1. EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

2. ““Un sistema en equilibrio, cuando esUn sistema en equilibrio, cuando es
sometido a algún tipo de estrés resultantesometido a algún tipo de estrés resultante
de un cambio de temperatura, presión ode un cambio de temperatura, presión o
concentración, y que causa unaconcentración, y que causa una
perturbación en el equilibrio, ajustará superturbación en el equilibrio, ajustará su
posición de equilibrio para liberarse delposición de equilibrio para liberarse del
estrés y reestablecer el equilibrio."estrés y reestablecer el equilibrio."
El principio de Le ChatelierEl principio de Le Chatelier

3. Equilibrio ácido-básico
Ingreso EgresoH+
60 mEq/día
60 mEq/día
40 nEq/l
0.000000040 Eq/l

4. Teoría protómica de Bronsted y Lowy
 Ácido: toda sustancia capaz de ceder o donar
protones (H+).
 Base: toda sustancia capaz de aceptar protones,
de esta manera constituyen un sistema reversible.
 Electrolitos: son compuestos formados por
elementos que pueden disociarse eléctricamente
en iones.
 No electrolitos: son compuestos que no se
disocian electroliticamente en iones.

5. Ecuación general para la ionización de
un ácido:
HA (ácido) H+ + A- (base)

6. Acido conjugado Base conjugada
Acido clorhídrico HCl H+ + Cl- (cloro)
Amoníaco NH4 H+ + NH3- (amonio)
Acido nítrico HNO3 H+ + NO3- (nitrato)
Acido carbónico H2CO3 H+ + HCO3- (carbonato)
Acido fosfórico PO4H3 H+ + PO4H2- (fosfato)
Acido sulfúrico H2SO4 H+ + HSO4- (sulfato)
Acido acético
CH3COOH
H+ + CH3COO- (acetato)
Agua H2O H+ + OH-

7. ÁCIDOS
 Son sustancias capaces de ceder H+.
ÁCIDOS FUERTES ÁCIDOS DÉBILES
Son aquellos compuestos que ceden
con mucha facilidades sus H+. Son
aquellos que se disocian más
fácilmente, ya que sus bases
conjugadas tienen poca afinidad por
el protón. Estos ácidos en solución
se disocian totalmente. El grado de
corrosividad de un ácido depende
del grado de disociación
Ejemplos: HCl; H2SO4
SEGÚN SU FUERZA SE CLASIFICAN EN:
Son aquellos compuestos que NO
ceden con mucha facilidades sus
H+.
Son aquellos que no se disocian
fácilmente, ya que sus bases
conjugadas tienen gran afinidad por
su protón; principalmente existen en
forma molecular.
Ejemplos: H2CO3; H3PO4

8. Factores que influyen en la fuerza
de un ácido
1- Grado de afinidad de la base
conjugada con su protón.
2- La constante dieléctrica del
disolvente.
3- La naturaleza del disolvente

9. Clasificación según contenido de
H+
 1- Ácidos monoprotonados:
son aquellos que poseen un solo protón
(H+).
 2- Ácidos poliprotonados:
al disociarse liberan más de un protón.

10. BASES
 Son sustancias capaces de captar H+.
BASES FUERTES BASES DÉBILES
Son aquellos compuestos que
aceptan con mucha facilidades sus
H+.
Ejemplos: KOH; NaOH
SEGÚN SU FUERZA SE CLASIFICAN EN:
Son aquellos compuestos que NO
aceptan con mucha facilidades sus
H+.
Ejemplos: HCl

11. La fuerza de una base, según
Bronsted, depende de:
 1- La facilidad con que se combina con su
protón.
 2- La energía del enlace formado.

12. SUSTANCIAS ANFÓTERAS O
ANFOLITOS
Son moléculas o iones que tienen la propiedad
de actuar tanto en forma de ácidos como de
bases.
Iones Lyonium: son los iones que en solución se
unen al disolvente y de acuerdo con el nombre
del disolvente reciben su nombre. Ejemplo:
Disolvente:

13. Disolvente: H+ Iones lionios
H2O Hidronio
NH3 Amonio
Acetona Acetonio
Alcohol Alcoholonio

14. Escala de pH (Sorensen)
pH = - log [H+]

15. Escala de pH
• pH
1.0
2.0
3.0
4.0
5.0
6.0
7.0
7.4
8.0
9.0
• [H+] en Eq/l
0.1
0.01
0.001
0.0001
0.00001
0.000001
0.0000001
0.000000040
0.000000010
0.000000001

16. Límites normales
nEq/litro = 35 - 45
pH = 7.35 - 7.45

17. ECUACIÓN DE
HENDERSON-HASSELBACH
 Para hallar pH:
1.- K H2CO3 = [H+
] . [HCO3
-
] H2CO3 ∝ CO2
[H2CO3]
2.- K H2CO3 = [H+
] . [HCO3
-
]
[CO2]
pH = - log H+
3.- log K = log [H+
] + log [HCO3
-
] - log K = - log [H+
] + log [HCO3
-
]
[CO2] [CO2]
4.- pH = 6. 1 + log 24 nmol/L pH = 7. 4
0.03 x 40 mmHg

18. Amortiguación
Principios de amortiguación
- Amortiguador es una mezcla de un ácido
débil con su base conjugada (o viceversa).
- Una solución amortiguada resiste cambios de
pH.
- Los líquidos del cuerpo contienen gran
variedad de amortiguadores que representan
una primera defensa importante contra los
cambios de pH.

19. Amortiguación
Ecuación de Henderson-Hasselbalch
- Se emplea para calcular el pH de una
solución amortiguada.
pH = pK + log [A-
] / [HA]
Donde:
[A-
] = forma base del amortiguador (meq/L)
[HA] = forma ácida del amortiguador (meq/L)

20. Principales Amortiguadores
 Bicarbonato / Ácido carbónico
 Hemoglobina / Hemoglobinato
 Proteína / Proteinato

21. Compensación respiratoria
• La acidemia estimula el centro respiratorio
• El aumento del volumen minuto respiratorio
se acompaña de mayor CO2 en el aire
espirado y disminución de la pCO2
• H+ + HCO3
- CO2 + H2O

22. CAMBIOS ACIDO-BASICOS
ACIDOSIS RESPIRAT. ACIDOSIS METABÓLICA
- pH < 7.4 - pH < 7.4
- ⇑ PCO2 arterial - ⇓ [HCO3
-
]
- ⇑ [H2CO3] - ⇑ H+
- ⇑ HCO3
-
+ H+
y ⇓ pH - A-
H+
+ C+
HCO3
-
- ⇑ secreción H+
A-
C+
+H2CO3 = CO2+H2O
- ⇑ reabsorción de HCO3
-
- ⇓ [H2CO3]
- ⇑ [HCO3-] - ⇓ [CO2]
- ⇑ pH - ⇑ pH
(Bronquios, asma, (Enfermedades
renales,
neumonía) diarrea)

23. CAMBIOS ACIDOS-BASICOS
ALCALOSIS RESPIRAT ALCALOSIS METABÓLICA
- pH > 7.4 - pH > 7.4
- ⇓ PCO2 ⇓ H2CO3 - ⇑ [HCO3
-
]
- ⇓ HCO3
-
+ H+
y ⇑ pH - ⇓ la ventilación
- ⇓ la secreción de H+
- ⇑ H2CO3
- ⇓ reabsorción de HCO3
- -
⇑ [CO2]
- ⇑ excreción de HCO3
-
- ⇓ pH
- ⇓ [HCO3
-
]
- ⇓ pH (Vómitos, pérdida
de HCl,
(Hiperventilación, altura, ⇓ TFG)
histeria)

24. ALTERACIONES ÁCIDO
BÁSICAS
 El organismo produce diariamente
alrededor de 20000 mMol de CO2 y 50 a
100 mEq de H+
 Para esto bota CO2 por vía respiratoria y
el H+ por el riñón (con regeneración de
HCO3)

25. ALTERACIONES ÁCIDO
BÁSICAS
 ACIDOSIS: Aumento de hidrogeniones o
disminución del pH.
 ALCALOSIS: Disminución de hidrogeniones
o aumento de pH.
 Acidemia o Alcalemia se refiere al
aumento o disminución del pH en cambio
el sufijo osis denota los cambios
fisiopatológicos que producen en el
cuerpo.

26. pH sanguíneo
pH = pka + log sal/ácido
pka = constante = 6.1
Sal/ácido = bicarbonato/ácido carbónico = 20/1
pH = 6.1 + log 20/1 = 6.1 + 1.3 = 7.4

27. pH fisiológico = 7.4

28. TRANSTORNO ÁCIDO-BÁSICO
Las alteraciones ácido básicas son cuatro:
 Acidosis metabólica
 Acidosis respiratoria
 Alcalosis metabólica
 Alcalosis respiratoria

29. ACIDOSIS RESPIRATORIA
• Aumento de la concentración de ácido carbónico
por aumento del CO2.
• Disminución del pH sanguíneo
• Disminución del pH urinario
• Se activa el sistema renal para compensar

30. ACIDOSIS METABÓLICA
• Disminución de la concentración de bicarbonato
• Disminución del pH sanguíneo
• Disminución del pH urinario
• Se activa el sistema respiratorio para compensar

31. ALCALOSIS RESPIRATORIA
• Disminución de la concentración de ácido carbónico
• Aumento del pH sanguíneo
• Aumento del pH urinario
• Se activa el sistema renal para compensar

32. ALCALOSIS METABÓLICA
• Aumento de la concentración de bicarbonato.
• Aumento del pH sanguíneo
• Aumento del pH urinario
• Se activa el sistema respiratorio para compensar

33. IMPORTANTE RECORDAR
Si el par alterado es el
bicarbonato, la alteración
será de tipo metabólica; si el
par alterado es el ácido
carbónico, la alteración será
de tipo respiratoria

34. IMPORTANTE RECORDAR
Si la alteración del equilibrio
ácido básico es de tipo
respiratoria se activa el
sistema renal; en cambio si es
de tipo metabólico se activa
el sistema respiratorio.

35. EJERCICIO:
Se recibe en emergencia paciente de 17 años de edad con
dificultad respiratoria. Refiere la madre que en ocasiones
anteriores había tenido episodios similares. En el examen
físico se observa paciente cianótico y muy ansioso. Los
resultados de laboratorio reportan una duplicación en la
concentración de ácido carbónico sin alteración del otro
par.
1. Plantee la fórmula para calcular el pH sanguíneo de
paciente.
2. Cómo estará el pH del paciente?
3. Qué tipo de alteración presenta?.
4. Cómo estará la concentración de CO2?
5. Qué sistema compensatorio se activa?