osmolaritate este parametrul care măsoară concentrația unui compus chimic într-un litru de soluție, atâta timp cât contribuie la proprietatea coligativă cunoscută sub numele de presiune osmotică a soluției menționate.
În acest sens, presiunea osmotică a unei soluții se referă la cantitatea de presiune necesară pentru a încetini procesul de osmoză, care este definit ca trecerea selectivă a particulelor de solvent printr-o membrană semipermeabilă sau poroasă dintr-o soluție. concentrație mai mică la o concentrare mai mare.
De asemenea, unitatea utilizată pentru a exprima cantitatea de particule dizolvate este osmolul (al cărui simbol este Osm), care nu face parte din Sistemul Internațional de Unități (SI) care este utilizat în majoritatea lumii. Deci concentrația solutului din soluție este definită în unități de Osmoli pe litru (Osm / l).
Indice articol
După cum sa menționat anterior, osmolaritatea (cunoscută și sub denumirea de concentrație osmotică) este exprimată în unități definite ca Osm / L. Acest lucru se datorează relației sale cu determinarea presiunii osmotice și măsurării difuziei solventului prin osmoză..
În practică, concentrația osmotică poate fi determinată ca o cantitate fizică cu ajutorul unui osmometru..
Osmometrul este un instrument utilizat pentru măsurarea presiunii osmotice a unei soluții, precum și determinarea altor proprietăți coligative (cum ar fi presiunea vaporilor, creșterea punctului de fierbere sau scăderea punctului de îngheț) pentru a obține valoarea osmolarității soluției.
În acest fel, pentru a calcula acest parametru de măsurare, se folosește formula prezentată mai jos, care ia în considerare toți factorii care pot afecta această proprietate.
Osmolaritatea = ΣφeuneuCeu
În această ecuație, osmolaritatea este stabilită ca suma rezultată din înmulțirea tuturor valorilor obținute din trei parametri diferiți, care vor fi definiți mai jos.
În primul rând, există coeficientul osmotic, reprezentat de litera greacă φ (phi), care explică cât de departe este soluția de comportamentul ideal sau, cu alte cuvinte, gradul de non-idealitate pe care solutul îl manifestă în soluție.
În cel mai simplu mod, φ se referă la gradul de disociere a solutului, care poate avea o valoare între zero și una, unde valoarea maximă care este unitatea reprezintă o disociere de 100%; adică absolut.
În unele cazuri - cum ar fi zaharoza - această valoare depășește unitatea; în timp ce în alte cazuri, cum ar fi sărurile, influența interacțiunilor sau forțelor electrostatice determină un coeficient osmotic cu o valoare mai mică decât unitatea, chiar dacă există o disociere absolută.
Pe de altă parte, valoarea lui n indică numărul de particule în care o moleculă se poate disocia. În cazul speciilor ionice, exemplul este clorura de sodiu (NaCl), a cărei valoare n este egală cu două; în timp ce în molecula de glucoză neionizată valoarea lui n este egală cu una.
În cele din urmă, valoarea lui c reprezintă concentrația solutului, exprimată în unități molare; iar indicele i se referă la identitatea unui solut specific, dar care trebuie să fie același atunci când se înmulțesc cei trei factori menționați mai sus și astfel se obține osmolaritatea.
În cazul compusului ionic KBr (cunoscut sub numele de bromură de potasiu), dacă aveți o soluție cu o concentrație egală cu 1 mol / l de KBr în apă, se deduce că are o osmolaritate egală cu 2 osmol / l.
Acest lucru se datorează caracterului său de electrolit puternic, care favorizează disocierea sa completă în apă și permite eliberarea a doi ioni independenți (K+ și fr-) care au o anumită încărcare electrică, astfel încât fiecare mol de KBr este echivalent cu doi osmoli în soluție.
În mod similar, pentru o soluție cu o concentrație egală cu 1 mol / l de BaClDouă (cunoscut sub numele de clorură de bariu) în apă, are o osmolaritate egală cu 3 osmol / l.
Acest lucru se datorează faptului că sunt eliberați trei ioni independenți: un ion BaDouă+ și doi ioni Cl-. Deci, fiecare mol de BaClDouă este echivalent cu trei osmoli în soluție.
Pe de altă parte, speciile neionice nu suferă o astfel de disociere și produc un singur osmol pentru fiecare mol de solut. În cazul unei soluții de glucoză cu concentrație egală cu 1 mol / l, aceasta este echivalentă cu 1 osmol / l din soluție.
Un osmol este definit ca numărul de particule care sunt dizolvate într-un volum egal cu 22,4 l de solvent, supus la o temperatură de 0 ° C și provocând generarea unei presiuni osmotice egale cu 1 atm. Trebuie remarcat faptul că aceste particule sunt considerate active din punct de vedere osmotic.
În acest sens, proprietățile cunoscute sub numele de osmolaritate și osmolalitate se referă la aceeași măsurare: concentrația solutului într-o soluție sau, cu alte cuvinte, conținutul de particule totale de solut în soluție..
Diferența fundamentală care se stabilește între osmolaritate și osmolalitate este în unitățile în care fiecare este reprezentată:
Osmolalitatea este exprimată în termeni de cantitate de substanță per volum de soluție (adică osmol / l), în timp ce osmolalitatea este exprimată în cantitate de substanță per masă de solvent (adică osmol / kg de soluție).
În practică, ambii parametri sunt utilizați indiferent, chiar manifestându-se în unități diferite, datorită faptului că există o diferență neglijabilă între magnitudinile totale ale diferitelor măsurători..
Nimeni nu a comentat acest articol încă.