Dos dois compartimentos de solução separados por uma membrana semipermeável, o solvente tende a fluir da solução com menor concentração de soluto para a solução com maior concentração de soluto. Se o fluxo ininterrupto de solvente for permitido, isso resultaria na equalização da concentração através da membrana. Esse fenômeno é chamado de osmose. A pressão do solvente envolvida neste fenômeno é denominada pressão osmótica.
Uma solução contendo um soluto não permeável cria uma pressão para o fluxo interno de solvente através da membrana semipermeável. Assim, a pressão osmótica também pode ser definida como a pressão que deve ser aplicada a uma solução para impedir o fluxo interno de solvente através de uma membrana semipermeável.
Tonicidade é a pressão osmótica de duas soluções separadas por uma membrana semipermeável. Tonicidades de soluções são frequentemente representadas com referência aos fluidos corporais normais. Assim, as soluções que exercem menor pressão osmótica do que os fluidos corporais são denominadas hipotônicas, enquanto as soluções que exercem maior pressão osmótica do que os fluidos corporais são denominadas hipertônicas.
As soluções hipotônicas têm menor e as soluções hipertônicas têm maior concentração de soluto impermeável do que os fluidos corporais. Duas soluções que possuem a mesma pressão osmótica são denominadas isosmóticas, enquanto uma solução que possui a mesma pressão osmótica de um fluido corporal de referência é denominada isotônica.
Para definir a quantidade e concentração osmótica de um soluto sem referir-se a outra solução, são introduzidos os conceitos de osmol, osmolaridade e osmolalidade. Um osmol é a quantidade de uma substância que representa o número de moles de partículas que ela forma em uma solução. Para uma substância não dissociante, isto é, um não eletrólito como a dextrose, 1 osmol = 1 mol. Assim, 1 osmol de dextrose = 186 g (peso molecular) de dextrose.
Semelhante ao conceito de molaridade, a osmolaridade (abreviatura: Osmol) é definida como os osmoles de soluto por litro de solução. Portanto, 1 Osmol de solução de glicose representa 186 g (peso molecular) de glicose dissolvida em 1 L de solução.
Semelhante ao conceito de molalidade, a osmolalidade é definida como os osmols de soluto por kg de solvente. Essas quantidades podem ser usadas com prefixos no sistema métrico, como mili e micro. Assim, um termo comumente usado é miliosmol (abreviação: mOsmol), que representa 1/1.000 de um Osmol.
Além disso, enquanto osmol representa a quantidade de soluto em gramas, Osmol representa a concentração de soluto em uma solução. Para um soluto dissociante, como um eletrólito, 1 mol ≠ 1 Osmol e solução 1 M ≠ 1 solução Osmol.
Os osmoles e a osmolaridade de tal soluto são calculados multiplicando-se pelo número de partículas formadas na dissociação e o grau fracionário de dissociação de uma substância em solução.
Assim, assumindo a dissociação completa, NaCl, CaCl2 e FeCl3 formam 2, 3 e 4 partículas em solução. Assim, a solução 1 mM de NaCl, CaCl2 ou FeCl3 representa sua solução de 2, 3 ou 4 mOsmol, respectivamente.
Assumindo, 80% de grau de dissociação para soluções diluídas, 2 M de soluções de NaCl, CaCl2 e FeCl3 representam:
2 x (1 + 80/100) = 3,6 Osmol da solução de NaCl
2 x (1 + 80/100 + 80/100) = 5,2 Osmol da solução de CaCl2
2 x (1 + 80/100 + 80/100 + 80/100) = 6,8 Osmol da solução de FeCl3
A osmolalidade sérica normal está na faixa de 275-300 mOsmol/kg. a osmolalidade das soluções pode ser medida em laboratório usando um osmômetro.
A tonicidade é um conceito importante na administração de soluções oftálmicas e parenterais. Soluções hipertônicas tendem a retirar fluidos dos tecidos do corpo, levando a irritação e desidratação. As soluções hipotônicas, por outro lado, podem fornecer excesso de líquido aos tecidos do corpo.
No entanto, como o volume da solução administrada é muito menor do que o dos fluidos corporais e a eliminação de fluidos é um fenômeno fisiológico regulado, as soluções hipotônicas são relativamente inconseqüentes.
Assim, a administração de soluções hipertônicas tende a ser mais prejudicial aos tecidos e dolorosa do que a administração de soluções hipotônicas. No entanto, soluções isotônicas são mais bem toleradas pelos pacientes do que qualquer um dos extremos de tonicidade.
A preparação de soluções isotônicas requer o uso de uma das propriedades coligativas das soluções. Propriedades coligativas são as propriedades da solução que dependem do número de moléculas de solvente em um determinado volume de solução, mas são independentes das propriedades do soluto.
Essas propriedades incluem diminuição da pressão de vapor, elevação do ponto de ebulição, pressão osmótica e depressão do ponto de congelamento de uma solução com o aumento da concentração de soluto. Destes, a depressão do ponto de congelamento é convenientemente usada para calcular a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução isotônica.
Cálculos e preparação de soluções isotônicas
Por exemplo, dado que o ponto de congelamento do soro sanguíneo e do líquido lacrimal oftálmico é -0,52°C e que 1 M de solução aquosa de um não eletrólito diminui o ponto de congelamento da água em 1,86°C, podemos calcular a quantidade de glicose (peso molecular : 180 g/mol) necessária para preparar uma solução isotônica resolvendo a quantidade de glicose que produziria uma depressão do ponto de congelamento de 0,52°C. Assim, para fazer 1 L de solução isotônica de glicose, a quantidade de glicose necessária (x) pode ser calculada como:
1,86ºC/0,52ºC = 180 g/X g, portanto, Xg = 50
Isso corresponde a 5% p/v de solução de glicose. A solução de dextrose comumente disponível para administração intravenosa (IV) tem essa concentração. Concentrações semelhantes para um eletrólito, como o cloreto de sódio, devem levar em consideração a constante de dissociação do soluto e o número de espécies produzidas na solução.
Assim, assumindo que o NaCl em soluções fracas é cerca de 80% dissociado, o número total de solutos em solução seria 1,8 vezes o número de moléculas adicionadas à solução. Este (1.8) fator de dissociação (abreviatura: i) é usado no cálculo de concentrações isotônicas de eletrólitos. Assim, para fazer uma solução isotônica de 1 L de NaCl (peso molecular: 58 g/m), a quantidade de NaCl necessária (x) pode ser calculada como:
(1,86ºC x 1,8)/0,52ºC = 58g / Xg, portanto Xg = 9
Isso corresponde a uma solução de NaCl 0,9% p/v, comumente disponível como uma solução isotônica para experimentos envolvendo células e tecidos vivos.
A partir desses cálculos, observe que 50 g/L de solução de glicose é isotônico para 9 g/L de solução de NaCl. Portanto, em quantidades de solutos, 50 g de glicose é tônico equivalente a 9 g de NaCl. A equivalência tônica de duas substâncias representa suas quantidades que produziriam a mesma pressão osmótica.
Assim, a quantidade de qualquer substância dividida por seu fator de dissociação, i, representa sua quantidade tônica equivalente a qualquer outra substância.
Este princípio é usado na preparação de soluções isotônicas pela adição de NaCl a soluções de drogas hipotônicas para aumentar a tonicidade ao equivalente fisiológico de 0,9% p/v de NaCl. Usando a conversão acima de equivalentes tônicos, os equivalentes de NaCl (valores E) de várias substâncias são conhecidos na literatura.
O número de gramas de todos os ingredientes em uma receita é multiplicado por seus valores de E e somados para determinar o equivalente osmótico da quantidade de NaCl representada pelas substâncias.
Além disso, determina-se a quantidade de NaCl que seria necessária para fazer uma solução 0,9% p/v com o mesmo volume da prescrição. Subtraindo o primeiro do último dá a quantidade de NaCl necessária para tornar a solução isotônica.
Qualquer substância diferente de NaCl, como a dextrose, também pode ser usada para aumentar a tonicidade de uma solução dividindo a quantidade de NaCl necessária pelo NaCl equivalente da outra substância.
Por exemplo, para compor 10 mL de uma preparação oftálmica de nitrato de pilocarpina a 3% p/v, primeiro determinamos a quantidade de medicamento em 10 mL de solução.
Quantidade da droga = 3/100 x 10 = 0,3
O equivalente de NaCl (valor E) do nitrato de pilocarpina (peso molecular 271, dissocia-se em 2 íons e valor i = 1,8) pode ser lido na literatura ou calculado como:
Valor E = (58,5/1,8)/(271/1,8) = 0,216
Agora, multiplicamos o valor de E pela quantidade de droga na solução para obter os equivalentes de NaCl representados pela quantidade de droga na solução:
Equivalente de NaCl na prescrição = 0,3 × 0,216 = 0,0648 g
É a quantidade de partículas em solução equivalente a NaCl, que deve ser subtraída da quantidade de NaCl que seria necessária para fazer uma solução isotônica de mesmo volume da prescrição (ou seja, 10 mL).
Isso é calculado como:
Quantidade total de NaCl necessária para isotonicidade = 0,9/100 x 10 = 0,09 g
Assim, a quantidade de NaCl que deve ser adicionada à prescrição para fazer uma solução isotônica = 0,09−0,0648 = 0,0252 g.
Se uma prescrição contiver vários componentes, o equivalente de NaCl para cada componente é calculado separadamente e somado para formar o total de equivalentes de NaCl na prescrição.
Essa quantidade total é então subtraída do NaCl total que seria necessário para a isotonicidade do volume da prescrição para obter a quantidade de NaCl que deve ser adicionada à prescrição.