UNIVERSIDAD DE GUADALAJARA

Centro Universitario de Ciencias de la Salud

Licenciatura en Enfermería Modalidad a distancia

BIOQUIMICA HUMANA

Unidad I

Actividad de aprendizaje I: Soluciones acuosas.

Alumno: José Manuel Castolo Guzmán.

Código: 398163492

Maestra: Dr. en C José de Jesús López Jiménez. 

  20 de Octubre del 2017

1.1 Soluciones porcentuales, molares, molales, normales y osmolares. Solución acuosa.

Solución acuosa.

El agua es el medio de disolución. Las reacciones que se realizan en solución acuosa son generalmente rápidas  (Angulo, Galindo, Avedaño, & Perez, 2011), por varias razones:

• Los reactivos están subdivididos
• Fuerzas de atracción débiles entre las sustancias disueltas
• Libre movimiento entre las sustancias participantes de la solución, por lo que, las colisiones resultantes entre las sustancias disueltas tienen como resultado una reacción química.

Solución	Características
Soluciones porcentuales.	En las soluciones porcentuales no se toma en cuenta el peso fórmula del soluto. En este tipo de soluciones se debe especificar si la relación es peso a peso (p/p), peso a volumen (p/v) o volumen a volumen (v/v). Se expresa la concentración como partes de soluto por cada cien partes de solución. Según las unidades en que se expresen las partes de soluto y solvente la concentración porcentual puede tener múltiples formas Tipos de concentración porcentual Concentración porcentual “masa en masa” (% m/m); esto se da cuando gramos de soluto están disueltos en 100 g de solución. Concentración porcentual “masa en volumen” (% m/v); esto se presenta cuando gramos de soluto están disueltos en 100 ml de solución. Concentración porcentual “volumen en volumen” (% v/v); esto ocurre cuando ml de soluto están disueltos en 100 ml de solución.
Soluciones molares	Son aquellas que contienen una mol (molécula o gramo) de sustancia por litro de solución. Ejemplo el paso molecular de la glucosa es de 180: una solución molar de este azúcar se prepara en 180 gramos en un litro de agua destilada. Un mol es igual al peso atómico o molecular expresado en gramos (átomo gramo o molécula gramo). Un mol contiene el número de Avogadro (6.023x1023) de partículas, átomos o moléculas. Si un mol de una sustancia se disuelve en agua hasta un volumen de un litro, se obtiene una solución 1 molar (1M).
Soluciones molales	Las soluciones molales son aquellas que en 1 Kg de agua tienen disuelto el peso molecular de una sustancia expresada en gramos.  Ejemplo:  Una solución molal de KCl (peso molecular=74,5), tiene 78,5 g de KCl en un Kg de agua.
Soluciones normales	Son las que contienen el peso equivalente de una sustancia en gramas por litros de solución. El peso equivalente de una sustancia es el número de unidades de esta sustancia que puede combinarse con una unidad de hidrogeno, o remplazarla (peso/ molecular/valencia). Ejemplo: el peso equivalente de un ácido se calcula dividiendo el peso molecular entre el número de átomos de hidrógeno sustituibles en la molécula. El ácido sulfúrico (H2SO4), de peso molecular 98, tiene dos átomos de hidrógeno sustituibles en cada molécula; por lo tanto, su peso equivalente es: 98/2 = 49.
Soluciones osmolares	Es la concentración de soluto expresada en número de osmoles por litro de solución. Una solución 1.0 osmolar es aquella que contiene un osmol de una sustancia en un litro de solución. El cloruro de sodio en solución acuosa se disocia casi completamente en iones sodio (Na+) y cloruro (Cl –). Por lo tanto, cada molécula da origen a dos partículas osmóticamente activas, y una solución osmolar contiene media molécula gramo (peso molecular expresado en gramos) por litro, o sea: 1 osm/l = 58.5/2 = 29.25 g/l o también 1 mol de NaCl = 2 osm/l

1.2 Conceptos osmolaridad, soluciones hipotónicas, isotónicas e hipertónicas.

Osmolaridad	La ósmosis es el paso selectivo de moléculas de disolvente a través de una membrana porosa desde una solución diluida a una más concentrada (Salas & Mohamed, 2015). Este es un proceso espontáneo por el cual las moléculas de solvente tienen la capacidad de atravesar una membrana semipermeable (por ejemplo, celofán) que separa una solución de mayor concentración de un lado de otra de menor concentración (Salas & Mohamed, 2015). Si bien el solvente puede desplazarse de un lado a otro de la membrana, la mayor parte de las moléculas de solvente lo hacen en la dirección que va desde el compartimento más concentrado al más diluido. Esto se debe a una propiedad de las soluciones conocida como “presión osmótica”. La presión osmótica se define como la presión que se opone a este fenómeno (Salas & Mohamed, 2015). La Osmolaridad se define como el número de Osmoles de soluto por litro de solución. Se representa son el símbolo Os y tiene unidades de Osmol l-1.
Soluciones hipotónicas	Son aquéllas que manifiestan menor presión osmótica que la solución de referencia (Salas & Mohamed, 2015). Bebidas hipotónicas: en estas bebidas la concentración de partículas por unidad de volumen es inferior a la del plasma sanguíneo (menor presión osmótica).  El agua es el mejor ejemplo de bebida hipotónica, salvo las muy ricas en sales (Velazquez & Ordorica, 2009).
Soluciones isotónicas	Son aquéllas que manifiestan la misma presión osmótica que la solución que se toma como referencia (Salas & Mohamed, 2015). Se encuentran en bebidas con gran capacidad de rehidratación.  Incluyen en su composición bajas dosis de sodio, normalmente en forma de cloruro de sodio o bicarbonato de sódico, azúcar o glucosa y habitualmente, potasio y otros minerales.  Ayuda a retrasar la fatiga, evitar lesiones por calor (calambres y sincope), mejorar el rendimiento y acelerar la recuperación (Velazquez & Ordorica, 2009).
Soluciones hipertónicas	Son aquéllas que manifiestan mayor presión osmótica que la solución de referencia (Salas & Mohamed, 2015). Bebidas hipertónicas presentan una elevada concentración de sustancias disueltas en el líquido, en concreto su concentración es superior al 10%.  Debido a esta característica, el organismo libera agua para diluir este líquido ingerido hasta que llegue a ser isotónico (Velazquez & Ordorica, 2009).

1.3. Unidades de medición Osmoles, Moles, equivalentes, gramos y conversión de unidades.

Unidades de medición
Osmoles	· 1 OSMOL: es igual al peso molecular de una sustancia dividido entre el número total de partículas disociables. · Osmolaridad osm/litro · Osmolalidad osm/kg. de agua (Correa, 2015)
Moles	· Unidad (M) · 1 MOL es igual al peso molecular de una sustancia expresada en gramos. · Molaridad moles/litro (Correa, 2015).
Equivalentes	· Peso equivalente, también conocido como equivalente gramo, es un término que se ha utilizado en varios contextos en química. · Normalidad eq./litro (Correa, 2015).
Gramos	· Empírica gramos/%, mg/dl (Correa, 2015).

                                 Correa (2015).

1.4. Equilibrio hídrico en el humano.

Es el equilibrio que mantiene la cantidad de agua necesaria en cada uno de los compartimientos del organismo (mediante la ingestión o la excreción de agua). Depende de las variaciones fisiológicas propias de la edad y de los mecanismos que intervienen en las situaciones que provocan una pérdida o una retención excesiva de líquidos (Cerda, 2010).

Líquidos corporales y sus compartimientos: En el organismo la sustancia más abundante es el agua, que llega a suponer el 60% del peso del cuerpo. Sin embargo, estas proporciones pueden variar con la edad y el sexo. Así, en los recién nacidos el porcentaje de agua llega hasta un 80 %; en el varón está entre un 55 y un 60%, y en la mujer algo menos (entre un 50 y un 55% de su peso). Esta diferencia se atribuye a la existencia de una mayor cantidad de grasa, que no contiene agua.

El agua se encuentra distribuida en tres compartimientos, en cada uno de los cuales debe mantenerse constante su proporción. Para ello puede haber un intercambio continuo de agua entre los tres compartimientos (Cerda, 2010). El agua puede encontrarse en el interior de las células (líquido intracelular) o fuera de ellas (líquido extracelular). En este último, el agua se distribuye en el interior de los vasos sanguíneos (líquido intravascular o plasma) y en el espacio que existe entre los vasos y las células (líquido intersticial)

• El agua intracelular es indispensable para las reacciones químicas de las células y para mantener la homeostasis interna. Las situaciones que alteran la proporción de agua intracelular producen deshidratación de la célula (por falta de agua) o hiperhidratación (por exceso).

• El agua del líquido intersticial constituye el medio vital para la célula, ya que de ella obtiene las sustancias necesarias para su funcionamiento.

• El líquido intravascular es el encargado de transportar las diversas sustancias a todas las células del cuerpo humano. Es fácil entender que para que haya una correcta homeostasis celular la proporción de líquidos debe mantenerse constante en cada uno de los compartimientos. A este respecto, el líquido prioritario es el intracelular, por lo cual el agua se desplazará de los otros dos compartimientos según las necesidades de cada situación.

1.5. Alteraciones del equilibrio hídrico: sobre hidratación y deshidratación.

Hidratación: La importancia de la hidratación radica en el hecho de que es justamente una acción que permite seguir realizando las actividades de manera saludable, por medio de este proceso se le otorga al cuerpo una buena ración de líquidos perdidos o consumidos. La persona puede hidratarse de manera específica cuando toma líquidos luego de hacer ejercicio, pero también puede hacerlo cuando consume líquidos como parte de su alimentación común (infusiones, agua, gaseosas, jugos, etc.).

Según se recomiendan una persona debe consumir normalmente entre uno y dos litros de agua por día para reponer aquellos líquidos que son consumidos por el organismo. Es importante considerar el hecho de que cuando se presenta la sensación de sed es cuando el organismo manda señales al cerebro para concientizarlo de ese estado de deshidratación, por lo cual es siempre recomendable consumir líquidos incluso cuando no se tiene sed (Cerda, 2010).

Deshidratación: La deshidratación se produce cuando nuestro balance hídrico es negativo, es decir, que perdemos más agua de la que ingerimos, Nuestro cuerpo es complejo a la par que sabio, por eso, cuando detecta una bajada de la cantidad de agua en nuestro organismo dispara nuestra sensación de sed: nos empuja a beber para mantener el equilibrio hídrico (Angulo, Galindo, Avedaño, & Perez, 2011). Existen 3 tipos diferentes de deshidratación: 

• Deshidratación Isotónica: se produce cuando perdemos aproximadamente la misma cantidad de agua que de electrolitos.
• Deshidratación Hipertónica: se produce cuando la cantidad de agua que perdemos es mayor a la de electrolitos
• Deshidratación Hipotónica: tiene lugar cuando nuestro organismo pierde más electrolitos que agua.

Conclusiones

Conclusiones.

Considero que el tema es algo interesante y complejo, pero sin duda relevante en especial para la práctica de enfermería debido a que es elemental conocer el manejo de las soluciones acuosas, así como las unidades de medida de medida de la concentración de los solutos porque el contar con estas habilidades permitirá que se pueda llevar una seguridad adecuada en el paciente, evitando eventos adversos, pues se podrá saber las concentraciones específicas de las disoluciones para la preparación de los medicamentos, sueros, etc.

Bibliografía

Angulo, A., Galindo, R., Avedaño, R., & Perez, C. (2011). Bioquimica. Culiacan, Sinaloa: Universidad Autonoma de Sinaloa: http://dgep.uas.edu.mx/librosdigitales/44_Bioquimica.pdf.

Cerda, M. (2010). Disolucciones y calculo de concentraciones. Obtenido de Disolucciones y calculo de concentraciones: http://webquest.carm.es/majwq/public/files/files_user/maricerli/soluciones__1_.pdf

Correa, G. (2015). Área del ser humano y su medio. Obtenido de Área del ser humano y su medio: http://slideplayer.es/slide/5918754/

Salas, M., & Mohamed, C. (Marzo de 2015). Soluciones quimicas y sus aplicaciones practicas. Obtenido de http://www.editorial.unca.edu.ar/Publicacione%20on%20line/CUADERNOS%20DE%20CATEDRA/cesar%20Romero/ACTUALIZACION%20EN%20SOLUCIONES%20Y%20SUS%20APLICACIONES%20PRACTICAS.pdf

Velazquez, L. M., & Ordorica, M. A. (01 de Julio de 2009). Soluciones. Obtenido de http://www.bioquimica.dogsleep.net/Teoria/archivos/Unidad22.pdf