Trastornos Acido Base

Trastornos Acido - Base

Introducción

El organismo, en condiciones normales y como consecuencia de su actividad

metabólica, produce diariamente de 70 a 100 mEq de ácidos fijos (provenientes del

metabolismo de proteínas, ácidos nucleicos y oxidación incompleta de grasas e

hidratos de carbono) y de 13.000 a 15.000 mMoles de Dióxido de Carbono (CO2)

(producto final del metabolimo), que tienden a modificar las concentraciones de H+

(habitualmente expresadas como pH: log negativo de la concentración de H+) en el

medio interno. A pesar de ello, en un individuo sano, el análisis de los gases en

sangre muestra valores sumamente constantes, siendo el rango de normalidad el

siguiente:

- pH: 7,36 - 7, 44 (Media 7,40)

- HCO3-: 24 - 28 mEq/l (Media: 25)

- pCO2: 36 - 44 mm Hg (Media 40)

Para conseguir esta notable constancia en el medio interno, el organismo

dispone de varios mecanismos:

- Buffers, Amortiguadores o Tampones: Sistemas químicos

ubicados en los compartimientos intra y extracelulares,

capaces de reducir las variaciones de pH en el medio

interno al agregar un ácido o base.

- Aparato Respiratorio: Elimina el CO2 producido, a través

de la ventilación alveolar.

- Riñón: Elimina Hidrogeniones (H+) y regenera iones

Bicarbonato (HCO3-), adecuándose al estado metabólico.

FUNDAMENTOS FISIOLOGICOS

Consideraremos brevemente el funcionamiento normal de los tres

mecanismos fundamentales para mantener el equilibrio ácido - básico enunciados

previamente, para poder luego entender los numerosos procesos clínico-patológicos

que lo pueden alterar.

1- BUFFERS CORPORALES:

Siguiendo a Brönsted y Lowry, Ácido es toda sustancia química capaz de

ceder protones (H+) al medio, mientras que Base es toda sustancia química capaz

de captar protones del medio. De estas definiciones surge el concepto de que en

toda reacción ácido - básica existe un PAR ACIDO - BASE CONJUGADO, conformado

por un dador de protones (ácido) y su correspondiente aceptor de protones (base).

Por ejemplo:

[Cl-] x [H+]

H Cl H+ + Cl- constante de disociación k =

[ClH]

Donde H Cl se comporta como ácido porque es capaz de ceder el H+ al medio, y el

Cl- se comporta como su base conjugada, porque es capaz de captar el protón del

medio.

Se denominan ácidos fuertes a aquellos que se encuentran fuertemente

disociados en la solución, es decir que tienen poca afinidad por el protón y una

constante de disociación k alta, mientras que se denominan ácidos débiles a

aquellos que se disocian poco, tienen gran afinidad por el protón y una constante k

baja.

Se llama Buffer, Amortiguador o Tampón, a toda sustancia química que

disuelta en una solución, es capaz de amortiguar variaciones del pH de la misma,

siendo esta variación del pH tanto menor cuanto mayor sea la Capacidad Buffer del

amortiguador, la cual es directamente proporcional a la masa del Buffer e

inversamente proporcional a la diferencia entre el pH de la solución y el pK del

Buffer.

Desde el punto de vista químico, un buffer está formado por un ácido débil,

que se disocia poco, y una de sus sales fuertes (muy disociada). Por ejemplo, el

complejo Bicarbonato de sodio - ácido carbónico.

Ejemplifiquemos con el Bicarbonato de sodio cómo actúa un Buffer:

HCO3Na HCO3- + Na+

Si agregamos un ácido fuerte, por ejemplo el ácido clorhídrico:

H Cl Cl- + H+

Se producirán las siguientes reacciones:

HCO3- + H+ CO3H2 (desplazada hacia la derecha por la gran

afinidad del bicarbonato por el protón), y

Cl- + Na+ ClNa

Toda esta secuencia de reacciones químicas trae como consecuencia que los

H+ liberados fuertemente por el HCl, son captados por el HCO3-, con la

consiguiente disminución en la concentración de protones de la solución,

amortiguando así las variaciones del pH. De no estar presente el Buffer del

bicarbonato, la [H+] en el medio sería mucho mayor, y por ende también lo sería la

caída del pH. Es decir, que el buffer "amortiguó" la variación del pH.

En los líquidos corporales existen gran cantidad de Buffers, distribuidos en

distintas proporciones en los compartimientos extra e intra celulares. Los más

destacados son:

Buffer del Bicarbonato: está formado por el par ácido-base H2CO3/HCO3-. En el

organismo, el ácido carbónico no se encuentra como tal, sino en forma de CO2,

originado por la reacción:

H2CO3 CO2 + H2O catalizada por la enzima anhidrasa

carbónica

Se puede calcular la concentración de H2CO3 multiplicando la PCO2 del paciente

por el coeficiente alfa de solubilidad del CO2 que es igual a 0,03.

El Buffer de Bicarbonato tiene un pK de 6,1 algo alejado del pH corporal, lo que

disminuye su capacidad buffer, pero cobra gran relevancia clínica por ser el buffer

sobre el cual trabajan ambos sistemas, metabólico y respiratorio, y además por

encontrarse en concentraciones elevadas en el líquido extracelular, y participar

como buffer urinario.

Buffer de Fosfato: representado por el par ácido-base H2PO4-/HPO4--. Tiene un

pK de 6,8, y se encuentra distribuido en el líquido extracelular (LEC) en pequeñas

concentraciones, en el intracelular (LIC), donde es más importante, y en el hueso,

donde hay grandes cantidades. También participa como buffer urinario

constituyendo la denominada acidez titulable.

Buffer de proteinatos: Tiene pK variable, según de que proteína se trate. Se

encuentra distribuido en el LEC en menor medida (proteínas plasmáticas), y

fundamentalmente en el LIC (Hemoglobina y otras proteínas estructurales de las

células). En condiciones normales no se encuentra en orina.

Buffer de Amonio: representado por el par ácido-base NH4+/NH3. Tiene gran

importancia a nivel renal, siendo el más importante buffer urinario, es producido

por el túbulo renal en grandes cantidades y de acuerdo con las necesidades del

organismo de eliminar más o menos protones según el estado metabólico.

2- APARATO RESPIRATORIO:

El aparato respiratorio participa activamente en el mantenimiento del estado

ácido-base, ya que es el responsable de la eliminación del dióxido de carbono

producido en los tejidos como consecuencia

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