1. El documento resume la distribución del agua en el cuerpo humano y los principales iones presentes en los líquidos intracelular y extracelular. Explica los sistemas que mantienen el equilibrio ácido-base como el bicarbonato, fosfato y riñones. También define conceptos como pH, ácidos y bases fuertes/débiles y explica el cálculo del pH mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

1. 1 - recordar la distribución del agua en el organismo Nuestro cuerpo contiene 45 litros de agua, esta cantidad ya decreciendo progresivamente con el paso del tiempo Se distribuye en 2 compartimientos: Extracelular:20% Intracelular: 40% Los porcentajes en el humano son: Embrión: 90-95% Recién nacido: 80-85% Adulto normal: 60% Mujer y una persona obesa: 50-55%

2. 2- Diferenciar un Ión de una Molécula Molécula: agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación definida que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas Ión: Toda partícula dotada por una carga eléctrica ya sea positiva o negativa constituida por un átomo que ha sufrido transferencia de electrones

3. Iones mas importantes del cuerpo En el líquido extracelular Ion Sodio mantiene la presión osmótica de los líquidos del cuerpo Ion cloruro controlan el equilibrio electrolítico en las células, fluidos tisulares y sangre esencial Ion bicarbonato: importante amortiguador hemoglobínico. En el líquido intracelular: Ion potasio regular el equilibrio ácido-básico y la presión osmótica Ion Magnesio formando sales complejas en los huesos, el resto se encuentra en tejidos blandos y líquidos corporales Ion Fosfato: importante amortiguador hemoglobínico.

4. 3- Definir ácido y base de acuerdo a la teoría de Bronsted y Lowry Un ácido de Bronsted consiste en una sustancia capaz de donar un protón Una base de bronsted es una sustancia que puede aceptar un protón Par conjugado ácido-base: un ácido y su base conjugada o una base y su ácido conjugado.

5. 4- Definir y diferenciar ácidos y bases fuertes y débiles Los ácidos fuertes son electrolitos fuertes, los que se ionizan completamente en agua por lo que presentan constantes de ionización de valores altos Los ácidos fuertes solo son 6: 1. ácido clorhídrico (HCL) 2. ácido bromhídrico (HBr) 3. ácido yodhídrico (HI) 4. ácido nítrico (HNO ₃ ) 5. ácido perclorico (HCLO ₄ ) 6. ácido sulfúrico (H ₂ SO ₄ ) Los ácidos débiles son electrolitos débiles, los que se ionizan parcialmente en agua presentando constante de ionización de valores peque ños, los ácidos débiles se plantea su disociación en forma de equilibrio químico. Los ácidos débiles son todos aquellos que no están comprendidos dentro de los 6 fuertes.

6. 5- Definir pH y el efecto que tiene el aumento o disminución de la concentración de H sobre este. p H: término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución. El término pH fue introducido por Sorensen y se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno. pH = -log [H + ] Según esto: 1-Disolución Neutra pH=7 2-Disolución Ácida pH<7 3-Disolución Básica pH>7

7. 6-PH DE LOS PRINCIPALES LIQUIDOS BIOLOGICOS Sangre arterial: 7.40 (básica debido al contenido de glucosa) Orina: 5.5 a 7 (ácida o básica dependiendo de la cantidad de iones hidrogeno) Saliva: 6.5 a 7.5 (básica debido al contenido de bicarbonato y fosfato) Liquido en cefalorraquídeo: 7.45 (básico por el contenido de glucosa, agua y cloruros) Jugo gástrico: 1 a 3 (ácido debido a la presencia de HCl) Jugo pancreático: 7.8 a 8 (básico debido a enzimas como la tripsina) Bilis: 7.8 a 8.8 Secreciones vaginales: 3.8

8. 7- Como se calcula el pH de una solución acuosa de un ácido fuerte y de un ácido débil (HCl 0.1 N y ácido acético 0.1 N) PH= -log [H] pH= -log [H] PH= -log [0.1] pH= -log [1.32x10-³] PH= 1 pH= 2.88 el valor de concentración de CH ₃ COOH usado en la ecuación corresponde a la concentración de H en el equilibrio cuando Ka del ácido es 1.76x10 ⁻ 5.

9. 8- SISTEMAS QUE MANTIENEN EL EQUILIBRIO ACIDO-BASE DEL ORGANISMO Los amortiguadores fisiológicos importantes comprenden: Bicarbonato (HCO ₃ /H ₂ CO ₃ ) ortofosfato orgánico (H ₂ PO ₄⁻ 1 /HPO ₄⁻ 2 ) las proteínas intracelulares.

10. Sistemas que mantienen el equilibrio acido-base del organismo Sistema respiratorio.. Una disminución de pH sanguíneo estimula la ventilación pulmonar actuando primero sobre los quimiorreceptores centrales y periféricos. El CO 2 difunde al liquido intersticial del cerebro y LCR donde provoca una disminución de pH, que a su ves estimula a los quimiorreceptores bulbares, con la cual se incrementa la ventilación pulmonar eliminando CO 2 lo que disminuye la acidez de la sangre.

11. SISTEMA RENAL Los riñones desempeñan dos funciones de gran importancia en la conservación del equilibrio ácido básico, estos son:  Reabsorción de HCO3  Excreción de H fijo. Casi toda la reabsorción 85% tiene lugar en el tubulo proximal y el resto, el 15%, lo hace en el tubulo distal y conducto colector. Este sistema conserva las relaciones normales de la presión osmótica en la sangre y los líquidos corporales . El riñón realiza sus funciones mediante varios mecanismos que son:  Filtración glomerular  Reabsorción tubular  Secreción  Excreción a través de la orina

12. 9- En que consiste química y funcionalmente un Buffer. Químicamente: es una mezcla de un ácido débil y su base conjugada ácido-base, o mezcla de una base débil y su ácido conjugado. (Buffer básico). Funcionalmente: solución que tiende a resistir con mayor eficacia un cambio en el pH después de la adición de un acido o una base fuerte.

13. 10. Recordar los sistemas mas importantes para la regulación del PH intracelular y extracelular. Liquido extracelular:  Fosfato  Bicarbonato  Proteínas plasmáticas Liquido intracelular:  Bicarbonato  Fosfato Amortiguadores hemoglobínicos: oxihemoglobina hemoglobina

14. Sistema amortiguador fosfato: Interviene activamente en el amortiguamiento del liquido de los túbulos renales y de los líquidos intracelulares porque la concentración de fosfato en la sangre es baja (2 mEq/L) por eso tiene baja capacidad de tamponar (amortiguar) en comparación a otros. Los elementos principales son : H 2 PO 4 y HPO 4 Este tiene un pKa de 6.8 lo cual esta cerca del valor del pH plasmático de 7.4. Proteínas plasmáticas: Tiene elevadas concentraciones en el interior de la célula. Contribuyen en el mantenimiento del pH.

15. 11- Explicar el mecanismo de acción de los Buffer ante la adición de Ácido y Bases Fuertes Si se añaden pequeñas cantidades de un ácido fuerte a una solución buffer los iones hidrógeno provenientes del ácido, reaccionan con la base conjugada del sistema buffer, por lo tanto la mayoría de protones agregados al medio no permanecen como tales si no que forman el ácido débil y el pH casi no varia.

16. 12- Explicar como se calcula el pH de los Buffers: El pH es inversamente proporcional y se calcula por medio de la siguiente ecuación: pH= pK + -log (sal/ ácido)

17. Cálculo de pH de soluciones tampón o buffer Para calcular el pH de un buffer se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch: Donde: S es la sal o especie básica, y A es el ácido o especie ácida En la última ecuación x puede ser a o b indistintamente.

18. 13- Calcular el pH de un Buffer dado, utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbach: Esta ecuación se deriva de la relación entre dos magnitudes pH y Pka. Tiene gran valor predictivo en equilibrios protónicos. Esta ecuación estudia el balance ácido-básico del organismo desde el punto de vista del par buffer bicarbonato-ácido carbónico únicamente y se obtiene así: PH= Pka + log [A⁻] [AH] Para el calculo de pH en soluciones buffer, generalmente se hace una simplificación y se usan las concentraciones iniciales del ácido y de la sal, por lo tanto se debe tener en cuenta que el valor obtenido es una aproximación y que el error será mayor cuando mayor sea la diferencia de las concentraciones del equilibrio

19. Ejemplo: Calculemos el pH de una solución amortiguadora de acetato si las concentraciones de ácido y sal son 0,1 M respectivamente (pKa = 4,76). pH = pKa + log [Sal] / [Ácido] pH = pKa + log [0,1] / [0,1] pH = pKa = 4,76

20. 14.Deducir dentro de que valores de pH ejercerá un buffer su máxima accion amortiguadora conociendo el pKa del ácido que lo forma: A valores de pH próximos al pk, las soluciones resisten los cambios con mayor eficacia y se dice que ejercen un efecto amortiguador. Las soluciones de ácidos débiles y bases conjugadas amortiguan mejor en valores de pH que oscilan alrededor de PK± 2 unidades de pH. Esto significa que para amortiguar una solución a un pH “x” deberá usarse un ácido o base débil cuyo PK no se separe de mas de 2 unidades de pH del pH “ x”.

21. 15. Explicar por que el buffer bicarbonato / ácido carbónico aunque no esta en su máxima acción amortiguadora es el principal buffer extracelular. El H2CO3 tendría una escasa capacidad tampón en el organismo si no se deshidratara a CO2, gas que puede ser expulsado del organismo con el aire espirado. La relación HCO3/H2CO3 es igual a 6.1 cuando el PH del plasma sanguíneo presenta valor medio de 7.4. El control del pH de los líquidos corporales se lleva acabo principalmente en los riñones y pulmones. En consecuencia el pH del liquido extracelular esta sometido a un estricto control que depende de las proporciones relativas de adición de HCO3 por los riñones y de la taza de eliminación de CO2 por los pulmones.

22. 16. Sistemas que contribuyen al mantenimiento del equilibrio ácido base en el organismo: 1. El sistema amortiguador fosfato 2. El sistema amortiguador renal 4. El sistema amortiguador bicarbonato 5. Las proteínas como sistema amortiguador 6. Regulación respiratoria

23. 17.Explicar la función del riñon en la eliminación del exceso de iones hidrogeno utilizando el esquema de la célula renal. Los riñones regulan la concentración de iones hidrógenos del liquido extracelular mediante tres mecanismos básicos: Secreción de iones hidrogeno. Reabsorción de los iones bicarbonato filtrados. Producción de nuevos iones bicarbonato.

24. LÍQUIDO INTERSTICIAL CÉLULAS TUBULARES LUZ TUBULAR Na + HCO3 ATP Na K ATP Na H CO2 + H2O H2CO3 CO2 CO2 H2O + H2CO3 HCO3 + H Anhidrasa Carbónica

25. 18.Explicar brevemente como funciona cada uno de los sistemas que mantienen el pH señalando su importancia relativa por la rapidez con que actúan. SISTEMA AMORTIGUADOR BICARBONATO. Consiste en una solución acuosa con dos componentes: Un ácido débil H2CO3 Una sal de bicarbonato. NaHCO3 El HCO3 se forma en el organismo mediante la reacción de CO2 con H2O en presencia de la anhidraza carbónica. SISTEMA AMORTIGUADOR FOSFATO Aunque este sistema no es muy importante en el líquido extracelular, si interviene activamente en el amortiguamiento del líquido de los tubulos renales y de los líquidos intracelulares, esto es porque la concentración de fosfato en estos líquidos es muy superior a la que existe en los líquidos extracelulares.

26. PROTEINAS PLASMATICAS Otro tipo de tampón químico son las proteínas plasmáticas las cuales son anfoteritas, vale decir, pueden funcionar como ácidos o como bases debido a sus numerosos grupos ionizables, capaces de aceptar hidrógenos al igual que una base o liberarlos igual que un ácido. Son buenas amortiguadoras gracias a sus elevadas concentraciones en el interior de la célula.

27. 19. Definir y diferenciar las alteraciones metabólicas Las alteraciones encontradas en el equilibrio ácido-base pueden ser de 2 tipos:  Respiratorias: aquellas en las que la concentración de CO ₂ o HCO ₃ constituye el cambio primario del pH  Metabólica: por una alteración en la concentración de bicarbonato

28. Estos 2 tipos de alteraciones ácido base se agrupan en 4 trastornos primarios, básicos o simples. ACIDOSIS METABOLICA: Es la disminución del pH fisiológico por una disminución del ion bicarbonato debido al aumento de la eliminación del CO ₂ que proviene de los líquidos biológicos. ACIDOSIS RESPIRATORIAS: Es la disminución del pH fisiológico por un aumento del ácido carbónico debido a la disminución de la eliminación del CO ₂ que proviene de los líquidos orgánicos. ALCALOSIS METABOLICA: Es el aumento del pH fisiológico por el aumento del ion HCO ₃ en el plasma ALCALOSIS RESPIRATORIAS: Es el aumento del pH fisiológico por una disminución de H ₂ CO ₃ provocado por la eliminación excesiva del CO ₂ que proviene de los líquidos orgánicos

29. CAUSAS ACIDOSIS METABOLICA Diarrea (perdida de bases por las heces) Vómitos de contenido intestinal Diabetes mellitus Ingestión de ácidos como aspirina, alcohol metílico,etc Insuficiencia renal Adición de ácidos metabólicos al organismo

30. ACIDOSIS RESPIRATORIA Asfixia Neumonía, asma bronquial, enfisema pulmonar Hipoventilacion Disminución del área de la membrana pulmonar

31. ALCALOSIS METABOLICA Vómitos de contenido gástrico (pérdida de HCl) Ingesta de fármacos alcalinos (bicarbonato de sodio, otros) Ingestión de diuréticos (escaso bicarbonato absorbido por los túbulos renales) Exceso de aldosterona

32. ALCALOSIS RESPIRATORIA Hiperventilación pulmonar Histeria o psiconeurosis Ascender a grandes altitudes Primeras etapas de intoxicación por salicilatos Uso imprudente de respiradores