TRASTORNOS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

TRASTORNOS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
AUTORES:
MARIA JOSE RUIZ MARQUEZ
CARMEN ORTIZ GARCIA
JUAN JOSE SANCHEZ LUQUE
ANA PEÑA AGÜERA
LABORATORIO DEL HOSPITAL CLÍNICO UNIVERSITARIO “VIRGEN DE LA VICTORIA” DE MALAGA.
Campus Universitario Teatinos, s/n.
29010 MÁLAGA
Tlfno. 952649477
e-mail: sanchezluque@yahoo.es
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INDICE:
I. Introducción.
II. Conceptos básicos.
III. Fisiología.
1. Amortiguadores fisiológicos.
2. Compensación respiratoria.
3. Compensación renal.
IV. Toma y manipulación de la muestra.
V. Tipo de muestras.
VI .Analizadores de gases sanguíneos. Monitores.
VII. Principales parámetros implicados en el equilibrio ácido-base. Valores de referencia.
VIII. Hallazgos de laboratorio en las alteraciones primarias de los trastornos del equilibrio
ácido-base.
IX. Alteraciones primarias, tipos y tiempos de respuestas compensatorias del organismo..
1. Acidosis metabólica.
A/ Causas más frecuentes.
B/ Manifestaciones clínicas.
C/ Tratamiento.
2. Alcalosis metabólica.
A/ Causas más frecuentes.
B/ Manifestaciones clínicas.
C/ Tratamiento.
3. Acidosis respiratoria.
A/ Causas más frecuentes.
B/ Manifestaciones clínicas.
C/ Tratamiento.
4. Alcalosis respiratoria.
A/ Causas más frecuentes.
B/ Manifestaciones clínicas.
C/ Tratamiento.
5. Alteraciones mixtas.
X .Bibliografía.
XI .Autotest. Respuestas comentadas.
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I. INTRODUCCION
El mantenimiento del pH del medio interno, dentro de unos límites estrechos, es de vital
importancia para los seres vivos. Diariamente el metabolismo intermedio va a generar una
gran cantidad de ácidos, pese a lo cual, la concentración de hidrogeniones [H+] libres en los
distintos compartimentos corporales va a permanecer fija dentro de unos límites estrechos.
Ello es debido a la acción de los amortiguadores fisiológicos que van a actuar de forma
inmediata impidiendo grandes cambios en la concentración de hidrogeniones, y a los
mecanismos de regulación pulmonar y renal, que son en última instancia los responsables del
mantenimiento del pH.
II. CONCEPTOS BÁSICOS
Ácido: toda sustancia capaz de ceder hidrogeniones.
Base: toda sustancia capaz de aceptar hidrogeniones.
Acidemia: aumento de la concentración de hidrogeniones.
Alcalemia: disminución de la concentración de hidrogeniones.
Acidosis y alcalosis: hacen referencia a los procesos fisiopatológicos responsables de dichos
procesos.
Los términos metabólicos o respiratorios se refieren según se modifiquen respectivamente la
[HCO3
-] o la PCO2 .
Anión gap: para mantener la electroneutralidad las cargas positivas (cationes) deben igualar a
las cargas negativas (aniones); si no ocurre así, aparece un anión gap cuyo valor normal es de
8 a 16 mEq/l y que se calcula con la siguiente ecuación:
Na - (Cl- + HCO3
- )
III. FISIOLOGÍA
En condiciones normales la concentración de hidrogeniones del líquido extracelular es baja
(de unos 40 nEq/l). A pesar de ello, pequeñas fluctuaciones de la misma va a tener
repercusiones importantes sobre procesos vitales. Por ello, existen unos límites relativamente
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estrechos entre los cuales la concentración de hidrogeniones es compatible con la vida.
Dichos valores oscilan entre 16 y 160 nEq/l, lo que equivale a un valor de pH de 7.80 a 6.80.
El principal producto ácido del metabolismo celular es el dióxido de carbono (CO2) que viene
a representar un 98% de la carga ácida total. Aunque no se trate de un ácido, pues el CO2 no
contiene H+, se trata de un ácido potencial ya que su hidratación mediante una reacción
reversible catalizada por la anhidrasa carbónica (A.C.) va a generar ácido carbónico (H2CO3):
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3
-
Al ser un gas, el CO2 va a ser eliminado practicamente en su totalidad por los pulmones sin
que se produzca una retención neta de ácido, por lo que se denomina ácido volátil.
Por otra parte, el metabolismo va a generar una serie de ácidos no volátiles, también
denominados ácidos fijos que representan de un 1-2% de la carga ácida y cuya principal
fuente es el catabolismo oxidativo de los aminoácidos sulfurados de las proteínas. Estos
ácidos fijos no pueden ser eliminados por el pulmón siendo el riñón el principal órgano
responsable en la eliminación de los mismos.
1. AMORTIGUADORES FISIOLOGICOS
También denominados sistemas tampón o “ buffer”. Representan la primera línea de defensa
ante los cambios desfavorables de pH gracias a la capacidad que tienen para captar o liberar
protones de modo inmediato en respuesta a las variaciones de pH que se produzcan. Un
sistema tampón es una solución de un ácido débil y su base conjugada:
AH (ácido) H+ + A- (base)
La constante de disociación del ácido (K) viene expresada como:
[H+][A-]
K= -----------------
[AH]
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El valor de pH en el cual el ácido se encuentra disociado en un 50% se conoce como pK
(pK=- log [K]). El pK representa el valor de pH en el que un sistema tampón puede alcanzar
su máxima capacidad amortiguadora. Por tanto, cada sistema buffer tendrá un valor de pK
característico.
Puesto que lo que se pretende es mantener un pH alrededor de 7, serán buenos amortiguadores
aquellos sistemas cuyo pK esté próximo a dicho valor. En este sentido, existen dos sistemas
fundamentales que cumplen esta condición: los grupos imidazol de los residuos histidina de
las proteínas, y el fosfato inorgánico. Sin embargo, como veremos a continuación el sistema
más importante implicado en la homeostasis del pH es el amortiguador ácido
carbónico/bicarbonato a pesar de tener un pK de 6.1.
A/ Amortiguador proteína.
Las proteínas intracelulares con sus grupos ionizables con diferentes valores de pK
contribuyen de forma importante en el mantenimiento del pH, mediante el intercambio de H+
con iones unidos a proteínas (Na+ y K+) que se desplazan al medio extracelular para mantener
la neutralidad eléctrica:
PrH+ Pr-- + H+
Especial mención merece el sistema amortiguador hemoglobina, proteína más abundante de
la sangre:
HbH+ Hb- + H+
Las propiedades amortiguadoras de la hemoglobina desempeñan un papel fundamental en el
transporte sanguíneo del CO2 tisular hasta su eliminación pulmonar. En el interior del
hematíe, por acción de la A.C., el CO2 se va a convertir en ácido carbónico que se disocia
dando un H+ que rápidamente será tamponado por la hemoglobina, y bicarbonato que saldrá
fuera del hematíe en intercambio con iones cloro.
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B/ Amortiguador fosfato
Ejerce su acción fundamentalmente a nivel intracelular, ya que es aquí donde existe una
mayor concentración de fosfatos y el pH es más próximo a su pK (6.8). Interviene, junto a las
proteínas celulares de manera importante en la amortiguación de los ácidos fijos:
PO4H2
- PO4H- + H+
C/ Amortiguación ósea
El hueso interviene en la amortiguación de la carga ácida captando los H+ en exceso, o
liberando carbonato a la sangre por disolución del hueso mineral. El papel más importante del
hueso en la amortiguación ocurre en situaciones de acidosis crónica tales como en caso de
insuficiencia renal crónica en la que la parathormona juega un papel fundamental. Este
sistema de amortiguación también va a intervenir en presencia de una carga básica a través del
depósito de carbonato en el hueso.
D/ Amortiguador carbónico/bicarbonato
El sistema carbónico/bicarbonato no es un amortiguador muy potente desde el punto de vista
estrictamente químico, ya que el pK del ácido carbónico de 6.1 está alejado del pH 7.4 que se
quiere amortiguar. A pesar de ello, se trata del sistema de mayor importancia en la
homeostasis del pH porque:
-Se trata de un sistema que está presente en todos los medios tanto intracelulares como
extracelulares. En el medio extracelular la concentración de bicarbonato es elevada (24 mEq).
-Es un sistema abierto. La concentración de cada uno de los dos elementos que lo componen
son regulables; el CO2 por un sistema de intercambio de gases a nivel pulmonar, y el
bicarbonato mediante un sistema de intercambio de solutos a nivel renal. Esto hace que la
suma de las concentraciones del ácido y de la base no sea constante, lo cual aumenta
muchísimo su capacidad amortiguadora.
Las reacciones de interés implicadas en este sistema son las siguientes:
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3
-
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La relación existente entre el ácido y la base nos viene dada por la ecuación de Henderson-
Hasselbalch:
pH = pK + Log [HCO3
-] / [H2CO3]
Si consideramos el pH sanguíneo normal 7.4, y el pK del sistema 6.1, al aplicarlo a la fórmula
obtendremos la relación entre la concentración de bicarbonato y de ácido carbónico:
7.4 = 6.1 + log [HCO3
-] / [H2CO3]
log [HCO3
-] / [H2CO3] = 1.3
[HCO3
-] / [H2CO3] = 20
Cualquier cambio de pH se va a traducir como una alteración de la relación
carbónico/bicarbonato, puesto que el pH prácticamente solo va a depender de dicha relación
y no de los valores absolutos de las concentraciones de ambos. Por tanto, si la relación
carbónico/bicarbonato se eleva por encima de 20/1 estaremos ante una situación de alcalosis y
si la relación es inferior a dicho valor se tratará de una acidosis.
Es importante tener en cuenta que todos los sistemas “buffer” están interrelacionados y que se
amortiguan unos a otros, de modo que todos los amortiguadores de un mismo compartimento
van a variar conjuntamente ante un cambio en el pH. Esto nos va a permitir conocer los
cambios de cada sistema si conocemos los que ha experimentado uno de ellos. En la clínica el
sistema que se mide para la valoración del estado ácido-base es el sistema
carbónico/bicarbonato.
Ninguno de los sistemas de amortiguación de pH que acabamos de ver es capaz de eliminar
del organismo los hidrogeniones en exceso, ya que van a intervenir de forma inmediata
minimizando pero no impidiendo cambios en el pH, lo cual va a inducir posteriores respuestas
compensatorias pulmonar y renal.
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2. COMPENSACIÓN RESPIRATORIA
La respiración regula indirectamente la concentración de ácido del organismo manteniendo la
presión parcial de dióxido de carbono (PCO2) en sangre arterial. Como ya vimos, la
concentración de ácido carbónico es proporcional a la PCO2 sanguínea, que a su vez va a
depender de la presión parcial de dicho gas a nivel del alveolo pulmonar. Al ser la PCO2 de la
sangre mayor que la alveolar, en condiciones normales se va a producir una difusión neta de
CO2 hacia el interior del alveolo desde donde será eliminado.
La respuesta ventilatoria ante los cambios de pH es una respuesta rápida y está mediada por
los quimiorreceptores de los corpúsculos carotideos y aórticos y del centro respiratorio bulbar.
Dichos receptores son sensibles a los cambios de la concentración de H+ del líquido
extracelular, de manera que ante un descenso de pH, el aumento en la concentración de
hidrogeniones estimula a los quimiorreceptores provocando una hiperventilación, aumentando
de este modo la eliminación de CO2, y disminuyendo por tanto la PCO2 arterial. Por el
contrario, si el pH se eleva el descenso de la concentración de hidrogeniones inhibe los
quimiorreceptores provocando un descenso rápido de la ventilación, una reducción de la
eliminación de CO2, y por tanto una elevación de la PCO2 arterial.
3. COMPENSACIÓN RENAL
El riñón es el principal órgano implicado en la regulación del equilibrio ácido-base por dos
motivos fundamentales:
-Es la principal vía de eliminación de la carga ácida metabólica normal y de los metabolitos
ácidos patológicos.
-Es el órgano responsable de mantener la concentración plasmática de bicarbonato en un valor
constante, gracias a su capacidad para reabsorber y generar bicarbonato de modo variable en
función del pH de las células tubulares renales.
Por tanto, en una situación de acidosis se producirá un aumento en la excreción de ácidos y se
reabsorberá más bicarbonato, mientras que en una situación de alcalosis ocurrirá lo contrario,
es decir, se retendrá más ácido y se eliminará más bicarbonato. Por este motivo, el pH
urinario va a experimentar cambios, pudiendo oscilar entre 4.5 y 8.2.
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A/ Reabsorción de bicarbonato
El bicarbonato es filtrado continuamente hacia la luz del túbulo renal (generalmente asociado
a iones Na+) de modo que en el filtrado glomerular intacto la concentración de bicarbonato es
prácticamente igual a la del plasma, de ahí la importancia del proceso de reabsorción del
mismo. A la concentración fisiológica de bicarbonato plasmático (24 mEq/l), prácticamente
todo el bicarbonato filtrado va a ser reabsorbido. Este proceso tiene lugar fundamentalmente
en el túbulo contorneado proximal (TCP) donde se reabsorbe un 85%. El resto es reabsorbido
en el asa de Henle (10-15%) y en el túbulo contorneado distal (TCD) y colector.
La reabsorción de bicarbonato se desencadena por la secreción de H+ a la luz del TCP en
intercambio con iones Na+ por acción de un antiportador Na+- H+ lo que permite mantener la
neutralidad eléctrica.
Los H+ secretados a la luz tubular reaccionan con el bicarbonato filtrado formando ácido
carbónico que se disocia en CO2 y agua por acción de la anhidrasa carbónica. El CO2
producido puede difundir de nuevo al interior de la célula tubular donde reacciona con agua
transformándose en ácido carbónico , el cuál se va a disociar en bicarbonato que se
reabsorberá hacia el capilar peritubular, y un hidrogenión que es secretado y amortiguado por
el bicarbonato filtrado como ya hemos visto. De este modo los hidrogeniones se eliminan
formando parte de una molécula de agua, y por tanto sin acidificar la orina.
En este proceso de intercambio Na+- H+ los iones potasio pueden competir con los
hidrogeniones, de manera que en una situación de hiperpotasemia se va a intercambiar más
K+ que H+ por Na+ por lo que al secretarse pocos H+ se reabsorberá poco bicarbonato. En
situaciones de hipopotasemia ocurrirá lo contrario, es decir, aumentará la recuperación de
bicarbonato y la excreción de hidrogeniones.
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Capilar Peritubular Célula Tubular Luz del Túbulo
Na+ NaCO3H
NaCO3H +
CO3H- + H H + + CO3HH2CO3
CO3H2
A.C A.C.
H2O + CO2 CO2 + H2O
CO2
Mecanismos renales implicados en la excreción de hidrogeniones y reabsorción de
bicarbonato.
B/ Producción renal de bicarbonato
Si a pesar del proceso de reabsorción la concentración de bicarbonato plasmático permanece
por debajo del valor normal, en las células tubulares se va a sintetizar bicarbonato. Esto
sucede fundamentalmente en el túbulo contorneado distal a partir del CO2 procedente de la
sangre o del propio metabolismo de la célula tubular por acción de la A.C. El H2CO3 así
generado se disocia en bicarbonato que se reabsorbe hacia la sangre y un hidrogenión que es
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eliminado. En este caso los hidrogeniones sí van a acidificar la orina, de ahí la gran
importancia de los amortiguadores urinarios.
Aproximadamente un tercio de los H+ secretados van a ser titulados sobre fosfato y el resto
sobre amoniaco, siendo por tanto la cantidad de ácido libre que se elimina por la orina
mínima.
La producción renal de amoniaco representa aproximadamente un 60% en la eliminación de
H+ asociada a ácidos no volátiles. Este se va a producir principalmente por desaminación de la
glutamina en las células del túbulo renal y difunde fácilmente a través de la membrana hacia
la luz del túbulo dónde se combina con H+ formando iones amonio, un ácido muy débil que es
eliminado por la orina.
Capilar Peritubular Célula Tubular Luz del Túbulo
CO2 + H2O
A.C.
H2CO3
CO3H- + H+ H+
+ + +
NaCO3H Na+ Na2PO4H NH3
NaPO4H2 NH4
+
Mecanismos renales de producción de bicarbonato.
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Llamamos acidez titulable de la orina a la que se puede medir, lo cual no indica el total de H+
secretados, ya que los iones amonio por su debilidad prácticamente no contribuyen a la
acidez titulable, y los H+ amortiguados con bicarbonato se van a eliminar formando parte de
una molécula de agua . Por este motivo la acidez titulable corresponde casi en su totalidad a
los hidrogeniones que se encuentran como fosfato
IV. TOMA Y MANIPULACION DE LA MUESTRA
La fase preanalítica es la que más contribuye a la inexactitud en la medición de los gases
sanguíneos. Para minimizar estos errores sería conveniente seguir las siguientes
recomendaciones:
1. Dispositivos para la toma de la muestra:
Los recipientes de referencia son las jeringas de vidrio o plástico. Las determinaciones de
los gases sanguíneos se deben realizar en sangre completa, por lo que para impedir que la
sangre extraída se coagule en la jeringa se utilizan anticoagulantes para inactivar los
mecanismos que ponen en marcha la coagulación. La heparina de litio es el anticoagulante
de elección, pero hay que tener en cuenta que un exceso de heparina afecta a la determinación
del pH, pCO2, pO2 y a la hemoglobina.
2. Preparación de la muestra tras la obtención:
Hay que evitar la formación de burbujas de aire en la jeringa. Las burbujas que se mezclan
con una muestra de sangre dará lugar a una equilibración de gases entre el aire y la sangre,
reduciéndose de forma importante la pCO2 de la muestra, aumentando el pH, por lo que tras
la extracción es conveniente expulsar las burbujas. Seguidamente se cierra con un tapón y se
agita para disolver la heparina, evitando así la formación de coágulos.
3. Almacenamiento y transporte:
Las muestras deberían analizarse lo antes posible, ya que la sangre consume oxígeno y libera
CO2 a una velocidad que depende de la temperatura corporal. Por ello, si se ha de almacenar
una muestra más de 10 minutos, deberá enfriarse entre 0 ºC y 4 ºC no más de 30 minutos para
minimizar los efectos del metabolismo.
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4. Actuación previa a la etapa analítica:
Una vez que la muestra llega al laboratorio, debe colocarse en agua helada e identificarse. A
continuación, se procede a su inspección para descartar la existencia de coágulos o burbujas
de aire, en cuyo caso debe ser rechazada. La muestra debe ser homogénea, para ello es
necesario mezclarla bien.
Las primeras gotas de sangre del cono de la jeringa suelen estar coaguladas, por lo que deben
rechazarse.
V. TIPO DE MUESTRAS
Cuando se accede a un vaso para obtener una muestra donde determinar los gases en sangre,
hay que tener presente que pueden ocurrir tres tipos de complicaciones: obstrucción vascular,
hemorragia con formación de hematomas e infección.
Las muestras sanguíneas pueden obtenerse por los siguientes procedimientos:
1. Punción arterial:
VENTAJAS INCOVENIENTES
• Cuando la técnica se realiza
correctamente tiene menos riesgo de
variaciones.
• Puede realizarse en una situación de
emergencia.
• No necesita catéter.
• Requiere poco volumen de sangre.
• Es molesta para el paciente, produce
hiperventilación que puede modificar
los valores de gases en sangre.
• La localización arterial puede ser
dificultosa.
• Riesgo de complicaciones.
• Riesgo para el usuario por la
posibilidad de clavarse la aguja.
• Requiere un personal entrenado.
A/ Arteria radial:
La arteria radial a nivel de la muñeca es el sitio de elección para obtener la muestra de
sangre debido a:
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- Su localización superficial,
-Fácil de palpar y estabilizar.
-Buena circulación colateral a través del arco palmar superficial de la arteria cubital.
-No se encuentra próxima a grandes venas.
-Relativamente indolora si se evita la punción del periostio circundante.
Es conveniente evaluar la circulación colateral antes de proceder a la punción de la arteria
radial. El método utilizado para ello es la prueba de Allen modificada que evalúa el flujo
colateral de la mano a través de la arteria cubital. Consiste en cerrar el puño con fuerza para
desalojar la mano de sangre, a continuación se aplica una presión en la muñeca para obstruir
la arteria radial y cubital, después se elimina la obstrucción de la arteria cubital mientras la
radial sigue obstruida, el enrojecimiento de la palma, dedos y el pulgar en unos 10 segundos
indica que la arteria cubital es capaz de irrigar toda la mano mientras la radial está obstruida.
Si por el contrario el enrojecimiento se demora de 10 a 15 segundos, el resultado de la prueba
no es concluyente.
Técnica de punción de la arteria radial:
Tras examinar la piel y practicar una prueba de Allen modificada, se mantendrá la muñeca en
hiperextensión y en supinación. Se limpiará la zona con alcohol isopropilo al 70%, conviene
utilizar anestesia local, sin adrenalina, siendo optativo.
Con una mano se palpa la arteria y con la otra se sostiene la jeringa con la aguja de calibre 20
ó 21 que se introduce en un ángulo de 45 grados y de forma lenta, lo que permite la entrada de
sangre en la jeringa de forma pulsátil, debiéndose obtener de 2 a 4 mililitros de sangre. Tras
retirar la aguja presionar la zona hasta detener el sangrado.
B/ Lugares alternativos:
1/ Arteria cubital: No es vaso de elección, es más difícil de estabilizar y se producen
trombosis con mayor facilidad debido a su menor calibre.
2/ Arteria humeral: los catéteres colocados en este lugar deben ser retirados cuando
aparecen signos de isquémia en la mano.
3/ Arteria pedia: Presenta menor riesgo de trombosis que la arteria radial.
4/ Arteria femoral: se canaliza cuando se prevee periodos prolongados en unidades de
cuidados intensivos. El catéter debe ser retirado cuando aparecen signos de isquémia
en el pie.
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2. Canalización arterial.
Se emplea en aquellos pacientes en estado crítico en los que hay que realizar múltiples
determinaciones de gases en sangre.
VENTAJAS INCOVENIENTES
• La extracción sanguínea es fácil.
• No molesta al paciente.
• Elimina el riesgo asociado a pinchazos
múltiples.
• Riesgo de infección.
• Riesgo de coagulación, trombosis y
embolia.
• Riesgo de anemia por excesiva
extracción sanguínea.
• Riesgo de bloqueo del flujo sanguíneo,
provocando necrosis.
• Riesgo de contaminación con aire.
• Riesgo de dilución si no se elimina la
solución salina del catéter.
3. Muestras de sangre capilar.
Es especialmente útil en cuidados intensivos de neonatos y pediatría, debiéndose emplear con
precaución por el riesgo de cometer errores muy graves.
4. Muestras de sangre venosa.
Para el análisis de gases en sangre no se recomienda las muestras de sangre venosa priférica
ya que no proporcionan ninguna información sobre el estado de oxigenación y sólo a groso
modo reflejan el estado ácido-base arterial. La distribución del volumen minuto cardiaco total
a los diversos sistemas orgánicos depende de la resistencia arteriolar local y del tono
vasomotor de los lechos capilares respectivos. El sistema cardiovascular intenta mantener un
flujo sanguíneo adecuado hacia los sistemas orgánicos ajustando las resistencias periféricas,
es por ello que los diferentes órganos no reciben una irrigación proporcional a sus demandas
metabólicas, lo que se traduce en una variación de los valores de oxígeno según el sistema
orgánico del que proviene la sangre venosa.
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VI. ANALIZADORES DE GASES SANGUINEOS. MONITORES.
Un analizador es un dispositivo que realiza mediciones en los líquidos, excrementos o tejidos
orgánicos. Los analizadores de gases sanguíneos utilizan técnicas electroquímicas para
determinar los valores de pH, pCO2 y pO2, mediante electrodos con un diseño especial
localizados en el interior de una cámara controlada termostáticamente.
Los analizadores de gases en la actualidad incluyen electrodos selectivos de iones: sodio,
potasio, cloruro y calcio, así como mediciones de hematocrito. Algunos disponen incluso en
la misma unidad de un cooxímetro.
Un monitor es un dispositivo que aplicado al paciente permite registrar fenómenos
fisiológicos sin extraer de forma permanente líquidos, excrementos o tejidos orgánicos.
Aportan una información temporal del estado de los gases sanguíneos reduciendo el tiempo
de decisión terapéutica.
VII. PRINCIPALES PARAMETROS IMPLICADOS EN EL EQUILIBRIO ACIDOBASE.
VALORES DE REFERENCIA.
1. pH: es un parámetro indicador de la acidez o alcalinidad de una muestra de sangre.
Por su relación con la pCO2, el pH se considera que tiene un componente respiratorio,
y por su relación con la concentración de bicarbonato plasmático y el exceso de base
estándar se considera que tiene un componente metabólico, pudiendo así distinguirse
entre desequilibrios respiratorios y metabólicos.
Rango de referencia del pH en el adulto: 7.35-7.45.
2. pCO2: es la presión parcial de dióxido de carbono en la fase gaseosa en equilibrio con
la sangre. El dióxido de carbono difunde rápidamente a través de las membranas
celulares y puede considerarse igual a cero en el aire inspirado normal. Por tanto su
determinación es una medida directa de la idoneidad de la ventilación alveolar en
relación con el índice metabólico. Los valores altos y bajos de pCO2 en sangre arterial
indican hipercapnia e hipocapnia respectivamente.
Rango de referencia de pCO2 en adultos: varones: 35-48 mmHg; mujeres: 32-45 mmHg.
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3. pO2:es la presión parcial de extracción del oxígeno de la sangre arterial. Este
parámetro refleja los cambios producidos en la pO2 arterial, la concentración de
oxígeno y la afinidad de la hemoglobina por el oxígeno sobre la capacidad de la
sangre arterial para suministrar oxigeno a los tejidos.
Rango de referencia de pO2 en el adulto: 83-108 mmHg.
4. HCO3-real:es la concentración de bicarbonato en el plasma de la muestra. Se calcula
utilizando los valores de pH y pCO2 en la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
Encontramos valores elevados en la alcalosis metabólica y como mecanismo de
compensación en la acidosis respiratoria. Los niveles bajos se detectan en la acidosis
metabólica y como mecanismo compensatorio en la alcalosis respiratoria.
Rango de referencia en el adulto de la HCO3-real: 22-26 mmol/L.
5. HCO3-estándar: es la concentración de carbonato de hidrógeno en el plasma de
sangre equilibrada con una mezcla de gases con una pCO2 de 40 mmHg y una pO2
mayor o igual a 100 mmHg. Un bicarbonato estandar bajo indicaría una una acidosis
metabólica y si por el contrario fuera alto, sería indicativo de una alcalosis metabólica.
Rango de referencia en el adulto del HCO3 estándar: 22-26 mmol/L.
6. CTCO2: es la suma de las concentraciones de cada una de las formas en las que se
puede encontrar el dióxido de carbono.
7. Exceso/deficit de base: Es la concentración de base en sangre total valorable con un
ácido o una base fuerte hasta un pH de 7.4 a una pCO2 de 40 y a 37ºC. El valor
numérico del exceso (o déficit) de base representa la cantidad teórica de ácido o base
que habría que administrar para corregir una desviación de pH.
Rango de referencia: +2 / -2 mEq/L
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8. SO2: es la saturación de oxígeno. Hace referencia al porcentaje de la hemoglobina
oxigenada en relación con la cantidad de hemoglobina capaz de transportar oxígeno.
Rango de referencia de SO2 en el adulto: 95-99%.
9. FiO2: es la concentración de oxígeno inspirado fraccional. Representa la
concentración calculable de oxígeno que se administra al paciente. Se utiliza para
adecuar la oxigenoterapia en función de la clínica y del análisis de los gases
sanguíneos.
VIII. HALLAZGOS DE LABORATORIO EN LAS ALTERACIONES PRIMARIAS
DE LOS TRASTORNOS DEL EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
ALTERACION PRIMARIA pH PCO2 BICARBONATO EXCESO DE
BASES
ACIDOSIS METABOLICA
N
ACIDOSIS RESPIRATORIA
N
N
ALCALOSIS METABOLICA
N
ALCALOSIS RESPIRATORIA
N
N
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IX. ALTERACIONES PRIMARIAS, TIPOS Y TIEMPOS DE RESPUESTAS
COMPENSATORIAS DEL ORGANISMO
ALTERACIONES
PRIMARIAS
RESPUESTAS
COMPENSATORIAS
TIEMPO DE
RESPUESTA
ACIDOSIS
METABOLICA
ALCALOSIS
RESPIRATORIA
12-24 HORAS
ACIDOSIS
RESPIRATORIA
ALCALOSIS METABOLICA
AGUDA:
MINUTOS/CRONICA:
2-4 DIAS
ALCALOSIS
METABOLICA
ACIDOSIS RESPIRATORIA
IRREGULAR
ALCALOSIS
RESPIRATORIA
ACIDOSIS METABOLICA
AGUDA:
MINUTOS/CRONICA:
2-4 DIAS
1. ACIDOSIS METABOLICA:
I. Causas más frecuentes:
A/ Acidosis metabólica con anión gap elevado (normoclorémica):
a) Insuficiencia renal
b) Acidosis láctica
-Schock
-Nutrición parenteral
-Alcohol etílico
-Acetaldehído
-Fenformina
-Leucemias y tumores sólidos
-SIDA
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c) Cetoacidosis
-Diabética
-Alcohólica
-Ayuno prolongado
d) Drogas y fármacos
-Salicilatos
-Metanol
-Paraldhído
-Etilenglicol
e) Rabdomiolisis masiva
2/ Acidosis metabólica con anión gap normal (hiperclorémica):
a) Pérdidas gastrointestinales de bicarbonato
-Diarreas
-Fístulas pancreáticas biliares e intestinales
-Ureteroenterostomía
-Colestiramina
b) Administración de ácidos
-Cloruro amónico
-Clorhidrato de lisina o arginina
c) Pérdidas renales
-Acetazolamida
-Hiperparatiroidismo primario
-Acidosis tubulares renales
B/ Manifestaciones clínicas:
1/ Hiperventilación compensadora
2/ Hipotensión
3/ Arritmias ventriculares
4/ Deterioro del nivel de conciencia, confusión y cefalea
5/ Las formas crónicas pueden conllevar retraso en el crecimiento en los niños y
desmineralización ósea en el adulto.
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C/ Tratamiento:
Se basa en corregir la causa de la acidosis (ejemplo, tratamiento y control de la diabetes) y
aporte del déficit de bases (aporte de bicarbonato sobre todo si el pH es inferior a 7,2). En
todo caso la corrección debe ser lenta, a lo largo de más de 12 horas, para evitar
complicaciones. Para administración intravenosa, el bicarbonato suele estar disponible en
soluciones 1 M (1 mEq/ml) y 1/6 M (17 mEq/100ml). La cantidad a administrar para lograr
un determinado incremento de la concentración de HCO3
- puede calcularse aplicando la
fórmula:
mEq= 0,4 x peso (kg) x incremento deseado (mEq/l)
Para evitar complicaciones es preferible administrar sólo 1/3 de la cantidad calculada y
continuar después en función de los niveles de pH y HCO3
- . En situaciones de insuficiencia
renal se administrará bicarbonato 1 gramo tres veces al día cuando descienda el HCO3
- de 16
mEq/l.
2. ALCALOSIS METABOLICA
A/ Causas más frecuentes:
1/ Vómitos
2/ Aspiración gástrica
3/ Tratamientos
- Diuréticos
-Ingestión de bicarbonato para combatir el malestar gastrointestinal
-Tratamiento de la úlcera péptica con antiácidos alcalinos
4/ Hipermineralcorticismos
B/ Manifestaciones clínicas:
1/ Tetania secundaria a hipocalcemia
2/ Hiperirritabilidad
3/ Convulsiones
4/ Trastornos mentales
5/ Depresión respiratoria
6/ Cambios ECG semejantes a la hipokaliemia
22
C/ Tratamiento:
Administrar NaCl o KCl dependiendo de la severidad de la hipokaliemia; ante casos de
alcalosis severa o persistente puede requerirse cloruro amónico.
3. ACIDOSIS RESPIRATORIA
A/ Causas más frecuentes:
Insuficiente eliminación de CO2 por los pulmones (hipoventilación). Consecuencia de:
1/ Depresión del SNC (fármacos)
2/ Trastornos neuromusculares (miopatía , Síndrome de Guillén-Barré)
3/ Enfermedades pulmonares (OCFA-obstrucción crónica al flujo aéreo-, asma,
cifoescoliosis, neumotórax).
B/ Manifestaciones clínicas:
1/ Dependientes del nivel de PCO2 y de su rapidez de instauración.
2/ Predominan los síntomas neurológicos: asterixis, cefalea, somnolencia, confusión y
coma.
3/ Ingurgitación de los vasos retinianos y papiledema.
4/ La hipercapnia crónica se asocia a hipertensión pulmonar y cor pulmonale.
C/ Tratamiento:
El tratamiento de la forma aguda debe dirigirse a la enfermedad causal, pudiendo ser
necesaria la ventilación mecánica en las formas graves y/o acompañadas de hipoxemia. La
ventilación asistida ante una hipercapnia crónica está indicada sólo si existe un aumento
agudo de la PCO2 , con la precaución de que la oxigenoterapia puede disminuir o anular el
estímulo respiratorio en éstos pacientes.
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4. ALCALOSIS RESPIRATORIA
A/ Causas más frecuentes:
1/ Histeria y llanto prolongado.Estados de ansiedad
2/ Intoxicación por salicilatos
3/ Insuficiencia hepática
4/ Trastornos del control por parte del SNC del sistema respiratorio
5/ Asma
6/ Fiebre
7/ Ejercicio
8/ Embolismo pulmonar
9/ Uso de respiradores mecánicos
B/ Manifestaciones clínicas:
1/ Síntomas de hipocalcemia
2/ Deterioro del nivel de conciencia
3/ Síncope
4/ Arritmias
C/ Tratamiento:
El tratamiento es causal. Se trata la hiperventilación con fármacos (sedantes) o haciendo respirar al paciente en
una bolsa de papel.
5. ALTERACIONES MIXTAS
Es frecuente observar en un mismo paciente más de una alteración primaria del equilibrio
ácido-base, para cuya identificación es necesario conocer los mecanismos de compensación y
tiempos de respuestas.
A modo de ejemplos señalemos algunas situaciones:
I. Alcalosis respiratoria + alcalosis metabólica: en pacientes muy graves pueden coexistir y
tras vómitos copiosos en embarazadas.
II. Acidosis metabólica + alcalosis respiratoria: en intoxicación por salicilatos, en
insuficiencia hepática.
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III. Acidosis metabólica + alcalosis metabólica: en situaciones de acidosis láctica o
insuficinecia renal o tras vómitos abundantes.
IV. Acidosis mixtas: se reconocen por un bicarbonato descendido junto a un anión gap
aumentado en menor cuantía.
RESUMEN:
Los trastornos del equilibrio ácido-base requieren un abordaje terapeútico basado en el
conocimiento de la etiología responsable de la alteración, requiriéndose unos
conocimientos básicos de la fisiopatología del proceso y de los mecanismos homeostáticos
que desarrolla el organismo.
25
X. BIBLIOGRAFÍA:
1. Brenner B. Trastornos del equilibrio ácido-base. En: Kravis TC, Warner CG. Urgencias
Médicas; 2ª ed. Editorial Médica Europea, 1992: vol 1: 267-280.
2. Díaz R, Mon C, García M.P. Trastornos del equilibrio ácido-base. En: Acedo M.S, Barrios
A, Díaz R, Orche S, Sanz R.M. Manual de diagnóstico y terapeútica médica. MSD; 1998:
571-582.
3. Cava F, Casas ML, Valor S. Metabolismo ácido-básico. En: Fernández-Cruz A. Manual de
habilidades para la práctica clínica. MSD ; 1999:250-273.
4. Windud D.W. Tratamiento de los trastornos hidroelectrolíticos. En: Manual de terapéutica
médica. Washington University. Ed. Salvat, 1986: 45-63.
5. Botey A. Alteraciones del equilibrio ácido-básico. En: Farreras P, Rozman C. Medicina
Interna. Ed. Mosby/Doyma, 13ª edición, 1995:1851-1861.
6. Riancho JA. Alteraciones del equilibrio ácido-base. En: García-Moncó JC. Manual del
médico de guardia. Ed. Díaz de Santos, 1993:383-388.
7. Arilla C. Alteraciones del equilibrio ácido-base. En:Tintinalli JE, Ruiz E, Krome RL.
Medicina de urgencias. McGraw-Hill Interamericana. 4ª edición. Volumen I, 1997:529-552.
8. Shapiro BA, Peruzzi WT, Templin RK. Manejo clínico de los gases sanguíneos. 5º. Ed.
Panamericana. Madrid. 1996:252-314.
9. Radiometer Copenhagen. Manual de gases en sangre. Dinamarca, 1998.
10. Gilbert R. Espirometría y gases en la sangre. En: Bernard J. Diagnóstico y tratamiento
clínicos por el laboratorio. 8º ed. Tomo I. Salvat. Barcelona, 1988: 119-146.
26
11. Guinovart J, Martínez-Bru C. Estudio de los gases en la sangre y del balance ácido-base.
En: González F. Bioquímica clínica. Semiología y diagnóstico: interpretación de los datos de
laboratorio. Barcanova. Barcelona, 1994: 179-192.
12. Murphy JE, Harry GP, Bernard H. Evaluación de la función renal y del equilibrio
hidroelectrolítico y ácidobásico. En: Henry JB. Diagnóstico y tratamiento clínicos por el
laboratorio. 8ª ed. Tomo I. Salvat. Barcelona, 1994: 147-165.
27
XI. CUESTIONARIO
1. Las condiciones necesarias para la realización de la gasometría No incluyen:
a) Debe rechazarse todas las muestras que contengan coágulos.
b) No se debe introducir aire en la jeringa
c) Evitar un exceso de heparina
d) Procesamiento rápido de la muestra
e) Todas son condiciones necesarias
2. La temperatura a la que debe mantenerse una muestra para la determinación de
gases en sangre es de:
a) 37ºC
b) 10-14ºC
c) 0-4ºC
d) 4 - 0ºC
e) 4-7ºC
3. Una de las siguientes no es una ventaja de la punción arterial para la obtención
de una muestra para analizar los gases sanguíneos. Diga cuál:
a) Tiene poco riesgo de variaciones si se realiza correctamente
b) Se realiza en situaciones de emergencia
c) No necesita catéter
d) Requiere poco volumen de sangre
e) La arteria cubital a nivel de la muñeca es el sitio de elección
4. De cuáles de las siguientes vasos se puede obtener una muestra para el análisis de
gases sanguíneos:
a) Arteria radial
b) Arteria cubital
c) Arteria femoral
d) Arteria humeral
e) De todas se puede obtener.
5. La principal fuente de errores en la medición de los gases sanguíneos se produce
durante:
a) La fase preanalítica
b) La fase analítica
c) La fase postanalítica
d) En ninguna de las anteriores
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e) Sólo en las fases analítica y postanalítica
6. Cúal es el valor de normalidad del pH sanguíneo:
a) 7.25-7.30
b) 7.35-7.45
c) 7.40-7.50
d) 7.10-7.20
e) 7.15-7.25
7. Entre las causas de acidosis metabólica se incluyen:
a) Rabdomiolisis masiva
b) Insuficiencia renal
c) Introxicación por salicilatos
d) Ayuno prolongado
e) Todas las anteriores
8. La histeria se incluye como causa de:
a) Acidosis metabólica
b) Alcalosis metabólica
c) Acidosis respiratoria
d) Alcalosis respiratoria
e) Ninguna de las anteriores
9. Entre las causas de acidosis metabólica con anión gap normal se incluye:
a) Colestiramina
b) Acetazolamida
c) Rabdomiolisis masiva
d) A y B son ciertas
e) A y C son ciertas
10. El tratamiento de la úlcera péptica con antiácidos alcalinos suele originar:
a) Alcalosis respiratoria
b) Alcalosis metabólica
c) Acidosis respiratoria
d) Acidosis metabólica
e) Ninguna de las anteriores
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11. El valor normal del anión gap es de mEq/l:
a) 4 a 8
b) 8 a 16
c) 16 a 18
d) 16 a 20
e) 20 a 24
12. El tiempo de respuesta compensatoria del organismo en la acidosis metabólica es
de:
a) 4-6 horas
b) 4-8 horas
c) 12-24 horas
d) 24-36 horas
e) 1-2 horas
13. La respuesta compensatoria de la acidosis respiratoria es:
a) Alcalosis respiratoria
b) Alcalosis metabólica
c) Acidosis respiratoria
d) Acidosis metabólica
e) Ninguna de las anteriores
14. Los sistemas tampón o buffer son la primera línea de defensa ante las
variaciones del pH. Estos sistemas son:
a) Acidos débiles
b) Acidos fuertes
c) Bases débiles
d) Bases fuertes
e) Sales
15. El valor del pK de un ácido es:
a) El valor del pH en el cual el ácido no está disociado
b) El valor del pH en el cual el ácido está disociado al 90%
c) El valor del pH en el cual pH está disociado al 50%
d) El valor del pH en el cual el ácido está disociado al 10%
e) Si el pH está próximo al valor del pK la capacidad amortiguadora del sistema es
mínima.
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RESPUESTAS COMENTADAS:
1. Respuesta correcta: E. La realización de la gasometría debe cumplir todos los
requisitos descritos en las respuestas.
2. Respuesta correcta: C. De 0ºC a 4ºC es la temperatura a la que debe mantenerse una
muestra para minimizar los efectos del metabolismo . De esta forma los cambios en la
pCO2 y pH son insignificantes.
3. Respuesta correcta: E. La arteria cubital no es un vaso de elección ya que es más
difícil de estabilizar y se producen trombosis con mayor facilidad debido a su menor
calibre. La arteria de elección es la radial.
4. Respuesta correcta: E. La arteria de elección es la radial, los demás son sitios
alternativos cuando la arteria radial no es accesible.
5. Respuesta correcta: A. La fase preanalítica es la que contribuye en mayor medida a la
inexactitud en la medición de los gases sanguíneos.
6. Respuesta correcta: B. El pH sanguíneo es un parámetro que indica la acidez o
alcalinidad de una muestra, siendo sus valores de normalidad de 7.35-7.45.
7. Respuesta correcta: E. Todas las causas enumeradas originan una acidosis metabólica.
8. Respuesta correcta: D. La histeria, las crisis de llanto y situaciones de ansiedad puede
ocasionar una alcalosis respiratoria.
9. Respuesta correcta: D. La acetazolamida y la colestiramina son causas de acidosis
metabólica con anión gap normal, mientras que la rabdomiolisis masiva se incluye
entre las causas de acidosis metabólica con anión gap elevado.
10. Respuesta correcta: B. Puede originar una alcalosis metabólica el uso prolongado de
antiácidos alcalinos en el tratamiento del ulcus.
11. Respuesta correcta: B. El valor normal del anión gap se sitúa entre 8-16 mEq/l.
12. Respuesta correcta: C. El tiempo de respuesta compensatoria se sitúa en la acidosis
metabólica en un intervalo entre 12-24 horas.
13. Respuesta correcta: B. La respuesta compensatoria de la acidosis respiratoria es la
alcalosis metabólica.
14. Respuesta correcta: A. Los ácidos fuertes se disocian fácilmente en solución dando un
hidrogenión y su base conjugada. Los ácidos débiles, por el contrario se disocian con
menos facilidad encontrándose en la misma solución de forma protonada (ácido) y la
no protonada (la base conjugada), de modo que el poder amortiguador de la solución
será mayor cuando la proporción de ambos sea parecida.

LA ENERGÍA

LA ENERGÍA

MARTIN CONCEPCIÓN MSc.


LA ENERGÍA
Objetivos específicos:

Al finalizar el estudio de este capítulo, el alumno(a) estarán en capacidad de:


· Clasificar la energía según sus tipos y transformaciones.
· Explicar las leyes fundamentales de la química, con ejemplos conocidos.

El término energía:

(del griego ἐνέργεια/energeia, actividad, operación; ἐνεργóς/energos=fuerza de acción o fuerza trabajando) tiene diversas acepciones y definiciones, relacionadas con la idea de una capacidad para obrar, transformar o poner en movimiento. En física, «energía» se define como la capacidad para realizar un trabajo. En tecnología y economía, «energía» se refiere a un recurso natural (incluyendo a su tecnología asociada) para extraerla, transformarla, y luego darle un uso industrial o económico.
La energía también es una magnitud física que se presenta bajo diversas formas, está involucrada en todos los procesos de cambio de Estado físico, se transforma y se transmite, depende del sistema de referencia y fijado éste se conserva.



La energía puede sufrir modificaciones, por ejemplo la energía eléctrica cambia a energía lumínica en un bombillo encendido, o cambia a energía en movimiento en un abanico eléctrico funcionando.
En química aparecen algunas formas específicas no mencionadas anteriormente:
· Energía de ionización, una forma de energía potencial, es la energía que hace falta para ionizar una molécula o átomo.
· Energía de enlace, es la energía potencial almacenada en los enlaces químicos de un compuesto. Las reacciones químicas liberan o absorben esta clase de energía, en función de la entalpía y energía calórica.
Si estas formas de energía son consecuencia de interacciones biológicas, la energía resultante es bioquímica, pues necesita de las mismas leyes físicas que aplican a la química, pero los procesos por los cuales se obtienen son biológicos, como norma general resultante del metabolismo celular (véase Ruta metabólica).

Existen 2 tipos de energía que son:
Energía potencial
Es la energía que se le puede asociar a un cuerpo o sistema conservativo en virtud de su posición o de su configuración. Por definición el nivel de tierra tiene energía potencial nula. Algunos tipos de energía potencial que aparecen en diversos contextos de la física son:
La energía potencial gravitatoria asociada a la posición de un cuerpo en el campo gravitatorio (en el contexto de la mecánica clásica). La energía potencial gravitatoria de un cuerpo de masa m en un campo gravitatorio constante viene dada por:
Donde h es la altura del centro de masas respecto al cero convencional de energía potencial.


La energía potencial electrostática V de un sistema se relaciona con el campo eléctrico mediante la relación:
La energía potencial elástica asociada al campo de tensiones de un cuerpo deformable.
La energía potencial puede definirse solamente cuando existe un campo de fuerzas que es conservativa, es decir, que cumpla con alguna de las siguientes propiedades:
1. El trabajo realizado por la fuerza entre dos puntos es independiente del camino recorrido.
2. El trabajo realizado por la fuerza para cualquier camino cerrado es nulo.
3. Cuando el rotor de F es cero (sobre cualquier dominio simplemente conexo).
Se puede demostrar que todas las propiedades son equivalentes (es decir que cualquiera de ellas implica la otra).


En estas condiciones, la energía potencial en un punto arbitrario se define como la diferencia de energía que tiene una partícula en el punto arbitrario y otro punto fijo llamado "potencial cero".





Energía cinética de una masa puntual
La energía cinética es un concepto fundamental de la física que aparece tanto en mecánica clásica, como mecánica relativista y mecánica cuántica. La energía cinética es una magnitud escalar asociada al movimiento de cada una de las partículas del sistema. Su expresión varía ligeramente de una teoría física a otra. Esta energía se suele designar como K, T o Ec.
El límite clásico de la energía cinética de un cuerpo rígido que se desplaza a una velocidad v viene dada por la expresión:
Una propiedad interesante es que esta magnitud es extensiva por lo que la energía de un sistema puede expresarse como "suma" de las energía de partes disjuntas del sistema. Así por ejemplo puesto que los cuerpos están formados de partículas, se puede conocer su energía sumando las energías individuales de cada partícula del cuerpo.


Magnitudes relacionadas
La energía se define como la capacidad de realizar un trabajo. Energía y trabajo son equivalentes y, por tanto, se expresan en las mismas unidades. El calor es una forma de energía, por lo que también hay una equivalencia entre unidades de energía y de calor. La capacidad de realizar un trabajo en una determinada cantidad de tiempo es la potencia.
La energía como recurso natural
En tecnología y economía, una fuente de energía es un recurso natural, así como la tecnología asociada para explotarla y hacer un uso industrial y económico del mismo. La energía en sí misma nunca es un bien para el consumo final sino un bien intermedio para satisfacer otras necesidades en la producción de bienes y servicios. Al ser un bien escaso, la energía es fuente de conflictos para el control de los recursos energéticos.



Teoría atómica
En física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.
La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico, y fue en el siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la estequiometría. Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega atomos, que significa "indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y neutrones), que pueden existir de manera separada.

De hecho, en ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide a los átomos existir como tales. El campo de la ciencia que estudia las partículas fundamentales de la materia se denomina física de partículas.
Hasta comienzos del siglo XIX, la teoría atómica era principalmente filosófica y no estaba fundada en la experimentación científica. Las primeras teorías conocidas se desarrollaron en la Antigua India en el siglo VI a. C. por filósofos hindúes y budistas. El primer filósofo que formuló ideas sobre el átomo de una manera sistemática fue Kanada. Otro filósofo indio, Pakudha Katyayana, que también vivió en el siglo VI a. C.
Demócrito y Leucipo, dos griegos del siglo VI a. C. Los griegos creían que todos los átomos estaban hechos del mismo material pero tenían diferentes formas y tamaños, que eran los factores que determinaban las propiedades físicas del material. Por ejemplo, ellos creían que los átomos de un líquido eran lisos, lo que les permitiría deslizarse uno sobre otro.

Según esta línea de pensamiento, el grafito y el diamante estarían compuestos por dos tipos diferentes de átomos, si bien hoy sabemos que son dos isómeros del carbono.
Durante el siglo XII(en plena Edad de Oro Islámica), los atomistas islámicos desarrollaron teorías atómicas que eran una síntesis del atomismo griego y el indio. Desarrollaron y profundizaron en las antiguas ideas griegas e indias y aportaron otras nuevas, como la posibilidad de hacer que existiesen partículas más pequeñas que un átomo. Al mismo tiempo que la influencia islámica empezaba a extenderse por Europa, las ideas atómicas islámicas, junto con las griegas e indias, comenzaron a difundirse por toda Europa a finales de la Edad Media.





Posteriormente el físico y químico británico John Dalton propuso a principios del siglo XIX los fundamentos de la teoría atómica, aportando así las bases para el rápido desarrollo de la química moderna.
Los siguientes postulados forman parte de la teoría atómico molecular:
1. La materia se compone de partículas pequeñas, definidas e indestructibles llamadas “átomos”, que no se pueden dividir por ningún método físico, ni químico ordinario.
2. Los átomos de un mismo elemento son todos idénticos y poseen las mismas propiedades.
3. Las moléculas se forman mediante la unión de un número entero de átomos de un mismo elemento simple, o de la unión de diferentes elementos simples.



4. Las moléculas de un elemento o sustancia simple se forman con átomos idénticos del mismo elemento.
5. Cuando un solo átomo constituye la molécula de un elemento o sustancia simple, dicha molécula constituye, a su vez, el átomo de ese propio elemento.
6. Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas, al menos, por átomos de dos elementos simples diferentes.
7. La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma (Ley de la conservación de la materia)
8. En los primeros años del siglo XIX, John Dalton desarrolló su modelo atómico, en la que proponía que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). Esta teoría tuvo diversos precedentes.


9. El primero fue la ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que afirma que la masa total en una reacción química permanece constante. Esta ley le sugirió a Dalton la idea de que la materia era indestructible.
10. El segundo fue la ley de las proporciones definidas. Enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust en 1799, afirma que, en un compuesto, los elementos que lo conforman se combinan en proporciones de masa definidas y características del compuesto.
11. Dalton estudió y amplió el trabajo de Proust para desarrollar la ley de las proporciones múltiples: cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

En 1803, Dalton publicó su primera lista de pesos atómicos relativos para cierta cantidad de sustancias. La ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases, estudiando los volúmenes en los que reaccionaban. Por ejemplo: el hecho de que dos litros de hidrógeno reaccionasen con un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes), significaba que una única molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua. De esta forma, Avogadro podía calcular estimaciones más exactas de la masa atómica del oxígeno y de otros elementos, y estableció la distinción entre moléculas y átomos.
12. Ya en 1784, el botánico escocés Robert Brown, había observado que las partículas de polvo que flotaban en el agua se movían al azar sin ninguna razón aparente. En 1905, Albert Einstein tenía la teoría de que este movimiento browniano lo causaban las moléculas de agua que "bombardeaban" constantemente las partículas, y desarrolló un modelo matemático hipotético para describirlo.
Ley de las proporciones constantes
Una de las observaciones fundamentales de la química moderna hecha por Louis Proust, la ley de las proporciones constantes, dice:
"Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes".Eso significa que siempre va a ser igual el porcentaje de cada uno de los elementos no importando si solo se combinan 10 g o 1000 g; esta ley se utiliza cuando hay un reactivo ilimitado en la naturaleza.
También se conoce como la ley de las proporciones definidas. Ésta se considera una ley química fundamental.
Por ejemplo, el agua es un compuesto puro, conformado por átomos de hidrógeno y oxígeno. En cualquier muestra de agua pura, siempre habrá dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno, y la proporción de masa entre ambos elementos siempre será 88,81% de hidrógeno y 11,20% de oxígeno.
Esto no quiere decir que todos los compuestos de hidrógeno y oxígeno se combinan en esta proporción. El peróxido de hidrógeno, por ejemplo, es un compuesto que presenta dos átomos de hidrógeno por cada dos átomos de oxígeno, lo cual se desarrolla en la ley de las proporciones múltiples.
Existe una clase de sustancias, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados berthóllidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Un ejemplo de berthóllido es el Óxido de hierro (II). Su fórmula ideal es FeO, pero se ha determinado que la relación molar entre sus componentes se acerca a la fórmula Fe0, 95O.
Hay algunos elementos que no pueden combinarse debido a que su valencia es 0: He, Ne, Ar, Kr
Algunos ejemplos de reactivos ilimitados son: O2, N2, H2, SO4
Ejemplos
Tenemos un metal a la intemperie (Cu) este se va a oxidar con la ayuda del oxígeno:
Cu + O = Cu2O (100%)
2 g + O, 5 g = 2,5 g (100%)
Entonces el Cu esta en una proporción de 80% y el O esta en proporción del 20% una vez sabiendo esto podemos saber cuanto Cu y cuanto O hay en un compuesto aun si no nos dan todos los datos ejemplo:
Cu + O = Cu2O
8 g? = ?
Si ocho gramos es el 80% cuanto es el restante 20%??? La respuesta es 2 g por lo tanto:
Cu + O = Cu2O (100%)
8 g + 2 g = 10 g (100%)



Ley de las proporciones múltiples
Formulada en 1803 por John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Joseph Gay-Lussac.
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros sencillos.
Sustancia
Proporciones entre hidrogeno y oxígeno
Agua
Masa de hidrogeno
Masa de oxigeno
Proporción
pura H2O
2g
16g
1
Oxigenada H2O2
2g
32g
2
Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.

Esta Ley de Dalton establece que la presión total, Ptot, de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla, .
En el caso de tener gases ideales, se podrá escribir:
Siendo R la constante de los gases ideales, T la temperatura, V el volumen y ni el número de moles del componente i de la mezcla. El número de moles de un componente de la mezcla ni se define como el cociente entre la masa, Mi, de dicho componente y su masa molecular, mi.

En general, para una mezcla, el número de moles n total se puede obtener de la siguiente ecuación:

Ejemplo
2(Ag2O) = Ag4 + O2
Ag = 0.92682gO = 0.0716g







La ley de la conservación de la energía

constituye el primer principio de la termodinámica y afirma que la cantidad total de energía en cualquier sistema aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece invariable con el tiempo, aunque dicha energía puede transformarse en otra forma de energía.

En resumen, la ley de la conservación de la energía afirma que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo se puede cambiar de una forma a otra, por ejemplo, cuando la energía eléctrica se transforma en energía calorífica en un calefactor.
Conservación de la energía y termodinámica
Dentro de los sistemas termodinámicos, una consecuencia de la ley de conservación de la energía es la llamada primera ley de la termodinámica, la cual establece que, al suministrar una determinada cantidad de energía térmica (Q) a un sistema, esta cantidad de energía será igual a la diferencia del incremento de la energía interna del sistema (ΔU) menos el trabajo (W) efectuado por el sistema sobre sus alrededores:
(Ver Criterio de signos termodinámico)
Aunque la energía no se pierde, se degrada de acuerdo con la segunda ley de la termodinámica.
En un proceso irreversible, la entropía de un sistema aislado aumenta y no es posible devolverlo al estado termodinámico físico anterior. Así un sistema físico aislado puede cambiar su estado a otro con la misma energía pero con dicha energía en una forma menos aprovechable. Por ejemplo, un movimiento con fricción es un proceso irreversible por el cual se convierte energía mecánica en energía térmica. Esa energía térmica no puede convertirse en su totalidad en energía mecánica de nuevo ya que, como el proceso opuesto no es espontáneo, es necesario aportar energía extra para que se produzca en el sentido contrario.
Desde un punto de vista cotidiano, las máquinas y los procesos desarrollados por el hombre funcionan con un rendimiento menor al 100%, lo que se traduce en pérdidas de energía y por lo tanto también de recursos económicos o materiales. Como se decía anteriormente, esto no debe interpretarse como un incumplimiento del principio enunciado sino como una transformación "irremediable" de la energía…


Bibliografia



Google
winkipedia
libro de texto de quimica






Objetivos específicos:




Al finalizar el estudio de este capítulo, el alumno(a) estarán en capacidad de:


· Clasificar la energía según sus tipos y transformaciones.
· Explicar las leyes fundamentales de la química, con ejemplos conocidos.






El término energía:

(del griego ἐνέργεια/energeia, actividad, operación; ἐνεργóς/energos=fuerza de acción o fuerza trabajando) tiene diversas acepciones y definiciones, relacionadas con la idea de una capacidad para obrar, transformar o poner en movimiento. En física, «energía» se define como la capacidad para realizar un trabajo. En tecnología y economía, «energía» se refiere a un recurso natural (incluyendo a su tecnología asociada) para extraerla, transformarla, y luego darle un uso industrial o económico.
La energía también es una magnitud física que se presenta bajo diversas formas, está involucrada en todos los procesos de cambio de Estado físico, se transforma y se transmite, depende del sistema de referencia y fijado éste se conserva.



La energía puede sufrir modificaciones, por ejemplo la energía eléctrica cambia a energía lumínica en un bombillo encendido, o cambia a energía en movimiento en un abanico eléctrico funcionando.
En química aparecen algunas formas específicas no mencionadas anteriormente:
· Energía de ionización, una forma de energía potencial, es la energía que hace falta para ionizar una molécula o átomo.
· Energía de enlace, es la energía potencial almacenada en los enlaces químicos de un compuesto. Las reacciones químicas liberan o absorben esta clase de energía, en función de la entalpía y energía calórica.
Si estas formas de energía son consecuencia de interacciones biológicas, la energía resultante es bioquímica, pues necesita de las mismas leyes físicas que aplican a la química, pero los procesos por los cuales se obtienen son biológicos, como norma general resultante del metabolismo celular (véase Ruta metabólica).

Existen 2 tipos de energía que son:
Energía potencial
Es la energía que se le puede asociar a un cuerpo o sistema conservativo en virtud de su posición o de su configuración. Por definición el nivel de tierra tiene energía potencial nula. Algunos tipos de energía potencial que aparecen en diversos contextos de la física son:
La energía potencial gravitatoria asociada a la posición de un cuerpo en el campo gravitatorio (en el contexto de la mecánica clásica). La energía potencial gravitatoria de un cuerpo de masa m en un campo gravitatorio constante viene dada por:
Donde h es la altura del centro de masas respecto al cero convencional de energía potencial.


La energía potencial electrostática V de un sistema se relaciona con el campo eléctrico mediante la relación:
La energía potencial elástica asociada al campo de tensiones de un cuerpo deformable.
La energía potencial puede definirse solamente cuando existe un campo de fuerzas que es conservativa, es decir, que cumpla con alguna de las siguientes propiedades:
1. El trabajo realizado por la fuerza entre dos puntos es independiente del camino recorrido.
2. El trabajo realizado por la fuerza para cualquier camino cerrado es nulo.
3. Cuando el rotor de F es cero (sobre cualquier dominio simplemente conexo).
Se puede demostrar que todas las propiedades son equivalentes (es decir que cualquiera de ellas implica la otra).


En estas condiciones, la energía potencial en un punto arbitrario se define como la diferencia de energía que tiene una partícula en el punto arbitrario y otro punto fijo llamado "potencial cero".





Energía cinética de una masa puntual
La energía cinética es un concepto fundamental de la física que aparece tanto en mecánica clásica, como mecánica relativista y mecánica cuántica. La energía cinética es una magnitud escalar asociada al movimiento de cada una de las partículas del sistema. Su expresión varía ligeramente de una teoría física a otra. Esta energía se suele designar como K, T o Ec.
El límite clásico de la energía cinética de un cuerpo rígido que se desplaza a una velocidad v viene dada por la expresión:
Una propiedad interesante es que esta magnitud es extensiva por lo que la energía de un sistema puede expresarse como "suma" de las energía de partes disjuntas del sistema. Así por ejemplo puesto que los cuerpos están formados de partículas, se puede conocer su energía sumando las energías individuales de cada partícula del cuerpo.


Magnitudes relacionadas
La energía se define como la capacidad de realizar un trabajo. Energía y trabajo son equivalentes y, por tanto, se expresan en las mismas unidades. El calor es una forma de energía, por lo que también hay una equivalencia entre unidades de energía y de calor. La capacidad de realizar un trabajo en una determinada cantidad de tiempo es la potencia.
La energía como recurso natural
En tecnología y economía, una fuente de energía es un recurso natural, así como la tecnología asociada para explotarla y hacer un uso industrial y económico del mismo. La energía en sí misma nunca es un bien para el consumo final sino un bien intermedio para satisfacer otras necesidades en la producción de bienes y servicios. Al ser un bien escaso, la energía es fuente de conflictos para el control de los recursos energéticos.



Teoría atómica
En física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.
La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico, y fue en el siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la estequiometría. Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega atomos, que significa "indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y neutrones), que pueden existir de manera separada.

De hecho, en ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide a los átomos existir como tales. El campo de la ciencia que estudia las partículas fundamentales de la materia se denomina física de partículas.
Hasta comienzos del siglo XIX, la teoría atómica era principalmente filosófica y no estaba fundada en la experimentación científica. Las primeras teorías conocidas se desarrollaron en la Antigua India en el siglo VI a. C. por filósofos hindúes y budistas. El primer filósofo que formuló ideas sobre el átomo de una manera sistemática fue Kanada. Otro filósofo indio, Pakudha Katyayana, que también vivió en el siglo VI a. C.
Demócrito y Leucipo, dos griegos del siglo VI a. C. Los griegos creían que todos los átomos estaban hechos del mismo material pero tenían diferentes formas y tamaños, que eran los factores que determinaban las propiedades físicas del material. Por ejemplo, ellos creían que los átomos de un líquido eran lisos, lo que les permitiría deslizarse uno sobre otro.

Según esta línea de pensamiento, el grafito y el diamante estarían compuestos por dos tipos diferentes de átomos, si bien hoy sabemos que son dos isómeros del carbono.
Durante el siglo XII(en plena Edad de Oro Islámica), los atomistas islámicos desarrollaron teorías atómicas que eran una síntesis del atomismo griego y el indio. Desarrollaron y profundizaron en las antiguas ideas griegas e indias y aportaron otras nuevas, como la posibilidad de hacer que existiesen partículas más pequeñas que un átomo. Al mismo tiempo que la influencia islámica empezaba a extenderse por Europa, las ideas atómicas islámicas, junto con las griegas e indias, comenzaron a difundirse por toda Europa a finales de la Edad Media.





Posteriormente el físico y químico británico John Dalton propuso a principios del siglo XIX los fundamentos de la teoría atómica, aportando así las bases para el rápido desarrollo de la química moderna.
Los siguientes postulados forman parte de la teoría atómico molecular:
1. La materia se compone de partículas pequeñas, definidas e indestructibles llamadas “átomos”, que no se pueden dividir por ningún método físico, ni químico ordinario.
2. Los átomos de un mismo elemento son todos idénticos y poseen las mismas propiedades.
3. Las moléculas se forman mediante la unión de un número entero de átomos de un mismo elemento simple, o de la unión de diferentes elementos simples.



4. Las moléculas de un elemento o sustancia simple se forman con átomos idénticos del mismo elemento.
5. Cuando un solo átomo constituye la molécula de un elemento o sustancia simple, dicha molécula constituye, a su vez, el átomo de ese propio elemento.
6. Las moléculas de las sustancias compuestas están formadas, al menos, por átomos de dos elementos simples diferentes.
7. La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma (Ley de la conservación de la materia)
8. En los primeros años del siglo XIX, John Dalton desarrolló su modelo atómico, en la que proponía que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). Esta teoría tuvo diversos precedentes.


9. El primero fue la ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en 1789, que afirma que la masa total en una reacción química permanece constante. Esta ley le sugirió a Dalton la idea de que la materia era indestructible.
10. El segundo fue la ley de las proporciones definidas. Enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust en 1799, afirma que, en un compuesto, los elementos que lo conforman se combinan en proporciones de masa definidas y características del compuesto.
11. Dalton estudió y amplió el trabajo de Proust para desarrollar la ley de las proporciones múltiples: cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

En 1803, Dalton publicó su primera lista de pesos atómicos relativos para cierta cantidad de sustancias. La ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases, estudiando los volúmenes en los que reaccionaban. Por ejemplo: el hecho de que dos litros de hidrógeno reaccionasen con un litro de oxígeno para producir dos litros de vapor de agua (a presión y temperatura constantes), significaba que una única molécula de oxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua. De esta forma, Avogadro podía calcular estimaciones más exactas de la masa atómica del oxígeno y de otros elementos, y estableció la distinción entre moléculas y átomos.
12. Ya en 1784, el botánico escocés Robert Brown, había observado que las partículas de polvo que flotaban en el agua se movían al azar sin ninguna razón aparente. En 1905, Albert Einstein tenía la teoría de que este movimiento browniano lo causaban las moléculas de agua que "bombardeaban" constantemente las partículas, y desarrolló un modelo matemático hipotético para describirlo.
Ley de las proporciones constantes
Una de las observaciones fundamentales de la química moderna hecha por Louis Proust, la ley de las proporciones constantes, dice:
"Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes".Eso significa que siempre va a ser igual el porcentaje de cada uno de los elementos no importando si solo se combinan 10 g o 1000 g; esta ley se utiliza cuando hay un reactivo ilimitado en la naturaleza.
También se conoce como la ley de las proporciones definidas. Ésta se considera una ley química fundamental.
Por ejemplo, el agua es un compuesto puro, conformado por átomos de hidrógeno y oxígeno. En cualquier muestra de agua pura, siempre habrá dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno, y la proporción de masa entre ambos elementos siempre será 88,81% de hidrógeno y 11,20% de oxígeno.
Esto no quiere decir que todos los compuestos de hidrógeno y oxígeno se combinan en esta proporción. El peróxido de hidrógeno, por ejemplo, es un compuesto que presenta dos átomos de hidrógeno por cada dos átomos de oxígeno, lo cual se desarrolla en la ley de las proporciones múltiples.
Existe una clase de sustancias, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados berthóllidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los elementos pueden variar continuamente entre ciertos límites. Un ejemplo de berthóllido es el Óxido de hierro (II). Su fórmula ideal es FeO, pero se ha determinado que la relación molar entre sus componentes se acerca a la fórmula Fe0, 95O.
Hay algunos elementos que no pueden combinarse debido a que su valencia es 0: He, Ne, Ar, Kr
Algunos ejemplos de reactivos ilimitados son: O2, N2, H2, SO4
Ejemplos
Tenemos un metal a la intemperie (Cu) este se va a oxidar con la ayuda del oxígeno:
Cu + O = Cu2O (100%)
2 g + O, 5 g = 2,5 g (100%)
Entonces el Cu esta en una proporción de 80% y el O esta en proporción del 20% una vez sabiendo esto podemos saber cuanto Cu y cuanto O hay en un compuesto aun si no nos dan todos los datos ejemplo:
Cu + O = Cu2O
8 g? = ?
Si ocho gramos es el 80% cuanto es el restante 20%??? La respuesta es 2 g por lo tanto:
Cu + O = Cu2O (100%)
8 g + 2 g = 10 g (100%)



Ley de las proporciones múltiples
Formulada en 1803 por John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico francés Joseph Gay-Lussac.
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros sencillos.
Sustancia
Proporciones entre hidrogeno y oxígeno
Agua
Masa de hidrogeno
Masa de oxigeno
Proporción
pura H2O
2g
16g
1
Oxigenada H2O2
2g
32g
2
Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para formar distintos compuestos.

Esta Ley de Dalton establece que la presión total, Ptot, de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes de la mezcla, .
En el caso de tener gases ideales, se podrá escribir:
Siendo R la constante de los gases ideales, T la temperatura, V el volumen y ni el número de moles del componente i de la mezcla. El número de moles de un componente de la mezcla ni se define como el cociente entre la masa, Mi, de dicho componente y su masa molecular, mi.

En general, para una mezcla, el número de moles n total se puede obtener de la siguiente ecuación:

Ejemplo
2(Ag2O) = Ag4 + O2
Ag = 0.92682gO = 0.0716g


La ley de la conservación de la energía

constituye el primer principio de la termodinámica y afirma que la cantidad total de energía en cualquier sistema aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece invariable con el tiempo, aunque dicha energía puede transformarse en otra forma de energía.

En resumen, la ley de la conservación de la energía afirma que la energía no puede crearse ni destruirse, sólo se puede cambiar de una forma a otra, por ejemplo, cuando la energía eléctrica se transforma en energía calorífica en un calefactor.
Conservación de la energía y termodinámica
Dentro de los sistemas termodinámicos, una consecuencia de la ley de conservación de la energía es la llamada primera ley de la termodinámica, la cual establece que, al suministrar una determinada cantidad de energía térmica (Q) a un sistema, esta cantidad de energía será igual a la diferencia del incremento de la energía interna del sistema (ΔU) menos el trabajo (W) efectuado por el sistema sobre sus alrededores:
(Ver Criterio de signos termodinámico)
Aunque la energía no se pierde, se degrada de acuerdo con la segunda ley de la termodinámica.
En un proceso irreversible, la entropía de un sistema aislado aumenta y no es posible devolverlo al estado termodinámico físico anterior. Así un sistema físico aislado puede cambiar su estado a otro con la misma energía pero con dicha energía en una forma menos aprovechable. Por ejemplo, un movimiento con fricción es un proceso irreversible por el cual se convierte energía mecánica en energía térmica. Esa energía térmica no puede convertirse en su totalidad en energía mecánica de nuevo ya que, como el proceso opuesto no es espontáneo, es necesario aportar energía extra para que se produzca en el sentido contrario.
Desde un punto de vista cotidiano, las máquinas y los procesos desarrollados por el hombre funcionan con un rendimiento menor al 100%, lo que se traduce en pérdidas de energía y por lo tanto también de recursos económicos o materiales. Como se decía anteriormente, esto no debe interpretarse como un incumplimiento del principio enunciado sino como una transformación "irremediable" de la energía…


Bibliografia
Google
winkipedia
libro de texto de quimica

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