Bioquimica 2

UNIVERSIDAD NACIONAL DE FORMOSA
FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUD
LICENCIATURA EN NUTRICIÓN
BIOQUÍMICA DE LA NUTRICIÓN I
MATERIAL DE LA ASIGNATURA

Universidad Nacional de Formosa
Facultad de Ciencias de la Salud
Licenciatura en Nutrición
TEMARIO
1. ELEMENTOS Y COMPUESTOS DE LOS SERES VIVOS.
AGUA
1.1. Elementos biógenos: Primarios, secun-
darios y oligoelementos. Compuestos
orgánicos e inorgánicos.
1.2. Agua: generalidades, estructura,
unión puente hidrógeno. Propiedades
del agua. El agua como solvente.
1.3. El agua como electrolito. Constante
de equilibrio. Equilibrio de ioniza-
ción del agua. Producto iónico del
agua. Autoionización.
1.4. Soluciones. Soluto y solvente. Solu-
bilidad. Factores de solubilidad. So-
luciones insaturadas, saturadas y so-
bresaturadas.
2. REGULACIÓN DEL PH EN LOS ORGANISMOS VIVOS.
2.1. Ácidos y bases. Ácidos inorgánicos:
Hidrácidos y oxácidos. Bases inorgá-
nicas: Hidróxidos y otras bases.
Ecuación y constante de disociación
Fuerza de ácidos y bases.
2.2. Formación de sales. Neutralización.
Concepto de PH. Hidrólisis.
2.3. Ácidos y bases conjugados. Concepto
de ion común. Ejemplos.
2.4. Soluciones amortiguadoras.
2.5. Mecanismo de acción de las soluciones
amortiguadoras.
2.6. Mecanismos fisiológicos de regulación
del PH.
2.7. Alteraciones del equilibrio ácido-
base: alcalosis y acidosis.
3. MINERALES
3.1. Sodio, Potasio y Cloro: Metabolismo:
Absorción. Almacenamiento. Utiliza-
ción. Regulación. Excreción. Fuentes
alimenticias. Requerimientos dia-
rios. Consecuencias de su deficien-
cia. Toxicidad. Efectos farmacológi-
cos. Efectos de los nutrientes.
3.2. Yodo: Metabolismo: Absorción. Alma-
cenamiento. Utilización. Regulación.
Excreción. Fuentes alimenticias. Re-
querimientos diarios. Consecuencias
de su deficiencia. Toxicidad. Efectos
farmacológicos. Efectos de los nu-
trientes.
3.3. Calcio y Fósforo: Metabolismo: Absor-
ción. Almacenamiento. Utilización.
Regulación. Excreción. Fuentes ali-
menticias. Requerimientos diarios.
Consecuencias de su deficiencia. To-
xicidad. Efectos farmacológicos.
Efectos de los nutrientes.
3.4. Hierro: Metabolismo: Absorción. Al-
macenamiento. Utilización. Regula-
ción. Excreción. Fuentes alimenti-
cias. Requerimientos diarios. Conse-
cuencias de su deficiencia. Toxici-
dad. Efectos farmacológicos. Efectos
de los nutrientes.
3.5. Otros minerales: Magnesio. Azufre.
Manganeso. Cobre. Zinc. Flúor. Molib-
deno. Selenio. Funciones en el orga-
nismo. Metabolismo: Absorción. Alma-
cenamiento. Utilización. Regulación.
Excreción. Fuentes alimenticias. Re-
querimientos diarios. Consecuencias
de su deficiencia. Toxicidad. Efectos
farmacológicos. Efectos de los nu-
trientes.
4. HIDRATOS DE CARBONO
4.1. Generalidades. Distribución en la na-
turaleza. Función. Estructura quí-
mica. Clasificación.
4.2. Monosacáridos. Isomería. Estructura
cíclica: piranósidos y furanósidos.
Fórmulas de Haworth. Anómeros alfa y
beta.
4.3. Carbohidratos de interés en bioquí-
mica humana. Glucosa, galactosa,
fructosa, ribosa. Importancia en la
alimentación. Glucemia.
4.4. Oligosacáridos. Disacáridos: mal-
tosa, lactosa y sacarosa.
4.5. Polisacáridos. Homopolisacáridos:
almidón, glucógeno, dextrinas,
inulina, y celulosa.
4.6. Heteropolisacáridos: Glicosaminogli-
canos. Proteoglicanos. Peptidoglica-
nos. Ácido hialurónico. Heparina.
Glicoproteínas.
3

TEMARIO
5. LÍPIDOS
5.1. Definición. Funciones. Clasifica-
ción.
5.2. Ácidos grasos, propiedades físicas.
Solubilidad. Punto de fusión y ebu-
llición. Isomería geométrica.
5.3. Propiedades químicas. Carácter ácido.
Saponificación. Efecto emulsionante
de los jabones. Formación de ésteres.
Hidrogenación. Oxidación. Halogena-
ción.
5.4. Ácidos grasos esenciales. Ácidos gra-
sos importantes en la alimentación.
Derivados de ácidos grasos: prosta-
glandinas
5.5. Lípidos simples: acilglicéridos: pro-
piedades físicas. Solubilidad. Punto
de fusión. Isomería. Propiedades quí-
micas. Hidrólisis. Hidrogenación.
Oxidación. Ceras. Estructura y fun-
ción. Rol de las grasas en la alimen-
tación.
5.6. Lípidos complejos: fosfolípidos. Gli-
cerofosfolípidos. Esfingofosfolípi-
dos. Glicolípidos. Cerebrósidos. Gan-
gliósidos. Lipoproteínas.
5.7. Sustancias asociadas a lípidos. Ter-
penos y esteroles. Importancia y de-
rivados.
6. PROTEÍNAS
6.1. Proteínas: definición y función. Ca-
racterísticas generales. Propiedades
ácido-base. Aminoácidos esenciales.
6.2. Unión peptídica. Péptidos de impor-
tancia biológica. Polipéptidos.
6.3. Proteínas. Propiedades: Especifici-
dad, solubilidad.
6.4. Niveles de organización de las pro-
teínas.
6.5. Desnaturalización de las proteínas.
6.6. La estructura de las proteínas y su
función: colágeno, hemoglobina. Pro-
teínas del plasma sanguíneo, anti-
cuerpos. Importancia de las proteínas
en la alimentación.
7. ENZIMAS
7.1. Enzimas: definición, importancia. Na-
turaleza química de las enzimas. No-
menclatura y clasificación.
7.2. Estructura y función de las enzimas:
mecanismo de la reacción enzimática.
Ecuación de Micaelis-Menten. Cofac-
tores en la acción enzimática.
7.3. Regulación de la actividad enzimá-
tica: Efecto de la temperatura, del
PH, interacciones alostéricas, dis-
tintos tipos de inhibiciones.
7.4. Determinación de enzimas en el labo-
ratorio: valor diagnóstico y pronós-
tico de enfermedades. Enzimas anor-
males por alteraciones genéticas,
consecuencias.
8. ÁCIDOS NUCLEICOS
8.1. Definición. Tipos. Importancia. Nu-
cleótidos: bases nitrogenadas, al-
dopentosas, fosfatos. ADN: el modelo
de Watson y Crick.
8.2. Replicación del ADN. Del ADN a la
proteína: el papel del ARN. ARN men-
sajero. ARN de transferencia. ARN Ri-
bosomal. El código genético. Síntesis
de proteínas. Desnaturalización del
ADN y renaturalización.
8.3. Otras estructuras en las que parti-
cipan nucleótidos: el ATP la moneda
energética de la célula.
9. VITAMINAS
9.1. Vitaminas: generalidades. Defini-
ción. Clasificación.
9.2. Vitaminas hidrosolubles. Importancia
en la alimentación, necesidades dia-
rias, acción metabólica, carencias,
excesos.
9.3. Vitaminas liposolubles. Importancia
en la alimentación, necesidades dia-
rias, acción metabólica, carencias,
excesos.
4

Elementos
biógenos y
agua
Bibliografía
• Carey, F. A. (2006). Química Orgánica (6º ed.). México: McGraw-Hill
Interamericana.
• Horton, H. R., Moran, L. A., Scrimgeour, K. G., Perry, M. D., &
Rawn, J. D. (2008). Principios de Bioquímica (4º ed.). México:
Pearson Educación.
• McMurry, J. (2008). Química orgánica (7º ed.). México: Cengage
Learning Editores.
• Murray, R. K., Bender, D. A., Botham, K. M., Kennelly, P. J.,
Rodwell, V. W., & Weil, P. A. (2010). Harper. Bioquímica Ilustrada
(28º ed.). México: McGraw-Hill Interamericana Editores. 2
1. Masa atómica
y masa molar
3
TEMA 1
ELEMENTOS BIÓGENOS Y AGUA
5

Masa Atómica
Algunas veces conocida
como peso atómico.
Se mide en
unidades de masa atómica:
uma
4
Masa Atómica
Una unidad de masa atómica
se define como una masa
exactamente igual a un
doceavo de la masa de un
átomo de carbono-12. 5
Masa Atómica
•1/12 de átomo de
= 1 uma
»1 átomo de
= 12 uma
C12
6
C12
6
6
TEMA 1
6

• El mol (símbolo: mol) es la unidad con que
se mide la cantidad de sustancia.
• Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto
químico) y considerando a la vez un cierto tipo de
entidades elementales que la componen, se define
como un mol a la cantidad de esa sustancia que
contiene tantas entidades elementales del tipo
considerado, como átomos hay en 12
gramos de carbono-12.
Masa atómica y masa molar
7
En 12 gramos de Carbono-12, hay
6,022 x 1023átomos de carbono.
12 g = 6,022 x 1023átomos de
1 mol = 6,022 x 1023
unidades de
sustancia 8
MASA MOLAR
Se define como la masa de un mol
de partículas (átomos, moléculas,
iones, etc.).
Esta cantidad se expresa en
gramos, y puede medirse en
balanza como cualquier otra masa.
9
TEMA 1
7

MASA MOLAR
1 mol C = 12 g
1 mol Na = 23 g
1 mol Fe = 55,85 g
10
1 mol C = 12 g
1 mol Na = 23 g
1 mol Fe = 55,85 g
La relación numérica entre masa atómica y masa molar es
:
1 átomo C = 12 uma 1 mol C = 12 g
1 átomo Na = 23 uma 1 mol Na = 23 g
1 átomo Fe = 55,85 uma 1 mol Fe = 55,85 g
Lo cual implica que:
1 uma = 1g/mol 11
2. El Agua
12
TEMA 1
8

2. El Agua
• EL AGUA ES UN SOLVENTE BIOLÓGICO IDEAL
• Las moleculas de agua forman dipolos
• Una molécula de agua es un tetraedro irregular, un tanto asimétrico,
con oxígeno en su centro.
• La molécula de agua (H2O) tiene forma de V y el ángulo entre los dos
enlaces covalentes O—H es de 104.5°.
• Algunas propiedades importantes del agua se deben a la forma
angulada y a los enlaces intermoleculares que puede formar.
13
2. El Agua
• EL AGUA ES UN SOLVENTE
BIOLÓGICO IDEAL
• Las moléculas de agua forman
dipolos
• a) Estructura espacial de una molécula
de agua. b) Ángulo entre los enlaces
covalentes de una molécula de agua.
Dos de los orbitales híbridos del átomo
de oxígeno participan en los enlaces
covalentes con los orbitales s de los
átomos de hidrógeno. Los otros dos
orbitales están ocupados por pares
solitarios de electrones.
14
2. El Agua
• EL AGUA ES UN SOLVENTE BIOLÓGICO IDEAL
• Las moleculas de agua forman dipolos
• Un núcleo de oxígeno atrae a los electrones más que el protón único del
núcleo del hidrógeno; en otras palabras, los átomos de oxígeno son más
electronegativos que los de hidrógeno.
• El resultado es que se suscita una distribución desigual de cargas dentro
de cada enlace O—H en la molécula de agua, con el oxígeno teniendo una
carga negativa parcial ( -) y el hidrógeno con una carga positiva parcial
( +).
• Esta distribución desigual de la carga dentro del enlace se llama dipolo y
se dice que el enlace es polar.
15
TEMA 1
9

Polaridad de moléculas pequeñas.
a) La geometría de los enlaces covalentes en el agua produce un dipolo permanente de ella y el oxígeno que
tiene una carga negativa parcial (representada por 2 -) y cada hidrógeno que tiene una carga positiva parcial
(representada por +) b) La forma piramidal de una molécula de amoniaco también produce un dipolo
permanente. c) Las polaridades de los enlaces colineales en el dióxido de carbono se anulan entre sí. Por
consiguiente, el CO2 no es polar.
(Las flechas que representan dipolos apuntan hacia la carga negativa y tienen una cruz en el extremo positivo).
2. El Agua
• PUENTES HIDRÓGENO EN EL AGUA
• Una de las consecuencias importantes de la polaridad de la
molécula de agua es que dichas moléculas se atraen entre sí..
• La atracción entre uno de los átomos de hidrógeno,
ligeramente positivo, de una molécula de agua y los pares de
electrones parcialmente negativos en uno de los orbitales
híbridos, produce un “puente de hidrógeno”.
17
2. El Agua
• En un puente de hidrógeno entre dos moléculas de agua, el
átomo de hidrógeno permanece enlazado covalentemente a su
átomo de oxígeno.
• Al mismo tiempo, está “unido” débilmente a otro átomo de
oxígeno.
• De hecho, el átomo de hidrógeno está compartido (en forma
desigual) entre los dos átomos de oxígeno.
18
TEMA 1
10

2. El Agua
• La distancia del átomo de hidrógeno al átomo de oxígeno aceptor tiene
más o menos una longitud del doble que la del enlace covalente.
• El agua no es la única molécula capaz de formar puentes de
hidrógeno; esas interacciones pueden existir entre cualquier átomo
electronegativo y un átomo de hidrógeno unido a otro átomo
electronegativo.
• Los puentes de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces
covalentes típicos.
19
2. El Agua
20
2. El Agua
Puentes de hidrógeno entre dos moléculas de
agua. Un átomo de hidrógeno parcialmente positivo
+) de una molécula de agua atrae al átomo de
oxígeno parcialmente negativo -) de una segunda
molécula de agua y forma un puente de hidrógeno.
Se indican las distancias entre átomos de las dos
moléculas de agua en el hielo.
21
TEMA 1
11

Puentes de hidrógeno en una molécula
de agua.
Una molécula de agua puede formar hasta
cuatro puentes de hidrógeno: el átomo de
oxígeno es aceptador de dos puentes con
dos átomos de hidrógeno.
2. El Agua
22
2. El Agua
• La densidad de la mayor parte de las sustancias aumenta al
congelarse, cuando se desacelera el movimiento molecular y se
forman cristales densamente empacados.
• La densidad del agua líquida aumenta también a medida que
se enfría, hasta que llega a un máximo de 1.000 g/ mL a 4°C
(Este valor no es una coincidencia. Se definen los gramos como
el peso de un mililitro de agua a 4°C).
• Cuando la temperatura baja de 4°C, el agua se dilata.
• Ello conlleva importantes implicaciones biológicas, porque una
capa de hielo sobre un estanque aísla contra los fríos extremos
a las criaturas vivas que haya abajo.
23
2. El Agua
• Esta dilatación se debe a la formación del cristal de hielo
con más puentes de hidrógeno abiertos, en donde cada
molécula de agua está enlazada rígidamente mediante
puentes de hidrógeno con otras cuatro.
• El resultado es que el hielo con su red abierta es un poco
menos denso (0,924 g/mL) que el agua líquida porque las
moléculas se pueden mover lo bastante como para empacarse
más.
• Como el hielo es menos denso que el agua flota en ella y el
agua se congela desde la superficie hacia la profundidad.
24
TEMA 1
12

HIELO
25
2. El Agua
Estructura del hielo.
En el hielo, las moléculas de agua forman una red hexagonal
abierta donde cada molécula de agua forma un puente de
hidrógeno con otras cuatro.
La regularidad geométrica de estos puentes de hidrógeno
contribuye a la resistencia del cristal de hielo.
El patrón de puentes de hidrógeno del agua líquida es más
irregular que el del hielo.. 26
2. El Agua
• LAS SUSTANCIAS IÓNICAS Y POLARES SE
DISUELVEN EN AGUA
• El agua puede interactuar y disolver otros compuestos polares
y compuestos que se ionizan.
• La ionización se relaciona con la ganancia o pérdida de un
electrón, que da lugar a un átomo o a un compuesto que
presenta una carga neta.
27
TEMA 1
13

2. El Agua
DISUELVEN EN AGUA
• Las moléculas que se pueden disociar y formar iones se llaman
electrólitos.
• Las sustancias que se disuelven con facilidad en agua se
llaman hidrofílicas o amantes del agua.
28
2. El Agua
DISUELVEN EN AGUA
• Las moléculas polares de agua son atraídas hacia los iones
cargados en el cristal.
• Las atracciones hacen que los iones sodio y cloruro, en la
superficie del cristal, se disocien entre sí y que el cristal
comience a disolverse.
29
2. El Agua
DISUELVEN EN AGUA
• Como hay muchas moléculas polares de agua rodeando a cada
ion sodio y cloro disueltos, las interacciones entre las cargas
eléctricas opuestas de esos iones son mucho más débiles que lo
que hay en el cristal intacto.
30
TEMA 1
14

2. El Agua
DISUELVEN EN AGUA
• El resultado de sus interacciones con moléculas de agua es que
los iones del cristal se continúen disociando hasta que la
solución se satura.
• En este momento, los iones del electrólito disuelto están
presentes en concentraciones suficientemente altas para que se
vuelvan a unir al electrólito sólido, cristalizándose, hasta que
se establece el equilibrio entre disociación y cristalización.
31
2. El Agua
• LAS SUSTANCIAS IÓNICAS Y
POLARES SE DISUELVEN EN
AGUA
Disolución de cloruro de sodio (NaCl) en
agua. a) Los iones del cloruro de sodio
cristalino se mantienen unidos por fuerzas
electrostáticas. b) El agua debilita las
interacciones entre los iones positivos y
negativos y el cristal se disuelve. Cada Na+ y
cada Cl- están rodeados por una esfera de
solvatación. Sólo se muestra una capa de
moléculas de solvente.
Las interacciones entre iones y moléculas de
agua se representan con líneas
entrecortadas.
2. El Agua
AGUA
Los grupos polares adicionales participan en la
formación de enlaces de hidrógeno. Se muestran los
enlaces de hidrógeno formados entre alcohol y agua, entre
dos moléculas de etanol, y entre el oxígeno del carbonilo
peptídico y el hidrógeno del nitrógeno peptídico de un
aminoácido adyacente.
33
TEMA 1
15

2. El Agua
AGUA
34
3. Soluciones
35
3. Soluciones
Una solución o disolución
es una mezcla homogénea
de dos o más sustancias.
36
TEMA 1
16

3. Soluciones
Solvente: sustancia que se
encuentra en mayor cantidad en
la solución.
Soluto: Cualquiera de las
sustancias en menor cantidad.
37
3. Soluciones
• Serán estudiadas en particular las soluciones
líquido-líquido y sólido-líquido. Quizá no
sorprenda demasiado que el disolvente líquido
en la mayor parte de las disoluciones que
estudiaremos es el agua.
38
3. Soluciones
• Los químicos también diferencian las disoluciones por su
capacidad para disolver un soluto.
Una disolución saturada contiene la máxima cantidad
de un soluto que se disuelve en un disolvente en
particular, a una temperatura específica.
Una disolución no saturada contiene menor cantidad
de soluto que la que es capaz de disolver.
39
TEMA 1
17

3. Soluciones
Un tercer tipo, una disolución sobresaturada, contiene
más soluto que el que puede haber en una disolución
saturada. Las disoluciones sobresaturadas no son muy
estables. Con el tiempo, una parte del soluto se separa de
la disolución sobresaturada en forma de cristales.
40
3. Soluciones
• SOLUBILIDAD
• La solubilidad se define como la máxima cantidad de
un soluto que se puede disolver en determinada
cantidad de un disolvente a una temperatura
específica.
• La temperatura afecta la solubilidad de la mayor
parte de las sustancias.
41
Dependencia de la
solubilidad de
algunos
compuestos iónicos
en agua, con
respecto a la
temperatura.
42
TEMA 1
18

3. Soluciones
Unidades de
Concentración
43
3. Soluciones
Unidades de Concentración
• Unidades físicas:
% P
P =
gramos de soluto
100 g de solución
% P =
gramos de soluto
100 mL de solución
% V
V =
mL de soluto
100 mL de solución
44
3. Soluciones
Unidades de Concentración
• Unidades químicas:
Molaridad (M) =
moles de soluto
1 L de solución
Molalidad (m) =
moles de soluto
1 kg de solución
Fracción Molar =
moles de soluto
moles totales de solución
45
TEMA 1
19

TEMA 1
20

TEMA 1: ELEMENTOS BIÓGENOS Y AGUA
Extracto de Composición química del organismo en Blanco, A. (2007). Química Bioló-
gica (8va. ed.). Buenos Aires: El Ateneo.
Elementos biógenos
La vida apareció en la Tierra muchos millones de años después de la formación del planeta. Los
elementos básicos de la materia viviente fueron seleccionados entre aquellos existentes en la
corteza y atmósfera terrestres.
No todos los elementos que forman parte de la materia inanimada se utilizaron para la estructu-
ración de los seres vivos. Sólo una pequeña proporción de ellos, a los cuales se los denomina
elementos biógenos, participan en la composición de organismos vivientes. En mamíferos, ani-
males de gran complejidad, se ha demostrado la presencia de apenas veinte elementos, cuatro
de los cuales (oxígeno, carbono, hidrógeno y nitrógeno) representan alrededor del 96% del peso
corporal total.
Con un criterio cuantitativo, los elementos biógenos pueden clasificarse en tres categorías:
A) Primarios. Son el oxígeno, el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno. A este grupo suelen
agregarse también el calcio y el fósforo. En conjunto, estos seis elementos representan
más del 98% del peso corporal total.
El oxígeno y el hidrógeno forman la molécula de agua, la sustancia más abundante del
organismo. Los elementos carbono, oxígeno, hidrógeno, nitrógeno y fósforo participan
en la constitución de las moléculas orgánicas fundamentales de la materia viva. El calcio
se halla principalmente en tejido óseo y, al estado iónico, interviene en muchos procesos
fisiológicos.
B) Secundarios. El potasio, el azufre, el sodio, el cloro, el magnesio y el hierro pertenecen
a esta categoría. Se encuentran en cantidades porcentualmente mucho menores que las
indicadas para los anteriores. Forman sales y iones inorgánicos, e integran moléculas
orgánicas.
El Na+ y el Cl- son los principales iones extracelulares y el K+ es el principal ion intrace-
lular. El Mg2+ es indispensable en numerosas reacciones catalizadas por enzimas. El Fe
es componente esencial de sustancias muy importantes, entre ellas la hemoglobina. El
S [azufre] forma parte de casi todas las proteínas y de otras moléculas de interés bioló-
gico.
C) Oligoelementos. También denominados microconstituyentes. elementos oligodinámi-
cos o vestigiales, están presentes en los tejidos en cantidades extremadamente peque-
ñas en relación con la masa total.
El yodo es constituyente de la hormona tiroidea. Los otros (Cu, Mn, Co, Zn y Mo), aun
en cantidades ínfimas, son indispensables para el desarrollo normal de las funciones
vitales. Casi todos son factores necesarios para la actividad de catalizadores biológicos
(enzimas).
TEMA 1
21

Responda o resuelva las siguientes actividades:
1. Dé la definición de mol ¿Cuál es el origen de esta unidad?
2. Complete la siguiente tabla indicando las unidades correspondientes en cada
caso.
Elemento/
Compuesto
Peso Ató-
mico o mole-
cular
Peso molar
Moles en 50
g de sustan-
cia
Cantidad de
moléculas en
50 g de sus-
tancia
Na
C
NaCl
H2O
Al2(SO4)3
3. ¿Cuál es la definición de elementos biógenos? ¿Cuál es la clasificación de es-
tos?
4. Identifique las proporciones de agua corporal en el organismo humano y carac-
terice los compartimientos en los que se divide.
5. Dadas las siguientes representaciones de la molécula de agua:
a. ¿Qué tipo de enlaces están presentes en la molécula?
b. ¿Cómo se explican las densidades de carga positivas, δ+
, de los átomos
de hidrógeno y la densidad de carga negativa, δ-
en el oxígeno?
c. ¿Cómo puede explicarse la polaridad de la molécula de agua?
TEMA 1
22

6. La estructura abajo mostrada ilustra un fenómeno de interacción entre moléculas
de agua:
a) Identifique todas las moléculas de
agua presentes en el gráfico.
b) Observe las interacciones marcadas
por líneas punteadas. ¿Cuál es la de-
nominación que recibe? ¿Cuál es la
explicación para este fenómeno?
7. Describa todas las propiedades del agua
que se explican a partir del fenómeno se-
ñalado en la pregunta anterior.
8. Las siguientes ilustraciones representan el comportamiento de sustancias pola-
res en solución acuosa. Identifique la naturaleza química de los compuestos y
explique el proceso por el cual ocurre la solubilización.
TEMA 1
23

TEMA 1
24

Ácidos y
Bases
Parte 1: Fundamentos
1
1. Equilibrio
Químico
2
1. Equilibrio Químico
Dada la reacción:
aA + bB cC + dD
En el equilibrio, su constante (K)
será:
K=
[C]c.[D]d
[A]a.[B]b
3
TEMA 2
ÁCIDOS Y BASES. PARTE 1
25

El avance de la reacción puede tomar diferentes
caminos, dependiendo del tipo de reactivos:
(Tomado de Christian, G. D. (2009). Química
Analítica (6º ed.). México: McGraw-
Hill/Interamericana.)
4
En la constante, se colocan todos los compuestos
participantes, EXCEPTO aquellos en estado sólido o
líquido.
2NaOH (ac) + H2SO4 (ac) 2SO4 (ac) + 2 H2O (l)
K =
[Na2SO4]
[NaOH]2.[H2SO4]
5
2. Autoionización
del agua
6
TEMA 2
26

2. Autoionización del agua
La capacidad del agua para ionizarse, si bien es leve,
tiene importancia fundamental para la vida.
2H2O (l) H3O+
(ac) + OH-
(ac)
Esta ecuación puede representarse como:
H2O (l) H+
(ac) + OH-
(ac)
7
La constante de equilibrio se denomina
Kw, tiene un valor de 1,0 x10-14:
Kw = [H+].[OH-] = 1,0 x10-14
Como en agua pura [H3O+] = [OH-] puede
escribirse: [H3O+] = [OH-] =x
x2 = 1,0 x10-14.
8
Lo que implica que x es igual a la
concentración de H3O+ y la de OH-:
x2= 1 x10 14= 1 x10 7
[H3O+] = 1x10-7 M
[OH-] = 1x10-7 M
9
TEMA 2
27

Si se establece una medida denominada pX, que se
defina como pX = -log X, donde X puede ser
concentración o constante de equilibrio, podrá
establecerse:
pKw = - log Kw = 14
pH = - log [H3O+] = 7
pOH = - log [OH-] = 7
10
Si se utiliza el pH para establecer una escala, la
misma podrá tener valores de 0 a 14:
• 7 será el valor de la neutralidad.
• Valores entre 0 y 7 corresponderán a soluciones
ÁCIDAS.
• Valores entre 7 y 14 corresponderán a soluciones
ALCALINAS.
11
2. Autoionización
del agua
Relación entre
[H+] y [OH-]
con el pH
12
TEMA 2
28

Valores de pH para
diversos líquidos a 25°C.
Los valores menores
corresponden a líquidos
ácidos; los valores
mayores corresponden a
líquidos básicos.
13
3. Definiciones de
ácidos y bases
14
3. Definiciones de ácidos y
bases
• TEORÍA DE ARRHENIUS: H+ Y OH-
Arrhenius, como estudiante de posgrado, introdujo una
teoría radical en 1894 (por lo cual recibió el premio Nobel)
indicando:
15
TEMA 2
29

bases
• Un ácido es cualquier sustancia que se ioniza (parcial o
completamente) en agua para dar iones de hidrógeno (que
se asocian con el disolvente para dar iones hidronio, H3O+):
HA + H2O H3O+ + A-
16
bases
• Una base se ioniza en agua para dar iones hidroxilo. Las
bases débiles (parcialmente ionizadas) por lo general se
ionizan como sigue:
B + H2O BH+ + OH-
17
bases
• TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY: ACEPTANDO Y
CEDIENDO PROTONES
• La teoría de los sistemas de disolventes es adecuada para
disolventes ionizables, pero no es aplicable para reacciones
ácido-base en disolventes no ionizables, como el benceno o
el dioxano.
18
TEMA 2
30

bases
CEDIENDO PROTONES
• En 1923, Brønsted y Lowry describieron por separado lo
que ahora se conoce como teoría de Brønsted-Lowry.
• Esta teoría sostiene que un ácido es cualquier
sustancia que puede donar un protón, y una
base es cualquier sustancia que puede aceptar
un protón.
19
bases
CEDIENDO PROTONES
Así, se puede escribir una “media
reacción”
Ácido = H+ + Base
20
bases
CEDIENDO PROTONES
21
TEMA 2
31

4. Fuerza de
ácidos y bases
22
4. Fuerza de ácidos y bases
• Electrolitos fuertes y electrolitos débiles
• Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se
disocia, o ioniza, y el grado de ionización depende
de la fuerza del ácido.
• Un electrólito “fuerte” se disocia por completo,
en tanto que uno “débil” se disocia de manera
parcial.
23
• Los ácidos fuertes son electrólitos fuertes que,
para fines prácticos, se supone que se ionizan
completamente en el agua.
• La mayoría de los ácidos fuertes son ácidos
inorgánicos como el ácido clorhídrico (HCl), el
ácido nítrico (HNO3), el ácido perclórico (HClO4) y
el ácido sulfúrico (H2SO4)
24
TEMA 2
32

Ácidos fuertes
HCl(ac) + H2O(l) 3O+
(ac) + Cl-
(ac)
HNO3(ac) + H2O(l) 3O+
(ac) + NO3
-
(ac)
HClO4(ac) + H2O(l) 3O+
(ac) + ClO4
-
(ac)
H2SO4(ac) + H2O(l) 3O+
(ac) + HSO4
-
(ac)
Observe que el H2SO4 es un ácido diprótico; aquí solo mostramos la primera
etapa de ionización. En el equilibrio, las disoluciones de los ácidos fuertes
carecen de moléculas de ácido sin ionizar.
25
Bases fuertes
• Igual que los ácidos fuertes, las bases fuertes son
electrólitos fuertes que se ionizan completamente en
agua.
• Los hidróxidos de los metales alcalinos y los de
algunos metales alcalinotérreos son bases fuertes.
26
Bases fuertes
• Todos los hidróxidos de los metales alcalinos son
solubles.
• En el caso de los hidróxidos de los metales
alcalinotérreos, el Be(OH)2 y el Mg(OH)2 son
insolubles; Ca(OH)2 y Sr(OH)2 son ligeramente
solubles, y el Ba(OH)2 es soluble.
27
TEMA 2
33

Bases fuertes
NaOH(s)
H2O
Na+
(ac) + OH-
(ac)
KOH(s)
H2O
K+
(ac) + OH-
(ac)
Ba(OH)2(s)
H2O
Ba2+
(ac) + 2OH-
(ac)
28
Ácidos débiles
• La mayor parte de los ácidos son ácidos débiles, los
cuales se ionizan, sólo en forma limitada, en el agua. En el
equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles
contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar,
iones H3O+ y la base conjugada.
29
Ácidos débiles
• Como ejemplos de ácidos débiles están el ácido fluorhídrico
(HF), el ácido acético (CH3COOH) y el ion amonio (NH4
+).
• La ionización limitada de los ácidos débiles se relaciona
mediante su constante de equilibrio de ionización.
30
TEMA 2
34

Bases débiles
• Las bases débiles, igual que los ácidos débiles, son
electrólitos débiles.
• El amoniaco es una base débil. En agua se ioniza en forma
muy limitada:
NH3(ac) + H2O(l) NH4
+
(ac) + OH-
(ac)
• Observe que, a diferencia de los ácidos, el NH3 no dona un
protón al agua, sino que se comporta como una base al
aceptar un protón de esta para formar los iones NH4
+ y
OH-.
31
32
ÁCIDOS O
BASES FUERTES
ÁCIDOS O
BASES DÉBILES
33
TEMA 2
35

Comparación entre el pH en ácidos
fuertes y el pH en ácidos débiles
Ejemplo:
• HCl 1 x10-3 M pH = 3,00
• H2CO3 1 x10-3 M pH = 4,68
34
Comparación entre el pH en ácidos
fuertes y el pH en ácidos débiles
Ejemplo:
• HCl pH = 3,00 [H+] = 1 x10-3 M
H2CO3 pH = 4,68 [H+] = 2,1 x10-5 M
35
Comparación entre el pH en ácidos fuertes
y el pH en ácidos débiles
1 M
2,1 M
= 47,6
La concentración de H+ en el HCl 1 x10-3 M es
47,6 veces mayor que la concentración de H+ en
la solución de H2CO3 de la misma concentración.
36
TEMA 2
36

5. Neutralización
37
5. Neutralización
La neutralización es el resultado de la
reacción de un ácido con una base, dando
como productos finales una sal y agua:
38
5. Neutralización
Ejemplo de reacción y balanceo:
Reacción entre:
• Hidróxido de Aluminio: Al(OH)3
• Ácido Sulfúrico: H2SO4
39
TEMA 2
37

5. Neutralización
Primer paso: se detallan los esqueletos de
la reacción y los productos:
Al(OH)3 + H2SO4
Al (SO4) + H2O
40
5. Neutralización
Segundo paso: Balanceo moléculas de
agua:
El H2SO4 aporta 2 H+
El Al(OH)3 aporta 3 OH-
41
5. Neutralización
Para balancear, cruzo las atomicidades de uno
(H+, OH-) como coeficientes del otro:
3 x H2SO4 = 6 H+
2 x Al(OH)3 = 6 OH-
6 H+ + 6 OH- 6 H2O
42
TEMA 2
38

5. Neutralización
El balanceo de moléculas de agua resulta
en:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4
Al (SO4) + 6 H2O
43
5. Neutralización
Tercer paso: equilibro las cargas de la
molécula de sal
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4
Al2(SO4)3 + 6 H2O
44
TEMA 2
39

TEMA 2
40

TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES – PARTE 1
Responda o resuelva las siguientes actividades:
1. Explique el significado de pH, pOH y pKw, empleando los conceptos de equilibrio
químico y autoionización del agua.
2. Dé las definiciones de ácidos y bases según Arrhenius.
3. Dé las definiciones de Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry.
4. Complete la siguiente tabla:
Com-
puesto
Peso Mo-
lecular
(g/mol)
Tipo de
compuesto
(a)
Masa en
1 L de
solución
(g) (b)
Molari-
dad
(M,
mol/L) (c)
Ka o Kb
(d) [H+
]
(M, mol/L)
pH
HNO3 0,063
KOH 0,048
H2CO3 2,52 3,87
NH3 0,153 2,51x10-11
(a) Ácido fuerte, base fuerte, ácido débil o base débil
(b) La masa empleada en cada caso es un ejemplo particular dado para este ejercicio.
(c) El cálculo de la molaridad debe realizarse considerando la masa de compuesto (co-
lumna anterior) en un litro de solución.
(d) Ka si es la constante de disociación de un ácido, o Kb si es la constante de disociación
de una base. Deberá buscar este dato en libros o internet. Recuerde que los ácidos
y bases fuertes se disocian completamente, no siendo necesaria la búsqueda de su
Ka o Kb.
5. Escriba las ecuaciones de disociación de los compuestos listados en el punto
anterior. Para cada ecuación de disociación, realice un gráfico de concentracio-
nes de compuestos en función del tiempo (Tomar ejemplo de las diapositivas 4
y 33 del material teórico).
6. Realice y balancee las ecuaciones de neutralización de las siguientes reaccio-
nes:
a. H2SO4 + KOH
b. HNO3 + Ca(OH)2
c. HCl + Fe(OH)3
TEMA 2
ÁCIDOS Y BASES - PARTE 1
41

TEMA 2
42

Ácidos y
Bases
Parte 2: Sistemas
amortiguadores
1
1. Repaso: Disociación de
moléculas en solución
acuosa - electrolitos
2
1. Repaso - Electrolitos
Algunos ácidos, bases y sales (tanto
orgánicos como inorgánicos) pueden
disociarse y formar iones cuando se
solubilizan en medio acuoso.
3
TEMA 2
43

HCl(l) H+
(ac) + Cl-
(ac)
NaOH(s) Na+
(ac) + OH-
(ac)
NaCl(s) Na+
(ac) + Cl-
(ac)
4
Algunas moléculas pueden
disociarse más de una vez,
dependiendo de las condiciones.
Tal es el caso del ácido sulfúrico
(H2SO4):
5
H2SO4(l) H+
(ac) + HSO4
-
(ac)
HSO4
-
(ac) H+
(ac) + SO4
2-
(ac)
-----------------------------------------------------------------
H2SO4(l) 2H+
(ac) + SO4
2-
(ac)
6
TEMA 2
44

Algunas moléculas forman iones
disociando el agua:
NH3(ac) + H2O(l) NH4
+
(ac) + OH-
(ac)
7
Un comportamiento especial:
CO2, H2CO3 , HCO3
- y CO3
2-
El CO2 es un gas a temperatura ambiente, y tiene una muy baja
solubilidad en agua, pero en determinadas condiciones este
soluto y el solvente reaccionan para formar ácido carbónico:
CO2(g) + H2O(l) H2CO3(ac)
En el cuerpo humano, esta reacción es facilitada por la enzima
ANHIDRASA CARBÓNICA.
8
CO2, H2CO3 , HCO3
- y CO3
2-
El ácido carbónico puede disociarse en medio acuoso
para formar iones hidrógeno y bicarbonato:
H2CO3(ac) H+
(ac) + HCO3
-
(ac)
9
TEMA 2
45

CO2, H2CO3 , HCO3
- y CO3
2-
Si se dan las condiciones adecuadas, el bicarbonato
puede disociarse para formar iones carbonato (CO3
2-):
HCO3
-
(ac) H+
(ac) + CO3
2-
(ac)
10
Un comportamiento especial: CO2, H2CO3 , HCO3
- y CO3
2-
Horton, H. R., Moran, L. A., Scrimgeour, K. G., Perry, M. D., & Rawn, J. D. (2008).
Principios de Bioquímica (4º ed.). México: Pearson Educación.
Porcentajes de ácido carbónico y sus bases conjugadas en función del pH. En una
solución acuosa a pH 7,4 (el pH de la sangre), las concentraciones de ácido carbónico
(H2CO3) y de bicarbonato (HCO3
-) son apreciables, pero la concentración de carbonato
es despreciable.
11
2. Efecto de ion
común
12
TEMA 2
46

2. Efecto de ion común
• En ocasiones, en una solución pueden existir
más de un soluto.
• Algunas de esas soluciones pueden presentar
solutos con el mismo ion, el cual se denomina
ION COMÚN.
13
NaNO2(s) Na+
(ac) + NO2
-
(ac)
HNO2(ac) H+
(ac) + NO2
-
(ac)
14
Actividad
En las siguientes soluciones con dos solutos:
1. Realice la ecuación de disociación de cada soluto
2. Identifique el ion común
H2CO3 / NaHCO3
CH3CH2COOH / CH3CH2COONa
NH3 / NH4Cl
CH3CH2NH2 / CH3CH2NH3Cl
15
TEMA 2
47

• La presencia de un ion común suprime la ionización
de un ácido débil o de una base débil.
• Por ejemplo, cuando el acetato de sodio y el ácido
acético se disuelven en la misma solución, se disocian
y se ionizan formando iones CH3CH2COO- (acetato):
CH3COONa(s) Na+
(ac) + CH3COO-
(ac)
CH3COOH(ac) H+
(ac) + CH3COO-
(ac)
Chang, R. (2010). Química (10º ed.). México: McGraw-Hill / Interamericana.
16
• El CH3COONa (acetato de sodio) es un electrolito fuerte, por lo
que se disocia por completo en la solución.
• En tanto que el CH3COOH (ácido acético) es un ácido débil, y
se ioniza sólo en parte.
• La adición de iones CH3COO- (acetato) provenientes del
CH3COONa suprime la ionización del ácido (es decir, desplaza
el equilibrio a la izquierda), por lo que disminuye la
concentración de iones hidrógeno (H+).
17
• En consecuencia, una disolución que contenga, CH3COOH y
CH3COONa será menos ácida que aquella que solo contenga
CH3COOH a la misma concentración.
• El desplazamiento del equilibrio de ionización del ácido acético
se debe a los iones acetato de la sal.
• El CH3COO- es el ion común porque lo aportan tanto el
CH3COOH como el CH3COONa.
18
TEMA 2
48

El efecto del ion común es el desplazamiento
del equilibrio causado por la adición de un
compuesto que tiene un ion común con la
sustancia disuelta.
Este efecto tiene una función importante en la
determinación del pH en una solución.
19
¿Cómo puede calcularse el valor del pH
que tendrá una solución con un ácido
débil y su sal?
Para entender cuál es el efecto del ion común en el pH de la
solución, debe hacerse foco en la ecuación de disociación de un
ácido débil (o base débil):
HA(ac) H+
(ac) + A-
(ac)
20
La constante de ionización de esa reacción se
denomina Ka, y se calcula de la siguiente
manera:
Ka=
[H+].[A ]
[HA]
21
TEMA 2
49

Como el pH está determinado por la
concentración de iones hidrógeno o protones
([H+] puede despejarse la ecuación de la
siguiente forma:
[H+] =
Ka.[HA]
[A ]
22
• La Ka es constante, y es una característica
propia de cada ácido débil.
• Si se comparan dos o más ácidos débiles, el
que tenga el valor de Ka mayor será más
fuerte que los otros con valores menores.
• La constante de disociación de una base débil
se denomina Kb.
23
De la ecuación [H+] =
Ka.[HA]
[A ]
puede obtenerse lo siguiente:
• El aumento de la concentración del ácido débil aumenta la
concentración de H+.
• El aumento de la concentración de anión, por ejemplo por
adición de una sal que contenga el anión del ácido débil
como ion común, disminuirá la concentración de H+.
• Si la concentración del anión (A-) y la concentración de ácido
(HA) son iguales, entonces la concentración de H+ será igual
a Ka.
24
TEMA 2
50

En ocasiones es más sencillo trabajar con el valor de pH en vez
del valor de concentración de iones.
Para ello, existe una variante de la ecuación [H+] =
Ka.[HA]
[A ]
, la
cual se escribe de la siguiente manera:
pH =pKa log
[HA]
[A ]
Esta es la ecuación de Henderson – Hasselbalch.
25
3. Soluciones
amortiguadoras
26
3. Soluciones amortiguadoras
Una disolución amortiguadora, regulador o
tampón es una disolución de:
1) Un ácido débil o una base débil
2) Su sal
Es decir, ambos componentes deben estar
presentes.
La disolución tiene la capacidad de resistir cambios del pH
cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o de base.
27
TEMA 2
51

• Las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los
sistemas químicos y biológicos.
• El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido a otro, el
pH de la sangre está alrededor de 7,4, mientras que el del jugo
gástrico puede ser de 1,5.
• En gran parte, estos valores de pH, que son muy importantes
para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance
de la presión osmótica, se mantienen por acción de los sistemas
amortiguadores.
28
MECANISMO DE ACCIÓN DE LAS SOLUCIONES
AMORTIGUADORAS
Dado el par ácido débil / sal siguiente: HA / NaA, sus reacciones
de disociación en medio acuoso serán:
HA(ac) H+
(ac) + A-
(ac)
NaA(ac) Na+
(ac) + A-
(ac)
29
MECANISMO DE ACCIÓN DE LAS SOLUCIONES
AMORTIGUADORAS
1) Actuación frente al agregado de
ácido
A-
(ac) + H+
(ac) HA(ac)
Los iones hidrógeno son captados por el ion común
30
TEMA 2
52

4. Acción fisiológica del
sistema amortiguador
CO2 / H2CO3
-
31
4. Acción fisiológica del sistema
amortiguador CO2 / H2CO3
-
El CO2 gaseoso es empleado como ácido débil
en el organismo humano, gracias a la acción
de la enzima anhidrasa carbónica:
CO2(g) + H2O(l)
Anhidrasa
Carbónica
H2CO3(ac)
El producto de la reacción es el ácido carbónico
(H2CO3).
32
El ácido carbónico producido puede disociarse
en agua según la siguiente reacción:
H2CO3(ac) H+ + HCO3
-
(ac)
Los productos de la disociación son iones
hidrógeno (H+) e iones bicarbonato (HCO3
-).
-
33
TEMA 2
53

ACCIÓN AMORTIGUADORA
1) Agregado de ácido: Actúa el
HCO3
-
H+
(ac) + HCO3
-
(ac) H2CO3(ac)
-
34
ACCIÓN AMORTIGUADORA
2) Agregado de base: Actúa el
H2CO3
H2CO3(ac) + OH-
(ac)
HCO3
-
(ac) + H2O(l)
-
35
Horton, H. R., Moran, L. A., Scrimgeour, K. G., Perry, M.
D., & Rawn, J. D. (2008). Principios de Bioquímica
(4º ed.). México: Pearson Educación.
Regulación del pH en la
sangre de los mamíferos. El
pH de la sangre está
controlado por la relación de
[HCO3
-] entre PCO2, en los
espacios aéreos de los
pulmones. Cuando el pH de la
sangre disminuye por exceso
de H+, PCO2 aumenta en los
pulmones y restaura el
equilibrio. Cuando aumenta la
concentración de HCO3
- porque
aumenta el pH de la sangre, el
CO2 (gaseoso) se disuelve en la
sangre y se restaura de nuevo
el equilibrio.
-
36
TEMA 2
54

5. Situaciones
patológicas
asociadas a la
regulación del pH
37
El valor normal del pH en la sangre
humana es de aproximadamente 7,4
[con frecuencia se establece el rango
entre 7,36 y 7,42]. Esto se denomina
con pH fisiológico.
5. Situaciones patológicas asociadas a
la regulación del pH
38
La sangre de pacientes que padecen ciertas
enfermedades, como diabetes, pueden tener
valores menores de pH, condición que se llama
acidosis.
39
TEMA 2
55

El estado en el que de la sangre es mayor a 7,4
[o el valor máximo de referencia] se llama
alcalosis y puede deberse a vómitos
persistentes y prolongados (pérdida de ácido
clorhídrico del estómago) o hiperventilación
(excesiva pérdida de ácido carbónico en forma de
dióxido de carbono).
40
TEMA 2
56

LECTURA ADICIONAL - REGULACIÓN DEL PH
Fox, S. I. (2011). Fisiología Humana (12º ed.). México: McGraw Hill Interamericana.
TRANSPORTE DE DIÓXIDO DE CAR-
BONO
El dióxido de carbono es transportado en la
sangre principalmente en forma de bicar-
bonato (HCO3
-), que se libera cuando el
ácido carbónico se disocia. El ácido car-
bónico se produce en su mayor parte en los
eritrocitos a medida que la sangre pasa por
los capilares sistémicos.
El dióxido de carbono es transportado por
la sangre en tres formas: 1) como CO2 di-
suelto en el plasma: el dióxido de carbono
es alrededor de 21 veces más soluble que
el oxígeno en el agua, y aproximadamente
una décima parte del CO2 sanguíneo total
está disuelto en el plasma; 2) como carba-
minohemoglobina: alrededor de una quinta
parte del CO2 sanguíneo total se transporta
fijo a un aminoácido en la hemoglobina (la
carbaminohemoglobina no debe confundir-
se con la carboxihemoglobina, que se for-
ma cuando el monóxido de carbono se une
a los grupos hem de la hemoglobina, y 3)
como ion bicarbonato, que explica la mayor
parte del CO2 transportado por la sangre.
El dióxido de carbono puede combinar-
se con agua para formar ácido carbónico.
Esta reacción ocurre de manera espontá-
nea en el plasma a un índice lento, pero
sucede con mucha mayor rapidez dentro
de los eritrocitos debido a la acción cata-
lítica de la enzima anhidrasa carbónica.
Dado que esta enzima se encuentra confi-
nada a los eritrocitos, casi todo el ácido
carbónico se produce ahí más que en el
plasma. La formación de ácido carbónico a
partir de CO2 y agua es favorecida por la
PCO2 alta que se encuentra en los capilares
de la circulación sistémica.
CO2+H2O
ANHIDRASA CARBÓNICA
�⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯� H2CO3
PCO2
alta
Cambio de cloruro
Como resultado de catálisis por la anhidra-
sa carbónica dentro de los eritrocitos, se
producen grandes cantidades de ácido car-
bónico a medida que la sangre pasa por los
capilares sistémicos. La acumulación de
concentraciones de ácido carbónico dentro
de los eritrocitos favorece la disociación de
estas moléculas hacia iones hidrógeno
(protones, que contribuyen a la acidez de
una solución) y HCO3
- (bicarbonato), como
se muestra mediante esta ecuación:
H2CO3 → H+
+ HCO3
-
Los iones hidrógeno (H+) liberados por
la disociación de ácido carbónico son en su
mayor parte amortiguados por su combina-
ción con desoxihemoglobina dentro de los
eritrocitos. Aunque los iones hidrógeno no
amortiguados están libres para difundirse
hacia afuera de los eritrocitos, se difunde
más bicarbonato hacia afuera, hacia el
plasma, que H+. Como resultado del “atra-
pamiento” de iones hidrógeno dentro de los
eritrocitos por su fijación a hemoglobina, y
la difusión hacia afuera de bicarbonato, el
interior del eritrocito gana una carga positi-
va neta, lo cual atrae iones cloruro (Cl-),
que entran a los eritrocitos a medida que
sale HCO3
-. Este intercambio de iones con-
forme la sangre viaja por los capilares tisu-
lares se llama el cambio de cloruro (figura
1).
TEMA 2
57

Figura 1: Transporte de dióxido de carbono y el cambio de cloruro. El dióxido de carbono es
transportado en tres formas: 1) como gas CO2 disuelto, 2) fijo a la hemoglobina como carba-
minohemoglobina y 3) como ácido carbónico y bicarbonato. Los porcentajes indican la propor-
ción de CO2 en cada una de las formas. Nótese que cuando el bicarbonato (HCO3
-) se difunde
hacia fuera de los eritrocitos, el Cl- se difunde hacia dentro para retener la neutralidad eléctrica.
Este intercambio es el cambio de cloruro.
La descarga de oxígeno aumenta por
la unión de H+ (liberado a partir del ácido
carbónico) a la oxihemoglobina; y da por
resultado aumento de la conversión de
oxihemoglobina en desoxihemoglobina.
Ahora, la desoxihemoglobina se une al H+
con mayor fuerza que la oxihemoglobina,
de modo que el acto de descargar su oxí-
geno mejora la capacidad de la hemoglobi-
na para amortiguar el H+ liberado por el
ácido carbónico. A su vez, la eliminación de
H+ desde la solución al combinarse con la
hemoglobina (mediante la ley de acción de
masas) favorece la producción continua de
ácido carbónico y, por eso, mejora la capa-
cidad de la sangre para transportar dióxido
de carbono. De este modo, el dióxido de
carbono incrementa la descarga de oxí-
geno, y esta descarga mejora el transporte
de dióxido de carbono.
Cambio de cloruro inverso
Cuando la sangre llega a los capilares pul-
monares (figura 2), la desoxihemoglobina
se convierte en oxihemoglobina. Dado que
la oxihemoglobina tiene una afinidad más
débil por el H+ que la desoxihemoglobina,
los iones hidrógeno se liberan dentro de los
eritrocitos. Esto atrae HCO3
- desde el
plasma, que se combina con H+ y forma
ácido carbónico:
H+
+ HCO3
-
→ H2CO3
TEMA 2
58

Figura 2: Cambio de cloruro inverso en los pulmones. El dióxido de carbono se libera desde la
sangre conforme viaja a través de los capilares pulmonares. Durante este tiempo ocurre un
“cambio de cloruro inverso”, y el ácido carbónico se transforma en CO2 y H2O. El CO2 se elimi-
na en el aire exhalado. Las fuentes de dióxido de carbono en la sangre son: 1) CO2 disuelto, 2)
carbaminohemoglobina y 3) bicarbonato (HCO3
-).
En condiciones de PCO2 más baja, co-
mo ocurre en los capilares pulmonares, la
anhidrasa carbónica cataliza la conversión
de ácido carbónico en dióxido de carbono y
agua:
H2CO3
ANHIDRASA CARBÓNICA
�⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯� CO2+H2O
PCO2
baja
En resumen, el dióxido de carbono
producido por las células es convertido
dentro de los capilares sistémicos, en su
mayor parte por medio de la acción de la
anhidrasa carbónica en los eritrocitos, en
ácido carbónico. Con la acumulación de
concentraciones de ácido carbónico en los
eritrocitos, dicho ácido se disocia hacia
bicarbonato e H+, lo que da por resultado el
cambio de cloruro.
Opera un cambio de cloruro inverso en
los capilares pulmonares para convertir el
ácido carbónico en H2O y gas CO2, que se
elimina en el aire espirado (figura 2). Así la
ventilación normal mantiene relativamente
constantes las cifras de PCO2, ácido carbó-
nico, H+ y bicarbonato en las arterias sis-
témicas. Esto se requiere para mantener el
equilibrio acidobásico de la sangre (figura
3).
TEMA 2
59

EQUILIBRIO ACIDOBÁSICO DE LA
SANGRE
El pH del plasma sanguíneo se mantiene
dentro de un rango de valores estrecho
mediante las funciones de los pulmones y
los riñones. Los pulmones regulan la con-
centración de dióxido de carbono de la
sangre, y los riñones regulan la concentra-
ción de bicarbonato.
Figura 3: Efecto del bicarbonato sobre el pH de la sangre. El bicarbonato liberado hacia el
plasma desde los eritrocitos amortigua el H+ producido por la ionización de ácidos metabólicos
(ácido láctico, ácidos grasos, cuerpos cetónicos y otros). La unión del H+ a la hemoglobina
también promueve la descarga de O2.
Principios del equilibrio acidobásico
El plasma sanguíneo dentro de las arterias
normalmente tiene un pH de 7,35 a 7,45,
con un promedio de 7,40. Usando la defini-
ción de pH, esto significa que la sangre
arterial tiene una concentración de H+ de
alrededor de 10-7,4 molar. Algunos de estos
iones hidrógeno se derivan del ácido car-
bónico, que se forma en el plasma sanguí-
neo a partir del dióxido de carbono, y que
puede ionizarse, como se indica en estas
ecuaciones:
CO2 + H2O  H2CO3
H2CO3  H+ + HCO3
-
El dióxido de carbono se produce en
las células tisulares mediante respiración
celular aeróbica, y se transporta por medio
de la sangre hacia los pulmones, donde se
puede exhalar. Como ya se describió (figu-
ra 2), el ácido carbónico puede reconvertir-
se en dióxido de carbono, que es un gas.
Dado que puede convertirse en un gas, el
ácido carbónico se denomina un ácido
volátil, y su concentración en la sangre está
controlada por los pulmones mediante la
ventilación (respiración) apropiada. Todos
TEMA 2
60

los otros ácidos en la sangre —entre ellos
el ácido láctico, los ácidos grasos, los cuer-
pos cetónicos, etc.— son ácidos no voláti-
les.
En circunstancias normales, el H+ libe-
rado por ácidos metabólicos no volátiles no
afecta el pH de la sangre porque estos
iones hidrógeno están unidos a moléculas
que funcionan como amortiguadores. El
principal amortiguador en el plasma es el
ion bicarbonato (HCO3
-), y amortigua H+
como se muestra en la figura 3 y se descri-
be en esta ecuación:
H+ + HCO3
-  H2CO3
Esta reacción amortiguadora no podría
continuar para siempre porque el HCO3
-
libre finalmente desaparecería. Si ocurriera
esto, la concentración de H+ aumentaría, y
el pH de la sangre disminuiría. Aun así, en
circunstancias normales, el H+ excesivo se
elimina en la orina mediante los riñones.
Por medio de esta acción, y mediante su
capacidad para producir bicarbonato, los
riñones se encargan de mantener una con-
centración normal de bicarbonato libre en el
plasma.
Una disminución del pH sanguíneo por
debajo de 7,35 se llama acidosis porque el
pH está hacia el lado ácido de lo normal. La
acidosis no significa ácido (pH de menos
de 7); por ejemplo, un pH sanguíneo de 7,2
representa acidosis grave. De modo simi-
lar, un aumento del pH de la sangre por
arriba de 7,45 se llama alcalosis. Estos dos
estados se clasifican en componentes res-
piratorio y metabólico del equilibrio acido-
básico (cuadro 1).
La acidosis respiratoria se origina por venti-
lación insuficiente (hipoventilación), que da
por resultado un aumento de la concentra-
ción plasmática de dióxido de carbono y,
así, de ácido carbónico. En contraste, la
alcalosis respiratoria se produce por venti-
lación excesiva (hiperventilación). La aci-
dosis metabólica puede sobrevenir por
producción excesiva de ácidos no volátiles;
por ejemplo, puede ser el resultado de pro-
ducción excesiva de cuerpos cetónicos en
la diabetes mellitus no controlada. También
puede aparecer por la pérdida de bicarbo-
nato, en cuyo caso no habría suficiente
bicarbonato libre para amortiguar los ácidos
no volátiles (esto ocurre en la diarrea debi-
do a la pérdida de bicarbonato derivado del
jugo pancreático). En contraste, la alcalosis
metabólica puede depender de demasiado
bicarbonato (quizá por administración por
vía intravenosa) o de ácidos no volátiles
insuficientes (tal vez como resultado de
vómitos excesivos). Los vómitos excesivos
pueden causar alcalosis metabólica por
pérdida del ácido en el jugo gástrico, que
normalmente se absorbe desde el intestino
hacia la sangre.
Puesto que el componente respiratorio
del equilibrio acidobásico está representa-
do por la concentración plasmática de dió-
xido de carbono, y el componente
metabólico está representado por la con-
centración de bicarbonato libre, el estudio
del equilibrio acidobásico puede simplificar-
se. Un pH normal en sangre arterial se
obtiene cuando hay una proporción apro-
piada entre bicarbonato y dióxido de car-
bono. Es posible calcular el pH dados estos
valores, y un pH normal se obtiene cuando
la proporción de estas concentraciones es
de 20 a 1. Esto es proporcionado por la
ecuación de Henderson-Hasselbalch:
pH = 6,1 + log
[HCO3
-
]
0,03PCO2
TEMA 2
61

donde PCO2
es la presión parcial de
CO2, que es proporcional a su
concentración.
La acidosis o la alcalosis respiratoria
ocurre cuando la concentración de dióxido
de carbono es anormal. La acidosis y la
alcalosis metabólicas suceden cuando la
concentración de bicarbonato es anormal
(cuadro 2). De cualquier modo, a menudo,
una alteración primaria en un área (p. ej.,
acidosis metabólica) se acompañará de
cambios secundarios en otra área (p. ej.,
alcalosis respiratoria). Es importante que el
personal de hospitales identifique y trate el
área de alteración primaria, pero ese análi-
sis yace fuera del objetivo de esta exposi-
ción.
Cuadro 1 | Términos usados para describir el equilibrio acidobásico
Término Definición
Acidosis respi-
ratoria
Aumento de la retención de CO2 (debido a hipoventilación), que puede dar por
resultado acumulación de ácido carbónico y, así, una disminución del pH
en sangre hasta cifras por debajo de lo normal
Acidosis meta-
bólica
Producción aumentada de ácidos “no volátiles”, como ácido láctico, ácidos
grasos y cuerpos cetónicos, o pérdida del bicarbonato en sangre (como
por diarrea), lo que da por resultado una disminución del pH en sangre
hasta cifras por debajo de lo normal
Alcalosis respi-
ratoria
Aumento del pH en sangre debido a pérdida de CO2 y ácido carbónico (por
hiperventilación)
Alcalosis me-
tabólica
Incremento del pH en sangre producido por pérdida de ácidos no volátiles
(como vómito excesivo) o por acumulación excesiva de base bicarbonato
Acidosis o al-
calosis com-
pensada
La acidosis o alcalosis metabólica se compensa parcialmente por cambios
opuestos de la concentración de ácido carbónico en sangre (mediante
cambios de la ventilación). La acidosis o alcalosis respiratoria se compen-
sa en parte por retención o excreción aumentada de bicarbonato en la ori-
na
Ventilación y equilibrio acidobásico
En términos de regulación acidobásica, el
equilibrio acidobásico de la sangre se divi-
de en el componente respiratorio y el com-
ponente metabólico. El componente respi-
ratorio se refiere a la concentración de
dióxido de carbono en la sangre, según se
mide por su PCO2. Como su nombre lo indi-
ca, el componente respiratorio está regula-
do por el sistema respiratorio. El com-
ponente metabólico está controlado por los
riñones.
En circunstancias normales, la ventila-
ción se ajusta para que lleve el mismo ritmo
que el índice metabólico, de tal manera que
la PCO2 arterial permanezca dentro del ran-
go normal. En la hipoventilación, la ventila-
ción es insuficiente para “eliminar” el dióxi-
do de carbono y mantener una PCO2 normal.
De hecho, la hipoventilación puede definir-
se desde el punto de vista operativo como
TEMA 2
62

una PCO2 arterial anormalmente alta. En
estas circunstancias, la producción de áci-
do carbónico es excesivamente alta, y ocu-
rre acidosis respiratoria.
Por el contrario, en la hiperventilación
el índice de ventilación es mayor que el
índice de producción de CO2. Por ende, la
PCO2 arterial disminuye de modo que se
forma menos ácido carbónico que en con-
diciones normales. La disminución del áci-
do carbónico aumenta el pH de la sangre, y
ocurre alcalosis respiratoria. La hiperventi-
lación puede causar mareo porque también
aumenta el pH del líquido cefalorraquídeo
(LCR). La alcalosis del LCR a continuación
induce vasoconstricción cerebral, y el flujo
sanguíneo reducido produce el mareo.
Cuadro 2 | Clasificación de los componentes metabólico y respiratorio de la acidosis y la alcalo-
sis
CO2 plasmá-
tico
HCO3
-
plasmá-
tico
Afección Causas
Normal Bajo Acidosis me-
tabólica
Producción aumentada de ácidos “no volátiles”
(ácido láctico, cuerpos cetónicos y otros), o
pérdida de HCO3
- en diarrea
Normal Alto Alcalosis me-
tabólica
Vómito de ácido gástrico; hiperpotasemia; ad-
ministración excesiva de esteroides
Bajo Bajo Alcalosis res-
piratoria
Hiperventilación
Alto Alto Acidosis respi-
ratoria
Hipoventilación
Un cambio del pH de la sangre, producido
por alteraciones del componente respirato-
rio o del metabólico del equilibrio acidobá-
sico, puede compensarse parcialmente por
medio de un cambio en el otro componen-
te; por ejemplo, una persona con acidosis
metabólica presentará hiperventilación.
Esto se debe a que una concentración
aumentada de H+ en sangre (disminución
del pH) estimula los cuerpos aórtico y caro-
tídeo. Como resultado de la hiperventila-
ción, se produce una alcalosis respiratoria
secundaria. La persona aún tiene acidosis,
pero no tanta como sucedería sin la com-
pensación. Así, las personas con acidosis
metabólica parcialmente compensada ten-
drían un pH bajo, que se acompañaría de
una PCO2 baja en sangre como resultado de
la hiperventilación. De modo similar, la
alcalosis metabólica se compensa parcial-
mente por medio de la retención de ácido
carbónico debido a hipoventilación (cuadro
3).
TEMA 2
63

Cuadro 3 | Efecto de la función pulmonar sobre el equilibrio acidobásico en sangre
Estado pH PCO2 Ventilación Causa o compensa-
ción
Normal 7,35-7,45 39-41 mmHg Normal No aplicable
Acidosis respira-
toria
Bajo Alta Hipoventilación Causa de la acidosis
Alcalosis respi-
ratoria
Alto Baja Hiperventilación Causa de la alcalosis
Acidosis meta-
bólica
Bajo Baja Hiperventilación Compensación para
acidosis
Alcalosis meta-
bólica
Alto Alta Hipoventilación Compensación para
alcalosis
TEMA 2
64

TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES – PARTE 2
Responda las siguientes preguntas empleando el texto adicional:
1. ¿Cuál es la forma principal en la que el dióxido de carbono se transporta en el
cuerpo humano?
2. ¿Cuáles son las formas en que el dióxido de carbono es transportado en la san-
gre?
3. ¿Cuál es el producto de la reacción entre el dióxido de carbono y el agua? ¿qué
características tiene la reacción mencionada? ¿qué enzimas intervienen? ¿qué
condiciones favorecen la formación del producto de la reacción?
4. ¿Cuál es la reacción de disociación del ácido carbónico? ¿Cuál es el destino
principal de los iones H+
? ¿Hacia dónde se transportan mayoritariamente los io-
nes bicarbonato?
5. ¿A qué se denomina cambio de cloruro? ¿cómo se produce?
6. El aumento de H+
provenientes del ácido carbónico ¿qué efecto tiene en la libe-
ración de oxígeno a los tejidos?
7. ¿Cuáles son las formas de la hemoglobina, en función de la presencia o ausen-
cia de oxígeno?
8. ¿Qué debe ocurrir para que la hemoglobina aumente la capacidad de transportar
dióxido de carbono?
9. Explique los siguientes conceptos:
a. Intercambio de gases en tejidos periféricos (incluyendo intercambio de
cloruros)
b. Intercambio de gases en los pulmones (incluyendo cambio de cloruros
reverso)
10. Explique la actividad de la anhidrasa carbónica en PCO2 alta y PCO2 baja.
11. Explique el efecto del bicarbonato sobre el pH de la sangre.
TEMA 2
65

12. Indique cuáles son los valores normales del pH en el plasma sanguíneo según
el autor citado.
13. Escriba las ecuaciones de conversión entre CO2, H2CO3 y HCO3
-
.
14. Identifique la diferencia entre ácidos volátiles y ácidos no volátiles.
15. Defina acidosis y alcalosis.
16. Explique los siguientes cuadros:
a. Acidosis respiratoria
b. Alcalosis respiratoria
c. Acidosis metabólica
d. Alcalosis metabólica
17. ¿Qué órgano regula el componente respiratorio del equilibrio acidobásico?
¿Cómo desarrolla su función?
18. ¿Qué órgano regula el componente metabólico del equilibrio acidobásico?
¿Cómo desarrolla su función?
19. Explique el efecto de la hipoventilación y la hiperventilación en el pH de la san-
gre.
20. Explique el efecto de la concentración aumentada o disminuida de iones bicar-
bonato en el pH sanguíneo, y las causas de estos efectos.
21. Explique los mecanismos compensatorios de la función pulmonar sobre el equi-
librio acidobásico.
TEMA 2
66

TEMA 3: MINERALES
Actividad
• En grupos de tres integrantes, deberán desarrollar los puntos mencionados
más adelante para el mineral asignado al grupo.
• Deberán realizar búsquedas bibliográficas para responder las consignas,
teniendo como primera referencia el material suministrado por la asignatura.
Temas a desarrollar:
1. Sodio
2. Potasio
3. Cloro
4. Yodo
5. Calcio
6. Fósforo
7. Hierro
8. Magnesio
9. Manganeso
10. Cobre
11. Zinc
12. Flúor
13. Molibdeno
14. Selenio
Puntos a desarrollar:
1. Funciones en el organismo
2. Metabolismo
a. Absorción
b. Almacenamiento
c. Utilización
d. Regulación
e. Excreción
3. Fuentes Alimenticias
4. Requerimientos diarios
5. Consecuencias de su
deficiencia
6. Toxicidad
7. Efectos Farmacológicos (Si
posee)
TEMA 3
MINERALES
67

TEMA 3
MINERALES
68

En la dieta del niño, al igual
que en la del adulto, no sólo la
ingesta energética total y la inges-
ta de macronutrientes (proteínas,
hidratos de carbono y grasas) son
importantes para un correcto desa-
rrollo. Durante las últimas décadas
ha habido numerosos estudios
acerca del papel importantísimo
que juegan los llamados micronu-
trientes (vitaminas y minerales) en
la salud. Se trata de nutrientes
esenciales necesarios en muchos
procesos que tienen lugar en el
organismo, y la mayoría deben ser
necesariamente aportados por la
dieta.
Hasta hace algunas décadas, el
conocimiento que se tenía de estas
sustancias era muy limitado y los
libros de nutrición hacían única-
mente referencia a los estados
carenciales y las enfermedades o
alteraciones que produce su defi-
ciencia en la dieta. En cambio, en
la actualidad se sabe que es funda-
mental para el mantenimiento de
la salud un aporte óptimo de todos
los micronutrientes, ya que pue-
den tener una influencia decisiva
en el sistema inmune y evitar la
aparición de enfermedades degene-
rativas, como en el caso de los ele-
NUTRICIÓN
Ingesta de minerales y vitaminas
en la población infantil
MARÍA RODRÍGUEZ-PALMERO
Doctora en Farmacia.
Una dieta equilibrada debe aportar cantidades suficientes de todos
los nutrientes, incluidas las vitaminas y los minerales. Una ingesta
adecuada de éstos es importante a cualquier edad, pero es esencial
en los niños, ya que el crecimiento y la actividad física aumentan
los requerimientos corporales. Sin embargo, las encuestas revelan
que la población infantil española presenta, en general, un bajo consumo
de alimentos ricos en vitaminas y minerales. Por ello, los profesionales
sanitarios se plantean la posibilidad de la intervención a través
de campañas de educación nutricional, de la fortificación
de los alimentos o de la recomendación del uso de suplementos.
90 OFFARM DICIEMBRE 2001
TEMA 3 - MINERALES
TEMA 9 - VITAMINAS
Rodríguez-Palmero, M. (2001). Ingesta de minerales y vitaminas en la población infantil.
Offarm: Farmacia y Sociedad, 20(11), 90-94.
69

mentos que tienen actividad antio-
xidante1
o pueden estar relaciona-
dos con el crecimiento, como el
cinc, cuyo déficit se ha asociado
con una menor estatura2
.
Estado vitamínico y mineral
en la población infantil
Existen numerosos trabajos sobre el
estado nutricional en los países en
vías de desarrollo que han puesto
de manifiesto el impacto de la mal-
nutrición en la supervivencia y el
desarrollo infantil. En cambio, exis-
ten pocos datos hasta el momento
sobre el impacto de la dieta en la
salud de la población en los países
desarrollados y concretamente en la
población europea. Los estudios
realizados en los últimos años sobre
ingestas de nutrientes en la pobla-
ción han puesto de manifiesto que,
aunque no existen deficiencias
importantes, sí que se observa que
los niños son frecuentemente un
grupo de riesgo en el que se detec-
tan deficiencias subclínicas en la
ingesta de ciertas vitaminas y
minerales. Es decir, un porcentaje
elevado de niños en distintos países
europeos presenta una ingesta de
algunas vitaminas y minerales por
debajo de las recomendaciones,
aunque ello no llegue a producir
una sintomatología clínica.
Un estudio comparativo de dife-
rentes trabajos llevados a cabo en
distintos países europeos sobre las
NUTRICIÓN
DICIEMBRE 2001 OFFARM 91
Tabla 1. Características de las principales vitaminas hidrosolubles y liposolubles
Funciones Fuentes alimentarias Deficiencia
Vitaminas
A Esencial para: crecimiento normal, – Retinol: leche, mantequilla, queso, – Visión nocturna reducida
visión nocturna, y mantenimiento yema huevo, hígado y pescado azul – Daños en la córnea
del epitelio y las mucosas – Carotenoides: leche, zanahorias, – Menor resistencia a infecciones
tomates, vegetales de hoja verde
D Favorece la absorción del calcio – Exposición a la luz solar – Desarrollo óseo anómalo
y la formación de los dientes – Mantequilla, pescado azul, – Raquitismo en niños
y el hueso yema huevo – 0steomalacia en adultos
E Antioxidante Aceites vegetales, frutos secos Daño oxidativo y celular
K Esencial en la coagulación – Síntesis por la flora bacteriana Aumento del tiempo de coagulación
sanguínea – Vegetales de hoja verde Vitaminas liposolubles
Vitaminas liposolubles
C – Producción de colágeno Frutas cítricas, vegetales de hoja – Escorbuto
– Formación huesos verde y patatas – Dificultad para la curación de heridas
– Antiinfección
– Antioxidante
– Favorece absorción del hierro
B1 – Metabolismo de la glucosa Cereales, frutos secos y legumbres, Beri-beri
– Importante para la función vegetales de hoja verde, frutas
cerebral y nerviosa
B2 – Metabolismo de proteínas Hígado, leche, queso, huevos, Alteraciones de piel y mucosas
y lípidos vegetales de hoja verde, levadura
Niacina – Metabolismo energético Hígado, ternera, cerdo, pescado Pelagra
B6 – Esencial para funcionamiento Hígado, frutos secos, plátanos – Convulsiones
sistema nervioso y la piel – Dermatitis
B12 Formación de células sanguíneas Carne, huevos, leche Anemia perniciosa
y fibras nerviosas
Folatos – Formación de células Hígado, zumo de naranja, verduras, Anemia megaloblástica
sanguíneas frutos secos
– Prevención defectos tubo neural
La adición de vitaminas
y minerales a los
alimentos permite,
de una forma selectiva,
mejorar los problemas
nutricionales más
comunes de un
determinado grupo
de población y/o
de una determinada
región o país
TEMA 3 - MINERALES
TEMA 9 - VITAMINAS
70

ingestas de nutrientes en la pobla-
ción infantil y adolescente ha
puesto de manifiesto que se trata
de grupos de alto riesgo, especial-
mente para nutrientes como hierro,
vitamina C, vitamina E, vitamina
D, folatos y vitamina B6
3
. Asimis-
mo, la prevalencia de anemia en los
niños europeos se calcula que está
alrededor del 12% en los niños
preescolares y del 8% en los niños
en edad escolar4
. Otro grupo de
alto riesgo es el constituido por
aquellos niños que forman parte
del fenómeno de la inmigración en
Europa y que presentan con fre-
cuencia una dieta deficitaria en
muchos aspectos.
Vitaminas, minerales y
desarrollo infantil
La infancia es una época de rápido
crecimiento y en la que, además, la
actividad física suele ser importante,
por lo que los requerimientos ener-
géticos y de nutrientes son elevados.
Por ello, es importante durante esta
etapa mantener una dieta equilibrada
y rica en alimentos de elevada densi-
dad en nutrientes, es decir, ricos en
aquellos nutrientes que el organismo
demanda, algo que no siempre se
cumple si se tiene en cuenta que las
encuestas revelan con frecuencia que
en la dieta de los niños suelen abun-
dar los alimentos ricos en las llama-
das «calorías vacías».
La dieta infantil debe ser ante
todo equilibrada y variada, forma-
da por alimentos de todos los gru-
pos básicos:
– Cereales y legumbres.
– Verduras, hortalizas y frutas.
– Leche y derivados lácteos.
– Carnes, pescados y huevos.
– Grasas y aceites.
Un aporte equilibrado de ali-
mentos debe garantizar el aporte
de las vitaminas y minerales que el
niño necesita para su crecimiento y
desarrollo. En las tablas 1 y 2 se
resumen las funciones, las fuentes
alimentarias y los problemas rela-
cionados con el déficit de vitami-
nas y minerales, respectivamente.
Entre todos los micronutrientes,
en la infancia son especialmente
importantes los siguientes: calcio,
hierro y vitaminas A y D.
Calcio
Es necesario para la correcta formación
de los dientes y junto con la vitamina
D para el desarrollo de la estructura
ósea. La fortaleza de los huesos a lo
largo de toda la vida está en función
del pico de masa ósea alcanzado hacia
los 30 años, parámetro que está
directamente relacionado con la
incorporación de calcio a los huesos,
especialmente durante la niñez y la
adolescencia. A partir de esta edad el
calcio óseo se va perdiendo, al princi-
pio de forma poco significativa, pero
ya de forma importante en la edad
avanzada, lo que puede desembocar
en osteoporosis.
NUTRICIÓN
Tabla 2. Funciones de los principales minerales presentes en los alimentos, fuentes alimentarias y síntomas
de su deficiencia en la dieta
Minerales Funciones Fuentes alimentarias Deficiencia
Calcio – Formación y mantenimiento Leche y derivados, legumbres, Fragilidad ósea
de huesos y dientes guisantes y pan
– Esencial en agregación
plaquetaria y función nerviosa
Magnesio Importante para el metabolismo Cereales integrales, frutos secos, Depresión, irritabilidad, cansancio
energético celular, actividad espinacas
enzimática y actividad muscular
Fósforo – Componente celular Leche y derivados, carne, pescado Raramente se produce deficiencia
– Presente en estructura ósea y huevos
y dientes
Sodio – Regulación del agua corporal Sal de cocina Fatiga, náuseas
– Función del sistema nervioso
Potasio – Funcionamiento celular Muy abundante en todos Debilidad, confusión mental,
– Constituyente de los fluidos los alimentos fallo cardíaco
corporales
Hierro Formación de hemoglobina Carnes rojas, cereales enriquecidos Anemia
y pan
Cinc – Crecimiento, maduración sexual Leche y derivados, carne, pescado Retraso del crecimiento
– Presente en enzimas y huevos y de la pubertad
Yodo Formación de hormonas tiroideas Leche, pescado, sal yodada Bocio y cretinismo
Flúor Aumento de la resistencia Pescado, aguas fluoradas Caída de dientes
de los dientes
Selenio Antioxidante celular Cereales, carne, pescado, queso, Enfermedades del corazón
huevos
TEMA 3 - MINERALES
TEMA 9 - VITAMINAS
71

Hierro
Es otro de los nutrientes que
puede ser deficitario en la dieta de
algunos niños, ya que los alimen-
tos que lo aportan como la carne
roja no son muy populares entre
ellos. Por ello es preciso encontrar
otras alternativas dietéticas para el
aporte de hierro, como por ejem-
plo las hamburguesas o el paté o
incluso algunos alimentos vegeta-
les ricos en hierro como algunas
verduras, legumbres y frutos secos.
Hay que recordar que el hierro de
origen vegetal se absorbe peor que
el de origen animal, y que el con-
sumo de alimentos ricos en vita-
mina C mejora la biodisponibili-
dad de este mineral.
Vitaminas A y D
La vitamina A es otro de los
nutrientes particularmente impor-
tantes porque es esencial para un
crecimiento y desarrollo normal
del niño. La vitamina A es necesa-
ria para mantener la integridad del
epitelio y por ello tiene una acción
antiinfecciosa. También es esencial
para una correcta función visual,
ya que su deficiencia dificulta la
visión nocturna5
.
Algunos expertos en nutrición
consideran que en ciertas ocasiones
los niños mayores de 1 año deben
recibir suplementos de ciertas vitami-
nas como la vitamina A, C y D hasta
los 5 años de edad, por ejemplo aque-
llos que son poco comedores o que no
se exponen al sol, situación esta últi-
ma que no se da prácticamente en
España dada la climatología propia
de nuestro país.
¿Alimentos enriquecidos
o suplementos vitamínicos?
Existe en la actualidad una especie
de boom en la población hacia los
suplementos vitamínicos y mine-
rales. Numerosos artículos de
divulgación científica nos han
mostrado los efectos preventivos e
incluso terapéuticos de determina-
das vitaminas y minerales, mien-
tras que otras informaciones de
dudoso origen llegan a atribuir a
estos compuestos efectos incluso
mágicos. Todo ello ha desemboca-
do en el nacimiento de una cultura
de las vitaminas o minerales y ha
llevado a una publicidad excesiva
que incita al consumo de estos
productos. Hoy día el consumidor
puede encontrar en el supermerca-
do una amplia variedad productos
también conocidos como alimen-
tos funcionales, enriquecidos en
estos nutrientes: cereales, leches,
galletas, zumos, etc.
Sin embargo, cada vez son más
los que advierten sobre los peligros
de un aporte excesivo de estos
nutrientes en la dieta. Los investi-
gadores han prevenido repetida-
mente sobre los problemas de toxi-
cidad aguda que pueden presentar-
se en el caso de los suplementos,
especialmente con ciertas vitaminas
como la vitamina A, D y K y con la
mayoría de oligoelementos6
. Inclu-
so las vitaminas hidrosolubles, que
podría pensarse que son totalmente
inocuas pueden presentar algunos
problemas a dosis medias y altas
por distintos mecanismos: por toxi-
cidad de ellas mismas o sus meta-
bolitos; por unirse a distintos prin-
cipios activos o nutrientes; por la
posibilidad de enmascarar otras
deficiencias, como ocurre en el caso
del ácido fólico y la anemia perni-
ciosa; por inducir un fenómeno de
rebote7
. Otro ejemplo lo constituye
el betacaroteno, con el que se ha
observado que fuertes dosis del
mismo puede inducir la aparición
de cáncer en grupos de riesgo como
los fumadores8
. Diversos trabajos de
investigación han sugerido también
la posibilidad de que se produzcan
problemas de toxicidad a largo
plazo, aunque estos resultados
deben ser confirmados en investiga-
ciones futuras9
.
Teniendo en cuenta el estado
vitamínico y mineral actual de la
población europea, y a la luz de lo
explicado anteriormente, es muy
probable que los suplementos vita-
mínicos que aportan «megadosis»
de vitaminas y minerales sólo estén
justificados en casos puntuales,
pero muy raramente lo estén para
la población infantil en general. Es
evidente que en las personas sanas,
una dieta equilibrada, con un apor-
te suficiente de frutas y verduras
que garantiza el aporte de vitami-
nas así como de productos lácteos y
proteínas animales que aporten
minerales de forma suficiente no
requiere la ingesta «extra» de vita-
minas y minerales. Pero a la vez es
cierto que en numerosas ocasiones
se ha detectado en la población
infantil hábitos alimentarios erró-
neos que conducen a una dieta con
una densidad nutricional cada vez
menor. Aunque se requieren más
estudios para ayudar a determinar
los nutrientes y las dosis óptimas
para conseguir alimentos saluda-
bles, los alimentos enriquecidos en
vitaminas y/o minerales pueden ser
un elemento importante que ayude
a conseguir una dieta equilibrada
en la población. Sobre todo, la adi-
ción de vitaminas y minerales a los
alimentos permite de una forma
selectiva intentar mejorar aquellos
NUTRICIÓN
DICIEMBRE 2001 OFFARM 93
TEMA 3 - MINERALES
TEMA 9 - VITAMINAS
72

problemas nutricionales más comu-
nes de un determinado grupo de
población y/o de una determinada
región o país, a la vez que se man-
tienen niveles de ingesta seguros
para el resto de los consumidores.
Como se ha mencionado anterior-
mente, en el caso de la población
infantil, algunos de los nutrientes
clave serían las vitaminas antioxi-
dantes y ciertos minerales como el
calcio y el hierro.
Las categorías de alimentos que
con más frecuencia contienen vita-
minas y minerales añadidos son los
cereales de desayuno y los produc-
tos lácteos, aunque también en
nuestro país encontramos bebidas y
zumos, barras o snacks y galletas.
En nuestro país la fortificación de
los cereales de desayuno ha contri-
buido positivamente para aumen-
tar la ingesta de ciertas vitaminas y
minerales en la población infantil3
.
Legislación europea
Actualmente, la legislación de los
distintos países miembros de la
Unión Europea con respecto a la adi-
ción de vitaminas y minerales a los
alimentos difiere considerablemente
de unos países a otros. Países como
Noruega, Suecia, Finlandia y Fran-
cia presentan una normativa más
restrictiva, mientras que España se
encuentra entre los países con una
legislación más liberal. En ciertos
países existen listas positivas en las
que se detallan las vitaminas y
minerales que pueden añadirse a los
alimentos, y en ciertos casos, a qué
alimentos en particular pueden adi-
cionarse10
.
En el mes de junio de 2000 se
publicó una propuesta de Directiva
europea que pretende precisamente
unificar la legislación de los distin-
tos países miembros de la Unión
Europea respecto a la adición de
nutrientes a los alimentos, aunque
en un primer paso la Directiva sólo
se refiere a la adición de vitaminas
y minerales. En dicha propuesta se
determinan qué vitaminas y mine-
rales pueden adicionarse a los ali-
mentos, así como las formulaciones
permitidas. También establece la
necesidad de definir unos niveles
máximos y mínimos para la adición
de estos nutrientes11
.
Educación nutricional
de la población infantil
Los hábitos alimentarios durante la
infancia tienen una gran influencia en
las preferencias y las prácticas dietéti-
cas en la edad adulta. Diversos estu-
dios sugieren además que una buena
nutrición durante la infancia contri-
buye no sólo a la mejora de la salud
infantil, sino a estimular la capacidad
de aprendizaje y desarrollo intelec-
tual12
. Por todo ello, la educación
nutricional durante la infancia y el
conocimiento de las necesidades
nutricionales en los distintos esta-
dos fisiológicos por los que pasa el
individuo son elementos clave para
la promoción de unos hábitos ali-
mentarios correctos para toda la
vida.
Los factores que influyen en la
adquisición de unos hábitos ali-
mentarios correctos son diversos y
muy complejos. Por ejemplo,
durante la primera infancia, el
niño no tiene capacidad de deci-
sión sobre lo que come, ya que son
los padres los que preparan la
comida. Posteriormente, el niño
empieza a adquirir sus primeros
hábitos del entorno familiar, mien-
tras que una vez el niño empieza
en la escuela intervienen también
en este proceso los educadores y
profesores, aparte de otras influen-
cias que pueden suponer por ejem-
plo los medios de comunicación.
En España se han realizado diversas
campañas de educación nutricional a
los niños en edad escolar. Una de las
más relevantes es la que puso en
marcha el Consejo General de COF,
concretamente de mano de la Vocalía
Nacional de Alimentación. Dicha
campaña se denominó Plan de Edu-
cación Nutricional por el Farmacéu-
tico (Plenufar). En la segunda cam-
paña, que se desarrolló durante 1998
y 1999 participaron de forma muy
activa alrededor de 4.000 farmacéu-
ticos, que impartieron durante varias
sesiones y con ayuda de diversos
materiales, especialmente diseñados
para la edad infantil, un plan de pro-
moción de hábitos alimentarios salu-
dables a niños de edades comprendi-
das entre los 10 y los 12 años, en el
ámbito escolar y con ayuda de los
maestros. ■
Bibliografía
1. Duthie GG, Bellizzi MC. Effects of
antioxidants on vascular health. Br
Med Bull 1999; 55: 568-577.
2. Golden BE, Golden MH. Effect of
zinc on lean tissue synthesis during
recovery from malnutrition Eur J Clin
Nutr 1992; 46: 697-706.
3. Serra-Majem L. Vitamin and mineral
intakes in European children. Is food
fortification needed? Public Health
Nutrition 2001; 4: 101-107.
4. Tomkins A. Vitamin and mineral
nutrition of the health and develop-
ment of the children of Europe. Public
Health Nutrition 2001; 4: 91-99.
5. Castillo P. La alimentación de tu hijo.
Barcelona: Planeta, 1996.
6. Galán P. Alimentos «inteligentes».
Un reto hacia el futuro. Alimentación,
Nutrición y Salud 1996; 3 (4): 72-77.
7. Vázquez C. La aparente inocencia de los
suplementos vitamínicos. Alimentación,
Nutrición y Salud 1996; 3 (4): 67-68.
8. Heinonen et al. The effect of vitamin
E and beta-carotene on the incidence
of lung cancer and other cancers in
male smokers. N Eng J Med 1994;
330: 1029-1035.
9. Herrinton LJ, Friedman GD, Selby JV.
Transferring saturation and risk of cancer.
Am J Epidemiol 1995; 142: 692-698.
10. Cloutier J, Baffigo M. Addition of
vitamins and minerals to foods.
Review of regulations in EU Member
States. Scand J Nutr 1999; 43 (supl.):
119S-121S.
11. Comisión Europea. Preliminary draft
proposal for a Directive of the Europe-
an parliament and of the council on
the approximation of the laws of the
Member States relating to the addi-
tion of nutrients to foods. SANCO
02-BM/cv. 6 Junio 2000.
12. Aldinger CE, Jones JT. Healthy
Nutrition: an essential element of a
health-promoting school. WHO
information series on school health.
Document four. Ginebra: OMS, 1998.
NUTRICIÓN
El calcio y el hierro,
como minerales, y las
vitaminas A y D son
unos nutrientes
especialmente
importantes durante la
edad escolar y preescolar
TEMA 3 - MINERALES
TEMA 9 - VITAMINAS
73

TEMA 3 - MINERALES
TEMA 9 - VITAMINAS
74

Hidratos de
Carbono
Hidratos de Carbono
• 1. Definición
• 2. Función
• 3. Clasificación
• 4. Monosacáridos
4.1. Isomería y representación
4.1.1. Fischer
4.1.2. Haworth
4.1.3. Furanósidos y Piranósidos
4.1.4. Estructura en silla y bote
4.2. GLUCOSA
4.3. FRUCTOSA
4.4. GALACTOSA
4.5. RIBOSA
• 5. Oligosacáridos / disacáridos
6.1. MALTOSA
6.2. LACTOSA
6.3. SACAROSA
• 6. Polisacáridos
61. Homopolisacáridos
6.1.1. ALMIDÓN /GLUCÓGENO
6.1.2 CELULOSA
6.2. Heteropolisacáridos
6.2.1. ÁCIDO HIALURÓNICO
6.2.2. HEPARINA
6.2.3. GLUCOPROTEÍNAS
• 7. Reacciones de azúcares
2
Bibliografía
• Carey, F. A. (2006). Química Orgánica (6º ed.). México: McGraw-Hill
Interamericana.
• Horton, H. R., Moran, L. A., Scrimgeour, K. G., Perry, M. D., &
Rawn, J. D. (2008). Principios de Bioquímica (4º ed.). México:
Pearson Educación.
• McMurry, J. (2008). Química orgánica (7º ed.). México: Cengage
Learning Editores.
• Murray, R. K., Bender, D. A., Botham, K. M., Kennelly, P. J.,
Rodwell, V. W., & Weil, P. A. (2010). Harper. Bioquímica Ilustrada
(28º ed.). México: McGraw-Hill Interamericana Editores. 3
TEMA 4
CARBOHIDRATOS
75

1.Definición
4
1. Definición
• Los carbohidratos son muy conocidos, a muchos de
ellos se les llama “azúcares”.
• Forman una parte importante del alimento que
ingerimos, y proporcionan la mayor parte de la
energía que mantiene trabajando al motor humano.
• Los carbohidratos son componentes estructurales de
las paredes de las células vegetales de plantas y
árboles.
• La información genética se guarda y se transfiere a
través de los ácidos nucleicos, que son derivados
especializados de los carbohidratos.
5
1. Definición
• La palabra carbohidrato deriva históricamente del
hecho de que la glucosa, el primer carbohidrato
simple que se obtuvo puro, tiene la fórmula
molecular C6H12O6 y originalmente se pensaba que
era un “hidrato de carbono, C6(H2O)6”.
• Este punto de vista se abandonó pronto, pero el
nombre persistió. Ahora, el término carbohidrato se
utiliza para referirse a una clase amplia de
aldehídos y cetonas polihidroxilados llamados
comúnmente azúcares.
• La glucosa, también conocida como dextrosa en la
medicina, es el ejemplo más familiar.
6
TEMA 4
CARBOHIDRATOS
76

2. Función
7
2. Función
• Las plantas verdes sintetizan los carbohidratos
durante la fotosíntesis, un proceso complejo en el
cual la luz solar provee la energía para convertir el
CO2 y el H2O en glucosa más oxígeno.
• Después muchas moléculas de glucosa se unen
químicamente en la planta para almacenarse en
forma de celulosa o almidón.
• Se ha estimado que más de 50% de la masa seca de
la biomasa de la tierra, todas las plantas y animales,
consiste en polímeros de glucosa.
8
2. Función
Cuando se consumen y metabolizan, los
carbohidratos proporcionan la mayor fuente
de energía disponible fácilmente a los
organismos; por tanto, los carbohidratos
actúan como los intermediarios químicos
mediante los cuales la energía solar se
almacena y utiliza para sustentar la vida.
9
TEMA 4
CARBOHIDRATOS
77

Bioquimica 2

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