UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE NICARAGUA, MANAGUA

RECINTO UNIVERSITARIO “RUBÉN DARÍO”

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS MORFOLÓGICAS

FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS

CARRERA DE MEDICINA

Asignatura: Biofísica

Seminario No 2: Equilibrio Ácido-Base

Presentado por:

Juan Enrique Gonzalez Obando Tatiana Isabel Hernandez Cerda Nicky Magdiel Hernandez Lopez Alisson Auxiliadora Galán Mena Elias Emmanuel Jaime Solis Alejandro Daniel Jalinas Vasquez Derick Ramon Jimenez Blandino Elvin Noel Jiron Cano Keesha Karina Kelly Kandler

Año/Grupo/Subgrupo: Segundo año, grupo 3, subgrupo 4

Docente: Dr. Walter Miranda

Fecha de entrega:

Lunes 03 de agosto, 2015.

Introducción

El equilibrio acido base del medio interno, es de vital importancia para los seres vivos. Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptores. Por ende en nuestro trabajo pretendemos explicar todos los conceptos generales del equilibrio acido base además describir su importancia y propiedades médicas.

Es necesario saber que para el mantenimiento del PH es debido a la acción de los amortiguadores fisiológicos que van a actuar de forma inmediata impidiendo grandes cambios en la concentración del potencial de hidrogeniones es por eso que analizaremos el comportamiento e importancia del sistema Buffer en el organismo, por ende aplicaremos los conceptos teóricos para la resolución de problemas de PH, POH y PK, también reflejaremos algunas alteraciones del equilibrio acido base en el organismo y como objetivo primordial el mecanismo de regulación pulmonar y renal, que son última instancia los cuales son los responsables del equilibrio acido base del organismo.

Objetivos generales

Determinar el mecanismo de regulación pulmonar los responsables del mantenimiento del PH.

Explicar los conceptos generales del equilibrio acido base.

Objetivos específicos

Describir las propiedades de los ácidos bases y su importancia en medicina.

Aplicar los conceptos teóricos en la resolución de problemas de PH, POH, PK.

Analizar el compartimiento e importancia del sistema Buffer en el organismo.

Realizar ejercicios de importancia básica de alteraciones del equilibrio acido base.

1. Defina Acido y Base según Arrhenius y según Bronsted y Lowry.

Arrhenius define:

Ácido: como toda sustancia capaz de ceder, liberar o perder protones.

Base: como toda sustancia capaz de ceder hidroxilo.

Mientras que Bronsted-Lowy define:

Ácido: como toda sustancia capaz de ceder, liberar o perder protones cuando se disocia en una solución acuosa.

Base: como toda sustancia que acepta los protones.

Según Arrhenius definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrogeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-.

Las definiciones de Bronsted-Lowy son:

Un ácido es un donador de protones, pues dona un ion hidrogeno, H+. Una base es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrogeno, H-.

2. Diga cuales serían las limitaciones de la teoría ácido-base de Arrhenius?

La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrogeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo.

La segunda es que la teoría solo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones acido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

La teoría de Arrhenius sólo es válida para disoluciones acuosas (no se puede utilizar para disolventes distintos del agua), las bases deben tener OH en su molécula (esta teoría no puede explicar el carácter básico de sustancias como el NH3 o el Na2CO3) y los ácidos deben tener H en su molécula y al disociarse en agua dar H+ (los iones hidrógeno o protones, debido a su pequeñísimo radio, 10-13 cm, no existen como tales en disoluciones acuosas, sino que están fuertemente hidratados, originando iones hidronio, H3O+).

Aplicable a disoluciones acuosas. Los ácidos debe tener H y las bases OH. No todas las sustancias que se comportan como base tienen grupos OH No tiene en cuenta el solvente: un ácido será ácido en cualquier solvente. Las soluciones de sales no deberían tener propiedades ni ácidas ni básicas. Un protón desnudo (H+) no existe por mucho tiempo en agua.

3. ¿Cuáles serían las limitaciones de la teoría ácido-base de Brönsted?

Existen sustancias con un comportamiento típicamente ácido y que no poseen átomos de hidrogeno. Aplicable únicamente a reacciones de transferencia de protones. Los ácidos deben tener H.

En la definición de ácidos y bases de BrÖnsted-Lowry se clasifican más especies como bases que en la definición de Arrhenius y es aplicable a reacciones en fase gaseosa y en solventes no acuosos. Sin embargo los ácidos se limitan a aquellas especies que contienen hidrógenos ionizables.

Aplicable únicamente a reacciones de transferencia de protones. Los ácidos deben tener H.

Funciona bien en solventes tales como H2O, NH3,HAc, pero no puede explicar el comportamiento ácido-base en solventes apróticos tales como benceno (C6H6) y dioxano (C4H8O2) .

4. Dada las siguientes reacciones químicas señale la sustancia que se comporta como ácido y como base según Arrhenius y según Bronsted y Lowry.

a) NH3 + H3O → NH4 + H2O Base Ácido Ácido Base

b) CH3COOH → CH3COO- + H+ Ácido Base

c) H2SO4 + H2O → SO4H- + H3O+ Ácido Base Base Ácido

5. Cite tres ejemplos de Ácidos Fuertes y Ácidos Débiles y explique por qué.

Acido Fuerte:

Esto en solución se disuelve la totalidad de moléculas, las cuales se separan en iones y por lo cual son irreversibles. PKa < - 1.74

HCl + H2O Cl - + H3O Ácido clorhídrico.

H2SO4 H+ HSO4- Ácido sulfúrico.

HI Acidoyorhidrico

Acido Débil Estos en solución se disocian parcialmente y son reversibles. PKa > -2

HClO + H2O HClO- + H3O+ (Acido hipocloroso)

HCN H+ +CN (Ácido clorhídrico).

HNO2 H+ +NO2 (Acido Nitroso)

6. Investigue el PH de los siguientes tejidos y líquidos Biológicos y diga cuál sería la consecuencia si ese valor de PH varía bruscamente.

a) Saliva

El pH de la saliva se encuentra entre 6.2 a 7.4. Esta tiene una capacidad de neutralizar ácidos y amortiguar las variaciones de acidez, además de que puede determinar la presencia de ciertas enfermedades dentales y otras como la insuficiencia renal, hipertensión o diabetes.

Si el pH de esta se ve alterada, la cavidad bucal se verìa expuesta a las caries, infecciones bacterianas, enfermedades periodontales, gingivitis. Aparte de que el alimento no se procesaría de manera correcta y el bolo alimenticio sería más espeso.

b) Jugo gástrico

El pH del jugo gástrico se encuentra en un rango de 1 y 3, esta facilita la degradación de las proteínas, la digestión y también evita la multiplicación de patógenos. La única bacteria que se conoce que puede vivir en un pH tan bajo es la Helicobacter pylori.

Un exceso de ácido en nuestro estómago provocaría daños en la mucosa. Al producir una afluencia constante de iones de Hidrógeno, puede causar contracción muscular, dolor, inflamación y sangrado.

c) Orina

En una persona sana el pH de la orina posee un rango entre 4.5 y 8.0, es ligeramente ácido y otras veces, ligeramente alcalino.

Un valor del pH superior a 8 con presencia de nitrito puede indicar una infección bacteriana en las vías urinarias derivadas, aunque la dieta también tenga influencia sobre el valor del pH. Las personas con trastornos metabólicos

también pueden conducir a un mayor valor del pH de la orina.

d) Sangre

El valor óptimo del pH de la sangre del ser humano debería ser ligeramente alcalino, entre un rango de 7.35-7.45.

Si el pH de la sangre disminuye se entraría a una acidosis metabólica, pero si este subiere pasaría a una alcalosis metabólica. Se conoce que si el paciente llegara a tener un pH de 7.1

entraría a un coma inmediato, y si llega a 6.9 ocasionaría la muerte.

e) Lagrimas

Poseen un pH entre 7,2 y 7,4. Este es utilizado para amortiguar cualquier sustancia ácida que el globo ocular reciba. Al igual que sirve como protección ante cualquier agente patógeno.

f) Piel

La piel tiene un pH ligeramente ácido, este varía entre 4,5 y 5,9. El pH de la piel produce una capa existente entre la epidermis y la dermis, esta capa se encarga de lubricar la piel y protegerla ante agentes exteriores. El pH también varía según el sexo, en los hombres es ligeramente más ácido que en las mujeres.

El pH de la piel varía según la región del cuerpo, por ejemplo, es más ácido en las axilas y entre los dedos. Cuando el pH de la hipodermis aumenta (se convierte en alcalino), es cuando se producen las dermatitis o las inflamaciones de la piel.

7. En una disolución la concentración de iones hidronio es 5 x 10⁻⁵ mol/L

Calcular: a) el pH b) el pOH c) [OH-]

Datos Fórmula Resolución Respuesta

[H+]=5 x10-5

[OH-]=?pH=?pOH=?

pH=-log [H+] pH+pOH=14kw=[H+][OH-]=1x10-14

pH=-log[5x10-5]pH=4.30

4.30+pOH=14pOH=14-4.30pOH=9.7

[H+][OH-]=1x10-14

[OH-]= (1x10-14) (5x10-5)[OH-]= 2x10-10

El pH de la disolución es de 4.30

El pOH de la disolución es de 9.7

La concentración de iones hidroxilo es de 2x10-10

8. Diga. ¿Cómo puede medirse de forma cuantitativa la fuerza de un ácido débil?

La fuerza de un ácido y una base, se puede expresar mediante la constante de equilibrio, siendo ésta el resultado de aplicar la Ley de Acción de Masas a la reacción a tratar, del ácido o la base que nos interesa, con el agua.

AH + H2O ↔ H3O^+ + A^-

La constante de equilibrio la obtendremos a partir de:

K = [H3O^+][A^-] / [AH][H2O]

Cuando se trata de disoluciones acuosas que se encuentran diluidas, (generalmente las más utilizadas), la concentración del agua se mantendrá constante prácticamente, por lo que se puede encontrarse incluida en la constante de equilibrio de la siguiente manera:

Ka = K [H2O] = [H3O][A^-] / [AH]

La constante Ka, conocida como constante de disociación, de ionización, o constante de acidez, mide de manera cuantitativa la fuerza del ácido AH.

A mayor valor de Ka, mayor fuerza para el ácido (y mayor debilidad para la base conjugada de dicho ácido).

De la misma forma, la fuerza de una base, se mide mediante el equilibrio de la reacción con el agua:

B ( base) + H2O ↔ BH^+ + OH^-

Kb= K [H2O] = [BH^+][OH^-] / [B]

La constante Kb, conocida como constante de ionización de la base (de basicidad), o también como constante de disociación, mide la fuerza de la base.

9. Ordene los siguientes ácidos débiles en orden creciente de fuerza de acidez:

Ácido acético; Ka = 1,8 x 10⁻⁴ Ácido fórmico; Ka = 1,7 x 10⁻² Ácido fluorhídrico; Ka = 7,1 x 10⁻⁵ Ácido nitroso; Ka = 4,5 x 10⁻⁴

Al Aplicarles la formula pKa= -logKa, el resultado es:

Ácido Fórmico; Ka=1,7 x 10-2 → pKa= 1.7

Acido nitroso; Ka=4,5 x 10-4 → pKa= 3.3

Ácido acético; Ka=1,8 x 10-4 → pKa=3.7

Ácido fluorhídrico; Ka=7,1 x 10-5 →pKa= 4.1

El orden creciente de fuerza de acidez sería:

a. Ácido fluorhídrico; Ka=7,1 x 10-5 → pKa= 4.1

b. Ácido acético; Ka=1,8 x 10-4 → pKa=3.7

c. Ácido nitroso; Ka=4,5 x 10-4 → pKa= 3.3

d. Ácido Fórmico; Ka=1,7 x 10-2 → pKa= 1.7

10. Explique ¿Cómo está formada una disolución amortiguadora o tampón?

Los amortiguadores o tampón más sencillos están formados por mezclas binarias:

• Un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato sódico)

• Una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico)

La concentración de protones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera. A un litro de agua neutra (pH 7) basta añadirle 1 ml de HCl 10M para que el pH descienda 5 unidades. En cambio, si esta misma cantidad de ácido se añade a 1 litro de disolución amortiguadora formada por HAc/AcNa 1M, el pH desciende en una centésima, o sea, quinientas veces menos, obsérvese la tabla siguiente.

Los amortiguadores (también llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son aquellas disoluciones cuya concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes.

Mantener el pH constante es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y bioquímicas que tienen lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio.

Si a este sistema añadimos un ácido fuerte como el HCl, se produce un aumento instantáneo de la [H+], y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, formándose AcH hasta recuperarse prácticamente la [AcH] inicial. Además, los iones acetato procedentes de la sal se pueden combinar con los H+ procedentes del HCl para formar más AcH. La reacción podría representarse

así:

En resumen, el sistema amortiguador ha destruido el ácido fuerte, generando en su lugar una cantidad equivalente de ácido débil, cuyo equilibrio de disociación determinará la [H+] final.

11. Explique ¿Cómo actúa un Buffer para mantener el Equilibrio Acido Base?

Un amortiguador es un sistema de moléculas y iones que actúa para evitar cambios de la concentración de H+, sirve para estabilizar el pH de una solución; por ejemplo, en el plasma sanguíneo, el pH se estabiliza mediante la reacción reversible que sigue, la cual comprende el ion bicarbonato (HCO3−) y ácido carbónico (H2CO3): HCO3− + H+ H2CO3El sistema amortiguador de bicarbonato está integrado por el bicarbonato de sodio y el ácido carbónico. Cuando al medio donde se encuentra este sistema

se añade un ácido fuerte como el ácido clorhídrico, el cual reacciona con el bicarbonato de sodio, dando lugar a un ácido débil, el ácido carbónico, que modifica muy poco el pH y una sal neutra, el cloruro de sodio Por otra parte si se añade una base fuerte, como el hidróxido de sodio, ésta reacciona con el componente ácido del sistema, el ácido carbónico y se obtiene como producto el bicarbonato de sodio, base débil con poca incidencia sobre el pH, y agua. Este sistema amortiguador tiene una pK de 6.1, por lo que su poder amortiguador no es alto, sin embargo la abundancia de sus componentes en el líquido extracelular hace que sea el sistema amortiguador más importante en dicho medio.

12. Represente la Reacción del Buffer Bicarbonato / Acido Carbónico y explique ¿Cómo se comportaría este amortiguador si aumenta el PH de la sangre?

HCO3− + H+ →← H2CO3

La doble flecha indica que la reacción podría ir a la derecha o a la izquierda; la dirección real depende de la concentración de moléculas y iones en cada lado Las células del cuerpo producen ácido láctico y otros ácidos orgánicos, y los secretan hacia la sangre. A pesar de la liberación de H+ por estos ácidos, el pH en sangre arterial por lo general no disminuye, sino que permanece constante a pH de7.40 ± 0.05. Esta constancia se logra, en parte, mediante la acción amortiguadora del bicarbonato mostrada en la ecuación anterior. El bicarbonato sirve como el principal amortiguador de la sangre. Ciertas condiciones podrían causar un cambio opuesto en el pH. Por ejemplo, el vómito excesivo que da por resultado pérdida de ácido gástrico podría hacer que la concentración de H+ libre en la sangre disminuyera, y que el pH en la sangre aumentara. En este caso, la reacción descrita podría revertirse: H2CO3 → H+ + HCO3.

La disociación del ácido carbónico da H+ libre, lo que ayuda a prevenir un aumento del pH. Así, los iones de bicarbonato y el ácido carbónico actúan como un par amortiguador para prevenir disminuciones o aumentos del pH, respectivamente.

Esta acción amortiguadora normalmente mantiene el pH sanguíneo dentro del rango estrecho de 7.35 a 7.45.

13. Analice los siguientes valores de PH y PCO2 y analice a que alteración del Equilibrio Acido Base corresponden:

PH= 7.53

PCO2= 23

HCO3= 18.7

Si el pH está elevado puesto que es de 7.53, entonces se trata de una alcalosis.

Si el PCO2 está bajo, quiere decir que la alcalosis es respiratoria

Es una alcalosis respiratoria parcialmente compensada

PH=7.36

PCO2= 70mmHg

HCO3= 27

Si el pH es de 7.36, indica que está en el valor normal, pero en este caso, proviene de un mecanismo compensatorio, donde la acidosis se reduce

Si el PCO2 está elevado, indica acidosis respiratoria

Si el HCO3 está alto, indica alcalosis, es decir, un mecanismo compensatorio

Es una acidosis respiratoria crónica compensada

PH= 7.38

PCO2= 23mmHg

HCO3= 14

Si el pH es de 7.38, indica un valor normal, producto de un mecanismo compensatorio, reduciendo los niveles de acidosis

Si el PCO2 está bajo, siendo un mecanismo compensador

EL HCO3 está bajo, indicando que es metabólica

Es una acidosis metabólica crónica compensada

PH= 7.22

PCO2= 70

HCO3= 27.4

Bic. St. = 23

BE= -2

Si el pH está bajo, entonces se trata de una acidosis

Si el PCO2 está elevado, entonces se trata de una acidosis respiratoria

El HCO3 está levemente elevado, entonces es un mecanismo de compensación

El Bicarbonato estándar y el BE están en sus valores normales, indicando que no hay un componente metabólico que altere

Es una acidosis respiratoria parcialmente compensada

PH= 7.24

PCO2= 35

HCO3= 14.2

Bic. St.= 15.5

BE= -11.5

Si el pH está bajo, entonces es una acidosis

Si el PCO2 está bajo, entonces no es respiratoria sino metabólica

El HCO3 está bajo, entonces es metabólica.

El Bic. St. y el BE están alterados, mostrando un componente metabólico que los altere.

Es una acidosis metabólica parcialmente compensada

PH= 7.30 Si el pH está bajo, se trata de una acidosis

PCO2= 36

HCO3= 17

Bic. St.= 18.2

BE=-8.1

Si el PCO2 está bajo, entonces no es respiratoria, sino metabólica

Si el HCO3 está bajo, confirma que es metabólica

El bicarbonato estándar y el BE están alterados, lo que confirma que hay un componente metabólico que altera.

Es una acidosis metabólica parcialmente compensada

Conclusión

El equilibrio acido base estudia en si los mecanismo que mantiene los valores normales de los iones de H+ de los líquidos corporales dentro de los límites normales. Nuestras células son sensibles al cambio de pH del medio extracelular. Este tiende a tener un pH de 7,4; y un descenso por debajo de 7 o un ascenso por encima de 7,8 pueden resultar letal. Ahora bien, las moléculas que contienen átomos de H+ que puedan liberar iones H+ en una solución reciben el nombre de ácido, mientras que una base es un ion o una molécula que puede aceptar un H+.

Los ácidos y las bases poseen características particulares que lo diferencian una de la otra como son: en el caso de ácidos son agrios, neutralizan la acción de las bases, disuelven sustancias, pierden sus propiedades al reaccionar con base, concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos, entre otros; y en el caso de la base son amargos, neutraliza las acciones de los ácidos, produce una sensación untuosa al tacto, suave al tacto pero corrosivo a la piel, disuelve grasa y el azufre, pierde sus propiedades al reaccionar con los ácidos, entre otras. Su importancia radica en mantener el equilibrio estable de ácidos y bases en nuestro organismo, de lo contrario se podría presentar desequilibrio de las mismas como ejemplo la acidosis metabólica, que son originadas por la diarrea, vomito de contenido gastrointestinal, diabetes mellitus, fármacos que son trastorno que provocaría la acidosis metabólica debido a la reducción de HCO3- en el LEC.

Además, el principal amortiguador intracelular es el anillo imidazolico de aminoácido histidina, que son capaces de asumir hasta el 60% de una sobrecarga acida importante en el plazo de minutos o pocas horas. Mientras que el principal amortiguador extracelular es el HCO3-/H2CO3, que es capaz de asumir de modo instantáneo (en minutos) el 40% de una sobrecarga acida.

Bibliografía

Ayus-Caramelo-Tejedor. (2007). Agua, Electrolitos y Equilibrio Acido - Base. Aprendizaje mediante casos clinicos. Buenos Aires, Madrid: Editorial Medica Panamericana.

GANONG. (2012). Fisiologia Medica. 24º Ed. Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana.

Hall, G. y. (2011). Tratado de Fisiologia Medica. Barcelona, España: GEA Consultoria Editorial, S.L.

Apuntes de Conferencias de Biofísica. Tema: Acido - Base