- Hyperosmolarität
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Die Osmolarität gibt die Anzahl der osmotisch aktiven Teilchen pro Liter Lösung bzw. Untersuchungsmaterial an und ist damit ein Maß für den osmotischen Druck.
Inhaltsverzeichnis
Erklärung
Die Größe oder Art der Teilchen spielt für den osmotischen Druck keine Rolle, einzig die Zahl der Teilchen (gelöste Atome und Ionen, aber auch Moleküle wie Zucker, Proteine, Ethanol) ist entscheidend. Es handelt sich um ein physikalisches Phänomen, nicht um ein chemisches. Eigenschaften, die nur von der Zahl der Teilchen und nicht von deren physikalischen oder chemischen Eigenschaften abhängen, werden als kolligative Eigenschaften bezeichnet.
Der osmotische Druck ist besonders für den Flüssigkeitstransport und Flüssigkeitshaushalt tierischer und pflanzlicher Zellen wichtig.
Besitzt eine Lösung eine höhere Osmolarität als eine Vergleichslösung, so wird sie als hyperosmolar, besitzt sie eine geringere Osmolarität, als hypoosmolar bezeichnet.
Messung
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 erniedrigt (bzw. den Siedepunkt erhöht). (Dieses Prinzip wird auch im Winter mittels Salzstreuung verwendet.)
Die Osmolarität kann 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 ausgleicht. Der gestiegene Flüssigkeitsstand kann einfach gemessen werden.
In der medizinischen Analytik wird als Einheit der Osmolarität osm/L oder osmol/L und bei niedrigeren Konzentrationen mosm/L oder mosmol/L verwendet, auch die Schreibweise Osmol/l oder mOsmol/l ist verbreitet. Üblicherweise wird in der Medizin allerdings die Osmolalität verwendet.
Beispiel
Der Unterschied zwischen Osmolarität und Molarität soll an einem Beispiel verdeutlicht werden: Eine 100 Millimol Natriumchlorid-Lösung enthält 0,1 Mol Natriumchlorid (NaCl) pro Liter. In der Lösung dissoziiert das Salz in die Ionen Na+ und Cl-, so dass 0,2 Mol Teilchen gelöst sind. Die Lösung hat damit 200 mosmol/L. Die tatsächliche Osmolarität ist etwas geringer, da die Löslichkeit temperaturabhängig ist und nicht alle Teilchen vollständig dissoziiert sind.
Siehe auch
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