Medición de pH de s

1. SOLUCIONES - pH

2. SOLUCIONES:
 Una solución es una mezcla homogénea de
dos o más sustancias que pueden ser
separadas por métodos físicos de
fraccionamiento (p. ej. evaporación).
+
Sal Agua NaCl

3. SOLUCIONES:
 Clasificación:
 No electrolíticas:
 Son aquellas cuyos componentes no se
disocian; ej.: Glucosa en agua (dextrosa).
 Electrolíticas:
 Son aquellas cuyos componentes sí se
disocian; ej.: NaCl (solución fisiológica).

4. SOLUCIONES:
El componente que se encuentra en
solución (Sn) en mayor proporción se
denomina solvente (Sv);
 El componente que se encuentra en menor
proporción se denomina soluto (St);
 Siempre se cumple que:
 Masa sn = masa Sv + masa St

5. Masa/Masa Masa/Volumen
% masa en masa
Molalidad
% masa en
volumen
. Densidad
. mg/dl; g/l
. Molaridad
. Normalidad
. Osmolaridad
FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:

6. FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
 mg/ dl; g/ l:
Glucemia: 90 mg/dl
es lo mismo que decir:
 0.9 g/l;
 Colesterolemia: 200 mg/dl
es lo mismo que:
 2 g/l;

7. FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
 La solución de dextrosa al 5% aporta 5 g de
glucosa por 100 ml de agua;
 ¿Cuántos g/l representa?.
 Si 5 g hay en 100 ml;
 En 1000 ml…….x (50 g)
 ¿Cuántas kcal por litro aporta sabiendo que
un g de glúcidos genera 4 kcal?.
 200 kcal/l

8. FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
 Un mol es la cantidad de sustancia,
expresada en gramos que posee el Número
de Avogadro de moléculas: 6.02 x 10 23.
 1 mol de glucosa es igual a 180 gr;
 En 180 gr. de glucosa, existe el número de
Avogadro de moléculas.

9. FORMAS DE EXPRESAR LA
CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:
 En la práctica, un mol de una sustancia es el
peso molecular de dicha sustancia más la
palabra gramos…
 PM NaCl: 58
 1 mol de NaCl es igual a 58 gramos;
 PM NaOH: 40
 1 mol de NaOH es igual a 40 gramos.

10. MOLARIDAD (M):
 La molaridad (M) es el número de moles de
soluto presentes en un litro de solución;
 Solución de glucosa 5 M
significa que posee 5 moles de
glucosa
en un litro de solución…

11. MOLARIDAD (M):
 Si queremos pasar 0,9 g/l de glucosa
a moles/l (PM glu:180):
 Si 180 g representan un mol de glucosa:
 0,9 g/l tiene X moles = 0,9/180= 0.005 M
 0.005 M es igual a 5 mM.

12. EQUIVALENTE GRAMO (Eq):
 Un equivalente gramo de sustancia es la
cantidad de la misma que se puede combinar
con 1 g de hidrógeno ó con 8 gramos de
oxígeno;
 En la práctica, se obtiene al dividir el PM de
una sustancia sobre su valencia:
 Ej. NaOH: 40/1 = 40 g
 Ej. H2SO4: 98/2= 49 g

13. EQUIVALENTE GRAMO (Eq):
 La solución fisiológica aporta 9 g/l de
cloruro de sodio en agua. ¿Cuántos mEq de
Na+ y Cl- representan? (PM NaCl: 58.5).
 Eq NaCl: 58,5/1 = 58,5;
 Si 58,5 g equivale a 1000 mEq (1 Eq);
 9 g equivale a x (153,8 mEq/l)

14. NORMALIDAD (N):
 Es el número de Eq de soluto presentes
en un litro de solución;
 En la práctica, se calcula multiplicando la
Molaridad de una sustancia por su Valencia:
 N: M x Valencia
 Ej: NaCl 1 M = 1 N
 Ej: H2SO4 1 M = 2 N

15. OSMOLARIDAD (osM):
 Es la cantidad en moles de una sustancia
que puede provocar un descenso
crioscópico de 2 ºC o un ascenso
ebulloscópico de 0.5 ºC cuando es agregada
a un litro de agua.

16. OSMOLARIDAD (osM):
 En la práctica, se calcula multiplicando la
molaridad de dicha sustancia por el número
de partículas que la misma puede dar en
solución.
 osM = M. nº de partículas
 Ej.: 1M glu = 1 osM;
 Ej.: NaOH 1 M= 2 osM;
 Ej.: H2SO4 1M = 3 osM

17. INTERCAMBIOS ENTRE LOS ESPACIOS
INTRACELULAR E INTERSTICIAL:
son los gradientes de presión osmótica los que
determinan los movimientos de agua
a través de las membranas…

18. La hidratación celular depende
fundamentalmente de las variaciones de la
osmolaridad extracelular…

19. CAMBIOS OSMÓTICOS:
 Si aumenta la osmolaridad extracelular
 El agua sale de la célula
 Disminuye el volumen celular

20. CAMBIOS OSMÓTICOS:
 Si disminuye la osmolaridad
extracelular
 El agua entra a la célula
 Aumenta el volumen celular

21. Concepto de ÁCIDO y BASE:
 Un ácido es toda sustancia que, en solución
acuosa, es capaz de ceder protones al
medio que la rodea:
 AH A- + H+
 Una base es toda sustancia que, en solución
acuosa, es capaz de captar protones del
medio que la rodea…

22. Electrolitos fuertes y débiles:
 Un ácido con gran capacidad de disociación
se dice que es fuerte…
 Ej.
 HCl H+ + Cl-
 Un ácido con poca tendencia a disociarse se
dice que es débil:
 H3C- CO.OH
acético
H3C- CO.O- + H+
acetato

23. Ley de acción de las masas:
 A + B C + D productos
 V1= (A) x (B) x k1
 V2= (C) x (D) x k2
 V1= V2
 (A) x (B) x k1 = (C) x (D)x k2
 k1/k2= (C) x (D) / (A) x (B)
 (Keq)
Reactantes
o reactivos

24. Electrolitos fuertes y débiles:
 HCl (reactante) H+ + Cl- (productos)
Ka H+ x Cl- (productos)
HCl- (reactante)
pKa = log 1/Ka
A menor pKa mayor tendencia a disociarse
y viceversa…

25. Concepto de pH:
 El agua es un electrolito débil
(se disocia poco):
 H2O (reactante) H+ + OH- (productos)
 Aplicando:
 Keq (H +) x (OH-) (productos)
(H2O) (reactante)
 Keq x (H2O) = Kw
 Kw = 10 –14 M2

26. Concepto de pH:
 Kw = 10 –14 M2
 Entonces:
 Kw = V(10-14 M2)
 Kw = 10 –7 M (H+) x 10-7 M (OH-)
 (H+) = 10 –7 M = 0.0000001M
 (OH-) = 0.0000001 M
 Para convertir 10-7M en un número entero,
se aplica:
 pH= log 1/(H+) = log 1/0.0000001 =
log1010.000.000 = 7

27. Concepto de pH:
 Entonces:
 pH = log 1 pOH = log 1
(H+) (OH -)
 14 = pH + pOH

28. Concepto de pH
• Es una medida del grado de acidez,
neutralidad o alcalinidad de un medio
biológico;
• Existe una relación inversa entre pH y
concentración de hidrogeniones:
• Al aumentar la concentración de
hidrogeniones desciende el pH y
viceversa;
• Se trata de una relación logarítmica…

29. Concepto de pH:
 Si el pH es :
 1
 2
 3
 4
(H+)
0.1 M
0.01 M
0.001 M
0.0001 M
 Entre el pH = 1 y el pH = 4 la
concentración de hidrogeniones
disminuyó 1000 veces…

30. Concepto de pH:
 El pH de sangre arterial y del fluido
intersticial es normalmente 7.38 a
7.42;
 Orina: pH:5;
 Saliva: pH: 6.9;
 Estómago: pH: 3
 Intestino: pH: 8

31. ¿Qué representa el pH?:
Es un índice cualitativo, no cuantitativo
del estado ácido-base corporal total,
porque en cualquier momento
alrededor de 2/3 de una carga ácida o
alcalina es amortiguada por el pasaje
de protones hacia o desde el líquido
intracelular...

32. Concepto de pH:
 El pH es un parámetro sobre el estado
del plasma y del intersticio, pero no
sobre el intracelular…
 Por eso, se prefiere hablar de acidemia
o de alcalemia…

33. BUFFERS (AMORTIGUADORES):
 Un buffer es una sustancia que,
colocada en solución acuosa, es capaz
de minimizar los cambios de pH.
 Ej:
 H2CO3/CO3H-
 H2PO4 /HPO4
- =
 Proteínas.

34. ¿Cómo se produce el CO2?:
Por
Ácidos
combustión de Glucosa y
Grasos a CO2 y H2O.
Interviene la enzima anhidrasa carbónica:
H+ + CO3H+
CO2 + H2O H2 CO3
ANHIDRASA
CARBONICA

35. Mecanismo de acción de un buffer:
CO2 + H2O H2 CO3 H+ + HCO3
-
ANHIDRASA
CARBONICA
HCO3
-
Cl-
HbO2 HbH+ K+
O2
Cl-
Glóbulo rojo
Capilar sanguíneo:

36. ECUACIÓN DE HENDERSON-
HASSELBALCH:
pH = pKa+ log -
( HCO3 )
(CO3H2)
pKa es la constante de disociación del
ácido carbónico que es de 6,1...

37. Anión Bicarbonato:
• Es predominantemente un anión
extracelular;
•Recuerde que el espacio extracelular
representa el 20 % del peso corporal
(suma el espacio intersticial y
el intravascular);
•El contenido total del bicarbonato en el
espacio extracelular es de 24 mEq/l x 15
Litros= 360 mEq.

38. MUCHAS GRACIAS!!!!