Biofizica Sistemelor Disperse MG 2010-2011

Curs Biofizica MG 2010 – 2011 “Biofizica sistemelor disperse”

BIOFIZICA SISTEMELOR DISPERSE

Definiţia şi clasificarea sistemelor disperse

Prin sistem dispers înţelegem un amestec de două sau mai multe substanţe, având o componentă dispersantă (solventul) şi una dispersată (solvitul). Solventul reprezintă elementul activ, iar solvitul elementul relativ pasiv, deoarece şi acesta influenţează caracteristicile sistemului.

Concentraţia

Pentru caracterizarea sistemelor disperse din punct de vedere cantitativ se foloseşte un parametru intensiv de stare numit concentraţie. Unitatea de măsură a concentraţiei molare în SI (sistemul internaţional de mărimi şi unităţi) este numărul de Kmoli de solvit pe unitatea de volum de soluţie (Kmoli/m3):

solutie

solvitm V

C ν= , [ ] 3.. m

KmolC ISm =

Concentraţia molală (molalitate) reprezintă numărul de moli de solvit la 1 kg de solvent.

Concentraţia procentuală de masă exprimă masa de solvit aflată în 100 de grame de solvent, în timp ce concentraţia volumică arată câte grame de solvit se găsesc în 100 ml de soluţie.

Concentraţia normală (normalitate) pentru soluţii de electrolit reprezintă numărul de echivalent de solvit la 1 litru de soluţie (un echivalent este egal cu cantitatea de substanţă care conţine NA de sarcini electrice elementare).

Clasificarea sistemelor disperse Sistemele disperse se clasifică în funcţie de dimensiunile particulelor, starea de

agregare a dispersantului, afinitatea dintre componenţi sau tipul fazelor componente (faza reprezintă o parte omogenă a unui sistem, la suprafeţele de separare de celelalte părţi apărând variaţii bruşte ale proprietăţilor fizico - chimice).

Pentru a caracteriza complet un sistem dispers, trebuie luate în considerare toate aceste criterii.

1. Pornind de la dimensiunile particulelor solvitului, se defineşte gradul de dispersie ∆ ca fiind inversul diametrului particulelor solvitului d:

d1

=∆

în funcţie de care se disting: - soluţii adevărate (moleculare) ∆ > 109 m-1, d < 1 nm, aceasta este invizibilă la microscopul optic sau la ultramicroscop - soluţii coloidale 107 m-1 < ∆ < 109 m-1, 1 nm < d < 100 nm, vizibil la ultramicroscop - suspensii ∆ < 107 m-1, d > 100 nm, vizibilă la microscopul optic sau chiar cu ochiul liber.

Deoarece în aplicarea acestui criteriu de clasificare se porneşte de la premisa ca particulele solvitului sunt sferice, nu putem aplica această clasificare hidrocarburilor care sunt molecule lungi.

2. În funcţie de starea de agregare a solventului (solvitul putând fi gaz, lichid sau solid) sistemele disperse pot fi: - gazoase – substanţa dispersantă este un gaz (amestecurile gazoase, vaporii în aer, ceaţa) - lichide – substanţa dispersantă este un lichid (lichide nemiscibile, lichid în gaz, soluţii de electrolit)

1


- solide – substanţa dispersantă este un solid (unele aliaje) 3. În funcţie de afinitatea dintre componenţi sistemele disperse sunt:

- liofile (există afinitate între solvit şi solvent) - liofobe (nu există afinitate între solvit şi solvent)

4. Din punct de vedere al tipului fazelor componente sistemele disperse pot fi: - monofazice, care pot fi omogene (proprietăţi identice în toate punctele sistemului) şi neomogene (proprietăţile diferă de la un punct la altul) - polifazice - heterogene: între părţile componente există suprafeţe de separare. (ceaţa, aerosoli, spuma : lichid şi gaz, gel : solid cu lichid)

În organism există soluţii adevărate, coloizi şi suspensii în care dispersantul

este lichid, comportamentul lichidelor biologice fiind complex, având proprietăţi conjugate tuturor celor trei clase de sisteme disperse.

De exemplu, sângele este soluţie pentru cristaloizi (Na, Cl, K), coloid (deoarece conţine proteine: serumalbumine, globuline), suspensie (datorită prezenţei elementelor figurate).

Lichidul cefalo rahidian (LCR) are substanţe cristaloide, deci este soluţie, în concentraţie scăzută are şi albumine, deci este coloid, are şi foarte rare celule endoteliale şi limfocite, fiind astfel reprezentată şi componenta de suspensie.

Soluţiile moleculare

Au diametrul particulelor solviţilor mai mic decât 1 nm, sunt sisteme omogene, monofazice, starea de agregare a solventului putând fi oricare (gazoasă, lichidă sau solidă). Solventul este constituentul lichid aflat în cantitate cea mai mare al soluţiei moleculare. Excepţie de la această regulă face apa care este întotdeauna solventul (de exemplu, o soluţie de alcool 75% are ca solvent apa). Soluţiile apoase sunt de foarte mare importanţă în medicină.

Pentru studiul teoretic al sistemelor disperse se foloseşte conceptul de soluţie ideală caracterizată prin faptul că este foarte diluată. Soluţia nu mai este ideală atunci când concentraţia ei creşte. Concentraţia limită a solvitului la care acesta nu se mai dizolvă, ci precipită se numeşte solubilitate, iar soluţia obţinută se numeşte soluţie saturată. Solubilitatea unei soluţii depinde de natura solventului şi a solvitului (nu toate substanţele produc soluţii saturate, există substanţe care formează faze omogene, indiferent de concentraţie), temperatură şi de presiune. Saturaţia este o stare de echilibru, condusă de legile termodinamice ale echilibrului.

Solubilitatea se poate explica pornind de la interacţiunile care există între particulele de solvent şi particulele de solvit. Dacă interacţiunea dintre tipurile diferite de particule este mai puternică decât interacţiunea dintre particulele aceleiaşi faze, solubilitatea creşte, soluţia se formează spontan, particulele de solvit sunt înglobate între particulele de solvent. Suspensiile

Sunt sisteme disperse care au gradul de dispersie cuprins în intervalul 105 – 107 m-1, dimensiunile particulelor lor fiind mai mari decât 10-7 m şi mai mici decât 10-5 m. Suspensiile pot fi solide şi lichide sau gazoase.

Suspensiile medicamentoase sunt suspensii solide care se prepară printr-o mărunţire mecanică şi dispersarea particulelor în mediul de dispersie sau prin scăderea solubilităţii anumitor substanţe dizolvate. Aerosolii care se administrează sub formă de inhalaţie se obţin prin pulverizarea unor soluţii de substanţe medicamentoase solide dizolvate într-un lichid. Stabilitatea suspensiilor creşte cu gradul de dispersie (scăderea dimensiunilor particulelor solvitului) deoarece particulele mai mici sunt mai bine ţinute în suspensie prin fenomenele de tensiune superficială.

2


Emulsiile

Sunt sisteme alcătuite dintr-un lichid dispersat într-un lichid (laptele care este o emulsie de globule mici de grăsime într-o soluţie apoasă de săruri minerale, lactoză, proteine etc.), dintr-un gaz dispersat într-un lichid (spuma) sau dintr-un lichid dispersat într-un gaz (ceaţa). Formarea unei emulsii presupune o creştere a suprafeţei interfaciale dintre cele două faze nemiscibile (Fig. 1), şi este însoţită de o creştere a energiei libere.

Fig.1 Formarea unei emulsii la punerea în contact a două faze nemiscibile lichide

Datorită instabilităţii lor, emusiile pot constitui potenţiale rezervoare de substanţă

încapsulată ce poate fi eliberată în condiţii variabile. O parte a aplicaţiilor implică domeniul farmaceutic uman, emulsiile apă/ulei/apă fiind investigate ca vehicule potenţiale ale medicamentelor hidrofile (vaccinuri, vitamine, enzime, hormoni), ce pot fi eliberate apoi progresiv, în mod controlat.

Emulsiile pot fi folosite în nutriţie (ca surse concentrate de calorii), în administrarea vaccinurilor (emulsiile putând prezenta efecte adjuvante), în eliberare controlată de medicamente (permiţând încorporarea de medicamente hidrofile / hidrofobe în cantităţi mari, medicamentul nefiind în contact direct cu fluidele şi ţesuturile organismului), la stabilizarea chimică a medicamentelor care hidrolizează rapid în soluţii apoase. Soluţii de gaz în lichid - Legea lui Henry

Conform legii lui Henry, cantitatea de gaz ce se dizolvă în unitatea de volum de lichid este proporţională cu presiunea gazului de deasupra lichidului (sau cu presiunea parţială a gazului in amestec).

Cel mai bun exemplu pentru înţelegerea acestei legi constă în observarea fenomenelor care au loc la deschiderea unui recipient care conţine un lichid gazos (apă carbogazoasă, de exemplu). Se observă cum apar bule de aer la suprafaţa lichidului deoarece bioxidul de carbon, aflat la presiune mai mare decât cea atmosferică, deci dizolvat în cantitate mai mare, părăseşte amestecul, ca rezultat al egalizării presiunii parţiale cu presiunea atmosferică. Similar, azotul care este un gaz inert, în mod normal depozitat în ţesuturile vii şi în sânge, va încerca să părăsească ţesuturile şi fluidele corpului dacă acestea sunt supuse unei diferenţe bruşte de presiune, cum ar fi cazul unui scafandru care iese foarte rapid de la o adâncime foarte mare. Apare boala de decompresie care se manifestă prin erupţii cutanate, dureri articulare, paralizie, putând duce chiar la deces.

3


Dizolvarea gazelor în lichide se face până la saturaţie (la temperatură şi presiune date, cantitatea dizolvată atinge o valoare limită).

Gazele sunt din ce în ce mai puţin solubile pe măsură ce temperatura creşte, când lichidul fierbe, gazele fiind eliminate. Dintr-un amestec de gaze, aflate în prezenţa unui lichid, fiecare gaz se dizolvă ca şi cum ar fi singur în lichidul dizolvant. La o temperatură dată, cantitatea de gaz dizolvată în lichid este proporţională cu presiunea pe care o exercită gazul asupra lichidului după ce s-a dizolvat cantitatea maximă de gaz posibilă în condiţiile date.

Coeficientul de solubilitate reprezintă volumul de gaz (în condiţii normale de presiune şi temperatură) care se dizolvă într-un litru de lichid. Acesta depinde de natura gazului şi de natura lichidului. Oxigenul este mai solubil în apă şi în lichidele biologice decât hidrogenul. Dizolvarea gazelor în sânge şi ţesuturi

Conform legii lui Henry, cantitatea de gaz dizolvat într-un lichid creşte cu creşterea presiunii sale de deasupra lichidului, solubilitatea gazelor în sânge crescând după o lege exponenţială, constanta de timp a procesului depinzând de tipul de ţesut. Din acest punct de vedere ţesuturile pot fi rapide sau lente şi din acest motiv apare o diferenţă de presiune (disbarism) între diferite ţesuturi, ca între sânge şi ţesuturi, important în special la decompresie (exemplu ar fi revenirea scafandrilor la suprafaţă). Eliminarea gazelor inerte la decompresie este mai rapidă în sânge decât în ţesuturi, prin urmare poate apărea situaţia în care există în sânge bule de gaz (aşa numitele embolii gazoase). Accidentele grave se datorează localizării emboliilor la nivelul arterelor creierului şi măduvei spinării. Apariţia emboliilor poate fi prevenită prin decompresie lentă.

În cazul hiperoxiei (la p > 1,7 atm) apar efecte toxice asupra sistemului nervos central (greaţă, ameţeli, convulsii). Deşi mecanismul prin care apar aceste efecte toxice nu este complet elucidat, se avansează ideea că producerea de radicali liberi este responsabilă pentru producerea acestora.

În cazul scafandrilor, la adâncimi foarte mari, apare aşa – numita beţie a adâncurilor care se manifestă cu simptome similare primelor stadii ale anesteziei generale şi care este datorată creşterii presiunii gazelor inerte. Heliul intră în organism şi îl şi părăseşte mai rapid decât azotul, astfel că pentru scufundări de trei sau patru ore, organismul uman atinge saturaţia cu He. De aceea, pentru astfel de scufundări, timpul de decompresie este mai scurt decât în cazul în care s-ar folosi amestecuri gazoase pe bază de azot (cum este cazul aerului atmosferic). De aceea, în amestecul gazos furnizat scafandrilor se foloseşte He. Din acest amestec este complet îndepărtat CO2 care se acumulează în ţesuturi, cu efect toxic, ducând la acidoză (deşi la suprapresiuni mici are un efect stimulator).

Proprietăţile coligative ale soluţiilor

Proprietăţile coligative ale soluţiilor nu depind de tipul solvitului, ci doar de tipul solventului. Interacţiunea solvent-solvit duce la: - scăderea presiunii vaporilor saturanţi ai solventului; - scăderea punctului de congelare proporţional cu concentraţia molară, conform legii lui Raoult

∆T =kcrcMunde kcr se numeşte constanta crioscopică şi reprezintă scăderea ∆T la dizolvarea unui mol de substanţă într-un litru de soluţie ;

4


- creşterea punctului de fierbere. Deoarece scade presiunea vaporilor saturanţi, trebuie să crească temperatura de fierbere, fierberea apărând în momentul în care presiunea vaporilor saturanţi de deasupra lichidului devine egală cu presiunea atmosferică. Ori, presiunea vaporilor saturanţi creşte cu temperatura. În legea lui Raoult, care este respectată, în locul constantei crioscopice apare keb - constanta ebulioscopică. Proprietăţile electrice ale soluţiilor

Disocierea electroliţilor este favorizată de permitivitatea electrică foarte mare a apei (de 80 de ori mai mare decât a vidului), precum şi de faptul că apa este un dipol electric. Deoarece în soluţia formată în urma dizolvării unui electrolit există purtători de sarcină liberi, aceasta are o rezistenţă electrică mult mai mică decât a apei pure.

Definim gradul de disociere α ca fiind raportul dintre numărul n de molecule disociate şi numărul total de molecule dizolvate din soluţie. Există electroliţi tari care sunt complet disociaţi în soluţie apoasă şi electroliţi slabi care sunt doar parţial disociaţi în soluţie apoasă.

Gradul de disociere depinde invers proporţional de concentraţia electrolitului, la diluţie infinită, electroliţii fiind total disociaţi.

Conductivitatea unei soluţii (χ) definită ca fiind inversul rezistivităţii (ρ) χ = 1/ρ , este funcţie de concentraţia purtătorilor de sarcină, valenţă, mobilitate, caracteristicile soluţiei. Într-o soluţie de electrolit există şi ioni negativi şi ioni pozitivi, conductivitatea soluţiei fiind dată de suma conductivităţilor ionilor de semne contrare. Datorită interacţiunii dintre ioni, doar o fracţiune f din concentraţia totală de ioni din soluţie poate participa liber la conducţie. Această fracţiune f se numeşte coeficient de activitate.

Activitatea a a unei soluţii este dată de relaţia: a = fC

Activitatea reprezintă concentraţia unei soluţii ideale care ar prezenta aceeaşi conductivitate ca soluţia reală. Într-o soluţie ideală: f = 1 (conductivitate totală) şi deci: a = C

Când există mai mulţi ioni în soluţie, câmpul electric generat de aceştia depinde de concentraţie, de valenţă şi de interacţiunea dintre ioni. Tăria ionică I ţine seama de toţi aceşti factori şi matematic se scrie astfel:

I = ½ Σ Cizi2

Potenţiale ionice. Legea lui Nernst.

Se consideră un metal (electrod) imersat într-o soluţie care conţine una din sărurile sale (Fig. 2).

Fig. 2

5


Apare un potenţial V, metalul tinde să se ionizeze şi să se dizolve în soluţie. Ionii soluţiei tind să se recombine cu electrodul. La echilibru debitul de ioni în cele două procese este acelaşi. Travaliul de dizolvare este egal cu travaliul electric al recombinării ionilor cu electrodul:

RT ln c = zFV Experimental diferenţa de potenţial se măsoară între două soluţii de concentraţii c1, c2:

RT (ln c2 - ln c1) = zF (V2 - V1) = zFE sau

E = (RT/zF) ln(c2/c1) Aceasta este o ecuaţie de tip Nernst şi are o largă aplicabilitate în fenomenele de

transport prin membranele celulare. Proprietăţi optice ale soluţiilor

Sunt folosite pentru analiza calitativă şi cantitativă a substanţelor în soluţie, prin diferite tehnici, cum ar fi:

- Refractometria este o metodă prin care, în urma măsurării indicelui de refracţie al unei soluţii se poate determina concentraţia acesteia datorită interdependenţei dintre aceste două mărimi, n = f(c). În laboratoarele de analize medicale poate fi folosită la determinarea glicozuriei, adică a concentraţie de glucoză în urină în caz de diabet (altfel, glucoza nu este decelabilă în urină).

- Polarimetria este o metodă pe baza căreia se poate calcula concentraţia unei soluţii optic active (substanţă care roteşte planul luminii polarizate (Fig. 3) în urma măsurării unghiului de rotire a planului de polarizare a luminii (Fig. 4), unghi direct proporţional cu concentraţia substanţei optic active şi cu grosimea stratului de substanţă străbătut. Această metodă se bazează pe faptul că substanţele organice care au cel puţin un carbon asimetric sunt optic active, adică există două structuri spaţiale diferite simetrice în oglindă corespunzătoare aceleiaşi formule moleculare.

Fig.3 Orientarea vectorului electric al undei electromagnetice luminoase în lumina nepolarizată (naturală)

şi în lumina polarizată liniar În mod normal, în organism se sintetizează şi se reţine numai una dintre cele

două structuri, în funcţie de tipul acesteia. De exemplu, aminoacizii sunt levogiri (L), iar glucidele sunt dextrogire (D).

6


Fig.4 O substanţă optic activă roteşte planul luminii polarizate cu un unghi θ proporţional cu concentraţia

sa în soluţie

- Spectrofotometria de absorbţie este o metodă care permite analiza calitativă şi cantitativă a unor soluţii. Fiecare tip de moleculă are un spectru de absorbţie specific. Absorbţia luminii se face conform legii Beer – Lambert:

I1 = I0 e-α l c

unde I1 reprezintă intensitatea fasciculului emergent (Fig. 5), I0 reprezintă intensitatea luminoasă a fasciculului incident, c este concentraţia solvitului, iar α este o constantă de material.

Fig. 5 Atenuarea intensităţii fasciculului emergent după absorbţie

Spectrele de absorbţie în vizibil şi ultraviolet corespund excitării electronice, iar

cele din IR rotaţiei şi vibraţiei moleculare. Analiza calitativă care poate fi efectuată se referă la identificarea substanţelor

dintr-un amestec, determinarea entropiei şi a capacităţii calorice, determinarea tipului legăturilor chimice.

Analiza cantitativă permite evaluarea cantitativă a concentraţiei substanţelor, determinarea purităţii unei substanţe.

Spectrele de absorbţie ale soluţiilor pot fi influenţate de natura solventului, valoarea pH-ului (dacă în soluţie se află două substanţe ce se pot transforma una în alta, curbele de extincţie pentru diferite pH-uri se intersectează în punctul izobestic ; modificarea pH-ului se observă prin virarea culorii), concentraţia soluţiei (apariţia a două puncte izobestice, datorită concentraţiilor mari la care pot să apară asociaţii moleculare, cele două puncte izobestice corespunzând monomerului şi dimerului, respectiv), temperatură (agitaţia termică inhibă formarea dimerilor, aşadar creşterea temperaturii are efect invers decât cel al creşterii concentraţiei), iradierea substanţei. Fenomene de transport în soluţii

În cazul în care într-un sistem există gradienţi de concentraţie, potenţial sau presiune are loc un transport de substanţă orientat spre atingerea unei stări de echilibru

7


termodinamic. Transportul de substanţă în cazul soluţiilor se poate face prin două moduri : prin difuzie care reprezintă transportul de solvit sub acţiunea gradientului electrochimic şi prin osmoză care reprezintă transportul de solvent sub acţiunea gradientului de presiune. Cele două fenomene pot fi simultane. Difuzia simplă (Fig. 6)

Difuzia constă în transportul de substanţă din regiunile cu concentraţie mai mare spre cele cu concentraţie mai mică, realizat exclusiv prin mişcările de agitaţie termică.

Fig. 6 Difuzia simplă are loc datorită gradientului de concentraţie

Difuzia este descrisă de cele două legi ale lui Fick. Legea I a lui Fick: Cantitatea de substanţă dν care difuzează în timpul dt printr-o

secţiune de arie A este proporţională cu gradientul de concentraţie dxdc

, cu dt şi cu aria

A:

dtdxdcDAd −=ν

sau

dxdcDA

dtd

−=ν

unde D este coeficientul de difuzie care se măsoară în S.I. în m2/s (D este definită ca fiind cantitatea de substanţă care difuzează în unitatea de timp prin unitatea de suprafaţă, pentru un gradient de concentraţie egal cu unitatea), iar dν/dt reprezintă viteza de difuzie. Semnul minus apare deoarece fluxul de substanţă este îndreptat de la concentraţie mare la concentraţie mică, adică în sensul gradientului de concentraţie. Este valabilă numai când distribuţia de concentraţie nu se modifică în timp, adică atunci când are loc o difuzie staţionară.

În cazul în care difuzia este non-staţionară concentraţia variază şi în timp şi este guvernată de legea a doua a lui Fick: Variaţia în timp a concentraţiei într-o regiune dată a soluţiei este proporţională cu variaţia în spaţiu a gradientului de concentraţie.

2

2

dxCdD

dtdC

−=

Coeficientul de difuzie D (acelaşi din legea I a lui Fick) este proporţional cu viteza de difuzie a particulelor care depinde de temperatură, de vâscozitatea lichidului şi de mărimea particulelor. Difuzia prin membrane

O peliculă de grosime neglijabilă faţă de aria suprafeţei, care desparte două medii având caracteristici fizico-chimice diferite constituie o membrană. Deosebim mai multe tipuri de membrane:

8


- membrane permeabile (care permit trecerea tuturor componenţilor unei soluţii în mod egal, şi inegal permeabile, care permit trecerea componenţilor soluţiei în mod diferit) - selectiv permeabile (permit trecerea numai a unor componenţi) - semipermeabile (permit doar solventului să le străbată) - ireciproc permeabile (permit trecerea solvitul numai într-un sens). Membrane permeabile

În cazul în care două compartimente care conţin aceeaşi soluţie, dar în concentraţii diferite, sunt separate de o membrană de grosime δ, în desfăşurarea difuziei se ţine cont şi de coeficientul de partiţie β care reprezintă raportul dintre solubilitatea solvitului în membrană şi cea a solventului.

Legea I-a a lui Fick pentru membrane se va scrie: ( ) ( ) cPAcADccDAdx

cdDAdtd

∆−=∆⎟⎠⎞

⎜⎝⎛−=−−=−=δβββ

δβν

12

unde parametrul δβ

=DP reprezintă coeficientul de permeabilitate a membranei pentru

solvit. Difuzia electroliţilor

Dacă, pe lângă gradientul de concentraţie, între cele două compartimente separate de o membrană permeabilă există şi un gradient de potenţial E = ∆V, apare un transport de ioni, dirijat înspre stabilirea echilibrului electric. În final, fluxurile de substanţă vor tinde la realizarea unui echilibru electrochimic. Energia potenţială totală trebuie să fie aceeaşi în ambele compartimente. Energia potenţială chimică (potenţialul chimic):

µc = Wp,chim = µ0 +RT lnc Energia potenţială electrică:

Wp,el = zFV Energia potenţială totală:

Wp = µ0 + RT ln c + zFV Wp este potenţialul electrochimic al substanţei. Diferenţa de potenţial electrochimic între două compartimente pentru care nu s-a

stabilit un echilibru va fi : ∆Wp = µ0 + RT ln c2 + zFV2 - (µ0 + RT ln c1 + zFV1) = RT ln c2/c1 + zFE

La echilibru ∆Wp = 0, de unde: -RT ln c2/c1 = zFE

E = (RT/zF )ln (c1/c2) Aceasta este o ecuaţie de tip Nernst. Pentru ν moli:

E = (νRT/zF )ln (c1/c2) Exemplu:se consideră cazul unor membrane inegal permeabile pentru diferite

specii sau selectiv permeabile. Două compartimente sunt separate printr-o membrană inegal permeabilă, în ambele compartimente se găseşte NaCl dar în concentraţii diferite, c1 şi c2. Permeabilităţile pentru Na+ şi Cl- sunt şi ele diferite: PNa < PCl. Clorul se acumulează pe faţa a doua a membranei (datorită gradientului de concentraţie). Se creează un gradient de potenţial care favorizează difuzia Na+. La echilibru apare o diferenţă de concentraţie dependentă de permeabilitate.

9


Osmoza Este fenomenul de difuzie a solventului dinspre soluţia mai diluată înspre cea

mai concentrată printr-o membrană semipermeabilă. Presiunea osmotică reprezintă presiunea mecanică necesară pentru

împiedicarea osmozei şi se datorează mişcării de agitaţie termică a moleculelor de solvit care ciocnesc membrana pe o singură parte neputând să o străbată (Fig. 7).

Fig. 7 Presiunea osmotică este datorată moleculelor de solvit care ciocnesc membrana semipermeabilă neputând trece.

Osmolul reprezintă cantitatea de substanţă care, dizolvată în solvent, se

dispersează într-un număr de particule osmotic active (capabile să se agite termic, dar nu să traverseze membrana) egal cu numărul lui Avogadro NA.

Fig. 8 Principiul de funcţionare a osmometrului Dutrochet

Aparatul cu care se măsoară această presiune este osmometrul Dutrochet. În

vasul mare (Fig. 8) se găseşte solventul pur, iar în tubul închis în partea inferioară cu o membrană semipermeabilă se află o soluţie cu acelaşi solvent.

Moleculele de solvit neputând străbate membrane semipermeabilă o să apară un flux de solvent dinspre vasul mare spre tub şi nivelul lichidului în tub va creşte, ducând la diluarea soluţiei din tub. Sistemul ajunge în starea de echilibru atunci când presiunea hidrostatică ρgh exercitată de lichidul care a urcat în tub este egală cu presiunea exercitată de soluţie π. Legile presiunii osmotice

Legile presiunii osmotice se aseamănă cu legile gazelor, Van’t Hoff fiind cel care a propus similitudinea presiunii osmotice cu presiunea gazelor, moleculele dizolvate

10


într-un lichid comportându-se ca moleculele unui gaz aflat într-un vas. Legile presiunii osmotice sunt legi deduse experimental. 1. La temperatură constantă, presiunea osmotică a unei soluţii este proporţională cu concentraţia molară a soluţiei (numărul de moli de solvit într-un litru de soluţie).

π ∼ c

unde c este concentraţia molară. Trecând de la directa proporţionalitate la egalitate, obţinem : π = kTc, iar constanta are valoarea kT = 22,4 103 Nm/mol. Aşadar, presiunea osmotică este invers proporţională cu volumul, similar legii transformării izoterme a gazelor.

2. La concentraţie constantă, presiunea osmotică este direct proporţională cu temperatura

π ∼ T

Sau π = kcT, enunţ similar cu cel al legii transformării izocore a gazelor ideale. 3. Presiunea osmotică a unei soluţii în care faza dispersată este alcătuită din substanţe diferite, este egală cu suma presiunilor osmotice ale fiecărei soluţii în parte, iar fiecare substanţă dizolvată îşi are presiunea ei proprie, ca şi cum s-ar afla dizolvată singură în întreaga cantitate de solvent. Această lege este analogă legii lui Dalton cu privire la presiunea totală a unui amestec de gaze, care egală cu suma presiunilor parţiale ale componentelor. 4. Presiunea osmotică a unei soluţii este independentă de natura substanţei dizolvate, ea depinde numai de numărul moleculelor din soluţie. Astfel, soluţiile de concentraţii molare egale ale diferitelor substanţe au aceeaşi presiune osmotică dacă nu intervin alte fenomene. Această lege este similară legii lui Avogadro care afirmă că acelaşi număr de molecule ocupă acelaşi volum şi exercită aceeaşi presiune, la temperatură dată. De exemplu, o soluţie de zahăr 1M (340 g/l) exercită o presiune osmotică egală cu cea exercitată de o soluţie 1M de glucoză sau de acid tartric. Dacă în loc de apă se foloseşte alt solvent, la aceeaşi concentraţie molară, presiunea osmotică rămâne nemodificată, deoarece, fiecare moleculă, indiferent de tipul ei, exercită aceeaşi presiune osmotică.

Combinând cele două relaţii (legile 1 şi 2) se obţine că :

π = kcT S-a constatat că: k≡ R. Dar c = ν/V, de unde:

π = RTν/V şi: πV = νRT

Aceasta este legea Van’t Hoff, similară ecuaţiei termice de stare pentru gazul ideal. Pentru soluţiile disociate de electroliţi presiunea osmotică are expresia :

πV = iνRT unde i este indicele de disociere.

Travaliul osmotic este lucrul mecanic efectuat de solvent la traversarea unei membrane semipermeabile (similar cu lucrul mecanic efectuat de un gaz ideal într-o transformare izotermă):

W = νRT ln c1/c2

c1, c2 - concentraţiile molale iniţială şi finală ale soluţiei, ν - numărul de moli de solvent.

11


Măsurarea presiunii osmotice Se poate face prin:

1. Utilizarea osmometrului Dutrochet 2. Metoda crioscopică prin care se determină diferenţa dintre temperatura de îngheţ a soluţiei şi cea a solventului pur ∆T, diferenţă care este direct proporţională cu concentraţia osmolară a soluţiei. Constanta se numeşte crioscopică şi este numeric egală cu valoarea cu care scade temperatura de îngheţ a unei soluţii având concentraţia de 1 osmol la litru de solvent, faţă de temperatura de îngheţ a solventului pur. Toate soluţiile moleculare coboară punctul de congelare al apei cu 1,86 grade Celsius. Important de reţinut că această coborâre a punctului de îngheţ este direct proporţională nu cu concentraţia procentuală a soluţiei ci cu cea molară. Aşadar, pentru solvent apă, la o concentraţie de 1 osmol, punctul de îngheţ ajunge la -1,86oC, constanta crioscopică kcr = 1,86.10-3 m3K/mol, iar kT = 22,4.102 N.m/mol, se obţine valoarea presiunii osmotice a apei de 12 ∆T .

Exemple de crioscopie clinică. Serul uman normal îngheaţă la -0,56oC. Aceasta înseamnă că presiunea osmotică a serului este de 6,72 atm. Constanţa punctului de congelare a serului este remarcabilă şi este aproape imposibil să-l facem să varieze, chiar prin ingerarea unei cantităţi importante de NaCl. Rezultatele experimentale arată că serul sanguin se comportă ca o soluţie apoasă de concentraţie 0,3M. O soluţie de NaCl în apă cu concentraţia de 9%o produce aceeaşi coborâre crioscopică de 0,56 şi are aceeaşi presiune osmotică precum serul sanguin. De aici, soluţia NaCl 9 %o se mai numeşte curent, dar impropriu ser fiziologic. Oricum, presiunea osmotică a sângelui este dată de electroliţi, adică de sărurile de Na, K, Ca, Mg.

Anumite stări patologice fac să varieze punctul de congelare a serului; dacă rinichii nu funcţionează normal, concentraţia serului se măreşte, coborând punctul de congelare.

Urina are punctul de congelare la -1,5oC, în general urina îngheaţă la o temperatură variabilă în intervalul -1 şi -3,5 grade Celsius. Amplitudinea osmotică este mult micşorată, în anumite cazuri de nefrite, când rămâne aproape invariabilă cu tot excesul de apă ingerat. Fenomenul se observă prin retenţie de apă şi prin apariţia de edeme. 3. Metoda ebulioscopică – măsoară diferenţa dintre temperatura de fierbere a soluţiei şi cea a solventului pur, diferenţă care depinde direct proporţional de concentraţia osmolară, prin constanta ebulioscopică Transportul apei prin membrane

Să considerăm o membrană semipermeabilă de-o parte şi de alta a căreia se află soluţii diferite, de concentraţii diferite. Fluxul de apă Japa prin membrană reprezentat de numărul de moli de apă ce traversează unitatea de suprafaţă a membranei în unitatea de timp se poate scrie astfel:

Japa = - Papa (∆p -∆π)

unde Papa reprezintă coeficientul hidrodinamic de permeabilitate al membranei (acesta depinde de grosimea membranei şi de mobilitatea apei prin membrană), ∆p reprezintă diferenţa dintre presiunile efective de-o parte şi alta a membranei, iar ∆π reprezintă diferenţa dintre presiunile osmotice ale soluţiilor aflate de-o parte şi alta a membranei. Dar π = RTc, ∆π = RT∆c, unde ∆c este diferenţa dintre concentraţiile osmolale:

Japa = -Papa (∆p - RT∆c)

12


În cazul în care membrana nu este perfect semipermeabilă, se utilizează coeficientul de semipermeabilitate ε definit ca fiind raportul dintre fluxul osmotic real şi fluxul osmotic printr-o membrană semipermeabilă.

Dacă în soluţiile separate de membrană există mai multe specii de solviţi având coeficienţii de permeabilitatea εi şi diferenţele de concentraţie ∆ci se poate exprima fluxul de apă prin membrana în felul următor:

⎟⎠

⎞⎜⎝

⎛ ∆ε−∆−= ∑=

n

iiiapaapa cRTpPJ

1

Deosebim două cazuri distincte, funcţie de valorile relative ale diferenţei dintre presiunile efective de o parte şi de alta a membranei, ∆p, şi diferenţa dintre presiunile osmotice ∆π ale soluţiilor aflate de-o parte şi alta a membranei : - dacă ∆p > ∆π are loc ultrafiltrarea (sub acţiunea presiunii mecanice apa trece în celălalt compartiment (fiindcă numai ea poate trece). Ultrafiltrarea reprezintă separarea coloizilor şi a macromoleculelor de cristaloizi şi de moleculele mici, prin difuzia acestora printr-o membrană sub acţiunea unui gradient de presiune (prin aceasta deosebindu-se de dializă). Presiunea are rolul nu atât de a accelera ultrafiltrarea, cât să împiedice endosmoza. - dacă ∆p < ∆π se produce osmoza.

Membranele biologice sunt selectiv permeabile, deci osmoza este întotdeauna însoţită de difuzie. Contribuţia proteinelor la presiunea osmotică a lichidelor biologice este mică, dar ele determină o repartiţie inegală a cristaloizilor. Osmoza în biologie

Compoziţia osmolară şi ionică a fluidelor biologice este aceeaşi. Dacă o soluţie urmează a fi injectată, ea trebuie să aibă aceeaşi presiune osmotică ca a plasmei sanguine - soluţie izotonică (izoosmotică). În caz contrar apar două posibilităţi (Fig. 9): - soluţie hipertonică (hiperosmotică) πsoluţie > πplasmă: apa părăseşte hematiile, acestea micşorându-şi volumul; - soluţie hipotonică (hipoosmotică) πsoluţie < πplasmă: se produce hemoliză, hematiile îşi măresc volumul datorită influxului masiv de apă şi se sparg.

Fig.9 O hematie introdusă într-o soluţie hipertonică îşi va micşora volumul (ratatinare), în timp ce o hematie introdusă într-o soluţie hipotonică îşi va mări volumul (turgescenţă)

Izotonicitatea lichidelor biologice se face prin schimburi de apă şi electroliţi, la nivel tisular. Când introducem cantităţi mari de lichid în sânge trebuie să ne asigurăm că soluţia introdusă este izotonică (soluţii izotonice: serul fiziologic 9o/oo şi glucoza de 5%).

13


Fenomenele de osmoză şi de ultrafiltrare asigură schimburile de apă între celule şi mediul extracelular şi, împreună cu unele substanţe dizolvate, între compartimentul vascular şi interstiţial.

Temperatura de îngheţ a plasmei sanguine este de -0,560C, presiunea sa osmotica fiind la această temperatură de π = 6,72 atm. La temperatura corpului uman (370C), presiunea osmotică a plasmei atinge valoarea de πpl=7.6 atm. Presiunea osmotică a plasmei sanguine este dată de suma presiunilor osmotice datorate micromoleculelor, ionilor şi macromoleculelor.

πpl = π micromolecule + π ioni + πmacromolecule

Endoteliul capilar este membrană semipermeabilă în raport cu proteinele din

plasmă (nu pentru apă, ioni, micromolecule). În capilarul arterial diferenţa dintre presiunile efective intravasculară şi extravasculară este (∆p) = 32 mm Hg (Fig. 10), iar în capilarul venos această diferenţă este ∆p = 12 mm Hg. Diferenţa dintre presiunile osmotice ∆π este constantă pe toată lungimea capilarului, având valoarea de 28 mm Hg.

La capătul arterial, unde ∆p > ∆π, are loc ultrafiltrarea apei cu moleculele şi ionii dizolvaţi, către spaţiul extravascular, în timp ce la capătul venos, unde ∆p < ∆π, are loc reîntoarcerea apei în compartimentul vascular împreună cu produşii de catabolism prin osmoză. Împreună asigură schimbul de apă (împreună cu unele substanţe dizolvate) între compartimentul vascular şi interstiţial.

Fig. 10 Distribuţia presiunilor la nivelul endoteliului capilar

Dacă reabsorbţia apei nu se realizează corespunzător în capilarul venos, apa se

acumulează în lichidul interstiţial dând naştere la edeme. Osmoza mai intervine şi în creşterea ţesuturilor : o floare ruptă şi introdusă cu

tulpina în apă se desface rapid, datorită afluxului osmotic din interior, introdusă în apă cu sare, floarea se veştejeşte, deoarece apa trece din celule către apa din vas prin curent exosmotic. Eliminarea renală a apei şi a cataboliţilor toxici

Are loc în două etape: ultrafiltrarea glomerulară şi reabsorbţia tubulară. Nefronul este format din corpusculul renal Malpighi şi din tubii renali. La nivelul glomerulului are loc o ultrafiltrare sub presiunea 42 mmHg, această presiune fiind determinată de presiunea hidrostatică din capilare, şi implicit de presiunea arterială, o scădere a presiunii arteriale ducând la diminuarea eliminării renale.

O parte din apă şi unele substanţe necesare organismului (aminoacizi, glucoză, ioni de sodiu si clor) trec din urina primară în sânge prin reabsorbţia tubulară. Fenomenele de transport prin care are loc reabsorbţia sunt difuzia şi transportul activ, micşorându-se astfel foarte mult volumul de urină.

14


Rinichiul artificial Fiind un catabolit al metabolismului proteic, ureea trebuie să aibă un nivel

constant în sânge de 35 mg o/oo, peste acest prag apar deficienţe renale grave, fatale. Creşterea concentraţiei de uree apare ca urmare a dezechilibrului în producerea urinei legate de pierderea funcţiilor renale. În aceste cazuri, detoxifierea sângelui se face cu ajutorul rinichiului artificial (Fig. 11).

Fig. 11 Desfăşurarea hemodializei

Sângele este filtrat prin dializă care foloseşte o membrană din plastic,

semipermeabilă, care permite particulelor de dimensiuni mici, cum ar fi molecule sau ioni, să o străbată în ambele direcţii, în timp ce particulele coloidale şi macromoleculele sunt reţinute de o parte (Fig. 12).

Soluţia de dializă este salină şi uşor hipertonică, acest lucru asigurând o presiune osmotică mărită în compartimentul care conţine sângele, determinând apa să treacă în dializor (curent endosmotic).

Fig. 12 Sângele în contact cu soluţia de dializă prin intermediul unei membrane semipermeabile

Pentru eliminarea completă a cristaloizilor, soluţia spre care se desfăşoară

dializa trebuie în permanenţă înlocuită. Acest lucru se face pentru a împiedica atingerea unui echilibru ionic între cele două compartimente, care ar duce la încetarea fluxului.

Viteza de dializă este influenţată de dimensiunea porilor membranei, de temperatură, de vâscozitate, de încărcătura electrică a membranei.

15

Biofizica Sistemelor Disperse MG 2010-2011

Documents

Transcript of Biofizica Sistemelor Disperse MG 2010-2011