Az ozmolalitás elektrolitokat és anelektrolitokat egyaránt tartalmazó oldatok koncentrációjának, ozmózisnyomásának és fagyáspontcsökkenésének jellemzésére bevezetett, fizikokémiai törvényekre épülő, de többnyire a fiziológiában és a biofizikában használatos alapfogalom.

A szervezet folyadéktereire a többkomponensű oldatok jellemzők. Többféle anyag közös oldata esetén az oldott anyagok által együttesen okozott, és nem pedig az egyes anyagok által külön-külön előidézett ozmózisnyomás határozza meg a folyadékterek közötti folyadékáramlást. Mivel ilyen esetben az oldat összkoncentrációjának meghatározása körülményes, ezért a koncentráció helyett annak ozmolalitásával jellemezzük a többkomponensű oldatokat. Az ozmolalitás egysége az 1 osmol.

Egységnyi, azaz 1 osmol mindazon vizes oldatok ozmolalitása – bármilyen is az összetételük –, amelyek fagyáspontja −1,85°C.[1][2]

Wilhelm Pfeffer (1845–1920) német növényfiziológus

Az ozmolalitás jelentősége a szervezetbenSzerkesztés

 
Jacobus Henricus van ’t Hoff (1852–1911) holland vegyész
 
A 19. század végén Pfeffer által kifejlesztett, ozmózisnyomás mérésére szolgáló kísérleti eszköz korabeli rajza

Az ozmózisos nyomás élő sejtekre gyakorolt jelenségét első ízben Wilhelm Pfeffer (1845–1920) német növényfiziológus tanulmányozta 1877-ben. Növényi sejteket különböző koncentrációjú cukoroldattal kezelve mikroszkóp alatt azt tapasztalta, hogy a sejtek citoplazmája a sejtfalon belül az oldat koncentrációjától függően hol összezsugorodik, hol pedig a teljes sejtet kitöltve a sejtfalnak feszül.[3] A jelenség modellezésére és az összefüggések megértésére mesterséges, sejtfalat utánzó, féligáteresztő falat hozott létre égetett agyagban kicsapott réz-ferrocianid segítségével, majd az általa megalkotott első ozmométerrel vizsgálta a nyomás és koncentráció közötti összefüggéseket.[4][m 1]

1885-ben Jacobus Henricus van ’t Hoff (1852–1911) holland vegyész kiindulva Pfeffer ozmózissal kapcsolatos első kísérleti eredményeiből arra a meglepő következtetésre jutott, hogy a gáztörvények a híg oldatokra is érvényesek.

Ezt követően az ozmózis jelensége az orvosélettani kutatásokban is a figyelem középpontjába került, mivel az élő szervezetekben a sejteket, szöveteket, folyadéktereket elválasztó féligáteresztő hártyák igen elterjedtek.

Ismert jelenség a vörösvérsejtek alaki változása, amennyiben azokat különböző töménységű konyhasóoldatba helyezzük. A korong alakú vörösvértestek 2%-os NaCl oldatba helyezve elvesztik jellegzetes formájukat, és mikroszkóp alatt megfigyelhető a sejtek látványos zsugorodása. Az oldatot vízzel hígítva viszont gyorsan visszanyerik eredeti formájukat. A hígítást tovább folytatva előbb erősen megduzzadnak, kikerekednek, végül felszakadnak (hemolizálnak), és tartalmuk (a hemoglobin) az oldatba kerül. A jelenség legkézenfekvőbb magyarázata szerint a vörösvérsejtek mikroszkópos méretű ozmométernek tekinthetők, melynek membránja csak a víz számára átjárható, de az oldott molekulákat vagy ionokat visszatartja. Normális élettani körülmények között a vörösvérsejtek az őket körülvevő közeggel, vagyis a vérplazmával csak akkor vannak az ozmózis szempontjából egyensúlyban, ha sejten belül és a plazmában uralkodó ozmózisnyomás értéke azonos.[5]

E magyarázat értelmében a vörösvérsejtek a normál fiziológiásnál magasabb koncentráció esetén (hiperozmotikus környezetben) vizet veszítenek, zsugorodnak és elveszítik a működőképességüket. Hígabb oldatban (hipoozmotikus környezetben) vizet vesznek fel, megduzzadnak, hemolizálnak és menthetetlenül sérülnek.

A fenti kísérlet konyhasóoldatot használ a vörösvérsejtekhez, amely nem azonos a sejtek belső folyadékával. Ebből a kísérletből tehát az is világosan látszik, hogy a sejtek életben maradásánál nem a kémiai összetétel, hanem a sejt belsejével azonos külső környezet ozmotikus állapota játszik elsődleges szerepet.

A vörösvérsejtekre leírt jelenség természetesen a szervezet többi sejtjére is igaz, és levonható belőle az a gyakorlati következtetés, hogy orvosi célból alkalmazott folyékony gyógyszerformák (injekciók, infúziók, szemcseppek stb.) az alkalmazás helyén hasonló módon károsíthatják a sejteket, amennyiben azok ozmotikus állapota eltér a sejtekétől.[6] Közismert tény, hogy nyílt sebbe juttatott tömény sóoldat vagy desztillált víz erős fájdalmat okoz, amely a szövetek ozmotikus roncsolódásával magyarázható. Más megfogalmazásban: az eltérő ozmotikus tulajdonságú, vagyis nem izotóniás oldat fájdalommal járó károsodást okoz.

Mindezek ismereteben a fiziológia és farmakológia számára szükségessé vált a testfolyadékok koncentrációjának és ozmotikus állapotának pontos meghatározása. Első közelítésben a problémát az jelenti, hogy a szervezet testfolyadékai nem egyetlen vegyület egyszerű oldatai, hanem összetett oldatok, azaz több száz különböző molekulából álló oldat keveréke, és együttesen felelősek a testfolyadék ozmotikus nyomásáért.[5]

Bár a testfolyadékok kémiai összetétele napszaktól, táplálkozástól, munkavégzéstől – és még számos más faktortól – függően percről percre változik, de annak ozmotikus állapota, azaz ozmotikus nyomása, ennek ellenére állandó. Az ozmotikus nyomással tehát egy oldat "összes koncentrációját" jellemezni lehet, annak kémiai összetételétől függetlenül.[1]

OzmolalitásSzerkesztés

Tapasztalat szerint az ozmotikus nyomás függ a hőmérséklettől és az oldatban elhelyezkedő molekulák számától.[7] Ezt az összefüggést, amelyben az ozmotikus nyomást  -vel jelöljük, a van 't Hoff törvény írja le:

 
Ahol:
  = egyetemes gázállandó
  = abszolút hőmérséklet [Kelvin]
  = részecskék száma [moláris koncentráció]

Bár az egyetemes gázállandó   és a hőmérséklet   is a képlet fontos tényezője, de a membrán két oldala között kialakuló, egymással ellentétes irányú nyomásviszonyok számolásánál nem kell őket figyelembe venni, mert ezek mindkét oldalon azonos értékek. Ebből az következik, hogy a sejtek között a szövetekben az ozmotikus nyomást (annak irányát és eredőjét) a membrán két oldalán oldott részecskék számának különbsége határozza meg.

Hangsúlyos különbség, hogy a részecskék száma a meghatározó és nem a koncentráció. Ha az oldatban disszociáló molekulák (azaz elektrolitok) vannak, a moláris koncentrációt szorozni kell a disszociációval keletkezett ionok számával.


Például 1 liter 1M koncentrációjú oldatban a részecskeszám a következőképpen változik:

1 M-os glükóz oldatában 6·1023 molekula van
1 M-os NaCl oldatában 2·6·1023 ion van ( 1 Na+ + 1 Cl )
1 M-os Na2SO4 oldatában 3·6·1023 ion van ( 2 Na+ + 1 SO2−4 )

Disszociáló molekulák esetén tehát a fenti van 't Hoff törvény így módosul:

 
Ahol:
  a keletkezett ionok száma

Mivel a szervezetben többféle és különböző koncentrációjú oldott részecske van jelen, ezért valamennyi oldott részecske moláris koncentrációjának összegét (az ozmózisból levezetve) ozmolalitásnak nevezzük. Az ozmolalitás a koncentráció egysége, melynek rövidítése: Osm/kg H2O. A fiziológiai és biokémiai gyakorlatban az 1 Osm/kg H2O (össz)koncentráció meglehetősen magas érték, amely csak kivételes esetekben fordul elő a szervezetben, ezért ennek az ezredrészét, a miliOsm/kg H2O (mOsm/kg H2O vagy 10−3 Osm/kg H2O) értéket használják.[5]

Az extracelluláris folyadék ozmolalitásaSzerkesztés

 
Korszerű nanoliter ozmométer használata sejtbiológiai kísérletben

A sejteket körülvevő (tehát az extracelluláris teret kitöltő) folyadék ozmotikus koncentrációja 290–300 mOsm/kg H2O. Ez az érték az emberi szervezetre érvényes ugyan, de minimális eltérésekkel az összes emlősökre is igaz. Ennek a teljes ozmolalitást adó értéknek a döntő többségét (260 mOsm/kg H2O) a nátrium-, a klorid- és a bikarbonátionok biztosítják a következő felosztásban:

Na+ ~140 mOsm/kg H2O
Cl ~100 mOsm/kg H2O
HCO3 ~24 mOsm/kg H2O

Az extracelluláris folyadékban oldott többi anyag (Mg2+, Ca2+, foszfátionok, urea, glükóz és más, az anyagcserében szerepet játszó szerves vegyület) kevésbé meghatározó az ozmotikus viszonyok kialakításában.[m 2] Mivel az extracelluláris tér és a sejtek között (bizonyos határokon belül) ozmotikus egyensúly van, ezért joggal feltételezhető, hogy a sejteken belüli ozmolalitási érték is ~290 mOsm/kg H2O.[8]

A testfolyadékok ozmolalitásának meghatározásaSzerkesztés

 
François-Marie Raoult (1830–1901) francia kémikus
 
A sóoldat fagyáspontja a koncentráció emelkedésével (azzal arányosan) csökken. A szöveteket körülvevő testfolyadékok kísérletileg mért fagyáspontja −0,56 °C, ami megfelel a 0,15 mólos (0,9%-os) NaCl-oldat fagyáspont értékének

A szervezet folyadéktereiben, valamint a sejtek belsejében uralkodó ozmózisnyomás ismerete kritikus fontosságú a sejtbiológiai kutatásokban, a molekuláris biológiai kísérletekben vagy akár a mesterséges megtermékenyítés során. Napjainkban orvosok és kutatók számára korszerű ozmométerek állnak rendelkezésre, amelyekkel akár egyetlen sejt belsejében is megmérhető az ozmolalitás és annak változása különböző kísérleti körülmények között. A szövetnedvek ozmolalitásának meghatározása már a 19. század végén szükségessé vált, jóval a mai elektronika és a napjainkban használatos nanoliter ozmométerek megjelenése előtt.

1882-ben Francois M. Raoult francia kémikus a híg oldatok és oldatkeverékek ozmózisnyomása és azok fagyáspontcsökkenése közötti összefüggést vizsgálva arra az egyszerű eredményre jutott, hogy e mennyiségek a koncentrációval (illetve ennél is szabatosabban: az oldat térfogategységében oldott részecskék számával) arányosak.[4]

Kísérleti eredményei a következőkben foglalhatók össze. Rault 1 M koncentrációjú glükózoldatot készített, majd azt hígította. Nagy pontosságú Beckmann-hőmérőt használva megmérte az oldatok fagyáspontját és azt találta, hogy a koncentráció és a fagyáspontcsökkenés között lineáris összefüggés van. Míg a tiszta víz fagyáspontja az ismert 0 °C-nak adódott, addig a 0,5 mólos glükóz fagyáspontja −0,925 °C-ot, az 1 mólosé −1,850 °C-ot mutatott. A kísérletet megismételte karbamiddal, glicerinnel és ugyanezeket az eredményeket kapta. Ebből levonhatta azt a következtetést, hogy a fagyáspontcsökkenés (ugyanolyan oldószerben) a koncentrációtól, nem pedig az oldott anyagok minőségétől függ. Amennyiben összetett oldatokat vizsgált, azt tapasztalta, hogy a komponensek koncentrációjának összegétől függ a fagyáspontcsökkenés. Vagyis a részecskék száma a döntő, pontosan úgy, mint az ozmózisnyomás esetén. Amennyiben disszociáló elektrolitokat (például NaCl-ot) vizsgált – az ozmózisnyomáshoz hasonlóan – a disszociáló ionok számát kellett figyelembe venni a számításokhoz. Ez a megfigyelés lehetővé tette, hogy a fagyáspontot az oldatkeverékek és a szervezetben előforduló, nem teljesen ismert összetételű testfolyadékok ozmolalitásának méréséhez felhasználják.[9]

Egészséges ember plazmájának fagyáspontja −0,55 és −0,57 °C között ingadozik. A Rauolt-féle törvény szerint tehát a plazma ozmolalitása (0,56/1,86=0,3) 0,3 Osm/kg H2O (300 mOsm/kg H2O) körüli érték. Más megfogalmazásban ez azt jelenti, hogy a nem teljesen ismert összetételű testfolyadékok ozmotikus nyomása akkora, mint a 0,3 mólos glükóz oldat, vagy a 0,15 mólos (0,9 %-os) konyhasó oldat ozmotikus nyomása. A különböző eredetű extracelluláris nedvek többsége a plazmáéval közel azonos, 290-300 mOsmol/kg H2O ozmolalitású. Ettől eltérő, hígabb ozmolalitást csak néhány mirigyváladék, nyálmirigy, verejtékmirigy mutat.[10]

Kapcsolódó szócikkekSzerkesztés

MegjegyzésekSzerkesztés

  1. A féligáteresztő agyaglemez megalkotása eredetileg Moritz Traube (1826–1894) vegyész nevéhez fűződik, aki 1876-ban porózus, égetett agyagedénybe réz-szulfát-oldatot öntött, majd az edényt kálium-ferrocianid-oldatba állította. Az oldatok mindkét irányból a fal belseje felé diffundáltak, majd a találkozási helyüknél barna, szilárd csapadékréteg, réz-ferrocianid keletkezett. Az így kialakított agyagfal féligáteresztő tulajdonságokkal rendelkezett.
  2. Normális fiziológiás körülmények között a glükóz az ozmotikus viszonyok kialakításában alig játszik szerepet, de egyes kóros állapotokban (pl. a cukorbetegség súlyos formája) a megnövekedett plazmaglükózszint az extracelluláris ozmolalitás jelentős tényezőjévé válhat.

JegyzetekSzerkesztés

  1. a b Tarján Imre: Fizika orvosok és biológusok számára. Medicina Könyvkiadó, Budapest 1968. 149–150. oldal.
  2. Lodish H., Berk S.L., Matsudaira P., Kaiser C. A., Kriger M., Scott M. P., Zipursky S. L., Darnell J. : Molecular cell biology. W. H. Freeman and company, New York, 2004. 5. kiadás, 608–610. oldal ISBN 0-7167-4366-3
  3. Szekeres László: Általános és szervetlen kémia. Mezőgazdasági Kiadó, Budapest, 1966. 3. kiadás, 144–145. oldal.
  4. a b Lengyel Béla, Proszt János, Szarvas Pál: Általános és szervetlen kémia. Tankönyvkiadó, Budapest, 1967. 5. kiadás, 63–65. oldal.
  5. a b c Straub F. Brunó: Általános és szervetlen kémia orvostanhallgatók számára. Medicina Könyvkiadó, Budapest, 1967. 6. kiadás, 97–98. oldal.
  6. Katzung B. G.: Basic and Clinical Pharmacology. Norwalk, Connecticut, Appleton & Lange 1995. 6. kiadás, 33–47. oldal, ISBN 0-8385-0619-4
  7. Erdey-Grúz Tibor: A fizikai kémia alapjai. Műszaki Könyvkiadó, Budapest, 1969. 3. kiadás, 697.oldal
  8. Guyton, A. G., Hall J. E.: Textbook of medical physiology, Elsevier Saunders, 2006, 11. kiadás, 296–299. oldal. ISBN 978-0-7216-0240-0
  9. Erdey-Grúz Tibor: A fizikai kémia alapjai. Műszaki Könyvkiadó, Budapest, 1969. 3. kiadás, 315–316.oldal
  10. Fonyó A.: Az orvosi élettan tankönyve. Medicina Könyvkiadó Zrt., Budapest, 7. kiadás, 2014. 26–28. oldal. ISBN 978-963-226-504-9