Осмолярность биологических жидкостей

ОСМОЛЯРНОСТЬ:	У новорожденных	У взрослых
Плазмы, мОсмоль/л	260-290	300-310
Мочи, мОсмоль/л	400-780	1200-1400

Эффективная осмолярность может быть обозначена термином «тоничность». В организме осмотическое давление должно быть постоянным (≈ 7,4 атм).

Осмолярность растворов электролитов, применяемых в клинической практике для лечения различных форм дисгидрий (нарушений водно-электролитного баланса), имеет принципиальное значение для лечебной тактики. По отношению к осмолярности крови полиионные растворы могут быть изотоническими, гипертоническими и гипотоническими.

Изотоническими д.б. плазмозамещающие растворы; офтальмологические растворы; растворы, наносимые на раны и ожоги;

Гипертоническими д.б. растворы для лечения отеков, для очистки ран от гноя (10% NaCl), для удаления аллергических оттенков (10% CaCl₂, 20% глюкоза), в качестве слабительных средств (Na₂SO₄∙10H₂O, MgSO₄∙7H₂O), растворы для интраамнеального введения в качестве абортивных средств (60% р-р глюкозы) и др.

Гипотонические – растворы, применяемые при обезвоживании организма и для других видов коррекции водно–электролитного дисбаланса (например, в результате длительной диареи) и т.д.

Использование гипотонических растворов вызывает споры. Было подсчитано, что 15000 случаев детской смертности в год в США происходит вследствие послеоперационной гипонатриемии, вызванной инфузией (вливанием) гипотонических растворов. Рекомендуется использовать только полностью сбалансированные изотонические электролитные растворы для периоперационной инфузионной терапии у детей. У недоношенных и родившихся в срок новорожденных легко развивается церебральный отек, поскольку 25% веса тела состоит из массы мозга.

Осмотическое давление

Осмотическое давление в немногих случаях удается измерять непосредственно.

Первые опыты такого рода провел в 1826 французский армейский врач Рене Дютроше (1776–1847). Дютроше построил первый прибор для измерения осмотического давления - осмометр. Он был механическим, основан на действии двух противоположных сил: силе осмотического давления, способствующей всасыванию растворителя внутрь осмометра, и противоположно направленной силе гидростатического давления столба жидкости, которое препятствует осмосу и, в конечном счете, прекращает осмотическое всасывание растворителя. Рене Дютроше впервые установил, что осмотическое давление пропорционально концентрации раствора. Наиболее точные измерения в XIX веке провел знаменитый голландский химик Якоб Хендрик Вант-Гофф. Он исследовал осмос не только в воде, но и в других растворителях. Он установил, что величина осмотического давления не зависит от природы растворителя, природы растворенного вещества и природы полупроницаемой перегородки (мембраны), а определяется только температурой и концентрацией растворенного вещества. Она оказалась такой же, как и для давления идеального газа:

Р_осм = СRT, где

Р_осм – осмотическое давление,

С – концентрация растворенного вещества (в молях на литр раствора, молярная),

Т – абсолютная температура,

R – газовая постоянная, 0,082 атм·л.

Этот закон получил название закон Вант-Гоффа.

По Вант-Гоффу осмотическое давление слабых растворов равно газовому. Однако на практике часто наблюдаются отступления: величины осмотического давления оказываются аномальными. Основанием для объяснения этих аномалий, послужило открытие Сванте Аррениусом теории “электролитической диссоциации». Сванте Аррениус установил, что в разбавленных растворах поваренной соли число частиц вдвое больше, чем вычисленное по формуле NaCl, в растворах CaCl₂ – втрое больше и т.д. Это можно было бы объяснить, предположив, что указанные соединения при растворении в воде распадаются на несколько частей – претерпевают диссоциацию. Используя эти данные, Аррениус и создал теорию электролитической диссоциации.

Если растворяемое вещество разлагается на несколько частиц, если происходит диссоциация в растворе, осмотическое давление увеличивается. Показано, что осмотическое давление раствора пропорционально общему количеству частиц, образующихся при растворении из 1 молекулы вещества.

Р_осм = СRT· k

k – коэффициент диссоциации, отражающий количество частиц, образующихся при растворении 1 М компонента. Показывает, во сколько раз число частиц увеличивается вследствие диссоциации. Зависит от химической структуры вещества и степени электролитической диссоциации.

k = 1 + α(n - 1),

α – степень электролитической диссоциации, принимает значения от 0 (для неэлектролитов) до 1 (при полной диссоциации веществ в разбавленных растворах);

n - число элементарных частиц, образующихся из 1 молекулы при диссоциации.

Для разных групп электролитов степень диссоциации различается.

1. Для бинарных электролитов с однозарядными ионами типа натрия хлорид (гидрохлориды пилокарпина, эфедрина, КСI, серебра нитрат, натрия нитрат), α = 0,86, тогда

k = 1 + α(n- 1) = 1 + 0,86(2 – 1) = 1,86

2. Для бинарных электролитов с 2-хзарядными ионами типа цинка сульфат (магния сульфат, атропина сульфат), α = 0,5, тогда

k = 1 + α(n- 1) = 1 + 0,5(2 – 1) = 1,5

3. Для тринарных электролитов типа натрия сульфат, кальция хлорид, магния хлорид, натрия карбонат α = 0,75, n = 3, тогда

k = 1 + α(n- 1) = 1 + 0,75(3 – 1) = 2,5

4. Для слабых электролитов типа борная кислота, лимонная кислота

k принимается равным 1,1

5. Для неэлектролитов (глюкоза, сахароза, этанол и т.д.) α = 0, следовательно

k = 1.

и т.д. (см. справочные данные)