Diferența dintre osmolaritate și osmolalitate
Share
Diferența principală - Osmolaritatea vs Osmolalitatea
Presiunea osmotică este un termen care se referă la fluide. Este presiunea necesară pentru a evita osmoza. Cu alte cuvinte, presiunea osmotică este presiunea care trebuie aplicată pentru a evita ca o soluție pură să intre într-o soluție care să aibă soluții dizolvate prin osmoză. Osmolaritatea și osmolalitatea sunt legate de presiunea osmotică. Ele sunt folosite pentru a măsura presiunea osmotică în termeni de osmoles. Un osmol este numărul de moli dintr-un compus care contribuie la presiunea osmotică. Principala diferență între osmolaritate și osmolalitate este aceea osmolaritatea este o măsură care ia în considerare volumul unei soluții, în timp ce osmolalitatea este măsurată având în vedere masa unei soluții.
Domenii cheie acoperite
1. Ce este Osmolaritatea
- Definiție, explicație cu exemple
2. Ce este Osmolalitatea
- Definiție, explicație cu exemple
3. Care este relația dintre osmolaritate și osmolalitate
- Explicarea ecuației
4. Care este diferența dintre osmolaritate și osmolalitate
- Compararea diferențelor cheie
Termeni cheie: Osmolalitate, osmolaritate, Osmoles, presiune osmotică
Ce este Osmolaritatea
Osmolaritatea este numărul de osmole pe litru dintr-o soluție care este luată în considerare. Cu alte cuvinte, este un termen utilizat pentru a exprima concentrația unei soluții care arată activitatea osmotică. Aceasta înseamnă că osmolaritatea este concentrația unei soluții osmotice. Acest lucru este, de asemenea, numit concentrația osmotică.
Figura 1: Osmoză
Spre deosebire de molaritate, osmolaritatea măsoară numărul de particule pe litru. De exemplu, dacă luăm în considerare o soluție de NaCl, osmolaritatea este dată de două ori ca molaritatea acelei soluții. Acest lucru se datorează faptului că molarul este numărul de moli de Na sau Cl pe litru, în timp ce osmolaritatea este (Na + Cl) moli pe litru, deoarece toate particulele sunt considerate.
Dacă luăm în considerare o soluție a unui compus ionic, toți ionii sunt considerați mai degrabă particule decât ioni specifici. O particulă poate fi fie un ion, fie o moleculă. Dar dacă luăm în considerare o soluție a unui compus având o structură moleculară, atunci compusul va dizolva moleculele care formează. Apoi fiecare moleculă este considerată ca o particulă.
De exemplu,
- Dacă se dizolvă 0,08 moli de glucoză în 1 litru de apă;
Molaritatea soluției de glucoză = 0,08 mol / l
Osmolaritatea soluției de glucoză = 0,08 osmol / L
- Dacă se dizolvă 0,08 moli de NaCI în 1 litru de apă;
Molaritatea soluției de NaCl = 0,08 mol / l
Osmolaritatea soluției de NaCl = 0,16 osmol / L
Osmolaritatea nu depinde de tipul de compus dizolvat în soluție. Ea doar măsoară cantitatea de particule prezente acolo. Dar este afectată de schimbările în solvent (apă). Acest lucru se datorează faptului că, dacă volumul soluției este mărit sau micșorat, volumul luat în considerare pentru calcularea osmolarității se modifică în consecință. Mai mult decât atât, osmolaritatea depinde, de asemenea, de temperatură și de presiune, deoarece volumul și solubilitatea compușilor pot fi modificate prin schimbarea acestor parametri.
Ce este Osmolalitatea
Osmolalitatea este un termen utilizat pentru a descrie presiunea osmotică a unei soluții privind masa de soluție. Acesta poate fi definit ca numărul de osmole pe kilogram de soluție. Osmoele sunt numărul de molecule de particule prezente în această soluție. Particulele pot fi fie ioni, fie molecule.
Deoarece masa este independentă de presiune și temperatură, acești doi parametri nu pot afecta osmolalitatea unei soluții. Dar o schimbare a conținutului de apă poate afecta în mare măsură osmolalitatea deoarece modifică masa soluției. Această caracteristică este avantajoasă în determinarea precisă a osmolalității la orice condiții de temperatură și presiune.
Osmolalitatea poate fi determinată cu ușurință prin metoda depresiei punctului de îngheț. Se bazează pe proporționalitatea indirectă a substanțelor dizolvate și punctul de congelare al soluției (cu cât mai multă soluție în soluție, cu atât mai mică va fi punctul de congelare)
Figura 2: Presiunea osmotică apare când un compus este dizolvat în apă.
Unitatea pentru osmolalitate este osmol / kg. Osmolalitatea dă concentrația unei substanțe dizolvate într-o soluție în ceea ce privește masa soluției.
Relația dintre osmolaritate și osmolalitate
- Pentru soluțiile foarte diluate, osmolaritatea și osmolalitatea sunt numeric aceleași.
- Diferența dintre osmolalitate și osmolaritate se numește decalaj osmolar.
Diferența dintre osmolaritate și osmolalitate
Definiție
osmolaritatea: Osmolaritatea este concentrația unei soluții exprimate ca osmole de particule dizolvate pe litru de soluție.
osmolalitate: Osmolalitatea este concentrația unei soluții exprimată ca numărul total de particule dizolvate pe kilogram.
Calcul
osmolaritatea: Osmolaritatea se calculează în funcție de volumul soluției.
osmolalitate: Osmolalitatea se calculează în funcție de masa soluției
Unități
osmolaritatea: Unitățile pentru osmolaritate sunt mol / L.
osmolalitate: Unitățile pentru osmolalitate sunt osmol / L.
Temperatură și presiune
osmolaritatea: Osmolaritatea depinde de temperatură și presiune.
osmolalitate: Osmolalitatea nu depinde de temperatură și presiune.
Concluzie
Atât osmolaritatea cât și osmolalitatea sunt folosite pentru determinarea presiunii osmotice a unui sistem. Acestea descriu concentrația unei soluții în termeni de osmoles. Cu toate acestea, au unele diferențe, după cum sa discutat mai sus în acest articol. Principala diferență între osmolaritate și osmolalitate este aceea că osmolaritatea este măsurată având în vedere volumul unei soluții, în timp ce osmolalitatea este măsurată având în vedere masa unei soluții.
Referințe:
1. Canon, Martin. Osmoles, Osmolality și presiunea osmotică: Clarificarea puzzle-ului concentrației soluției. "PubMed (2008): 92-99. Researchgate.net. Researchgate.net, iunie 2008. Web. Disponibil aici. 11 august 2017.
2. "Concentrația osmotică" Wikipedia. Wikimedia Foundation, 13 iulie 2017. Web. Disponibil aici. 11 august 2017.
Datorită fotografiei:
1. "Osmose en" de © Hans Hillewaert (CC BY-SA 3.0) prin intermediul Wikimedia Commons
2. "Diagrama de osmoză" Prin KDS4444 - Lucrări proprii (CC0) prin Wikimedia Commons
