Osmolaridade: Como Calcular e Diferença com Osmolaridade

A osmolaridade é o parâmetro que mede a concentração de que é de um composto químico em um litro de solução, desde que esta contribui para a propriedade de ligação conhecido como pressão osmótica da referida solução.

Nesse sentido, a pressão osmótica de uma solução refere-se à quantidade de pressão necessária para interromper o processo de osmose, que é definida como a passagem seletiva de partículas de solvente por meio de uma membrana semipermeável ou porosa de uma solução. de menos concentração para mais concentrado.

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Além disso, a unidade usada para expressar a quantidade de partículas de soluto é o osmol (cujo símbolo é Osm), que não faz parte do Sistema Internacional de Unidades (SI), usado em quase todo o mundo. Portanto, a concentração do soluto na solução é definida em unidades de Osmoles por litro (Osm / l).

Formula

Como mencionado anteriormente, a osmolaridade (também conhecida como concentração osmótica) é expressa em unidades definidas como Osm / l. Isto é devido à sua relação com a determinação da pressão osmótica e a medição da difusão do solvente por osmose.

Na prática, a concentração osmótica pode ser determinada como uma magnitude física com o uso de um osmômetro.

O osmômetro é um instrumento usado para medir a pressão osmótica de uma solução, bem como a determinação de outras propriedades coligativas (como pressão de vapor, aumento do ponto de ebulição ou diminuição do ponto de congelamento) para obter o valor da osmolaridade da solução.

Dessa forma, a fórmula apresentada abaixo é usada para calcular esse parâmetro de medição, que leva em consideração todos os fatores que podem afetar essa propriedade.

Osmolaridade = Σφ i n i c i

Nesta equação, a osmolaridade é estabelecida como a soma resultante da multiplicação de todos os valores obtidos de três parâmetros diferentes, que serão definidos abaixo.

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Definição das variáveis ​​na fórmula de osmolaridade

Em primeiro lugar, está o coeficiente osmótico, representado pela letra grega φ (phi), que explica até que ponto a solução se afasta do comportamento ideal ou, em outras palavras, o grau de não idealidade manifestado pelo soluto na solução.

Da maneira mais simples, φ refere-se ao grau de dissociação do soluto, que pode ter um valor entre zero e um, onde o valor máximo que é o da unidade representa uma dissociação de 100%; isto é, absoluto.

Em alguns casos – como sacarose – esse valor excede a unidade; enquanto em outros casos, como o de sais, a influência de interações ou forças eletrostáticas causa um coeficiente osmótico com um valor menor que a unidade, embora ocorra dissociação absoluta.

Por outro lado, o valor de n indica a quantidade de partículas nas quais uma molécula pode ser dissociada. No caso de espécies iônicas, o cloreto de sódio (NaCl), cujo valor de n é igual a dois, é usado como exemplo; enquanto na molécula de glicose não ionizada, o valor de n é igual a um.

Finalmente, o valor de c representa a concentração do soluto, expressa em unidades molares; e o índice i refere-se à identidade de um soluto específico, mas que deve ser o mesmo no momento da multiplicação dos três fatores mencionados acima e, assim, da osmolaridade.

Como calcular?

No caso do composto iônico KBr (conhecido como brometo de potássio), se houver uma solução de concentração igual a 1 mol / l de KBr na água, infere-se que ele possui uma osmolaridade igual a 2 osmol / l.

Isso se deve ao seu forte caráter eletrolítico, que favorece sua completa dissociação em água e permite a liberação de dois íons independentes (K + e Br ) que possuem uma certa carga elétrica, de modo que cada mole de KBr é equivalente a dois osmoles em solução.

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Da mesma forma, para uma solução com uma concentração de 1 mol / l de BaCl 2 (conhecido como cloreto de bário) em água, ele tem uma osmolaridade igual a 3 osmol / l.

Isso ocorre porque três íons independentes são liberados: um íon Ba 2+ e dois íons Cl . Então, cada mole de BaCl 2 é equivalente a três osmoles em solução.

Por outro lado, espécies não iônicas não experimentam tal dissociação e causam um único osmol por mole de soluto. No caso de uma solução de glicose com uma concentração igual a 1 mol / l, isso equivale a 1 osmol / l da solução.

Diferenças entre osmolaridade e osmolaridade

Um osmol é definido como o número de partículas que são dissolvidas em um volume igual a 22,4 l de solvente, submetidas a uma temperatura de 0 ° C e que causam a geração de uma pressão osmótica igual a 1 atm. Deve-se notar que essas partículas são consideradas osmoticamente ativas.

Nesse sentido, as propriedades conhecidas como osmolaridade e osmolaridade se referem à mesma medida: a concentração de soluto em uma solução ou, em outras palavras, o conteúdo de partículas totais de soluto em solução.

A diferença fundamental que se estabelece entre osmolaridade e osmolaridade está nas unidades em que cada uma é representada:

A osmolaridade é expressa em termos de quantidade de substância por volume de solução (isto é, osmol / L), enquanto a osmolaridade é expressa em quantidade de substância por massa de solvente (isto é, osmol / kg de solução).

Na prática, ambos os parâmetros são usados ​​indiferentemente, mesmo se manifestando em unidades diferentes, devido ao fato de haver uma diferença inestimável entre as magnitudes totais das diferentes medidas.

Referências

  1. Wikipedia (sf). Concentração osmótica Recuperado de es.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Química, nona edição. México: McGraw-Hill.
  3. Evans, DH (2008). Regulação Osmótica e Jônica: Células e Animais. Obtido em books.google.co.ve
  4. Potts, WT e Parry, W. (2016). Regulação Osmótica e Iônica em Animais. Recuperado de books.google.co.ve
  5. Armitage, K. (2012). Investigações em biologia geral. Obtido em books.google.co.ve

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