Concentración osmótica
Molaridad de partículas osmóticamente activas

La concentración osmótica , anteriormente conocida como osmolaridad , [1] es la medida de la concentración de soluto , definida como el número de osmoles (Osm) de soluto por litro (L) de solución (osmol/L u Osm/L). La osmolaridad de una solución se expresa habitualmente como Osm/L (pronunciado "osmolar"), de la misma forma que la molaridad de una solución se expresa como "M" (pronunciado "molar"). Mientras que la molaridad mide el número de moles de soluto por unidad de volumen de solución, la osmolaridad mide el número de osmoles de partículas de soluto por unidad de volumen de solución. [2] Este valor permite medir la presión osmótica de una solución y determinar cómo se difundirá el disolvente a través de una membrana semipermeable ( ósmosis ) que separa dos soluciones de diferente concentración osmótica.

Un sobre de SRO con la osmolaridad de sus componentes

Unidad

La unidad de concentración osmótica es el osmol . Se trata de una unidad de medida no perteneciente al SI que define la cantidad de moles de soluto que contribuyen a la presión osmótica de una solución. Un miliosmol ( mOsm ) es 1/1.000 de un osmol. Un microosmol ( μOsm ) (también escrito micro-osmol ) es 1/1.000.000 de un osmol.

Tipos de solutos

La osmolaridad se diferencia de la molaridad porque mide osmoles de partículas de soluto en lugar de moles de soluto. La distinción surge porque algunos compuestos pueden disociarse en solución, mientras que otros no. [2]

Los compuestos iónicos , como las sales , pueden disociarse en solución en sus iones constituyentes , por lo que no existe una relación biunívoca entre la molaridad y la osmolaridad de una solución. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) se disocia en iones Na + y Cl− . Por lo tanto, por cada mol de NaCl en solución, hay 2 osmoles de partículas de soluto (es decir, una solución de NaCl de 1 mol/L es una solución de NaCl de 2 osmol/L). Tanto los iones de sodio como los de cloruro afectan la presión osmótica de la solución. [2]

Otro ejemplo es el cloruro de magnesio (MgCl 2 ), que se disocia en iones Mg 2+ y 2Cl − . Por cada mol de MgCl 2 en la solución, hay 3 osmoles de partículas de soluto.

Los compuestos no iónicos no se disocian y forman solo 1 osmol de soluto por cada mol de soluto. Por ejemplo, una solución de glucosa de 1 mol/L equivale a 1 osmol/L. [2]

Varios compuestos pueden contribuir a la osmolaridad de una solución. Por ejemplo, una solución de 3 Osm podría constar de: 3 moles de glucosa, o 1,5 moles de NaCl, o 1 mol de glucosa + 1 mol de NaCl, o 2 moles de glucosa + 0,5 moles de NaCl, o cualquier otra combinación similar. [2]

Definición

La osmolaridad de una solución, expresada en osmoles por litro (osmol/L), se calcula a partir de la siguiente expresión: donde o s metro o yo a a i a y = ∑ i φ i norte i do i {\displaystyle \mathrm {osmolaridad} =\sum _ {i}\varphi _ {i}\,n_ {i}C_ {i}}

  • φ es el coeficiente osmótico , que representa el grado de no idealidad de la solución. En el caso más simple, es el grado de disociación del soluto. Entonces, φ está entre 0 y 1, donde 1 indica una disociación del 100%. Sin embargo, φ también puede ser mayor que 1 (por ejemplo, para la sacarosa). Para las sales, los efectos electrostáticos hacen que φ sea menor que 1 incluso si ocurre una disociación del 100% (ver ecuación de Debye-Hückel );
  • n es el número de partículas (por ejemplo, iones) en las que se disocia una molécula. Por ejemplo: la glucosa tiene un n de 1, mientras que el NaCl tiene un n de 2;
  • C es la concentración molar del soluto;
  • El índice i representa la identidad de un soluto particular.

La osmolaridad se puede medir utilizando un osmómetro que mide propiedades coligativas , como la depresión del punto de congelación , la presión de vapor o la elevación del punto de ebullición .

Osmolaridad vs. tonicidad

La osmolaridad y la tonicidad son conceptos relacionados pero distintos. Por lo tanto, los términos que terminan en -osmótico (isosmótico, hiperosmótico, hipoosmótico) no son sinónimos de los términos que terminan en -tónico (isotónico, hipertónico, hipotónico). Los términos están relacionados en que ambos comparan las concentraciones de solutos de dos soluciones separadas por una membrana. Los términos son diferentes porque la osmolaridad tiene en cuenta la concentración total de solutos penetrantes y solutos no penetrantes, mientras que la tonicidad tiene en cuenta solo la concentración total de solutos no libremente penetrantes . [3] [2]

Los solutos penetrantes pueden difundirse a través de la membrana celular , lo que provoca cambios momentáneos en el volumen celular a medida que los solutos "arrastran" moléculas de agua con ellos. Los solutos no penetrantes no pueden atravesar la membrana celular; por lo tanto, el movimiento del agua a través de la membrana celular (es decir, ósmosis ) debe ocurrir para que las soluciones alcancen el equilibrio .

Una solución puede ser tanto hiperosmótica como isotónica. [2] Por ejemplo, el líquido intracelular y el extracelular pueden ser hiperosmóticos, pero isotónicos, si la concentración total de solutos en un compartimento es diferente de la del otro, pero uno de los iones puede atravesar la membrana (en otras palabras, un soluto penetrante), arrastrando agua con él, sin causar ningún cambio neto en el volumen de la solución.

En medicina

Osmolaridad plasmática vs. osmolalidad

La osmolaridad plasmática, la osmolaridad del plasma sanguíneo , se puede calcular a partir de la osmolalidad plasmática mediante la siguiente ecuación: [4]

Osmolaridad = osmolalidad × ( ρ sol − c a )

dónde:

  • ρ sol es la densidad de la solución en g/ml, que es 1,025 g/ml para el plasma sanguíneo . [5]
  • c a es la concentración de soluto ( anhidro ) en g/ml; no debe confundirse con la densidad del plasma seco.

Según la IUPAC, la osmolalidad es el cociente del logaritmo natural negativo de la actividad racional del agua y la masa molar del agua, mientras que la osmolaridad es el producto de la osmolalidad y la densidad de masa del agua (también conocida como concentración osmótica). [1]

En términos más simples, la osmolalidad es una expresión de la concentración osmótica del soluto por masa de solvente, mientras que la osmolaridad es por volumen de solución (de ahí la conversión al multiplicar por la densidad de masa del solvente en solución (kg de solvente/litro de solución). osmolalidad = ∑ i φ i norte i metro i {\displaystyle {\text{osmolalidad}}=\sum _{i}\varphi _{i}\,n_{i}m_{i}}

donde m i es la molalidad del componente i .

La osmolaridad plasmática es importante para mantener un equilibrio electrolítico adecuado en el torrente sanguíneo. Un equilibrio inadecuado puede provocar deshidratación , alcalosis , acidosis u otros cambios potencialmente mortales. La hormona antidiurética (vasopresina) es en parte responsable de este proceso al controlar la cantidad de agua que el cuerpo retiene del riñón al filtrar el torrente sanguíneo. [6]

Hiperosmolaridad e hipoosmolaridad

Se dice que una concentración de una sustancia osmáticamente activa es hiperosmolar si una concentración elevada provoca un cambio en la presión osmática de un tejido, órgano o sistema. De manera similar, se dice que es hipoosmolar si la osmolaridad, o concentración osmática, es demasiado baja. Por ejemplo, si la osmolaridad de la nutrición parenteral es demasiado alta, puede causar daño tisular grave. [7] Un ejemplo de una afección causada por la hipoosmolaridad es la intoxicación por agua . [8]

Véase también

Referencias

  • DJ Taylor, NPO Green, Ciencias Biológicas GW Stout
  1. ^ ab McNaught, AD; Wilkinson, A.; Chalk, SJ (1997). IUPAC. Compendio de terminología química (el "libro de oro") (2.ª ed.). Oxford: Blackwell Scientific Publications. ISBN 0-9678550-9-8. Recuperado el 23 de enero de 2022 .
  2. ^ abcdefg Widmaier, Eric P.; Hershel Raff; Kevin T. Strang (2008). Fisiología humana de Vander, 11.ª edición . McGraw-Hill. págs. 108-12. ISBN 978-0-07-304962-5.
  3. ^ Costanzo, Linda S. (15 de marzo de 2017). Fisiología . Precedido por: Costanzo, Linda S., 1947- (Sexta edición). Filadelfia, PA. ISBN 9780323511896.OCLC 965761862  .{{cite book}}: Mantenimiento de CS1: falta la ubicación del editor ( enlace )
  4. ^ Martin, Alfred N.; Patrick J Sinko (2006). Farmacia física y ciencias farmacéuticas de Martin: principios fisicoquímicos y biofarmacéuticos en las ciencias farmacéuticas. Filadelfia, Pensilvania: Lippincott Williams and Wilkins. pág. 158. ISBN 0-7817-5027-X.
  5. ^ Shmukler, Michael (2004). Elert, Glenn (ed.). "Densidad de la sangre". The Physics Factbook . Consultado el 23 de enero de 2022 .
  6. ^ Earley, LE; Sanders, CA (1959). "El efecto del cambio de osmolalidad sérica en la liberación de hormona antidiurética en ciertos pacientes con cirrosis hepática descompensada y baja osmolalidad sérica". Journal of Clinical Investigation . 38 (3): 545–550. doi :10.1172/jci103832. PMC 293190 . PMID  13641405. 
  7. ^ Panganiban, Jennifer; Mascarenhas, Maria R. (2021), "Nutrición parenteral", Enfermedades gastrointestinales y hepáticas pediátricas , Elsevier, págs. 980–994.e5, doi :10.1016/b978-0-323-67293-1.00088-8, ISBN 978-0-323-67293-1, consultado el 10 de mayo de 2024
  8. ^ Donaldson, D. (1994), "Trastornos psiquiátricos de origen bioquímico", Fundamentos científicos de la bioquímica en la práctica clínica , Elsevier, págs. 144-160, doi :10.1016/b978-0-7506-0167-2.50013-3, ISBN 978-0-7506-0167-2, consultado el 10 de mayo de 2024
  • Calculadora de osmolalidad/osmolaridad sérica en línea
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