Osmolaritetsformel, hur man beräknar det och skillnad med osmolalitet



den osmolaritet är parametern som mäter koncentrationen av en kemisk förening i en liter lösning, så länge det bidrar till den kolligativa egenskapen som är känd som osmotiskt tryck av lösningen.

Här, avser det osmotiska trycket av en lösning till den mängd tryck som behövs för att stoppa processen osmos, vilket definieras som den selektiv passage av partiklar av lösningsmedel genom ett semipermeabelt eller poröst membran från en lösning av lägre koncentration till en mer koncentrerad.

Också, den enhet som används för att uttrycka mängden av lösta partiklar är osmol (Osm med symbol), som inte är en del av internationella enhetssystemet (SI) som används i nästan alla. Således definieras koncentrationen av lösningsmedlet i lösningen i enheter av osmol per liter (Osm / l).

index

  • 1 formel
    • 1.1 Definition av variablerna i osmolaritetsformeln
  • 2 Hur man beräknar det?
  • 3 Skillnader mellan osmolaritet och osmolalitet
  • 4 referenser

formeln

Som tidigare nämnts uttrycks osmolaritet (även känd som osmotisk koncentration) i enheter definierade som Osm / 1. Detta beror på dess relation till bestämningen av osmotiskt tryck och mätningen av lösningsmedelsdiffusion genom osmos.

I praktiken kan den osmotiska koncentrationen bestämmas som en fysisk kvantitet med användning av en osmometer.

Osmometern är ett instrument som används vid mätning av det osmotiska trycket av en lösning, och bestämningen av andra kolligativa egenskaper (såsom ångtryck, ökad kokpunkt eller sänkning av fryspunkten) för att erhålla värdet av lösningen osmolaritet.

På detta sätt, för att beräkna denna mätparameter används följande formel, som tar hänsyn till alla faktorer som kan påverka denna egenskap..

Osmolaritet = ΣφjagnjagCjag

I denna ekvation etableras osmolaritet som summan som härrör från att multiplicera alla värden som erhållits från tre olika parametrar, som kommer att definieras nedan.

Definition av variablerna i osmolaritetsformeln

Först den osmotiska koefficienten, som representeras av den grekiska bokstaven φ (phi), vilket förklarar hur mycket den idealiska lösningen beteende eller, med andra ord, är graden av icke-idealitet som manifesterar det lösta ämnet i lösningen bort.

På enklaste sätt, hänvisar φ till graden av dissociation av det lösta ämnet, som kan ha ett värde mellan noll och ett, där det högsta värdet är dissociationen enhet representerar 100%; det är absolut.

I vissa fall - som sackaros - överstiger detta värde enighet; medan i andra fall, såsom salter, påverkan av interaktioner eller elektrostatiska krafter orsaka en osmotisk koefficient med ett värde som är mindre än ett, även om en absolut dissociation inträffar.

Å andra sidan indikerar värdet av n mängden partiklar i vilka en molekyl kan dissocieras. När det gäller jonarter, är natriumklorid (NaCl), vars värde av n är lika med två, givet som ett exempel; medan i den icke-joniserade glukosmolekylen är värdet av n lika med ett.

Slutligen representerar värdet av c koncentrationen av lösningsmedlet, uttryckt i molära enheter; och abonnenten jag hänvisar till identiteten för ett specifikt lösta ämne, men det måste vara detsamma när man multiplicerar de tre faktorerna som nämns ovan och därigenom erhåller osmolaritet.

Hur man beräknar det?

I fallet med KBr jonisk förening (känd som kaliumbromid), om vi har en lösning med en koncentration av 1 mol / l av KBr i vatten, följer det att detta har en osmolaritet som är lika med 2 osmol / l.

Detta beror på dess starka elektrolytkaraktär, vilket gynnar dess fullständiga dissociation i vatten och möjliggör frisättningen av två oberoende joner (K+ och Br-) som har någon elektrisk laddning, så att varje mol KBr är lika med två osmoler i lösning.

Analogt, för en lösning med en koncentration lika med 1 mol / 1 BaCl2 (känd som bariumklorid) i vatten, den har en osmolaritet som är lika med 3 osmol / l.

Detta beror på att tre oberoende joner frigörs: en Ba ion2+ och två Cl-joner-. Därefter tillsattes varje mol BaCl2 motsvarar tre osmol i lösning.

Å andra sidan genomgår icke-joniska arter sådan dissociation och uppkommer en enda osmol för varje mol av lösningsmedel. I fallet med en glukoslösning med en koncentration som är lika med 1 mol / l motsvarar detta 1 osmol / 1 av lösningen.

Skillnader mellan osmolaritet och osmolalitet

En osmol definieras som antalet partiklar som är lösta i en lika stor volym till 22,4 liter av lösningsmedel, utsattes för en temperatur av 0 ° C och orsakar alstrandet av ett osmotiskt tryck som är lika med 1 atm. Det bör noteras att dessa partiklar anses vara osmotiskt aktiva.

I denna mening, de kända egenskaper som osmolaritet och osmolalitet hänvisar till samma mätning: koncentrationen av löst ämne i en lösning eller, annorlunda uttryckt, det totala innehållet av lösta partiklar i lösning.

Den grundläggande skillnaden mellan osmolaritet och osmolalitet är i de enheter där varje är representerad:

Osmolaritet är uttryckt i termer av mängden substans per volym lösning (dvs osmol / l), medan osmolaliteten uttrycks i mängd ämne per vikt av lösningsmedel (dvs osmol / kg lösning).

I praktiken används båda parametrarna på ett likgiltigt sätt, även om de manifesterar sig i olika enheter, på grund av det faktum att det finns en ofattbar skillnad mellan de olika storlekarna för de olika mätningarna.

referenser

  1. Wikipedia. (N.D.). Osmotisk koncentration. Hämtad från es.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Kemi, nionde upplagan. Mexiko: McGraw-Hill.
  3. Evans, D. H. (2008). Osmotisk och jonisk förordning: celler och djur. Hämtad från books.google.co.ve
  4. Potts, W. T. och Parry, W. (2016). Osmotisk och Jonisk Förordning i Djur. Hämtad från books.google.co.ve
  5. Armitage, K. (2012). Undersökningar i allmän biologi. Hämtad från books.google.co.ve