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  • 1 - recordar la distribución del agua en el organismo
    • Nuestro cuerpo contiene 45 litros de agua, esta cantidad ya
    • decreciendo progresivamente con el paso del tiempo
    • Se distribuye en 2 compartimientos:
    • Extracelular:20%
    • Intracelular: 40%
    • Los porcentajes en el humano son:
    • Embrión: 90-95%
    • Recién nacido: 80-85%
    • Adulto normal: 60%
    • Mujer y una persona obesa: 50-55%
  • 2- Diferenciar un Ión de una Molécula
    • Molécula: agregado de, por lo menos, dos
    • átomos en una colocación definida que se
    • mantienen unidos a través de fuerzas
    • químicas
    • Ión: Toda partícula dotada por una carga
    • eléctrica ya sea positiva o negativa
    • constituida por un átomo que ha sufrido
    • transferencia de electrones
  • Iones mas importantes del cuerpo
    • En el líquido extracelular
    • Ion Sodio mantiene la presión osmótica de los líquidos
    • del cuerpo
    • Ion cloruro controlan el equilibrio electrolítico en las
    • células, fluidos tisulares y sangre esencial
    • Ion bicarbonato: importante amortiguador hemoglobínico.
    • En el líquido intracelular:
    • Ion potasio regular el equilibrio ácido-básico y la presión
    • osmótica
    • Ion Magnesio formando sales complejas en los huesos, el
    • resto se encuentra en tejidos blandos y líquidos corporales
    • Ion Fosfato: importante amortiguador hemoglobínico.
  • 3- Definir ácido y base de acuerdo a la teoría de Bronsted y Lowry
    • Un ácido de Bronsted consiste en una
    • sustancia capaz de donar un protón
    • Una base de bronsted es una sustancia
    • que puede aceptar un protón
    • Par conjugado ácido-base: un ácido y su base
    • conjugada o una base y su ácido conjugado.
  • 4- Definir y diferenciar ácidos y bases fuertes y débiles
    • Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes, los que se ionizan
    • completamente en agua por lo que presentan constantes de
    • ionización de valores altos
    • Los ácidos fuertes solo son 6:
    • 1.    ácido clorhídrico (HCL)
    • 2.    ácido bromhídrico (HBr)
    • 3.    ácido yodhídrico (HI)
    • 4.    ácido nítrico (HNO ₃ )
    • 5.   ácido perclorico (HCLO ₄ )
    • 6. ácido sulfúrico (H ₂ SO ₄ )
    • Los ácidos débiles son electrolitos débiles, los que se ionizan parcialmente en
    • agua presentando constante de ionización de valores peque ños, los ácidos
    • débiles se plantea su disociación en forma de equilibrio químico.
    • Los ácidos débiles son todos aquellos que no están comprendidos dentro de los
    • 6 fuertes.
  • 5- Definir pH y el efecto que tiene el aumento o disminución de la concentración de H sobre este.
    • p H: término que indica la concentración de iones hidrógeno en una
    • disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El
    • término pH fue introducido por Sorensen y se define como el
    • logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.
    • pH = -log [H + ]
    • Según esto:
    • 1-Disolución Neutra pH=7
    • 2-Disolución Ácida pH<7
    • 3-Disolución Básica pH>7
  • 6-PH DE LOS PRINCIPALES LIQUIDOS BIOLOGICOS
    • Sangre arterial: 7.40 (básica debido al contenido de glucosa)
    • Orina: 5.5 a 7 (ácida o básica dependiendo de la cantidad de iones hidrogeno)
    • Saliva: 6.5 a 7.5 (básica debido al contenido de bicarbonato y fosfato)
    • Liquido en cefalorraquídeo: 7.45 (básico por el contenido de glucosa, agua y cloruros)
    • Jugo gástrico: 1 a 3 (ácido debido a la presencia de HCl)
    • Jugo pancreático: 7.8 a 8 (básico debido a enzimas como la tripsina)
    • Bilis: 7.8 a 8.8
    • Secreciones vaginales: 3.8
  • 7- Como se calcula el pH de una solución acuosa de un ácido fuerte y de un ácido débil (HCl 0.1 N y ácido acético 0.1 N)
    • PH= -log [H] pH= -log [H]
    • PH= -log [0.1] pH= -log [1.32x10-³]
    • PH= 1 pH= 2.88
    •  
    • el valor de concentración de CH ₃ COOH usado en la
    • ecuación corresponde a la concentración de H en el
    • equilibrio cuando Ka del ácido es 1.76x10 ⁻ 5.
  • 8- SISTEMAS QUE MANTIENEN EL EQUILIBRIO ACIDO-BASE DEL ORGANISMO
    • Los amortiguadores fisiológicos importantes
    • comprenden:
    • Bicarbonato (HCO ₃ /H ₂ CO ₃ )
    • ortofosfato orgánico (H ₂ PO ₄⁻ 1 /HPO ₄⁻ 2 )
    • las proteínas intracelulares.
  • Sistemas que mantienen el equilibrio acido-base del organismo
    • Sistema respiratorio..
    • Una disminución de pH sanguíneo estimula la ventilación pulmonar actuando primero sobre los quimiorreceptores centrales y periféricos.
    • El CO 2 difunde al liquido intersticial del cerebro y LCR donde provoca una disminución de pH, que a su ves estimula a los quimiorreceptores bulbares, con la cual se incrementa la ventilación pulmonar eliminando CO 2 lo que disminuye la acidez de la sangre.
    • SISTEMA RENAL
    • Los riñones desempeñan dos funciones de gran importancia en la
    • conservación del equilibrio ácido básico, estos son:
    •         Reabsorción de HCO3
    •         Excreción de H fijo.
    • Casi toda la reabsorción 85% tiene lugar en el tubulo proximal y el
    • resto, el 15%, lo hace en el tubulo distal y conducto colector. Este
    • sistema conserva las relaciones normales de la presión osmótica
    • en la sangre y los líquidos corporales .
    • El riñón realiza sus funciones mediante varios mecanismos que
    • son:
    •           Filtración glomerular
    •           Reabsorción tubular
    •           Secreción
    •           Excreción a través de la orina
  • 9- En que consiste química y funcionalmente un Buffer.
    • Químicamente: es una mezcla de un ácido débil y su base conjugada ácido-base, o mezcla de una base débil y su ácido conjugado. (Buffer básico).
    • Funcionalmente: solución que tiende a resistir con mayor eficacia un cambio en el pH después de la adición de un acido o una base fuerte.
  • 10. Recordar los sistemas mas importantes para la regulación del PH intracelular y extracelular.
    • Liquido extracelular:
    •          Fosfato
    •          Bicarbonato
    •          Proteínas plasmáticas
    • Liquido intracelular:
    •          Bicarbonato
    •          Fosfato
    • Amortiguadores hemoglobínicos:
    • oxihemoglobina
    • hemoglobina
    •  
    • Sistema amortiguador fosfato:
    • Interviene activamente en el amortiguamiento del liquido de los túbulos renales y de los líquidos intracelulares porque la concentración de fosfato en la sangre es baja (2 mEq/L) por eso tiene baja capacidad de tamponar (amortiguar) en comparación a otros.
    • Los elementos principales son : H 2 PO 4 y HPO 4
    • Este tiene un pKa de 6.8 lo cual esta cerca del valor del pH plasmático de 7.4.
    • Proteínas plasmáticas:
    • Tiene elevadas concentraciones en el interior de la célula.
    • Contribuyen en el mantenimiento del pH.
  • 11- Explicar el mecanismo de acción de los Buffer ante la adición de Ácido y Bases Fuertes
    • Si se añaden pequeñas cantidades de un ácido fuerte a una
    • solución buffer los iones hidrógeno provenientes del
    • ácido, reaccionan con la base conjugada del sistema buffer,
    • por lo tanto la mayoría de protones agregados al medio no
    • permanecen como tales si no que forman el ácido débil y
    • el pH casi no varia.
  • 12- Explicar como se calcula el pH de los Buffers:
    • El pH es inversamente proporcional y se
    • calcula por medio de la siguiente
    • ecuación:
    •  
    • pH= pK + -log (sal/ ácido)
  • Cálculo de pH de soluciones tampón o buffer
    • Para calcular el pH de un buffer se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
    Donde: S es la sal o especie básica, y A es el ácido o especie ácida En la última ecuación x puede ser a o b indistintamente.
  • 13- Calcular el pH de un Buffer dado, utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbach:
    • Esta ecuación se deriva de la relación entre dos magnitudes pH y Pka.
    • Tiene gran valor predictivo en equilibrios protónicos.
    • Esta ecuación estudia el balance ácido-básico del organismo desde el
    • punto de vista del par buffer bicarbonato-ácido carbónico únicamente y se
    • obtiene así:
    • PH= Pka + log [A⁻]
    • [AH]
    • Para el calculo de pH en soluciones buffer, generalmente se hace una
    • simplificación y se usan las concentraciones iniciales del ácido y de la sal,
    • por lo tanto se debe tener en cuenta que el valor obtenido es una
    • aproximación y que el error será mayor cuando mayor sea la diferencia de
    • las concentraciones del equilibrio
    • Ejemplo: Calculemos el pH de una solución amortiguadora de acetato si las concentraciones de ácido y sal son 0,1 M respectivamente (pKa = 4,76).
    • pH = pKa + log [Sal] / [Ácido]
    • pH = pKa + log [0,1] / [0,1]
    • pH = pKa = 4,76
  • 14.Deducir dentro de que valores de pH ejercerá un buffer su máxima accion amortiguadora conociendo el pKa del ácido que lo forma:
    • A valores de pH próximos al pk, las soluciones resisten
    • los cambios con mayor eficacia y se dice que ejercen
    • un efecto amortiguador. Las soluciones de ácidos
    • débiles y bases conjugadas amortiguan mejor en
    • valores de pH que oscilan alrededor de PK± 2 unidades
    • de pH.
    • Esto significa que para amortiguar una solución
    • a un pH “x” deberá usarse un ácido o base débil cuyo
    • PK no se separe de mas de 2 unidades de pH del pH
    • “ x”.
  • 15. Explicar por que el buffer bicarbonato / ácido carbónico aunque no esta en su máxima acción amortiguadora es el principal buffer extracelular.
    • El H2CO3 tendría una escasa capacidad tampón en el
    • organismo si no se deshidratara a CO2, gas que puede ser
    • expulsado del organismo con el aire espirado. La relación
    • HCO3/H2CO3 es igual a 6.1 cuando el PH del plasma
    • sanguíneo presenta valor medio de 7.4.
    • El control del pH de los líquidos corporales se lleva acabo
    • principalmente en los riñones y pulmones. En consecuencia el pH del
    • liquido extracelular esta sometido a un estricto control que depende de las
    • proporciones relativas de adición de HCO3 por los riñones y de la taza de
    • eliminación de CO2 por los pulmones.
  • 16. Sistemas que contribuyen al mantenimiento del equilibrio ácido base en el organismo:
    • 1. El sistema amortiguador fosfato
    • 2. El sistema amortiguador renal
    • 4. El sistema amortiguador bicarbonato
    • 5. Las proteínas como sistema amortiguador
    • 6. Regulación respiratoria
  • 17.Explicar la función del riñon en la eliminación del exceso de iones hidrogeno utilizando el esquema de la célula renal.
    • Los riñones regulan la concentración de
    • iones hidrógenos del liquido extracelular
    • mediante tres mecanismos básicos:
    • Secreción de iones hidrogeno.
    •    Reabsorción de los iones bicarbonato filtrados.
    • Producción de nuevos iones bicarbonato.
  • LÍQUIDO INTERSTICIAL CÉLULAS TUBULARES LUZ TUBULAR Na + HCO3 ATP Na K ATP Na H CO2 + H2O H2CO3 CO2 CO2 H2O + H2CO3 HCO3 + H Anhidrasa Carbónica
  • 18.Explicar brevemente como funciona cada uno de los sistemas que mantienen el pH señalando su importancia relativa por la rapidez con que actúan.
    • SISTEMA AMORTIGUADOR BICARBONATO.
    • Consiste en una solución acuosa con dos componentes:
    • Un ácido débil H2CO3
    • Una sal de bicarbonato. NaHCO3
    • El HCO3 se forma en el organismo mediante la reacción de CO2 con H2O en
    • presencia de la anhidraza carbónica.
    • SISTEMA AMORTIGUADOR FOSFATO
    •  
    • Aunque este sistema no es muy importante en el líquido extracelular, si interviene
    • activamente en el amortiguamiento del líquido de los tubulos renales y de los
    • líquidos intracelulares, esto es porque la concentración de fosfato en estos líquidos
    • es muy superior a la que existe en los líquidos extracelulares.
    • PROTEINAS PLASMATICAS
    • Otro tipo de tampón químico son las proteínas plasmáticas las cuales son anfoteritas, vale decir, pueden funcionar como ácidos o como bases debido a sus numerosos grupos ionizables, capaces de aceptar hidrógenos al igual que una base o liberarlos igual que un ácido. Son buenas amortiguadoras gracias a sus elevadas concentraciones en el interior de la célula.
  • 19. Definir y diferenciar las alteraciones metabólicas
    • Las alteraciones encontradas en el equilibrio ácido-base pueden ser de 2 tipos:
    •          Respiratorias: aquellas en las que la concentración de CO ₂ o HCO ₃ constituye el cambio primario del pH
    •          Metabólica: por una alteración en la concentración de bicarbonato
    • Estos 2 tipos de alteraciones ácido base se agrupan en 4 trastornos primarios,
    • básicos o simples.
    • ACIDOSIS METABOLICA:
    • Es la disminución del pH fisiológico por una disminución del ion bicarbonato debido al aumento de la eliminación del CO ₂ que proviene de los líquidos biológicos.
    • ACIDOSIS RESPIRATORIAS:
    • Es la disminución del pH fisiológico por un aumento del ácido carbónico debido a la disminución de la eliminación del CO ₂ que proviene de los líquidos orgánicos.
    • ALCALOSIS METABOLICA:
    • Es el aumento del pH fisiológico por el aumento del ion HCO ₃ en el plasma
    • ALCALOSIS RESPIRATORIAS:
    • Es el aumento del pH fisiológico por una disminución de H ₂ CO ₃ provocado por la eliminación excesiva del CO ₂ que proviene de los líquidos orgánicos
  • CAUSAS
    • ACIDOSIS METABOLICA
    • Diarrea (perdida de bases por las heces)
    • Vómitos de contenido intestinal
    • Diabetes mellitus
    • Ingestión de ácidos como aspirina, alcohol metílico,etc
    • Insuficiencia renal
    • Adición de ácidos metabólicos al organismo
    • ACIDOSIS RESPIRATORIA
    • Asfixia
    • Neumonía, asma bronquial, enfisema pulmonar
    • Hipoventilacion
    • Disminución del área de la membrana pulmonar
    • ALCALOSIS METABOLICA
    • Vómitos de contenido gástrico (pérdida de HCl)
    • Ingesta de fármacos alcalinos (bicarbonato de sodio, otros)
    • Ingestión de diuréticos (escaso bicarbonato absorbido por los túbulos renales)
    • Exceso de aldosterona
    • ALCALOSIS RESPIRATORIA
    • Hiperventilación pulmonar
    • Histeria o psiconeurosis
    • Ascender a grandes altitudes
    • Primeras etapas de intoxicación por salicilatos
    • Uso imprudente de respiradores