Caratteristiche della soluzione ipertonica, come prepararla ed esempi

il soluzione ipertonica è quella in cui la pressione osmotica è più elevata nelle vicinanze della cellula. Per livellare questa differenza, l'acqua scorre dall'interno verso l'esterno, provocandone il restringimento. Nell'immagine sottostante, è possibile osservare lo stato dei globuli rossi in concentrazioni di diverse tonicità.

In queste cellule viene evidenziato il flusso dell'acqua con le frecce, ma qual è la tonicità? E inoltre, qual è la pressione osmotica? Esistono diverse definizioni della tonicità di una soluzione. Ad esempio, può essere definito come l'osmolalità di una soluzione rispetto al plasma.

Può anche riferirsi alla concentrazione di soluti disciolti in una soluzione, separati dal suo ambiente da una membrana che guida la direzione e l'estensione della diffusione dell'acqua attraverso di essa.

Allo stesso modo, può essere vista come la capacità di una soluzione extracellulare di spostare l'acqua all'interno di una cellula o verso l'esterno.

Una nozione finale può essere la misurazione della pressione osmotica che si oppone al flusso dell'acqua attraverso una membrana semipermeabile. Tuttavia, la definizione più comunemente utilizzata di tonicità è quella che la indica come osmolalità del plasma, con un valore di 290 mOsm / L di acqua.

Il valore di osmolalità del plasma si ottiene misurando la diminuzione nel punto crioscopico (proprietà colligativa).

indice

• 1 proprietà colligative
• 2 Calcolo dell'osmolalità e dell'osmolalità
  • 2.1 Coefficiente osmotico
• 3 Caratteristiche di una soluzione ipertonica
• 4 Come preparare una soluzione ipertonica?
• 5 esempi
  • 5.1 Esempio 1
  • 5.2 Esempio 2
• 6 riferimenti

Proprietà collative

La pressione osmotica è una delle proprietà colligative. Questi sono quelli che dipendono dal numero di particelle e non dalla loro natura, sia nella soluzione che nella natura del solvente.

Quindi, non importa per queste proprietà se la particella è un atomo di Na o K, o una molecola di glucosio; l'importante è il loro numero.

Le proprietà colligative sono: la pressione osmotica, la diminuzione del punto crioscopico o di congelamento, la diminuzione della tensione di vapore e l'aumento del punto di ebollizione.

Per analizzare o lavorare con queste proprietà delle soluzioni, è necessario utilizzare un'espressione della concentrazione delle soluzioni diversa da quelle solitamente espresse.

Espressioni di concentrazioni come molarità, molalità e normalità sono identificate con un particolare soluto. Ad esempio, si dice che una soluzione è 0,3 molare in NaCl, o 15 mEq / L Na⁺ecc.

Tuttavia, quando si esprime la concentrazione in osmoles / L o in osmoles / L of H₂Oppure, non c'è identificazione di un soluto ma il numero di particelle in soluzione.

Calcolo dell'osmolarità e dell'osmolalità

Per il plasma si usa preferibilmente l'osmolalità espressa in mOsm / L di acqua, mOsm / kg di acqua, Osm / L di acqua o Osm / kg di acqua.

La ragione di ciò è l'esistenza nel plasma delle proteine ​​che occupano una percentuale importante del volume plasmatico - circa il 7% -, motivo per cui il resto dei soluti si dissolve in un volume più piccolo di un litro.

Nel caso di soluzioni di soluti a basso peso molecolare, il volume occupato da questi è relativamente basso e l'osmolalità e l'osmolarità possono essere calcolate nello stesso modo senza fare un errore grave.

Osmolarità (soluzione mOsm / L) = molarità (mmol / L) ∙ v ∙ g

Osmolalità (mOsm / L di H₂O) = molalità (mmol / L di H₂O) ∙ v ∙ g

v = numero di particelle in cui un composto è dissociato in soluzione, ad esempio: NaCl si dissocia in due particelle: Na⁺ e Cl^-, quindi v = 2.

CaCl₂ in soluzione acquosa si dissocia in tre particelle: Ca²⁺ e 2 Cl^-, quindi v = 3. FeCl₃ in soluzione si dissocia in quattro particelle: Fe³⁺ e 3 Cl^-.

I legami che si dissociano sono i legami ionici. Quindi, dei composti che presentano nella loro struttura solo i legami covalenti non si dissociano, ad esempio: glucosio, saccarosio, urea, tra gli altri. In questo caso, v = 1.

Coefficiente osmotico

Il fattore di correzione "g" è il cosiddetto coefficiente osmotico creato per correggere l'interazione elettrostatica tra le particelle caricate elettricamente in soluzione acquosa. Il valore di "g" varia da 0 a 1. I composti con legami non dissociabili - cioè, covalenti - hanno un valore di "g" di 1.

Gli elettroliti in soluzioni altamente diluite hanno un valore "g" vicino a 1. Altrimenti, quando la concentrazione di una soluzione elettrolitica aumenta, il valore di "g" diminuisce e si dice che si avvicina a zero.

Quando la concentrazione di un composto elettrolitico aumenta, il numero di particelle caricate elettricamente in soluzione aumenta allo stesso modo, così aumenta la possibilità di interazione tra particelle caricate positivamente e particelle caricate negativamente.

Ciò si traduce in una riduzione del numero di particelle reali rispetto al numero di particelle teoriche, quindi è corretto il valore dell'osmolalità o dell'osmolalità. Questo è fatto dal coefficiente osmotico "g".

Caratteristiche di una soluzione ipertonica

L'osmolalità della soluzione ipertonica è superiore a 290 mOsm / L di acqua. Se entra in contatto con il plasma attraverso una membrana semipermeabile, l'acqua fluirà dal plasma alla soluzione ipertonica fino a raggiungere un equilibrio osmotico tra entrambe le soluzioni.

In questo caso, il plasma ha una maggiore concentrazione di particelle d'acqua rispetto alla soluzione ipertonica. In diffusione passiva le particelle tendono a diffondersi dai siti dove la loro concentrazione è maggiore nei punti in cui è più bassa. Per questo motivo, l'acqua scorre dal plasma alla soluzione ipertonica.

Se gli eritrociti sono posti nella soluzione ipertonica, l'acqua fluirà dagli eritrociti alla soluzione extracellulare, producendo il suo restringimento o la sua crenatura.

Pertanto, il compartimento intracellulare e il compartimento extracellulare hanno la stessa osmolalità (290 mOsm / L di acqua), poiché esiste un equilibrio osmotico tra i compartimenti corporei.

Come preparare una soluzione ipertonica?

Se l'osmolalità del plasma è 290 mOsm / L di H₂Oppure, una soluzione ipertonica ha un'osmolalità superiore a quel valore. Pertanto, abbiamo un numero infinito di soluzioni ipertoniche.

Esempi

Esempio 1

Se vuoi preparare una soluzione di CaCl₂ con un'osmolalità di 400 mOsm / L di H₂Oppure: trova la g / L di H₂O CaCl₂ richiesto.

dati

- Peso molecolare di CaCl₂= 111 g / mol

- Osmolalità = molalità ∙ v ∙ g

- molalità = osmolalità / v ∙ g

In questo caso il CaCl₂ si dissolve in tre particelle, quindi v = 3. Si assume che il valore del coefficiente osmotico sia 1, se non ci sono tabelle di g per il composto.

molalità = (400 mOsm / L di H₂O / 3) ∙ 1

= 133,3 mmol / L di H₂O

= 0,133 mol / L H₂O

g / L di H₂O = mol / L di H₂O ∙ g / mol (peso molecolare)

= 0,133 mol / L H₂O ∙ 111 g / mol

= 14,76 g / L di H₂O

Per preparare una soluzione di CaCl₂ di un'osmolalità di 400 mOsm / L di H₂O (ipertonico), pesare 14,76 g di CaCl₂e quindi viene aggiunto un litro di acqua.

Questa procedura può essere seguita per preparare qualsiasi soluzione ipertonica dell'osmolalità desiderata, a condizione che si assuma un valore di 1 per il coefficiente osmotico "g".

Esempio 2

Preparare una soluzione di glucosio con un'osmolalità di 350 mOsm / L di H₂O.

dati

- Peso molecolare del glucosio 180 g / mol

- v = 1

- g = 1

Il glucosio non si dissocia perché ha legami covalenti, quindi v = 1. Poiché il glucosio non si dissocia in particelle cariche elettricamente, non può esserci interazione elettrostatica, quindi g è uguale a 1.

Quindi, per i composti non dissociabili (come nel caso del glucosio, del saccarosio, dell'urea, ecc.), L'osmolalità è uguale alla molalità.

Soluzione molality = 350 mmol / L H₂O

molalità = 0,35 mol / L H₂O.

g / L di H₂O = molalità ∙ peso molecolare

= 0,35 mol / L H₂O ∙ 180 g / mol

= 63 g / L di H₂O

riferimenti

1. Fernández Gil, L., Liévano, P.A. e Rivera Rojas, L. (2014). Determinazione della tonicità della soluzione multifunzione All In One Light. Scienza e tecnologia per la salute visiva, 12 (2), 53-57.
2. Jimenez, J., Macarulla, J. M. (1984). Fisicochimica fisiologica. Editoriale Interamericana. 6a edizione.
3. Ganong, W.F. (2004). Fisiologia medica Modifica. Il manuale moderno. 19a edizione
4. Wikipedia. (2018). Tonicità. Estratto il 10 maggio 2018 da: en.wikipedia.org
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2 giugno 2017). Pressione osmotica e tonicità. Estratto il 10 maggio 2018 da: thoughtco.com