Solutions: Concentration Units & Colligative Properties

FMMD1104 Chemistry for Health Science

ส่วนที่ 1 — Solubility และ Degree of Saturation

Solubility คือ ปริมาณสูงสุด ของ solute ที่ละลายได้ใน solvent ที่อุณหภูมิกำหนด โดยทั่วไปสำหรับของแข็ง ยิ่งอุณหภูมิสูง → solubility ยิ่งเพิ่มขึ้น (เพราะพลังงานความร้อนช่วยทำลาย intermolecular forces ของผลึก)

Degree of Saturation — 3 ระดับ

Supersaturated solution เกิดได้อย่างไร? ละลายที่อุณหภูมิสูง (ซึ่ง solubility สูงกว่า) แล้ว ค่อยๆ เย็นลง โดยไม่มี perturbation — สารละลายจะยังคง "อุ้ม" solute ไว้เกินกว่าที่ควรจะเป็น แต่ถ้าเติม seed crystal หรือรบกวน จะตกผลึกทันที

ส่วนที่ 2 — Concentration Units

Concentration = Amount of solute / Amount of solvent หรือ solution

หน่วยร้อยละ (Relative Units)

1. %w/w (mass percent)

%w/w = (mass of solute / mass of solution) x 100

• ตัวอย่าง: NaCl 4 g ใน solution 1 kg → %w/w = 4/1000 × 100 = 0.4% w/w

2. %v/v (volume percent)

%v/v = (volume of solute / volume of solution) x 100

• ใช้กับ solute ที่เป็นของเหลว เช่น แอลกอฮอล์ในเครื่องดื่ม

3. %w/v (mass/volume percent) — หน่วยที่ใช้บ่อยที่สุดทางการแพทย์

%w/v = (mass of solute (g) / volume of solution (mL)) x 100

• ตัวอย่างคลินิก: Adrenalin 1 mg/mL → %w/v = 0.001 g / 1 mL × 100 = 0.1% w/v
• Normal saline 0.9% w/v = 0.9 g NaCl ใน 100 mL solution

Dilution Practice (ตัวอย่างสำคัญ): เด็กน้ำหนัก 16 kg ต้องการ dextrose 0.25 g/kg = 4 g มียา stock 50% w/v dextrose

• ปริมาตร stock ที่ต้องดูด = 4 g × (100 mL / 50 g) = 8 mL
• ต้องการ 10% w/v dextrose = 4 g / x mL = 10/100 → x = 40 mL
• ดังนั้นเติมน้ำ 40 − 8 = 32 mL เพื่อ dilute

หน่วยเจือจาง (Dilute Concentration Units)

ใช้เมื่อ concentration น้อยมาก เช่น มลพิษในอากาศ, trace elements

ppm (parts per million) = (parts of solute / parts of solution) x 10^6
ppb (parts per billion) = (parts of solute / parts of solution) x 10^9

• ตัวอย่าง: He ในอากาศ = 0.0005% → ppm = 0.0005 × 10000 = 5 ppm
• Xe = 0.000009% → ppm = 0.09 ppm = 90 ppb

Mole และ Molar Mass

อะตอมและโมเลกุลเล็กมาก (H weighs 1.67 × 10⁻²⁴ g) → นักเคมีใช้หน่วย mole

• 1 mol = 6.02 × 10²³ particles (Avogadro's number)
• Molar Mass = Mr (g/mol) → คือ relative molecular mass ในหน่วย g/mol
  • H₂O: (1.0×2) + 16.0 = 18.0 g/mol → น้ำ 18 g = 1 mol
  • Glucose C₆H₁₂O₆: (12×6) + (1×12) + (16×6) = 180 g/mol

Molarity (M หรือ mol/dm³)

Molarity (M) = moles of solute / volume of solution (L)

• ตัวอย่าง: acetic acid 3.78 g ใน 100 mL solution (density 1.0 g/mL)
  • mol = 3.78/60.0 = 0.0630 mol; V = 0.100 L
  • M = 0.0630/0.100 = 0.63 M

Molality (m หรือ mol/kg)

Molality (m) = moles of solute / mass of solvent (kg)

• ข้อดีของ molality: ไม่เปลี่ยนแปลงตามอุณหภูมิและความดัน (เพราะใช้ mass ไม่ใช่ volume) ต่างจาก molarity ที่ volume เปลี่ยนเมื่อ T เปลี่ยน

ส่วนที่ 3 — Colligative Properties: Freezing Point & Boiling Point

Colligative properties คือ สมบัติของสารละลายที่ขึ้นกับ จำนวนอนุภาค ที่ละลายอยู่ (concentration) เท่านั้น ไม่ขึ้นกับชนิดของ solute

สมบัติเหล่านี้ได้แก่:

1. Freezing point depression (จุดเยือกแข็งลดลง)
2. Boiling point elevation (จุดเดือดสูงขึ้น)
3. Osmotic pressure changes
4. Partial pressure changes

Electrolyte vs Nonelectrolyte

• Nonelectrolyte (เช่น glucose, urea, methanol): ไม่แตกตัว เป็น ion → 1 mol ให้ 1 mol อนุภาค
• Strong electrolyte (เช่น NaCl, CaCl₂): แตกตัวสมบูรณ์ → จำนวนอนุภาคมากกว่า

NaCl → Na⁺ + Cl⁻         (1 mol → 2 mol อนุภาค)
Mg(NO₃)₂ → Mg²⁺ + 2NO₃⁻  (1 mol → 3 mol อนุภาค)
CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻      (1 mol → 3 mol อนุภาค)

Freezing Point Depression

Delta Tf = Kf x m (x จำนวนอนุภาคที่แตกตัว)
Tf = Tf° - Delta Tf

• Kf = ค่าคงที่เฉพาะของ solvent (สำหรับน้ำ Kf = 1.86 °C/m)
• m = molality

ตัวอย่าง: CaCl₂ 0.50 mol ใน น้ำ 1.00 kg, Kf = 1.86 °C/m

• CaCl₂ แตกตัวเป็น 3 อนุภาค
• m = 0.50 mol / 1.00 kg = 0.50 m
• Tf = 0.00 − 1.86 × 0.50 × 3 = −2.8°C → นี่คือหลักการโรยเกลือละลายน้ำแข็งบนถนนในต่างประเทศ!

Boiling Point Elevation

Delta Tb = Kb x m (x จำนวนอนุภาคที่แตกตัว)
Tb = Tb° + Delta Tb

• Kb ของน้ำ = 0.51 °C/m

ตัวอย่าง: Ethylene glycol (nonelectrolyte) 0.75 mol ใน น้ำ 1.00 kg

• ไม่แตกตัว → คูณด้วย 1
• Tb = 100.00 + 0.51 × 0.75 × 1 = 100.38°C → Ethylene glycol ใช้เป็น antifreeze ในหม้อน้ำรถยนต์

ส่วนที่ 4 — Osmosis และ Osmotic Pressure

Osmosis คืออะไร?

Osmosis = การเคลื่อนที่สุทธิของ solvent (น้ำ) ผ่าน semipermeable membrane จากบริเวณที่มี solute concentration ต่ำ → ไปยังบริเวณที่มี solute concentration สูง

• Lipid bilayer ของ cell membrane เป็น semipermeable membrane → ยอมให้น้ำผ่าน แต่ไม่ยอมให้ solute ใหญ่ผ่าน
• น้ำไหลเข้าฝั่ง concentration สูงจนเกิดแรงดัน → เมื่อแรงดันนี้สมดุลกับการไหลของน้ำ เรียกว่า osmotic pressure

สูตร Osmotic Pressure

pi = phi x M x R x T

• pi = osmotic pressure (atm)
• phi (osmotic coefficient) = 1 ถ้าเป็น ideal behavior
• M = molarity (mol/L)
• R = 0.0821 L·atm/K·mol
• T = temperature (Kelvin = °C + 273)

ตัวอย่าง: somatic cells มี osmotic pressure 7.7 atm ที่ 25°C จะต้องใช้ glucose ความเข้มข้นเท่าไรให้ isotonic?

• pi = MRT → 7.7 = M × 0.0821 × 298
• M = 0.31 mol/L

Isotonic, Hypotonic, Hypertonic

Normal saline 0.9% w/v NaCl เป็น isotonic กับ RBC → ใช้เป็น IV fluid เพราะไม่ทำให้เซลล์เลือดบวมหรือหด

Osmolarity

Osmolarity (Osm/L) = osmoles / L

• Nonelectrolyte 1 mol = 1 osmol
• Electrolyte ต้องคิดการแตกตัว:
  • NaCl 1 mol → 2 osmol
  • K₂SO₄ 1 mol → 3 osmol (2K⁺ + SO₄²⁻)
  • AlCl₃ 1 mol → 4 osmol

Deviation from Ideal — osmotic coefficient (phi)

ในสภาวะจริง electrolyte ไม่ ideal สมบูรณ์ ต้องใช้ phi ปรับ เช่น KCl ใน physiological conditions มี phi = 0.92

ตัวอย่าง: 1.0 mM KCl → osmolarity ≈ 0.92 × 2 × 1.0 = 1.8 mOsm/dm³

ตัวอย่างคลินิกสำคัญ: Normal saline 0.9% w/v NaCl ที่ 37°C (phi = 0.92)

• Molarity = 0.9 g / (100 mL × 58.5 g/mol) × 1000 mL/L = 0.154 mol/L
• pi = 0.92 × 2 × 0.154 × 0.0821 × 310 ≈ 7 atm ≈ osmotic pressure ของ RBC