Formula osmolarității, cum se calculează și diferența cu osmolalitatea



osmolaritate este parametrul care măsoară concentrația care este un compus chimic într-un litru de soluție, cu condiția ca aceasta să contribuie la proprietatea coligative cunoscut sub presiunea osmotică a respectivei soluții.

Aici, presiunea osmotică a unei soluții se referă la cantitatea de presiune necesară pentru a opri procesul de osmoză, care este definit ca trecerea selectivă a particulelor de solvent printr-o membrană semipermeabilă sau poroasă dintr-o soluție de concentrație mai mică la una mai concentrată.

De asemenea, unitatea de măsură folosită pentru a exprima cantitatea de particule de solut este osmole (Osm cu simbolul), care nu face parte din Sistemul Internațional de Unități (SI), care este folosit în aproape toată lumea. Astfel, concentrația soluției în soluție este definită în unități de Osmoles per litru (Osm / l).

index

  • 1 Formula
    • 1.1 Definiția variabilelor din formula osmolarității
  • 2 Cum se calculează?
  • 3 Diferențe între osmolaritate și osmolalitate
  • 4 Referințe

formulă

După cum sa menționat anterior, osmolaritatea (cunoscută și ca concentrație osmotică) este exprimată în unități definite ca Osm / l. Aceasta se datorează relației sale cu determinarea presiunii osmotice și măsurarea difuziei solventului prin osmoză.

În practică, concentrația osmotică poate fi determinată ca o cantitate fizică cu ajutorul unui osmometru.

Osmometrul este un instrument utilizat în măsurarea presiunii osmotice a unei soluții, și determinarea altor proprietăți coligative (cum ar fi presiunea vaporilor, creșterea punctului de fierbere sau coborârea punctului de congelare) pentru a obține valoarea din osmolaritatea soluției.

În acest fel, pentru a calcula acest parametru de măsurare, se folosește formula prezentată mai jos, care ia în considerare toți factorii care pot afecta această proprietate.

Osmolaritatea = ΣφeuneuCeu

În această ecuație, osmolaritatea este stabilită ca suma rezultată prin înmulțirea tuturor valorilor obținute de la trei parametri diferiți, care vor fi definiți mai jos.

Definirea variabilelor din formula osmolarității

În primul rând este coeficientul osmotic reprezentat cu litera grecească φ (phi), ceea ce explică cât de mult soluția ideală de comportament sau, cu alte cuvinte, gradul de non-idealitate care manifestă solutului în soluția imediat.

In cel mai simplu mod, φ se referă la gradul de disociere a solut, care poate avea o valoare între zero și unu, în cazul în care valoarea maximă este unitatea de disociere reprezintă 100%; adică absolut.

În unele cazuri, cum ar fi sucroza, această valoare depășește unitatea; în timp ce în alte cazuri, cum ar fi sărurile, influența interacțiunilor electrostatice sau forte determina un coeficient osmotic cu o valoare mai mică decât unitatea, deși se produce o disociere absolută.

Pe de altă parte, valoarea lui n indică cantitatea de particule în care o moleculă poate fi disociată. În cazul speciilor ionice, clorura de sodiu (NaCl), a cărei valoare de n este egală cu două, este dată ca exemplu; în timp ce în molecula de glucoză neionizată valoarea lui n este egală cu una.

În cele din urmă, valoarea c reprezintă concentrația substanței dizolvate, exprimată în unități moleculare; iar indicele i se referă la identitatea unui solut specific, dar trebuie să fie același și atunci când se multiplică cei trei factori menționați mai sus și se obține astfel osmolaritatea.

Cum se calculează?

În cazul KBr compus ionic (cunoscut sub numele de bromură de potasiu), în cazul în care avem o soluție cu o concentrație de 1 mol / l de KBr în apă, rezultă că aceasta are o osmolaritate egală cu 2 osmol / l.

Aceasta se datorează caracterului său puternic de electrolit, care favorizează disocierea sa completă în apă și permite eliberarea a doi ioni independenți (K+ și Br-) care au o sarcină electrică, astfel încât fiecare mol de KBr să fie egal cu două osmoole în soluție.

În mod analog, pentru o soluție cu o concentrație egală cu 1 mol / l de BaCl2 (cunoscut sub numele de clorură de bariu) în apă, are o osmolaritate egală cu 3 osmol / l.

Acest lucru se datorează faptului că trei ioni independenți sunt eliberați: un ion Ba2+ și doi ioni Cl-. Apoi, fiecare mol de BaCl2 Este echivalent cu trei osmoole în soluție.

Pe de altă parte, speciile neionice nu suferă o astfel de disociere și provin un singur osmol pentru fiecare mol de substanță dizolvată. În cazul unei soluții de glucoză cu o concentrație egală cu 1 mol / l, aceasta este egală cu 1 osmol / l din soluție.

Diferențe între osmolaritate și osmolalitate

Un osmol este definit ca numărul de particule care sunt dizolvate într-un volum egal cu 22,4 I de solvent, supus la o temperatură de 0 ° C și determinând generarea unei presiuni osmotice egală cu 1 atm. Trebuie remarcat faptul că aceste particule sunt considerate active osmotic.

În acest sens, proprietățile cunoscute ca osmolaritatea și osmolalitatea se referă la aceeași măsurătoare: concentrația de substanță dizolvată într-o soluție sau, cu alte cuvinte, conținutul de particule solide totale în soluție.

Diferența fundamentală care se stabilește între osmolaritate și osmolalitate este în unitățile în care fiecare este reprezentat:

Osmolaritatea este exprimată în cantități de substanță pe volum de soluție (de exemplu, osmol / l), în timp ce osmolalitatea este exprimată în cantitate de substanță pe masă de solvent (de exemplu, osmol / kg de soluție).

În practică, ambii parametri sunt utilizați într-un mod indiferent, chiar manifestându-se în diferite unități, datorită faptului că există o diferență inaprelabilă între magnitudinea totală a măsurătorilor diferite.

referințe

  1. Wikipedia. (N.d.). Concentrația osmotică. Adus de la es.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Chimie, ediția a IX-a. Mexic: McGraw-Hill.
  3. Evans, D. H. (2008). Reglementări osmotice și ionice: Celule și animale. Descărcat de la books.google.co.ve
  4. Potts, W. T. și Parry, W. (2016). Reglementarea osmotică și ionică în animale. Recuperat de la books.google.co.ve
  5. Armitage, K. (2012). Investigații în biologie generală. Descărcat de la books.google.co.ve