FOLLETO PARA COMPLEMENTAR EL APRENDIZAJE DE BIOQUIMICA I, AREA: CIENCIAS DE LA SALUD ASIGNATURA: Laboratorio de Bioquímica I. MED195-

FOLLETO PARA COMPLEMENTAR EL APRENDIZAJE DE BIOQUICA I

AREA: CIENCIAS DE LA SALUD
ASIGNATURA: Laboratorio de Bioquímica I. MED195-

Daniel E. Rodríguez C,M.A.

Guía Para COMPLEMENTAR la 1era Y 2da Práctica de Laboratorio de Bioquímica I, 1er. Parcial.

Parte-A

Regulación del equilibrio ácido-básico.-

Objetivos:
Parte –A

A)-Entender mejor el concepto de pH y los métodos para determinarlo.

B)-Definir el concepto de amortiguador, estudiar sus funciones y modo de acción.

C)- Analizar la ecuación de Henderson-Hasselbach.

Parte –B

D)-Definir y determinar la acidez titulable en la orina, sustancias que la aumentan y su relación con la dieta.

Introducción

El agua es un compuesto bipolar; esta polaridad conduce a la hidratación de los iones, haciendo posible que cationes y aniones se disuelvan en ella.

La autoionización del agua es pequeña, pero de gran importancia, se forman iones hidronio H3O + e iones hidroxilo OH - , según:

Ion hidroxilo básico
2H2O → H3O + + OH -
Ion hidronio ácido

El agua representa la reacción clásica de ácido-base.

El término ionización se usa para expresar la separación de iones de los compuestos que están formados por iones; a esta manera especial del comportamiento del agua se le llama autoionización, autoprotólisis o anfoterismo.

H2O → [H + ] + [OH -]

Los iones H+ y OH- están en igual concentración en el agua, por lo que ésta es una sustancia neutra. Su constante de ionización se expresa:

H+ = 1.0 x10 a la -7 moles /litro
OH- = 1.0 x10 a la -7 moles/litro
K H2O = 1 x10 a la -14 moles /litro a 25 grados ~C.

Cuando una sustancia está disuelta en agua, y la concentración de H+ y de OH- es igual, la solución es neutra. Si hay una concentración de OH- ligeramente alta, la solución será básica. Por ejemplo NaOH en agua. Pero si hay exceso H+, la solución es ácida; por ejemplo H2SO4 en H2O.

En resumen la sustancia que en solución acuosa se ioniza y tiene exceso de iones OH- es básica. Por lo contrario si la sustancia en solución tiene exceso de H+, entonces es ácida. Si la sustancia se ioniza y tiene igual concentración de iones H+ y de iones OH- será neutra.

Constante del Producto Iónico del Agua.

H2O + H2O → OH- + H3O+
←
Constante de equilibrio:

Kc = [H3O +] [ OH - ]
2
[H2O]

2
Kc = [H20] = [H3O+] [OH-]

En el agua pura la concentración de estos iones es 1.0 x 10 -7 moles /litro a 25 grados C.
2 2
Kc = [H2O] = [H3O+] [OH- ] = [1.0 X10 -7] =1.0x10 -14.

Esto se llama producto iónico del agua….

Entonces el producto iónico del agua es 1.0x10 -14 = a Kw., “Aunque este valor se ha obtenido en el agua pura, también se utiliza para disoluciones diluidas a 25 C, porque en éstas la concentración de agua se pude considerar constante y muy próxima a la del agua pura” (Pertierra, G.A, 1990, p.233)

La adición de ácidos al agua aumenta la concentración de de H3O+ por encima de 1.0x10 a la -7 moles y la adición de bases aumenta la concentración de OH- por encima de 1.0x10 a la -7 moles. Como el producto de [H3O+] [OH-] debe permanecer constante e igual a 1.0x 10 a la -14, es fácil comprender que si la concentración de H3O+ aumenta, la de iones OH- debe disminuir y viceversa. En resumen:

Disolución neutra: [H3O+ ] =1.0 X10 -7 M.
Disolución ácida: [H3O+ ] > a 1.0 x10 -7 M, y (OH-) < a 1.0 x 10 -7 M. Disolución básica: [OH-] > a 1.0 x 10 -7 M, y la concentración de (H3O+) < a 1.0 x 10 -7 M.

Debido a todo esto, considerando que el agua pura tiene una concentración de iones H+ = a 1.0 X10 -7 moles/litro y una de iones OH- = a 1.0 X10 -7 moles/litro, la escala se puede clasificar así: H2O = pH= 7.

Concepto y medida del pH.

S.P.L Sorönsen, propuso el término pH, quien lo midió en el agua pura. Esta escala lo define como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+ o potencial de hidrógeno: pH= -log [H3O + ] o pH=-log [H+ ].

Como la definición indica el valor del logaritmo negativo, el resultado es positivo.

También: pH= log 1 = -log [H3O+ ]
[H3O+ ]

Entonces en una disolución neutra a 25 C , la [H3O+ ] = [OH-]=1.0x10 -7 y pH = -log [1.0 x 10 -7] = 7.0.

En una disolución ácida el pH será menor que 7, ya que, la concentración de H3O+ es mayor que 1.0x 10 a la -7, y en una disolución básica el pH tendrá un valor mayor que 7 , puesto que la concentración de H3O+ es menor a 1.0x10 a la -7.


Aunque en un principio el término “p” se propuso para definir el pH, que corresponde a las iniciales “potencial de hidrógeno”, actualmente se utiliza éste de forma muy general, así, pOH = - log [OH-], pK = - log K etc. Y significa “el logaritmo negativo del símbolo al cual precede”.


Entonces: (-log [H3O+] + log [OH-]= -log (1. 0x 10 a la -14)

Potencial del producto iónico del agua.

Es decir, pH + pOH= 14, de ahí que la escala va de 0 a 14.

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Ácido neutro básico

“Los valores de pH, ya sea éste neutro, ácido o básico, varían según la temperatura a que se midan los iones” (Barbosa, A.Ma, 1996, p.260).

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más sencillos, pero de una importancia primordial en áreas tan diversas como la medicina, la agricultura, y la industria farmacéutica.

Los fluidos del organismo humano, como la sangre la bilis, etc. tienen un pH comprendido en un estrecho margen y la continua desviación del intervalo normal es indicativo de una condición patológica ,ya que , en las células vivas, el pH determina muchas características esenciales de la estructura y actividad de las biomoléculas y, por tanto de su función.

El pH se mide usando sustancias químicas llamadas indicadores, o usando aparatos electrónicos sensibles llamados pH-metros.

“Los indicadores son sustancias que muestran diferentes colores al pasar de la forma disociada a la forma sin disociar que generalmente son ácidos débiles”.

Estos se disocian: H. Ind + H2O → Ind- + H3O+
←
La función del indicador en la determinación de pH se fundamenta en la variación de color producida al alterarse la concentración de iones hidrógenos, dentro de ciertos límites.

“El indicador más común, por su fácil uso, es el papel tornasol. Cuando el papel vira al azul, indica que la sustancia en la que se introdujo tiene un pH mayor a 7; cuando vira al rojo, indica que tiene un pH menor que ”.

Ejercicios: encuentre el pH de una solución 0.10 molar (M) de NaOH.
Datos: el NaOH aporta los OH- . Por eso [OH-]= 0.1M..
[OH-] = 0.1M
[H+] = 1x10 -14 =1x 10 -13
1.10 [1 x 10 -1]

pH = - log (1 X 10 -13) = 13, el pH será alcalino según la tabla.

Disoluciones reguladoras del pH.

Este tipo de disoluciones son especiales, puesto que éstas ofrecen una gran resistencia a modificar su pH, también se les llama disoluciones tampón, buffers, o disoluciones amortiguadoras. Estas sustancias están formadas, generalmente, por un ácido débil y una sal del mismo (por ejemplo, CH3-COOH y CH3-COONa) o por una base débil y una sal de la misma (NH4OH y NH4Cl), en estas disoluciones el pH cambia muy poco o simplemente no cambia.

Reacción de asociación: es una reacción que consiste en la unión de dos o más iones.

Ejemplo: H+ + OH- → H2O
Na+ + Cl- → NaCl

Reacción de disociación: esta consiste en la separación de un compuesto en sus iones correspondientes.

NaCl → Na+ + Cl-
H2O → H+ + OH-
H2CO3 → HCO3- + H+

Ácido: según (Arrhenius 1884), se puede definir como una sustancia que al reaccionar con el agua forma iones hidronio (H3O+) y base a la que forma iones hidroxilos (OH- ).Los ácidos y las bases son electrolitos porque al disociarse, sus iones conducen la electricidad.

Los electrolitos se clasifican en ácidos bases y sales.

Arrhenius, también definió las sales como sustancias que proporcionan aniones distintos del OH- y cationes distintos del H+.

Hay que tomar en cuenta que la teoría anterior es limitada, puesto que solo se aplica a disoluciones acuosas.

Teoría de Brӧnsted-Lowry sobre los ácidos y las bases (1923). Si se habla de otros disolventes distintos del agua, se debe aplicar esta teoría la cual amplía los conceptos de ácidos y bases del modo siguiente: “ácido es toda sustancia que puede ceder protones y base toda aquella que puede aceptarlos”.

En esta teoría, el proceso de ceder o aceptar protones es reversible, es decir, el ácido cuando pierde un protón se convierte en una base, y ésta al ganarlo se transforma en un ácido. Formando el ácido y su base un sistema conjugado, según:



Ácido → base + protón
←
Acido1 + base2 → ácido2 + base1
←
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
←
H2O + NH3 → NH4+ + OH-

H3PO4 + H2O → H3O + H2PO4-
←

Pertierra (1991), comentando sobre los ácidos afirma que: “la definición más amplia de ácidos y bases es la dada por G.N Lewis, conocida como definición electrónica que dice: “ácido es toda molécula o ion que es capaz de aceptar la compartición de un par de electrones, que procede de otra molécula o ion que se llama base”.

Las bases de G.N Lewis son especies con electrones no enlazantes que pueden ser cedidos para formar nuevos enlaces. Los ácidos de Lewis son especies que pueden aceptar esos pares de electrones para formar nuevos enlaces. Entonces para Lewis los ácidos serían electrófilos y las bases serían nucleófilos.

Parte -B

Disoluciones reguladoras de la sangre.

La sangre es el fluido que transporta los gases de la respiración, los nutrientes y los productos de desechos entre los diversos órganos y tejidos. En el organismo, para mantener el pH de la sangre en un valor adecuado, existen tres mecanismos que se interconeccionan entre sí: 1) las disoluciones reguladoras de la sangre, que neutralizan los H3O+ y OH- producidos en la reacciones metabólicas 2) la función pulmonar que mantiene la concentración de ácido carbónico en la sangre a través de la excreción y la inhalación de CO2. 3) La función renal, mediante la excreción de H+ y HCO3-procedentes de la sangre.

Correspondientes al primero existen tres sistemas de disoluciones reguladoras: la del H2CO3/HCO3-, la del fosfato y la constituida por las proteínas.

La disolución reguladora ácido carbónico/bicarbonato, es la que contribuye en mayor extensión a mantener el valor de pH adecuado en la sangre. El CO2 de la sangre se combina con los fluidos acuosos del organismo para formar H2CO3 , el cual a su vez está ionizado en iones HCO3- e iones H+ según:


CO2 + H2O → H2CO3 → H+ +HCO3-
← ←

El pH de una disolución equimolecular de H2CO3 y HCO3- se determina aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach; cuyo valor coincide con el pKa del H2CO3, es decir ,6.10:

0.025
pH = pKa + log [HCO3-] = 6.10 + log 1 = 6.10
[H2CO3 ]
0.00125
En estas condiciones la disolución no sería efectiva en la sangre, ya que este valor está muy alejado del fisiológico (7.35 y 7.45).Sin embargo el sistema ácido carbónico/bicarbonato es una disolución reguladora altamente efectiva, porque la concentración de HCO3- es 0.025 M y la del H2CO3 0.00125 M, es decir, 20 veces menor para el ácido, lo cual produce una disolución de pH = 7.4.

El pH de la sangre se mantendrá, por tanto, entre los valores normales de 7.35 y 7.45 cuando las concentraciones del ion bicarbonato y ácido carbónico estén en la relación de 20/1.Si dicha relación es menor, el pH de la sangre será inferior a 7.35 y dará lugar al estado denominado acidemia. Por el contrario, cuando la relación de concentraciones de estas sustancias en la sangre sea superior a 20/1, el pH será más básico que 7.45 y se producirá una alcalemia .Si el pH de la sangre alcanza valores inferiores a 6.8 o superiores a 7.8, sobreviene una serie de trastornos que pueden ocasionar la muerte.

Entonces: pH= 6.1 +log [HCO3-] = 6.1 + log 20/1
[H+ ]

(log 20- log 1) = 1.3 – 0 =1.3 + 6.1 = 7.4 pH fisiológico.

Alteraciones metabólicas debido al desequilibrio ácido-base.

Alcalosis metabólica: se produce por una elevada concentración de bicarbonato lo que produce un aumento del pH en sangre. Los enfermos presentan aumento de HCO3- y CO2 en la orina. Un descenso en la sangre de H+ aumenta la [HCO3-] porque se produce un incremento en la ionización del H2CO3.Esto podría deberse a una perdida excesiva de jugos gástricos, un exceso de vómitos o una disminución intracelular de iones K+ o Na+ debido quizás a terapia diurética, en la mayoría de los casos los iones H+ pasan al interior de las células, el organismo tiende a incrementar la [H2CO3 ] para que se mantenga la relación HCO3-/H2CO3.

Alcalosis respiratoria: Se origina por una excesiva eliminación de CO2 por los pulmones, lo que ocasiona una deficiencia en la [H2CO3 ] en la sangre, que se utiliza para proveer el CO2. Según la ecuación hacia la izquierda:

CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ HCO3- + H+

Síndrome. Posibles manifestaciones: Hipoxia, excitación psíquica, alteraciones en el SNC, respiración inadecuada.

Acidosis metabólica: se debe a una reducción en la concentración del HCO3- en sangre, posiblemente por una formación excesiva de H+ en el metabolismo. Según:

[H+] + [HCO3 ]→ H2CO3

Acidosis respiratoria: se produce cuando hay una deficiencia en la eliminación de CO2 por los pulmones, lo que hace que aumente el nivel de CO2 en sangre y provoque un aumento de la acidez. Según:

CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ HCO3- + H+

Características: pH bajo, exceso de H2CO3 en sangre, edema pulmonar, neumonía, enfisema, asma, insuficiencia cardiaca, hiperventilación . Posibles causas: tabaquismo, pulso irregular, cefalea, vértigo.

En resumen el equilibrio ácido-base se basa en:

pH= pKa + log [A-] =
HA
Ph= pka + Log [hco3] =
[h+]
ph= 6.1 log 20/1

pH= 6.1 + log 20

pH= 6.1 + 1.3

pH= 7.4


nota: pH + poH = 14



parte practica

materiales: matraces erlenmeyer, beakers, guantes de hule, tubos de ensayo, ph-metro, termómetro, otros..

muestras de: refrescos,jugos,café ,leche y orinas..

reactivos: indicadores, ácidos y bases.

procedimiento: distinguir el tipo de sustancia ácido o base, usando indicador...

llenar tabla...

Sustancias:
Indicad-ores.
color
Observa-ciones
Otros..
OH -
H3O+
OTROS

procedimiento: medir ph de diferentes muestras..

Sustancias
pH teórico
pH práctico
% E.
Temperatura.

NOTA: Si hay cintas para medir pH también medirlo con estas.

Sustancias(jugos )
pH según cinta
Color de la cinta antes de medir.
Color de la cinta después de medir.

para reportar..

Aplicando los conocimientos adquiridos resuelva estos casos clínicos.


Caso 1

Un varón de 15 años de edad, diabético y controlado con insulina, interrumpió el tratamiento cinco días atrás y acude a consulta por malestar general, presenta disnea y nauseas. Se encontró el pulso de 120 por minuto, sopor y deshidratación.

Resultados de los estudios de laboratorio: pH de 7.05; PCO2 de 20 torr; bicarbonato de 5.6 meq/L; sodio 142 meq/L; cloruro de 105 meq/L, y cetona en orina fuertemente positiva.


Comentario:___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.



Conclusión:_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.

Caso 2

Varón de 12 años de edad, con asma. Desde 24 horas atrás presenta disnea y taquicardia. Se encontró frecuencia respiratoria de 40 por minuto, sibilancias y cianosis.



Resultados de los estudios de laboratorio: PCO2 de 55 torr; bicarbonato de 25 meq/L; pH de 7.5.


Comentario:_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.

Conclusión:__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.


Caso 3

Varón de 65 años de edad, que después de una descarga eléctrica presento paro respiratorio y fibrilación ventricular física se destaca como profundo.

Resultados de los estudios de laboratorio: pH de 6.6; PCO2 de 70 torr; bicarbonato de 23 meq/L, y lactato de 50 mm/L.


Comentario:___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.

Conclusión:_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.

investigue el pH de estas sustancias:

-Bilis---------
-Lágrimas----------
-Jugo gástrico--------
-Jugo pancreático----------
-Sangre---------
-Saliva-------
-Sudor------
-Orina-------


en los siguientes síndromes que tipo de manifestación se produce: alcalosis metabólica, alcalosis respiratoria, acidosis metabólica o acidosis respiratoria:

-sobredosis de antiácidos_________________
-diabetes mellitus____________________
-anorexia _______________
-fracaso renal______________
-vómitos intensos__________
-diarrea profusa_____________
-alteraciones en snc__________
-terapia respiratoria inadecuada______________
-edema pulmonar__________________
-neumonía________________
-asma________
-insuficiencia cardiaca_____________
LLENE EL SIGUIENTE CUADRO METABOLICO…..ESCRIBA ↑ 0 ↓
según EL CASO.


Sindrome
OH-
H3O +
h +
hco3-
pH
OBSERVACIONES
Alcalemia






Acidemia






alcalosis metabolica






alcalosis respiratoria






acidosis metabolica






acidosis respiratoria








NOTA: HAGA LAS ECUACIONES CORRESPONDIENTES PARA EXPLICAR CADA SINDROME….

Sindrome ECUACIoNES:
Alcalemia
Acidemia
alcalosis metabolica
alcalosis respiratoria
acidosis metabolica
acidosis respiratoria


LLENAR CUDRO SOBRE LA ACIDEZ TITULABLE EN LA ORINA...

Cantidad normal de ácido urinario en Miliequiv.

observaciones
otros
otros
Cantidad anormal




Cantidad práctica.




Cantidad práctica.





Nota: consultar Guyton Hall cap..20

CALCULAR...

¿Cómo se preparan 500 mil de una solución 0.7 N de Ba(OH)2 ?

¿Cómo se preparan 500 mil de una solución 0.8 N de NaOH ?


¿Cómo se preparan 500 mil de una solución 0.2 N de H2SO4 ?


-Investigue de que manera el Propionibacterium acnes ; ataca a la piel y produce acné vulgar...



-RECUERDE LLENAR LAS PREGUNTAS….OK??.


BIBLIOGRAFIA.


1-Asbun Wady, Ph.D.(1972). Bioquímica experimental. Santo Domingo R.D.
2-Brito, Franklin y Monzó Antonio.(1979).Química Orgánica. Santo Domingo R.D.
3-Casanova, José. (2006). Elementos de Química Orgánica, Cuaderno de trabajo. Santo Domingo. ED universitaria _UASD,. Págs. 40-43
4-Diccionario de Medicina Océano Mosby. St. Louis, Estados Unidos. ED Grupo Océano. Pág. 804.
5-De los Santos, Aminta.(1997-).Química. Secretaria de Estado De Educación R.D.
6-Quillet, Arisitides. Enciclopedia autodidáctica Quillet. México, 11º edición, 1977. ED Cumbre, SA. Pág.76
7- Ouellet, Robert J.(1971). Introducción a la Química Orgánica. Ohio, EUA . ED Harla. Págs. 145-152
8-Microsoft ® Encarta ® 2007. © 1993-2006 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos.



Nota: este es un folleto para la ayuda de un mejor aprendizaje de las prácticas de laboratorio de bioquímica I. El manual oficial deben pasar a adquirirlo por servicios estudiantiles o hablar con el Dr. Ramón G. Martínez Peña.