Pression osmotica

Un article de Wikipèdia, l'enciclopèdia liura.
Anar a : navigacion, Recercar


Gtk-dialog-info.svg Aqueste article es sortit d'un traductor automatic e fa besonh d'unas correccions de gramatica, d'ortografia e de sintaxi.
Pression osmòtica. En blau cèl se representan las moleculas de dissolvent e en roge las de solut. La dissolucion mai concentrada es la hipertònica e la dissolucion diluida (o lo dissolvent sol) la hipotònica.

La pression osmòtica es la diferéncia de pressions que i a entre los dos costats d'una membrana semipermeable que separa doas dissolucions de concentracions desparièras quand lo sistèma atenh l'equilibri.[1]

Quand una dissolucion se met en contacte amb lo dissolvent a travèrs d'una membrana semipermeable, membrana que daissa solament passar las moleculas de dissolvent mas pas las dels soluts, las moleculas de dissolvent se difondon cap a la dissolucion, aquel fenomèn se nomena osmosi.[2] La paraula «osmosi» deriva del grèc ώσμóς, 'impuls'.[3]

La pression osmòtica es una de las quatre proprietats col·ligatives de las solucions, que son de proprietats que dependon solament de la quantitat de partícules en dissolucion sens importar la siá natura. E es una de las principalas caracteristicas que se lor cal prene en compte en las relacions dels liquids que constituisson lo mitan intèrne d'un èsser viu. La membrana cel·lular determina un comportament que conten de solucions de desparièra concentracion al mitan extracel·lular que la environa, en creant una barrièra de contraròtle de solut.

Pression osmòtica d'equilibri[modificar | modificar la font]

Se considèra que la dissolucion es en equilibri quand lo dissolvent quita de se desplaçar de la part mens concentrada a la que o es mai. Aiçò succedís en lo cas particular que la pression extèrna sus la dissolucion e la pression que li exercís a el lo dissolvent sus la membrana son identicas, aquela pression se coneis coma pression osmòtica e se representa amb la letra grèga Π. La pression extèrna sus la dissolucion es en principi lo atmosfèrica, mas podèm la modificar, per forçar un equilibri, en aplicant una pression addicionala, en aquel cas, per Π, se considèra la soma de la pression atmosfèrica existenta mai la pression exteriora aplicada. Se pòt arribar a una situacion d'equilibri en contrarestant aquela tendéncia mejançant l'aplicacion d'una cèrta pression sus la dissolucion. Per dissolucions diluidas e situacions d'equilibri se complís lo equació de Van 't Hoff:[4]Ont:

  • Π Es la pression osmòtica, en atmosfèras (atm).
  • R es la constanta dels gases, 0,082 atm·l/K·mol.
  • T es la temperatura absoluta en kèlvins (K).
  • C es la concentracion molar, molaritat, (mol/l) de la dissolucion.

A la figura adjunta se representan una dissolucion concentrada (hipertònica) separada d'una dissolucion diluida (hipotònica), o de dissolvent pur, per una membrana semipermeable. Las moleculas de dissolvent passan de la dissolucion diluida a la dissolucion concentrada, de sòrta que lo volum de la dissolucion concentrada aumenta al meteis temps que se diluissi. Se l'excès de dissolvent se daissa pujar per dins d'un tuèu capil·lar, coma se mòstra a la figura, s'atenherà un equilibri quand l'aument de la pression hidrostàtica, proporcionala a la nautor h igualarà a la pression de la dissolucion diluida per passar cap a la dissolucion concentrada, la pression osmòtica. S'empedirà aital lo passatge de mai dissolvent cap a la dissolucion concentrada. Se s'artura lo movement de liquid d'un luòc a un autre es perque i a un equilibri. Supausam un ponch situat sus la membrana quand s'es atengut l'equilibri situat a una prigondor y respècte de la part superiora del recipient. Aquel ponch serà somés a una pression per l'esquèrra e una autra per la drecha que seràn parièras. La de l'esquèrra correspond a la pression hidrostàtica a causa de la prigondor, y, mai la pression hidrostàtica a causa de la nautor h de la dissolucion dins del tuèu capil·lar. A la part de la drecha i a tanben la pression hidrostàtica a causa de la prigondor, y, mai, necessàriament, una autra pression, Π:

A comptar d'aquela egalitat podèm determinar experimentalment la pression Π perque es parièra a la pression hidrostàtica produsida per la nautor de la dissolucion dins del tuèu capil·lar:

Magnitud de la pression osmòtica[modificar | modificar la font]

La pression osmòtica se mesura amb las meteissas unitats que las pressions en general, es a dire, en Pascals (Pan), segon lo Sistèma Internacional, o tradicionalament, tanben, en atmosfèras (atm). La molaritat mesura la quantitat de tròp de solut per un volum de dissolucion. Un aument o diminucion de molaritat fa aumentar o amendrir proporcionalament la pression osmòtica, e a la inversa. De la meteissa manièra un aument o diminucion de la temperatura (mesurada en kelvin) aumenta o amendrís la pression osmòtica. I a de contunh una taula amb valors de la pression osmòtica per desparièras concentracions de sacarosa a 293 K (la concentracion s'exprimís en molalitat e pas en molaritat, segon la equació de Morse, mas las diferéncias son minimas).

Pression osmòtica observada de dissolucions de sacarosa a 20 °C[5]
Molalitat (G sacarosa/kg aiga) 0,1 1,0 2,0 3,0 4,0 6,0
Pression osmòtica (atm) 2,47 27,2 58,4 95,2 139,0 232,3

Analogia Entre la pression osmòtica e la hidrostàtica[modificar | modificar la font]

Podèm comparar la magnitud de la pression osmòtica amb la de la pression hidrostàtica. La pression hidrostàtica ven donada cossí avèm vist per la equació:

Ont ρ es la densitat del liquid (ρaiga = 1 000 kg/m3), g es la acceleració de la gravetat, 9,81 m/s2, e h es la prigondor en mètres. Per una prigondor de 10 m la pression hidrostàtica es de:Aital la primièra pression osmòtica que figura a la taula, 2,47 atm, en correspondent a una dissolucion 0,1 molal, es parièra a la pression hidrostàtica d'una prigondor dins l'aiga d'una 25 m. La en correspondent a una concentracion molal de 1,0 m, es equivalenta a la pression hidrostàtica d'una prigondor d'una 275 m. Una valor força elevat.

Istòria[modificar | modificar la font]

Osmòmetre Emplegat per Wilhelm Pfeffer

Las primièras investigacions sus la pression osmòtica cònsta que se realizèron lo 1748 de la part de l'abat francés Jean Antoine Nollet, professor de fisica a París. Nollet Obtenguèt una membrana d'una bufeta de pòrc, en plaçant alcoòl d'un costat e aiga de l'autre, e observèt que l'aiga fluïa a travèrs de la bufeta per mesclar-s'amb l'alcoòl, mas de cap de manièra l'alcoòl se mesclava amb l'aiga. Aital Nollet descobriguèt l'existéncia de membranas semipermeables, doncas que permetián lo passatge d'un dels compausants d'una dissolucion e evitava la difusion d'autras.

Mas la vertadièra descobèrta de la osmosi en membranas semipermeables foguèt realizat pel francés Henri Dutrochet, considerat coma un dels grands fisiòlegs del sègle XIX, l'an 1828.[6] Dutrochet Descobriguèt lo fenomèn del osmosi quand observèt que la difusion del dissolvent a travèrs d'una membrana semipermeable arribava totjorn de la dissolucion de mendre concentracion d'un solut, que pòt pas passar, cap a la dissolucion de màger concentracion; de mai, lo dissolvent que flueix es capabla de desvolopar una pression sus la membrana que li nomenèt a el pression osmòtica. Dutrochet Bastiguèt lo primièr dispositiu experimental per observar la preséncia de la pression osmòtica, nomenat osmòmetre.[7]

L'anglés Thomas Graham descobriguèt, lo 1854, que las substàncias col·loïdals passan pas a travèrs de cèrtas membranas. Mas los primièrs estudis quantitatius datan de 1877[8] e se devon a l'alemand Wilhelm Pfeffer, professor de botanica a Tubingen e a Leipzig, lo que preparèt una membrana semipermeable en precipitant hexacianoferrat (II) de còder (II), Cu2[Fe(CN)6], sus las parets d'un vas porós.[9] Pfeffer, A comptar de las donadas de fòrça determinacions de pressions osmòtiques amb dissolucions de soluts pas volàtils, arribèt a las seguentas conclusions:

  1. A pression constanta, la pression osmòtica es dirèctament proporcionala a la concentracion del solut.
  2. La pression osmòtica d'una concentracion determinada es dirèctament proporcionala a la temperatura.
  3. A una temperatura determinada, doas dissolucions equimolars an la meteissa pression osmòtica.[4]

L'olandés Jacobus Henricus van 't Hoff realizèt un estudi sistematic de las proprietats col·ligatives de las dissolucions que publiquèt lo 1885.[10] En aquel article donèt una expression, per dissolucions diluidas, que liga la pression osmòtica a la concentracion del solut qu'es semblable al equació dels gases ideales e porgiguèt la primièra teoria per explicar la pression osmòtica:

Teorias[modificar | modificar la font]

Las partícules d'un gas se mòvon en totas direccions e tustarran entre elas e amb las parets del recipient. Las laspanadas contra las parets del recipient representan la pression del gas. En aquela animacion lo dissolvent se representa amb cercles blaus e lo solut amb roges.

Teoria de Van 't Hoff[modificar | modificar la font]

Se son prepausats de divèrsas teorias per explicar la causa de la osmosi. La primièra teoria es la del bombardament de Van 't Hoff e es basada en la analogia entre la equació de la pression osmòtica e la lei dels gases ideales. Van 't Hoff descriguèt la pression osmòtica coma lo resultat de col·lisions de las moleculas del solut contra la membrana semipermeable, e supausèt que las moleculas del dissolvent contribuisson pas de cap de forma. Amb aquel modèl, la pression osmòtica d'una dissolucion es la meteissa pression qu'un gas ideal exerciriá s'ocupèsse lo meteis volum de la dissolucion.

Autras teorias[modificar | modificar la font]

La suposició que las moleculas del dissolvent exercisson pas cap de efièch constituissi un punt d'interrogacion, doncas qu'aquelas moleculas son en tustant continualament la membrana semipermeable. Una autra teoria considèra lo bombardament de las moleculas del dissolvent. Aital, lo osmosi e la pression osmòtica resultan d'un bombardament desigual de las moleculas del dissolvent sus la membrana semipermeable. Segon aquela teoria, las moleculas de solut son las causants d'aquel bombardament desigual, e la diferéncia en la pression del dissolvent aumenta en s'aumentar las quantitats de solut.

Una tresena teoria explica la osmosi en basa a la descenuda de la pression de vapor, lo que dona luòc que lo dissolvent destil·li a travèrs de la membrana fins que s'igualan ambedoas pressions. S'aplicam una pression parièra a la pression osmòtica de la dissolucion s'arturarà la destil·lació, e auriam de besonh una pression màger per invertir la direccion.[11][9] Lo flux de dissolvent a travèrs d'una membrana semipermeable es anàleg al flux de dissolvent en la fasa vapor que se produsís se se daissan dins d'un recipient barrat mòstras del dissolvent e d'una dissolucion. Cossí que la pression de vapor del dissolvent es màger, se produsís una transferéncia neta de dissolvent cap a la dissolucion. Lo flux de dissolvent contunha fins que tot lo dissolvent es passat a la dissolucion.[12]

Relacion entre la pression osmòtica e la entropia[modificar | modificar la font]

Dempuèi un punt d'enguarda termodinàmic se pòt ligar la pression osmòtica a la entropia per explicar lo sens del flux del dissolvent. Lo passatge de dissolvent cap a la dissolucion representa un aument del entropia del sistèma. Las moleculas de solut aumentan lo sieu parrabastatge en se diluir la dissolucion per l'arribada de mai dissolvent, doncas que las moleculas de solut an mai espaci per ont se mòure, la que causa representa mai parrabastatge e, doncas, una màger entropia. Tanben las moleculas de dissolvent an màger parrabastatge en una dissolucion qu'en lo dissolvent pur. Se lo dissolvent passèsse dempuèi la dissolucion al dissolvent pur i auriá un aument de l'òrdre, se separarián solut de dissolvent, causa que seriá en contra del segond principi de la termodinàmica.[12] Aiçò es demostrable matemàticament.

Relacions amb autras magnituds fisicas e de quimias[modificar | modificar la font]

Dissolucions diluidas de pas electròlits[modificar | modificar la font]

En lo cas de dissolucions diluidas de pas electròlits s'aplica dirèctament la equació de Van 't Hoff. Se la pression osmòtica se produsís entre doas dissolucions, en luòc d'entre una dissolucion e lo dissolvent pur, al equació i figura la diferéncia de concentracions, ∆c:

Mai ajustada a las observacions experimentalas de la pression osmòtica es la equació obtenuda pel quimic nòrd-american Harmon Northrop Morse, lo que substituiguèt la concentracion exprimida en molaritat de la equació de Van 't Hoff per l'exprimida en molalitat, m. Es lo equació de Morse:[13]

Se cal èsser precises lo equació de Morse exprimida en molalitat es solament corrècte se lo dissolvent es d'aiga, doncas que coincidís lo volum de l'aiga exprimida en litres amb la siá tròp exprimida en quilograms.

Dissolucions diluidas de electròlits[modificar | modificar la font]

Jacobus Henricus Van 't Hoff descobriguèt que las dissolucions de electròlits complissián pas la equació de la pression osmòtica per dissolucions de pas electròlits, e introdusiguèt lo nomenat factor de Van 't Hoff, un factor empíric simbolizat per e, e definit coma lo quocient entre la valor experimentala de la pression osmòtica mejana e la valor teorica que se dedusís amb la equació.

D'aquela manièra la nòva equació per la pression osmòtica prenguèt la forma:Lo factor e foguèt explicat pel quimic suedés Svante August Arrhenius quand desvolopèt entre 1883 e 1887 la teoria de la dissociació electrolítica, que las moleculas dels electròlits se dissocien en màger o mendre estenduda en ions cargats elèctricament, capables de transportar lo corrent electric, e en existint un equilibri entre las moleculas pas dissociades e los ions.[14] Doncas, en dissolucion i a segon el mai partícules que las que se son dissolguts, doncas qu'aquelas se rompon, se dissocien, en parts mai pichonas. La pression osmòtica, coma las autras proprietats col·ligatives, depend del nombre total de partícules en dissolucion, de sòrta qu'en una dissolucion de electròlits tendrem mai partícules que las dissolgudas, las que se lor cal prene en compte per calcular la concentracion totala. Per exemple podèm supausar un electròlit binari coma lo clorur de cauce, CaCl2, lo que atenh l'equilibri de dissociació en aiga segon la seguenta equació:En dissolucion, doncas, i a mai partícules que las dissolgudas inicialament perque part d'aquelas s'an dissociat en ions.[2]

Dissolucions realas[modificar | modificar la font]

Per dissolucions concentradas, se li cal far usatge de las activitats en luòc de las fraccions molars e se li cal prene en compte l'influéncia de la pression en lo volum molar del dissolvent (a la deducció termodinàmica se considèra lo volum del dissolvent constant). D'aquela manièra s'atenh una expression mai precisa aplicabla a las dissolucions concentradas que conten un tèrme apondut ont apareis la pression osmòtica al cairat:

Ont κT,1 es lo coeficient de compressibilitat isoterm del dissolvent.[2] En lo cas de electròlits lo coeficient d'activitat del dissolvent demòra prèp a l'unitat e mai se la concentracion de la electròlit siá nauta e, doncas, amb coeficients d'activitat de la electròlit aluenhats de l'unitat. Per aquò lo coeficient d'activitat del dissolvent resulta pas tròp adaptat per caracterizar las proprietats realas de la dissolucion electrolítica concentrada e se definiguèt lo coeficient osmòtic de la part del quimic danés Niels J. Bjerrum De la seguenta manièra:D'ont s'obten la definicion de coeficient osmòtic coma la relacion entre los logaritmes de l'activitat e de la fraccion molar:L'expression de la pression osmòtica per electròlits demòra ara corregida amb lo coeficient osmòtic:[2]

Pression osmòtica a la natura[modificar | modificar la font]

Difusion d'aiga en cellulas vegetalas per efièch de la pression osmòtica

Pression osmòtica en lo mitan intèrne[modificar | modificar la font]

Lo osmosi a una granda importància en los èssers vius. Las cellulas dels organismes son environadas per fluids aquosos, coma la sang, la limfa o la saba, que contenon de concentracions de desparièras soluts. Las membranas cel·lulars son permeables a l'aiga, a l'oxigèn, O2, al nitrogen, N2, al diòxid de carboni, CO2 e a pichonas moleculas organicas, coma glucosa, d'aminoacids, èca., del temps que son impermeables a moleculas polimèriques, coma proteïnes e polisacàrids. Per contra, los ions inorgànics e los disacàrids, coma la sacarosa, passan fòrça lentament a travèrs de las membranas cel·lulars.

Las cellulas an tanben capacitat de transportar d'espècias quimicas a travèrs de la siá membrana dempuèi una region de bassa concentracion de l'espècia a una region de concentracion mai anautita, en sens contrari al del flux espontanèu. Los mecanismes qu'originan aquel tipe de transpòrt, nomenat transpòrt actiu, son complèxes e pas encara de #tot coneguts. Un exemple tipic de transpòrt actiu es lo de cations potassi, K+, cap a l'interiora de las cellulas dempuèi los sieus liquids circumdants, qu'an mendre concentracion de cations potassi.

Eritròcits Dins dissolucions hipertònica, isotònica e hipotònica

En l'abséncia de transpòrt actiu, la membrana cel·lular permet lo passatge de moleculas d'aiga e de totes los soluts permeables fins que s'igualan los sieus respectius potenciales quimics en ambedós costats de la membrana. Malgrat aiçò, existís un grand nombre d'espècias, tant lo fluid qu'environa la cellula coma en lo fluid o citoplasma cel·lular, que pòdon pas traversar la membrana. Se la concentracion totala d'aquel soluts es mai grand en lo fluid qu'environa la cellula, aquela perdrà d'aiga per osmosi e se sona que lo fluid circumdant es hipertònic per çò qu'es del fluid cel·lular (a màger pression osmòtica). En lo cas contrari, quand la concentracion totala del solut que pòt pas traversar la membrana es mai granda en lo fluid de la cellula, aquela ganharà d'aiga del liquid hipotònic circumdant (de mendre pression osmòtica). Quand se produsís pas transferéncia neta d'aiga entre lo fluid cel·lular e çò qu'environa la cellula, se sona qu'ambedós fluids son isotònics, es a dire, an la meteissa pression osmòtica. La sang e la limfa son aperaquí isotòniques respècte de las cellulas d'un organisme.

Los liquids dels injectables contenon una dissolucion salina isotònica amb la sang, perque se s'injectès dirèctament aiga, lo leucòcits de la sang la absorbirien per osmosi fins qu'esclatèsson.[4]

Osmoreceptors[modificar | modificar la font]

Hormona antidiürètica, vasopressina O ADH. H blanca, C grisa, O roge, N blava e S jauna

I a unas cellulas especializadas en detectar de cambiaments de la pression osmòtica en los liquids corporales (representa sanguin, fluid intercel·lular,...), Son los osmoreceptors. Aquelas cellulas se localizan a la hipotàlem, a las artèries e en autres luòcs. Mejançant aquelas cellulas l'organisme pòt regular la concentracion de sals en los sieus fluids, la osmolalitat.[15] En los umans son osmoreceptors los nuclèus supraòptic e paraventricular. Mejançant hormones antidiürètiques (vasopressina o ADH, pitressina), los osmoreceptors inibisson la diüresi per'mor de manténer la pression osmòtica de la sang en correspondent a una osmolalitat mejana de 285 mosmol/kg. Sufís una variacion en solament 3 mosmol/kg per activar aquel mecanisme.[16]

L'absorcion d'aiga als vegetals[modificar | modificar la font]

Alavetz germinades amb la radícula plena de pels absorbents.

Los vegetals utilizan la pression osmòtica per far ascendir l'aiga a travèrs del xilema dempuèi las rels cap a las fuèlhas. S'es verificat aital en los aurons quand comença la prima e s'inícia lo movement de la saba. Las rels an una granda concentracion de sucres produsits pendent l'estiu e emmagazinats a las rels. En se fondre la nèu l'aiga arriba en grandas quantitats a las rels e dintra dins d'elas, pels pels absorbents, per efièch de la pression osmòtica e fa que la saba puge cap a las fuèlhas. Mas a la majoritat de vegetals es pas possible explicar lo ascensió de la saba mejançant la pression osmòtica fins a las fuèlhas. A las parts mai nautas dels vegetals, la saba ascendeix a causa de la descenuda de pression provocada per la transpiració de las fuèlhas. I a tanben de situacions, coma los mangles, que passa al contrari, doncas que las rels son dins aiga salada, e se produsís una osmosi inversa.[17]

Organismes osmòfils[modificar | modificar la font]

Levat de l'espècia Saccharomyces cerevisiae

Se nomenan osmòfils los organismes extremòfils que pòdon créisser en ambients amb una nauta concentracion de sucre.[15] Los osmòfils son similars als organismes halòfils (amants de la sal). La nauta concentracion de sucre representa un factor en limitant del creissement de fòrça microorganismes, mas los osmòfils atenhon se protegir contra aquela nauta pression osmòtica mejançant la sintèsi de osmoprotectors, coma alcoòls e aminoacids. Gaireben totes los microorganismes osmòfils fan partida del genre dels levats. Son importants perque causan lo deteriorament de produchs coma los chuques de frucha, chuques de frucha concentrada, xarops, mèl e, en qualques cases, massapà, mas an tanben d'aplicacions industrialas beneficioses coma la fermentació alcoolica de la cervesa. Qualques exemples de osmòfils son: Saccharomyces rouxii, Saccharomyces bailii, Debaryomyces e Saccharomyces cerevisiae çò de levat de la cervesa. Saccharomices Deriva del grèc, que significa "floridura del sucre".

Aplicacions[modificar | modificar la font]

Scientificas[modificar | modificar la font]

Una de las aplicacions scientificas de la pression osmòtica es la determinacion de massas moleculars, o de massas molars, de macromolècules. A comptar del equació de Van't Hoff se pòt isolar la massa molar, M, del solut dissolgut:

En isolant la massa molar demòra en foncion de variablas que se pòdon mesurar al laboratòri: la tròp dissolguda de solut, m, la constanta dels gases ideales, R, la temperatura absoluta, T, lo volum de dissolucion, V, e la pression osmòtica, Π:

Analítiques[modificar | modificar la font]

En divèrses tipes de laboratòris se pòt determinar la concentracion totala de partícules en dissolucion osmòticament activas, coneguda coma osmolalitat o osmolaritat, mejançant mesuras de pression osmòtica. Los aparelhs que s'utilizan se nomenan osmòmetres de membrana. Son d'aparelhs automatitzats que permeton la realizacion de las determinacions de pression osmòtica de forma rapida.

Industriales[modificar | modificar la font]

Bobina De membrana semipermeable emplegada en la dessalinització de l'aiga salobre

En l'indústria s'emplega la osmosi inversa. Es un procediment qu'invertís la difusion normala de dissolvent dempuèi la dissolucion diluida cap a la dissolucion concentrada en aplicant una pression sus la dissolucion concentrada que supèra la pression osmòtica e permet lo passatge de dissolvent dempuèi la dissolucion concentrada a la diluida.

Los camps d'aplicacion de la osmosi inversa cada jorn aumentan. Los desparièrs tipes de membranas semipermeables an servit pel tractament d'una infinitat de mescles, siá per las concentrar o las diluir. Los airals de l'engenhariá que se son vistes mai favoridas amb aquelas aplicacions son principalament las indústrias de las neurituds, del papièr, la biomedecina, la petroquímica, la nucleara e, entre d'autras, la de separacion o purificacion de gases, ont s'obten hidrogen de la dissociació de la amoni, lo sulfur de hidrogen del gas natural de las refineries, heli del gas natural, aital coma l'enriquiment de l'oxigèn a comptar de l'aire. Nos cal far especiala mencion en las aplicacions de las membranas, la recuperacion de substàncias preciosas en aigas o gases de rebuigs industriales e que coma desaprofitament son simplament causa d'una severa contaminacion ambientala. L'aplicacion mai emplegada mas es la dessalinització d'aiga de la mar per la siá potabilització, causa qu'a permés provesir d'aiga de qualitat populacions situadas a luòcs ont los recorses idrics son insufisentes.

Vejatz tanben[modificar | modificar la font]

  • Fragilitat osmòtica

Referéncias[modificar | modificar la font]

  1. Institut d'Estudis Catalans.
  2. 2,0, 2,1, 2,2 et 2,3 Rodríguez
  3. Alcover
  4. 4,0, 4,1 et 4,2 Brillas
  5. Glasstone
  6. Dutrochet
  7. Castillo
  8. Pfeffer
  9. 9,0 et 9,1 Babor
  10. Van 't Hoff
  11. Contraròtle de la calidad del Agua.
  12. 12,0 et 12,1 Gillespie
  13. Morse
  14. Arrhenius
  15. 15,0 et 15,1 Cammack
  16. Lote
  17. Cromer

Bibliografia[modificar | modificar la font]

de Ligams extèrnes[modificar | modificar la font]

  • Simulacion interactiva de la osmosi en anglés (Applet Java Applet per ordenadors potentes)
  • Simulacion interactiva de la osmosi en anglés (Applet Java Applet per ordenadors paucs potentes)