Equilibrio Ácido - Base , Monografías, Ensayos de Bioquímica

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Carrera de Enfermería. Universidad Nacional del Nordeste

CAPÍTULO I Cátedra de Fisiología Humana 37

CAPITULO III

Equilibrio Acido Base PH

Cátedra de Fisiología Humana. Carrera de Enfermería. UNNE

En el momento que se logra el equilibrio en ésta ecuación, la concen- tración de hidrogenión es igual a la concentración de hidroxilos, y cada uno tiene un valor de 10-7. Como el logaritmo de 10-7 es igual a 7, el pH neutro del agua pura es igual 7. De esta manera se elabora una escala simple para expresar la concentración de hidrogeniones. Esta escala va desde un valor 0 (que representa la máxima concentración de H+) has- ta 14 (que representa una concentración máxima de OH-, sin iones H+ presentes).

III.3 Estructura del sistema pH

III.2.1 Elementos

• Hidrogenión (H+): los líquidos corporales además de contener catio- nes y aniones, contienen el protón H+ o hidrogenión. En las soluciones acuosas, hay poco o ningún protón H+ en forma de protones simples. Casi todos los protones de H+ de las soluciones acuosas se hallan en reacción con agua formando iones hidratados.
• Ácidos: se denominan ácidos a las sustancias que tienden a entregar iones H+ a la solución.
• Bases: se denominan bases a las sustancias que tienden a tomar iones H+ de la solución. Así, se denominan ácidos o bases fuertes a aquellas sustancias que en- tregan o aceptan respectivamente muchos iones H+ de la solución. De la misma manera, se denominan ácidos o bases débiles a aquellas sus- tancias que entregan o aceptan respectivamente pocos iones H+ de la solución. III.3.2 Límites, reservorios y redes de comunicación Como el pH constituye un subsistema del medio interno, comparte las características estructurales del mismo. Así, los límites estarán formados por las barreras compartimentales y los reservorios estarán constituidos por los compartimentos líquidos del organismo.

III.4 Aspectos funcionales del sistema pH

El organismo mantiene el pH, o lo que es lo mismo la concentración de H+, dentro de un valor estable a través de un equilibrio homeostático. III.4.1 Sustrato y producto Continuamente ingresan y se eliminan ácidos del cuerpo humano. La fuente de ácidos en nuestro organismo es doble:

1. Carga ácida proveniente de la dieta, representada por ácidos fijos, 40

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que es de 1 mEq/kg de peso/día. Depende de la ingestión de proteínas (aminoácidos) principalmente. Esta carga de ácidos fijos es manejada y eliminada por los riñones.

2. Carga ácida constituida por dióxido de carbono (CO2), generado me- tabólicamente a nivel celular. Diariamente se producen unos 13.000 a 15.000 nmol/día de CO2. Esta producción metabólica de CO2 es mane- jada y eliminada por los pulmones. III.4.2 Regulación del pH: Equilibrio ácido-base El organismo posee tres mecanismos o líneas de defensa para mantener el pH en valores compatibles con la vida:
3. amortiguadores.
4. regulación pulmonar de la pCO.
5. resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de áci- dos.
6. El manejo instantáneo de la carga ácida es realizado por las sustancias llamadas amortiguadoras, tampones o buffer. Las sustancias amortigua- doras desarrollan rápidamente su acción (fracción de segundos) previ- niendo de esta forma cambios excesivos en la concentración de iones hidrógenos.
7. Cuando la concentración de iones H+, aumenta en forma manifies- ta se produce una estimulación del centro respiratorio. En consecuen- cia aumenta la ventilación pulmonar, y puede ser eliminada una mayor cantidad de CO2, provocando un descenso en la concentración de iones H+ que estaba aumentada (dicha acción se cumple en aproximadamen- te 3 minutos).
8. Cuando la concentración de H+ se modifica significativamente, los ri- ñones producen una orina ácida o alcalina, ayudando también al reajus- te del equilibrio. El riñón manejará la carga de ácidos como órgano más poderoso, pero requiriendo horas o días para reajustar las alteraciones en los valores de pH. Por ejemplo, si se añade ácido clorhídrico (ClH) a una solución de agua pura, el pH caerá a 1. Sin embargo, si hay un buen amortiguador el ClH se combinará con él y variará muy poco el pH. Podemos utilizar, para ilustrar este ejemplo, la reacción de amorti- guación que ocurre con el sistema tampón de bicarbonato de sodio (CO3Na)/ ácido carbónico (CO3H2). El CO3H2 es un ácido débil porque su disociación en CO3H- y H+ es muy pobre en comparación con otros 41

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III.5 Evaluación del equilibrio ácido-base

III.5.1 Cálculo del pH Decíamos que en condiciones normales el pH de los líquidos corporales se mantienen en un valor estable. La carga de ácidos modifica en forma inmediata la proporción de ácidos y bases contenidos en los mismos, de manera que analizando la relación entre estos dos componentes se consigue determinar el valor real del pH. Hendersson y Hasselbach tomaron como determinantes de pH la rela- ción existente entre el ácido y la base existente en el buffer bicarbonato/ ácido carbónico. El desarrollo de la ecuación nos permitirá conocer el pH de una solución a través de una relación logarítmica de sus compo- nentes. El numerador de la fórmula (CO3H-) es el componente metabólico y está manejado por el sistema renal, mientras que el denominador (CO2) es el componente respiratorio y está manejado por el sistema repiratorio. Si el CO3H- y CO2 disueltos son iguales, el logaritmo de 1 es 0 y por lo tanto el pH será de 6.1. Se deduce así que un aumento del CO3H- o una disminución del CO2 aumentará el pH, y un aumento del CO2 o una disminución del CO3H- desplazará el equilibrio hacia el lado ácido, es decir que descenderá el pH. Habíamos visto que cerca del 80% de la capacidad buffer del líquido extracelular lo constituye el sistema bicarbonato/ ácido carbónico. El valor normal promedio de bicarbonato en plasma es de 24 mEq/l y la concentración promedio de ácido carbónico es 1.2 mEq/L (el valor de CO3H2 puede ser calculado multiplicando la pCO2 por 0.03). Así la ra- zón bicarbonato/ ácido carbónico es normalmente 20:1. Como el loga- ritmo de 20 es 1.3, y sumando el pK (6.1) el resultado es 7.4, que es el valor normal del pH en sangre arterial (ver tabla 3-I)

3.6 Enfoque clínico de los trastornos ácido-base

Habíamos dicho que en el hombre la homeostasis de los ácidos y bases 43

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logra conservar el pH arterial sistémico dentro de un límite estrecho a pesar de las cargas de ácidos y álcalis que se originan por ingestión y degradación diaria de alimentos. Tengamos bien presente que el pH está determinado por la proporción de CO3H- y pCO2, y no por la cantidad absoluta de cada uno de ellos. En consecuencia, una concentración normal de CO3H- o de pCO2 no necesariamente significa que el pH es normal. A la inversa, un pH nor- mal no implica que el CO3H- o la pCO2 sean normales. Hay dos grandes tipos de trastornos ácido-base: 1.- respiratorio y 2.- metabólico. Así Tenemos cuatro patentes clásicas de trastornos ácido-base: 1.- acidosis metabólica 2.- alcalosis metabólica 3.- acidosis respiratoria 4.- alcalosis respiratoria Hay que tener en cuenta que los trastornos metabólicos primarios pue- den originar una respuesta respiratoria secundaria, y los trastornos res- piratorios primarios originan una respuesta metabólica secundaria. Esta respuesta recibe el nombre de compensación o anormalidad secunda- ria (ver tabla 3-II) Es muy importante reconocer que las respuestas compensadoras tienen límites (ver tabla 3-III). Por ello, siempre que las respuestas compensa- doras estén comprendidas dentro de esos límites, es que hablamos de un trastorno simple. Cuando sucede lo contrario, estamos en presencia de un trastorno mixto. Ilustremos con un ejemplo: Un individuo presenta una acidosis metabólica por aumento de ácidos endógenos (por ejemplo, cetoacidosis diabética). Esta carga de ácidos endógenos, trae aparejado una disminución de bicarbonato en el líqui- do extracelular (efecto amortiguador); es decir que disminuye el nume- rador de la ecuación, y por lo tanto disminuirá el pH de la sangre. Como resultado de esta acidemia, se estimulan quimiorreceptores bul- bares e inducen un aumento de la ventilación. Este aumento de la ven- tilación trae aparejado una respuesta hipocápnica (disminución de la pCO2). De esta manera, por disminución de la pCO2, la proporción CO3H- / pCO2 y, por consiguiente, el pH regresarán, pero no por completo, a va- lores normales. El grado de compensación esperada en una forma sen- 44

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Resumen

Se ha destacado en este capitulo conceptos claves en cuanto a pH y equilibrio acido-base a fin de que el alumno comprenda la importancia en manterner una armonía en todo este juego de ascensos y descensos, con el propósito de poder reconocer con una simple toma de sangre arterial las patentes clásicas de los trastornos ácido-base y las simples pero importantes modificaciones clínicas que puede tener un paciente al estar alterado todo su sistema de amortiguadores y pH.

Trabajo práctico:

Regulación del pH como Sistema Objetivo: Evitar que se acumulen H+ (deforman las proteínas en las cé- lulas y la función). Léalo para conocer cómo se razona frente a un desequilibrio ácido- base. Ud. debe conocer los valores normales, en Fisiología.

Un señor de 70kg, diabético insulina dependiente, no se realizó la inyec-

ción de insulina, por que no había comido debido a un dolor gástrico.

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Se tomó una muestra de plasma y se encontraron los siguientes valores:

H+ 60nm pH: 7. Pa CO2 25 mmHg Anion Gap: 27 mEq/l CO3H 10mmol/l

Los valores en orina fueron:

a) NH4: 200 mmol/día b) HCO3: 0mmol/día c) Cetoácidos: positivo

Preguntas

1. Qué trastorno ácido base tiene? Tiene academia

2) Fueron agregados ácidos?

Sí. Cayó el HCO3, y aumentó el Anión Gap. Los responsables son los ce- toácidos presentes en orina.

3) Los ácidos se unieron a los buffers?

Sí, por el CO3H que cayó y por el aumento del anión gap. Podemos calcular cuántos H fueron buffered: Sabemos que el CO3H cayó 15 mmol/l. El LEC de éste Señor es de 15 li- tros, por lo tanto 15 *15= 225 mmoles. Corresponde a la carga de Hidro- geniones que consumieron el CO3H del LEC. Por otra parte, se asume que el 40% de los H+ son neutralizados (buffered) en el LEC. Si 225 es el 40% el 100% es: 563 mmol.

4) Respondieron bien los pulmones?

Si. Por que la PCO2 cayó a 25mmHg.

5) Respondieron bien los riñones?

Si. Pues aumentó el NH4 de 40 mmol a 200 mmol.

6) Por qué se debe tratar?

La capacidad de los buffer es de 500mmoles. En este caso, casi la mitad se ha consumido. En la cetoacidosis, la producción de H+ es de 1mmol/ min, y son metabolizados por oxidación. Si el señor de este caso, tuviese la función renal disminuída, no se puede generar ATP suficiente para reabsorber Na; si desarrolla un coma, también puede reducirse la capa- cidad del cerebro para generar ATP. Laboratorio de Estado Acido Base - LAB de EAB: En la práctica se le solicitará que se haga un “ Ácido base” o estado áci- do-base. 47

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a). los buffers o amortiguadores actúan espontáneamente para minimi- zar los cambios bruscos en la concentración de H+ b). el aparato respiratorio actúa en minutos u horas modificando la ven- tilación c). el riñón es el primero que actúa, en fracciones de segundos, modifi- cando la pCO2. d). a y b son correctas Sistema de Regulación de pH Objetivo: mantener constante la concentración de H+. Importancia: las modificaciones del pH, modifican las funciones de las enzimas, y las estructuras de las proteínas. Ingresa: H+ con la dieta, producción por el metabolismo Egreso: orina Regulación: por buffers, CO2 que se expele por los pulones, fosfatos, refulados por los rinones, proteinatos intracelulares. 49