1. EEEEQQQQUUUUIIIILLLLIIIIBBBBRRRRIIIIOOOO AAAACCCCIIIIDDDDOOOO – BBBBAAAASSSSEEEE
Dr. Enrique Portugal Galdos EsSalud - Red Asistencial Juliaca
Médico Intensivista Unidad de Cuidados Intensivos
Por equilibrio ácido-base se entiende el mantenimiento de un nivel normal de la
concentración de iones hidrógeno en los fluidos del organismo. El ión hidrógeno (H+)
es un protón, es un átomo de hidrógeno desprovisto de su electrón periférico; siendo
la concentración de iones hidrógeno [H+] de una solución la que determina su grado
de acidez. Por definición, los ácidos son compuestos químicos capaces de liberar
protones y las bases son compuestos químicos capaces de captar protones.
Indistintamente el agua puede actuar cómo ácido y cómo base; este tipo de
compuestos se denominan anfóteros. En la práctica clínica, hoy en día, las
determinaciones de laboratorio solicitadas con mayor frecuencia consisten en los
niveles de electrolitos y el pH. Ello se debe a la gran importancia de estos parámetros
para evaluar la función corporal. Pero, estas determinaciones reflejan en gran medida
el medio extracelular.
Cada día se sintetizan 50 a 100 mEq de ácido y finalmente filtran desde los sitios
celulares de producción hacia el líquido extracelular (LEC). En un período de 24 horas,
el LEC es inundado por una cantidad de protones libres muchos millones de veces
mayor de lo normal. Esto constituye un desafío para la homeostasis ácido-base ya que
las reacciones bioquímicas y la función orgánica requieren que la acidez ambiente
apenas se desvíe de lo normal. La necesidad de mantener la acidez de los líquidos
corporales dentro de un espectro muy estrecho es vital para la sobrevida del huésped
y de hecho, cuando se mide en forma repetida en un período de 24 horas, la acidez de
la sangre virtualmente es constante.
El H+ libre tiene tremenda reactividad química que le permite romper enlaces de
macromoléculas, su peso molecular (PM) es muy pequeño por lo que atraviesa
libremente todas las membranas celulares.
La [H+] en el plasma es de aproximadamente 0,0000000398 molar, o sea, 39,8 x 10-
9M o, lo que es lo mismo, existen 0,0000000398 moles de iones hidrógeno por litro.
Huckabee propuso expresar esta cifra en micromol (3Mol) o nanomol (nMol), en cuyo
caso la concentración normal de hidrogeniones en el plasma es de 0,0398 3Mol/L o
39,8 m3Mol/L o 39,8 nMol/L. Con fines prácticos, la concentración normal de H+
se redondea de 0,0000000398 molar a 0,000000040 molar, o 40 x 10-9 M, o
0,040 3Mol/L, o 40 nMol/L.
Las dificultades halladas al usar cantidades tan pequeñas llevaron a Sorensen a crear
el concepto de potencial de hidrogeniones (pH); que es el logaritmo de base 10 de
la inversa de la concentración de iones hidrógeno:
pH = -log10 [H+]
Como es difícil la medición aislada de la [H+], se emplea el buffer HCO3/H2CO3, por
intermedio de la ecuación de Henderson-Hasselbach, la cual determina el pH que, a
su vez, expresa en forma matemática la concentración de H+.
HCO
3 log
H CO
2 3
pH = pK +
En esta ecuación, las variables que determinan el pH son el bicarbonato (HCO3) y el
ácido carbónico (H2CO3), éste último se calcula multiplicando la presión parcial de
anhídrido carbónico (PCO2) por su constante de solubilidad ():
H2CO3 = PCO2 x pH = 6.1 + log 24 / 1.2 pH = -log [H+]
H2CO3 = 40 x 0.03 pH = 6.1 + log 20 pH = -log [40 x 10-9]
H2CO3 = 1.2 mEq pH = 6.1 + 1.3 pH = -[1.6 + (-9)]
pH = 7.40 pH = 7.40

2. La acidez de los líquidos corporales puede describirse en término de concentración de
iones, o sea concentración de protones libres, o en términos de pH. En muchos
líquidos biológicos, la concentración de hidrógeno libre a menudo es una pequeña
fracción del contenido total de protones. La unión de protones a macromoléculas
explica esta disparidad.
La concentración de hidrogeniones [H+] tiene correspondencia exacta con la cifra del
pH:
pH 6,8 6,9 7,0 7,1 7,2 7,3 7,4 7,5 7,6 7,7 7,8
[H+] 158 126 100 79 63 50 40 32 25 20 16
La [H+] es más demostrativa del estado ácido-base que el pH. El pH y la [H+] varían
en forma inversa. A medida que una solución se acidifica, la [H+] aumenta y el pH
disminuye, mientras que en la alcalinización se reduce la [H+] y el pH aumenta. Por
cada 0,1 unidad de cambio del pH la [H+] varía aproximadamente 10 mEq/L., por lo
que cambios aparentemente pequeños en el pH significan grandes cambios en la [H+].
Otra peculiaridad de la relación matemática indica que la [H+] se duplica por cada 0,3
unidades de disminución del pH. En el lado alcalino, la [H+] disminuye a la mitad por
cada 0,3 unidades de aumento del pH. Los espectros normales de la [H+] y pH son de
36 a 44 mEq/L y 7,36 a 7,44, respectivamente.
Es muy importante comprender que el CO2 es un ácido. Como resultado del
metabolismo intermediario, con catalización bidireccional de la anhidrasa carbónica, se
forman grandes cantidades de CO2 en las células de los tejidos (250 cc / minuto).
Esto constituye una sobrecarga ácida por que la formación de CO2 implica la
aparición de hidrogeniones libres. Cada CO2 formado da lugar a un hidrogenión libre,
el cual debe ser neutralizado para que no varíe el pH. Este fenómeno ocurre en la
profundidad de los tejidos: CO2 + H2O › CO3H2 › CO3H- + H+
Como el bicarbonato sérico normal es de 24 mEq/L y, como se vio, el de ácido
carbónico es de 1,2 mEq/L; acorde con la ecuación de Henderson-Hasselbach, entre
ambos hay una relación aritmética de 20 a 1 (ya que 24 + 1,2 = 20). Esto explica por
qué frente a un cambio agudo de uno de éstos factores el organismo trata de producir
un cambio paralelo en el otro para, en lo posible, mantener la relación de 20/1. A este
cambio se le denomina disturbio compensatorio; el que, por poderoso que sea, no
logrará compensar el pH hasta el valor normal y, por lo tanto, la desviación del pH
indicará cuál de los disturbios es el primario.
El pH de los líquidos corporales normalmente se mantiene dentro de límites muy
estrechos. Los procesos bioquímicos que mantienen la vida son muy sensibles a los
cambios de pH y no funcionan adecuadamente fuera de ciertos límites. Los
mecanismos reguladores para defender la estabilidad y constancia del pH actúan no
solo en estado de enfermedad, pues aún en condiciones de perfecta salud el
organismo se encuentra sometido constantemente a la acción de factores que tienden
a desviar el pH, tales como variaciones en la dieta y formación de subproductos del
metabolismo intermediario.
Producción de ácido: Como consecuencia de las múltiples reacciones químicas que
normalmente ocurren en el organismo, a diario se producen grandes cantidades de
sustancias ácidas que deben de ser neutralizadas o eliminadas al exterior. Las
fuentes de esta producción son, sobre todo, exógenas –los alimentos ingeridos en la
dieta son el origen más importante en el individuo- o endógenas –resultado de la
degradación de elementos tisulares-. Se clasifican en ácidos volátiles y no volátiles, ya
que esta propiedad les permite seguir vías metabólicas diferentes:
En el hombre, el ácido volátil existente es el ácido carbónico (CO3H2). Procede del
metabolismo oxidativo, pero su existencia es efímera ya que se disocia con rapidez y

3. es completamente eliminado por el aparato respiratorio. De modo que, aunque la
producción de su precursor (CO2) es alta, aproximadamente 15 000 mMol por día, el
impacto del ácido carbónico sobre el equilibrio ácido-base es mínimo, ya que una
cantidad idéntica a la sintetizada será expulsada al exterior por los pulmones.
El organismo también produce 40 a 200 mMol diarios de ácidos no volátiles o fijos
los que, rara vez están presentes como tales en los alimentos, y se desprenden de su
metabolismo a nivel celular. El ácido sulfúrico procede de la oxidación del sulfuro
orgánico de la dieta contenido en los aminoácidos metionina y cisteína. Hace más de
80 años Sherman y Gettler reconocieron que la excreción urinaria de sulfato
inorgánico reflejaba la oxidación del azufre orgánico contenido en aminoácidos
ingeridos con la dieta o derivados del catabolismo de proteínas hísticas:
Metionina + O2 t Cisteína + H+ + H2O t Acido sulfuroso + H+ + O2 t Sulfato (SO4
2-)
Se liberan iones hidrógeno en dos pasos intermedios. Las proteínas de la dieta
constituyen la única fuente de ingesta de azufre orgánico. La excreción urinaria de
sulfato aumenta progresivamente a medida que aumenta la ingesta de proteínas. El
aumento es mayor cuando las proteínas son proporcionadas como clara de huevo,
que contiene 1,25 mEq de SO4
2- potencial/gramo de proteínas, que cuando la dieta
contiene proteínas mixtas (carne, leche y cereales) que aproximadamente contienen
0,56 mEq de SO4
2- potencial/g de proteínas o proteínas de soya que contienen 0,4
2- potencial/g de proteínas. Así, dietas ricas en proteínas o inanición y el
mEq de SO4
catabolismo de proteínas hísticas pueden aumentar la oxidación de azufre, producción
ácida y excreción urinaria de sulfato. Las fosfoproteínas y fosfolípidos, donde el
radical fosfórico está ligado a una base nitrogenada, liberan ácido fosfórico (PO4H3), a
razón de 1,8 mEq de hidrógeno por cada mMol de fosfoaminolípido. Cuando el radical
fosfórico está ligado a un catión mineral, se libera una sal diácida del ácido fosfórico
(PO1H2-) en una proporción de 0.8 mEq de hidrógeno por cada mMol de fosfolípido.
Como resultado de la oxidación de los diversos principios inmediatos se sintetizan
diferentes ácidos orgánicos: del metabolismo de la glucosa derivan ácido láctico (1
500 a 4 500 mMol/día) y ácido pirúvico; de los triglicéridos se obtiene ácido
acetoacético y 3-hidroxibutírico y las nucleoproteínas se degradan a ácido úrico.
Las reacciones metabólicas productoras de ácido cuantitativamente importantes son
aquellas que involucran la hidrólisis de ATP para dar ADP, HPO4
2- e H+ y la reducción
de enzimas respiratorias de ferrocromo y nucleótidos de piridina. Trastornos de la
producción y eliminación de ácidos orgánicos son las causas clínicas más comunes de
mayor producción ácida y acidosis.
Sistemas buffer: Se llaman buffers, tampones o amortiguadores a soluciones de
ácidos débiles o sales de ácidos débiles que son capaces de limitar las variaciones del
pH al agregarse a una solución ácidos o bases. O sea, son capaces de amortiguar
notablemente los cambios de pH provocados por la adición de ácidos o bases fuertes..
El ácido débil funciona como amortiguador para las bases fuertes, mientras que la sal
de un ácido débil con su propia sal se le denomina sistema buffer. Esta mezcla tiene
capacidad amortiguadora frente a la adición tanto de un ácido como de una base
fuerte. En el momento en que u buffer se encuentra disociado en el 50%, es decir
cuando su pK es igual al pH de la solución, su efectividad es máxima. En este punto,
la adición de un ácido o un álcali fuertes causan mínima desviación del pH hacia
cualquiera de los lados. Cuando el pH de la solución se aparta del pK más de 1,5
unidades la eficacia del buffer es nula. En el organismo hay cuatro tampones
principales:
1. Sistema bicarbonato – ácido carbónico (pK= 6,1).- Desde el punto de vista
estrictamente químico es un mal buffer pues su pK está muy alejado de 7.4; esto
es compensado en parte por la abundancia de bicarbonato en el líquido
extracelular; la masa del HCO3
-/H2CO3 es considerable, 12 litros de LEC contienen
324 milimoles de bicarbonato. Adicionalmente, la masa total de este tampón puede

4. variar en intervalos breves gracias a la eliminación aguda o a la retención de CO2 ,
con aumento o disminución de la ventilación alveolar. En condiciones fisiológicas,
es el tampón más importante del organismo, por la regulación que riñón y pulmón
ejercen sobre el contenido de bicarbonato y ácido carbónico, respectivamente. El
riñón reabsorbe bicarbonato con una intensidad que depende de las necesidades
de tipo ácido-básico, mientras que el pulmón elimina CO2 también según el estado
ácido-básico. Por otro lado, a partir del CO2 producido por el metabolismo celular
constantemente se está fabricando bicarbonato, lo cual significa que
permanentemente se suministra bicarbonato al sistema y se sustrae ácido
carbónico. El bicarbonato (HCO3
- o HCO3) capta hidrogeniones (H+) para formar
ácido carbónico (H2CO3), el que tiene una constante de disociación muy baja , es
muy inestable y tiende a disociarse espontáneamente en CO2 y agua que se
eliminan por el pulmón.
= + H+ ‡ PO4H2
2. Sistema fosfato disódico - fosfato monosódico (pK= 6,8).- PO4
-
Es un sistema básicamente intracelular (hematíe, célula tubular). Es un excelente
buffer urinario, que está altamente concentrado en los túbulos renales y juega un
papel importante en el tamponamiento del H+ intratubular favoreciendo su arrastre
e impidiendo el cese de la secreción tubular de hidrogeniones.
3. Sistema proteinato – proteína.- Estas sustancias actúan como buffer debido a
que su molécula posee una gran cantidad de grupos ácidos y básicos que
permiten que las proteínas funcionen como ácido o como base, según el pH del
medio (son anfóteras). Dentro de los grupos ácidos se encuentran los carboxilos
terminales (-COOH) de los aminoácidos y, dentro de los grupos básicos, los
grupos amino (-NH2) y guanidínicos (-NH -CHN –NH2) o el grupo imidazol de la
histidina. El punto isoeléctrico de la proteína es eléctricamente neutro. Una de las
ventajas de las proteínas como buffers es que sus grupos ácidos y básicos son
muy diferentes, por lo tanto sus pKs también lo son. En consecuencia, en una
misma proteína hay una amplia gama de pKs, lo cual les permite amortiguar
eficazmente a phi muy diversos. Es un sistema básicamente intracelular y es el
más rico del organismo.
4. En el glóbulo rojo la hemoglobina y la oxihemoglobina son dos importantes
sistemas buffers. En la Hb el grupo imidazol tiene un pK muy próximo a 7,4 lo que
lo convierte en el principal buffer de la sangre y es capaz de neutralizar 6 veces
más ácido que las proteínas plasmáticas. Tiene capacidad buffer en grupos ácidos
y básicos; pro como el eritrocito se halla flotando en el plasma con pH 7,4 se
encuentra en el lado alcalino de su punto isoeléctrico. La proporción de cargas
negativas libres que tiene la Hb varía según su estado de oxigenación, ya que
tanto el imidazol como otros grupos que participan en la neutralización se
encuentran muy cerca al átomo de Fe y la presencia de oxígeno afecta la
estructura electrónica del Fe, la cual a su vez afecta a los grupos buffer
haciéndolos más ácidos. Por ese motivo la Hb oxigenada es más ácida que la Hb
reducida; por lo que la Hb reducida tiene una capacidad amortiguadora superior a
la de la Hb oxigenada. Como en el organismo el pH se mantiene esencialmente
constante, cuando la Hb pierde oxígeno aumenta su capacidad neutralizadora,
fijando más hidrogeniones sin aumentar su pH. Este fenómeno
mediante la Hb tampona y transporta el 95% del CO2 (5% viaja disuelto en el
plasma). Parte de este 95% es transformado en HCO3
- y H+, este último también
entra en la reacción de reducción de la oxihemoglobina.
Amortiguación intracelular: El pH intracelular no es uniforme en todas las células. El
pH citosólico de la mayoría de las células es algo más bajo que el pH extracelular
(0,02 a 0,03 unidades), oscilando entre 6,9 y 7,3. El pHi (pH intracelular) no es una
medida estática sino que varía según el estado de activación de la célula. El pH de las
organelas celulares es muy diferente del pH del citosol. Así, los lisosomas son muy
ácidos (pH 4,5 – 5,5), los endosomas y el aparato de Golgi son algo más alcalinos (pH

5. 5,5 – 6,5) y el núcleo es apenas más ácido que el citosol. El pH intracelular (pHi)
influye sobre la configuración y carga de las diversas moléculas proteicas de la
membrana o del citoplasma. En el interior de la célula se libera CO2 fabricado en el
organismo (la mayor producción endógena de ácido) que atraviesa con rapidez y
facilidad la membrana, dada la gran permeabilidad de ésta, con lo cual se equilibra su
concentración con la sanguínea. Los principales sistemas buffer intracelulares son las
proteínas, los fosfatos orgánicos y el bicarbonato. En concentración fisiológica el ión
bicarbonato (HCO3) representa aproximadamente la mitad, de la capacidad buffer. En
los eritrocitos la hemoglobina es un sistema buffer particularmente eficaz debido a su
alta concentración y a los numerosos residuos histidina, el único aminoácido con una
capacidad buffer significativa cerca del pH neutro. La hemoglobina desoxigenada
posee una mayor afinidad por los protones que la hemoglobina oxigenada (efecto
Haldane).
El sistema buffer bicarbonato es especialmente eficaz debido a que los
componentes del sistema (CO2 y HCO3
-) pueden ser regulados en forma
independiente por el cuerpo a fin de preservar un pH fisiológico. Dado que las
membranas plasmáticas de todas las células son altamente permeables al CO2, la
concentración intracelular de CO2 en la mayor parte de las situaciones es igual a la
concentración extracelular de CO2. Debido a la eliminación del CO2 por la respiración,
la concentración intracelular de H2CO3 es regulada de manera eficaz. A causa de este
fenómeno, cada ion HCO3
- ejerce una acción buffer 2 a 4 veces más eficaz que la de
cualquier otro buffer fisiológico. El CO2 no sólo se difunde efectivamente a través de la
membrana celular sino que además existen transportadores específicos del HCO3. En
consecuencia, la concentración intracelular de HCO3
- puede ser regulada
independientemente de la de CO2, lo que convierte a este sistema buffer en un
mecanismo muy eficaz para la amortiguación intracelular y extracelular. Otros
sistemas buffer intracelulares son: hemoglobina, albúmina, globulinas y hueso.
La existencia de mecanismos de extrusión de hidrogeniones se sospechó al
comprobar que, aun siendo bajo el pH intracelular (entre 6,9 y 7,3) es superior al que
le correspondería de acuerdo con la diferencia existente entre el interior y el exterior
de la célula que, en ocasiones, alcanza los 90 mV. Las moléculas con carga, tales
como los iones hidrógeno, los iones hidroxilo (OH) y los iones bicarbonato (HCO3
-) no
pueden atravesar fácilmente las membranas lipídicas. Para que estas moléculas
atraviesen la membrana celular se requiere la participación de proteínas
transportadoras específicas. Aparte de los procesos de transporte activo primarios, la
H+/K+-ATPasa en las células parietales gástricas y la ATPasa translocadora de
hidrogeniones (que utilizan directamente ATP), todos los otros procesos son activos
secundarios, o sea que dependen de gradientes iónicos (provistos por la bomba
Na+/K+-ATPasa para efectivizar el transporte de equivalentes ácidos y básicos.
El transporte de electrolitos es una parte integral de la regulación del pH. En
consecuencia, los mecanismos para el transporte transmembrana de ácidos y bases
no sólo regulan el pHi sino también las concentraciones de iones intracelulares, el
volumen celular y el transporte transmembrana para realizar varias tareas distintas.
Así, las células utilizan una pequeña cantidad de mecanismos de transporte
transmembrana para realizar varias tareas distintas. Tales mecanismos incluyen:
Antitransportador Na+/H+, que cataliza el ingreso de sodio extracelular en
intercambio por el hidrógeno intracelular, lo que determina una elevación del pHi.
Antitransportador Cl-/HCO3
- acoplado con el sodio, que posiblemente participa en el
- extracelular con cloro intracelular. El NaCO3
intercambio de NaCO3
- es formado por
una molécula de sodio y dos moléculas de bicarbonato, por lo que el antitransportador
transporta dos equivalentes básicos por cada molécula de sodio ( CO3
- + 2H+ f
H2CO3 f CO2 + H2O ) y en consecuencia neutraliza dos protones. Cotransportador
Na+/HCO3
-, que transporta Na+ y HCO3
- en sentido unidireccional, este mecanismo es
- por cada molécula de
electrogénico ya que transporta más de una molécula de HCO3

6. Na+; el gradiente para sodio y el bicarbonato determinará el transporte directo de estos
iones. En la membrana basolateral de las células tubulares proximales renales es
suficiente que exista una proporción HCO3
-/Na+ de 3:1 para que tenga lugar el
- hacia el exterior. Cotransportador hidrogeniones/lactato, el
transporte de HCO3
ácido láctico no posee carga eléctrica por lo que es capaz de atravesar las
membranas hasta cierto punto por difusión no iónica; pero en las células musculares
cardíacas, musculares esqueléticas y placenta se ha identificado éste cotransportador,
el que sumamente eficaz para aumentar el pHi de estas células durante una carga de
ácido láctico. Adenosín trifosfatasas translocadoras de protones, estas “bombas
de protones” utilizan directamente el ATP como fuente de energía para bombear
protones hacia el interior de vesículas intracelulares -endosomas, lisosomas-
(llamadas ATPasa tipo V) o a través de la membrana plasmática (ATPasa tipo P).
Estos procesos determinan un aumento del pH citosólico al bombear protones hacia el
exterior de las células o el interior de las vesículas intracelulares. La hidrólisis de una
sola molécula de ATP libera aproximadamente 0,8 equivalentes H+ en el interior del
citoplasma; sin embargo en el caso de estas ATPasas protónicas, la estoiquiometría
indica 2 o 3 hidrogeniones transportados por molécula de ATP hidrolizada. Dado que
el transporte de hidrogeniones es electrogénico, se acompaña del transporte de cloro
a través de un canal independiente para preservar la electroneutralidad.
Antitransportador Cl-/HCO3
- independiente del Na+, en condiciones fisiológicas
- intracelular. Esto induce un descenso
intercambia cloro cloro extracelular por HCO3
-) lo que a su vez determina un aumento del pH
del pHi al expulsar bases (HCO3
extracelular; lo que puede ser un fenómeno importante para la regulación de la
acidosis extracelular. Este sistema de transporte ha sido extensamente estudiado en
los eritrocitos, células en las que el intercambio Cl-/HCO3
- (conocido como
desplazamiento de Hamburguer) es mediado por la llamada banda 3, una de las
proteínas más abundantes en la membrana eritrocítica. Este antitransportador tiene la
propiedad de responder a modificaciones del pH citosólico; así, en presencia de un
pHi más alto aumenta la actividad del antitransportador.
Amortiguación extracelular: De una manera similar a lo que ocurre con otras
sustancias orgánicas (agua, sodio, potasio) la composición corporal de hidrogeniones
ha de estar en una situación de equilibrio, de manera que haya una relación estable
entre su síntesis, eliminación y depósitos.
Como consecuencia de los procesos metabólicos diariamente se producen alrededor
de 15 000 a 20 000 mMol de dióxido de carbono (CO2); aproximadamente 1 500 a 4
500 mMol de ácido láctico y alrededor de 100 a 200 mMol de otros ácidos no
volátiles. Además, el catabolismo produce compuestos alcalinos, aunque en menor
cantidad. Debido a la magnitud de la carga ácida, la regulación eficaz del pH corporal
reviste una importancia vital puesto que, como se señaló, numerosos procesos
celulares son sumamente sensibles al pH.