Hypertona lösningsegenskaper, hur man förbereder det och exempel



den hypertonisk lösning är en där det osmotiska trycket är högre i cellomgivningen. För att jämföra denna skillnad, strömmar vatten från insidan till utsidan, vilket orsakar krympningen. I den nedre bilden kan tillståndet av röda celler observeras i koncentrationer av olika toniciteter.

I dessa celler markeras flödet av vatten med pilar, men vad är tonicitet? Och vad är osmotiskt tryck? Det finns flera definitioner av toniciteten hos en lösning. Exempelvis kan det betecknas som en osmolalitet hos en lösning jämfört med plasman.

Det kan också referera till koncentrationen av lösta ämnen upplöst i en lösning, separerad från omgivningen av ett membran som styr riktningen och utsträckningen av diffusion av vatten genom detta.

På samma sätt kan det ses som förmågan hos en extracellulär lösning att flytta vatten till en cell eller till dess utsida.

En slutlig uppfattning kan vara mätningen av det osmotiska trycket som motverkar flödet av vatten genom ett semipermeabelt membran. Den vanligaste definitionen av tonicitet är emellertid den som indikerar den som osmolalitet i plasma, med ett värde av 290 mOsm / liter vatten.

Värdet av plasma-osmolalitet erhålles genom mätning av minskningen i den kryoskopiska punkten (kolligativ egenskap).

index

  • 1 kolligativa egenskaper
  • 2 Beräkning av osmolaritet och osmolalitet
    • 2.1 Osmotisk koefficient
  • 3 Egenskaper hos en hypertonisk lösning
  • 4 Hur man förbereder en hypertonisk lösning?
  • 5 exempel
    • 5.1 Exempel 1
    • 5.2 Exempel 2
  • 6 referenser

Collative egenskaper

Osmotiskt tryck är en av de kolligativa egenskaperna. Dessa är de som beror på antalet partiklar och inte på deras natur, både i lösningen och lösningsmedlets natur.

Så det spelar ingen roll för dessa egenskaper om partikeln är en atom av Na eller K eller en glukosmolekyl; Det viktiga är hans nummer.

De kolligativa egenskaperna är: det osmotiska trycket, minskningen av den kryoskopiska eller fryspunkten, minskningen av ångtrycket och ökningen av kokpunkten.

För att analysera eller arbeta med lösningarna hos dessa lösningar är det nödvändigt att använda ett uttryck för koncentrationen av andra lösningar än de som vanligtvis uttrycks.

Uttryck av koncentrationer såsom molaritet, molalitet och normalitet identifieras med ett visst lösningsmedel. Exempelvis sägs en lösning vara 0,3 molär i NaCl eller 15 mekv / liter Na+, etc.

Men när man uttrycker koncentrationen i osmol / L eller i osmol / L H2Eller det finns ingen identifiering av ett lösningsmedel men antalet partiklar i lösning.

Beräkning av osmolaritet och osmolalitet

För plasma användes företrädesvis osmolaliteten uttryckt i mOsm / L vatten, mOsm / kg vatten, Osm / L vatten eller Osm / kg vatten..

Anledningen till detta är förekomsten i plasman av proteinerna som upptar en viktig procentandel av plasmatvolymen - ungefär 7% - varför resten av lösta ämnen upplöses i en mindre volym liter.

I fallet med lösningar av lösta ämnen med låg molekylvikt är volymen upptagen av dessa relativt låga och osmolalitet och osmolaritet kan beräknas på samma sätt utan att göra ett stort fel.

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

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

v = antal partiklar i vilka en förening dissocieras i lösning, till exempel: NaCl dissocieras i två partiklar: Na+ och Cl-, så v = 2. 

CaCl2 i vattenlösning dissocieras i tre partiklar: Ca2+ och 2 Cl-, så v = 3. FeCl3 i lösning dissocieras det i fyra partiklar: Fe3+ och 3 Cl-.

De bindningar som dissocierar är jonbindningarna. Därefter dissocierar inte de föreningar som föreligger i deras struktur endast kovalenta bindningar, exempelvis bland annat glukos, sackaros, urea. I detta fall, v = 1.

Osmotisk koefficient

Korrigeringsfaktorn "g" är den så kallade osmotiska koefficienten som skapats för att korrigera den elektrostatiska interaktionen mellan de elektriskt laddade partiklarna i vattenhaltig lösning. Värdet av "g" varierar från 0 till 1. Föreningar med icke-dissocierbara bindningar - det vill säga kovalenta - har ett värde av "g" av 1.

Elektrolyter i högt utspädda lösningar har ett "g" -värde nära 1. Tvärtom, när koncentrationen av en elektrolytlösning ökar, minskar värdet av "g" och det sägs närma sig noll..

När koncentrationen av en elektrolytisk förening ökar ökar antalet elektriskt laddade partiklar i lösning på samma sätt vilket ökar möjligheten för interaktion mellan positivt laddade och negativt laddade partiklar..

Detta har som konsekvens att antalet reella partiklar minskar jämfört med antalet teoretiska partiklar, så det finns en korrigering av värdet av osmolalitet eller osmolalitet. Detta görs med den osmotiska koefficienten "g".

Egenskaper hos en hypertonisk lösning

Osmolaliteten hos den hypertoniska lösningen är större än 290 mOsm / liter vatten. Om det kommer i kontakt med plasman genom ett halvpermeabelt membran, kommer vatten att flöda från plasma till den hypertoniska lösningen tills en osmotisk jämvikt uppnås mellan båda lösningarna.

I detta fall har plasman en högre koncentration av vattenpartiklar än den hypertoniska lösningen. Vid passiv diffusion tenderar partiklarna att diffundera från de platser där deras koncentration är högre till de platser där den är lägre. Av denna anledning strömmar vatten från plasma till den hypertoniska lösningen.

Om erytrocyter placeras i den hypertoniska lösningen kommer vattnet att strömma från erytrocyterna till den extracellulära lösningen, vilket ger sin krympning eller crenation.

Således har det intracellulära facket och det extracellulära facket samma osmolalitet (290 mOsm / L vatten), eftersom det finns en osmotisk balans mellan kroppsavdelningarna.

Hur man förbereder en hypertonisk lösning?

Om plasma-osmolaliteten är 290 mOsm / L H2Eller en hypertonisk lösning har en osmolalitet större än det värdet. Därför har du ett oändligt antal hypertoniska lösningar.

exempel

Exempel 1

Om du vill bereda en CaCl-lösning2 med en osmolalitet av 400 mOsm / L H2Eller: hitta g / L av H2Eller CaCl2 krävs.

uppgifter

- Molekylvikt av CaCl2= 111 g / mol

- Osmolalitet = molalitet ∙ v ∙ g

- molalitet = osmolalitet / v ∙ g

I detta fall är CaCl2 upplöses i tre partiklar, så v = 3. Värdet av den osmotiska koefficienten antas vara 1 om det inte finns några tabeller av g för föreningen.

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

= 133,3 mmol / 1 H2O

= 0,133 mol / 1 H2O

g / L av H2O = mol / L H2O ∙ g / mol (molekylvikt)

= 0,133 mol / 1 H2O ∙ 111 g / mol

= 14,76 g / 1 H2O

Förbereda en CaCl-lösning2 av en osmolalitet av 400 mOsm / L H2O (hypertonisk) väger 14,76 g CaCl2, och tillsätt sedan en liter vatten.

Denna procedur kan följas för att framställa en hypertonisk lösning av den önskade osmolaliteten, under förutsättning att ett värde av 1 antas för den osmotiska koefficienten "g".

Exempel 2

Förbered en glukoslösning med en osmolalitet på 350 mOsm / L H2O.

uppgifter

- Molekylvikt av glukos 180 g / mol

- v = 1

- g = 1

Glukos dissocierar inte eftersom den har kovalenta bindningar, så v = 1. Eftersom glukos inte dissocierar i elektriskt laddade partiklar kan det inte finnas någon elektrostatisk interaktion, så g är värt 1.

För icke-dissocierbara föreningar (såsom fallet med glukos, sackaros, urea, etc.) är osmolaliteten lika med molalitet.

Lösningsmolealitet = 350 mmol / L H2O

molalitet = 0,35 mol / 1 H2O.

g / L av H2O = molalitet ∙ molekylvikt

= 0,35 mol / 1 H2O ∙ 180 g / mol

= 63 g / 1 H2O

referenser

  1. Fernández Gil, L., Liévano, P.A och Rivera Rojas, L. (2014). Bestämning av toniciteten hos All In One Light multipurpose-lösningen. Vetenskap och teknik för visuell hälsa, 12 (2), 53-57.
  2. Jimenez, J., Macarulla, J.M. (1984). Fysiologisk fysikekemi Redaktionell Interamericana. 6: e upplagan.
  3. Ganong, W.F. (2004). Medicinsk fysiologi Edit. Den moderna handboken. 19: e upplagan
  4. Wikipedia. (2018). Toniciteten. Hämtad den 10 maj 2018, från: en.wikipedia.org
  5.  Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2 juni 2017). Osmotiskt tryck och tonicitet. Hämtad den 10 maj 2018, från: thoughtco.com