Caractéristiques de la solution hypertonique, comment le préparer et exemples

Le solution hypertonique est celle dans laquelle la pression osmotique est plus élevée au voisinage de la cellule. Pour niveler cette différence, l'eau s'écoule de l'intérieur vers l'extérieur, provoquant son retrait. Dans l'image ci-dessous, l'état des globules rouges dans des concentrations de différentes tonicités peut être observé.

Dans ces cellules, le flux d'eau avec des flèches est mis en évidence, mais quelle est la tonicité? Et aussi, quelle est la pression osmotique? Il existe plusieurs définitions de la tonicité d'une solution. Par exemple, il peut être appelé osmolalité d'une solution par rapport au plasma.

Il peut également se référer à la concentration de solutés dissous dans une solution, séparée de son environnement par une membrane qui guide la direction et l'étendue de la diffusion de l'eau à travers elle.

De même, cela peut être vu comme la capacité d'une solution extracellulaire à déplacer l'eau à l'intérieur d'une cellule ou vers l'extérieur.

Une dernière notion peut être la mesure de la pression osmotique qui s'oppose à l'écoulement de l'eau à travers une membrane semi-perméable. Cependant, la définition de la tonicité la plus couramment utilisée est celle qui indique l’osmolalité plasmatique, avec une valeur de 290 mOsm / L d’eau.

La valeur d'osmolalité plasmatique est obtenue en mesurant la diminution du point cryoscopique (propriété colligative).

Index

• 1 propriétés colligatives
• 2 Calcul de l'osmolalité et de l'osmolalité
  • 2.1 coefficient osmotique
• 3 Caractéristiques d'une solution hypertonique
• 4 Comment préparer une solution hypertonique?
• 5 exemples
  • 5.1 Exemple 1
  • 5.2 Exemple 2
• 6 références

Propriétés collatives

La pression osmotique est l'une des propriétés colligatives. Ce sont ceux qui dépendent du nombre de particules et non de leur nature, tant dans la solution que dans la nature du solvant.

Donc, peu importe ces propriétés, si la particule est un atome de Na ou K, ou une molécule de glucose; L'important est leur nombre.

Les propriétés colligatives sont: la pression osmotique, la diminution du point cryoscopique ou du point de congélation, la diminution de la pression de vapeur et l’augmentation du point d’ébullition.

Pour analyser ou travailler avec ces propriétés des solutions, il est nécessaire d'utiliser une expression de la concentration des solutions autres que celles habituellement exprimées.

Les expressions de concentrations telles que la molarité, la molalité et la normalité sont identifiées avec un soluté particulier. Par exemple, une solution est dite 0,3 molaire dans NaCl, ou 15 mEq / L Na⁺, etc.

Cependant, en exprimant la concentration en osmoles / L ou en osmoles / L de H₂Ou bien, il n'y a pas d'identification d'un soluté mais le nombre de particules en solution.

Calcul de l'osmolarité et de l'osmolalité

Pour le plasma, l'osmolalité exprimée en mOsm / L d'eau, en mOsm / kg d'eau, en Osm / L d'eau ou en Osm / kg d'eau est de préférence utilisée.

La raison en est l'existence dans le plasma des protéines qui occupent un pourcentage important du volume plasmatique - environ 7% -, raison pour laquelle le reste des solutés est dissous dans un volume inférieur d'un litre.

Dans le cas de solutions de solutés de faible poids moléculaire, le volume occupé par celles-ci est relativement faible et l'osmolalité et l'osmolarité peuvent être calculées de la même manière sans faire d'erreur majeure.

Osmolarité (solution mOsm / L) = molarité (mmol / L) ∙ v ∙ g

Osmolalité (mOsm / L de H₂O) = molalité (mmol / L de H₂O) ∙ v ∙ g

v = nombre de particules dans lesquelles un composé est dissocié en solution, par exemple: NaCl se dissocie en deux particules: Na⁺ et Cl^-, donc v = 2.

CaCl₂ en solution aqueuse se dissocie en trois particules: Ca²⁺ et 2 cl^-, donc v = 3. FeCl₃ en solution, il se dissocie en quatre particules: Fe³⁺ et 3 cl^-.

Les liaisons qui se dissocient sont les liaisons ioniques. Ensuite, parmi les composés qui présentent dans leur structure, seules les liaisons covalentes ne se dissocient pas, par exemple: glucose, saccharose, urée, entre autres. Dans ce cas, v = 1.

Coefficient osmotique

Le facteur de correction "g" est ce que l'on appelle le coefficient osmotique créé pour corriger l'interaction électrostatique entre les particules chargées électriquement en solution aqueuse. La valeur de "g" va de 0 à 1. Les composés avec des liaisons non dissociables - covalentes - ont une valeur de "g" de 1.

Les électrolytes dans les solutions fortement diluées ont une valeur de "g" proche de 1. Sinon, lorsque la concentration d'une solution d'électrolyte augmente, la valeur de "g" diminue et on dit qu'elle approche de zéro.

Lorsque la concentration d'un composé électrolytique augmente, le nombre de particules chargées électriquement en solution augmente de la même manière, de sorte que la possibilité d'une interaction entre les particules chargées positivement et les particules chargées négativement augmente.

Il en résulte que le nombre de particules réelles diminue par rapport au nombre de particules théoriques, de sorte que la valeur de l'osmolalité ou de l'osmolalité est correcte. Ceci est fait par le coefficient osmotique "g".

Caractéristiques d'une solution hypertonique

L'osmolalité de la solution hypertonique est supérieure à 290 mOsm / L d'eau. Si elle entre en contact avec le plasma à travers une membrane semi-perméable, l'eau s'écoule du plasma vers la solution hypertonique jusqu'à ce qu'un équilibre osmotique entre les deux solutions soit atteint.

Dans ce cas, le plasma a une concentration plus élevée de particules d’eau que la solution hypertonique. En diffusion passive, les particules ont tendance à se diffuser depuis les sites où leur concentration est plus grande vers les endroits où elles sont plus faibles. Pour cette raison, l'eau s'écoule du plasma vers la solution hypertonique.

Si les érythrocytes sont placés dans la solution hypertonique, l'eau s'écoulera des érythrocytes vers la solution extracellulaire, produisant son rétrécissement ou sa crénation.

Ainsi, le compartiment intracellulaire et le compartiment extracellulaire ont la même osmolalité (290 mOsm / L d'eau), car il existe un équilibre osmotique entre les compartiments du corps.

Comment préparer une solution hypertonique?

Si l'osmolalité plasmatique est de 290 mOsm / L de H₂Ou, une solution hypertonique a une osmolalité supérieure à cette valeur. Par conséquent, nous avons un nombre infini de solutions hypertoniques.

Des exemples

Exemple 1

Si vous voulez préparer une solution de CaCl₂ avec une osmolalité de 400 mOsm / L de H₂Ou: trouver le g / L de H₂Ou CaCl₂ requis.

Des données

- Poids moléculaire de CaCl₂= 111 g / mol

- osmolalité = molalité ∙ v ∙ g

- molality = osmolality / v ∙ g

Dans ce cas le CaCl₂ il se dissout en trois particules, donc v = 3. La valeur du coefficient osmotique est supposée être 1, s'il n'y a pas de tables de g pour le composé.

molalité = (400 mOsm / L de H₂O / 3) ∙ 1

= 133,3 mmol / L de H₂O

= 0,133 mol / L H₂O

g / L de H₂O = mol / L de H₂O ∙ g / mol (poids moléculaire)

= 0,133 mol / L H₂O ∙ 111 g / mol

= 14,76 g / l de H₂O

Préparer une solution de CaCl₂ d'une osmolalité de 400 mOsm / L de H₂O (hypertonique), peser 14,76 g de CaCl₂, puis un litre d'eau est ajouté.

Cette procédure peut être suivie pour préparer toute solution hypertonique de l'osmolalité souhaitée, à condition qu'une valeur de 1 soit supposée pour le coefficient osmotique "g".

Exemple 2

Préparer une solution de glucose avec une osmolalité de 350 mOsm / L de H₂O.

Des données

- Poids moléculaire du glucose 180 g / mol

- v = 1

- g = 1

Le glucose ne se dissocie pas car il a des liaisons covalentes, donc v = 1. Comme le glucose ne se dissocie pas en particules chargées électriquement, il ne peut y avoir d’interaction électrostatique, donc g est égal à 1.

Ensuite, pour les composés non dissociables (comme le glucose, le saccharose, l'urée, etc.), l'osmolalité est égale à la molalité.

Solution molaire = 350 mmol / L H₂O

molalité = 0,35 mol / L H₂O.

g / L de H₂O = molalité weight poids moléculaire

= 0,35 mol / L H₂O ∙ 180 g / mol

= 63 g / l de H₂O

Références

1. Fernández Gil, L., Liévano, P. A. et Rivera Rojas, L. (2014). Détermination de la tonicité de la solution polyvalente All In One Light. Science et technologie pour la santé visuelle, 12 (2), 53-57.
2. Jimenez, J., Macarulla, J. M. (1984). Physicochimie Physiologique. Editorial Interamericana. 6ème édition.
3. Ganong, W.F. (2004). Physiologie médicale Modifier Le manuel moderne 19ème édition
4. Wikipedia. (2018). Tonicité Récupéré le 10 mai 2018 de: en.wikipedia.org
5. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2 juin 2017). Pression osmotique et tonicité. Récupéré le 10 mai 2018 de: thoughtco.com