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TRABAJO PRÁCTICO Nº3: Equilibrio hidrosalino y ácido base Contenidos:  Agua corporal: Compartimentos acuosos del organismo: distribución y composición. Ionograma plasmático. Balance hídrico. Presión osmótica, leyes. Presión oncótica. Osmolaridad.  Ion hidrógeno: Prod...

TRABAJO PRÁCTICO Nº3: Equilibrio hidrosalino y ácido base Contenidos:  Agua corporal: Compartimentos acuosos del organismo: distribución y composición. Ionograma plasmático. Balance hídrico. Presión osmótica, leyes. Presión oncótica. Osmolaridad.  Ion hidrógeno: Producto iónico del agua. pH. Ecuación de Sorensen. Métodos para medir pH. Indicadores, zona de viraje.  Regulación del medio interno: sistemas buffer, regulación respiratoria, regulación renal. Alteraciones del medio interno. Concepto de acidosis respiratoria y metabólica y concepto de alcalosis respiratoria y metabólica AGUA CORPORAL El agua es la sustancia más abundante del cuerpo y su metabolismo no puede desligarse de ningún proceso fisiológico o bioquímico del organismo, ya que la mayoría de sus reacciones se llevan a cabo en medios acuosos. Funciones Del Agua Corporal 1. Es el medio acuoso de todos los líquidos corporales como: la sangre, agua de respiración, líquido cefalorraquídeo, heces y orina. 2. Actúa como soporte donde ocurren las reacciones metabólicas, ya que las enzimas requieren un medio acuoso para actuar. 3. Interviene en la termorregulación del organismo, a través de la evaporación de agua por la piel. En los procesos digestivos, participa en la disolución de los nutrientes que contienen los alimentos y en su digestión mediante la hidrólisis. 4. Transporta gran cantidad de sustancias, nutritivas y productos de desecho, ya que es el medio por el que se comunican las células de nuestros órganos. 5. Favorece la circulación y turgencia. 6. Da flexibilidad y elasticidad a los tejidos, actuando como lubricante y amortiguador, especialmente en las articulaciones. 7. Puede intervenir como reactivo en reacciones del metabolismo, aportando hidroxilos al medio. Compartimientos Acuosos Del Organismo Las soluciones (como el agua) que llenan los compartimentos del organismo se llamas Fluidos Orgánicos y de acuerdo a su ubicación se clasifican en: Fluidos Intracelular: Aquel q se encuentra contenido en el interior de la célula, rodeado por la membrana plasmática, la cual constituye una barrera efectiva para el intercambio hidroelectrolítico. Fluidos Extracelular o Medio Interno: fuera de la célula, se divide en tres subcompartimentos: a) INTRAVASCULAR: Contenido en los vasos sanguíneos. Casi la totalidad del agua intravascular corresponde a la sangre (el agua del plasma), manteniéndose en solución: proteínas, lipoproteínas, sales ionizables (electrolitos) y sustancias no ionizables (soluciones moleculares de glucosa, urea). b) INTERSTICIAL: Aquel q ocupa el espacio entre célula y célula y entre las células y los vasos, la composición del agua intersticial es similar a la del agua plasmática o intravascular, difiere solamente en el menor contenido de proteínas que, por su tamaño, no pueden atravesar libremente el endotelio vascular. c) TRANSCELULAR: Comprende el líquido contenido en la luz de los tractos digestivo, urinario y respiratorio, los líquidos cefalorraquídeo, pleural, pericárdico y sinovial y el humor acuoso del globo ocular. La suma de estos líquidos representa sólo el 2,5 % del total (aproximadamente un litro) Distribución Del Agua En El Organismo Existen diferentes métodos por los que se puede conocer la distribución del agua en el organismo. Estudios realizados en individuos de distintas edades y sexo han demostrado que el agua corporal muestra los siguientes valores y variaciones: El agua corporal total es más abundante en el recién nacido y en el lactante (65%), que en un anciano (55%) o anciana (45%). En época postpuberal los varones tienen mayor cantidad de agua que las mujeres. El compartimiento intracelular es el de mayor contenido acuoso, representa entre un (40-48%). El agua plasmática o intravascular mantiene su volumen relativo en todas las edades, en ambos sexos (5%). El agua intersticial es más abundante en la etapa prepuberal que en épocas adultas. El tejido adiposo es uno de los más pobres de agua por su escasa o nula afinidad con la misma. En un adulto sano, el agua corporal total representa alrededor de 60% del peso corporal total. El medio intracelular esta separado del extracelular por una MP, a su vez el medio Intersticial se encuentra separado del Intravascular por la pared de los vasos sanguíneos.  AGUA CORPORAL Intracelular: Representa 40% del peso corporal. Extracelular: Representa el 20% del peso corporal. Intravascular: 5 %. Interstisial: 15%. Transcelular: El volumen de agua transcelular es tan pequeño q se tendrían q representar con decimales. Agua Corporal total: Representan el 60% del peso corcopral Composición De Los Compartimientos Acuosos En el agua se encuentran sales disueltas, disociadas en sus iones (cationes y aniones) que son los responsables de su actividad biológica. Los principales cationes del organismo son sodio, calcio, potasio y magnesio. Los principales aniones son cloruro, sulfato, fosfato, bicarbonato, proteinatos y radicales ácidos orgánicos Ionograma La valoración de dichos electrolitos se conoce como IONOGRAMA y sus concentraciones pueden expresarse en miliequivalentes químicos (mEq/L) o milimoles por litro. El líquido intracelular y extracelular difieren por las concentraciones de iones, que justifican el potencial de reposo, impulso nervioso y contracción muscular. El Medio Intracelular difiere fundamentalmente del Extracelular por la concentración de iones. En el interior de las células, los principales aniones son el fosfato, proteinatos y otros aniones orgánicos (sorbitol, betaína o taurina), mientras que la concentración del anión cloruro es muy baja. Con respecto a los cationes, el potasio es el de mayor concentración, seguido del magnesio, mientras que la concentración de sodio es muy baja. La osmolaridad total del compartimento intra y extracelular es la misma, pero las sustancias disueltas son diferentes. En el plasma y liquido intersticial, el contenido de electrolitos y la osmolaridad son también idénticos, siendo el sodio (principal catión), el cloruro y el bicarbonato (principales aniones). Ionograma Plasmático Estudio solicitado por el médico para evaluar el estado iónico del compartimiento intravascular, incluye la concentración de iones sodio, potasio y cloro. El ionograma corriente no incorpora a los otros iones denominados no mensurados o no dosados, los cuales completan el ionograma teórico permitiendo el balance exacto entre cargas positivas y cargas negativas, necesarios para mantener la electroneutralidad. Funciones de los electrolitos : 1) El Sodio (Na+) : Principal catión extracelular, es más abundante en el plasma que en la mayor parte de las células con excepción del tejido óseo y dental. Regula la presión osmótica del plasma. 2) El Potasio (K+) : Principal catión intracelular, forma la bomba de Na+/K+- ATPasa. 3) El Magnesio (Mg2+) : Catión predominante en las células, actúa como activador de diferentes reacciones enzimáticas. 4) El Cloruro (Cl- ) : Anión casi exclusivamente extracelular, en el plasma acompaña al Na+ en su función de regular la presión osmótica. Sólo el glóbulo rojo puede intercambiar Cl- hacia el plasma y viceversa (fenómeno de Zuntz- Hamburger). 5) Los Fosfatos (PO 3- ) y Los Proteinatos : Son los aniones intracelulares más importantes, seguidos por los sulfatos (SO 2- ). 6) La concentración de bicarbonato intracelular (HCO - ) es muy variable, dependiendo de la actividad celular, tiene un intercambio activo con el plasma y junto con el ácido carbónico (H2CO3), es el principal buffer regulador del pH. 7) Para compensar el déficit proteico del intersticio, hay un incremento de Cl- que equilibran las cargas iónicas y la presión osmótica (equilibrio Donnan). 8) Las Pr- Plasmáticas : Regulan la presión oncótica, lo que mantiene el volumen del plasma dentro del capilar, evitando la salida de agua. Además, participan en la regulación del pH como buffers y son transportadoras de diversas sustancias. 9) Los cationes Ca2+, Mg2+, K+ y Na+ regulan la neuroirritabilidad muscular. La relación entre los iones es de mucha importancia en la irritabilidad neuromuscular. los cationes Ca2+, Mg2+ o H+ son inversamente proporcionales a la irritabilidad neuromuscular, mientras que Na+ y K+ actúan de manera proporcional. Provisión De Agua Ingestión: Agua proveniente de bebidas y alimentos, regulada principalmente por el mecanismo de la sed. Metabolismo: El metabolismo de los alimentos origina agua de oxidación, proceso que libera alrededor de 12 mL de agua por cada 100 kcal de grasa, hidratos de carbono y proteínas metabolizadas, que equivale a unos 300 mL diarios en un adulto. Pérdidas De Agua Tubo digestivo: Las pérdidas fecales suelen ser menores en condiciones fisiológicas, ya que el colon es muy eficiente reabsorbiendo el agua secretada en el intestino delgado (sobre todo duodeno). En condiciones normales, la pérdida de agua por el tubo digestivo es mínima, alrededor de 200 mL en 24 horas. Piel y pulmones: El volumen de agua empleado para la eliminación del calor del cuerpo por medio de la evaporación a través de la piel es de alrededor de 700 mL diarios. La pérdida por ventilación pulmonar es menor. Riñón: Es la vía más importante de pérdida de agua mediante la formación de orina, para eliminar desechos metabólicos. Un adulto debe excretar alrededor de 1.500 mL de agua al día a través de los riñones. La sudoración, disipación de vapor de agua durante la respiración o eliminación de agua con las heces,son incapaces de controlar su cantidad. Por esta razón se denominan pérdidas insensibles. Las pérdidas de vías respiratorias, piel, heces y una parte de las pérdidas renales son obligadas, porque son necesarias para procesos fisiológicos aunque no haya ingestión de agua, produciéndose una tendencia a la deshidratación fisiológica. Conservación Del Agua La mayor cantidad de agua se conserva por mecanismo renal. El 99% del agua filtrada por el glomérulo es devuelta a la circulación por medio de la reabsorción tubular. De 180 L que filtran cada 24 h, solo se eliminan alrededor de 1,5 L. La reabsorción tubular del agua es realizada mediante dos procesos diferentes. Reabsorción proximal obligada (80-85% del agua filtrada): Proceso pasivo en el cual el movimiento del agua es secundario al del NaCl primariamente reabsorbido. Reabsorción distal o “facultativa” (15-18% del agua filtrada): Proceso activo, independiente de la reabsorción tubular de los solutos, produce una orina hipertónica y está regulada por la hormona vasopresina o antidiurética. En varias células tales como glóbulos rojos, células epiteliales de los plexos coroideos, vesícula biliar, túbulos distales y colectores, se transporta agua con una velocidad mayor a la esperada por difusión simple. Esto es por la presencia de canales especiales llamados acuaporinas. Su función no solo explica los rápidos cambios de volumen celular causados por la entrada o salida del agua, sino también, da respuesta a los cambios fisiológicos o alteraciones patológicas en aquellas enfermedades relacionadas con el transporte de agua. La hormona antidiurética (ADH o vasopresina) es liberada por el lóbulo posterior de la hipófisis (neurohipófisis). Esta regula la reabsorción de agua, a través del aumento de la permeabilidad al agua de las células principales, en la última porción del túbulo contorneado distal y a lo largo del túbulo colector. En ausencia de ADH, las membranas apicales de las células principales tienen muy poca permeabilidad al agua. Dentro de las células principales hay pequeñas vesículas que contienen muchas copias de un canal de agua proteico conocido como acuaporina-2. La ADH estimula la inserción por exocitosis de vesículas que contienen acuaporina-2 en las membranas apicales. Como consecuencia, aumenta la permeabilidad al agua de la membrana apical de las células principales, y las moléculas de agua se movilizan con mayor rapidez desde el líquido tubular hacia las células. Cuando el nivel de ADH disminuye, se eliminan canales de acuaporina-2 de la membrana apical por endocitosis y los riñones pueden producir un gran volumen de orina diluida. Balance Hídrico El balance hídrico es el resultado de la diferencia entre ingresos y egresos de agua del organismo. El mismo puede ser neutro, cuando ingresa tanta agua como la que se elimina; positivo, cuando es mayor el ingreso, situación que puede producir la sobrehidratación del cuerpo; o negativo, cuando el egreso de agua sobrepasa a su ingreso, produciendo el cuadro de deshidratación. En un período de 24 h, el balance hídrico de un hombre de 70 kg se resume en la Tabla. El volumen total de las secreciones digestivas es de 8.200 mL, reabsorbiendo 8 L a nivel intestinal. Consideraciones Clínicas El organismo debe luchar constantemente contra la deshidratación por las pérdidas acuosas “obligadas”. Para ello, la sed es un poderoso mecanismo regulador de ingesta, integrado con el mecanismo renal de conservación del agua. Por otra parte, en condiciones normales, el organismo debe luchar contra el exceso de sal de la ingesta, contando con mecanismos reguladores renales efectivos. La ingestión y excreción diaria de agua son mayores en el lactante que en el adulto en relación al peso corporal. Existen dos importantes razones para estas diferencias: 1. La producción básica de calor por el niño pequeño es casi el doble que la del adulto, por ello la pérdida de agua por kg de peso es alrededor del doble de la del adulto. 2. El mayor índice metabólico del niño hace que sea mayor la formación de productos de desecho, lo que exige una excreción urinaria mayor. Por las causas citadas, se calcula que el movimiento acuoso diario en el niño pequeño representa el 35% del volumen de su líquido extracelular, mientras que en el adulto corresponde sólo al 18%. La velocidad de intercambio del agua en el infante es el doble que en el adulto, por lo tanto, un niño que sufre pérdidas (diarreas, vómitos) y no recibe líquidos, se deshidrata rápidamente. El balance acuoso constituye una herramienta importante para la toma de decisiones terapéuticas en diferentes trastornos. A la hora de calcular el balance en un enfermo, debemos considerar las pérdidas inherentes a cada patología (diarrea, poliuria, fiebre) y otras fuentes de ingreso, como la vía endovenosa, por la que pueden infundirse distintos tipos de soluciones acuosas. Los Seres Vivos, Sistemas Abiertos En Estado Estacionario Los seres vivos desde el punto de vista termodinámico, son Sistemas Abiertos en estado Estacionario, ya que mantienen sus propiedades a pesar de intercambiar materia y energía con el medio. Para ello las tasas de ingreso y /o producción deben ser iguales a las tasas de eliminación y/o consumo. Llamaremos Balance (B) a la diferencia entre la tasa de ingreso y/o producción (Qi) y la de eliminación y/o consumo (Qe). De acuerdo a esta ecuación, para que un sistema mantenga su estado estacionario, el balance debe ser nulo. En realidad, en los seres vivos ningún balance es permanentemente nulo; solo su promedio a lo largo de un lapso de tiempo se aproxima a cero. Por lo tanto, es más adecuado utilizar el término balance o estado acuoso, balance o estado ácido- base. B : Balance. Qi : Tasa de ingreso y/o producción. B = Qi/Qe Qe : Tasa de eliminación y/o consumo. Intercambio Entre Los Espacios Orgánicos En cada uno de los compartimientos se aloja una solución de características propias y composición definida que tiene la propiedad de mantenerse en estado de equilibrio físico-químico con las que la rodean, para lo cual entre solución y solución se establece un intercambio continuo. Estas soluciones fluyen entre los compartimientos corporales por diferentes mecanismos de transporte y el intercambio se realiza a través de membranas que rodean a estos espacios orgánicos- Membranas Las membranas son estructuras laminares, que actúan como superficies de separación entre 2 medios, desde el punto de vista físico y según su permeabilidad, se pueden clasificar en. Membranas Impermeables : Aquellas q no son atravesadas por el solvente, ni por el soluto. Membranas Permeables : Aquellas q permiten el paso del solvente (agua) y de los solutos verdaderos y coloidales pero son impermeables a solutos de dispersiones groseras. Membranas Dialiticas : Aquellas permeables al agua y a solutos de soluciones verdaderas pero no dejan pasar los coloides ni los solutos groseros. Ejemplos biológicos: Endotelio Capilar Renal , Peritoneos y Pleuras. Membranas semipermeables : permiten el paso del solvente (agua) pero no son atravesados por el soluto. Las membranas biológicas no se ajustan estrictamente a ninguno de estos grupos porque presentan una «Permeabilidad Selectiva» condicionada por las funciones metabólicas de las células. Las membranas celulares gozan de la propiedad de seleccionar las sustancias q les ofrece el medio q las rodea. Cundo se altera el metabolismo, por ejemplo en las intoxicaciones, anestesias o se detiene , como el la muerte, la selectividad especifica den las membranas celulares se altera o pierde y el contenido celular se modifica. Mecanismos De Transporte Difusión : Proceso por el cual las partículas solidas liquidas y gaseosas tiende a la distribución uniforme y homogénea. El pasaje se produce de una zona de Mayor concentración a una de Menor concentración. Diálisis : Pasaje de solventes y solutos verdaderos a través de una membrana dialítica. La diálisis es el fundamento de la «Hemodiálisis» , recurso terapéutico utilizado para el tratamiento de la insuficiencia renal ,conocido como «Riñón Artificial» , donde se usa una membrana dialítica artificial. En la «Diálisis Peritoneal» , el peritoneo actúa como membrana dialítica natural. Osmosis Regula la entrada y salida de agua a través de las membranas del organismo. Cuando se colocan soluciones de distinta concentración, separadas por una membrana semipermeable, las moléculas de solvente pasan desde la Solución de Menor concentración de solutos a la de Mayor Concentración. Tendencia q tiene una solución a diluirse. Sigue Gradiente de Presión de Vapor (Pv). Al suceder la osmosis, se crea una diferencia de presión en ambos lados de la membrana semipermeable: PRESION OSMOTICA. Teorías De La Osmosis Existen numerosas teorías q tratan de explicar el fenómeno de la osmosis. 1) Gradiente de Presión de Vapor: Al aumentar la concentración de una solución, disminuye la presión de vapor por lo que una de las teorías explica que el pasaje de agua se realiza a través de una membrana semipermeable desde una zona de mayor presión de vapor hacia otra de menor presión de vapor, (o sea desde la solución más diluida hacia la más concentrada) 2) Gradiente de Energía Libre: La teoría termodinámica explica que el pasaje de solvente se hace desde una zona de mayor energía libre hacia la zona de menor energía libre (solución más diluida hacia la más concentrada) 3) Bombardeo moléculas de solvente: Constantemente las moléculas del solvente están impactando sobre la membrana semipermeable y este bombardeo es mayor donde hay mayor cantidad de solvente o sea en la solución más diluida. Este aumenta con el incremento de Temperatura. Presión Osmótica Fuerza capaz de provocar el paso de agua por una membrana semipermeable debido a las diferencias en la concentración de solutos a ambos lados de esta, es una consecuencia de la Osmosis. Podemos definirla como, la diferencia de presión que debe existir entre la solución y su solvente puro para que este no pase a ningún sentido a través de una membrana semipermeable. La presión necesaria para evitar el fenómeno de la osmosis se llama presión osmótica La presión osmótica depende de la temperatura y molaridad o concentración de la solución, es independiente de la naturaleza del soluto y la del solvente Puede ser explicada por distintas leyes. Destacamos las siguientes: Ley de Van´T Hoff : Esta dice «La presión Osmótica de una solución , su temperatura y el número de moles, están ligados por la mismo relación q existe entre análogas magnitudes en el caso de un gas» La misma considera q las moléculas de soluto de la solución se comportan como si fueran las partículas de un gas; por lo tanto, podemos aplicar la ecuación general de los gases, que quedaría expresada de la siguiente manera para la solución: π = presión osmótica π.V=n.R.T V= volumen de la solución n = número de moles del soluto R = constante general de los gases = 0,082 at.L/mol.K T = temperatura en K El número (n) de moles, dividido en el volumen ( v ) es = a la molaridad ( m ) , por lo q podemos expresar: π = n/ V. R. T π=m.R.T Si consideramos el producto de la cte R por la Temperatura t( K°) correspondiente a 0°C , obtenemos : una cte Kπ. Kπ = 0.082 (atm.l/mol.Kº). 273kº = 22.4atm.l/mol Ley de Raoult :Dice «La Presión Osmótica de las soluciones moleculares a 0°C es igual al producto de la concentración molar (m) por una cte Kπ» Se aplica a todas las propiedades coligativas de las soluciones moleculares. π=m.R.T π = m. Kπ Para el cálculo de la Presión Osmótica también se puede aplicar la Ley de Charles Gay-Lussac. Ley de Charles Gay-Lussac : Estudia la acción de la temperatura sobre la presión de un gas, manteniendo cte el volumen. π = presión osmótica inicial π = π. (1 + α. T) α = cte de dilatación de gases 1/273ºC T = Temperatura en ºC π = presión osmótica inicial Presión Oncótica O Coloidosmótica α =cte.de dilatacion de los gases 1/273 °C T= temperatura °C Es la presión osmótica desarrollada por las proteínas. Puede ser considerada como resultado de 3 factores: 1) Presión osmótica proporcional a la concentración de las micelas en dispersión. π =por 2) Presión de imbibición, dependiente de la afinidad de la faz dispersa presión osmótica el medio inicial dispersante. 3) Presión osmótica correspondiente al exceso de iones difusibles, α =cte.de dilatacionpor determinados de los el gases 1/273Donnan, que se equilibrio °C T= temperatura establece cuando una membrana dialítica separa dos soluciones electrolíticas °C de distintas concentraciones, una de las cuáles presenta un ion coloidal no difusible. La presión osmótica desarrollada por las Pr- recibe el nombre de Presión Oncotica o Coloidoscopica Lo importante es entender q la presencia de Pr- impermeables y cargadas eléctricamente (negativas) es importante para mantener el equilibrio alcanzado por la Presión Osmótica = Presión Oncotica. Osmolaridad Para expresar el comportamiento osmótico de los líquidos biológicos, resulta más adecuado el término osmolaridad. La osmolaridad es una de las formas de expresar la concentración de una solución y es igual al número de osmoles que hay en 1 L de solución. La unidad utilizada para medir esta concentración es el Osmol/L. Un osmol es el número de Avogadro (6,023 x 10²³) de partículas osmóticamente activas, no necesariamente de la misma especie. Al ser el osmol una unidad grande, se usan submúltiplos: 1 mOsmol = 10⁻ ³ Osmol. Una solución 1 osmolar contiene 1 Osmol en 1 L de solución. Una solución 1 osmolal contiene 1 Osmol en 1 kg de solvente. Para Soluciones Moleculares : Osmolaridad = Molaridad, porque 1 osmol ests contenido en un mol de una sustancia q no disosia sus moleculas, elemplo la glucosa. Para Soluciones Electroliticas : Osmolaridad > Molaridad.Estas soluciones se disosian en iones lo q hacen q aumenten las particulas osmoticamente activas, ejemplo NaCl. Osmolaridad Ideal - Osmolaridad Real La osmolaridad es la concentración de partículas osmóticamente activas sin importar que sean moléculas, átomos o iones. En una solución electrolítica, por ejemplo el NaCl cuando se disocia lo hace en sus iones componentes: Na ----- Cl Na+ + Cl- Para calcular la osmolaridad de las soluciones electrolíticas considerando una situación ideal donde la disociacion es total, la molaridad debe ser multiplicada por el numero de partículas (n) en que el electrolito se disocia. Por ejemplo para el NaCl n = 2, para el CaCl₂ n = 3 Osmolaridad Ideal Osm Ideal= m x n m = molaridad n = n° partículas en que el electrolito se disocia Para calcular la osmolaridad en una situación que se aproxime al valor reales, la molaridad puede ser multiplicada por el factor i de Van ´t Hoff. Osmolaridad real Osm real = m x i M = molaridad i = factor i de van´t hof Coloides Generalidades Los coloides son sistemas dispersos,constituyen un término de transición entre las soluciones verdaderas y las suspensiones groseras. Por este motivo es común hablar de un Estado Coloidal. Se caracterizan por no difundir las membranas dialíticas ya que sus micelas presentan un tamaño comprendido entre 0,1 a 0,01 micra, Cuando se evaporan dejan un residuo gomoso. Son de gran importancia biológica. Los representantes mas importantes de las soluciones coloidades son las proteínas en solución. Las proteínas desempeñan múltiples funciones: constituyen estructuras celulares, tejidos de sostén, catalizadores biológicos (enzimas) transportadores como la hemoglobina, intervienen en la coagulación sanguínea como el fibrinógeno, participan en los procesos de inmunidad constituyendo anticuerpos, forman varias hormonas, tienen un papel nutritivo, etc. Debido a la Presion Oncotica que desarrollan, contribuyen a mantener el agua dentro de los capilares sanguineos evitándo la formación de edemas. Pueden presentar el fenomeno Tyndall, Movimiento Broowniano y se desplazan en un campo eléctrico (electroforesis) Se Clasifican en:  Obligados Origen de la micela  Facultativos  Suspensoides Estado físico de las Micelas  Emulsoides  Linfobos Afinidad de las partículas por el medio  Liofilos SOLUCION COLOIDE SUSPENSION Tamaño de las particulas : 0,1 nm Tamaño de las particulas : 10 a 100 nm Mayores de 100 nm Una fase presente 2 Fases diferentes 2 Fases diferentes Homogenea En el limite Heterogenea No se separa al reposar No se separa al reposar Se separa al reposar Transparente Intermedia No transparente Estabilidad De Los Coloides Una dispersión coloidal es estable si las partículas dispersas se mantienen separadas unas de otras. Las micelas en tanto no sean grandes permanecen en suspensión debido a múltiples fuerzas que se oponen a su sedimentación: repulsión eléctrica, movimiento browniano, tensión superficial, viscosidad y la existencia de ciertos aniones y coloides de efecto protector. Factores De Estabilidad: 1. CARGAS ELÉCTRICAS: Todas las partículas coloidales tienen la misma carga eléctrica. Como todas las micelas tienen la misma carga, se rechazan entre si confiriendo estabilidad a la solución coloidal. Los liófobos se mantienen en dispersión por la presencia de sus cargas eléctricas. Es su principal factor de estabilidad 2. HIDRATACIÓN: Este factor depende de la afinidad de la fase dispersa con el medio dispersante. Cuánto mayor es la afinidad entre los componentes de una interfase, menores son las fuerzas de tensión superficial entre ellas ; la tendencia de las micelas a agruparse es mínima y la estabilidad de la dispersión coloidal es grande. En las moléculas de agua, si bien esta es neutra, los electrones se distribuyen de tal manera que el extremo correspondiente al oxígeno es negativo y positivo el de los hidrógenos.Por lo tanto el sistema forma un dipolo permanente. Las moléculas de agua son en consecuencia atraídas por las cargas eléctricas de las partículas coloidales. La capa de agua que rodea al coloide, se llama capa de hidratación o “solvatación”. Las moléculas de agua que se encuentran firmemente atraídas por éstas fuerzas eléctricas a la superficie de la partícula coloidal, forman la capa concreta o agua fija, disminuyendo o eliminando la superficie de separación entre la fase dispersa- dispersante, por lo que desaparece la tendencia a reducir la superficie y las partículas permanecen separadas. También podrá haber otras moléculas periféricas que estén atraídas no tan fuertemente, conformando lo que se conoce como capa difusa. Factores Que Disminuyen La Estabilidad Coloides 1. Aceleración de la gravedad: Debido al tamaño de la micela, al cabo de un tiempo por acción de la gravedad, las partículas comienzan a sedimentar yendo al fondo del recipiente. Este proceso se revierte por agitación. 2. Tensión superficial: Tiende a reunir a las partículas en una fase continua, se formarían partículas más pesadas y fáciles de sedimentar. 3. Pérdida de la capa de hidratación: Se produce por el agregado de soluciones de electrolitos de carga contraria a la de las micelas, ellos se fijan a ellas y neutralizan cargas. 4. Deshidratación: Producida por el agregado de soluciones concentradas de sales. Este agregado recibe el nombre de “salificación”. También puede producirse por el agregado de sustancias de mayor afinidad por el agua como el alcohol, o por acción del calor ya que la energía cinética desorganiza la capacidad de hidratación del coloide. Propiedades De Los Coloides  ÓPTICAS: Si se hace pasar en forma lateral un rayo de luz a través de un recipiente con agua pura, el medio no se ilumina. Sucede lo mismo si se trabaja con una solución homogénea o verdadera. Son sistemas ópticamente vacíos. Esto es debido a que el tamaño de las partículas es inferior a la longitud de onda empleada. En cambio si se realiza la experiencia con un coloide, la luz traza su camino a través del recipiente, el medio se ilumina y es ópticamente lleno. Este es el fenómeno Tyndall, debido a que cada micela suspendida refracta y difunde la luz en todas direcciones. El ultramicroscopio se usa en el fenómeno Tyndall. Se trata de un microscopio óptico común que iluminado en forma lateral,permite visualizar partículas coloidales.  CINÉTICAS: Al examinar con el ultramicroscopio se observa que las partículas de un sistema coloidal se mueven continuamente en todas direcciones, de una manera irregular y al azar, describiendo un movimiento particular conocido como Movimiento Browniano. La trayectoria de las partículas es en zig-zag y es debido al choque de las moléculas del dispersante sobre las micelas. Este movimiento es más lento cuanto mayor es el volumen de la partícula, entonces cuando las moléculas del disolvente se desplazan menos, la velocidad de difusión se hace también menor.  ELÉCTRICAS: Las partícula coloidales poseen una carga eléctrica (+) o (-) según los coloides,de igual signo para todas las micelas de un mismo coloide. Se sabe que cuando se aplica una diferencia de potencial entre dos electrodos sumergidos en una dispersión coloidal, las micelas positivas migrarán al cátodo (electrodo negativo) y las micelas negativas, irán al ánodo (electrodo positivo). Este desplazamiento de las partículas en un campo eléctrico se denomina Electroforesis, esta tecnica se aplica para conseguir la separación y el análisis de los componentes de un sistema coloidal. En Medicina se la utiliza para estudiar las proteínas del plasma con fines diagnósticos, en el proteinograma electroforético. Propiedades Electroforesis Para realizar un Proteinograma electroforético se utiliza una cuba electroforética Mientras se produce la corrida electroforética, las partículas experimentan Una velocidad de desplazamiento igual a: v: Velocidad de la partícula ξ: ∆V entre la partícula y el medio 𝑣 = 𝜉. 𝐸. 𝐷 / 4𝜋. 𝐿 E: ∆V entre los electrodos D: Constante dieléctrica del líquido η: Coeficiente de viscosidad del medio l: Distancia entre los electrodos La función de este aparato es el pasaje de una corriente eléctrica a través de una tira de acetato de celulosa o gel de poliacrilamida, dispuesta a manera de puente entre dos recipientes llenos de una solución buffer, por lo general Veronal Sódico (pH 8,6), que al humedecer la tira determina el pasaje de la corriente eléctrica suministrada por dos electrodos introducidos en los recipientes que mantienen una diferencia de potencial de 110 a 120 voltios. Los distintos componentes se desplazan al ánodo, (a pH 8,6 se comportan como aniones) con una velocidad proporcional a su carga apareciendo al cabo de cierto tiempo q se encuentran separados entre sí, fraccionados en varias zonas. Las diferentes bandas se hacen visibles después de revelarlas con un colorante adecuado. Soluciones Isotónicas, Hipotónicas E Hipertónica Para expresar la osmolaridad de una solución comparada con la del plasma se usa la palabra tonicidad. Cuando una solución tiene la misma osmolaridad que el plasma se dice que es “isotónica”, si la osmolaridad es mayor se denomina “hipertónica” y si es menor “hipotónica”. La presión osmótica del plasma humano es 6,74 at a 0°C y 7,658 at a 37°C, que corresponde a una osmolaridad real de aproximadamente 300 mOsm/L. Existe un equilibrio osmótico entre los fluidos celulares y el líquido que los rodea, pero, las pequeñas diferencias entre ellos permiten el pasaje del solvente (agua). La osmolaridad del plasma sanguíneo se debe fundamentalmente a la presencia de sales inorgánicas y otros cristaloides disueltos, siendo los más significativos los iones de Na+ y Cl-. En la regulación de la presión osmótica de la sangre interviene fundamentalmente la sed, la función renal y el intercambio líquido entre plasma y tejidos. Si coloco una célula, por ej un glóbulo rojo en una solución isotónica mantiene su forma, en una solución hipotónica al incorporar agua aumenta de volumen y puede estallar (hemólisis), mientras que en una solución hipertónica disminuye su volumen. En el mantenimiento de la osmolaridad del medio interno la eliminación de orina es fundamental, la cual en condiciones normales es siempre hipertónica (400 y 1200 mOsm/L), ya que el riñón en su acción depuradora sustrae continuamente solutos al organismo ION HIDRÓGENO Ácidos y Bases: Se llama ácido a toda sustancia que al disociarse origina iones hidrógeno (H⁺). Por ejemplo: HCl = Cl⁻ + H⁺ Mientras que los hidróxidos o bases son aquellas sustancias que al disociarse producen iones oxidrilos (OH⁻). Por ejemplo: NaOH = Na⁺ + OH⁻ Ion Hidronio: El ion hidrógeno es el átomo de hidrógeno que ha perdido su electrón, es decir que está formado por un protón. Este ion en solución acuosa se une a la molécula de agua para formar el ion hidronio, en este caso el agua se comporta como una base porque es capaz de recibir un ion hidrógeno (H⁺ +H₂ O=H₃ O⁺ ). Pero también puede comportarse como ácido liberando un ion hidrógeno (H₂ O=H⁺+OH⁻ ). Constante Y Grado De Disociación: Si tomamos la reacción del agua cuando se comporta como ácido, y le aplicamos la Ley de Acción de Masas, podemos deducir la constante de disociación del agua K: El grado de disociación del agua (α) vale : (α) α = 1,89. 10 Es sumamente bajo, lo que indica que el agua no es un buen conductor de la electricidad. Es mayor la concentración del agua sin disociar que disociada. Se sabe que: Producto Iónico Del Agua - Kw: Si el agua sin disociar es prácticamente la misma que antes de la disociación significa que la concentración de agua no se modifica, permanece constante, y por lo tanto podemos decir : El producto de dos valores constantes es otra constante que en este caso se denomina Producto iónico del agua y se designa con “Kw” o K water, constante de disociación del agua. Es igual al producto de las concentraciones de los iones que provienen del agua y sus valores 10⁻¹⁴ mol ²/ l² a 25°C, o sea que depende de la temperatura. Como por cada molécula de agua se origina un ion hidrógeno y un ion oxidrilo, significa que la [OH⁻] y [H⁺] del agua pura vale 10⁻⁷ mol / l. El valor de Kw es constante, puede aumentar o disminuir la [H⁺] o la [OH⁻] pero el producto de ambos iones se mantiene constante. La constante de Equilibrio (K) de esta ecuación será: K = [ H+] + [OH-] / [ H2O] A una determinada temperatura el producto de la concentración de iones hidrógeno por la concentración de iones oxidrilo es una constante. Si aumento la concentración de uno, debe disminuir proporcionalmente la concentración del otro Según la [H⁺] una solución será: Aclaracion* [H⁺]= 10⁻⁷M Solución neutra [ ] = Concentracion [H⁺] > 10 ⁻⁷ M Solución ácida [H⁺] < 10 ⁻⁷ M Solucion alcalina PH Para expresar la [H⁺] en una forma más sencilla, Sörensen en 1909 propuso la notación de pH (potencial de hidrógeno). El pH es simplemente un número que expresa la acidez o alcalinidad de un medio. Para el agua pura la concentración de iones hidrógenos es la misma que la de iones oxidrilos, es decir [H⁺]=[OH⁻]=10⁻7. En el caso de los ácidos hay mayor cantidad de iones hidrógeno y en el caso de las bases predominan los iones oxidrilos Existe una forma abreviada de expresar la concentración de iones hidrógeno y es a través del pH. Sorensen introdujo la escala de pH como un modo simple de expresarlo, definiéndolo como el logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones. Hasselbach define matemáticamente al pH como el logaritmo negativo de la concentración Hidrogeno, o el logaritmo de la inversa de la concentración Hidrogeno Según la ecuación, una solución será más ácida cuando tenga mayor concentración de iones hidrógeno, por lo tanto, su pH numérico será menor, mientras que será menos ácida o básica cuando tenga menos iones hidrógenos siendo su pH numérico mayor. Existe una escala de pH que va de 0 a 14 a 25°C y a 1 atm de presión, la cual nos permite saber si un medio es ácido, neutro o alcalino. VALORES DE PH VALORES DE PH DE ALGUNOS LIQUIDOS BIOLOGICOS OTROS LIQUIDOS Sangre arterial 7,35 – 7,45 Agua de mar 8,0 Saliva 6,35 – 6,85 Jugo de naranja 2,6 – 4,4 Jugo gástrico 1 – 3 Clara de huevo 8.0 Jugo pancreático 7,5 – 8 Orina 4,8 – 7,5 Para mantener la homeostasis frente a estos cambios de pH existen mecanismos encargados de mantener el pH dentro de los rangos normales. Dentro de estos mecanismos estarían los sistemas Buffer. Varias patologias tiene como desencadenante fallas o insuficiencia en los mecanismos de estabilizacion del pH (Diabetes, Enfermedades respiratorias, renales, etc.) Acidez Real , Total Y Potencial  La Acidez Real de una solución está dada por la concentración de los iones hidrógenos libres o activos presentes en la misma. Se determina electrométricamente, o por medio de indicadores y se expresan en términos de pH. A mayor fuerza de disociación del ácido fuerte, mayor será la acidez real.  La Acidez Total depende del número total de moléculas de ácido (sin relación con el grado de disociación). Está dada por la concentración del ácido. A mayor concentración del ácido, mayor será la acidez total. Acidez Total = C C= Concentración del ácido  La Acidez Potencial de una solución corresponde a la diferencia entre la acidez total y la real. Representan las moléculas de ácido sin disociar aún. La acidez potencial de un ácido débil es mayor que la de un ácido fuerte. Acidez Potencial. = Acidez Total – Acidez Real METODOS PARA MEDIR EL PH Existen dos métodos para medir el pH: 1) Método Electrométrico: Se basa en medir la fuerza electromotriz (FEM) que se establece entre la solución cuyo pH se desea conocer y otra solución de pH conocido. Este método se fundamenta en el uso de una Pila de Concentración (ampliar con clase Teórica de pH). Cuando una pieza de metal se sumerge en una solución de una sal del mismo metal, se establece una diferencia de potencial (∆V) entre el metal y la solución ,la cual se denomina generalmente “potencial de electrodo”. En términos generales, un electrodo está constituido por dos especies químicas de un mismo elemento (x ej: Cu/Cu++), las cuales tienen distintos estados de oxidación y son capaces de convertirse una en otra. Un electrodo sumergido en un disolvente o en una disolución de su sal constituye una hemipila, la cual conectada con otra hemipila por medio de un puente conductor (solución saturada de KCl), constituye una Pila de Concentración. La FEM de esta pila estará dada por la ecuación de Nernst.  2) Método colorimétrico: Se basa en el uso de indicadores ácido-base o indicadores de neutralización. Los indicadores son sustancias orgánicas ácidas o bases débiles, que se disocian en agua y se caracterizan porque en su forma molecular presentan un color distinto al de su forma disociada. Presentan un color ácido o básico dependiendo del pH del medio. El paso del color ácido al básico requiere un cambio de pH del orden de dos unidades Si representamos la ecuación de disociación de un indicador ácido como Hin En medio ácido predomina la reacción hacia la izquierda donde el indicador está en la forma molecular H In y el color A. En medio básico la reacción que predomina es hacia la derecha y abunda la forma disociada Iny el color B. El cambio de color se explica porque debido a la pérdida de un ion hidrógeno se produce una reorganización interna de los enlaces (cambios tautoméricos). Ejemplos de indicadores: Fenolftaleína, incoloro en medio ácido, fucsia en medio alcalino, Monocromático :Indicadores q poseen color solo en una de sus formas. Rojo de Metilo, rojo en medio ácido, amarillo en medio alcalino, Dicromático :Indicadores q posee un color en su forma molecular y otro diferente en su forma disociada. Yamada mezcla de cuatro indicadores: azul de timol, rojo de metilo, azul de bromotimol y fenolftaleína, Policromáticos o Universales :Indicadores q presentan un color definido para cada valor de pH. Ph De Un Indicador – Zona De Viraje Si tomamos como ejemplo el indicador Rojo de Metilo, este se disocia: Aplicando la ley de acción de masas, multiplicando por la función (-log) obtenemos la siguiente ecuación: El logaritmo de la relación entre las dos formas del indicador [In- ]/[H In] está ligado al valor del pH del medio. En medio ácido el pH disminuye predominando H In (Color A).En medio básico el pH aumenta predominando In- (Color B). Se llama “punto de viraje” cuando pH=pKI, es decir cuando la relación: En este caso no se observa cambio de color. Se llama “zona de Viraje” o “zona Útil” del indicador a aquella donde se puede apreciar un cambio en la coloración de la solución según el pH del medio. Cuando la proporción es: y entre ambas proporciones, la solución se verá con una gama de color anaranjado  pH = pKI + log 10/1 --------pK + 1 Fórmula que expresa la zona de viraje o zona útil de un indicador. pH = pKI + log 1/10 ------ pK - 1 pH = pK ± 1 REGULACIÓN DEL MEDIO INTERNO El organismo genera Acidos Orgánicos de forma constante. El CO2 (tejidos) se disuelve en agua y forma Acido Carbónico y este se disocia liberando ion hidrógeno. Alimentos:  Aporte constante de iones hidrógeno, por el metabolismo de aminoácidos azufrados(Metionina, cisteína y cistina) y aminoácidos catiónicos (lisina y arginina)  Acidos o alcalis, tienden a desviar la concentración de hidrógeno de los líquidos corporales. El pH sanguíneo se mantiene constante entre 7,35 a 7,45 gracias a un oi9eficiente sistema de regulación capaz de conservar equilibrio ácido-base.) Los protones son tan activos que pequeñas variaciones en el pH alteran reacciones enzimáticas y procesos fisiológicos. Para evitar esto hay diversos mecanismos: Sistemas Amortiguadores O Buffers Capaz de aceptar o liberar protones en una solución, manteniendo el pH relativamente constante, aunque se produzcan adiciones de cantidades considerables de ácido o de base. Frente de acción inmediata. Este consiste en un par de ácido- base conjugada, actuando como dador y aceptor de protones. Ácido débil en presencia de su sal de base fuerte. (ejemplo, Ácido acético-acetato de sodio) Base débil con su sal de ácido fuerte. (ejemplo, Amoniaco-Cloruro de amonio) PROPIEDADES DE LOS BUFFER: ▪ El pH de un Buffer depende del pKa del ácido ( Depende de la naturaleza del ácido débil ) ▪ El pH depende de la promoción relativa entre sal y ácido, El PH no varía con la dilución. ▪ El pH no depende de las concentraciones absolutas de Sal y Ácido. PODER AMORTIGUADOR DE UN BUFFER: Cantidad de ácido o base fuerte que puede neutralizar un buffer sufriendo una variación de pH de una unidad.Está vinculada con 2 factores: 1. Concentración absoluta del sistema. A > concentración > eficacia amortiguadora 2. La proporción relativa de las formas disociadas y sin disociar m El poder amortiguador es mayor cuando el cociente Sal / Ácido está próximo a la unidad. pH= pKa + log [Sal] / [ácido] Depende de la concentración absoluta de sal y ácido El poder amortiguador es máximo cuando [Sal] = [Ácido] pH=pKa y [sal] = [ácido]  BUFFER DE LA SANGRE Buffer fisiológicos: Buffer H2CO3/HCO3- - Principal buffer del medio Extracelular. - Su concentración= 24 mEq/L - pKa = 6,1 y relación sal/ácido= 20/1 - Es eficaz para neutralizar ácidos. - Sistema buffer abierto, que mantiene la concentración de ácido constante. - Ambos componentes del sistema pueden ser controlados por procesos fisiológicos de regulación del PH. - Sus componentes están sujetos a un control independiente en pulmón y el riñón. - Control respiratorio de la pCO2 - Control metabólico de HCO3- Buffer Fosfato diácido / Monoácido - 2° disociación pK = 7,2 próximo al pH de la sangre. - pH 7,4 la relación de ambos fosfatos en plasma es muy eficaz para amortiguar los ácidos fuertes. - En sangre y en orina. - En el plasma su concentración = 2 mEq/L. Buffer Hemoglobina reducida / Oxihemoglobina - Glóbulo Rojo: Buffer extracelular. - Eficaz regulador. - Acido débil ( HB-) - El grupo imidazol (de histidina) le da poder amortiguador. - pK del grupo funcional se modifica según la hemoglobina esté reducida pKa=7,9 o esté oxigenada pKa=6,7 - El cambio de pK favorece la captura de protones. - Relación sal/ácido cambia de 80/20 a 20/80 (capta o cede protones siendo así un eficaz regulador) Buffer Proteína ácida / Proteinatos - El sistema amortiguador mayoritario del organismo después del sistema bicarbonato/ácido carbónico, está en una concentración = 17 mEq/L. - Al pH del plasma se comporta como ácido débil (Pr-) - El grupo imidazol le da poder amortiguador. - Valor de pK próximo al pH del plasma. Principio isohidrico Todos los sistemas amortiguadores actúan simultáneamente. El cociente Base/ acido de TODOS los buffer será el que responda a ese ph. Esto es lo que permite que la sangre actué como una mescla amortiguadora haciendo que la zona útil sea mayor que si actuaran cada uno por separado. El gasto de un amortiguador se recupera por la intervención de los otros buffer Este refuerzo de la acción de los amortiguadores explica por que la sangre in vivo tiene mayor capa- cidad amortiguadora que la sangre in vitro. Principales buffers en líquidos corporales: Sangre: Líquido intersticial: HCO3/ H2CO3 Líquido intracelular: HCO3/H2CO3 Prot-/HProt Prot-/HProtHb- HHb H2PO4–/H2PO4 Ecuacion de Henderson-Hasselbach: Relación entre el pH y componentes del sistema buffer:: pH=pK+log [NaHCO3] / [H2CO3] La concentración de H2CO3 no disociado no puede medirse, porque se disocia rápido en CO2 y H2O o en HCO3 y H. Pero el CO2 disuelto en la sangre es directamente proporcional a la cantidad de H2CO3 no disociado,por eso se considera el CO2 como el componente ácido del buffer. Generalmente no se mide la concentración del CO2 sino su tensión en la sangre (pCO2) En sangre: 0,03 mmoles de H2CO3 ________1 milímetro de mercurio de pCO2 pH=pK+log [NaHCO3] / [0,03xpCO2] Entonces el pH directamente proporcional al valor de HCO3- e inversamente proporcional al valor de pCO2. Los buffers controlan los cambios de pH cuando se añade ácido o álcali en la sangre: a. Se agrega un ácido(H+) reacciona con el bicarbonato este disminuye y libera dióxido de carbono que se elimina por los pulmones (respuesta secundaria: disminuye pCO2). b. Suma un álcali (OH-), el ácido carbónico neutraliza a agua y aumenta ligeramente la concentración de bicarbonato (Trastorno primario). Por ende, CO2 y H2O sustituye el H2CO3 que se consume en la reacción, disminuye los niveles sanguíneos de CO2, se inhibe la respiración para retener CO2 y se debe elevar la pCO2 para acidificar el medio Regulación Respiratoria Respuesta rápida al cambio de pH. La respiración produce pérdidas continuas de H2O y CO2 (varía con la frecuencia respiratoria). Las neuronas del centro respiratorio tienen quimiorreceptores sensibles a las variaciones de pCO2 y del pH. La disminución del pH o el aumento de PCO2 da como respuesta un incremento en la frecuencia respiratoria, se intensifica el intercambio de gases y la eliminación de CO2. Por el contrario la caída de CO2 o la elevación del pH determinan una reducción de la frecuencia y amplitud de la respiración, por ende se acumula el CO2 en la sangre. Al eliminar el CO2 con el aire se controla la concentración de ácido carbónico en el plasma. Regulación Renal La compensación renal es más lenta que la respiratoria, alcanza el máximo de su capacidad después de dos a cuatro días pero es la que finalmente restituye el equilibrio. 1) Reabsorción de bicarbonato Por cada H+ se genera un HCO3- por la disociación de H2CO3 y el efecto neto de esta reacción es la reabsorción del HCO3- desde la luz tubular aunque los iones de bicarbonato que llevan intersticio no son los mismos que llegaron a la luz tubular.  2) Acidificación de la orina Por cada H+ ligado por el fosfato, se forma un nuevo HCO3- en la célula tubular, luego se transporta a la sangre. 3) Producción de iones NH4+ La Desaminación de la glutamina aporta NH3+ , Difunde hacia la luz tuvo la reaccionando con Con el H+ Secretado para formar NH4+, el cual es excretado. También puede formarse dentro de la célula tubular se elimina hacia la luz mediante un transportador que lo intercambia con Na+ Por cada NH4+ Excretado en la célula tubular se forma un nuevo HCO3- que vuelve la sangre. El pH plasmático normal es de 7,35 a 7,45. Cuando el pH tiene valores menores 7,35 se habla de acidosis, cuando es mayor a 7,45 se habla de alcalosis. Anormalidades Del Equilibrio Ácido-Base: Cambios en pCO2: pH Cambios en el valor de bicarbonato Acidosis respiratoria: Aumenta. Acidosis: Disminuye (7,35-6,8) Acidosis metabólica: Disminuye. Alcalosis respiratoria: Disminuye. Alcalosis : Aumenta (7,45-7,8) Alcalosis metabólica: Aumenta. Acidosis Respiratoria o gaseosa: Disminuye la eliminación de CO2 a nivel del pulmón, aumenta la pCO2 e incrementa la concentración de Ácido carbónico. -Insuficiencia respiratoria por afecciones pulmonares (asma bronquial o neumonía) Alcalosis Respiratoria o gaseosa: Disminución marcada de pCO2. Ocurre en la Hiperventilación pulmonar. -Estimulación exagerada del centro respiratorio (encefalitis) Acidosis Metabólica o fija : Descenso de bicarbonato en plasma aumento de la producción, retención o ingesta de ácidos no volátiles. -Diabetes no controlada, inanición y cuando hay aumento de la producción de los cuerpos cetónicos (carácter ácido). Diarreas profusas con pérdidas de jugos digestivos ricos en bicarbonato. Alcalosis metabólica o fija : Se puede producir por ingestión exagerada de álcalis (bicarbonato) o pérdida excesiva de ácidos lo que provoca elevación del pH. -Vómitos: pérdida de jugo gástrico rico en HCL Reserva Alcalina O Base Buffer Normal Todas las bases que existen en la sangre capaces de captar protones. (HCO3-, proteinatos, fosfatos, hemoglobina) BASE BUFFER NORMAL BBN Es la concentración de Base buffer que posee la sangre, si el  pH = 7,4  pCO2 = 40 mmHg,  HCO3 -= 24 mEq/l  BBN= 42 mEq/l (valor normal)  BBN = 24 mEq/l (considerando solo el HCO3-) EXCESO DE BASE BUFFER Diferencia entre la base buffer del paciente y la base buffer normal. Es decir, la cantidad de ácido requerido para volver el pH de la sangre al valor normal (pH:7,4) Valor en mEq/L usualmente.  Valor normal: entre -2 y +2 FRACCIÓN INSPIRADA DE OXIGENO (FIO2) Proporcion de oxigeno en la mezcla del aire inspirado.  Aire natural: 21% de Oxígeno  FiO2 : 0,21 ANIÓN GAP O BRECHA ANIÓNICA Aniones no medibles: proteinatos, fosfatos, sulfatos, lactatos y cetoácidos, estos últimos vienen de combustión incompleta de los hidratos de carbono y ácidos grasos. Su valor ayuda a diferenciar el mecanismo patogénico de las acidosis metabólicas.  Anión GAP elevado: acidosis debida al aumento de ácidos fijos  Anion GAP normal: Se debe a la perdida de HCO3- (alteraciones renales o gastrointestinales).  Valor normal: 8-16 mEq/L