Soluciones

SOLUCIONES: pH y sistemas buffer

APLICACIONES FISIOLÓGICAS y AGRONÓMICAS

REGULACION DEL pH DEL ORGANISMO

Todos los procesos fisiológicos que tienen lugar en nuestro organismo, incluyendo la contractilidad muscular, las reacciones metabólicas, la conformación de las proteínas y el funcionamiento del SNC, entre otros, están profundamente influidos por el pH de nuestro medio interno. Por esta razón las variaciones del equilibrio ácido-base (que determinan el pH) deben estar finamente reguladas. El mantenimiento del pH dentro de límites estrechos, es de vital importancia para los seres vivos. Desarrollaremos a continuación conceptos bioquímicos que nos permitan comprender el concepto de pH y los diferentes sistemas del organismo que se encargan de regularlo.

Ácidos y Bases

Definimos ácido como una sustancia que, en solución, desprende protones (H+), mientras que una base es una sustancia que, en solución, desprende iones oxhidrilo (OH-) o capta 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. Si las cantidades de H+ y OH- son idénticas la solución resulta neutra. Si la concentración de H+ excede la concentración de OH-, la solución resultara ácida. Por el contrario si la concentración de OH- excede la concentración de H+, la solución resultara básica o alcalina.

pH

El pH es una expresión matemática de la concentración de protones (H+). Se define potencial de hidrógeno (pH) de una solución acuosa como el logaritmo de la inversa de la concentración de protones de dicha solución. En otras palabras el pH es el logarítmo negativo de la concentración de los iones hidrógeno.

pH = - log [H+]

La escala de pH se extiende desde 0 a 14 en solución acuosa. Las soluciones con pH menor a 7 son consideradas ácidas; las que poseen un pH mayor a 7 son básicas o alcalinas; finalmente un pH de valor 7 indica la neutralidad de la solución.

También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-.

pOH = - log [OH-]

Debido a que el principal disolvente que encontramos en nuestro organismo es el agua, podemos establecer las siguientes relaciones entre concentraciones de protones y oxhidrilos.

[H+] x [OH-] = 10-14

pOH + pH = 14

En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. Pero, siendo más precisos, el pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. Al ser nuestro plasma sanguíneo una solución que presenta algunas características que lo diferencian del agua, su valor de neutralidad se fija en 7,40± 0,02 para la sangre arterial (el pH de la sangre venosa es levemente menor, pero en la práctica médica su valor no es tomado en cuenta). En otras palabras designaremos neutro a nuestro pH cuando este se encuentre entre 7,38 y 7,42, siendo básico cualquier valor que lo supere este rango (llevando a un estado llamado alcalosis) y ácido cualquier valor que este por debajo de 7,38 (implicando una acidosis). Todos los mecanismos que regulan el pH en el hombre, se encargan de mantener su valor dentro de este estrecho margen de neutralidad.

Con fines didácticos podemos afirmar que dentro del rango 7,30 – 7,50 se cumple la siguiente relación: a todo cambio en la concentración de protones de 1 nmol, le corresponde un cambio inverso del valor del pH en 0.01. Por ejemplo, sabemos que para el pH = 7.40 la [H] = 40 nmol/L. En base a lo expuesto podemos afirmar que si la concentración de H+ pasa a ser de 41 nmol/L, el pH será de 7,39. De este modo podemos aseverar que el rango de pH neutro expuesto anteriormente (7,38-7,42) se condice con el siguiente rango de concentraciones de protones: 42-38 nmol/L.

Amenazas al pH

La mayor amenaza a la estabilidad del pH está representada por los ácidos que se producen durante procesos metabólicos de nuestro organismo. Podemos clasificar en tres categorías a dichas sustancias:

Ácidos Volátiles

El principal ejemplo de estos ácidos es el Dióxido de Carbono. El CO2 es el producto final de la oxidación de Hidratos de Carbono, grasas y aminoácidos.

Se trata de un ácido potencial ya que su hidratación (catalizada por la anhidrasa carbónica) va a generar ácido carbónico (H2CO3), que a su vez va a disociarse en un anión bicarbonato (HCO3-) y un protón:

CO2 + H2O  "H2CO3"  H+ + HCO3-

Diariamente nuestro organismo produce suficiente CO2 como para llevar la concetración de protones a 300mmol/L en un hombre de 60kg. Esto implicaría un pH de 0,5. Afortunadamente existen mecanismos compensatorios que impiden que esto suceda.

Al ser un gas, el CO2 va a ser eliminado prácticamente en su totalidad por los pulmones sin que se produzca una retención neta de ácido, por lo que se denomina ácido volátil.

Durante el ejercicio la tasa de producción de CO2 aumenta.

Ácidos Fijos

Los principales ejemplos de este grupo son el Ácido Sulfúrico y el Ácido Fosfórico. El primero es producto de oxidación de ciertos aminoácidos. El fosfórico se forma en el metabolismo de fosfolípidos y ácidos nucleicos, además del metabolismo de fosfoproteinas y fosfogliceridos.

La producción diaria de ácidos fijos podría llevar nuestro pH a 3 si no existieran mecanismos compensatorios.

Su producción no se ve afectada durante el ejercicio.

Ácidos Orgánicos

Los principales ejemplos son el ácido láctico y el ácido aceto-acético. Se forman por procesos metabólicos de utilización de hidratos de carbono y grasas, respectivamente.

Normalmente estos ácidos son a su vez metabolizados y se eliminan en forma de CO2, cuyo destino ya conocemos.

Regulación del pH

Existen

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