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Osmose und Osmotischer Druck nach VAN´T HOFF - Lösemittelmoleküle wandern freiwillig in die konzentriertere Lösung?

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Eine sehr wichtige Eigenschaft ist die Osmose. Für diesen Effekt benötigen wir zwei unterschiedlich konzentrierte Lösungen, die voneinander getrennt sind durch eine semipermeable Membran. Die Membran ist nur durchlässig für die Lösemittel-Moleküle. Die Lösemittel-Moleküle wandern solange in die konzentrierte Lösung, bis der sich dort
aufbauende Überdruck einen Gleichgewichtswert erreicht hat, den wir als als osmotischen Druck bezeichnen. Wenn wir ein Lösemittel mit einer Lösung vergleichen, dann haben wir folgende Situation: - über der Lösung herrscht ein geringerer Dampfdruck als über dem Lösemittel das
bedeutet: in der Lösung herrscht ein geringeres chemisches Potenzial µ als im Lösemittel, das bedeutet: die Lösungsmittelmoleküle fühlen sich in der Lösung wohler - sie haben dort eine größere Stabilität. Etwas ganz ähnliches passiert, wenn wir eine semipermeable Membran zur Trennung der beiden Flüssigkeiten einbauen. Die Ausgangssituation ist analog: wir haben auf der linken Seite den hohen Dampfdruck (auf der rechten Seite den niedrigen Dampfdruck) auf der linken Seite das hohe chemische Potenzial (auf der rechten Seite das niedrige
chemische Potential - bedeutet: die höhere Stabilität. Die Lösemittelmoleküle haben eine Tendenz, sich von links nach rechts - in Richtung höherer Konzentration – in Richtung höherer Stabilität zu bewegen. Eine semipermeable Membran ist nur für das Lösemittel A durchlässig, nicht aber für die gelösten Teilchen B. Hier ist die Situation dargestellt ohne Gasphase Das Lösemittel links steht unter einem Druck p; Lösemittelmoleküle wandern freiwillig nach rechts, dort erhöhen sie den Druck über der Lösung solange bis das chemische Potenzial rechts und links gleich ist. Im Gleichgewicht
hat sich dann ein Überdruck Pi über der Lösung eingestellt. Diesen Überdruck Pi nennen wir osmotischen Druck. Der Überdruck kann in einem klassischen Experiment gemessen werden als hydrostatischen Druck. Dazu muss sich die Lösung in der Messapparatur nach oben hin ausdehnen können. Die Lösung steigt dann so hoch, bis der hydrostatische Druck dem osmotischen Druck entspricht. Die Berechnung des osmotischen Druck geht von folgender Gleichung aus: Das chemische Potenzial µ* im reinen Lösemittel (blau) ist identisch dem chemischen Potenzial µ(c,Pi) der Lösung. (violett) Das chemische Potenzial in der Lösung wird gesteuert von zwei Faktoren, die sich gegenseitig kompensieren: Es ist zum einen der Effekt der gelösten Teilchen - hierdurch wird das Potenzial erniedrigt (die Lösung stabiler macht) und es ist zum anderen der Effekt des osmotischen Druckes, der das chemische Potenzial (die Instabilität) erhöht. Im Gleichgewicht kompensieren sich diese beiden Effekte und mit einigen Näherungen für verdünnte Lösungen erhalten wir die bekannte VAN`T HOFFsche Gleichung der Osmose n*R*T ist ungefähr Pi mal V Die Gleichung gilt streng nur für ideale
Lösungen - also für reale Lösungen nur für sehr starke Verdünnung. Interessanterweise hat diese Gleichung eine ähnliche Form wie das ideale Gasgesetz. Das ist nicht ganz zufällig. Gelöste Teilchen in einem Lösemittel verhalten sich in gewisser Weise ähnlich wie Teilchen in einem idealen Gas. Der Druck, welches ein ideales Gas auf die Wand ausübt, ist äquivalent zum osmotischen Druck, den ein gelöstes Teilchen ausübt. Auch bei dieser kolligativen Eigenschaft muss der VAN´T HOFFsche Faktor berücksichtigt
werden, wenn die gelöste Substanz dissoziiert. Aus 9 g Natriumchlorid und 1 Liter Wasser wird eine Lösung hergestellt. Wie hoch ist der osmotische Druck dieser Kochsalzlösung? (es handelt sich hierbei um eine sog. physiologische Kochsalzlösung. Diese besitzt den gleichen osmotischen Druck wie Blut
- sie ist isotonisch zu Blut) Wir starten mit der VAN´T HOFFschen Gleichung für den osmotischen Druck. Die Stoffmenge von 9 g Kochsalz ist 154 mmol. Die Lösung enthält 154 mmol Substanz in einem Liter - die sog. Molarität. Die effektive Konzentration (die Anzahl der Teilchen, die für den osmotischen Druck zählt) ist allerdings doppelt so hoch. denn der
VAN´T HOFFsche Faktor i von Natriumchlorid ist 2 (aus
1 mol NaCl werden 2 mol Ionen) Das Produkt c * i ergibt 300 mmol/L - dies ist die sog. Osmolarität. Für jede kolligative Eigenschaft, also auch für den osmotischen Druck, ist die Osmolarität einer Lösung entscheidend - das Produkt aus VAN´T HOFF-Faktor und Molarität.
Wir setzen die Osmolarität in die VAN`T HOFFsche Gleichung und errechnen bei 310 K einen osmotischen Druck von 0,76 MPa. (Megapascal) das sind 7,6 bar - dem osmotischen Druck des Blutes. Blut hat einen osmotischen Druck von 7,6 bar entsprechend einer Osmolarität von 300 mosmol/L Lösungen, (wie die physiologische Kochsalzlösung) die genau denselben osmotischen Druck (und dieselbe Osmolarität) besitzen, heißen isotonisch. Lösungen, die weniger konzentriert sind, (z.B. Cola Light) sind hypotonisch und Lösungen mit höherer Osmolarität (Apfelsaft oder Cola) heißen hypertonisch. Wir können den Effekt der Osmose auch umkehren - man spricht dann von Umkehrosmose. Wir müssen dazu auf die Seite der Lösung einen höheren Druck ausüben als den osmotischen Druck Pi. Dann werden Lösemittelmoleküle durch die semipermeable Membran in das reine Lösemittel "gepresst" - eine Art Ultra-Filtration einer Lösung. Die Umkehrosmose ist üblich bei der Meerwasser- Entsalzung. Osmometrie wird genutzt,
um die Molmasse gelöster
Natriumchlorid
Methylprednisolon-aceponat
Kochsalz
Semipermeable Membran
Apfelsaft
Verdünnung
Sekundärionen-Massenspektrometrie
Lösung
Gasphase
Membran
Entsalzung
Ionene
Vorlesung/Konferenz
Physikalische Chemie
Stoffmenge
Lösung
Chemisches Potenzial
Apfelsaft
Sonnenschutzmittel
Lösungsmittel
Umgekehrte Osmose
Verdünnte Lösung
Osmolarität
Osmometrie
Kochsalzlösung
Umgekehrte Osmose
Konzentration

Metadaten

Formale Metadaten

Titel Osmose und Osmotischer Druck nach VAN´T HOFF - Lösemittelmoleküle wandern freiwillig in die konzentriertere Lösung?
Serientitel Einführung in die Thermodynamik
Teil 35
Autor Lauth, Günter Jakob
Mitwirkende Lauth, Anika (Medientechnik)
Lizenz CC-Namensnennung - keine kommerzielle Nutzung 3.0 Deutschland:
Sie dürfen das Werk bzw. den Inhalt zu jedem legalen und nicht-kommerziellen Zweck nutzen, verändern und in unveränderter oder veränderter Form vervielfältigen, verbreiten und öffentlich zugänglich machen, sofern Sie den Namen des Autors/Rechteinhabers in der von ihm festgelegten Weise nennen.
DOI 10.5446/15678
Herausgeber Günter Jakob Lauth (SciFox)
Erscheinungsjahr 2013
Sprache Deutsch
Produktionsjahr 2013
Produktionsort Jülich

Inhaltliche Metadaten

Fachgebiet Physik, Chemie
Schlagwörter Physikalische Chemie
Thermodynamik

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