Kun ioniyhdiste liukenee, se erottuu muodostuviksi ioneiksi. Jokaista näistä ioneista ympäröivät liuotinmolekyylit, prosessia, jota kutsutaan solvaatioksi. Tämän seurauksena ioniyhdiste lisää liuokseen enemmän hiukkasia kuin molekyyliyhdiste, joka ei dissosioitu tällä tavalla. Osmolaarisuus on hyödyllinen osmoottisen paineen määrittämiseksi.
Molarity vs. Osmolaarisuus
Kemistit kuvaavat yleensä pitoisuutta molaarisuuden suhteen, jolloin mooli on 6,022 x 10 ^ 23 hiukkasia, ioneja tai molekyylejä, ja yhdessä molaarisessa liuoksessa on yksi mooli liuotettua ainetta litraa kohti liuosta. Yhden moolinen NaCl-liuos sisältäisi yhden moolin NaCl-kaavan yksiköitä. Koska NaCl hajoaa vedessä oleviksi Na + ja Cl- ioneiksi, liuos sisältää kuitenkin todella kaksi moolia ioneja: yksi mooli Na + -ioneja ja yksi mooli Cl-ioneja. Erottaakseen tämän mittauksen molaarisuudesta kemistit kutsuvat sitä osmolaarisuudeksi; yksi molaarinen suolaliuos on ionipitoisuuden suhteen kaksi osmolaarista.
Tekijät
Tärkein tekijä osmolaarisuuden määrittämisessä on liuoksen molaarisuus - mitä enemmän moolia liuotinta, sitä enemmän läsnä on ioneja. Toinen tärkeä tekijä on kuitenkin ionien määrä, johon yhdiste dissosioituu. NaCl hajoaa kahteen ioniin, mutta kalsiumkloridi (CaCl2) dissosiaatioon kolmeen: yhteen kalsiumioniin ja kahteen kloridi-ioniin. Näin ollen, jos kaikki muu on yhtä suuri, kalsiumkloridiliuoksella on suurempi osmolaarisuus kuin natriumkloridiliuoksella.
Poikkeama ihanteellisuudesta
Kolmas ja viimeinen tekijä, joka vaikuttaa osmolaarisuuteen, on poikkeama ihanteellisuudesta. Teoriassa kaikkien ioniyhdisteiden tulisi hajota kokonaan. Todellisuudessa kuitenkin pieni osa yhdisteestä pysyy irrallaan. Suurin osa natriumkloridista hajoaa vedessä oleviksi natrium- ja kloridi-ioneiksi, mutta pieni osa pysyy sidoksissa NaCl: na. Määrä dissosiaatioton yhdiste kasvaa yhdisteen pitoisuuden kasvaessa, joten tästä tekijästä voi tulla merkittävämpi ongelma korkeammalla pitoisuudet. Pienillä liuenneen aineen pitoisuuksilla poikkeama idealiteetista on vähäinen.
Merkitys
Osmolaarisuus on tärkeää, koska se määrittää osmoottisen paineen. Jos liuos erotetaan toisesta eripitoisesta liuoksesta puoliläpäisevällä kalvolla ja jos puoliläpäisevä kalvo tulee anna vesimolekyylien, mutta ei ionien kulkea sen läpi, vesi diffundoituu kalvon läpi kasvavan pitoisuuden suuntaan. Tätä prosessia kutsutaan osmoosiksi. Kehosi solukalvot toimivat puoliläpäisevinä kalvoina, koska vesi voi ylittää ne, mutta ionit eivät. Siksi lääkärit käyttävät suolaliuosta IV-infuusioon eikä puhdasta vettä; jos he käyttäisivät puhdasta vettä, veresi osmolaarisuus vähenisi, jolloin punasolujen kaltaiset solut ottavat vettä ja puhkeavat.
