1. UNIVERS IDAD AUTÓNOMA DE TLAXCALA
FACULTAD DE CIENCIAS DE LA S ALUD
LICENCIATURA EN MÉDICO CIRUJ ANO
LABORATORIO DE FIS IOLOGÍA
SOLUCIONES .
Dr. Agustín J. Galván Rosas
15 Agosto, 2012
2. Introducción
La composición de los líquidos corporales no
es uniforme.
El LIC y LEC tienen concentraciones
diferentes de varios solutos.
También hay ciertas diferencias predecibles
en las concentraciones de solutos entre el
plasma y el líquido intersticial que suceden
como resultado de la exclusión de proteínas
del líquido intersticial.
3. Medición de la concentración de solutos
Las cantidades de soluto se pueden expresar en Moles
(M/L) como unidad básica, y como unidades derivadas
los Equivalentes (eq/L), Osmoles (osm/L), la unidad
enzimática, y para concentraciones del ión hidrógeno la
escala de pH
Debido a que en soluciones biológicas, las
concentraciones de solutos son muy bajas se expresan
en:
Milimoles por litro (mM/L)
Miliequivalentes por litro (meq/L)
Miliosmoles por litro (mosm/L)
4. SOLUCIÓN
Es una mezcla homogénea constituida por dos fases:
disolvente y soluto, en mayor y menor proporción
respectivamente.
La mayoría de las soluciones se encuentra en fase
líquida (cuando el agua se encuentra como solvente en
la mayoría, se denominan soluciones acuosas, en tanto
que aquellas que no se constituyen por el agua se les
conoce como soluciones no acuosas).
Todos los líquidos corporales son soluciones acuosas,
en consecuencia, el conocimiento de las características
de las soluciones como base de los líquidos corporales
permite hacer diagnósticos correctos.
5. Solvente: se encuentra en mayor proporción
Soluto: se encuentra en menor proporción. Su cantidad
dependerá de la cantidad de solución considerada.
La mejor forma de describir una solución es estableciendo
su concentración del soluto.
Concentración: es la proporción relativa de soluto y
solvente (peso de una sustancia por unidad de volumen).
Sin embargo, fisiológicamente tiene mayor importancia
considerar el núm e ro d e m o lé c ula s , la s c a rg a s e lé c tric a s
d e la s m is m a s o el núm e ro d e p a rtíc ula s d e una
s us ta nc ia p o r unid a d d e vo lum e n .
La concentración de una solución es independiente de la
cantidad de la misma.
6. Mol : es el peso molecular de una sustancia
expresado en gramos. Cada mol contiene 6 X
1023 moléculas de una sustancia.
1 mMol es 1/1000 o 10-3 moles.
Una concentración de glucosa de 1mmol/L tiene 1
X 10-3 de glucosa en un 1 litro de solución.
1 mol de NaCL contiene = 58.5 g
(PM Na=23; Cl= 35.5 daltons)
7. Solución molar
Es aquella que contiene un mol de soluto
disuelto en 1 litro (L).
Ej. Solución 1 molar de glucosa (PM: 180
daltones)= 180 g de glucosa en 1 litro
de agua bidestilada.
8. Mol de una sustancia
Cantidad de cualquier sustancia en sistemas
biol ó gicos se relaciona con la composici ó n b á sica
de la materia.
Cantidad de cualquier sustancia que contiene el
mismo n ú mero de part í culas como hay á tomos en
12 gramos de carbono (6.023x10 23 part í culas,
n ú mero de Avogadro).
Las part í culas pueden ser á tomos, mol é culas o
iones, los cuales se medir á n en moles.
Ej. 61 g Bicarbonato=35 g Cl + 23 g Na
9. Puesto que un mol es el número de partículas y
no la masa de una sustancia, las soluciones de
concentración molar igual no contienen
necesariamente el mismo peso de soluto.
Soluciones equimolares ya que contienen el
mismo número de partículas. La masa del
soluto en la solución B es mayor que en A.
10. Ejemplo:
Preparar 1 L de una solución 2M de NaOH
PM= 40 (NaOH)
1 M------40 g
2 M----------- ?
? (g)=2M X 40 g/1M= 80 g
Resultado: Se pesarán 80 g de NaOH y una vez disuelto este reactivo
en un poco de agua bidestilada, se aforará a 1000 ml.
Preparar las siguientes soluciones:
3.5 L de una solución 0.4 M de NaCl ¿Cuánto NaCl se requerirá?
2.8 L de una solución 2 M de glucosa ¿Cuánta glucosa se requerirá?
150 ml de una solución 0.2 M de HCl ¿Cuánto HCl se requerirá?
11. Equivalentes
Denota la cantidad de carga eléctrica del soluto
(ionizado), que se obtiene multiplicando el
número de moles del soluto por su valencia.
Ejemplo:
1 Mol de NaCl en solución se disocia en 1 Eq K+ y 1 Eq Cl-
1 Mol CaCL2 en solución se disocia en 2 Eq Ca++ y 2 Eq Cl- ,
de acuerdo a lo anterior una concentración de Ca2+ de 1
mMol/L corresponde a 2 mEq/L.
12. Equivalente
Para el an á lisis del equilibrio h í drico y
electrol í tico, se usa la connotaci ó n
miliequivalentes por litro.
Denota la cantidad de soluto con carga
el é ctrica (ionizado), as í como la capacidad de
combinaci ó n de las distintas sustancias entre s í .
Se utiliza este t é rmino debido a su valor para
unir masa y carga en reacciones entre iones.
Relaciona el peso at ó mico de un electrolito con
el n ú mero de cargas que lleva (valencia). El
peso at ó mico de un i ó n es la masa at ó mica
dividida por la valencia. Es decir, para un
i ó n univalente como el sodio, un mol contiene
un equivalente. Por su parte, para un i ó n
divalente como el calcio, un mol contiene dos
equivalentes.
Para los iones univalentes el t é rmino
mM=mEq. Esto no aplica para los iones
divalentes.
13. El equivalente de los iones Na+, H+, Cl-, etc es su peso
atómico en gramos. Mientras que el equivalente del
ión complejo NH4+, es la suma de los pesos
atómicos, en gramos, de 1 N y 4 H; en el caso del
Na2SO4, el peso molecular en gramos debe dividirse
entre 2 para dar el equivalente y la misma división
debe hacerse en el caso de los iones divalentes
como SO42- y Ca2+. En el caso del ácido fosfórico
H3PO4 debe dividirse su peso entre 3 para dar el
equivalente.
14. Los electrolitos son medidos en mEq. Los
fabricantes de fármacos indican las unidades
que contiene la solución
(ej. 1 ml es igual a 4 mEq).
Los médico prescriben el electrolito de cloruro de
potasio en mEq. Las preparaciones de potasio
están disponibles para uso en fluidos IV,
suspensiones orales u elíxires y en tabletas
sólidas o en forma de polvo.
El potasio está disponible en combinación de
fósforo de potasio (éste último medido
usualmente en mM)
15. Cálculo de la dosis administrada cuando la
medicación esta en mEq, usar la siguiente
proporción:
Cantidad de droga en ml u otra medida/Dosis requerida en mEq = 1 ml u otra
medida/droga disponible en mEq
Ejemplos:
1. El médico ordena la infusión IV de 40 mEq de Cloruro de Potasio
(KCl) en 100 ml de solución salina normal para un paciente. El
vial de potasio disponible contiene 10 mEq/ml. ¿Cuántos
mililitros de Cloruro de potasio debe infundir?
2. Su paciente necesita 25 mEq de bicarbonato de sodio. El vial de
la farmacia contiene 50 mEq en cada 50 ml. ¿Cuántos ml de la
solución debe administrar?
3. El médico prescribe 30 mEq de una solución oral de Cloruro de
Potasio para su paciente. La solución contiene 60 mEq en cada
15 ml. ¿Cuántos ml de solución debe dar al paciente?
16. NORMALIDAD
Es otra forma de expresar la cantidad de soluto en una unidad de
volumen.
Se define como aquella que contiene
1 gr-equivalente peso de soluto disuelta en 1 L de solución
1 gr-equivalente peso = cantidad de sustancia que remplazará o
reaccionará con 1.008 g de H+
Se expresa como:
N=# equivalentes gramo/volumen de solución
donde, No. Equivalentes=peso molecular/valencia
17. Soluciones porcentuales
Por ciento se define como “partes por cien”.
Tipos:
Relación peso-volumen: esto es, gramos o miligramos de soluto disueltas en
un solvente apropiado para un volumen de solución final de 100 ml (W/V).
Relación volumen-volumen: estos es, mililítros de líquido “soluto” son
adicionados al sovente líquido y el volumen de solución final es 100 ml
(V/V).
Ej. Preparar 100 ml de una solución acuosa de carbonato de litio.
Preparar 2 litros de una solución de cloruro de sodio al 15%.
Cuando se realiza una solución de este tipo no se requiere el peso molecular.
18. Denotaci ó n de algunas sustancias
La concentraci ó n de sustancias
de composici ó n exacta se
expresan en moles.
Las sustancias de composici ó n
mal definida, como las
prote í nas, a ú n se expresan por
su peso (g/L o mg/L).
19. Ósmosis
Difusión de las moléculas de
solvente hacia una región en la que
hay una concentración más elevada
que de un soluto al cual es
impermeable la membrana.
La tendencia de las moléculas del
solvente a desplazarse a las
regiones de mayor concentración
del soluto puede ser impedida al
aplicar presión a la solución más
concentrada.
El número de partículas en solución
determina la actividad de éste, y se
puede expresar en términos de
osmoles o miliosmoles
20. La cantidad de osmoles
depender á del tipo de sustancia:
ionizante o no ionizantes.
Para un compuesto que se
disocia, una mol é cula se
romper á en m á s de una
part í cula. De modo que 1
mmol en soluci ó n producir á
m á s de un miliosmol.
Ej NaCL, se rompe en un i ó n
sodio con carga positiva y un
i ó n cloro con carga negativa, un
mmol generar í a dos miliosmoles
en soluci ó n.
En la pr á ctica, es de
importancia el coeficiente
osm ó tico (de disociaci ó n)
21. Osmol : Es el número de partículas en las que un
soluto en solución se disocia.
Osmolaridad: Es la concentración de partículas en
solución expresada como osmoles por litro.
Ej. Si un soluto no se disocia en solución, ( ej. Glucosa) entonces su
osmolaridad es igual a su molaridad. Si un soluto se disocia en más de una
partícula en solución (ej. NaCl), entonces su osmolaridad es igual a la
molaridad multiplicada por el número de partículas en solución.
Ejemplo: Una solución que contenga 1 mM/L de NaCl es 2 mosm/L, puesto
que el NaCl se disocia en dos partículas.
Osmolalidad: es el número de osmoles por
kilogramo de solución
22. Tonicidad
Capacidad de una partícula para causar un cambio de estado
constante en el volumen celular.
Este término se utiliza para describir el efecto de una solución
sobre el movimiento osmótico del agua.
Denota la osmolalidad efectiva de una solución (Efectos
osmóticos de una solución).
Denota la osmolaridad de una solución en comparación con la
del plasma, así como es un caso especial para las células.
Ya que la actividad osmótica depende de la concentración de
moléculas activas por kg de agua, el término osmolalidad es el
correcto.
La osmolalidad efectiva depende del tamaño de la partícula del
soluto y la permeabilidad de la membrana.
23. Alta osmolalidad
Nula osmolalidad
efectiva.
efectiva.
Partículas solubles demasiado
Partículas solubles son muy grandes, ejercen efecto osmótico
pequeñas, atraviesan con rapidez
la membrana.
24. Tipo de soluciones
Soluciones isot ó nicas
tienen la misma osmolaridad que el plasma o los líquidos
corporales (No provoca ni encogimiento ni expansión
celular). Están cerca de os 285 mosm
Ej. Una solución 150 mM de NaCl (9 g/L o 0.9%) es
isotónica para las células de los mamíferos e isosmótica
para el contenido celular.
La actividad osmótica la proporcionará una sol. NaCL que
es 153 mM.
(154X2) 0.93, donde éste último es el coef. Osmótico.
Al cloruro de sodio isotónico se le conoce como solución
salina normal y solución salina fisiológica
25. Soluciones hipot ó nicas
tienen menor osmolaridad que el plasma o los
líquidos del cuerpo.
Una solución de uso clínico, contiene 77 mM de
NaCl/L, y tiene exactamente la mitad de la
osmolalidad del Cloruro de sodio isotónico
(solución salina medio normal).
Ej. Urea: su tonicidad es insuficiente para evitar
que la célula se hinche. La adición de un
material permeable a una solución aumentará su
osmolaridad, pero no su tonicidad.
26. Soluciones hipert ó nicas
Tienen mayor osmolaridad que el plasma. Tienen
una osmolalidad efectiva mayor que la de los
líquidos corporales.
Estas soluciones pueden contener o no electrolitos
(por ej. Cloruro de sodio hipertónico), que
tienen efecto osmótico porque no se difunden a
través de las membranas biológicas. (por ej.
Manitol).
La adición de solutos más impermeables da lugar
a esta solución. Ej Solución de 300 mM
NaCl y conducirá al encogimiento de las
células.
28. La o s m o la rid a d p la s m á tic a e n lo s s e re s hum a no s e s ta e ntre 2 6 0 a 3 1 0
m O s m /kg , e l c ua l re p re s e nta lo s e x tre m o s d e la s o bre hid ra ta c ió n (2 6 0
m O s m /kg ) y la d e s hid ra ta c ió n g ra ve (3 1 0 m O s m /kg ).
En e l e s ta d o d e hid ra ta c ió n no rm a l la o s m o la rid a d d e l p la s m a e s d e 2 9 0
m O s m /kg .
31. Composici ó n de electrolitos de los l í quidos del organismo (mEq/L de
agua en cada fase)
32. Composici ó n de electrolitos de diversas secreciones digestivas
(el rayado oblicuo inferior se describen los cationes y aniones menores)
33. Iones hidrógeno y pH
Los iones H libres están presentes en gran parte de los líquidos corporales en pequeñas concentraciones.
El plasma sanguíneo contiene cerca de 40 nanomoles de ión H/L (es decir, 40x10-9 mol/L). Que es
una millonésima de la concentración de iones tales como el sodio y cloro.
Están unidos a reguladores, dentro de las células y sólo pocos circulan libremente.
pH Expresa la concentración de iones H+ libre de una manera compacta.
Su concentración puede variar desde uno molar hasta 10-14 molar.
Se define por la ecuación pH=log 1/(H+).
Es una medida de la actividad del ión H+ en una solución, se mide a través de un electrodo sensible al ión
H+ y un medidor de pH.
34. Un rango de concentración de iones hidrógeno desde uno molar hasta 10-14, se describe de
manera más simple por un rango de pH de 1 a 14.
35. pH
Expresa el rango de concentraciones de iones
H+ de manera m á s conveniente, as í como
la actividad de los iones m á s que s ó lo su
concentraci ó n.
En situaciones cl í nicas, las concentraciones
de i ó n H+ puede variar de 125 a 20
nmol/L. Esto presenta un rango de pH de
6.9 a 7.7, pero en cada extremo la vida
esta en peligro. Este rango es mucho m á s
amplio que las variaciones fisiol ó gicas
normalmente toleradas.
El rango fisiol ó gico se ubica entre un pH
de 7.38 y 7.42 (concentraci ó n de
hidrogeniones entre 42 y 38 nmol/L).
Dentro de é ste rango, cada cambio de pH
de 0.01 es equivalente a un cambio en la
concentraci ó n de iones H + de un nmol/L.
36. Bibliografía consultada
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