El equilibrio ácido básico




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títuloEl equilibrio ácido básico
fecha de publicación25.01.2016
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El equilibrio ácido básico


En la práctica clínica se producen con cierta frecuencia alteraciones del equilibrio ácido-básico como consecuencia de un gran número de patologías. En la actualidad, el laboratorio dispone de analizadores de gases sanguíneos totalmente automatizados y disponibles de forma permanente para detectar y monitorizar estos trastornos.

EL ION HIDRÓGENO


El cuerpo humano produce ácido de forma continua. Cada día, un individuo adulto normal produce aproximadamente 20.000 nmol de ácido volátil (ácido carbónico) y unos 80 nmol de ácido no volátil. La mayor parte de ácido volátil se produce en forma de CO2 durante la respiración celular y reacciona con agua para formar ácido carbónico y bicarbonato. El ácido no volátil se origina principalmente a partir de la transformación metabólica de las proteinas contenidas en los alimentos, sobre todo a partir de los aminoácidos metionina y cisteína. Otros ácidos provienen del metabolismo de los hidratos de carbono y las grasas, de las nucleoproteínas (ácido úrico) y de los compuestos fosforados inorgánicos (tabla 1).


Tabla 1. Fuentes de los principales ácidos no volátiles:
Metionina y cisteína: ácido sulfúrico
I. Combustión incompleto de grasos: Ácidos orgánicos
2. Combustión incompleta de hidratos de carbono: Ácidos orgánicos
3. Metabolismo de las nucleoproteínas: Ácido úrico
4. Metabolismo de fosfato y fósforo orgánico: H+ y P inorgánico
5. Ácidos potenciales en los alimentos: citrato
A medida que so producen los iones hidrógeno (H+) son neutralizados por sistemas de tampón circulantes, que los preparan para su excreción final del organismo. la capacidad tamponadora total de los diferentes sistemas que son capaces de realizar esta función es aproximadamente de 15 nmol/kg. de peso corporal. La producción normal de ácido no volátil agotaría esa capacidad tamponadora en pocos rifas, pero ello no es así porque los riñones excretan iones H+, restableciendo los depósitos de bicarbonato. De esta forma, el ion H+, como otros iones, está sometido a un estricto control que logra mantener su concentración en los líquidos extracelulares dentro de unos limites que oscilan entre 35 y 46 nmol/L.

Esta concentración es muy baja en comparación con otros iones. Por ejemplo, en el plasma representa aproximadamente una concentración 300.000 veces menor que la del ion sodio (tabla 2). La importancia de mantener este valor dentro de unos límites tan estrechos es evidente si consideramos la influencia que tienen los iones H+. sobre muchos de los procesos metabólicos (por ejemplo, sobre la actividad de las enzimas).

Tabla 2: Concentración de algunos electrólitos en el plasma
Na+: 145.000.000 nmol/L
Cl-: 95.000.000 nmol/L
HCO-3: 24.000.000 nmol/L
K+: 4.500.000 nmol/L
Ca2+: 2.500.000 nmol/L
Mg2+: 1.000.000 nmol/L
H+: 40 nmol/L

En el organismo se produce continuamente H+ pero no OH - ; ésta es una de las razones más importantes del hecho de que la acidosis sea mucho más frecuente que la alcalosis.

ACIDOS Y BASES


Se puedo definir como ácido toda sustancia capaz de transferir iones H+. - protones - a una base, mientras que base será toda aquella sustancia capaz de aceptar esos protones. Cuando un ácido libera un protón se convierte en una base conjugada, y a la inversa, cuando una base acepta un protón se convierte en un ácido conjugado. Hay que tener presente la existencia de sustancias capaces de comportarse como ácido o como baso, según el entorno químico en el que se encuentran.

DEFINICIÓN DE PH


La acidez de una solución depende de la concentración de los iones hidrógeno y se caracteriza por el valor del pH, que se define como el logaritmo negativo de base 10 de la concentración de H+ : pH= - log10 [H+]

La utilidad de la cantidad expresada de esta forma tan compleja fue propuesta por Sorensen en 1909 cuando observó, al estudiar los efectos de la concentración de hidrogeniones en las reacciones bioquímicas, que estas concentraciones eran extremadamente bajas.

En esta expresión puede deducirse que la escala de valores del pH de una solución es opuesta a sus valores de la acidez; cuanto más alta es la concentración de H+, más bajá es el valor del pH.

Como ya se mencionó, en la mayoría de los líquidos biológicos las concentraciones de H+ son muy bajas. Por ejemplo, en la sangre y en el líquido extracelular es de 0,00000004 mol./L.. Una acidemia intensa (pH: 6,8) puede elevar este valor a 0,00000016 mol/L. y una acalemia intensa (pH: 7,8), reducirla hasta 0,000000016 mol/L. Como se puede apreciar, éstas son cifras muy pequeñas, difíciles de manejar como tales para comparar resultados. Por otra parte, si se usa el valor de pH y se aprecia que la cifra es de 0,00000004 mol/L, puede sustituirse por pH 7,4, al igual que las concentraciones citadas en el párrafo anterior. El empleo del valor de pH simplifica mucho la expresión de la concentración de iones H+ y hace que su manejo sea mucho mas simple.

SISTEMAS DE TAMPÓN


Un amortiguador ácido-básico es una solución de dos o más compuestos químicos que evita la producción de cambios intensos en la concentración de iones hidrógeno cuando a dicha solución se le añade un ácido o una base. Un buen ejemplo de estos sistemas es el formado por el ácido carbónico y el bicarbonato sódico cuando ambos se encuentran en una misma solución. En primer lugar, conviene recordar que el ácido carbónico es un ácido muy débil y que cuando se encuentra en una solución, aproximadamente 999 partes de cada 1.000 se disocian en dióxido de carbono y agua, con el resultado final de una elevada concentración de dióxido de carbono disuelto más una pequeña concentración de ácido.

Cuando a una solución que contiene bicarbonato sódico se le añade un ácido como el clorhídrico, ocurre la siguiente reacción:

HCl + NaHCO3  H2CO3 + NaCl

Puede observarse cómo un ácido fuerte - el clorhídrico - es convertido en otro muy débil - el carbónico -, por lo que la adición de ese ácido fuerte sólo bajarla ligeramente el pH de la solución.

De la misma forma, si añadimos una base fuerte, como el hidróxido sódico, a una solución que contiene ácido carbónico, tendrá lugar la siguiente reacción:

NaOH + H2CO3  NaHCO3 + H2O

Donde observamos que el ion del hidróxido sódico se combina con el ion hidrógeno del ácido carbónico para producir agua, formando, además, bicarbonato sódico. El resultado neto del sistema tampón es la transformación de la base fuerte (NaOH) por la base débil (NaHCO3 ).

Aunque para ilustrar el funcionamiento del sistema tampón hemos utilizado el ácido carbónico y el bicarbonato sódico, cualquier sal de bicarbonato, aparte del sódico, puede efectuar exactamente la misma función. Por tanto, las pequeñas cantidades de bicarbonato potásico, bicarbonato cálcico y bicarbonato magnésico que existen en los líquidos extracelulares son igualmente eficaces para el sistema tampón del bicarbonato. En el liquido intracelular hay muy poco bicarbonato sódico, y el ion bicarbonato es proporcionado por el bicarbonato potásico y magnésico.

Existen otros sistemas tampón en el organismo que, aunque con menos intensidad que el que acabamos de describir, también contribuyen a mantener estable el pH. Esos sistemas son el fosfato y las proteínas.

Mediante la aplicación de la ecuación de Henderson-Hasselbalch podemos deducir que en un individuo normal, con un pH de 7,4, la relación existente entre el bicarbonato y el asido carbónico es de 20:1, y el organismo tratará de corregir cualquier alteración de esta relación para mantener la estabilidad de este equilibrio.

Para estudiar el equilibrio ácido-básico de un paciente debemos medir por lo menos dos de estos tres parámetros: pH, pCO2 y HCO-3, obteniéndose el restante mediante un cálculo matemático (actualmente los analizadores de gases miden pH y pCO2 y calculan HCO-3).

El CO2 y, consiguientemente el ácido carbónico, cuya concentración es controlada por los pulmones, se denominan de forma genérica componente respiratorio, mientras que el bicarbonato, que es controlado por los riñones, recibe el nombre genérica de componente metabólico o renal.

En condiciones normales, tanto los pulmones como los riñones son capaces de aumentar o disminuir el nivel de sus respectivos constituyentes tampón para alcanzar el objetivo primario; es decir, la relación 20:1, que es esencial para mantener el pH normal de la sangre.

Veamos a continuación cómo se intenta mantener este equilibrio en algunas situaciones patológicas.

En la acidosis metabólica el riñón no elimina el exceso de iones hidrógeno y no recupera una cantidad suficiente de bicarbonato. Un nivel disminuido de bicarbonato en presencia de una pCO2 normal produce unta disminución de la relación entro el bicarbonato y el ácido carbónico (menos de 20:1), por lo que ocasiona una reducción del pH. Algunas causas de esta alteración son la cetosis diabética, la intoxicación ácida (por ejemplo, el ácido acetilsalicilico) y la acidosis láctica por sobrecarga muscular. En todas estas situaciones el organismo tiende a reponer la relación normal de 20:1 entre el bicarbonato y el ácido carbónico. A este proceso lo conocemos como compensación. En la acidosis metabólica los pulmones tienden a compensar eliminando cantidades mayores de CO2, hiperventilando. Al reducir la pCO2, como el bicarbonato está bajo por la alteración primaria, se tiende a restablecer la relación 20:1 entre el bicarbonato y el ácido carbónico y, en consecuencia, el pH se desplaza hacia la normalidad. Fisiológicamente, la compensación nunca es completa.

La alcalosis metabólica se caracteriza por la presencia de bicarbonato en exceso y puede producirse como consecuencia del agotamiento del ácido en el organismo o de la ingestión de un exceso de base. En estas condiciones, un nivel aumentado de bicarbonato se asocia a una pCO2 normal y el resultado es un aumento en la relación bicarbonato / ácido carbónico, lógicamente con la elevación del pH sistémico. Algunas causas de este trastorno son los vómitos persistentes, el lavado gástrico, el exceso de medicación diurética y la ingestión desordenada de sustancias alcalinas. En todos estos casos el sistema reaccionará para restablecer el equilibrio entre bases y ácidos y normalizar el pH. El centro de control respiratorio inducirá una hipoventilación con retención de CO2 y, por tanto, de nuevo se compensa el aumento del bicarbonato con aumento de la pCO2.

La acidosis respiratoria se caracteriza por la incapacidad de los pulmones para eliminar todo el CO2 producido por el organismo, por lo que la pCO2 aumenta y la existencia de un nivel normal de bicarbonato produce una disminución en la relación bicarbonato / ácido carbónico. Algunas causas de esta alteración son la enfermedad broncopulmonar, intoxicación por barbitúricos, respiración asistida mal estimada y asfixia. La compensación, en este caso, se producirá porque el riñón eliminará una mayor cantidad de H+ causando, de este modo, un incremento del bicarbonato.

Por último, la alcalosis respiratoria se caracteriza por una eliminación excesiva de CO2 a través de los pulmones. De nuevo, la reducción de la pCO2 con niveles normales de bicarbonato aumenta la relación entre bases y ácidos, por lo que se eleva el pH. Las causas más frecuentes de este trastorno son los estados de ansiedad, fiebre alta, anoxia e intoxicación por ciertos fármacos. En este caso, la compensación la establecen los riñones, reduciendo la producción de bicarbonato.

Hemos de recordar que, en términos generales, cuando el trastorno primario es metabólico (renal), la compensación es respiratoria y se produce inmediatamente. Por el contrario, cuando la alteración primaria es de origen respiratorio, la compensación es metabólica y los mecanismos renales que se ponen en marcha requieren varios días para llevar a cabo dicha compensación.

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