Hypertonisen ratkaisun ominaisuudet, sen valmistelu ja esimerkit

hypertoninen liuos on sellainen, jossa osmoottinen paine on korkeampi soluympäristössä. Tämän eron tasoittamiseksi vesi virtaa sisäpuolelta ulkopuolelle ja aiheuttaa sen kutistumisen. Alemmassa kuvassa punasolujen tilaa voidaan havaita eri tonicities-konsentraatioissa.

Näissä soluissa korostetaan veden virtausta nuolilla, mutta mikä on tonisuus? Ja mikä on osmoottinen paine? Ratkaisun tonisuudesta on useita määritelmiä. Esimerkiksi sitä voidaan kutsua liuoksen osmolaalisuudeksi verrattuna plasmaan.

Se voi myös viitata liuokseen liuenneiden liuottimien konsentraatioon, joka on erotettu ympäristöstään kalvolla, joka ohjaa veden leviämisen suuntaa ja laajuutta tämän kautta..

Samoin sitä voidaan pitää ekstrasellulaarisen liuoksen kykyä siirtää vettä soluun tai sen ulkopuolelle.

Lopullinen käsite voi olla osmoottisen paineen mittaus, joka vastustaa veden virtausta puoliläpäisevän kalvon läpi. Yleisimmin käytetty toniteetin määritelmä on kuitenkin se, joka osoittaa sen plasman osmolaliteettina, jonka arvo on 290 mOsm / l vettä.

Plasman osmolaliteetin arvo saadaan mittaamalla kryoskooppipisteen (kolligatiivisen ominaisuuden) väheneminen.

indeksi

• 1 Kollektiiviset ominaisuudet
• 2 Osmolaarisuuden ja osmolaliteetin laskeminen
  • 2.1 Osmoottinen kerroin
• 3 Hypertonisen liuoksen ominaisuudet
• 4 Miten valmistetaan hypertoninen liuos?
• 5 Esimerkkejä
  • 5.1 Esimerkki 1
  • 5.2 Esimerkki 2
• 6 Viitteet

Kollektiiviset ominaisuudet

Osmoottipaine on yksi kolligatiivisista ominaisuuksista. Nämä ovat ne, jotka riippuvat hiukkasten lukumäärästä eikä niiden luonteesta sekä liuoksessa että liuottimen luonteessa.

Niinpä näille ominaisuuksille ei ole merkitystä, jos hiukkas on Na: n tai K: n atomi tai glukoosimolekyyli; Tärkeintä on hänen numero.

Kolligatiiviset ominaisuudet ovat: osmoottinen paine, kryoskooppisen tai jäätymispisteen lasku, höyrynpaineen lasku ja kiehumispisteen nousu.

Näiden ratkaisujen näiden ominaisuuksien analysoimiseksi tai käsittelemiseksi on välttämätöntä käyttää muiden kuin tavallisesti ilmaistujen liuosten konsentraation ilmentymistä.

Konsentraatioiden, kuten molaarisuuden, molaliteetin ja normaalisuuden, ilmentyminen identifioidaan tietyllä liuoksella. Esimerkiksi liuoksen sanotaan olevan 0,3 moolia NaCl: ssa tai 15 mEq / l Na⁺, etc.

Kuitenkin, kun konsentraatio ilmaistaan ​​osmoleissa / L tai osmoleissa / L H₂Tai ei ole tunnistettu liuosta, vaan liuoksessa olevien hiukkasten lukumäärä.

Osmolaarisuuden ja osmolaliteetin laskeminen

Plasmassa käytetään edullisesti osmolaliteettia, joka on ilmaistu mOsm / l: ssa vettä, mOsm / kg vettä, Osm / l vettä tai Osm / kg vettä..

Syynä tähän on proteiinien olemassaolo plasmassa, joka on tärkeä prosenttiosuus plasmatilavuudesta - noin 7% -, miksi loput liuenneet aineet liuotetaan pienempään tilavuuteen litraa.

Pienen molekyylipainon omaavien liuosten tapauksessa näiden tilavuus on suhteellisen alhainen, ja osmolaliteetti ja osmolaarisuus voidaan laskea samalla tavalla ilman merkittävää virhettä.

Osmolaarisuus (mOsm / L-liuos) = molaarisuus (mmol / L) ∙ v ∙ g

Osmolaliteetti (mOsm / L H₂O) = molaliteetti (mmol / 1 H₂O) ∙ v ∙ g

v = hiukkasten lukumäärä, jossa yhdiste hajoaa liuoksessa, esimerkiksi: NaCl hajoaa kahteen hiukkaseen: Na⁺ ja Cl^-, joten v = 2. 

CaCI₂ vesiliuoksessa hajoaa kolmeen hiukkaseen: Ca²⁺ ja 2 Cl^-, joten v = 3. FeCl₃ liuoksessa se hajoaa neljään hiukkaseen: Fe³⁺ ja 3 Cl^-.

Sidokset, jotka dissosioituvat, ovat ionisia sidoksia. Sitten yhdisteistä, jotka ovat niiden rakenteessa, vain kovalenttiset sidokset eivät hajoa esimerkiksi glukoosia, sakkaroosia, ureaa. Tässä tapauksessa v = 1.

Osmoottinen kerroin

Korjauskerroin "g" on ns. Osmoottinen kerroin, joka on luotu korjaamaan sähköisesti varautuneiden hiukkasten välinen vesipitoinen liuos. "G": n arvo vaihtelee välillä 0 - 1. Yhdisteillä, joilla ei ole dissosioituvia sidoksia, eli kovalenttinen, on arvo "g" 1.

Elektrolyyttejä erittäin laimennetuissa liuoksissa on "g" -arvo lähellä arvoa 1. Päinvastoin, kun elektrolyyttiliuoksen konsentraatio kasvaa, "g": n arvo pienenee ja sanotaan lähestyvän nollaa..

Kun elektrolyyttisen yhdisteen konsentraatio kasvaa, sähköisesti varautuneiden hiukkasten määrä liuoksessa kasvaa samalla tavalla, mikä lisää positiivisesti varautuneiden ja negatiivisesti varautuneiden hiukkasten välisen vuorovaikutuksen mahdollisuutta..

Tästä seuraa, että todellisten hiukkasten määrä vähenee verrattuna teoreettisten hiukkasten määrään, joten osmolaliteetin tai osmolaliteetin arvoon on tehty korjaus. Tämä tehdään osmoottisella kertoimella "g".

Hypertonisen liuoksen ominaisuudet

Hypertonisen liuoksen osmolaalisuus on suurempi kuin 290 mOsm / l vettä. Jos se joutuu kosketuksiin plasman kanssa puoliläpäisevän kalvon läpi, vesi virtaa plasmasta hypertoniseen liuokseen, kunnes molempien liuosten välillä saavutetaan osmoottinen tasapaino.

Tässä tapauksessa plasmassa on korkeampi vesipartikkelikonsentraatio kuin hypertoninen liuos. Passiivisessa diffuusiossa hiukkasilla on taipumus diffundoitua paikoista, joissa niiden pitoisuus on korkeampi paikoissa, joissa se on pienempi. Tästä syystä vesi virtaa plasmasta hypertoniseen liuokseen.

Jos erytrosyytit sijoitetaan hypertoniseen liuokseen, vesi virtaa erytrosyyteistä solunulkoiseen liuokseen, jolloin se kutistuu tai heikkenee.

Siten solunsisäisellä osastolla ja solunulkoisella osastolla on sama osmolaalisuus (290 mOsm / l vettä), koska kehon osastojen välillä on osmoottinen tasapaino.

Miten valmistetaan hypertoninen liuos?

Jos plasman osmolaliteetti on 290 mOsm / l H₂Tai hypertonisen liuoksen osmolaalisuus on suurempi kuin tämä arvo. Siksi sinulla on ääretön määrä hypertonisia ratkaisuja.

esimerkit

Esimerkki 1

Jos haluat valmistaa CaCl-liuoksen₂ osmolaalisuus on 400 mOsm / l H₂Tai: etsi H: n g / l₂Tai CaCl₂ tarvitaan.

data

- CaCl: n molekyylipaino₂= 111 g / mol

- Osmolaliteetti = molaliteetti ∙ v ∙ g

- molaliteetti = osmolaliteetti / v ∙ g

Tässä tapauksessa CaCl₂ liuotetaan kolmeen partikkeleeseen, joten v = 3. Osmoottisen kertoimen arvon oletetaan olevan 1, jos yhdisteellä ei ole taulukoita g: stä.

molaatio = (400 mOsm / l H₂O / 3) ∙ 1

= 133,3 mmol / 1 H₂O

= 0,133 mol / lH₂O

g / l H₂O = mol / l H₂O ∙ g / mol (molekyylipaino)

= 0,133 mol / lH₂O = 111 g / mol

= 14,76 g / l H₂O

CaCl-liuoksen valmistaminen₂ osmolaalisuus on 400 mOsm / l H₂O (hypertoninen), punnitaan 14,76 g CaCl: a₂, ja sitten lisätään litra vettä.

Tätä menetelmää voidaan käyttää minkä tahansa halutun osmolaliteetin omaavan hypertonisen liuoksen valmistamiseksi edellyttäen, että osmoottisen kertoimen "g" arvo on 1..

Esimerkki 2

Valmistetaan glukoosiliuos, jonka osmolaalisuus on 350 mOsm / l H₂O.

data

- Glukoosin molekyylipaino 180 g / mol

- v = 1

- g = 1

Glukoosi ei hajoa, koska sillä on kovalenttisia sidoksia, joten v = 1. Koska glukoosi ei hajoa sähköisesti varautuneista hiukkasista, sähköstaattista vuorovaikutusta ei voi olla, joten g on 1 arvoinen.

Sitten hajottamattomien yhdisteiden (kuten glukoosin, sakkaroosin, urean jne. Tapauksessa) osmolaliteetti on yhtä suuri kuin molaalisuus.

Liuoksen molaalisuus = 350 mmol / lH₂O

moolisuus = 0,35 mol / l H₂O.

g / l H₂O = molekyylipaino

= 0,35 mol / 1 H₂O-180 g / mol

= 63 g / l H₂O

viittaukset

1. Fernández Gil, L., Liévano, P. A. ja Rivera Rojas, L. (2014). All In One Light -monitoimiliuoksen tonisuuden määrittäminen. Tiede ja teknologia visuaalista terveyttä varten, 12 (2), 53-57.
2. Jimenez, J., Macarulla, J. M. (1984). Fysiologinen fysikokemia. Toimittaja Interamericana. 6. painos.
3. Ganong, W.F. (2004). Lääketieteellinen fysiologia Edit. Moderni käsikirja. 19. painos
4. Wikipedia. (2018). Tonicity. Haettu 10. toukokuuta 2018 osoitteesta: en.wikipedia.org
5.  Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2. kesäkuuta 2017). Osmoottinen paine ja tonisuus. Haettu 10. toukokuuta 2018 osoitteesta thinkco.com