OSMOLARITATE: CUM SE CALCULEAZĂ ȘI SE DIFERENȚIAZĂ CU OSMOLALITATEA - CHIMIE - 2025

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

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

De asemenea, unitatea folosită pentru a exprima cantitatea de particule de solut este osmolul (al cărui simbol este Osm), care nu face parte din Sistemul Internațional de Unități (SI) care este utilizat în majoritatea lumii. Deci concentrația solutului în soluție este definită în unități de Osmoli pe litru (Osm / l).

Formulă

Așa cum am menționat anterior, osmolaritatea (cunoscută și sub denumirea de concentrație osmotică) este exprimată în unități definite ca Osm / L. Acest lucru 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 utilizarea unui osmometru.

Osmometrul este un instrument utilizat pentru a măsura presiunea osmotică a unei soluții, precum și determinarea altor proprietăți coligative (cum ar fi presiunea vaporilor, o creștere a punctului de fierbere sau o scădere a punctului de îngheț) pentru a obține valoarea a osmolarității soluției.

În acest fel, pentru a calcula acest parametru de măsurare, este utilizată următoarea formulă, care ține cont de toți factorii care pot afecta această proprietate.

Osmolaritate = Σφ _i n _i C _i

În această ecuație, osmolaritatea este stabilită ca suma rezultată din înmulțirea tuturor valorilor obținute din trei parametri diferiți, care vor fi definite mai jos.

Definiția variabilelor în formula osmolarității

În primul rând, există coeficientul osmotic, reprezentat de litera greacă φ (phi), care explică cât de departe este soluția departe de comportamentul ideal sau, cu alte cuvinte, de gradul de non-idealitate pe care solutul îl manifestă în soluție.

În modul cel mai simplu, φ se referă la gradul de disociere a solutului, care poate avea o valoare între zero și una, unde valoarea maximă care este unitatea reprezintă o disociere de 100%; adică absolut.

În unele cazuri - cum este cea a zaharozei - această valoare depășește unitatea; În timp ce în alte cazuri, cum ar fi sărurile, influența interacțiunilor sau forțelor electrostatice determină un coeficient osmotic cu o valoare mai mică decât unitatea, chiar dacă are loc disocierea absolută.

Pe de altă parte, valoarea n indică numărul de particule în care o moleculă se poate disocia. În cazul speciilor ionice, exemplul este clorura de sodiu (NaCl), a cărei valoare a n este egală cu două; în timp ce în molecula de glucoză neionizată, valoarea n este egală cu una.

În cele din urmă, valoarea lui c reprezintă concentrația solutului, exprimată în unități molare; iar subscriptul i se referă la identitatea unui solut specific, dar care trebuie să fie același în momentul înmulțirii celor trei factori menționați mai sus și obținerea osmolarității.

Cum să-l calculez?

În cazul compusului ionic KBr (cunoscut sub numele de bromură de potasiu), dacă aveți o soluție cu o concentrație egală cu 1 mol / l KBr în apă, se deduce că are o osmolaritate egală cu 2 osmol / l.

Acest lucru se datorează caracterului său de electrolit puternic, care favorizează disocierea completă în apă și permite eliberarea a doi ioni independenți (K ⁺ și Br ^- ) care au o anumită încărcătură electrică, astfel încât fiecare mol de KBr este echivalent cu doi osmoli. în soluție.

In mod similar, pentru o soluție cu o concentrație egală cu 1 mol / l de BaCl ₂ (cunoscut sub numele de clorură de bariu) în apă, există o osmolaritate egal cu 3 osmol / l.

Acest lucru se datorează faptului că trei ioni independenți sunt eliberați: unul Ba ²⁺ ion și doi Cl ^- ioni . Deci , fiecare mol de BaCl ₂ este echivalent cu trei osmoli în soluție.

Pe de altă parte, speciile nonionice nu suferă o astfel de disociere și produc un singur osmol pentru fiecare aluniță de solut. În cazul unei soluții de glucoză cu o concentrație egală cu 1 mol / l, aceasta este echivalentă cu 1 osmol / l a soluției.

Diferențe între osmolaritate și osmolalitate

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

În acest sens, proprietățile cunoscute sub numele de osmolaritate și osmolalitate se referă la aceeași măsurare: concentrația de solut într-o soluție sau, cu alte cuvinte, conținutul de particule totale de solut în soluție.

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

Osmolalitatea este exprimată în termeni de cantitate de substanță per volum de soluție (adică osmol / L), în timp ce osmolalitatea este exprimată în cantitate de substanță pentru masa de solvent (adică osmol / kg soluție).

În practică, ambii parametri sunt folosiți indiferent, manifestându-se chiar în diferite unități, datorită faptului că există o diferență neglijabilă între mărimile totale ale diferitelor măsurători.

Referințe

1. Wikipedia. (Sf). Concentrație osmotică. Recuperat de pe es.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chimie, ediția a noua. Mexic: McGraw-Hill.
3. Evans, DH (2008). Reglementare osmotică și ionică: celule și animale. Obținut din books.google.co.ve
4. Potts, WT și Parry, W. (2016). Reglarea osmotică și ionică la animale. Recuperat din books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Investigații în biologie generală. Obținut din books.google.co.ve