Hypertonisk løsningsegenskaper, hvordan du klargjør det og eksempler



den hypertonisk løsning er en der det osmotiske trykket er høyere i cellemiljøet. For å utjevne denne forskjellen, strømmer vann fra innsiden til utsiden og forårsaker krymping. I det nedre bildet kan tilstanden av røde blodlegemer bli observert i konsentrasjoner av forskjellige toniciteter.

I disse cellene er vannstrømmen med piler uthevet, men hva er tonicitet? Og også, hva er osmotisk trykk? Det er flere definisjoner av tonicitet av en løsning. For eksempel kan det betegnes som osmolaliteten til en løsning i forhold til plasmaet.

Det kan også referere til konsentrasjonen av oppløsninger oppløst i en løsning, skilt fra omgivelsene av en membran som styrer retningen og omfanget av diffusjonen av vann gjennom dette.

På samme måte kan det ses som evnen til en ekstracellulær løsning å flytte vann inn i en celle eller til utsiden.

En siste oppfatning kan være måling av det osmotiske trykket som motvirker strømmen av vann gjennom en semipermeabel membran. Imidlertid er den mest brukte definisjonen av tonicitet det som indikerer det som plasma-osmolalitet, som har en verdi på 290 mOsm / l vann.

Verdien av plasma-osmolalitet oppnås ved å måle reduksjonen i det kryoskopiske punktet (kolligativ egenskap).

index

  • 1 Colligative egenskaper
  • 2 Beregning av osmolaritet og osmolalitet
    • 2.1 Osmotisk koeffisient
  • 3 Egenskaper av en hypertonisk løsning
  • 4 Hvordan lage en hypertonisk løsning?
  • 5 eksempler
    • 5.1 Eksempel 1
    • 5.2 Eksempel 2
  • 6 Referanser

Collative egenskaper

Osmotisk trykk er en av de kolligative egenskapene. Disse er de som er avhengige av antall partikler og ikke på deres natur, både i løsningen og løsningsmiddelets natur.

Så det spiller ingen rolle for disse egenskapene hvis partikkelen er et atom av Na eller K, eller et molekyl av glukose; Det viktigste er hans nummer.

De kolligative egenskapene er: det osmotiske trykket, reduksjonen av det kryoskopiske eller frysepunktet, nedgangen i damptrykket og økningen av kokepunktet.

For å analysere eller arbeide med disse egenskapene til løsningene, er det nødvendig å bruke et uttrykk for konsentrasjonen av andre løsninger enn de som vanligvis uttrykkes.

Uttrykk av konsentrasjoner som molaritet, molalitet og normalitet er identifisert med et bestemt løsemiddel. For eksempel sies en løsning å være 0,3 molar i NaCl eller 15 mekv / l Na+, etc.

Imidlertid når konsentrasjonen uttrykkes i osmolene / L eller i osmoler / L av H2Eller det er ingen identifisering av et oppløsningsmiddel, men antall partikler i oppløsning.

Beregning av osmolaritet og osmolalitet

For plasma anvendes fortrinnsvis osmolaliteten uttrykt i mOsm / L vann, mOsm / kg vann, Osm / L vann eller Osm / kg vann..

Grunnen til dette er nærværet av plasmaproteiner som spiller en viktig andel av plasmavolumet omtrent 7% -, slik at de gjenværende oppløste stoffene er oppløst i et mindre volum av en liter.

Når det gjelder oppløsninger av løsemidler med lav molekylvekt, er volumet okkupert av disse forholdsvis lave, og osmolalitet og osmolaritet kan beregnes på samme måte uten å gjøre en stor feil.

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

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

v = antall partikler hvor en forbindelse er dissosiert i oppløsning, for eksempel: NaCl dissocieres i to partikler: Na+ og Cl-, så v = 2. 

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

Obligasjonene som dissocierer er ioniske bindinger. Da, av forbindelsene som er tilstede i deres struktur, dissocierer ikke bare kovalente bindinger, for eksempel: glukose, sukrose, urea, blant andre. I dette tilfellet, v = 1.

Osmotisk koeffisient

Korrigeringsfaktoren "g" er den såkalte osmotiske koeffisienten opprettet for å korrigere den elektrostatiske samspillet mellom de elektrisk ladede partikler i vandig oppløsning. Verdien av "g" varierer fra 0 til 1. Forbindelser med ikke-dissocierbare bindinger - det vil si kovalent - har en verdi på "g" på 1.

Elektrolytter i meget fortynnede oppløsninger har en verdi "g" nær 1. I motsetning til dette, med økende konsentrasjon av en elektrolyttoppløsning reduserer verdien for "g" og sies å nærme seg null.

Når konsentrasjonen av en elektrolytisk forbindelsen øker på samme måte kan antallet av elektrisk ladede partikler i oppløsning, slik at risikoen for forstyrrelser øker mellom positivt ladete og negativt ladete partikler.

Dette har som følge av at antall virkelige partikler minker i forhold til antall teoretiske partikler, så det er en korreksjon til verdien av osmolalitet eller osmolalitet. Dette gjøres ved hjelp av den osmotiske koeffisienten "g".

Egenskaper for en hypertonisk løsning

Osmolaliteten til den hypertoniske løsningen er større enn 290 mOsm / liter vann. Hvis det kommer i kontakt med plasmaet gjennom en semi-permeabel membran, vil vann strømme fra plasma til den hypertoniske løsningen til en osmotisk likevekt oppnås mellom begge løsningene.

I dette tilfellet har plasma en høyere konsentrasjon av vannpartikler enn den hypertoniske løsningen. Ved passiv diffusjon har partiklene en tendens til å diffundere fra stedene der konsentrasjonen er høyere til steder der den er lavere. Av denne grunn strømmer vann fra plasma til den hypertoniske løsningen.

Hvis erytrocyter er plassert i den hypertoniske løsningen, vil vannet strømme fra erytrocytter til den ekstracellulære oppløsningen, som gir sin krymping eller crenation.

Således er det ekstracellulære rommet intracellulære rom og har den samme osmolalitet (290 mOsm / l vann), fordi det er en osmotisk balanse mellom kroppsrom.

Hvordan lage en hypertonisk løsning?

Hvis plasma-osmolaliteten er 290 mOsm / L H2Eller en hypertonisk løsning har en osmolalitet som er større enn den verdien. Derfor har du et uendelig antall hypertoniske løsninger.

eksempler

Eksempel 1

Hvis du vil lage en CaCl-løsning2 med en osmolalitet på 400 mOsm / L H2Eller: finn g / l av H2Eller CaCl2 nødvendig.

data

- Molekylvekt av CaCl2= 111 g / mol

- Osmolalitet = molalitet ∙ v ∙ g

- molalitet = osmolalitet / v ∙ g

I dette tilfellet er CaCl2 er oppløst i tre partikler, så v = 3. Verdien av den osmotiske koeffisienten antas å være 1, hvis det ikke er noen tabeller av g for forbindelsen.

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

= 133,3 mmol / L H2O

= 0,133 mol / l H2O

g / l av H2O = mol / L H2O ∙ g / mol (molekylvekt)

= 0,133 mol / l H2O ∙ 111 g / mol

= 14,76 g / L H2O

Å lage en CaCl-løsning2 av en osmolalitet på 400 mOsm / L H2O (hypertonisk) veier 14,76 g CaCl2, og tilsett deretter en liter vann.

Denne fremgangsmåten kan følges for å fremstille en hypertonisk løsning av den ønskede osmolalitet, forutsatt at en verdi på 1 antas for den osmotiske koeffisienten "g".

Eksempel 2

Lag en glukoseoppløsning med en osmolalitet på 350 mOsm / L H2O.

data

- Molekylvekt av glukose 180 g / mol

- v = 1

- g = 1

Glykose forandrer ikke dissosierer grunn til å ha kovalente bindinger, slik at v = 1. Ved å spaltes ikke glukose elektrisk ladede partikler, kan det være elektrostatisk vekselvirkning, slik at g er 1.

Så, for ikke-dissocierbare forbindelser (slik som tilfelle av glukose, sukrose, urea, etc.) er osmolalitet lik molalitet.

Løsningsmolealitet = 350 mmol / L H2O

molalitet = 0,35 mol / l H2O.

g / l av H2O = molalitet ∙ molekylvekt

= 0,35 mol / l H2O ∙ 180 g / mol

= 63 g / l H2O

referanser

  1. Fernández Gil, L., Liévano, P.A. og Rivera Rojas, L. (2014). Bestemmelse av toniciteten til All In One Light multifunksjonsløsningen. Vitenskap og teknologi for visuell helse, 12 (2), 53-57.
  2. Jimenez, J., Macarulla, J. M. (1984). Fysiologisk fysisk kjemi. Editorial Interamericana. 6. utgave.
  3. Ganong, W.F. (2004). Medisinsk fysiologi Rediger. Den moderne håndboken. 19. utgave
  4. Wikipedia. (2018). Toni. Hentet 10. mai 2018, fra: en.wikipedia.org
  5.  Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2. juni 2017). Osmotisk trykk og tonicitet. Hentet 10. mai 2018, fra: thoughtco.com