Post on 09-Aug-2015
Regulación del equilibrio ácido-base
Jesús Manuel Maríñez Rentería
La regulación de los iones hidrógeno es esencial ya que ésta influye en casi todos los sistemas enzimáticos de nuestro organismo
60 meq/l
Homeostasis
mec
[Na] extracelular = 142 meq/l
[H+] extracelular = 0.00004 meq/l
Las concentraciones de H+ son muy bajas en el organismo, por lo que sólo se admiten variaciones muuuuy bajas.
Casi 3.5 millones de veces mayor
ne
Ión hidrógeno
Protón liberado por un H
Ácido: molécula que puede liberar iones H
Base: ión o molécula que puede aceptar un H+
NaOH, HCO3-
HCl, H2CO3
P+,Al
ALCALOSIS: extracción excesiva de H+ de los líquidos orgánicos
ACIDOSIS: adición excesiva de H+ de los líquidos orgánicos
ÁCIDOfuerte
débil
Se disocia rápidamente y liberar grandes cantidades de H+
Tienen menos tendencia a disoci- ar sus iones y liberan H+ con menos fuerza
BASEfuerte
débil
Reacciona de forma rápida y potente con H+. Lo elimina con rapidez de la solución
Se une a H+ de manera mucho más débil de lo que lo hace el OH-
ÁCIDOfuerte
débil
HCl H+ + Cl-
H2CO3 H+ + HCO3-
BASEfuerte
débil
OH- H2O
HCO3- H2CO3
Concentración de iones hidrógeno en la sangre = 4 x 10-5 mEq/l (40nEq/l)
0.00004 mEq/l
Variaciones normales son sólo de unos 3 a 5 nEq/lCondiciones extremas puede variar desde tan solo 10 nEq/l
hasta 160 nEq/l sin causar la muerte
[H+] = 40 nEq/l, es decir, 0.00000004 Eq/l
pH= -log [0.00000004]pH= 7.4
El cálculo del pH resulta inversamente propor- cional a la concentración de [H+]
pH alto = baja concentración de H+pH bajo = alta concentración de H+
• El pH de la sangre arterial es de 7.4• El de la venosa, y liq. intersticiales, 7.5 CO2
7.4pH
Acidosis Alcalosis6.3 8
vi
Defensas frente a los cambios de concentración de H+
1 ) Sistemas de amortiguación acidobásicos químicos de los líquidos orgánicos
2 ) Centro respiratorio3 ) Los riñones
• Amortiguación química amortiguadores: cualquier sustancia capaz de unirse de manera reversible a los H+
Amortiguador + H H Amortiguador
• Bicarbonato
Sistema amortiguador del bicarbonato
• Solución acuosa de:
1) Un ácido débil, H2CO3
3) Sal bicarbonato, como NaHCO3
CO2 + H2O H⇄ 2CO3
Anhidrasa carbónica: alveolos pulmonares
NaHCO3 Na⇆ + + HCO3-
H+ + HCO3-
CO2 + H2O ⇆ H2CO3 ⇆ H+ + HCO3-
+Na+
Sistema amortiguador del bicarbonato
• Adición de HCl:
• Adición de NaOH
↑ H+ HCO3- → H2CO3 → CO2 + H2O
NaOH + H2CO3 → NaHCO3 + H2O
Sistema amortiguador del fosfato
• Elementos principales: H2PO4- y HPO4=
Al añadir a una mezcla de estas sustancias HCl, la base HPO4= acepta el H+ y se
convierte en H2PO4-
HCl + Na2HPO4 → NaH2PO4 + NaCl
Ácido fuerte (HCl) es sustituido por una cantidad adicional de ácido débil
(H2PO4-) con lo que se minimiza la disminución de pH.
Al añadir una base fuerte NaOH el H2PO4-
amortigua los grupos OH- para formar cantidades adicionales de HPO4
- y H2O
NaOH + NaH2PO4 → Na2HPO4 + H2O
Base débil sustituye NaH2PO4 sustituye a una fuerte NaOH, lo que hace que el
aumento del pH sea sólo ligero.