miniatura|250px|Esquema de una membrana semipermeable (en amarillo). Las partículas grandes de la sangre (en rojo) no pueden atravesar la membrana, mientras que las pequeñas sí.
La presión osmótica puede definirse como la presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable. La presión osmótica es una de las cuatro propiedades coligativas de las soluciones (dependen del número de partículas en disolución, sin importar su naturaleza). Se trata de una de las características principales a tener en cuenta en las relaciones de los líquidos que constituyen el medio interno de los seres vivos, ya que la membrana plasmática regula la entrada y salida de soluto al medio extracelular que la rodea, ejerciendo como barrera de control.
Cuando se colocan soluciones de distinta concentración, separadas por una membrana semipermeable (membrana que deja pasar las moléculas de disolvente pero no las de los solutos), las moléculas de disolvente, pasan habitualmente desde la solución con menor concentración de solutos a la de mayor concentración. Este fenómeno recibe el nombre de ósmosis, palabra que deriva del griego osmos, que significa «impulso». Al suceder la ósmosis, se reduce la diferencia de presión osmótica en ambos lados de la membrana semipermeable, llegando al equilibrio de presión osmótica.
Presión osmótica de equilibrio miniatura|250px
Esquema del modo de acción de la presión osmótica. En azul se representan las moléculas de disolvente y en rojo las de soluto. La disolución más concentrada se denomina hipertónica y la diluida hipotónica. La presión osmótica, consecuencia de la diferencia inicial de concentraciones, produce el pasaje de moléculas de solvente, a través de la membrana, hacia la parte de mayor concentración; de esta manera va disminuyendo la diferencia de concentración y por lo tanto también la diferencia de presión osmótica. Además aparece una diferencia de altura h y en consecuencia una presión hidrostática que, a diferencia de la osmótica, tiende a empujar el solvente hacia la parte diluida. La diferencia de altura aumenta y por lo tanto también aumenta esa presión hidrostática. Finalmente las presiones osmótica e hidrostática se igualan, deteniéndose el flujo neto de moléculas hacia la parte de mayor concentración. La diferencia de concentración se ha reducido pero no ha desaparecido: la parte concentrada sigue siendo más concentrada porque la presión hidrostática impide que la presión osmótica alcance la igualación de concentraciones.
Historia 250px|miniatura|Osmómetro empleado por Wilhelm Pfeffer. Las primeras investigaciones sobre la presión osmótica fueron realizadas en 1748 por el abad francés Jean Antoine Nollet, cuando era profesor de física en el colegio de Navarra, quien descubrió la existencia de las membranas semipermeables. Nollet obtuvo una membrana a partir de una vejiga de cerdo, colocó alcohol a un lado y agua al otro, y observó que el agua fluía a través de la vejiga para mezclarse con el alcohol, pero el alcohol no lo hacía.
No obstante, el descubrimiento de la ósmosis en membranas semipermeables se le atribuye a Henri Dutrochet, considerado uno de los grandes fisiólogos del , en el año 1828. Dutrochet descubrió este fenómeno al observar que la difusión de disolvente a través de una membrana semipermeable ocurría siempre desde la disolución de menor concentración de un soluto, el cual no podía atravesarla, hasta la disolución de mayor concentración; además, el disolvente que fluye es capaz de ejercer una presión sobre la membrana, la presión osmótica. Dutrochet construyó el primer dispositivo experimental para observar la presencia de la presión osmótica, denominado osmómetro. Al descubrir la ósmosis declaró:
De este modo, Dutrochet intuyó la importancia del fenómeno en las células, las cuales absorberían o retendrían determinadas sustancias.
El inglés Thomas Graham descubrió, en 1854, que las sustancias coloidales no atravesaban ciertas membranas. Sin embargo, los primeros estudios cuantitativos datan de 1877 y se deben al alemán Wilhelm Pfeffer, profesor de botánica en Tubingen y Leipzig, quien preparó una membrana semipermeable artificial precipitando hexacianoferrato (II) de cobre (II), Cu2[Fe(CN)6], sobre las paredes de un vaso poroso. Pfeffer, a partir de la medición de presiones osmóticas en multitud de disoluciones de solutos no volátiles, llegó a las siguientes conclusiones: 1. A presión constante, la presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de soluto. 2. La presión osmótica de una concentración determinada es directamente proporcional a la temperatura. 3. A una temperatura determinada, dos disoluciones con el mismo número de moles tienen la misma presión osmótica. Pfeffer midió la presión osmótica en soluciones de azúcar y otras moléculas orgánicas, logrando presiones de hasta algo más de 200 atmósferas.
El neerlandés Jacobus Henricus van 't Hoff realizó un estudio sistemático de las propiedades coligativas de las disoluciones, que publicó en 1885. En este artículo van 't Hoff fórmula una expresión, para disoluciones diluidas, que relaciona la presión osmótica con la concentración del soluto, la cual es similar a la ecuación de los gases ideales y proporciona la primera teoría para explicar la presión osmótica:
donde: , es la presión osmótica, en atmósferas (atm). , es la constante universal de los gases ideales (aunque a pesar de su nombre no sólo se aplica a gases, como es el caso). Su valor es de 0.082 atm·L·K-1·mol-1. , es la temperatura absoluta, en kelvin (K). , es la concentración molar o molaridad de la disolución, medida en mol·L-1.
Teorías Teoría de van 't Hoff
miniatura|200px|Las partículas de un gas se mueven en todas direcciones y chocan entre ellas mismas y con las paredes del recipiente. Los choques contra las paredes representan la presión del gas. En esta animación el disolvente se representa con bolas azules y el soluto con bolas rojas.
Se han propuesto diversas teorías para explicar la causa de la ósmosis. La primera teoría fue la del bombardeo de van't Hoff, que está basada en la analogía entre la ecuación de la presión osmótica y la ley de los gases ideales. Van't Hoff describió la presión osmótica como el resultado de las colisiones de las moléculas de soluto contra la membrana semipermeable, y supuso que las moléculas de disolvente no contribuían de ninguna manera. Con este modelo, la presión osmótica de una disolución es la misma presión que un gas ideal ejercería si ocupase el mismo volumen de la disolución.
Otras teorías
La suposición en la teoría de van 't Hoff de que las moléculas del disolvente no ejercen ningún efecto sobre la presión osmótica constituye un interrogante, ya que estas partículas se encuentran golpeando continuamente la membrana semipermeable. De este problema surge otra teoría, que considera el bombardeo de las moléculas de disolvente; según esta teoría las moléculas de disolvente bombardean la membrana semipermeable de manera desigual y provocan la ósmosis y la presión osmótica, aunque la diferencia de presiones aumente con la cantidad de soluto.
Una tercera teoría explica la ósmosis en base al descenso de la presión de vapor, el cual da lugar a que el disolvente se difunda a través de la membrana hasta que se igualan las dos presiones. Si se aplica una presión igual a la presión osmótica de la disolución se saturará la destilación, y se necesitaría una presión mayor para invertir la dirección. El flujo de disolvente a través de una membrana semipermeable es análogo al flujo de disolvente en la fase vapor que se produce si se dejan, dentro de un recipiente cerrado, muestras del disolvente y de una disolución. Como la presión de vapor del disolvente es mayor, se produce una transferencia neta de disolvente hacia la disolución. El flujo de disolvente continúa hasta que todo el disolvente ha pasado a la disolución.
Magnitud de la presión osmótica La presión osmótica, como su nombre indica, es una presión, y por tanto tiene las mismas unidades que el resto de presiones, es decir, Pascales (Pa) en el Sistema Internacional, aunque tradicionalmente también se utilizan las atmósferas (atm).
La molaridad mide la cantidad de masa del soluto por volumen de disolución. La molaridad y la presión osmótica son dos magnitudes relacionadas proporcionalmente; el aumento o disminución de una de ellas produce el mismo efecto en la otra, aunque en distinta proporción. Del mismo modo, la temperatura (medida en kelvin, K) también posee la misma relación con la presión osmótica.
A continuación se muestra una tabla con los valores de la presión osmótica correspondientes a diferentes concentraciones de sacarosa a una temperatura constante de 293 K (20 °C). La concentración se expresa en molalidad y no en molaridad, según la ecuación de Morse, pero las diferencias son mínimas.
Presión osmótica experimental de disoluciones de sacarosa a 20 °C Molalidad (moles de sacarosa/kg de agua) 0.1 1.0 2.0 3.0 4.0 6.0 Presión osmótica (atm) 2.47 27.2 58.4 95.2 139.0 232.3
Comparación entre presión osmótica y presión hidrostática Al tratarse ambas de presiones, se puede comparar el valor de la presión osmótica con el de la presión hidrostática en determinadas situaciones. La presión hidrostática viene dada por:
donde ρ es la densidad del líquido (para agua: ρagua = 1000 kg/m³), g es la aceleración de la gravedad (en la superficie terrestre: g = 9.81 m/s²), y h es la profundidad, expresada en metros.
Con esta fórmula, se puede comparar a qué profundidad de agua correspondería cualquier valor de la presión osmótica de la tabla anterior. Por ejemplo, a molalidad 1 molsac/kgagua corresponde una presión de 27.2 atm. De este modo, despejando h:
Y convirtiendo atmósferas a pascales (27.2 atm 2 750 000 Pa), obtenemos finalmente la altura:
Así, la presión osmótica sobre la membrana semipermeable que ejerce la disolución de un mol de sacarosa en un kilogramo de agua equivale a la presión a 281 m bajo el agua, un valor realmente elevado.
La presión osmótica como proceso termodinámico irreversible
Desde el punto de vista de la física, en un sistema binario no reaccionante, en el que los componentes no llevan carga eléctrica y existe una temperatura uniforme e igual para los dos reservorios, se tiene que la producción de entropía es:S.R. de Groor & P.Mazur. Non-equilibrium thermodynamics, 1962. Dover publications. p. 435.
donde los flujos son simplemente el flujo de difusión relativo del compuesto 1 y el flujo relativo de velocidades de los componentes:
Las fuerzas termodinámicas son diferencias entre magnitudes intensivas entre los dos reservoirs: potencial químico y presión:
Las leyes fenomenológicas son:
De lo que se deduce, para una situación estacionaria () que una diferencia de concentraciones en los reservorios provoca una diferencia de presiones y viceversa. Son los fenómenos de ósmosis y ósmosis inversa, dados por la relación:
A la diferencia de presiones que provoca una determinada diferencia de concentración se denomina presión osmótica. Los coeficientes son los coeficientes fenomenológicos. Además las relaciones de Onsager-Casimir nos dicen que la paridad del proceso es positiva y .
Relación entre presión osmótica y entropía