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mlvm/maov/julio de 2009
María De La Luz Velázquez Monroy & Miguel Ángel Ordorica Vargas
Introducción
Las propiedades ácido–básicas de los compuestos orgánicos son importantes para su función en los seres vivos; desde su distribución hasta su destino metabólico son determinados por el carácter ácido o básico además, la acidez del medio en que se encuentran, también tiene efecto sobre ellos. Por tal motivo, para comprender cabalmente la Bioquímica, es necesario un conocimiento sólido de los fundamentos del comportamiento de los ácidos y las bases.
El término ácido proviene del latín acidus que significa “agrio”, y se refiere al sabor característico de estos compuestos; además del sabor, los ácidos en general son substancias que provocan vire del tornasol azul a rojo , reaccionan con los metales liberando Hidrógeno , al tacto tiene sensa- ción acuosa , y pierden estas propiedades cuando reaccionan con bases.
Las bases también se denominan álcalis , nombre que proviene del griego alqili y que significa “ceniza”, porque estas eran la fuente de donde se obtenían los álcalis. Sus propiedades caracterís- ticas incluyen un sabor amargo , viran el color del tornasol de rojo a azul , al tacto son resbalo- sas o jabonosas , y reaccionan con los metales formando hidróxidos , frecuentemente insolubles.
Las propiedades de ácidos y bases se conocen desde la antigüedad, pero no fue sino hasta 1834 cuando Michael Faraday descubrió que las soluciones de ácidos y bases son electrolitos, que fue posible intentar explicarlas. Existen diferentes teorías para explicar del comportamiento de ácidos y bases, que han evolucionado desde las específicas hasta abarcar el comportamiento en forma ge- neral.
La primera sistematización de los conceptos de ácido y base fue elaborada por el sueco Svante Arrhenius, quien en 1897 definió un ácido como una sustancia que en solución libera iones hidrógeno o protones (H +) i^ y una base como una sustancia que en solución li- bera iones hidroxilo (OH¯). Estas definiciones describen el com- portamiento de los ácidos y bases minerales, pero no explican las propiedades básicas de algunos compuestos orgánicos. Además, tienen el inconveniente de que no asignan ninguna participación al medio, un ácido debería ser ácido en todo momento, lo cual no es cierto, y lo mismo sucedería con una base. Otro problema es que según estos conceptos, las sales de cualquier tipo deberían formar soluciones neutras, lo que no siempre sucede.
Tratando de remediar estas deficiencias, en 1923 Johannes Nicolaus Brönsted, en Dinamarca y Thomas Martin Lowry, en Inglaterra, cada uno en forma independiente y casi simultáneamente, propusieron explicaciones del comportamiento ácido y base, de amplia aplicación en Bioquímica, porque están directamente relacionados con el comportamiento de las sustancias en agua. Según Brönsted y Lowry, un ácido es una sustancia capaz de ceder H+. Mientras que una base es una sustancia capaz de aceptar H+. Este comportamiento simétrico, implica que para que una sustan- cia pueda actuar como ácido, cediendo H+, debe existir en el medio en que se encuentra otra que
Figura 1. Svante Arrhenius
sea capaz de comportarse como base, aceptándolos; o sea una sustancia sólo puede actuar como ácido, en presencia de otra sustancia que pueda actuar como base, y viceversa. Al aplicar esta de- finición, resulta que el responsable del comportamiento básico de los hidróxidos minerales es el grupo OH¯, porque es el grupo que tiene la capacidad de aceptar protones. Por último, permite explicar el comportamiento básico de sustancias, que no poseen grupos OH¯, como las aminas, que son básicas porque el Nitrógeno tienen un par de electrones no compartido que puede usar para aceptar un H+.
Figura 2. Izquierda, Johannes Nicolaus Brönsted. Derecha, Thomas Martin Lowry
Según estos conceptos, el agua tiene propiedades de ácido y base, porque puede ceder o aceptar protones, como se muestra en las reacciones siguientes:
a) Frente a un ácido, como el Cloruro de Hidrógeno (HCl) el agua actúa como base:
HCl + H 2 O H 3 O+^ + Cl¯
b) Frente a una base, como el Amoniaco (NH 3 ) actúa como ácido:
NH 3 + H 2 O NH 4 +^ + HO¯
c) Consigo misma actúa de ambas formas:
H 2 O + H 2 O H 3 O+^ + HO¯
Las ecuaciones anteriores representan la forma más correcta de describir el comportamiento de ácidos y bases en agua, sin embargo, para ahorrar tiempo, y en el entendido de que así debía ser, es costumbre permitida, no incluir el agua en las ecuaciones y representarlas como:
a') HCl H +^ + Cl¯
b') NH 3 + H +^ NH 4 +
c') H 2 O H +^ + HO¯
La Teoría de Brönsted y Lowry, funciona bien para solventes que como el agua, pueden intercam- biar protones, pero no sirve cuando se trabaja en solventes orgánicos que no lo hacen, esta omi- sión se corrige en la definición de Lewis.
disociado en solución, su base conjugada no acepta H+^ con facilidad o sea, es débil, como sucede con el ácido clorhídrico, cuya base, el ión cloruro, es débil.
HCl Cl¯ + H+ ácido fuerte base débil
Por el contrario, si el ácido es débil, como el ácido acético, permanecerá poco disociado en solu- ción porque su base conjugada, el acetato, acepta H+^ con facilidad, ya que es fuerte.
CH 3 COOH CH 3 COO¯ + H+ ácido débil base fuerte
En todo para ácido - base conjugado, uno de los miembros es fuerte y el otro débil.
Grado de Disociación
El grado de disociación de un ácido o una base es modificado por la acidez de la solución en que se encuentra. Una sustancia puede actuar como ácido cuando la acidez del medio es baja y com- portarse como base cuando esta aumenta; por ejemplo, el bicarbonato (HCO 3 ¯) es una base en el rango de acidez fisiológico, porque tiene la capacidad de aceptar protones:
HCO 3 ¯ + H +^ H 2 CO 3
pero cuando la acidez disminuye, se comporta como ácido y dona protones:
HCO 3 ¯ H +^ + CO 3 =
pH
La acidez o alcalinidad de una solución están determinadas por la con- centración de H+. En la mayor parte de las sustancias naturales comu- nes, estas concentraciones son muy bajas y expresarlas en forma deci- mal o exponencial resulta engorroso, y con frecuencia es fuente de errores. En 1909, el danés Sören Sörensen propuso una alternativa para expresar la concentración de H+. Sörensen sugirió que en lugar de usar números en forma decimal o exponencial, se empleara una trasforma- ción logarítmica de la concentración molar de protones a la que llamó pH y definió como:
logH
H
pH= log +
Como resultado de esta transformación, los números fraccionarios se convierten en números con enteros positivos, y como es inversa, mientras mayor es la concentración de H+, el valor del pH es menor. Hoy en día el pH es la forma más común de expresar la acidez y la alcalinidad.
La concentración de H +^ se puede medir directamente y se puede expresar en moles/litro, pero en la mayoría de los laboratorios se deduce la cantidad de H+^ por comparación de la muestra estudiada con soluciones reguladoras de concentración conocida y el resultado se expresa en unidades de pH.
Figura 4. Sören Peter Lauritz Sörensen
La Escala de pH
La escala de pH se obtuvo a partir del estudio del comportamiento ácido-base del agua. El agua se comporta como un no-electrolito, a pesar de que tiene la capacidad para actuar como ácido o ba- se; cuando está pura, sus moléculas se disocian muy poco.
H 2 O H +^ + OH¯
A 25 ºC, la constante de equilibrio de la reacción de disociación (KD) del agua es:
16 2
D (^) H O^1.^810
H OH K
Considerando que el agua pura no tiene reacción ácida ni básica, la neutralidad debe estar deter- minada por las cantidades de iones H+^ y OH¯ presentes en ella. Para calcular estas cantidades pri- mero se transforma la KD en el llamado Producto Iónico del Agua o KW:
KW = KD [H 2 O] = [H +] [OH¯] = = 1.8 10 -16^ [H 2 O]
La concentración molar del agua en un litro de ésta (1000 g) se puede calcular como:
moll mol
g
l
g 2 55.^556 18
H O
Se tiene entonces que:
KW = [H +] [OH¯] =1.8 10 -16^ 55.556 = = 1 10 -
En el agua pura, por cada ion hidrógeno, existe un ion hidroxilo, es decir:
[H+] = [OH¯]
por lo tanto podemos escribir:
KW = [H+] 2 = 1 10 -
y la concentración de H+^ será:
H 1 10 ^14 1 10 ^7
entonces, el pH del agua pura será:
pH = - log [H +] = - log (1 10 -7^ ) = 7
El pH neutro a 25 °C tiene un valor de 7.0. De forma semejante, podemos definir un valor de pOH, para los hidroxilos, que en la neutralidad también es igual a 7.
A partir del producto iónico de agua podemos desarrollar una relación útil entre la concentración de H +^ y la de OH¯:
pH = 14 – (-log NBASE)
La situación es diferente con los ácidos débiles porque estos sólo se disocian parcialmente.
aH a¯ + H+
Para calcular la concentración de protones usamos la constante de equilibrio (Ka ) de esta reacción:
[H +][a¯] Ka = [aH]
Transponiendo términos, se convierte la ecuación en:
Ka [aH] = [H +][a¯]
En una solución diluida de ácido, podemos ignorar la contribución de los protones del agua por- que son pocos, y considerar que las concentraciones de H +^ y de base conjugada a¯, son iguales:
[H +] = [a¯]
También se puede considerar que la cantidad del ácido que se disocia es mínima, porque es débil, de forma que la concentración de ácido sin disociar es prácticamente igual a la Molaridad del áci- do:
[aH] M (^) ÁCIDO
Con estas suposiciones, la ecuación se convierte en:
[H +] 2 = Ka M (^) ÁCIDO
y la concentración de protones será:
H Ka MÁCIDO
y el pH se calcula como:
pH = ½pKa - ½log(MÁCIDO)
En esta ecuación:
pKa = - logKa
Esta constante varía en forma inversa con la fuerza del ácido, a mayor fuerza, el valor de pKa es menor.
En las soluciones de bases débiles, se calcula el pOH usando la Molaridad y la constante de diso- ciación de la base o pKb, y después se convierte en pH.
pH = 14 –[½pKb - ½log(MBASE)]
Para un par ácido–base conjugado pKa y pKb se relacionan a través del producto iónico del agua:
pKa + pKb = pKW = 14
Cuando se disuelve una sal en agua, la solución resultante es neutra, si el ácido y la base que la forman tienen fuerzas equivalentes; pero, cuando uno de los compuestos que reacciona es más fuerte que el otro, la sal resultante produce soluciones ácidas o básicas, según el reactivo que tenga más fuerza.
Por ejemplo, el acetato de sodio que es una sal, es un electrolito fuerte y cuando se disuelve en agua, se disocia completamente formando el anión acetato y el catión sodio:
CH 3 COONa CH 3 COO¯ + Na+
Pero el acetato es la base conjugada fuerte del ácido acético débil por lo que reacciona con el agua aceptando protones y provocando un exceso de OH¯:
CH 3 COO¯ + H 2 O CH 3 COOH + OH¯
Por lo tanto, las soluciones de acetato de sodio son alcalinas.
Para el acetato de sodio y todas las sales de ácidos débiles y bases fuertes, el pH de calcula como:
pH = ½(pKw + pKa ) + ½log(MS)
donde, MS es la concentración molar de la sal, y el pKa corresponde al ácido débil del cuál se ori- gino la sal.
Por otro lado, el cloruro de amonio también es un electrolito fuerte y en solución se disocia en amonio y cloruro:
NH 4 Cl Cl¯ + NH 4 +
El amonio es el ácido conjugado del amoniaco y puede reaccionar con el agua generando un exce- so de H+:
NH 4 +^ + H 2 O NH 3 + H 3 O+
Los protones resultantes hacen que las soluciones de cloruro de amonio sean ácidas.
Para las sales de bases débiles y ácidos fuertes, como el cloruro de amino, es pH se calcula como:
pH = ½(pKa) - ½log(MS)
En esta ecuación, MS es la molaridad de la sal y pKa pertenece al ácido conjugado de la base débil, en nuestro ejemplo el amonio.
Medición de pH
Existen dos métodos para medir el pH de una sustancia, el colorimétrico y el potenciométrico. En ambos se usan soluciones de pH conocido que se comparan con soluciones problema. La dife- rencia radica en el método de comparación y la característica comparada.
Ácido Base + H +
Esta combinación tiene la capacidad de minimizar el efecto de la adición o eliminación de H+^ del medio. Cuando se agrega un ácido fuerte, la base conjugada reacciona con los H+, aumentando la cantidad del ácido conjugado, pero como este es un ácido débil, se disocia poco y el pH del medio no cambia en forma importante. Si se añade una base fuerte, esta es neutralizada por el ácido débil que se transforma en su base conjugada más débil que la original, amortiguando el cambio de pH.
El pH de un sistema regulador depende de la ley de acción de masas que determina el equilibrio del par ácido - base conjugados:
^
Ácido
Base H K (^) A
Transponiendo términos y transformando la concentración de protones en pH, este equilibrio se puede representar como:
Ácido
Base pH pKlog
Esta expresión se conoce como la ecuación de Henderson y Hasselbalch y nos permite calcular el pH de la solución reguladora, conociendo su composición, o calcular la composición de una so- lución reguladora de pH definido.
Figura 5. Izquierda, Lawrence Joseph Henderson. Derecha, Johannes Hasselbalch
Según esta ecuación, el pH de una solución reguladora depende del pKa y de la relación [Ba- se]/[Ácido]. El pKa determina el rango de pH útil de la solución y la relación [Base]/[Ácido] define la distancia del pH al pKa.
La capacidad reguladora es la máxima cantidad de ácido o base que una solución buffer puede neutralizar, depende del pH de la solución y de la concentración. La capacidad reguladora máxima está en el rango de:
pH = pKa 1
La concentración de la solución determina la cantidad máxima de ácido o base que puede neutrali- zar; en los sistemas biológicos las soluciones reguladoras están diluidas porque existen otros mé- todos para mantener la homeostasis del pH.
La solución reguladora más importante en cantidad en el organismo humano es la combinación de ácido carbónico y bicarbonato:
H 2 CO 3 HCO 3 ¯ + H +
Para este sistema, la ecuación de Henderson - Hasselbalch es:
3 HCO
HCO
pH pK log
Para el ácido carbónico el pKa = 6.1. En la sangre humana, la relación normal entre la base y el ácido es igual a 20, y el logaritmo de 20 es 1.3, substituyendo en la ecuación:
pH = 6.1 + 1.3 = 7.
A la temperatura del cuerpo humano (37 ºC = 310 K), la neutralidad, se alcanza a un pH = 6.8. La sangre es ligeramente alcalina con un rango normal de pH entre 7.35 y 7.45, que equivale a un rango de concentración de 45 a 35 nmol de H +^ por kg de agua corporal. El rango de pH compati- ble con la vida se considera que es de 6.8 a 7.7, equivalente a un rango de concentración de 160 a 20 nmol de H+^ por kg de agua corporal.
El pH intracelular no se puede medir con facilidad y como varía de un tejido a otro, no es posible dar un valor promedio preciso. Aunque se considera que en la mayor parte de los tejidos la acidez está alrededor de la neutralidad (6.8), su valor real depende de la actividad metabólica, el aporte de Oxígeno y nutrientes y de la eliminación de desechos metabólicos. Los H+^ no atraviesan la membrana citoplásmica por lo tanto, el pH intracelular puede ser muy diferente del extracelular.
A. Glutaminasa. En las células del túbulo distal del riñón se encuentra la enzima Glutaminasa. Es- ta enzima cataliza el rompimiento, por hidrólisis, del aminoácido glutamina (Gln), que se encuentra en el líquido extracelular, para producir otro aminoácido, el ácido glutámico (Glu) y amoniaco (NH 3 ):
COOH CH CH (^2) CH (^2) CONH 2
H 2 N
COOH
CH
CH 2
CH 2
COOH
H 2 N
+ H 2 O + NH 3
Gln Glu
También se produce amoniaco por la oxidación de otros aminoácidos como Glicina, Alanina, áci- do Aspártico y Leucina. Al pH fisiológico, el amoniaco se comporta como una base y acepta un H+^ para formar amonio (NH 4 +) que se excreta en la orina intercambiándolo por sodio. De esta ma- nera se facilita la excreción de H +^ sin disminución de pH, y también la conservación de sodio.
Figura 1. Excreción de Cloruro de Amonio por acción de Glutaminasa
B. Fosfatos. Este sistema regulador está formado por el fosfato monoácido (HPO 4 2-^ ) que acepta un H+^ y se convierte en fosfato diácido (H 2 PO 4 - ) que se ex- creta en la orina. El protón que sale de la sangre es intercambiado por un ión So- dio.
C.Bicarbonato y ácido carbónico. Tanto el bicarbonato como el ácido car- bónico se pueden excretar en la orina, según lo requiera el organismo (Figura 3).
Figura 2. Excreción de H +^ por excreción de Fosfatos.
Estos mecanismos se activan o inhiben según la cantidad de ácido o base que se deba eliminar. Si el líquido extracelular se vuelve alcalino, se reduce la producción de amoniaco, se excretan fosfato monoácido y bicarbonato provocando la retención de H+. La excreción de base es igual a la reten- ción de ácido; por ejemplo, la excreción de un ion bicarbonato se acompaña de la retención de un H+, y viceversa.
Figura 3. Recuperación de Bicarbonato
La excreción activa de H+^ se detiene cuando la orina alcanza un pH de 4.5, la eliminación de más ácido requiere de mayor participación de los tres sistemas reguladores descritos.
Sistemas Reguladores****. La presencia de estos sistemas permite que los H+^ se transporten hasta su sitio de eliminación sin alterar demasiado el pH extracelular. Los sistemas amortiguadores más im- portantes son el de bicarbonato/ácido carbónico, la hemoglobina y los fosfatos.
El sistema regulador de bicarbonato/ácido carbónico es el más importante desde el punto de vista cuantitativo. Como el ácido carbónico está parcialmente disociado al pH sanguíneo, debe ser regu- lado por la hemoglobina y las proteínas plasmáticas. De esta manera, se reduce el cambio de pH que provocaría el transporte de ácido carbónico hasta los pulmones, donde se excreta como CO 2.
La desoxihemoglobina es mejor regulador que la oxihemoglobina. La captación de Oxígeno en los tejidos aumenta la capacidad reguladora de la hemoglobina. Otras proteínas del plasma también pueden actuar como reguladores pero comparándolas en peso, tiene sólo una tercera parte de la capacidad reguladora de la hemoglobina y representan alrededor de la mitad de la cantidad de hemoglobina en la sangre, por lo que su contribución a la capacidad reguladora es menos de la sexta parte de la que aporta la hemoglobina.
El sistema regulador de fosfatos es de poca importancia en el líquido extracelular pero es el más importante en el líquido intracelular y como se describió antes, también es de importancia en la re- gulación del pH de la orina, en riñón.
El pH de un sistema regulador depende de la ley de acción de masas que determina el equilibrio entre el ácido y la base conjugados; este equilibrio se puede representar como:
La Brecha Aniónica es la diferencia entre la suma de las concentraciones plasmáticas de sodio y potasio y la suma de las concentraciones de cloruro y bicarbonato. Como la concentración de po- tasio varía muy poco, comparada con los otros iones, en general la brecha se calcula con respecto al sodio y tiene un valor normal de 12 + e mEq / l. Esta diferencia es sólo aparente ya que el plas- ma es eléctricamente neutro, la diferencia es compensada por proteínas, fosfatos, sulfatos y ácidos orgánicos, todos ellos aniónicos.
En respuesta a cualquier desequilibrio de la regulación de H+, el organismo trata de producir un cambio en sentido contrario; por ejemplo, la respuesta a una acidosis metabólica, sería una alcalo- sis respiratoria. El grado de compensación es indicativo de la duración del desequilibrio y la habili- dad homeostática del organismo. Se debe tener en cuenta que los desequilibrios respiratorios afec- tan el balance con mayor rapidez que los metabólicos. Por lo general los clínicos tratan de corregir la causa del desequilibrio en lugar de neutralizarlo, pero en ocasiones puede ser necesario aplicar primero algunas medidas de “primeros auxilios” para neutralizar el desequilibrio, antes de tratar la causa.
A continuación, se describen los cuatro desbalances simples del equilibrio ácido - base, usando como referencia el diagrama del nomograma de Nunn que se presenta en la Figura 4. Además de estos, existen desbalances mixtos que no ocupan un lugar definido dentro de la clasificación bási- ca.
Figura 4. Nomograma de Nunn.
Acidosis respiratoria. Esta anormalidad se debe a la retención del bióxido de carbono. Como re- sultado de esto, el pH disminuye y se presenta una elevación inmediata en la concentración plas- mática de bicarbonato, como lo indica la flecha 1 en la Figura 4. Si el disturbio es de corta dura- ción, no ocurre ninguna compensación y el pH cae por debajo del rango normal. Si es de larga du- ración se hará patente la compensación renal y el nivel de bicarbonato se elevará aún más ( flecha
2 ). Se produce una orina ácida. El grado de compensación es un índice de la duración del distur- bio, la compensación total de la acidosis respiratoria, en la cual el pH ha vuelto al rango normal de valores, significa que el disturbio debe haber durado varias horas.
La acidosis respiratoria es sinónimo de fallas en la ventilación (hipoventilación). Puede ser causada por una enfermedad respiratoria crónica como bronquitis, enfisema, asma, fibrosis pulmonar, neu- motorax, efusión pleural y neumoperitoneo; también puede ser producida por la depresión central del sistema respiratorio, debido al uso de fármacos de tipo anestésicos, opiáceos, sedantes, ansiolí- ticos, o a coma, traumatismos craneales, tumores cerebrales o trombosis; puede ser consecuencia de interrupciones de la función neuromuscular, como en la poliomielitis, polineuritis, polimiocitis, miopatias, miastenia gravis y venenos como el curare; se presenta con frecuencia después de ciru- gía del tórax, abdomen o diafragma; también puede deberse a toxinas de microorganismos.
El tratamiento de la acidosis respiratoria está dirigido a corregir la causa. Para ello se puede reque- rir el uso de antibióticos, fisioterapia, broncoscopía y respiración asistida. Ocasionalmente se usan estimulantes o antídotos, pero el uso de estimulantes es muy restringido y existen pocos antídotos realmente eficaces. La acidosis respiratoria debida a opiáceos se puede revertir usando el antago- nista opiáceo naloxona, pero en la mayoría de los pacientes con depresión respiratoria provocada por fármacos es recomendable ayudar al paciente usando un pulmón mecánico hasta que pase el efecto del fármaco. La depresión respiratoria central puede ser indicio de descompresión cerebral. Aunque el CO 2 estimula la respiración, puede provocar depresión respiratoria y cuando se presen- tan acidosis e hipoxaemia simultáneamente, la depresión respiratoria se vuelve autosustentable.
Acidosis metabólica. Esta condición se presenta como resultado de la acumulación de ácidos no volátiles o la pérdida de bases. El bicarbonato plasmático y el pH disminuyen, como se ilustra con la flecha 3 en la Figura 4. Si es posible la compensación espontánea, el paciente hiperventilará porque la acidosis produce estimulación del centro respiratorio. La hiperventilación aumenta la excreción de CO 2 y el pH se eleva al tiempo que la concentración plasmática de bicarbonato dis- minuye ( flecha 4 ).
La acidosis metabólica puede ser causada por diabetes descompensada con la acumulación de áci- dos láctico, acetoacético e hidroxibutírico. Otra causa común es la pérdida de bicarbonato del in- testino como resultado de fístulas intestinal o pancreática o de diarrea severa. La falla renal, ya sea aguda o crónica, va acompañada generalmente de retención de H +. La acidosis metabólica frecuen- temente sigue a la hipoxia e isquemia y puede presentarse en forma aguda después del paro car- díaco. La acidosis láctica además de asociarse con diabetes, hipoxia e isquemia, puede ser resulta- do de una septicemia, debido al metabolismo anaeróbico del glucógeno. La ingestión de substan- cias ácidas también puede producir acidosis como en la intoxicación por salicilatos.
El tratamiento de la acidosis metabólica depende de la causa, pero puede requerir la aplicación de una corrección bioquímica, con administración intravenosa de solución de bicarbonato de sodio.
Alcalosis respiratoria. La alcalosis respiratoria es provocada por la pérdida del bióxido de carbo- no por hiperventilación. Esto no es necesariamente sinónimo de taquipnea ni de respiración pro- funda, y puede ser difícil de diagnosticar en primer contacto. Sí el paciente está produciendo una cantidad de CO 2 mayor que la normal, necesita eliminar más bióxido de carbono por minuto para mantener la PaCO 2 normal. La producción de CO 2 puede ser incrementada por pirexia, toxicosis,
La causa más importante de la alcalosis metabólica es el vómito del jugo gástrico causado por es- tenosis pilórica y otras enfermedades gastrointestinales. La aspiración nasogástrica mediante son- das puede provocar alcalosis. También se puede producir después de la administración de bicarbo- nato de sodio u otras substancias antiácidas, en forma intravenosa u oral.
La transfusión de volúmenes grandes de sangre puede provocar acidosis en forma transitoria por- que la sangre almacenada tiene pH bajo y contiene citrato como anticoagulante. Sí la sangre se ca- lienta durante la infusión se reduce el efecto y poco tiempo después de la transfusión se metaboliza el citrato hasta bicarbonato produciendo alcalosis metabólica. Si el paciente presenta depresión de la función hepática, se acumula el citrato y puede disminuir el pH.
El tratamiento de la alcalosis metabólica depende de la causa y la severidad del desorden. En mu- chos casos lo más conveniente es esperar a que los riñones corrijan el estado mediante la excreción de bases (bicarbonato, fosfato monoácido) y la retención de H+. Cuando es necesario algún trata- miento se puede usar una solución salina normal que al proveer cloruros, facilita la excreción de bicarbonato. Cuando el pH es mayor de 7.55 y no se puede esperar la compensación renal, se ad- ministra H+, en forma de cloruro de amonio o clorhidrato de arginina, que se metabolizan liberan- do ácido clorhídrico. En casos extremos y en muy raras ocasiones se puede transfundir el ácido clorhídrico diluido.
Las características de los desbalances simples se resumen en el cuadro siguiente:
pH H+^ PaCO 2 HCO 3
Normal 7.4 40 nmol / l 40 mm Hg 24 meq / l
Acidosis respiratoria
Alcalosis respiratoria (^)
Acidosis metabólica ^
Alcalosis metabólica (^) ^
Las causas primarias están indicadas por las flechas dobles, y las respuestas de compensación por las puntas de flechas llenas.
Alcalosis hipokalemica. Desde hace muchos años, se sabe que existe una relación inversa entre los iones H +^ y potasio. Esta relación se explica de dos maneras. Los pacientes que caen en hipoka- lemia con frecuencia excretan orina ácida porque intercambian potasio por H+^ en los túbulos rena- les. La segunda explicación es menos aceptada. La mayor parte del potasio corporal se encuentra en el líquido intracelular, y cuando la concentración extracelular de potasio disminuye, el potasio intracelular difunde hacia el compartimento extracelular. Para mantener el equilibrio iónico, los H+ difunden hacia el interior de las células y el pH plasmático se eleva. Esta explicación no es comple- tamente satisfactoria ya que las membranas celulares son impermeables a los H+, pero la permeabi- lidad de las membranas no es igual para todas las células y probablemente, este mecanismo pueda presentarse en algunas situaciones.
Desórdenes mixtos. Los desórdenes mixtos son los más comunes en clínica. En pacientes con en- fermedades severas, es muy frecuente encontrar casos de acidosis respiratoria y metabólica mez- cladas debido a la falla simultánea de la respiración y los riñones, pero es posible encontrar casi cualquier combinación de desordenes y su diagnóstico puede ser difícil a menos que se evalúe cui- dadosamente la secuencia de eventos clínicos. Es imposible sobre enfatizar este punto; la interpre- tación de los resultados de laboratorio se debe hacer después de identificar todos los síntomas y establecer correctamente el orden cronológico en que se presentaron.
Acidosis láctica. El nivel sérico normal del ácido láctico, medido como lactato es de 0.4 a 1. mmol / litro. El valor puede aumentar durante el ejercicio, en particular cuando se cae en deuda de oxígeno, debido al metabolismo anaeróbico de los carbohidratos. Después del ejercicio, el lactato se metaboliza hasta CO 2 y agua o se convierte en glucosa. La mayor parte del lactato corporal se produce en el hígado, riñones, piel y músculos voluntarios; y se metaboliza y excreta en hígado, ri- ñones y pulmones.
En la deshidratación severa y en todo tipo de shock (cardiogénico, hemorrágico, septicémico o hipovolémico), la irrigación tisular es deficiente y la hipoxia produce un aumento en la glicolisis anaerobia y gran cantidad de lactato. El nivel sérico puede rebasar los 9 mmol/litro. Este aumento deprime la contractilidad del miocardio, disminuye la respuesta del sistema cardiovascular a las ca- tecolaminas y puede conducir al coma. La acidosis estimula el centro respiratorio provocando hi- perventilación, que puede constituir el único síntoma del desorden. El cuadro se puede completar con dolor abdominal, nausea y vómito.
Una definición aceptable de acidosis láctica podría ser: la condición en la cual se presentan signos clínicos de acidemia con niveles séricos de lactato mayores a 5 mmol/litro y un pH menor a 7.25. El término correcto sería acidemia láctica pero es más usual referirse a la acidosis láctica. El nivel sérico de lactato no se mide de rutina, pero se puede deducir la presencia de acidosis láctica a par- tir de los signos clínicos con un pH bajo y una brecha aniónica mayor de 20 mmol/litro.
El tipo de acidosis láctica descrito se conoce desde hace muchos años y se asocia con todo tipo de shock o isquemia celular, hipotensión e hipoxaemia (tipo A). Recientemente se ha reconocido la existencia de una segunda forma más insidiosa (tipo B). Esta es causada por ciertos venenos y fármacos (Fenformina, Metformina, Sorbitol, Etanol, Fructosa, Metanol, Salicilatos), desórdenes como la diabetes, enfermedades hepáticas o renales, pancreatitis, reticulocitosis, infecciones; y ocasionalmente con condiciones malignas como la leucemia y algunas enfermedades genéticas ra- ras (Glucogenosis tipo I, deficiencia de fructosa bisfosfato fosfatasa hepática, aciduria metilmaló- nica y encefalomielopatía de Leigh).
La causa más frecuente de acidosis láctica de tipo B es la cetoacidosis diabética y el empleo del hipoglucemiante oral Fenformina. Es menos frecuente con Metformina. La acidosis láctica no es una característica de la diabetes controlada pero se presenta cuando se metabolizan lípidos por fal- ta de carbohidratos.
La Fenformina y la Metformina probablemente provocan la acidosis láctica interfiriendo con la gluconeogénesis. El sorbitol, el etanol y la fructosa se emplean como fuentes de energía y el híga- do los metaboliza hasta lactato. La depuración del lactato está disminuida en enfermedades hepáti- cas y el uso de estas substancias está contraindicado en estos casos.
