Soluția hipertonică: Caracteristici, modul de pregătire și exemple
Soluția hipertonică este cea în care presiunea osmotică este mai mare în vecinătatea celulei. Pentru a echilibra această diferență, apa curge din interior spre exterior, provocând contracția acesteia. În imaginea inferioară, starea de eritrocite poate fi observată în concentrații de tonicități diferite.
În aceste celule, fluxul de apă cu săgeți este evidențiat, dar care este tonicitatea? Și, de asemenea, ce este presiunea osmotică? Există mai multe definiții ale tonicității unei soluții. De exemplu, se poate numi osmolalitatea unei soluții în comparație cu plasma.
Se poate referi, de asemenea, la concentrația soluțiilor dizolvate într-o soluție, separată de mediul său printr-o membrană care conduce direcția și amploarea difuziei apei prin ea.
De asemenea, se poate vedea ca abilitatea unei soluții extracelulare de a muta apa într-o celulă sau în afară.
O noțiune finală poate fi măsurarea presiunii osmotice care se opune fluxului de apă printr-o membrană semipermeabilă. Cu toate acestea, definiția cea mai frecvent utilizată a tonicității este aceea care o indică ca osmolalitate în plasmă, cu o valoare de 290 mOsm / L de apă.
Valoarea de osmolalitate a plasmei este obținută prin măsurarea scăderii punctului crioscopic (proprietate colligativă).
Proprietăți de proprietate
Tensiunea osmotică este una dintre proprietățile colligative. Acestea sunt cele care depind de numărul de particule și nu de natura lor, atât în soluție, cât și în funcție de natura solventului.
Deci, nu contează pentru aceste proprietăți dacă particula este un atom de Na sau K sau o moleculă de glucoză; lucrul important este numărul lor.
Proprietățile colligative sunt: presiunea osmotică, scăderea punctului crioscopic sau de congelare, scăderea presiunii vaporilor și creșterea punctului de fierbere.
Pentru a analiza sau a lucra cu aceste proprietăți ale soluțiilor, este necesar să se folosească o expresie a concentrației soluțiilor, altele decât cele exprimate în mod obișnuit.
Expresiile de concentrații cum ar fi molaritatea, molitatea și normalitatea sunt identificate cu o anumită substanță dizolvată. De exemplu, se spune că o soluție este de 0, 3 molar în NaCI sau 15 mEq / l Na +, etc.
Cu toate acestea, atunci când se exprimă concentrația în osmoles / L sau în osmoles / L de H2O, nu există nici o identificare a unei substanțe dizolvate, ci numărul de particule în soluție.
Calcularea osmolarității și osmolalității
Pentru plasmă, este preferabil să se utilizeze osmolalitatea exprimată în mOsm / L de apă, mOsm / kg de apă, Osm / L de apă sau Osm / kg de apă.
Motivul pentru aceasta este existența în plasmă a proteinelor care ocupă un procent important din volumul plasmatic - aproximativ 7% -, motivul pentru care restul substanțelor dizolvate sunt dizolvate într-un volum mai mic de un litru.
În cazul soluțiilor de solvenți cu greutate moleculară scăzută, volumul ocupat de acestea este relativ scăzut, iar osmolalitatea și osmolaritatea pot fi calculate în același mod fără să se producă o eroare majoră.
Osmolaritatea (soluție mOsm / L) = molaritate (mmol / l) ∙ v ∙ g
Osmolalitatea (mOsm / L de H2O) = molitatea (mmol / l de H2O) ∙ v ∙ g
v = numărul de particule în care un compus este disociat în soluție, de exemplu: NaCI disociază în două particule: Na + și Cl-, deci v = 2.
CaCl2 în soluție apoasă se disociază în trei particule: Ca2 + și 2Cl-, astfel încât v = 3. FeCl3 în soluție disociază în patru particule: Fe3 + și 3Cl-.
Legăturile care disociază sunt legăturile ionice. Apoi, dintre compușii care prezintă în structura lor numai legături covalente nu disociază, de exemplu: glucoză, zaharoză, uree, printre altele. În acest caz, v = 1.
Coeficientul osmotic
Factorul de corecție "g" este așa-numitul coeficient osmotic creat pentru a corecta interacțiunea electrostatică dintre particulele încărcate electric în soluție apoasă. Valoarea "g" variază de la 0 la 1. Compușii cu legături nedisociabile - adică, covalenți - au o valoare "g" de 1.
Electroliții în soluții foarte diluate au o valoare "g" aproape de 1. Dimpotrivă, deoarece concentrația unei soluții electrolitice crește, valoarea "g" scade și se spune că se apropie de zero.
Atunci când concentrația unui compus electrolitic crește, numărul de particule încărcate electric în soluție crește în același mod, astfel încât crește posibilitatea interacțiunii dintre particule încărcate pozitiv și negativ.
Acest lucru are drept consecință scăderea numărului de particule reale în comparație cu numărul de particule teoretice, deci există o corecție a valorii osmolalității sau osmolalității. Aceasta se face prin coeficientul osmotic "g".
Caracteristicile unei soluții hipertonice
Osmolalitatea soluției hipertonice este mai mare de 290 mOsm / L de apă. Dacă vine în contact cu plasma printr-o membrană semipermeabilă, apa va curge de la plasmă până la soluția hipertonică până când va fi atins un echilibru osmotic între ambele soluții.
În acest caz, plasma are o concentrație mai mare de particule de apă decât soluția hipertonică. În difuzia pasivă, particulele tind să difuzeze de la locurile unde concentrația lor este mai mare la locurile unde este mai mică. Din acest motiv, apa curge de la plasmă la soluția hipertonică.
Dacă eritrocitele sunt plasate în soluția hipertonică, apa va curge de la eritrocite până la soluția extracelulară, producându-i contracția sau crenarea.
Astfel, compartimentul intracelular și compartimentul extracelular au aceeași osmolalitate (290 mOsm / L de apă), deoarece există un echilibru osmotic între compartimentele corpului.
Cum de a pregăti o soluție hipertonică?
Dacă osmolalitatea plasmă este de 290 mOsm / L de H20, o soluție hipertonică are o osmolalitate mai mare decât această valoare. Prin urmare, avem un număr infinit de soluții hipertonice.
Exemple
Exemplul 1
Dacă doriți să preparați o soluție de CaCl2 cu o osmolalitate de 400 mOsm / L de H 2 O: găsiți necesar g / L de H20 din CaCl2.
date
- Greutatea moleculară a CaCl2 = 111 g / mol
- Osmolalitatea = molitatea ∙ v ∙ g
- molality = osmolalitate / v ∙ g
În acest caz, CaCl2 este dizolvat în trei particule, deci v = 3. Valoarea coeficientului osmotic este presupusă a fi 1 dacă nu există tabele de g pentru compus.
molalitate = (400 mOsm / l de H 2 O / 3) ∙ 1
= 133, 3 mmol / l de H20
= 0, 133 mol / l de H20
g / l H 2 O = mol / L de H 2 O ∙ g / mol (greutate moleculară)
= 0, 133 mol / l H2O 111 g / mol
= 14, 76 g / l de H20
Pentru a prepara o soluție de CaCl2 cu o osmolalitate de 400 mOsm / L de H20 (hipertonic), se cântăresc 14, 76 g CaCI2 și apoi se adaugă un litru de apă.
Această procedură poate fi urmată pentru a prepara orice soluție hipertonică a osmolalității dorite, cu condiția ca o valoare de 1 să fie asumată pentru coeficientul osmotic "g".
Exemplul 2
Se prepară o soluție de glucoză cu o osmolalitate de 350 mOsm / L de H20.
date
- Greutatea moleculară a glucozei 180 g / mol
- v = 1
- g = 1
Glucoza nu disociază deoarece are legături covalente, deci v = 1. Deoarece glucoza nu se disociază în particule încărcate electric, nu poate exista o interacțiune electrostatică, deci g este egală cu 1.
Apoi, pentru compușii nedisociați (cum este cazul glucozei, sucrozei, ureei etc.), osmolalitatea este egală cu molitatea.
molitatea soluției = 350 mmol / l de H20
molitatea = 0, 35 mol / l de H20.
g / L de H 2 O = molitate ∙ greutate moleculară
= 0, 35 mol / l de H2O ∙ 180 g / mol
= 63 g / l de H20
