτονο διάλυμα'' (hypertonic), το νερό θα βγαίνει από το κύτταρο με αποτέλεσμα τη συρρίκνωση του κυττάρου. Το φαινόμενο αυτό λέγεται ''πλασμόλυση''. Αν η πλασμόλυση δεν είναι πολύ ισχυρή ή δεν διαρκεί πολύ, είναι δυνατόν να επαναφέρουμε το κύτταρο στην αρχική φυσιολογική του κατάσταση με την τοποθέτησή του μέσα στο νερό. Το φαινόμενο αυτό λέγεται ''αποπλασμόλυση''.<br />
==== Η ώσμωση στα ζωικά κύτταρα ====
[[ImageΑρχείο:Osmotic pressure on blood cells diagram.svg|thumb|350px|right|<div style='text-align: center;'> Αποτελέσματα διαφορετικών διαλυμάτων στα ερυθρά αιμοσφαίρια </div>]]Στα ζωικά κύτταρα συμβαίνουν περίπου τα ίδια φαινόμενα που είναι όμως πιο έντονα. Και τα ζωικά κύτταρα μέσα σε υπέρτονα διαλύματα συρρικνώνονται, όμως στην περίπτωση αυτή αυξάνεται ο βαθμός διέγερσης και αντίδρασής τους και για αυτό ενέσεις υπέρτονων υδατικών διαλυμάτων είναι επικίνδυνες και προκαλούν ερεθισμούς. Αντίθετα, μέσα σε υποτονικά διαλύματα, τα ζωικά κύτταρα διογκώνονται και μειώνεται η διεγερσιμότητά τους. Αν η διόγκωση γίνει σε μεγάλο βαθμό, μπορεί να προκαλέσει τελικά την καταστροφή των ζωικών κυττάρων. Έτσι ενδοφλέβια ένεση υποτονικού διαλύματος είναι πολύ επικίνδυνη γιατί μπορεί να προκαλέσει διόγκωση και διάρρηξη των ερυθρών αιμοσφαιρίων. Το φαινόμενο αυτό λέγεται ''αιμόλυση''.<br />
Αν βάλουμε ερυθρά αιμοσφαίρια μέσα σε ''ισοτονικό υδατικό διάλυμα'' χλωριούχου νατρίου (NaCl) περιεκτικότητας 9 ‰, αυτά διατηρούν απόλυτα το σχήμα και το μέγεθός τους. Το ισότονο αυτό διάλυμα NaCl είναι γνωστό ως φυσιολογικός ορός.<br />
Η ουρία είναι η μόνη ουσία που διέρχεται εντελώς ελεύθερα από τη μεμβράνη των ερυθρών αιμοσφαιρίων. Γιαυτό το λόγο η ουρία μπορεί να προκαλέσει αιμόλυση ακόμα κι αν τα αιμοσφαίρια είναι μέσα σε ισότονο διάλυμα.<br />
Ισότονο με το αίμα είναι και το υγρό των ιστών. Υπέρτονα με το αίμα είναι τα δάκρυα, ενώ υπότονα είναι το σάλιο και ο ιδρώτας. Τα ούρα μπορεί να είναι υπέρτονα ή και υπότονα.
 
==== Αιμοκάθαρση - Τεχνητός νεφρός ====
Ο τεχνητός νεφρός είναι μια μηχανή που αποτελείται από ένα μεγάλο δοχείο, χωρητικότητας περίπου 100 L, μέσα στο οποίο τοποθετείται ένα διάλυμα ισοτονικό ως προς όλα τα συστατικά που πρέπει να παραμείνουν στο αίμα, το οποίο πρόκειται να καθαριστεί. Μέσα στο διάλυμα αυτό υπάρχει ένας μεγάλος σωλήνας με σπειροειδή μορφή που είναι φτιαγμένος από ένα είδος μεμβράνης η οποία επιτρέπει να περάσουν από τους πόρους της μόρια διαλύτη, ιόντα και άλλα μικρά μόρια που υπάρχουν στο αίμα. Το αίμα από μια αρτηρία του ασθενή διοχετεύεται μέσα στο σωλήνα, οπότε τα τοξικά συστατικά που διέρχονται από τους πόρους της μεμβράνης προς το εξωτερικό διάλυμα απομακρύνονται και το καθαρισμένο πλέον αίμα εισάγεται ξανά στον ασθενή μέσα από μια φλέβα του.
 
== Αντίστροφη ώσμωση ==
[[Αρχείο:Reverse osmosis.png|thumb|right|400px|<div style='text-align: center;'>
Αναπαράσταση αφαλάτωσης θαλασσινού νερού με αντίστροφη ώσμωση
{{Φυσικές μέθοδοι διαχωρισμού μιγμάτων}}
 
== Σημειώσεις ==
{{παραπομπές|2}}
 
== Εξωτερικοί σύνδεσμοι ==
* [http://arbl.cvmbs.colostate.edu/hbooks/cmb/cells/pmemb/osmosis_eg.html Παραδείγματα ώσμωσης]
* [http://highered.mcgraw-hill.com/sites/0072495855/student_view0/chapter2/animation__how_osmosis_works.html Πώς λειτουργεί η ώσμωση (video)]
* [http://physioweb.med.uvm.edu/bodyfluids/osmosis.htm#Osmosis Προσομοιώσεις ώσμωσης σε Java]
 
== Πηγές ==
#Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Καταστάσεων της Ύλης και Θερμοδυναμική", Θεσσαλονίκη 1986.
#Γεωργάτσος Ι. Ε. "Βιοχημεία, Τόμος Α', Δομή μακρομορίων-Ένζυμα-Βιολογικές Οξειδώσεις", Θεσσαλονίκη 1985.
[[lv:Osmoze]]
[[mk:Осмоза]]
[[ml:വൃതിവ്യാപനം]]
[[ms:Osmosis]]
[[nl:Osmose]]
79.700

επεξεργασίες