clase de agua y ph1.ppt
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Composición química del organismo
a) Materia líquida : agua
b) Materia sólida
Orgánica
Inorgánica
Carbohidratos
Lípidos
Proteínas
Aminoácidos
Ácidos nucleicos, ácidos orgánicos
HCO3-, Na+
H+,Cl-
Mg++,Ca++ , etc..
Ingresos y pérdidas diarias de agua
Normal Ejercicio
prolongado
Ingresos
Líquidos ingeridos 2100
Agua de origen metabólico 200 200
Ingresos totales 2300 ?
Pérdidas
Insensibles (cutáneas) 350 350
Insensibles (pulmonares) 350 650
Sudor 100 5000
Heces 100 100
Orina 1400 500
Pérdidas totales 2300 6600
Agua Corporal Total
(como porcentaje de peso corporal)
Obesidad edad sexo
Edad Varón Mujer
Recién Nacido 75%
18-40 ã 60% 50%
40-60 ã 60-50% 50-40%
> 60 ã 50% 40%
Feto de tres meses 94
Embrión 97
(ACT) 70 Kg.
Grasas, proteínas, etc.
40%
Agua corporal total
60% (42 lit.)
Líquidos intracelular
40% (26.6 litros
Líquido extracelular
20% (15.4 litros)
Líquido transcelular
2% espacio sinovial
espacio peritoneal
espacio pericárdico
espacio intraocular
Líquido cefalorraquídeo
Plasma
5%
Líquido
Intersticial
15%
Funciones del agua en los seres vivos
Solvente universal.
Función termorreguladora.
Transporte: Por su bajo peso molecular y acción disolvente
Protección
Lubricante
Las funciones del agua están íntimamente ligadas a sus propiedades
Peso molecular, calor especifico, densidad, constante dieléctrica, calor latente de vaporización y puntos de ebullición y congelación, los cuales dependen de su estructura química.
Átomo: parte más pequeña de un elemento
Molécula: combinación química de dos o mas átomos. O2, O3, H2, N2 ,
H2O, CO2, etc..
Ión: átomo o grupo de átomos con carga eléctrica neta.
partícula cargada que resulta de la adición o eliminación de electrones a un átomo o molécula.
Catión: ión con carga positiva. Ej.: Na (11p+, 11e-)→ Na+ (11p+, 10 e-)
Anión: ión cargado negativamente. Ej.: Cl (17p+, 17e-)→ Cl- (17p+,18e-)
NO3-, SO4
2-
Estructura química del agua
-Geometría tetraédrica casi perfecta
-Angulo 104.5° (109.5°)
-Enlace covalente polar.
-En el centro se encuentra el oxigeno con orbitales sp3 .
-Dos esquinas ocupadas por Hidrógenos
-Dos esquinas por dos electrones sin compartir
Estructura química del agua
-El Oxigeno es más electronegativo y por tanto atrae los electrones hacia él, adquiriendo carga parcial negativa.
-Los átomos de Hidrogeno adquieren carga parcial positiva.
-Distribución de la carga es asimétrica
-El agua es un dipolo eléctrico
-Ángulo 104.5°
Puentes de Hidrogeno
-Se forma entre un átomo electronegativo (O, N ), llamado aceptor de Hidrogeno y un Hidrogeno unido covalente mente a otro átomo electronegativo, denominado donador de hidrogeno, en la misma u otra molécula.
-Confieren al agua sus propiedades extraordinarias.
-Individualmente débil.
-Puentes cooperativos.
-Enlaces con 3,4 moléculas en estado líquido.
-En el agua en estado liquido los puentes de Hidrogenotienen una vida media corta (RACIMOS PARPADEANTES) -Se forman y rompen constantemente, lo que le da el carácter dinámico y fluidez al agua y las moléculas disueltas.
-Tensión superficial (efecto burbuja)
-estructura 2° y 3° de las proteínas
Puentes de Hidrogeno
-Doble hélice del DNA estabilizada por puentes de Hidrogeno.
Puentes de Hidrogeno en el agua
-Enlaces con 4 moléculas en estado sólido.
-El hielo ocupa más espacio que el agua líquida.
-Es menos denso que el agua.
Fuerza de los diferentes tipos de enlaces
Puentes de Hidrogeno
No son exclusivos de el agua
Propiedades del agua
Calor latente vaporización: energía que se requiere para evaporar un mol de un líquido a la presión de una atmósfera: 2.260 j/g, o 40.71 k j/M.
Calarías absorbidas por gramo de agua vaporizada 539.6 cal/g r
Capacidad calorífica (calor especifico): el numero de calorías que se requiere para elevar la temperatura de 1 g r de H2O de 15 a 16 ° C
Constante dieléctrica: señala la capacidad de un disolvente para reducir las fuerzas de atracción entre los iones, para el agua a 25 ° C es de 78.5.
Densidad : Máxima a 4 °C (1 gr/ml) luego disminuye siendo el hielo menos denso que el agua.
Punto de congelación: 0 °C. Punto de ebullición: 100 °C.
Presión osmótica: Es la fuerza que debe aplicarse a una solución de mayor concentración a fin de impedir la ósmosis
Constante dieléctrica:
señala la capacidad de un disolvente para reducir las fuerzas de atracción entre los iones, para el agua a 25 °C es de 78.5.
Densidad
-El agua presenta su máxima densidad a 4°c. ( 1gr/ml )
-A menor temperatura el agua es menos densa.
-En los mares o ríos el hielo permanece en la superficie, mientras el agua liquida permanece en el fondo permitiendo que la vida sea posible aun a bajas temperaturas.
Funciones del agua en los seres vivos
Solvente universal.
Función termorreguladora.
Transporte: Por su bajo peso molecular y acción disolvente
Protección
Lubricante
El agua es el disolvente biológico ideal y universal.
Es una molécula polar.
Forma puentes de hidrogeno.
Alta constante dieléctrica.
Conducta del solutos en agua
Agua: disolvente polar.
Compuestos hidrofílicos.
-electrolitos
Compuestos hidrofóbicos (esteres de colesterol)
Compuestos anfipáticos (colesterol, fosfolípidos)
Los gases apolares se disuelven mal en agua (CO2,O2,N2)
MICELAS
MOLECULAS
ANFIPATICAS
-Cuando R es grande orienta a la moléculasa formar micelas
Regulación de la temperatura
Capacidad calorífica conductividad térmica calor de vaporización.
Regulación de la temperatura corporal (al ser eliminada)
El agua puede absorber , almacenar el calorambiental y liberarlo lentamente.
Desiertos: Días calurosos y noches frías.
Líquido a temperatura ambiente
Puntos de fusión y ebullición son elevados
-Combustibles metabólicos (Glucosa, Aminoácidos, ácidos grasos*)
-Gases como el O2 (pequeño porcentaje disuelto en agua)-Calor
Protección y lubricación:
Líquidos articular, amniótico, pericárdico, pleural y céfalo raquídeo.
Transporte
Bajo peso molecular y acción disolvente
Electrólito: los solutos que existen como iones en solución
NaCl→ Na+ + Cl-
No electrólitos: sustancias moleculares que no forman iones cuando se disuelven en agua. Azúcar C12H22O11
Electrólito Fuerte: aquellas sustancias que existen en solución casi completamente como iones. BaI2, Na2SO4, HCl, etc.
Electrólito débil: los compuestos que se disocian solo parcialmente en una solución. HC2H3O2↔H+ + C2H3O2
-
Extracelular
Cationes Aniones
Na+ Cl-
Ca++ HCO-3
Mg ++ Proteínato-
K + HPO=4
Intracelular
Cationes Aniones
K+ HPO=
4
Mg++ Proteínato-
SO=4
HCO3-
Cl-Moléculas
Agua
Glucosa
Bilirrubina
Moléculas
Agua
Glucosa
Na+: 135-145 mEq/L, Cl-: 98-107 mEq/L, K+: 3.5-5 mEq/L, HCO3-: 22-28
mEQ/L
Ca++: 8.5-10.5 mg./dl
Soluciones
Isotónicas:
osmolaridad 290-320 mosm /L. ( plasma ).
Hipotónica: < 290 mosm /L.
Hipertónica: >320 mosm/L.
Calculo de la osmolaridad plasmática
mOsm : 2 ( Na+ ) + 2(K+) + (urea) + (glucosa)
REGULACIÓN DEL EQUILIBRIO HIDROELECTROLÍTICO
-Hormona antidiurética (ADH)
Diabetes insípidaSecreción inadecuada de la ADH
-Aldosterona:Absorción de sodio y agua; excreción de K+ y protones
HipoaldosteronismoHiperaldosteronismo
DINÁMICA DE LOS LÍQUIDOS EXTRACELULARES: LEY DE STARLING.
-Presión arterial-Presión osmótica tisular.Filtración de agua de los vasos al espacio intersticial en el extremo arterial capilar.
-Presión hidrostática tisular -Presión oncótica del plasma (proteinas)Se oponen a la filtración de agua de los vasos al espacio intersticial en el extremo venosos capilar.
-Deshidratación (disminución del volumen plasmático)
-Deshidratación isotónica: osmolaridad plasmática entre 290-320 mosm /L y el valor de sodio plasmático es normal.
Por pérdidas gastrointestinales de líquidos isotónicos.
Resequedad de piel y mucosas, hundimiento de los globos oculares, llanto sin lágrimas, hipotensión arterial, alteraciones del estado de conciencia y shock.
-Deshidratación hipertónica: osmolaridad plasmática mayor de 320 mosm/L y valores de sodio plasmático mayores de lo normal.
Pacientes obnubilados que no ingieren agua, diuresis osmótica de los diabéticos, diabetes insípida y sudoración profusa.Sed, sequedad de piel y mucosas, alteraciones del estado de conciencia.
DESHIDRATACIÓN
Deshidratación hipotónica: osmolaridad plasmática menor de 290 mosm/L y concentración de sodio menor de lo normal Hipoaldosteronismo, reposición de líquidos sin compensar las pérdidas de electrolitos (iatrogénico).Alteración del estado de conciencia, convulsiones, calambres, dolor de cabeza, nauseas e hipotensión arterial.
Edema: Se caracteriza por el aumento de líquido en el espacio intersticial.
-Edema por disminución de la presión oncótica intravascular
Síndrome nefrótico, cirrosis hepática, desnutrición proteica.
EDEMA
-Edema por aumento de la presión hidrostática intravascular
Insuficiencia cardíaca congestiva.
-Edema por aumento de la permeabilidad capilar (daño en el endotelio)
Quemaduras, toxinas bacterianas, alergias cutáneas, etc.
-Edema por aumento de la presión oncótica intersticial
Oclusión de vasos linfáticos (cáncer), mixedema del hipotiroidismo
A pesar de que la mayoría de propiedades pueden explicarse en función de la molécula del agua.
La molécula de agua tiene una ligera tendencia a ionizarse reversiblemente para proporcionar un ión hidrogeno y un ión hidroxilo.
El grado de ionización del agua es pequeño; a 25 ° C solo unas dos moléculas de cada 109 en agua pura están ionizadas en un momento dado.
El hidrogeno es uno de los iones más importantes del organismo porque afecta la mayoría de procesos celulares.
IONIZACION DEL AGUA
H2O H+ + OH-
El H+ como tal no existe realmente en disolución acuosa,
existe como ión hidronio (H3O+)
Ley de acción de las masas[H+][OH-]
[H2O]Keq =
La [ ] molar de agua pura es = 55.5 M.
1000g / 18g/ Mol
K e q x 55.5M = [H+][OH-]
El término K e q x 55.5M es denominado PRODUCTO IONICO DEL AGUA ( K w).
IONIZACION DEL AGUA
La constante de equilibrio (K e q) para la ionización reversible del agua es (1,8x10-16 M)
K w= (55,5M) (1,8x10-16M) = [H+][OH-]
KW = 1.0 x 10-14
K w =[H+][OH-] = 1,0 x 10-14 M
[H+] [OH-]= 1,0 x 10-14 M
Esto significa que el producto de [H+] y [OH-] en cualquier disolución de agua pura a 25 °C es siempre 1 x 10 -14
[H+] = 1 x 10 -7
[OH-] = 1 x 10 -7
IONIZACION DEL AGUA
Producto iónico del agua es la base para la escala de p H
Como el producto iónico del agua es constante, siempre que la
[H+] sea mayor de 1 x 10-7 M, [OH-] será menor que 1 x 10 -7 y viceversa.
La [H+] varia en un intervalo muy amplio: entre 10 0 y 10 -14 M, lo cual proporciona la base para la escala de p H.
Debido a que es difícil trabajar con números tan pequeños, la [H+] se puede expresar como una función logarítmica (base 10) denominada p H.
El símbolo p denota “ logaritmo negativo de “
p H y p OH
- pH= Logaritmo negativo de la [H+]
El rango de p H= 0 14
-El valor de p H es inverso
a la [ H+]
-pOH= Logaritmo negativo de la [0H-]
Rango de pOH = 0 14
-El valor de pOH es inverso
a la [ OH-]
pH + pOH siempre es igual a 14.
Las soluciones con exceso de H+ (tienen p H menor de 7) son ácidas.
Aquellas que contienen menor
número de H+ (tienen p H mayor de 7) son básicas.
pH fisiológico (7.35-7.45), es ligeramente alcalino.
Cuando la solución contiene = [H+] e = [OH-], se dice que es neutra.
Tipos de soluciones.
Svante Arrhenius (1859-1927).
Ácidos: son sustancias que producen H+ en soluciones acuosas
Bases: producen OH-
Johannes Bronsted (1879-1947) y Thomas M. Lowry (1874-1936):
“los ácidos son sustancias capaces de donar un protón y las bases son
sustancias capaces de aceptar un protón.”
HCl→H+ + Cl- HCl + NH3+ → NH+
4 + Cl-
NH3 + H2O ↔ NH4 + OH-
Ácidos y bases
Los ácidos y bases que son electrólitos fuertes ( ionizan completamente) se denominan ácidos fuertes y bases fuertes.
Los ácidos y bases que son electrólitos débiles (ionizados parcialmente y casi siempre de origen orgánico) se conocen como ácidos débiles y bases débiles
ACIDOS FUERTES
No tienen afinidad por el protón, se ionizan en gran proporción. Son electrólitos fuertes. Tienen base conjugada débil. HCL ACIDOS DEBILES
Tienen gran afinidad por el protón, se ionizan muy poco. Son electrólitos débiles, tienen base conjugada fuerte.
BASE FUERTE:
Es la que reacciona de forma rápida y potente con H+ . NaOH
BASE DEBIL :
Es aquella que capta H+ de una forma mucho más débil de lo que lo hace el OH-.
[H+][A-] [HA]
Ke =
Ke : Constante de disociación de un ácido ( Ka ).pKa = -log Ka
Cuanto mayor es el valor de pKa, el ácido es más débil.
El grado en el que un ácido se ioniza en un medio acuoso se puede expresar por la constante de equilibrio para la reacción de ionización.
[HA] [H+] + [A-]
Cuanto mayor es la Ke (Ka para un ácido), el ácido es más fuerte.
Cuanto menor es la Ke, el ácido es más débil
Cuanto menor es el pKa de un ácido, más fuerte es el ácido.
Ácidos débiles
Monopróticos, dipróticos y polipróticos
Fuerza relativa de los ácidos
Ácidos pKa1 pKa2 pKa3
Ac. ACETICO 4,76
AC. ACETOACETICO 3.58 4.71 4.54
AC. CITRICO 3.09 4.54
AC. FUMARICO 3.09
AC. LACTICO 3.86 5.26
AC. MALICO 3.4 5.26
AC. SUCCINICO 4.18
AC. PIRUVICO 2.5
CONSTANTES DE DISOCIACIÓN DE ACIDOS
ACIDO ka Pka CONCLUSIÓN
Ac. Acético CH3-COOH 1.8 x 10-5 4.76 ACIDOS FUERTES
Ac. Carbónico H2CO3 3.0 x 10-7 6.1 VALORES DE
HCO3- 4.5 x 10-11 10.35 Pka BAJOS
AC: fosfórico H3PO4 8.0 x 10-3 2.1
H2PO4- 7.5 x 10-8 6.7 ACIDOS
DEBILES
HPO4= 5.0 x 10-13 12.3 VALORES DE
pKa
Ac. Láctico 1.5 x 10-4 3.86 ALTOS
Cálculo del p H de ácidos fuertes
Ácidos fuertes
HCL 0.01 M
HCL H+ + CL-
pH = -log [H+]
pH = -log 0.01 ó 1 x 10-2
pH = 2
Cálculo del p H de bases fuertes
[NaOH] = 0.1 M
NaOH Na+ + OH-
pOH = -log [OH]
pOH = -log 0.1
pOH = 1
pH + pOH = 14
pH = 14 – pOH
pH = 14 – 1
pH = 13
Cálculo del pH de un ácido débil
CH3COOH: 0.1 M CH3COOH H+ + CH3COO-
Keq = [H+] [CH3COO-]
[CH3COOH]
Keq CH3COOH = 1.85 x 10-5
1.85 x 10-5 = [H+]2 1.85 x 10-6 : [H+]2
1 x 10-1 √1.85 x 10-6 : √ [H+]2
2.87 x 10-3 = [H+]
pH = -log 2.87 x 10-3
pH = 2.87
NH3 + H2O NH+4 +
OH-
Base ácidoÁcido
conjugado
Base
conjugada
Un ácido y una base como el H2O y OH- que solo difieren por la presencia o ausencia de un protón, se denominan par ácido-base conjugado.
Todo ácido tiene asociado a él una base conjugada
Cualquier base tiene asociada a ella un ácido conjugado
Par ácido-base conjugado.
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Acido Base Ácido Base
conjugado conjugada
HCl + NH3 NH4 + Cl-
Ácido Base Ácido Base
conjugado conjug.
HCl + CH3 –COO- CH3–COOH + Cl-
Acido Base Acido Base
conjug. conjug.
BRÖNSTED Y LOWRY CONCLUYERON QUE
Los ácidos fuertes tienen : base conjugada débil
Los ácidos débiles tienen : bases conjugadas fuertes
Bases fuertes tienen : ácidos conjugados débiles
Bases débiles tienen : ácidos conjugados fuertes
ACIDOS FUERTES
No tienen afinidad por el protón, se ionizan en gran proporción. Son electrólitos fuertes. Tienen base conjugada débil.
ACIDOS DEBILES
Tienen gran afinidad por el protón, se ionizan muy poco. Son electrólitos
débiles, tienen base conjugada fuerte. H2CO3
p H de los principales líquidos corporales
Jugo gástrico 1.5
Orina 4.4 a 8 (p: 6)
Leche y saliva 6.5
Sangre humana, LCR y lágrimas 7.4
Agua de mar 7.8
Bilis y jugo pancreático: 8
P H intracelular: en general es menor que el del LEC.
Músculo: 7.06
Célula renal (TCP): 7.13
Relación entre [H+] y valor de pH (log base 10)
-Si el pH aumenta 3 unidades la [H+] disminuye 1000 veces.
-La relación entre pH y [H+] no es lineal, es logarítmica.
-Si el pH aumenta en una unidad la [H+] disminuye 10 veces.
-Si el pH aumenta 2 unidades la [H+] disminuye 100 veces.
-Acidez: pH menor de 7.0 en cualquier solución.
-Acidemia: pH sanguíneo menor de 7.35
Concentración de iones hidrógeno en el plasma
En condiciones normales se mantiene dentro de unos límites muy estrechos (valor normal: 40 nanoMol /L), a pesar de la producción diaria de ácidos y álcalis.
Las variaciones normales solo son de unos 3-5 nEq/Lt.
Un pH bajo corresponde a una alta concentración de H+
El rango normal de p H fisiológico del plasma es: 7.35 a 7.45 ( p: 7.4)
Cuando el pH es menor de 7.35 se denomina acidemia que puede ser de origen respiratorio ( por aumento de P co2) o metabólico (por disminución de la [HCO-
3])
Cuando el pH es mayor de 7.45 se denomina alcalemia que puede ser de origen respiratorio (disminución de la Pco2) o metabólico (aumento de la [HCO-
3])
Límites de p H, compatibles con la vida 6.8-8.0
Respuestas homeostáticas a cargas de ácidos y bases
-El tamponamiento químico por amortiguadores celulares y extracelulares ( respuesta inmediata )
Cambios en la ventilación alveolar por estímulo de el sistema nervioso (centro respiratorio) para controlar el nivel de CO2 (minutos a horas)
Cambios en la excreción renal de protones para regularizar la concentración plasmática de bicarbonato
( de horas a días )
Amortiguadores
Amortiguador: mezcla de un ácido débil con su base conjugada o una base débil
con su ácido conjugado.
Sistemas acuosos que tienden a resistir cambios en su pH cuando
se añaden ácidos (H+) o bases (OH-) fuertes.
Primera línea de defensa contra cambios en la [H+]
HCO3
-
H2CO3
HPO4-2
H2PO4-
HCl
NaOH
HCO3-
H2CO3
Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Se emplea para calcular el pH de una solución amortiguada
Se deriva de la conducta en solución de ácidos y bases débiles K1
HA H+ + A-
K2
K1 [ HA] =K2 [H+][A-]
K1 [ H+][A-]
K2 [HA]
[ H+][A-]
[HA]Keq
[ HA]
[A-]-log [H+] = -log Ka -log
[ HA]
[A-][H+] Ka
pH = pKa
+
[ A-]
[HA]pH = pKa +
log
Log [ A- ]
[ HA ]
Amortiguadores
LEC
Bicarbonato HCO3
-/H2CO3
Fosfato HPO4=/H2PO4
-
LIC
Proteinas
-COOH/-COO-,
-NH3+/-NH2
Histidina (pK 6.4-7.0)
grupos amino α (pK 7.4-7.9)
Hemoglobina 36 histidina
Amortiguador fosfato.
-Máxima acción amortiguadora-Cuando la [ ] de la base es igual a la concentración de ácido.-Cuando el p H del medio es igual a su pKa.-Zona de mayor acción amortiguadora: porción lineal
El amortiguador tiene mayor acción si el pH de la solución se encuentra a +- 1 unidad de su
pKa.-Concentración de la base del amortiguador.
-pKa del amortiguador.
Amortiguador HCO-3/H2CO3
CO2 C O2 + H2O H2CO3 H+ +HCO-3
Anhidrasa carbónica
Anhidrasa carbónica
•En presencia de Anhidrasa carbónica, casi todo el H2CO3 tiene la forma de CO2 es decir 400, CO2: 1 H2CO3
Como el CO2 habitualmente se comunica como presiones parciales (Pco2), se debe convertir en concentración de CO2 multiplicándola por la solubilidad del CO2 ( 0.03).
CO2 = 40 mmHg x 0.03 = 1.2 mMl/L
Amortiguador HCO-3/H2CO3
[ A-]
[HA]pH = pKa +
log
[ HCO3-]
[0.03 x pCO2]pH = pKa + log
pKa = 6.1
[HCO-3] (metabólico) = 24
mM/L
Pco2 (respiratorio) = 40 mmHg
Solubilidad del CO2 = 0.03
[24 mM/L]
[0.03 x 40mmHg]
1.2mM/L
pH = 6.1+ log
pH = 6.1 + log 20
pH = 7.4
-La relación normal HCO-2/CO2 es : 20/ 1
Importancia del amortiguador HCO-3/H2CO3
-Es el amortiguador extracelular más importante y la primera línea de defensa cuando el cuerpo gana o pierde protones, aunque al pH sanguíneo no esta en su máxima acción amortiguadora.-Esto se debe a que la [HCO3-] y la Pco2 pueden ser reguladas de forma separada.
-El HCO3-(metabólico),por medio de cambios en la
secreción renal y la Pco2 (respiratorio),a través de la tasa de la ventilación alveolar como respuesta a estímulos del sistema nervioso central.
La concentración de la forma básica (HCO-3) es alta : 24
meq/L
El pK del amortiguador HCO-/CO2 es 6.1, próximo al pH del LEC.
HPO4=/H2PO4
_
pK es de 6.8 ( 5.8-7.8)
Su concentración (1-2 mM/L) es menor que la del bicarbonato
Su forma ácida no puede ser espirada por los pulmones, se elimina por los riñones
OTROS AMORTIGUADORES.
PROTEINAS (Histidina)
↑PCO2 → ↑ respiración
Acidosis
↓PCO2 → ↓ respiración
Alcalosis
Sistema respiratorio
↓ P02 ↑ respiración
Eliminación pulmonar de ácidos volátiles
Sistema renal
Mecanismos renales en el equilibrio acidobásico
-Último en reaccionar
-Es el más poderoso de todos.
-La primera función es resorber el HCO-3 filtrado de modo que éste no
se pierda en la orina.
La segunda es excretar el protón fijo producido en el catabolismo de proteínas y fosfolípidos lo cual puede ser 1) como ácido titulable (amortiguado por el fosfato urinario) y 2) excreción de NH+
4.
La excreción de H+ por cualquier mecanismo se acompaña de síntesis y resorción neta de nuevo HCO-
3 . neoformación de HCO-3 .
Na+
Resorción Neta de Na+ y HCO3
-
No existe secreción Neta de H+
El cambio de pH del líquido tubular es mínimo
-El 99.9% del HCO-3
se resorbe.
-85% en el túbulo proximal.
Bicarbonato
HPO4=/H2PO4
- 85% se reabsorbe
Excreción de H+ como ácido titulable
pKa: 6.8
Por cada H+ excretado como ácido titulable, se sintetiza y reabsorbe un nuevo HCO3
-
Amortiguador urinario ideal
Adición de un nuevo HCO3
- a la sangre
± 20 meq/día H+ fijo se excreta como H+ titulable
40% de todo el ácido fijo.
2 HCO3- nuevos
↑[H+] estimula el metabolismo de glutamina renal
Metabolismo de la glutamina.
Túbulo C proximal
Por cada NH4+
excretado, se genera un nuevo HCO3
-
En condiciones normales, 50% del ácido excretado y 50 % del HCO3
- por los Rñ.
± 20-40 meq/L/ día se excretan con NH+
4
Excreción de NH+4
TRANSTORNOS ACIDO-BASICOS SIMPLES.
Acidemia: descenso del pH sanguíneo <7.35 (o un incremento en la concentración de H+ en plasma), causada por un proceso fisiopatológico denominado acidosis.
Alcalemia: elevación del pH sanguíneo >7.45( o reducción de la concentración de H+ en plasma), provocado por alcalosis.
Acidosis y alcalosis: se refieren a procesos que tienden a bajar o elevar el pH , respectivamente
Acidosis
Metabólica (HCO-
3)
Respiratoria (CO2)
Alcalosis
Metabólica
Respiratoria
(HCO-3)
(CO2)
Acidosis metabólica
Trastorno primario: disminución de la [HCO3-]
Se debe a un exceso de H+ fijo en el organismo, resultado de:
Incremento de producción de ácidos fijos (cetoácidos, ácido láctico), Ingestión de ácidos fijos ( ácido salicílico), que reducen la [HCO-
3] por la amortiguación.
Incapacidad de los riñones para excretar ácidos fijos
Pérdida de HCO3- a través de los riñones o del tubo digestivo
Perfil sanguíneo: ↓pH ↓[HCO3-] ↓ pCO2 ( compensado)
La amortiguación y compensación respiratoria ocurren de inmediato
La compensación renal ocurre en días
La acidosis metabólica se clasifica en base al anión gap.
Brecha aniónica normal (hiperclorémica).
Brecha aniónica elevada.
Diarrea Cetoacidosis diabética y alcohólica
Inhibidores de la anhidrasa carbónica
Ingesta de metanol
Acidosis tubular renal tipo 2
Intoxicación de con aspirina
Ingesta de cloruro de amonio
Acidosis láctica
hiperaldosteronismo Acidosis urémica
líquidos de sobrealimentación
Insuficiencia renal aguda
Rabdomiólisis masiva
Causas de Acidosis metabólica
Normal:8 a 12
-Principio de electro neutralidad:
-la concentración de cationes y aniones debe ser igual.
ANIONES NO MEDIDOS O ANIÓN GAP
135 mEq/l – (100 mEq/l+24 mEq/l) =11
ANIONES NO MEDIDOSANIONES NO MEDIDOS
Anión gap en acidosis metabólica
Trastorno primario: incremento de la [HCO3- ]
Es causada por las pérdida de H+ fijo del cuerpo, (lo que aumenta la [HCO-
3])
ALCALOSIS METABOLICA
Responde a cloruros Resistente a clorurosVómitos HiperaldosteronismoSucción gástrica Síndrome de Bartter Tiazidas Síndrome de CushingAdenoma velloso de colon Ingestión de etanolAlivio rápido de la hipercapnia crónica
Hipokalemia grave
Causas agudas Causas crónicasAnestesia general Enfermedad pulmonar
obstructivaSobredosis de sedantes Hipoventilación alveolar
Paro cardiorespiratorio Tumor cerebral
Neumotórax Parálisis de nervios respiratorios
Edema pulmonar Enfermedad restrictiva del tórax
Neumonía grave Miopatía con afectación de los músculos respiratorios
Broncoespasmo LaringoespasmoVentilación mecánica deficiente
ACIDOSIS RESPIRATORIA
Perfil sanguíneo pH↓ Pco2 ↑ (compensado) ↑ [HCO3
-]
ALCALOSIS RESPIRATORIA
Perfil sanguíneo: pH↑ [HCO3-]↓ (compensado)
PCO2 ↓
Causas de alcalosis respiratoriaAnsiedad, histeria (hiperventilación)FiebreIntoxicación por salicilatosTumores, infecciones, traumas y enfermedad vascular cerebralVentilación mecánicaSepsis por gram negativos
CASO CLÍNICO
-Paciente: masculino -Edad: 38 años -Peso: 80 kg.- 6 horas de Malestar general, vómitos, anorexia, dolor abdominal, diarrea líquida abundante, ojos hundidos, mucosas secas e hipotensión postural.
-Valores de laboratorio:Na+ : 140 mmol/litro, K+: 4.5 mmol/l, Cl- 107 mmol/l, pCO2 28 mm Hg; pH: 7.19; bicarbonato 9 mmol/ l, osmolaridad 300 mOsm/l
COMPENSACIÓN RESPIRATORIA Y RENAL DE LOS TRASTORNOS ACIDO BASE
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