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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
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.
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)
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.
 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.
 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)
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.
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
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.
 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?
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.
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.
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.
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)
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?
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
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.
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).
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
 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)
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
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.
Alta osmolalidad
  Nula osmolalidad
                                          efectiva.
      efectiva.
                                     Partículas solubles demasiado
  Partículas solubles son muy      grandes, ejercen efecto osmótico
pequeñas, atraviesan con rapidez
         la membrana.
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
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.
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.
Soluciones
 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 .
Soluciones
Soluciones
Composici ó n de electrolitos de los l í quidos del organismo (mEq/L de
                           agua en cada fase)
Composici ó n de electrolitos de diversas secreciones digestivas
(el rayado oblicuo inferior se describen los cationes y aniones menores)
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.
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.
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.
Bibliografía consultada
1.    Fern á ndez NE. Manual de Laboratorio de Fisiolog ía. 5ª Ed. McGraw-Hill, M éxico, 2011. pp. 7-31.
2.    Fox SI. Fisiología Humana. 12ª Ed. McGraw Hill, México D.F., 2011. pp. 128-159.
3.    Rhoades RA and Bell DR . Medical Physiology. Principles for Clinical Medicine. 3rd Ed., Wolters Kluwer/Lippincott Williams & Wilkins.
4.    Costanzo L. 3rd. Ed. Physiology. Saunders Elsevier, Philadelphia, 2006.
5.    Michael J and Sircar S. Fisiología Humana. Manual Moderno, México D.F., 2012.
6.    Landowne D. Fisiología Celular. Serie Lange de Fisiología. McGraw Hill, M éxico, 2006. Cap. 2, pp. 9-39.
7.    Smith EKM. Líquidos y Electrolitos. Un enfoque accesible. El Manual Moderno, M éxico, 1994. Cap. 1 y 2. pp. 1-25.
8.    Laguna J y Pi ñ a Garza E. Bioquímica de Laguna. El Manual Moderno, México, 2002. Cap. 3, pp. 41-56.
9.    Dosage Calculations made Incredibly Easy. Springhouse Co., PA, 1998. pp. 94-204.
10.   Ramette RW. Equilibrio y Análisis Químico. Fondo Educativo Interamericano, M éxico, 1983. Cap. 2, pp. 18-29.
11.   Bullock J, Boyle J and Wang MB. Physiology. Lippincott Williams & Wilkins, 4th ed., Baltimore MD, 2001. Chap. 1, pp. 1-9;
      Chap 22, pp. 297-309.
12.   Ganong WF. Review of Medical Physiology. Lange Series. McGraw-Hill, USA, 2003. Section 1 Chap. 1. pp. 1-50.
13.   Drucker-Col í n R. Fisiología Médica. El Manual Moderno, México, 2005. Cap. 1 y 2. pp. 3-41.
14.   Levy MN, Koeppen BM y Stanton BA. Fisiología Berne y Levy. Elsevier Mosby, Madrid, España, 2006. Cap. 1 y 2. pp. 3-30.
15.   Silbernagl S y Despopoulos A. Atlas de Bolsillo de Fisiología. Harcourt, Madrid, 2001. Cap. 1. pp. 2-41.
16.   Pasley JN. Fisiología USMLE Road Map. 2ª Ed. McGraw Hill Interamericana, M éxico, 2007. pp. 1-11.
17.   Koeppen BM and Stanton BA . Renal Physiology. Mosby-Elsevier, Philadelphia, 2007. Chap. 1.

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  • 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 1. Fern á ndez NE. Manual de Laboratorio de Fisiolog ía. 5ª Ed. McGraw-Hill, M éxico, 2011. pp. 7-31. 2. Fox SI. Fisiología Humana. 12ª Ed. McGraw Hill, México D.F., 2011. pp. 128-159. 3. Rhoades RA and Bell DR . Medical Physiology. Principles for Clinical Medicine. 3rd Ed., Wolters Kluwer/Lippincott Williams & Wilkins. 4. Costanzo L. 3rd. Ed. Physiology. Saunders Elsevier, Philadelphia, 2006. 5. Michael J and Sircar S. Fisiología Humana. Manual Moderno, México D.F., 2012. 6. Landowne D. Fisiología Celular. Serie Lange de Fisiología. McGraw Hill, M éxico, 2006. Cap. 2, pp. 9-39. 7. Smith EKM. Líquidos y Electrolitos. Un enfoque accesible. El Manual Moderno, M éxico, 1994. Cap. 1 y 2. pp. 1-25. 8. Laguna J y Pi ñ a Garza E. Bioquímica de Laguna. El Manual Moderno, México, 2002. Cap. 3, pp. 41-56. 9. Dosage Calculations made Incredibly Easy. Springhouse Co., PA, 1998. pp. 94-204. 10. Ramette RW. Equilibrio y Análisis Químico. Fondo Educativo Interamericano, M éxico, 1983. Cap. 2, pp. 18-29. 11. Bullock J, Boyle J and Wang MB. Physiology. Lippincott Williams & Wilkins, 4th ed., Baltimore MD, 2001. Chap. 1, pp. 1-9; Chap 22, pp. 297-309. 12. Ganong WF. Review of Medical Physiology. Lange Series. McGraw-Hill, USA, 2003. Section 1 Chap. 1. pp. 1-50. 13. Drucker-Col í n R. Fisiología Médica. El Manual Moderno, México, 2005. Cap. 1 y 2. pp. 3-41. 14. Levy MN, Koeppen BM y Stanton BA. Fisiología Berne y Levy. Elsevier Mosby, Madrid, España, 2006. Cap. 1 y 2. pp. 3-30. 15. Silbernagl S y Despopoulos A. Atlas de Bolsillo de Fisiología. Harcourt, Madrid, 2001. Cap. 1. pp. 2-41. 16. Pasley JN. Fisiología USMLE Road Map. 2ª Ed. McGraw Hill Interamericana, M éxico, 2007. pp. 1-11. 17. Koeppen BM and Stanton BA . Renal Physiology. Mosby-Elsevier, Philadelphia, 2007. Chap. 1.