Otra unidad de medida es la osmolalidad. La osmolalidad determina la distribución del agua entre los diferentes compartimentos de líquidos, particularmente entre los líquidos extracelular e intracelular. La osmolalidad afecta esta distribución de agua a través de la generación de presión osmótica.

La presión osmótica generada por una solución es proporcional al número de partículas por unidad de volumen de disolvente, no al tipo, valencia o peso de las partículas.

La unidad de medida de la osmolalidad es el osmole. El término se relaciona con la ósmosis y se usa típicamente para soluciones osmóticamente activas. La osmolalidad de una solución es el número de osmoles de soluto por kilogramo de disolvente. Un osmole (Osmol) se define como un gramo de peso molecular (1 mol) de cualquier sustancia no disociable (como la glucosa) que contiene 6.02 x 10²³ partículas y contribuye a la presión osmótica de una solución. En los líquidos relativamente diluidos del cuerpo, la osmolalidad se mide en miliosmoles (una milésima de osmole) por kilogramo de agua (mOsmol/kg). La osmolaridad es similar, pero se define como el número de osmoles (o mOsmol) por litro de disolvente. Dado que la mayoría de los solutos se miden en el laboratorio en unidades de milimoles por litro, miligramos por decilitro o miliequivalentes por litro, se deben usar las siguientes fórmulas para convertir a mOsmol/kg:

mOsmol/kg   =     n  x   mmol/L

mOsmol/kg    =    (n   x   mg/dL  x  10)   ÷   mol wt (g)

mOsmol/kg    =    (n   x   mEq/L)   ÷   valencia

donde n es el número de partículas disociables por molécula. Cuando n = 1, como para Na⁺, Cl^–, Ca^2+, urea y glucosa, 1 mmol/L equivale a 1 mOsmol/kg. Sin embargo, si un compuesto se disocia en dos o más partículas, 1 mmol/L generará un efecto osmótico superior a 1 mOsmol/kg. Por ejemplo, una solución de 1 mol/L de NaCl corresponde a una osmolaridad de 2 Osmol/L. La partícula de sal de NaCl se disocia completamente en agua para convertirse en dos partículas separadas: un ion Na⁺ y un ion Cl^–. Por lo tanto, cada mol de NaCl se convierte en dos osmoles en solución, un mol de Na⁺ y un mol de Cl^– (1).

En el laboratorio, la concentración osmótica de una solución no se mide como una presión osmótica sino de acuerdo con otras propiedades de las soluciones (conocidas como propiedades coligativas) como su capacidad para reducir el punto de congelación o elevar el punto de ebullición del agua. El agua libre de solutos se congela a 0°C. Si se agrega 1 osmol de cualquier soluto (o combinación de solutos) a 1 kg de agua, el punto de congelación de esta agua se reducirá en 1.86°C. Esta observación puede usarse para calcular la concentración osmótica de una solución. Por ejemplo, el punto de congelación del agua de plasma es normalmente de aproximadamente -0,521ºC. Esto representa una osmolalidad de 0,280 Osmol/kg (0,521/1,86) o 280 mOsmol/kg.

Es importante destacar que solo los solutos que no pueden atravesar la membrana semipermeable que separa dos compartimentos generan una presión osmótica efectiva. Por tanto, la urea, que puede atravesar la membrana celular, no contribuye a la presión osmótica, pero se medirá como parte de la osmolalidad plasmática mediante la depresión del punto de congelación. Por lo tanto, existe una diferencia entre la osmolalidad total y la osmolalidad efectiva de una solución, siendo esta última determinada solo por solutos osmóticamente activos (como Na⁺ y K⁺ a través de la membrana celular).

Referencias:

Scudiero, Louis (2006), Molecular Weight Determination of Sucrose Using an Osmometer, Washington State University.

P/N 101833-01S Rev B 02/2023