L'osmosi e la pressione osmotica

Membrane semipermeabili

      Una membrana selettivamente permeabile permette il passaggio, attraverso di essa, di alcune sostanze e impedisce quello di altre. Alle volte l'ostacolo al passaggio delle molecole non è un blocco totale, ma le sostanze diffondono attraverso la membrana con differente velocità presentando quindi differenti gradi di permeabilità. Per un trattamento semplificato considereremo le membrane come semipermeabili e, giacchè la gran parte delle esperienze si riferisce a soluzioni acquose, tratteremo il sistema come perfettamente permeabile al solvente acqua e perfettamente impermeabile ai soluti.
Il fenomeno della semipermeabilità può essere dovuto alla dimensione dei pori presenti nella struttura della membrana che consentono il passaggio delle piccole molecole di solvente e impediscono il passaggio delle molecole o ioni solvatati del soluto.
Le membrane semipermeabili sono molto diffuse in natura sotto forma di biomembrane (la gran parte delle membrane citoplasmatiche delle cellule animali e vegetali che, come è noto, sono costituite da un doppio strato lipidico strutturalmente sostenuto da opportune proteine), molte altre sono preparate industrialmente sotto forma di polimeri sintetici (Cellophane, materiali per tubi da dialisi, gore-tex etc.).

Osmosi (dal greco = spinta)

      Il fenomeno dell'osmosi, conosciuto in modo superficiale fin dai tempi antichi, pare sia stato messo in evidenza in maniera scientifica nel 1748 dall'abate francese Jean-Antoine Nollet (1700-1770), uno scienziato che si occupò soprattutto di elettricità, primo professore di fisica sperimentale all'Università di Parigi. L'abate Nollet osservò che una vescica di maiale, impermeabile all'alcol etilico, quando veniva riempita di una soluzione idroalcolica e successivamente immersa in acqua pura, tendeva ad assorbire l'acqua dall'esterno gonfiandosi fino a scoppiare. Solo un secolo dopo Van't Hoff ha stabilito le leggi che regolano il fenomeno.
      Per chiarire il processo osmotico prendiamo in considerazione il tubo a squadra della figura seguente. Una membrana semipermeabile separa il tubo in due comparti. Procediamo riempiendo il comparto di destra con del puro solvente e quello di sinistra con una soluzione di un soluto non diffusibile (pallini blu grossi che vediamo con gli occhi del cuore), avendo cura di livellare le superfici dei due liquidi.
Le molecole del solvente, a causa dell'agitazione termica, diffondono attraverso la membrana in entrambe le direzioni, mentre le molecole del soluto, impossibilitate ad attraversare la membrana, rimangono confinate nel loro comparto. Esiste comunque una differenza nella volocità di diffusione del solvente nei due versi; infatti, mentre le molecole del solvente sono libere di diffondere attraverso la membrana da destra verso sinistra, le grosse molecole di soluto interferiscono con il movimento diffusivo delle molecole di solvente da sinistra verso destra rallentandone il flusso attraverso la membrana. In altri termini, il solvente fluisce più velocemente nella direzione solvente-soluzione rispetto al verso opposto: nel disegno ho rappresentato questa differenza mediante una differente lunghezza delle frecce blu.

Questa situazione di non equilibrio conduce ad un netto passaggio di solvente verso la soluzione diluendola. Il fenomeno osmotico procede finché il surplus di pressione idrostatica, dovuta al dislivello h che si viene a creare, non uguaglia la spinta osmotica; al raggiungimento di questa situazione, il flusso bidirezionale di solvente risulta identico e il sistema raggiunge l'equilibrio:

I tempi di osservazione dei processi osmotici sono piuttosto lunghi perchè procedono per diffusione. Se il sistema viene opportunamente agitato i tempi diventano ragionevoli.

Il fenomeno osmotico si manifesta anche quando i due comparti sono riempiti con soluzioni aventi differente concentrazione (differente pressione osmotica). In questi casi il solvente si sposta dalla soluzione più diluita verso quella più concentrata.

Per dare un'idea del dislivello necessario per condurre il sistema all'equilibrio, provate a fare un click sul bottone start dei due esempi seguenti. Il bottone restore ripristina la situazione iniziale. Il soluto utilizzato per la soluzione sul lato sinistro è il saccarosio (C₁₂H₂₂O₁₁; PM=342); a destra c'è il solvente puro (acqua) e la temperatura della mini simulazione è mantenuta a 25°C.
La simulazione è istantanea, mentre, come ho già detto, il verificarsi del fenomeno prevede tempi lunghissimi.
Il calcolo è stato fatto tenendo conto della diluizione che la soluzione subisce durante il processo, ho considerato un tubo ad U del diametro di 2 cm (sezione = 3.14 cm²) e di altezza circa 2 metri; i due volumi (soluzione e solvente) sono pari a 250 mL. (Il tubo ad U non è rappresentato in scala a causa dell'elevato rapporto dimensionale tra altezza e diametro).

[C12H22O11] = 0.005 M	[C12H22O11] = 0.01 M

Pressione osmotica

      La spinta prodotta dal fenomeno osmotico può essere misurata con il metodo di opposizione mediante l'applicazione di una forza uguale e contraria all'intensità del fenomeno stesso. Considerando un sistema come quello rappresentato nella figura seguente, con una soluzione sul lato sinistro, separata dal solvente puro da una membrana semipermealbile, la pressione osmotica della soluzione è uguale alla pressione meccanica che bisogna applicare sulla superfice della stessa per controbilanciare esattamente la spinta osmotica e impedire che il fenomeno si verifichi.

CALCOLO DELLA PRESSIONE OSMOTICA

    Nel 1887 Van't Hoff, per il calcolo della pressione osmotica di una soluzione, propose una equazione, derivata da ineccepibili presupposti termodinamici che, in forma semplificata e valida solo per soluzioni molto diluite, faceva intuire una inesistemte analogia tra le soluzioni ideali e i gas ideali:

V = n R T

da cui

= M R T

Dove è la pressione osmotica espressa in atmosfere, M è la concentrazione molare della soluzione, R = 0.0821 ( L atm K^-1 mol^-1 ) e T la temperature in Kelvin. In termini suggestivi, anche se termodinamicamente non corretti (I Principi dell’Equilibrio Chimico K. Denbigh, Casa Editrice Ambrosiana), si potrebbe affermare che la pressione osmotica, per una soluzione ideale, è numericamente uguale alla pressione che le particelle di soluto eserciterebbero se si trovassero allo stato gassoso nelle condizioni di volume e temperatura della soluzione.

La pressione osmotica è una proprietà colligativa perchè è funzione della concentrazione delle particelle chimiche "estranee" al solvente e non dipende dalla loro natura o identità chimica; queste particelle derivano dalla o dalle sostanze che si solubilizzano nel solvente. Il numero di particelle "estranee" prodotte da una certa quantità di un determinato composto chimico che viene solulbilizzzato può dipendere dalla sua natura e dall'interazione con il solvente.

Quando si intende comparare due soluzioni a seconda del valore assunto dalla pressione osmotica, si usano i seguenti termini:

      Il termine osmolarità è utilizzato dai biologi per descrivere il numero di moli di particelle derivanti dal soluto per unità di volume di soluzione. In altri termini possiamo dire che la osmolarità rappresenta la molarità della soluzione espressa in numero di moli di particelle osmoticamente attive (molecole e/o ioni derivanti da eventuale dissociazione).

      I processi osmotici e quelli diffusivi in genere, rivestono grande importanza nell'esplicazione dei fenomeni chimico-fisici che stanno alla base della vita.

      Numerosi sono gli esempi disponibili nella letteratura scientifica che permettono di evidenziare l'osmosi anche mediante semplici esperienze condotte con materiale facilmente disponibile. Alcuni esempi sono basati su prodotti commestibili (carote, patate, uova etc.), altri, invece, necessitano di strumentazione idonea e microscopi di elevata qualità perchè condotti su organi o cellule animali (globuli rossi etc.)
In uno dei libri consigliati "Kotz, Treichel, Townsend - Chimica (4a o 5a edizione) - EdiSES" viene riportata una figura che illustra il comportamento dei globuli rossi immersi rispettivamente in una soluzione isotonica, ipertonica e ipotonica. Nel primo caso il doppio flusso di solvente risulta già equilibrato e il globulo mantiene la sua forma; nel secondo caso prevale il flusso verso l'esterno e in globulo raggrinzisce; nel terzo caso il globulo tende a gonfiarsi: in acqua sufficientemente pura esplode (emolisi) liberando l'emoglobina intensamente colorata in rosso (la pressione osmotica del sangue è circa 7.8 atm, equivalente a quella di una soluzione di NaCl alla concentrazione 9 g/litro ovvero 0.154 M).

Un altro esempio che si rintraccia sui libri di testo è rappresentato da una carota immersa in una soluzione di NaCl e in acqua di fonte. Nel primo caso la carota, dopo alcune ore, diventa molle perchè l'acqua della carota passa all'esterno.

 Un altro esempio riguarda la cellula uovo debitamente sgusciata mediante bagno in aceto (acido acetico circa 1.0 M) allo scopo di mantenere intatta la membrana. Se immerso in acqua pura si rigonfia, se immerso in acqua salata tende a rimpicciolire.