تناضح

عملية التناضح عملية حيوية وموجودة في العديد من العمليات الطبيعية ومنها:

• انتقال الماء من وإلى الخلايا الحية مثل خلايا النباتات والهيموغلوبين وخلايا بشرية أخرى وغيرها.
• يستغل التناضح في التقنية لفصل المواد، وطبيا في الغسيل الكلوي (تنقية دم المريض من البول عند مرضى الكلى المصابين بقصور كبير في عمل الكلى).

في التناضح يمر الماء عبر الغشاء إلى محلول الملح حتى حدوث توازن للضغط على الجهتين. (إلى اليسار: بداية التجربة، إلى اليمين: نهاية التجربة).

يقع التناضح عند وجود غشاء شبه نافذ. عند إغراق خلية في كأس من الماء جزيئات الماء تمرّ من الوسط المنخفض التركيز (hypotonic) خارج الخلية إلى الوسط مرتفع التركيز (hypertonic) في الخلية عبر الغشاء شبه النافذ لتحقيق حالة توازن للضغط (isotonic). الغشاء نافذ بطريقة انتقائية فهو يسمح فقط بمرور مواد معينه ويمنع مرور مواد غيرها

تفسير مرور الماء عبر الغشاء النصف نافذ من الماء إلى محلول ملحي: تتصرف حبيبات الملح الذائبة في الماء كما لو كانت غازا، ويكون لها ضغط معين يعتمد على تركيز المحلول. هذا الضغط يحاول أن يزيد من حجمه وذلك بالضغط على سطح المحلول في الأنبوب من أسفل إلى أعلى. فيرتفع سطح المحلول ساحبا معه ماء من الناحية الأخرى للغشاء (الغشاء يسمح بمرور جزيئات الماء ولا يسمح بمرور جزيئات الملح). يرتفع عمود المحلول تحت هذا الضغط الداخلي فيه (ضغط جزيئات الملح) وينخفض عمود الماء في ناحية الماء النقي.

ثمرات الكرز.

الضغط التناضحي أو الضغط الإسموزي هو السبب الرئيسي لامتصاص النباتات للماء، فماء التربة بصفة عامة يكون ضغطه التناضحي أقل من الضغط الموجود داخل الشعيرات الماصة في الجذور مما يؤدي إلى مرور الماء من التربة إلى الجذور وليس العكس. عندما توضع خلية من نبتة في محلول مرتفع التركيز تبدأ هذه النبتة في الانكماش بسبب خروج الماء منها وانتشاره في المحلول مرتفع التركيز لتكوين حالة توازن للضغط.

يمكن مشاهدة التناضح كذلك عند وضع شرائح البطاطا في محلول من الماء المالح، فبعد مدة تبدأ هذه الشرائح في فقدان الماء والانكماش. كما نشاهد في مزارع الكرز انفجار ثمرات الكرز عند هطول مطر لمدة طويلة حيث تمتص الثمرة - بما فيها من محلول سكري - ماء زائدا عن الحد ويتمزق غلافها.

يُستخدم أسلوب اسمه «الضغط الإسموزي العكسي» لتحلية مياه البحر ومياه الآبار واستخراج ماء عذب منها. تلك العملية تتم بطريقة معكوسة لظاهرة الضغط الإسموزي المعروفة طبيعيا. في تلك الطريقة يوضع الماء المالح تحت ضغط عال، أعلى من الضغط الإسموزي، فتنتقل جزيئات الماء من الماء المالح إلى الماء العذب عبر الغشاء، ونحصل على ماء عذب. تعتمد تلك الطريقة على مقدار الضغط المسلط على المحلول وعلى نوع الغشاء. وتوجد أبحاث كثيرة بغرض الوصول إلى التركيبة المثلى للغشاء بالطرق الكيميائية للارتفاع بكفاءة عملية الفصل.

تنطبق قوانين الغازات للغازات المثالية مثل قانون بويل وقانون جاي-لوساك وقانون أفوجادرو أيضا على حالة سائل مخفف.

فيكون الضغط الإسموزي:

• متناسبا طرديا مع التركيز المولي للمادة المذابة.
• متناسبا طرديا مع درجة الحرارة المطلقة.
• في المحاليل يعتمد الضغط الإسموزي على عدد جسيمات المادة المذابة فقط (تركيزها المولي).
• يبلغ الضغط الإسموزي لمحلول مكون من 1 مول من المذاب في 4و22 لتر سائل مذيب 101,325 كيلوباسكال (1 ضغط جوي قياسي) عند درجة حرارة 273 كلفن (0 درجة مئوية).

تؤدي تلك الشروط إلى قانون فان هوف للضغط الإسموزي: «الضغط الإسموزي يعادل ضغط غاز له نفس العدد من الجسيمات n عند درجة حرارة T»، فيكون:

${\displaystyle \Pi =n\cdot k\cdot T=c\cdot R\cdot T}$

تعني ${\displaystyle \Pi }$ في هذه المعادلة الضغط الإسموزي بوحدة باسكال.

c = n/V التركيز المولي في المحلول.

k ثابت بولتزمان.

R ثابت الغازات العام.

T درجة الحرارة المطلقة كلفن.

ينطبق هذا القانون في صورته الحالية على سائل مخفف (<0,1 مول /لتر) حيث أن قوانين الغازات تنطبق في حالة الضغوط المنخفضة (حيث يكون التآثر بين الجسيمات بعضها البعض مهملا).

تجري الظاهرة الأسموزية من تلقاء نفسها فهي عملية «خلط» - تنفصل مادة من طورها وتختلط في مادة أخرى مكونة طور جديد. وتسبب عملية تجري من تلقاء نفسها في نظام مغلق إلى خفض الإنثالبي الحر (طاقة غيبس الحرة) وارتفاع في أنتروبية النظام. وفي حالة الظاهرة الأسموزية تعمل الخاصية المميزة للغشاء النصف نافذ على منع تساوي التركيز على ناحيتي الغشاء عند الوصول إلى التوازن الترموديناميكي - فيوجد لدينا طورين للمادة منفصلان عن بعضهما في جميع الأزمنة. (في الواقع يمكن القول بأن النظام يتكون من ثلاثة أطوار، إذا أخذنا الغشاء أيضا في الاعتبار).

فيكون التغير في الإنثالبي الحر الكلي في الخلية الأسموزية مساويا لمجموع التغيرين للإنثالبي في طوري النظام:

${\displaystyle dG=dG^{(1)}+dG^{(2)}\ }$

حيث الأرقام (1) و (2) مميزة للمحلولين في الخلية الأسموزية على ناحيتي الغشاء النصف نفاذ. وعندما يكون الغشاء نافذا لأحد المواد ${\displaystyle L}$ (مثل مادة سائل المذيب)، فيمكن وصف العلاقة بين الإنثالبي الحر G وكمية المادة ${\displaystyle dn_{L}}$ بالعلاقتين:

${\displaystyle dG^{(1)}=\mu ^{(1)}\ dn_{L}}$

${\displaystyle dG^{(2)}=\mu ^{(2)}\ dn_{L}}$

حيث:

${\displaystyle \mu }$ الكمون الكيميائي الجول

${\displaystyle n}$ كمية المادة مول التي تعبر الغشاء.

ونظرا لكون الكمية المكتسبة في الطور ⁽²⁾ يعادل الكمية المفقودة من الطور ⁽¹⁾ فينتج للتغير الكلي في الإنثالبي الحر:

${\displaystyle \ \mu ^{(2)}dn_{L}=-\mu ^{(1)}dn_{L}}$

وبالتالي:

${\displaystyle \ dG=(\mu ^{(1)}-\mu ^{(2)})\ dn_{L}}$

وطالما لم يصل النظام إلى حالة التوازن الترموديناميكي (${\displaystyle dG>0}$)، فينطبق بالنسبة إلى الكمونات الكيميائية:

${\displaystyle \mu ^{(1)}>\mu ^{(2)}}$

وعند الوصول إلى حالة التوازن (${\displaystyle dG=0}$):

${\displaystyle \mu ^{(1)}=\mu ^{(2)}}$

هذا بالنسبة إلى مادة واحدة مذابة في سائل. أما إذا كان لدينا عدة مواد ذائبة في السائل فلابد من صياغة العلاقات المذكورة أعلاه بأخذ الكمونات الكيميائية لجميع المواد المذابة في الاعتبار (أنظر قسم الجهد الأسموزي في المحاليل الغير مثالية).

شرط الوصول إلى حالة التوازن في الظاهرة الأسموزية يعتمد على أن تكون الكمونات الكيميائية للمادة التي تعبر الغشاء (وهي تكون في الغالب السائل المذيب) تكون كموناتها على الناحيتين متساوية. وطالما كان في النظام اختلاف في الكمونين فسوف تنتقل جسيمات للمادة في اتجاه الكمون المنخفض.

لا ينطبق قانون فان هوف عل المحاليل غير المثالية (المحاليل المركزة) حيث يحدث فيها تآثر بين الجزيئات بعضها البعض ولا يمكن إهمالها. عندئذ لا بد من استخدام الكمون الكيميائي من معادلة جيبس العامة. في حالة التوازن الترموديناميكي يبلغ الإنثالبي الحر (طاقة غيبس الحرة) في الخلية الأزموزية نهاية صغرى:

${\displaystyle {\mbox{d}}G=V\cdot {\mbox{d}}p-S\cdot {\mbox{d}}T+\sum _{i=0}^{N}\mu _{i}\cdot {\mbox{d}}n_{i}=0}$

وبافتراض أن العملية تتم في درجة حرارة ثابتة، تتبسط المعادلة إلى:

${\displaystyle 0=V\cdot {\mbox{d}}p+\sum _{i=0}^{N}\mu _{i}\cdot {\mbox{d}}n_{i}}$

وعندما يكون الضغط المحيط متساويا يبلغ التغير في الضغط الأزموزي:

${\displaystyle {\mbox{d}}\Pi =-{\frac {\sum _{i=0}^{N}\mu _{i}\cdot {\mbox{d}}c_{i}}{V}}}$

أي أن الضغط الأزموزي ${\displaystyle \Pi }$ ينتج من التركيزات المولية ${\displaystyle c_{i}}$ الناشئة عن تغير جميع الكمونات الكيميائية ${\displaystyle \mu }$. وقد أخدت في هذه المعادلة تأثيرات الخلط في الاعتبار. وفي أغلب الأحوال نهمل تلك التأثيرات التي تحدث بين المواد الذائبة بعضها البعض وكذلك تركيز السائل المذيب:

${\displaystyle \Pi =-{\frac {RT}{V}}\cdot \sum _{i=1}^{N}\Delta \left(c_{i}\cdot \ln a_{i}\right)}$

كما يمكننا تبسيط المعادلة مرة ثانية بإهمال التآثر بين الجزيئات الذائبة وجزيئات السائل المذيب أيضا. في تلك الحالة يمكن اعتبار الفاعلية الكيميائية ${\displaystyle a_{i}}$ لتلك المواد مساوية 1، ونصل إلى معادلة تقريبية:

${\displaystyle \Pi \approx -{\frac {RT}{V}}\cdot \sum _{i=1}^{N}\Delta c_{i}}$

ولكن يجب ملاحظة أن هذا التقريب يؤدي عند التركيزات العالية إلى أخطاء قد تصل إلى 50 %، خصوصا بسبب إهمالنا للتآثرات بين الجزيئات بعضها البعض.

يُسمى الضغط الأزموزي السالب الإشارة أحيانا «الجهد الأزموزي» ويرمز له بالرمز ${\displaystyle \psi _{o}}$.

للضغط الأسموزي أهمية كبيرة في تكوين الكائنات الحية وسير العمليات الحيوية فيها. فكل خلية محاطة بغشاء يكون حائلا بالنسبة إلى الانتقال العشوائي للمواد، إلا الماء الذي هو السائل المذيب فيمكنه الانتقال عبر الغشاء. وحتى الخلية نفسها فيوجد في داخلها جسيمات تغطيها أغشية هي الأخرى تسمح بمرور أنواع الجزيئات. وتوجد النباتات في حالة تبادل مستمر مع الماء، حيث تمتص وتنقل وتطرد ماء. وخلايا الحيوانات الفقرية تحيطها سائل الدم والبلازما.

• تناضح عكسي
• تناضح كهربائي
• محطة تناضح عكسي
• انتشار
• توازن ترموديناميكي
• محطة هوروم للتناضح العكسي
• توترية
• طاقة إسموزية

• بوابة الكيمياء
• بوابة علم الأحياء
• بوابة كيمياء فيزيائية
• بوابة علم الأحياء الخلوي والجزيئي
• بوابة الفيزياء