Osmolariteitsformule, hoe het te berekenen en het verschil met osmolaliteit



de osmolariteit is de parameter die de concentratie van een chemische verbinding in een liter oplossing meet, zolang deze bijdraagt ​​tot de colligatieve eigenschap die bekend staat als osmotische druk van de oplossing.

In deze zin verwijst de osmotische druk van een oplossing naar de hoeveelheid druk die nodig is om het osmoseproces te vertragen, wat wordt gedefinieerd als de selectieve passage van solventdeeltjes door middel van een semipermeabel of poreus membraan van een oplossing van een lagere concentratie tot een meer geconcentreerde.

De eenheid die wordt gebruikt om de hoeveelheid opgeloste deeltjes uit te drukken, is ook osmol (waarvan het symbool Osm is), wat geen deel uitmaakt van het internationale systeem van eenheden (SI) dat in bijna de hele wereld wordt gebruikt. Dus de concentratie van de opgeloste stof in de oplossing wordt gedefinieerd in eenheden Osmoles per liter (Osm / l).

index

  • 1 formule
    • 1.1 Definitie van de variabelen in de osmolariteitsformule
  • 2 Hoe het te berekenen?
  • 3 Verschillen tussen osmolariteit en osmolaliteit
  • 4 Referenties

formule

Zoals eerder vermeld, wordt osmolariteit (ook bekend als osmotische concentratie) uitgedrukt in eenheden gedefinieerd als Osm / l. Dit komt door de relatie met de bepaling van de osmotische druk en de meting van oplosmiddel diffusie door osmose.

In de praktijk kan de osmotische concentratie worden bepaald als een fysische grootheid met behulp van een osmometer.

De osmometer is een instrument dat wordt gebruikt voor het meten van de osmotische druk van een oplossing, evenals de bepaling van andere colligerende eigenschappen (zoals dampspanning, verhoging van het kookpunt of vriespuntverlaging) om de waarde te verkrijgen van de osmolariteit van de oplossing.

Op deze manier wordt voor het berekenen van deze meetparameter de volgende formule gebruikt, waarbij rekening wordt gehouden met alle factoren die van invloed kunnen zijn op deze eigenschap..

Osmolariteit = ΣφiknikCik

In deze vergelijking wordt osmolariteit vastgesteld als de som die resulteert uit het vermenigvuldigen van alle waarden die zijn verkregen uit drie verschillende parameters, die hieronder worden gedefinieerd.

Definitie van de variabelen in de osmolariteitsformule

In de eerste plaats is de osmotische coëfficiënt, vertegenwoordigd door de Griekse letter φ (phi), die verklaart in hoeverre de oplossing van het ideale gedrag weggaat of, met andere woorden, de mate van niet-idealiteit die de opgeloste stof manifesteert in de oplossing.

Op de eenvoudigste manier verwijst φ naar de mate van dissociatie van de opgeloste stof, die een waarde tussen nul en één kan hebben, waarbij de maximale waarde van de eenheid een dissociatie van 100% vertegenwoordigt; dat is absoluut.

In sommige gevallen -zoals sucrose- overschrijdt deze waarde de eenheid; terwijl in andere gevallen, zoals die van zouten, de invloed van elektrostatische interacties of krachten een osmotische coëfficiënt veroorzaken met een waarde kleiner dan één, zelfs als absolute dissociatie optreedt.

Aan de andere kant geeft de waarde van n de hoeveelheid deeltjes aan waarin een molecuul kan worden gedissocieerd. In het geval van ionensoorten wordt natriumchloride (NaCl), waarvan de waarde van n gelijk is aan twee, als voorbeeld gegeven; terwijl in het niet-geïoniseerde glucosemolecuul de waarde van n gelijk is aan één.

Ten slotte vertegenwoordigt de waarde van c de concentratie van de opgeloste stof, uitgedrukt in molaire eenheden; en het subscript i verwijst naar de identiteit van een specifieke opgeloste stof, maar deze moet hetzelfde zijn bij het vermenigvuldigen van de drie bovengenoemde factoren en dus het verkrijgen van osmolariteit.

Hoe het te berekenen?

In het geval van de ionische verbinding KBr (bekend als kaliumbromide), als u een concentratieconcentratie heeft gelijk aan 1 mol / l KBr in water, wordt hieruit afgeleid dat deze een osmolariteit heeft gelijk aan 2 osmol / l.

Dit komt door zijn sterke elektrolytkarakter, dat zijn volledige dissociatie in water bevordert en de vrijlating van twee onafhankelijke ionen mogelijk maakt (K+ en Br-) die wat elektrische lading hebben, zodat elke mol van KBr gelijk is aan twee osmolen in oplossing.

Analoog voor een oplossing met een concentratie gelijk aan 1 mol / l BaCl2 (bekend als bariumchloride) in water, het heeft een osmolariteit gelijk aan 3 osmol / l.

Dit komt omdat er drie onafhankelijke ionen vrijkomen: een ion2+ en twee Cl-ionen-. Vervolgens elke mol BaCl2 komt overeen met drie osmolen in oplossing.

Aan de andere kant ondergaan niet-ionische soorten een dergelijke dissociatie niet en ontstaan ​​er voor elke mol opgeloste stof één enkele osmol. In het geval van een glucose-oplossing met een concentratie gelijk aan 1 mol / l, komt dit overeen met 1 osmol / l van de oplossing.

Verschillen tussen osmolariteit en osmolaliteit

Een osmol wordt gedefinieerd als het aantal deeltjes dat wordt opgelost in een volume gelijk aan 22,4 l oplosmiddel, onderworpen aan een temperatuur van 0 ° C en die het genereren van een osmotische druk van 1 atm veroorzaakt. Opgemerkt moet worden dat deze deeltjes als osmotisch actief worden beschouwd.

In deze zin verwijzen de eigenschappen die bekend staan ​​als osmolariteit en osmolaliteit naar dezelfde meting: de concentratie van opgeloste stof in een oplossing of, op een andere manier, het gehalte aan totale deeltjes opgeloste stof in oplossing.

Het fundamentele verschil dat wordt vastgesteld tussen osmolariteit en osmolaliteit is in de eenheden waarin elk is vertegenwoordigd:

De osmolariteit wordt uitgedrukt in hoeveelheid van de stof per volume van de oplossing (dat wil zeggen, osmol / l), terwijl de osmolaliteit wordt uitgedrukt in de hoeveelheid substantie per massa oplosmiddel (dwz osmol / kg oplossing).

In de praktijk worden beide parameters op een onverschillige manier gebruikt, en manifesteren ze zich zelfs in verschillende eenheden, vanwege het feit dat er een niet te verwaarlozen verschil is tussen de totale magnitudes van de verschillende metingen.

referenties

  1. Wikipedia. (N.D.). Osmotische concentratie. Teruggehaald van es.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Chemie, negende editie. Mexico: McGraw-Hill.
  3. Evans, D.H. (2008). Osmotische en Ionische regulatie: cellen en dieren. Opgehaald uit books.google.co.ve
  4. Potts, W.T. en Parry, W. (2016). Osmotische en Ionische regelgeving bij dieren. Opgehaald uit books.google.co.ve
  5. Armitage, K. (2012). Onderzoek in algemene biologie. Opgehaald uit books.google.co.ve