Osmotische Konzentration

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Die osmotische Konzentration c_\mathrm{osm} (veraltet Osmolarität) ist das Produkt der Osmolalität b_\mathrm{osm} und der Massendichte von Wasser:[1]

c_\mathrm{osm} = b_\mathrm{osm} \cdot \rho_{H2O} = \frac{n_\mathrm{osm}}{V}

Sie gibt die Stoffmenge n_\mathrm{osm} der osmotisch aktiven Teilchen in Mol pro Liter Lösung an und ist damit ein Maß für den osmotischen Druck.

In der medizinischen Analytik wird als Einheit der Osmolarität osmol/L oder osm/L verwendet und bei niedrigeren Konzentrationen mosmol/L oder mosm/L (Schreibweise auch Osmol/l oder mOsmol/l). Üblicherweise wird in der Medizin allerdings die Osmolalität verwendet, z.B. in Mol/g.

Besitzt eine Lösung eine höhere Osmolarität als eine Vergleichslösung, so wird sie als hyperosmolar bezeichnet, besitzt sie eine geringere Osmolarität, als hypoosmolar.

Erklärung[Bearbeiten]

Größe oder Art der Teilchen spielen für den osmotischen Druck keine Rolle, da es sich nicht um ein chemisches, sondern um ein physikalisches Phänomen handelt. Einzig die Zahl der Teilchen (gelöste Atome und Ionen, aber auch Moleküle wie Zucker, Proteine, Ethanol) ist entscheidend, daher ist der osmotische Druck eine kolligative Eigenschaft.

Messung[Bearbeiten]

Im Labor wird die Osmolarität mit einem Osmometer bestimmt. Als Messprinzip dient die Messung der Gefrierpunktserniedrigung (Kryoskopie), da die Anzahl der in einem Lösungsmittel gelösten Teilchen den Gefrierpunkt der Lösung senkt (bzw. den Siedepunkt erhöht). (Dieses Prinzip wird auch im Winter mittels Salzstreuung verwendet.)

Alternativ kann die Osmolarität auch über die Druckdifferenz zwischen zwei Kammern bestimmt werden, die durch eine semipermeable Membran voneinander getrennt sind. Eine Kammer wird dabei mit einer definierten Vergleichslösung gefüllt, die andere mit der zu untersuchenden Lösung. Da die Teilchen die Membran nicht durchdringen können, muss das Lösungsmittel so lange in die Kammer der höheren Konzentration diffundieren, bis der dadurch entstehende hydrostatische Druck den osmotischen Druck ausgeglichen hat. Der gestiegene Flüssigkeitsstand kann einfach gemessen werden.

Unterschied zur Molarität[Bearbeiten]

Der Unterschied zwischen Molarität und Osmolarität kann an einem Beispiel verdeutlicht werden:

  • Molarität: eine 100 millimolare Natriumchlorid-Lösung enthält 0,1 Mol NaCl pro Liter \left( c = \mathrm{ 100 \frac{mmol}{L} = 0,1 \frac{mol}{L} } \right)
  • Osmolarität: in der Lösung dissoziiert das Kochsalz in die Ionen Na+ und Cl, sodass 0,2 Mol osmotisch aktive Teilchen gelöst sind \left( c_\mathrm{osm} = \mathrm{ 200 \frac{mmol}{L} = 0,2 \frac{mol}{L} } \right).
    Die tatsächliche Osmolarität ist etwas geringer, da nicht alle Teilchen vollständig dissoziieren und die Löslichkeit temperaturabhängig ist.

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1.  Eintrag: osmotic concentration. In: IUPAC Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). doi:10.1351/goldbook.O04343.