Dr. Juan de Dios Flores Calderón de la Barca

FisiologíaH

PotencialHidrógeno

Dr. Juan de Dios Flores Calderón de la Barca

1. Amortiguación de una base fuerte con: HCO3-/H2CO3.

3. Los dos factores que determinan la efectividad de un amortiguador.

5. Definición de pK.

7. Ejemplo pK del HCO3-/H2CO3.

9. Solución A y solución B.

11. Solución C.

Potencial Hidrógeno (Número de diapositiva):

1. El Hidrogeno y el hidrogenión.

3. pH; potencial hidrógeno.

5. pH en nuestro organismo.

7. Amortiguación de: 1. ácidos y 2. alcalinos.

9. Las dos presentaciones de un amortiguador.

11. Amortiguación de un ácido fuerte con HCO3-/H2CO3-.

1. Propiedades de las proteínas para servir como amortiguador.

3. Bases para entender la Ecuación de Henderson - Hasselbalck.

5. Ecuación de Henderson - Hasselbalck.

7. Origen de la Ecuación de Henderson - Hasselbalck.

9. Los 4 primeros pasos.

11. Siguientes 4 pasos.

1. Mecanismos para eliminar el exceso de ácidos.

3. 1. Tipos de amortiguador; 2. principio isohídrico.

5. Comparación del poder de los diferentes amortiguadores.

7. El sistema amortiguador (tampón o buffer) bicarbonato.

9. 1. El buffer fosfato 2. el buffer proteínas.

11. El buffer de hemoglobina.

1. Titulación.

3. Como regulan los riñones: 1 una alcalosis, 2. una acidosis.

5. 1. Amortiguamiento de H+ no titulado; 2. formación nueva de HCO3-.

7. El amoniaco NH3+.

9. 1. Valores normales; 2. alteraciones del pH.

11. Significados.

1. Conclusión .

3. Ley de las masas.

5. 1. Compensación entre los sitemas renal y respiratorio. 2. Importancia del buffer HCO3-/H2CO3..

7. Intercambio del gas CO2 con el líquido H+.

9. Regulación del pH por frecuencia respiratoria.

11. Formas en que los riñones eliminan ácidos.

1. Concepto de anion Gab.

3. Utilidad del Anion Gab.

5. Acidosis metabólica hiperclorémica.

7. Acidosis metabólica normoclorémica.

9. Cuestionario

1. Ejemplo de alteraciones ácido / básicas.

3. Nomograma de Davenport.

5. Sistema práctido de hacer diagnóstico alteración del pH: Tamaño, flechas, dirección.

7. Sistema práctico de hacer diagnóstico, (continuación): Movimiento, causa de la alteración.

9. Ejemplo del sistema práctico expuesto anteriormente.

1. El Hidrógeno, y2. El Hidrogenión:

1. Siendo el componente básico de todos los demás elementos (por fusión), el hidrógeno es el átomo más sencillo (un protón y un electrón), y aunque es el elemento más abundante de todo el universo (90%), de nuestro planeta sólo constituye el 15% (lo encontramos en compuestos orgánicos y el agua).

2. Cuando el hidrógeno pierde su electrón se convierte en el “ión hidrógeno” que llamaremos hidrogenión; así el hidrogenión (H+) está formado por un sólo protón. En un recipiente con agua, a medida que agreguemos (H+), la solución se hará más ácida; y a medida que agreguemos oxidrilos (OH-) se hará más alcalina.

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pH (potencial hidrógeno):

1. Significa potencial hidrógeno; es una forma práctica de cuantificar los iones hidrógeno; existen tan pocos iones hidrógeno en el organismo (.00000004 mEq/L) que resulta tedioso utilizar un sistema convencional para cuantificarlos; por lo tanto se adecuó un sistema de logaritmos (Log) para hacerlo.

2. El pH neutro lo tiene el agua en la naturaleza y tiene un valor de 7; de tal forma que toda solución que tenga un valor de pH menor a 7 se considera ácida y toda solución que tenga un valor de pH arriba de 7 se considera alcalina.

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pH en nuestro organismo:

1. El pH neutro en nuestro organismo es de 7.4; siempre se mide en sangre arterial; si un paciente al tomarle sangre arterial y determinar su pH presenta cifras menores a 7.4 diremos que está en un estado de acidosis; y por otro lado si presenta cifras de pH mayores a 7.4 diremos que está en alcalosis.

2. La sangre venosa y el líquido intersticial normalmente tienen un pH de 7.35; muchas células según su función y metabolismo podrán tener valores de pH que oscilan entre 6 y 7.4; La orina presenta pH entre 4.5 y 8; el ClH gástrico alcanza valores de 0.8; se consideran límites de la vida humana un pH arterial de 7 como el más ácido y 7.8 como el más alcalino.

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Amortiguación de:1. ácidos, 2. alcalinos

1. Es convertir una solución muy ácida en una poco ácida; Ejem. si ponemos ácido clorhídrico (ClH) en agua, haremos una solución muy ácida; pero, si pusiéramos ese mismo ClH en una solución de agua que contenga algún amortiguador, la solución final sería sólo poco ácida.

2. Es convertir una solución muy alcalina en una poco alcalina; Ejemplo, si ponemos sosa cáustica (NaOH) en agua haremos una solución muy alcalina; pero, si pusiéramos ese mismo NaOH en agua que contenga algún amortiguador, la solución sería poco alcalina.

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Las dos presentaciones de un amortiguador:

Así como las personas podemos estar vestidas o desvestidas, no por ello dejando de ser las mismas personas; hay amortiguadores que pueden tener hidrogenión o no tenerlo, siendo en realidad la misma sustancia. Por ejemplo veamos el amortiguador bicarbonato/ácido carbónico; si lo vemos desvestido (sin H+) lo podremos llamar de las siguientes cinco formas: bicarbonato; forma no protonada; HCO3-; base débil; o receptor de H+. Y, si lo vemos vestido (con H+) lo llamaremos: ácido carbónico; forma protonada; H2CO3; ácido débil; o donador de H+.

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Amortiguación de un ácido fuerte con HCO3-/H2CO3:

Al poner ClH en la solución con el amortiguador HCO3-/H2CO3, algunas de las formas no protonadas le “roban” el H+ a los ClH, convirtiendose en formas protonadas, el Cl- reaccionará con Na+ para formar sal común; ahora aunque habrá mas ácidos débiles (H2CO3), y menos bases débiles (HCO3-) al desaparecer el ácido fuerte (ClH), la solución se comporta como poco ácida.

(ClH + HCO3Na = H2CO3 + ClNa).

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Amortiguación de unaBase fuerte conHCO3-/H2CO3:

Al poner NaOH en la solución con amortiguador HCO3-/H2CO3, algunas formas protonadas le “regalan” su hidrogenión a los NaHO formando H2O y Na+ que se une al HCO3-, y aunque aumentan las bases débiles y disminuyen los ácidos débiles del amortiguador, al desaparecer la base fuerte, la solución queda como poco alcalina.

(NaOH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O).

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Los dos factores que determinan la efectividad de un amortiguador:

1. Con qué concentración (o sea que cantidad de amortiguador pondrás por cada litro de agua) se encuentra en la solución antes de ponerle el ácido o la base fuerte que ha de amortiguar; evidentemente entre más concentrado esté un amortiguador mayor será su capacidad de amortiguar;

2. Que tan ácida o alcalina estaba ya la solución antes de ponerle el ácido o base fuerte que ha de amortiguar (hay amortiguadores que funcionan mejor no en agua pura sino en soluciones ligeramente ácidas o alcalinas).

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Definición de pK.

Es aquel pH en el que trabaja mejor un amortiguador en especial; esto se debe a que cuando a esta solución preliminar (agua ligera- mente ácida o alcalina según conven ga al amortiguador) le agregamos un amortiguador, quedarán dispuestos el mismo número de moléculas receptoras de H+ que las donadoras de H+ teniendo así entonces la máxima eficacia para amortiguar ácidos o bases.

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Ejemplo: pK del HCO3-/H2CO3:

Dispongamos de 3 distintas soluciones:

a. una en un litro de agua o sea un pH de 7;

b. otra en un litro de solución a pH de 5.2; y

c. otra mas en 1 litro de solución a pH de 6.1

Ahora, agregaremos a cada una de ellas 100 moléculas de HCO3- y 100 moléculas de H2CO3, al terminar determinaremos cuál de las tres solu- ciones dispone las mayores posibili -dades de amortiguar más ácidos o más alcalinos. (vea mas adelante)

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1.Solución A; 2.Solución B:

1. Si colocas el amortiguador en sólo agua (pH7): rápido muchas for- mas protonadas se convierten en no protonadas al donar su H+ al medio y así bajan el pH a 6.1; ahora aunque quedan por Ejem. 150 moléculas de HCO3- sólo restarán 50 de H2CO3, por lo que este amortiguador disminuye su capacidad de amortiguar álcalis.

2. Si colocas el amortigua dor en una solución bastante acidifica- da, digamos a 5.2: rápido muchas for- mas no protonadas se convierten en protonadas al robarle H+ al medio hasta subir el pH a 6.1; así, aunque quedan por Ejem. 150 moléculas de H2CO3, sólo restarán 50 moléculas de HCO3-, por lo que este amortiguador habrá perdido eficacia para amortiguar ácidos.

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3. Solución c:

Por último, si colocamos el amortiguador en una solución con un pH exactamente en 6.2, las moléculas protonadas y no protonadas se conservan 100 y 100 respectivamente, ahora sí, disponemos de la máxima capacidad de amortiguación; a este pH del amortiguador HCO3-/H2CO3 se le conoce como su pK.

Luego definimos pK como aquel pH en la que los receptores de H+ y los donadores de H+ de un amorti- guador son iguales.

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Mecanismos para eliminar el exceso de ácidos:

Normalmente nuestro cuer -po tiende a formar H+, y por lo tanto a hacerse ácido; para ello basta con man- tenernos vivos (metabolismo basal); pero a medida que desempeñemos mayor actividad (aumento de metabo -lismo) la formación de H+ será mayor y así la tendencia a la acidez será mayor también. Si el exceso de ácidos no es eliminado de nuestro cuerpo, moriría –mos. Hay 3 mecanismos para eliminar el exceso de acidez: 1. El sistema renal, que es capaz de corregir hasta en un 100%, pero tardará horas en hacerlo 2. El sistema respiratorio, que puede corre- gir en unos minutos (3 a 12) de un 50 a un 75%, y 3. Los amortiguadores, que aunque corrigen sólo en un 20% lo hacen en sólo unas fracciones de seg.

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1.Tipos de amortiguador2. Principio isohídrico

1. Nuestro organismo dispone de 4 amortiguadores princi -pales: a. El de bicarbonato/ácido carbó- nico (HCO3-/H2CO3) que es el más im- portante; b. Las proteínas que constitu- yen el más potente de nuestros amor -tiguadores; c. La hemoglobina que es el principal en la sangre; y d. fosfato, que actúa principalmente en los riñones.

2. Nos dice tres cosas: 1. que todos los amortiguadores funcionan al mismo tiempo; 2. que cuando se modifica un amortiguador, de igual manera también se modifican los otros amortiguadores; y 3 que todos los amortiguadores utilizan la donación o recepción de hidrogeniones (H+) para amortiguar.

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Comparación del poder de los diferentes amortiguadores:

Si consideráramos la po -tencia del bicarbonato en sangre = 1, la potencia en sangre de fosfatos sería de 0.3; la de las proteínas de 1.4 y la de Hb sería de 6.5; ahora si consideráramos la potencia del bicarbonato en todo el medio interno (o sea plasma + liquido extracelular) = 1, la potencia de fosfatos en el medio interno sería de 0.3; la de las proteínas de 0.8 y de la Hb de 2. (recordemos que el de las proteínas es el más potente, y esto, como veremos, no por las proteínas del medio interno, sino por las intracelulares).

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El sistema amortiguador(tampón o buffer)Bicarbonato:

Para simplificar se le nombra sólo por su forma no protonada, aunque es el mismo que el HCO3-/H2CO3; es nuestro buffer más abundante y más importante; pero no es muy poderoso por dos razones:

1. Su pK es de 6.1 y trabaja en un pH de 7.4; y

2. Aunque es el más abundante, estando diluido en toda el agua del organismo, su concentración no es alta.

Su importancia se debe a que gracias a este buffer, los riñones y los pulmones pueden intercambiar sus funciones para regular el pH.

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1. Buffer fostato2. Buffer de proteínas:

1. Su nombre completo es Na2HPO4-/NaH2PO4; es aún menos potente que el del bicarbonato ya que aunque tiene un pK de 6.8 que está más cercano a 7.4, su concentración es 12 veces menor que la del bicarbonato; es más útil en el riñón y en las células ya que ahí el pH está mas cercano a su pK y está mucho más concentrado.

2. Es el más potente de los amortiguadores ya que: A. Tiene su pK en 7, o sea muy cercano a 7.4; y, B. Tiene alta concentración en células y plasma; ¾ partes del poder de amorti- guación de los líquidos corporales está dentro de las células y se debe a sus proteínas.

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1. Buffer de hemoglobina:

Recordemos que la hemo- globina es en realidad una proteína y aunque también circulan las proteínas plasmáticas, la hemoglobina en la sangre es el buffer principal; esto se debe a dos razones:

1. Su concentración es 4 veces mayor que el de las proteínas plasmáticas; y,

2. Las moléculas de hemoglobina tienen más del doble de terminales de histidina que las molé -culas de las proteínas plasmáticas.

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Propiedades de las proteínas para servir como amortiguador:

Éstas están determinadas por las propiedades de los aminoácidos que las forman; un aminoácido (por ejemplo histidina) está formado por un imidazol y una cadena lateral. Es ahí, en la cadena lateral, donde los amino- ácidos presentan dos radicales para amortiguar: 1. carboxilo (COO-) y 2. amino (NH2-); ambos amortiguan tanto ácidos como alcalinos. El grupo carboxilo presenta: forma protonada = COOH; forma no protronada = COO-; el grupo amino presenta: forma protonada = NH3; forma no protonada = NH2-.

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Bases para entender la Ecuación de Henderson-Hasselbalck:

A) pH se define como el Log. negativo de la concentración de hidroge- niones; así: pH = -log [H+];

B) pK se define como el Log. negativo de Ka (constante de disocia ción) así: pK = - log Ka;

C) el Log. de A×B = Log de A + Log de B;

D) el Log de A/B = - log B/A; E) El Log de 1 = 0; el de10 =

1; el de 20 = 1.3; F) el H2CO3 en solución es

inestable y se transforma casi todo en CO2.

G) Normalmente hay 20 HCO3- por cada CO2.

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Ecuación de Henderson - Hasselbalck:

La usaremos para entender como es que nuestro pH es de 7.4; para desarrollarla seguiremos 8 pasos; los cambios que hacemos en cada paso son para ir construyendo en la ecuación de la constante de disociación la expresión –Log[H+] que es el pH: 1) iniciar de la ecuación de la constante de disociación de HCO3- (Ka) 2) despejar H+; a ambos lados de la ecuación: 3) sacar Log.; 4) Aplicar 1ra ley de Logs 5) cambiar todos los signos a negativos; 6)aplicar 2da ley de Logs 7) sustituir pH y pK; 8) cambiar H2CO3 por CO2; y, sustituir valores

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Origen de la Ecuación de Henderson-Hasselbalck:

La Ecuación de Henderson – Hasselbalck nace de la ecuación de la constate de disociacion (Ka) del bicarbonato:

El tampón HCO3-/H2CO3 como cualquier buffer, tiene receptores y donadores de H+.

Con la misma constancia los donadores se convierten en dos cosas: receptores e hidrogeniones (y viceversa); esto se escribe asi:

Ka × donadores = receptores × (H+); despejando:

Ka = (receptores × H+) / donadores; o sea: (ver siguiente)

4 primeros pasos:

1er paso: ecuación de Ka Ka = HCO3- × H+ / H2CO3 2do paso: despejando H+ en la fórmula anterior tendremos: H+ = Ka × H2CO3 / HCO3- 3er paso: A esta ecuación sacaremos logaritmo en ambos lados para que no se altere la igualdad, así: Log H+ = Log (Ka × H2CO3/HCO3-) 4to paso: Ya que sabemos que el Log de A×B = Log de A + Log de B,

por lo tanto Log H+ = Log Ka + Log H2CO3/HCO3-

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Siguientes 4 pasos:

5to paso: a esta ecuación cambiamos a signos negativos a ambos lados para conservar la igualdad, así: -LogH+ = -Log Ka – Log H2CO3/HCO3- 6to paso: como sabemos que Log de A/B = - Log B/A, entonces cambiamos en la formula anterior así: -LogH += -LogKa + Log HCO3-/H2CO3

7mo paso: como sabemos que pH = - Log H+, y que pK = -Log Ka, sustituimos en la formula anterior así: pH = pK + Log HCO3-/H2CO3

8Vo paso: como sabemos que H2CO3 es difícil de medir porque casi todo se convierte a CO2, cambiamos a CO2

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Conclusión:

así: pH = pK + Log HCO3- / CO2. que es la Ecua Henderson-Hasselbalck.

Como sabemos que pK del bicarbonato es de 6.1: que hay 20 veces más HCO3- que CO2; y que el Log de 20 es 1.3, tendremos así: pH = 6.1 + Log 20/1; o sea pH = 6.1 + 1.3 pH = 7.4, que es el pH normal.

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Ley de las masas:

1. Esta ley dice que cada vez que reaccionan un CO2 con el H2O se producirá un HCO3- y un H+ ; y a la inversa, cada vez que reacciona un HCO3- y un H+ se producirá un CO2 y un H2O. 2. Esta reacción es acelerada más de 100 veces por la anhidrasa carbónica, enzima que es muy abundante en eritrocitos, estómago, páncreas, centro respiratorio y riñones. 3. La reacción de (CO2) + (H2O) prime- ro se convierte en H2CO3, que rápido se descompone en (HCO3-) + (H+); y también a la inversa: la reacción de (HCO3-) con (H+) se convierte primero en H2CO3 que rápido se descompone en (CO2) y (H2O); o sea, el H2CO3 es una sustancia inestable, difícil de medir aunque se calcula en 1.2 mMol/L.

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1. Compensación entre los sitemas renal y Resp.; 2.importancia del buffer HCO3-/H2CO3:

1. Gracias a la ley de las masas, se pueden convertir los H+ en CO2 y a la inversa CO2 en H+; esto es importante ya que nuestro Sist. Resp. tira el exceso de ácidos tirando el exce- so de CO2 y el Sist. urinario lo hace tirando el exceso de H+; cuando alguno de estos sistemas no funciona bien, el otro podrá compensar su función.

2. Así, los elementos que participan en la ley de las masas son los del buffer bicarbonato; es por esto que este amortiguador es el más importante ya que enlaza la función de Sist. Resp., Sist. renal y tampónes como una unidad

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Intercambio de gas (CO2) y líquido (H+):

1. El CO2 es un gas y los H+ son líquido; los pulmones regulan el pH manejando los niveles del CO2 (respira- mos gases); en cambio los riñones lo hacen manejando los H+ (orinamos líquidos); la ley de las masas intercam- bia en el organismo los H+ por CO2 y viceversa.

2. Para entender cómo fun- ciona el Sist. respiratorio para regular el pH ponte a correr: las células corporales producen CO2; esto te llevaría a un es- tado acidótico; pero, por la ley de las masas el CO2 se convierte en H+; Los H+ estimulan el centro respiratorio, que a su vez aumenta la ventilación pulmo- nar; con lo que se pierde el exceso de CO2 evitando la acidosis.

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Regulación del pH por frecuencia respiratoria:

Así una mayor producción de ácidos (o disminución de alcalinos) nos llevaría a una acidosis pero el aumento de la ventilación tiende a normalizarla; y a menor producción de ácidos (o un exceso de alcalinos) nos llevaría a una alcalosis, pero la dismi- nución de la ventilación tiende a norma- lizarla. El Sist. respiratorio es mucho mejor para regular la acidosis que la alcalosis. Esto se debe a que cuando bajamos la ventilación también dismi- nuye la entrada de oxígeno y existen mecanismos que evitan que baje demasiado la ventilación cuando esto sucede. Recordemos que la pCO2 nor- mal es de 40 mmHg; es la presión que ejerce el CO2 disuelto en plasma y que corresponde a 1.2 mMol/L.

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Formas en que los riñones eliminan ácidos:

1. Observa que los pulmo- nes regulan tirando o conservando ácidos (CO2), en cambio, como vere- mos ahora, los riñones regulan tirando o conservando ácidos (H+) o tirando o conservando alcalinos (HCO3).

2. Además de los H+ proce- dentes del H2CO3 (ácido volátil), los riñones deberán eliminar los ácidos no volátiles (80 mEq /día) que provienen del metabolismo protéico (como el ácido láctico o el acetoacético).

3. Los H+ son secretados en el túbulo proximal por contra/ transporte; y en las células intercaladas del túbulo distal por transporte activo (sensible a aldosterona); el máximo de acidez de la orina es pH de 4.5

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Titulación:

En los riñones el HCO3- se filtra y los H+ se secretan a los túbulos; desde ahí, el HCO3- debe reabsorberse y sólo lo hará si reaccionan entre si HCO3- con H+ para formar H2CO3; si faltaran H+ en la luz del túbulo, el HCO3- se perderá en la orina; y si faltaran HCO3- se perderían los H+; así, cuando un HCO3- o un H+ no encuentra su pareja, no se “titula”, y por ello se pierde en la orina.

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Como regulan los riñones: 1. Una alcalosis2. Una acidosis:

1. Supón a una persona con pocos H+ en sangre, esto es una alcalosis (pH alto); filtrará menos H+ a los túbulos; luego no todo el bicarbonato filtrado se titula, o sea no podrá formar H2CO3; luego se perderá en la orina; así baja el HCO3- sanguíneo lo que normaliza el pH.

2. Supón a una persona con muchos H+ en sangre, esto es una acidosis (pH bajo); secretará más H+ a los túbulos que los bicarbonatos que se filtren, y sólo los que formen H2CO3 se reabsorben, el exceso de H+ (no titulados) se perderá por la orina, normalizando el pH.

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1. Amortiguamiento de H+ no titulado

2. Formación de nuevo HCO3-

1. El exceso de H+ no titulados en orina dañarían a los tejidos, por lo que deberán ser amortiguados en la luz tubular con: fosfato, amoniaco, urato o citrato.

2. Al reaccionar un H+ con un amortiguador de la luz tubular distinto al bicarbonato (los más importantes son fosfato y amoniaco), se forma nuevo bicarbonato (no en la luz del túbulo, sino dentro de la célula tubular), que al pasar a sangre ayuda a reestablecer el pH.

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El amoniaco NH3+:

Se forma a partir de la glutamina que se transporta activamente desde sangre a las células tubulares y una vez ahí forma ión amonio (NH4+) que por contra/transporte es secretado a la luz tubular; en los túbulos colectores la membrana luminar es permeable al NH3+ (que se secreta) pero no al NH4+ (que así no puede reabsorberse); en las personas que sufren acidosis crónica, se incrementa mucho el metabolismo de glutamina, siendo el amoniaco la principal fuente de eliminación de ácidos y formación de nuevo bicarbonato.

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1. Valores normales, 2. Alteraciones del pH:

1. Antes de ver las alteraciones del pH recuerda que: pH (potencial hidrógeno) es de 7.4; pCO2 (presión parcial de bióxido de carbono) es de 40 mmHg; y HCO3Na (bicarbonato de sodio) es de 24 mMol/L.

2. Las que puede sufrir un paciente son 10, a saber: acidosis respiratoria no compensada, acidosis metabólica no compensada, acidosis mixta, acidosis respiratoria compensada, acidosis metabólica compensada. alcalosis respiratoria no compensada, alcalosis metabólica no compensada, alcalosis mixta, alcalosis respiratoria compensada, y alcalosis metabólica compensada.

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Significados:

“acidosis” = el pH está debajo de 7.38. “alcalosis”= el pH está arriba de 7.42.“metabólica” = el sistema renal (o cualquier otro órgano distinto a los pulmones) está enfermo y es el causante de la alteración. “respiratoria”=el Sist Resp. está enfermo y es el responsables de la alteración.“compensada” = el trabajo deficiente del sistema enfermo (renal o respiratorio) es realizado parcialmente por el sistema sano (renal o respiratorio) (generalmen- te habla de procesos crónicos).“no compensada” = aún el sistema sano no ayuda al sistema enfermo en su tra- bajo de regular el pH (generalmente habla de procesos agudos). “mixta” = ambos sistemas, renal y respiratorio, están enfermos y son responsables de la alteración del pH.

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Ejemplo de alteraciones ácido /básicas:

Algunos ejemplos son: 1. acidosis Pesp.: neumonía, enfisema pul monar. 2. alcalosis Resp.: psiconeu- rosis, ascenso a grandes alturas. 3. Acidosis metabólica: diarrea, diabetes mellitus, insuficiencia renal crónica, enfermedad de Addison, 4. acidosis tubular renal (como en el Sindrome de Fanconi), ingesta de metanol, vómito de contenido intestinal. 5. Alcalosis meta- bólica: hiperaldosteronismo, exceso de diuréticos (excepto inhibidores de anhi- drasa carbónica), exceso de fármacos alcalinos para tratamiento de ulcera gástrica, vómitos de contenido gástrico (como en hipertrofia pilórica).

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Nomograma de Davenport:

Nomograma ácido / básico de Davenport es una gráfica (que podrías llevar en tu bolso al pasar visita en el hospital) donde localizando el cruce de los valores del pH, CO2 y HCO3-, podrás determinar el tipo de alteración del pH que presenta un paciente.

En las próximas diapositivas veremos un sistema rápido y práctico para indentificar la alteración ácido básica sin necesidad de disponer del nomograma.

Tamaño, flechas, dirección:

1. Dibuja una casa en forma de rectángulo: Su tamaño representa el número de H+; en la sala estarán los pulmones que trabajan con CO2 y en el sótano los riñones que trabajan con HCO3.

2. Flechas: con ellas repre- sentaremos el valor de pH, CO2 y HCO3-; tendrán dirección, y movimiento

3. Dirección: si el valor de CO2 es menor al normal pondremos una flecha hacia abajo en la sala; si es normal pondremos un signo igual; si el CO2 es mayor de lo normal pondremos una flecha hacia arriba; y. Si el HCO3- es menor al normal pondremos una flecha hacia abajo en el sótano; si es normal pondremos un signo igual; y si es mayor una flecha hacia arriba

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Movimiento, Causa de la alteración:

4. Movimiento: en la sala, al mover una flecha hacia arriba la alarga; una flecha hacia abajo la acorta. En el sótano, al mover una flecha hacia arriba lo acorta y una flecha hacia abajo la alarga. Ejem: si el valor de CO2 es de 42 alargará la sala.

5. Causa de la alteración: Una vez colocadas las flechas según sus valores dentro de la casa, buscaremos al culpable; si el paciente tiene acidosis, él o los culpables serán los que alarguen; y si el paciente presenta alcalosis, él o los culpables serán los que acorten.

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Pongamos un ejemplo:

Paciente con pH de 7.5; CO2 de 38; y HCO3- de 22. determine qué alteración presenta:

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Concepto deAnion Gab:

Para entender qué es el “anion gab” debemos recordar que: 1. Los iones en nuestro organismo deben estar neutralizados, el mismo número de positivos con negativos; 2. que en la práctica los electrolitos que solicitamos al laboratorio no son todos, pero los que siempre pedimos son Na+, Cl- y HCO3-; 3. La diferencia en la cuenta de estos 3 iones solicitados comúnmente es de 10 mEq/L (142 del Na+ menos la suma de 108 mEq/L del Cl- y 24 mMol/L de HCO3- dan 10 mEq/L); es a esta diferencia a la que se le llama “anion gab”.

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Utilidad delAnion gab:

Recordar que: 1. el Anion gab sólo sirve

para buscar causas de acidosis metabólica, no para alcalosis ni para alteraciones respiratorias;

2. no da el diagnóstico definitivo sino agrupa los diagnósticos en dos, para facilitar el trabajo del médico; y

3. que estos grupos son: a. los que producen acidosis metabólica hiperclorémica y b. los que producen acidosis metabólica normoclorémica.

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Acidosis Metabólicahiperclorémica:

Supón en un paciente: Na+ de 142, HCO3- de 20, y

Cl- de 122; como sabemos que la cifra normal de Cl- es 108, evidentemente está alto (hipercloremia) para poder neutralizar a los Na+ dado a la baja de bicarbonatos (causa la acidosis metabó- lica); ahora pensaremos en: cetoacido- sis, acidosis láctica o intoxicación por metanol como posibles causas de la acidosis metabólica.

POTEN. HIDROGENO

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Acidosis Metabólicanormoclorémica:

Supón en un paciente: Na+ de 142, HCO3- de 20 y

Cl- de 108; vemos que las cifras de Cl- son normales (normoclorémica), pero el bicarbonato es bajo (causa de la acidosis); otros electrolitos no medidos deben estar compensando eléctrica- mente al Na+; ahora pensaremos en diarrea o acidosis tubular renal como diagnósticos posibles de la acidosis metabólica. Y… ¡Tan! ¡Tan! ...eso es todo.

POTEN. HIDROGENO

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Potencial HidrógenoCuestionario:

1. ¿Por qué elementos está formado el átomo de hidrógeno? Es el átomo más sencillo; está formado por un protón y un electrón.

2. ¿Por qué elementos está formado un Hidrogenión? El ión hidrógeno o Hidrogenión o (H+) está formado sólo por un protón.

6. ¿A cuánto corresponde el pH normal en la sangre venosa? La sangre venosa y el líquido intersticial normalmente tienen un pH de 7.35

7. ¿En qué consiste amortiguar acidez? Y, da un ejemplo de un ácido fuerte: Es convertir una solución muy ácida en una poco ácida; Ejem. el (ClH).

8. ¿En qué consiste amortiguar alcalinidad? Y, da un ejemplo de un álcali fuerte: Es convertir una solución muy alcalina en una poco alcalina; Ejem. el (NaOH).

3. ¿Qué significa pH? Y ¿Para qué sirve? Significa potencial hidrógeno; es una forma práctica de cuantificar los hidrógeniones.

4. ¿Dónde encontramos el pH neutro en la naturaleza? Y ¿A cuánto equivale? El pH neutro lo tiene el agua en la naturaleza y tiene un valor de 7.

5. ¿Dónde encontramos el pH neutro en organismo humano? Y ¿A cuánto equivale? El pH neutro en nuestro organismo es de 7.4; lo encontramos en la sangre arterial.

12. Dos factores que determinan la efectividad de un amortiguador: 1. Su concentración y 2. que tan cerca se encuentra de su pK la solución donde trabaja.

13. ¿Cuál amortiguador será más capaz de amortiguar tanto ácidos como alcalinos? Aquel que disponga igual número de receptores de H+ que de donadores de H+

14. ¿A cuánto corresponde el pK del amortiguador HCO3-/H2CO3? A un pH de 6.1

9. ¿Cómo se llama también a la porción protonada del amortiguador HCO3-/H2CO3? Ácido carbónico; H2CO3; ácido débil; o donador de H+.

10. ¿Qué sucede al poner ClH en una solución con amortiguador HCO3-/H2CO3? Desaparece el ClH, se forma sal común; hay más ácidos débiles y menos bases débiles.

11. ¿Qué sucede al poner NaOH en una solución con amortiguador HCO3-/H2CO3? Desaparece el NaOH, se forma agua; hay más bases débiles y menos ácidos débiles.

18. ¿Qué es el pK de un amortiguador? pH en el que se dispone de igual número de receptores de H+ que de donadores de H+

19. ¿Qué sucede con nuestro pH a medida que aumentamos el metabolismo celular? Tiende a formar hidrogeniones, y por lo tanto a hacerse ácido

20. Los tres mecanismos para eliminar el exceso de acidez: 1. El sistema renal, 2. El sistema respiratorio, y 3. Los amortiguadores

15. ¿Qué tan eficaz es HCO3-/H2CO3 si lo preparamos en una solución con pH 7? Será poco eficaz para amortiguar álcalis como el NaOH.

16. ¿Qué tan eficaz es HCO3-/H2CO3 si lo preparamos en una solución con pH 5? Será poco eficaz para amortiguar ácidos como el ClH.

17. ¿Qué tan eficaz es HCO3-/H2CO3 si lo preparamos en una solución con pH 6.1? Tendrá la máxima capacidad de amortiguación; a este pH se le conoce como su pK.

24. ¿Qué dice el Principio Isohídrico? “Todos los buffer funcionan y se modifican al mismo tiempo, dando y recibiendo H+”

25. ¿Cuál es nuestro buffer más abundante e importante? El HCO3-/H2CO3.

26. ¿Cuál de nuestros tampones funciona mejor en riñón? El Na2HPO4-/NaH2PO4.

21. ¿Qué produce un exceso de oxidrilos en el organismo? Alcalosis; o sea, lo mismo que una disminución de Hidrogeniónes.

22. Menciona los 4 principales tipos de amortiguadores en nuestro organismo: El de bicarbonato, el de las proteínas, el de la hemoglobina, y el de fosfato.

23. ¿Qué tanto es más potente en sangre el tampón de Hbna que el de bicarbonato? 6. 5 veces más potente.

30. ¿Qué tiene la cadena lateral de un aminoácido que le permite amortiguar? Un carboxilo (COO-) y un amino (NH2-).

31. Define en forma de logaritmos al pH: Es el Log. negativo de la concentración de hidrogeniones; o sea, pH = -log [H+].

32. ¿Para qué sirve la Ley de Henderson-Hasselbalck? Determina el cambio de pH en función de los cambios de HCO3- y de H2CO2.

27. ¿Cuál es nuestro sistema amortiguador más potente? ¾ partes del poder amortiguador está dentro de las células y se debe a sus proteínas

28. ¿Por qué en sangre es mejor amortiguador la Hbna que las proteínas plasmáticas? Su concentración es 4 veces mayor y tiene más terminales histidina que las proteínas.

29. ¿Químicamente cómo está formado el aminoácido histidina? Por un imidazol y una cadena lateral.

36. ¿Qué función tiene la Anhidrasa carbónica? Acelera las reacciones de la ley de las masas más de 100 veces.

37. ¿Por qué es difícil de medir el H2CO3? Porque es muy inestable ya que rápido se convierte a CO2; se calcula en 1.2 mMol/L.

38. ¿Por qué es importante la conversión de CO2 a H+ y viceversa (ley de las masas)? Si el riñón enferma, el pulmón podrá compensar su función, y viceversa.

33. ¿Qué dice la ecuación de la constante de disociación HCO3-/H2CO3? Que con la misma constancia se intercambian entre si los donadores y receptores.

34. Según la ecuación de Henderson-Hasselbalck ¿Cuál es nuestro pH normal?pH = 7.4 en sangre arterial.

35. Menciona la ley de las masas: CO2 + H2O se convierten a HCO3- + H+; y a la inversa: HCO3- + H+ = CO2 + H2O.

42. ¿Para qué respiramos más cuando corremos? Más producción de CO2 nos haría acidóticos pero al hiperventilar lo perdemos.

43. ¿Por qué el Sist. respiratorio es mucho mejor para regular la acidosis que la alcalosis? Cuando hipoventilamos para retener CO2, también bajaría la entrada de O2.

44. ¿A cuánto equivale la presión parcial de bióxido de carbono (pCO2)? 40 mmHg en sangre arterial; 45 mmHg en sangre venosa.

39. ¿Por qué el Buffer bicarbonato es el más importante? Los elementos que participan en la ley de las masas son los del buffer bicarbonato.

40. ¿Por dónde eliminamos los CO2 y por dónde los H+?El CO2 es gas y se elimina por pulmones; el H+ es líquido y se elimina por riñones.

41. ¿Cómo es que el ejercicio físico te aumenta la ventilación? Corres; produces más CO2; éste se convierte en H+; y estos estimulan el centro Resp.

48. En la luz tubular renal ¿que debe hacer el HCO3- para poder reabsorberse a sangre? Debe titularse; o sea reaccionar con H+ y formar H2CO3.

49. ¿Cómo los riñones regulan una alcalosis? Al haber pocos H+ se secretan menos a los túbulos y así el HCO3- no titulado se orina

50. ¿Cómo regulan los riñones una acidosis?Al haber muchos H+ se secretan más a los túbulos; los que no se titulen, se orinan.

45. ¿El sistema respiratorio también tira alcalinos? Y ¿el sistema respiratorio? Los pulmones sólo manejan ácidos; los riñones manejan tanto ácidos como alcalinos.

46. ¿Cuáles son los ácidos no volátiles? Y ¿qué tantos se producen en 24 hr?Provienen del metabolismo protéico; ejem: ácido láctico o acetoacético; 80 mEq /día

47. ¿Cuáles son los dos mecanismos de transporte con que el riñón excreta ácidos? Por contra/transporte (proximales); y transporte activo (sensible a Aldo. en distales)

54. ¿Cuáles son los valores normales de: pH, pCO2 y HCO3- ?pH = 7.4; pCO2 = 40 mmHg; y HCO3Na = 24 mMol/L.

55. ¿Cuáles son las 4 alteraciones básicas del pH?Acidosis respiratoria, acidosis metabólica, alcalosis respiratoria y alcalosis metabólica

56. ¿Qué significa el termino acidosis respiratoria “compensada”?El trabajo deficiente del Sist. respiratorio es realizado parcialmente por el Sist. renal.

51. Los H+ no titulados ¿Se pierden libres en la orina? Son amortiguados en la luz tubular con: fosfato, amoniaco, urato o citrato.

52. ¿Qué sucede al amortiguarse los H+ con fosfatos o amoniaco en la luz tubular? Se forma nuevo HCO3- (no en la luz del túbulo, sino dentro de la célula tubular)

53. ¿A partir de qué se produce el amoniaco (NH3+) en riñon? A partir de glutamina que entra por Transp. activo desde sangre a células tubulares.

60. Los dos únicos tipos de alteraciones que detectamos al medir el anion gab son:Acidosis metabolica hipercloremica y acidosis metabolica normocloremica

61. Menciona 3 diagnosticos que produzcan acidosis metabólica hiperclorémica: 1. Cetoacidosis, 2. acidosis láctica, 3. intoxicación con metanol.

62. Menciona 2 diagnósticos que produzcan acidosis metabíloca normoclorémica1. diarrea, 2.acidosis tubular renal.

57. ¿Qué es el Nomograma ácido/básico de Davenport? Gráfica que al localizar valor de pH, CO2 y HCO3- determina tipo de trastorno de pH

58. Da un ejemplo en que se presente alcalosis respiratoria: Hiperventilación por trastorno emocional (Psiconeurosis)

59. Determina el tipo de alteración: pH =7. 3; CO2 = 42 mmHg; y HCO3- = 22 mMol/L: Acidosis mixta

fin