DiSaCaRiDoS!!!!

Disacárido

Los disacáridos o azúcares dobles son un tipo de hidratos de carbono, o carbohidratos, formados por la unión de dos monosacáridos iguales o distintos mediante enlace O-glucosídico, mono o dicarbonílico, que además puede ser α o β en función del -OH hemiacetal. Los disacáridos más comunes son:
Sacarosa: Formada por la unión de una glucosa y una fructosa. A la sacarosa se le llama también azúcar común.
Lactosa: Formada por la unión de una glucosa y una galactosa. Es el azúcar de la leche.
Maltosa, Isomaltosa, Trehalosa, Celobiosa: Formadas todas por la unión de dos glucosas, son diferentes dependiendo de la unión entre las glucosas.

La fórmula empírica de los disacáridos es C12H22O11. El enlace covalente entre dos monosacáridos provoca la eliminación de un átomo de hidrógeno de uno de los monosacáridos y de un grupo hidroxilo del otro monosacárido.
En la mucosa del tubo digestivo del hombre existen unas enzimas llamadas disacaridasas, que hidrolizan el enlace glucosídico que une a los dos monosacáridos, para su absorción intestinal.

Otros tipos de hidratos de carbono o carbohidratos
Monosacáridos.
Oligosacáridos.
Polisacáridos.

Disacáridos

Son oligosacáridos formados por dos monosacáridos. Son solubles en agua, dulces y cristalizables. Pueden hidrolizarse y ser reductores cuando el carbono anomérico de alguno de sus componentes no está implicado en el enlace entre los dos monosacáridos. La capacidad reductora de los glúcidos se debe a que el grupo aldehído o cetona puede oxidarse dando un ácido.

Principales disacáridos con interés biológico.

Maltosa.- Es el azúcar de malta. Grano germinado de cebada que se utiliza en la elaboración de la cerveza. Se obtiene por hidrólisis de almidón y glucógeno. Posee dos moléculas de glucosa unidas por enlace tipo (1-4).

Isomaltosa.- Se obtiene por hidrólisis de la amilopectina y glucógeno. Se unen dos moléculas de glucosa por enlace tipo (1-6)

Celobiosa.- No se encuentra libre en la naturaleza. Se obtiene por hidrólisis de la celulosa. y está formado por dos moléculas de glucosa unidas por enlace (1-4).

TRaSToRNoS DeL EQuiLiBRiO AciDo - BaSiCo. . .

Trastornos del Equilibrio Acido-Básico

El metabolismo normal del cuerpo produce continuamente radicales ácidos. Sin embargo, la concentración de iones de H+ en el organismo se mantiene muy baja y dentro de un límite muy estrecho; así, el pH corporal oscila entre 7.35-7.45. La concentración de H+ compatible con la vida es relativamente estrecha: de 16 a 160 nEq/l (pH de 7.8 a 6.8). Los mecanismos de defensa inmediatos, para evitar cambios en el pH en respuesta a modificaciones en la acidez de los líquidos corporales, son realizados por los sistemas amortiguadores (buffers) del cuerpo.

Ácidos y bases

De acuerdo con Brönsted, un ácido es una sustancia con la capacidad para donar iones de H+ y una base es un compuesto con la capacidad para aceptar o captar iones de H+.

¿Que es el pH?

El pH de una solución se define, de acuerdo a los conceptos de Sorensen, como el logaritmo inverso de la concentración de hidrogeniones:
pH = ­ log [H+]

Acidosis Metabólica

La acidosis metabólica es un trastorno clínico caracterizado por un descenso en el pH arterial y en la concentración de HC03­ acompañado por una hiperventilación compensadora que se traduce en caida de la pC02; esta acidosis metabólica se produce de dos maneras: por la adición de ácido o por la pérdida de HC03­.


La respuesta del cuerpo a un aumento de la concentración de H+ arterial involucra cuatro procesos: amortiguación extracelular, amortiguación intracelular, amortiguacion respiratoria y la excreción renal de la carga de H+. Cada uno de estos mecanismos se analizará por separado.


· Amortiguacion extracelular
El HC03 es el amortiguador más importante del líquido extracelular y posee una gran capacidad para evitar cambios bruscos en el pH de la sangre arterial.


· Amortiguación intracelular
El H+ también penetra a las células para combinarse con los amortiguadores celulares, particularmente proteínas, fosfatos y hemoglobinatos: a este fenómeno que equilibra a todos los amortiguadores del cuerpo se le conoce como principio isohídrico o efecto del ión común.


· Mecanismos de amortiguación respiratoria
La acidosis estimula los quimioreceptores que controlan la respiración e incrementan la ventilación alveolar; como resultado, la PC02 descenderá en los pacientes con acidosis y el pH tenderá a la normalidad. La respiración típica del paciente acidótico se conoce como respiración de Kussmaul. La hipocapnia que resulta de la hiperventilación inducida por la acidemia es un mecanismo crítico para amortiguar el efecto de la carga ácida sobre la concentración de HCO3.


· Mecanismos de amortiguación renal. Excreción de H+ El riñón desempeña un papel crítico en el equilibrio ácido-básico a través de la regulación del HC03­ plasmático. Esto se lleva a cabo de dos maneras: por la reabsorción del HC03­ filtrado que evita la pérdida urinaria y por la excreción de 50 a 100 mEq de H+ en las 24 horas. En los humanos el pH mínimo que puede alcanzar la orina es de 4.5 a 5.0 unidades, lo que equivale a una excreción de H+ de 0.04 mEq/l; por lo tanto, para eliminar los 50 a 100 mEq de H+ que produce el cuerpo por día es necesario que el H+ se elimine combinado con los amortiguadores urinarios, lo que se define como acidez titulable (la unión del H+, con fosfatos y sulfatos) y en combinación con el amoniaco (NH3) para formar amonio (NH4+) y de este modo minimizar los cambios en el pH urinario. Es importante señalar que la reabsorción de HCO3 y la formación de acidez titulable y NH4+ todo ocurre por la existencia del mecanismo de secreción activa de H+ de la célula a la luz tubular.


· El concepto de brecha aniónica
Un primer paso en el diagnóstico diferencial de la acidosis metabólica, es la cuantificación de los aniones no medibles presentes en el plasma, conformados por aniones orgánicos e inorgánicos y proteinas de carga negativa. La contribución de estos aniones a la electroneutralidad plasmática se calcula restando la suma de los aniones séricos [Cl] y [HCO3] del [Na+] sérico, a saber:
Brecha aniónica = [Na+] ­ ( [CI] + [HCO3]) asi definida, la brecha aniónica varía entre 8-12 mEq/L.

Etiología

En el cuadro 7 se resumen las causas de acidosis metabólica, que se distribuyen en dos grupos: brecha aniónica normal y brecha aniónica elevada. En los pacientes con brecha aniónica normal, la reducción del HC03 sérico se asocia siempre a hipercloremia. El diagnóstico diferencial de acidosis hiperclorémica plantea tres posibilidades: pérdida de HCO3 de los líquidos corporales, insuficiencia tubular renal y carga aguda de H+ ( HCl o alguno de sus precursores). Por el contrario, cuando la concentración de aniones no medibles se encuentra elevada, la posibilidad diagnóstica cae dentro de dos grupos: sobreproducción de ácidos orgánicos e insuficiencia renal. Habitualmente, la elaboración de una historia clínica cuidadosa, seguida de la medición en suero de creatinina, glucosa, cuerpos cetónicos y lactato, es suficiente para establecer un diagnóstico preciso.

Sintomatología

La acidosis metabólica afecta habitualmente a tres esferas del organismo: la cardíaca, la neurológica y la ósea.
La acidosis, sobre todo si el pH se encuentra entre 7.1 y 7.15, predispone a la aparición de arritmias ventriculares potencialmente fatales y puede reducir tanto la contractilidad cardíaca como la respuesta inotrópica a catecolaminas.
Se debe evitar la perpetuación de la acidosis láctica inducida por choque, ya que su corrección es crítica para que se recupere adecuadamente la perfusión tisular. Los síntomas neurológicos oscilan de letargia a coma y parecen depender más de la caida del pH del líquido cefalorraquideo, que del pH arterial. En general, estas anormalidades neurológicas son más prominentes en la acidosis respiratoria que en la acidosis metabólica. En otras ocasiones, los trastornos neurológicos ocurren a consecuencia de la hiperosmolaridad por elevación de la glucemia más que por un descenso en el pH arterial. La mayoría de las acidosis metabólicas son agudas; sin embargo, la insuficiencia renal y la acidosis tubular renal pueden asociarse con acidosis crónica; en estas condiciones, parte de la amortiguación del H+ retenido se lleva a cabo con el carbonato proveniente del hueso. Cuando esta alteración ocurre en niños, retarda el crecimiento y produce raquitismo; en los adultos, da lugar a osteítis fibrosa quística y osteomalacia. En pacientes con ATR, la sola corrección de la acidosis permite la cicatrización del hueso y un crecimiento normal.

Tratamiento

La administración de soluciones alcalinas es la manera más directa de corregir un desequilibrio ácido del organismo. El compuesto más usado es el NaHCO3, aun cuando tambien se han utilizado lactato de sodio, carbonato de sodio, citrato de sodio, el amortiguador tris y el dicloroacetato(DCA) ; ninguno ofrece ventajas sobre el NaHCO3. El empleo de NaHCO3 en la acidosis láctica ha sido motivo de gran controversia. Los que proponen este tratamiento argumentan que este compuesto eleva el pH arterial, la perfusión tisular (al revertir la vasodilatación y mejorar la contractilidad cardíaca inducidas por la acidemia) y reduce el riesgo de arritmias. Sin embargo, puede provocar sobrecarga de volúmen, hipernatremia y alcalosis de rebote, así como exacerbación de la acidosis intracelular por generación excesiva de CO2. Es decir, el efecto del NaHCO3 es pasajero y acentúa la acidosis intracelular. El empleo de carbonato de sodio y de dicloroacetato tampoco han sido muy exitosos en el manejo de la acidosis láctica en el humano y la muerte habitualmente ocurre por hipoperfusión tisular más que por acidosis.
El objetivo inicial de la terapeútica es llevar el nivel del pH por arriba de 7.2, nivel al cual las posibilidades de arritmias son menores y tanto la contractilidad miocárdica como su respuesta a catecolaminas, mejora substancialmente. En presencia de insuficiencia cardíaca la administración de soluciones alcalinas, para corregir la acidosis, puede ser muy riesgosa; en estos casos, es necesario echar mano de la hemodiálisis o de la diálisis peritoneal.

Alcalosis Metabólica

La elevación del HCO3 plasmático asociada con alcalosis metabólica puede ser secundaria a: retención de HCO3 o pérdida gastrointestinal o renal de H+. Estos iones de H+ provienen de la disociación de H2CO3 en H+ y HCO3. Así, por cada mmol de H+ perdido habrá una generación equimolar de HCO3 en el plasma. El H+ también puede eliminarse del líquido extracelular por la entrada de H+ a las células en presencia de hiporalemia. A medida que el K+ sérico desciende, el K+ intracelular se mueve hacia el líquido extracelular; para mantener la electroneutralidad, H+ y Na+ difunden hacia las células. El efecto neto de este movimiento es la aparición de alcalosis extracelular y acidosis paradójica intracelular. La repleción de K+ revierte la difusión de H+ y corrige la alcalosis.

Otra manera de inducir alcalosis es con depleción del volumen extracelular, habitualmente secundaria al empleo de diuréticos. La pérdida de sodio contrae el espacio extracelular, lo que a su vez aumenta la reabsorción tubular de HCO3 y su concentración plasmática.
En presencia de hipovolemia, la reabsorción proximal fraccional de sodio se incrementa en un intento de restaurar la normovolemia. Para mantener la electroneutralidad, la reabsorción de Na+ debe acompañarse de reabsorción de Cl (el anión reabsorbible cuantitativamente más importante), secreción de H+ y K+. De los 140 mEq de Na+ en cada litro de filtrado glomerular 110 se reabsorben con Cl y los 30 mEq restantes se intercambian por H+ y K+. Durante la alcalosis metabólica, el aumento en la concentración de HCO3 se acompaña de un decremento en la concentración de Cl plasmático, habitualmente secundario a pérdidas inducidas por diuréticos o vómito de contenido gástrico; en estas condiciones, hay menos Cl disponible para reabsorberse con sodio. Como resultado, para conservar el Na+ se requiere de mayor secreción de H+ y mayor reabsorción de HCO3 ; el efecto neto es que el organismo, en su afán por mantener el volumen circulante, lo hace a expensas del pH extracelular, que se desvía hacia el lado alcalino. La alcalosis metabólica siempre cursa con hipoventilación, que eleva los niveles de pCO2 nunca por arriba de 50 a 55 mmHg en un intento de corregir el pH y evitar la hipoxemia.

Etiopatogenia

Las causas de alcalosis metabólica se resumen en el cuadro 8. La depleción de volumen se asocia con frecuencia a alcalosis. Las pérdidas de jugo gástrico que contiene altas concentraciones de HCl, cuando son importantes, se pueden acompañar de alcalosis. Cuando la pérdida es por vómito o succión gástrica, la alcalosis es minima o moderada; sin embargo, algunos pacientes, sobre todo aquellos con síndrome de Zollinger-Ellison o enfermedad ácidopéptica intensa, pueden desarrollar alcalosis metabólica grave. El mecanismo de esta alcalosis es por demás interesante: por cada H+ secretado se genera 1 mEq de HCO3 en el espacio extracelular; esta elevación es transitoria, ya que la entrada de H+ a la luz duodenal, estimula la secreción pancreática y de HCO3 en cantidades equimolares. Ahora bien, si la secreción gástrica es removida, ya sea por succión gástrica o por vómito, sobre todo en presencia de estenosis pilórica, el resultado es un aumento en la concentración de HCO3 plasmático y alcalosis metabólica. La tendencia a alcalosis se facilita por la presencia agregada de contracción de volumen y depleción de K+, acompañantes frecuentes de este tipo de alcalosis.

La administración de diuréticos potentes (furosemida o acido etacrínico) generalmente va seguida de contracción del volumen circulatorio efectivo y de aumento del HCO3 plasmático; sin embargo, esta elevación no alcanza más de 3 o 4 mEq/L. Es posible que la alcalosis sea el resultado de un aumento en la secreción de H+ producida por una combinación de hiperaldosteronismo secundario a hipovolemia, hipokalemia debida a la kaliuresis inducida por los mismos fármacos diuréticos y finalmente, una abundante llegada de sodio a las porciones distales del nefrón que se intercambia por H+ y K+, debida al bloqueo del transporte de Na+ en las porciones proximales al sitio distal donde actúa la aldosterona. Pacientes con hipercapnia crónica debida a insuficiencia respiratoria, evolucionan con niveles elevados de HCO3. Si la mecánica respiratoria mejora, la pCO2 descenderá rapidamente, no asi el HC03 plasmático que persistirá elevado; la alcalosis metabólica resultante puede producir depresión del SNC y en ocasiones hasta la muerte. La hipercapnia crónica puede producir pérdidas de Cl por la orina, que condiciona hipocloremia y contracción de volumen. Si además se trata de pacientes sometidos a dietas pobres en sal y a fármacos diuréticos, la pérdida de volumen es mas aparatosa y mientras no se corriga, persistirá la elevación del HC03 plasmático.

Ya se mencionó que la aldosterona estimula la secreción de H+ y de K+ y favorece la reabsorción de Na+ en las porciones distales del nefrón. Por lo tanto, la secreción excesiva de aldosterona (o de algún otro mineralocorticoide) resultará en pérdida de H+ y alcalosis metabólica; sobre todo en presencia de kaliocitopenia. La depleción grave de K+ ( K+ sérico <2>

Diagnóstico y tratamiento

No existen signos o síntomas específicos de alcalosis metabólica; sin embargo, las alcalosis muy graves pueden causar confusión, apatía y estupor. También si el Ca++ sérico esta bajo o en limites normales, el rápido desarrollo de alcalosis favorece la aparición de tetania. Obviamente, el diagnóstico de alcalosis metabólica debe descansar en un bien documentado análisis laboratorial, básicamente con la presencia de HC03 plasmático y pH arterial elevados. Si además se cuantifican Cl y Na+ urinarios permitirá distinguir los dos grupos principales de enfermos con alcalosis metabólica: los que cursan con Cl urinario menor de 10 mEq/L por pérdidas gástricas, empleo de diuréticos, estados posthipercápnicos o pérdidas fecales (diarrea clorurética congénita y adenoma velloso); y los que evolucionan con Cl urinario por arriba de 20 mEq/L, aldosteronismo primario, síndrome de Cushing, síndrome de Bartter y en general, síndromes que evolucionan con exceso de mineralocorticoides.

Las alcalosis leves o moderadas rara vez necesitan tratamiento. La alcalosis metabólica puede corregirse fácilmente por la excre ción urinaria del exceso de HC03 plasmático. En sujetos con función renal normal la reabsorción de HC03 se incrementa por la depleción de volumen o la pérdida de K+. En consecuencia, el fin de la terapia debe ser restaurar el volumen y el K+ ; estas maniobras, disminuirán la reabsorción tubular de HC03 y aumentarán su excreción urinaria. Este tratamiento requiere de la administración de Cl en forma de sales: NaCl, KCl y hasta HCl. Los pacientes con Cl bajo en la orina responden a la expansión salina (NaCl); los de Cl urinario bajo a la administracion de sales de K+ (KCl).

Acidosis Respiratoria

La acidosis respiratoria es un trastorno clinico caracterizado por pH arterial bajo, elevación de la pCO2 (hipercapnia) y aumento variable en la concentración plasmática de HC03. La hipercapnia, también es una compensación respiratoria a la alcalosis metabólica; sin embargo, en esta situación el incremento en pCO2 es fisiológica y permite al organismo llevar el pH arterial a lo normal.

Fisiopatología

El metabolismo corporal normal produce alrededor de 15,000 mmol de CO2 por día; aún cuando el CO2 no es en si un ácido, al combinarse con el H20 presente en la sangre, resulta en la formacion de H2CO3 que aumenta al disociarse en H+ y HCO3 la concentración de iones de H+. Estos cambios, estimulan los quimiorreceptores que controlan la ventilación pulmonar, especialmente aquellos localizados en el centro respiratorio del bulbo raquídeo; estímulo que aumenta la ventilación alveolar y consecuentemente la excreción de CO2. Este mecanismo es muy efectivo, ya que mantiene la pCO2 dentro de limites muy estrechos (de 37 a 43 mmHg). Cualquier proceso que interfiera con la secuencia normal descrita, desde el centro respiratorio bulbar, la pared torácica, los músculos respiratorios y el intercambio gaseoso del capilar alveolar, pueden resultar en la retención de CO2 y en acidosis respiratoria

Diagnóstico

La presencia de un pH ácido e hipercapnia es en general diagnóstico de acidosis respiratoria. Debido a que la respuesta corporal es diferente en la acidosis aguda y crónica, el diagnóstico correcto del trastomo es más complicado que entre acidosis y alcalosis metabólica. Así, en la hipercapnia aguda, la elevación rápida en la pCO2 se acompaña de un aumento discreto en el HCO3: aproximadamente 1 mEq/L por cada 10 mmHg que se eleva la pCO2. Si esta alza alcanza 80 mmHg el HCO3 aumentará a 28 mEq/L y el pH caerá a 7.17; esta compensación no es muy eficiente, ya que si el HCO3 se hubiera quedado en 24 mEq/L el pH hubiera descendido a 7.1. Por el contrario, en la hipercapnia crónica la reducción progresiva y más lenta del pH arterial, estimulará la secreción de H+ que se traducirá en reabsorción tubular de HCO3 hacia el líquido extracelular. Esta compensación renal traerá como consecuencia, que por cada 10 mmHg de elevación de la pCO2 el HCO3 aumentará 3.5 mEq/L. En consecuencia, si la pCO2 se incrementa crónicamente a 80 mmHg, el HCO3 plasmático alcanzará una concentración de 38 mEq/L y el pH sólo disminuirá a 7.3.
Para un buen diagnóstico diferencial es necesario contar con una buena historia clínica para caracterizar bien el trastorno ácido-básico y la existencia o no de factores agregados.

Tratamiento

En la acidosis respiratoria aguda, la hipercapnia es el trastorno primario; el tratamiento debe estar dirigido a corregir la ventilación alveolar y remover el exceso de CO2. El empleo de NaHCO3 en el manejo de la acidosis respiratoria aguda no es muy claro; sin embargo, si el pH se encuentra por debajo de 7.15, pequeñas cantidades de amortiguador estan justificadas, mientras las medidas ventilatorias establecidas surtan su efecto. Su empleo en enfermos con edema agudo pulmonar es muy riesgoso, ya que aumentan substancialmente el grado de congestión pulmonar y de insuficiencia respiratoria.

En la acidosis respiratoria crónica la compensación renal es tan eficiente que nunca es necesario tratar el pH; la terapia debe estar dirigida a mejorar la ventilación alveolar, disminuir la pCO2 y elevar la PO2. Recordar que si la pCO2 es corregida muy bruscamente, el paciente puede desarrollar alcalosis extracelular y del SNC.

ALCALOSIS RESPIRATORIA

La alcalosis respiratoria es un trastorno clínico caracterizado por pH arterial elevado, pC02 baja (hipocapnia) y reducción variable en el HCO3 plasmático.
Fisiopatología y etiología
Ya se mencionó que el metabolismo corporal produce 15,000 mmoles de CO2 por día, mismos que son eliminados por vía pulmonar. Si la ventilación alveolar se incrementa mas allá de los límites requeridos para expeler la carga diaria de CO2, descenderá la pCO2 y aumentará el pH sistémico.

La hipocapnia puede ser el resultado de estímulos fisiológicos o no fisiológicos a la respiración. Los principales estimulos a la ventilación, ya sean metabólicos o respiratorios son: la hipoxemia y la acidosis. Son una excepción a este comportamiento aquellos padecimientos donde la hipoxemia es el resultado de hipoventilación alveolar y está asociada con hipercapnia (enfermedad intersticial pulmonar y habitar a grandes altitudes).
En el cuadro 10 se resumen las principales causas de alcalosis respiratoria.

Cuadro clínico y tratamiento

Los síntomas secundarios a alcalosis respiratoria, en parte debidos a irritabilidad del sistema nervioso central y periférico, se caracterizan por: sensación de cabeza hueca, alteraciones de la conciencia, parestesias de las extremidades, calambres y espasmo carpopedal, indistinguible del que se ve en la hipocalcemia. Parece ser que la alcalosis del liquido cefalorraquideo es la causa de esta sintomatologia. El paciente con síndrome de hiperventilación además se queja de cefalea, disnea, dolor torácico y otros síntomas somáticos, que, probablemente, son emocionales y no causados por alcalosis. Estos síntomas se presentan mas bien en presencia de hipocapnia aguda, ya que en hipocapnia crónica los cambios en el pH del LCR son mínimos y lo mismo parece ocurrir en la alcalosis metabólica.

Un hallazgo por demás interesante en los pacientes con alcalosis respiratoria crónica es la presencia de hipofosfatemia, entre 1-2.5 mg/dl. Esta alteración indica la entrada rápida de fosfato a la célula, incremento de la glucolisis por la alcalosis intracelular, que además favorece la formación de compuestos fosforilados glucosa-6-fosfato y fructuosa-1,6-difosfato. Se desconoce si esta anomalía produce o no síntomas, no requiere tratamiento y el identificarla le evita al paciente el estudio de otras causas de hipofosfatemia.
El tratamiento debe estar dirigido a la causa primaria del trastorno. No se deben usar substancias que depriman la respiración, ni hay que emplear soluciones alcalinizantes. En pacientes con gran hiperventilación y tetania o síncope, es suficiente hacerlos respirar en una bolsa de papel su propio CO2 para que se recuperen.

ECuACiON De HeNDeRSoN - HaSsELBaLcH

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

La ecuación de Henderson-Hasselbalch (frecuentemente mal escrito como Henderson-Hasselbach) se utiliza para calcular el pH de una solución buffer o tampón, a partir del pKa (la constante de disociación del ácido) y de las concentraciones de equilibrio del ácido o base, del acido o la base conjugada.

Observaciones

La ecuación implica muchos samueles, el uso de las concentraciones de equilibrio del ácido y su base conjugada. Para el cálculo del pH en soluciones buffer, generalmente se hace una simplificación y se utilizan las concentraciones iniciales del ácido y la sal, por lo tanto se debe tener en cuenta que el valor obtenido es una aproximación y que el error sera mayor cuanto mayor sea la diferencia de las concentraciones de equilibrio con las de partida (constante de equilibrio alta). En la misma aproximación, tampoco se considera el aporte del agua, lo cual no es válido para soluciones muy diluidas.

Derivación

Supongamos un ácido AH con disociación parcial. El equilibrio es:

y la constante de disociación asociada sera:

pH (PoTeNciAL De HiDRoGeNo)

pH

En 1909 el químico danés Sørensen definió el potencial hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
Desde entonces, el término pH ha sido universalmente utilizado por la facilidad de su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar utilizando la concentración molar del ion hidrógeno.Por ejemplo, una concentración de [H+] = 1 × 10–7 M (0,0000001) es simplemente un pH de 7 ya que : pH = –log[10–7] = 7
El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7, y básicas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua). Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = –log[...] , también se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-.
Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H+, tenemos que:
Kw = [H+][OH–]=10–14
en donde [H+] es la concentración de iones de hidrógeno, [OH-] la de iones hidróxido, y Kw es una constante conocida como producto iónico del agua.
Por lo tanto,
log Kw = log [H+] + log [OH–]
–14 = log [H+] + log [OH–]
14 = –log [H+] – log [OH–]
pH + pOH = 14
Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH.
En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. El pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje.

Medida del pH

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un pHmetro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ión hidrógeno.
También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH, como la Fenolftaleína. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores.

A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH pueden ser menores que 1 y mayores que 14.
Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico.
El pH de disoluciones concentradas de ácidos sí puede ser negativo. Por ejemplo, el pH de una disolución 2,0M de HCl es –0,30.

AciDoS y BaSeS . . . .

TEORIAS DE ÁCIDOS Y BASES

EL CONCEPTO DE ARRHENIUS

Este concepto define a un ácido como un compuesto que produce iones H+ en solución acuosa y una base como un compuesto que produce iones OH- en una solución de agua. La fuerza de un ácido o una base se determina por el grado de disociación del compuesto en agua. Un ácido o base fuerte es aquél que se disocia completamente en los iones de agua.
Los óxidos de muchos no metales reaccionan con el agua para formar ácidos y, consecuentemente, se llama óxidos ácidos o anhídridos de ácido. Ejemplo: N2O5 + H2O & 2H+ + 2NO-3 Los óxidos metálicos se disuelven en el agua para formar hidróxidos. Los óxidos metálicos se llaman óxidos básicos o anhídridos de bases. Ejemplo: Na2O + H2O & 2Na+ +2OH- Los óxidos ácidos y básicos reaccionan en ausencia de agua para producir sales. No obstante se debe indicar que no todos los ácidos y bases pueden obtenerse de óxidos (HCl y NH3 son ejemplos)

El CONCEPTO DE BRONTED LOWRY

Según este concepto un ácido es una sustancia que puede donar un protón y una base es una sustancia que puede aceptar un protón. La reacción de un ácido con una base, es la transferencia de un protón del ácido a la base, es la transferencia de un protón del ácido a la base. En la reacción: HC2H3O2 + H2O & H3O+ + C2H3O2- La molécula de ácido acético, HC2H3O2, actúa como un ácido y cede un protón a la molécula del agua, la cual actúa como una base. Esta reacción es reversible como indica la doble flecha. En la reacción inversa (de derecha a izquierda) el Ion H3O+ dona un protón al Ion C2H3O2-. El Ion H3O+, por lo tanto, actúa como un ácido y el Ion C2H3O2- como una base pues acepta el protón. En la reacción hacia la derecha, la base H2O gana un protón y se transforma en el ácido H3O+ y, el ácido H3O+ en la dirección inversa pierde un protón y se convierte en la base H2O. Un par de ácido-base como éste, relacionado mediante la ganancia o pérdida de un protón se le llama un par conjugado. Similarmente el HC2H3O2 y C2H3O2- forman un segundo par ácido-base conjugados. A estas sustancias que actúan como ácidos en ciertas reacciones y como bases en otras se llaman anfipróticas Fuerza De Los Ácidos Y Bases De Bronsted La fuerza de los acidasen términos de Bronsted, se determina por su tendencia para donar protones y la fuerza de una base depende de su tendencia para aceptar protones. La reacción: Ácido1 Base2 Ácido 2 Base1 HCl + H2O & H3O + Cl- Se concluye que HCl es un ácido más fuerte que H3O+, debido a que el HCl al donar su protón (H+) automáticamente se quedo sin más protones o Hidrógeno mientras que el H3O+ al donar su protón a la base Cl- todavía le quedo dos más (H+) a eso se refería Bronsted con la tendencia de donar protones. El H2O es una base más fuerte que Cl- , debido a que la molécula del agua tiene éxito en retener prácticamente todos los protones; se pude notar en que el agua tiene dos protones (H+) y el Cl- ninguna. Un ácido fuerte, que presenta una gran tendencia a perder protones, está conjugado con una base débil, la cual tiene pequeña tendencia para ganar y retener protones; mientras más fuerte el ácido más débil será la base conjugada. Similarmente, una base fuerza atrae protones y es conjugada necesariamente a un ácido débil, uno que no pierda protones rápidamente; entre más fuerte sea la base, más débil será el ácido conjugado.

La fuerza de los ácidos y la estructura molecular.-

Se dividirán los ácidos en dos tipos: hidruros covalentes y oxiácidos. Hidruros: influyen dos factores sobre la fuerza de acidez del hidruro de un elemento: la electronegatividad del elemento y el tamaño atómico del elemento. El primero de esto estos factores se comprenden mejor comparando los hidruros de los elementos de un periodo. El segundo cobra importancia cuando hacen las comparaciones en un grupo.

a).- Hidruros de los elementos de un periodo. Las fuerzas de acidez de los hidruros de los elementos de un periodo aumentan de izquierda a derecha a través del periodo en el mismo orden que aumentan las electronegatividades de los elementos.

b).- Los Hidruros de los elementos de un grupo. La acidez de los hidruros de los elementos de un grupo aumenta con el aumento en el tamaño del átomo central. Oxiácidos. Los oxiácidos son compuestos que se derivan de la estructura:

a b

H-O-Z La clave de la acidez de estos oxiácidos radica en la electronegatividad del átomo Z. Si Z es un átomo de un metal con baja electronegatividad, el enlace electrónico entre el átomo Z y el Oxigeno (el enlace b) pertenecerá al Oxígeno, el cual tiene una alta electronegatividad. Si Z es un átomo de un no metal de una alta electronegatividad, el enlace indicado b será un enlace covalente fuerte y no un enlace iónico. En vez de aumentar la densidad electrónica alrededor del átomo de oxígeno, Z tendrá a reducir la densidad electrónica, el átomo de oxígeno removerá la densidad electrónica de este enlace H-O, apartándolo del átomo de hidrógeno, lo cual permite al protón disociarse y hacer ácido al compuesto.

EL CONCEPTO DE LEWIS

Lewis determinó una base como una sustancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede formar un enlace covalente con un átomo, una molécula o un Ion. Un ácido es una sustancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de la base. Las sustancias que son bases en el sistema de Bronsted también son bases de acuerdo con el sistema de Lewis. No obstante, la definición de Lewis de un ácido amplía el número de sustancias que se clasifican como ácidos. Un ácido de Lewis posee un orbital desocupado capaz de aceptar pares de electrones de la base. Las especies químicas que funcionan como ácidos de Lewis, incluyen las siguientes: Las moléculas o átomos que poseen octetos incompletos Varios cationes sencillos Algunos átomos metálicos
Los compuestos que tienen átomos centrales capaces de extender sus niveles de valencia

eL aGUa!!!!

EL AGUA

En química, el agua es un compuesto formado por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Su fórmula molecular es H2O.
El agua cubre el 72% de la superficie del planeta Tierra y representa entre el 50% y el 90% de la masa de los seres vivos. Es una sustancia relativamente abundante aunque solo supone el 0,022% de la masa de la Tierra. Se puede encontrar esta sustancia en prácticamente cualquier lugar de la biosfera y en los tres estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso.
Se halla en forma líquida en los mares, ríos, lagos y océanos. En forma sólida, nieve o hielo, en los casquetes polares, en las cumbres de las montañas y en los lugares de la Tierra donde la temperatura es inferior a cero grados Celsius. Y en forma gaseosa se halla formando parte de la atmósfera terrestre como vapor de agua.

Características físicas

El agua no tiene olor, sabor, ni color. Para obtener agua químicamente pura es necesario realizar diversos procesos físicos de purificación ya que el agua es capaz de disolver una gran cantidad de sustancias químicas, incluyendo gases.
Se llama agua destilada al agua que ha sido evaporada y posteriormente condensada. Al realizar este proceso se eliminan casi la totalidad de sustancias disueltas y microorganismos que suele contener el agua; es prácticamente la sustancia química pura H2O.
El punto de ebullición del agua a la presión de una atmósfera, que suele ser la que hay al nivel del mar, es de 100 ºC, y su punto de congelación es de 0 ºC. La densidad máxima del agua líquida es 1 g/cm3, alcanzándose este valor a una temperatura de 3,8 ºC; la densidad del agua sólida es menor que la del agua líquida a la misma temperatura, 0,917 g/ml.
El agua tiene una tensión superficial muy elevada. El calor específico del agua es de 1 cal/ºC·g.
El agua es considerada un disolvente universal, ya que es el líquido que más sustancias disuelve, lo que tiene que ver con que es una molécula polar. Las moléculas de agua están unidas por lo que se llama puentes de hidrógeno.
Se dice del agua que es una molécula polar porque presenta polaridad eléctrica, con un exceso de carga negativa junto al oxígeno compensada por otra positiva repartida entre los dos átomos de hidrógeno; los dos enlaces entre hidrógeno y oxígeno no ocupan una posición simétrica, sino que forman un ángulo de 104º 45'. El agua es un termorregulador del clima, gracias a su elevada capacidad calorífica. Su elevada tensión superficial hace que se vea muy afectada por fenómenos de capilaridad.
Presenta un punto de ebullición de 373 K (100 °C) a presión de 1 atm.
Tiene un punto de fusión de 273 K (0 °C) a presión de 1 atm.
El agua pura no conduce la electricidad (agua pura quiere decir agua destilada libre de sales y minerales)
Es un líquido inodoro e insípido. Estas son las propiedades organolépticas, es decir, las que se perciben con los órganos de los sentidos del ser humano.
Se presenta en la naturaleza de tres formas, que son: sólido, líquido o gas.
Tiene una densidad máxima de 1 g/cm3 a 277 K y presión 1 atm. Esto quiere decir que por cada centímetro cúbico (cm3) hay 1g de agua.
Forma dos diferentes tipos de meniscos: cóncavo y convexo.
Tiene una tensión superficial, cuando la superficie de los líquidos se comporta como una película capaz de alargarse y al mismo tiempo ofrecer cierta resistencia al intentar romperla y esta propiedad ayuda a que algunas cosas muy ligeras floten en la superficie del agua.
Posee capilaridad, que es la propiedad de ascenso o descenso de un líquido dentro de un tubo capilar.
La capacidad calorífica es mayor que la de otros líquidos.
El calor latente de fusión del hielo se define como la cantidad de calor que necesita un gramo de hielo para pasar del estado sólido al líquido, manteniendo la temperatura constante en el punto de fusión (273 k).
Calor latente de fusión del hielo a 0 °C: 80 cal/g (ó 335 J/g)
Calor latente de evaporación del agua a 100 °C: 540 cal/g (ó 2260 J/g)

Propiedades quimicas

Su importancia reside en que casi la totalidad de los procesos quimicos que ocurren en la naturaleza, no solo en organismos vivos sino tambien en la superficie no organizada de la tierra, asi como los que se llevan a cabo en laboratorios y en la industria tienen lugar entre sustancias disueltas en agua. El agua es disolvente universal puesto que todas las sustancias son de alguna manera solubles en ella.
No posee propiedades ácidas ni básicas.
Con ciertas sales forma hidratos.
Reacciona con los óxidos de metales formando bases.
Es catalizador en muchas reacciones químicas

Propiedades

Acción disolvente

El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por eso decimos que es el disolvente universal. Esta propiedad, tal vez la más importante para la vida, se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias que pueden presentar grupos polares o con carga iónica (alcoholes, azúcares con grupos R-OH , aminoácidos y proteínas con grupos que presentan cargas + y - , lo que da lugar a disoluciones moleculares). También las moléculas de agua pueden disolver a sustancias salinas que se disocian formando disoluciones iónicas.
En el caso de las disoluciones iónicas, los iones de las sales son atraídos por los dipolos del agua, quedando "atrapados" y recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados o solvatados. La capacidad disolvente es la responsable de dos funciones:
Medio donde ocurren las reacciones del metabolismo
Sistemas de transporte

Elevada fuerza de cohesión

Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua fuertemente unidas, formando una estructura compacta que la convierte en un líquido casi incompresible. Al no poder comprimirse puede funcionar en algunos animales como un esqueleto hidrostático, como ocurre en algunos gusanos perforadores capaces de agujerear la roca mediante la presión generada por sus líquidos internos.

Propiedad de expandirse al enfriarse

El agua es una de las pocas sustancias que se expande al enfriarse. Esto se debe a que, al congelarse, sus moléculas se organizan en una estructura hexagonal, dejando más espacios vacíos entre ellas que en el agua liquida. Esta estructura de los cristales del hielo también es responsable de las peculiares formas hexagonales de los copos de nieve.

Elevada fuerza de adhesión

Esta fuerza está también en relación con los puentes de hidrógeno que se establecen entre las moléculas de agua y otras moléculas polares y es responsable, junto con la cohesión del llamado fenómeno de la capilaridad. Cuando se introduce un capilar en un recipiente con agua, ésta asciende por el capilar como si trepase agarrándose por las paredes, hasta alcanzar un nivel superior al del recipiente, donde la presión que ejerce la columna de agua , se equilibra con la presión capilar. A este fenómeno se debe en parte la ascensión de la savia bruta desde las raíces hasta las hojas, a través de los vasos leñosos.

Gran calor específico

También esta propiedad está en relación con los puentes de hidrógeno que se forman entre las moléculas de agua. El agua puede absorber grandes cantidades de calor que utiliza para romper los puentes de hidrógeno por lo que la temperatura se eleva muy lentamente. Esto permite que el citoplasma acuoso sirva de protección ante los cambios de temperatura. Así se mantiene la temperatura constante.

Elevado calor de vaporización

Sirve el mismo razonamiento, también los puentes de hidrógeno son los responsables de esta propiedad. Para evaporar el agua, primero hay que romper los puentes y posteriormente dotar a las moléculas de agua de la suficiente energía cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa. Para evaporar un gramo de agua se precisan 540 calorías, a una temperatura de 20°C.
Propiedades importantes para los organismos

El agua tiene propiedades inusualmente críticas para la vida: es un buen disolvente y tiene alta tensión superficial. El agua pura tiene su mayor densidad a los 3,98°C: es menos densa al enfriarse o al calentarse, ya que al llegar a convertirse en agua sólida (hielo) las moléculas se unen y forman una figura como un panal, lo que la hace menos densa. Como una estable molécula polar prevalente en la atmósfera, tiene un importante papel en la atmósfera como absorbente de radiación infrarroja, crucial en el efecto invernadero. El agua también tiene un calor específico inusualmente alto, importante en el regulamiento del clima global.
El agua es un buen disolvente y disuelve muchas sustancias, como las diferentes sales y azúcares, y facilita las reacciones químicas lo que contribuye a la complejidad del metabolismo. Algunas sustancias, sin embargo, no se mezclan bien con el agua, incluyendo aceites y otras sustancias hidrofóbicas. Membranas celulares compuestas de lípidos y proteínas, toman ventaja de esta propiedad para controlar las interacciones entre sus contenidos y químicos externos. Esto se facilita en parte por la tensión superficial del agua.
Las gotas de agua son estables debido a su alta tensión superficial. Esto se puede ver cuando pequeñas cantidades de agua se ponen en superficies no solubles como el vidrio: el agua se queda junta en forma de gotas. Esta propiedad es importante en la transpiración de las plantas.
Una propiedad del agua simple pero ambientalmente importante es que su común forma sólida, el hielo, flota en el líquido. Esta fase sólida es menos densa que el agua líquida debido a la geometría de los fuertes enlaces de hidrógeno formados solo a temperaturas bajas.
Para casi todas las demás sustancias y para todas las otras once fases no comunes del hielo de agua excepto ice-XI, la forma sólida es más densa que la forma líquida. El agua fresca presenta la máxima densidad a 3,8 °C, ascendiendo por convección tanto cuando su temperatura aumenta como cuando disminuye desde ese valor. Este revés causa que el agua profunda permanezca más caliente que la ligera agua congelada, por lo que el hielo en un cuerpo de agua se formará primero en la superficie y crecerá hacia abajo, mientras que la mayor parte del agua bajo del hielo permanecerá a 3,8 °C. Esto efectivamente aísla el fondo de un lago del frío exterior.

Agua dura

Existe el tipo de agua llamada agua dura, la cual contiene minerales, como son mayores cantidades de carbonatos de calcio y magnesio y sulfatos principalmente, de sulfuro, azufre y hierro, que lleva en si un tanto del óxido rojizo, más aún es bien empleada en el uso cotidiano, incluyendo el consumo, aunque no tenga la nitidez del agua purificada; por consiguiente, el agua dura, dependiendo de los niveles de minerales, tiene sabor y puede ser ligeramente turbia.
También se debe a la presencia de sales cálcicos y magnésicas cuya presencia(dureza temporal) suele producir depósitos de sarro en las teteras y otras superficies en contacto con el agua dura.
Para "mejorar" sus cualidades y hacer del agua dura, agua que no manche con óxido o con sarro se utilizan ablandadores de intercambio iónico, ablandadores de resina regenerable con sal (ablandador) en aparatos especialmente diseñados para el proceso de ablandamiento.
El agua dura puede ser sacada directamente de pozos, dependiendo de la tierra; por lo general, el agua dura no pertenece a una red citadina de distribución, sino que es un recurso del campo. Una forma de cuantificar la dureza total del agua, es sumar la dureza cálcica (concentración de masa de cationes cálcicos Ca2+ en el agua) y la dureza magnésica (concentración de masa de cationes magnésicos Mg2+ en el agua). Mientras más alto el valor de la dureza total, más dura es el agua.
Uno de los métodos más modernos para purificar agua es la Omosis Reversa u Osmosis inversa.

Estructura molecular del agua. Es una molécula tetraédrica, con el átomo de oxigeno en el centro y los dos átomos de hidrógeno en los vértices de dicho tetraedro quedando los otros dos vértices ocupados por los electrones no compartidos del oxígeno
El oxigeno es un átomo que posee mayor electronegatividad que el hidrogeno, esto hace que la molécula de agua sea un dipolo eléctrico. Esta estructura explica muchas de las propiedades físicas y químicas del agua bien sea por la formación de puentes de hidrogeno o por solvatacion de otras moléculas.
Propiedades físicas y químicas del agua. Las propiedades del agua son la base de una serie de funciones esenciales para la integridad del organismo.
El agua puede actuar como sustrato o producto de muchas reacciones como la hidrólisis o formación de ésteres.
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SoLuSiONeS!!!!

INTRODUCCIÓN

Son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración.
Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias.
La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta.
El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua).
Las mezclas de gases, son soluciones. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente.

Solubilidad

La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este.
La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura.

Propiedades físicas de las soluciones

Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente.
Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida. Estas son algunas de las características de las soluciones:
* Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas.
* Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas.
* Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se separan ni se observa sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente.
* Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz.
* Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración
Concentración de una solución
La concentración de una solución lo da el número de moléculas que tenga que tenga el soluto de una sustancia y el número de moléculas que tiene el resto de la sustancia.