Cap 3 ph

Carrera de Enfermería. Universidad Nacional del Nordeste
Cátedra de Fisiología HumanaCAPÍTULO I
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CAPITULO III
Equilibrio Acido Base PH

Cátedra de Fisiología Humana. Carrera de Enfermería. UNNE
Equilibio ácido base PHCAPÍTULO III
CAPITULO 3:
Cada soluto del organismo, el sodio, el potasio, el Cloro, deben mantenerse dentro de límites consi-
derados normales. Cualquiera de ellos produce situaciones graves y riegosas para el paciente.
Los hidrogeniones son un ejemplo pues el mecanismo de control es muy delicado.
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE: Ph
III.1 Qué es el pH?
Cuando se habla de la regulación del equilibrio ácido-base, se habla en
realidad de la regulación de la concentración de iones hidrógenos (H+)
en los líquidos corporales.
Pero resulta difícil expresar esta concentración en términos de concen-
traciones reales; en consecuencia se ha introducido el concepto de pH
para expresar la concentración de los iones hidrógenos.
Pequeños cambios en la concentración de iones hidrógeno pueden
producir grandes alteraciones en las reacciones químicas celulares. Por
este motivo, la regulación de la concentración de los iones hidrógeno es
uno de los aspectos más importante de la homeostasis.
Considerando al pH como un subsistema del medio interno, y que me-
receunatratadoaparteporlaimportanciadesuconocimiento,pasamos
a describir el concepto de pH, sus aspectos estructurales, funcionales y
la forma de evaluar el estado ácido-base del organismo.
III.2 Concepto de pH
En las personas normales la concentración de H+ es de 40 nanomoles/l
de plasma. En comparación con la concentración de otros cationes, es
relativamente pequeña.
Por ejemplo, por litro de plasma hay aproximadamente 142 millones
de nanomoles de Na+ y 4 nanomoles de K+. Por lo tanto la cantidad de
H+ en el plasma es más o menos la millonésima parte de la cantidad de
cationes. Una proporción igual de H+ existe con relación a los aniones.
Debido a que resultaba difícil expresar la concentración de iones H+ en
una unidad que sea útil comparar con la concentración de otros iones,
Sorensen en 1909, desarrolló el concepto de pH, definiéndolo como el
logaritmo negativo de la concentración de iones H
III.2.1 Escala de pH
Si tomamos la disociación del agua pura, la misma se produce según la
siguiente reacción:
CAPÍTULO III
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En el momento que se logra el equilibrio en ésta ecuación, la concen-
tración de hidrogenión es igual a la concentración de hidroxilos, y cada
uno tiene un valor de 10-7. Como el logaritmo de 10-7 es igual a 7, el
pH neutro del agua pura es igual 7. De esta manera se elabora una escala
simple para expresar la concentración de hidrogeniones. Esta escala va
desde un valor 0 (que representa la máxima concentración de H+) has-
ta 14 (que representa una concentración máxima de OH-, sin iones H+
presentes).
III.3 Estructura del sistema pH
III.2.1 Elementos
* Hidrogenión (H+): los líquidos corporales además de contener catio-
nes y aniones, contienen el protón H+ o hidrogenión. En las soluciones
acuosas, hay poco o ningún protón H+ en forma de protones simples.
Casi todos los protones de H+ de las soluciones acuosas se hallan en
reacción con agua formando iones hidratados.
* Ácidos: se denominan ácidos a las sustancias que tienden a entregar
iones H+ a la solución.
* Bases: se denominan bases a las sustancias que tienden a tomar iones
H+ de la solución.
Así, se denominan ácidos o bases fuertes a aquellas sustancias que en-
tregan o aceptan respectivamente muchos iones H+ de la solución. De
la misma manera, se denominan ácidos o bases débiles a aquellas sus-
tancias que entregan o aceptan respectivamente pocos iones H+ de la
solución.
III.3.2 Límites, reservorios y redes de comunicación
Como el pH constituye un subsistema del medio interno, comparte las
características estructurales del mismo. Así, los límites estarán formados
por las barreras compartimentales y los reservorios estarán constituidos
por los compartimentos líquidos del organismo.
III.4 Aspectos funcionales del sistema pH
El organismo mantiene el pH, o lo que es lo mismo la concentración de
H+, dentro de un valor estable a través de un equilibrio homeostático.
III.4.1 Sustrato y producto
Continuamente ingresan y se eliminan ácidos del cuerpo humano. La
fuente de ácidos en nuestro organismo es doble:
1. Carga ácida proveniente de la dieta, representada por ácidos fijos,
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que es de 1 mEq/kg de peso/día. Depende de la ingestión de proteínas
(aminoácidos) principalmente. Esta carga de ácidos fijos es manejada y
eliminada por los riñones.
2. Carga ácida constituida por dióxido de carbono (CO2), generado me-
tabólicamente a nivel celular. Diariamente se producen unos 13.000 a
15.000 nmol/día de CO2. Esta producción metabólica de CO2 es mane-
jada y eliminada por los pulmones.
III.4.2 Regulación del pH: Equilibrio ácido-base
El organismo posee tres mecanismos o líneas de defensa para mantener
el pH en valores compatibles con la vida:
1. amortiguadores.
2. regulación pulmonar de la pCO2 .
3. resorción y eliminación renal de bicarbonato y la excreción de áci-
dos.
1. El manejo instantáneo de la carga ácida es realizado por las sustancias
llamadas amortiguadoras, tampones o buffer. Las sustancias amortigua-
doras desarrollan rápidamente su acción (fracción de segundos) previ-
niendo de esta forma cambios excesivos en la concentración de iones
hidrógenos.
2. Cuando la concentración de iones H+, aumenta en forma manifies-
ta se produce una estimulación del centro respiratorio. En consecuen-
cia aumenta la ventilación pulmonar, y puede ser eliminada una mayor
cantidad de CO2, provocando un descenso en la concentración de iones
H+ que estaba aumentada (dicha acción se cumple en aproximadamen-
te 3 minutos).
3. Cuando la concentración de H+ se modifica significativamente, los ri-
ñonesproducenunaorinaácidaoalcalina,ayudandotambiénalreajus-
te del equilibrio. El riñón manejará la carga de ácidos como órgano más
poderoso, pero requiriendo horas o días para reajustar las alteraciones
en los valores de pH.
Por ejemplo, si se añade ácido clorhídrico (ClH) a una solución de agua
pura, el pH caerá a 1. Sin embargo, si hay un buen amortiguador el ClH
se combinará con él y variará muy poco el pH.
Podemos utilizar, para ilustrar este ejemplo, la reacción de amorti-
guación que ocurre con el sistema tampón de bicarbonato de sodio
(CO3Na)/ ácido carbónico (CO3H2). El CO3H2 es un ácido débil porque
su disociación en CO3H- y H+ es muy pobre en comparación con otros
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ácidos (999 partes de cada 1000 de CO3H2 se disocian en CO2 y H2O,
dando una elevada concentración de CO2 y muy poco de ácido).
Veamos ahora lo que ocurriría si a una solución que contenga este
amortiguador se agrega:
III.4.3 Sistemas amortiguadores del organismo
Hay que recordar que el agua total del organismo está distribuida en
compartimentos de tal forma que en alguno de ellos (como la sangre)
es fácil medir las concentraciones de protones y de amortiguador; sin
embargo es difícil hacerlo en el líquido intracelular que representa el
mayor compartimento líquido del organismo. Debemos recordar en-
tonces cuando se producen cambios agudos en la concentración de
hidrogeniones que la masa total del amortiguador no está igualmente
accesible para la amortiguación en todo el organismo, como el fosfato y
el carbonato almacenado en el hueso.
La acción de un amortiguador está en directa relación con:
1.- su concentración
2.- su pK en relación con el pH de la solución en la cual está colocado
III.4.4 Sistema buffer bicarbonato/ácido carbónico:
La característica predominante de este sistema amortiguador, es su vo-
latilidad. En tanto que el equilibrio amortiguador importante ocurre en-
tre el bicarbonato y el ácido carbónico: el nivel de éste último se refleja
en la presión parcial de dióxido de carbono (pCO2). Así los cambios de
la pCO2 cambiarán la concentración de ácido carbónico.
Este equilibrio entre el dióxido de carbono y el ácido carbónico es im-
portante porque el CO2 es muy permeable en todo el organismo y no
existen barreras celulares importantes conocidas para este elemento.
En consecuencia, los cambios en la pCO2 inducidos por las variaciones
respiratorias se reflejan simultáneamente por alteraciones en los siste-
mas extra e intracelular.
En contraste, cabría esperar que la infusión aguda de bicarbonato tu-
viera un impacto mucho más lento en el compartimento intracelular,
porque el bicarbonato en sí no es libremente permeable a través de las
membranas celulares.
Un segundo aspecto muy importante se este sistema es que el bicarbo-
nato puede ser generado y reabsorbido por los riñones.
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III.5 Evaluación del equilibrio ácido-base
III.5.1 Cálculo del pH
Decíamos que en condiciones normales el pH de los líquidos corporales
se mantienen en un valor estable. La carga de ácidos modifica en forma
inmediata la proporción de ácidos y bases contenidos en los mismos,
de manera que analizando la relación entre estos dos componentes se
consigue determinar el valor real del pH.
Hendersson y Hasselbach tomaron como determinantes de pH la rela-
ción existente entre el ácido y la base existente en el buffer bicarbonato/
ácido carbónico. El desarrollo de la ecuación nos permitirá conocer el
pH de una solución a través de una relación logarítmica de sus compo-
nentes.
Elnumeradordelafórmula(CO3H-)eselcomponentemetabólicoyestá
manejado por el sistema renal, mientras que el denominador (CO2) es el
componente respiratorio y está manejado por el sistema repiratorio.
Si el CO3H- y CO2 disueltos son iguales, el logaritmo de 1 es 0 y por lo
tanto el pH será de 6.1. Se deduce así que un aumento del CO3H- o
una disminución del CO2 aumentará el pH, y un aumento del CO2 o una
disminución del CO3H- desplazará el equilibrio hacia el lado ácido, es
decir que descenderá el pH.
Habíamos visto que cerca del 80% de la capacidad buffer del líquido
extracelular lo constituye el sistema bicarbonato/ ácido carbónico. El
valor normal promedio de bicarbonato en plasma es de 24 mEq/l y la
concentración promedio de ácido carbónico es 1.2 mEq/L (el valor de
CO3H2 puede ser calculado multiplicando la pCO2 por 0.03). Así la ra-
zón bicarbonato/ ácido carbónico es normalmente 20:1. Como el loga-
ritmo de 20 es 1.3, y sumando el pK (6.1) el resultado es 7.4, que es el
valor normal del pH en sangre arterial (ver tabla 3-I)
3.6 Enfoque clínico de los trastornos ácido-base
Habíamos dicho que en el hombre la homeostasis de los ácidos y bases
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logra conservar el pH arterial sistémico dentro de un límite estrecho a
pesar de las cargas de ácidos y álcalis que se originan por ingestión y
degradación diaria de alimentos.
Tengamos bien presente que el pH está determinado por la proporción
de CO3H- y pCO2, y no por la cantidad absoluta de cada uno de ellos.
En consecuencia, una concentración normal de CO3H- o de pCO2 no
necesariamente significa que el pH es normal. A la inversa, un pH nor-
mal no implica que el CO3H- o la pCO2 sean normales.
Hay dos grandes tipos de trastornos ácido-base:
1.- respiratorio y
2.- metabólico.
Así Tenemos cuatro patentes clásicas de trastornos ácido-base:
1.- acidosis metabólica
2.- alcalosis metabólica
3.- acidosis respiratoria
4.- alcalosis respiratoria
Hay que tener en cuenta que los trastornos metabólicos primarios pue-
den originar una respuesta respiratoria secundaria, y los trastornos res-
piratorios primarios originan una respuesta metabólica secundaria. Esta
respuesta recibe el nombre de compensación o anormalidad secunda-
ria (ver tabla 3-II)
Es muy importante reconocer que las respuestas compensadoras tienen
límites (ver tabla 3-III). Por ello, siempre que las respuestas compensa-
doras estén comprendidas dentro de esos límites, es que hablamos de
un trastorno simple. Cuando sucede lo contrario, estamos en presencia
de un trastorno mixto.
Ilustremos con un ejemplo:
Un individuo presenta una acidosis metabólica por aumento de ácidos
endógenos (por ejemplo, cetoacidosis diabética). Esta carga de ácidos
endógenos, trae aparejado una disminución de bicarbonato en el líqui-
do extracelular (efecto amortiguador); es decir que disminuye el nume-
rador de la ecuación, y por lo tanto disminuirá el pH de la sangre.
Como resultado de esta acidemia, se estimulan quimiorreceptores bul-
bares e inducen un aumento de la ventilación. Este aumento de la ven-
tilación trae aparejado una respuesta hipocápnica (disminución de la
pCO2).
De esta manera, por disminución de la pCO2, la proporción CO3H- /
pCO2 y, por consiguiente, el pH regresarán, pero no por completo, a va-
lores normales. El grado de compensación esperada en una forma sen-
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cilla de acidosis metabólica puede predecirse por la relación siguiente:
En consecuencia, en un paciente con acidosis metabólica por cetoaci-
dosis cuya concetración de bicarbonato en plasma es de 12 mEq/L, ca-
bría esperar una pCO2 entre 24 y 28 mmHg. Los valores de pCO2 meno-
res de 24 o mayores de 28 mmHg indicarán un tratorno mixto (acidosis
metabólica y alcalosis respiratoria o acidosis metabólica y acidosis res-
piratoria respectivamente).
Anion gap o brecha aniónica
El anión gap representa los aniones no medidos que se encuentran nor-
malmente en el plasma. Tiene un valor normal de 10 a 12 mEq/L.
Los aniones no medibles normalmente incluyen proteínas aniónicas,
fosfato, sulfato y aniones orgánicos.
Los trastornos que producen acidosis metabólica pueden ser clasifica-
dos de acuerdo al valor del anion gap. Por ejmplo, cuando se acumulan
en el líquido extracelular aniones ácidos, como el acetocacetato o el
lactato, el anión gap aumenta por arriba del valor normal. Esto constitu-
ye una acidosis metabólica con anión gap aumentado.
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Resumen
Se ha destacado en este capitulo conceptos claves en cuanto a pH y
equilibrio acido-base a fin de que el alumno comprenda la importancia
en manterner una armonía en todo este juego de ascensos y descensos,
con el propósito de poder reconocer con una simple toma de sangre
arterial las patentes clásicas de los trastornos ácido-base y las simples
pero importantes modificaciones clínicas que puede tener un paciente
al estar alterado todo su sistema de amortiguadores y pH.
Trabajo práctico:
Regulación del pH como Sistema
Objetivo: Evitar que se acumulen H+ (deforman las proteínas en las cé-
lulas y la función).
Léalo para conocer cómo se razona frente a un desequilibrio ácido-
base.
Ud. debe conocer los valores normales, en Fisiología.
Un señor de 70kg, diabético insulina dependiente, no se realizó la inyec-
ción de insulina, por que no había comido debido a un dolor gástrico.
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Se tomó una muestra de plasma y se encontraron los siguientes valores:
H+ 60nm
pH: 7.22
Pa CO2 25 mmHg
Anion Gap: 27 mEq/l
CO3H 10mmol/l
Los valores en orina fueron:
a) NH4: 200 mmol/día
b) HCO3: 0mmol/día
c) Cetoácidos: positivo
Preguntas
1) Qué trastorno ácido base tiene?
Tiene academia
2) Fueron agregados ácidos?
Sí. Cayó el HCO3, y aumentó el Anión Gap. Los responsables son los ce-
toácidos presentes en orina.
3) Los ácidos se unieron a los buffers?
Sí, por el CO3H que cayó y por el aumento del anión gap.
Podemos calcular cuántos H fueron buffered:
Sabemos que el CO3H cayó 15 mmol/l. El LEC de éste Señor es de 15 li-
tros, por lo tanto 15 *15= 225 mmoles. Corresponde a la carga de Hidro-
geniones que consumieron el CO3H del LEC. Por otra parte, se asume
que el 40% de los H+ son neutralizados (buffered) en el LEC. Si 225 es el
40% el 100% es: 563 mmol.
4) Respondieron bien los pulmones?
Si. Por que la PCO2 cayó a 25mmHg.
5) Respondieron bien los riñones?
Si. Pues aumentó el NH4 de 40 mmol a 200 mmol.
6) Por qué se debe tratar?
La capacidad de los buffer es de 500mmoles. En este caso, casi la mitad
se ha consumido. En la cetoacidosis, la producción de H+ es de 1mmol/
min, y son metabolizados por oxidación. Si el señor de este caso, tuviese
la función renal disminuída, no se puede generar ATP suficiente para
reabsorber Na; si desarrolla un coma, también puede reducirse la capa-
cidad del cerebro para generar ATP.
Laboratorio de Estado Acido Base - LAB de EAB:
En la práctica se le solicitará que se haga un “ Ácido base” o estado áci-
do-base.
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En general se toma una muestra de sangre arterial, teniendo mucho cui-
dado al sacar la aguja que no entre aire.
Le informarán:
a) ph
b) pCO2
c) PO2
d) Exceso de base: es una determinación basada en un normograma.
Además se solicita un Ionograma ( le informan el estado de iones Na, K,
y Cl).
1) Seleccione la respuesta correcta con respecto al pH normal en la sangre
arterial :
a) 7.30
b) 7.40
c) 7.10
d) 7.50
2) Cuando Ud. observa un estudio Ácido Base, con un Bicarbonato elevado,
con pH elevado, y los otros parámetros normales, piensa en uno de los
siguientes disturbios:
a) acidemia
b) alcalemia
c) alcalosis metabólica
d) acidosis metabólica
e) Complete la oración con la opción correcta. La concentración de
H (protones) es…………… y se originan de en condiciones fisiológicas
…………………………………
f) alta y se originan en los músculos
g) baja y se originan en el metabolismo principalmente de los aminoá-
cidos ácidos.
h) Baja y se originan en el metabolismo de la creatina
i) Alta y se originan en el tubo digestivo
Ud. acaba de recibir un informe del estado ácido-base de un individuo, que
informa: pH de 7,37; HCO3 de 25 mEq/L; pCO2 de 39 mmHg; pO2 de 90
mmHg.Lepidenquesaqueunaconclusiónsobreelequilibrioácidobasedel
individuo: (marque la opción CORRECTA)
a). tiene acidosis metabólica
b). tiene acidosis respiratoria
c). los valores están dentro de los rangos normales
d). no se puede sacar una conclusión por falta de datos
Conrespectoalosmecanismosreguladoresdelequilibrioácido-base:(mar-
que la opción INCORRECTA):
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a). los buffers o amortiguadores actúan espontáneamente para minimi-
zar los cambios bruscos en la concentración de H+
b). el aparato respiratorio actúa en minutos u horas modificando la ven-
tilación
c). el riñón es el primero que actúa, en fracciones de segundos, modifi-
cando la pCO2.
d). a y b son correctas
Sistema de Regulación de pH
Objetivo: mantener constante la concentración de H+.
Importancia: las modificaciones del pH, modifican las funciones de las
enzimas, y las estructuras de las proteínas.
Ingresa: H+ con la dieta, producción por el metabolismo
Egreso: orina
Regulación: por buffers, CO2 que se expele por los pulones, fosfatos,
refulados por los rinones, proteinatos intracelulares.
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Cap 3 ph

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