Isotonia 6tg55

ISOTONIA Y CALCULOS

Isotonia

Una solución es isotónica con respecto a los líquidos orgánicos cuando tienen las mismas propiedades coligativas , es decir, igual:

-presión osmótica -descenso de la tensión de vapor -descenso del punto de congelación

-elevación del punto de ebullición Las propiedades coligativas dependen principalmente del número de partículas en solución, no importando que ellas sean iones o moléculas sin disociar.

De estas propiedades coligativas la más importante es la presión osmótica y el descenso del punto de congelación, ya que, mediante éstas podemos calcular la isotonía de las soluciones usadas en Farmacia especialmente soluciones oftálmicas, nasales e inyectables.

Cuando

las

células

vivas

son

dañadas

por

soluciones

farmacéuticas, por ejemplo, cuando estas soluciones son inyectadas o aplicadas a ciertas mucosas, la concentración de los solutos juega un papel importante.

La célula con la solución que estará en o , no debe estar expuesta a influencias destructivas, debido a la tendencia del agua tanto a entrar como a salir de ella, por una diferencia de concentración de los solutos que están dentro o fuera.

Recordemos que, una solución que produzca entrada de agua a la célula hasta que ella reviente se denomina Hipotónica y tiene una concentración más baja de solutos, el caso opuesto, cuando se produce migración del agua fuera de la célula, ésta se “encoge” y esto es debido a una solución hipertónica, la que contiene una concentración de soluto mayor que el interior de la célula. Las soluciones que no producen ningún cambio en la célula se denominan isotónicas. Desde el punto de vista fisiológico, es más peligrosa una inyección de solución hipotónica que una inyección de una solución hipertónica, ya que la solución hipotónica produce destrucción de la célula, es irreversible.

Cél. en sol. isotónica

Cél. en sol. hipotónica

Cél. en sol. hipertónica

Tonicidad El suero sanguíneo y protoplasmático tienen una presión osmótica de 7,67 atm y un punto de congelación de 0,52 °C.

Con respecto a las soluciones oftálmicas, el fluido lagrimal es isotónico con la sangre, teniendo una isotonicidad correspondiente a una solución de cloruro de sodio al 0,9 % con un descenso del punto de congelación de 0,52.

Algunas soluciones oftálmicas son necesariamente hipertónicas para proporcionar una concentración del o los medicamentos activos lo suficientemente fuerte para ejercer pronto una acción efectiva. Cuando la cantidad usada de tales soluciones es pequeña, la dilución con los fluidos lagrimales se produce rápidamente de modo que la molestia de la hipertonicidad es sólo temporal. Esto no se cumple cuando se usan grandes volúmenes, como colirios para lavar los ojos, lágrimas artificiales. Es importante que las soluciones usadas para este propósito sean isotónicas.

Existen numerosos métodos para determinar la presión osmótica y así la tonicidad de las soluciones con respecto al suero sanguíneo: 1.- métodos biológicos: hemolíticos 2.- métodos indirectos: a) Por descenso crioscópico (el más usado) b) Por la tensión de vapor 3.-Método White- Vincent o método práctico

Método hemolítico: Mediante este método puede obtenerse aproximadamente la tonicidad de una solución observando los efectos producidos cuando dicha solución se pone en o directo con una suspensión en suero fisiológico de glóbulos rojos lavados. Luego se determina el grado de hemólisis en un foto colorímetro usando como elemento de comparación el 100% de hemólisis que experimentan los glóbulos rojos en o con una solución al 0,1 % de carbonato de sodio.

A.- Método indirecto basado en el descenso crioscópico

Método de Lumiere y Chevrotier (F. Ch. III) Sirve para hacer isotónicas soluciones hipotónicas en relación al suero sanguíneo o líquido lagrimal. Se utiliza la siguiente fórmula con la que se calcula la cantidad de isotonizante a agregar: X= 0.52 - ∆1

∆2 X= cantidad en gramos de sustancia isotonizante que hay que agregar a 100 ml de solución a isotonizar 0,52= descenso del punto de congelación del suero sanguíneo en relación con el agua pura ∆1 = descenso del punto de congelación de la solución que se desea isotonizar ∆2 = descenso del punto de congelación de la solución al 1% con que se desea isotonizar (isotonizante)

Ejercicios Preparar 15 ml de una solución isotónica con el líquido lagrimal de clorhidrato de cocaína al 1%. Se usará como isotonizante NaCl. X= 0.52 - ∆1 ∆2 ∆1 = 0,09°C (descenso del punto de congelación de la solución cocaína clorhidratoal 1%)

∆2 = 0,585°C (descenso del punto de congelación de la soluciónNaCl al 1%) X= 0.52 – 0,09 0,585

X= 0,74 g NaCl para 100 ml de solución 0,74g  100 ml de solución X  15 ml

X= 0,111 g de NaCl para 15 ml de colirio de cocaína al 1%

Isotonizantes La tonicidad de las soluciones oftálmicas así como la de las soluciones inyectables se compensa con diferentes sustancias que reciben el nombre de isotonizantes. Estas deben cumplir con ciertos requisitos como ser:

-inocuas -compatibilidad física y química con el medicamento

Los isotonizantes más usados son aquellos que forman parte normalmente de los líquidos orgánicos: cloruro de sodio, fosfato de sodio o potasio y también el nitrito de sodio.

Preparación de soluciones oftálmicas y/o nasales

Para preparar una solución isotónica a la forma de colirio o solución nasal es necesario calcular su isotonicidad con el líquido lagrimal o fluído nasal. Esto se puede realizar mediante la aplicación de la fórmula de Raoult.

C= TxM P C= coeficiente de presión molecular

T=descenso del punto de congelación P= gramos de sustancia en 1000 ml M = peso molecular de la sustancia

Si T ( descenso del punto de congelación ) de la solución es: igual a : 0,52 solución isotónica >0,52 solución hipertónica <0,52 solución hipotónica

Si la solución es : -isotónica : se prepara sin problemas

-hipertónica : debe usarse con las restricciones correspondientes ya que el ojo tiene mecanismos de regulación y compensación (pequeñas cantidad) -hipotónica : se debe calcular la cantidad de isotonizante mediante la fórmula de Lumiere y Chevrotier X= 0.52 - ∆1 ∆2

Cuando no se conoce el descenso del punto de congelación de una sustancia (T) a una concentración determinada o a una concentración que no aparece en las tablas, éste se puede calcular mediante la Ley de Raoult.

Esta fórmula se basa en el hecho, que cuando se disuelve en 1000 ml de agua una sustancia no electrolito en la proporción de su peso molecular expresado en gramos se obtiene siempre un coeficiente de presión molecular de 1,86 °C.

C= TxM P

Ejercicios Preparar 100 ml de una solución isotónica de urea al 1%. Calcular el descenso en el pto de congelación por la fórmula de Raoult:

T= CxP M T= 1,86 x 10 = 0,31 °C 60

Conociendo el descenso en el pto de congelación de la Urea a la concentración de 1% se aplica la Fórmula de Lumiere y se isotoniza con NaCl. X= 0.52 - ∆1 ∆2 X= 0.52 – 0,31 °C = 0,36 g de NaCl para los 100 ml 0,585

Sabemos que la presión osmótica como el descenso del punto de congelación son proporcionales a la concentración molecular en peso para las sustancias no electrolito ( glucosa, sacarosa, etc). En los electrolitos este valor es superior, pues los iones en que se disocian sus moléculas actúan

como éstas. Para obtener el valor real de la presión osmótica en estos casos la cifra de la concentración molecular, es preciso multiplicarla por el coeficiente de disociación i.

Valores aproximados del coeficiente de disociación: i = 1 para sustancias no electrolito ( excepción ácidos y sales) i = 1,5 para electrolitos que dan 2 iones i = 2 para electrolitos que dan 3 iones i = 2,5 para electrolitos que dan 4 iones

Determinar el descenso en el pto de congelación de una

solución de Cloruro de Calcio al 1%

T= CxP x i M T= 1,86 x 10 x 2 = 0,25°C

147,03

Método White- Vincent o método práctico La base del método consiste en disolver cada agente medicinal en cantidad suficiente de agua para obtener una solución isotónica y luego completar esta solución (isotónica) al volumen pedido en la receta, agregando una solución de la misma tonicidad y tamponada a un pH determinado. Para obtener el volumen de la solución acuosa isotónica de la droga prescrita, se recurre a la siguiente ecuación: V= W x E x V’ . Varios PA 

V= ((W x E) + (W’xE’) + (W’’xE’’)) x V’

V = volumen de agua en que se disolverá la droga para tener una solución isotónica W = peso del agente medicinal que debe ser disuelto E = equivalente en cloruro de sodio del agente medicinal V’ = volumen ocupado por 1 g de cloruro de sodio en solución isotónica ( 111,1)

Valor E o equivalente de cloruro de sodio del agente medicinal El equivalente en cloruro de sodio de un agente medicinal se define como : “el peso de cloruro de sodio que tiene el mismo efecto osmótico que una unidad de peso de la sustancia en cuestión”

Por ejemplo: El equivalente en cloruro de sodio del ácido bórico es 0,55. Esto significa que : “ 1 g de ácido bórico en solución produce el mismo número de partículas que 0,55 g de cloruro de sodio

Ejercicios Prepara 30 ml de solución isotónica de sulfato de atropina al 1% V= W x E x V’ V = 0,3 x 0,14 x 111,1 = 4,66 ml

Los 0,3 gr de atropina se disuelven en 4,66 ml de agua y se completa a 30 ml con solución isotónica o tampón isotónico.

FLUIDOTERAPIA La terapia líquida y electrolítica es una parte primordial del tratamiento de diversas enfermedades. Los mecanismos homeostáticos se

deterioran en muchos estados patológicos, lo que induce a anormalidades hidroelectróliticas importantes que convierten en esencial la elección del tratamiento adecuado.

Las soluciones hidroelectrolíticas son agentes que se emplean para la reposición del volumen de agua corporal, del volumen plasmático o de solutos como el sodio (Na+), el potasio (K+) y otros electrolitos. En general, los líquidos para fluidoterapia se clasifican como Coloides, y existen dos tipos: Naturales: Sangre, Plasma, Albúmina, Concentrados de elementos formes y Artificiales: Dextranos, Gelatinas, Hidroxietilalmidón. Además, están las No Coloides: que pueden ser Electrolíticas y No electrolíticas.

Con relación a las soluciones utilizadas para fluidoterapia se tiene que tener en cuenta la Osmolaridad que se refiere a la concentración de soluciones en un volumen de agua (mOsm/L). El valor normal del plasma es de 280-300 mOsm/L y la comparación entre este valor y la osmolarid de una solución dada, indica que esta solución sea iso, hipo o hipertónica, respecto al plasma.

A continuación se presentan cinco tablas donde se resume información sobre las soluciones más utilizadas.

SOLUCIONES ISOTÓNICAS FISIOLÓGICA (NaCl 0,9%)

DEXTROSA 5%

RINGER

PRESENTACIÓN

Ampollas 5 y 10 mL Frascos 250 y 500 mL

Bolsas 50 y 100 mL Frascos 250, 500 y 1000 mL

Frascos de 250, 500 y 1000 mL

Frascos 250, 500 mL

COMPOSICIÓN

0,9 %; 154 mEq/L; 308 mOsm/L

5%; 170 cal; 300 mOsm/L

Na+ 147; K+ 4; Ca+2 5; Cl- 156 mEq/L; 312 mOsm/L

Na+ 130; K+ 4; Ca+2 3; Lactato 28; Cl- 110 mEq/L; 274 mOsm/L

USO

Reposición y expan-sión de volumen rehidratación, diluyente de fármacos. Pretransfusión.

Rehidratación más salina, hipoglicemia, desnutrición, depleción de glucógeno

Deshidratación e hipoglicemia. Restitución de LEC y electrolitos, Expansión de volumen

ICC, Insuficiencia renal, Niños hasta 600 mL

ICC, Insuficiencia renal, edema Niños 10 – 20 gotas/min

Sobrecarga de líquidos. ICC, Insuficiencia renal

RIESGO

RINGER LACTATO

Idem fisiológica

Sobrecarga de líquidos. Insuficiencia renal. ICC. Hipoproteinemia. Edema pulmonar. Acidosis Láctica

SOLUCIONES HIPOTONICAS

NaCl 0,45%

PRESENTACIÓN

COMPOSICIÓN

USO

RIESGO

NaCl 0,3%

Frascos 250, 500 y 1000 mL

0,9%; 154 mEq/L; 308 mOsm/L

0,45 %; 77 mEq/L; 154 mOsm/L

0,30 %; 51 mEq/L; ND

Deshidratación con hiperosmolaridad, hiperglicemia sin ce-tosis

Deshidratación, hiperosmolaridad no cetoacidósica y ceto-acidosis diabética

Hemólisis

Hemólisis

SOLUCIONES HIPERTONICAS

NaCl 3%

PRESENTACIÓN

COMPOSICIÓN

USO

RIESGO

NaCl 20%

Dextrosa 5% en Salina 0,9%

Frascos 250, 500 mL

Frascos 100 mL

Frascos 250, 500 y 1000 mL

0,3 %; 513 mEq/L; 1026 mOsm/L

20 %; 3420 mEq/L; 6840 mOsm/L

5 % Dext 0,9 % NaCl; 154 mEq/L; 586 mOsm/L

Antishock, grave

hiponatremia

Hiponatremia, aditivo en nutrición parenteral

Aporta agua, calorías y electrolitos; depleción de glucógeno, déficit de NaCl

Muerte si se istra en grandes cantidades

Edema, Muerte si se istra en grandes cantidades

Sobrecarga cir-culatoria. Niños hasta 600 ml

SOLUCIONES GLUCOSADAS HIPERTONICAS

PRESENTACIÓN

COMPOSICIÓN

USO

RIESGO

20 %

30 %

50 %

Bolsas – Frascos 250, 500 y 1000 mL

Bolsas – Frascos 250, 500 y 1000 mL

Bolsas – Frascos 250, 500 y 1000 mL

20%; 680 cal/L; 1080 mOsm/L

30%; 1020 cal/L; 1512 mOsm/L

50%; 1700 cal/L; 2520 mOsm/L

Diuresis, coma dia-bético, nutrición pa-renteral

Diuresis, hiperemesis gravídica, shock, co-ma diabético, hipo-glicemia insulínica, nutrición parenteral

Diuresis osmótica, nutrición parenteral especial, vehículo de fármacos, pre y post operatorio,

No usar vía periférica

No usar vía periférica

Hemorragia cerebral y/o medular. No usar con transfusión

SOLUCIONES ESPECIALES

HIDROELECTROLITICAS CON DEXTROSA AL 5 %

PRESENTACIÓN COMPOSICIÓN

USO RIESGO

Frascos 250, 500 y 1000 mL 5% Dext. Na+ 40; K+ 13; Mg+2 3; Cl- 40; HCO3 16 mEq/L; 346 mOsm/L; 170 cal/L

Terapia hidroelectrólitica donde se requiere aporte calórico Olvidar la composición de la solución y istrar sin precaución.

Anexos

Propiedades Coligativas de las soluciones. I Aumento de la Temperatura de Ebullición En una disolución formada por soluto y disolvente, se va a observar que las fuerzas intermoleculares se incrementan y también la temperatura de ebullición de la solución. Primero se debe calcular el cambio que se produce (DTb) y después la temperatura de ebullición de la solución: DTb = Kb x m Tb de la solución = Tb del disolvente + DTb · DTb = cambio en la temperatura de ebullición · Kb = Constante de ebullición molal del disolvente puro · m = molalidad de la solución · Tb = temperatura de ebullición del disolvente puro. II Disminución de la Temperatura de Congelación Se puede calcular con ecuaciones semejantes a las anteriores: DTc = Kc x m Tc de la solución = Tc del disolvente - DTc · DTc = cambio en la temperatura de congelación · Kc = Constante de congelación molal del disolvente puro · m = molalidad de la solución · Tc = temperatura de congelación del disolvente puro Disolvente Tb (°C) Kb (°C/m) Tc (°C) Agua 100 0.52 0 Benceno 80.1 2.53 5.5 Etanol 78.4 1.22 -117.3 Acido acético 117.9 2.93 16.6 Ciclohexano 80.7 2.79 80.7

Kc (°C/m) 1.86 5.12 1.99 3.90 20.00

III Presión de Vapor. La presión de vapor de una solución siempre es menor que la del disolvente puro y depende de la concentración de soluto en la solución. La relación está dada por la Ley de Raoult que dice: “En soluciones no volátiles y no ionizadas, la disminución de la presión de vapor de la solución es proporcional a la fracción mol de disolvente”. La presión parcial de un disolvente (P1) sobre una disolución, está dada por la presión de vapor del disolvente puro P°, multiplicada por la fracción mol del disolvente, C1: P1 = C1 P° Por ejemplo 1) La presión de vapor del agua pura a 28°C es 29.35 mm Hg. Calcular la presión de vapor de una solución formada por 68 g de azúcar (C12H22O11; PM = 342.01 g/ mol) y 1000 g de agua. 1° Obtener fracción mol de disolvente 2° Aplicar la fórmula: P1 = C1 P° Si lo que se requiere es conocer la molalidad de la solución a partir de los datos de presión obtenidos en el laboratorio, se hará lo siguiente: Si C2 es la fracción mol del soluto C1 + C2 = 1 y C1 = 1 - C2 y P1 = C1 P° P1 = ( 1 - C2) P° = P° - P°C2 P° - P1 = P°C2 de aquí DP = P° - P1 y DP = P°C2

Para calcular moles de disolvente se requiere conocer el peso del disolvente en gramos y usar la fórmula: n1 = w / PM por definición C2 = n2/n1 +n2; la solución es muy diluida y podemos asumir que n1 >> n2; Entonces C2 = n2/n1 de aquí n2 = C2n1. La molalidad se define como las moles de soluto entre Kilogramos de disolvente. De aquí se obtiene. Por ejemplo: 2) A 25°C la presión de vapor del agua es de 23.76 mm Hg y la de una solución acuosa de urea es 22.98 mm Hg. Calcula la molalidad de la solución. DP = P° - P1 = (23.76 - 22.98) mm Hg = 0.78 mmHg Sí DP = P° C2 entonces C2 = 0.78 / 23.76 = 0.033 C1 = 1 – 0.033 = 0.967

Para calcular moles de agua tenemos: n1 = w / PM = 1000 g / (18.02 g/mol) = 55.49 mol H2O y finalmente para calcular moles de soluto y la molalidad de la solución: n2 = C2n1 = (0.033) (55.49 mol) = 1.8 mol de urea en un kilogramo de agua: 1.8 molal. 2) La presión de vapor de una solución de glucosa es de 17.01 mm Hg a 20°C mientras que la del agua pura es 17.25 a la misma temperatura. Calcula la molalidad de la solución. (0.78 m). 3) ¿Cuántos gramos de sucrosa (C12H22O11) deben agregarse a 522 g de agua para formar una solución con una presión de vapor menor en 2.0 mmHg que la del agua pura a 20°C. (La presión de vapor del agua a 20 °C es de 17.5 mmHg).

IV Presión Osmótica. Osmosis.- se define como el paso selectivo de moléculas de disolvente a través de una membrana porosa de una solución diluida a una más concentrada. La membrana porosa ó semipermeable, permite el paso de moléculas de disolvente, pero bloquea el paso de moléculas de soluto. La presión osmótica (p ) de una solución es la presión requerida para detener el proceso de ósmosis y se puede medir directamente por la diferencia entre los niveles de las columnas del dispositivo. Es directamente proporcional a la concentración. La fórmula para calcular la presión osmótica es: p = MRT en donde M es la molaridad de la solución, R la constante de los gases ideales (0.08206 atm l/ K mol) y T es la temperatura absoluta; p se expresa en atmósferas.

Dos soluciones que tengan la misma concentración se denominan isotónicas. Si la concentración de las soluciones es diferente, la más concentrada se denomina hipertónica y la más diluida hipotónica. Ejemplos: 1) La presión osmótica del agua de mar es de 30 atm a 25°C. Calcular la concentración molar de una disolución acuosa de urea (NH2CONH2) que es isotónica con el agua de mar. M= p / RT = 30 atm / (0.08206 atm l / K mol) (298 K) = 1.226 mol/ l 2) ¿Cuál es la presión osmótica (en atm) de una solución de sucrosa 0.884 M a 16°C? p = MRT = (0.884 mol/l) (0.08206 atm l / K mol) (289 K) = 20.96 atm 3) ¿Cuál es la presión osmótica (en atm) de una solución de urea 1.36 M a 22°C? (33 atm) 4) Una cantidad de 7.48 g de un compuesto orgánico se disolvió en agua para formar 300 ml de solución. Esta tiene una presión osmótica de 1.43 atm a 27°C. Calcula el peso molecular del compuesto. (429 g/mol)