Area Química Biológica

Presentación del tema: "Area Química Biológica"— Transcripción de la presentación:

1 Area Química Biológica
Curso: Bioquímica Tema 2: AGUA 2018 Dra. Silvia M. Varas

2 AGUA El agua es el componente más abundante en los seres vivos.
En el cuerpo humano ocupa un porcentaje aproximado de 60%.

3 60% 10% 25% Otros líquidos extracelulares: líquido cefalorraquídeo, líquido pleural, líquido intraocular  5%

4 Las células vivas son capaces de mantener constantes las propiedades y la composición química de estos líquidos celulares mediante distintos mecanismos fisiológicos

5 El agua que circula en el organismo proviene de una ingesta externa por medio de la dieta y en menor proporción, es sintetizada en las reacciones metabólicas que ocurren entre las células. Por otro lado es expulsada al exterior a través de la orina, las lágrimas y el sudor.

6 Funciones del agua en el organismo:
Es disolvente universal Vehículo para la circulación de nutrientes Es fácilmente ionizable e interviene en mayor o menor medida manteniendo ciertos límites de alcalinidad ó acidez

7 Tema 2 2.1-Propiedades Físicas del Agua - Estructura del agua
- El agua como solvente - Sustancias hidrofílicas, hidrofóbicas y anfóteras - Difusión y Osmosis Aplicación: Diálisis 2.2- Propiedades Químicas del Agua: - Ionización del agua - Química Ácido-Base - Soluciones amortiguadoras (buffers)

8 Estructura química del agua
Químicamente el agua está formada por un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno que se unen por medio de dos enlaces covalentes al oxígeno, su fórmula es H2O y su peso molecular 18 gr/mol. El agua se comporta como un dipolo eléctrico por la estructura que toman los tres átomos que existen en su molécula.

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10 Los átomos de hidrogeno y oxigeno se acomodan en una geometría no lineal donde el enlace H-O-H forma un ángulo de 104,5º. Esta disposición de electrones en la molécula de agua le confiere asimetría electrónica. Existen uniones débiles llamadas puente hidrógeno responsables de las fuerzas de cohesión entre moléculas (líquido).

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12 Aguasolvente o disolvente
Es disolvente universal Afinidad

13 Clasificación moléculas según afinidad con el agua
Debido a que los compuestos iónicos y polares tienen mayor preferencia por las moléculas de agua, se los denominan hidrofílicas. Los compuestos no polares, son insolubles en agua ya que carecen de iones o grupos funcionales polares, a estos compuestos se les denomino hidrófobos. Las compuestos son anfipáticos cuando tienen grupos hidrofílicas e hidrófobicos.

14 Moléculas polares, No polares y Anfipáticas

15 Propiedades: DIFUSIÓN ÓSMOSIS APLICACIÓN: DIALISIS

16 Difusión Es el movimiento de un soluto en una solución para distribuirse homogéneamente en toda la solución

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18 En el organismo:

19 Ósmosis Es la difusión pasiva del disolvente (agua) a través de una membrana semipermeable impulsado por diferencias en la presión osmótica

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23 Dependiendo de la Presión osmótica podemos definir tipos de soluciones:
Soluciones isotónicas: son las que tienen la misma Presión Osmótica que la solución dada porque la concentración de solutos puros no difusibles es igual en ambas. Soluciones hipotónicas : tienen menor presión osmótica porque su concentración de solutos no difusibles es menor que en la solución dada. Soluciones hipertónicas: tienen mayor presión osmótica porque su concentración de solutos no difusibles es mayor que en la solución dada.

24 Efectos sobre las células

25 Eritrocitos Natremia NaCl 0,9 % p/v H2O destilada NaCl 0,9 % p/v
Medio Hipotónico Medio Isotónico Medio Hipertónico

26 Aplicación Clínica Niveles de sodio plasmáticos para determinar la tonicidad celular La concentración plasmática de sodio afecta el volumen celular. El término "tonicidad" describe el efecto del plasma en las células. La hipotonicidad hace que las células se hinchan e hipertonicidad hace que se encojan. La hipernatremia siempre indica hipertonía. La hiponatremia suele indicar hipotonicidad, pero hay excepciones (por ejemplo: hiponatremia hiperglucémico y pseudohiponatremia). Hipertonicidad  (deshidratación celular)   Hipernatremia Hipotonicidad  (hiperhidratación celular)  Hiponatremia

27 Diálisis Permeable= para solutos pequeños y agua Las moléculas se mueven al azar o difunden hasta que la concentración de solutos es = en ambos lados de la membrana

28 fluido o líquido de diálisis
membrana semi-permeable difusión ósmosis Sangre paciente Urea, creatinina Agua Los líquidos de diálisis (soluciones hipertónicas) que se suelen usar son soluciones: Glucosa al 1,5 % o Glucosa al 2,5 % o Glucosa al 4,25 %

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30 Ionización del agua El agua es una molécula neutra con una tendencia muy leve a ionizarse. Expresamos esta ionización como: La ionización o disociación del agua solo ocurre en 1 de cada 109 moléculas de agua a temperatura ambiente.

31 Ionización del agua La ionización (disociación) del agua se describe en una expresión de equilibrio K= [ H3O+] x [ HO-]  Kw= [H3O+] x [HO-] [ H2O ] x [ H2O ] Donde K: es la constante de disociación del agua (water). Kw= [H3O+] x [HO-]= 1x10-14 Kw: Producto iónico del agua

32 =1x10-14

33 pH En el agua pura la concentración de hidroxilos [HO-] es igual a la [H+]= 1x10-7, entonces podemos decir que el agua es químicamente neutra. pH es una escala para medir la concentración de protones [ H+] en una solución dada. Por definición pH = - log [ H+].

34 pH pH =7 la solución es neutra ya que [ H+] = [ HO- ]= 1 x 10-7
pH < 7 solución ácida porque la [ H+] es mayor que en una solución neutra ej: 10-5 entonces el pH es 5. pH >7 solución básica ó alcalina, la [ H+] es menor que en una solución neutra Ej: entonces el pH es 12.

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36 pH normal de la sangre arterial es de 7,4
El limite inferior de pH con el que la vida es posible unas cuantas horas es de alrededor de 6 y el limite superior de alrededor de 8

37 Química Ácidos y Bases Ácidos: se puede definir un ácido a las sustancias que al ionizarse liberan iones H+ al medio y que son captados por otras sustancias. Se los puede clasificar en ácidos fuertes y débiles HCl, HAc Cuando el ácido pierde el protón se convierte en una sustancia que tiende a recuperarlo (y comportarse como base); por eso esa segunda forma se denomina su base conjugada

38 Concepto de Ácidos y Bases
Bases: son sustancias capaces de captar los protones liberados como tal por los ácidos ó liberar grupos hidróxilos. Hay bases fuertes y bases débiles. Ejemplos: NaOH, KOH, NH3 H+ + B HB+ protón + base Ácido conjugado Sales: Son electrolitos que al disociarse no producen ni H+ ni HO- sino cationes y aniones. Ej: ClNa Cl Na+ Sal neutra anión catión

39 Cuando la base capta el protón se convierte en una sustancia que tiende a cederlo (y comportarse como ácido); por eso esa segunda forma se denomina su ácido conjugado

40 Equilibrio Acido-Base
Por ejemplo si comparamos la variación del pH de agua y de la sangre cuando a ambas se les agrega la misma cantidad de ácido, se observa una variación de pH brusca en el agua, mientras que no ocurre lo mismo con la sangre. Estas soluciones amortiguadoras ó buffers pueden estár constituidas por una mezcla de dos sustancias:

41 Solución amortiguadora o Buffer
Se lo define como la mezcla de un ácido débil y su base conjugada.

42 En el organismo existen varias soluciones amortiguadoras cuya función es regular el equilibrio ácido-base, es decir mantener el pH dentro de los límites fisiológicos, los más importantes son:

43  plasma  célula

44 1-Sistema ácido carbónico-bicarbonato.
Este es el principal sistema buffer del plasma sanguíneo. Está constituido por una mezcla de ácido carbónico (H2CO3) que actúa como dador de H+ y el ión bicarbonato (HCO3-) que actúa como aceptor de protones. Este sistema es muy eficaz para mantener el pH plasmático aproximadamente en 7,4 que es el pH óptimo de la sangre. 2

45 PULMON: Valores Normales: [HCO3-]= 22-26 mEq/L PaCO2= 35-45 mm de Hg
Lo importante de este sistema de regulación es que actúa en forma conjunta con la respiración, ya que el ácido carbónico se forma a expensas de dióxido de carbono (CO2) y H2O. Valores Normales: [HCO3-]= mEq/L PaCO2= mm de Hg

46 Valores Normales: RIÑON:
[HCO3-]= mEq/L PaCO2= mm de Hg pH normal (arterial): 7,4 RIÑON: El riñón elimina el NH3 y protones, y reabsorbe bicarbonato para mantener el pH sanguíneo, por eso se acidifica la orina. Si H+ organismo:  excreción de H+ en orina, los H+ son excretados unidos a fosfatos o unido al amoniaco (NH4+) y  absorción de bicarbonatos  orina ácida Si H+ organismo:  excreción de H+ en orina y  la absorción de bicarbonatos  orina alcalina.

47 2-Sistema fosfato monobásico-fosfato dibásico
Este es el segundo sistema amortiguador en importancia y actúa en el interior de las células, donde la concentración de fosfato es abundante. El fosfato monobásico actúa como dador de protones y el dibásico como aceptor de protones. El pH que regula es de aprox. 7,4 similar al del plasma sanguíneo. H2PO4-/HPO42-

48 3-Sistema de proteínas plasmáticas
3-Sistema de proteínas plasmáticas. Las proteínas poseen carácter anfótero, lo que les permite actuar como ácidos en los sistemas básicos y bases en los sistemas ácidos y de esa forma pueden regular el pH como en los sistemas anteriores.

49 HISTIDINA

50 3.1-Sistema Hemoglobina Es un sistema amortiguador que a corto plazo es más potente que el sistema bicarbonato, su capacidad amortiguadora está basada en la diversidad de grupos ácidos y básicos existentes en los aminoácidos de sus moléculas.

51 A corto plazo: El sistema Hemoglobina es más potente que el sistema de Bicarbonato /Carbonato

52 Efectos de las alteraciones del equilibrio ácido-base
El pH normal del plasma es de 7,4. - Un pH más bajo esta indicando una anomalía que se denomina acidosis. - Si el pH es más alto se denomina alcalosis.

53 Alteraciones en equilibrio ácido-base
Acidosis metabólica: Reducción en la [HCO3-] por pérdidas de HCO3- (digestivas, renales), por efecto buffer de ácidos fijos, aparición de aniones o desaparición de cationes. Alcalosis metabólica: Aumento en la [HCO3-] por aporte exógeno excesivo (resucitación cardiopulmonar, dieta vegetariana, diálisis con AFB "acetate free buffer"), desaparición de aniones orgánicos o generación de cationes. Acidosis respiratoria: Aumento de la PCO2 por hipoventilación alveolar de causa central (intoxicaciones con neurolépticos, heroína, cocaína), traumatismos, ictus, etc.) o periférica (volet costal, distress respiratorio, bronconeumopatía crónica obstructiva, etc.). Alcalosis respiratoria: Disminución de la PCO2 por hiperventilación alveolar de causa central (hipoxemia, intoxicación por salicilatos, endotoxinas, etc.) o periférica (ventilación mecánica).

54 Integración metabólica
 INTERPRETACIÓN CLÍNICA!!

55 Vamos por la 2º Parte!

56 Tema 2: AGUA: Soluciones
Area Química Biológica Curso: Bioquímica Tema 2: AGUA: Soluciones PARTE II  Dra. Silvia M. Varas

57 SOLUCIÓN: Definición "Una solución es un sistema homogéneo formado por dos o más componentes cuya composición puede variar entre ciertos límites en forma continua".

58 Soluto(s) + Solvente= SOLUCION
SOLUCIONES Los componentes de una solución son: Soluto(s) y solvente o disolvente. En general, se llama disolvente a la sustancia que está presente en mayor proporción en una solución y se considera como soluto/s a todas las otras sustancias que se disuelven en el solvente. Soluto(s) + Solvente= SOLUCION

59 SOLUCIONES - El agua es considerada el disolvente universal, por lo tanto, aunque se encuentre en pequeña proporción, siempre será disolvente. H2O/EtOH - La solución se presenta en el mismo estado físico que el disolvente. Por ejemplo, si se disuelve un soluto sólido o gaseoso en agua, se obtiene una solución líquida.

60 CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES
Las soluciones más comunes, en el laboratorio, son las soluciones líquidas formadas por un soluto disuelto en un disolvente líquido (generalmente agua). CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES La preparación y el empleo de soluciones de concentración conocida, constituye una práctica habitual en el laboratorio y en el campo biomédico. Se denomina concentración a la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o de solución. La concentración de las soluciones puede expresarse de varias maneras y cada una de ellas tiene sus ventajas para aplicaciones específicas.

61 CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES
a) Cualitativamente Frecuentemente se usan los términos diluida o concentrada para indicar que la cantidad relativa de soluto es muy pequeña o muy elevada, respectivamente, con respecto a la cantidad de disolvente o de solución. Por supuesto esta forma de expresión sólo tiene un valor relativo; todo lo que puede afirmarse es que una solución es más o menos diluida o más o menos concentrada que otra.

62 b) Cuantitativamente: la expresión de la concentración en forma cuantitativa hace uso de unidades físicas o químicas Unidades Físicas Unidades Químicas gramo (g) Mol mililitro (ml) Peso Molecular Gramo (PM) Peso Equivalente Gramo (PEq) Peso Fórmula Gramo (PF) Fracción Molar (X)

63 Unidades Físicas Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual. Tenemos: Porcentaje peso/peso  % P/P = (gramos de soluto) / (100 gramos de solución) Porcentaje volumen/volumen %V/V = (mililitros de soluto) / (100 ml de solución) Porcentaje peso/volumen % P/V = (gr de soluto)/ (100 ml de solución)

64 Porcentaje peso a peso (% P/P)
Unidades Físicas Porcentaje peso a peso (% P/P)  Indica el peso de soluto por cada 100 gramos de la solución. % p/p= peso de soluto /100 gr. solución

65 Porcentaje volumen a volumen (% V/V)
Unidades Físicas Porcentaje volumen a volumen (% V/V)   Se refiere al volumen de soluto por cada 100ml de volumen de la solución. % v/v= volumen de soluto /100 ml. solución

66 Porcentaje peso a peso (% P/V)
Unidades Físicas Porcentaje peso a peso (% P/V)  Indica el peso de soluto por cada 100 ml de la solución. % p/v= peso de soluto /100 ml. solución

67 Unidades Físicas 1 g/L = 1mg/ml 1ml= 1cc (1cm3)
d) Otras: g / l: "gramos de soluto puro en un litro de solución" mg/ l: "miligramos de soluto puro en un litro de solución" ug/ l: "microgramos de soluto puro en un litro de solución (1ug/ l= 10-6 g)“ 1 g/L = 1mg/ml 1ml= 1cc (1cm3) Ejemplo: El valor de glucemia normal es hasta 1 g/L = 1 mg/ml = 100 mg/dl

68 RECORDAR: Definición 1 mol=
a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos. Ej: H2O (1+1+16)= 18 g /mol NaCl (23+35,5 = 58,5g/mol)

69 Unidades Químicas Molaridad (M):  Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución. 1M PM(g/mol) ml solución

70 Unidades Químicas Normalidad (N)
Es el número de equivalentes de soluto contenido en un litro de solución. El número de equivalentes se calcula dividiendo el peso molecular por el número de equivalente o peso equivalente. N= número de Equivalentes/ litro de solución

71 Unidades Químicas La molalidad (m) es el numero de moles de soluto por kilogramo de solvente (no de solución). m= nºmoles de soluto / Kg solvente 1m PM (g/mol) gr disolvente

72 Osmolalidad sérica Por definición= es la concentración del conjunto de moléculas (solutos) osmóticamente activas en 1 litro de suero o plasma.

73 Osmolalidad sérica Hipoosmolalidad e hiponatremia hiperhidratación intracelular Hiperosmolalidad e hipernatremia  deshidratación intracelular

74 ml de solución = ml soluto + ml solvente= 500 ml
Se preparó una solución disolviendo 100 ml de alcohol etílico en 400 ml de agua destilada. ¿ Cuál es el soluto? Calcular la concentración porcentual v/v. DEFINICION: % v/v= volumen de soluto /100 ml. solución ml de solución = ml soluto + ml solvente= 500 ml 500 ml solución  100 ml soluto (EtOH) 100 ml solución  x= 20 % v/v

75 Se requieren preparar 60 ml de una solución acuosa de agua oxigenada al 8% v/v a partir de un concentrado al 35% v/v. Explique cómo procede. V1 . C1= V2 . C2 V1=? ml C1=35% V2=60 ml C2=8% ? . 35%= 60ml . 8% V1=60.8/35= 13,7ml Agregar 46,3 ml agua =60 ml

76 pH = - log [ H+] H+ M pH 1x10-2 0,01 M 2 1x10-5 0,00001 M 5

77 Alguna pregunta?

78 Repaso

79 Glucosa-6-P