La pressione colloido-osmotica o pressione oncotica Si analizzi il sangue e il liquido interstiziale 1) pressione idrostatica del sangue 130-140 mmHg in aorta 35 mmHg capillari arteriosi 15 mmHg nel distretto venoso 2) Pressione idrostatica interstiziale ~0 3) Pressione osmotica dei soluti nel sangue (circa 300 mOsM) Piccoli soluti 154 mM NaCl (0,9 %)  6,7 Atm 5100 mmHg Proteine plasmatiche 7,3 g% 4,5 g albumina (65 kDa) 2,5 g globuline (150 kDa) 0,3 g fibrinogeno (330 kDa) Pressione oncotica = 28 mmHg 4) Pressione oncotica negli spazi interstiziali proteine pari a 1,8 % pressione oncotica 3-4 mmHg COLLOIDE: è una particella con un peso molecolare >30.000 Da presente in soluzione Possono partecipare alla pressione osmotica totale di una soluzione? Certamente perché… Tale componente influenza solo in bassa percentuale la pressione osmotica totale, ma è talmente importante da essere denominata in modo diverso: pressione colloido osmotica (meno dell’1% del totale). Perché ne parliamo? LA PRESSIONE COLLOIDO OSMOTICA assicura che l’acqua rimanga all’interno del letto capillare. Patologie legate alla pressione colloido osmotica: malnutrizione, malassorbimento, anoressia, cirrosi epatica… Viene espressa in osmoralità= osmoli/L

EQUILIBRIO CHIMICO all’EQUILIBRIO REAZIONI CHIMICHE a COMPLETAMENTO Principio di Le Chatelier: un sistema in equilibrio che venga perturbato mediante un cambiamento della temperatura, della pressione o della concentrazione di uno dei suoi componenti, tenderà a modificare la posizione del proprio equilibrio nel senso idoneo a contrastare il perturbamento Legge delle azioni di massa: aA + bB ↔ cC + dD [C]c [D]d = Keq [A]a [B]b L’unità di misura della costante varia

EQUILIBRIO CHIMICO Quale caratteristica possono avere i soluti in soluzione? Acidi Basi Sali Essere o non essere Elettrolita Acidi e Basi Arrhenius: acido: sostanza che in soluzione acquosa libera ioni H+ base: sostanza che in soluzione libera ioni OH- Brönsted-Lowry: acido: sostanza capace di cedere protoni base: sostanza capace di assumere protoni Lewis: acido: sostanza che accetta coppie elettroniche base: sostanza che fornisce coppie elettroniche

EQUILIBRIO in SOLUZIONE Teoria di Brönsted.Lowry Un acido forte cede facilmente protoni Un acido debole cede protoni con minor facilità Una base forte attrae con forza protoni Una base debole li attira debolmente Stiamo considerando reazioni all’equilibrio Non esistono solo acidi o solo basi, ma coppie coniugate Ogni reazione acido base va considerata come un confronto tra due acidi o come Competizione tra due basi HCl + H2O  H3O+ + Cl-

EQUILIBRIO in SOLUZIONE Esempi di coppie coniugate Il concetto di forte e debole può avere un significato assoluto, dissociazione completa e parziale rispettivamente, oppure un significato relativo se la forza viene confrontata con una sostanza di riferimento (per es l’acqua) Quanto più forte è una specie, tanto più debole è quella ad essa coniugata HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- Si riconoscono due coppie coniugate La posizione dell’equilibrio è determinata dalla forza relativa delle due coppie coniugate

EQUILIBRIO in SOLUZIONE L’acqua compare due volte manifestando un doppio ruolo Sostanze anfotere Capacità di comportarsi sia da acidi che da basi Ognuna delle coppie coniugate possiede sarà presente in soluzione a concentrazioni dipendenti dalla loro costante di dissociazione Ka o Kb

EQUILIBRIO in SOLUZIONE IONIZZAZIONE dell’ACQUA H2O  H+ + OH- H2O + H2O  H3O+ + OH- In ogni soluzione acquosa [H3O+] e [OH-] non possono assumere valori qualunque! I rispettivi valori sono strettamente correlati tra loro Kw = Ka Kb [H3O+] [OH-] [H2O]2 = costante [H2O] = 55.55 M = (1000gr/18) [H3O+] [OH-] = Kw = 1 x 10-14 (25°C)

L’acqua rappresenta il 60% del peso corporeo nell’uomo e il 55% nella donna Di questo: 66% ICF fluido intracellulare 33% ECF fluido extracellulare 8% plasma L’acqua non è trasportata attivamente all’interno dell’organismo, ma c’è libera permeabilità tra ICF e ECF determinato dalla pressione osmotica tra i compartimenti. (ad eccezione del rene, la concentrazione osmotica, o osmolarità, di questi compartimenti è uguale, sono isotonici) Ogni modificaazione nel contenuto di soluti, determina una mobilitazione di acqua che ristabilisce l’isotonicità ECF: maggior contributo alla osmolalità (282.295 mmoli/kg di acqua) è lo ione sodio e i suoi anioni associati , cloro e bicarbonato, + glucosio e urea ICF: maggior contributo alla osmolalità è lo ione potassio Proteine hanno un contributo marginale (0,5%), ma hanno un ruolo importante nel determinare la ditribuzione dell’acqua tra compartimento dell’endotelio capillare e il liquido interstiziale : il contributo delle proteine alla pressione osmotica del plasma e nota come pressione colloido osmotica o pressione oncotica Acqua prodotta dal metabolismo ossidativo e dalla dieta Ogni perdita di acqua da ECF, per eempio per mancanza di acqua, riulta in un movimento di acqua da ICF a ECf, tale aumento di osmolarità stimola il centro della sete dell’ipotalamo nonché gli osmorecettori che det. Il rilascio di vasopressina (ADH, riassorbimento di acqua)

Total water (42L) K+ K+ Na+ Na+ Intracellular water 3000 mmoli di ioni sodio in gran parte libero e in parte complessato nell’osso. subisce turn-over: Secreto nell’intestino 1000mmoli/24h Filtrato dal rene 25,000mmoli/24h in gran parte riassorbito da intestino e tubuli renali Intracellular water (28 L) extracellular water (14 L) Interstitial fluid (10,5 L) Plasma (3,5 L) K+ Potassium (110 mmoli/L) Potassium (4 mmoli/L) K+ È presente quasi completamente libero e intracellulare Na+ Sodium (10 mmoli/L) Sodium (135 mmoli/L) Na+ diffusion pompa sodio

PERDITA DI ACQUA: ECCESSO Di ACQUA CAUSE: Aumentata perdita Dal rene: disordini tubuli renali diabete insipido incremento del carico osmotico dovuto a diabete mellito diuretici osmotici o alto consumo di proteine Dalla pelle: sudorazione Dal polmone: iperventilazione Dall’intestino: diarrea (in bambini) Diminuito apporto Infanzia Disfagia Età avanzata Incoscienza restrizione dell’apporto orale INDICAZIONI CLINICHE: Sintomi Sete Secchezza delle fauci Difficoltà a deglutire Debolezza Confusione ECCESSO Di ACQUA CAUSE: Aumentato apporto Bere in modo compulsivo Eccessivo apporto parenterale di fluidi Assorbimento di acqua durante l’irrigazione della milza INDICAZIONI CLINICHE: Disturbi del comportamento Confusione Mal di testa Convulsioni Coma Risposta all’estensore plantare Diminuita escrezione blocco renale (severo) Carenza di cortisolo Inappropriata secrezione di vasopressina Farmaci: diuretici potenzianti azione vasopressoria agonisti come l’ossitocina

EQUILIBRIO in SOLUZIONE IONIZZAZIONE dell’ACQUA e pH poiché Kw = Ka Kb = 10-14 moli/L allora pKw = pKa + pKb = 14

pH di alcune soluzioni: Succhi Gastrici pH = 1.0 - 3.0 Succo di Limone pH = 2.2 - 2.4 Aceto pH = 2.4 - 3.4 Bibite gassate pH = 2.5 - 3.5 Vino pH = 3.0 - 3.8 Pomodori pH = 4.0 - 4.4 Urina pH = 4.8 - 7.0 Latte pH = 6.4 - 7.0 Saliva Umana pH = 7.0 - 7.3 Sangue Umano pH = 7.3 - 7.5 Uova Fresche pH = 7.6 - 8.0 Acqua di Mare pH = 7.8 - 8.3 Bicarbonato di Sodio (soluzione) pH = 8.4 Carbonato di calcio (soluzione) pH = 9.4 Detergenti con Ammoniaca pH = 10.5 – 11.9

EQUILIBRIO in SOLUZIONE

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Acidosi e alcalosi metabolica cause dell’acidosi cause dell’alcalosi fatica muscolare (acido lattico) diabete mellito (acidi dal metabolismo dei lipidi) insufficienza renale (accumulo di H+ nel plasma) diuretici inibitori dell’anidrasi carbonica (minor riassorbimento di HCO3–, [HCO3-] plasmatica) vomito (perdita di HCl) aldosterone (aumentata secrezione renale di H+) assunzione di sali alcalini (NaHCO3) Acidosi e alcalosi respiratoria causate da una ridotta o aumentata ventilazione alveolare sono entrambe compensate dal riequilibrio acido-base a livello renale coinvolgendo tamponi non bicarbonato (fosfati, proteine plasmatiche) cause

EQUILIBRIO in SOLUZIONE = (αPCO2)= con α = 0,031 mmoli/L) H2CO3 può essere modificata dalla ventilazione polmonare H2CO3- può essere modificata a livello renale; per ogni H+ secreto, viene riassorbito uno ione bicarbonato

EQUILIBRIO in SOLUZIONE

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