BIOQUI PRIMER PARCIAL
Introducción a la Bioquímica
La Bioquímica es la ciencia que estudia las diversas moléculas presentes en los organismos vivos, las
reacciones químicas que se llevan a cabo en los mismos y los procesos metabólicos que estas
determinan, a nivel molecular. Estudia:
1. Las estructuras de las moléculas
2. Las reacciones químicas que se producen
3. Los procesos metabólicos en los organismos vivientes
La bioquímica es la ciencia que estudia los procesos vitales a nivel molecular. Esta se divide en 2
áreas: BIOQUIMICA DESCRIPTIVA Y DINAMICA.
¿Cómo se inició la vida en el Universo?
El Big Bang ocurrió hace unos 14 mil millones de años. Se postula que fue una transformación desde
un completo orden (sin materia, ni energía, ni espacio, ni tiempo) hacia un caos de enormes
proporciones. Inicialmente se crearon partículas subatómicas de muy alta energía y temperatura, ya
que eran condiciones incompatibles con la materia.
A medida que el volumen (V) y la entropía (S) aumentaban (DS>0), la temperatura (T) y la densidad
de la energía (E) fueron disminuyendo comenzaron a ser más compatibles con la presencia de materia
más compleja y se crearon los primeros núcleos (nucleosíntesis)
La
entropía (S), es una medida del caos de un sistema, aumentó desde S = 0 (orden total) hasta un
valor enorme (DS= Sf - Si >0). DS>implica un proceso espontáneo.
En el período de nucleosíntesis, el universo se había enfriado lo suficiente como para permitir la
interconvercion entre energía y materia. Aparecen los protones y neutrones que chocan y se
recombinan. Las estrellas comenzaron a formarse mil millones de años después del Big Bang. La
Tierra se formó hace 4.500 millones de años. La energía que el sol irradiaba hacia la tierra junto con
su atmósfera particular produjo cambios notables. Al bajar la temperatura se recombinan ahora los
átomos formando moléculas cada vez más complejas. Con el paso del tiempo surgió la vida en la
Tierra.
El experimento de Miller-Urey
La sopa prebiótica: en la década del 50, Harold Urey y su estudiante graduado Stanley Miller
aplicaron descargas eléctricas a sustancias básicas y, en una semana, lograron la formación de
sustancias complejas, entre ellas aminoácidos, los monómeros que forman las proteínas. Condiciones
similares en la atmósfera original de la Tierra habrían dado origen a la llamada sopa prebiótica, que
finalmente dio origen a la vida, a organismos muy primitivos. La fuerza evolutiva y la selección natural
(según Darwin) determinaron que los seres primitivos diesen origen a la vida tal cual la conocemos
hoy.
En algún momento, se formaron las 4 bases que
constituyen el código genético y se unieron a azúcares
y fosfatos. (Adenina, Guanina, Citosina y Timina). Es
posible que inicialmente estas estructuras hayan sido
distintas, pero en la Tierra ya no es posible encontrar
restos de aquella época.
Las bases A T C y G se unieron y formaron largos
polímeros. Armaron pares únicos y complementarios A-
T y G-C mediante puentes de hidrógeno. De modo que
podían agruparse en cadenas complementarias
..ACGT….GGTT....TGCA… CCAA.. y así se formó el ADN.
Estados de la materia
Sublimación: Es el cambio de estado sólido a
gaseoso sin pasar por el estado líquido. Un
ejemplo clásico de
sustancia capaz de sublimarse es el hielo seco.
Sublimación inversa: Es el paso directo del
estado gaseoso al estado sólido.
Fusión: Es el paso de un estado sólido a un
estado líquido por aumento de la temperatura.
Por ejemplo, hielo
derritiéndose.
Solidificación: es el paso de un líquido a
sólido por enfriamiento.
Vaporización y ebullición: Son los procesos físicos en los que un líquido pasa a estado gaseoso.
Condensación o Licuación: Es el cambio de estado de gaseoso a líquido. Es el proceso inverso a la
vaporización.
Número atómico (Z): Es el número de protones que tiene un átomo en su núcleo y por ende, el
número de electrones que hay en sus órbitas. El número atómico permite clasificar a los distintos
elementos químicos que forman parte de la naturaleza en una tabla.
La
electronegatividad es la tendencia que tiene un elemento químico a atraer electrones de otro.
Ej: un elemento muy electronegativo es el oxígeno.
La
electro positividad es la tendencia que tiene un elemento químico a ceder electrones a otro.
Ej: un elemento muy electropositivo es el sodio.
En un mismo periodo de la tabla, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha, en tanto
la electropositividad disminuye en igual sentido. La diferencia de electronegatividades entre dos
elementos químicos servirá para predecir qué unión química se establecerá entre ellos:
Unión covalente: Se produce entre dos átomos que comienzan a compartir sus electrones externos
para alcanzar el octeto que les dé estabilidad (a excepción del H que sólo necesita dos electrones
para alcanzarla). En estos casos, los electrones compartidos forman una nueva órbita que se
denomina órbita molecular, donde (estos electrones externos) interaccionan con ambos núcleos. Los
átomos en cuestión pueden compartir uno, dos o tres electrones, dando origen a uniones covalentes
simples, dobles o triples respectivamente. No es necesario que lo elementos tengan la misma valencia,
ya que hay varias formas de alcanzar el octeto.
✓ Covalente pura (C-C; O-O; H-H): compartir los electrones de su última órbita. (+ estable).
✓ Covalente polar (C-H; C-O)
Electro Valente (iónica) (Cl-Na; Cl-K): uno cede el electrón de la última órbita a otro (fuerte)
Uniones puente: se produce entre un sector de mayor electronegatividad con otros de menor
electronegatividad (relativamente positivos) de otra molécula. La más común es el Puente de
Hidrógeno. Éste se da entre moléculas constituidas por hidrógenos y átomos electronegativos como
Oxígeno o Nitrógeno. El típico ejemplo es el agua
COMPOSICIÓN ELEMENTAL DEL ORGANISMO HUMANO (% en peso corporal)
De los 118 elementos químicos identificados en la naturaleza y clasificados en la Tabla Periódica de
los Elementos, sólo algunos pocos forman parte de los organismos vivos y por tanto se los considera
Elementos Biógenos. En función de su abundancia en los tejidos vivos se los clasifica en:
✓ Primarios (98%)
✓ Secundarios
✓ Oligoelementos (están presentes en cantidades ínfimas, pero son importantes funcionalmente
EL OXIGENO ES EL ELEMENTO BIOGENO PRIMARIO MAS ABUNDANTE
Compuestos orgánicos
: son aquellas moléculas que contienen, en su estructura, átomos de
carbono unidos a hidrógeno.
Los más importantes son las proteínas (50%), glúcidos, lípidos y ácidos nucleicos; o los
monómeros que los conforman. Por otra parte, también son considerados orgánicos los hidrocarburos.
Suelen contener además oxígeno, nitrógeno, fósforo, azufre, y otros elementos más escasos.
Los compuestos orgánicos se pueden clasificar por los grupos de átomos que los conforman y le
otorgan funcionalidad:
Grupo funcional: El conjunto de átomos que le confiere propiedades semejantes a distintas
sustancias y determina la función química de la molécula. Ej: –CH2.OH (metol) es un grupo
alcohólico.
Grupos
• hidroxilo (-OH)
• carbonilo (-CHO)
• carboxilo (-COOH)
Serie funcional correspondiente al grupo:
• hidroxilo (-OH) = alcohol
• carbonilo (-CHO, o R-C=O-R) = aldehído o cetona
• carboxilo (-COOH) = ácido carboxílico o simplemente grupo ácido
Función química: La función química es un conjunto de propiedades que permite agrupar ciertas
sustancias.
Las sustancias agrupadas dentro de una función química presentan análogas
propiedades químicas y similares capacidades de reacción.
- Funciones oxigenadas: alcohol primario, secundario, terciario, aldehído, cetona y carboxilo.
Unión de tipo éster: alcohol + ácido con pérdida de una molécula de H2O.
Unión de tipo éster fosfórico: alcohol + ácido fosfórico.
Unión de tipo éter: condensación de dos alcoholes con pérdida de una molécula de H2O
Unión anhídrido: condensación de dos ácidos org. con pérdida de una molécula de H2O.
Unión anhídrido fosfórico: condensación de dos ácidos inorg. con pérdida de H2O.
- Funciones nitrogenadas: amina y amida.
ISOMERÍA:
Los isómeros son aquellas moléculas que poseen la misma fórmula molecular, pero
con diferente ordenamiento en la posición u orientación de los átomos, o de los grupos
funcionales, que la componen. CLASIFICACIÓN
PLANA
ESPACIAL
de cadena (lineal o ramificada)
Diastereoisómeros
(carbonos a la der [D] y a la izq [I])
de posición (posición de un grupo funcional o
posición de la doble ligadura)
isomería óptica (luz polarizada hacia la der
[dextrógiro] y hacia la izq [levógiro]
funcional
isomería geometrica ([cis] grupos se orientan en
un mismo plano y [trans] en opuestos
• Isomería geométrica
Cis: átomos se orientan en un mismo plano. Sus componentes generan una angulación de 120°
que dificulta la formación de interacciones hidrofóbicas con otros compuestos parecidos
Trans: átomos se orientan en planos opuestos. Las moléculas no tienen angulaciones. Se alinean
una a continuación de otro generando puentes interacciones hidrofóbicas entre ellas que dificultan la
movilización de moléculas a través de la membrana dando rigidez.
Se basa en la posición y configuración de los H unidos a los C insaturados (doble enlace)
Carbono asimétrico: es aquel al cual están unidos cuatro átomos/grupo de átomos distintos.
BIOQUÍMICA DEL AGUA
Distribución relativa del agua corporal
Balance hídrico diario (2500) --- 2L. Este se puede ver
modificado por las condiciones climatológicas o por
situaciones diarias (diarrea etc.)
Ingresos (ml):
- Bebidas 1400
- Alimentos: 800
- Agua metabólica (producto de las oxidaciones que se
realizan dentro de la célula): 300
Egresos (ml)
- Orina: 1500
- Perspiración insensible (perdida de vapor de agua cuando hablamos y transpiramos): 850
- Materia fecal: 150
El agua esta formada por 1 átomo de oxígeno y 2 de hidrogeno. Es una molécula dipolar en la
cual ambos polos poseen una distribución asimétrica de cargos, lo que genera que se produzca un
ángulo de 104,5°. El oxigeno tiene un Z:8 (tiene 8 protones en su núcleo, es decir, 8 e en su composición),
es electronegativo y este para completar el octeto debe pedir prestado 2 e que se los da el H+.
Los H+ quedan con una densidad de carga positiva y el oxígeno con una negativa. Esto genera una
ASIMETRÍA ELÉCTRICA por eso la molécula de agua se comporta como ion dipolar. LA MOLÉCULA DE
AGUA ES ELECTRICAMENTE NEUTRA
Puentes hidrógeno: uniones electrostáticas débiles, de vida media corta. Se forman y se rompen
permanentemente y son cooperativas.
Moléculas apolares: las que no son capaces de formar PDH con agua
La solubilidad del cloruro de sodio en agua se explica ya que al rodearse de moléculas de agua el
cloruro de sodio se disocia. Esto sucede ya que el oxígeno del H2O se orienta hacia el Na (es un
elemento electro positivo y brinda electrones) y crea una atracción muy fuerte por su electronegatividad
(cargas) y lo mismo ocurre por el lado del Cl (es un elemento electronegativo con gran tendencia a
atraer electrones) cuando las dos moléculas de hidrogeno se orientan hacia él.
SE ESTABLECEN ENTRE:
GRUPOS POLARES
BASES COMPLEMENTARIAS
Moléculas de agua entre sí
Timina- Adenina
R-OH y el agua
Citosina-Guanina
N y O, como en las cadenas peptídicas
Solución fisiológica
Se utiliza para hidratar a pacientes por vía endovenosa. La misma aporta 9 gramos de cloruro de
sodio por litro de solución, lo que implica un aporte de 154 mEq/l de Na + y 154 mEq/l de Cl-. Se
pasa a goteo endovenoso en sachets de 500 ml. Solución electrolítica.
Solución dextrosada
Cuando es necesario aportar líquido y calorías por vía endovenosa, se utiliza la solución
dextrosada (D-glucosa en solución) en distintas concentraciones, por ej.: 5%, que aporta 200 calorías
por litro de solución. Solución NO electrolítica.
DESEQUILIBRIOS DEL VOLUMEN DE LÍQUIDO
Hipovolemia: Es la disminución del volumen arterial de sangre circulante. Sus posibles causas
son: hemorragias, diuréticos, vómitos, diarreas profusas y fístulas.
Fisiopatología de la hipovolemia: CAMBIOS A NIVEL DE: Presorreceptores aórticos y carotídeos,
Liberación de catecolaminas, Unidad capilar y Arteriola aferente (Sistema Renina Angiotensina
Aldosterona).
Unidad capilar: normalmente la sangre circula entre la arteriola y la venula a través del conducto
preferencial. En una situación de estrés, una caída de la volemia, el espasmo generado a nivel del
esfínter precapilar genera una disminución del aporte de sangre a las células que transforma su
metabolismo aeróbico en anaeróbico.
Ante una reducción del retorno venoso se produce disminución del gasto cardíaco con una caída
de la Volemia, se estimulan los presorreceptores, se produce un incremento de la frecuencia
cardiaca (taquicardia) y vasoconstricción. Todo esto genera una apertura de las anastomosis A-
V, esta apertura genera vasodilatación capilar, con enlentecimiento circulatorio, hipoperfusión
capilar, hipoxia celular, comienza una acidosis metabólica, lo que produce lesión capilar.
PÉRDIDA AGUDA DE SANGRE
SOBREHIDRATACIÓN:
La causa más frecuente ocurre cuando por cualquier causa (error
diagnóstico, aceleración del ritmo de goteo) se administra mayor volumen de solución. Es isotónica
cuando la osmolaridad de la solución es semejante a la plasmática.
SIGNOS GENERALES:
- Edema palpebral.
- Edema maleolar, sacro y en zonas declives.
- Lagrimeo (epífora).
- Sensación de pastosidad a la palpación de masas musculares.
- Aumento desproporcionado de peso en las primeras 6 horas de hidratación.
SÍNTOMAS PARTICULARES:
Sobrehidratación isotónica: Predominan los síntomas de hipervolemia con insuficiencia cardíaca
aguda:
- Taquicardia
- Disnea (Dificultad para respirar)
- Edema pulmonar
- Ritmo de galope (falla ventricular)
- Ingurgitación yugular
Sobrehidratación hipotónica:
-Convulsiones
-Rigidez de descerebración
-Movimientos involuntarios por edema del tronco cerebral
DESHIDRATACIÓN: es el síndrome (conjunto de signos y síntomas) caracterizado por el déficit
combinado y en proporciones variables de agua y/o electrolitos. Según se pierda mayor cantidad
de agua o de iones se las denominará Hipertónica e hipotónica respectivamente. También si se
pierden iguales cantidades se lo denomina isotónica.
Cálculo de la osmolaridad plasmática: Osm= (natremia x 2) + 6
Osmolaridad Plasmática Normal: 280-300 mOsm/l; y Natremia normal: 135 -146 mEq/l
Ej: Si la natremia es de 140 mEq/L y la osmolaridad de 270 mOsm/l: estamos ante una
deshidratación iso-hipotónica, ya que la natremia está normal y la Osm disminuida.
Parámetros clínicos de control: estado de conciencia, pulso arterial, frecuencia cardíaca, estado de
los globos oculares, signo del pliegue, temperatura axilar y rectal, tiempo de relleno capilar
subungueal, peso corporal y P. V.C. (presión venosa central).
Parámetros de laboratorio: hematocrito aumentado, urea aumentada, ionograma plasmático y
urinario, gases en sangre, balance hídrico (diuresis).
Deshidratación isotónica: es la más frecuente. Se produce por una pérdida aproximadamente
equivalente de agua y iones (diarreas; vómitos; hemorragias, quemaduras; fístulas). Hay una caída
global de ambos compartimentos, tanto intracelular como extracelular con conservación precaria
de la isotónica a ambos lados de la membrana.
Manifestaciones clínicas: globos oculares normotensos, pliegue esbozado, sed, mucosas secas,
normotermia, sensorio conservado, ausencia de shock y diuresis conservada.
Deshidratación hipotónica: Se produce como consecuencia de una depleción sódica que
condiciona hipoosmolaridad extracelular. Las causas pueden ser:
• Renales: Insuficiencia renal, diuréticos.
• Extrarrenales: diarreas, vómitos o por acumulación de líquido en el tercer espacio, como en una
pancreatitis, peritonitis, etc.
Estado de HIPONATREMIA / HIPOVOLEMIA: es reconocido por hipotonía a nivel de la arteriola
aferente que lleva a la activación del SRAA provocando la retención de sodio y agua y así el
desplazamiento de agua del intersticio al espacio intravascular. Pasaje del agua del EC al IC--- provoca
edematización celular.
Manifestaciones clínicas: globos oculares hipotónicos (enoftalmos), pliegue bien manifiesto, sed
ausente o muy escasa, mucosas ligeramente secas, sensorio obnubilado, pueden aparecer
convulsiones, shock hipovolémico temprano y oliguria.
Deshidratación hipertónica: Se produce una mayor pérdida de agua que de iones,
fundamentalmente de sodio, que es el responsable de la osmolaridad plasmática.
Puede deberse a: diarreas secretoras, bronconeumopatías, hipertermia de cualquier origen, abrigo
excesivo (niños) y falta de ingesta líquida.
Mayor pérdida de agua que de iones: HIPERNATREMIA RELATIVA: parte del sodio intercambiable
se deposita en el tejido óseo o se une a proteínas plasmáticas: DISMINUCION DE LA NATREMIA.
Otra manera de neutralizar el exceso de sodio es realizar la hidrolisis de proteínas IC que liberan
aniones sulfato que pueden fijar el sodio y de esa manera neutralizar formando OSMOLES
IDIOGENOS.
En el CE el sodio se une a proteínas plasmáticas o se deposita en los huesos.
Manifestaciones clínicas: globos oculares normotensos, ausencia de pliegue, sed muy intensa,
mucosa reseca, sensorio excitado, ausencia de shock, oliguera (poca orina)
• La insolación produce más pérdida de agua que de electrolitos (deshidratación hipertónica). Los
mecanismos compensadores consisten en: unión del sodio a proteínas plasmáticas, osmoles
idiógenos (ión sulfato) y depósito en hueso.
PH
Concepto de ÁCIDO y BASE:
- Un ácido es toda sustancia que, en solución acuosa, es capaz de ceder protones al medio
que la rodea.
- Una base es toda sustancia que, en solución acuosa, es capaz de captar protones del medio
que la rodea.
Electrolitos fuertes y débiles:
Un ácido con gran capacidad de disociación se dice que es fuerte. Un ácido con poca tendencia
a disociarse se dice que es débil. Lo que determina que un ácido sea fuerte o débil es la mayor
tendencia a disociarse.
El agua es un electrolito débil ya que se disocia poco.
Ka = H+ x Cl- pKa = log 1/Ka
HCl-
A menor pKa mayor tendencia a disociarse y viceversa.
Un ácido es más fuerte cuanto más alta es su Ka
A mayor disociación más Ka y menor Pka
Un ácido es más fuerte cuanto más bajo es su Pka
El agua es un electrolito débil (se disocia poco): H2O (reactante) -----------------> H+ + OH-
(productos)
Keq = (H +) x (OH-) (productos) (producto iónico del agua)
(H2O) (reactante)
Keq x (H2O) = Kw ------ Kw =
.
Kw=
.
Kw =
Para convertir
en un número entero, se aplica:
Kw =
(H+) x
(OH-) pH= log 1/(H+) = log 1/0.0000001 = log1010.000.000 = 7
(H+) =
M = 0.0000001M
Entonces:
pH= log 1 pOH= log 1. 14 = pH + pOH
(H+) (OH -)
pH: LOGARITMO DE LA INVERSA DE LA CONCENTRACION DE HIDROGENIONES. Es una
medida del grado de acidez, neutralidad o alcalinidad de un medio biológico. Existe una relación
inversa entre pH y concentración de hidrogeniones: Al aumentar la concentración de
hidrogeniones desciende el pH y viceversa. Se trata de una relación logarítmica.
El pH de sangre arterial y del fluido intersticial es normalmente 7.38 a 7.42.
Orina: pH:5 Saliva: pH: 6.9 Estómago: pH: 3 Intestino: pH: 8
Lo que representa el pH es un índice cualitativo, no cuantitativo del estado ácido-base corporal
total, porque en cualquier momento alrededor de 2/3 de una carga ácida o alcalina es amortiguada
por el pasaje de protones hacia o desde el líquido intracelular
El pH es un parámetro sobre el estado del plasma y del intersticio, pero no sobre el intracelular.
Por eso, se prefiere hablar de acidemia o de alcalemia.
Buffers (Amortiguadores): Un buffer es una sustancia que, colocada en solución acuosa, es capaz
de minimizar los cambios de pH. Ej: H2CO3/CO3H- H2PO4-/HPO4 Proteínas
¿Cómo se produce el CO2?
Principalmente por oxidación de Glucosa y Ácidos Grasos a CO2 y H2O. Interviene la enzima
anhidrasa carbónica para formar ácido carbónico que se disocia en bicarbonato y H+:
Mecanismo de acción buffer: Sistema de la anhidrasa carbónica: enzima que se encuentra en
varios tejidos y también en el glóbulo rojo y cataliza la condensación de anhidrido carbónico con agua
para formar ACIDO CARBONICOS.
ACIDO CARBONICO: se disocia espontáneamente en H y bicarbonato. Este último difunde a traces
de la membrana del glóbulo rojo y en su intercambio (contransporte) entra otro anión que es el HCL
Al disociarse la HG se libera K y este CL al unirse al K queda como cloruro de potasio.
Ecuación de Henderson-Hasselbach: sirve para calcular el pH de una solución donde se encuentre
un ácido débil y la sal de su base conjugada. Donde el pH es igual al pK del ácido débil más el logaritmo
en base diez de la concentración de la sal sobre la concentración del ácido. Nos permite Calcular el
pH de un paciente conociendo la pCO y la [HCO -] en sangre.
• pKa es la constante de disociación, para el ácido carbónico que es de 6,1.
pH = pKa + log (HCO3-)
(CO3H2)
Cuando la (A-) = (HA) Cuando la relación (A-)/(HA) = 1/10
pH= pKa + log (A-)/(HA) pH= pKa + log (A-)/(HA)
pH= pKa + log 1/1 (0) pH=pKa + log 1/10 (-1)
pH= pKa pH= pKa -1
• Si las concentraciones de sal y ácido son iguales el cociente nos dará uno. Dado que, el logaritmo
en base diez de uno es cero, nos quedará que el pH será igual al pK. Una solución buffer es
mas potente cuando su Pka es equivalente al pH de la solución.
• Son electrolitos: suelen ser ACIDOS DEBILES que están relacionados con sus sales fuertes.
Si a una solución se le agrega una sal de este acido se constituye un sistema buffer o
amortiguador.
Anión Bicarbonato: Es predominantemente un anión extracelular. El espacio extracelular
representa el 20 % del peso corporal (suma el espacio intersticial y el intravascular). El contenido total
del bicarbonato en el espacio extracelular es de 24 mEq/l x 15 Litros= 360 mEq.
AMORTIGUADORES: Ante una alteración del equilibrio ácido-base de cierta magnitud, los
mecanismos reguladores se ponen en marcha simultáneamente, pero van alcanzando su máximo de
efectividad escalonados en el tiempo:
1- Amortiguadores de la sangre (30 segundos):
• Sistema del bicarbonato/acido carbónico
• Sistema de los fosfatos: El fosfato se encuentra unido al sodio lo cual determina que existan
2 formas:
o Fosfato disódico
o Fosfato monosódico
En la acidosis, el folato monohidrogenado actúa como aceptor de H + pasando a dihidrogenado y
viceversa en alcalosis.
• Sistema de la hemoglobina: su propiedad amortiguadora reside en el grupo imidazol presente
en el aminoácido histidina.
2- Intercambios iónicos célula-intersticio (3 hs): bomba Na/K. Ingresan 3K y salen 2Na y 1H.
3- Mecanismo pulmonar (6 hs): se cambia la frecuencia respiratoria según los cambios en el pH,
la pCO2 y la pO2 que registra el centro respiratorio bulbar.
4- Mecanismo Renal (3 días): hay diferentes mecanismos.
a. A nivel de la célula tubular distal hay una bomba la cual genera que ingrese Na y se secrete
un H.
b. Por el anhídrido carbónico y agua se condensan y forman cloruro por la acción de la anhidrasa
carbónica. Este se disocia en H y bicarbonato. El bicarbonato va a hacia la sangre
cambiando así el pH sanguíneo; mientras que el protón forma junto con el amoniaco por acción
de la glutaminasa el amonio, este se va a unir a cloruros libres y se transformara en cloruro de
amonio que va a ser eliminado a través de la orina y este cambia mucho el pH urinario.
c. Recuperación de bicarbonato: Cuando aumenta la pCO2 se incrementa la reabsorción de
bicarbonato (CO3H) en la célula tubular distal.
El mecanismo renal es el único que compensa totalmente el desequilibrio ácido-base, es el
último en activarse, pero uno de los más fuertes.coen
CLINICA
CETOACIDOSIS DIABETICA: Durante la cetoacidosis diabética se produce una disminución del pH
que estimula al centro respiratorio. De tal forma que la respiración se hace más rápida y
profunda mostrando un patrón característico denominado respiración de Kussmaul. Este patrón
respiratorio es un intento del organismo por compensar el estado ácido/base a través de una
mayor disipación de CO2. La concentración de CO2 puede ser equiparada la presencia de un ácido
débil, ya que, la anhidrasa carbónica captará protones y bicarbonato para producir ácido carbónico
que inmediatamente de disociará en CO2 y H2O. Ante cualquier disminución del pH el centro
respiratorio se estimulará para disipar ácido (CO2) y los riñones aumentarán la recaptación de
bicarbonato (H3CO), que es la base conjugada del ácido carbónico. En caso de fallar alguno de estos
mecanismos la descompensación se agravará.
Un paciente con este cuadro tendrá la frecuencia y la amplitud respiratoria AUMENTADA
ACIDOSIS RESPIRATORIA: Ante un aumento de la concentración de CO se producirá un
descenso del pH debido a que la anhidrasa carbónica lo convertirá en ácido carbónico. Por su parte
el riñón intentará compensar la acidosis respiratoria excretando protones que acidificarán la orina.
Cada vez que el riñón excreta un protón a la luz tubular se producen dos efectos simultáneos.
Se forma un bicarbonato en el citoplasma de la célula tubular y se reabsorbe un ion sodio.
Luego el bicarbonato de sodio para al espacio intersticial. Así, el efecto neto de la excreción del exceso
de protones por parte del riñón será el aumento de la concentración de bicarbonato de sodio en
el líquido extracelular que captará protones para intentar compensar la acidosis. El aumento de la
concentración de bicarbonato permite el desplazamiento de los demás tampones orgánicos hacia la
captación de protones del líquido extracelular y por otra parte los tampones fosfato y amoníaco ayudan
a compensar el pH de la orina.
• En las acidosis tiende a haber una salida del K+ hacia el extracelular. En el caso de las
acidosis severas, el efecto sobre las células cardíacas puede ser notablemente deletéreo, ya
que el K+ es el catión más determinante del potencial de reposo de la membrana celular. La
salida de K+ producto de la acidosis puede generar inestabilidad eléctrica de la membrana
celular de las células cardíacas, que puede desencadenar arritmias potencialmente fatales.
ÁCIDOS METABOLICA: HIPERPOTASEMIA
FIBROSIS PULMONAR: Las enfermedades pulmonares que causan daño de la barrera de
hematosis disminuyen la permeabilidad de esta al CO2, por lo que el CO2 queda “retenido” en la
sangre. La retención de CO2 y, por lo tanto, el aumento de su concentración determina la conversión
mismo en ácido carbónico y su consecuente disociación, generando más protones libres, produciendo
una disminución del pH. El riñón, si está sano, responde a esta caída del pH aumentando la
producción del HCO3- en el túbulo distal (aumentando la producción y excreción de amonio) y, por
lo tanto, aumenta su concentración en sangre.
INTOXICACION: En la intoxicación por aspirina, que es un ácido, el riñón aumenta la excreción de
amonio. Esto permite excretar a su vez mayor cantidad de H+, lo que se traduce en una acidificación
de la orina.
ANION GAP: CETOACIDOSIS DIABETICA, INTOPXICACION POR ETANOL, INSUFICIENCIA
RENAL.
SOLUCIONES - PH
Un ionograma es una representación gráfica de la
concentración de los diferentes iones en un
líquido. Normalmente, el médico solicita un
ionograma plasmático y urinario ante la presencia de un
desequilibrio hidroelectrolítico.
Indicaciones: Deshidratación; uso de diuréticos;
insuficiencia cardíaca; insuficiencia renal; cirrosis;
síndrome nefrótico.
Habitualmente tomamos al sodio como expresión de la retención hidrosalina o bien como activación
del sistema renina angiotensina aldosterona
ya que estos sistemas tienden que retener
sodio y a eliminar muy poca cantidad del
mismo a través de la orina.
Una
solución (Sn) es una mezcla
homogénea de dos o más sustancias que
pueden ser separadas por métodos físicos
de fraccionamiento (p. ej. evaporación).
Clasificación:
- No electrolíticas: Son aquellas cuyos componentes no se disocian; ej: Glucosa en agua
(dextrosa).
- Electrolíticas: Son aquellas cuyos componentes sí se disocian; ej: NaCl (solución fisiológica).
El componente que se encuentra en solución en mayor proporción se denomina solvente (Sv).
El componente que se encuentra en menor proporción se denomina soluto (St).
Siempre se cumple que: Masa Sn = masa Sv + masa St
Hay distintas formas de expresar la concentración de las soluciones
MASA/MASA
- % masa en masa
- Molalidad
MASA/VOLUMEN:
- Densidad
- Mg/dl, g/L
- Molaridad: es el número de moles de soluto presentes en un litro de solución. Cuando
trabajamos con molaridad debemos conocer el peso molecular de la sustancia química con la
que estamos trabajando.
- Normalidad: Es el número de Eq de soluto presentes en un litro de solución. Se calcula
multiplicando la Molaridad de una sustancia por su Valencia
- Osmolaridad: Es una propiedad colidativa que depende del número de partículas que esa
sustancia química puede brindar en solución. Es el número de osmoles de soluto contenidos en
un litro de solución. Se calcula multiplicando la molaridad de dicha sustancia por el número
de partículas que la misma puede dar en solución.
Un mol es la cantidad de sustancia, expresada en gramos que posee el Número de Avogadro
de moléculas: 6.02 x 10 23. Un mol de una sustancia es el peso molecular de dicha sustancia
más la palabra gramos.
• 1 mol de glucosa es igual a 180 gr. En 180 gr. de glucosa, existe el número de Avogadro de
moléculas.
Un equivalente Gramo (Eq) de una sustancia es la cantidad de esta que se puede combinar con 1g
de hidrógeno o con 8 gramos de oxígeno. Equivale a dividir el PM de una sustancia sobre su
valencia.
Un osmol es la cantidad, expresada en moles, de una sustancia que puede provocar un descenso
crioscópico de 2 °C o un ascenso ebulloscópico de 0,5 °C cuando es agregada a un litro de agua.
Tiene una relación directamente proporcional con el número de partículas en que se disocia, ya que
a mayor número de partículas mayor será la temperatura necesaria para lograr la evaporación y
menor la necesaria para lograr la congelación.
Intercambios entre los espacios intracelular e intersticial:
Son los gradientes de presión osmótica los que determinan los movimientos de agua
a través de las membranas.
Si tenemos una membrana semipermeable que separa dos compartimientos con distintas
concentraciones de soluto en determinada cantidad de volumen vemos que los gradientes de presión
osmótica son los que determinan los movimientos del agua a través de la membrana. Generalmente
el agua tiende a difundir del espacio de MAS diluido al MAS concentrado.
La hidratación celular depende fundamentalmente de las variaciones de la osmolaridad extracelular.
Ej: Si aumenta la osmolaridad extracelular, el agua sale de la célula y disminuye el volumen celular.
En cambio, si disminuye la osmolaridad extracelular, el agua entra a la célula y aumenta el volumen
celular.
• Medio hipertónico: la célula se deshidrata y sufrira un proceso de PLASMOLISIS
• Medio hipotónico: la célula se hidrata y se hincha TURGENTE
• Medio isotónico: célula FLACIDA
Cambios osmóticos:
• Si aumenta la osmolaridad del medio extracelular el agua sale de la célula provocando la
disminución del volumen celular PLASMOLISIS
• Si disminuye la osmolaridad extracelular el agua entra a la célula provocando el aumento del
volumen celular TURGENTE
GLÚCIDOS
Glúcidos:
sustancia orgánica polihidroxiladas con función aldehído y cetona.
Los dos glúcidos más frecuentes son la glucosa y la fructosa.
Su importancia biológica: es que son el 50% del valor calórico normal. Tienen 3 funciones:
- Degradación (energética): a través de la degradación de la glucosa “glucolisis” y obtención de
energía en forma libre y rápida.
- Almacenamiento (energética): hígado y musculo esquelético.
- Pertenecer a las membranas (estructural): función de sostén: proteoglicanos (presentes en el
tejido conectivo)
- Informativa: glicoproteínas, proteoglicanos y peptidoglicanos en bacterias: los glúcidos
principalmente participan asociados a proteínas (funciones de antígenos de canales para iones o
bien de receptores)
Abundan en tejidos vegetales (formando elementos
fibrosos) y en los compuestos de reserva nutricia de
tubérculos, semillas y frutos, también están en
tejidos animales
Están compuestos por carbonos, hidrogeno y se
definen como polihidroxialdehidos o
polihidroxicetonas, es decir, están compuestos por
una función aldehído o cetona y varias funciones
alcohólicas.
UNIÓN ENTRE GLÚCIDOS: ETER
¿Con que enfermedades se relacionan?
- Hipoglucemia: baja azúcar en sangre. Desmayos, sudoración, decaimiento, palpitaciones.
- Hiperglucemia: mucha azúcar en sangre. El páncreas no crea mucha/funcionante insulina.
- Galactosemia: enfermedad hereditaria causada por la deficiencia enzimática y se manifiesta
por la incapacidad de degradar el azúcar proveniente de la galactosa, provoca acumulación
de esta dentro del organismo. Lesiones en el hígado y SNC.
- Deshaguimosis: no se puede almacenar el azúcar.
Almidón – Glucógeno: son homopolisacáridos formados solamente por monómeros de
glucosa. Su función es el almacenamiento energético; son pobres en información.
Clasificación: Se clasifican teniendo en cuenta si son capaces de generar moléculas más sencillas.
Monosacáridos (azucares simples):
es el más sencillo de todos ya que no puede ser hidrolizado en
moléculas más pequeñas, su propiedad química es poder reductor en medios alcalinos. Sus
variables químicas son desoxiazúcares, hexosaminas y ácidos urónicos.
• Aldosas---función aldehído
• Cetosas---función cetona
Glucosa: es una aldohexosa. también llamada dextrosa por
sus propiedades dextrorrotatoria. Es el monosacárido mas
abundante.
• Forma disacáridos: sacarosa y lactosa
• Forma polisacáridos: almidón, celulosa y glucógeno
Galactosa: es una aldohexosa. Presenta una forma cíclica
piranosa y por lo tanto anómeros alfa y beta
• Forma disacáridos: se une a la glucosa y forma lactosa
Fructosa: es una cetohexosa (función cetona en el C2).
Adopta una forma cíclica por unión hemiacetálica entre C2 y C5 (anillo pentagonal similar al ciclo
furico)
• Forma disacáridos: se une a la glucosa y forma sacarosa
Manosa: aldohexosa integrante de oligosacáridos asociados a glicoproteínas en organismos animales
Pentosa: aldopentosa D-ribosa. Componente de ácidos ribonucleicos (ARN) en la naturaleza se
encuentran en forma cíclica tipo furanosa. Presenta anómeros alfa y beta.
Sus propiedades físico -químicas son:
Poder reductor: con esto nos referimos a la reducción y oxidación.
• Reducir: sacar oxígeno de una molécula o entregarle electrones o átomos de hidrógeno.
• Oxidar: aportar oxígeno o quitar electrones o átomos de hidrógeno de una molécula.
El reactivo de Fehling detecta la presencia de aldosas. Es de color azul por tener cobre. En
presencia de un glúcido reductor el reactivo de Fehling adquiere una coloración rojiza ya que el
cobre se transforma en cuproso.
Isomería:
• los epímeros son isómeros que difieren entre sí en la configuración alrededor de un solo
átomo de carbono (glucosa y galactosa [C4] y glucosa y manosa [C2]).
• Un carbono asimétrico es aquel al cual están unidos cuatro átomos o grupo de átomos distintos.
• Series D y L
o Serie D: cuando el hidroxilo del carbono asimétrico más alejado de la función aldehído
o cetona está situado a la derecha.
o Serie L: cuando está situada a la izquierda.
La presencia de carbonos asimétricos permite la creación de enantiómeros: Son isómeros que son
imágenes especulares el uno del otro.
• Isomería óptica: consiste en girar el plano de luz polarizada hacia la derecha (dextrógiro [+])
y hacia la izquierda (levógiro [-]). La dirección de la rotación es independiente de la serie a la
que pertenezca en monosacárido. Las series D o L indican la posición del OH del carbono mas
alejado del grupo funcional aldehído o cetona.
o El signo + es dextrógiro
o El signo – es levógiro
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