OSMOLARITAS: CARA MENGHITUNGNYA DAN PERBEDAANNYA DENGAN OSMOLALITAS - KIMIA - 2025

The osmolaritas adalah parameter bahwa langkah-langkah konsentrasi yang dari senyawa kimia dalam satu liter larutan, asalkan memberikan kontribusi ini untuk properti koligatif dikenal sebagai tekanan osmotik larutan kata.

Dalam pengertian ini, tekanan osmotik suatu larutan mengacu pada jumlah tekanan yang diperlukan untuk memperlambat proses osmosis, yang didefinisikan sebagai bagian selektif partikel pelarut melalui membran semi permeabel atau berpori dari suatu larutan. dari konsentrasi yang lebih rendah ke yang lebih terkonsentrasi.

Begitu pula, satuan yang digunakan untuk menyatakan jumlah partikel zat terlarut adalah osmol (yang simbolnya Osm), yang bukan merupakan bagian dari Sistem Satuan Internasional (SI) yang digunakan di sebagian besar dunia. Jadi konsentrasi zat terlarut dalam larutan ditentukan dalam satuan Osmol per liter (Osm / l).

Rumus

Seperti disebutkan sebelumnya, osmolaritas (juga dikenal sebagai konsentrasi osmotik) dinyatakan dalam satuan yang didefinisikan sebagai Osm / L. Hal ini dikarenakan hubungannya dengan penentuan tekanan osmotik dan pengukuran difusi pelarut secara osmosis.

Dalam praktiknya, konsentrasi osmotik dapat ditentukan sebagai besaran fisik dengan menggunakan osmometer.

Osmometer merupakan alat yang digunakan untuk mengukur tekanan osmotik suatu larutan, serta penentuan sifat koligatif lainnya (seperti tekanan uap, kenaikan titik didih atau penurunan titik beku) untuk mendapatkan nilai dari osmolaritas larutan.

Dengan cara ini, untuk menghitung parameter pengukuran ini, digunakan rumus berikut, yang memperhitungkan semua faktor yang dapat mempengaruhi properti ini.

Osmolaritas = Σφ _i n _i C _i

Dalam persamaan ini, osmolaritas ditetapkan sebagai hasil penjumlahan dari semua nilai yang diperoleh dari tiga parameter berbeda, yang akan dijelaskan di bawah ini.

Definisi variabel dalam rumus osmolaritas

Pertama-tama, ada koefisien osmotik, yang diwakili oleh huruf Yunani φ (phi), yang menjelaskan seberapa jauh solusi tersebut dari perilaku ideal atau, dengan kata lain, tingkat non-idealitas yang diwujudkan zat terlarut dalam larutan.

Dalam cara yang paling sederhana, φ mengacu pada derajat disosiasi zat terlarut, yang dapat memiliki nilai antara nol dan satu, di mana nilai maksimum unit mewakili disosiasi 100%; yaitu mutlak.

Dalam beberapa kasus -seperti sukrosa- nilai ini melebihi kesatuan; Sedangkan pada kasus lain seperti garam, pengaruh interaksi atau gaya elektrostatis menyebabkan koefisien osmotik dengan nilai lebih rendah dari satu, meskipun terjadi disosiasi absolut.

Di sisi lain, nilai n menunjukkan jumlah partikel di mana molekul dapat berdisosiasi. Dalam kasus spesi ionik, contohnya adalah natrium klorida (NaCl), yang n nilainya sama dengan dua; sedangkan pada molekul glukosa tak terionisasi nilai n sama dengan satu.

Akhirnya, nilai c mewakili konsentrasi zat terlarut, dinyatakan dalam satuan molar; dan subskrip i mengacu pada identitas zat terlarut tertentu, tetapi harus sama pada saat mengalikan tiga faktor yang disebutkan di atas dan dengan demikian memperoleh osmolaritas.

Bagaimana cara menghitungnya?

Dalam kasus senyawa ionik KBr (dikenal sebagai kalium bromida), jika Anda memiliki larutan dengan konsentrasi sama dengan 1 mol / l KBr dalam air, disimpulkan bahwa ia memiliki osmolaritas sama dengan 2 osmol / l.

Hal ini disebabkan karakternya sebagai elektrolit kuat, yang nikmat disosiasi lengkap dalam air dan memungkinkan pelepasan dua ion independen (K ⁺ dan Br ^- ) yang memiliki muatan listrik tertentu, sehingga setiap mol KBr setara dengan dua osmol. dalam larutan.

Demikian pula, untuk larutan dengan konsentrasi 1 mol / l BaCl ₂ (dikenal sebagai barium klorida) dalam air, terdapat osmolaritas sebesar 3 osmol / l.

Ini karena tiga ion independen dilepaskan: satu ion Ba ²⁺ dan dua ion Cl ^- . Jadi setiap mol BaCl ₂ setara dengan tiga osmol dalam larutan.

Di sisi lain, spesies nonionik tidak mengalami disosiasi tersebut dan menghasilkan osmol tunggal untuk setiap mol zat terlarut. Dalam kasus larutan glukosa dengan konsentrasi sama dengan 1 mol / l, ini setara dengan 1 osmol / l larutan.

Perbedaan antara osmolaritas dan osmolalitas

Osmol didefinisikan sebagai jumlah partikel yang dilarutkan dalam volume yang sama dengan 22,4 l pelarut, dengan suhu 0 ° C dan menyebabkan timbulnya tekanan osmotik sebesar 1 atm. Perlu dicatat bahwa partikel ini dianggap aktif secara osmotik.

Dalam pengertian ini, sifat yang dikenal sebagai osmolaritas dan osmolalitas mengacu pada pengukuran yang sama: konsentrasi zat terlarut dalam suatu larutan atau, dengan kata lain, kandungan total partikel zat terlarut dalam larutan.

Perbedaan mendasar yang ditetapkan antara osmolaritas dan osmolalitas terletak pada unit di mana masing-masing diwakili:

Osmolalitas dinyatakan dalam jumlah zat per volume larutan (yaitu osmol / L), sedangkan osmolalitas dinyatakan dalam jumlah zat per massa pelarut (yaitu osmol / kg larutan).

Dalam praktiknya, kedua parameter digunakan secara acuh tak acuh, bahkan memanifestasikan dirinya dalam unit yang berbeda, karena fakta bahwa ada perbedaan yang dapat diabaikan antara besaran total dari pengukuran yang berbeda.

Referensi

1. Wikipedia. (sf). Konsentrasi osmotik. Dipulihkan dari es.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Kimia, edisi kesembilan. Meksiko: McGraw-Hill.
3. Evans, DH (2008). Regulasi Osmotik dan Ionik: Sel dan Hewan. Diperoleh dari books.google.co.ve
4. Potts, WT, dan Parry, W. (2016). Regulasi Osmotik dan Ionik pada Hewan. Dipulihkan dari books.google.co.ve
5. Armitage, K. (2012). Investigasi dalam biologi umum. Diperoleh dari books.google.co.ve