Hypertonisk løsningskendetegn, hvordan man forbereder det og eksempler



den hypertonisk opløsning er en, hvor det osmotiske tryk er højere i cellemiljøet. For at udjævne denne forskel strømmer vand fra indersiden til ydersiden og forårsager dets krympning. I det nedre billede kan tilstanden af ​​røde celler observeres i koncentrationer af forskellige toniciteter.

I disse celler fremhæves vandstrømmen med pile, men hvad er tonicitet? Og også, hvad er osmotisk tryk? Der er flere definitioner af tonicitet af en løsning. For eksempel kan det betegnes som en osmolalitet af en opløsning i forhold til plasmaet.

Det kan også henvise til koncentrationen af ​​opløste stoffer opløst i en opløsning adskilt fra omgivelserne af en membran, der styrer retningen og omfanget af diffusion af vand gennem denne.

Ligeledes kan det ses som evnen af ​​en ekstracellulær opløsning til at flytte vand ind i en celle eller til dens udvendige.

En endelig forestilling kan være måling af det osmotiske tryk, som modsætter vandstrømmen gennem en semipermeabel membran. Den mest anvendte definition af tonicitet er imidlertid den, der angiver det som plasma-osmolalitet, med en værdi på 290 mOsm / l vand.

Værdien af ​​plasma-osmolalitet opnås ved at måle faldet i det kryokopiske punkt (kolligativ egenskab).

indeks

  • 1 Colligative egenskaber
  • 2 Beregning af osmolaritet og osmolalitet
    • 2.1 Osmotisk koefficient
  • 3 Karakteristik af en hypertonisk opløsning
  • 4 Sådan fremstilles en hypertonisk opløsning?
  • 5 eksempler
    • 5.1 Eksempel 1
    • 5.2 Eksempel 2
  • 6 referencer

Collative egenskaber

Osmotisk tryk er en af ​​de kolligative egenskaber. Disse er dem der afhænger af antallet af partikler og ikke på deres natur, både i opløsningen og opløsningsmidlets natur.

Så det betyder ikke noget for disse egenskaber, hvis partiklen er et atom af Na eller K, eller et molekyle af glucose; Det vigtige er hans nummer.

De kolligative egenskaber er: det osmotiske tryk, faldet i det kryokopiske eller frysepunktet, faldet i damptrykket og stigningen af ​​kogepunktet.

For at analysere eller arbejde med disse egenskaber af løsningerne er det nødvendigt at anvende et udtryk for koncentrationen af ​​andre opløsninger end dem, der normalt udtrykkes.

Udtryk af koncentrationer som molaritet, molalitet og normalitet er identificeret med et bestemt opløste stof. For eksempel siges en opløsning at være 0,3 molær i NaCl eller 15 mEq / L Na+, etc.

Men når man udtrykker koncentrationen i osmol / L eller i osmol / L H2Eller der er ingen identifikation af et opløst stof, men antallet af partikler i opløsning.

Beregning af osmolaritet og osmolalitet

For plasma anvendes fortrinsvis osmolaliteten udtrykt i mOsm / L vand, mOsm / kg vand, Osm / L vand eller Osm / kg vand..

Årsagen til dette er eksistensen i plasmaet af proteinerne, der indtager en vigtig procentdel af plasmatisk volumen - ca. 7% - grunden til, at resten af ​​opløste stoffer opløses i et mindre volumen liter.

I tilfælde af opløsninger af opløste stoffer med lav molekylvægt er volumenet besat af disse forholdsvis lave, og osmolalitet og osmolaritet kan beregnes på samme måde uden at gøre en stor fejl.

Osmolaritet (mOsm / L opløsning) = molaritet (mmol / L) ∙ v ∙ g

Osmolalitet (mOsm / L af H2O) = molalitet (mmol / L H2O) ∙ v ∙ g

v = antal partikler, hvori en forbindelse dissocieres i opløsning, for eksempel: NaCl dissocieres i to partikler: Na+ og Cl-, så v = 2. 

CaCl2 i vandig opløsning dissocieres i tre partikler: Ca2+ og 2 Cl-, så v = 3. FeCl3 i opløsning dissocieres det i fire partikler: Fe3+ og 3 Cl-.

Obligationerne der dissocierer er de ioniske bindinger. Derefter dissocieres kun af de forbindelser, der er til stede i deres struktur, kun kovalente bindinger, for eksempel: glucose, saccharose, urinstof, blandt andre. I dette tilfælde er v = 1.

Osmotisk koefficient

Korrektionsfaktoren "g" er den såkaldte osmotiske koefficient, der er oprettet for at korrigere den elektrostatiske interaktion mellem de elektrisk ladede partikler i vandig opløsning. Værdien af ​​"g" ligger fra 0 til 1. Forbindelser med ikke-dissocierbare bindinger - det vil sige kovalente - har en værdi på "g" på 1.

Elektrolytter i højt fortyndede opløsninger har en "g" -værdi tæt på 1. Tværtimod, når koncentrationen af ​​en elektrolytopløsning stiger, falder værdien af ​​"g" og det siges at nærme sig nul..

Når koncentrationen af ​​en elektrolytforbindelse stiger, øges antallet af elektrisk ladede partikler i opløsning på samme måde, hvilket øger muligheden for interaktion mellem positivt ladede og negativt ladede partikler..

Dette har som følge heraf, at antallet af ægte partikler falder i forhold til antallet af teoretiske partikler, så der er en korrektion af værdien af ​​osmolalitet eller osmolalitet. Dette gøres ved hjælp af den osmotiske koefficient "g".

Karakteristik af en hypertonisk opløsning

Osmolaliteten af ​​den hypertoniske opløsning er større end 290 mOsm / liter vand. Hvis det kommer i kontakt med plasmaet gennem en semipermeabel membran, vil vand strømme fra plasmaet til den hypertoniske opløsning, indtil der opnås en osmotisk ligevægt mellem begge opløsninger.

I dette tilfælde har plasmaet en højere koncentration af vandpartikler end den hypertoniske opløsning. Ved passiv diffusion har partiklerne en tendens til at diffunde fra de steder, hvor koncentrationen er højere til de steder, hvor den er lavere. Af denne grund strømmer vand fra plasma til den hypertoniske opløsning.

Hvis erythrocytter placeres i den hypertoniske opløsning, vil vandet strømme fra erythrocytterne til den ekstracellulære opløsning, der producerer sin krympning eller crenation.

Således har det intracellulære rum og det ekstracellulære rum samme osmolalitet (290 mOsm / L vand), da der er en osmotisk balance mellem kropsrummene.

Sådan forbereder du en hypertonisk opløsning?

Hvis plasma-osmolaliteten er 290 mOsm / L H2Eller en hypertonisk opløsning har en osmolalitet større end den værdi. Derfor har du et uendeligt antal hypertoniske løsninger.

eksempler

Eksempel 1

Hvis du vil forberede en CaCl-opløsning2 med en osmolalitet på 400 mOsm / L H2Eller: find g / l af h2Eller CaCl2 påkrævet.

data

- Molekylvægt af CaCl2= 111 g / mol

- Osmolalitet = molalitet ∙ v ∙ g

- molalitet = osmolalitet / v ∙ g

I dette tilfælde er CaCl2 opløses i tre partikler, så v = 3. Værdien af ​​den osmotiske koefficient antages at være 1, hvis der ikke er nogen tabeller af g for forbindelsen.

molalitet = (400 mOsm / L H2O / 3) ∙ 1

= 133,3 mmol / 1 H2O

= 0,133 mol / l H2O

g / L af H2O = mol / L H2O ∙ g / mol (molekylvægt)

= 0,133 mol / l H2O ∙ 111 g / mol

= 14,76 g / L H2O

Til fremstilling af en CaCl-opløsning2 af en osmolalitet på 400 mOsm / L H2O (hypertonisk) vejer 14,76 g CaCl2, og tilsæt derefter en liter vand.

Denne procedure kan følges for at fremstille enhver hypertonisk opløsning af den ønskede osmolalitet, forudsat at en værdi på 1 antages for den osmotiske koefficient "g".

Eksempel 2

Forbered en glukoseopløsning med en osmolalitet på 350 mOsm / L H2O.

data

- Molekylvægt af glucose 180 g / mol

- v = 1

- g = 1

Glukose adskiller sig ikke fordi den har kovalente bindinger, så v = 1. Da glukose ikke dissocieres i elektrisk ladede partikler, kan der ikke være nogen elektrostatisk interaktion, så g er værd 1.

Derefter er ikke-dissocierbare forbindelser (såsom i tilfælde af glucose, saccharose, urinstof osv.) Osmolalitet lig med molalitet.

Opløsningsmolekalitet = 350 mmol / L H2O

molalitet = 0,35 mol / l H2O.

g / L af H2O = molalitet ∙ molekylvægt

= 0,35 mol / l H2O ∙ 180 g / mol

= 63 g / l H2O

referencer

  1. Fernández Gil, L., Liévano, P.A. og Rivera Rojas, L. (2014). Bestemmelse af toniciteten af ​​All In One Light multifunktionsløsning. Science & Technology for Visual Health, 12 (2), 53-57.
  2. Jimenez, J., Macarulla, J. M. (1984). Fysiologisk fysisk kemi. Editorial Interamericana. 6. udgave.
  3. Ganong, W.F. (2004). Medicinsk Fysiologi Rediger. Den moderne manual. 19. udgave
  4. Wikipedia. (2018). Tonicitet. Hentet den 10. maj 2018, fra: en.wikipedia.org
  5.  Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2. juni 2017). Osmotisk tryk og tonicitet. Hentet den 10. maj 2018, fra: thoughtco.com