OSMOLARITET: HUR MAN BERÄKNAR DET OCH SKILLNADEN MED OSMOLALITET - KEMI - 2025

Den osmolaritet är den parameter som mäter koncentrationen som är av en kemisk förening i en liter lösning, under förutsättning att detta bidrar till den kolligativ egenskap känd som osmotiskt tryck av nämnda lösning.

I detta avseende hänvisar det osmotiska trycket i en lösning till den mängd tryck som behövs för att bromsa osmosprocessen, som definieras som den selektiva passagen av lösningsmedelspartiklar genom ett halvpermeabelt eller poröst membran från en lösning. från en lägre koncentration till en mer koncentrerad.

På samma sätt är enheten som används för att uttrycka mängden lösta partiklar osmol (vars symbol är Osm), som inte ingår i det internationella enhetssystemet (SI) som används i större delen av världen. Så koncentrationen av det lösta ämnet i lösningen definieras i enheter av Osmoles per liter (Osm / l).

Formel

Som nämnts tidigare uttrycks osmolaritet (även känd som osmotisk koncentration) i enheter definierade som Osm / L. Detta beror på dess förhållande till bestämningen av osmotiskt tryck och mätningen av lösningsmedelsdiffusion genom osmos.

I praktiken kan den osmotiska koncentrationen bestämmas som en fysisk mängd med användning av en osmometer.

Osmometern är ett instrument som används för att mäta det osmotiska trycket i en lösning, såväl som bestämningen av andra kolligativa egenskaper (såsom ångtryck, en ökning av kokpunkten eller en minskning av fryspunkten) för att erhålla värdet av lösningens osmolaritet.

För att beräkna denna mätparameter används på följande sätt följande formel, som tar hänsyn till alla faktorer som kan påverka den här egenskapen.

Osmolaritet = Σφ _i n _i C _i

I denna ekvation etableras osmolaritet som summan som härrör från multiplicering av alla värden erhållna från tre olika parametrar, som kommer att definieras nedan.

Definition av variabler i osmolaritetsformeln

För det första finns det den osmotiska koefficienten, representerad av den grekiska bokstaven φ (phi), som förklarar hur långt lösningen är borta från det ideala beteendet eller med andra ord graden av icke-idealitet som det lösta manifesterar sig i lösningen.

På det enklaste sättet avser φ graden av dissociation av det lösta ämnet, som kan ha ett värde mellan noll och ett, där det maximala värdet som är enheten representerar en dissociation av 100%; det är absolut.

I vissa fall - som sackaros - överskrider detta värde enhet; Medan i andra fall, såsom salter, orsakar påverkan av elektrostatiska interaktioner eller krafter en osmotisk koefficient med ett värde lägre än enhet, även om absolut dissociation inträffar.

Å andra sidan indikerar värdet på n antalet partiklar i vilka en molekyl kan dissocieras. När det gäller joniska arter är exemplet natriumklorid (NaCl), vars värde av n är lika med två; medan i den icke-joniserade glukosmolekylen är värdet på n lika med en.

Slutligen representerar värdet på c koncentrationen av det lösta ämnet, uttryckt i molära enheter; och subskriptet i hänvisar till identiteten för en specifik lösning, men som måste vara densamma vid tidpunkten för att multiplicera de tre faktorerna som nämns ovan och därmed erhålla osmolariteten.

Hur beräknar jag det?

När det gäller den joniska föreningen KBr (känd som kaliumbromid), om du har en lösning med en koncentration som är lika med 1 mol / l KBr i vatten, dras det slutsatsen att den har en osmolaritet lika med 2 osmol / l.

Detta beror på dess karaktär som en stark elektrolyt, som gynnar dess fullständiga dissociation i vatten och tillåter frisättning av två oberoende joner (K ⁺ och Br ^- ) som har en viss elektrisk laddning, så att varje mol KBr motsvarar två osmoler. i lösning.

På liknande sätt, för en lösning med en koncentration lika med 1 mol / l av BaCl ₂ (känd som bariumklorid) i vatten, finns det en osmolaritet lika med 3 osmol / l.

Detta beror på att tre oberoende joner frigörs: en Ba ²⁺ jon och två Cl ^- joner . Så varje mol BaCl ₂ är ekvivalent med tre osmol i lösning.

Å andra sidan genomgår icke-joniska arter inte sådan dissociation och producerar en enda osmol för varje mol löst ämne. När det gäller en glukoslösning med en koncentration som är lika med 1 mol / l, är detta ekvivalent med 1 osmol / l av lösningen.

Skillnader mellan osmolaritet och osmolalitet

En osmol definieras som antalet partiklar som löses i en volym som är lika med 22,4 l lösningsmedel, utsatt för en temperatur av 0 ° C och som orsakar alstring av ett osmotiskt tryck lika med 1 atm. Det bör noteras att dessa partiklar anses vara osmotiskt aktiva.

I detta avseende hänför sig egenskaperna som kallas osmolaritet och osmolalitet till samma mätning: koncentrationen av löst ämne i en lösning eller, med andra ord, innehållet av totala partiklar av löst ämne i lösning.

Den grundläggande skillnaden som fastställs mellan osmolaritet och osmolalitet är i enheterna där var och en är representerad:

Osmolalitet uttrycks i termer av mängden ämne per volym lösning (dvs osmol / L), medan osmolalitet uttrycks i mängd ämne per massa lösningsmedel (dvs osmol / kg lösning).

I praktiken används båda parametrarna likgiltigt, till och med manifesterar sig i olika enheter på grund av att det finns en försumbar skillnad mellan de totala storleken för de olika mätningarna.

referenser

1. Wikipedia. (Sf). Osmotisk koncentration. Återställs från es.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kemi, nionde upplagan. Mexiko: McGraw-Hill.
3. Evans, DH (2008). Osmotisk och jonisk reglering: celler och djur. Erhålls från books.google.co.ve
4. Potts, WT och Parry, W. (2016). Osmotisk och jonisk reglering hos djur. Återställs från books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Undersökningar i allmän biologi. Erhålls från books.google.co.ve