Formula Osmolarnosti, kako je izračunati i razlika s Osmolalnošću



 osmolarnost je parametar koji mjeri koncentraciju kemijskog spoja u litri otopine, pod uvjetom da doprinosi koligativnom svojstvu poznatom kao osmotski tlak navedene otopine.

U tom smislu, osmotski tlak otopine odnosi se na količinu tlaka potrebnu za usporavanje procesa osmoze, koji je definiran kao selektivni prolaz čestica otapala pomoću polupropusne ili porozne membrane iz otopine niže koncentracije do koncentriranije.

Jedinica koja se koristi za izražavanje količine otopljenih tvari je osmol (čiji je simbol Osm), koji nije dio Međunarodnog sustava jedinica (SI) koji se koristi u gotovo cijelom svijetu. Tako je koncentracija otopljene tvari u otopini definirana u jedinicama Osmolesa po litri (Osm / l).

indeks

  • 1 Formula
    • 1.1 Definicija varijabli u osmolarnoj formuli
  • 2 Kako ga izračunati?
  • 3 Razlike između osmolarnosti i osmolalnosti
  • 4 Reference

formula

Kao što je ranije spomenuto, osmolarnost (također poznata kao osmotska koncentracija) izražena je u jedinicama definiranim kao Osm / 1. To je zbog njegove povezanosti s određivanjem osmotskog tlaka i mjerenjem difuzije otapala osmozom.

U praksi se osmotska koncentracija može odrediti kao fizikalna veličina upotrebom osmometra.

Osmometar je instrument koji se koristi u mjerenju osmotskog tlaka otopine, kao i određivanje drugih koligativnih svojstava (kao što je tlak pare, povećanje točke vrenja ili depresija točke smrzavanja) kako bi se dobila vrijednost osmolarnosti otopine.

Na taj način se za izračunavanje ovog mjernog parametra koristi sljedeća formula, koja uzima u obzir sve čimbenike koji mogu utjecati na ovo svojstvo..

Osolarnost = ΣφjanjaCja

U ovoj jednadžbi osmolarnost se određuje kao zbroj koji proizlazi iz množenja svih vrijednosti dobivenih iz tri različita parametra, koji će biti definirani u nastavku.

Definicija varijabli u osmolarnoj formuli

Na prvom mjestu je osmotski koeficijent, predstavljen grčkim slovom ph (phi), koji objašnjava koliko daleko se rješenje idealnog ponašanja udaljava ili, drugim riječima, stupanj ne-idealizma koji se otapalo manifestira u otopini..

Na najjednostavniji način, to se odnosi na stupanj disocijacije otopljene tvari, koja može imati vrijednost između nule i jedan, gdje maksimalna vrijednost jedinice predstavlja disocijaciju od 100%; to jest, apsolutno.

U nekim slučajevima - kao što je saharoza - ova vrijednost prelazi jedinstvo; dok u drugim slučajevima, kao što su soli, utjecaj elektrostatskih interakcija ili sila uzrokuje osmotski koeficijent s vrijednošću manjom od jedinice, čak i ako dođe do apsolutne disocijacije.

S druge strane, vrijednost n označava količinu čestica u kojoj molekula može biti disocirana. U slučaju ionskih vrsta, natrijev klorid (NaCl), čija je vrijednost n jednaka dvije, dana je kao primjer; dok je u neioniziranoj molekuli glukoze vrijednost n jednaka jedna.

Konačno, vrijednost c predstavlja koncentraciju otopljene tvari, izraženu u molarnim jedinicama; i indeks i odnosi se na identitet specifične otopine, ali mora biti isti kada se množe tri gore navedena faktora i time dobiva osmolarnost.

Kako to izračunati?

U slučaju ionskog spoja KBr (poznatog kao kalijev bromid), ako imate otopinu koncentracije jednaku 1 mol / l KBr u vodi, zaključuje se da ima osmolarnost jednaku 2 osmol / l..

To je zbog njegovog jakog karaktera elektrolita, što pogoduje njegovoj potpunoj disocijaciji u vodi i omogućuje oslobađanje dvaju neovisnih iona (K).+ i Br-) koji imaju neki električni naboj, tako da je svaki mol KBr jednak dva osmola u otopini.

Analogno, za otopinu s koncentracijom jednakom 1 mol / l BaCl2 (poznat kao barijev klorid) u vodi, ima osmolarnost jednaku 3 osmol / l.

Razlog tome je što se oslobađaju tri neovisna iona: a ion2+ i dva Cl iona-. Zatim, svaki mol BaCl2 je jednako trima osmolima u otopini.

S druge strane, ne-ionske vrste ne podliježu takvom disocijaciji i potječu od jednog osmola za svaki mol otopljene tvari. U slučaju otopine glukoze s koncentracijom jednakom 1 mol / l, to je jednako 1 osmol / l otopine.

Razlike između osmolarnosti i osmolalnosti

Osmol je definiran kao broj čestica koje se otope u volumenu jednakom 22,4 1 otapala, podvrgnutoj temperaturi od 0 ° C i koji uzrokuju stvaranje osmotskog tlaka jednakog 1 atm. Treba napomenuti da se te čestice smatraju osmotski aktivnim.

U tom smislu, svojstva poznata kao osmolarnost i osmolalnost odnose se na isto mjerenje: koncentracija otopljene tvari u otopini ili, drugačije rečeno, sadržaj ukupnih čestica otopljene tvari u otopini..

Temeljna razlika koja se uspostavlja između osmolarnosti i osmolalnosti je u jedinicama u kojima je svaka predstavljena:

Osmolarnost je izražena količinom tvari po volumenu otopine (tj. Osmol / l), dok je osmolalnost izražena količinom tvari po masi otapala (tj. Osmol / kg otopine)..

U praksi se oba parametra koriste na indiferentan način, čak i manifestirajući se u različitim jedinicama, zbog činjenice da postoji razlika između ukupnih veličina različitih mjerenja..

reference

  1. Wikipedia. (N. D.). Osmotska koncentracija. Preuzeto s es.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Kemija, 9. izdanje. Meksiko: McGraw-Hill.
  3. Evans, D.H. (2008). Osmotska i ionska regulacija: stanice i životinje. Preuzeto s books.google.co.ve
  4. Potts, W.T. i Parry, W. (2016). Osmotska i ionska regulacija u životinja. Preuzeto s books.google.co.ve
  5. Armitage, K. (2012). Istraživanja u općoj biologiji. Preuzeto s books.google.co.ve