HYPERTONISK LØSNING: KOMPONENTER, PREPARERING, EKSEMPLER - KJEMI - 2026

En hypertonisk løsning er en at når det blir satt i kontakt med en annen løsning, atskilt med en membran som er permeabel for vann, men ugjennomtrengelig for oppløste stoffer, oppstår en nettstrøm av vann mot den, inntil en lik osmolaritet (konsentrasjon) oppnås i de to kamrene.

Et veldig representativt eksempel er når røde blodlegemer plasseres i en løsning som regnes som hypertonisk. Osmolariteten til erytrocytter, som for alle ekstra og intracellulære kroppsvæsker, er omtrent 300 mOsm / L.

Interaksjon mellom en celle og en hypertonisk løsning. Kilde: Gabriel Bolívar.

Derfor må osmolariteten til den hypertoniske løsningen være større enn 300 mOsm / L. Under denne omstendigheten oppstår en strømning av vann fra erytrocyttene inn i den omkringliggende løsningen. Den samme oppførselen kan sees i alle typer celler og er generelt representert på bildet over.

Utenfor cellen er det en større mengde oppløst stoff (gule sirkler), så molekylene er opptatt med å hydrere dem; det vil si at det er færre "gratis" vannmolekyler. Cellen gir vann til omgivelsene, reduserer volumet og rynker som en rosin. Derfor er vannet i cellen mer "konsentrert" enn i det ekstracellulære mediet.

Komponenter av hypertoniske løsninger

En hypertonisk løsning er sammensatt av et løsningsmiddel, vanligvis vann, og oppløste stoffer som kan være rene salter eller sukker, eller en blanding av dem. Den vanlige måten å uttrykke konsentrasjonen av en løsning, som en funksjon av antall partikler og ikke så mye av deres individuelle konsentrasjoner, er gjennom osmolaritet.

Det må også være et rom som er atskilt med en semipermeabel barriere, som for celler er en dobbeltlags membran. Vannmolekyler, så vel som andre nøytrale molekyler, klarer å snike seg gjennom cellemembranen, men det samme skjer ikke med ioner.

Det vandige mediet som omgir cellen må være mer konsentrert i løst stoff, og følgelig mer "fortynnet" i vann. Dette er fordi vannmolekylene omgir de løste partiklene, med få som diffunderer fritt i midten.

Denne variasjonen av fritt vann inne i og utenfor cellen forårsaker en gradient som osmose genereres, det vil si variasjonen i konsentrasjoner på grunn av forskyvning av løsningsmidlet gjennom en barriere, uten at løsningen diffunderer.

Forberedelse

En hypertonisk løsning fremstilles på samme måte som alle oppløsninger: komponentene i løsningen veies og bringes til et visst volum ved å løse dem opp i vann. Men for å vite om løsningen er hypertonisk i forhold til cellene, må dens osmolaritet først beregnes og se om den er større enn 300 mOsm / L:

Osmolaritet = m v g

Hvor m er molariteten til det løste stoffet, v antall partikler som en forbindelse dissosieres i, og g den osmotiske koeffisienten. Det siste er en faktor som korrigerer samspillet mellom elektrisk ladede partikler (ioner) og dens verdi er 1 for fortynnede oppløsninger og for stoffer som ikke dissosierer; som glukose.

Den totale osmolariteten til en løsning beregnes ved å tilsette osmolariteten tilveiebrakt av hver av forbindelsene som er tilstede i løsningen.

- Eksempel

Bestem osmolariteten til en løsning som inneholder 5% glukose (MW = 180 g / mol) og 0,9% natriumklorid (MW = 58,5 g / mol), og konkluk om løsningen er hyperton eller ikke.

Første skritt

Først må du beregne molariteten til glukosen. Konsentrasjonen av glukose er 5 g / 100 ml, og den er uttrykt i enheter av g / L:

(5 g ÷ 100 ml) 1000 ml

Glukosekonsentrasjon = 50 g / L

Glukosemolaritet (mol / l) = (50 g / L) ÷ (180 g / mol)

= 0,277 mol / l

Osmolaritet gitt av glukose = molaritet · antall partikler der den dissosierer · osmotisk koeffisient (g).

I dette tilfellet er verdien av den osmotiske koeffisienten lik 1 og kan avbrytes. Glukose har bare kovalente bindinger i sin struktur som ikke dissosieres i vandig oppløsning, og derfor er v lik 1. Således er osmolariteten til glukose lik dens molaritet.

Osmolaritet gitt av glukose = 0,277 Osm / L

= 277 mOsm / L

Andre trinn

Vi beregner molariteten og osmolariteten til den andre løsningen, som er NaCl. Vi uttrykker også konsentrasjonen i g / L:

Uttrykt i g / L = (0,9 g ÷ 100 ml) 1000 ml

= 9 g NaCl / L

Molaritet (mol / l) = (9 g / l) ÷ (58,5 g / mol)

= 0,133 mol / l

Og vi beregner dens osmolaritet:

Osmolaritet = molaritet 2 1

Natriumklorid dissosierer i to partikler: en Na ⁺ og en Cl ^- . Det er av denne grunn at v har en verdi på 2.

Osmolaritet = 0,133 mol / L · 2 · 1

Osmolaritet = 0,306 Osm / L

= 306 mOsm / L

Tredje trinn

Til slutt beregner vi osmolariteten til løsningen og bestemmer om den er hyperton eller ikke. For dette må vi legge til osmolaritet levert av glukose og osmolaritet levert av NaCl:

Total osmolaritet av løsningen = 0,277 osm / L + 0,306 osm / L

Osmolaritet av løsningen = 0,583 Osm / L eller 583 mOsm / L

Osmolariteten i cellene og væskene som bader dem: plasma og mellomliggende væske, er rundt 300 mOsm / L. Derfor kan det vurderes at glukose- og natriumkloridløsningen, med en osmolaritet på 583 mOsm / L, er en hypertonisk løsning i forhold til det cellulære miljøet.

Eksempler på hypertoniske løsninger

10% dekstrose nr. 2 (hypertonisk glukoseoppløsning)

Denne hypertoniske løsningen består av 10 g dekstrose og destillert vann i tilstrekkelig mengde for 100 ml. Osmolariteten er 504 mOsm / L.

Denne løsningen brukes til å behandle en nedgang i leverglykogen, et fall i plasmaglukosekonsentrasjon og andre metabolske forstyrrelser.

0,45% dekstrose

Denne løsningen er sammensatt av 5 g dekstrose, 0,45 g NaCl og tilstrekkelig destillert vann for et volum på 100 ml. Osmolariteten er 406 mOsm / L

Det brukes i reduksjon av glykogen i leveren og i mangel på natriumklorid.

10% mannitol

Denne løsningen består av 10 g mannitol og destillert vann i tilstrekkelig mengde for 100 ml. Osmolariteten er 549 mOsm / L.

Det brukes til å øke renal utskillelse av vann (osmotisk vanndrivende middel) og for å behandle nyresvikt.

referanser

1. De Lehr Spilva, A. og Muktans, Y. (1999). Guide til farmasøytiske spesialiteter i Venezuela. XXXVª utgave. Globale utgaver.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi (8. utg.). CENGAGE Læring.
3. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (11. februar 2020). Hva er en hypertonisk løsning? Gjenopprettet fra: thoughtco.com
4. Wikipedia. (2020). Toni. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
5. Kevin Beck. (21. september 2018). Hva er hypertonisk løsning. Gjenopprettet fra: sciencing.com