Concepto de pH y Homeostasis, Sustancias Acidas, Nuestras y Alcalinas, Espectro de pH, Ejemplos de sustancias de la vida y en los alimentos, pH en estado Basal, pH en estado Patológico.

1. UNACAR
Universidad Autónoma del Carmen
Facultad de Ciencias de la Salud
Licenciatura en Medicina
“Estructura y Función a Nivel Molecular”
pH
Catedrático
Dr. David Abraham Alam Escamilla
Investigación en Toxicología, Muta génesis y Carcinogénesis Ambiental
Integrantes:
Rosas Sánchez Arantxa
García Madrigal Gustavo Adolfo
García Hernández Francisco Ramón
García cruz José Hesiquio
Hernández Rojas Beatriz del Carmen
Zarate Rodríguez Karen
Rico Sosa Bryan
Índice
1

2. Introducción 3
Concepto de pH y homeostasis 5
Sustancias Acidas, Neutras, Alcalinas 7
Espectro de pH 13
Ejemplos de sustancias de la vida y alimentos 16
Basal 19
Estado patológico 23
Conclusión 39
Bibliografía 42
Introducción
2

3. Los ácidos son compuestos que, cuando se disuelven en agua produce solucines
que conducen la electricidad, reaccionan con meta, es para pro ucir hidrógeno,
son agrios al gusto y vuelven rojo al papel de tornasol. Las bases son compuestos
que forman soluciones que conducen la electricidad son amargas al gusto,
resbalosas al tacto y vuelven azul al papel de tornasol . La definición de los ácidos
y bases propuesta por Brønsted-Lowry establece que un ácido es una sustancia
que puede donar protones, y que una base es una sustancia que puede aceptar
protones. Un ácido fuerte es quel con una gran tendencia a donar protones y que
cuando se disuelve el agua, es casi completamente ionizado o disociado.
Solamente algunas de las moléculas de un ácido débil donan sus protones, asi
que, un ácido débil añadido al agua produce un aumento mucho menor en
laconcentra ción del ion hidrógeno que la misma cantidad de un ácido tuerte. Una
base fuerte tiene una atracción muy grande para los protones, mientras que una
base débil tiene una atracción más débil.
Los ácidos neutralizan las bases. Si se hacen reaccionar cantidades iguales de
ácidos y bases, tendrá lugar una reacción de neutralización. La titulación es un
procedimiento que utiliza una reacción neutralizadora para determinar una
concentración desconocida de un ácido o base. La normalidad es una unidad de
concentración que da el número de equivalentes ácido o base en un litro de
solución.
Umas pocas moléculas ae agua pura se ionizan para formar iones hidroxilo e
iones de hidrógeno. En el agua, la concentración ion hidrógeno, multiplicada por
la concentración ion hidroxilo[OH-]será siempre igual x 10·14, o K.. , llamado
producto iónico del agua. La escala del pH es una manera conveniente de
expresar la concentración ion hidrógeno de una solución. El agua pura, que es
neutra, tiene un pH de 7. Las soluciones con un pH menor de 7 son ácidas y
aquellas con un pH mayor de 7 son básicas. Los amortiguadores son sistemas
que contienen un ácido débil y su base conjugada, o una base débil y su ácido
conjugado, los cuales protegen contra cambios súbitos en el pH, causados por la
adición de un ácido o una base. Debido a que los organismos vivientes son muy
3

4. sensibles a cambios subitos en el pH, contienen sistemas amortiguadores dentro
de las celulas, en el fluido extracelular y en la sangre, para protegerse contra
dichos cambios.
El pH
4

5. La definición de ácidos y bases ha ido modificándose con el tiempo. Al
principio Arrhenius fue quien clasifico a los ácidos como aquellas sustancias que
son capaces de liberar protones (H+) y a las bases como aquellas sustancias que
pueden liberar iones OH-. Esta teoría tenía algunas limitaciones ya que algunas
sustancias podían comportarse como bases sin tener en su molécula el ion
OH-. Por ejemplo el NH3. Aparte para Arrhenius solo existía el medio acuoso y hoy
es sabido que en medios distintos también existen reacciones ácido-base.
Brönsted y Lowry posteriormente propusieron otra teoría en la cual
los ácidos y bases actúan como pares conjugados. Ácido es aquella sustancia
capaz de aportar protones y base aquella sustancia capaz de captarlos. No tiene
presente en su definición al ion OH-.
Simbólicamente:
AH + H2O —-> A- + H3O+
El AH es el ácido, (ácido 1) de su base conjugada A- (base 1) y el agua (base 2) es
la base de su ácido conjugado H3O+ (ácido 2).
El pH, abreviatura de Potencial Hidrógeno, es un parámetro muy usado
en química para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias. Esto
tiene enorme importancia en muchos procesostanto químicos como biológicos. Es
un factor clave para que muchas reacciones se hagan o no. Por ejemplo en
biología las enzimas responsables de reacciones bioquímicas tienen una actividad
máxima bajo cierto rango de pH. Fuera de ese rango decae mucho su actividad
catalítica. Nuestra sangre tiene un pH entre 7,35 y 7,45. Apenas fuera de ese
rango están comprometidas nuestras funciones vitales. En los alimentos el pH es
un marcador del buen o mal estado de este. Por lo expuesto el pH tiene
enormes aplicaciones.
La escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7 indican el rango
de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad. El valor 7 se
5

6. considera neutro. Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la
concentración molar de los iones hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio (H3O).
pH = -log [H+] o pH = -log [H3O]
Electrolitos fuertes y Débiles:
Son las sustancias que se descomponen en iones. Los fuertes se disocian o se
separan en un 100% y los débiles en un muy pequeño porcentaje.
Al separarse en iones muchos de ellos pueden aportar iones OH- o iones H+ o
H3O+ afectando al pH en cierta medida.
También hay un Potencial oxhidrilo (pOH) por haber iones OH-.
pOH = -log[OH-]
la suma entre el pOH y el pH nos da 14
pOH + pH = 14
Otra fórmula muy importante que vincula a los iones H+ y OH- es la Constante del
producto iónico del agua.
Kw = [H+] . [OH-]
Kw = 1.10-14
Nos permite calcular uno de los iones cuando tenemos el otro ya que su producto
siempre da 1.1014en cualquier situación.
6

7. A veces nos piden calcular la concentración de iones OH- o H+ a partir de los
valores de pOH y pH. En estos casos resultan muy convenientes
estas formulas que no son ms que el despeje matemático de la fórmula de pH.
[H+] = 10 –pH
[OH-] = 10 –pOH
El pH y el pOH aparecen en ambos casos como exponentes.
Ahora que ya están expuestas todas las formulas primero veremos ejemplos con
electrolitos fuertes, es decir, ácidos y bases fuertes.
Ácido Clorhídrico (HCl) 0,04M:
HCl —–> H+ + Cl-
En este caso la concentración molar de 0,04 M del ácido también será 0,04M del
ion H+ y 0,04M de Cl-. De manera que el pH será:
pH = -log [0,04]
pH = 1,4
Hidróxido de Bario 0,06M (Ba(OH)2)
Ba(OH)2 ——> Ba+2 + 2 OH-La
concentración del ion OH- es el doble que la del Ba(OH)2 porque un mol del
hidróxido genera dos moles de OH-.
Calculamos a continuación el pOH:
pOH = -log[0.12]
pOH = 0.92
pH + pOH = 14
pH = 14 – pOH
pH = 14 – 0.92
pH = 13.08
7

8. Electrolitos débiles:
En el caso de los electrolitos débiles, es más complicado calcular el pH y debemos
recordar el concepto de equilibrio químico.
El equilibrio químico se aplica a las reacciones que son reversibles, es decir, que
pueden ir en ambas direcciones. Pero aun así llega un momento en el que la
velocidad de reacción hacia la derecha es igual que hacia la izquierda. En ese
punto se establecen concentraciones de las sustancias que no varían en el tiempo
y se puede aplicar la constante de equilibrio químico.
A + B <——–> C + D
K = [C] x [D] / [A] x [B]
Los electrolitos fuertes se caracterizan por ir en una sola dirección. En
los ejemplos vistos anteriormente las sustancias se descomponen en iones y no
hay reversa. En los electrolitos débiles veremos que la disociación iónica que va
hacia la derecha puede tomar el camino opuesto y generar nuevamente la
sustancia no ionizada.
Ejemplo:
Ácido acético (CH3COOH).
CH3COOH + H2O < ——- > CH3COO- + H3O+
Ka = [CH3COO-] x [H3O+] / [CH3COOH]
Calcula el pH de una solución 0.6M de ácido acético. Ka = 1,8.10-5
Para saber el pH tenemos que saber la concentración de [H3O+].
Al principio solo hay moléculas del ácido sin disociar. A esto se lo llama estado
inicial.
CH3COOH + H2O <——-> CH3COO- + H3O+
Inicio 0.6M <———> 0 0
8

9. Al correr el tiempo se llega a un nuevo estado de equilibrio. Se formaran una
cantidad x de moles de cada uno de los iones. Y esa misma cantidad de moles se
consumirán del ácido.
CH3COOH + H2O < ———- > CH3COO- + H3O+
Equilibrio 0.6M – x <—-> x + x
Ahora utilizaremos nuevamente la constante de equilibrio pero usando las
expresiones del equilibrio. Obtenemos asi la constante del ácido debil.
Ka = [X] . [X] / [0,6M - X]
Ka = [X]^2 / [0,6M - X]
1,8.10 ^-5 = [X]^2 / [0,6M - X]
Estamos en presencia de una ecuación cuadrática. Habrá que usar la fórmula de
Baskara. Pero si hacemos una consideración no será necesario.
Como la cantidad de X será bastante pequeña en comparación con los 0.6M,
podemos considerar a X = 0 sin entrar en grandes errores.
1,8.10^-5 = [X]^2 / 0,6 M
X = √ (1,8.10^-5 . 0,6M)
X = 3,286.10-3
pH = -log 3,286.10-3
pH = 2,48
Efecto del ión Común:
A continuación veremos que sucede cuando tenemos una mezcla de un ácido
débil y una sal de su acido.
Antes debemos recordar el Principio de Le Chatelier. Este principio sostiene que
cuando se introduce un cambio en un sistema en equilibrio, este responde de
manera tal de contrarrestar a este cambio.
9

10. Si tenemos un ácido débil (AH) y una sal de este ácido por ejemplo NaA, estos se
disociaran en agua.
AH + H2O <—–> A- + H3O+
NaA ——> Na+ + A-Como
vemos ambas generan al ion A-. Sabemos que el pH de una sustancia es el
índice de la concentración de iones H3O+. Mientras mayor sea esta concentración
menor será el pH. Según Le Chatelier, si aumenta el ion común A-, la reacción se
desplazara hacia la izquierda. Esto reducirá la concentración de H3O+ e impedirá
que el pH disminuya. A estas soluciones que tienen estas propiedades se las llama
Buffer o Soluciones reguladoras o Soluciones Tampón. Están formadas por un
ácido débil y una de sus sales o una base débil y una de sus sales.
Hay muchos sistemas buffer, incluso en nuestro organismo, para regular el pH de
la sangre, que no soporta ni pequeñas fluctuaciones de pH.
Ahora veremos cómo calcular el pH en uno de éstos casos.
Recordemos la Ka del ácido:
Ka = [A-] . [H3O+] / [AH]
Despejando [H3O] resulta:
[H3O+] = Ka . [AH] / [A-]
Aplicando logaritmo en ambos miembros resulta:
- log [H3O+] = – log ( Ka . [AH] / [A-] )
- log [H3O+] = – log Ka + log ( [A-] / [AH] )
pH = pKa + log ( [A-] / [AH] )
La [A-] proviene de la disociación del ácido débil y de la sal. Pero la cantidad que
aporta el ácido es muy baja comparada con la que aporta la disociación de la sal.
10

11. De la misma manera el ácido (AH) al ionizarse, algo de su cantidad es consumida.
Pero es bastante poca comparada con la cantidad inicial de ácido.
Como casi todo el ion A- es proporcionado por la sal. La concentración de
A- podemos reemplazarla por la sal en la fórmula. Tomando la siguiente expresión:
pH = pKa + log ( [Sal] / [Acido] )
Ejemplo:
Calcular el pH de una solución que contiene una concentración de un ácido débil
de 0,3M y una concentración de su sal de 0,5M. El Ka = 1,8.10-5. pKa = 4,744
pH = 4,744 + log (0,5 M / 0,3 M)
pH = 4,744 + 0,222
pH = 4,97
Una observación que podemos hacer mirando la fórmula de Henderson
Hasselbach es que si las concentraciones de ácido y sal son iguales el pH será
igual al pKa. Ya que el logaritmo de de uncociente que da 1 es cero.
Otra situación que se nos presenta en los problemas con las sales de electrolitos
débiles es la reacción del anión del ácido con el agua. O el catión de la base débil
con el agua si se trata de un hidróxido débil. A estas reacciones se las llama
Hidrólisis, y a su constante de equilibrio, K de hidrólisis (Kh).
Ejemplo.
Calcula la [H3O] y el pH de una solución 1.10-3 M de la sal NaX. Ka = 1.10-8.
La reacción de hidrólisis es:
X- + H2O ——-> HX + OH-kH
= Kw / Ka
Kh = ( [H3O+] . [OH-] ) // ( [H3O+] . [X-]/[HX] )
11

12. Simplificando términos queda la siguiente expresión que responde a la reacción
expuesta.
Kh = [HX] . [OH-] / [X-]
Podemos despejar de esta expresión a la [OH-].
Kh = 1.10^-14 / 1.10^-8
Kh = 1.10-6
Como la [HX] es igual a la [OH-]. El producto del numerador podemos expresarlo
como X2. Y al despejar esta incógnita estamos averiguando la [OH-].
Kh = [X]^2 / [X-]
[OH-] = √ (Kh . [X-])
[OH-] = √ (1. 10^-6 . 1.10^-3)
[OH-] = 3,16.10-5
Con la Kw calculamos la [H3O+]:
[H3O+] = 1.10^-14 / 3.16.10^-5
[H3O+] = 3,16.10-10
pH = -log 3,16.10-10
pH = 9,5
también podemos calcular el pH a partir de la [OH-] que es 3,16.10-5.
De aquí calculamos el pOH.
pOH = 4,5
Por último sabiendo que la suma de pH y pOH da 14 tenemos:
pH = 14-4,5
pH = 9,5
12

13. Grado de Hidrólisis:
Es el porcentaje de hidrólisis de una sal en agua. Se calcula dividiendo a la
cantidad de ácido formado por la concentración de la sal inicial.
Ejemplo:
Calcular el grado de hidrólisis de una solución de acetato de sodio (NaCH3COO)
0,1M. Ka = 1,8.10-5.
CH3COO- + H2O ——-> CH3COOH + OH-
[OH-] = √ (Kh . [CH3COO-])
[OH-] = 7,45.10-6
αh = [OH-] . 100 / [Sal]
αh = 7,45.10^-6 . 100 / 0,1 M
αh = 0,0074
Definición de pH
El químico Danés SLP Stirensen originalmente
definió el pH como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno
entonces:
pH=-log [H+]
El pH indica el grado de acidez o basicidad de una solución, éste se mide por la
concentración del ión hidrógeno; los valores de pH están comprendidos en una
escala de 0 a 14, el valor medio es 7; el cual corresponde a solución neutra por
13

14. ejemplo agua, los valores que se encuentran por debajo de 7 indican soluciones
ácidas y valores por encima de 7 corresponde a soluciones básicas o alcalinas.
Debido a que el pH indica la medida de la concentración del ión hidronio en una
solución, se puede afirmar entonces, que a mayor valor del pH, menor
concentración de hidrógeno y menor acidez de la solución.
Las propiedades ácido–básicas de los compuestos orgánicos son importantes
para su función en los seres vivos; desde su distribución hasta su destino
metabólico son determinados por el carácter ácido o básico además, la acidez del
medio en que se encuentran, también tiene efecto sobre ellos.
El término ácido proviene del latín acidus que significa “agrio”, y se refiere al sabor
característico de estos compuestos; además del sabor, los ácidos en general son
substancias que provocan vire del tornasol azul a rojo, reaccionan con los metales
liberando Hidrógeno, al tacto tiene sensación acuosa, y pierden estas propiedades
cuando reaccionan con bases. Las bases también se denominan álcalis, nombre
que proviene del griego alqili y que significa “ceniza”, porque estas eran la fuente
de donde se obtenían los álcalis. Sus propiedades características incluyen un
sabor amargo, viran el color del tornasol de rojo a azul, al tacto son resbalosas o
jabonosas, y reaccionan con los metales formando hidróxidos, frecuentemente
insolubles.
Se llegan a denominar ácidos o bases fuertes aquellas sustancias que entregan o
pierden respectivamente muchos iones H+ de la solución. De la misma manera se
denominan ácidos o bases débiles aquellas sustancias que entregan o pierden
respectivamente pocos iones H+ de la solución.
Ácidos: se denominan ácidos a las sustancias que tienden a entregar iones H+ a
la solución.
Bases: se denominan bases a las sustancias que tienden a tomar iones H+ de la
solución.
Los ácidos y las bases tienen una característica que nos deja poder medirlos, es la
concentración de los iones de hidrógeno. Los ácidos fuertes tienen altas
14

15. concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen
concentraciones bajas. El pH entonces es un valor numérico que expresa la
concentración de iones de hidrógeno.
Hay centenares de ácidos - ácidos fuertes como el ácido sulfúrico, que puede
disolver los clavos de acero y ácidos débiles como el ácido bórico, que es bastante
seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas,
llamadas " bases " , las soluciones alcalinas suaves como la Leche-De-Magnesia,
que calman los trastornos del estómago y las soluciones alcalinas fuertes como la
soda cáustica o hidróxido de sodio que puede disolver el cabello humano.
Los valores numéricos verdaderos para estas concentraciones de ion de
hidrógeno son típicamente una fracción muy pequeña EJ 1/10.000.000. Debido a
que éste es un número incómodo con el que trabajar, una escala única fue ideada.
La escala creada utiliza el logaritmo negativo de la concentración del ion de
hidrógeno (o actividad) para las soluciones ácidas y básicas. Los valores leídos en
esta escala se llaman las medidas del "pH".
Los números a partir del 0 al 7 en la escala indican las soluciones ácidas, y 7 a 14
indican soluciones alcalinas. Cuanto más ácida es una sustancia, más cercano su
pH estará a 0; cuanto más alcalina es una sustancia, más cercano su pH estará a
14. Algunas soluciones fotográficas no son ni altamente ácidas ni altamente
alcalinas sino que están más cercanas al punto neutro, pH=7 que es el pH de la
solución del agua de canilla. Las soluciones de revelador tienen valores en la
porción alcalina de la escala del pH, extendiéndose típicamente de pH 9 a 12. Los
baños de parada tienen valores en el extremo opuesto de la escala porque
contienen cantidades grandes de ácido; tienen típicamente valores de pH de 1 a
3.
Una manera simple de determinarse si un material es un ácido o una base es
utilizar papel de tornasol. El papel de tornasol es una tira de papel tratada que se
vuelve color color de rosa cuando está sumergida en una solución ácida, y azul
15

16. cuando está sumergida en una solución alcalina. Aunque otros papeles de pH
pueden ahora proporcionar una estimación más exacta del pH, no son bastante
exactos para medir soluciones fotográficas, y no son muy útiles para medir el pH
de líquidos coloreados o turbios.
Método Colorimétrico: Es el más sencillo pero no el más exacto. Está basado en el
uso de sustancias llamadas indicadores. Los indicadores de pH son ácidos, bases
o sales orgánicas, cuyas moléculas tienen un color cuando están disociadas y otro
cuando están protonadas. Cuando el indicador se comporta como una base débil
se presenta el equilibrio.
El color dependerá principalmente de [H+], la concentración de H+ en la solución.
Comparando el color del indicador en una solución de pH desconocido con el del
mismo indicador en una serie de soluciones de pH conocido, es posible determinar
el pH. La desventaja del método es que la apreciación personal del color provoca
diferencias en la medición.
Método Potenciométrico: El método potenciométrico se basa en la medición de la
diferencia de potencial generado en las llamadas pilas o celdas de concentración.
Al introducir un trozo de metal en una solución del mismo, los iones metálicos de
la solución tiende a depositarse en el sólido y los átomos del sólido tienden a
pasar a la solución.
Existen varios alimentos que se utilizan en la vida diaria algunos ejemplos de ellos
en la siguiente tabla:
16

17. Algunos de los alimentos alcalinos se muestran en la siguiente tabla:
Alimentos ácidos:
17

18. La mayor parte de los elementos alcalinos son elementos que sirven mucho para
la limpieza o desinfección como por ejemplo limpiadores, blanqueadores, el
amoníaco, el jabón. Uno de los elementos más alcalinos conocidos es el limpiador
líquido para desagües que posee un pH de 14.
La escala del pH es sumamente importante para conocer las características de
diferentes elementos y ambientes ya que se considera que en espacios
sumamente alcalinos o sumamente ácidos no es posible la existencia de vida por
la altísima o bajísima presencia de hidrógeno.
18

19. El pH en el aspecto Basal
El organismo mantiene el pH, o lo que es lo mismo la concentración de H+, dentro
de un valor estable a través de un equilibrio homeostático.
Sustrato y producto
Continuamente ingresan y se eliminan ácidos del cuerpo humano. La fuente de
ácidos en nuestro organismo es doble:
1. Carga ácida proveniente de la dieta, representada por ácidos fijos, que es de 1
mEq/kg de peso/día. Depende de la ingestión de proteínas (aminoácidos)
principalmente. Esta carga de ácidos fijos es manejada y eliminada por los
riñones.
2. Carga ácida constituida por dióxido de carbono (CO2), generado me-tabólicamente
a nivel celular. Diariamente se producen unos 13.000 a 15.000
nmol/día de CO2. Esta producción metabólica de CO2 es manejada y eliminada
por los pulmones.
19

20. Regulación del pH: Equilibrio ácido-base
El organismo posee tres mecanismos o líneas de defensa para mantener el pH en
valores compatibles con la vida:
1. amortiguadores.
2. regulación pulmonar de la pCO2 .
3. resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de ácidos.
1. El manejo instantáneo de la carga ácida es realizado por las sustancias
llamadas amortiguadoras, tampones o buffer. Las sustancias amortigua-doras
desarrollan rápidamente su acción (fracción de segundos) previ-niendo
de esta forma cambios excesivos en la concentración de iones
hidrógenos.
2. Cuando la concentración de iones H+, aumenta en forma manifiesta se
produce una estimulación del centro respiratorio. En consecuencia aumenta
la ventilación pulmonar, y puede ser eliminada una mayor cantidad de CO2,
provocando un descenso en la concentración de iones H+ que estaba
aumentada (dicha acción se cumple en aproximadamente 3 minutos).
3. Cuando la concentración de H+ se modifica significativamente, los riñones
producen una orina ácida o alcalina, ayudando también al reajuste del
equilibrio. El riñón manejará la carga de ácidos como órgano más poderoso,
pero requiriendo horas o días para reajustar las alteraciones en los valores
de pH.
20

21. Por ejemplo, si se añade ácido clorhídrico (ClH) a una solución de agua pura, el
pH caerá a 1. Sin embargo, si hay un buen amortiguador el ClH se combinará con
él y variará muy poco el pH
Podemos utilizar, para ilustrar este ejemplo, la reacción de amortiguación que
ocurre con el sistema tampón de bicarbonato de sodio (CO3Na)/ ácido carbónico
(CO3H2). El CO3H2 es un ácido débil porque su disociación en CO3H- y H+ es
muy pobre en comparación con otros ácidos (999 partes de cada 1000 de CO3H2
se disocian en CO2 y H2O, dando una elevada concentración de CO2 y muy poco
de ácido).
Veamos ahora lo que ocurriría si a una solución que contenga este amortiguador
se agrega:
Sistemas amortiguadores del organismo
Hay que recordar que el agua total del organismo está distribuida en
compartimentos de tal forma que en alguno de ellos (como la sangre) es fácil
medir las concentraciones de protones y de amortiguador; sin embargo es difícil
hacerlo en el líquido intracelular que representa el mayor compartimento líquido
del organismo. Debemos recordar entonces cuando se producen cambios agudos
en la concentración de hidrogeniones que la masa total del amortiguador no está
igualmente accesible para la amortiguación en todo el organismo, como el fosfato
y el carbonato almacenado en el hueso.
La acción de un amortiguador está en directa relación con:
1.- su concentración
2.- su pK en relación con el pH de la solución en la cual está colocado
Sistema buffer bicarbonato/ácido carbónico:
21

22. La característica predominante de este sistema amortiguador, es su volatilidad. En
tanto que el equilibrio amortiguador importante ocurre entre el bicarbonato y el
ácido carbónico: el nivel de éste último se refleja en la presión parcial de dióxido
de carbono (pCO2). Así los cambios de la pCO2 cambiarán la concentración de
ácido carbónico.
Este equilibrio entre el dióxido de carbono y el ácido carbónico es importante
porque el CO2 es muy permeable en todo el organismo y no existen barreras
celulares importantes conocidas para este elemento.
En consecuencia, los cambios en la pCO2 inducidos por las variaciones
respiratorias se reflejan simultáneamente por alteraciones en los sistemas extra e
intracelular.
En contraste, cabría esperar que la infusión aguda de bicarbonato tuviera un
impacto mucho más lento en el compartimento intracelular, porque el bicarbonato
en sí no es libremente permeable a través de las membranas celulares.
Un segundo aspecto muy importante se este sistema es que el bicarbonato puede
ser generado y reabsorbido por los riñones.
22

23. El pH en la digestión
La digestión es un proceso complejo, el cual es controlado por diversos factores.
El pH tiene un papel muy importante en el tracto digestivo. En la boca, faringe y
esófago, el pH por lo general es de, 6-8, ligeramente acido. La saliva es quien
controla la acidez de esta parte del sistema digestivo. La amilasa salival, es quien
empieza la degradación de hidratos de carbono. La mayoría de las enzimas
digestivas son sensibles al pH y no funcionarán en un ambiente muy acido, como
el estomacal. El pH por debajo de 5, es un ácido fuerte mientras que mayor a 8, es
una base débil.
El pH en el estómago es muy ácido y por consecuente, los carbohidratos no se
pueden sintetizar bien. El fuerte nivel de acidez en el estómago, también tiene
beneficios, como: ayudando a la degradación de las proteínas, para así ayudar al
intestino delgado y, proporcionando inmunidad no específica, retardando varios
patógenos.
En el duodeno se provee un adecuado balance del pH para activar las enzimas
digestivas. En el hígado se secreta la bilis necesaria para controlar la acidez del
estómago, también el conducto pancreático, se vacía en el duodeno agregando
bicarbonato para crear un ambiente neutro.
23

24. El pH en los huesos
La gran mayoría de minerales que se encuentran en nuestro organismo se
almacenan en los huesos, lugar perfecto para poder cumplir dos propósitos
esenciales en todo cuerpo humano:
Aportan fuerza y consistencia a los huesos.
Estos minerales pueden alterar el nivel de acidez en la sangre. No importa lo
pequeña que sea la variación, ya que el cuerpo siempre atento para poder regular
esa anomalía. Siendo así, entonces el cuerpo lanzara minerales alcalinos para
contrarrestar la acidez, siendo que si no alcanza los minerales en sangre, recurrirá
a los almacenados en distintos sistemas, como el muscular o el óseo.
Estado patológico del sistema reproductor y urinario
Las estructuras del sistema reproductor están sometidas a la presencia de
diversos fluidos que son muy susceptibles a la contaminación, como es la
menstruación. Durante este período es necesaria la utilización de productos
higiénicos o tampones, dependiendo de la cantidad del flujo, será la frecuencia del
cambio. Es en estos días la mujer debe extremar las medidas higiénicas utilizando
para ello productos suaves y respetuosos con el pH de la zona íntima.
El pH vaginal es distinto en cada etapa de la vida de la mujer: durante la pre-adolescencia
y la menopausia el pH vaginal es neutro; desde la pubertad y hasta
la menopausia y durante la edad fértil el pH es más ácido; y en situaciones
especiales, como el embarazo, el pH es aún más acido.
24

25. En el ambiente vaginal, el pH neutro es de 6, por debajo de este número es más
ácido y sobre ese número es alcalino, haciendo un lado la regla de la acidez
neutra de 7. La vagina generalmente tiene un pH ácido de equilibrio de entre 4 y
4,9.
El desequilibrio del pH vaginal puede favorecer la aparición de microorganismos
dañinos en la vagina. La disminución de la acidez en la vagina favorece
la aparición de las inflamaciones.
Cuando hay infecciones se produce un círculo vicioso en el que los gérmenes
exógenos tienden a desplazar a los que producen a los internos que son los que
producen la acidez, como es el lactobacilo, y uno de ellos es el comúnmente
llamado “guardián de la vagina” o Döderlein. Aunque también son desplazados,
cuando por ejemplo la mujer está tomando algún tratamiento farmacológico, como
antibióticos.
Algunos días después de iniciado el tratamiento con los antibióticos, comienza la
urticaria vaginal, ya que estos fármacos matan a los gérmenes, afectado la acidez
vaginal, pero a su vez propician la aparición de gérmenes exógenos.
.
Causas de la vaginitis
Cándida. La candidiasis (conocida como algodoncillo o infección de hongos) es un
padecimiento producido por el hongo cándida.
Tricomoniasis. T. vaginalis, Produce leucorrea profusa, espumosa, amarillo-verdosa
y maloliente y prurito vaginal. Su pH >4,5.
Para establecer el diagnóstico se requiere una exploración cuidadosa de la
paciente y un estudio del exudado vaginal y cervical, que comprende: pH, examen
microscópico en fresco y prueba de las aminas; Gram del exudado; cultivos de
cérvix para Chlamydia y N. gonorreae y citología.
25

26. Urinario
La infección del tracto urinario (ITU) es uno de los padecimientos más frecuentes
del ser humano, desde sus primeros días hasta la senectud. Su prevalencia en
ambos sexos y en los distintos grupos de edad es variable. En los tres primeros
meses de vida la ITU es más frecuente en los varones debido a alteraciones
estructurales como la presencia de válvulas uretrales posteriores. Este hecho
prueba que un obstáculo que se oponga a la eliminación de la orina, provocando
su retención en cualquier segmento de la vía, constituye un factor predisponente
para la infección.
La orina con pH más alcalino (pH> 7,5) indica la formación de piedras en la vía
urinaria o infecciones, sí la orina es demasiado ácida (pH< 5), puede deberse a la
formación de cristales de xantina, cistina, ácido úrico y oxalato cálcico. La orina
alcalina se acompaña de tendencia a formar cálculos de carbonato cálcico, fosfato
cálcico, y fosfato de magnesio.
El pH vaginal: Flujo Normal: 3,8 – 4,2. El Flujo provocado por Trichomonas
(parásitos):
pH: 5 – 6; se caracteriza por flujo espumoso, amarillento sucio, olor a huevo
podrido, decolora la ropa interior de algodón, hay prurito, mucho dolor y
dispareunia, la sangre menstrual tiene olor penetrante.
El pH del semen tiene un rango normal muy estrecho aproximadamente un 7-8,
por ejemplo: un pH alcalino se relaciona con trastornos a nivel de la próstata
mientras que un pH ácido podría estar asociado a una disfunción de las vesículas
seminales. Todos los fluidos biológicos tienen pH determinados y su alteración son
un indicativo más de una alteración que perturba el equilibrio del organismo.
26

27. Estudio del efecto del pH de la orina en la progresión de los tumores de
vejiga urinaria. La Alcalosis sistémica se ha postulado para mejorar la
tumorigénesis, mientras que la acidosis sistémica se ha implicado para ejercer una
influencia favorable en el control del tumor y regresión. En el presente estudio el
pH urinario fue influenciado por la alimentación de ácido o de formación de las
dietas de formación de base, y el efecto de la orina alcalina o ácida en la fase de
progresión temprana y tardía de la carcinogenicidad de vejiga urinaria se investigó
en ratas Wistar macho. Lesiones de la vejiga se iniciaron por N-butil-N-(4-
hidroxibutil) nitrosamina (0,05% de BBN al agua de bebida durante 4 semanas) y
promovidos por bicarbonato de sodio (NaHCO3 3,4% en la dieta durante 15 o 25
semanas). Después de corto plazo (15 semanas) y más a largo plazo (25
semanas) promoción con NaHCO3, grupos de 20 ratas fueron alimentadas con
una dieta que contenía el cloruro de amonio acidificantes sal (2,1% NH4Cl) o la
dieta control. Todas las ratas supervivientes fueron asesinadas después de una
duración total del estudio de 52 semanas. Grupos de control adicionales fueron,
después de la iniciación, las dietas que contienen NaHCO3 alimentados y
asesinados después de 15 semanas o 25 semanas de promoción, o al final del
estudio. En ratas alimentadas con dietas con sales añadidas, la ingesta de agua y
la cantidad de orina producida se incrementó y la densidad urinaria se redujo en
comparación con las ratas alimentadas con la dieta control. Durante la
alimentación de NaHCO3, se aumentaron el pH urinario y la concentración de
sodio. Durante la alimentación de NH4Cl, pH urinario se redujo y se incrementaron
las concentraciones de cloruro de calcio y urinarios. Iniciación por BBN seguido
por tratamiento con NaHCO3 causó una alta incidencia de hiperplasia nodular /
papilares, papilomas y carcinomas de epitelio de la vejiga. Estas lesiones
progresaron con el tiempo o la mayor duración de la promoción de NaHCO3. No
se encontró un efecto protector del tumor de la acidificación urinaria por NH4Cl.
De hecho, tanto la acidificación y alcalinización prolongada tienden a agravar la
malignidad del carcinoma de vejiga.
27

28. El pH en saliva
Cuando cepillas tus dientes, el pH de tu boca deberá encontrarse en un valor muy
cercano a 7, es decir, un pH neutro.
Si el pH se encuentra debajo de 5.5, el esmalte en los dientes empieza a perderse
ocasionando daños. El comer o ingerir carbohidratos propicia la aceleración del
daño de tus dientes.
Cuando los alimentos se descomponen en nuestras bocas, generan un ambiente
más acido, a su vez, propiciando la aparición de gérmenes que lo vuelven aún
más acido.
Para reducir los efectos dañinos a los dientes, las encías y mantener una boca
sana; es muy importante el cepillado después de cada comida. Recuerda también
utilizar el hilo dental y algún enjuague bucal.
28

29. Orina
La orina en estado normal, se sabe que se encuentra en una escala de pH 4.6 a
8.0, esto dependiendo de la edad de la persona, sexo, trabajo en el que se
desenvuelve, etcétera. Cuando la orina genera un dato ácido o alcalino podría
deberse a:
Un pH alto en la orina puede deberse a:
 Que los riñones no eliminan apropiadamente los ácidos (Acidosis tubular
del riñón, también conocida como acidosis tubular renal)
 Insuficiencia renal
 Bombeo del estómago (succión gástrica)
 Infección urinaria
 Vómitos
Un pH bajo en la orina puede deberse a:
 Cetoacidosis diabética
 Diarrea
 Demasiado ácido en los líquidos corporales (acidosis metabólica,
cetoacidosis diabética), como la Inanición
En general los síntomas de que hay algo mal en nuestra orina son:
Estado general: Falta de energía, disminución de la temperatura corporal,
degradación cálcica y tendencia a las infecciones.
Estado psíquico: Pérdida del ánimo, del impulso y del gozo de vivir. Tristeza y
nerviosismo.
Intestinos: Desarreglos intestinales liberadores de ácidos, ardor rectal, inflamación,
tendencia diarreica, calambres y dolores abdominales.
29

30. Riñones - Vejiga: Orina ácida, irritación y ardor vesical, uretral y cálculos.
El equilibrio ácido-básico también es influenciado por la manera de vivir, en el
curso de la jornada, durante los descansos, en el lugar de trabajo, etc.,
Litiasis renal: Esta condición, aunada a la presencia de sustancias producidas por
el mismo riñón que evitan la precipitación de sales, impide habitualmente que
formemos piedras o litos. Cuando la orina es muy alcalina, o demasiado ácida, o
tomamos pocos líquidos, o nos faltan las condiciones y sustancias que evitan la
formación de piedras, hablamos de una orina formadora de litiasis o litogénica.
Existen varios tipos de litos renales, los formados por calcio son los más
frecuentes; casi el 95% de todas las piedras renales son de calcio. Se forman
cuando existe hipercalciuria o bien cuando las condiciones de la orina favorecen la
precipitación de cristales de calcio. En algunas condiciones se incrementa la
absorción de calcio en intestino o bien se remueve una cantidad mayor de calcio a
partir del hueso. Algunos litos de calcio son causados por el exceso de un químico
llamado oxalato, presente en muchos alimentos, éste se une fácilmente al calcio
para formar piedras. Se aumenta el riesgo de la formación de litos de calcio,
cuando se es portador de ciertas enfermedades médicas, como por ejemplo
hiperparatiroidismo y enfermedad inflamatoria intestinal. La orina alcalina favorece
la precipitación del calcio.
30

31. Sangre
El pH de nuestra sangre debe estar siempre constante, si alguna vez esto
cambiase se tendria que tomar una medida de emergencia muy rápida, ya que
esta nos podria ocasionar un coma o la muerte, así que tenemos que ponersela
fácil a nuestro cuerpo. El pH óptimo de la sangre humana debería ser ligeramente
alcalino con un valor entre 7.35 y 7.45, pero por desgracia se estima que el 90%
de los habitantes de los países supuestamente desarrollados sufren acidosis,
incluyendo a los niños. Para hacernos una idea del fragil equilibrio de pH y su
importancia vital: si el pH disminuye de de 7,1 se producirá el coma y si llega al 6,9
se producirá la muerte, también moriríamos si la alcalinidad de nuestra sangre
llegase al 7,8. En la siguiente imagen se muestra los alimentos que producen los
excesos:
Figura:
Las patologías que se presentarían son:
Arritmia: La alcalosis puede causar arritmia, o latidos irregulares del corazón,
indica New York Times Health Guide. Esto puede ocurrir cuando el cuerpo se
hiperventila. La consiguiente irregularidad en la respiración puede hacer que el
corazón lata a intervalos irregulares también. Con el fin de diagnosticar la
31

32. alcalosis, los médicos buscarán dióxido de carbono y los niveles de bicarbonato de
sodio en la sangre del paciente. Estos dos productos químicos ayudan a regular la
respiración, la frecuencia cardiaca y la función del órgano. En los pacientes con
altos niveles de pH, el dióxido de carbono será bajo y los niveles de bicarbonato
de sodio altos. Esto provocará un aumento en la tasa de respiración del paciente y
arritmia cardiaca. Los pacientes pueden experimentar dificultad para respirar, dolor
en el pecho y palpitaciones.
Coma: La alcalosis puede inducir un coma si los niveles de pH son
suficientemente altos, indica la New York Times Health Guide. Esto puede ser una
consecuencia de las dificultades de respiración típicas de la alcalosis. El riesgo de
un coma alcalosis inducida puede verse afectada por otros factores, tales como el
nivel de oxígeno en el aire circundante o la presencia de una enfermedad
pulmonar.
La hipopotasemia: La alcalosis metabólica puede causar que el cuerpo tenga
niveles de electrolitos desequilibrados, indica la New York Times Health Guide. A
menudo, los niveles de potasio se reducen significativamente. Esta reducción
drástica del potasio se llama hipopotasemia. A medida que aumentan los niveles
de pH, los niveles de potasio en la sangre siguen cayendo. Esto puede conducir a
problemas en los riñones, el corazón y sistema digestivo.
Deterioro de la función de los órganos: La acidosis respiratoria puede afectar las
funciones normales de los órganos, de acuerdo con Drugs.com. Esto puede ser
provocada por una acumulación excesiva de dióxido de carbono. Tal acumulación
disminuye el pH del cuerpo, convirtiéndolo en ácido. En consecuencia, el cuerpo
se vuelve débil y agotado. Los niveles de oxígeno en el cuerpo disminuyen, la
función del órgano se perjudica más.
Falla respiratoria: La acidosis eventualmente puede dar lugar a una insuficiencia
respiratoria, señala Drugs.com. Esto a menudo se complica aún más por la
presencia de condiciones que alteran la respiración. Los posteriores dificultades
respiratorias aumentan la acidez de la sangre. Finalmente, la acidosis se vuelve
tan severa que la respiración falla por completo.
32

33. Convulsiones: La alcalosis respiratoria severa puede causar convulsiones, indica
New York Times Health Guide. Esto puede comenzar cuando el cuerpo se
hiperventila y aumentan los niveles de pH. La alcalosis posterior puede ser lo
suficientemente grave como para provocar convulsiones. Los casos de
convulsiones por alcalosis son raras, pero, si están presentes, pueden indicar un
aumento potencialmente mortal en los niveles de pH.
Conmoción o muerte: La acidosis metabólica a veces puede ser tan severa que
provoca una conmoción, señala MedlinePlus, un servicio de National Institutes of
Health. Por otra parte, si la acidosis metabólica es los suficientemente severa,
puede incluso resultar en la muerte.
Por ello, es muy importante cuidar de lo que comemos si queremos vivir más
tiempo.
33

34. Fluidos Genitales
La secreción vaginal (o flujo) es el fluido lubricante que se produce para reducir la
fricción durante las relaciones sexuales. A menudo tiene lugar durante la
excitación sexual femenina. La sequedad vaginal es un trastorno en el cual esta
lubricación es insuficiente.
Composición de la secreción vaginal: El fluido de lubricación contiene agua,
piridina, escualeno, urea, ácido acético, ácido láctico, alcoholes complejos y
glicoles, cetonas, y aldehídos. El fluido suele ser claro y más parecido al líquido de
pre-eyaculación del varón que al de eyaculación. Sin embargo, la secreción puede
variar en consistencia, textura, color y olor, según diversos factores como la
excitación sexual, el tiempo del ciclo menstrual, la presencia de una infección y la
dieta. La secreción vaginal es ligeramente ácida y puede hacerse más ácida con
ciertas enfermedades de transmisión sexual. El pH normal del fluido vaginal está
entre 3.8 y 4.5, mientras que en el semen masculino es de entre 7.2 y 8.0 (una
sustancia neutra tiene un pH de 7.0). La acidez vaginal, que también es importante
tenerla en la orina, es un mecanismo de protección contra las infecciones en esa
zona, ya que un medio ácido es hostil para la mayoría de los gérmenes que
pueden atacar esa zona. Por tanto, cuando existe un medio ácido en la zona
genital o urinaria en la mujer, las probabilidades de contraer una infección son muy
bajas”. Según el especialista, cuando hay infecciones se produce un círculo
vicioso muy negativo en el que los gérmenes exógenos tienden a desplazar a los
que producen la acidez, como es el lactobacilo, y uno de ellos es el comúnmente
llamado “guardián de la vagina” o Döderlein. Cuando éste es desplazado, entran
otros gérmenes que no se sienten cómodos con la acidez y la van disminuyendo.
Los gérmenes “positivos” o lactobacilos que producen la acidez vaginal, pueden
ser disminuidos o desplazados cuando la mujer tiene un tratamiento con
antibióticos, por otros motivos, como una inflamación en la garganta por ejemplo.
34

35. Por lo general, a pocos días de iniciado el tratamiento con algún antibiótico,
comienza la picazón vaginal, ya que ese tipo de fármacos “mata” el Döderlein,
afectando la flora vaginal, disminuyendo la acidez, y aumentando la posibilidad de
ataque de los gérmenes exógenos. A consecuencia de ello, se producen
enfermedades tales como vaginitis y/ o vulvo vaginitis, entre otras. Es importante
recalcar que los hombres no sufren de muchas complicaciones respecto a el flujo,
en cambio en una mujer, es una zona la cual debe cuidarse mucho ya que el pH,
determina ciertas patologías.
35

36. Heces
El rango de pH es dependiente de la dieta; Normal: neutral que es ligeramente
alcalino o ácido. El pH fecal es generalmente ácido: entre 5 y 6.
pH
elevado(alcalino):
Degradación de proteínas.
Colitis.
Adenoma velloso.
Uso de antibióticos.
Un pH fecal alto puede ser un factor de riesgo de cáncer colo-rectal. La ingesta de
cereales con fibra (75 100g/días x 14 días) demuestra la capacidad de reducir el
pH fecal en 0,4 unidades. Sin embargo, esto significa que un pH alto se relaciona
en segunda instancia con el riesgo de cáncer.
pH
bajo : (ácido)
Malabsroción de carbohidratos.
Malabsorción de grasas.
Deficiencia de disacaridasa.
Un pH fecal menor de 6.0 es evidencia sugestiva de mal absorción de azúcares.
En niños y en algunos adultos se nota que sus heces tienen un olor dulce como
resultado de ácidos grasos volátiles y la presencia de intolerancia a la lactosa. PH
fecales bajos también contribuyen a escoriaciones de la piel de la región perianal,
frecuentemente acompañadas de diarrea.
36

37. 37

38. Conclusión
Concepto de pH
El pH es el estado de regularización de una base o acido esto se refiere al estado
de concentración de iones hidrógenos [H +] en los líquidos corporales o acido-base.
En las personas normales la concentración de h+ es de 40 nanomoles/l de
plasma. En comparación con la concentración de otros cationes, es relativamente
pequeña.
Se describen los aspectos generales, funcionales y la forma de evaluarlo en el
cuerpo humano.
Por litro de plasma hay aproximadamente 142 millones de nanomoles de Na+ y 4
nanomoles de K+. Por lo tanto la cantidad de H+ en el plasma es más o menos la
millonésima parte de la cantidad de cationes. Una proporción igual de H+ existe
con relación a los aniones.
Debido a que resultaba difícil expresar la concentración de iones H+ en una
unidad que sea útil comparar con la concentración de otros iones, Sorensen en
1909, desarrolló el concepto de pH, definiéndolo como el logaritmo negativo de la
concentración de iones H.
ph= -log [ H+]
El agua es un solvente biológico ideal, es una molécula tetraédrica asimétrica que
forma dipolos. Puede actuar como acido o como base.
Escala de pH:
38

39. Si tomamos la disociación del agua pura, la misma se produce según la siguiente
reacción: En el momento que se logra el equilibrio en ésta ecuación, la
concentración de hidrogenión es igual a la concentración de hidroxilos, y cada uno
tiene un valor de 10-7.
El punto neutro del pH es 7 que es el agua pura, del 1 al 7 es ácido y del 7 al 14
es alcalino.
Estructura del pH.
 Hidrogenión (H+): los líquidos corporales además de contener cationes y
aniones, contienen el protón H+ o hidrogenión. En las soluciones acuosas,
hay poco o ningún protón H+ en forma de protones simples. Casi todos los
protones de H+ de las soluciones acuosas se hallan en reacción con agua
formando iones hidratados.
 Ácidos: se denominan ácidos a las sustancias que tienden a entregar iones
H+ a la solución.
 Bases: se denominan bases a las sustancias que tienden a tomar iones H+
de la solución.
De tal manera se definen si son ácidos o bases. Se denomina fuertes a aquellas
que entregan o aceptan varios iones H+ y débiles a aquellas que entregan o
aceptan pocos iones H+.
39

40. La Importancia del Equilibrio del pH en relación con medicina
Existe un “estado pH” en el organismo que fluctúa entre una alcalosis y una
acidosis a lo largo de las 24 horas del día.
Si este trasiego o movimiento no se produjese sería imposible la puesta en
marcha de las diferentes rutas bioquímicas y el metabolismo se pararía
precisamente el motor de la vida biológica es este ir y venir del “estado pH”.
Son pequeñas fluctuaciones en torno a la posición del equilibrio, pero suficientes
para que exista el movimiento bioquímico.
Aunque se acepta que el pH es el logaritmo inverso de la concentración de iones
de hidrogeno, esta es una forma de expresarse casi matemática y que
conceptualmente es ininteligible.
Se crea un campo electromagnético, y es esta la primera vez que en medicina
científica se habla de estos campos, no en vano en física, se define el campo
magnético como aquel lugar del espacio donde actúan fuerzas electromagnéticas
40

41. y desde Maxwell a nuestros días queda unido para siempre el concepto de carga
eléctrica y carga electromagnética, por lo tanto cuando hablamos de pH estamos
hablando de campos electromagnéticos.
Todo sistema biológico que tiene vida es un campo electromagnético fluctuante
entre la positividad y la negatividad, sea este una hormiga, una planta o una
bacteria incluso la propia célula y en función de ese trasiego y debido a él, posee
vida.
Esto solo puede ser explicado desde el intento por parte de los organismos vivos
de salir de ese estado de carga, sea positiva o negativa, buscando el reposo óseo
el punto eléctricamente neutro es decir el electro-neutralidad. Pero ello significa, la
parada bioquímica, es decir la muerte.
Por lo tanto, si esa infructuosa búsqueda la llamamos vida y la parada la muerte,
todos los organismos buscan la muerte, de acuerdo con esto definiríamos la vida
como la búsqueda de la electro-neutralidad o muerte.
Ocurre sin embargo que en la búsqueda del punto de equilibrio no lo consigue
normalmente y pasa al otro estado de carga, obligando a una nueva búsqueda en
el sentido contrario, o sea, es como una balanza en equilibrio inestable obligada
hacer oscilaciones en un sentido y en otro sin parar nunca.
Estas oscilaciones de pH, tienen un periodo de 24 horas y cada oscilación debe
producirse con la misma amplitud, tanto en un sentido como en el otro, incluso con
una determinada velocidad, siempre la misma. El sistema por lo tanto puede
cabecear hacia la alcalosis o hacia la acidosis, dando lugar a enfermedades
diferentes en cada caso.
Solamente regulando este sistema, cuando esta alterado, se puede recuperar la
salud. En casi todas las patologías que asolan al ser humano y más en la edad
adulta y senectud, es posible encontrar desequilibrios de este sistema.
41

42. Bibliografia
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http://quimicoclinico.wordpress.com/2008/06/11/significado-clinico-del-ph-en-las-heces/
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Equilibrio-de-pH-en-sangre:-los-peligros-de-la-acidosis-y-su-relacion-con-
las-principales-enfermedades.html
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Stites, Dp. Inmunologia Básica y clínica. 9ª
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Stites, Dp. Inmunologia Básica y Clínica. (1999). Inmunologia básica y clínica.
Estados unidos. Elsevier. 1998
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