Vista previa del material en texto
UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DEL ESTADO DE MÉXICO UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL “C H I M A L H U A C Á N” SEMESTRE 2017 - A COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO SEGUNDO SEMESTRE UNIDAD DE APRENDIZAJE: BIOQUÍMICA FEBRERO DE 2017 Q.B.P. Juan Luis Páez Buendía. PÁGINA 2 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO AGUA Y ELECTROLITOS 1. Agua, sus propiedades y características: a. Propiedades fisicoquímicas del agua: composición, densidad electrónica, características de dipolo, calor latente de vaporización, calor específico, tensión superficial, conductividad térmica, constante dieléctrica y su papel como solvente. 2. Soluciones acuosas utilizadas en la clínica. a. Definición de solución molar, porcentual (p/v), normalidad y equivalentes químicos (equivalentes Na+, K+, Ca++, Cl-, suero solución oral). b. Cálculos y procedimientos para la preparación de las soluciones anteriores. c. Composición de algunas soluciones utilizadas en medicina: isotónica, Ringer, Darrow, Hartman, suero oral. d. Aplicación de algunas soluciones utilizadas en medicina: isotónica, Ringer, Darrow, Hartman, en pacientes con necesidades basales y/o con alguna patología (deshidratación, quemaduras, cardiopatías). 3. Diferencias entre osmolaridad (hiper, hipoosmolaridad) y tonicidad (hiper, iso, hipotónico). a. Conceptos de anión, catión, electrólito, anfolito. b. Composición electrolítica de los compartimentos líquidos del organismo (líquido intracelular y plasma). AGUA: PROPIEDADES Y CARÁCTERÍSTICAS En la tierra primitiva la humedad alcanzó la superficie del planeta en forma de vapor, el cual fue emitido durante las erupciones volcánicas para posteriormente condensarse, regresando a la tierra en forma de lluvia. Al ser tan abundante en la superficie y debido a sus características tan singulares, el agua fue el medio perfecto para que la vida se desarrollara; muchos científicos creen que la vida surgió de un caldo primigenio de arcilla y agua. En la tabla periódica, la formación de moléculas por átomos con diferente electronegatividad (moléculas heteronucleares), brinda a las moléculas características particulares dependiendo de qué tan grande sea la diferencia de electronegatividades. De ésta forma, en una molécula heteronuclear la distribución de la carga eléctrica de los átomos que la constituyen será disimétrica o asimétrica, lo que lleva a la presencia de un momento dipolar permanente. El átomo más electronegativo (con mayor tendencia de atraer electrones) quedará con una carga parcial negativa y el menos electronegativo (con menos tendencia de atraer electrones) quedará con una carga parcial positiva. La molécula de agua se compone por un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno (fórmula química H2O) unidos por enlaces covalentes. El átomo más electronegativo es el oxígeno y los de hidrógeno son los menos electronegativos, de tal suerte que el oxígeno tendrá una carga parcial negativa y los átomos de hidrógeno una carga parcial positiva cada uno de ellos. La carga parcial negativa (-) del átomo de oxígeno es igual a la suma de las dos cargas positivas parciales de los átomos de hidrógeno (+). Es decir: O=(2-), H= (+), H=(+) en cada molécula de agua. Es por esto que se dice que la molécula de agua tiene un momento dipolar y por lo tanto presenta características de dipolo. La distribución electrónica se refiere a probabilidades de que un electrón se sitúe más o menos cerca de un átomo en un momento dado, por ello se habla de momento dipolar. El átomo de oxígeno, más electronegativo que los de hidrógeno, tiene mayor probabilidad de tener cerca de él los electrones del hidrógeno, es decir, tiene una mayor densidad electrónica que los átomos de hidrógeno. Fig. 1.1 Momento dipolar del agua. Observe la carga parcial negativa del átomo de oxígeno (rojo) y las cargas parciales positivas de los átomos de hidrógeno (azul) en un solo plano. PÁGINA 3 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO La molécula de agua no tiene una estructura lineal (en un solo plano) sino que los átomos que la conforman tienen un ordenamiento tridimensional debido a las formas de los orbitales electrónicos externos del átomo de oxígeno (semejantes a los orbitales de enlace del carbono sp3). Es así como la estructura tridimensional de la molécula de agua se aproxima a un tetraedro: cada átomo de hidrógeno se sitúa en dos de los vértices del tetraedro y los pares electrónicos sin compartir del oxígeno se sitúan en los dos vértices restantes, tal y como se observa en la figura 1.2 El ángulo de enlace H-O-H es de 104.5º, mientras que un tetraedro perfecto tiene en enlaces de 109.5º; la diferencia se debe a la compresión que provocan los electrones de los orbitales que no forman enlaces del átomo de oxígeno. Ahora bien, es gracias al dipolo estudiado, que las moléculas de agua pueden interaccionar entre sí por medio de atracciones electrostáticas entre el átomo de oxígeno de una molécula de agua y el átomo de hidrógeno de otra. Las uniones formadas entre éstos átomos (recordamos, entre moléculas diferentes de agua) se denominan puentes o enlaces de hidrógeno (Fig.1.3). Comparados con otros tipos de enlaces, los enlaces de hidrógeno son relativamente débiles: requieren de poca energía para romperse. Se dice que el enlace de hidrógeno es 10% covalente a causa del solapamiento de los orbitales que participan en el enlace y 90% electrostático debido a la diferencia de cargas involucradas (cargas diferentes se atraen). La duración de un enlace de hidrógeno es de aproximadamente 1 a 20 picosegundos (10-12 s), sin embargo, en aproximadamente 0.1 picosegundo se forma nuevamente un enlace con otra molécula de agua en estado líquido. Las agrupaciones de corta duración entre moléculas de agua unidas por puentes de hidrógeno en fase líquida se llaman “agrupaciones fluctuantes” (flickering clusters). Debido a la estructura tridimensional de la molécula de agua, en teoría cada molécula de agua puede unirse a otras cuatro moléculas de agua vecinas, sin embargo a temperatura ambiente (25º C) y presión atmosférica estándar (1 atm) las moléculas de agua están desorganizadas y en movimiento continuo, por lo que cada molécula forma enlaces de hidrógeno con aproximadamente 3.4 moléculas de agua en fase líquida. No sucede así en el hielo, en donde el movimiento de las moléculas de agua es mucho menor que en estado líquido y cada molécula de agua forma enlaces con 4 moléculas de agua adicionales, dando lugar a una estructura reticular regular en donde quedan espacios entre las moléculas. Es por estos espacios que quedan en el agua en estado sólido, que el hielo tiene menor densidad que el agua líquida y por esto flota en ella. Aunque los enlaces de hidrógeno tienen poca duración, su existencia le da al agua una serie de propiedades que aún moléculas con estructura similar no pueden igualar: elevado punto de ebullición, elevado punto de fusión, elevado calor de vaporización, alta tensión superficial, elevado calor específico, alta conductividad térmica. Además, las características eléctricas de la molécula que se han mencionado proporcionan una elevada constante dieléctrica al agua y le dan propiedades disolventes excepcionales. El calor (o calor latente) de vaporización se define como la energía calórica necesaria para convertir 1.0 g de un líquido en su punto de ebullición y a presión atmosférica estándar en su estado gaseoso a la misma temperatura. Se considera una medida directa de la energía necesaria para superar las fuerzas de atracción entre moléculas en la fase líquida. Aunque los puentes de hidrógeno requieren poca energía para romperse (aproximadamente 23 kJ/mol), la suma de todas las interaccioneselectrostáticas entre las moléculas de agua, dan lugar a un elevado calor de vaporización en éste compuesto. El calor de vaporización del agua es de 2,260 J/g, mientras que el del metanol (CH3OH) es de 1,100: menos de la mitad. El de la acetona (CH3COCH3) es de 523 y el del cloroformo (CHCl3) es de 247. Cuando se utiliza la acetona para remover el barniz de las uñas se puede apreciar fácilmente su volatilidad y percibimos su aroma en el ambiente de inmediato; lo mismo sucede con el cloroformo, si en algún momento hemos trabajado con ésta sustancia, sabemos que es en extremo volátil y debido a sus propiedades anestésicas debe de manejarse con precaución. El metanol, la acetona y el cloroformo, aunque son moléculas heteronucleares no tienen un dipolo elevado como el agua y por lo tanto no forman enlaces de hidrógeno de la forma en que lo hace ésta, es por esto que requieren poca energía para poder Fig. 1.2 Estructura tetraédrica de la molécula de agua. Cada átomo de hidrógeno ocupa un vértice del tetraedro y los orbitales de los electrones no apareados del oxígeno ocupan los dos vértices restantes. Observe el ángulo de 104.5º que separa cada átomo de hidrógeno. Enlaces de hidrógeno Fig. 1.3 PÁGINA 4 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO pasar del estado líquido al gaseoso, lo cual se puede constatar en los ejemplos mencionados. El metabolismo produce una gran cantidad de calor el cual debe de ser liberado por el organismo, el agua un el medio por el cual el calor es disipado del organismo. La elevada capacidad calorífica (calor específico) del agua, que se define como la energía que debe de añadirse o eliminarse para cambiar la temperatura del un líquido en un grado Celsius, hace que ésta actúe como un modulador eficaz de la temperatura corporal. La evaporación del agua se usa como un mecanismo de enfriamiento pues permite pérdidas elevadas de calor. A estas propiedades se suma la elevada conductividad térmica del agua. La conductividad térmica es la propiedad física que mide la capacidad de conducción de calor en un material o sustancia o bien la capacidad de transferir la energía cinética de sus moléculas a otras adyacentes o a sustancias con las que está en contacto. El agua facilita la disipación de calor desde áreas que utilizan mucha energía como el cerebro hasta la sangre y la reserva total de agua del organismo gracias a su conductividad térmica. Otra propiedad importante del agua es su elevada tensión superficial. La tensión superficial se define como la fuerza (en dinas) necesaria para romper una película de 1 cm de longitud. Debido a los puentes de hidrógeno, las moléculas de agua se unen en promedio a 3.4 moléculas vecinas en la fase líquida. En el seno del líquido cada molécula se rodea en su totalidad por otras y así las fuerzas se compensan; sin embargo, en la superficie no existe interacción de las moléculas de agua con el aire sino con las moléculas que están a los lados y hacia debajo de ellas, en el seno líquido. Esto permite la formación de una película en la superficie del agua. La tensión superficial del agua es de 72.8 dinas/cm, mientras que la del etanol es de 22.3 dinas/cm (mucho más baja) y la del mercurio –único metal líquido a temperatura ambiente- es de 465 dinas/cm, lo cual permite que éste metal forme agregados (gotitas) al ser depositado en una superficie. El agua funciona como un excelente disolvente debido a su elevada constante dieléctrica, es uno de los solventes más polares que existen, debido al momento dipolo ya explicado. “Lo polar disuelve a lo polar” y “lo no polar disuelve a lo no polar”; se dice erróneamente que el agua es el disolvente universal, cuando en realidad disuelve muy bien sustancias polares y sustancias con alguna polaridad. No sucede así con las sustancias no polares. Moléculas o partículas cargadas eléctricamente son fácilmente disociadas en presencia de agua. La ionización sucede porque las fuerzas coulómbicas entre las cargas opuestas son débiles y por lo tanto, se rompen fácilmente. Debido a su elevada constante dieléctrica, el agua tiene la capacidad de reducir las fuerzas de atracción que existen entre partículas de cargas opuestas o de reducir la repulsión entre partículas de cargas iguales. Las propiedades de agua mencionadas hasta el momento se resumen en la tabla 1.1. Los átomos de oxígeno y de hidrógeno del agua pueden interaccionar con diversos átomos de otras moléculas o especies que cuenten con carga. Por ejemplo, el hidrógeno, además de poder formar puentes con el oxígeno de otras moléculas de agua, puede unirse a átomos de diversos grupos funcionales como el oxígeno de un grupo carboxilo, aldehído o cetona o bien con el nitrógeno de un grupo amino. Esto permite que sustancias no polares tengan algún grado de solubilidad en agua además de hacer al medio acuoso, la matriz perfecta para que se lleven a cabo en ella las reacciones biológicas que involucran (entre otros tantos) a los grupos funcionales mencionados. Es así que biomoléculas que no tienen carga pero sí son polares como los azúcares que contienen grupos hidroxilo (-OH) y grupos cetona (R-CO-R) o aldehído (R-CO-H) se disuelven fácilmente en agua debido al efecto estabilizador de los enlaces de hidrógeno que se forman entre los grupos hidroxilo o el oxígeno PROPIEDADES DEL AGUA Parámetro Valor y Unidades Calor de vaporización 2,260 J/g Calor específico (capacidad calorífica) 1.0 kcal/kg °C Conductividad térmica () 0.6 W/mK Tensión superficial (a 20º C) 72.8 dinas/cm Constante dieléctrica () a 25° 78.5 Adimensional Fig. 1.4 Tensión superficial. Tabla 1.1 Algunas propiedades del agua. https://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_cin%C3%A9tica https://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_cin%C3%A9tica PÁGINA 5 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO carbonílico del azúcar y las moléculas polares de agua. Los alcoholes, aldehídos, cetonas y los compuestos que tienen enlaces N-H forman enlaces de hidrógeno con las moléculas de agua y tienden a ser solubles en ella. Los compuestos que se disuelven fácilmente en agua se denominan hidrofílicos y los que se disuelven en solventes no polares como el cloroformo fácilmente pero no en agua se denominan hidrofóbicos (p. ej. lípidos y ceras). Cuando un soluto como el NaCl se disuelve en agua, sucede la hidratación y estabilización de los iones Na+ y Cl-. Las moléculas de agua se encargan de solvatar (rodear) los iones que conforman al NaCl: los átomos de oxígeno del agua (carga parcial negativa) interaccionarán con los iones Na+ mientras que los átomos de hidrógeno (carga parcial positiva) interaccionarán con los iones Cl-. La red cristalina del NaCl se destruirá conforme las moléculas de agua interactúen con los iones Na+ y Cl-, agrupándose a su alrededor. (Fig. 1.7) Aunque los puentes de hidrógeno son los suficientemente fuertes para disolver las moléculas polares en agua y separar las cargas, son lo suficientemente débiles para permitir el movimiento de agua y solutos. Debido a la ya comentada pequeña duración de los enlaces de hidrógeno, los puentes que se forman entre las moléculas de agua y los solutos polares se disocian y restablecen de manera constante, lo cual posibilita que los solutos se muevan en la matriz acuosa y que el agua pase por conductos en las membranas celulares. Cuando el agua interacciona con moléculas no polares, se da una interacción denominada “efecto hidrofóbico”. Las interacciones de las moléculas apolares con las del agua no son tan favorables como las interacciones entre moléculas de agua. Las moléculas de agua al estar en contacto con moléculas apolares, forman“jaulas” alrededor de éstas, resultando estar más ordenadas que las mismas moléculas libres en la disolución. Cuando las moléculas apolares entran en contacto, algunas moléculas de agua se liberan y pueden interactuar libremente con el resto de las moléculas de agua. El efecto hidrofóbico consiste precisamente en la tendencia creciente de las moléculas apolares de asociarse unas con otras, mayor que la que presentarían en otros disolventes menos polares. Las interacciones dadas entre las moléculas apolares se denominan interacciones hidrofóbicas. SOLUCIONES ACUOSAS UTILIZADAS EN LA CLÍNICA El agua y los electrolitos que contiene el cuerpo humano, fluyen y son reciclados continuamente. Mediante el mecanismo de la sed el cuerpo ingiere el agua que se requiere para realizar las funciones exigidas; en el alimento otra parte de agua es ingerida en menor o mayor proporción; parte del agua es desechada en la orina, otra más en el sudor y otro tanto como vapor de agua. Más adelante se verá a detalle la composición hidroelectrolítica del organismo y los diversos compartimentos donde se encuentra, por el momento debemos de saber que el organismo es muy vulnerable a los cambios en el nivel de líquidos en los diferentes compartimentos. Existen una serie de mecanismos que tienen por objeto impedir que se produzcan cambios graves de agua y electrolitos en el organismo y otros tantos que minimizan sus efectos. Ante la privación de la ingesta de agua, el ser humano fallece a los pocos días Fig. 1.6 Formación de puentes de hidrógeno entre el agua y los grupos hidroxilo de un alcohol. Fig. 1.5 Algunos grupos funcionales con los que las moléculas de agua pueden formar puentes de hidrógeno. Fig. 1.7 Solvatación de los iones Na+ (gris) y Cl- (amarillo) por las moléculas de agua. El hidrógeno interactúa con los aniones y el oxígeno con los cationes. PÁGINA 6 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO debido al colapso circulatorio que se produce como consecuencia de la depleción de agua corporal. La disminución del volumen de líquido extracelular y las consiguientes anomalías de la circulación sanguínea conducen rápidamente a la muerte tisular, debido a la carencia de oxígeno y nutrientes (del medio líquido que los transporta) y la incapacidad del organismo para eliminar los productos de desecho del metabolismo que aún se realiza. Para comprender correctamente el tema, se estudiarán algunos conceptos básicos que debemos de manejar cuando hablamos de soluciones: conocer las diferentes formas de expresar la concentración de una solución (molar, porcentual, normal), la forma de expresar en equivalentes los iones más comunes en el organismo así como cálculos básicos relacionados con su preparación, para posteriormente abordar el tema de algunas de las soluciones de mayor uso en la clínica. SOLUCIONES PORCENTUALES (p/v, MOLARES Y NORMALES), CÁLCULOS Y PROCEDIMIENTOS PARA SU PREPARACIÓN. La masa de un átomo puede expresarse en cualquier unidad, en gramos por ejemplo; sin embargo, es difícil hablar de cantidades tan pequeñas como 2.66X10-23 g para expresar la masa de un átomo de oxígeno y después utilizarlas para hacer diversos cálculos. En química se prefiere definir la unidad de forma que con ella las masas sean número mayores que 1. La unidad elegida es la unidad de masa atómica (uma) o dalton. La uma tiene un valor de 1.6604X10-24 g, y es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 (C-12). Cuando expresamos en uma las masas de los átomos estamos hablando de pesos atómicos. La masa de cualquier especie química no atómica representada por una fórmula se puede expresar en unidades de masa atómica. Al sumar los distintos pesos atómicos de los elementos que forman una molécula y multiplicarlos por cada uno de los subíndices de la fórmula, se obtiene el peso fórmula de la molécula, dicho peso se denomina (en el caso de las moléculas) peso molecular. Por ejemplo: la molécula de agua (H2O) tiene un peso molecular de 18. El peso atómico (redondeado) del hidrógeno es 1 y el del oxígeno es 16 (también redondeado). Cómo la fórmula del agua tiene un subíndice “2” en el hidrógeno, el peso atómico del hidrógeno se multiplica por 2 (1X2) y dado que el oxígeno no tiene ningún subíndice en la fórmula, el peso molecular de éste no se multiplica. Así que: 2 + 16 = 18. De ésta forma podemos calcular el peso molecular de diversas especies químicas. Ahora bien, no podemos trabajar con átomos individuales en el laboratorio; siempre trabajamos con cantidades grandes de átomos porque es mucho más sencillo hacerlo, por lo tanto, para hacer reacciones estequiométricas en el laboratorio, trabajamos con moles. Un mol es la cantidad de materia de un sistema que contiene tantas unidades elementales como hay en 12 g de carbono 12. Para el caso del C-12, las unidades elementales son átomos, y en un mol de C-12 tenemos 6.023X1023 átomos. Dicho en otra forma: en 12 gramos de C-12 tenemos 6.023X1023 átomos de C- 12. 6.023X1023 es el llamado número de Avogrado. El peso fórmula o molecular del agua es de 18 uma; si expresamos en gramos el peso molecular del agua tenemos 18 g, por lo que en 18 g de agua tenemos un mol de agua, en un mol de agua tenemos 6.023X1023 moléculas de agua. Ya se ha comentado la excelente propiedad disolvente del agua; cuando disolvemos una sustancia en agua (hacemos una solución) y conocemos la cantidad de agua utilizada (disolvente) y la cantidad de sustancia disuelta (soluto), podemos calcular la concentración de nuestra solución. Una solución se define como una mezcla homogénea de moléculas, átomos o iones, de composición variable. La composición de una disolución (la concentración) se puede expresar de muy diversas maneras entre las cuales tenemos: Tanto por ciento masa-volumen (%m/v ó p/v): Es la cantidad en masa (g) de un componente en 100 partes de volumen (cc ó mL) de disolución. Por ejemplo: una disolución acuosa de NaCl al 9% p/v, contiene 9 g de NaCl por cada 100 mL de disolución. Molaridad (M): Se define como el número de moles de una sustancia disueltos en 1 L de disolución. Por ejemplo: una disolución acuosa 0.1 molar (0.1 M) de H2SO4 (ácido sulfúrico) contiene 9.8 g de H2SO4, es decir, 0.1 moles por cada litro de solución. En éste caso, para calcular a cuantos gramos de H2SO4 equivalen 0.1 moles, utilizamos el peso molecular del H2SO4 y aplicamos una sencilla “regla de 3”. Debemos de considerar que: El peso molecular del H2SO4 es 98 porque: P.A. H = 1 x 2 = 2 P.A. S = 32 P.A. O = 16 X 4 = 64 PÁGINA 7 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO Sumando los pesos atómicos de cada componente del H2SO4 tenemos: 2+32+64 = 98 uma 98 uma es el peso molécular del H2SO4; si expresamos éste peso molecular en g, tenemos 1 mol de H2SO4. Ahora, planteamos nuestra “regla de 3”: 98 g de H2SO4 - 1 mol de H2SO4 x g de H2SO4 - 0.1 mol de H2SO4 En dónde “x” es nuestra incógnita y se obtiene de la siguiente manera: x g de H2SO4 = (0.1 mol X 98 g)/1 mol x = 9.8 g de H2SO4 Para cuestiones prácticas, en los pesos atómicos únicamente trabajamos con una decimal y siempre que es posible redondeamos el valor del peso atómico. Normalidad (N): Para hablar de normalidad, debemos de comprender el concepto de peso equivalente-gramo o comúnmente llamado equivalente. Sin profundizar en el fundamento teórico, tenemos que el número de equivalentes se calcula de diferentes formas para ácidos, bases y sales. En el caso de los ácidos, el peso fórmula del ácido se divide entre el número de hidrógenos reactivos de éste; para el caso de las bases, dividimos el peso fórmula de la baseentre el número de grupos OH que posee la molécula; mientras que en reacciones de precipitación un equivalente corresponde al cociente entre el peso fórmula del compuesto dividido entre la valencia del anión o catión que forman la molécula sin importar el signo de ésta, pero multiplicado por el número de veces que aparecen en la molécula. Por ejemplo, para el H2SO4, dividimos el peso molecular del ácido entre “2”, que es el número de hidrógenos reactivos de la molécula (98/2), para el caso del NaOH (una base, hidróxido de sodio) dividimos el peso molecular del NaOH entre 1, pues la molécula tiene un grupo OH solamente (/1). Finalmente, para el K3Fe(CN)6 (ferricianuro de potasio), el peso molecular del ferricianuro se divide entre 3. 3- es la valencia del anión Fe(CN)6, debido a que solamente aparece una vez en la fórmula se multiplica por 3- (1X3-=3-); por otro lado el K siempre trabaja con valencia de 1+, pero cómo se encuentran tres átomos de éste en la molécula, se multiplica por “3” (1X3+=3+). Existen tablas de aniones y cationes que nos dice la valencia de cada uno de ellos, sin embargo no es importante para el médico aprenderse dichas tablas pues no es su campo de estudio; lo importante es que conozca la existencia de los equivalentes pues es un concepto que manejará con frecuencia. Una vez obtenido el número de equivalentes, éste se debe de relacionar con la cantidad de agua en la cual éstos se disuelven, conociendo así la normalidad de una solución la cual se expresa en Eq/L de solución. Por ejemplo: Calcular cuántos gramos de KCl son necesarios para preparar 750 mL de una disolución con una concentración 1.5 N (PM KCl = 74.55) El total de cargas positivas y/o negativas del KCl es de 1, por lo tanto, 1 equivalente de KCl = 74.55 Para preparar 1 L, necesitamos 1.5 equivalentes de KCl, pero sólo queremos preparar 750 mL, planteamos una “regla de 3” 1.5 eq de KCl – 1000 mL x eq de KCl – 750 mL x = 1.125 eq Ahora calculamos cuántos g de KCl representan 1.125 eq de KCl. Planteamos otra “regla de 3”. 1 eq de KCl – 74.55 g de KCl 1.125 eq de KCl - x g de KCl Concluimos que se necesitan 83.86 g de KCl para preparar 750 mL con una concentración 1.5 N de KCl. En las soluciones biológicas se utilizan concentraciones relativamente bajas de equivalentes, por lo que generalmente se utilizan los miliequivalentes/L de disolución (1 Eq = 1000 mEq). No nos referiremos con mayor detalle al cálculo de la concentración de diversas soluciones ni realizaremos ejercicios pues no es el objetivo del presente curso que el alumno se dedique al cálculo de la concentración de soluciones sino que conozca el concepto y lo aplique a la clínica cuando sea requerido. Para concluir con ésta parte del escrito, debemos de saber que en la preparación de las soluciones mencionadas, debemos de utilizar el término “aforo”. Existen en el mercado matraces aforado que son utilizados para medir un volumen PÁGINA 8 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO exacto de líquido, se diferencian de los demás porque tienen una marca en el cuello, la cual indica el nivel hasta dónde deben de ser llenados para medir el volumen que se marca en el cuerpo de ellos. Los hay de diferentes capacidades y son utilizados también para preparar las soluciones que hemos estudiado. Si queremos preparar la solución de KCl mencionada en el ejemplo de normalidad, debemos de pesar 83.86 g de KCl y colocarlos en un matraz aforado con capacidad de 750 mL. Posteriormente se adicionará el volumen de agua necesario para llegar a la marca del matraz (aforar) más no se adicionarán además 750 mL de agua puesto que el KCl también ocupa un volumen determinado. Es conveniente mencionar que generalmente se adiciona un poco de agua primero para disolver al soluto, se agita (con las precauciones debidas si se trata de ácidos, bases o reacciones exotérmicas) y posteriormente se afora al volumen deseado. El Na+, K+, Ca2+ y el Cl- son los iones más frecuentemente utilizados en las soluciones que se estudiarán a continuación, los tres primeros son cationes y el Cl- es un anión. Sus concentraciones generalmente se expresan en mEq/L encontrándose sus concentraciones normales dentro de los límites de la tabla 1.2. La composición y concentraciones finales del suero solución oral se mencionarán posteriormente. COMPOSICIÓN Y APLICACIÓN DE ALGUNAS SOLUCIONES UTILIZADAS EN MEDICINA: SOLUCIÓN ISOTÓNICA, RINGER, DARROW, HARTMAN Y SUERO ORAL. Conocer la situación del equilibrio hidroelectrolítico es esencial para el tratamiento de cualquier paciente en estado grave. Las pruebas bioquímicas solicitadas con mayor frecuencia son las de sodio, potasio, cloro, urea, creatinina y calcio aunque a veces se añade la determinación de bicarbonato. Éstas pruebas proporcionan información muy valiosa sobre la situación hidroelectrolítica del paciente y su funcionamiento renal. El tratamiento con soluciones intravenosas forma parte de la rutina de cualquier hospital, y tiene en general como objeto salvaguardar el equilibrio hidroelectrolítico de los pacientes. Cualquier médico debe estar familiarizado con los principios que dictan la administración adecuada de las soluciones disponibles en el mercado. Es conveniente que siempre que se pretenda administrar una solución intravenosa (i.v.), se considere: a) si el paciente requiere la administración de una solución i.v., b) cuál es la solución que se debe de administrar, c) cuál es la cantidad de líquido que se quiere administrar, d) a qué velocidad se debe de administrar la solución i.v. y e) que control se debe de dar al tratamiento con solución i.v. Debemos de recordar que la mejor y más sencilla forma de administrar una solución para el control hidroelectrolítico es la vía oral. Administrar soluciones glucosadas y electrolíticas puede ayudar a pacientes con diarrea de origen infeccioso. No obstante, cuando el paciente no puede ingerir o retener líquidos vía oral por diversos motivos la vía intravenosa es la opción adecuada, o bien cuando se requiere que se corrija el equilibrio electrolítico de forma rápida. Nombre Símbolo Valores normales Sodio Na+ 140-145 mEq/L Potasio K+ 3.5-5.5 mEq/L Calcio Ca2+ 4.5-5.7 mEq/L Cloro Cl- 104-116 mEq/L En lo referente a las soluciones i.v., es importante mencionar que tenemos dos tipos en general: las soluciones electrolíticas (cristaloides) y los sustitutos del plasma (coloides). La diferencia fundamental es que, las primeras se distribuyen fundamentalmente en el espacio extravascular y las segundas permanecen en el espacio intravascular. Gracias a la presencia de macromoléculas, los coloides pueden producir un paso adicional de líquido extravascular al espacio intravascular por lo que son denominados expansores del plasma o plasmáticos. En éste documento nos ocuparemos únicamente de las soluciones electrolíticas. Solución salina isotónica. Composición: Cloruro de sodio, 0.9 g por 100 mL de solución. Composición iónica: sodio (Na+): 154 mEq/L (mmol/L), cloruro (Cl-): 154 mEq/L (mmol/L), alcanzando una osmolaridad de 308 mOsm/L. Uso: Es utilizado como vehículo de perfusión (administración de medicamentos, conservación de una vía venosa), está indicada para reponer líquidos y electrolitos, especialmente en situaciones de pérdidas importantes de cloro (p. ej. estados hipereméticos). Contraindicaciones: Debido a su elevado contenido de sodio y cloruro, su administración en exceso puede dar lugar a edemas y acidosis hiperclorémica, por lo que no se indica de entrada en cardiópatas ni hipertensos. No AFORO Fig. 1.8 Matraz aforado Tabla 1.1 Intervalo de referencia de algunos electrolitos PÁGINA 9 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICAPROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO debe de ser utilizada en caso de retención hidrosódica, insuficiencia cardiaca, edema y ascitis de las cirrosis. Debido a que no contiene lactato ni potasio, no se recomienda su utilización para el tratamiento de las deshidrataciones severas (es preferible el lactato de Ringer) ni debe de utilizarse en la preeclampsia. Cuando no se dispone de lactato de Ringer, se puede utilizar una solución de glucosa al 5% añadiendo 2 g/L de KCl y 4 g/L de NaCl. El sodio es el catión más importante del líquido extracelular; mantiene la presión osmótica y la concentración del líquido extracelular (LEC), el equilibrio ácido-básico y el de líquido, contribuye a la conducción nerviosa y a la función neuromuscular, además, tiene una importante participación en la secreción glandular. Los iones sodio y cloruro que se administran en la solución se distribuyen ampliamente en el organismo y se eliminan en la orina, sudor, lágrimas y saliva. Debe de cuidarse no sobrecargar el aparato circulatorio con su administración. Ésta solución no causa reacciones secundarias o adversas cuando se administra en cantidades apropiadas y no presenta interacciones medicamentosas y de otro género. Solución de Ringer. Composición: Cada 100 mL contiene 850 mg de NaCl, 40 mg de KCl, 34 mg de CaCl2 y agua inyectable c.s.p. 100 mL, equivalentes a 147 mEq/L de Na+, 4 mEq/L de K+, 5 mEq/L de Ca2+, y 156 mEq/L de Cl-, alcanzando una osmolaridad de 312 mOsm/L. Uso: Está indicada como solución electrolítica del espacio extracelular en condiciones tales como depleción hidrosalina, diarreas, shock por quemaduras, coma diabético, fase poliúrica de la insuficiencia renal aguda, fístulas digestivas, intoxicaciones infantiles y estados post-operatorios. Contraindicaciones: Debido a su relativamente alto contenido de sodio deben de tenerse las mismas precauciones que con la solución salina isotónica. No se recomienda en deshidrataciones severas. No tiene contenido calórico. En general, es una solución electrolítica balanceada en la que parte del sodio de la solución salina isotónica es sustituida por calcio y potasio. Su indicación principal radica en la reposición de perdidas hidroelectrolíticas con depleción del espacio extravascular. Solución de Darrow. Composición: Su composición varía ligeramente dependiendo del proveedor, sin embargo, en general contiene 61 mEq/L de sodio, 18 mEq/L de potasio, 51 mEq/L de cloruro y 27 mEq/L de bicarbonato. Uso: Indicada en deshidratación severa. Contraindicaciones: No tiene aporte calórico, por lo que debe de cuidarse que no quede restringida la ingesta de calorías en el paciente; no contiene suficiente NaCl, pero sí cantidades adecuadas de KCl, por lo tanto, cuando se pretenda utilizar en periodos prolongados, debe de añadirse NaCl al 10 o 20% para alcanzar las concentraciones necesarias de NaCl (1 a 2 g de NaCl por cada L de solución). Es preferible el uso del lactato de Ringer sobre ésta solución. Algunas fuentes adicionan a la fórmula 8 g de lactato sodio por litro de solución; en éste caso puede utilizarse para la corrección de los estados de alcalosis o de acidosis metabólica. De no ser así, su uso queda restringido para la terapia por insuficiente ingestión de líquidos y electrolitos, excesiva eliminación de éstos (sudoración, fiebre, etcétera), pérdidas patológicas (vómito, diarrea, quemaduras, toxicosis infantil y succión gástrica). Solución de Hartman (Ringer-Lactato). Composición. Cada 100 mL contiene 0.600 g de NaCl, 0.030 g de KCl, 0.020 g de CaCl2 dihidratado y 0.310 g de lactato de sodio, equivalentes a 130 mEq/L de Na+, 4 mEq/L de K+, 2.72-3 mEq/L de Ca2+, 109 mEq/L de Cl- y 28 mEq/L de lactato. Uso: Ésta solución está recomendada en casos de deshidratación isotónica y acidosis moderada por vómito, diarrea, fístulas, exudados, traumatismos, quemaduras, estado de choque, cirugía y mantenimiento del balance hidroelectrolítico. Contraindicaciones: Su uso excesivo produce edema pulmonar en pacientes con enfermedades cardiovasculares y renales, pero en dosis adecuadas no presenta estos efectos. Se contraindica en alcalosis grave e hipercalcemia. Es un líquido con pH de 6 a 7.5 que contiene electrolitos esenciales en el organismo, se emplea cuando existe pérdida de agua y sustancias básicas y para mantenimiento del equilibrio hidroelectrolítico. Debido a su composición, debe de utilizarse con precaución en edema pulmonar, enfermedades cardiopulmonares y renales, hipertensión arterial, insuficiencia cardiaca, toxemia del embarazo y lactancia. El lactato que contiene la solución es transformado en bicarbonato, permitiendo así el combate de la acidosis metabólica (si la hemodinamia y la función hepática son normales). Hay que tener cuidado debido a que en el mercado hay algunas marcas que no contienen lactato. En su uso prolongado, por más de 2 a 3 días, es necesario un aporte potásico suplementario a razón de 1 o 2 g de KCl por litro. La solución puede utilizarse en los shocks hemorrágicos a condición de perfundir 3 veces el volumen perdido. PÁGINA 10 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO Abundando en el papel del lactato, éste se produce naturalmente y es metabolizado por el hígado, ya sea a bicarbonato o glucógeno. La formación de glucógeno a partir de lactato se ve estimulada por la necesidad del cuerpo de una energía extra, tras la utilización de la glucosa disponible, lo que normalmente ocurre con el ejercicio. Por el contrario, el lactato se convierte en bicarbonato cuando el equilibrio ácido- base del cuerpo se altera como una consecuencia de la deficiencia de bicarbonato (acidosis metabólica). Para formar bicarbonato, el lactato es hidrolizado lentamente a dióxido de carbono y agua, que luego se convierte a bicarbonato mediante la adición de un ión de hidrógeno. Por lo tanto, las acciones de lactato de sodio imitan los de bicarbonato de sodio. La solución disminuye la concentración de proteínas plasmáticas con aumento de la presión hidrostática, lo que provoca el paso rápido de agua y electrólitos a través de los capilares y hace que aumente el volumen de líquido intersticial, sin modificar el líquido intracelular; los cationes fuera de la célula permanecen constantes y no existe fuerza osmótica que provoque el paso de agua a través de la membrana celular. Mantiene el equilibrio hídrico, electrolítico y osmótico de los electrólitos esenciales. Restituye las concentraciones de cloruro, de calcio, de potasio y de sodio; además, proporciona lactato de sodio que corrige la acidosis metabólica. Los componentes de la solución se distribuyen en todos los líquidos y tejidos corporales y se eliminan en la orina. El exceso de iones bicarbonato que resulta de la administración de lactato de sodio, se excretan en la orina causando su alcalinización. Esta alcalinización disminuye la absorción renal y aumenta la eliminación de ciertos medicamentos, intoxicantes, ácidos débiles y pigmentos en la sangre. No hay excreción de lactato inalterado. Suero oral. Composición. Cada sobre con polvo contiene 20 g de glucosa, 1.5 g de KCl, 3.5 g de NaCl y 2.9 g de citrato trisódico dihidratado. Uso: Rehidratación por vía oral en casos de diarrea y deshidratación con hiponatremia, hipocloremia o hipokalemia. Contraindicaciones: No debe de utilizarse como terapia de base en deshidratación grave. Debe de utilizarse con precaución en obstrucción intestinal de cualquier etiología y en presencia de vómito incoercible, íleo paralítico, perforación y obstrucción intestinal. En pacientes con cólera se recomienda la fórmula de osmolaridad baja. Las pérdidas exageradas de agua y electrolitos (vómito, diarrea, fiebre, etc.) producen deshidratación isotónica; la rehidratación oral tempranaes muy eficaz para disminuir la morbilidad y mortalidad por estos padecimientos. Las soluciones de osmolaridad baja mejoran la absorción neta de agua en el organismo y restablecen el equilibrio electrolítico en el cuerpo. Es importante recordar la vía de administración al paciente (vía oral). Su ingesta puede causar náusea y vómito, desequilibrio electrolítico, hipernatremia e hiperpotasemia, con fórmula de osmolaridad normal. Puede provocar hiponatremia en pacientes con cólera a los que se les administra la fórmula de osmolaridad baja. La fluidoterapia intravenosa está indicada en todas aquellas situaciones en las que existe una severa alteración de la volemia, del equilibrio hifroelectrolítico o ambos, y que requieren medidas de actuación urgentes encaminadas a restaurar la volemia y el equilibrio hidroelectrolítico alterado. De forma sindrómica se recogen en la siguiente lista: Shock Hipovolémico Hemorrágico No hemorrágico (quemaduras, deshidratación, 3er espacio) Depleción de líquido extracelular Vómitos Diarreas Fístulas Ascitis (3er espacio) Íleo Trastornos renales Depleción Acuosa Reducción ingesta: coma Aumento de pérdidas (Sudoración excesiva, Diabetes insípida, Ventilación mecánica, etc.) Depleción Salina Diuréticos Nefropatías Pérdidas digestivas Insuficiencia suprarrenal aguda Hipernatremia Causas renales Causas extrarrenales Diabetes insípida En resumen, no existe un protocolo general exacto de fluidoterapia intravenosa, para cada cuadro clínico: 1. las pautas de fluidos deben ser ajustadas a cada caso individualmente, 2. pautar líquidos en función de los déficit calculados, 3. ajustar especialmente en situaciones de insuficiencia orgánica (insuficiencia cardíaca, insuficiencia renal aguda, insuficiencia hepática), 4. seleccionar adecuadamente el fluido para PÁGINA 11 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO cada situación clínica, 5. revisar el balance diario de líquidos, ajustando según aporte y pérdidas, 6. evitar soluciones hipotónicas en situaciones de hipovolemia por incrementar el volumen extravascular y evitar soluciones glucosados en enfermos neurológicos ya que se comportan como hipotónicos y pueden favorecer la aparición de edema cerebral, 7. monitorizar hemodinámicamente en enfermos crónicos sometidos a fluidoterapia intensiva: presión arterial, diuresis/hora, FC, PVC, ionograma, osmolaridad, etc. DIFERENCIAS ENTRE OSMOLARIDAD (HIPER, HIPOOSMOLARIDAD) Y TONICIDAD (HIPER, ISO, HIPOTÓNICO). El agua y sus constituyentes disueltos forman la mayor parte del cuerpo y determinan la naturaleza de casi todos los procesos fisiológicos. Aproximadamente el 60% del peso corporal es agua, pero varía entre el 50 y el 70% dependiendo del contenido en grasas del sujeto. Como las grasas tienen muy poca agua, los individuos con mayor contenido en grasas tendrán un porcentaje menor del peso corporal en agua. En el organismo los diferentes compartimentos tienen una composición variada en cuanto a agua, sales, proteínas, y otros solutos. Las moléculas de agua tienden a moverse desde una región de elevada concentración de agua a una de menor concentración. Cuando tenemos un sistema de dos disoluciones acuosas separadas entre sí por una membrana permeable al agua pero no a los solutos, las moléculas de agua fluyen de acuerdo al principio mencionado (desde la solución de mayor concentración de agua a la de menor concentración). La presión osmótica se define entonces como la fuerza necesaria para evitar que el agua pase de una solución de mayor concentración de agua a una de menor concentración. La presión osmótica se simboliza con la letra Π y está dada por la ecuación: Π = icRT En dónde R es la constante de los gases ideales, T la temperatura absoluta, e ic es la osmolaridad de la solución, producto del denominado factor de van’t Hoff (i) y la concentración molar del soluto (c). En los solutos no ionizables, i = 1, mientras que en los ionizables como por ejemplo el NaCl i = 2. Para disoluciones de varios solutos, Π es la suma de las contribuciones de cada especie disuelta. La osmolaridad mide el gradiente efectivo para el agua asumiendo que el soluto osmótico no atraviesa la membrana. Es simplemente una cuenta del número de partículas disueltas. Una solución 300 milimolar de glucosa, una solución 300 milimolar de urea, y una solución 150 milimolar de NaCl tienen la misma osmolaridad. La tonicidad es un término funcional que describe la tendencia de una solución para provocar la expansión o contracción del volumen intracelular. Dos soluciones son isoosmóticas cuando tienen el mismo número de partículas disueltas, independientemente del agua que pueda pasar a través de una membrana que las separe. Dos soluciones son isotónicas cuando no producen movimiento de agua a través de la membrana, independientemente del número de partículas que tengan disueltas. Las membranas plasmáticas son más permeables al agua que a la mayor parte del resto de las moléculas pequeñas, iones y macromoléculas porque en la membrana hay canales de naturaleza protéica denominados acuoporinas, los cuales permiten el paso de agua selectivamente. De esta manera, se dice que las disoluciones de igual osmolaridad que el citosol celular son isotónicas con respecto a esa célula. Una célula que se rodea de una solución isotónica, no pierde ni gana agua; si se encuentra en una solución hipertónica el agua sale debido a la menor concentración de agua que hay en el medio por lo que la célula se encogerá; finalmente, en solución Fig. 1.9 Isotonicidad, hipotonicidad e hipertonicidad. Tomado de Lehninger, Principles of Biochemistry, Sixth Edition, 2013. PÁGINA 12 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO hipotónica el agua entrará a la célula debido a que en el medio extracelular hay mayor concentración de agua que en el interior de la célula, la cual tiende a hincharse y finalmente, si es muy alta la hipotonicidad de la solución a romperse (lisarse). La presión osmótica determina la distribución de agua en el espacio intracelular y el extracelular, de manera que en cada uno de ellos un soluto actuará como determinante principal de la presión osmótica, reteniendo agua. Así, el sodio es el principal osmol extracelular y el potasio, intracelular. Las proteínas plasmáticas lo son del espacio intravascular. La osmolalidad plasmática se define pues como el número total de partículas osmóticamente activas por litro de solución, tomando la osmolalidad normal del líquido extracelular humano valores entre 280-294 mOsm/kg. La variación de la presión osmótica en un compartimento llevará a una nueva distribución de agua. Un valor superior a 295 mOsm/kg indica que la concentración de partículas es muy elevada o que hay un contenido escaso de agua. Esta situación se llama déficit de agua. Un valor inferior a 279 mOsm/kg revela que hay muy pocos solutos para la cantidad de agua o mucha agua para la cantidad de soluto, dando lugar a una situación de exceso de agua. CONCEPTOS DE ANIÓN, CATIÓN, ELECTRÓLITO, ANFOLITO. Son muchos los solutos disueltos en la matriz acuosa del organismo, muchos de ellos son electrolitos. Un electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, que se comportan como un medio conductor eléctrico. (Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Cl-, HPO42-, HCO3-.) Provienen de compuestos iónicos, que en disolución acuosa conducen la corriente. El cloruro de sodio (NaCl) por ejemplo, es un compuesto iónico formado eléctricamente neutro, como todas las moléculas; los nodos de su red cristalina están ocupados por iones que son atraídos entre sí por fuerzas eléctricas; en disolución éstos iones se separan en partículas atómicas con carga positiva(cationes) que en el caso del NaCl es el ión sodio (Na+) y partículas atómicas con carga negativa (aniones) que en el mismo caso es el ión cloruro (Cl-). Existen especies químicas que puede actuar en disolución como un ácido o como una base, predominantemente en pH neutro, dichas sustancias son denominadas anfolitos o electrolitos anfolitos. Como ejemplo de éstas sustancias están los aminoácidos, que tienen un grupo funcional que les da propiedades ácidas (carboxilo) y otro que les da propiedades básicas (amino). COMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA DE LOS COMPARTIMENTOS LÍQUIDOS DEL ORGANISMO (LÍQUIDO INTRACELULAR Y PLASMA). La composición en cuanto a solutos es diferente en el medio intra y extracelular, esto es debido a los sistemas de transporte que expelen o acumulan solutos específicos en la célula. El sodio, calcio, bicarbonato y cloro, abundan en los líquidos extracelulares mientras que el potasio, magnesio y fosfato abundan en el espacio intracelular. Otros solutos como la glucosa, se encuentra en cantidades significativas en el espacio extracelular, mientras que en el interior de la célula se degrada rápidamente. Por otro lado, existen solutos como la urea, cuya concentración es similar en todos los espacios corporales pues atraviesa libremente la mayoría de las membranas celulares. Las proteínas intravasculares no atraviesan la pared vascular. Son las encargadas de crear la denominada presión oncótica (presión osmótica ejercida por las proteínas). Cómo ya se mencionó, el agua representa aproximadamente el 60% del peso corporal, del cual un 40% corresponde a líquido intracelular y un 20% a líquido extracelular, (16% a líquido intersticial, 4-5% a líquido intravascular y aproximadamente un 1% a un tercer compartimento: el líquido transcelular que incluye el LCR, líquido del espacio gastrointestinal, sinovial, pleural y peritoneal.) La libre permeabilidad de las paredes capilares al agua y pequeños solutos (Na, K, Cl, Ca, etc.) hace que las determinaciones de las concentraciones de estos iones en suero, se consideren equivalentes a las del medio intersticial o extracelular en conjunto. De esta manera, por ejemplo, podemos solicitar al laboratorio una determinación de Na+ en suero para evaluar la concentración de éste catión en el líquido intersticial. Cómo se ha podido estudiar, el agua y los diversos solutos que se encuentran disueltos en ella, permiten que el organismo pueda realizar innumerables funciones y mantener de esta forma la homeostasis Fig. 1.10 Distribución del agua en el organismo. PÁGINA 13 BIOQUÍMICA UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO necesaria para la supervivencia del mismo. Cada propiedad del agua es aprovechada por el cuerpo para maximizar y dar la mayor eficiencia posible a cada proceso. Comprender las interacciones del agua con las moléculas del organismo, nos permitirá comprender de mejor manera los procesos bioquímicos que se revisarán en el presente curso. BIBLIOGRAFÍA 1. McKee, Trudy, Bioquímica las bases moleculares de la vida, 4ª. Ed., McGraw Hill, 2009. 2. H. Maron, Samuel, Fundamentos de Fisicoquímica, 19ª reimpresión, Limusa, 1992. 3. Nelson, Cox. Lehninger. Principios de Bioquímica, 6ª Ed. Omega, 2015. 4. Smith C., Marks A., Leberman M. Bioquímica Básica de Marks, Un enfoque clínico. 4a Ed. Wolters Kluwer, 2013. 5. http://hyperphysics.phy- astr.gsu.edu/hbasees/tables/thrcn.html 6. http://laguna.fmedic.unam.mx/~evazquez/040 3/constante%20dielectrica%20agua.html 7. Stryer, Berg. Bioquímica con aplicaciones clínicas, 7ª Ed. Reverte, 2012. 8. López C. J. A., Problemas de Química, Prentice Hall, 2000. 9. Bermejo, Química General, 1000 problemas resueltos de química general y sus fundamentos teóricos, Ed. Paraninfo, 1995. 10. Servicio de Farmacología clínica, Boletín de información terapéutica, Complejo Hospitalario Universitario de Santiago, Vol 1. No. 13, 2002 11. Del Cañizo, J. F., Metabolismo I, lección 22, canizo@mce.hggm.es 12. Grupo Nº 22: Soluciones Electrolíticas y Sustitutos del Plasma, IMSS, 2015. 13. Muñoz, A. M. A., Fluidoterapia intravenosa en urgencias y emergencias. 14. Fisiopatología de la diarrea líquida, deshidratación y rehidratación. Rev. Soc. Bol. Ped., 1995. 15. Soluciones electrolíticas y sustitutos del plasma, Secretaría de Salud, D. F. http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/tables/thrcn.html http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/tables/thrcn.html http://laguna.fmedic.unam.mx/~evazquez/0403/constante%20dielectrica%20agua.html http://laguna.fmedic.unam.mx/~evazquez/0403/constante%20dielectrica%20agua.html mailto:canizo@mce.hggm.es