OSMOLARITAT: COM CALCULAR-LA I DIFERÈNCIA AMB OSMOLALITAT - QUIMICA - 2025

La osmolaritat és el paràmetre que mesura la concentració que es té d'un compost químic en un litre de solució, sempre que aquest contribueixi a la propietat col·ligativa coneguda com a pressió osmòtica d'aquesta solució.

En aquest sentit, la pressió osmòtica d'una solució es refereix a la quantitat de pressió que es necessita per frenar el procés d'osmosi, el qual es defineix com el pas selectiu de partícules de solvent per mitjà d'una membrana semipermeable o porosa des d'una solució de menor concentració a una més concentrada.

Així mateix, la unitat que s'utilitza per expressar la quantitat de partícules de solut és el osmol (el símbol és OSM), el qual no forma part de el Sistema Internacional d'Unitats (SI) que és utilitzat en gairebé tot el món. Així que la concentració de l'solut en la solució es defineix en unitats de Osmoles per litre (OSM / l).

fórmula

Com es va esmentar prèviament, la osmolaritat (també coneguda com a concentració osmòtica) s'expressa en unitats definides com OSM / l. Això es deu a la seva relació amb la determinació de la pressió osmòtica i el mesurament de la difusió de l'solvent mitjançant l'osmosi.

A la pràctica, la concentració osmòtica pot determinar-se com una magnitud física amb l'ús d'un osmòmetre.

L'osmòmetre és un instrument emprat en el mesurament de la pressió osmòtica d'una solució, així com la determinació d'altres propietats col·ligatives (com la pressió de vapor, l'augment de el punt d'ebullició o el descens del punt de congelació) per obtenir el valor de l'osmolaritat de la solució.

D'aquesta manera, per calcular aquest paràmetre de mesurament s'utilitza la fórmula que es presenta a continuació, la qual té en compte tots els factors que poden afectar aquesta propietat.

Osmolaritat = Σφ _i n _i C _i

En aquesta equació s'estableix l'osmolaritat com la sumatòria resultant de multiplicar tots els valors obtinguts de tres paràmetres diferents, els quals es van a definir a continuació.

Definició de les variables en la fórmula de l'osmolaritat

En primer lloc es troba el coeficient osmòtic, representat amb la lletra grega φ (phi), el qual explica què tant s'allunya la solució de l'comportament ideal o, en altres paraules, el grau de no idealitat que manifesta el solut en la solució.

De la manera més senzilla, φ es refereix a el grau de dissociació de l'solut, el qual pot tenir un valor entre zero i un, on el valor màxim que és el de la unitat representa una dissociació de l'100%; és a dir, absoluta.

En alguns casos -com el de la sacarosa- aquest valor supera la unitat; mentre que en altres casos, com el de les sals, la influència de les interaccions o forces electrostàtiques ocasionen un coeficient osmòtic amb un valor inferior a la unitat, encara que es produeixi una dissociació absoluta.

D'altra banda, el valor de n indica la quantitat de partícules en què es pot dissociar una molècula. En el cas de les espècies iòniques, es posa com a exemple el clorur de sodi (NaCl), el valor de n és igual a dos; mentre que en la molècula no ionitzada de glucosa el valor de n és igual a un.

Finalment, el valor de c representa la concentració de l'solut, expressada en unitats molars; i el subíndex i fa referència a la identitat d'un solut específic, però que ha de ser el mateix a l'hora de multiplicar els tres factors abans assenyalats i obtenir així l'osmolaritat.

Com calcular-?

En el cas de l'compost iònic KBr (conegut com bromur de potassi), si es té una solució de concentració igual a 1 mol / l de KBr en aigua, s'infereix que aquesta posseeix una osmolaritat igual a 2 osmol / l.

Això es deu al seu caràcter d'electròlit fort, el qual afavoreix la seva dissociació completa en aigua i permet l'alliberament de dos ions independents (K ⁺ i Br ^-) que posseeixen certa càrrega elèctrica, de manera que cada mol de KBr equival a dos osmoles en solució.

De manera anàloga, per a una solució de concentració igual a 1 mol / l de BaCl ₂ (conegut com clorur de bari) en aigua, es té una osmolaritat igual a 3 osmol / l.

Això es deu al fet que s'alliberen 3 ions independents: un ion Ba ²⁺ i dos ions Cl ^-. Llavors, cada mol de BaCl ₂ és equivalent a tres osmoles en solució.

D'altra banda, les espècies no iòniques no experimenten aquesta dissociació i originen un únic osmol per cada mol de solut. En el cas d'una solució de glucosa de concentració igual a 1 mol / l, aquesta equival a 1 osmol / l de la solució.

Diferències entre la osmolaritat i l'osmolalitat

Un osmol es defineix com el nombre de partícules que es troben dissoltes en un volum igual a 22,4 l de solvent, sotmeses a una temperatura de 0 ° C i que ocasionen la generació d'una pressió osmòtica igual a 1 atm. Cal destacar que aquestes partícules es consideren osmòticament actives.

En aquest sentit, les propietats conegudes com osmolaritat i osmolalitat es refereixen a la mateixa mesura: la concentració de solut en una solució o, dit d'una altra manera, el contingut de partícules totals de solut en solució.

La diferència fonamental que s'estableix entre l'osmolaritat i l'osmolalitat està en les unitats en què es representa cadascuna:

La osmolaritat s'expressa en termes de quantitat de substància per volum de solució (és a dir, osmol / l), mentre que la osmolalitat s'expressa en quantitat de substància per massa de solvent (és a dir, osmol / kg de solució).

A la pràctica tots dos paràmetres es fan servir de manera indiferent, fins i tot manifestant-se en unitats diferents, pel fet que hi ha una diferència inapreciable entre les magnituds totals de les diferents mesures.

referències

1. Wikipedia. (Sf). Osmotic concentration. Recuperat de es.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemistry, Ninth edition. Mèxic: McGraw-Hill.
3. Evans, DH (2008). Osmotic and Ionic Regulation: Cells and Animals. Obtingut de books.google.co.ve
4. Potts, WT, i Parry, W. (2016). Osmotic and Ionic Regulation in Animals. Recuperat de books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Investigations in general biology. Obtingut de books.google.co.ve