OSMOLARITEIT: HOE HET TE BEREKENEN EN HET VERSCHIL MET OSMOLALITEIT - CHEMIE - 2026

De osmolariteit is de parameter die de concentratie meet van een chemische verbinding in één liter oplossing, op voorwaarde dat dit bijdraagt ​​aan de colligatieve eigenschap die bekend staat als osmotische druk van genoemde oplossing.

In die zin verwijst de osmotische druk van een oplossing naar de hoeveelheid druk die nodig is om het osmoseproces te vertragen, dat wordt gedefinieerd als de selectieve doorgang van oplosmiddeldeeltjes door een semi-permeabel of poreus membraan vanuit een oplossing. van een lagere concentratie naar een meer geconcentreerde.

Evenzo is de eenheid die wordt gebruikt om de hoeveelheid opgeloste deeltjes uit te drukken osmol (waarvan het symbool Osm is), dat geen deel uitmaakt van het International System of Units (SI) dat in het grootste deel van de wereld wordt gebruikt. Dus de concentratie van de opgeloste stof in de oplossing wordt gedefinieerd in eenheden van Osmol per liter (Osm / l).

Formule

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

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

De osmometer is een instrument dat wordt gebruikt om de osmotische druk van een oplossing te meten, evenals de bepaling van andere colligatieve eigenschappen (zoals dampspanning, verhoging van het kookpunt of verlaging van het vriespunt) 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, die rekening houdt met alle factoren die deze eigenschap kunnen beïnvloeden.

Osmolariteit = Σφ _i n _ik C _ik

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 variabelen in de osmolariteitsformule

In de eerste plaats is er de osmotische coëfficiënt, weergegeven door de Griekse letter φ (phi), die verklaart hoe ver de oplossing verwijderd is van het ideale gedrag of, met andere woorden, de mate van niet-idealiteit die de opgeloste stof tot uiting brengt 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 die de eenheid is, een dissociatie van 100% vertegenwoordigt; dat wil zeggen absoluut.

In sommige gevallen -zoals die van sucrose- overschrijdt deze waarde de eenheid; Terwijl in andere gevallen, zoals zouten, de invloed van elektrostatische interacties of krachten een osmotische coëfficiënt veroorzaakt met een waarde lager dan één, ook al treedt er absolute dissociatie op.

Aan de andere kant geeft de waarde van n het aantal deeltjes aan waarin een molecuul kan dissociëren. In het geval van ionische soorten is het voorbeeld natriumchloride (NaCl), waarvan de waarde van n gelijk is aan twee; 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 onderschrift i verwijst naar de identiteit van een specifieke opgeloste stof, maar die hetzelfde moet zijn op het moment dat de drie bovengenoemde factoren worden vermenigvuldigd en zo de osmolariteit verkrijgt.

Hoe bereken je het?

In het geval van de ionische verbinding KBr (bekend als kaliumbromide), als u een oplossing heeft met een concentratie 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 karakter als een sterke elektrolyt, die de volledige dissociatie in water bevordert en de afgifte van twee onafhankelijke ionen (K ⁺ en Br ^- ) mogelijk maakt die een bepaalde elektrische lading hebben, zodat elke mol KBr gelijk is aan twee osmolen. in oplossing.

Ook voor een oplossing met een concentratie van 1 mol / l BaCl ₂ (zogenaamde bariumchloride) in water, is er een osmolariteit gelijk aan 3 osmol / l.

Dit komt doordat er drie onafhankelijke ionen vrijkomen: een Ba ²⁺ -ion en twee Cl ^- ionen . Dus elke mol BaCl ₂ komt overeen met drie osmol in oplossing.

Aan de andere kant ondergaan niet-ionische soorten een dergelijke dissociatie niet en produceren ze een enkele osmol voor elke mol opgeloste stof. 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 een osmotische druk veroorzaken die gelijk is aan 1 atm. Opgemerkt moet worden dat deze deeltjes als osmotisch actief worden beschouwd.

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

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

Osmolaliteit wordt uitgedrukt in termen van hoeveelheid stof per volume oplossing (d.w.z. osmol / l), terwijl osmolaliteit wordt uitgedrukt in hoeveelheid stof per massa oplosmiddel (d.w.z. osmol / kg oplossing).

In de praktijk worden beide parameters onverschillig gebruikt en manifesteren ze zich zelfs in verschillende eenheden, vanwege het feit dat er een verwaarloosbaar verschil is tussen de totale groottes van de verschillende metingen.

Referenties

1. Wikipedia. (sf). Osmotische concentratie. Opgehaald van es.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemistry, negende editie. Mexico: McGraw-Hill.
3. Evans, DH (2008). Osmotische en ionische regulatie: cellen en dieren. Opgehaald van books.google.co.ve
4. Potts, WT en Parry, W. (2016). Osmotische en ionische regulatie bij dieren. Opgehaald van books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Onderzoeken in de algemene biologie. Opgehaald van books.google.co.ve