Acidos y bases. Amortiguadores fisiologicos

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

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