Osmolaritātes formula, kā to aprēķināt un atšķirība ar Osmolalitāti



The osmolaritāte ir parametrs, kas mēra ķīmiskā savienojuma koncentrāciju litrā šķīdumā, ja vien tas veicina koligatīvo īpašību, kas pazīstama kā minētā šķīduma osmotiskais spiediens..

Šajā ziņā šķīduma osmotiskais spiediens attiecas uz spiediena daudzumu, kas nepieciešams, lai palēninātu osmozes procesu, kas tiek definēts kā šķīdinātāju daļiņu selektīva caurlaidība, izmantojot šķīdumu, kas ir puscaurlaidīgs vai porains. ar mazāku koncentrāciju līdz koncentrētākai.

Arī vienība, kas tiek izmantota, lai izteiktu šķīstošo daļiņu daudzumu, ir osmols (kura simbols ir Osm), kas nav daļa no Starptautiskās vienību sistēmas (SI), ko izmanto gandrīz visā pasaulē. Tātad šķīduma koncentrācija šķīdumā ir noteikta Osmolu vienībās litrā (Osm / l)..

Indekss

  • 1 Formula
    • 1.1. Osmolaritātes formulas mainīgo lielumu definēšana
  • 2 Kā to aprēķināt?
  • 3 Atšķirības starp osmolaritāti un osmolalitāti
  • 4 Atsauces

Formula

Kā minēts iepriekš, osmolaritāte (pazīstama arī kā osmotiskā koncentrācija) tiek izteikta vienībās, kas definētas kā Osm / l. Tas ir saistīts ar tā saistību ar osmotiskā spiediena noteikšanu un šķīdinātāja difūzijas noteikšanu osmozes veidā.

Praksē osmotisko koncentrāciju var noteikt kā fizisku daudzumu, izmantojot osmometru.

Osmometrs ir instruments, ko izmanto šķīduma osmotiskā spiediena mērīšanai, kā arī citu koligatīvu īpašību noteikšanai (piemēram, tvaika spiedienam, viršanas temperatūras paaugstināšanai vai sasalšanas punkta nomākumam), lai iegūtu vērtību. šķīduma osmolaritāti.

Šādā veidā, lai aprēķinātu šo mērījumu parametru, tiek izmantota šāda formula, kurā ņemti vērā visi faktori, kas var ietekmēt šo īpašumu..

Osmolaritāte = ΣφiniCi

Šajā vienādojumā osmolaritāte tiek noteikta kā summa, kas iegūta, reizinot visas vērtības, kas iegūtas no trim dažādiem parametriem, kas tiks definēti tālāk.

Mainīgo lielumu definīcija osmolaritātes formulā

Pirmkārt, ir osmotiskais koeficients, ko attēlo grieķu burts φ (phi), kas izskaidro, cik lielā mērā ideālās uzvedības risinājums virzās prom, vai, citiem vārdiem sakot, tas, cik lielā mērā šķīdums izpaužas šķīdumā.

Vienkāršākajā veidā φ attiecas uz šķīdinātāja disociācijas pakāpi, kuras vērtība var būt starp nulli un vienu, kur vienības maksimālā vērtība ir 100% disociācija; tas ir, absolūti.

Dažos gadījumos, piemēram, saharoze, šī vērtība pārsniedz vienotību; citos gadījumos, piemēram, sāļu gadījumā, elektrostatisko mijiedarbību vai spēku ietekme izraisa osmotisko koeficientu, kura vērtība ir mazāka par vienotību, pat ja rodas absolūta disociācija.

No otras puses, n vērtība norāda to daļiņu daudzumu, kurās molekulu var atdalīt. Jonu sugu gadījumā kā piemēru ir norādīts nātrija hlorīds (NaCl), kura vērtība ir vienāda ar diviem; tā kā nejonizētā glikozes molekulā n vērtība ir vienāda ar vienu.

Visbeidzot, c vērtība ir šķīdinātāja koncentrācija, kas izteikta molārajās vienībās; un apakšindekss i attiecas uz konkrēta šķīdinātāja identitāti, bet tam jābūt vienādam, reizinot iepriekš minētos trīs faktorus un tādējādi iegūstot osmolaritāti.

Kā to aprēķināt?

Ja jonu savienojums KBr (pazīstams kā kālija bromīds), ja Jums ir ūdens šķīduma koncentrācija, kas ir vienāda ar 1 mol / l KBr, tiek secināts, ka tā osmolaritāte ir vienāda ar 2 osmol / l.

Tas ir saistīts ar tā spēcīgo elektrolītu raksturu, kas veicina tās pilnīgu disociāciju ūdenī un ļauj atbrīvot divus neatkarīgus jonus (K+ un Br-), kam ir zems elektriskais lādiņš, lai katra mola KBr būtu vienāda ar diviem osmoliem šķīdumā.

Līdzīgi, šķīdumam, kura koncentrācija ir vienāda ar 1 mol / l BaCl2 (pazīstams kā bārija hlorīds) ūdenī, tā osmolaritāte ir vienāda ar 3 osmol / l.

Tas ir tāpēc, ka tiek atbrīvoti trīs neatkarīgi joni: Ba jonu2+ un divi Cl joni-. Tad katra mola BaCl2 ir ekvivalents trim osmoliem šķīdumā.

No otras puses, nejonu sugas netiek izdalītas šādā veidā, un tās veido vienu osmolu katrai šķīdinātāja molai. Glikozes šķīduma, kura koncentrācija ir vienāda ar 1 mol / l, gadījumā tas ir 1 šķīduma osmol / l..

Atšķirības starp osmolaritāti un osmolalitāti

Osmolu definē kā tādu daļiņu skaitu, kuras izšķīdina tilpumā, kas vienāds ar 22,4 l šķīdinātāja, pakļautas 0 ° C temperatūrai un izraisa osmotiskā spiediena veidošanos, kas ir vienāda ar 1 atm. Jāatzīmē, ka šīs daļiņas tiek uzskatītas par osmotiski aktīvām.

Šajā ziņā īpašības, kas pazīstamas kā osmolaritāte un osmolalitāte, attiecas uz to pašu mērījumu: šķīdinātāja koncentrāciju šķīdumā vai, citādi, kopējo šķīduma daļiņu saturu šķīdumā..

Būtiskā atšķirība starp osmolaritāti un osmolalitāti ir vienībās, kurās katrs ir pārstāvēts:

Osmolaritāti izsaka kā vielas daudzumu šķīduma tilpumā (ti, osmol / l), bet osmolalitāti izsaka vielas daudzumā uz šķīdinātāja masu (ti, osmolu / kg šķīduma)..

Praksē abi parametri tiek izmantoti vienaldzīgi, pat izpaužas dažādās vienībās, jo ir atšķirīga atšķirība starp dažādo mērījumu kopējo apjomu..

Atsauces

  1. Vikipēdija. (s.f.). Osmotiskā koncentrācija. Izgūti no es.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Ķīmija, devītais izdevums. Meksika: McGraw-Hill.
  3. Evans, D. H. (2008). Osmotisks un jonu regulējums: šūnas un dzīvnieki. Izgūti no books.google.co.ve
  4. Potts, W. T. un Parry, W. (2016). Osmotisks un jonu regulējums dzīvniekiem. Izgūti no books.google.co.ve
  5. Armitage, K. (2012). Izmeklējumi vispārējā bioloģijā. Izgūti no books.google.co.ve