TRABAJO DE QUÍMICA INTEGRAL

ACIDOS Y BASES

 

La existencia de ácidos y bases se conoce desde antiguo, cuando su diferenciación se efectuaba por el nada recomendable procedimiento de comprobar su sabor: los ácidos suelen ser agrios mientras que las bases presentan apariencia jabonosa. La primitiva definición de Arrhenius señalaba que ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza para dar iones H+ (protones) mientras que base es toda sustancia que en disolución acuosa se ioniza para dar lugar a iones OH". De esta forma se explica el comportamiento ácido del HCl y el básico del NaOH:HCl H+ + Cl¯NaOH Na+ + OH¯Sin embargo, esta definición es muy escueta, y sólo puede aplicarse a un número muy pequeño de sustancias. El carácter ácido o básico no está únicamente unido a la existencia de protones e hidroxilos. Las distintas definiciones que se van a estudiar en este capítulo proporcionarán una ideal global sobre el comportamiento ácido o básico, de manera que se puedan aplicar estos conceptos en cualquier tipo de situación química, bien sean en medios acuosos o no acuosos, en compuestos orgánicos o inorgánicos, etc. 

DEFINICION ARRHENIUS

La teoría iónica de ARRHENIUS define conceptualmente a ácidos y bases:

• Ácido es una sustancia que, disuelta en agua, da cationes de hidrógeno.

Anión + H+

• Base es una sustancia que, disuelta en agua, da aniones de oxhidrilo.

Catión + OH-

TEORÍAS SOBRE ÁCIDOS Y BASESTEORÍA DE ARRHENIUS

Ácido: es una sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de iones hidrógeno, H+, del agua.

Base: es una sustancia que cuando se disuelve en agua, aumenta la concentración de iones hidróxido, OH- , del

agua.El HCl (g) es un ácido de Arrhenius según la siguiente

reacción:HCl (g) +H2O (ℓ) H3O

+ (ac) + Cl- (ac)

Que en forma abreviada se puede escribir:(ac) Cl (ac) H (g) HCl -2H O

El NH3 (g) es una base de Arrhenius porque en su reacción con el agua produce iones OH- (ac).NH3 (g) +H2O (ℓ) NH4

+ (ac) + OH- (ac)Los ácidos reaccionan con las bases formando agua y una sal. Esta reacción se denomina neutralización. La neutralización es la combinación de iones H+ con iones OH- para formar agua.

TEORÍA DE BRONSTED – LOWRYÁcido: es toda sustancia (molécula o ión) que contiene un

átomo de hidrógeno ácido que puede transferirse como núcleo (un protón), a otra sustancia que actúa como una

base (es dador de protones).Base: es cualquier sustancia que puede aceptar un protón

(es aceptor de protones). El término protón se refiere al ion hidrógeno, H+.

HCl (ac) +H2O (ℓ) H3O+ (ac) + Cl- (ac)Cuando el cloruro de hidrógeno se disuelve en agua, el

átomo de hidrógeno forma un puente de hidrógeno con el átomo de oxígeno de una molécula de agua vecina, entonces

su protón migra inmediatamente hacia la molécula de agua que en este caso actúa como una base. Una reacción en la

cual un protón se transfiere de una especie a otra se denomina reacción de transferencia de protón, y se dice

que la molécula de HCl se vuelve desprotonada

El HCl (ac) además de actuar como ácido de Arrhenius es un ácido de Bronsted porque dona un protón al agua; el H2O se comporta como base de Bronsted porque acepta un protón

del HCl (ac).

Un ácido no libera simplemente su protón ácido sino que lo transfiere a la base.

El HCl se clasifica como ácido fuerte porque en el equilibrio, virtualmente todas las moléculas de HCl donaron

sus protones al agua. La reacción de transferencia de protón se completa. El ion H3O+ se denomina ion hidronio.

En la reacciónHCN (ac) + H2O (ℓ) CN – (ac) + H3O+ (ac)

El equilibrio entre el HCN y su forma desprotonada, CN - , es dinámico. Solo una fracción de las moléculas de

HCN dona sus protones, por eso el HCN se clasifica como ácido débil en agua. La reacción de transferencia de

protón se escribe empleando la doble flecha de reacciones en equilibrio.

La definición de Bronsted incluye también la posibilidad de que un ion sea un ácido, lo que no

estaba permitido en la definición de Arrhenius. En agua el ion hidrógenocarbonato puede actuar como un

dador de protón débil: HCO3 – (ac) + H2O (ℓ) H3O + (ac) + CO3

2- (ac)

El concepto de Bronsted-Lowry hace énfasis en la transferencia de protones y es aplicable también

a reacciones que no se llevan a cabo en soluciones acuosas, se aplican también a las especies en solventes no acuosos e incluso a

reacciones en fase gaseosa La reacción entre HCl (ac) y NH3 (g) implica la transferencia de un H+ del ácido (HCl) a la base NH3. El NH3 es una base porque acepta un protón del HCl.

H - |H

H|N - H

_ Cl H -

|H

H|N H - Cl

El par no compartido de electrones del nitrgeno en

el amoníaco es atraído por la carga positiva

parcial del hidrógeno de la molécula polar de HCl.

En la reacción entre el H2O y NH3 (ac) se cumple: NH3 (ac) + H2O (ℓ) NH4

+ (ac) + OH- (ac)La molécula de agua actúa como ácido de

Bronsted-Lowry porque dona un protón a la molécula de NH3. La molécula de NH3 se

comporta como base de B-L porque acepta un H+ de la molécula de agua.

Solo una pequeña fracción de las moléculas de NH3 se convierte en NH4

+. El NH3 es un ejemplo de base débil.La diferencia entre bases fuertes y débiles consiste en que

una base fuerte está completamente protonada en solución y una base débil está solo parcialmente protonada en

solución.Al igual que para los ácidos, la fuerza de una base depende del solvente, una base fuerte en agua puede

ser débil en otro solvente.Un ácido y una base siempre trabajan juntos para transferir un protón. Una sustancia puede actuar como ácido, solo si

otra sustancia se comporta simultáneamente como una base.

Para ser un ácido de Bronsted-Lowry, una molécula o ión debe tener un átomo más electronegativo unido con un átomo de hidrogeno que pueda perderse como ion H+. Para ser una base de Bronsted-Lowry, una

molécula o ión debe tener por lo menos un par de electrones de valencia no enlazante, que pueda utilizar

para formar un enlace covalente con el ión H+ cedido por el ácido.

Ciertas sustancias pueden actuar como ácido en una reacción y como base en otra. Por ejemplo el H2O, es

una base de Bronsted-Lowry en su reacción con HCl; y es un ácido de Bronsted-Lowry, en su reacción con el

NH3.Las especies que como el agua pueden reaccionar

ya sea como ácido (dador de protones) o como base (aceptor de protones) se llaman anfipróticas.

Pares conjugados ácido-base

En cualquier equilibrio ácido-base, tanto la reacción directa () como la reacción inversa () implican

trasferencias de H+. Por ejemplo la reacción de un ácido binario HA con el H2O:

HA (ac) + H2O (ℓ) A- (ac) + H3O+ (ac)En la reacción directa, el ácido HA dona un H+ al

H2O, por lo tanto HA es el ácido de Bronsted-Lowry y el H2O es la base de Bronsted-Lowry.

En la reacción inversa, el ión H3O+ dona un H+ al ión A-. El H3O+ es el ácido y A- la base de

Bronsted.

Son ejemplos de pares conjugados ácido-base: HF – F- ; HNO3 – NO3

- ; H3O+ - H2O; H2O-OH- . En el par conjugado ácido- base el miembro ácido siempre tiene un hidrógeno

adicional y su carga es una unidad más positiva que la del miembro básico.

Cuando un ácido y una base, como HA y A-, difieren solo en la presencia o ausencia de un H+, se los conoce como par conjugado ácido-base (conjugado significa, unidos entre si como un par).

Los miembros de los pares conjugados ácido-base se marcan con el mismo subíndice. Por ejemplo:

HF (ac) + H2O (l) H3O+ + F-

ácido 1 base2 ácido2 base 1

En una reacción ácido-base de Bronsted-Lowry las bases compiten para obtener un protón. En el equilibrio, la base más fuerte es la que adquiere más protones

Todo ácido tiene una base conjugada, que se forma al quitar un H+ al ácido. El OH- es la base conjugada del H2O y A- es la base conjugada de HA.Toda base tiene su ácido conjugado, formado por la adición de un H+ a la base; el H3O+ es el ácido conjugado del H2O y HA es el ácido conjugado de A-.

Dona H+

Ácido → base conjugada Acepta H+

Base → ácido conjugado

HNO2 (ac) + H2O (ℓ) NO2- (ac) +H3O

+ (ac)

Ácido Base base conjugada ácido conjugado A1

B2 B1 A2 Base Ácido Ácido conj. Base conj. B1 A2 A1 B2

NH3 (ac) + H2O (ℓ) NH4+ (ac)

+OH- (ac)Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y cuanto más fuerte es una base más débil es su ácido conjugado

Características de ácidos y bases

LAS DISOLUCIONES ACUOSAS DE LOS ÁCIDOS: Tienen sabor agrio Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos. Enrojecen determinados pigmentos vegetales, como la tintura tornasol o

decoloran el repollo morado, es decir, cambian el papel tornasol de azul a rojo. Reaccionan con algunos metales como el magnesio y el zinc liberando Hidrógeno

Gaseoso (H2) Reaccionan con las bases formando sustancias de propiedades diferentes, las

sales. Tienen un pH menor a 7.

LAS DISOLUCIONES ACUOSAS DE LAS BASES: Tienen un sabor amargo y son jabonosas al tacto Conducen la corriente eléctrica, es decir, son electrolitos. En contacto con el papel tornasol se torna azul. Reaccionan con los ácidos formando sustancias de propiedades diferentes, las

sales. Tienen un pH mayor que 7. El pH neutro es 7

Ácido: Es la sustancia capaz de ceder protones.Base: Es la sustancia capaz de recibir protones.Así entre un ácido y una base dados hay una relación determinada por el intercambio de protones. És ese intercambio lo que les hace ser considerados bien ácidos, bien bases.Es el sistema ácido-base conjugado. Se formula como una reacción de protólisis, de la siguiente manera:ACIDO <----> PROTON + BASE CONJUGADA.HA <----> H + + A −

H2S <----> H + + HS −

HS − <---->H + + S − 2Así pues una sustancia es un ácido en potencia si posee átomos de hidrógeno. Mientas que una sustancia es una base en potencia si posee algún átomo con uno o más pares de electrones no enlazantes, es decir, elementos con avidez de iones de hidrógeno.

Fórmula Tradicional Stock IUPAC

Cu(OH)Hidróxido cuproso

Hidróxido de cobre (I)Monohidróxido de cobre

Cu(OH)2Hidróxido cúprico

Hidróxido de cobre (II) Dihidróxido de cobre

CREACION DE BASES

Para crear una base usando diversas nomenclaturas para ellas tomadas a partir de los nombres de los elementos y juntándolos con un ion hidroxilo (OH), tomando el número de valencia del elemento y combinarlos (cambiándolos de posición) como se muestra en la tabla:Cuando un elemento tiene más de dos valencias no se le pone nomenclatura tradicional. Al usar la menor valencia, el elemento termina en -oso y cuando se usa la mayor termina en -ico. En la nomenclatura IUPAC se le va a dar una conformación de prefijos al elemento según su valencia usada (Tri, Penta, Hexa, Mono, Di, etc) junto con la terminación -hidroxi u -oxidrilo que es el ión OH con carga -1. Cu(OH)2

La primera definición clara y experimentalmente comprobada la dio

Svante Arrhenius hacia finales del siglo XIX, y esta sustentada en su teoría de la

disociación electrolítica:Los ácidos son sustancias que al disolverse

son capaces de ceder iones(H+)formando iones oxonio H3O+, y las bases son

sustancias que al disolverse en agua son capaces de captar iones (H+)

HCl + H2O------ H3O+ + Cl-

H2SO4 + H2O ------ H3O+ +(HSO4)-

HNO3 + H2O ------ H3O+ + (NO3)-

Proceso de desarrollo

Propiedades de ácidos y bases;

 • Las soluciones ácidas tienen sabor "ácido", degustable sin riesgos en el vinagre, que contiene ácido acético; el

limón, con ácido cítrico y la leche, con ácido láctico• Las soluciones básicas concentradas son cáusticas:

afectan la piel como si la quemaran.Ácidos y bases actúan sobre los indicadores, virando su

coloración.Muchos ácidos reaccionan con metales comunes:

Fe, Al, Zn, Mg, Sn Desprendiéndose hidrógeno gaseoso, inflamable:

H 2 (g)

 Tanto los ácidos como las bases son electrólitos: sustancias que cuando se disuelven en agua se ionizan,

y, por lo tanto, conducen la corriente eléctrica.

ÁCIDOS Y BASES CASEROS

ácido o base donde se encuentraácido acético vinagre

ácido acetil salicílico aspirinaácido ascórbico vitamina C

ácido cítrico zumo de cítricosácido clorhídrico sal fumante para

limpieza, jugos gástricosácido sulfúrico baterías de coches

amoníaco (base) limpiadores caseroshidróxido de magnesio

(base)leche de magnesia

(laxante y antiácido)

pH

El potencial de hidrogeniones es una medida que permite

valorar la acidez, alcalinidad o en su defecto la neutralidad

que presentan las sustancias o fluidos conocidos.

Es característica importante de toda solución acuosa contener concentración de iones de hidrogeno cargados positivamente(H+) y de iones de hidroxilo (OH-).

Las sustancias que amortiguan los cambios bruscos de pH se denominan BUFFER o TAMPONES.

En el cuerpo humano la actividad de enzimas depende del pH del medio, por ejemplo la enzima pepsina estomacal cataliza en un medio muy acido, por tanto el medio alcalino del intestino delgado inhibe su actividad.

En la siguiente tabla se muestran

las principales sustancias y su pH correspondiente:

pH ácido (entre 0-7) pH neutro (7) pH básico o alcalino (entre 7 – 14)

pH zumo de lima 1pH jugo gástrico 1,2 – 2pH zumo de limón 2pH zumo de naranja 3pH de naranja 4pH café negro 5pH lluvia normal 5,6pH orina en promedio 6pH citoplasma molecular muscular 6pH mucosa vaginal 4,5-5

pH citoplasma celularPH agua destiladapH lagrimas

pH semen 7,3pH sangre 7,35 – 7,45pH clara de huevo 8pH jugo intestinal 7,8-8,2pH agua de mar 9PH detergente 10pH amoniaco de uso domestico 11pH cal en solución 12pH lejía 13

MEDICIONES IN VITRO E IN

VIVO

consiste en hacer que el óvulo y el espermatozoide de una pareja

se unan fuera del cuerpo de la mujer, en condiciones ideales de

laboratorio que permiten un óptimo seguimiento del proceso.

Haga realidad el sueño de su ansiado embarazo.

Mediciones in vivo

La técnica consiste en la normal. Extracción de óvulos para mezclarlos con el semen. Esa mezcla es introducida en el útero sin esperar en el laboratorio, como

en la fertilización in vitro, los tres días requeridos para asegurarse de que hay embrión y de que este ha empezado su

crecimiento

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE

Definiciones:

Equilibrio ácido base = regulación de H+

Ácido/Base fuertes y débiles. Amortiguadores. Acidosis / Alcalosis. Acidemia /

Alcalemia Trastorno simple / mixto Exceso de bases

Mecanismos de Compensación

1. Amortiguación química de los líquidos corporales (inmediata)

2. Respiratoria (pocos minutos)3. Renal (de horas a días)

1. Químicos corporales inmediatos:

Extracelular:

- Bicarbonato - Hueso

Intracelular:

- Hemoglobina - Potasio - Proteinas - Fosfatos orgánicos.

Mecanismos de Compensación

1. Amortiguación química de los líquidos corporales (inmediata)

2. Respiratoria (pocos minutos)3. Renal (de horas a días)

2. Compensación respiratoria:

Quimiorreceptores dentro del tallo cerebral, por cambios del pH del LCR.

Compensación importante en procesos metabólicos, aunque la respuesta a alcalosis es menos predecible que a la acidosis.

Mecanismos de Compensación

1. Amortiguación química de los líquidos corporales (inmediata)

2. Respiratoria (pocos minutos)3. Renal (de horas a días)

3. Compensación renal:

3 mecanismos:1. Secreción de H+

2. Reabsorción de bicarbonato filtrado3. Producción de nuevos iones de

bicarbonato.

Grandes cantidades de H+ por la orina gracias a: fosfato inorgánico y amonio.

Alteraciones del equilibrio ácido-base

Acidosis metabólica:

Anión GAP = Na+ - (Cl- + HCO3-) = 7-14

meq/l Causas:

Tto: Causal. Control frec resp, no dejar pCO2 <30. Tto HPK. pH < 7,2 bicarbonato. Si acidemia rebelde o intensa: Hemodiálisis.

Alteraciones del equilibrio ácido-base

Acidosis respiratoria:

Amortiguamiento por Hb, intercambio celular de Na, K y acción del hueso.

Causas:1. Hipoventilación: Depresión SNC, neuromusc,

obstrucción vías resp, enf pulm parenquimatosa…

2. Aumento de producción de CO2 (grasa,

carbohidratos): HPtermia maligna, escalofríos…

Tto: causal, VM, aumento FiO2…

Alteraciones del equilibrio ácido-base

Alcalosismetabólica:

Tto: Causal. Cuidado pCO2. Sensible cloro: SF+ClK. Si pH >7,6: considerar admin HCl iv o hemodiálisis.

Alteraciones del equilibrio ácido-base

Alcalosis respiratoria

Causas:1. Hiperventilación central o periférica: Dolor,

ansiedad, fiebre, asma, hipoxemia,…yatrogénica con el respirador…

2. Mecanismo desconocido: infecciones, encefalopatías metabólicas

Tto: Causal. Sólo si intenso (pH>7,6), administrar HCl o cloruro de amonio iv.

Acidosis y anestesia:

Potencia los efectos depresores de sedantes y agentes anestésicos.

Junto a HPK evitar Succinilcolina.

La acidosis resp aumenta el bloqueo neuromusc NO despolarizante y previene su antagonismo.

Alcalosis y anestesia:

Prolonga la depresión respiratoria inducida por opioides.

Junto a HipoK dan alto riesgo de arritmias y pueden prolongar el bloqueo neuromusc.

ORGANOS REGULADORES

DE PH

Nuestro organismo continuamente se encuentra produciendo ácidos que amenazan el valor fisiológico de pH de los líquidos corporales, y para equilibrar esto hay órganos reguladores de pH.

INTRODUCCIÓN

a.-Ácidos volátil

es

•Esto se elimina en los pulmones•Subproducto del metabolismo de la glucosa b.-

Ácidos no

volátiles

•Estos se eliminar por el riñón

•Del metabolismo incompleto de proteínas, grasa y hidratos de carbonoÁCIDO

PH DE LOS LÍQUIDOS CORPORALES

a.- Ácidos volátiles:

Son los ácidos que produce nuestro organismo como: Esto se elimina en los pulmonesSubproducto del metabolismo de la glucosa y que tienen la particularidad de estar en equilibrio con un gas tal como el CO2 y de ser eliminados por la respiración

b.- Ácidos no volátiles: También llamados ácidos fijos.

Estos se eliminar por el riñón Vale decir, que no llegan a CO2 y agua

como metabólicos finales, sino que se quedan como:

Ácido láctico proveniente de la glucosa- Cuerpos cetónicos, del metabolismo de

las grasas. Ácido sulfúrico proveniente del

metabolismo de las proteínas.

MECANISMOS DE COMPENSACIÓN

1. Amortiguación química de los líquidos corporales (inmediata)

2. Respiratoria (pocos minutos)3. Renal (de horas a días)

La sangre Los riñones

ORGANOS REGULADORES DE PH

LOS PULMONES Los pulmones constituyen la defensa

frente a los trastornos del equilibrio ácido base. El pH sanguíneo puede cambiar bastante rápidamente dependiendo a la frecuencia y/o de la profundidad respiratoria (intercambio de aire o gas pulmonar).

Transporte de oxígeno y dióxido de carbono en la sangre

PULMÓN

El pO2 es 100 mm Hg . Son fijados por lo eritrocitos.

El pCO2 (eritrocito)

carbaminohemoglobina.10%

El pCO2 (plasma) Carbonato. 90%

Intercambio de gases entre alveolos y eritrocitos

CO2

O2

Eritrocito

Inspiración:0.04% CO2

21% O2

Sangre con CO2Sangre con O2

Espiración:4% CO2

15% O2

Transporte de oxígeno

Unido a la hemoglobina (oxihemoglobina)› 98,5 % (=20 ml O2/100 ml sangre)

Disuelto en plasma › 1,5 % (=0,3 ml O2/100 ml sangre)

Desoxihemoglobina(sin O2)

Oxihemoglobina(con O2)

Reacción de descargaLos eritrocitos con oxihemoglobina descargan el O2 a los tejidos

Reacción de cargaLos eritrocitos con desoxihemoglobinaa su paso por los pulmones captan el O2

DesoxiHb +O2 OxiHb Pulmones

Tejidos

Reacciones de carga y descarga

Transporte de CO2

70 % en forma de bicarbonato (anhidrasa carbónica)

20 % unido a hemoglobina (carbamino-Hb)

10 % disuelto en plasma

Tampones químicos de pH

Tampón de liquido extracelular

Bicarbonat

o

Tampón de liquido intracelular

Fosfato

Tampones inorgánicos importantes en fisiología humanaSu acción depende de su concentración y su pKa; de esta forma un buen tampón es aquel que se encuentra en grandes cantidades

pKa: Presión constante de disociación aparente.

Bicarbonato

CO2+ H2 H2CO3 H+ + HCO3-

El ion bicarbonato (HCO3-) se puede combinar con un protón

(H+) para formar ácido carbónico (H2CO3), absorbiendo así protones de la disolución y elevando el pH sanguíneo.

H2CO3, que se puede formar a partir de CO2 y agua, puede disociarse en H+ y HCO3

- para proporcionar H+ y bajar el pH sanguíneo.

H2CO3, que se puede formar a partir del HCO3- ,se convierte

en CO2 y agua mediante una reacción enzimática muy rápida.

El CO2, por ser volátil, puede ser rápidamente eliminado del organismo en cantidades variables mediante la respiración.

Tampón fosfato

Así pues, para el tampón fosfato:pH = 6,8 + log HPO4

2- / H2PO4- El tampón fosfato es un sistema muy eficaz

para amortiguar ácidos, ya que su valor de pK es de 6,8. La concentración de fosfato en la sangre es baja por lo que tiene escasa capacidad de tamponar .

En cambio, a nivel intracelular, las concentraciones de fosfato son elevadas lo que le convierte en un tampón eficiente.

HIPOVENTILACIÓN y HIPERVENTILACIÓN

HIPOVENTILACIÓ

N

•Acidemia•Disminución en el pH sanguíneo•Un incremento en la concentración de H+•la pCO2 alveolar y se encuentra baja•acidosis respiratoria•Mucha difusión de CO2

HIPERVENTILACI

ÓN

•Alcalemia•Elevación en el pH sanguíneo•Una reducción en la concentración de H+•la pCO2 alveolar y está alta•alcalosis respiratoria•Poca difusión de CO2

COMPENSACIÓN RENAL:

3 mecanismos:1. Secreción de H+

2. Reabsorción de bicarbonato filtrado3. Producción de nuevos iones de

bicarbonato.

Grandes cantidades de H+ por la orina gracias a: fosfato inorgánico y amonio.

Cápsula

Corteza

Médula

Cáliz

Túbulo contorneado proximal

Glomérulo

Cápsula de Bowman

Túbulo recto proximal

Rama descendente delgada del asa de

Henle

Rama ascendente delgada del

asa de Henle

Túbulo recto distal

Túbulo contornead

o distal

Conducto Colector cortical

Conducto Colector medular

Conducto de Bellini (papilar)

Túbulo Proximal

CARACTERISTICAS• Ribete en cepillo

• Mas Acidófilo

• Menor diámetro luminal

• Luz con forma de estrella

• Menor cantidad de núcleos

Túbulo Distal

CARACTERISTICAS• Sin Ribete en cepillo

• Menos Acidófilo

• Mayor diámetro luminal

• Luz Circular

• Mayor cantidad de núcleos

Ver Corte transversal

Ver Corte longitudinal

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Asa de Henle Túbulo y Conducto Colector

CARACTERISTICAS

• Menor diámetro

• Células aplanadas

CARACTERISTICAS

• Mayor diámetro

• Células mas altas

• Límites celulares visibles

Microscopía

Siguiente

Mecanismos Renales Básicos

FILTRACIÓNGLOMERULAR

REABSORCIÓNTUBULAR

SECRECIÓNTUBULAR

REABSORCIÓN DE Na+, Cl- Y OTROS ELECTROLITOS POR LOS TUBULOS

SEGMENTO TUBULAR %

TUBULO PROXIMAL 65

ASA ASCENDENTE DE HENLE 25

TUBULO DISTAL Y COLECTOR 7

65%

25%

7% 3%

Chart Title

TUBULO PRO-XIMALASA ASCEN-DENTE DE HEN-LET. DISTAL Y COLECTORRESTANTE

65%

25%

7%

Gastón Nieto Villarruel

Porción de la nefrona Reabsorción Secreción

Túbulo ProximalNaCl, H2O, K+, HCO3

-, glucosa, aminoácidos

H+, ácidos orgánicos, bases, toxinas, fármacos

Rama descendente delgada del asa de Henle

H2O

Rama ascendente delgada del asa de Henle

Na+, Cl-, K+, Ca2+, Mg2+, HCO3

- H+

Rama ascendente gruesa del asa de Henle

Na+, Cl-, K+, Ca2+, Mg2+, HCO3

- H+

Porción inicial del túbulo distal Na+, Cl-, Ca2+, Mg2+

Porción final del túbulo distal y túbulo colector

Na+, Cl-, H2O (ADH), HCO3- K+, H+,

Conducto colectorNa+, Cl-, H2O (ADH),

HCO3-, Urea

H+

REABSORCIÓN Y SECRECIÓN TUBULAR

GLOMÉRULO

ArteriolaEferente

ArteriolaAferente

Cápsula de Bowman

Espacio de

Bowman

Podocitos

Túbulo Proximal

Aparato Yuxtaglomerular

FILTRACIÓN: salida de líquido de los capilares glomerulares al túbulo renal

FILTRACIÓN

Sustancia a eliminar

Sustancia que no debe ser eliminada

TÚBULO PROXIMAL

Posee 3 segmentos: Inicial (1), Final (2) y la pars recta (3)

Células cúbicas, microvellosidades, Uniones estrechas

Núcleos basales, Mitocondrias abundantes, Prolongaciones basales

TCP

SECRECIÓN

SECRECIÓN: transporte de las sustancias desde la sangre al interior del túbulo

Sustancia a eliminar

Sustancia que no debe ser eliminada

ASA DE HENLE

Segmento descendente delgado: Epitelio plano, microvellosidades cortas y pocas mitocondrias

Segmento ascendente delgado: Similar al anterior

Segmento ascendente grueso: Células cúbicas, mitocondrias abundantes, vellosidades cortas y pocas

AH

REABSORCIÓN

REABSORCIÓN: transporte de las sustancias desde el interior del túbulo hacia la sangre

Sustancia a eliminar

Sustancia que no debe ser eliminada

NEFRONA DISTAL

Túbulo contorneado distal: Células cúbicas, con mitocondrias, sin borde en cepillo

Túbulo conector: Similares pero mas alargadas

Túbulo colector: Cilíndricas, Células claras y oscuras (abundantes mitocondrias)

EXCRECIÓN: eliminación de las sustancias al exterior con la orina

EXCRECIÓN

Trastornos ácido básicos.

Alteraciones del equilibrio ácido-base

Acidosis metabólica:

Anión GAP = Na+ - (Cl- + HCO3-) = 7-14

meq/l Causas:

Tto: Causal. Control frec resp, no dejar pCO2 <30. Tto HPK. pH < 7,2 bicarbonato. Si acidemia rebelde o intensa: Hemodiálisis.

Alteraciones del equilibrio ácido-base

Acidosis respiratoria:

Amortiguamiento por Hb, intercambio celular de Na, K y acción del hueso.

Causas:1. Hipoventilación: Depresión SNC, neuromusc,

obstrucción vías resp, enf pulm parenquimatosa…

2. Aumento de producción de CO2 (grasa,

carbohidratos): HPtermia maligna, escalofríos…

Tto: causal, VM, aumento FiO2…

Alteraciones del equilibrio ácido-base

Alcalosismetabólica:

Tto: Causal. Cuidado pCO2. Sensible cloro: SF+ClK. Si pH >7,6: considerar admin HCl iv o hemodiálisis.

Alteraciones del equilibrio ácido-base

Alcalosis respiratoria

Causas:1. Hiperventilación central o periférica: Dolor,

ansiedad, fiebre, asma, hipoxemia,…yatrogénica con el respirador…

2. Mecanismo desconocido: infecciones, encefalopatías metabólicas

Tto: Causal. Sólo si intenso (pH>7,6), administrar HCl o cloruro de amonio iv.