Este documento presenta los objetivos y contenidos de una unidad sobre el agua y el equilibrio ácido-base. La unidad cubre la importancia del agua en los seres vivos, la estructura molecular del agua, los puentes de hidrógeno, las propiedades físicoquímicas del agua, los cálculos de molaridad, la ionización del agua y los conceptos de ácido y base, y el equilibrio ácido-base y amortiguadores de pH. El objetivo es describir la importancia del agua y sus propiedades para entender

1. 1. Importancia del agua en los seres
vivos​.
2. Estructura de la molécula de agua.
3. Puente de hidrógeno.
4. Propiedades fisicoquímicas del
agua.
5. cálculo de molaridad.
6. Ionización del agua y concepto de
ácido y base.
7. equilibrio ácido-base y
amortiguadores de pH.
“ESTRUCTURA Y FUNCIÓN I. NIVEL MOLECULAR”.
UNIDAD DOS:
Agua y equilibrio ácido-base
Septiembre 2022
Docente: Juan Miguel Torres Chávez

2. Agosto 2022
 Describir, comprender y reconocer la importancia de la
molécula del agua y sus propiedades fisicoquímicas para el
mantenimiento de la homeostasis celular, con la finalidad de
entender su papel en las funciones celulares.
 Comprender las bases bioquímicas de las interacciones
ácido-base para poder comprender la importancia de su
regulación para el mantenimiento de la homeostasis celular
OBJETIVO DE LA UNIDAD 1

3. 1. Importancia del agua en los seres
vivos​.
2. Estructura de la molécula de agua.
3. Puente de hidrógeno.
4. Propiedades fisicoquímicas del
agua.
5. cálculo de molaridad.
6. Ionización del agua y concepto de
ácido y base.
7. equilibrio ácido-base y
amortiguadores de pH.
“ESTRUCTURA Y FUNCIÓN I. NIVEL MOLECULAR”.
UNIDAD DOS:
Agua y equilibrio ácido-base
Septiembre 2022
Docente: Juan Miguel Torres Chávez

4. 1. Importancia del agua en los seres vivos
 AGUA Y EDAD
 El origen de la vida se desarrolló en medio acuoso y las
reacciones enzimáticas, los procesos celulares y subcelulares han
evolucionado en dicho medio.
El AGUA es el
componente
químico
predominante de
los organismos
vivos

5. 1. Importancia del agua en los seres vivos
 Distribución del agua en el cuerpo humano:
Distribución de agua en un individuo adulto de 70 kg de peso corporal
 Intracelular.
 Extracelular: Intersticial y plasma
Compartimientos del Líquido corporal

6. SISTEMAS BIOLÓGICOS = SISTEMAS ACUOSOS
 La importancia del estudio del agua
esta dada en base a que casi todas
las reacciones bioquímicas del
organismo tienen lugar en medios
acuosos.
1. Importancia del agua en los seres vivos

7. 1. Importancia del agua en los seres vivos
 FUNCIONES DEL AGUA EN EL ORGANISMO HUMANO
 Media algunas reacciones del metabolismo celular.
 Transporte de nutrientes.
 Regulación de la temperatura.
 Contribuye en la eliminación de sustancias de desecho derivadas del
metabolismo.
 Lubricación de articulaciones y otros tejidos.
 Componente esencial de muchos fluidos del organismo (jugo
gástrico, bilis, saliva…).
 Participa en el intercambio gaseoso en los pulmones.
 Equilibrio Ácido-Base.

8. Molécula dipolar:
posee una región electronegativa y otra
electropositiva, unidas por enlaces covalentes
Átomos de H dispuestos en
un angulo de 104.5° respecto
al átomo de O2
Cada una de las moléculas forma
puentes de H con átomos de O2
de otra molécula próxima
2. Estructura de la molécula de agua
 El agua es un compuesto químico formado por la unión de dos átomos de H y un átomo de O2
 Presenta geometría
tetraédrica.
 Una molécula rodeada de
otras cuatro moléculas de
agua.
ESTADO SÓLIDO
Los enlaces de H son estables
ႶH
ESTADO LÍQUIDO
Los enlaces de H se rompen y se
forman constantemente
ESTADO GASEOSO
No hay Enlaces de H
Particularidades de la molécula de agua

9.  Tiene carácter tetraédrico, con una
hibridación sp3 del átomo de oxígeno,
situado en el centro.
 Dos átomos de hidrógeno dispuestos en
dos de los vértices de dicho tetraedro.
 Las dos restantes direcciones de enlace
corresponden a los otros dos orbitales,
ocupados cada uno de ellos por una
pareja de electrones.
 Posee una estructura dipolar, mayor
electronegatividad del oxígeno con
respecto al hidrógeno, determina una
distribución asimétrica de la carga
electrónica.
Carga parcial
2. Estructura de la molécula de agua

10. • La estructura dipolar condiciona muchas de las propiedades físicas y químicas del
agua, debido fundamentalmente a la posibilidad de establecer puentes de
hidrógeno entre moléculas acuosas y de éstas con otras moléculas.
Interacción débil no covalente que se efectúa
entre un átomo electronegativo de una
molécula y el átomo de hidrogeno unido
covalentemente a otro átomo electronegativo.
2. Estructura de la molécula de agua

11. 3. Puente/Enlace de Hidrógeno
Otros grupos polares participan en
los enlaces de hidrógeno.
 Un enlace de H se forma a partir de la atracción entre la carga positiva parcial de un H y la carga negativa parcial de
otro átomo electronegativo.
 Son relativamente débiles y
transitorios (semivida picosegundos)
 Se requieren 5 Kcal/mol para su
ruptura
 Permite que el agua disuelva
muchas
biomoléculas orgánicas.
 Se rompen fácilmente en las
moléculas biológicas.
 Son alrededor de dos veces más largos (0.18
nm) que los enlaces covalentes (mucho más
fuertes).
 Temperaturas entre 50 y 60 °C
separan los enlaces de H presentes
en las biomoléculas

12. ¿POR QUÉ EL AGUA GOBIERNA LAS FUNCIONES DE LOS
SISTEMAS BIOLÓGICOS?
• Las biomoléculas constituyentes adquieren su forma
funcional de acuerdo a su afinidad con ella
• Hidrofilia/hidrofobia
• Medio de transporte de nutrientes y medio en el que
ocurren todas las reacciones bioquímicas
• Ósmosis
• Difusión
• participación activa como reactivo en muchas reacciones
bioquímicas: Naturaleza anfotérica (H3O+/OH-)
• Reacciones ácido-base
• Estabilización de especies cargadas positivamente/negativamente

13. SEMINARIOS:

14. Agosto 2022
SEMINARIOS:
 Preparación de un escrito de no más de dos páginas sobre el tópico abordado.
1. Puente de hidrógeno.
2. Propiedades fisicoquímicas del agua.
3. Ionización del agua y concepto de ácido y base.
4. equilibrio ácido-base y amortiguadores de pH.
 Preparación de presentación oral del seminario.

15. 3. Puente/Enlace de Hidrógeno
Otros grupos polares participan en
los enlaces de hidrógeno.
 Un enlace de H se forma a partir de la atracción entre la carga positiva parcial de un H y la carga negativa parcial de
otro átomo electronegativo.
 Son relativamente débiles y
transitorios (semivida picosegundos)
 Se requieren 5 Kcal/mol para su
ruptura
 Permite que el agua disuelva
muchas
biomoléculas orgánicas.
 Se rompen fácilmente en las
moléculas biológicas.
 Son alrededor de dos veces más largos (0.18
nm) que los enlaces covalentes (mucho más
fuertes).
 Temperaturas entre 50 y 60 °C
separan los enlaces de H presentes
en las biomoléculas

16. Capacidad de Hidratación o Solvatación de Iones:
• El carácter dipolar del agua determina que sus moléculas rodeen a los
distintos iones, aislándolos del resto.
• A este fenómeno se le denomina hidratación o Solvatación de iones y
facilita a su vez la separación de iones de diferentes carga, lo que
contribuye a la solubilización de compuestos iónicos.
Interactúa con iones mediante
capas de hidratación.
El agua como solvente universal

17. El agua como solvente universal
Disolvente de Moléculas Anfipáticas:
El agua solubiliza compuestos anfipáticos (se
llaman asi aquellos que presentan en su estructura
grupos polares y apolares simultáneamente).
Esta solubilización lleva consigo la formación de
micelas, con los grupos apolares o hidrófobos en
su interior y los grupos polares o hidrófilos
orientados hacia el exterior para contactar con el
agua.
Disolución de compuestos polares no iónicos
 El agua establece puentes de hidrogeno con grupos polares de otras moléculas no
iónicas. Así, puede disolver compuestos tales como alcoholes, ácidos, aminas y
glúcidos.

19. HIDROFILIA/HIDROFOBIA
Provoca la agregación de moléculas no polares
El agua como solvente universal

20.  Las biomoléculas se organizan en la célula de acuerdo a su
hidrofilia/hidrofobia
Moléculas anfipáticas, poseen grupos funcionales cargados o polares así como regiones hidrofóbicas.
Las biomoléculas se pliegan para colocar grupos polares y cargados sobre la superficie.
El agua como solvente universal

21. ÓSMOSIS Y DIFUSIÓN
 El agua se distribuye
entre los diferentes
compartimentos de
líquido de acuerdo
con la concentración
de solutos.
El agua como solvente universal

22. ÓSMOSIS Y DIFUSIÓN
El agua como solvente universal

23. SEMINARIOS:
REPASO SEMINARIOS
1. Puente de hidrógeno.
2. Propiedades fisicoquímicas del agua.

24. El núcleo del oxígeno ejerce mayor atracción por los electrones
de los hidrógenos lo cual crea una carga parcial negativa en el O
y una carga parcial positiva en los H. (Enlace covalente)
Molécula dipolar
:Interacción débil no covalente que se
efectúa entre un átomo electronegativo de una
molécula y el átomo de hidrogeno unido
covalentemente a otro átomo electronegativo.
 Una molécula rodeada de otras
cuatro moléculas de agua.
ႶH

25. Puente/Enlace de Hidrógeno
Otros grupos polares participan en
los enlaces de hidrógeno.
 Un enlace de H se forma a partir de la atracción entre la carga positiva parcial de un H y la carga negativa parcial de
otro átomo electronegativo.
 Son relativamente débiles y
transitorios (semivida picosegundos)
 Se requieren 5 Kcal/mol para su
ruptura
 Permite que el agua disuelva
muchas
biomoléculas orgánicas.
 Se rompen fácilmente en las
moléculas biológicas.
 Son alrededor de dos veces más largos (0.18
nm) que los enlaces covalentes (mucho más
fuertes).
 Tienen el 5% de la fuerza de un enlace
 Temperaturas entre 50 y 60 °C
separan los enlaces de H presentes
en las biomoléculas

26. Los enlaces de hidrogeno que unen moleculas de agua
vecinas confieren
al agua considerable cohesion, la tendencia de particulas
similares
a permanecer juntas. La cohesion de las moleculas de
agua crea
una tensión superficial muy alta, un parametro de la
dificultad para
estirar o romper la superficie de un liquido. En el limite
entre el agua
y el aire, la tension superficial del agua es muy alta
porque la atraccion
es mucho mayor entre las moleculas de agua que entre
estas y las
moleculas de aire.

34. 1. Importancia del agua en los seres
vivos​.
2. Estructura de la molécula de agua.
3. Puente de hidrógeno.
4. Propiedades fisicoquímicas del
agua.
5. cálculo de molaridad.
6. Ionización del agua y concepto de
ácido y base.
7. equilibrio ácido-base y
amortiguadores de pH.
“ESTRUCTURA Y FUNCIÓN I. NIVEL MOLECULAR”.
UNIDAD DOS:
Agua y equilibrio ácido-base
Septiembre 2022
Docente: Juan Miguel Torres Chávez

35. Concentraciones
La concentración de una solución expresa la
cantidad de soluto disuelta en determinada
cantidad de solvente o de solución, de otra forma
es la expresión cuantitativa de la cantidad de un
soluto disuelto en una cierta cantidad de solvente,
donde se calculará en concentraciones molares y
normales.
El agua como solvente universal

36. • Para estudiar la estequiometria en disoluciones es
necesario conocer la cantidad de reactivos presentes
en una disolución y sabe controlar las cantidades
utilizadas de reactivo para llevar acabo una reacción
en disolución acuosa.
Concentración de soluciones
El agua como solvente universal

37. • La concentración de una disolución es la
cantidad de soluto presente en una cantidad
dada de disolvente o de disolución.
La concentración de una
disolución se puede expresar en :

38. Molaridad ( M )
El agua como solvente universal
La concentración molar, también llamada
molaridad, es una medida de
concentración de un soluto, en una
disolución, o de alguna especie molecular,
iónica o atómica que se encuentra en un
volumen dado.

39. El agua como solvente universal
Molaridad ( M )
n= moles de soluto
m=gramos de soluto
M=Peso molecular
(n)
(v)
(M) =

40. El agua como solvente universal
Molaridad ( M )
Ejemplo 1: ¿Cuál es la molaridad de 0,75 moles de soluto disueltos en 2,5 L de solvente?.
Ejemplo 2: ¿Cuál es la molaridad de 58,5 gr de cloruro de sodio disueltos en 2 litros de solvente?.
Ejemplo 3: ¿Cuantos gramos de dicromato de potasio (K2 Cr2O7) se requieren para preparar 250 ml
de una disolución cuya concentración sea de 2.16 M?

41. M = Numero de moles
Litro de solución
Peso molecular del K2 Cr2O7
2(39,0983) + 2(51,9961)+ 7(15,999)= 294.2 g
Despejando la formula de la molaridad:
g=(PM)(L)(M)
=(294.2)(0.250 L) (2.16)
=137.26

45. 6. Ionización del agua
• Pequeña masa del átomo de hidrógeno
• Electrón se encuentra fuertemente atraído por el átomo de oxigeno
• Existe una tendencia del ion de hidrogeno a separarse del átomo de oxigeno al que
se halla unido covalentemente.
• Pasando al átomo de oxigeno de otra molécula de agua adyacente a la que se
encuentra unido por un enlace de hidrogeno.
Hidronio Hidroxilo
No tiene existencia libre

46. H+
hidrolisa
Se ha demostrado por medida de conductividad en 1 litro de agua pura a 25°C existen en un momento dado 1.0X 10
moles de iones H y una cantidad igual de OH, considerando las concentraciones de ambos en moles/ litro (M) y
aplicando la constante de equilibrio químico

47. 7. Concepto y escala de pH
 Los valores bajos de pH corresponden
a altas concentraciones de H+, y los
valores altos de pH corresponden a
bajas concentraciones de H+.
La escala de pH
comprende el intervalo
de las concentraciones de
H+ y OH-
Recuerde: Cada unidad de pH
representa una diferencia de diez
veces en la concentración de OH-
y H+.

48. 7. Concepto y escala de pH
El termino pH fue introducido en 1909 por Sörensen, se define como el logaritmo
negativo (base10) de la concentración de iones hidrógeno:
Para una solución acuosa neutra [H+] es 10-7 M, lo que da:
Los ácidos son donantes de protones y las bases son aceptores de
protones.

49. 7. Concepto y escala de pH
 Los ácidos fuertes (p. ej., HCl, H2SO4) se disocian completamente en aniones y protones, incluso en
soluciones fuertemente acidas (pH bajo). Los ácidos débiles se disocian solo parcialmente en soluciones
acidas. De forma similar, las bases fuertes (p. ej., KOH, NaOH), pero no las bases débiles como el
Ca(OH)2, están completamente disociadas, incluso a pH alto.
Muchos productos bioquímicos son ácidos débiles. Las excepciones incluyen metabolitos intermediarios
fosforilados, cuyos grupos fosforilo contienen dos protones disociables, el primero de los cuales es
fuertemente acido.
¿Cómo calcular el pH de las soluciones acidas y básicas?
Ejemplo 1: .Cual es el pH de una solucion cuya concentración de ion hidrogeno es 3.2 × 10–4 mol/L?

50. Molaridad
Es el numero de Avogadro de partículas
(átomos , moléculas, iones o de cualquier
otro tipo)
Es el numero de moles de una sustancia por litro de disolución.
La masa atómica de un elemento es el numero de gramos que
contiene el numero de Avogadro de átomos.
La masa molecular de un compuesto es la suma de la masas
atómicas de los átomos que hay en la molécula.
Mol n= moles de soluto
m=gramos de soluto
M=Peso molecular

51. Hallar la molaridad de un HCL de 37% p. La densidad del reactivo es de 1.19 g/mL
Masa es igual a densidad por volumen
37 g en 100 g disolución.

53. ¿POR QUÉ EL AGUA GOBIERNA LAS FUNCIONES DE LOS
SISTEMAS BIOLÓGICOS?
• Las biomoléculas constituyentes adquieren su forma
funcional de acuerdo a su afinidad con ella
• Hidrofilia/hidrofobia
• Medio de transporte de nutrientes y medio en el que
ocurren todas las reacciones bioquímicas
• Ósmosis
• Difusión
• Participación activa como reactivo en muchas reacciones
bioquímicas: Naturaleza anfotérica (H3O+/OH-)
• Reacciones ácido-base
• Estabilización de especies cargadas positivamente/negativamente

54. LAS BIOMOLÉCULAS SE ORGANIZAN EN LA CÉLULA
DE ACUERDO A SU HIDROFILIA/HIDROFOBIA
Moléculas anfipáticas, poseen grupos funcionales cargados o polares así como
regiones hidrofóbicas.
Las biomoléculas se pliegan para colocar grupos polares y cargados sobre la
superficie.
Grupos de cabeza cargada
Fosfatidilcolina
Fosfatidiletanolamina

57. ÓSMOSIS Y DIFUSIÓN
El agua se distribuye entre los diferentes compartimentos de líquido de acuerdo con la
concentración de solutos.

58. El agua es un electrolito débil:
• Ello se debe a la naturaleza de su estructura
molecular. Libera el mismo catión que los ácidos
(H+; ion hidrógeno o protón, o ion hidronio) y el
mismo anión que las bases (OH-; ion hidroxilo).
• Por tanto, el agua es un anfolito o sustancia
anfótera, es decir, puede actuar como ácido o
como base.
Salto de protón responsable
de que las reacciones ácido-
base sean de las reacciones
más rápidas en disoluciones
acuosas. Acelera la
transferencia de protones
biológicas.

59. EL AGUA ES UN ANFÓTERO MUY DÉBIL
(1.8 x 10-16 M)(55.5 M)= [H+][OH-]
1 x 10-14 M2 = [H+][OH-] = Kw
Constante
1.8 x 10-16 M = [H+][OH-]
[55.5 M]

H2O Keq
 
 H
OH
Capacidad de disociarse en iones hidronio y
oxhidrilo (H3O+ y OH-):
Concentración del agua 25 °C, constante
1 mol de H2O pesa 18g, por lo tanto 1L = 1000g contiene 55.56 mol/L
Keq calculada por mediciones de electro-conductividad es de 1.8 x 10-16 M
Kw es el resultado del producto de dos concentraciones iónicas, conocido como
producto iónico del agua
Kw se usa para calcular pH
pH =-log [H+]
pH = 7 neutro, pH < 7 ácido, pH > 7 básico

60. Los amortiguadores, consisten en un ácido o base débil y su base
conjugada para dar lugar a una solución que resista cambios en el pH
cuando se adicionan iones hidrógeno (base fuerte) o hidroxilo (ácido
fuerte).
“Las reacciones metabólicas están amortiguadas”

61. ACIDOS Y BASES DÉBILES MONOVALENTES
Ecuación de Henderson-Hasselbalch
Keq = [H+][A-], Keq = Ka (constante de acidez)
[HA] para un ácido débil
[H+][A-] = Ka [HA] despejar el término [H+]
[H+] =Ka [HA] obtener log
[A-]
log [H+] = log K [HA] , log [H+] = log Ka + log [HA] multiplicar por -1
[A-] [A-]
-log [H+]= -log K - log [HA]
[A-]
pH = pKa - log [HA]
[A-]
invertir último término

HA Keq
 
 H
 A
Ka tendencia de un ácido
a disociarse y donar un H+
a la solución
Para determinar pH de una solución amortiguadora
Sal
Ácido
Base conjugada

62. ÁCIDOS Y BASES POLIVALENTES, más de un hidrógeno ionizable

63. LA DISOCIACIÓN DE MÁS DE UN PROTÓN IMPLICA CADA VEZ
MENOR ACIDEZ

H3A
Ka1
 
 H
 H2A Ka 2
 
 2H
 HA2 Ka 3
 
 3H
 A3

Ka1Ka2Ka3

pKa1pKa2pKa3
Cuando un ácido poliprótico se disocia, la carga positiva del H+ estabiliza a la base
conjugada generada, restando la capacidad del siguiente H+ para disociarse (menor
acidez)
El primer hidrógeno es más ácido que el útlimo que es pobremente ácido
↑Ka, mayor disociación de
un protón
↓Ka, más fuerte el
ácido

64. LOS ÁCIDOS Y BASES DÉBILES PROTEGEN EL AMBIENTE CELULAR
capacidad amortiguadora de un tampón como la cantidad de ácido o base fuerte
que puede neutralizar sufriendo un desplazamiento de pH de una unidad

65. Actividad metabólica
si se disolviera como tal
22,000 mEq de ácido/día ----- H2CO3 ---- pH < 1 sin amortiguadores
ácido débil
Ácidos sanguíneos
Al ácido debe ser amortiguado hasta su eliminación.
pH sanguíneo = 7.36 – 7.45
pH intracelular = 7.1 (6.9-7.4)
Sistemas de amortiguación del pH en el organismo
hipoxia
diabetes

66. Principales sistemas de amortiguación en el
organismo
- Sistema bicarbonato-ácido carbónico (LEC)
- Sistema amortiguador de hemoglobina en
los eritrocitos
- Sistema amortiguador de fosfato en todos
tipos celulares (LIC)
- Sistema amortiguador de proteínas de las
células y el plasma
Sistemas de amortiguación del pH en el organismo

68. EL HCO3
-/H2CO3 COMO AMORTIGUADOR DE pH
H2CO3 se forma por la disolución de CO2 en agua
CO2(Aq) + H2O H2CO3
H2CO3 H+ + HCO3
- pK = 6.1
CO2(g) CO2(Aq)
Sistema abierto
Capacidad de amortiguamiento mayor

69.  El CO2 liberado por la células se
combina con agua para dar ácido
carbónico , H2CO3 por la anhidrasa
carbónica.
 El H2CO3 se disocia en H+ + HCO3
–Sale
bicarbonato y entra cloro lo que
disminuye el pH
 Con el pH ácido la oxi hemoglobina
actúa como buffer uniendo H+ y
liberando oxígeno
 El oxígeno difunde del eritrocito al
plasma y de éste a las células.

70. pH=pK + log ([HCO3-]/dCO2)
dCO2 (mmol/L) = pCO2 (mmHg) x 0.03 pCO2 = 40 mmHg
dCO2 = concentración de CO2 disuelto en plasma
0.03 = coeficiente de solubilidad de CO2 en plasma [HCO3
-] = 24 mmol/L
dCO2 (mmol/L) = 40 x 0.03 = 1.2 mmol/L
pH= 6.1 + log (24/1.2) = 7.4
[H+]= 1 x10-7.4 M, antilog10 -7.4 = 3.98 x 10-8 M
= 39.8 nmol/L
pK del tampón bicarbonato/ácido carbónico =6.1
¿Cómo se obtiene el pH sanguíneo arterial?
arterial
Valores normales de

71. Desequilibrio ácido-base
Circunstancias patológicas
- Descenso del pH sanguíneo = acidosis
- Aumento del pH sanguíneo = alcalosis
Metabólicas (cambios en la concentración plasmática de bicarbonato, los
riñones y eritrocito controlan su conc.)
Respiratorias (cambios en pCO2, se controla por ventilación)
pH sanguíneo 7.35-7.45 (global)

72. Intervalo de referencia de gases en sangre
Arterial Venosa
[H+]
pH 7.37-7.44 7.35-7.45
pCO2 34.5-45 mmHg 36-50.3 mmHg
pO2 78.8-101.3 mmHg 30-50.3 mmHg
Bicarbonato 23-30 mmol/L
Nota: un pH por debajo de 7.0 o por encima de 7.7 pone en
peligro la vida del paciente.

73. ¿Cómo calcular la [H+] conociendo el valor de
pH?
EL laboratorio informó que el pH sanguíneo de una paciente era de
7.08. ¿Cuál era el [H+] en su sangre?
pH= -log[H+]
7.08= -log[H+] es decir [H+]=-7.8
obtener el antilog10
[H+]= 8.3x10-8 M
expresar en nmol/L
[H+]= 83 nmol/L

74. Intervalo de referencia de gases en sangre
Arterial Venosa
[H+] 36-43 nmol/L 35-45 nmol/L
pH 7.37-7.44 7.35-7.45
pCO2 34.5-45 mmHg 36-50.3 mmHg
pO2 78.8-101.3 mmHg 30-50.3 mmHg
Bicarbonato 23-30 mmol/L

75. Ejercicio
Durante la reanimación de un hombre de 60 años por paro
cardiorespiratorio, el análisis de gases en sangre arrojó un valor de
pCO2 de 52 mmHg y una concentración de 11mmol/L de bicarbonato.
Indique el valor de [H+] en nmol/L que presentaba el paciente y
compárelo con el valor de referencia de pH = 7.4
Establezca el trastorno implicado.

76. Resolución
pH=pK + log ([HCO3-]/dCO2)
dCO2 (mmol/L) = pCO2 (mmHg) x 0.03
dCO2 = concentración de CO2 disuelto
0.03 = coeficiente de solubilidad de CO2 en plasma
dCO2 (mmol/L) = 52 x 0.03 = 1.56
pH= 6.1 + log (11/1.56) = 6.95
antilog10 -6.95 = 1.12 x 10-7 M
= 112 nmol/L
pH = 7.4, [H+] = 1 x10-7.4 M, antilog10 -7.4 = 3.98 x 10-8 M
= 39.8 mmol/L
La concentración de [H+] en el paciente es casi 3 veces mayor
al valor de referencia.
Presenta un trastorno de acidosis
pK del tampón bicarbonato/ácido carbónico =6.1