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“AÑO DEL BUEN SERVICIO AL CIUDADANO”
ESTRUCTURA FUNCIÓN CELULAR
Y TISULAR II
CLASE Nº 02
EL AGUA, SUSTANCIAS
BUFFFER Y METABOLISMO
HIDROELECTROLÍTICO
ESCUELA : MEDICINA HUMANA
DOCENTE : DRA QF VIOLETA MORIN GARRIDO
ALUMNOS : ARRUNÁTEGUI ESPINOZA CHRISTIAN DAVID
ÁVILA REYES AMANDA ISABEL
VÍLCHEZ NUÑEZ JUNIOR ISMAEL
CICLO : III – 2017
MAYO 2017
INTRODUCCIÓN
Facultad de ciencias de la salud
Universida
d Nacional
de Piura
El agua, una molécula simple y extraña, puede ser considerada como el líquido de la vida. Es la sustancia más abundante en la biosfera, dónde la encontramos en sus tres estados y es además el componente mayoritario de los seres vivos,
El agua fue además el soporte donde surgió la vida. Molécula con un extraño
comportamiento que la convierte en una sustancia diferente a la mayoría de los
líquidos, posee una manifiesta reaccionabilidad y posee unas extraordinarias
propiedades físicas y químicas que van a ser responsables de su importancia
biológica.
Con el desarrollo del trabajo nos podemos apreciar la gran importancia que
tiene el agua en nuestro entorno y las muchas funciones que tiene, y que
pueden ser utilizada por ser humano y otros seres vivos para el desarrollo de
la vida y su existencia.
ÍNDICE
- El agua 1.1. Estado natural 1.2. Composición general
forma de niebla, vapor y nubes. El vapor atmosférico se mide en términos de humedad relativa, que es la relación de la cantidad de vapor de agua en el aire a una temperatura dada respecto a la máxima que puede contener a esa temperatura. El agua es vital para los seres humanos, que la necesitan para cocinar, beber, lavarse y regar los cultivos. Además, en los procesos industriales se emplean cantidades inmensas. El agua es un recurso limitado que debe recogerse y distribuirse cada vez más cuidadosamente. La fuente de agua más importante es la lluvia, que puede recogerse directamente en cisternas y embalses o indirectamente, a través de pozos o de la cuenca de captación, nombre que recibe la red de arroyos, riachuelos y ríos de una zona. El agua de la capa freática es agua de lluvia que se ha filtrado a través de capas de roca y se ha acumulado a lo largo de los años. Si se encuentra bajo presión, el agua puede brotar a la superficie en forma de manantial. Los canales de riego, pantanos, pozos y depósitos son dispositivos artificiales, creados para recoger agua de dichas fuentes naturales. Debido a la posibilidad de contaminación, el agua se suele procesar en una planta de tratamiento antes de su distribución. El agua está presente también en la porción superior del suelo, en donde se adhiere, por acción capilar, a las partículas del mismo. En este estado, se le denomina agua ligada y tiene unas características diferentes del agua libre. Por influencia de la gravedad, el agua se acumula en los intersticios de las rocas debajo de la superficie terrestre formando depósitos de agua subterránea que abastecen a pozos y manantiales, y mantienen el flujo de algunos arroyos durante los periodos de sequía.
Composición General
El agua pura no existe en la naturaleza, debido a la gran capacidad de disolver numerosas sustancias en grandes cantidades. En la atmósfera, el agua se mezcla con cantidades variables de dióxido de carbono, otros gases y cantidades pequeñas de material orgánico e inorgánico En la corteza terrestre el agua reacciona con minerales del suelo y de las rocas, en su mayoría sulfatos, cloruros, bicarbonatos de sodio y potasio y los óxidos de calcio y magnesio. Las aguas subterráneas por su parte pueden contener grandes cantidades de compuestos de nitrógeno y de cloruros. El agua de los mares además de contener grandes cantidades de cloruro de sodio tiene muchos compuestos disueltos más ya que recibe las impurezas procedentes de ríos y arroyos.
Propiedades físicas Las propiedades físicas del agua son aquellas que nos permiten diferenciarla de otras sustancias a través de procedimientos netamente físicos, en otras palabras, sin la necesidad de producir una reacción química. Aquí hay una lista de las propiedades específicas del agua:
Estados físicos del agua Los cambios físicos del agua se llevan debido a un cambio en la temperatura. Se denomina fase de una sustancia a sus estado que como ya mencionamos puede ser sólido, líquido o gaseoso.
Los cambios de fase en una sustancia pura tienen lugar a temperaturas constantes y presiones definidas. Así el paso de sólido a gas se denomina sublimación, de sólido a líquido, fusión y de líquido a vapor vaporización.
- La densidad del agua es de 1 g/cc a 4ºC y de 0,915 g/cc a 0ºC.
- Punto de fusión : punto térmico en el cual pasa a su estado sólido, es de 0ºC.
- Punto de ebullición : punto térmico en el cual sufre vaporización, es de 100ºC.
Si se hierve agua en un recipiente abierto a la presión de 1 atmósfera, la temperatura no aumenta por encima de los 100 °C por mucho calor que se suministre. El calor que se absorbe sin cambiar la temperatura del agua es el calor latente ; no se pierde, sino que se emplea en transformar el agua en vapor y se almacena como energía en el vapor. Cuando el vapor se condensa para formar agua, esta energía vuelve a liberarse. Del mismo modo, si se calienta una mezcla de hielo y agua, su temperatura no cambia hasta que se funde todo el hielo. El calor latente absorbido se emplea para vencer las fuerzas que mantienen unidas las partículas de hielo, y se almacena como energía en el agua. Para fundir 1 kg de hielo se necesitan 19.000 julios, y para convertir 1 kg de agua en vapor a 100 °C, hacen falta 129.000 julios.
Fuerzas de cohesión y adhesión La cohesión viene a ser la fuerza de atracción entre las películas adyacentes dentro de un mismo cuerpo mientras que la adhesión es la interacción entre las superficies de distintos cuerpos.
GASES
La fuerza de cohesión puede observarse en su licuefacción, que tiene lugar al comprimir una serie de moléculas y producirse fuerzas de atracción suficientemente altas para proporcionar una estructura líquida
LÍQUIDOS
La cohesión se refleja en la tensión superficial, causada por una fuerza no equilibrada hacia el interior del líquido que actúa sobre las moléculas superficiales, y también en la transformación de un líquido en sólido cuando se comprimen las moléculas lo
Calor de vaporización Es la energía necesaria para romper los puentes de hidrógeno establecidos entre las moléculas del agua líquida y, posteriormente para dotar a estas moléculas de energía cinética suficiente para abandonar la fase líquida y pasar a vapor.
Calor de fusión Es el calor que se debe agregar a 1g de sólido para que pase al estado líquido a temperatura constante, en su temperatura de fusión. En el caso del agua es de 80 cal/g. Cuando una sustancia se encuentra a su temperatura de fusión, el calor absorbido por la sustancia durante su transformación no produce variación de temperatura, este calor adicional se conoce como calor de fusión.
Calor específico Es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una unidad de masa de una sustancia en un grado. El calor específico del agua es una caloría por gramo y grado centígrado, es decir que hay que suministrar una caloría a un gramo de agua para elevar su temperatura un centígrado.
Propiedades químicas Las propiedades químicas del agua son aquellas que nos permiten distinguirla de otra sustancia a través de procedimientos químicos, es decir, con la existencia de una o más reacciones químicas. Para ello tenemos:
Estructura molecular: elementos y enlaces El agua químicamente pura es un compuesto de formula molecular H 2 O.El átomo de oxígeno comparte un par de electrones con cada uno de los hidrógenos, por superposición de orbitales 1s de los átomos de hidrógeno con los orbitales híbridos sp3 de los átomos de oxígeno forma don enlaces covalentes que generan la formación de la molécula H 2 O.
Las fuerzas de repulsión se deben a que los electrones tienden a mantenerse separados al máximo y cuando no están apareados también se repelen (principio de exclusión de Pauli). Por otra parte las fuerzas de atracción se deben a que los electrones y los núcleos se atraen mutuamente porque tienen carga opuesta, el espín opuesto permite que 2 electrones ocupen la misma región pero manteniéndose alejados lo más posible del resto de electrones. La molécula de agua es polar debido a que el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, tiende a atraer los electrones no compartidos de los átomos de hidrógeno y deja desnudos a sus núcleos. El resultado es que cada uno de los dos átomos de hidrógeno posee una carga local parcial positiva mientras que el oxígeno posee una carga local parcial negativa. Así una molécula de agua no posee una carga neta, sino que se comporta como un dipolo eléctrico.
Polaridad del agua La polaridad de la molécula de agua no es solo consecuencia de su geometría tetraédrica irregular, sino también de la naturaleza de sus átomos: el oxígeno siendo más electronegativo que el hidrógeno, atrae hacia si los electrones de los enlaces covalentes de los hidrógenos, hecho que da lugar a la polaridad en el enlace.
El enlace puente de hidrógeno
Cuando dos moléculas de agua se aproximan mucho, se establece una atracción electrostática entre la carga parcial positiva y negativa de una molécula de agua adyacente. Ello va acompañado de una redistribución de las cargas electrónicas, dando como resultado una unión compleja llamada enlaces de hidrógeno.
Por su forma tetraédrica, cada molécula de agua es potencialmente capaz de unirse mediante enlaces de hidrógeno con cuatro moléculas de agua vecinas. Esta propiedad es la responsable de la elevada cohesión interna en el agua líquida.
Enlace puente de hidrógeno
Enlace puente de hidrógeno
enlaces de hidrógeno con los grupos funcionales polares tales como los hidroxilos de los azucares, de los alcoholes y el átomo de oxígeno del grupo carbonilo de los aldehídos y de las cetonas.
Interacciones hidrofóbicas El agua también dispersa y solubiliza formando micelas a muchos compuestos que anfipáticos: que contienen grupos fuertemente polares y no polares en simultáneo.
Las micelas de jabón poseen una carga negativa neta y permanecen en suspensión debido a sus mutuas repulsiones de naturaleza electrostática. Tales micelas, que pueden contener centenares y aun millares de moléculas de jabón, se forman espontáneamente ya que el agua “prefiere” al agua (y también a los grupos carboxilo) más que a las estructuras no polares. En el interior de las micelas las interacciones de Van der Waals aportan fuerzas de atracción adicionales entre las estructuras hidrocarbonadas adyacentes.
Debe resaltarse que no existe un enlace estequiométrico verdadero entre los grupos hidrocarbonados de una micela, por dicha razón resulta más apropiado emplear el término de interacción. En comparación con los enlaces de hidrógeno, las interacciones poseen poco carácter direccional, pero tienen a producir sistemas de elevada estabilidad.
Efectos de los solutos sobre las propiedades del agua La presencia de solutos de tipo iónico, no iónico polar y apolar causa cambios muy importantes en la estructura del agua que se refleja en sus propiedades físicos, estos efectos son llamados propiedades coligativas. Las propiedades coligativas son propiedades de las disoluciones que dependen del número de partículas en un volumen de disolvente determinado, y no de la masa de dichas partículas ni de su naturaleza. Entre las propiedades coligativas figuran el descenso de la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, el descenso del punto de congelación y la presión osmótica. Las propiedades coligativas se deben a que cada tipo de soluto, al inferir como los puentes de hidrógeno, interrumpe y altera la estructura tridimensional del agua, como ocurre con los iones de sodio y cloro cuando se hidratan; esta acción es una función de la densidad de carga de los compuestos añadidos.
Ionizació n del agua A causa de la pequeña masa del átomo de hidrógeno,, y dado que su único electrón se halla fuertemente retenido por el átomo de oxígeno, hay una tendencia limitada del ión de hidrógeno a disociarse del átomo de oxígeno al que se halla unido covalentemente en una molécula de agua y a “saltar” al átomo de oxígeno de la molécula de agua adyacente a la cual se halla unido por enlace de hidrógeno, supuesto que la energía interna de cada molécula sea favorable.
Funciones de ido neidad para el ent orno de la vida Los seres vivos se han adaptado para utilizar químicamente el agua en dos tipos de reacciones: a) En la fotosíntesis en la que las enzimas utilizan el agua como fuente de átomos de hidrógeno. b) En las reacciones de hidrólisis, en que los enzimas hidrolíticos han explotado la capacidad del agua para romper determinados enlaces hasta degradar los compuestos orgánicos en otros más simples, durante los procesos digestivos.
FUNCIONES DEL AGUA EN LA INDUSTRIA En las industrias el agua se utiliza para diversos fines: producción de vapor, transporte lavado, selección y pelado de productos; fluido de intercambio térmico para el calentamiento y enfriamiento (incluido el enfriamiento de sistemas refrigerantes durante la compresión), condensación de vapores, limpieza de locales y maquinaria, protección contra el fuego, ingrediente en los alimentos, etc. El agua utilizada para la preparación o conservación de alimentos deberá satisfacer naturalmente las normas bacteriológicas que existen, salvo que se desinfecte por un procedimiento apropiado o que durante los procesos sufra algún tipo de esterilización. La vida solo es posible en un medio con agua líquida. Ya sabes que se ha encontrado agua en otros planetas pero no en forma líquida, y tampoco se han encontrado en dichos planetas otras formas de vida. La vida sobre la Tierra apareció en el medio acuoso, en los océanos primitivos y luego, después de muchos miles de años de evolución biológica, aparecieron los primeros seres vivos terrestres. Pero que no se independizaron del todo del agua, ya que la necesitaban como un alimento más y como medio para regular sus funciones vitales.
EL AGUA PARA EL CONSUMO HUMANO Necesitamos el agua para nuestra alimentación y nuestra higiene, pero también para nuestros cultivos y asegurar así nuestro alimento y para fabricar gran cantidad de productos que hacen más confortable nuestra vida. Aun así, el reparto de agua no es equitativo y existen zonas del planeta donde la escasez de agua es importante, mientras en otras zonas se malgasta, porque sobra y no se es consciente de su importancia. La vida no sería posible si no existiera el agua; ni si ella no estuviera permanentemente circulando a través de todos los demás elementos inertes y vivos que existen en la Tierra. A causa de ello, la falta de agua o deshidratación conduce rápidamente a la extinción de la vida. Por eso, cuando se especula sobre la posibilidad de existencia de vida en otros planetas o en otros lugares del Universo, lo primero que se trata de establecer, es si allí existe agua.
otro con solución de un soluto de agua), por el paso del equivalente químico de un elemento univalente. Por ejemplo, si el equivalente químico del sodio (Na, peso atómico= 23) que es monovalente (Na+), es 23, una solución que contenga 23 g. de Na+ en 100 g. de agua da una fuerza del osmol o de un milimol si son 23 mg. en 1000 g. de agua. Cuando se trata de elementos, bivalentes, se necesitan 2 equivalentes para tener un osmol; por ejemplo: el Ca+2 (peso atómico = 40, con dos valencias), a razón de 40 g. por 1000 g. de solvente o sea dos equivalentes, corresponde a un osmol, etc. Esto se debe al hecho de que la fuerza osmótica depende de la partícula; la misma fuerza ejerce una molécula grande, con una proteína, que pesa varios miles, que una molécula de glucosa o un ión de Na+ o de Cl-. En general las membranas celulares son permeables al agua y a algunos solutos e impermeables a otros, pero en equilibrio las concentraciones molares y, por lo tanto, las presiones osmóticas, de un lado y otro de la membrana son iguales. Una situación fisiológica dada se define en relación con la concentración de las soluciones en ambos lados de una membrana-, así cuando las presiones osmóticas son iguales a un lado y otro de la membrana, las soluciones son isosmóticas o isotónicas; cuando una solución tiene una concentración mayor que la del otro lado es hipertónica y, en cambio, la solución con menor presión es hipotónica.
Equiosmolaridad entre los compartimientos extra e intracelulares A pesar de las diferencias de composición y de las dificultades para valorar el estado iónico de algunos componentes, entre los compartimientos extracelulares e intracelulares ocurre un activo intercambio de líquidos y electrolitos, preservador de la isotonicidad de las células con respecto a los líquidos que las rodean. La excepción a este hecho es la secreción de líquidos hipotónicos, como el sudor, la saliva, etc., donde entran en juego mecanismos activos de aporte energético para retener las sales contra una gradiente de osmolaridad. Intercambio de agua y electrolitos entre los compartimentos La distribución del agua y de los solutos a ambos lados de una membrana depende de diversos factores, entre los cuales destaca la difusibilidad de los diversos componentes muy elevados para determinadas sustancias, compuestos orgánicos no electrolitos como la urea, etc. En este caso, estas sustancias están igualmente distribuidas y no ejercen efectos osmóticos netos en ningún lado.
EL AGUA EN EL EQUILIBRIO ACIDO-BASE
Las propiedades físicas del agua son aquellas que nos permiten distinguirla de otra sustancia a través de procedimientos netamente físicos (no químicos), es decir, sin producir reacción química alguna. En
la siguiente lista se mencionan estas propiedades, algunas se explican y otras serán detalladas en los apartados posteriores de la sección:
ACIDOS Y BASES
Dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno 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-. La reacción de neutralización sería: H+ + OH-⇋H2O
La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa,
escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log [H3O+] pOH = -log [OH-]
El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. Establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H3N: + BF3⇋H3N-BF
SISTEMA TAMPON, AMORTIGUADOR, DE REGULACION IONICA O BUFFER
Los organismos vivos soportan muy mal las variaciones del pH, aunque tan solo se trate de unas décimas de unidad, y por ello han de la evolución sistemas tampón o buffer que mantienen el pH constante, mediante mecanismos homeostáticos. Los sistemas tampón que tienden a impedir la variación del pH cuando se añaden pequeñas cantidades de iones H+ o OH- consisten en un par ácido-base conjugada que actúan como dador y aceptor de de protones. Los buffer consisten en sales hidrolíticamente activas que se disuelven en el agua. Los iones de estas sales se combinan con ácidos y álcalis. Estas sales hidrolíticamente activas son los productos que resultan de la reacción entre los ácidos débiles y los álcalis fuertes como el carbonato de calcio (a partir del ácido carbónico e hidróxido de calcio) o entre ácidos fuertes y álcalis débiles como el cloruro de amonio (a partir del ácido clorhídrico e hidróxido de amonio). Un ácido buffer reacciona cuando un ácido débil o base débil se combina con su correspondiente sal hidrolítica en una solución de agua. Las soluciones amortiguadoras, también conocidas como disoluciones buffer o tampón, están compuestas por el ion común de un ácido débil o una base débil. Y el mismo ion común en una sal conjugada, ambos componentes deben estar presentes.
La razón del funcionamiento de las soluciones amortiguadoras se basa en el Principio de Le Chatelier, en el equilibrio químico. El ácido o base utilizada, siendo débil, se disocia parcialmente en la solución, por lo que hay una proporción según su constante de equilibrio tanto de producto como de reactivo.
FUNCIÓN Es la de resistir los cambios de PH cuando se le agregan ligeras cantidades de ácido o base. Su función es muy importante en los sistemas químicos y biológicos y los procesos que requieran un cierto valor de PH que no sea modificable con facilidad. Ya sea para el funcionamiento adecuado de las enzimas en el sistema digestivo o los glóbulos blancos en el torrente sanguíneo No siempre un sistema buffer es apropiado, porque los iones de algunas sales hidrolíticas pueden dañar a los peces y/o plantas acuáticas. Por otra parte, cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de PH. Las variaciones de pH, afectan a la estabilidad de las proteínas y, en concreto, en la actividad catalítica de los enzimas.
TIPOS DE BUFFER
a. BUFFER O TAMPÓN ÁCIDO: Contiene como soluto un acido débil y la sal de este: CH3COOH / CH3COONa
b. BUFFER O TAMPÓN BÁSICO: Contiene como solutos una base débil y la sal de ésta: NH3 / NH4Cl
FUNCIONAMIENTO
a. En el caso de un buffer o tampón acido. Si a la solución tampón se le agrega NaOH (base fuerte), los iones hidroxilos que este proporciona son neutralizados por el ácido.
b. Si a la solución tampón (acido), se le agrega un acido fuerte HCl, la base conjugada del amortiguador neutraliza los iones hidrónimos añadidos.
PH DE UN AMOTIGUADOR
El ph de un tampón se calcula
El hidróxido de sodio (NaOH ) es una base fuerte al reaccionar con el sistema se convierte en bicarbonato de sodio (NaHCO3 ), base débil. Esta forma constituye una de las formas en que el organismo regula el pH.
b. Sistema amortiguador de fosfato Actúa de manera similar al bicarbonato variando sus compuestos H2 PO4 y HPO4, veamos un ejemplo de este sistema amortiguador al reaccionar con una base y un ácido fuerte. HCl + Na2 HPO4 ------------- Na H2 PO4 + NaCl.
El ácido clorhídrico fuerte (HCl ) es convertido en (Na H PO4) siendo un ácido débil. NaOH + Na H2 PO4 ----------- Na2 HPO4 + H2O.
En este caso el hidróxido de sodio (NaOH ) es descompuesto para formar agua y Na2 HPO4 que es una base débil. Este sistema de fosfato tiene gran importancia sobre todo en los líquidos intracelulares. c. Sistema amortiguador de proteínas
Este sistema constituye uno de los más potentes del organismo y opera de manera similar al del bicarbonato, recordemos que las proteínas están formadas por aminoácidos unidos por péptido con radicales libres ácidos que pueden disociarse mitigando la acción fuerte del ácido o de la base.
REGULACION RESPIRATORIA DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BÁSICO
Si partimos del hecho de que las diferentes concentraciones de CO influyen en el valor del pH según la fórmula de Henderson - Hasselbalch expuesta al principio del capítulo entonces a través de la respiración se controla y equilibra los iones H+. Si existe un aumento del CO2 disminuye el pH y viceversa, en otras palabras son inversamente proporcionales. El CO2 es una sustancia producto del metabolismo del organismo, los niveles en sangre regulan a través del centro respiratorio la frecuencia e intensidad del las respiraciones. También se ha demostrado que los iones H+ regulan en determinada medida la intensidad de la respiración alveolar, por lo que el sistema respiratorio constituye un sistema automático global de control de iones hidrógeno, si el hidrógeno aumenta entonces el sistema respiratorio se hace más eficaz. A manera de resumen, tanto el CO2 como los iones hidrógeno influyen en el centro respiratorio regulando de manera
automática y más eficaz que los sistemas amortiguadores el pH del organismo.
REGULACIÓN RENAL DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BÁSICO
El riñón colabora en el mantenimiento del equilibrio ácido- base a través de tres mecanismos básicos tubulares, que tienen como denominador común la eliminación de hidrogeniones y la reabsorción y regeneración de bicarbonato: Reabsorción de la casi totalidad del bicarbonato filtrado por el glomérulo.-Diariamente se filtran unos 4.300 mEq de bicarbonato. La pérdida urinaria de tan sólo una pequeña fracción de esta cantidad conduciría a una severa acidosis metabólica. Tan sólo en casos de alcalosis metabólica, cuando la concentración plasmática y del ultrafiltrado glomerular de bicarbonato excede de 28 mEq/l, parte del bicarbonato filtrado se excreta en la orina para revertir así la situación. La reabsorción de bicarbonato se efectúa mayoritariamente en el túbulo proximal. Excreción de acidez titulable.- Se denomina así a un conjunto de sistemas tampón que se filtran por el glomérulo y son capaces de aceptar hidrogeniones en la luz tubular, excretándolos después con la orina. El más importante es el del fosfato:
Excreción de amonio.- Las células del túbulo proximal son capaces de sintetizar amoniaco (NH3) a partir de la glutamina. Esta base, muy difusible, pasa a la luz tubular, donde se combinan con H+ formando el ión amonio, que es mucho menos difusible, y queda atrapado en la luz eliminándose por la orina. Este mecanismo asegura la excreción de 30 a 50 mEq de H+ diariamente y es capaz de incrementar esta excreción hasta 5-10 veces en condiciones de acidosis.
EL PH EN CUERPO HUMANO
Cada fluido corporal tiene su pH particular y una alteración del mismo es indicativa de una posible disfunción. Aquí tenemos diferentes ejemplos ordenados de más ácido a más alcalino. -Piel (pH 5,2)
-Orina (durante el día: pH 6,5-7, en la 1ª del día: pH 5,5-7) -Saliva (pH 7,1)
-Bilis (7,6 – 8,6) -Jugo pancreático (pH 7,5-8,8) -Jugo intestinal (pH 8,0)
