Osmolaritetsformel, hvordan man beregner det og forskel med osmolalitet

den osmolaritet er den parameter, der måler koncentrationen af ​​en kemisk forbindelse i en liter opløsning, så længe det bidrager til den colligative egenskab kendt som osmotisk tryk af opløsningen.

Her, det osmotiske tryk af en opløsning refererer til den mængde af tryk, der behøves for at stoppe osmose proces, der defineres som den selektive passage af partikler af opløsningsmiddel gennem en semipermeabel eller porøs membran fra en opløsning af lavere koncentration til en mere koncentreret.

Også den enhed, der anvendes til at udtrykke mængden af ​​opløste partikler er osmol (Osm med symbol), som ikke er del af internationale enhedssystem (SI), som anvendes i næsten alle. Således defineres koncentrationen af ​​opløst stof i opløsningen i enheder af osmol pr. Liter (osm / l).

indeks

• 1 formel
  • 1.1 Definition af variablerne i osmolaritetsformlen
• 2 Sådan beregnes det?
• 3 Forskelle mellem osmolaritet og osmolalitet
• 4 referencer

formel

Som tidligere nævnt udtrykkes osmolaritet (også kendt som osmotisk koncentration) i enheder defineret som Osm / l. Dette skyldes dets forhold til bestemmelsen af ​​osmotisk tryk og måling af opløsningsmiddeldiffusion ved osmose.

I praksis kan den osmotiske koncentration bestemmes som en fysisk mængde ved anvendelse af et osmometer.

Osmometret er et instrument, der anvendes til måling af det osmotiske tryk af en opløsning, og bestemmelse af andre kolligative egenskaber (såsom damptryk, øget kogepunkt eller sænke frysepunktet) for at opnå værdien af opløsningens osmolaritet.

På denne måde anvendes følgende formel til beregning af denne måleparameter, der tager hensyn til alle de faktorer, der kan påvirke denne egenskab..

Osmolaritet = Σφ_jegn_jegC_jeg

I denne ligning etableres osmolaritet som summen som følge af at multiplicere alle de værdier, der opnås fra tre forskellige parametre, som vil blive defineret nedenfor.

Definition af variablerne i osmolaritetsformlen

Først den osmotiske koefficient, repræsenteret ved det græske bogstav φ (phi), hvilket forklarer, hvor meget den ideelle løsning adfærd eller, med andre ord, graden af ​​ikke-idealitet, der manifesterer det opløste stof i opløsningen er væk.

På den enkleste måde henviser φ til dissociationen af ​​opløst stof, som kan have en værdi mellem nul og en, hvor den maksimale værdi af enheden repræsenterer en dissociation på 100%; det er absolut.

I nogle tilfælde - som saccharose - overstiger denne værdi enhed; mens i andre tilfælde, såsom salteindholdet, påvirker påvirkning af elektrostatiske interaktioner eller kræfter en osmotisk koefficient med en værdi mindre end enhed, selv om absolut dissociation forekommer.

På den anden side angiver værdien af ​​n mængden af ​​partikler, i hvilke et molekyle kan dissocieres. For ioniske arter er natriumchlorid (NaCl), hvis værdi af n er lig med to, givet som et eksempel; hvorimod i det ikke-ioniserede glucosemolekyle er værdien af ​​n lig med en.

Endelig repræsenterer værdien af ​​c koncentrationen af ​​det opløste stof udtrykt i molære enheder; og underskriften henviser til identiteten af ​​et specifikt opløst stof, men det skal være det samme, når man multiplicerer de tre ovennævnte faktorer og således opnår osmolaritet.

Sådan beregnes det?

I tilfælde af KBr ionisk forbindelse (kendt som kaliumbromid), hvis vi har en opløsning med en koncentration på 1 mol / l af KBr i vand, følger det, at dette har en osmolaritet svarende til 2 osmol / l.

Dette skyldes dets stærke elektrolytkarakter, hvilket favoriserer sin fuldstændige dissociation i vand og muliggør frigivelsen af ​​to uafhængige ioner (K⁺ og Br^-), der har nogle elektriske ladninger, således at hver mol KBr er lig med to osmol i opløsning.

Analogt for en opløsning med en koncentration svarende til 1 mol / l BaCl₂ (kendt som bariumchlorid) i vand, den har en osmolaritet svarende til 3 osmol / l.

Dette skyldes, at tre uafhængige ioner frigives: en Ba ion²⁺ og to Cl ioner^-. Derefter blev hver mol BaCl₂ svarer til tre osmol i opløsning.

På den anden side undergår ikke-ioniske arter en sådan dissociation og opstår en enkelt osmol for hver mol opløst stof. I tilfælde af en glucoseopløsning med en koncentration svarende til 1 mol / l svarer dette til 1 osmol / l af opløsningen.

Forskelle mellem osmolaritet og osmolalitet

En osmol defineres som antallet af partikler, der opløses i et volumen svarende til 22,4 liter opløsningsmiddel, underkastet en temperatur på 0 ° C, og det forårsager dannelsen af ​​et osmotisk tryk svarende til 1 atm. Det skal bemærkes, at disse partikler betragtes som osmotisk aktive.

På denne måde refererer egenskaberne osmolaritet og osmolalitet til den samme måling: koncentrationen af ​​opløst stof i en opløsning eller på en anden måde indholdet af totale partikler af opløst stof i opløsning.

Den grundlæggende forskel mellem osmolaritet og osmolalitet er i de enheder, hvor hver enkelt er repræsenteret:

Osmolaritet er udtrykt i mængde stof pr volumen opløsning (dvs. osmol / l), mens osmolalitet udtrykkes i mængden af ​​stof per vægt af opløsningsmiddel (dvs. osmol / kg opløsning).

I praksis anvendes begge parametre på en ligegyldig måde, endog manifesterer sig i forskellige enheder, fordi der er en uacceptabel forskel mellem de forskellige størrelser af de forskellige målinger.

referencer

1. Wikipedia. (N.D.). Osmotisk koncentration. Hentet fra es.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kemi, niende udgave. Mexico: McGraw-Hill.
3. Evans, D. H. (2008). Osmotisk og ionisk regulering: Celler og dyr. Hentet fra books.google.co.ve
4. Potts, W. T., og Parry, W. (2016). Osmotisk og ionisk regulering i dyr. Hentet fra books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Undersøgelser i generel biologi. Hentet fra books.google.co.ve