Ćwiczenie 2 WYZNACZANIE MASY MOLOWEJ I WSPÓŁCZYNNIKA IZOTONICZNEGO VAN T HOFFA METODĄ POMIARU CIŚNIENIA OSMOTYCZNEGO Jeżeli dwa roztwory o różnych stężeniach (lub rozpuszczalnik i roztwór) oddzielimy od siebie błoną półprzepuszczalną to cząsteczki rozpuszczalnika z roztworu bardziej rozcieńczonego (lub rozpuszczalnika) będą dyfundowały do roztworu bardziej stężonego. Taki jednokierunkowy spontaniczny przepływ cząsteczek rozpuszczalnika przez błonę półprzepuszczalną nazywamy osmozą. Błona półprzepuszczalna (celofan, błony celulozowe czy polisulfonowe) jest porowatą przegrodą, przez którą mogą przechodzić cząsteczki rozpuszczalnika, lecz nie mogą cząsteczki substancji rozpuszczonej (Ryc. 1). Cząsteczki substancji rozpuszczonej (np. jony soli) są zwykle większe od cząsteczek wody, dodatkowo są one często otoczone płaszczem zbudowanym z cząsteczek rozpuszczalnika (np. zhydratyzowane jony) i jako większe nie mogą swobodnie przechodzić przez pory w błonie. Ryc. 1. Schemat działania błony półprzepuszczalnej. W zjawisku osmozy mamy do czynienia z procesem samorzutnego rozcieńczania się roztworu (patrz Ryc. 2). Na błonę od strony rozpuszczalnika wywierane jest ciśnienie i jest ono tym większe, im większa jest różnica stężeń po obu stronach błony. Aby powstrzymać przepływ rozpuszczalnika do roztworu, należałoby na roztwór zadziałać odpowiednio dużym ciśnieniem zewnętrznym. Ta wartość ciśnienia, która musi być zastosowana, aby przerwać przepływ rozpuszczalnika, nosi nazwę ciśnienia osmotycznego (Ryc. 2). Zjawisko osmozy jest wywołane tendencją do wyrównania potencjału chemicznego cząsteczek rozpuszczalnika (µ rozp ) w roztworach po obu stronach przegrody. Aby zatem zrównoważyć obecność substancji rozpuszczonej, należy podziałać na roztwór ciśnieniem 1
i przywrócić w ten sposób równość potencjału chemicznego rozpuszczalnika (µ rozp ) po obu stronach przegrody (Ryc. ). Ryc. 2. Zjawisko osmozy. Przenikanie rozpuszczalnika do roztworu powoduje podnoszenie się słupa cieczy w roztworze na wysokość, w której ciśnienie osmotyczne zostaje zrównoważone przez ciśnienie hydrostatyczne słupa cieczy. Wysokość słupa cieczy jest więc proporcjonalna do ciśnienia osmotycznego Ryc. Ciśnienie osmotyczne Zjawisko osmozy można wytłumaczyć korzystając z równań termodynamicznych. Przyjmijmy, że potencjał chemiczny rozpuszczalnika µ rozp. w roztworze jest mniejszy niż potencjał chemiczny rozpuszczalnika w tych samych warunkach ciśnienia p i temperatury T, ze względu na obecność substancji rozpuszczonej w roztworze. Początkowo ma więc miejsce samorzutny proces osmozy polegający na przejściu rozpuszczalnika przez błonę do roztworu, czyli z miejsca o większym do miejsca o mniejszym potencjale chemicznym, co wiąże się ze zmniejszeniem entalpii swobodnej układu. Wychodząc ze stwierdzenia, że w stanie równowagi potencjał chemiczny rozpuszczalnika jest równy po obu stronach błony o µ ( p, T ) = µ ( x, p + Π, T ) rozp rozp rozp 2
można wyprowadzić następującą zależność Πv = n S RT gdzie: - ciśnienie osmotyczne, ν - objętość molowa czystego rozpuszczalnika n s - ilość moli substancji rozpuszczonej w molach Jest to równanie van t Hoffa, pozwalające obliczyć ciśnienie osmotyczne roztworu. Należy jednak pamiętać, że równanie to dosyć dobrze opisuje ciśnienie osmotyczny tylko bardzo rozcieńczonych roztworów. Po obustronnym podzieleniu przez v wyrażenia: postać: Πv = n RT równanie to przyjmuje Π = crt gdzie c stężenie, wyrażone w molach na litr roztworu S W roztworach rozcieńczonych stężenie molowe jest w przybliżeniu równe stężeniu molalnemu (mol/kg rozpuszczalnika), a więc: Π = mrt gdzie m- stężenie molarne wyrażonym liczbą moli substancji rozpuszczonej w 1 kg rozpuszczalnika. Wzór ten, zwany również równaniem Morse a, pozwala na połączenie wzoru na ciśnienie osmotyczne z wzorami na obniżenie temperatury krzepnięcia lub podwyższenie temperatury wrzenia roztworów substancji nielotnej. Aby wyrazić ciśnienie osmotyczne w paskalach stężenie c podajemy w molach na m roztworu zaś m jako liczbę moli substancji rozpuszczonej w 1000 kg rozpuszczalnika. Dla roztworów rzeczywistych ciśnienie osmotyczne opisuje zależność Π = RT VmA ln a gdzie V ma jest molową objętością czystego rozpuszczalnika zaś a A aktywnością substancji rozpuszczonej Istnieje podobieństwo pomiędzy równaniem A Πv= n RT i równaniem stanu gazu doskonałego pv = nrt. Można więc powiedzieć, że ciśnienie osmotyczne roztworu jest równe ciśnieniu, jakie wywierałaby substancja rozpuszczona, gdyby była zamieniona na gaz i zamknięta w objętości równej objętości roztworu. Tak np. 1 molowy roztwór mocznika powinien wywierać, w temperaturze 27 K, ciśnienie osmotyczne równe 22,4 atm (22,4 101 hpa) tj. takie jakie w tej temperaturze wywiera 1 mol gazu (22,4 dcm ) S
zamknięty w objętości 1 dcm. Analogicznie 1 mol NaCl wywiera ciśnienie 2 22,4 atm, zaś 1 mol CaCl 2 22,4 atm. NaCl i CaCl 2 dysocjują odpowiednio na 2 i jony stąd liczba drobin (tu jonów) odpowiednio większa i większe ciśnienie osmotyczne. W rzeczywistości równanie Π = crt jest równaniem przybliżonym i stosuje się je do roztworów, których stężenie nie przekracza 0,01 mol/l. Ciśnienie osmotyczne roztworu można powiązać z obniżeniem temperatury jego krzepnięcia, które podobnie jak ciśnienie osmotyczne jest proporcjonalne do molarnego stężenia roztworu. T k = K k m Gdzie: T k - zmiana temperatury krzepnięcia, K k -stała krioskopowa, m - stężenie roztworu w molach na kilogram rozpuszczalnika. Stąd m = T k / K k wstawiając tak określone stężenie roztworu do równania = crt otrzymamy Π = T K k k RT Dla roztworów wodnych gdzie 1 kg rozpuszczalnika jest równy 1litr K k = 1,858 kg K/mol i dla T = 27 K otrzymamy: Π = 1,2 10 5 T k Π = 1,2 10 5 N m -2 K -1 T k Równanie to pozwala obliczyć ciśnienie osmotyczne roztworu (w pascalach) z pomiaru obniżenia jego temperatury krzepnięcia. Przy zastosowaniu współczesnej aparatury, z pomiaru T k automatycznie obliczana (i wyświetlana ) jest wartość ciśnienia wyrażona w miliosmomolach.. Jeden osmol jest to ciśnienie osmotyczne jakie wywiera roztwór jednego mola niezdysocjowanej substancji rozpuszczonej w 1 kilogramie wody. Jeśli substancja dysocjuje całkowicie na jony np. CaCl 2 to jej 1 M (mol/kg) roztwór będzie wywierał ciśnienie osmoli (000 mosm). Sposób obliczeń ilustruje następujący przykład rachunkowy. 1 g mocznika (masa molowa 60g/mol) rozpuszczono w 100 g wody o temperaturze 27 K i zaobserwowano obniżenie temperatury krzepnięcia T k = 0,294 K. Obliczyć ciśnienie osmotyczne tego roztworu według równań a i b. a) Π = 1,2 10 5 N m -2 K -1 T k b) Π = crt R= 8,1 J mol -1 K -1 ; K k =1,858 K kg mol -1 Rozwiązanie: Stosując równanie a): Π = 1,2 10 5 N m -2 K -1 T k 4
otrzymamy Π = 1,2 10 5 N m -2 K -1 0,294K = 0,616 10 5 N/m 2 = 0,616 10 5 Pa = 6,2 kpa Korzystając z równania b) Π = crt Obliczamy stężenie (c) mocznika w badanym roztworze, równe (0,016 = moli/dcm ). Aby jednak wynik otrzymać w N/m 2 stężenie mocznika należy wyrazić w molach na m. Wtedy 0,016 mol Π = = 6,2 10 N/m 2 8,1J mol - -1 K 272,7 K 10 m = 6,2 10 Pa = 6,2 kpa -1 = 6,2 10 J/m = Ciśnienie osmotyczne można podawać w atmosferach, czyli w jednostkach ciśnienia gazu Wtedy dla roztworu 1 M w temp 27 K wynosi ono 22,4 atm mol dm atm dm deg mol II = c R T II = ( deg) mol dcm atm dcm deg mol a dokładniej II = 0,0820575 ( deg) 0,0820575 27 = 22,4 atm W praktyce najczęściej wyrażamy jednak ciśnienie osmotyczne w osmolach/kg lub mosmolach na kg rozpuszczalnika, lub też w paskalach (Pa). Współczynnik izotoniczny Van t Hoffa Liczba wskazująca, ile razy znalezione doświadczenie wielkości ciśnienia osmotycznego Π, obniżenia pary p, obniżenie temperatury krzepnięcia T k i podwyższenie temperatury wrzenia Tw są dla takiego roztworu większe od teoretycznie wyliczonych z jego stężenia molowego, nosi nazwę współczynnika izotonicznego Van t Hoffa. Oznaczając ten współczynnik przez i: p' p T' T k i = = = = gdzie π, p, T k i T w wielkości obliczone teoretycznie π, p, T k i T w - wielkości znalezione doświadczalnie π' π k T' T' w w Pomiędzy współczynnikiem izotonicznym vant Hoffa, stopniem dysocjacji α i liczbą jonów, na które rozpala się cząsteczka elektrolitu istnieje zależność, którą można wyrazić wzorem: 5
i -1 α = gdzie: n liczba jonów, n -1 i współczynnik van t Hoffa α - stopień dysocjacji Zasada działania osmometru Pomiar ciśnienia osmotycznego odbywa się w przyrządach zwanych osmometrami. Zasadę działania osmometru w prosty sposób przedstawiono na ryc. 4 Ryc. 4. Schemat osmometru Używany w ćwiczeniu osmometr jest zautomatyzowanym cyfrowym przyrządem umożliwiającym szybkie i dokładne oznaczenie ciśnienia osmotycznego metodą pomiaru obniżenia temperatury krzepnięcia. Instrument podaje także temperaturę próbki. Temperatura mierzona jest przy pomocy termistora, którym jest półprzewodnik metaliczny. Chłodzenie próbki (zamrażanie) prowadzi się przy pomocy układu Peltiera umieszczonego w bloku termostatującym. Obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu względem temperatury krzepnięcia czystego rozpuszczalnika jest proporcjonalne do osmolarności roztworu. Na ryc. 5 przedstawiono zmiany temperatury badanego roztworu w trakcie pomiaru osmometrem. Po umieszczeniu w osmometrze próbka ulega szybkiemu ochłodzeniu do temperatury ok. -7º C tj. do temperatury w której powinna krzepnąć. Jednak w trakcie szybkiego ochładzania, mimo osiągnięcia i przekroczenia punktu krzepnięcia może nie dochodzić do przemiany fazowej (ciecz - ciało stale). Dzieje się tak dlatego, że w układzie brakuje inicjatorów krystalizacji - którymi mogą być małe kryształki (zarodki kryształów), zanieczyszczenia lub energiczne mieszanie. Dlatego też 6
zwykle początkowy szybki spadek temperatury próbki związany jest z uzyskaniem cieczy przechłodzonej. Uruchomienie mieszadła powoduje gwałtowną krystalizację. Wydzielające się ciepło przemiany fazowej (ciepło krystalizacji, ang. heat of fusion) kompensuje ciepło odbierane przez blok termostatujący osmometru. Przez jakiś czas (około 1-2 min) ustala się stan równowagi (widoczny na rycinie jako plateau), w którym temperatura próbki jest temperaturą krzepnięcia. W tym momencie występują w równowadze dwie fazy (ciekła i stała). Otrzymana wartość obniżenia temperatury krzepnięcia roztworu względem rozpuszczalnika przeliczana jest następnie w procesorze osmometru na mosm/kg H 2 O. Ryc. 5 Uniwersalna krzywa krzepnięcia. Obliczanie masy molowej, stopnia dysocjacji i wartości współczynnika izotonicznego van t Hoffa. Znając wartość ciśnienia osmotycznego można obliczyć masę molową substancji rozpuszczonej M. s. Korzystając z równania Morse a po podstawieniu ms m = M m s r gdzie m s jest masą substancji rozpuszczonej, m. r masą rozpuszczalnika otrzymujemy wówczas: m RT M m s Π = i s r M s msrt = Πm r 7
W przypadku bardzo rozcieńczonych roztworów wodnych nie popełni się jednak większego błędu podstawiając V objętość roztworu w dm zamiast m r. Wtedy: M s msrt = ΠV Gdy substancja rozpuszczona dysocjuje, to należy uwzględnić jeszcze tzw. współczynnik izotoniczny vant Hoffa i, który określa ile razy wartości ciśnienia osmotycznego zmierzonego ( Π obs ) są większe od wartości tego ciśnienia obliczonego ze wzoru vant Hoffa ( Π teor ) Π i = Π obs teor Istnieje ścisła zależność między współczynnikiem izotonicznym van thoffa i, a stopniem dysocjacji α, którą można wyprowadzić wykorzystując następujące rozumowanie. Jeżeli w roztworze słabego elektrolitu znajduje się N o rozpuszczonych cząstek zdolnych do dysocjacji na n jonów każda, to przy stopniu dysocjacji α będzie N o - N o α cząsteczek niezdysocjowanych oraz α N o n jonów. Łączna liczba cząsteczek i jonów w roztworze będzie równa: N o ( 1 - α ) + α N o n = N o ( 1 - α + α n ) Stosunek tej liczby do liczby N 0, która byłaby w roztworze, gdyby nie zachodziła dysocjacja jest równy współczynnikowi i : stąd i = α ( n 1 ) + 1 = n i α i = 1 1 N α + α N 0 (1 n) Wynika z tego, że w rozcieńczonych roztworach elektrolitów mocnych, dla których stopień dysocjacji α = 1 wartość współczynnika izotonicznego jest równa n czyli liczbie jonów, na które dysocjuje cząsteczka np. 2 dla NaCl, dla Na 2 SO 4 itp. W roztworach o średnim lub dużym stężeniu mimo całkowitej dysocjacji wartość współczynnika jest mniejsza od n ze względu na oddziaływania między jonami, powstałymi w wyniku dysocjacji, między sobą oraz chmurami jonów znajdujących się w otoczeniu. W przypadku elektrolitów słabych współczynnik izotoniczny będzie różnić się od n ze względu na niecałkowitą dysocjację. Jednakże dysocjacja ta wzrasta w miarę wzrostu rozcieńczenia, by w nieskończenie rozcieńczonym roztworze osiągnąć wartość α zbliżoną do jedności. 0 8
W takim przypadku współczynnik izotoniczny vant Hoffa również będzie zbliżony do liczby jonów, na które dysocjuje cząsteczka elektrolitu. Zjawisko osmozy odgrywa ważną rolę w przyrodzie. Dzięki niej kierunkowany jest transport płynów ustroju. Jeżeli komórkę roślinną lub zwierzęcą zanurzy się w roztworze o większym stężeniu, a tym samym o większym ciśnieniu osmotycznym niż płyn komórkowy, wówczas woda przenika z komórki do roztworu i komórka kurczy się zachodzi plazmoliza. Zanurzając komórkę w wodzie destylowanej lub w roztworze o mniejszym ciśnieniu osmotycznym niż panujące w jej wnętrzu obserwuje się przenikanie wody do komórki, pęcznienie prowadzące często do jej zniszczenia. Jeśli ciśnienie osmotyczne roztworu otaczającego komórkę i płynu komórkowego jest takie same wówczas kształt komórki nie zmienia się, a roztwór taki nazywa się izotonicznym względem płynu komórkowego. Roztworem izotonicznym względem krwi jest np. 0,9 % roztwór NaCl, zwany też roztworem fizjologicznym soli. Istotną cechą wielu leków jest ich izotoniczność. Pozwala ona na uniknięcie wielu problemów podczas stosowania leków w postaci iniekcji, kropli ocznych itp. Aby doprowadzić do izotoniczności roztwór jakiegoś leku, należy zwiększyć jego stężenie przez dodanie obliczonej ilości obojętnego fizjologicznie związku chemicznego (chlorku sodowego lub glukozy). Potrzebną ilość np. NaCl można wyliczyć w różny sposób. W jednym z nich wykorzystuje się fakt, że roztwory izotoniczne mają identyczne temperatury krzepnięcia. Izotoniczny z osoczem krwi roztwór leku ma temperaturę krzepnięcia obniżoną o 0,52 K w stosunku do wody. Oznaczając przez T 1 obniżenie temperatury krzepnięcia wody spowodowane przez dodawany lek, przez T 2 obniżenie temperatury krzepnięcia wody przez NaCl o stężeniu 1g soli w 100g wody a przez X ilość gramów NaCl, którą należy dodać do roztworu leku o masie 100g, aby otrzymać roztwór izotoniczny, otrzymuje się następującą zależność: 1 T2 = stąd X 0,52 T 1 0,52 T1 X = T Drugi sposób polega na wyznaczeniu różnicy wartości ciśnienia osmotycznego krwi, które wynosi w temperaturze 7 0 C około 7,7 x 10 5 Pa ( 7,65 atm ) i przygotowanego roztworu leku: Π krwi - Π roztworu leku = i c R T Z tego równania wylicza się stężenie molowe roztworu NaCl, a następnie masę (m) NaCl, którą należy rozpuścić w określonej objętości roztworu leku, aby uzyskać jego izotoniczność z osoczem krwi. 2 9
m = ( Π Π krwi roztworuleku ) irt M NaCl V W kolejnej metodzie obliczania ilości substancji, której dodatek doprowadza roztwór leku do izotoniczności z płynami ustrojowymi wykorzystuje się znajomość tzw. równoważnika chlorku sodu (E). Wielkość ta oznacza ilość gramów NaCl, która po rozpuszczeniu wywiera ciśnienie osmotyczne identyczne z ciśnieniem 1 g substancji leczniczej w objętości równej objętości roztworu chlorku sodowego. Aby znaleźć wartość E mierzy się obniżenie temperatury krzepnięcia badanego roztworu. Dla rozcieńczonych roztworów : T = Lc gdzie L jest iloczynem stałej krioskopowej K k oraz współczynnika izotonicznego i vant Hoffa L = i K k Gdy roztwór jest izotoniczny z osoczem, to wtedy wartość L = L izo L izo T = c izo Izotoniczny roztwór NaCl posiada stężenie molowe 0,154 mol/dm i obniża temperaturę krzepnięcia o 0,52 K. Stąd 0,52 L izo = =,4 [ K dm mol -1 ] 0,154 Jeżeli roztwór zawiera 1 g leku w 1000 cm roztworu to c = 1g / M. E T =,4 58,45 Porównując dwa ostanie równania stronami otrzymuje się : stąd E = 17 L M izo 1 E L izo =,4 M 58,45 Związki podobnie dysocjujące (na taką samą liczbę jonów i o podobnym stopniu dysocjacji) mają podobne wartości L izo. Wartości E dla wielu leków są obliczone i przedstawione w tabelach. 10
Wykonanie ćwiczenia 1. Zmierzyć wartość ciśnienia osmotycznego ( Π ) roztworów: glukozy, NaCl, Na 2 SO 4 oraz substancji niedysocjującej o nieznanej masie molowej. 2. Przeliczyć wartości otrzymane w mosm/kg H 2 O na Π wyrażone w Pa (1 mosm/kg H 2 O = 2270 Pa). Obliczyć wartości średnie i odchylenia standardowe.. Wyliczyć teoretyczną wartość ciśnienia osmotycznego ( Π teor ) korzystając ze wzoru van t Hoffa. Należy pamiętać o konieczności przeliczenia stężenia na jednostki układu SI. Π ms RT = M m teor = 4. Wyliczyć wartość współczynnika izotonicznego van t Hoffa (i) oraz stopień dysocjacji (α) dla roztworów NaCl i Na 2 SO 4 : Π i = Π obs teor s r = n i α 5. Wyliczyć masę molową, niedysocjującej badanej substancji. Jeżeli mamy roztwór o stężeniu 10g/dm, to znaczy że 1 litrze roztworu znajduje się 10g badanej substancji. M s C m 1 1 RT ms RT 10g 8,1N m / mol 27K = = ΠV Π 0,001m Podstawić wartość ciśnienia osmotycznego ( ) wyrażoną w Pa (1 Pa = 1 N/m 2 ). Zakładając, że badaną substancją jest jeden z aminokwasów dokonać identyfikacji tego związku na podstawie masy molowej. Przykładowe masy molowe niektórych aminokwasów: glicyna-75; alanina-89; seryna-105, prolina 115; cysteina 121; leucyna 11; lizyna 146; histyna 155; arginina 174; tryptofan-204. Instrukcja obsługi osmometru Marcel os 000 1. Włączyć zasilanie przyciskiem z tyłu przyrządu. Odczekać 5 min na ustabilizowanie się temperatury głowicy pomiarowej. O gotowości osmometru do pracy świadczy pojawienie się na wyświetlaczu następującego znaku ------. 2. Obmyć termistor i mieszadełko wodą destylowaną. Osuszyć delikatnie gazikiem/bibułą tak, aby nie złamać temistora i nie zostawić na nim włókienek.. Sprawdzić wskazania przyrządu dla wody dejonizowanej (wartość 0 mosm/kg H 2 O) i roztworu wzorcowego NaCl (wartość 400 mosm/kg H 2 O). Jeżeli wskazania są zgodne (nie różnią się więcej niż o 10 mosm) można przejść do dalszej części pomiarowej (punkt 6). Jeśli jednak są obarczone zbyt dużym błędem - należy przeprowadzić kalibrację aparatu (punkt 5) 11
4. Po zakończeniu pomiaru należy podnieść i obrócić głowicę pomiarową, a do komory chłodzącej wprowadzamy pustą probówkę Ependorffa. Pozostawienie pustej komory chłodzącej może spowodować jej oszronienie, co będzie przyczyną błędnych odczytów podczas dalszych pomiarów ciśnienia osmotycznego. Po rozmrożeniu próby (najlepiej ogrzać ją przez chwilę w palcach) zdjąć probówkę, naciskając dźwignię zatrzasku. Delikatnie przemyć i wytrzeć koniec czujnika. 5. KALIBRACJA. Do suchej probówki Ependorfa wprowadzić pipetą automatyczną 100 µ l wody dejonizowanej. Należy uważać, aby w cieczy nie powstały banieczki powietrza oraz aby nie rozproszyć wody na ściankach probówki. Probówkę osadzić w uchwycie głowicy pomiarowej. Umieścić głowicę w komorze chłodzącej. Wykonać pomiar naciskając przycisk START/STOP. Pomiar przebiega automatycznie. Po zakończonym pomiarze nacisnąć przycisk KALIBRACJA, tak aby na wyświetlaczu pokazał się napis c0.00. Następnie nacisnąć i przytrzymać przez sekundy przycisk START, aż na wyświetlaczu wyświetlony zostanie symbol ---. Aparat przyjmie wartość 0 dla wykonanego pomiaru (czystej wody). 5a. Powtarzamy procedurę stosując roztwór kalibracyjny chlorku sodu (400 mosm/kg H 2 O). Probówkę Ependorfa ze 100 µ l roztworu kalibracyjnego osadzić w uchwycie głowicy pomiarowej i umieścić głowicę w komorze chłodzącej. Wykonać pomiar naciskając przycisk START/STOP. Po zakończonym pomiarze dwukrotnie nacisnąć przycisk KALIBRACJA, tak aby na wyświetlaczu aparatu pojawiła się wartość 400 mosm. Nacisnąć i przytrzymać przez sekundy przycisk START, aż na wyświetlaczu wyświetlony zostanie symbol ---. Aparat przyjmie wartość 400 dla wykonanego pomiaru. 6. Pomiar ciśnienia osmotycznego badanego roztworu odbywa się analogicznie. Do probówki Ependorfa wprowadzamy 100 µ l badanego roztworu i po umieszczeniu głowicy z badaną próbką w komorze chłodzącej rozpoczynamy pomiar. Nacisnąć przycisk START/STOP aparat rozpocznie automatyczny pomiar. Po zakończonym pomiarze wyświetlony zostaje wynik w mosm/kg. Wciśnięcie przycisku C/mOsm/kg powoduje wyświetlenie temperatury zamarzania/krzepnięcia mierzonej próby ponowne wciśnięcie znów pokazuje wartość ciśnienia osmotycznego. Zanotować wartość ciśnienia osmotycznego i temperaturę zamarzania badanych prób. 12
Przykłady obliczeń Ile gramów KCl należy dodać do 4000 g wody aby powstaly roztwór wywierał takie samo ciśnienie osmotyczne jak roztwór zawierający 0,111 g CaCl 2 w 2 kg wody. (Mcz NaCl = 58, Mcz CaCl 2 = 111) Rozwiązanie: 0,111g CaCl 2 w 1 litrze roztworu: m 0,111g C = = = 0,0005 mol = 0,5 mm MV 111 g/mol 2 kg kg CaCl 2 Ca +2 + 2 Cl - w wyniku dysocjacji powstają jony ( jednostki osmotyczne) Stąd: = 0,5 mosm = 1,5 mosm NaCl ma również mieć 1,5 mosm w kg wody. NaCl Na + + Cl - w wyniku dysocjacji powstają 2 jony ( 2 jednostki osmotyczne) Stąd: 1 mm - 2 mosm x - 1,5 mosm x = 0, 75 mm 0, 75 mm - 1 kg x - 4 kg x = mm 1 mm - 58 mg mm - x x = 174 mg Zadanie 2. Wyrazić w miliosmolach i atmosferach ciśnienie osmotyczne roztworu powstałego przez dodanie 90 µg bezwodnego chlorku cyny do 1000 mg wody, M SnCl 4 = 262 Rozwiązanie: 90 µ g =,9 mg a 1000 mg = 1 g Zatem:, 9 mg - 1 g x - 1000g x = 90 mg 1 mm - 262 mg x - 90 mg x = 15 mmoli = 75 mosmoli, ponieważ związek dysocjuje na 5 jonów (5 15 mmol) 75 mosm = 0, 075 Osm 1 Osm - 22,4 atm 0,075 Osm - x x = 1,68 atm Zadanie Wyrazić w miliosmolach i atmosferach ciśnienie osmotyczne roztworu powstałego przez dodanie 222 mg bezwodnego chlorku wapnia do 10 ml wody, Mcz CaCl 2 = 111 Rozwiązanie: 222 mg - 10 ml x - 1000 ml x = 22200 mg 1 mm - 111 mg x - 22200 mg x = 200 mm 1
co odpowiada 600 mosm ponieważ związek dysocjuje na jony ( 200 mm) 600 mom = 0,6 Osm 1 Osm - 22,4 atm 0,6 Osm - x x = 1, 44 atm Zadanie 4 Wyrazić w miliosmolach i atmosferach ciśnienie osmotyczne roztworu powstałego przez dodanie 2670 µg bezwodnego chlorku glinu do 1 ml wody, Mcz AlCl = 1,5 2670 µ g - 1 ml 2670 mg - 1000 ml 1 mm - 1, 5 mg x - 2670 mg x = 20 mmoli = 80 mosm ponieważ w wyniku dysocjacji powstają 4 jony (80 mom = 0, 08 Osm) 1 Osmolowy roztwór wywiera ciśnienie osmotyczne równe 22,4 atm 1 Osm - 22,4 atm 0, 08 Osm - x x = 1,792 atm Ryc. 6 Zjawisko tzw. odwróconej osmozy wykorzystywane do otrzymywania wody pozbawionej cząstek większych niż 0,2 mikrometra 14