Introducción a la Medicina 2024 - Universidad Nacional de Tucumán - PDF

Universidad Nacional de Tucumán Facultad de Medicina INTRODUCCIÓN A LA MEDICINA 2024 Unidad 1 Tema 1: Sistemas dispersos. Contenidista: Dra. María Laura Jiménez Dra. Silvina Aguirre  FICHA 7 SISTEMAS DISPE...

Universidad Nacional de Tucumán Facultad de Medicina INTRODUCCIÓN A LA MEDICINA 2024 Unidad 1 Tema 1: Sistemas dispersos. Contenidista: Dra. María Laura Jiménez Dra. Silvina Aguirre  FICHA 7 SISTEMAS DISPERSOS El hombre como ser vivo está constituido por billones de células, las cuales se encuentran separadas del medio que las rodea por una estructura denominada membrana plasmática. Esto determina dos grandes compartimientos corporales: Intracelular: se encuentra rodeado por la membrana plasmática, Extracelular: está fuera de la célula. Este compartimento a su vez se divide en dos subcompartimientos: intersticial: es el que se encuentra entre las células. intravascular: es el que se encuentra dentro de los............................vasos.sanguíneos. En estos compartimientos el principal componente es el agua, en el cual se encuentran "suspendidas", "dispersas" o "disueltas" una gran cantidad de sustancias como glucosa, proteínas, sodio, colesterol etc. Los líquidos biológicos (sangre, orina, líquido cefalorraquídeo) forman así sistemas dispersos, tema que estudiaremos a continuación con un enfoque físico-químico. Compartimento intracelular Compartimento extracelular (intravascular) Compartimento extracelular (intersticial) Compartimentos corporales 1  SISTEMAS DISPERSOS O DISPERSIONES Es importante primero definir desde el punto de vista de la físico- química a que llamamos sistemas. Se define como sistema a una parte específica del universo separada del resto por límites reales o imaginarios. El sistema es lo que nos interesa estudiar y el resto del universo, externo a aquel, se denomina entorno. Pueden dividirse en: Homogéneos: Son sistemas que tienen las mismas propiedades intensivas y químicas en todo su volumen, es decir, en cualquier parte del sistema. No tienen superficie de separación. Heterogéneos: Tienen diferentes propiedades intensivas en cada una de sus partes. Presentan superficie de separación y están formados por dos o más fases. Llamamos sistemas dispersos o dispersiones a sistemas donde encontramos partículas dispersas o muy subdivididas en un medio, el cual generalmente es líquido. Como todo sistema las dispersiones pueden ser heterogéneas u homogéneas. DISPERSIONES HETEROGÉNEAS Forman dispersiones heterogéneas las dispersiones groseras. La fase que se encuentra dividida se llama fase dispersa o interna, la otra es la fase dispersante o externa. Generalmente la fase dispersa puede ser observada a simple vista o con una lupa. Un ejemplo de este tipo de dispersión es el talco y agua, o agua y gas (soda). En el límite entre dispersión homogénea y heterogénea, se encuentran las dispersiones coloidales. En este caso a la fase dispersa se le llama micela. Un ejemplo de dispersión coloidal es el agua jabonosa, la clara de huevo en agua. DISPERSIONES HOMOGÉNEAS Forman dispersiones homogéneas las soluciones verdaderas. Tienen una única fase, por lo tanto la nomenclatura fase dispersa y fase dispersante no se utiliza. En este caso, generalmente se llama soluto a la sustancia que se encuentra en menor proporción y solvente a la sustancia que se encuentra en mayor proporción. 2 Es importante que sepas que hay otros criterios para definir soluto y solvente. Por ejemplo, también se denomina solvente al componente cuyo estado de agregación coincide con el de la solución formada. Es decir, que por ejemplo si se disuelve una gran cantidad de sal (sólida) en muy poco volumen de agua (líquida), se obtiene una solución líquida y al agua se lo considera como solvente a pesar de estar en menor proporción. Tipos de dispersiones (según el estado físico de sus fases) En las dispersiones, las partículas dispersas y el medio en el que dichas partículas se hallan distribuidas pueden encontrarse en los tres estados de agregación de la materia (sólido, líquido o gaseoso), por lo tanto son posibles nueve combinaciones, que podemos observar en la Tabla 1. Tabla 1. Ejemplos de sistemas dispersos con diferentes estados de agregación tanto de las partículas dispersas como del medio de dispersión. 3 Emulsiones y suspensiones Las emulsiones y las suspensiones son sistemas dispersos heterogéneos en los cuales la fase dispersa no es visible a simple vista, pero sí lo es al microscopio. Por el momento, sin entrar en detalles sobre el tamaño de las partículas, es importante que conozcás a este tipo de dispersiones ya que, además de ser sistemas que existen en la naturaleza, los médicos se enfrentan a estos términos especialmente cuando leen los prospectos de muchos fármacos (medicamentos) en donde se indica si los mismos son suspensiones o emulsiones. ¿Cuál es la diferencia entre emulsión y suspensión? Cuando ambas fases (dispersa y dispersante) son líquidas, la dispersión se denomina emulsión. Por ejemplo, la leche se presenta a simple vista como un líquido blanco homogéneo, pero observada al microscopio resulta ser un sistema heterogéneo constituido por la dispersión de partículas de materia grasa en un medio líquido. Si la fase dispersa es sólida (la fase dispersante puede ser líquida o gaseosa) la dispersión se llama suspensión. Son ejemplos de suspensiones el jugo de naranja mezclado (ya que la pulpa flota y no se integra al medio líquido), la mayoría de los medicamentos en polvo cuando se los disuelve en agua. Estos sistemas son poco estables, ya que, por su tamaño, las partículas sólidas en una suspensión suelen sedimentar fácilmente cuando la mezcla se encuentra en reposo. Muchas suspensiones necesitan ser mezcladas o sacudidas para volver a su estado de suspensión. Por eso, muchas veces los frascos de los medicamentos, especialmente las presentación en forma de jarabe, tienen la leyenda "Agitar antes de usar", ya que de lo contrario la dosis administrada sería errónea. 4 Clasificación de las dispersiones (según el tamaño de las partículas dispersas) Las propiedades de los sistemas dispersos y su estabilidad dependen del tamaño de las partículas dispersas. Si estas son muy grandes, como mencionamos anteriormente, los sistemas dispersos son inestables y en poco tiempo se produce la separación de las fases. Según el tamaño de las partículas dispersas las dispersiones se clasifican en: Dispersiones groseras o macroscópicas: Son sistemas hetero- géneos. La fase dispersa puede ser observada a simple vista o con lupa. El tamaño de las partículas dispersas es mayor a 0,1 µm (mayor a 100 nm). Dispersiones coloidales o sistemas coloidales: Estos sistemas, a veces llamados directamente "coloides", están en el límite entre sistema homogéneo y heterogéneo. Las partículas dispersas son tan pequeñas que no pueden verse a simple vista ni quedan retenidas en filtros comunes, por lo que parecen soluciones. Su tamaño oscila entre 0,1 µm y 0,001 µm (entre 100 y 1 nm). Se caracterizan por presentar el llamado "Efecto Tyndall", un fenómeno físico que causa que las partículas coloidales (las dispersas) en un medio líquido o gaseoso sean visibles debido a que éstas son capaces de dispersar la luz. Cuando se hace pasar un haz de luz por las dispersiones coloidales y se mira en forma perpendicular al rayo incidente, se pueden observar pequeños puntos luminosos, haciéndose visible el trayecto de luz. El efecto Tyndall se observa claramente cuando se usan los faros de un automóvil en la niebla o cuando entra luz solar en una habitación con polvo, observándose las partículas de polvo atmosférico son visibles como puntos luminosos. tienen Los coloides tienen gran importancia biológica. Por ejemplo, las proteínas en plasma forman un sistema coloidal. Ademas tienen propiedades específi- cas que los diferencian de las otras dispersiones. Gracias a sus propieda- des coloidales, las proteínas pueden ser separadas por una técnica llamada electroforesis. 5  Soluciones verdaderas: Forman un sistema homogéneo. Las partículas tienen un tamaño menor a 0,001 µm (menor a 1 nm), pueden ser iones o moléculas. Sus componentes siempre son miscibles o solubles entre sí. La Tabla 2 resume las principales diferencias entre los tres tipos de dispersiones: Tabla 2. Principales características que permiten diferenciar entre sí a los distintos sistemas dispersos. *Movimiento Browniano: Movimiento de las partículas en zig-zag irregular y constante, característico de las partículas coloidales. 6  Antes de continuar en el desarrollo de este tema, es necesario aclarar que no toda la bibliografía que existe sobre el tema de dispersiones coincide en la manera en que las clasifica según el tamaño de las partículas dispersas. Existe mucha Existediscordancia en este punto. Nosotros utilizaremos el criterio antes descripto. DISPERSIONES EN NUESTRO ORGANISMO En nuestro organismo encontramos los tres tipos de dispersiones: groseras, coloidales y soluciones verdaderas. En el medio intravascular se encuentran disueltas en el plasma células sanguíneas y sustancias químicas. En la Tabla 3 podemos ver estos ejemplos. Tabla 3. Dispersiones en el medio intravascular. CONCENTRACIONES DE LAS SOLUCIONES ¿Por qué es importante el estudio de las soluciones y la concentración de las mismas? Nos vamos a referir específicamente a las soluciones, pero tené en cuenta que los conceptos que aprenderás también se aplican a las suspensiones, emulsiones y coloides, por lo que estas consideraciones son válidas para las dispersiones presentes en los líquidos biológicos. *Diferencia entre sedimentación y precipitación: La sedimentación es un proceso que se produce por efecto de la gravedad y el sedimento siempre se deposita en el fondo del sistema. La precipitación, en cambio, es un proceso producido por algún cambio físico o 7 químico de la sustancia, y no necesariamente el precipitado se deposita en el fondo. Para expresar la composición de una solución en forma cuantitativa o la proporción en que se encuentra cada soluto, se utiliza el término concentración. Esta magnitud define la relación que existe entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o de solución. En química, las concentraciones generalmente están expresadas utilizando unidades químicas como el mol y equivalente-gramo, a partir de las cuales las concentraciones pueden expresarse en normalidad (N), molaridad (M) o molalidad (m). También se utilizan expresiones de concentración porcentuales (m/m, m/V y V/V). Otras veces se expresa la concentración haciendo referencia a la masa de soluto en relación a un volumen de solución, como por ejemplo g/L, mg/dL, mg/dL, etc. Más adelante explicaremos estos términos. Las soluciones en los seres vivos Desde el punto de vista biológico, como dijimos al principio, el agua es un componente esencial de todo ser vivo, siendo el solvente en el que están disueltas la mayoría las sustancias del organismo (glucosa, proteínas, sodio, colesterol, etc.). Es así que en los seres vivos, las soluciones cumplen un papel fundamental, ya que dentro y fuera de las células las sustancias están disueltas en el agua, formando soluciones (u otra forma de dispersión). Estas soluciones deben estar formadas por una determinada proporción de cada uno de los solutos con respecto al solvente (el agua). Es decir, que las soluciones biológicas deben tener una cierta concentración de cada uno de los solutos que tiene disueltos. Se define así un valor de referencia (VR), antes denominado “Valor Normal”, para cada soluto, que en general es un rango considerado como normal para una sustancia dada. Este valor se establece después de conocer la distribución de las cifras en poblaciones de referencia. 8 Las soluciones en medicina Los médicos, en su práctica profesional diaria, deben calcular, manejar e interpretar las concentraciones de diferentes solutos. En la práctica diaria el médico se encuentra muchas veces con la necesidad de analizar datos de laboratorio, que están expresados en unidades de concentraciones. El médico también se enfrenta...................... cotidianamente a un gran número de sustancias químicas que interactúan con el organismo siendo utilizadas en el diagnóstico, prevención y tratamiento de una enfermedad para el alivio de sus síntomas. Estas sustancias se denominan fármacos. Estos fármacos generalmente no se administran al paciente en forma pura, sino que a muchos de ellos se los suministra en forma de solución. También, muchas veces los fármacos se presentan comercialmente en forma de suspensión o de emulsión, las cuales, una vez realizada la homogenización, son tratadas igual que las soluciones para realizar los cálculos referidos a concentración. Conceptos previos Antes de comenzar con el estudio de las unidades y las medidas de concentración es importante aclarar conceptos que nos servirán para comprender mejor los contenidos de este tema. Unidad de Masa atómica: Las masas de los átomos individuales son muy pequeñas. Hasta el átomo más pesado que se ha descubierto tiene una masa menor que 5. 10 -25 kg. Conviene definir una unidad especial en la que las masas de los átomos se expresen sin tener que usar exponentes negativos. Esa unidad se llama unidad de masa atómica (u.m.a) y se representa con el símbolo u. Se define como exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de C 12*. Así, la masa atómica relativa del átomo de C 12 resulta exactamente igual a 12 u. A partir de este patrón se definen masa atómica relativa y masa molecular relativa. La u.m.a. *C12: Existen diferentes isótopos del elemento Carbono. Recordá que los isótopos son átomos del mismo elemento (por lo tanto tienen el mismo n° de protones) pero difieren en el n° de neutrones. El C12 es el isótopo cuyo n° másico (suma de protones y neutrones) es 12. Por lo tanto, como el número atómico (n° de 9 protones) del C es 6, el isótopo C12 posee 6 neutrones. Masa atómica relativa (Ar): Recordemos que un átomo está formado por un núcleo, y alrededor orbitan los electrones. La mayor parte de la masa del átomo (99 %) se encuentra en el núcleo. Pero al ser una partícula tan pequeña, su masa también lo es y deberíamos trabajar, como vimos, con números extremadamente pequeños. Para evitar esto........ se determina entonces un valor relativo de masa atómica para cada elemento. La masa atómica relativa se define como un número que indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo que 1 u.m.a. La tabla periódica muestra este valor de masa atómica relativa para cada uno de ellos. Por ejemplo, la Ar del hidrógeno es 1,00784 u; esto significa que la masa del átomo de hidrógeno es 1,00784 veces mayor que 1 u.m.a. Aclaración: En este concepto hay discrepancia en su denominación. En algunos libros se refieren como "peso atómico" o "masa atómica". También podés encontrar discrepancias con el símbolo de este concepto. Masa molecular relativa (Mr): Las sustancias moleculares están formadas por dos o más átomos, firmemente unidos entre sí. La masa molecular relativa se define como un número que indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula que 1 u.m.a. Por ejemplo, la fórmula molecular del dióxido de carbono es CO 2: contiene dos átomos de oxígeno y uno de carbono. La masa molecular relativa del CO 2 es la suma de la masa atómica relativa del carbono más dos veces la masa atómica relativa del oxígeno, y se expresa también en u. Por ejemplo: Mr CO 2 = Ar C + 2. Ar O = 12,0 u + 2 × (16,0 u) = 44 u Esto significa que la molécula del CO 2 es 44 veces mayor que 1 u.m.a. Aclaración: Igual que lo que pasa con la masa atómica relativa, este concepto también es denominado como "masa molecular" o "peso molecular". Para este término, también se utilizan diferentes símbolos en otras bibliografías. 10 Mol: El mol es la unidad correspondiente a la magnitud "cantidad de materia*". Se define como la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro (NA = 6,022. 10 23 ) de partículas elementales (átomos, moléculas, iones u otras partículas) de la misma especie. Observá que no es una medida de peso o masa. Mide cantidad de de materia. Entonces, "cantidad de materia" (en fisicoquímica) es una materia. magnitud que se refiere al número de partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) que componen una determinada masa. Así como viste que cada magnitud tiene su correspondiente unidad, la unidad de la magnitud "cantidad de materia" es el "mol". Si queremos establecer una analogía matemática sería similar al concepto de "docena". Sabemos que una docena contiene 12 unidades de cualquier elemento (docena de medialunas, de huevos, etc.). De la misma manera el "mol" contiene siempre 6,022. 10 23 partículas de la misma especie. Un mol de moléculas de agua contiene 6,022. 1023 moléculas de agua. Muchas veces es necesario usar submúltiplos del mol. Los más usados son: milimol (mmol) = 10 -3 mol micromol (µmol) = 10 -6 mol nanomol (nmol) = 10 -9 mol Masa molar (M): Es la masa de un mol de sustancia o de un elemento. Se expresa en g/mol. Se debe tener en cuenta que: La masa de un mol de un elemento es numéricamente equivalente a su masa atómica relativa expresada en gramos. La masa de un mol de una sustancia es numéricamente equivalente a la masa molecular relativa expresada en gramos. Tomemos el ejemplo de dióxido de carbono utilizado anteriormente. La masa de un mol de CO2 es igual a su masa molecular relativa expresada en gramos. Entonces, la "masa de un mol de CO 2 " es 44 g, y por lo tanto, su "masa molar" es 44 g/mol. Vale la aclaración que, en muchos libros, la masa molar se expresa solamente en "g". *Materia: Es todo aquello que tiene masa, que ocupa un lugar en el espacio. 11  ¿Cual sería la masa molar de ácido sulfúrico? Recordá que la fórmula molecular de este ácido es. (Ar S = 32 ; Ar H = 1 ; Ar O = 16) Rta. 98 g/mol Número de Avogadro (NA): Número de átomos presentes en 12 g del elemento C 12. Este número es 6, 022. 10 23. Otra aclaración: El término “peso atómico” se utilizó mucho en lugar de “masa atómica”, y “peso molecular” en vez de “masa molar”. Dado que “peso” es una fuerza y no una masa, no es correcto utilizar los qo molecular. términos peso atómico ni peso molecular. Equivalente-gramo (Eq-g): La definición general de equivalente- gramo de una sustancia es la cantidad de ésta que es capaz de combinarse, o de sustituir, a 1 g de hidrógeno o a 8 g de oxígeno. Para la práctica, el "equivalente-gramo" de una sustancia depende del tipo de compuesto del que se trate. Algunos autores hablan de peso equivalente o simplemente equivalente. A nosotros nos interesa el concepto aplicado a un ácido, una base y una sal. Se define como "equivalente gramo de un ácido" a la masa del ácido que, disociado totalmente en solución (o neutralizado totalmente por una base), genera 1 mol de iones hidrógeno (H+ ). Se define como "equivalente gramo de un hidróxido o base" a la masa de la misma que, disociada totalmente en solución (o neutralizada totalmente por un ácido), genera 1 mol de iones hidróxido (OH- ). Se define como "equivalente gramo de una sal" a la masa de la misma que, disociada totalmente en solución, genera 1 mol de cargas positivas o negativas. En la práctica, si consideramos que los ácidos, las bases y las sales se encuentran totalmente disociados, ¿cómo se calculan los equivalentes- gramos? 12 Para calcular el equivalente-gramo de un ácido se divide su masa molar en el número de H que posee. Por ejemplo, para calcular el Eq-g del ácido sulfúrico ( ): El ácido sulfúrico se disocia totalmente liberando 2 moles de protones: Para calcular el equivalente-gramo de una base se divide su masa molar en el número de grupos OH que posee. Por ejemplo, para calcular el Eq-g del hidróxido de aluminio ( ): El hidróxido de aluminio se disocia totalmente liberando 3 moles de iones hidróxidos: Para calcular el equivalente-gramo de una sal se divide su masa molar en el número de cargas positivas (o el de cargas negativas) que se generan al ionizarse la sal. Para calcular el Eq-g del sulfato de sodio ( ): El sulfato de sodio se disocia totalmente liberando 2 moles de cargas positivas o negativas: 13  ¿Podrías calcular el Eq-g del ácido nítrico, hidróxido de calcio y del cloruro de sodio? Las fórmulas moleculares son:.................................... (Ar N = 14 ; Ar H = 1 ; Ar O = 16 ; Ca = 40 ; Cl = 35,5 ; Na = 23) Rtas. 63 g (ácido nítrico) ; 37 g (hidróxido de calcio) ; 58,5 g (cloruro de sodio) Es frecuente el uso de los submúltiplos de Equivalente-gramo. Ellos son: miliequivalente (meq) = 10 -3 Eq microequivalente (µeq) = 10 -6 Eq nanoequivalente (neq) = 10 -9 Eq UNIDADES DE CONCENTRACIÓN ¿Por qué es importante el estudio de las unidades y medidas de concentración? Para medir o cuantificar cantidades en las soluciones o dispersiones, utilizamos magnitudes que sean útiles para medir las mismas. Empezaremos a detallar las unidades más utilizadas para expresar las concentraciones. Recordá que la concentración se refiere a la cantidad de sustancia que hay en una cantidad dada del medio en donde se encuentra disuelta, pudiendo referirse a la cantidad de solvente o de solución. 14 Las formas de expresar la concentración pueden estar basadas en magnitudes físicas (masa o volumen), o en magnitudes químicas (moles o equivalentes-gramos). Según magnitudes físicas Másica (C) Relaciones porcentuales Porciento masa/volumen (% m/V) Porciento masa/masa (% m/m) Porciento volumen/volumen (% V/V) Según magnitudes químicas Fracción molar (X) Porcentaje molar (X %) Relacionando magnitud química con volumen o masa de solu- ción Molaridad (M) Molalidad (m) Normalidad (N) Formas de expresar la concentración según magnitudes físicas Másica (C): Indica la masa del soluto expresado en gramos o submúltiplos por unidad de volumen de la solución expresado en litros o submúltiplos. Por ejemplo: La concentración de glucosa en plasma es 1 g/L. Esto indica que un litro de plasma contiene disuelto 1 gramo de glucosa. ¿Cuál es la concentración de un antibiótico (soluto), expresada en g/L, sabiendo que un frasco de jarabe (solución) de 200 mL contiene disuelto un total 10 g de antibiótico? Rta: 50 g/L 15 Relaciones porcentuales Porciento masa/volumen (m/V): masa de soluto, expresada en gramos, disuelta en 100 mililitros de solución. Por ejemplo: Solución de Iodo al 3 % m/V = 3 g de Iodo disueltos en 100 mililitros de solución. Porciento masa/masa (m/m): masa de soluto, expresada en gramos, disuelta en 100 gramos de solución. Por ejemplo: solución de NaCl al 10 % m/m = 10 g de NaCl disueltos en 100 g de solución. Porciento volumen/volumen (V/V): Volumen de soluto, expresado en mililitros, disuelto en 100 mililitros de solución. Por ejemplo: solución de etanol al 10 % V/V = 10 mL de etanol disueltos en 100 mL de solución. ¿Cuál es la concentración de un medicamento, expresada en % m/V, sabiendo que un frasco de 250 mL contiene disuelto un total 10 g de medicamento? Rta: 4 % m/V ¿Cuál es la concentración de una solución de alcohol, expresada en % V/V, sabiendo que se preparó mezclando 200 mL de alcohol puro con 200 mL de agua destilada? Rta: 50 % V/V ¿Cuál es la concentración de una solución de NaCl, expresada en % m/m, sabiendo que 400 g de solución contienen disueltos 80 g de la sal? Rta: 20 % m/m Formas de expresar la concentración según magnitudes químicas En este espacio sólo veremos los conceptos ya que en medicina y bioquímica son expresiones muy poco utilizadas. Fracción molar (X): Cantidad de moles de soluto o de solvente con respecto al número total de moles de la solución. Porcentaje molar (X %): Fracción molar multiplicada por 100. 16 Formas de expresar concentración relacionando magnitud química con volumen o masa de solución Molaridad (M): Cantidad de moles de soluto (n) disueltos en un litro de solución. Por ejemplo: Una solución 2 molar (2 M) tiene 2 moles de soluto en 1 litro de solución. Normalidad (N): Cantidad de equivalentes-gramo de soluto (n° Eq-g) disueltos en un litro de solución. Por ejemplo: una solución 1 normal (1 N) tiene 1 Equivalente- gramo de soluto disueltos en 1 litro de solución. Molalidad (m): Cantidad de moles de soluto (n) disueltos en un kg de solvente (que por lo general es agua). Por ejemplo: Una solución 3 molal (3 m) tiene 3 moles de soluto disuel-tos en 1 kg de solvente. Veamos ahora qué cálculos hay que realizar para determinar molaridad o normalidad. Si bien todas las concentraciones se obtienen mediante reglas de tres, existen algunas fórmulas derivadas de esas reglas de tres, que muchas veces facilitan los cálculos. Cálculo de M: Podemos calcular el número de moles (n) con la siguiente ecuación: m: masa M: masa molar Sabemos que: n: número de moles V: volumen M: molaridad Reemplazando n tendremos la siguiente ecuación: M = mol/L Fórmula para cálculo de molaridad 17 Cálculo de N: Podemos calcular el número de equivalentes-gramo con la siguiente ecuación: Sabemos que: Reemplazando n° Eq tendremos la siguiente ecuación: N = n° Eq-g/L Fórmula para cálculo de normalidad ¿Cuál es la concentración de una solución de glucosa, expresada en M, sabiendo que en 200 mL de solución hay disueltos 80 g de glucosa? Expresá el resultado con 2 decimales. Fórmula de la glucosa: C6 H12 O 6. Rta: 2,22 mol/L ¿Cuál es la concentración de una solución de ácido carbónico, expresada en N, sabiendo que en 2000 mL de solución hay disueltos 248 g del ácido? Fórmula del ácido: H 2CO 3. Rta: 4 N Al final de esta ficha encontrarás problemas adicionales que te permitirán aplicar lo aprendido. También tendrás acceso a un video donde se resuelven los problemas aquí planteados. En la Tabla 4 se comparan las diferentes formas de expresar las concentraciones. Es importante tener en cuenta estas referencias: sto (soluto), sol (solución), solv (solvente). En rojo se indica la unidad en que debe estar expresada la magnitud para que las las ecuaciones sean válidas. Recordá que los problemas se pueden resolver aplicando las ecuaciones o haciendo razonamientos aplicando reglas de tres. 18 Tabla 4. Formas de expresar la concentración de las soluciones. *La expresión másica, además de indicarse como g/L pueden utilizarse submúltiplos del gramo y del litro. Por ejemplo, pueden expresarse concentraciones en mg/dL, g/dL, etc. ** En estas ecuaciones también pueden usarse otras unidades de volumen y de masa, siempre y cuando en el numerador y denominador se usen las mismas unidades. SOLUCIONES MOLECULARES Y ELECTROLÍTICAS Según el tipo de soluto disuelto, las soluciones se clasifican en: Soluciones moleculares Están formadas por moléculas que en solución no se separan o disocian. Por ejemplo: una solución de glucosa en agua. Soluciones electrolíticas Están formadas por electrolitos, compuestos químicos que en solución se disocian produciendo iones (partículas con carga). Por ejemplo: una solución de cloruro de sodio en agua. El NaCl, en medio acuoso, se disocia según la siguiente ecuación química: NaCl Na+ + Cl - catión anión El cloruro de sodio (NaCl) se disocia en ion sodio con carga positiva o catión (Na+) y el ion cloruro con carga negativa o anión (Cl - ). En los líquidos biológicos existen ambos tipos de soluciones. 19  PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES En general, cuando un soluto se disuelve en un solvente, las propiedades de la solución obtenida son distintas de las del solvente puro, por ejemplo, varía su densidad, su viscosidad, etc. Hay una serie de propiedades que poseen las soluciones que varían, con frecuencia, con la concentración de las partículas del soluto. Estas propiedades cuya variación depende exclusivamente de la cantidad de soluto añadido, sin importar su naturaleza, se denominan propiedades coligativas. Las propiedades coligativas comprenden cambios en el punto de congelación, punto de ebullición, presión de vapor y presión osmótica. Se llaman así porque están íntimamente relacionadas unas con otras y conociendo el valor de una de ellas es posible determinar el valor de otra. La determinación de las masas molares es una aplicación importante de las propiedades coligativas. La medida de cualquier propiedad coligativa, a través del cálculo de la concentración, permite conocer la masa molar de cierto soluto. Las propiedades coligativas son cuatro: Descenso de la presión de vapor Ascenso ebulloscópico Descenso crioscópico Presión osmótica Empecemos a analizar a cada una: DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR Definamos primero Presión de Vapor (Pv) de un líquido: cuando aumentamos la temperatura de un líquido, las moléculas tienden a pasar a la fase gaseosa. Las moléculas en estado gaseoso (fase gaseosa o vapor) ubicadas en el espacio superior del líquido ejercen una presión sobre la fase líquida. Si este líquido se encontrase en un recipiente cerrado, mientras algunas moléculas pasan a la fase gaseosa, otras regresan a la fase líquida. El proceso, por lo tanto, es doble: parte del líquido se evapora, mientras que parte del vapor se condensa. 20 Cuando las velocidades de evaporación y condensación son iguales, se establece un "equilibrio dinámico", de modo que el número de moléculas que pasan del estado líquido al gaseoso (por unidad de tiempo) es igual al de moléculas que realizan el proceso inverso. La presión de la fase gaseosa en estas condiciones es la denominada presión de vapor. La presión de vapor depende de la temperatura del líquido ya que aumenta con ella. Por otra parte es característica de cada sustancia en estado líquido. Presión de vapor Equilibrio dinámico. El número de moléculas que pasan del estado líquido al gaseoso (por unidad de tiempo) es igual al de moléculas que realizan el proceso inverso. 21 Ahora bien, si tenemos un solvente puro, por ejemplo agua, ante un aumento de temperatura, las moléculas pasan con facilidad al estado gaseoso. La Pv será relativamente alta. Si tenemos una solución con un soluto no volátil, el pasaje del solvente líquido al estado gaseoso se dificulta, porque parte de las moléculas que están en la superficie (las del soluto) no pasan a la fase gaseosa (no se volatilizan). Por lo tanto, la Pv de la solución será siempre menor que la Pv del solvente puro. Este descenso de presión será proporcional al número de moles de soluto disueltos en una cantidad definida de solvente. Esto se llama Descenso de la Pv (∆Pv) y se calcula con la siguiente fórmula: ∆Pv = Pv0 − Pvs Donde ∆Pv = Descenso de la Pv Pv0 = Pv del solvente puro Pvs = Pv de la solución DESCENSO CRIOSCÓPICO Al enfriar la mayor parte de las soluciones, el solvente comienza a solidificar antes de que lo haga el soluto. La temperatura a la que empiezan a aparecer los cristales del solvente es el punto congelación de esa solución. A una determinada presión, el punto de congelación de una solución siempre es menor que el punto de congelación del solvente puro (a 1 atm de presión, el agua se congela a 0 °C). A esta diferencia se le llama descenso crioscópico (∆Tc), se calcula con al siguiente fórmula: ∆Tc = Tc 0 − Tc s Donde: ∆Tc = Descenso crioscópico Tc 0 = Temperatura de congelación del solvente puro (para el agua pura a 1 atm de presión es 0 °C ) Tc s = Temperatura de congelación de la solución Cuantitativamente por cada mol de soluto agregado a un kilo de agua pura su punto de fusión descenderá 1,86 °C. 22 ASCENSO EBULLOSCÓPICO A una determinada presión, las soluciones poseen una temperatura de ebullición mayor en comparación con el punto de ebullición del solvente puro (100 °C para el agua pura, a 1 atm de presión). Esta diferencia se llama ascenso ebulloscópico (∆Teb) y se calcula con la siguiente fórmula: ∆Teb = Teb s − Teb 0 Donde: ∆Teb = Ascenso ebulloscópico Teb s = Temperatura de ebullición de la solución Teb0 = Temperatura de ebullición del solvente puro (para el agua pura a 1 atm de presión es 100 °C) PRESIÓN OSMÓTICA Para entender la presión osmótica, primero debemos explicar qué es el fenómeno llamado ósmosis. Ósmosis: Imaginá un recipiente con una solución separada de su solvente puro por una membrana que permita el paso del solvente a través de ella, pero no el paso del soluto. La membrana que permite que pasen ciertas sustancias pero no otras es una membrana semipermeable. El solvente atravesará la membrana semipermeable hacia la solución, ya que todo sistema tiende naturalmente a un equilibrio y, por lo tanto, el solvente se dirigirá a la solución con la finalidad de equilibrar las concentraciones a ambos lados de la membrana semipermeable. Este mismo proceso puede darse desde una solución de menor concentración hacia una de mayor concentración con una membrana semipermeable interpuesta. Este pasaje de solvente a través de una membrana semipermeable, con tendencia a diluir la solución se conoce como ósmosis. Proceso de ósmosis: El solvente atraviesa la membrana semipermea- ble desde la solución de menor concentración hacia la de mayor Pasaje de solvente concentración. Membrana semipermeable 23 Presión osmótica: Es la presión necesaria para evitar la ósmosis. O sea que, si ejerciéramos presión desde la solución concentrada evitando el pasaje de solvente, podríamos determinar la presión osmótica. Aplicando una ecuación llamada "ecuación general de los gases" podemos calcular la Presión osmótica (𝝅) con la siguiente fórmula: 𝝅=M.R.T Donde: 𝝅 = Presión osmótica M = molaridad R = constante de los gases = 0,082 atm.L/mol.K T = Temperatura en grados Kelvin* Solvente puro Solución DISPERSIONES COLOIDALES Recordá que dentro de la clasificación de dispersiones, las coloidales eran aquellas cuyo tamaño de las partículas dispersas se encontraba entre 0,1 y 0,001 µm. En este caso las partículas dispersas reciben el nombre de micelas. Debido a su tamaño las partículas coloidales no difunden a través de membranas dialíticas*. *Membrana dialítica: es una membrana semipermeable que permite el paso del agua y solutos verdaderos. En cambio, no permite el paso de solutos coloidales. 24 Las dispersiones coloidales son de gran importancia biológica, ya que las proteínas en solución, forman sistemas coloidales. Las proteínas desempeñan múltiples funciones: formando estructuras en tejidos de sostén, como estructuras celulares, como catalizadores biológicos (enzimas), como medio de transporte (hemoglobina), participando en la coagulación (fibrinógeno) y en la inmunidad (anticuerpos), o también con función hormonal, etc. Son capaces de ejercer una presión osmótica superior a las soluciones verdaderas, llamada presión oncótica o presión coloidosmótica, fundamental para mantener el agua dentro de los capilares sanguíneos evitando la formación de edemas*. Propiedades de las dispersiones coloidales Cuando analizamos al principio de esta ficha a los tipos de dispersiones, ya mencionamos el efecto Tyndall y el movimiento Browniano. Haremos un repaso de las mismas: Movimiento Browniano: Es el movimiento constante y en zig-zag que realizan las micelas. Una de las causas de este movimiento es la repulsión entre las partículas, ya que en solución las micelas siempre tiene la misma carga eléctrica. Este movimiento le confiere estabilidad a la solución. Fenómeno Tyndall: Es la visualización del trayecto de un haz de luz que atraviesa estas dispersiones. La causa es la dispersión de la luz al chocar con las micelas. Efecto Tyndall. Cuando incide un haz de luz en una Haz de luz dispersión coloidal se observa su trayecto debido a que las micelas producen la dispersión de la luz. Agua pura Solución coloidal El haz de luz El haz de luz es visible no es visible *Edema: hinchazón causada por la acumulación de líquido en los tejidos del cuerpo (en el compartimento intersticial). 25  Electroforesis: Es la capacidad que tiene las micelas de migrar ha- cia el ánodo o cátodo, según tengan cargas negativas o positivas respectivamente. Esta propiedad es utilizada en el proteinograma electroforético para separar las proteínas plasmáticas (que se encuentran dispersas en el plasma sanguíneo). Dispositivo para realizar una electroforesis. Luego de aplicar una corriente eléctrica las moléculas cargadas se separan. Los aniones se dirigen al polo positivo (ánodo) y los cationes al polo negativo (cátodo). Llegamos al final de esta ficha de contenidos. A continuación tenés una serie de problemas para aplicar lo aprendido. Es importante que los resuelvas. Además tendrás el acceso para ver un video donde se muestra cómo se resuelven los problemas que están propuestos entre los contenidos teóricos. 26  PROBLEMAS DE APLICACIÓN Los siguientes ejercicios tienen la finalidad de aplicar lo aprendido sobre el tema soluciones. Es importante que los resuelvas así estás preparado/a para el parcial. Todos los problemas tienen su respuesta, así podés controlar que lo hayas hecho correctamente. Además, en los enunciados encontrarás algunos datos adicionales necesarios para su resolución. 1- El ibuprofeno es un fármaco con acción antiinflamatoria, antipirética y analgésica ampliamente utilizado. Una de sus maneras de presentación es en forma de jarabe para uso pediátrico y puede adquirirse en una concentración al 4 % m/V. Si la temperatura axilar es menor a 39 °C la dosis recomendada es 5 mg de ibuprofeno/kg/dosis cada 6 a 8 h. Calcule el volumen, expresado en mL que debe administrarse en cada dosis a un niño de 20 kg. Rta: 2,5 mL 2- La solución fisiológica o suero fisiológico es una solución acuosa de NaCl al 0,9 % m/V. Tiene la particularidad de ser una solución isotónica en la sangre, por lo que se la emplea como sustituto de la sangre cuando disminuye drásticamente la volemia (volumen de sangre) y como medio para el suministro de diversas sustancias (por ejemplo, inyectables). Determine la masa de NaCl, expresada en gramos, que se necesita para preparar 2 litros de solución fisiológica. Rta: 18 g 3- La amoxicilina es un antibiótico que se utiliza para el tratamiento de las infecciones ocasionadas por gérmenes sensibles. A un niño se le administra una dosis de 2,5 mL, cada 8 horas, de una suspensión de amoxicilina cuya concentración es 100 mg/mL. Determine la masa de amoxicilina, expresada en miligramos, que ha recibido el niño en el término de 24 horas. Rta: 750 mg 4- Es necesario administrar a un niño 375 mg de un antibiótico llamado ampicilina. El vial de ampicilina contiene 2 mL de solución con 500 mg de ampicilina. Determine el volumen de solución de ampicilina que se le debe inyectar al niño para que reciba la dosis necesaria del antibiótico. Rta: 1,5 mL 27 5- La betametasona es un corticoide utilizado para el tratamiento de afecciones inflamatorias alérgicas y reumáticas. La presentación en gotas orales informa que en su composición contiene 60 mg de betametasona cada 100 mL de solución. Considerando que una gota equivale a 0,05 mL, determine: a) la masa, expresada en mg, de betametasona contenida en una gota de este medicamento y b) cuántas gotas deberían proporcionarse al paciente para que la dosis sea 0,45 mg de corticoide. Rtas: a) 0,03 mg b) 15 gotas 6- Un paciente presenta una glucemia (concentración de glucosa en sangre) igual a 95 mg/dL. Considerando que el paciente tiene una volemia igual a 5,2 litros, determine la masa total de glucosa, expresada en gramos, presente en la sangre del paciente. Rta: 4,94 g 7- Durante la pandemia de COVID se recomendó el uso de solución desinfectante de etanol al 70 % V/V como medida preventiva. ¿Qué volumen de etanol, expresado en cm3 , se requiere para preparar 5 L de la solución desinfectante a dicha concentración? Rta: 3500 cm 3. 8- En un litro de plasma se encuentran disueltos 142 mEq del catión sodio (Na+ ). Determina la concentración plasmática de ese catión expresada en normalidad. (Ar Na = 23) Rta: 0,142 N 9- ¿Cuántos gramos de glucosa se necesitan para preparar 5 L de solución 0,1 M? (Ar C = 12 ; Ar H = 1 ; Ar O = 16 ; Fórmula molecular de la glucosa ) Rta: 90 g 10- ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico se necesitan para preparar 3 litros de solución 0,2 N? (Ar H = 1 ; Ar S = 32 ; Ar O = 16 ; Fórmula molecular del ácido sulfúrico ) Rta: 29,4 g 28 12. Calcular el descenso de la Presión de vapor (∆Pv) para una solución de glucosa en agua, sabiendo que la Presión de Vapor del solvente puro (Pv 0 ) a 1 atm de presión es igual a 47,07 mmHg y la Presión de vapor de la solución (Pv s ) es 37,05 mmHg. Rta: 10,02 mmHg 13. Calcular la Presión de Vapor de una solución de sacarosa en agua (Pvs ), sabiendo que la Presión de vapor del solvente puro (Pv0 ) a 1 atm de presión es igual a 47,07 mmHg y el ∆Pv es igual a 12,08 mmHg. Rta: 34,99 mmHg 14. Calcular el ascenso ebulloscópico (∆Teb) para una solución acuosa molecular sabiendo que la temperatura de ebullición del solvente puro (Teb0) a 1 atm de presión es 100 °C y la temperatura de ebulli- ción de la solución (Tebs) es 100,57 °C. Aproximar el resultado con dos decimales. Rta: 0,57 °C 15. Calcular la temperatura de congelación de una solución (Tc s ) acuosa molecular, sabiendo que la temperatura de congelación del solvente puro (Tc 0 ) a 1 atm de presión es igual a 0°C, y el descenso crioscópico (∆Tc ) es igual a 0,53 °C. Aproximar el resultado en dos decimales. Rta: - 0,53 °C 29 Para ver la resolución de algunos los problemas propuestos, mirá estos dos videos: Resolución de problemas Resolución de problemas Parte I Parte II 30 i BIBLIOGRAFÍA Brandán S A, Rudyk R, Manzur M E, Raschi A B, Argañaraz G, Romano E. Química general. Contenidos teóricos. Facultad de Bioquímica, Química y Farmacia. Universidad Nacional de Tucumán. Tucumán. 2019. Fernández Palma D, Gavidia Iberico J, Fernández Jaeger L. Biofísica para Estudiantes de Ciencias Medicas y de la Salud. 1° edición. Trujillo - Perú. Gráfica Real S.A.C. 2019. Parisi M. Temas de Biofísica. 4°. Edición. México. McGraw - Hill Interamericana Editores. 2004. Rodríguez Maissano E, Aizicson B, Cuezzo S, Cunio A, Hernando P, Jiménez M L, López Fernández L, López García C, Martorelli M I, Ponce de León A M, Sánchez de Boeck N. Temas de Biofísica para Trabajos Prácticos. Cátedra de Biofísica. Facultad de Medicina. 2° Edición. UNT. Tucumán - Argentina. 2006. Rosemberg J L, Epstein L M, Krieger P J. Química. Serie Schaum. 9° edición. México. Mc Graw-Hill Interamericana Editores. 2009. 31 Universidad Nacional de Tucumán Facultad de Medicina INTRODUCCIÓN A LA MEDICINA