1.2 Προσθετικές ιδιότητες διαλυμάτων

Όταν διαλύεται μία ουσία στο νερό, το διάλυμα που προκύπτει έχει σαφώς νέες ιδιότητες ως προς το διαλύτη (νερό). Άλλη γεύση, άλλη πυκνότητα, άλλο ιξώδες κ.λπ. Ακόμα και αν διαλυθεί η ίδια ποσότητα από δύο ενώσεις στον ίδιο όγκο διαλύτη, τα διαλύματα που προκύπτουν έχουν διαφορετικές ιδιότητες π.χ. πυκνότητες.
Ωστόσο, υπάρχει ένα σύνολο ιδιοτήτων στο διάλυμα το οποίο είναι ανεξάρτητο από τη φύση της διαλυμένης ουσίας (μορίων ή ιόντων) και εξαρτάται μόνο από τον αριθμό των διαλυμένων σωματιδίων σε ορισμένη ποσότητα διαλύματος (ή διαλύτη). Έτσι, διπλάσια για παράδειγμα ποσότητα διαλυμένου σώματος προκαλεί διπλάσια μεταβολή στις ιδιότητες. Αυτές οι ιδιότητες ονομάζονται προσθετικές ή αθροιστικές και είναι:

• η ελάττωση της τάσης των ατμών του διαλύτη
• η ανύψωση του σημείου βρασμού του διαλύτη
• η ταπείνωση του σημείου πήξεως του διαλύτη
• η ωσμωτική πίεση του διαλύματος.

Μείωση της τάσης ατμών - Νόμος Raoult

Είναι γνωστό ότι η τάση ατμών ενός υγρού είναι η πίεση που ασκούν οι ατμοί του υγρού όταν το υγρό βρίσκεται σε ισορροπία με τους ατμούς του.

ΥΓΡΟ ΑΤΜΟΣ

Αν διαλύσουμε μια μη πτητική ουσία σ΄ ένα υγρό διαλύτη π.χ. ένα στερεό, παρατηρείται ελάττωση της τάσης ατμών του διαλύτη. Το υγρό, δηλαδή, εξατμίζεται δυσκολότερα. Το φαινόμενο αυτό εξηγείται ως εξής: Στην επιφάνεια του καθαρού διαλύτη υπάρχουν αποκλειστικά μόρια διαλύτη. Ορισμένα απ΄ αυτά υπερνικούν τις διαμοριακές δυνάμεις και εξατμίζονται. Η παρουσία του μη πτητικού διαλυμένου σώματος ελαττώνει τον αριθμό των μορίων του διαλύτη στην επιφάνεια του υγρού, επομένως η εξάτμιση περιορίζεται και η τάση ατμών ελαττώνεται. Προφανώς όσο μεγαλύτερη είναι η ποσότητα του διαλυμένου σώματος, τόσο μεγαλύτερη μείωση της τάσης ατμών παρατηρείται.

ΣΧΗΜΑ 1.14 Η παρουσία μη πτητικής διαλυμένης ουσίας προκαλεί μείωση της τάσης ατμών του υγρού-διαλύτη.

Το παραπάνω θέμα της μείωσης της τάσης ατμών ενός υγρού κατά τη διάλυση σ’ αυτό μιας μη πτητικής ουσίας, μελετήθηκε πειραματικά το 1886 από το Γάλλο χημικό Francois Raoult. Τα αποτελέσματα της μελέτης του αυτής διατυπώθηκαν με τη μορφή ενός νόμου, που σήμερα είναι γνωστός ως νόμος Raoult. Υπάρχουν αρκετοί τρόποι διατύπωσης του νόμου αυτού. Μία εξ αυτών είναι η εξής:

• Σε αραιά μοριακά διαλύματα μη πτητικών διαλυμένων ουσιών η τάση των ατμών του διαλύματος είναι ίση με την τάση ατμών του καθαρού διαλύτη στην ίδια θερμοκρασία πολλαπλασιασμένη με το γραμμομοριακό κλάσμα του διαλύτη στο διάλυμα.

Μαθηματικά εκφρασμένος ο νόμος αυτός είναι :

όπου, P = τάση ατμών του διαλύματος
P ^o = τάση ατμών του καθαρού διαλύτη
χ _{διαλύτη} = γραμμομοριακό κλάσμα του διαλύτη στο διάλυμα
χ _{διαλύτη} = n_{διαλύτη} / (n_{διαλύτη} + n_ουσίας)
n _{διαλύτη} = αριθμός mol διαλύτη
n_ουσίας = αριθμός mol διαλυμένης ουσίας

Άλλη έκφραση του νόμου του Raoult είναι η εξής:

• Η σχετική ελάττωση της τάσης ατμών του διαλύτη, όταν διαλυθεί σ’ αυτόν μια μη πτητική ουσία, είναι ίση με το γραμμομοριακό κλάσμα της διαλυμένης ουσίας.

Παρατηρήσεις
1. Ο νόμος Raoult ισχύει και όταν έχουμε περισσότερες από μία μη πτητικές διαλυμένες ουσίες. Τότε, n = n₁+ n₂ + n₃ +…
2. Ο νόμος του Raoult μπορεί να εφαρμοστεί και σε μίγματα πτητικών υγρών. Στην περίπτωση αυτή το κάθε υγρό δρα ως διαλύτης, που διαλύει το άλλο. Αυτό σημαίνει ότι η τάση των ατμών του καθενός υγρού μειώνεται, σύμφωνα με το νόμο του Raoult. Έτσι, στην περίπτωση διαλύματος πτητικών υγρών Α και Β, ισχύει:
P_A = P_A^oχ_A και P_B = P_B^oχ_B
Όπου,
P_A^o και P_B^o : οι τάσεις ατμών των καθαρών υγρών Α και Β
P_A και P_B : οι τάσεις ατμών των υγρών Α και Β, όταν τα υγρά αυτά είναι αναμιγμένα μεταξύ τους και
χ_A, χ_B : τα γραμμομοριακά κλάσματα των Α και Β στο διάλυμα.

3. Ο νόμος του Raoult είναι ακριβής σε ιδανικά διαλύματα. Ιδανικό θεωρείται το διάλυμα του οποίου οι διαμοριακοί δεσμοί μεταξύ διαλύτη - διαλυμένου σώματος (π.χ. Α-Β) είναι της ίδιας περίπου ισχύος με αυτούς που εμφανίζονται μεταξύ των μορίων διαλύτη - διαλύτη (π.χ. Α-Α) και διαλυμένου σώματος - διαλυμένου σώματος (π.χ. Β-Β). Πιθανόν κανένα διάλυμα δεν καλύπτει πλήρως τις προϋποθέσεις αυτές. Πολλά όμως διαλύματα θεωρούνται ότι προσεγγίζουν ικανοποιητικά την εικόνα αυτή, ώστε να θεωρούνται ιδανικά. Παράδειγμα φέρνουμε το μίγμα υδρογονανθράκων στη βενζίνη ή το μίγμα βενζολίου - τολουολίου.
Γενικώς ο νόμος του Raoult εφαρμόζεται ικανοποιητικά σε αραιά διαλύματα μοριακών ενώσεων σε υγρά, καθώς και σε διαλύματα δύο χημικά παρομοίων υγρών. Πρέπει πάντως να τονισθεί ότι ο νόμος αυτός με κατάλληλη τροποποίηση μπορεί να εφαρμοστεί και σε αραιά διαλύματα ιοντικών ενώσεων.

Ανύψωση του σημείου βρασμού και ταπείνωση του σημείου πήξης

Ανύψωση σημείου βρασμού

Το πέρασμα για κάθε ουσία από τη μία φάση στην άλλη είναι στενά συνδεδεμένο με την τάση των ατμών της ουσίας. Ως σημείο βρασμού (ή σημείο ζέσεως) ορίζεται η θερμοκρασία εκείνη στην οποία η τάση των ατμών ενός υγρού εξισώνεται με την εξωτερική πίεση. Στην περίπτωση του καθαρού νερού αυτό συμβαίνει στους 100 °C (κανονικό σημείο βρασμού του νερού). Ωστόσο, σ' ένα υδατικό διάλυμα η τάση των ατμών του διαλύματος είναι μικρότερη από εκείνη του νερού, με αποτέλεσμα το σημείο βρασμού να ανυψώνεται. Μάλιστα, όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του διαλύματος, τόσο μικρότερη είναι η τάση των ατμών του διαλύματος, άρα και τόσο μεγαλύτερη είναι η ανύψωση του σημείου βρασμού. Συνεπώς, η ανύψωση του σημείου βρασμού του διαλύτη εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος και μάλιστα ισχύει:

• Σε αραιά μοριακά διαλύματα μη πτητικών ουσιών η ανύψωση του σημείου βρασμού του διαλύτη είναι ανάλογη προς τη μοριακότητα κατά βάρος (molality) του διαλύματος.

Δηλαδή,

όπου,
ΔΤ_b: η ανύψωση σ.β. του διαλύτη (σ.β. διαλύματος - σ.β. διαλύτη),
m: η μοριακότητα κατά βάρος του διαλύματος (molality)
Κ_b: σταθερά ανύψωσης σ.β. ή σταθερά ζεσεοσκοπίας, η οποία εξαρτάται από τη φύση του διαλύτη. Όταν η μοριακότητα κατά βάρος του διαλύματος είναι 1 m, τότε η τιμή της ΔΤ_b είναι αριθμητικά ίση με την Κ_b.
Η παραπάνω σχέση ανταποκρίνεται πολύ καλά σε αραιά διαλύματα μη πτητικών, μοριακών ενώσεων (μη ιοντικών και μη πολυμεριζομένων). Όμως, με κάποια τροποποίηση μπορεί να εφαρμοστεί και για αραιά διαλύματα ηλεκτρολυτών .

• Ζεσεοσκοπία ονομάζεται η μέθοδος προσδιορισμού της σχετικής μοριακής μάζας (μοριακό βάρος) με βάση τη μέτρηση πειραματικά του ΔΤ_b, εφαρμόζοντας τον παραπάνω νόμο:

όπου,
m _ουσίας : η μάζα της διαλυμένης ουσίας
Μ_{r ουσίας} : η σχετική μοριακή μάζα της διαλυμένης ουσίας και
m _{διαλύτη} : η μάζα του διαλύτη.

Ταπείνωση σημείου πήξης

Με την ίδια λογική, το σημείο πήξης ενός διαλύματος είναι χαμηλότερο από εκείνο του καθαρού διαλύτη. Έτσι, το θαλασσινό νερό, που είναι πλούσιο σε άλατα, δεν πήζει τόσο εύκολα όσο το νερό των λιμνών και των ποταμών.
Όμως, ας δούμε τι συμβαίνει, όταν διάλυμα NaCl ψυχθεί προοδευτικά. Κατ’ αρχάς το διάλυμα δεν πήζει στους 0 ^oC, όπως το καθαρό νερό, αλλά σε χαμηλότερη θερμοκρασία, οπότε σχηματίζεται πάγος, ο οποίος είναι καθαρό νερό. Μ΄ αυτό τον τρόπο το διάλυμα γίνεται πυκνότερο σε NaCl, αφού η ίδια ποσότητα άλατος μένει διαλυμένη σε λιγότερο νερό. Καθώς σχηματίζεται πάγος, η θερμοκρασία πέφτει ακόμη περισσότερο, οπότε νέες ποσότητες πάγου σχηματίζονται, αφήνοντας πίσω ολοένα και πυκνότερο κάθε φορά διάλυμα. Η πορεία αυτή συνεχίζεται μέχρις ότου το διάλυμα γίνει κορεσμένο σε NaCl. Τότε, το διάλυμα παίρνει την ελάχιστη τιμή θερμοκρασίας, η οποία ονομάζεται ευτηκτική θερμοκρασία του διαλύματος.
Η ταπείνωση του σημείου πήξης του διαλύτη εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος και μάλιστα ισχύει:

• Σε αραιά μοριακά διαλύματα η ταπείνωση του σ.π. είναι ανάλογη προς τη μοριακότητα κ.β. (molality) του διαλύματος.

όπου,
ΔΤ_f : η ταπείνωση σ.π. του διαλύτη (σ.π. διαλύτη - σ.π. διαλύματος),
m : η μοριακότητα κατά βάρος του διαλύματος (molality)
Κ_f : σταθερά ταπείνωσης σ.π. ή σταθερά κρυοσκοπίας, η οποία εξαρτάται από τη φύση του διαλύτη. Όταν η μοριακότητα κατά βάρος του διαλύματος είναι 1 m, τότε η τιμή της ΔΤ_f είναι αριθμητικά ίση με την Κ_f.
Γενικά αναφέρουμε ότι οι μεταβολές στο σ.π., που προκαλούνται κατά τη διάλυση μιας ουσίας σ' ένα διαλύτη, είναι πιο σημαντικές από τις αντίστοιχες του σ.β. Για το λόγο αυτό, και επειδή το σ.π. μετράται πειραματικά με μεγαλύτερη ακρίβεια από το σ.β., η κρυοσκοπία βρίσκει πολλές εφαρμoγές.

• Κρυοσκοπία ονομάζεται η μέθοδος προσδιορισμού της σχετικής μοριακής μάζας με βάση τη μέτρηση πειραματικά του ΔΤ_f, εφαρμόζοντας τον παραπάνω νόμο:

όπου,
m _ουσίας : η μάζα της διαλυμένης ουσίας
Μ_{r ουσίας} : η σχετική μοριακή μάζα της διαλυμένης ουσίας και
m _{διαλύτη} : η μάζα του διαλύτη.

ΣΧΗΜΑ 1.14 Διάταξη για τον υπολογισμό του σημείου πήξης ενός υγρού.

Παρακάτω δίνεται πίνακας με τις τιμές των K_b και K_f διαφόρων διαλυτών με τις αντίστοιχες τιμές των σ.β. και σ.π.

Μιλώντας γενικά πρέπει να αναφέρει κανείς, ότι η διάλυση 1 mol μιας ουσίας δε δημιουργεί πάντα και 1 mol σωματιδίων στο διάλυμα. Το διαλυμένο σώμα μπορεί να διίσταται (ή ιοντίζεται) πλήρως ή μερικώς σχηματίζοντας έτσι μεγαλύτερο αριθμό σωματιδίων. Στον αντίποδα αυτού είναι δυνατό τα μόρια του διαλυμένου σώματος να συμπυκνώνονται ή να πολυμερίζονται ή να συσσωματώνονται πλήρως ή μερικώς προς μεγαλύτερα συγκροτήματα, οπότε βέβαια ο αριθμός των ανεξαρτήτων σωματιδίων μικραίνει. Τέτοιες πληροφορίες για διάσταση ή πολυμερισμό συχνά προκύπτουν από τη μελέτη των προσθετικών διαλυμάτων του διαλύματος.

Ώσμωση και Ωσμωτική πίεση

Η ωσμωτική πίεση είναι μία ακόμη προσθετική ιδιότητα των διαλυμάτων, η οποία παρατηρείται μόνο κάτω από ορισμένες συνθήκες. Για να εκδηλωθεί, δηλαδή, απαιτείται μια ημιπερατή μεμβράνη, φυσική ή συνθετική, που επιτρέπει κάποιες ουσίες να περνούν και κάποιες όχι (δρα δηλαδή σαν ένα είδος μοριακού κόσκινου).

Θεωρήστε μία ημιπερατή μεμβράνη η οποία διαχωρίζει ένα υδατικό διάλυμα από καθαρό νερό. Αν δεν υπήρχε η μεμβράνη το διάλυμα θα ανακατευόταν με το νερό και θα πρόκυπτε ένα ενιαίο αραιότερο διάλυμα. Όμως, η μεμβράνη επιτρέπει μόνο τη δίοδο των μορίων νερού και προς τις δύο κατευθύνσεις και όχι τη δίοδο των μορίων του διαλυμένου σώματος. Έτσι, λοιπόν, το νερό εισέρχεται με μεγαλύτερη ταχύτητα στο δεξί μέρος του δοχείου με σκοπό να εξισώσει τις συγκεντρώσεις στα δύο μέρη. Η διάχυση αυτή των μορίων του νερού γίνεται όχι μόνο μεταξύ του καθαρού νερού και του διαλύματος, αλλά και μεταξύ δύο διαλυμάτων διαφορετικής συγκέντρωσης και ονομάζεται ώσμωση.

• Ώσμωση ονομάζεται το φαινόμενο της διάχυσης περισσοτέρων μορίων διαλύτη (συνήθως νερού), μέσω ημιπερατής μεμβράνης, από το διαλύτη στο διάλυμα ή από το διάλυμα της μικρότερης συγκέντρωσης (υποτονικό διάλυμα) στο διάλυμα της μεγαλύτερης συγκέντρωσης (υπερτονικό διάλυμα).

ΣΧΗΜΑ 1.16 Διαγραμματική απεικόνιση του φαινομένου της ώσμωσης και της ωσμωτικής πίεσης.

Αποτέλεσμα της ώσμωσης είναι η στάθμη του υγρού να ανεβαίνει στο δεξιό σκέλος του σωλήνα (βλέπε σχήμα 1.16). Θα περίμενε κανείς ότι η ώσμωση θα συνεχιζόταν μέχρι να εξισωθούν οι συγκεντρώσεις των δύο διαλυμάτων. Μόνο τότε το σύστημα θα έβρισκε τη δυναμική του ισορροπία, οπότε ίδιος αριθμός μορίων διαλύτη θα διαπερνούσε την ημιπερατή μεμβράνη και προς τις δύο κατευθύνσεις. Θα έλεγε κανείς ότι η στάθμη κατ΄ αυτό τον τρόπο θα ανέβαινε συνεχώς μια και το διάλυμα όσο και να αραιωθεί δε θα γίνει ποτέ καθαρό νερό. Όμως, καθώς η στάθμη ανεβαίνει μέσα στο σωλήνα η δημιουργούμενη υδροστατική πίεση αυξάνει την ταχύτητα μετακίνησης του νερού προς το διαλύτη. Έτσι, λοιπόν, κάποια στιγμή η στάθμη μέσα στο σωλήνα είναι τέτοια, ώστε οι δύο ταχύτητες μετακίνησης των μορίων νερού προς και από το διαλύτη εξισώνονται, οπότε και το φαινόμενο σταματά.
Την πίεση αυτή της υδροστατική στήλης, που έχει σαν αποτέλεσμα την εξίσωση των ταχυτήτων μετακίνησης του νερού (διαλύτη) μέσω της ημιπερατής μεμβράνης και την αποκατάσταση δυναμικής ισορροπίας στο σύστημα, ονομάζουμε ωσμωτική πίεση, Π, του διαλύματος. Προφανώς, η ώσμωση δε θα γινόταν καθόλου αν απ’ την αρχή είχε ασκηθεί στην επιφάνεια του διαλύτη πίεση, Ρ ίση με την ωσμωτική πίεση, Π.

• Ωσμωτική πίεση διαλύματος, που διαχωρίζεται με ημιπερατή μεμβράνη απ’ τον καθαρό διαλύτη του, ονομάζεται η ελάχιστη πίεση που πρέπει να ασκηθεί εξωτερικά στο διάλυμα, ώστε να εμποδίσουμε το φαινόμενο της ώσμωσης, χωρίς να μεταβληθεί ο όγκος του διαλύματος.

Η ωσμωτική πίεση είναι μία προσθετική ιδιότητα. Εξαρτάται δηλαδή από την ποσότητα (σε mol) του διαλυμένου σώματος σε ορισμένο όγκο διαλύματος και όχι από την φύση αυτού. Η ωσμωτική πίεση, Π, ενός διαλύματος δίνεται από την παρακάτω σχέση:

Όπου,

Π : η ωσμωτική πίεση του διαλύματος
V: ο όγκος του διαλύματος
n : ο αριθμός mol της διαλυμένης ουσίας
R : η παγκόσμια σταθερά των αερίων
Τ: η απόλυτη θερμοκρασία (Κ)

Επειδή δε n/V = c έχουμε,

Όπου,
c: η συγκέντρωση (Molarity) του διαλύματος.

Η αναλογία της σχέσης με την καταστατική εξίσωση των ιδανικών αερίων είναι και εμφανής και εντυπωσιακή.
Στο εργαστήριο η μέτρηση της ωσμωτικής πίεσης χρησιμοποιείται για τη μελέτη μεγαλομοριακών ενώσεων, όπως είναι οι πρωτεΐνες και τα νουκλεϊνικά οξέα, π.χ. για τον προσδιορισμό της σχετικής μοριακής μάζας τους. Σ' αυτά, λόγω του μεγάλου Μ_r, είναι δύσκολο να παρασκευαστούν σχετικά πυκνά διαλύματα. Όμως, τα αραιά διαλύματά τους έχουν υψηλή τιμή ωσμωτικής πίεσης, Π, η οποία μπορεί να μετρηθεί με ακρίβεια.

• Ωσμωμετρία ονομάζεται η μέθοδος προσδιορισμού της σχετικής μοριακής μάζας με βάση τον πειραματικό προσδιορισμό του Π, κάνοντας χρήση της παραπάνω εξίσωσης.

Αντίστροφη ώσμωση

Αντίστροφη ώσμωση έχουμε, όταν ασκούμε πίεση στο διάλυμα, που διαχωρίζεται με ημιπερατή μεμβράνη από το καθαρό διαλύτη του, μεγαλύτερη από την ωσμωτική του πίεση. Στην περίπτωση αυτή ο διαλύτης διαπερνά την ημιπερατή μεμβράνη, κατά προτίμηση από το διάλυμα της υψηλής προς το διάλυμα της χαμηλής συγκέντρωσης.
Το φαινόμενο της αντίστροφης ώσμωσης βρίσκει εφαρμογή στην αφαλάτωση του θαλασσινού νερού, για την επιτυχή αντιμετώπιση του προβλήματος της λειψυδρίας. Αξίζει να σημειώσουμε ότι το νερό των ωκεανών αποτελεί το 97,2% της συνολικής ποσότητας νερού στη Γη.
Η μεγαλύτερη εγκατάσταση αφαλάτωσης στο κόσμο σήμερα βρίσκεται στην Σαουδική Αραβία. Αυτή τροφοδοτεί το 50% του πόσιμου νερού της χώρας, κάνοντας χρήση της αντίστροφης ώσμωσης με το νερό του Περσικού κόλπου. Τα τελευταία χρόνια η μέθοδος αυτή έχει εξαπλωθεί και σε πολλές πόλεις των Ηνωμένων Πολιτειών. Παράδειγμα φέρνουμε την πόλη Σάντα Μπάρμπαρα της Καλιφόρνιας, όπου από το 1992 λειτουργεί εγκατάσταση αντίστροφης ώσμωσης, για την παραγωγή 30400 m³ πόσιμου νερού τη μέρα. Επίσης κυκλοφορούν στο εμπόριο μικρού μεγέθους αφαλατωτές αντίστροφης ώσμωσης που βρίσκουν χρήση σε κάμπινγκ και θαλάσσια ταξίδια.

ΣΧΗΜΑ 1.17 α. Διάταξη για την αφαλάτωση του νερού σε μεγάλη κλίμακα (πάνω). β. Όταν το θαλασσινό νερό εισέλθει υπό πίεση στο σύστημα, τότε το καθαρό νερό (μπλε σφαίρες) διέρχεται μέσω της ημιπερατής μεμβράνης και καταλήγει στη δεξαμενή του πόσιμου νερού, ενώ τα άλατα (κόκκινες σφαίρες) μένουν εκτός του συστήματος (κάτω).

Βιολογική σημασία της ώσμωσης

Το φαινόμενο της ώσμωσης παίζει σημαντικό ρόλο σε πολλά βιολογικά φαινόμενα που συσχετίζονται με τη λειτουργά του κυττάρου. Η κυτταρική μεμβράνη είναι ημιπερατή μεμβράνη. Δηλαδή επιτρέπει τη δίοδο των μορίων του νερού, όχι όμως των μορίων της πρωτεΐνης ή άλλων μεγαλομορίων. Για να μην έχουμε μορφολογικές μεταβολές των ερυθρών αιμοσφαιρίων, όπως φαίνεται στο παρακάτω σχήμα, θα πρέπει τα ενέσιμα διαλύματα π.χ. φυσιολογικός ορός (υδατικό διάλυμα 0,9% w/w. NaCl) να έχουν την ίδια ωσμωτική με το αίμα, δηλαδή περίπου 8 atm.
1. Αν το κύτταρο βυθιστεί σε υδατικό διάλυμα ισοτονικό σε σχέση με το ενδοκυτταρικό υγρό (π.χ. φυσιολογικός ορός), τότε το κύτταρο διατηρεί το μέγεθος του, καθώς ο αριθμός των εισερχομένων μορίων νερού ισούται με τον αριθμό των εξερχόμενων.
2. Αν το κύτταρο βυθιστεί σε διάλυμα υπερτονικό σε σχέση με το ενδοκυτταρικό υγρό του (πχ πυκνό διάλυμα ζάχαρης), τότε το κύτταρο συρρικνώνεται, καθώς ο αριθμός των εισερχομένων μορίων νερού είναι μικρότερος των εξερχόμενων .
3. Αν το κύτταρο βυθιστεί σε διάλυμα υποτονικό σε σχέση με το ενδοκυτταρικό υγρό (πχ καθαρό νερό), τότε το κύτταρο διογκώνεται, καθώς ο αριθμός των εισερχόμενων μορίων νερού είναι μεγαλύτερος των εξερχόμενων. Αυτό μπορεί να οδηγήσει στη διάρρηξη του κυττάρου. Για παράδειγμα, αν βυθιστούν ερυθρά αιμοσφαίρια σε καθαρό νερό, τότε τα αιμοσφαίρια διογκώνονται και σπάζουν, ενώ διαχέεται η αιμοσφαιρίνη (ερυθρά χρωστική) που περιέχουν στο νερό. Αυτό ονομάζεται αιμόλυση των ερυθρών αιμοσφαιρίων.

ΣΧΗΜΑ 1.18 Ερυθρά αιμοσφαίρια σε διάλυμα α. ισοτονικό β. υπερτονικό και γ. υποτονικό ως προς το ενδοκυττάριο υγρό.

Δραστηριότητα 1

Αντίστροφη ώσμωση και πόσιμο νερό

Το 1980, το Αμερικανικό ναυτικό παρουσίασε μια μικρή χειροκίνητη συσκευή για παραγωγή πόσιμου νερού από θαλασσινό νερό. Στη βάση της, η συσκευή είναι μια τρόμπα με δυνατότητα να αναπτύσσει πίεση μέχρι 70 atm και παραγωγή 5 L πόσιμου νερού την ώρα. Η αρχή λειτουργίας της βασίζεται στην αντίστροφη ώσμωση.
Ας θεωρήσουμε, ότι το θαλασσινό νερό περιέχει κατά μέσο όρο NaCl σε περιεκτικότητα 3,48 % w/w, έχει πυκνότητα ρ = 1,024 g mL^-1 και η θερμοκρασία είναι σταθερή και ίση με 20 ^oC .
Ζητείται να γίνουν οι εξής υπολογισμοί:
1. Ποια πίεση απαιτείται να ασκηθεί στο θαλασσινό νερό ώστε να αρχίσει η αντίστροφη όσμωση;
2. Ποια θα είναι η συγκέντρωση σε mol L^-1 του NaCl όταν η ασκούμενη πίεση φτάσει τις 70 atm; Δεχθείτε ότι δεν υπάρχουν απώλειες NaCl στην ημιπερατή μεμβράνη.
3. Πόσα λίτρα θαλασσινού νερού χρειάζονται ώστε να παραχθούν τα 5 L πόσιμου νερού;
4. Πόση ενέργεια σε kcal απαιτείται για την παραγωγή της ίδιας ποσότητας αποσταγμένου νερού με θερμική απόσταξη; Ποια ποσότητα οινοπνεύματος ή βενζίνης πρέπει να καεί για το σκοπό αυτό;
5. Αν για την παραγωγή της ίδιας ποσότητας πόσιμου νερού ακολουθηθεί η μέθοδος της «ψύξης» ( freezing - drying) πόσα kcal θα έπρεπε να απομακρυνθούν;
Αναζητήστε τις απαιτούμενες σταθερές από τη βιβλιογραφία.
Κάντε μια πρώτη σύγκριση των τριών αυτών μεθόδων αφαλάτωσης του θαλασσινού νερού.
Βρείτε στοιχεία για την πολύ μεγάλη μονάδα αφαλάτωσης που υπάρχει στην Σαουδική Αραβία (500 000 m³ ημερησίως).

Δραστηριότητα 2

Κρασί και ταπείνωση του σημείου πήξεως

Το έτος 8 μ.Χ. ο Καίσαρας Αύγουστος εξόρισε τον Λατίνο ποιητή Οβίδιο σε μια πόλη στη Μαύρη Θάλασσα, τη σημερινή Κωνστάντζα της Ρουμανίας. Εκεί ο ποιητής έγραψε ένα ποίημα, όπου σε κάποια περιγραφή αναφέρει : «Το κρασί ήταν σκληρό, σερβιριζόταν χωρίς κανάτες -έχοντας όμως το σχήμα τους- και οι άνθρωποι δεν έπιναν γουλιές αλλά το μάσαγαν….»
Βέβαια την εποχή εκείνη δεν υπήρχαν οι σύγχρονες θερμοκρασιακές κλίμακες. Όμως ένας χημικός εύκολα από την περιγραφή θα αναγνωρίσει το φαινόμενο της ταπείνωσης του σημείου πήξης. Εκείνο λοιπόν που έχει ενδιαφέρον είναι να προσδιορίσει κανείς τη θερμοκρασία, σαν όριο τουλάχιστον, της Κωνστάντζας όπως προκύπτει από την περιγραφή του Οβίδιου… Δεχθείτε ότι τα Ρωμαϊκά κρασιά της εποχής δε διαφέρουν σημαντικά από τα σημερινά.

Διαδικασία
Κάντε μια μικρή έρευνα για τα εμφιαλωμένα κρασιά που κυκλοφορούν παρατηρώντας κυρίως αν είναι «ξηρά» (χωρίς σάκχαρο) και «ημίγλυκα» ή «γλυκά». Σημειώστε τους αλκοολικούς βαθμούς και την περιεκτικότητα σε σάκχαρο (αν αναφέρεται). Με βάση αυτά τα δεδομένα και την πυκνότητα της αλκοόλης, την πυκνότητα του νερού τη μοριακή ταπείνωση του νερού, υπολογίστε την ταπείνωση του σημείου πήξης για κάθε είδος κρασιού που ερευνάτε. (Τα δεδομένα που χρειάζεστε αναζητήστε τα στη βιβλιογραφία ή σε ειδικότερα βιβλία δεδομένων…) Κάντε μετά μια εκτίμηση της θερμοκρασίας για την περίπτωση που αναφέρει το κείμενο.

Πείραμα
Μπορείτε αν θέλετε να προσδιορίσετε το σημείο πήξης των κρασιών που μελετάτε. Για το σκοπό αυτό φτάνει μια μικρή λεκάνη με μίγμα πάγου και χοντρού, αλατιού. Ένα ποτήρι του κρασιού με μικρή ποσότητα από αυτό εμβαπτισμένο στο κρύο αυτό λουτρό, σας δίνει την κατάλληλα διάταξη για την πήξη του κρασιού.