Formule d'osmolarité, comment la calculer et différence avec l'osmolalité

Leosmolarité est le paramètre qui mesure la concentration d'un composé chimique dans un litre de solution, pour autant qu'il contribue à la propriété colligative connue sous le nom de pression osmotique de ladite solution.

En ce sens, la pression osmotique d'une solution fait référence à la quantité de pression nécessaire pour ralentir le processus d'osmose, défini comme le passage sélectif de particules de solvant au moyen d'une membrane semi-perméable ou poreuse provenant d'une solution. de moins de concentration à un plus concentré.

En outre, l'unité utilisée pour exprimer la quantité de particules de soluté est l'osmol (dont le symbole est Osm), qui ne fait pas partie du Système international d'unités (SI) utilisé dans presque tout le monde. Ainsi, la concentration du soluté dans la solution est définie en unités d'Osmoles par litre (Osm / l).

Index

• 1 formule
  • 1.1 Définition des variables dans la formule de l'osmolarité
• 2 Comment le calculer?
• 3 Différences entre osmolarité et osmolalité
• 4 références

Formule

Comme mentionné précédemment, l'osmolarité (également appelée concentration osmotique) est exprimée en unités définies comme Osm / l. Cela est dû à sa relation avec la détermination de la pression osmotique et à la mesure de la diffusion du solvant par osmose.

En pratique, la concentration osmotique peut être déterminée en tant que quantité physique à l'aide d'un osmomètre.

L'osmomètre est un instrument utilisé dans la mesure de la pression osmotique d'une solution, ainsi que la détermination d'autres propriétés colligatives (telles que la pression de vapeur, l'augmentation du point d'ébullition ou l'abaissement du point de congélation) pour obtenir la valeur de l'osmolarité de la solution.

De cette manière, pour calculer ce paramètre de mesure, la formule présentée ci-dessous est utilisée, qui prend en compte tous les facteurs pouvant affecter cette propriété.

Osmolarité = Σφ_jen_jeC_je

Dans cette équation, l'osmolarité est établie comme la somme résultant de la multiplication de toutes les valeurs obtenues à partir de trois paramètres différents, qui seront définis ci-dessous.

Définition des variables dans la formule d'osmolarité

D'abord, il y a le coefficient osmotique, représenté par la lettre grecque φ (phi), qui explique jusqu'où la solution s'éloigne du comportement idéal ou, en d'autres termes, le degré de non-idéalité que manifeste le soluté dans la solution.

De la manière la plus simple, φ désigne le degré de dissociation du soluté, qui peut avoir une valeur comprise entre zéro et un, la valeur maximale de l’unité représentant une dissociation de 100%; c'est-à-dire absolu.

Dans certains cas, tels que le saccharose, cette valeur dépasse l'unité; alors que dans d'autres cas, comme celui des sels, l'influence des interactions ou des forces électrostatiques entraîne un coefficient osmotique d'une valeur inférieure à l'unité, même si une dissociation absolue se produit.

Par contre, la valeur de n indique la quantité de particules dans laquelle une molécule peut être dissociée. Dans le cas d'espèces ioniques, le chlorure de sodium (NaCl), dont la valeur de n est égale à deux, est donné à titre d'exemple; alors que dans la molécule de glucose non ionisée, la valeur de n est égale à un.

Enfin, la valeur de c représente la concentration du soluté, exprimée en unités molaires; et l'indice i se réfère à l'identité d'un soluté spécifique, mais il doit être le même en multipliant les trois facteurs mentionnés ci-dessus et en obtenant ainsi l'osmolarité.

Comment le calculer?

Dans le cas du composé ionique KBr (connu sous le nom de bromure de potassium), si vous avez une solution de concentration égale à 1 mol / l de KBr dans l'eau, on en déduit qu'il a une osmolarité égale à 2 osmol / l.

Ceci est dû à son fort caractère électrolytique, qui favorise sa dissociation complète dans l’eau et permet la libération de deux ions indépendants (K⁺ et Br^-) qui ont une certaine charge électrique, de sorte que chaque mole de KBr est égale à deux osmoles en solution.

De manière analogue, pour une solution de concentration égale à 1 mol / l de BaCl₂ (connu sous le nom de chlorure de baryum) dans l'eau, il a une osmolarité égale à 3 osmol / l.

En effet, trois ions indépendants sont libérés: un ion Ba²⁺ et deux ions Cl^-. Ensuite, chaque mole de BaCl₂ Il est équivalent à trois osmoles en solution.

Par ailleurs, les espèces non ioniques ne subissent pas une telle dissociation et produisent un seul osmol pour chaque mole de soluté. Dans le cas d'une solution de glucose à une concentration égale à 1 mol / l, cela équivaut à 1 osmol / l de la solution.

Différences entre osmolarité et osmolalité

Un osmol est défini comme le nombre de particules dissoutes dans un volume égal à 22,4 l de solvant, soumis à une température de 0 ° C et provoquant la génération d'une pression osmotique égale à 1 atm. Il convient de noter que ces particules sont considérées comme étant osmotiquement actives.

En ce sens, les propriétés connues comme osmolarité et l'osmolalité se réfèrent à la même mesure: la concentration de soluté dans une solution ou, en d'autres termes, la teneur en particules de soluté dissoutes totales.

La différence fondamentale établie entre l'osmolarité et de l'osmolalité est dans les unités dans lesquelles chacun représente:

L'osmolarité est exprimée en termes de quantité de substance par volume de solution (par exemple osmol / l), tandis que l'osmolalité est exprimée en quantité de substance par poids de solvant (c.-à-osmol / kg de solution).

En pratique, les deux paramètres sont utilisés indifféremment, même manifesté dans différentes unités, le fait qu'il ya une différence négligeable entre les quantités totales des différentes mesures.

Références

1. Wikipedia. (s.f.) Concentration osmotique. Récupéré de es.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chimie, neuvième édition. Mexique: McGraw-Hill.
3. Evans, D. H. (2008). Osmotiques et Ionorégulation: Les cellules et les animaux. Récupéré de books.google.co.ve
4. Potts, W. T., et Parry, W. (2016). Régulation osmotique et ionique chez les animaux. Récupéré de books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Enquêtes en biologie générale. Récupéré de books.google.co.ve