Caracteristicile soluției hipertonice, cum se prepară și exemplele

soluție hipertonică este una în care presiunea osmotică este mai mare în vecinătatea celulei. Pentru a echilibra această diferență, apa curge din interior spre exterior, determinând contracția. În imaginea de mai jos, poate fi observată starea de eritrocite 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 plasmă.

Se poate referi, de asemenea, la concentrația de solvenți dizolvați într-o soluție, separată de mediul său printr-o membrană care orientează direcția și amploarea difuziei apei prin ea.

De asemenea, se poate vedea ca abilitatea unei soluții extracelulare de a muta apa în interiorul unei celule 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 cea care o indică ca o osmolalitate în plasmă, având o valoare de 290 mOsm / L de apă.

Valoarea osmolalității plasmatice este obținută prin măsurarea scăderii punctului crioscopic (proprietăți coligative).

index

• 1 Proprietăți colligative
• 2 Calcularea osmolalității și osmolalității
  • 2.1 Coeficientul osmotic
• 3 Caracteristicile unei soluții hipertonice
• 4 Cum să pregătiți o soluție hipertonică?
• 5 Exemple
  • 5.1 Exemplul 1
  • 5.2 Exemplul 2
• 6 Referințe

Proprietăți de proprietate

Presiunea 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 precum molaritatea, molitatea și normalitatea sunt identificate cu o 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 din H₂Sau, nu există identificarea unei substanțe solubile, ci numărul de particule în soluție.

Calcularea osmolarității și osmolalității

Pentru plasmă, de preferință este folosită 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% - motiv pentru care restul substanțelor dizolvate sunt dizolvate într-un volum mai mic de un litru.

În cazul soluțiilor de substanțe dizolvate cu greutate moleculară mică, volumul ocupat de acestea este relativ scăzut, iar osmolalitatea și osmolaritatea pot fi calculate în același mod fără a se produce o eroare majoră.

Osmolaritatea (soluție mOsm / L) = molaritate (mmol / l) ∙ v ∙ g

Osmolalitatea (mOsm / L din 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 disociază în trei particule: Ca²⁺ și 2 CI^-, deci v = 3. FeCl₃ în soluție se 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. Altfel, 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 duce la scăderea numărului de particule reale comparativ cu numărul de particule teoretice, deci este corectă valoarea 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 la soluția hipertonică până când se va atinge 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 plasmatică este de 290 mOsm / L de H₂Sau, o soluție hipertonică are o osmolalitate mai mare decât acea 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 H₂Sau: găsiți g / L lui H₂Sau CaCl₂ necesară.

date

- Greutatea moleculară a CaCl₂= 111 g / mol

- Osmolalitatea = molitatea ∙ v ∙ g

- molality = osmolalitate / v ∙ g

În acest caz, CaCl₂ se dizolvă în trei particule, deci v = 3. Valoarea coeficientului osmotic este presupusă a fi 1, dacă nu există tabele de g pentru compus.

molality = (400 mOsm / L de H₂O / 3) ∙ 1

= 133,3 mmol / l de H₂O

= 0,133 mol / l H₂O

g / l de H₂O = mol / L de H₂O ∙ g / mol (greutate moleculară)

= 0,133 mol / l H₂O ∙ 111 g / mol

= 14,76 g / L de H₂O

Pentru a prepara o soluție de CaCl₂ cu o osmolalitate de 400 mOsm / L de H₂O (hipertonic), cântărește 14,76 g de CaCI₂, apoi se adaugă un litru de apă.

Această procedură poate fi urmată pentru a prepara orice soluție hipertonică a osmolalității dorite, cu condiția ca pentru coeficientul osmotic "g" să se presupună o valoare de 1.

Exemplul 2

Se prepară o soluție de glucoză cu o osmolalitate de 350 mOsm / L de H₂O.

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 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.

Soluția molotă = 350 mmol / l H₂O

molitatea = 0,35 mol / l H₂O.

g / l de H₂O = molitate ∙ greutate moleculară

= 0,35 mol / l H₂O ∙ 180 g / mol

= 63 g / l de H₂O

referințe

1. Fernández Gil, L., Liévano, P. A. și Rivera Rojas, L. (2014). Determinarea tonicității soluției multifuncționale All In One Light. Știință și tehnologie pentru sănătatea vizuală, 12 (2), 53-57.
2. Jimenez, J., Macarulla, J. M. (1984). Fiziochemie fizică. Editorial Interamericana. Ediția a VI-a.
3. Ganong, W. F. (2004). Fiziologia medicală Edit. Manualul modern. Ediția a 19-a
4. Wikipedia. (2018). Tonicitate. Adus pe 10 mai 2018, de la: en.wikipedia.org
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2 iunie 2017). Presiunea osmotică și tonicitatea. Adus pe 10 mai 2018, de la: thoughtco.com