Hypertonische oplossingskenmerken, hoe het te bereiden en voorbeelden

de hypertone oplossing is er een waarin de osmotische druk hoger is in de celomgeving. Om dit verschil te nivelleren, stroomt water van binnen naar buiten, waardoor het krimpt. In het onderste beeld kan de toestand van rode bloedcellen worden waargenomen in concentraties van verschillende toniciteiten.

In deze cellen wordt de stroom water met pijlen benadrukt, maar wat is toniciteit? En ook, wat is osmotische druk? Er zijn verschillende definities van de toniciteit van een oplossing. Het kan bijvoorbeeld worden aangeduid als de osmolaliteit van een oplossing in vergelijking met het plasma.

Het kan ook verwijzen naar de concentratie van opgeloste stoffen opgelost in een oplossing, gescheiden van de omgeving door een membraan dat de richting en de omvang van de diffusie van water door deze stuurt.

Evenzo kan het worden gezien als het vermogen van een extracellulaire oplossing om water in een cel of naar buiten te brengen.

Een laatste begrip kan de meting zijn van de osmotische druk die de waterstroom door een semipermeabel membraan tegenwerkt. De meest gebruikte definitie van toniciteit is echter de plasma-osmolaliteit, met een waarde van 290 mOsm / L water.

De waarde van plasma-osmolaliteit wordt verkregen door de afname van het cryoscopische punt (colligatieve eigenschap) te meten.

index

• 1 Colligatieve eigenschappen
• 2 Berekening van osmolariteit en osmolaliteit
  • 2.1 Osmotische coëfficiënt
• 3 Kenmerken van een hypertone oplossing
• 4 Hoe een hypertone oplossing te bereiden?
• 5 voorbeelden
  • 5.1 Voorbeeld 1
  • 5.2 Voorbeeld 2
• 6 Referenties

Collatieve eigenschappen

Osmotische druk is een van de colligatieve eigenschappen. Dit zijn deze die afhankelijk zijn van het aantal deeltjes en niet van hun aard, zowel in de oplossing als in de aard van het oplosmiddel.

Het maakt dus niet uit voor deze eigenschappen als het deeltje een atoom is van Na of K, of een molecuul glucose; het belangrijkste is zijn nummer.

De colligatieve eigenschappen zijn: de osmotische druk, de afname van het cryoscopische of vriespunt, de afname van de dampspanning en de toename van het kookpunt.

Om deze eigenschappen van de oplossingen te analyseren of ermee te werken, is het noodzakelijk een uitdrukking van de concentratie van de oplossingen te gebruiken, anders dan die gewoonlijk tot expressie worden gebracht.

Uitdrukkingen van concentraties zoals molariteit, molaliteit en normaliteit worden geïdentificeerd met een bepaalde opgeloste stof. Een oplossing is bijvoorbeeld 0,3 molair in NaCl, of 15 mEq / L Na⁺, etc.

Bij het tot expressie brengen van de concentratie in osmolen / L of in osmolen / L van H₂Of er is geen identificatie van een opgeloste stof maar het aantal deeltjes in oplossing.

Berekening van osmolariteit en osmolaliteit

Voor plasma wordt de osmolaliteit uitgedrukt in mOsm / L water, mOsm / kg water, Osm / L water of Osm / kg water bij voorkeur gebruikt..

De reden hiervoor is het bestaan ​​in het plasma van de eiwitten die een belangrijk percentage van het plasmatische volume innemen - ongeveer 7% -, reden waarom de rest van de opgeloste stoffen worden opgelost in een kleiner volume van een liter.

In het geval van oplossingen van opgeloste stoffen met een laag molecuulgewicht, is het volume dat deze inneemt relatief laag en kunnen osmolaliteit en osmolariteit op dezelfde manier worden berekend zonder een grote fout te maken.

Osmolariteit (mOsm / L-oplossing) = molariteit (mmol / L) ∙ v ∙ g

Osmolaliteit (mOsm / L van H₂O) = molaliteit (mmol / L van H₂O) ∙ v ∙ g

v = aantal deeltjes waarin een verbinding in oplossing dissocieert, bijvoorbeeld: NaCl dissocieert in twee deeltjes: Na⁺ en Cl^-, dus v = 2. 

CaCl₂ in waterige oplossing dissocieert in drie deeltjes: Ca²⁺ en 2 Cl^-, dus v = 3. FeCl₃ in oplossing dissocieert het in vier deeltjes: Fe³⁺ en 3 Cl^-.

De bindingen die dissociëren zijn de ionische bindingen. Vervolgens dissociëren van de verbindingen die in hun structuur aanwezig zijn alleen covalente bindingen, bijvoorbeeld glucose, sucrose, ureum, onder andere. In dit geval is v = 1.

Osmotische coëfficiënt

De correctiefactor "g" is de zogenaamde osmotische coëfficiënt die is gecreëerd om de elektrostatische interactie tussen de elektrisch geladen deeltjes in een waterige oplossing te corrigeren. De waarde van "g" varieert van 0 tot 1. Verbindingen met niet-dissocieerbare bindingen - dat wil zeggen, covalent - hebben een waarde van "g" van 1.

Elektrolyten in sterk verdunde oplossingen hebben een "g" -waarde dicht bij 1. Integendeel, naarmate de concentratie van een elektrolytoplossing toeneemt, neemt de waarde van "g" af en wordt gezegd dat deze de nul nadert..

Wanneer de concentratie van een elektrolytische verbinding toeneemt, neemt het aantal elektrisch geladen deeltjes in oplossing op dezelfde manier toe, wat de mogelijkheid van interactie tussen positief geladen en negatief geladen deeltjes verhoogt..

Dit heeft als gevolg dat het aantal echte deeltjes afneemt in vergelijking met het aantal theoretische deeltjes, dus er is een correctie op de waarde van osmolaliteit of osmolaliteit. Dit wordt gedaan door de osmotische coëfficiënt "g".

Kenmerken van een hypertone oplossing

De osmolaliteit van de hypertone oplossing is groter dan 290 mOsm / L water. Als het in contact komt met het plasma via een semi-permeabel membraan, stroomt water van het plasma naar de hypertone oplossing totdat een osmotisch evenwicht tussen beide oplossingen is bereikt.

In dit geval heeft het plasma een hogere concentratie aan waterdeeltjes dan de hypertone oplossing. Bij passieve diffusie hebben de deeltjes de neiging om te diffunderen van de plaatsen waar hun concentratie hoger is naar de plaatsen waar deze lager is. Om deze reden stroomt water van het plasma naar de hypertone oplossing.

Als erytrocyten in de hypertone oplossing worden geplaatst, stroomt het water van de erythrocyten naar de extracellulaire oplossing, waardoor de krimp of krimp ontstaat.

Het intracellulaire compartiment en het extracellulaire compartiment hebben dus dezelfde osmolaliteit (290 mOsm / L water), omdat er een osmotisch evenwicht is tussen de lichaamscompartimenten.

Hoe een hypertone oplossing te bereiden?

Als de plasma-osmolaliteit 290 mOsm / L H is₂Of een hypertone oplossing heeft een osmolaliteit die groter is dan die waarde. Daarom heb je een oneindig aantal hypertone oplossingen.

Voorbeelden

Voorbeeld 1

Als u een CaCl-oplossing wilt bereiden₂ met een osmolaliteit van 400 mOsm / L H₂Of: zoek de g / L van H₂Of CaCl₂ nodig.

gegevens

- Molecuulgewicht van CaCl₂= 111 g / mol

- Osmolaliteit = molaliteit ∙ v ∙ g

- molaliteit = osmolaliteit / v ∙ g

In dit geval de CaCl₂ wordt opgelost in drie deeltjes, dus v = 3. De waarde van de osmotische coëfficiënt wordt verondersteld 1 te zijn, als er geen tabellen van g voor de verbinding zijn.

molaliteit = (400 mOsm / L van H₂O / 3) ∙ 1

= 133,3 mmol / L H₂O

= 0,133 mol / L H₂O

g / L van H₂O = mol / L van H₂O ∙ g / mol (molecuulgewicht)

= 0,133 mol / L H₂O ∙ 111 g / mol

= 14,76 g / L van H₂O

Om een ​​CaCl-oplossing te bereiden₂ van een osmolaliteit van 400 mOsm / L H₂O (hypertonisch), weegt 14,76 g CaCl₂, en voeg dan een liter water toe.

Deze procedure kan worden gevolgd om elke hypertone oplossing van de gewenste osmolaliteit te bereiden, op voorwaarde dat een waarde van 1 wordt aangenomen voor de osmotische coëfficiënt "g".

Voorbeeld 2

Bereid een glucose-oplossing met een osmolaliteit van 350 mOsm / L H₂O.

gegevens

- Molecuulgewicht glucose 180 g / mol

- v = 1

- g = 1

Glucose dissocieert niet omdat het covalente bindingen heeft, dus v = 1. Omdat glucose niet dissocieert in elektrisch geladen deeltjes, kan er geen elektrostatische interactie zijn, dus is g de moeite waard 1.

Dan, voor niet-dissociable verbindingen (zoals het geval van glucose, sucrose, ureum, etc.) is osmolaliteit gelijk aan molaliteit.

Oplossingsmolaliteit = 350 mmol / L H₂O

molaliteit = 0,35 mol / L H₂O.

g / L van H₂O = molaliteit ∙ molecuulgewicht

= 0,35 mol / L H₂O ∙ 180 g / mol

= 63 g / L van H₂O

referenties

1. Fernández Gil, L., Liévano, P. A. en Rivera Rojas, L. (2014). Bepaling van de toniciteit van de multifunctionele All-One One-oplossing. Wetenschap en technologie voor visuele gezondheid, 12 (2), 53-57.
2. Jimenez, J., Macarulla, J.M. (1984). Fysiologische fysicochemie. Redactioneel Interamericana. 6e editie.
3. Ganong, W.F. (2004). Medische fysiologie Bewerken. Het moderne handboek. 19e editie
4. Wikipedia. (2018). Tonicity. Opgeruimd op 10 mei 2018, vanaf: en.wikipedia.org
5.  Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2 juni 2017). Osmotische druk en toniciteit. Opgeruimd op 10 mei 2018, van: thoughtco.com