OSMOLARITĀTE: KĀ TO APRĒĶINĀT, UN ATŠĶIRĪBA AR OSMOLARITĀTI - ĶĪMIJA - 2025

Osmolaritāte ir parametrs ka pasākumi koncentrācija, kas ir ķīmiskā savienojuma vienā šķīduma litrā, ar nosacījumu, ka tas nodrošina molekulu skaita atkarīgo īpašuma pazīstams kā osmotisko spiedienu no minētā šķīduma.

Šajā ziņā šķīduma osmotiskais spiediens attiecas uz spiediena daudzumu, kas nepieciešams, lai palēninātu osmozes procesu, kas tiek definēts kā šķīdinātāja daļiņu selektīva pāreja caur puscaurlaidīgu vai porainu membrānu no šķīduma. no zemākas koncentrācijas uz koncentrētāku.

Tāpat izšķīdušo daļiņu daudzuma izteikšanai izmantotā vienība ir osmols (kura simbols ir Osm), kas neietilpst Starptautiskajā vienību sistēmā (SI), ko izmanto lielākajā pasaules daļā. Tātad izšķīdušās vielas koncentrācija šķīdumā tiek noteikta osmolu vienībās litrā (Osm / l).

Formula

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

Praksē osmozes koncentrāciju var noteikt kā fizisku lielumu, izmantojot osmometru.

Osmometrs ir instruments, ko izmanto šķīduma osmotiskā spiediena mērīšanai, kā arī citu koligācijas īpašību noteikšanai (piemēram, tvaika spiediens, viršanas temperatūras paaugstināšanās vai sasalšanas punkta pazemināšanās), lai iegūtu vērtību no šķīduma osmolaritātes.

Tādā veidā, lai aprēķinātu šo mērīšanas parametru, tiek izmantota šāda formula, kas ņem vērā visus faktorus, kas var ietekmēt šo īpašību.

Osmolaritāte = Σφ _i n _i C _i

Šajā vienādojumā osmolaritāti nosaka kā summu, kas iegūta, reizinot visas vērtības, kas iegūtas no trim dažādiem parametriem, kuri tiks definēti turpmāk.

Mainīgo lielumu noteikšana osmolaritātes formulā

Pirmkārt, ir osmotiskais koeficients, ko apzīmē ar grieķu burtu φ (phi), kas izskaidro, cik tālu risinājums ir prom no ideālās izturēšanās vai, citiem vārdiem sakot, neidealitātes pakāpes, ko šķīdinātājs izpauž šķīdumā.

Vienkāršākā veidā φ attiecas uz izšķīdušās vielas disociācijas pakāpi, kurai var būt vērtība no nulles līdz vienai, kur maksimālā vērtība, kas ir vienība, norāda 100% disociāciju; tas ir, absolūts.

Dažos gadījumos - piemēram, saharozes gadījumā - šī vērtība pārsniedz vienotību; Citos gadījumos, piemēram, sāļos, elektrostatiskās mijiedarbības vai spēku ietekme rada osmotisko koeficientu, kura vērtība ir mazāka par vienotību, kaut arī notiek absolūta disociācija.

No otras puses, n vērtība norāda daļiņu skaitu, kurās molekula var sadalīties. Jonu sugu gadījumā piemērs ir nātrija hlorīds (NaCl), kura n vērtība ir vienāda ar diviem; tā kā nejonizētā glikozes molekulā n vērtība ir vienāda ar vienu.

Visbeidzot, c vērtība norāda izšķīdušās vielas koncentrāciju, kas izteikta molās vienībās; un apakšindekss i attiecas uz noteikta izšķīdušā produkta identitāti, bet tam jābūt vienādam trīs iepriekš minēto faktoru reizināšanas brīdī un tādējādi iegūstot osmolaritāti.

Kā to aprēķināt?

Ja jonu savienojums ir KBr (pazīstams kā kālija bromīds), ja jums ir šķīdums, kura koncentrācija ir 1 mol / l KBr ūdenī, tiek secināts, ka tā osmolaritāte ir vienāda ar 2 osmol / l.

Tas ir saistīts ar tā kā stipra elektrolīta raksturu, kas veicina tā pilnīgu disociāciju ūdenī un ļauj atbrīvot divus neatkarīgus jonus (K ⁺ un Br ^- ), kuriem ir noteikts elektriskais lādiņš, tā ka katrs KBr mols ir ekvivalents diviem osmoliem. šķīdumā.

Līdzīgi, lai šķīdumā ar koncentrāciju vienāds ar 1 mol / l BaCl ₂ (pazīstams kā bārija hlorīdu) ūdenī, tur ir osmolaritāte ir vienāds ar 3 osmol / l.

Tas ir tāpēc trīs neatkarīgas joni tiek atbrīvota: viens Ba ²⁺ jonu un divas Cl ^- joni . Tātad katrs BaCl ₂ mols ir līdzvērtīgs trim osmoliem šķīdumā.

No otras puses, nejonu sugas neveic šādu disociāciju un rada vienu osmolu katram izšķīdinātā mola daudzumam. Glikozes šķīdumam, kura koncentrācija ir vienāda ar 1 mol / l, tas ir vienāds ar 1 osmolu / l šķīduma.

Atšķirības starp osmolaritāti un osmolaritāti

Osmolu definē kā daļiņu skaitu, kas izšķīdināts tilpumā, kas vienāds ar 22,4 l šķīdinātāja, pakļauts 0 ° C temperatūrai un kas rada osmotisko spiedienu, kas vienāds ar 1 atm. Jāatzīmē, ka šīs daļiņas tiek uzskatītas par osmotiski aktīvām.

Šajā ziņā īpašības, kas zināmas kā osmolaritāte un osmolaritāte, attiecas uz vienu un to pašu mērījumu: izšķīdušās vielas koncentrāciju šķīdumā vai, citiem vārdiem sakot, kopējo izšķīdušās vielas daļiņu saturu šķīdumā.

Galvenā atšķirība, kas noteikta starp osmolaritāti un osmolaritāti, ir vienībās, kurās katra ir attēlota:

Osmolalitāti izsaka kā vielas daudzumu uz šķīduma tilpumu (t.i., osmolu / L), savukārt osmolalitāti izsaka vielas daudzumā uz šķīdinātāja masu (t.i., osmolu / kg šķīduma).

Praksē abi parametri tiek izmantoti vienaldzīgi, pat izpaudoties dažādās vienībās, sakarā ar to, ka dažādu mērījumu kopējie lielumi ir nenozīmīgi.

Atsauces

1. Wikipedia. (sf). Osmotiskā koncentrācija. Atjaunots no es.wikipedia.org
2. Čans, R. (2007). Ķīmija, devītais izdevums. Meksika: Makgreivs.
3. Evanss, DH (2008). Osmotiskā un jonu regulēšana: šūnas un dzīvnieki. Iegūts no books.google.co.ve
4. Potts, WT, un Parry, W. (2016). Osmotiskā un jonu regulēšana dzīvniekiem. Atkopts no books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Izpēte vispārējā bioloģijā. Iegūts no books.google.co.ve