Коллигативные свойства растворов
Коллигативные свойства растворов — это те свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения.
В этой статье будут кратко рассмотрены изменения термодинамических свойств растворов относительно свойств растворителя:
понижение давления пара,
повышение температуры кипения,
понижение температуры замерзания,
осмотическое давление.
Первый закон Рауля
Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.
Франсуа Мари Рауль
В 1886 (1887) году Ф. М. Рауль сформулировал закон:
Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:
p = p0 · χр-ль, где
p — давление пара над раствором, ПА;
p0 — давление пара над чистым растворителем;
χр-ль —— мольная доля растворителя.
Для растворов электролитов используют несколько другую форму уравнения, позволяющую добавить в неё изотонический коэффициент:
Δp = i · p0 · χв-ва, где
Δp — собственно изменение давления по сравнению с чистым растворителем;
χв-ва — мольная доля вещества в растворе.
Второй закон Рауля
Также Рауль экспериментально доказал, что повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения растворителя, а равно и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с аналогичным характеризующей величиной для растворителя прямо пропорциональна моляльности раствора, то есть,
ΔTкип/зам= Kэб/кр · mв-ва, где
Kэб/кр — соответственно эбулиоскопическая (от лат. ebullire — «кипеть» и др.-греч. σκοπέω — «наблюдаю») и криоскопическая (относится к замерзанию) константы, характерные для данного растворителя;
mв-ва — моляльность вещества в растворе.
Осмотическое давление
Рассмотрим ситуацию, при которой частично проницаемая мембрана (т. е., такая, через которую могут проходить лишь мелкие объекты, например, молекулы растворителя, но не крупные — например, молекулы растворённого вещества) разделяет чистый растворитель и раствор (или два раствора с разными концентрациями). Тогда молекулы растворителя находятся практически в равных физических условиях по обе стороны мембраны, однако в более насыщенном растворе некоего вещества их концентрация, разумеется, меньше, чем в более разбавленном (в котором меньше места в растворе занимают молекулы растворённого вещества). Следовательно, со стороны менее насыщенного раствора через мембрану диффундирует большее число молекул, чем с противоположной стороны. А это значит, что растворитель попросту переходит из менее насыщенного раствора в более насыщенный, разбавляя его (выравнивая концентрации обоих растворов) и создавая давление на мембрану. Процесс этот (он называется осмосом) можно прекратить, оказав определённое давление на более насыщенный раствор (например, при помощи поршня) —— это давление и называется осмотическим давлением.
Осмотическое давление разбавленных растворов
Растворенное вещество по своему поведению во многих отношениях похоже на газ. Так, растворенное вещество, как и газ, стремится равномерно распределиться по всему объему раствора. Если неокрашенный растворитель привести в соприкосновение с окрашенным раствором (окраска вещества для удобства наблюдения), то вы увидите, что оно (растворенное вещество) проникает в неокрашенную жидкость (растворитель). Происходит диффузия – переход молекул растворенного вещества через поверхность раздела в растворитель и одновременно молекул растворителя в раствор. Такая встречная, двухсторонняя диффузия растворенного вещества и растворителя продолжается до тех пор, пока система не придет в состояние равновесия или пока энтропия системы не станет максимальной.
Можно сделать диффузию односторонней, разделив некоторый раствор и растворитель полупроницаемой перегородкой (мембраной), проницаемой для молекул растворителя и непроницаемой для молекул растворенного вещества.
Если сосуд 1, закрытый внизу полупроницаемой перегородкой 2 и наполненный водным раствором какого-либо вещества, поместить в сосуд 3 с водой, то вода будет проходить из сосуда 3 в сосуд 1 (рис. 6.).
|
|
|
Рис. 6.Прибор для определения
|
|
Явление самопроизвольного перехода растворителя через полупроницаемую перегородку в раствор называется осмосом. Через некоторое время объем раствора в сосуде 1 увеличится и его уровень поднимется выше уровня растворителя в сосуде 3 на высоту h.
В результате увеличения объема раствора в сосуде 1 возникает гидростатическое давление, называемое осмотическим давлением, которое количественно оценивается высотой h подъема жидкости в сосуде 1.
Процесс перехода растворителя в раствор самопроизволен, но обратный процесс самопроизвольно осуществляться не может, и для разделения раствора на растворитель и растворенное вещество следует затратить работу. Если в сосуде 1 с раствором увеличить давление, то растворитель будет переходить в обратном направлении через мембрану 2 в сосуд 3. Этот процесс называется обратным осмосом, его используют для опреснения морской воды.
Почему через полупроницаемую перегородку проходят молекулы воды и не проходят ионы натрия или калия, значительно меньшие по размерам?
Осмотическое давление зависит от концентрации растворенного вещества и температуры. Так, при увеличении концентрации с сахарозы в воде в два раза осмотическое давление возрастает примерно в два раза, при увеличении концентрации c в три раза осмотическое давление
возрастает почти во столько же и т. д. Это можно записать следующим образом: ~ с, где с – мольная (молярная) концентрация (для точных измерений пользуются моляльной концентрацией).
При повышении температуры на один градус осмотическое давление возрастает на 1/273 часть своего первоначального значения. При повышении температуры на 10 градусов осмотическое давление возрастает на 10/273 и т. д. При повышении температуры Т (в К) в два раза осмотическое давление возрастает также в 2 раза. Таким образом, выполняется зависимость: ~ Т.
Объединяя обе зависимости (от концентрации и температуры) и вводя коэффициент пропорциональности R, получаем: = RсТ.
Осмотическое давление идеальных растворов линейно зависит от температуры и молярной концентрации раствора С и может быть рассчитано по уравнению:
Это уравнение и есть т.н. принцип Вант-Гоффа:
осмотическое давление идеального раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало бы тот же объем, который занимает раствор.
Для нахождения численного значения R подставим в эту формулу значения осмотического давления , концентрации с и температуры Т для одного из опытов. Так, при концентрации сахарозы 0,01 моль/л и температуре 0 °С (273 К) осмотическое давление составило 22 700 Па, поэтому
R = /сТ = 22 700/(0,01•273) = 8315 Па•л/(К•моль).
Этот результат интересен тем, что он показывает удивительную взаимосвязь и взаимозависимость явлений природы. Мы нашли, что численное значение коэффициента пропорциональности R в выражении осмотического давления совпадает со значением универсальной газовой постоянной (8314 Па•л/К•моль).
Из этого следует, что осмотическое давление раствора, содержащего 1 моль сахарозы (или любого другого неэлектролита), равно 2 270 000 Па (22,4 атм), а осмотическое давление раствора, в котором на = 101 325 Па (нормальные условия) раствор, содержащий 1 моль сахарозы, должен занимать объем
Осмотическое давление равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при данной температуре, занимало тот же объем, который занимает раствор (закон и уравнение Вант-Гоффа).
Осмос производит работу! На рис. 7 полупроницаемая перегородка 2 располагается в дне поршня 4, над которым – растворитель 3, под поршнем 4 находится раствор 1. Растворитель, проходя через полупроницаемую перегородку 2 в раствор 1, поднимает поршень с грузом 5. Подбирая массу груза, которая уравновешивает осмотическое давление, можно непосредственно определить осмотическое давление раствора.
|
|
Рис. 7.Принцип работы осмоса:1 – раствор; 2 – полупроницаемая перегородка;
|
Растворы сахарозы С12Н22О11, глюкозы С6Н12О6, глицерина СН2ОНСНОНСН2ОН, этилового спирта С2Н5ОН, карбамида СО(NН2)2, содержащие 1 моль вещества в
Объяснение причин такого изменения осмотического давления в зависимости от состава растворенной соли.
Пользуясь осмотическим давлением, несложно определить мольную массу вещества в растворенном состоянии. Мольная масса равна числу граммов растворенного вещества, содержащихся в
Пример. Определим мольную массу М глюкозы, если раствор, содержащий в 250 мл
Решение
В
9,04•1000/250 =
Определим число молей глюкозы:
36,16/M = моль.
Подставляя (значение концентрации) и в уравнение осмотического давления, получаем:
4,56•105 = 8314•273,15•36,16/М.
Откуда мольная масса глюкозы С6Н12О6 равна 180 г/моль.
Механизм возникновения осмотического давления окончательно не выяснен. Некоторые исследователи считают, что аналогия между осмотическим и газовым давлениями случайна.
Осмос и осмотическое давление имеют огромное значение в биологических явлениях, т. к. оболочки клеток биологических тканей являются полупроницаемыми перегородками. Осмотическое давление клеточного сока растений изменяется от 2,0•105 Па (у болотных растений) до 4,5•106 Па (у степных). Вследствие осмоса вода и питательные растворы поднимаются из почвы по корням и далее по стволу растения на значительную высоту. Тканевые жидкости млекопитающих имеют осмотическое давление 6,7•105–8,1•105 Па. Осмотическое давление крови млекопитающих близко к осмотическому давлению океанской воды.
Осмотическое давление внутри живых клеток обусловливает прочность и упругость тканей, и благодаря ему осуществляется солевой обмен живой ткани с окружающей средой.
Осмотическое давление разбавленного раствора (с < 0,01 моль/л) прямо пропорционально мольной концентрации растворенного вещества, т. е. пропорционально числу частиц, находящихся в данном объеме раствора. Свойства растворов, зависящие от числа частиц, называются коллигативными. К этим свойствам относятся понижение давления пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания. Все эти свойства пропорциональны числу растворенных частиц.
Осмос играет важнейшую роль в процессах жизнедеятельности животных и растений, поскольку клеточная плазматическая мембрана является полупроницаемой. Осмос обусловливает поднятие воды по стеблю растений, рост клетки и многие другие явления.
Рассмотрим роль осмоса в водном режиме растительной клетки. Осмотическое давление жидкости, контактирующей с клеткой, может быть больше, меньше либо равно осмотическому давлению внутриклеточной жидкости. Соответственно выделяют гипертонические, гипотонические и изотонические растворы.
Если клетка находится в контакте с гипертоническим раствором, вода выходит из неё путём осмоса через плазматическую мембрану. Протопласт (живое содержимое клетки) при этом уменьшается в объёме, сморщивается и в конце концов отстаёт от клеточной стенки. Этот процесс называют плазмолизом. Процесс плазмолиза обычно обратим.
Рис. 3.7 Влияние осмотического давления на растительную клетку
Если клетку поместить в чистую воду или гипотонический раствор, вода путём осмоса поступает в клетку; протопласт при этом увеличивается в объёме и оказывает давление на сравнительно жёсткую клеточную стенку. Этот процесс называется тургором. Тургорное давление препятствует дальнейшему поступлению воды в клетку. Именно тургорное давление поддерживает стебли растений в вертикальном положении, придаёт растениям прочность и устойчивость.
Изотонические растворы не оказывают влияния на водный режим клетки.
У животных клеток нет клеточной стенки, поэтому они более чувствительны к осмотическому давлению жидкости, в которой находятся.
Рис. 3.8 Влияние осмотического давления на эритроциты
Животные клетки имеют систему защиты, основанную на осморегуляции; организм животного стремится поддерживать осмотическое давление всех тканевых жидкостей на постоянном уровне. Например, осмотическое давление крови человека – 800 000 Н/м2. Такое же осмотическое давление имеет 0,9 %-ный раствор хлорида натрия. Физиологический раствор, изотоничный крови, широко применяется в медицине.
Рассмотрим роль осмоса в водном режиме растительной клетки. Осмотическое давление жидкости, контактирующей с клеткой, может быть больше, меньше либо равно осмотическому давлению внутриклеточной жидкости. Соответственно выделяют гипертонические, гипотонические и изотонические растворы.
Если клетка находится в контакте с гипертоническим раствором, вода выходит из неё путём осмоса через плазматическую мембрану. Протопласт (живое содержимое клетки) при этом уменьшается в объёме, сморщивается и в конце концов отстаёт от клеточной стенки. Этот процесс называют плазмолизом. Процесс плазмолиза обычно обратим.
Если клетку поместить в чистую воду или гипотонический раствор, вода путём осмоса поступает в клетку; протопласт при этом увеличивается в объёме и оказывает давление на сравнительно жёсткую клеточную стенку. Этот процесс называется тургором. Тургорное давление препятствует дальнейшему поступлению воды в клетку. Именно тургорное давление поддерживает стебли растений в вертикальном положении, придаёт растениям прочность и устойчивость.
Изотонические растворы не оказывают влияния на водный режим клетки.
У животных клеток нет клеточной стенки, поэтому они более чувствительны к осмотическому давлению жидкости, в которой находятся. Животные клетки имеют систему защиты, основанную на осморегуляции; организм животного стремится поддерживать осмотическое давление всех тканевых жидкостей на постоянном уровне. Например, осмотическое давление крови человека – 800 000 Н/м2. Такое же осмотическое давление имеет 0,9 %-ный раствор хлорида натрия. Физиологический раствор, изотоничный крови, широко применяется в медицине.
Давление насыщенного пара разбавленных растворов
Одно из важнейших свойств жидкостей и растворов (и вообще всех веществ) – давление насыщенного пара вещества над поверхностью жидкости (или кристалла).
Давление насыщенного пара воды имеет огромное значение для жизни природы. Листья на деревьях высыхают, когда давление паров воды в воздухе становится ниже некоторого предела. Выстиранное белье на берегу моря почти не сохнет. И такое же белье на морозе высыхает быстрее, чем при обычной температуре. Здесь мы имеем дело с давлением пара воды.
Вы видели в музеях висящие на стенах психрометры – приборы для измерения влажности воздуха? Психрометр состоит из двух термометров – одного обычного, сухого, и второго, влажного, – с шариком, обернутым тканью, которая опущена в воду. Сухой термометр показывает температуру воздуха, а смоченный – температуру влажной ткани. Из показаний обоих термометров по специальной таблице (или графику) определяют давление водяного пара в воздухе, его влажность. Какой термометр, сухой или влажный, показывает более высокую температуру? Почему такое устройство позволяет судить о влажности воздуха?
Иногда для измерения влажности воздуха используют гигрометры – приборы, основанные на других принципах действия. Например, действие волосного гигрометра основано на зависимости длины человеческого обезжиренного волоса от содержания водяных паров, электролитического гигрометра – на зависимости сопротивления раствора электролита от влажности воздуха и т. д. Почему в музеях необходимо поддерживать постоянную влажность воздуха?
Давление пара над раствором отличается от давления пара над чистым веществом.
Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем
|
|
Рис.8.Пар над чистым растворителем (а)
|
Представим, что в равновесную систему жидкость А – пар введено некоторое вещество В. При образовании раствора мольная доля растворителя XА становится меньше единицы; равновесие в соответствии с принципом Ле Шателье – Брауна смещается в сторону конденсации вещества А, т.е. в сторону уменьшения давления насыщенного пара РА. Очевидно, что, чем меньше мольная доля компонента А в растворе, тем меньше парциальное давление его насыщенных паров над раствором.
Для некоторых растворов выполняется следующая закономерность, называемая первым законом Рауля:
Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причем коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом.
Поскольку сумма мольных долей всех компонентов раствора равна единице, для бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В легко получить следующее соотношение, также являющееся формулировкой первого закона Рауля:
Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества и не зависит от природы растворенного вещества.
Растворы, для которых выполняется закон Рауля, называют идеальными растворами. Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам (оптические изомеры, гомологи и т.п.) и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором. Растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области бесконечно малых концентраций.
Давление пара идеальных и реальных растворов
Если компоненты бинарного (состоящего из двух компонентов) раствора летучи, то пар над раствором будет содержать оба компонента (относительное содержание компонентов в парах будет, как правило, отличаться от содержания их в растворе – пар относительно богаче компонентом, температура кипения которого ниже). Рассмотрим бинарный раствор, состоящий из компонентов А и В, неограниченно растворимых друг в друге. Общее давление пара, согласно первому закону Рауля, равно
Таким образом, для идеальных бинарных растворов зависимость общего и парциального давления насыщенного пара от состава раствора, выраженного в мольных долях компонента В, является линейной при любых концентрациях (рис.9). К таким системам относятся, например, системы бензол – толуол, гексан – гептан, смеси изомерных углеводородов и др.
Рис. 9 Зависимость парциальных и общего давлений пара идеального раствора от концентрации
Для реальных растворов данные зависимости являются криволинейными. Если молекулы данного компонента взаимодействуют друг с другом сильнее, чем с молекулами другого компонента, то истинные парциальные давления паров над смесью будут больше, чем вычисленные по первому закону Рауля (положительные отклонения). Если же однородные частицы взаимодействуют друг с другом слабее, чем разнородные, парциальные давления паров компонентов будут меньше вычисленных (отрицательные отклонения). Реальные растворы с положительными отклонениями давления пара образуются из чистых компонентов с поглощением теплоты (ΔНраств > 0), растворы с отрицательными отклонениями образуются с выделением теплоты (ΔНраств < 0).
Рис. 10 Зависимость парциальных и общего давлений пара идеальных (штриховая линия) и реальных (сплошная линия) бинарных растворов от состава при положительных (слева) и отрицательных (справа) отклонениях от закона Рауля.
Температура кристаллизации разбавленных растворов
Раствор в отличие от чистой жидкости не отвердевает целиком при постоянной температуре; при некоторой температуре, называемой температурой начала кристаллизации, начинают выделяться кристаллы растворителя и по мере кристаллизации температура раствора понижается (поэтому под температурой замерзания раствора всегда понимают именно температуру начала кристаллизации). Замерзание растворов можно охарактеризовать величиной понижения температуры замерзания ΔТзам, равной разности между температурой замерзания чистого растворителя T°зам и температурой начала кристаллизации раствора Tзам:
Рассмотрим Р – T диаграмму состояния растворителя и растворов различной концентрации (рис. 11), на которой кривая ОF есть зависимость давления пара над твердым растворителем, а кривые ОА, ВС, DE – зависимости давления пара над чистым растворителем и растворами с возрастающими концентрациями соответственно. Кристаллы растворителя будут находиться в равновесии с раствором только тогда, когда давление насыщенного пара над кристаллами и над раствором одинаково. Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем, температура, отвечающая этому условию, всегда будет более низкой, чем температура замерзания чистого растворителя. При этом понижение температуры замерзания раствора ΔTзам не зависит от природы растворенного вещества и определяется лишь соотношением числа частиц растворителя и растворенного вещества.
Рис. 11. Понижение температуры замерзания разбавленных растворов
Можно показать, что понижение температуры замерзания раствора ΔTзам прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:
Уравнение называют вторым законом Рауля. Коэффициент пропорциональности K – криоскопическая постоянная растворителя – определяется природой растворителя.
Температура кипения разбавленных растворов
Температура кипения растворов нелетучего вещества всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя при том же давлении. Рассмотрим Р – T диаграмму состояния растворителя и растворов различной концентрации (рис.11). Любая жидкость – растворитель или раствор – кипит при той температуре, при которой давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Соответственно температуры, при которых изобара Р = 1 атм. пересечет кривые ОА, ВС и DE, представляющие собой зависимости давления пара над чистым растворителем и растворами с возрастающими концентрациями соответственно, будут температурами кипения этих жидкостей (рис. 12).
Повышение температуры кипения растворов нелетучих веществ ΔTк = Tк – T°к пропорционально понижению давления насыщенного пара и, следовательно, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. Коэффициент пропорциональности E есть эбулиоскопическая постоянная растворителя, не зависящая от природы растворенного вещества.
Рис. 12 Повышение температуры кипения разбавленных растворов
Т.о., второй закон Рауля можно в наиболее общем виде сформулировать следующим образом:
Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения разбавленного раствора нелетучего вещества прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворенного вещества.
Второй закон Рауля является следствием из первого; данный закон справедлив только для бесконечно разбавленных растворов. Коэффициенты пропорциональности в уравнениях – эбулиоскопическая и криоскопическая константы – имеют физический смысл соответственно повышения температуры кипения и понижения температуры замерзания растворов с моляльной концентрацией, равной 1 моль/кг. Однако, поскольку такие растворы не являются бесконечно разбавленными, эбулиоскопическая и криоскопическая константы не могут быть непосредственно определены и относятся поэтому к числу т.н. экстраполяционных констант.
Теория электролитической диссоциации
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты.
Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K2SO4 и т.д.)
Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl).
К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза.
Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации.
Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.
Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость.
Как же происходит процесс растворения? Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор.
При расплавлении , когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус .Эта классическая теория позволила как электропроводимость расплавов и растворов, так и протекание химических реакций в растворах между расплавленными или растворёнными веществами.
ОСМОМЕТРИЯ (от осмос и греч. metreo-измеряю), совокупность методов определения осмотич. давления . Измерения проводят с помощью приборов – осмометров разл. конструкций. В них р-р (или дисперсионная система) отделен от чистого р-рителя мембраной, проницаемой для р-рителя (дисперсной среды), но непроницаемой для растворенного в-ва (дисперсной фазы). Измеряют избыточное давление, к-рое должно быть приложено к р-ру. чтобы предотвратить его самопроизвольное разбавление диффундирующим сквозь мембрану р-рителем. В статич. осмометрах непосредственно измеряют это давление после достижения равновесия по высоте столба жидкости, к-рая устанавливается в результате проникновения р-рителя через мембрану в р-р. В динамич. осмометрах измеряют зависимость скорости перехода р-рителя через мембрану от перепада давления по обе ее стороны (т. наз. противодавления р). Скорость движения р-рителя w становится равной нулю при р =. Обычно строят графич. зависимость w =f(p)и путем экстраполяции до w = 0 находят осмотич. давление.
Осмометрию используют при расчетах аппаратов обратного осмоса, но осн. приложение ее состоит в определении мол. массы полимеров. Согласно закону Вант-Гоффа (см. Осмос), осмотич. давление равно противодавлению, к-рое нужно создать над идеальным или бесконечно разб. р-ром, чтобы выравнить хим. потенциалы р-рителя в камерах до и после мембраны. Такое давление формально вычисляют по тому же ур-нию, что и давление идеального газа: V=nRT, где п – число молей растворенного в-ва, V– объем р-ра, R – газовая постоянная, Т – абс. т-ра. Это ур-ние можно записать в виде: /С = RT/M, где С – концентрация растворенного в-ва, М – его мол. масса. Отклонение от идеальности приводит к зависимости величины от концентрации С. Согласно статистич. теории Флори Хаггинса, для разб. р-ров полимеров справедливо выражение: = RT/A1 + A2C + + А3С2 + …), где А, величины, связанные с вириальными коэф., учитывающими двойные, тройные и др. взаимод. молекул;
где М1 и М -мол. массы р-рителя и полимера соотв., и -их плотности, константа, характеризующая взаимод. поли-мера с р-рителем.
Пренебрегая концентрац. членами высших порядков, получим:
т.е. ур-ние прямой в координатах p/С -С. Тангенс угла наклона этой прямой равен , что используют для нахождения величины .
Для определения мол. массы измеряют осмотич. давление ряда разб. р-ров с разл. концентрацией исследуемого полимера в одном и том же р-рителе и экстраполируют зависимости/С = f(С) до значений С = 0. Поскольку полимеры полидисперсны, то найденная мол. масса является усредненной по числу молекул.
При измерениях пользуются как статич., так и динамич. осмометрами. Статич. методы характеризуются относит. большим временем установления равновесия, так что низ-комол. примеси успевают равномерно распределиться по обе стороны мембраны и поэтому не оказывают влияния на результаты измерений. Однако возможна адсорбция полимера мембраной, что снижает точность определения мол. массы. При использовании динамич. методов адсорбция полимера мембраной не вносит заметной ошибки, но этот метод требует более сложной аппаратуры и точность его меньше, чем у статич. метода, если р-р содержит низкомол. примеси. Диапазон измеряемых мол. масс с помощью осмометрии составляет 103-106.
Применение осмометров в клинической лабораторной диагностике
Известно, что организм высших животных и человека характеризуется совокупностью показателей, описывающих физико-химические свойства внутренней среды организма и его физические характеристики.
Данная совокупность определяет некоторый функциональный уровень организма. Этот уровень поддерживается в результате деятельности комплекса разнообразных функциональных систем, ответственных за выполнение определенных функций (например, функций, поддержания постоянства температуры организма, артериального давления и др.).
В соответствии с концепцией гомеостаза, организм может находиться в равновесии только тогда, когда каждая входящая в его состав подсистема также находится в равновесном состоянии. Организация и функционирование живых систем характеризуется сложностью процессов управления, обеспечивающих их высокую надежность и способность противостоять воздействиям внешней среды. Эффективность процессов управления в значительной степени зависит от постоянства внутренней среды организма, которую необходимо непрерывно поддерживать с учетом характеристик внешних воздействий.
Еще в XIX веке великий ученый Клод Бернар обосновал представление о том, что поддержание постоянства состава внутренней среды есть основа нашей свободной и независимой жизни.
Системой, отвечающей за процессы всасывания, распределения, потребления и выведения воды и солей, и таким образом, обеспечивающей относительное постоянство осмотического давления жидкостей внутренней среды, является система регуляции водно-солевого обмена или система осморегуляции, основным регулируемым параметром которой является суммарная концентрация осмотически активных веществ (осмоляльность), которая поддерживается в организме с высокой точностью. С особой точностью поддерживается состав крови.
Поддержание осмоляльности на нормальном уровне осуществляется этой системой с весьма сложными центральными и периферическими механизмами. Система осморегуляции включает афферентное звено в виде осморецепторов (датчиков) – чувствительных образований, обращенных во внутреннюю среду и реагирующих на изменение концентрации в ней растворенных частиц. Импульсы от осморецепторов передаются в гипоталамический центр осморегуляции (супраоптическое ядро гипоталамуса), а оттуда – к исполнительным органам (почки, потовые железы, желудочно-кишечный тракт).
У здоровых людей в норме осмоляльность плазмы крови составляет 285 ±10 , слюны – 100…200 , желудочного сока – 160…340 , желчи – 280…300 , мочи 50…1500 ммоль/кг Н2О. Эффекторным (исполнительным) органом в системе осморегуляции крови является почка.
Сущность процесса регуляции, обеспечивающего постоянство концентрации осмотически активных веществ в крови, состоит в том, что при повышении осмоляльности крови раздражаются осморецепторы, широко представленные в различных органах и тканях. Под влиянием этих стимулов возбуждаются нейроны супраоптического ядра гипоталамуса, из которых освобождается в кровь антидиуретический гормон (АДГ)- вазопрессин. В результате чего в собирательных трубках почек АДГ увеличивает проницаемость для воды и возрастает реабсорбция (обратное всасывание) воды в кровь из первичной мочи и постепенно нормализуется осмотический статус крови. Таким образом, вода задерживается в организме, а моча выделяется концентрированной (верхний предел изменения концентрации мочи 1500 ммоль/кг Н2О ).
В обычных условиях увеличение концентрации крови на 1 ммоль/кг Н2О приводит к секреции АДГ, при этом осмоляльность мочи возрастает почти в 100 раз – 80-95 ммоль/кг Н2О.
Противоположная по знаку реакция – уменьшение секреции АДГ наступает при гипоосмии (уменьшении концентрации), что приводит, наоборот, к увеличению выделения воды из организма. По этой причине моча выделяется значительно меньшей концентрации (нижний предел изменения концентрации мочи 50 ммоль/кгН2О).
Как было отмечено, исполнительным органом в системе осморегулирования крови является почка. Всякое нарушение функции почки приводит к осмотическим сдвигам и тяжелым последствиям, может вызвать отеки, судороги, слабость, тяжелую анемию и др.
Отсюда важный вывод о том, как ценна информация о состоянии системы водно-солевого обмена в клинической практике.
В мировой практике осмоляльность биологических жидкостей измеряется с помощью высокочувствительных приборов, называемых осмометрами.
Водные растворы, какими являются биологические жидкости, характеризуются группой связанных друг с другом свойств, называемых коллигативными (коллективными). Четыре свойства из группы коллигативных свойств рассматриваются обычно вместе, а именно:
1. Понижение давления пара растворителя над раствором
ΔPпар = Кпар · m ,
где m – моляльность; Кпар – константа давления пара.
2. Повышение температуры кипения раствора
ΔТкип = Ккип · m ,
где m – моляльность; Ккип – эбулиоскопическая константа.
3. Понижение температуры замерзания раствора
ΔТзам = Кзам · m ,
где m – моляльность; Кзам – криоскопическая константа.
4. Осмотическое давление
ΔРосм = Косм · m ,
где m – моляльность; Косм – константа осмотического давления.
Как видно, эти свойства изменяются пропорционально концентрации m растворенного вещества. Причем, эти свойства не зависят от природы и химического состава растворенного вещества. Каждое из перечисленных коллигативных свойств может быть измерено (причем, измерив одно свойство, можно рассчитать другие по известным формулам) и использовано для построения приборов, называемых осмометрами, которые широко применяются в мировой клинической практике для контроля осмоляльности биологических жидкостей (кровь, моча, ликвор идр.) и водных растворов (инфузионные растворы, кровезаменители, растворы парентерального и энтерального питания и др.).
В соответствии с перечисленными свойствами на мировом рынке медицинской техники существуют:
• осмометры давления пара;
• осмометры по точке замерзания (криоскопические);
• мембранные осмометры (осмометры прямого действия).
Примечание: учитывая специфический характер второго свойства, на практике осмометры по температуре кипения для биологических объектов не нашли применения.
При выборе осмометра необходимо понимать, что по некоторым характеристикам они не взаимозаменяемы. Дадим характеристику каждому.
Осмометры давления пара
Этот тип приборов отличается тем, что для измерения требуется минимальный объем пробы (единицы микролитров), что имеет большое значение, когда из объекта исследования нельзя взять больший объем. Однако по причине малости объема пробы осмометры давления пара имеют большую погрешность по сравнению с другими. Кроме того, результат измерения зависит от изменения атмосферного давления. Основное применение эти приборы нашли в научных исследованиях и педиатрической практике для исследований крови новорожденных, взятой из пальчика или пяточки. Диапазон измеряемых концентраций ограничивается 2000 ммоль/кг Н2О. В российских ЛПУ они не нашли широкого применения. В Европейском союзе осмометры давления пара производит фирма Dr . Knauer , Gonotec (Германия), в США – фирма Wescor .
Мембранные осмометры
Осмосом называется процесс, при котором происходит движение молекул растворителя из раствора с низкой концентрацией в раствор с высокой концентрацией через мембрану, проницаемую только для молекул растворителя. На этом свойстве строятся осмометры, называемые мембранными. В их конструкции могут использоваться как искусственные мембраны (например, целлофан), так и природные (например, кожа лягушки).
Приборы этого типа используются для измерения так называемого коллоидно-осмотического давления крови (КОД), которое создается высокомолекулярной (более 30000 Д) составляющей общей концентрации осмотически активных частиц, содержащихся в плазме крови. Это давление называется также онкотическим и создается преимущественно белками. КОД составляет менее 3 ммоль/кг Н2О и поэтому незначительно влияет на общее осмотическое давление, но имеет определяющее значение для процессов транскапиллярного обмена. Эта составляющая общего давления имеет важное диагностическое значение. Мембранные осмометры производят фирмы Dr. Knauer , Gonotec , Германия (Osmomat 050), в США – фирма Wescor . Интересно, что фирма доктора Кнауэра предлагает всю линейку осмометров, перекрывая, таким образом, весь диапазон частиц с молекулярной массой, включая миллионные.
Приборы этого типа в России не производятся. О применении зарубежных приборов имеется скудная информация.
Осмометры, принцип действия которых основан на измерении понижения (депрессии) температуры замерзания раствора в сравнении с температурой замерзания растворителя (в нашем случае воды), нашли наибольшее распространение по причине наилучшей пригодности этой методики для лабораторной клинической диагностики нарушений водного и электролитного баланса (молекулярные массы частиц биологических жидкостей не превышают 30000 Д).
Первые образцы приборов, больше напоминавшие установки, были громоздкими по причине несовершенства охлаждающей системы (использовались льдосолевые смеси), в качестве индикатора температуры замерзания применялись ртутные термометры.
Настоящую революцию в приборостроении совершили достижения в области полупроводниковой техники. К середине 60-х годов появились полупроводниковые датчики температуры, обладающие малыми габаритами и высокой стабильностью температурной характеристики.
Пионерские исследования академика А.Ф. Иоффе в области физики полупроводников позволили подойти к практической реализации термоэлектрических модулей (микроохладителей), что позволяло строить компактные термостатирующие устройства. Шестидесятые годы можно охарактеризовать, как период бурного развития научных исследований в области осмометрии, метрологии осмометрии и появления на рынке приборостроительных фирм с первыми моделями осмометров. К таким фирмам можно отнести упоминавшуюся фирму доктора Герберта Кнауэра (с которым автор имел длительный период общения), фирмы Advanced Instr. Inc. и Precision Syst. (США), которые в настоящее время являются крупнейшими по разработке и производству осмометров и криоскопов. В этот же период в больницах и научных учреждениях медико-биологического профиля стали появляться первые приборы этих фирм. Наибольшее распространение получили модели 3D2 (Advanced Instr. Inc.) и полумикроосмометр доктора Кнауэра.
Развитие этого направления в нашей стране началось с десятилетним опозданием в 1974 году в рамках Постановлений Советского Правительства по разработке высокочувствительных приборов и их внедрению в практику медико-биологических исследований. Куратором работ выступала Академия наук СССР. Работа в этом направлении была поручена ВНИИ Научного приборостроения (в последствии объединившегося с НПП «Буревестник»), на котором с 1972 года работал автор этой статьи. Работа по реализации этого Постановления позволила автору создать и освоить в производстве модель осмометра типа МТ-1, которая стала базовой для разработки пяти поколений осмометров (МТ-2, МТ-4, МТ-5 и ОМТ-5) использующихся как в промышленности, так и медицине. На фото показан первый в СССР (1976 год) высокочувствительный миллиосмометр с чувствительностью, равной 0,1 ммоль/кг H2O.
Впервые были разработаны средства метрологического обеспечения измерений осмоляльности и температуры замерзания водных растворов, что позволяло осуществлять производство приборов данного типа на территории Результаты работы по реализации методики осмометрии, ее теоретическое обоснование были обобщены автором в диссертационной работе на тему «Разработка и исследование технических средств измерения концентрации осмотически активных веществ в биологических жидкостях и водных растворах » .
Представим, что в равновесную систему жидкость А – пар введено некоторое вещество В. При образовании раствора мольная доля растворителя XА становится меньше единицы; равновесие в соответствии с принципом Ле Шателье – Брауна смещается в сторону конденсации вещества А, т.е. в сторону уменьшения давления насыщенного пара РА. Очевидно, что, чем меньше мольная доля компонента А в растворе, тем меньше парциальное давление его насыщенных паров над раствором. Для некоторых растворов выполняется следующая закономерность, называемая первым законом Рауля.
Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причем коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом.
Относительное понижение парциального давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества и не зависит от природы растворенного вещества.
Первый закон Рауля нетрудно вывести, используя понятие химического потенциала компонента, если считать пар над раствором идеальным газом. Условием гетерогенного равновесия является равенство химических потенциалов компонентов системы во всех фазах. Химический потенциал растворителя в растворе μА(р) связан с мольной долей растворителя в растворе XА уравнением.
Химический потенциал растворителя в паре μА(п) можно выразить через парциальное давление пара растворителя РА.
Химический потенциал чистого жидкого растворителя μ*А равен химическому потенциалу равновесного пара.
В состоянии равновесия μА(п) = μА(р). Комбинируя выражения (3-5), легко получить.
Принимая, что μ*А = μ°А(р), получаем следующее уравнение.
Отсюда легко получить выражение для первого закона Рауля.
Растворы, для которых выполняется первый закон Рауля, называют идеальными растворами. Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам (оптические изомеры, гомологи и т.п.) и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором. Растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области бесконечно малых концентраций.
Если компоненты бинарного раствора летучи, то пар над раствором будет содержать оба компонента (относительное содержание компонентов в парах будет, как правило, отличаться от содержания их в растворе: пар относительно богаче компонентом, температура кипения которого ниже – см. следующий параграф). Рассмотрим идеальный бинарный раствор, состоящий из компонентов А и В, неограниченно растворимых друг в друге. Общее давление пара, согласно первому закону Рауля, равно
Таким образом, для идеальных бинарных растворов зависимость общего и парциального давления насыщенного пара от состава раствора, выраженного в мольных долях компонента В, является линейной при любых концентрациях. К таким системам относятся, например, системы бензол – толуол, гексан – гептан, смеси других изомерных углеводородов. Для реальных растворов данные зависимости являются криволинейными.
Если молекулы данного компонента взаимодействуют друг с другом сильнее, чем с молекулами другого компонента, то истинные парциальные давления паров над смесью будут больше, чем вычисленные по первому закону Рауля (положительные отклонения). Если же однородные частицы взаимодействуют друг с другом слабее, чем разнородные, парциальные давления паров компонентов будут меньше вычисленных (отрицательные отклонения).
Образование реальных растворов сопровождается тепловым и объёмным (т.н. контракция) эффектами. Реальные растворы с положительными отклонениями от закона Рауля образуются из чистых компонентов с поглощением теплоты (ΔНраств > 0); объём раствора оказывается больше, чем сумма исходным объёмов компонентов (ΔV > 0). Растворы с отрицательными отклонениями от закона Рауля образуются с выделением теплоты (ΔНраств < 0) ); объём раствора в этом случае будет меньше, чем сумма исходным объёмов компонентов (ΔV < 0).
Зако́ны Ра́уля — общее название открытых французским химиком Ф. М. Раулем в
Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы.
Смысл параметра ясен из определения каждого из коллигативных параметров: они зависят от концентрации в растворе частиц растворённого вещества. Неэлектролиты в растворе не диссоциируют, стало быть, каждая молекула неэлектролита образует в растворе лишь одну частицу. В свою очередь, электролиты в растворе под влиянием сольватации частично или полностью распадаются на ионы, образуя при этом несколько частиц на одну диссоциировавшую молекулу. Соответственно, и коллигативные свойства данного раствора (аддитивные величины) зависят от содержания в нём частиц (ионов) каждого типа из тех, которым принадлежат частицы, образовавшиеся в растворе в результате диссоциации исходной молекулы, — раствор представляется как бы смесью растворов каждого из типов частиц. Например, раствор хлорной извести содержит три типа частиц — катионы кальция, хлорид-анионы и гипохлорит-анионы. Итак, изотонический коэффициент показывает, насколько в растворе электролита больше частиц по сравнению с раствором неэлектролита аналогичной концентрации, и связан со способностью вещества распадаться в растворе на ионы, то есть, со степенью диссоциации. Если формульная единица или молекула содержитионов (или атомов при полярных связях, в растворе превращающихся в ионы), количество исходных молекул равно N, а степень диссоциации соединения — α, то количество диссоциировавших молекул равно N·α (при этом образуются N·α·n ионов), а общее количество частиц в растворе равно ((N — N·α) + N·α·n).
Изотонический коэффициент в растворах сильных электролитов
Поскольку сильные электролиты диссоциируют практически полностью, можно было бы ожидать для них изотонический коэффициент, равный количеству ионов (или поляризованных атомов) в формульной единице (молекуле). Однако в действительности этот коэффициент всегда меньше определённого по формуле. Например, изотонический коэффициент для 0,05-моляльного раствора NaCl равен 1,9 вместо 2,0 (для раствора сульфата магния той же концентрации и вовсе i = 1,3). Это объясняет теория сильных электролитов, разработанная в 1923 году П. Дебаем и Э. Хюккелем: передвижение ионов в растворе затруднено образовавшейся оболочкой сольватации. К тому же, ионы взаимодействуют и между собой: разноимённо заряженные притягиваются, а одноимённо заряженные — отталкиваются; силы взаимного притяжения приводят к образованию групп ионов, перемещающихся по раствору совместно. Такие группы называют ионными ассоциатами или ионными па́рами. Соответственно, раствор ведёт себя так, будто содержит меньше частиц, чем на самом деле, ведь свобода их перемещения ограничена. Наиболее очевиден пример, касающийся электропроводности растворов λ, которая возрастает с разбавлением раствора. Через отношение реальной электропроводности к таковой при бесконечном разбавлении определяют мнимую степень диссоциации сильных электролитов, также обозначаемую через α: где nimg — мнимое, а ndisslv. — реальное количество частиц в растворе.
Влияние внешних факторов
Очевидно, что взаимодействие ионов уменьшается с повышением температуры (вследствие возросшего теплового движения частичек), а также с уменьшением их концентрации, то есть, разбавлением раствора, ведь тогда уменьшается вероятность встречи двух частичек. Экстраполируя разбавление в сторону бесконечности, коэффициент i стремится к своему максимальному значению, определяемому по формуле растворённого соединения. Степень диссоциации α, в соответствии с вышеупомянутой формулой зависимости между i и α, одновременно возрастает, приближаясь к единице.
Изотонический коэффициент был введён в последней четверти XIX века Я. Х. Вант-Гоффом. В 1901 году он первым получил Нобелевскую премию по химии — за свои заслуги в изучении растворов.
Изотонические растворы — водные растворы, изотоничные плазме крови. Простейшим раствором такого типа является 0,9% водный раствор хлорида натрия (NaCl) — так называемый физиологический раствор («физраствор»). Название это очень условное, так как «физраствор» не содержит многих веществ (в частности, солей калия), необходимых для физиологической деятельности тканей организма.
Другими примерами изотонических растворов, имеющих более физиологичный состав, являются:
раствор Рингера
раствор Рингера — Локка
раствор Рингера — Тироде
раствор Кребса — Рингера,
Дисоль, Трисоль, Ацесоль, Хлосоль
Лактасол
Приготовление физраствора
При приготовлении растворов соли добавляются последовательно, каждую последующую соль прибавляют только после растворения предыдущей. Для предотвращения выпадения осадка углекислого кальция рекомендуется через раствор бикарбоната натрия пропускать углекислый газ. Глюкозу добавляют в растворы непосредственно перед применением. Все растворы готовят на свежей дистиллированной воде, перегнанной в стеклянной аппаратуре (металлы оказывают значительное влияние на жизнедеятельность тканей).
Хлористый натрий содержится в плазме крови и тканевых жидкостях организма (концентрация около 0,9 %), являясь важнейшим неорганическим компонентом, поддерживающим соответствующее осмотическое давление плазмы крови и внеклеточной жидкости. В организм натрия хлорид поступает в необходимых количествах с пищей. Дефицит может возникать при различных патологических состояниях, сопровождающихся повышенным выделением, при отсутствии компенсирующего поступления с пищей. Усиленная потеря ионов калия и хлора имеет место при длительном сильном холероподобном поносе, неукротимой рвоте, обширных ожогах, гипофункции коры надпочечников. При снижении концентрации натрия хлорида в плазме крови, вода переходит из сосудистого русла в межтканевую жидкость и развивается сгущение крови. При значительном дефиците спазмируются гладкие мышцы и появляются судорожные сокращения скелетной мускулатуры, нарушаются функции нервной и сердечно-сосудистой систем. Растворы натрия хлорида широко используются в медицинской практике и в зависимости от концентрации разделяются на изотонический (0,9 %) и гипертонический. Раствор (0,89 %) натрия хлорида изотоничен плазме крови человека и поэтому быстро выводится из сосудистого русла, лишь временно увеличивая объем циркулирующей жидкости, поэтому его эффективность при кровопотерях и шоке недостаточна. Гипертонические растворы (3-5-10 %) применяются внутривенно и наружно. При наружной аппликации они способствуют выделению гноя, проявляют антимикробную активность, при внутривенном введении усиливают диурез и восполняют дефицит ионов натрия и хлора.
Физиологические растворы применяются в качестве дезинтоксикационного средства, для коррекции состояния при обезвоживании, для растворения других лекарственных препаратов, реже как заменитель крови или для промывания контактных линз.
При нарушениях функции почек, высоком артериальном давлении и сердечной недостаточности большие объемы назначают с осторожностью.
Изотонический раствор вводят внутривенно, подкожно (в связи с большим объёмом вводимого раствора — в наружную поверхность бедра) и в клизмах.
Глюкоза относится к углеводам и представляет собой один из продуктов обмена веществ организма человека и животных. В обмене веществ глюкоза имеет главным образом энергетическое значение. При полном распаде
Глюкоза повышает способность печени к обезвреживанию различных ядов, чем в значительной мере объясняются антитоксические свойства глюкозы. Кроме того, при отравлениях применение больших количеств растворов глюкозы сопровождается уменьшением концентрации ядов в крови за счет увеличения массы циркулирующей в сосудах жидкости и усиления мочеотделения.
Указанные свойства глюкозы используются при лечении заболеваний печени, протекающих со снижением ее антитоксических функций (гепатит, цирроз), при терапии отравлений различными ядами (ионы тяжелых металлов, анилин, мышьяк и др.). Особо важное значение имеет глюкоза при терапии комы, возникающей на почве передозировки инсулина. Весьма часто растворы глюкозы используют для растворения различных веществ (например, норадреналина, строфантина), предназначенных для внутривенного введения. В практике глюкоза применяется в виде изотонического и гипертонических растворов.
Изотонический раствор глюкозы (5 %) имеет осмотическое давление, равное осмотическому давлению крови, поэтому его можно вводить в организм любыми путями: подкожно, внутривенно, в прямую кишку.
Гипертонические растворы глюкозы (10—20—40 %) имеют значительно большее осмотическое давление, чем кровь и ткани организма. После введения таких растворов в вену вода из тканей переходит в кровь, выравнивая ее осмотическое давление до нормального уровня. Общий объем жидкости в сосудах возрастает, и артериальное давление может повышаться. В связи с этим гипертонические растворы глюкозы используют при шоке, коллапсе и массивной кровопотере. Следует, однако, помнить, что растворы глюкозы, как и натрия хлорида, не являются полноценными заменителями крови в случае кровопотери.
Противопоказано подкожное и внутримышечное введение гипертонических растворов глюкозы в связи с опасностью развития некроза тканей.
Гемо́лиз (от др.-греч. αἷμα кровь + λυσις распад, разрушение) — разрушение эритроцитов крови с выделением в окружающую среду гемоглобина. В норме гемолиз завершает жизненный цикл эритроцитов (ок. 125 суток) и происходит в организме человека и животных непрерывно. Патологический гемолиз происходит под влиянием гемолитических ядов, холода, некоторых лекарственных веществ (у чувствительных к ним людей) и других факторов; характерен для гемолитических анемий. По локализации процесса выделяют несколько типов гемолиза:
Эритроциты в плазме крови представляют собой двояковогнутые диски – дискоциты. Под влиянием различных факторов их объём может увеличиваться. Объем дискоцита можно увеличить до сферической формы без изменения площади поверхности мембраны, дальнейшее увеличение объема требует увеличения площади поверхности. Но клеточные мембраны почти не растяжимы, так что увеличение площади поверхности мембраны приводит к её разрыву с последующим выходом гемоглобина из клетки. Гемолитическая стойкость эритроцитов, таким образом, зависит от эластичности мембраны.
В физиологических условиях ежедневно Г. подвергается 0,8% всей массы эритроцитов, обычно “стареющих”. Окончательный распад “стареющих” эритроцитов происходит преимущественно в селезёнке. При распаде эритроцитов из освободившегося гемоглобина путём сложных превращений образуется один из пигментов жёлчи — билирубин, по количеству которого в крови и его производных в кале и моче можно судить о выраженности Г. Освобожденное в процессе распада гемоглобина железо депонируется в ретикулоэндотелиальных клетках печени и селезёнки. После сложных превращений железо связывается с g-глобулиновой фракцией белка крови и участвует в выработке нового гемоглобина. Отклонение в балансе между литическим агентом и ингибитором может привести к преобладанию процесса кроверазрушения над кровообразованием, т. е. к патологической Г. Патологическая Г. наблюдается при гемолитической анемиях, гемоглобинопатиях, под влиянием гемолитических ядов (токсины некоторых бактерий, свинец, мышьяк, нитробензол, яд сморчков и др.), вследствие образования аутоиммунных и изоэритроцитарных антител при переливании несовместимой крови, при резусном конфликте (см. Гемолитическая болезнь новорождённых), воздействии некоторых химических агентов, холода; у чувствительных лиц — при приёме некоторых лекарственных веществ, вдыхании пыльцы некоторых растений и др. При патологической Г. разрушение эритроцитов происходит во всех клетках ретикулоэндотелиальной системы (печень, костный мозг, лимфатические узлы и др.), а также может наблюдаться в сосудистом русле. В этом случае большая часть гемоглобина разрушенных эритроцитов связывается со специфическим белком — гаптоглобином, а избыток, проходя через почечный фильтр, обнаруживается в моче — гемоглобинурия. Распад сразу большой массы эритроцитов (например, при гемолитических анемиях) сопровождается тяжёлым состоянием организма (гемолитический шок) и может привести к смерти.
Плазмолиз (от др.-греч. πλάσμα — вылепленное, оформленное и λύσις — разложение, распад), отделение протопласта от клеточной стенки в гипертоническом растворе.
Плазмолизу предшествует потеря тургора.
Плазмолиз возможен в клетках, имеющих плотную клеточную стенку (у растений, грибов, крупных бактерий). Клетки животных, не имеющие жесткой оболочки, при попадании в гипертоническую среду сжимаются, при этом отслоения клеточного содержимого от оболочки не происходит. Характер плазмолиза зависит от ряда факторов:
от вязкости цитоплазмы;
от разности между осмотическим давлением внутриклеточной и внешней среды;
от химического состава и токсичности внешнего гипертонического раствора;
от характера и количества плазмодесм;
от размера, количества и формы вакуолей.
Различают уголковый плазмолиз, при котором отрыв протопласта от стенок клетки происходит на отдельных участках, вогнутый плазмолиз, когда отслоение захватывает значительные участки плазмалеммы, и выпуклый, полный плазмолиз, при котором связи между соседними клетками разрушаются практически полностью. Вогнутый плазмолиз часто обратим; в гипотоническом растворе клетки вновь набирают потерянную воду, и происходит деплазмолиз. Выпуклый плазмолиз обычно необратим и ведет к гибели клеток.
Выделяют также судорожный плазмолиз, подобный выпуклому, но отличающийся от него тем, что сохраняются цитоплазматические нити, соединяющие сжавшуюся цитоплазму с клеточной стенкой, и колпачковый плазмолиз, характерный для удлиненных клеток.
Есть 2 способа сравнительной оценки плазмолиза в тканях:
Метод пограничного плазмолиза
Плазмометрический метод
В первом методе, который создал Хуго Де Фриз, ткани погружаются в растворы KNO3, сахарозы или других осмотически активных веществ разной концентрации, и определяется концентрация, при которой плазмолизируется 50 % клеток. Плазмометрический метод заключается в измерении после плазмолиза относительных объёмов клетки и протопласта и вычислении по концентрации раствора осмотического давления клетки.
П. характерен главным образом для растительных клеток, имеющих прочную целлюлозную оболочку. Животные клетки при перенесении в гипертонический раствор сжимаются. В зависимости от вязкости протоплазмы, от разницы между осмотическим давлением клетки и внешнего раствора, а следовательно от скорости и степени потери воды протоплазмой, различают П. выпуклый, вогнутый, судорожный и колпачковый. Иногда плазмолизированные клетки остаются живыми; при погружении таких клеток в воду или гипотонический раствор происходит деплазмолиз. Для сравнительной оценки П. в тканях существует 2 метода: пограничного П. и плазмометрический. Первый метод, разработанный Х. Де Фризом (1884), заключается в погружении тканей в растворы с различной концентрацией KNO3, сахарозы или др. осмотически активного вещества и установлении той концентрации, при которой плазмолизируется 50% клеток. При плазмометрическом методе после П. измеряют относительный объём клетки и протопласта и по концентрации раствора вычисляют осмотическое давление клетки (по соответствующим формулам).
П. характерен главным образом для растительных клеток, имеющих прочную целлюлозную оболочку. Животные клетки при перенесении в гипертонический раствор сжимаются. В зависимости от вязкости протоплазмы, от разницы между осмотическим давлением клетки и внешнего раствора, а следовательно от скорости и степени потери воды протоплазмой, различают П. выпуклый, вогнутый, судорожный и колпачковый. Иногда плазмолизированные клетки остаются живыми; при погружении таких клеток в воду или гипотонический раствор происходит деплазмолиз. Для сравнительной оценки П. в тканях существует 2 метода: пограничного П. и плазмометрический. Первый метод, разработанный Х. Де Фризом (1884), заключается в погружении тканей в растворы с различной концентрацией KNO3, сахарозы или др. осмотически активного вещества и установлении той концентрации, при которой плазмолизируется 50% клеток. При плазмометрическом методе после П. измеряют относительный объём клетки и протопласта и по концентрации раствора вычисляют осмотическое давление клетки (по соответствующим формулам).
При приготовлении растворов соли добавляются последовательно, каждую последующую соль прибавляют только после растворения предыдущей. Для предотвращения выпадения осадка углекислого кальция рекомендуется через раствор бикарбоната натрия пропускать углекислый газ. Глюкозу добавляют в растворы непосредственно перед применением. Все растворы готовят на свежей дистиллированной воде, перегнанной в стеклянной аппаратуре (металлы оказывают значительное влияние на жизнедеятельность тканей).
Хлористый натрий содержится в плазме крови и тканевых жидкостях организма (концентрация около 0,9 %), являясь важнейшим неорганическим компонентом, поддерживающим соответствующее осмотическое давление плазмы крови и внеклеточной жидкости. В организм натрия хлорид поступает в необходимых количествах с пищей. Дефицит может возникать при различных патологических состояниях, сопровождающихся повышенным выделением, при отсутствии компенсирующего поступления с пищей. Усиленная потеря ионов калия и хлора имеет место при длительном сильном холероподобном поносе, неукротимой рвоте, обширных ожогах, гипофункции коры надпочечников. При снижении концентрации натрия хлорида в плазме крови, вода переходит из сосудистого русла в межтканевую жидкость и развивается сгущение крови. При значительном дефиците спазмируются гладкие мышцы и появляются судорожные сокращения скелетной мускулатуры, нарушаются функции нервной и сердечно-сосудистой систем. Растворы натрия хлорида широко используются в медицинской практике и в зависимости от концентрации разделяются на изотонический (0,9 %) и гипертонический. Раствор (0,89 %) натрия хлорида изотоничен плазме крови человека и поэтому быстро выводится из сосудистого русла, лишь временно увеличивая объем циркулирующей жидкости, поэтому его эффективность при кровопотерях и шоке недостаточна. Гипертонические растворы (3-5-10 %) применяются внутривенно и наружно. При наружной аппликации они способствуют выделению гноя, проявляют антимикробную активность, при внутривенном введении усиливают диурез и восполняют дефицит ионов натрия и хлора.
Физиологические растворы применяются в качестве дезинтоксикационного средства, для коррекции состояния при обезвоживании, для растворения других лекарственных препаратов, реже как заменитель крови или для промывания контактных линз.
При нарушениях функции почек, высоком артериальном давлении и сердечной недостаточности большие объемы назначают с осторожностью.
Изотонический раствор вводят внутривенно, подкожно (в связи с большим объёмом вводимого раствора — в наружную поверхность бедра) и в клизмах.
Глюкоза относится к углеводам и представляет собой один из продуктов обмена веществ организма человека и животных. В обмене веществ глюкоза имеет главным образом энергетическое значение. При полном распаде
Глюкоза повышает способность печени к обезвреживанию различных ядов, чем в значительной мере объясняются антитоксические свойства глюкозы. Кроме того, при отравлениях применение больших количеств растворов глюкозы сопровождается уменьшением концентрации ядов в крови за счет увеличения массы циркулирующей в сосудах жидкости и усиления мочеотделения.
Указанные свойства глюкозы используются при лечении заболеваний печени, протекающих со снижением ее антитоксических функций (гепатит, цирроз), при терапии отравлений различными ядами (ионы тяжелых металлов, анилин, мышьяк и др.). Особо важное значение имеет глюкоза при терапии комы, возникающей на почве передозировки инсулина. Весьма часто растворы глюкозы используют для растворения различных веществ (например, норадреналина, строфантина), предназначенных для внутривенного введения. В практике глюкоза применяется в виде изотонического и гипертонических растворов.
Изотонический раствор глюкозы (5 %) имеет осмотическое давление, равное осмотическому давлению крови, поэтому его можно вводить в организм любыми путями: подкожно, внутривенно, в прямую кишку.
Гипертонические растворы глюкозы (10—20—40 %) имеют значительно большее осмотическое давление, чем кровь и ткани организма. После введения таких растворов в вену вода из тканей переходит в кровь, выравнивая ее осмотическое давление до нормального уровня. Общий объем жидкости в сосудах возрастает, и артериальное давление может повышаться. В связи с этим гипертонические растворы глюкозы используют при шоке, коллапсе и массивной кровопотере. Следует, однако, помнить, что растворы глюкозы, как и натрия хлорида, не являются полноценными заменителями крови в случае кровопотери.
Противопоказано подкожное и внутримышечное введение гипертонических растворов глюкозы в связи с опасностью развития некроза тканей.
Гемо́лиз (от др.-греч. αἷμα кровь + λυσις распад, разрушение) — разрушение эритроцитов крови с выделением в окружающую среду гемоглобина. В норме гемолиз завершает жизненный цикл эритроцитов (ок. 125 суток) и происходит в организме человека и животных непрерывно. Патологический гемолиз происходит под влиянием гемолитических ядов, холода, некоторых лекарственных веществ (у чувствительных к ним людей) и других факторов; характерен для гемолитических анемий. По локализации процесса выделяют несколько типов гемолиза:
Эритроциты в плазме крови представляют собой двояковогнутые диски – дискоциты. Под влиянием различных факторов их объём может увеличиваться. Объем дискоцита можно увеличить до сферической формы без изменения площади поверхности мембраны, дальнейшее увеличение объема требует увеличения площади поверхности. Но клеточные мембраны почти не растяжимы, так что увеличение площади поверхности мембраны приводит к её разрыву с последующим выходом гемоглобина из клетки. Гемолитическая стойкость эритроцитов, таким образом, зависит от эластичности мембраны.
В физиологических условиях ежедневно Г. подвергается 0,8% всей массы эритроцитов, обычно “стареющих”. Окончательный распад “стареющих” эритроцитов происходит преимущественно в селезёнке. При распаде эритроцитов из освободившегося гемоглобина путём сложных превращений образуется один из пигментов жёлчи — билирубин, по количеству которого в крови и его производных в кале и моче можно судить о выраженности Г. Освобожденное в процессе распада гемоглобина железо депонируется в ретикулоэндотелиальных клетках печени и селезёнки. После сложных превращений железо связывается с g-глобулиновой фракцией белка крови и участвует в выработке нового гемоглобина. Отклонение в балансе между литическим агентом и ингибитором может привести к преобладанию процесса кроверазрушения над кровообразованием, т. е. к патологической Г. Патологическая Г. наблюдается при гемолитической анемиях, гемоглобинопатиях, под влиянием гемолитических ядов (токсины некоторых бактерий, свинец, мышьяк, нитробензол, яд сморчков и др.), вследствие образования аутоиммунных и изоэритроцитарных антител при переливании несовместимой крови, при резусном конфликте (см. Гемолитическая болезнь новорождённых), воздействии некоторых химических агентов, холода; у чувствительных лиц — при приёме некоторых лекарственных веществ, вдыхании пыльцы некоторых растений и др. При патологической Г. разрушение эритроцитов происходит во всех клетках ретикулоэндотелиальной системы (печень, костный мозг, лимфатические узлы и др.), а также может наблюдаться в сосудистом русле. В этом случае большая часть гемоглобина разрушенных эритроцитов связывается со специфическим белком — гаптоглобином, а избыток, проходя через почечный фильтр, обнаруживается в моче — гемоглобинурия. Распад сразу большой массы эритроцитов (например, при гемолитических анемиях) сопровождается тяжёлым состоянием организма (гемолитический шок) и может привести к смерти.
Плазмолиз (от др.-греч. πλάσμα — вылепленное, оформленное и λύσις — разложение, распад), отделение протопласта от клеточной стенки в гипертоническом растворе.
Плазмолизу предшествует потеря тургора.
Плазмолиз возможен в клетках, имеющих плотную клеточную стенку (у растений, грибов, крупных бактерий). Клетки животных, не имеющие жесткой оболочки, при попадании в гипертоническую среду сжимаются, при этом отслоения клеточного содержимого от оболочки не происходит. Характер плазмолиза зависит от ряда факторов:
от вязкости цитоплазмы;
от разности между осмотическим давлением внутриклеточной и внешней среды;
от химического состава и токсичности внешнего гипертонического раствора;
от характера и количества плазмодесм;
от размера, количества и формы вакуолей.
Различают уголковый плазмолиз, при котором отрыв протопласта от стенок клетки происходит на отдельных участках, вогнутый плазмолиз, когда отслоение захватывает значительные участки плазмалеммы, и выпуклый, полный плазмолиз, при котором связи между соседними клетками разрушаются практически полностью. Вогнутый плазмолиз часто обратим; в гипотоническом растворе клетки вновь набирают потерянную воду, и происходит деплазмолиз. Выпуклый плазмолиз обычно необратим и ведет к гибели клеток.
Выделяют также судорожный плазмолиз, подобный выпуклому, но отличающийся от него тем, что сохраняются цитоплазматические нити, соединяющие сжавшуюся цитоплазму с клеточной стенкой, и колпачковый плазмолиз, характерный для удлиненных клеток.
Есть 2 способа сравнительной оценки плазмолиза в тканях:
Метод пограничного плазмолиза
Плазмометрический метод
В первом методе, который создал Хуго Де Фриз, ткани погружаются в растворы KNO3, сахарозы или других осмотически активных веществ разной концентрации, и определяется концентрация, при которой плазмолизируется 50 % клеток. Плазмометрический метод заключается в измерении после плазмолиза относительных объёмов клетки и протопласта и вычислении по концентрации раствора осмотического давления клетки.
П. характерен главным образом для растительных клеток, имеющих прочную целлюлозную оболочку. Животные клетки при перенесении в гипертонический раствор сжимаются. В зависимости от вязкости протоплазмы, от разницы между осмотическим давлением клетки и внешнего раствора, а следовательно от скорости и степени потери воды протоплазмой, различают П. выпуклый, вогнутый, судорожный и колпачковый. Иногда плазмолизированные клетки остаются живыми; при погружении таких клеток в воду или гипотонический раствор происходит деплазмолиз. Для сравнительной оценки П. в тканях существует 2 метода: пограничного П. и плазмометрический. Первый метод, разработанный Х. Де Фризом (1884), заключается в погружении тканей в растворы с различной концентрацией KNO3, сахарозы или др. осмотически активного вещества и установлении той концентрации, при которой плазмолизируется 50% клеток. При плазмометрическом методе после П. измеряют относительный объём клетки и протопласта и по концентрации раствора вычисляют осмотическое давление клетки (по соответствующим формулам).
П. характерен главным образом для растительных клеток, имеющих прочную целлюлозную оболочку. Животные клетки при перенесении в гипертонический раствор сжимаются. В зависимости от вязкости протоплазмы, от разницы между осмотическим давлением клетки и внешнего раствора, а следовательно от скорости и степени потери воды протоплазмой, различают П. выпуклый, вогнутый, судорожный и колпачковый. Иногда плазмолизированные клетки остаются живыми; при погружении таких клеток в воду или гипотонический раствор происходит деплазмолиз. Для сравнительной оценки П. в тканях существует 2 метода: пограничного П. и плазмометрический. Первый метод, разработанный Х. Де Фризом (1884), заключается в погружении тканей в растворы с различной концентрацией KNO3, сахарозы или др. осмотически активного вещества и установлении той концентрации, при которой плазмолизируется 50% клеток. При плазмометрическом методе после П. измеряют относительный объём клетки и протопласта и по концентрации раствора вычисляют осмотическое давление клетки (по соответствующим формулам).
