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