La ecuación de Henderson-Hasselbach

 EJERCICIO 1

1. ¿Dónde y por qué se absorbe más aspirina hacia el torrente sanguíneo, en el estómago o en el intestino delgado?

MUCOSA GÁSTRICA

[HA]=250 mg

pH=pKa + log [A-] / [HA]

1.5= 3.5 + log [A-] / 250 mg

1.5 – 3.5 = log [A-] / 250 mg

10-2= [A-]/ 250 mg

[A-]= (0.01) (250mg)[A-]= 2.5 mg

MUCOSA INTESTINAL

[HA]=250 mg

pH=pKa + log [A-] / [HA]6 = 3.5 + log [A-] / 250 mg

6 – 3.5 = log [A-] / 250 mg10-2 . 5 = [A-]/ 250 mg

[A-]= (0.01) (250mg)

[A-]= 79 056. 9415 mg

La ecuación de Henderson-Hasselbach prevé que un ácido o base débil se difunda a través de las membranas biológicas según su grado de ionización y, por lo tanto, la aspirina se absorbería más en estómago. Pero esto puede matizarse, según la condición fisiológica que se considere. Por ejemplo, en condiciones fisiológicas, el ácido acetilsalicílico se absorbe mejor en el intestino, aun cuando tiene un pH casi neutro que favorece la forma impermeable (moléculas de carga negativa) que en el estómago, que tiene un pH ácido y que favorece la forma permeable no ionizada. Esto se debe a la gran superficie del intestino, especializada en absorber nutrientes, comparada con la pequeña superficie del estómago, cuya estructura está más bien especializada en la digestión. Además, la mucosa gástrica, que protege el estómago, limita la absorción del ácido acetilsalicílico debido a su alta viscosidad. Otro factor fisicoquímico que dificulta la difusión de la forma no ionizada de éste medicamento, es su baja solubilidad a valores tan ácidos de pH.

 EJERCICIO 2

1. Si hubiera estado expuesto a la acción de la hiedra venenosa… ¿cuál de los tratamientos siguientes aplicaría al área afectada?

1. a) Lavar el área con agua fría (pH 7)
2. b) Lavar el área afectada con vinagre diluido o zumo de limón (pH 3)
3. c) Lavar el área con agua y jabón (pH 8)
4. d) Lavar el área con jabón, agua y bicarbonato sódico (pH 13)

1. AGUA FRÍA:

pH= 7, [HA]=1M

pH=pKa + log [A-] / [HA]

7 = 8 + log [A-] / 1M

7 – 8 = log [A-] / 1M

10-1 = [A-]/ 1M

[A-]= (1M) (10)

[A-]= 0.1 M

1. JUGO DE LIMÓN:

pH=4

pH=pKa + log [A-] / [HA]

4 = 8 + log [A-] / 1M

4– 8 = log [A-] / 1M

10-4 = [A-]/ 1M

[A-]= (0.0001) (1M)

[A-]= 0.0001M

1. AGUA Y JABÓN

pH=8

pH=pKa + log [A-] / [HA]

8 = 8 + log [A-] / 1M

8– 8 = log [A-] / 1M

10-0 = [A-]/ 1M

[A-]= (1) (1M)

[A-]= 1M

1. AGUA, JABÓN Y BICARBONATO

Ph=13

pH=pKa + log [A-] / [HA]

13= 8 + log [A-] / 1M

13– 8 = log [A-] / 1M

105= [A-]/ 1M

[A-]= (100 0009 (1M)

[A-]= 100 000M

La opción que probablemente funcione mejor es la d), “lavado con agua, jabón y bicarbonato”. El jabón ayudaría a emulsionar y disolver los grupos alquilo (hidrófobos) y a obtener catecoles no disociados.  Puesto que el pKa de un alquilcatecol es aproximadamente 8, en una solución ligeramente alcalina de bicarbonato (NaHCO3) su grupo __OH se ionizaría y al disociarse sería mucho más soluble en agua. Una solución neutra o ácida, como la a) o la b), no sería muy efectiva.

 EJERCICIO 3 

1. A partir de los datos del laboratorio y de una forma razonada indique ¿Qué trastorno presenta la paciente?

La paciente sufre una acidosis metabólica como consecuencia de una cetoacidosis diabética, que es la descompensación aguda más característica del diabético tipo 1, por deficiencia de insulina. Además de la severa hiperglucemia, el catabolismo de proteínas produce un aumento de la producción de compuestos nitrogenados y la lipólisis causa un incremento de cuerpos cetónicos. Éstos son de naturaleza ácida, provocando acidosis metabólica, con descenso de bicarbonato y pH, y exceso de producción de cuerpos cetónicos (acetoacetato, β-hidroxibutirato y acetona).

1. ¿Por qué se produce este trastorno?

Por la metabolización parcial de los ácidos grasos como fuente de energía (ya que el organismo no puede utilizar la glucosa como fuente de energía)

1. ¿Por qué disminuyen el bicarbonato y la presión de CO2?

Por el intento de compensar el desequilibrio metabólico:

El descenso de pH estimula el centro respiratorio como mecanismo de compensación, de forma que se produce una hiperventilación que elimina CO2 por vía pulmonar y, por tanto, disminuye la pCO2. La taquipnea profunda es característica de esta reacción.

La pérdida de bicarbonato puede deberse a una pérdida directa del propio bicarbonato (vómitos, diarreas o exceso de eliminación renal) o a que los hidrogeniones presentes en sangre reaccionan con el bicarbonato para producir ácido carbónico. Éste se descompone en agua y CO2.

EJERCICIO 4

1. Comente las causas bioquímicas de las manifestaciones fisiológicas del paciente.

El paciente presenta acidosis metabólica como consecuencia de una cetoacidosis diabética que está intentando ser compensada por hiperventilación; el descenso de pH estimula el centro respiratorio como mecanismo de compensación, de forma que se produce taquipnea e hiperventilación, lo que contribuye a eliminar CO2 por vía pulmonar y, por tanto, disminuye la pCO2.

Los hidrogeniones presentes en sangre reaccionan con el bicarbonato para producir ácido carbónico, que se descompone en agua y CO2. De esta forma se intenta tamponar el exceso de hidrogeniones procedentes de ácidos orgánicos producidos por la actividad metabólica.

El tratamiento a seguir incluye la rehidratación para corregir el déficit de volumen, la colocación de una mascarilla de oxígeno (aunque no contribuya significativamente, pues el paciente está hiperventilando) y la administración de insulina para corregir la hiperglucemia. No es aconsejable perfundir bicarbonato, ya que el sistema respiratorio está intentando compensar el desequilibrio metabólico; sólo se aconseja reponer el bicarbonato si el pH < 7.1 ó [HCO3 - ] = 9 meq/L.

EJERCICIO 5

1. Determine el tipo de desequilibrio ácido-base y la causa subyacente.

Este paciente presenta acidosis respiratoria severa: pCO2 muy elevada. Este desequilibrio está desencadenado por tres factores: EPOC, infección aguda y tratamiento con sedantes. La obstrucción y dificultad respiratoria provocan un intercambio de gases defectuoso en los pulmones que lleva a una menor saturación del oxígeno y un acúmulo de CO2, con el consiguiente aumento de la pCO2. El exceso de CO2 reacciona con el H2O para producir H2CO3. Éste, a su vez, se disocia en HCO-3 y H3O+, provocando la bajada del pH sanguíneo.

 Para normalizar el pH sanguíneo, el riñón aumenta la excreción de protones (que se intercambian con iones sodio), aumenta también la formación de amonio y la retención de bicarbonato. No obstante, éste es un mecanismo lento y la compensación renal no es óptima hasta que han transcurrido 2-3 días. No se producirá hiperventilación, ya que el aumento de la pO2 eliminará el estímulo del centro respiratorio. Así pues, los mecanismos de los que dispone el organismo no son suficientes para restablecer de inmediato los valores normales de pH.

EJERCICIO 6

Sobredosis aguda con ácido acetilsalicílico: relación con el sistema amortiguador sanguíneo.

1. El ácido acetilsalicílico, o aspirina (la estructura se muestra en la Figura 1.1), es hidrolizado en presencia de un medio acuoso ácido y esterasas del estómago (que actúan como catalizadores) y a ácido salicílico (la forma farmacológicamente activa del fármaco) y ácido acético. Escriba la reacción química equilibrada para esta transformación.

[pic 1]

Figura 1.1: Estructura del ácido acetilsalicílico.

[pic 2]

2a) Calcule el porcentaje de formas protonadas y no protonadas de ácido salicílico al pH del estómago, que suele ser cercano a 2,0.

Mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

pH = pKa + (log [salicilato] / [ácido salicílico])

2.0 = 2.97 + (log [salicilato] / [ácido salicílico])

0.11/1 = [salicilato] / [ácido salicílico]

A pH 2 en el estómago, el porcentaje de salicilato no protonado es de 9.9% (0.11 / 1.11), y el de ácido salicílico protonado es de 90.1% (1 / 1.11).

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