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 generalmente se expresa como Osm/L (se pronuncia "osmolar"), de la misma manera que la molaridad de una solución se expresa como "M" (se pronuncia "molar"). Mientras que la molaridad mide la cantidad de moles de soluto por unidad de volumen de solución, la osmolaridad mide la cantidad 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 el disolvente se difundirá a través de una membrana semipermeable ( ósmosis ) que separa dos soluciones de diferente concentración osmótica.
La unidad de concentración osmótica es el osmol . Esta es una unidad de medida ajena 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 microosmol ) es 1/1.000.000 de un osmol.
La osmolaridad se diferencia de la molaridad porque mide los osmoles de partículas de soluto en lugar de los 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 uno a uno entre la molaridad y la osmolaridad de una solución. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) se disocia en iones Na + y Cl- . Así, 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 sólo 1 osmol de soluto por 1 mol de soluto. Por ejemplo, una solución de glucosa de 1 mol/L equivale a 1 osmol/L. [2]
Múltiples compuestos pueden contribuir a la osmolaridad de una solución. Por ejemplo, una solución de 3 Osm podría consistir en: 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]
La osmolaridad de una solución, expresada en osmoles por litro (osmol/L), se calcula a partir de la siguiente expresión:
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 .
La osmolaridad y la tonicidad son conceptos relacionados pero distintos. Así, los términos terminados en -osmótico (isosmótico, hiperosmótico, hipoosmótico) no son sinónimos de los términos terminados en -tónico (isotónico, hipertónico, hipotónico). Los términos están relacionados porque ambos comparan las concentraciones de soluto de dos soluciones separadas por una membrana. Los términos son diferentes porque la osmolaridad tiene en cuenta la concentración total de solutos penetrantes y no penetrantes, mientras que la tonicidad tiene en cuenta únicamente la concentración total de solutos que no penetran libremente . [3] [2]
Los solutos penetrantes pueden difundirse a través de la membrana celular , provocando cambios momentáneos en el volumen celular a medida que los solutos "tiran" de las 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 extracelular puede ser hiperosmótico, pero isotónico: si la concentración total de solutos en un compartimento es diferente a la del otro, pero uno de los iones puede cruzar la membrana (en otras palabras, un soluto penetrante), arrastrando agua consigo, sin causar así ningún cambio neto en el volumen de la solución.
La osmolaridad plasmática, la osmolaridad del plasma sanguíneo , se puede calcular a partir de la osmolalidad plasmática mediante la siguiente ecuación: [4]
dónde:
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 másica 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 disolvente, mientras que la osmolaridad es por volumen de solución (de ahí la conversión multiplicando por la densidad de masa del disolvente en solución (kg de disolvente/litro de solución).
donde m i es la molalidad del componente i .
La osmolaridad/osmolalidad del plasma es importante para mantener el 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]
Se dice que una concentración de una sustancia osmáticamente activa es hiperosmolar si una concentración alta provoca un cambio en la presión osmática en 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 provocar daños tisulares graves. [7] Un ejemplo de una condición causada por hipoosmolaridad es la intoxicación por agua . [8]
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