Osmose

Begriff und Grundprinzip

Osmose ist der gerichtete Fluss von Teilchen durch eine selektiv- oder semipermeable Trennschicht. Häufig bedeutet dies: Wasser oder ein anderes Lösungsmittel wandert spontan durch eine Membran, die das Lösungsmittel passieren lässt, gelöste Stoffe aber zurückhält. Die Triebkraft ist ein Unterschied im chemischen Potential, also der für Stoffbewegungen maßgeblichen Energie eines Stoffes. Teilchen, die die Membran passieren können, bewegen sich zum niedrigeren chemischen Potential.

Osmose senkt die Gibbs-Energie (freie Enthalpie) des Gesamtsystems und läuft daher ohne Energiezufuhr ab. Sie endet in einem geschlossenen System, wenn das chemische Potential der durchlässigen Komponenten auf beiden Seiten gleich ist. Dann besteht ein thermodynamisches Gleichgewicht. Moleküle bewegen sich weiterhin in beide Richtungen, aber gleich viele treten ein wie aus.

Der Begriff wird unterschiedlich abgegrenzt. Manche Definitionen beziehen ihn nur auf das Lösungsmittel, andere auf die Diffusion aller Teilchen durch selektiv permeable Membranen. Reale Membranen sind meist teilweise auch für gelöste Stoffe durchlässig; ihre Undichtigkeit wird durch den substanzabhängigen Reflexionskoeffizienten σ beschrieben. Osmotischer Fluss durch Membranporen ist ein konvektiver Vorgang und folgt nicht den Fick’schen Diffusionsgesetzen.

Ursachen und Gleichgewicht

In einem U-Rohr mit einer verdünnten Lösung auf einer Seite und reinem Wasser auf der anderen fließt Wasser zur stärker konzentrierten Lösung. Dort nimmt das Volumen zu und es entsteht eine höhere Flüssigkeitssäule. Der hydrostatische Druck dieser Säule wirkt dem weiteren Einstrom entgegen. Gleichgewicht liegt vor, wenn die chemischen Potentiale gleich sind.

Für ein System mit einem durchlässigen Stoff L gilt:

\mathrm {d}G=(\mu ^{(1)}-\mu ^{(2)})\mathrm {d}n_L

Solange die Osmose spontan abläuft, gilt \mathrm {d}G\leq0 und \mu ^{(1)}>\mu ^{(2)}. Im Gleichgewicht gilt:

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

Der unmittelbare Grund für Osmose ist der Lösungseffekt: Gelöste Stoffe verringern das chemische Potential des Lösungsmittels sowie dessen Sättigungsdampfdruck beziehungsweise Partialdruck. Ein Konzentrationsunterschied gelöster Stoffe führt deshalb nur dann zu Osmose, wenn er auch das chemische Potential des Lösungsmittels verändert. Sind auf beiden Seiten unterschiedlichartige Stoffe in gleicher Teilchenzahl gelöst, tritt keine Osmose auf.

Osmose ist außerdem ein spontaner Mischungsvorgang. Beim Mischen steigen die möglichen räumlichen Anordnungen der Teilchen und damit die Entropie. Für 0,001 mol gelöste Substanz und 0,1 Liter Wasser ergibt sich eine Mischungsentropie von ungefähr 0{,}08\ \mathrm{J\,K^{-1}}. Durch äußeren Druck kann die spontane Entmischung erzwungen werden; dies ist die Umkehrosmose.

Osmotischer Druck und Berechnung

Fließt Lösungsmittel in ein geschlossenes Volumen, steigt dort der Druck. Die entstehende Druckdifferenz heißt osmotischer Druck \Pi. Er ist eine kolligative Eigenschaft: Entscheidend ist vor allem die Anzahl gelöster Teilchen, nicht deren Art.

Für verdünnte Lösungen unter 0{,}1\ \mathrm{mol/l} gilt das van-’t-Hoff’sche Gesetz:

\Pi=\frac{n}{V}\cdot i\cdot R\cdot T=c\cdot i\cdot R\cdot T

Dabei ist c=n/V die Stoffmengenkonzentration, i der Van-’t-Hoff-Faktor, R die universelle Gaskonstante und T die absolute Temperatur in Kelvin. Der osmotische Druck ist proportional zur Teilchenkonzentration und zur Temperatur. Eine Lösung von 1 mol in 22,4 l Lösungsmittel besitzt bei 273{,}15\ \mathrm{K} den osmotischen Druck 101{,}325\ \mathrm{kPa}.

Salze zerfallen in Lösung in Ionen und erzeugen daher mehr Teilchen. Für Glucose gilt i=1, für NaCl oder KCl i=2, für Natriumsulfat \mathrm{Na_2SO_4} gilt i=3. Bei unvollständiger Dissoziation lautet die Beziehung:

i=1-\alpha+\nu\alpha

Hierbei ist \alpha der Dissoziationsgrad und \nu die Zahl der Ionen pro Salzmolekül. Osmolarität wird in \mathrm{osmol\cdot l^{-1}}, Osmolalität in \mathrm{osmol\cdot kg^{-1}} angegeben.

Bei konzentrierteren, nichtidealen Lösungen sind Wechselwirkungen zwischen Teilchen wichtig. Dann kann der osmotische Druck nicht zuverlässig mit dem idealen van-’t-Hoff-Gesetz berechnet werden; vereinfachte Rechnungen können Fehler von mehr als 50 % verursachen. Der negative Wert des osmotischen Drucks heißt osmotisches Potential \psi_o=-\Pi.

Der osmotische Druck kann mit Membranosmometern gemessen werden. Eine 1-molale Rohrzuckerlösung mit einer molaren Masse von 342{,}30\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}} erzeugt bei Raumtemperatur bereits 2{,}70\ \mathrm{MPa} beziehungsweise 27 bar. Lösungen mit gleichem osmotischem Wert heißen isoosmotisch; sie sind nicht zwangsläufig isotonisch, da dabei die durchlässigen Komponenten berücksichtigt werden müssen.

Membranen und Bedeutung für Lebewesen

Selektiv permeable Membranen bestimmen, welche Stoffe passieren können und welcher Gleichgewichtszustand erreichbar ist. Ihre Selektivität kann auf Porengröße, Lösungsvorgängen oder katalytischen Eigenschaften beruhen. Beispielsweise kann Wasserstoff durch Palladium diffundieren, weil er an der Oberfläche in atomaren Wasserstoff gespalten wird.

Biomembranen bestehen als Grundstruktur aus einer Lipiddoppelschicht, die für Wasser und gelöste Stoffe fast undurchlässig ist. Transmembranproteine ermöglichen den Stofftransport: Aquaporine sind Wasserkanäle, Ionenkanäle bilden Poren für Ionen, und Cotransporter transportieren Stoffe passiv. Protonenpumpen arbeiten aktiv und verbrauchen meist Energie aus der Hydrolyse von Adenosintriphosphat. Zellen können außerdem die Durchlässigkeit passiver Transportproteine, etwa durch Gating von Ionenkanälen, regulieren.

Für biologische Systeme beschreibt das Wasserpotential \Psi den Saugwert einer Lösung für Wasser:

\Psi=p-\Pi+g\cdot h\cdot\rho_{\mathrm{H_2O}}

p ist der hydrostatische Druck, -\Pi das osmotische Potential und g\cdot h\cdot\rho_{\mathrm{H_2O}} das Gravitationspotential. Reines Wasser besitzt unter Standardbedingungen ein Wasserpotential von 0. Wasser bewegt sich in Richtung eines niedrigeren Wasserpotentials.

Pflanzen bauen durch Osmose Wurzeldruck auf. Dieser wirkt zusammen mit Transpirationssog und Kapillarkräften beim Wassertransport gegen die Schwerkraft. Nach der weithin akzeptierten Kohäsionstheorie dominiert der Transpirationssog; der Artikel weist jedoch darauf hin, dass die Transpirationsthese für große Höhenunterschiede als nicht konsistent dargestellt wird.

Osmoregulation schützt Zellen und Organismen vor Wasserverlust oder übermäßiger Wasseraufnahme. Erythrozyten platzen in destilliertem, stark hypotonem Wasser, wenn ihre osmotische Resistenz überschritten wird. Pflanzenzellen können dank ihrer Zellwand höhere Innendrücke, den Turgor, aushalten. Süßwasser-Einzeller entfernen überschüssiges Wasser über kontraktile Vakuolen. Salzbewohner nutzen unter anderem Salzdrüsen, Nieren, Salzeinlagerung oder Osmolyte. In Säugetierzellen löst NFAT5 bei erhöhtem osmotischem Druck Schutzmechanismen aus, darunter die Anreicherung von myo-Inositol, Betain und Taurin. Pflanzen speichern Glukose als Stärke, wodurch die osmotische Belastung geringer bleibt.

Anwendungen und Beispiele

Für Zellkulturen und Infusionen sind isotone Lösungen wichtig. Isotone Kochsalzlösung enthält 0,9 % Kochsalz und hat mit 308\ \mathrm{mosmol/l} annähernd die Osmolarität des Blutplasmas; ihr osmotischer Druck beträgt 0{,}7\ \mathrm{MPa}. Reines Wasser könnte bei einer Infusion Blutzellen zum Platzen bringen.

Bei der Dialyse passieren Wasser, kleine Moleküle und Ionen eine Membran, während Makromoleküle wie Proteine oder Nukleinsäuren zurückbleiben. Sie wird zur Blutreinigung sowie in Chemie und Verfahrenstechnik eingesetzt. Bei der Dichtegradientenzentrifugation können hochmolekulare Stoffe mit geringer osmotischer Aktivität verwendet werden, damit Zellen nicht osmotisch geschädigt werden.

Bei der Umkehrosmose wird Druck angelegt, damit Lösungsmittel gegen das Konzentrationsgefälle aus einer Lösung austritt. Das Verfahren dient besonders der Trinkwasseraufbereitung und Entsalzung. Osmosekraftwerke wollen die Druckdifferenz zwischen Süß- und Salzwasser zum Betrieb von Turbinen nutzen. Sie waren bislang nicht kommerziell im Einsatz; Statkraft nahm 2009 am Oslofjord ein Kleinkraftwerk in Betrieb und stellte es Ende 2013 wegen fehlender Kosteneffizienz ein. Ende 2024 ging an der Rhonemündung die Demonstrationsanlage „OPUS-1“ in Betrieb.

Typische Alltagsbeispiele sind das Aufplatzen reifer Kirschen nach Regen, weil Wasser in die zuckerhaltige Frucht einströmt, und das Welken von angemachtem Blattsalat: Wasser verlässt die Zellen in Richtung der salzhaltigeren Salatsoße. Beim Einzuckern oder Pökeln wird Lebensmitteln Wasser entzogen; Mikroorganismen können sich dadurch nicht mehr vermehren.