Osmosis y presión osmótica

Se define ósmosis como una difusión pasiva, caracterizada por el paso del agua, disolvente, a través de la membrana semipermeable, desde la solución más diluida a la más concentrada.

La ósmosis es realizada con el auxilio de una membrana semipermeable que permite el pasaje del solvente y no permite el pasaje del soluto. Existen muchos tipos de esas membranas. Como ejemplo, podemos citar el papel celofán, la vejiga animal, pared de las células, porcelana, zanahoria hueca, etc.

Ósmosis es el pasaje del solvente (agua pura)  por la membrana semipermeable (MSP). El pasaje se da, desde la solución más diluida hacia la más concentrada.

El flujo de agua es más intenso en el sentido de la solución. Cuando los flujos se igualan, no existirán alteraciones en los niveles de los líquidos.

Si quisiéramos interrumpir la ósmosis, basta ejercer sobre el sistema formado por dos soluciones o una solución y un solvente, separados por una membrana semipermeable, una presión en el sentido inverso al de la ósmosis o como mínimo como la misma intensidad de aquel que el solvente realiza para atravesar la membrana semipermeable.

A esa presión, capaz de impedir el fenómeno de la ósmosis, damos el nombre de presión osmótica.

O sea, es definida como el equivalente a la presión que es necesaria aplicar sobre un recipiente conteniendo solvente puro de modo de impedir el ósmosis.

Y entendemos por presión osmótica, a aquella que seria necesaria para detener el flujo de agua a través de la membrana semipermeable. Al considerar como semipermeable a la membrana plasmática, las células de los organismos pluricelulares deben permanecer en equilibrio osmótico con los líquidos tisulares que los bañan.

Si los líquidos extracelulares aumentan su concentración de solutos, se haría hipertónica respecto a las células, como consecuencia se originan pérdida de agua y deshidratación (plasmólisis)
De igual forma, si los líquidos extracelulares se diluyen, se hacen hipotónicos respecto a las células. El agua tiende a pasar al protoplasma y las células se hinchan y se vuelven turgentes, pudiendo estallar (en el caso de células vegetales la pared de celulosa lo impediría), por un proceso de turgescencia.

En el caso de los eritrocitos sanguíneos la plasmólisis se denomina crenación y la turgescencia el de hemólisis.   

Ecuación de presión osmótica (π)

La presión osmótica (propiedad coligativa) depende de la concentración en mol/L del número total de partículas dispersas del soluto (M) y de la temperatura en kelvin de la solución (T).

π = M R T

En que R es la constante universal de los gases ideales (o sea que su valor es conocido)

Calculo del M

Soluto que no se disocia 

Soluto que se disocia (ácido, base, sal)

La disociación total (100/) del cloruro de sodio (NaCl)

Flujo del Solvente

Observemos la demostración

El flujo será de la solución de menor concentración (M) para la solución con concentración mayor.

Reparemos que con el pasar del tiempo, la solución de NaCl aumentó, lo que quiere decir que la presión osmótica de esa solución es mayor.

Ósmosis natural: La salida del medio menos concentrado para el medio más concentrado.

Ósmosis inversa: La salida del medio más concentrado para el medio menos concentrado. Siendo:

π = Presión osmótica de la solución

M = Concentración del soluto en solución, expresado en moles/L (molaridad)

R = Constante universal de los gases perfectos cuyos valores son 0,082 atm.L.K-1.mol-1 ó 62,3 mmHg.L.K-1.mol-1 ou 8,31 J/mol.K

T = Temperatura en grados Kelvin

i = Factor de corrección de Van’t Hoff

Características Coligativas

La ecuación muestra que la presión de ebullición, a una temperatura dada y presión es una propiedad coligativa, pues depende solamente del número de partículas de soluto por unidad de volumen de la solución.

Observación:

Solutos moleculares como la glucosa y sacarosa, de igual concentración en mol/L, presentan la misma presión osmótica.

Solutos iónicos como el NaCl ó el CaCl2, más allá que tengan la misma concentración en mol/L, presenta presión osmótica diferente, debido al número de partículas producidas.

 BIBLIOGRAFÍA:
http://www.um.es/molecula/sales06.htm
http://www.ehu.es/biomoleculas/agua/coligativas.htm