Osmotische Konzentration

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Die osmotische Konzentration cosm (veraltet Osmolarität) gibt die Stoffmengenkonzentration (veraltet Molarität) der osmotisch aktiven Teilchen einer Lösung an.

c_\mathrm{osm} = \frac{n_\mathrm{osm}}{V_\text{Lösung}}

Im Fall einer Lösung, deren Volumen annähernd dem Volumen ihres Lösungsmittels entspricht, lässt sich die Osmolarität durch Multiplikation mit der Massendichte des Wassers aus der Osmolalität bosm errechnen:[1]

b_\mathrm{osm} \cdot \rho_{\text{H}_2\text{O}} = \frac{n_\mathrm{osm}}{m_\text{Lösungsmittel}} \cdot \rho_{\text{H}_2\text{O}} = \frac{n_\mathrm{osm}}{V_\text{Lösungsmittel}} \approx c_\mathrm{osm}

Die Maßeinheit der Osmolarität ist osmol/m³, in der klinischen Chemie schreibt man stattdessen mosmol/l. Üblicherweise wird in der Medizin allerdings die Osmolalität verwendet, z. B. in mosmol/kg.

Bedeutung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Besitzt eine Lösung eine höhere Osmolarität als eine Vergleichslösung, so wird sie als hyperosmolar bezeichnet, besitzt sie eine geringere Osmolarität, als hypoosmolar. Wenn Lösungen durch eine Membran getrennt sind, die nur für das Lösungsmittel permeabel ist (semipermeable Membran), wandert dieses vom Ort der niedrigeren osmotischen Konzentration zum Ort der höheren osmotischen Konzentration. In älterer Literatur wird deshalb auch vom „osmotischen Wert oder Saugwert der Lösung“ gesprochen.[2]

Der osmotische Druck, der die Triebkraft für die Bewegung des Lösungsmittels quantifiziert, ist proportional zur Osmolarität:

\Pi = R \cdot T \cdot c_\mathrm{osm}

Erklärung[Bearbeiten | Quelltext 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 | Quelltext 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 | Quelltext 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 (c = 0,1 mol/l = 100 mmol/l).
  • Osmolarität: In der Lösung dissoziiert das Kochsalz in die Ionen Na+ und Cl, sodass 0,2 Mol osmotisch aktive Teilchen gelöst sind (cosm = 0,2 osmol/l = 200 mosmol/l). Die tatsächliche Osmolarität ist etwas geringer, da nicht alle Teilchen dissoziieren und die Löslichkeit temperaturabhängig ist.

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. Eintrag zu osmotic concentration. In: IUPAC Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). doi:10.1351/goldbook.O04343 .
  2. Strasburger: Lehrbuch der Botanik, 29. Auflage, Gustav Fischer, Stuttgart 1967, S. 210