Verschil tussen osmolariteit en osmolaliteit

Belangrijkste verschil - Osmolariteit versus Osmolaliteit

Osmotische druk is een term die betrekking heeft op vloeistoffen. Het is de druk die nodig is om osmose te voorkomen. Met andere woorden, osmotische druk is de druk die moet worden uitgeoefend om te voorkomen dat een zuivere oplossing een oplossing binnenkomt met opgeloste opgeloste stoffen door osmose. Osmolariteit en osmolaliteit zijn verbonden met osmotische druk. Ze worden gebruikt om de osmotische druk in termen van osmolen te meten. Een osmole is het aantal mol in een verbinding dat bijdraagt ​​aan de osmotische druk. Het belangrijkste verschil tussen osmolariteit en osmolaliteit is dat osmolariteit is een maatstaf voor het volume van een oplossing, terwijl osmolaliteit wordt gemeten met het oog op de massa van een oplossing.

Key Areas Covered

1. Wat is osmolariteit
      - Definitie, uitleg met voorbeelden
2. Wat is osmolaliteit
      - Definitie, uitleg met voorbeelden
3. Wat is de relatie tussen osmolariteit en osmolaliteit
      - Uitleg van vergelijking
4. Wat is het verschil tussen osmolariteit en osmolaliteit
      - Vergelijking van belangrijke verschillen

Sleutelbegrippen: osmolaliteit, osmolariteit, osmolen, osmotische druk

Wat is osmolariteit

Osmolariteit is het aantal osmolen per liter van een oplossing dat wordt overwogen. Met andere woorden, het is een term die wordt gebruikt om de concentratie van een oplossing die osmotische activiteit vertoont tot expressie te brengen. Dit betekent dat osmolariteit de concentratie van een osmotische oplossing is. Dit wordt ook wel genoemd osmotische concentratie.

Figuur 1: Osmose

In tegenstelling tot molariteit, meet osmolariteit het aantal deeltjes per liter. Als we bijvoorbeeld een NaCl-oplossing beschouwen, wordt de osmolariteit tweemaal zo groot als de molariteit van die oplossing. Dit komt omdat de molariteit het aantal Na of Cl mol per liter is, terwijl osmolariteit (Na + Cl) mol per liter is, omdat alle deeltjes in aanmerking worden genomen.

Als we een oplossing van een ionische verbinding beschouwen, worden alle ionen beschouwd als deeltjes in plaats van bepaalde ionen. Een deeltje kan een ion of een molecuul zijn. Maar als we een oplossing van een verbinding met een moleculaire structuur beschouwen, lost de verbinding moleculen op. Vervolgens wordt elk molecuul als een deeltje beschouwd.

Bijvoorbeeld,

• Als 0,08 mol glucose wordt opgelost in 1 liter water;

                     Molariteit van glucose-oplossing = 0,08 mol / L

                     Osmolariteit van glucose-oplossing = 0,08 osmol / L

• Als 0,08 mol NaCl wordt opgelost in 1 liter water;

                     Molariteit van de NaCl-oplossing = 0,08 mol / l

                     Osmolariteit van NaCl-oplossing = 0,16 osmol / L

De osmolariteit is niet afhankelijk van het type verbinding dat in de oplossing is opgelost. Het meet gewoon de hoeveelheid deeltjes die daar aanwezig zijn. Maar het wordt beïnvloed door de veranderingen in het oplosmiddel (water). Dat is omdat als het volume van de oplossing wordt verhoogd of verlaagd, het volume dat in aanmerking wordt genomen voor de berekening van de osmolariteit overeenkomstig wordt aangepast. Bovendien hangt osmolariteit ook af van de temperatuur en druk, omdat het volume en de oplosbaarheid van verbindingen kunnen worden gewijzigd door deze parameters te wijzigen.

Wat is osmolaliteit

Osmolaliteit is een term die wordt gebruikt om de osmotische druk van een oplossing met betrekking tot de massa van de oplossing te beschrijven. Het kan worden gedefinieerd als het aantal osmolen per kilogram van de oplossing. De osmolen zijn het aantal mol deeltjes aanwezig in die oplossing. De deeltjes kunnen ionen of moleculen zijn.

Aangezien de massa onafhankelijk is van druk en temperatuur, kunnen deze twee parameters de osmolaliteit van een oplossing niet beïnvloeden. Maar een verandering in het watergehalte kan de osmolaliteit sterk beïnvloeden, omdat het de massa van de oplossing verandert. Deze karakteristiek is van voordeel bij het nauwkeurig bepalen van osmolaliteit bij elke temperatuur- en druktoestand.

Osmolaliteit kan eenvoudig worden bepaald door de vriespunt-depressiemethode. Het is gebaseerd op de indirecte proportionaliteit van opgeloste stoffen en het vriespunt van de oplossing (hoe meer opgeloste stof in een oplossing, hoe lager het vriespunt is).

Figuur 2: De osmotische druk ontstaat wanneer een verbinding wordt opgelost in water.

De eenheid voor osmolaliteit is osmol / kg. Osmolaliteit geeft de concentratie van een opgeloste stof in een oplossing in termen van de massa van de oplossing.

Relatie tussen osmolariteit en osmolaliteit

• Voor zeer verdunde oplossingen zijn osmolariteit en osmolaliteit numeriek hetzelfde.
• Het verschil tussen osmolaliteit en osmolariteit wordt osmolaire kloof genoemd.

Verschil tussen osmolariteit en osmolaliteit

Definitie

osmolariteit: Osmolariteit is de concentratie van een oplossing uitgedrukt als osmol opgeloste deeltjes per liter oplossing.

osmolaliteit: Osmolaliteit is de concentratie van een oplossing uitgedrukt als het totale aantal opgeloste deeltjes per kilogram.

Berekening

osmolariteit: De osmolariteit wordt berekend rekening houdend met het volume van de oplossing.

osmolaliteit: Osmolaliteit wordt berekend rekening houdend met de massa van de oplossing

eenheden

osmolariteit: Eenheden voor osmolariteit zijn mol / L.

osmolaliteit: Eenheden voor osmolaliteit is osmol / L.

Temperatuur en druk

osmolariteit: De osmolariteit is afhankelijk van de temperatuur en druk.

osmolaliteit: Osmolaliteit is niet afhankelijk van de temperatuur en druk.

Conclusie

Zowel osmolariteit als osmolaliteit worden gebruikt om de osmotische druk van een systeem te bepalen. Ze beschrijven de concentratie van een oplossing in termen van osmolen. Ze hebben echter enkele verschillen zoals hierboven in dit artikel besproken. Het belangrijkste verschil tussen osmolariteit en osmolaliteit is dat de osmolariteit wordt gemeten rekening houdend met het volume van een oplossing, terwijl osmolaliteit wordt gemeten gezien de massa van een oplossing.

Referenties:

1. Canon, Martin. "Osmoles,, osmolaliteit en osmotische druk: het verduidelijken van de puzzel van oplossingsconcentratie." PubMed (2008): 92-99. Researchgate.net. Researchgate.net, juni 2008. Web. Beschikbaar Hier. 11 aug. 2017. 
2. "Osmotische concentratie." Wikipedia. Wikimedia Foundation, 13 juli 2017. Web. Beschikbaar Hier. 11 aug. 2017. 

Afbeelding met dank aan:

1. "Osmose en" door © Hans Hillewaert (CC BY-SA 3.0) via Commons Wikimedia
2. "Osmosis diagram" door KDS4444 - Eigen werk (CC0) via Commons Wikimedia