Formula dell'osmolarità, come calcolarla e la differenza con l'osmolalità

ilosmolarità è il parametro che misura la concentrazione di un composto chimico in un litro di soluzione, purché contribuisca alla proprietà colligativa nota come pressione osmotica di detta soluzione.

In questo senso, la pressione osmotica di una soluzione si riferisce alla quantità di pressione necessaria per rallentare il processo di osmosi, che è definito come il passaggio selettivo delle particelle di solvente per mezzo di una membrana semipermeabile o porosa da una soluzione di meno concentrazione a una più concentrata.

Inoltre, l'unità che viene utilizzata per esprimere la quantità di particelle di soluto è osmol (il cui simbolo è Osm), che non fa parte del Sistema Internazionale di Unità (SI) utilizzato in quasi tutto il mondo. Quindi la concentrazione del soluto nella soluzione è definita in unità di Osmoles per litro (Osm / l).

indice

• 1 formula
  • 1.1 Definizione delle variabili nella formula dell'osmolarità
• 2 Come calcolarlo?
• 3 Differenze tra osmolarità e osmolalità
• 4 riferimenti

formula

Come accennato in precedenza, l'osmolarità (nota anche come concentrazione osmotica) è espressa in unità definite come Osm / l. Ciò è dovuto alla sua relazione con la determinazione della pressione osmotica e la misurazione della diffusione del solvente attraverso l'osmosi.

In pratica, la concentrazione osmotica può essere determinata come una quantità fisica con l'uso di un osmometro.

L'osmometro è uno strumento utilizzato nella misurazione della pressione osmotica di una soluzione, così come la determinazione di altre proprietà colligative (come la tensione di vapore, l'aumento del punto di ebollizione o l'abbassamento del punto di congelamento) per ottenere il valore dell'osmolarità della soluzione.

In questo modo, per calcolare questo parametro di misurazione, viene utilizzata la formula presentata di seguito, che tiene conto di tutti i fattori che possono influire su questa proprietà.

Osmolarità = Σφ_ion_ioC_io

In questa equazione, l'osmolarità è stabilita come la somma risultante dal moltiplicare tutti i valori ottenuti da tre diversi parametri, che saranno definiti di seguito.

Definizione delle variabili nella formula di osmolarità

Primo, c'è il coefficiente osmotico, rappresentato dalla lettera greca φ (phi), che spiega fino a che punto la soluzione si allontana dal comportamento ideale o, in altre parole, dal grado di non idealità che il soluto si manifesta nella soluzione.

Nel modo più semplice, φ si riferisce al grado di dissociazione del soluto, che può avere un valore compreso tra zero e uno, in cui il valore massimo dell'unità rappresenta una dissociazione del 100%; cioè, assoluto.

In alcuni casi, come saccarosio, questo valore supera l'unità; mentre in altri casi, come quello dei sali, l'influenza delle interazioni o delle forze elettrostatiche causa un coefficiente osmotico con un valore inferiore all'unità, anche se si verifica una dissociazione assoluta.

D'altra parte, il valore di n indica la quantità di particelle in cui una molecola può essere dissociata. Nel caso di specie ioniche, il sodio cloruro (NaCl), il cui valore di n è uguale a due, viene fornito come esempio; mentre nella molecola di glucosio non ionizzato il valore di n è uguale a uno.

Infine, il valore di c rappresenta la concentrazione del soluto, espressa in unità molari; e il pedice si riferisce all'identità di un soluto specifico, ma deve essere lo stesso quando si moltiplicano i tre fattori sopra menzionati e si ottiene così l'osmolarità.

Come si calcola?

Nel caso del composto ionico KBr (noto come bromuro di potassio), se si ha una soluzione di concentrazione pari a 1 mol / l di KBr in acqua, si deduce che ha un'osmolarità pari a 2 osmol / l.

Ciò è dovuto al suo forte carattere elettrolitico, che favorisce la sua completa dissociazione in acqua e consente il rilascio di due ioni indipendenti (K⁺ e fr^-) che hanno una carica elettrica, in modo che ogni mole di KBr sia uguale a due osmoli in soluzione.

Analogamente, per una soluzione con una concentrazione pari a 1 mol / l di BaCl₂ (noto come cloruro di bario) in acqua, ha un'osmolarità pari a 3 osmol / l.

Questo perché vengono rilasciati tre ioni indipendenti: uno ione²⁺ e due ioni Cl^-. Quindi, ogni mole di BaCl₂ È equivalente a tre osmoli in soluzione.

D'altra parte, le specie non ioniche non subiscono tale dissociazione e originano un singolo osmolo per ogni mole di soluto. Nel caso di una soluzione di glucosio con una concentrazione pari a 1 mol / l, questo equivale a 1 osmol / l della soluzione.

Differenze tra osmolarità e osmolalità

Un osmol è definito come il numero di particelle che vengono sciolte in un volume pari a 22,4 l di solvente, sottoposto a una temperatura di 0 ° C e che provoca la generazione di una pressione osmotica pari a 1 atm. Va notato che queste particelle sono considerate osmoticamente attive.

In questo senso, le proprietà note come osmolarità e osmolalità si riferiscono alla stessa misura: la concentrazione di soluto in una soluzione o, in altre parole, il contenuto di particelle di soluto totale in soluzione.

La differenza fondamentale che si instaura tra osmolarità e osmolalità è nelle unità in cui ciascuna di esse è rappresentata:

L'osmolarità è espressa in termini di quantità di sostanza per volume di soluzione (cioè osmol / l), mentre l'osmolalità è espressa in quantità di sostanza per massa di solvente (cioè osmol / kg di soluzione).

In pratica entrambi i parametri sono usati in modo indifferente, anche manifestandosi in unità diverse, a causa del fatto che esiste una differenza inapprezzabile tra le grandezze totali delle diverse misurazioni.

riferimenti

1. Wikipedia. (N.d.). Concentrazione osmotica Estratto da es.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chimica, nona edizione. Messico: McGraw-Hill.
3. Evans, D. H. (2008). Regolamento osmotico e ionico: cellule e animali. Estratto da books.google.co.ve
4. Potts, W. T. e Parry, W. (2016). Regolamento osmotico e ionico negli animali. Recuperato da books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Indagini in biologia generale. Estratto da books.google.co.ve