Practica 1 - PH Y Soluciones, problemas y ejercicios sobre el tema PDF

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PRACTICA Nº 1SOLUCIONES, pH y AMORTIGUADORESRELACIÓN DE EXPERIMENTOS 1.- Preparación de una solución cloruro de sodio y dextrosa. 2.- Acción tampón (Buffer) de las proteínas del suero sanguíneo. 3.- Determinación de la acidez gástrica.INTRODUCCIÓNUna solución corresponde a la mezcla de dos o más sus...

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PRACTICA Nº 1 SOLUCIONES, pH y AMORTIGUADORES RELACIÓN DE EXPERIMENTOS 1.- Preparación de una solución cloruro de sodio y dextrosa. 2.- Acción tampón (Buffer) de las proteínas del suero sanguíneo. 3.- Determinación de la acidez gástrica.

INTRODUCCIÓN Una solución corresponde a la mezcla de dos o más sustancias, con las características de mostrarse homogénea a los procedimientos físicos. El componente que se encuentra en mayor proporción se denomina solvente, en tanto que el otro u otros componentes se denomina soluto(s). El agua por sus notables cualidades de solvente y por ser el componente químico más importante del organismo, cumple un rol destacado en mantener solubles a los diversos constituyentes químicos de la célula. En atención al tamaño de las moléculas de soluto, las soluciones se agrupan en soluciones coloidales y soluciones verdaderas. Las soluciones coloidales tienen partículas de soluto (micelas) de un tamaño comprendido entre 1 nm y 1000 nm; es el caso de las soluciones de proteínas, ácidos nucleicos y polisacáridos. Las soluciones verdaderas tienen un tamaño menor a 1 nm. Las biomoléculas y bioiones de bajo peso molecular dan soluciones a esta clase. La concentración de las soluciones corresponde a la cantidad de soluto por unidad de volumen dé la solución y en Bioquímica existen 3 sistemas importantes para expresar la concentración de las soluciones. El sistema molar, el sistema normal y el sistema porcentual. Solución Molar (M) es aquella que contiene un mol de la sustancia por litro de solución. La solución normal es aquella que contiene el equivalente gramo de la sustancia por litro de solución. Solución porcentual es aquella que contiene un determinado número de gramos de la sustancia en 100 g se consideran soluciones porcentuales aquellas que contienen cierto número de gramos, miligramos o microgramos de soluto en 100 ml de la solución y se puede escribir (P/V) para indicar que en este caso la relación es de peso-volumen. 1

Por otro lado, cuando hablamos de soluciones biológicas, la concentración de hidrogeniones [H+] en la célula tiene un poderoso efecto sobre las reacciones químicas que allí ocurren, desde el momento

en que todos estos procesos son catalizados por enzimas y éstas a su vez requieren pHs óptimos para trabajar eficientemente. En vista que la concentración de

hidrogeniones expresada en

normalidad, en la mayoría de soluciones, incluyendo líquidos biológicos, es muy pequeña, hace un buen tiempo se acuñó el término de pH (potencial de hidrogeniones) para representarlas con cifras más manejables. El pH es pues un término que expresa la concentración de iones hidrógeno como el logaritmo negativo (de base 10) de dicha concentración en normalidad o lo que es lo mismo el logaritmo del inverso de concentración de hidrogeniones [H+].

pH = - log [H+] De acuerdo con este concepto, si el pH es 7 el medio es neutro, si el pH es menor de 7 la solución es ácida, y básica si el pH es mayor a 7. La escala de pH, nos indica el grado de acidez o de basicidad de una solución y varía entre 0 y 14, valores que en concentración de Hidrogeniones en Normalidad corresponden desde 1N hasta 10-14 N. El pH de una solución puede ser estimado en la práctica mediante el uso de métodos colorimétricos o potenciométricos. El procedimiento tan conocido para determinar el pH de una solución mediante el papel indicador de pH, es un método colorimétrico.

Finalmente, los amortiguadores o tampones son soluciones que se oponen a variaciones bruscas en el pH y por lo general están constituidos de ácidos débiles con sus bases conjugadas. Cuando hay exceso de OH -interviene el componente ácido del tampón; en cambio cuando hay exceso de H +, interviene el componente base conjugada del mismo. En uno u otro caso, se habrán enmascarado los iones OH –y H +y por lo tanto el pH del medio no se modificará. Hay dos factores a considerar en la efectividad de un tampón: la concentración de los componentes del mismo y la relación existente entre ambos. Sin embargo, hay que tener presente que la mayor acción amortiguadora de pH está en el pK o en las proximidades de este valor.

EXPERIMENTO 1 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Objetivos 1. Familiarizar al alumno con los cálculos necesarios para la reparación de una solución. 2.-Preparar la solución utilizando adecuadamente el material de laboratorio.

1.1.- PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE CLORURO DE SODIO 0.5 M (400ml) Procedimiento 1. Estimada la cantidad de cloruro de sodio necesario para preparar 400 ml de solución 0.5 M, se pesa con mucha exactitud dicha cantidad. 2. Se coloca la sustancia pesada en un beaker de 100 ml y se añade aproximadamente 50 ml de agua destilada. 3. Se agita con una bagueta de vidrio hasta que se disuelva completamente el cloruro de sodio. 4. Se transfiere el contenido a un frasco volumétrico (fiola) de 500 ml y se completa hasta la marca con agua destilada. Se tapa el frasco y se mezcla. 5. Se transfiere el contenido a un frasco y se le rotula adecuadamente. Resultados Anote en el espacio la cantidad de cloruro de sodio que calculó. 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑃𝑀) = 58, 5 𝑔/𝑀 1. 1𝑀 −−−−−− 58, 5𝑔

⇒ 𝑥=

58,5 × 0,5 1

0, 5 𝑀 −−−−−− 𝑥

2. 29, 25 𝑔 −−−−− 1000 𝑚𝑙 ⇒ 𝑥 = 11, 7𝑔 𝑥 −−−−− 400 𝑚𝑙

11,7 g de NaCl para 400 ml

⇒ 𝑥 =

29,25 × 400 1000

⇒ 𝑥= 29, 25𝑔

1.2 PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE DEXTROSA AL 12% (250ml) COMO BASES DEXTROSA AL 5% Y DEXTROSA AL 33,3%.

TENIENDO

Procedimiento 1. Estimar los volúmenes necesarios de dextrosa al 5% y al 33,3% necesarios para preparar 250 ml de solución al 12% de dextrosa. 2. Se mide los volúmenes determinados en probetas. 3. Se colocan en una fiola de 250 ml. 4. Se agita hasta que se homogenice. 5. Se transfiere el contenido a un frasco volumétrico (fiola) de 500 ml y se completa hasta la marca con agua destilada. Se tapa el frasco y se mezcla. 6. Se transfiere el contenido a un frasco y se le rotula adecuadamente. Resultados Anote en el espacio el volumen de dextrosa al 5% que calculó. 𝑉. 𝐶. 𝑀𝑒𝑛𝑜𝑟 =

(𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑚𝑎𝑦𝑜𝑟 − 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑜𝑏𝑗𝑒𝑡𝑖𝑣𝑜) × 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑜𝑏𝑗𝑒𝑡𝑖𝑣𝑜 (𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑚𝑎𝑦𝑜𝑟 − 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟)

●

𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑚𝑎𝑦𝑜𝑟: 33, 3%

●

𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑜𝑏𝑗𝑒𝑡𝑖𝑣𝑜: 12%

●

𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟: 5%

●

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑜𝑏𝑗𝑒𝑡𝑖𝑣𝑜: 250𝑚𝑙

𝑉. 𝑑𝑒 𝐷𝑒𝑥𝑡𝑟𝑜𝑠𝑎 5% =

(33,3 − 12) × 250 33,3 − 5

⇒ 𝑉. 𝑑𝑒 𝐷𝑒𝑥𝑡𝑟𝑜𝑠𝑎 5% =

5325 28,3

⇒ 𝑉. 𝑑𝑒 𝐷𝑒𝑥𝑡𝑟𝑜𝑠𝑎 5% = 188, 16 𝑚𝑙 Anote en el espacio el volumen de dextrosa al 33.3% que calculó: 250 𝑚𝑙 − 188, 16 𝑚𝑙 = 69, 84 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑑𝑒𝑥𝑡𝑟𝑜𝑠𝑎 𝑎𝑙 33. 3%

EXPERIMENTO 2. ACCIÓN TAMPÓN (BUFFER) DE LAS PROTEÍNAS DEL SUERO SANGUÍNEO Objetivos Demostrar la acción amortiguadora de pH de las proteínas del suero sanguíneo Método: Volumétrico o titrimétrico.

Se estima los miliequivalentes de HCl y de NaOH gastados para hacer variar el pH del suero sanguíneo, hacia el lado ácido y hacia el lado alcalino, respectivamente, y comparar estos resultados con los obtenidos al utilizar suero desproteinizado en lugar de suero sanguíneo Procedimiento: a) Medir en un Erlenmeyer, 2 ml de suero sanguíneo diluido al medio (1.0 ml de suero más 1.0 ml de agua destilada) y titular con NaOH 0.01 N hasta un pH aproximado de 8.5, usando como indicador la fenolftaleína. Anotar el volumen gastado de la soda. b) A la misma solución añadir dos gotas de anaranjado de metilo y titular con HCl 0.1 N hasta pH 3.4, anotar el volumen de ácido gastado. Para reconocer el color que toma este indicador a pH 3.4, preparar un tampón de dicho pH y añadir dos gotas de anaranjado de metilo. c) Repetir los pasos 1 y 2, utilizando en este caso suero desproteinizado ( o agua destilada). Para obtener el suero desproteinizado, mida cierto volumen de suero en un tubo de ensayo, y caliente en baño María hirviente por dos minutos; después de filtrar o centrifugar, usar el filtrado o el sobrenadante, según el caso.

Resultados. 1. Con los datos obtenidos en este experimento complete la siguiente tabla: SUERO SANGUÍNEO

AGUA DESTILADA

Gasto de NaOH 0.01 N en ml.

3.40 ml

0.10 ml

Gasto de HCl 0.1 N en ml.

3.20 ml

0.20 ml

1. Estimar los micromoles o miliequivalentes de ácido y base necesarios para hacer cambiar en una unidad el pH del suero y del agua destilada.

➔

3. 40 𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 ×

➔

0. 10 𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 ×

3. 20 𝑚𝑙 𝐻𝐶𝑙 × ➔

0.01 𝑚𝑒𝑞 𝑁𝑎𝑂𝐻 1𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 0.01 𝑚𝑒𝑞 𝑁𝑎𝑂𝐻 1𝑚𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻

0.01 𝑚𝑒𝑞 𝐻𝐶𝑙 = 1 𝑚𝑙 𝐻𝐶𝑙

0. 20 𝑚𝑙 𝐻𝐶𝑙 ×

= 0. 034 𝑚𝑒𝑞 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0. 001 𝑚𝑒𝑞 𝑁𝑎𝑂𝐻

0. 032 𝑚𝑞 𝐻𝐶𝑙

0.01 𝑚𝑒𝑞 𝐻𝐶𝑙 1 𝑚𝑙 𝐻𝐶𝑙

= 0. 002 𝑚𝑒𝑞 𝐻𝐶𝑙

SUERO SANGUÍNEO Gasto de NaOH 0.01 N en miliequivalentes Gasto de HCl 0.01 N en miliequivalentes

0.034 meq 0.032 meq

AGUA DESTILADA 0.001 meq 0.002 meq

EXPERIMENTO 3 ACIDEZ GÁSTRICA Normalmente, el jugo gástrico contiene mucina, pepsina, pequeñas cantidades de otras enzimas, ácidos orgánicos, sales, pequeñas cantidades de proteínas, fosfatos y una cantidad importante de ácido clorhídrico. Este HCl es secretado por las células parietales del estómago a una concentración promedio de aproximadamente 160 mEq/L (pH 0.87); esta secreción está influenciada por diversos factores y es estimulada por las comidas, el alcohol, la histamina, etc. La regurgitación del líquido intestinal, los alimentos y otros componentes del jugo gástrico, hacen que la acidez señalada disminuya , por lo que se señala que la acidez promedio de un sujeto en ayunas es de aproximadamente 2.5 de pH.

Desde el punto de vista médico, la determinación de la acidez gástrica es de particular importancia y contribuye al diagnóstico de una serie de enfermedades, como la úlcera péptica, cáncer gástrico, gastritis crónica, atrofia gástrica, etc.

Hace más de un siglo se estableció el denominado grado de acidez o Unidades de Acidez, como medida de la acidez gástrica y corresponde a los mililitros de NaOH 0.1 N necesarios para neutralizar la acidez de 100 ml de jugo gástrico.

La prueba de la determinación de la acidez gástrica en un paciente consiste en dejarlo en ayunas toda la noche y al día siguiente introducir una sonda nasogástrica y evacuar completamente todo el contenido gástrico (muestra basal). Después se da el estímulo que puede consistir en la comida de prueba, como la de Ewald, que incluye dos tostadas y una taza de té: o agentes de mayor capacidad estimuladora como el alcohol o la histamina, esta última se administra por vía intramuscular a una concentración de 0.01 mg / Kg de peso corporal. Luego se comienzan a tomar muestras de jugo

gástrico cada 15 minutos hasta completar las 2 horas.

En cada muestra de jugo gástrico incluyendo la basal, se determinan las unidades de acidez total del jugo gástrico, titulando con NaOH 0.01 N y usando como indicador el rojo de fenol.

La acidez total del jugo gástrico en ayunas en un individuo normal es de aproximadamente 15 –50 mEq de HCl/L. Con estímulo, como la comida de prueba, se alcanzan normalmente valores como de 20 a 90 mEq de HCl/L . Cuando el estímulo es la histamina que es uno de los más potentes, el máximo estímulo está entre 30 a 60 mEq/L, en condiciones normales. Menos importancia se concede en la actualidad a la determinación de la acidez libre y acidez combinada del jugo gástrico. Se atribuía que la primera correspondía a la acidez del HCl libre, en tanto que la segunda era debida a HCl combinado a fosfatos ácidos y a ácidos orgánicos. La acidez libre se obtenía titulando el jugo gástrico con NaOH hasta un pH de 3.5, en tanto que la acidez combinada correspondía a la titulada en el jugo gástrico, desde un pH de 3.5 hasta aproximadamente 8.3. Para esto era necesario el uso de dos indicadores, el dimetilaminoazobenceno y la fenolftaleína.

Objetivo - Determinar los grados de acidez (Unidades de Acidez) de una muestra de jugo gástrico de un paciente en ayunas. Método. - Titular una muestra de jugo gástrico utilizando NaOH 0.01 N y rojo de fenol como indicador.

Procedimiento. 1. Medir 1 ml. de jugo gástrico filtrado con gasa, en un Erlenmeyer de 50 ml. Añadir 10 ml. de agua destilada. 2. Añadir 2 gotas de rojo de fenol y mezclar. 3. Titular con NAOH 0.01 N Hasta obtener el color de la solución patrón. 4. Preparar el patrón midiendo en un Erlenmeyer 1 ml. tampón fosfato pH 7.0; Añadir 10 ml de agua destilada y 2 gotas de rojo de fenol y mezclar.

Resultados:

Las Unidades de Acidez del jugo gástrico analizados son:

4,8 ml

La acidez del jugo gástrico, expresado como mEq de HCl/L de jugo gástrico es: 𝐸𝑚𝑞 = 4, 8 𝑥 0, 01 = 0. 048 𝑚𝐸𝑞/𝑚𝑙 0, 048 𝑚𝐸𝑞 −−−−−−−−−− 1 𝑚𝑙 𝑋 −−−−−−−−−− 1000 𝑚𝑙

⇒𝑋 =

0.048 × 1000 1

⇒ 𝑋 = 48 𝑚𝐸𝑞

X = 48 UAG INTERROGANTES: 1.- ¿Qué es una solución saturada? Cuando el solvente alcanza el máximo punto de solubilidad 2.- Siendo actualmente recomendable el sustituir las concentraciones de las biomoléculas de los líquidos biológicos del organismo expresadas en forma porcentual, por las concentraciones expresadas en el sistema molar, haga las conversiones correspondientes para los compuestos químicos que se señalan e indique si los valores están altos (A), normales (N) o disminuidos (D), respectivamente.

Compuesto

PM

Concentración (%)

Concentració n milimoles/litr o

Valores A, N, D

Glucosa (sangre)

180

75 mg %

4,17

A

Urea (Sangre)

60

25.5 mg %

4,25

A

387

180 mg %

4,65

A

Colesterol (suero) Lactato (suero)

140

5 mg %

0,36

D

Creatinina (suero)

113

0.8 mg%

0,071

D

Calcio (suero)

40

8.5 mg%

2,13

N

Hierro (suero)

56

75 µg/dL

0,013

N

Fósforo (suero)

31

4.5 mg/dL

1,45

D

3.- Cómo se prepara: a) 225 ml de NaCl al 10% 10% −−−− 100

10×225 100

⇒𝑋 =

𝑋 = 22. 5 𝑚𝑙

𝑋 −−−−− 225𝑚𝑙

b) 500 ml de NaHCO3 8.4% 8. 4% −−−− 100

⇒𝑋 =

8.4×500 100

𝑋 = 42 𝑚𝑙

𝑋 −−−−− 500𝑚𝑙 c) 100 ml de glucosa 0.5N 1𝑁 −−−− 180𝑔 −−−− 1000𝑚𝑜𝑙

⇒𝑋 =

0.5×180×100 1000

𝑋 = 9𝑔

0. 5𝑁 −−−− 𝑋 −−−− 100𝑚𝑜𝑙 4.- Cual presenta la osmolaridad más alta NaCl 0.1M o Na2SO4 0.08 M. Realice los cálculos: ⇒ 𝑁𝑎𝐶𝑙:

0. 1 × 2 = 0. 2 𝑜𝑠𝑚

⇒ 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 :

0. 08 × 2 = 0. 16 𝑜𝑠𝑚

𝑃𝑟𝑒𝑠𝑒𝑛𝑡𝑎 𝑚𝑎𝑦𝑜𝑟 𝑜𝑠𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑁𝑎𝐶𝑙 5. A un enfermo hay que inyectarle 15 g de KCl y 126 g de glucosa (C6H12O6) ¿Cuánta agua habrá que añadirles para que resulte un suero 0.4 osmolar?

74. 5𝑔 −−−−− 1 𝑚𝑙

⇒𝑋 =

15 74.5

𝑋 = 0. 2𝑚𝑙

15𝑔 −−−−− 𝑋

180 𝑔 −−−− 1 𝑚𝑙

⇒𝑋 =

126 180

𝑋 = 0. 7𝑚𝑙

126𝑔 −−−− 𝑋

0. 2 × 2 = 0. 4 𝑜𝑠𝑚

0. 7 × 1 = 0. 7 𝑜𝑠𝑚

⇒ 0. 4 + 0. 7 = 1. 1 𝑜𝑠𝑚

𝐶1 × 𝑉1 = 𝐶2 × 𝑉2

1, 1× 1000 = 0,4 × V2 2750 = V2 2750 - 1000 = 1750 ml 6. Buscar las composiciones de las siguientes soluciones: Hartman, Ringer y Darrow. HARTMANN (1L)

RINGER (100mL)

130 meq Na

DARROW (1L)

NaCl 0,85g

Lactato sódico 8g

KCl 0,04g

Cloruro sódico 2,7g

4 meq K 3 meq Ca 109 meq Cl 28 meq lactato

CaCl2-2H2O 0,034g

7. Calcular la osmolaridad a partir de: A. Dextrosa al 10 % en solución salina al 0.45%. DEXTROSA:

1𝑀 −−−− 180𝑔 −−−− 1000𝑚𝑙

𝑋 =

10×1000 180×100

𝑋 = 0. 56

𝑋 −−−− 10𝑔 −−−− 100

NaCl:

1𝑀 −−−− 58. 5𝑔 −−−− 1000𝑚𝑙

𝑋 =

0.45×1000 58.5×100

𝑋 = 0. 077

𝑋 −−−− 0. 45𝑔 −−−− 100 ⇒ 𝑜𝑚𝑠 = 0. 56 + 2(0. 077) 𝑜𝑚𝑠 = 0. 56 + 0. 15 𝑜𝑚𝑠 = 0. 71 B. Dextrosa al 5 % en solución salina al 0.2%. DEXTROSA::

1𝑀 −−−− 180𝑔 −−−− 1000𝑚𝑙

𝑋 =

5×1000 180×100

𝑋 = 0. 28

𝑋 −−−−− 5𝑔 −−−− 100

NaCl::

1𝑀 −−−− 58. 5𝑔 −−−− 1000𝑚𝑙 𝑋 −−−−− 0. 2𝑔 −−−− 100 ⇒ 𝑜𝑚𝑠 = 0. 28 + 2(0. 034) 𝑜𝑚𝑠 = 0. 28 + 0. 07

𝑋 =

0.2×1000 58.5×100

𝑋 = 0. 034

𝑜𝑚𝑠 = 0. 35 8. ¿Qué se entiende por acidez real y por acidez titulable? Acidez real, medida de concentración en hidrogeniones. Acidez titulable, representa a los ácidos orgánicos que se encuentran libres y se miden neutralizando. 9. ¿Qué es la anaclorhidria o anacidez gástrica? La no fabricación de ácido clorhídrico por parte de la mucosa gástrica 10. Con los datos que se señalan, construya en papel milimetrado la curva de acidez gástrica total. A través de una sonda nasogástrica, se obtuvo una muestra de jugo gástrico en ayunas de un paciente. Luego se administró la comida de Ewald como estimulante y se procedió a retirar nuevas muestras de jugo gástrico a los 15’ , 30’ y 60’. En la titulación de estas muestras se gastaron 15 ml. (basal), 20 ml., 29 ml. y 33 ml. de NaOH 0.01 N respectivamente.

15 (0,01) = 0,15 20 (0,01) = 0,20 29 (0,01) = 0,29 33 (0,01) = 0,33

11. ¿Por qué es importante que se mantenga constante, dentro de ciertos límites, el pH en el organismo?

Para poder lograr un equilibrio de ácidos y bases dentro del organismo para que las reacciones llevadas a cabo se den con normalidad

12. ¿Cuáles son las fuentes de iones H + en el organismo? ● Ácido carbónico ● Perclórico ● HCl

13. ¿Cuáles son los sistemas reguladores que facilitan la eliminación del H + producido en el organismo con el fin de mantener constante el pH sanguíneo? Sistemas reguladores, ácido - base Regulación respiratoria - regulación venal

14. ¿Qué sistemas amortiguadores participan directamente en la regulación del pH sanguíneo?

Hemoglobina 15. ¿Cuáles son los sistemas extra-sanguíneos que tienden a mantener el pH extracelular? ● ● ● ● ●

Bicarbonato Dióxido de carbonO Hemoglobina Proteínas plasmáticas Fosfato monosódico

16.-Pocos días antes de ser dado de alta nuestro paciente, se le practicó una serie de determinaciones en el laboratorio, habiéndose obtenido los siguientes resultados. Colesterol sérico total

215 mg%

Alanina sérica

0.8 mmol/L

Cobre sérico

182 µg/dL

Hemoglobina sanguínea

1.6 mmol/L

Ácido úrico

650 µmoles/L

Tiroxina sérica Zinc sérico

48 ng% 35 µmol/L

a) Complete la siguiente Tabla anotando los V.N para los parámetros analizados

Compuesto químico

Valores Normales

Colesterol sérico

3.89 - 7.2 mmol/L 4 - 36 U/L

Alanina sérica Cobre sérico

0.70 - 1.30 μg/L

Hb

2.09 - 2.79 mmol/L 309.4 - 618.8 µmoles/L

Ácido úrico Tiroxina sérica

85 - 180 µg/dL

Zinc sérico

0.75 - 1.30 μg/mL

b) Exprese los resultados del paciente en las unidades en que se expresaron sus V.N. en la tabla anterior y junto a cada resultado escriba en un paréntesis la letra A, N ó D , según encuentre

que

los

resultados

están

aumentados,

normales