Regulación del equilibrio ácido básico

1. Regulación del Equilibrio ácido-
básico. Ph.
Dra. Carolina Rodríguez Navarro
Fisiología Celular

2. El término pH fue introducido por Sorensen
en 1909, es el logaritmo negativo de la
concentración de iones hidrogeno.
Los ácidos se definen como donadores de
protones y las bases como aceptores de
protones, según Bronsted.

3.  Escala del pH. Está basada en la disociación del
agua y tiene como valor central el pH del agua
pura a 25°C.
 H2O + H2O = H3O + OH
 Si la concentración de iones hidronio es mayor de
10 -disoluciones ácidas, el pH es menor de 7;
inversamente, si la concentración de H3O+ es
menor que 10 -disoluciones básicas- el pH es
mayor que 7. El valor de 7 del pH corresponde a
disoluciones neutras.

4. Escala del pH.

5. HCL 1 Normal. pH : 0
 0.1 N: pH 1 ó 10 -1.
0.01 N: pH 2 ó 10-2
0.001 N: pH 3 ó 10-3
NaOH 1 Normal . pH : 14
0.1 N: pH 13 ó 10-13.
0.01 N: pH 12 ó 10-12.

6.  Acidos: Son moléculas que pueden liberar iones
hidrógeno en una disolución. Ejemplos: HCl,
H2CO3, Proteínas.
 Base: Es un ión o molécula que puede aceptar un
ión hidrógeno. Ejemplos: HCO3, HPO4,
Proteínas.
 álcali : Es una molécula formada por la
combinación de uno más metales alcalinos ( Na,
K) con un ión fuertemente básico el OH.

7. Acido (Arrhenius) es una sustancia que
cuando se agrega a una solución aumenta la
concentración de iones hidrógeno.
Acido (Bronstead) es una sustancia que
dona iones H en solución. Esta definición es
conocida como principio de Bronstead-
Lowry.

8. Ácido Fuerte: Es aquel que se disocia
rápidamente y libera grandes cantidades de
H+ a la solución. Ej: HCl.
Ácido débil : Son los que tienen menor
tendencia a disociar sus iones y liberan en
poca cantidad H+ a la solución. Ej: H2CO3

9. Base fuerte: Es la molécula que reacciona
de forma rápida y potente con H+, y por lo
tanto lo elimina con rapidez de la
disolución. Ej: OH al reaccionar con H+
forma H2O.
Base débil: Se une menos rápida con H+.
Ej. HCO3- al reaccionar con H+ forma
H2CO3.

10. Ley de acción de masas.
A comienzos del siglo XX Henderson
reescribió la ley de acción de masas para
describir el papel de los ácidos débiles en el
mantenimiento de la neutralidad del
organismo.

11. LEY DE ACCION DE MASAS.
La velocidad de una reacción es
proporcional a la concentración molecular
de cada una de las sustancias reaccionantes.

12.  El estudio cuantitativo de los equilibrios químicos conduce
a la llamada Ley de acción de masas. Esta ley es válida
para reacciones en las que intervengan múltiples
sustancias, y tiene una formulación termodinámica
rigurosa:
 A + B C + D
 A medida que las concentraciones A y B disminuyen,
decrece la velocidad, y como aumenta la concentración de
C y D crece la velocidad. Esta formula constituye la ley de
acción de masas, que regula las concentraciones de las
sustancias presentes en el equilibrio.

13.  La concentración de iones H+ en la sangre es de
0.00004 mEq/ L.
 El pH del líquido extracelular se define
principalmente por la relación entre la cantidad de
HCO3 y de H2CO3 presentes en la sangre.
 HCO3 = 24 mEq / L.
 H2CO3 = 1.33 mEq / L.
 Relación : 20/1

14.  pH intracelular: 6.9 – 7.0
 pH extracelular: 7.4
 pH intravascular: 7.35 – 7.45
 pH sangre arterial: 7.40
 pH sangre venosa: 7.35
 pH líquido intersticial: 7.35
 pH orina: 4.5 – 8.0
 pH saliva: 6.7 – 7.0

15.  pH jugo gástrico: 0.8 – 3.0
 pH jugo pancreático: 7.0 – 8.0
 pH bilis humana: 6.9 – 8.0
 pH jugo intestinal de intestino delgado: 7.5 -8.0
 pH jugo intestinal de intestino grueso: 7.5 – 8.0
 pH L.C.R.: 7.4
 pH leche materna: 7.0
 pH lágrima: 7.0 – 8.0

17. Ecuación de Henderson-
Hasselbach.
Establece que la concentración de protones
es igual a una constante K multiplicada por
el cociente entre las concentraciones de
ácido carbónico y bicarbonato.

18. Ecuación de Henderson-
Hasselbalch.
Sirve para calcular el pH plasmático
tomando en cuenta la concentración de una
base (HCO3) y la concentración de un ácido
(H2CO3).

21. Ecuación de Henderson-
Hasselbalch.
pH = pKa + log HCO3
 H2CO3
pH = 6.1 + log 20/1
pH = 6.1 + log 20
pH = 6.1 + 1.3
pH = 7.4

22. Amortiguadores.
Sistemas tapons o buffers son aquellas
disoluciones cuya concentración de H+
varía al añadir ácidos o base.
Existen tres sistemas amortiguadores
fisiológicos en el hombre que regulan la
concentración de H+.

23. La fisiología ácido-base se centró en la
ecuación de Henderson-Hasselbach y la
concentración de ácido carbónico fue
sustituida por la presión parcial de dióxido
de carbono.

24.  A) Sistema plasmático: Sistema buffer inmediato
donde actúan las proteínas plasmáticas, fosfatos,
sulfatos y bicarbonato.
 Las proteínas como la Hemoglobina, albúmina y
globulina son sustancias que se consideran
anfolitos, es decir que se comportan como ácidos
o bases.
 Las proteínas están constituidas por aminoácidos y
los grupos funcionales son grupos COO- y NH3

25. El grupo COO- se comporta como una base
por que acepta H+ de la disolución o del
plasma sanguíneo.
COO + H = COOH.
El grupo NH3+ se comporta como un ácido
por que puede donar H+ a la disolución o
plasma sanguíneo.
NH3 = NH2 H+

26. Fosfatos: HPO4 funciona como una base
acepta H+. Neutralizando Acidez.
HPO4 + H = H2PO4.
H2PO4 funciona como un ácido liberando
H+. Neutralizando Alcalinidad.
H2PO4 = HPO4 + H

27. B) Sistema Pulmonar : Por medio de la
ventilación pulmonar se controla la salida o
retención de CO2.
Frecuencia respiratoria de 12 a 16
respiraciones por minuto en adulto joven,
en cada respiración son 500 ml de aire.

29. Si aumenta la frecuencia respiratoria se
elimina mayor cantidad de CO2, esto
condiciona en la sangre una disminución en
la presión de CO2, a su vez disminuye la
concentración de H2CO3 en sangre,
amortiguando una acidosis.

35. Si disminuye la frecuencia respiratoria se
elimina menor cantidad de CO2, esto
ocasiona un aumento en la presión de CO2
en la sangre, favoreciendo la producción de
H2CO3 amortiguando una alcalosis.

36. El bicarbonato se instituyó como el factor
central para el control metabólico.
Una de las principales razones fue el interés
entre los químicos clínicos de definir a los
ácidos corporales de acuerdo al concepto de
Bronstead-Lowry como las moléculas
capaces de donar iones H.

37.  C) Sistema renal: Sistema de largo plazo que a
través de las células de los túbulos renales controla
la excreción o absorción de HCO3. Si excreta
HCO3 en la orina se ahorra H+ el cual pasa a la
sangre amortiguando un pH alcalino en la sangre.
 Si absorbe HCO3 y elimina H+ a la orina, el
bicarbonato absorbido pasa a la sangre y
amortigua un pH ácido.

40. Tipo de
trastorno ácido-
base.
Defecto Causas
comunes.
HCO3 20
H2CO3 1
Compensación
Acidosis
Respiratoria.
Retención de
CO2.
Ventilación
alveolar
disminuida.
Depresión del
centro
respiratorio.
EPOC,
Neumonía.
HCO3 20
H2CO3 2
Renal. Retención
de bicarbonato.
Alcalosis
Respiratoria.
Pérdida
excesiva de
CO2.
Ventilación
alveolar
aumentada.
Hiperventilació
n: emocional,
dolor intenso,
ventilación
asistida,
encefalitis.
HCO3 20
H2CO3 0.5
Renal. Excreción
de bicarbonato.

41. Tipo de
trastorno
ácido-base.
Defecto Causas
comunes.
HCO3 20
H2CO3 1
Compensación
Acidosis
metabólica.
Retención de
ácidos o
perdida de
bicarbonato
Diabetes,
azoemia,
acumulo de
ácido láctico,
desnutrición
extrema,
diarrea, fístulas.
HCO3 10
H2CO3 1
Renal: Retención
de bicarbonato.
Pulmonar:
aumenta la
frecuencia y
profundidad.
Alcalosis
metabólica.
Ganancia de
bicarbonato
Hipopotasemia
Vómito o
succión gástrica
con obstrucción
pilórica.
Ingesta excesiva
de bicarbonato.
Diuréticos.
HCO3 40
H2CO3 1
Renal: Excreción
de bicarbonato.
Pulmonar:
Disminuye la
frecuencia y
profundidad.

43. GASOMETRIA
PH arterial: 7.35 - 7.45
PaO2: 60 – 80 mmHg
PaCO2: 30 – 40 mmHg
HCO3: 23 ± 3 mEq/L
Sat.O2: 92 – 97%