Equilibrio ácido-base

Equilibrio ácido-base

1. Teoría ácido-base de Arrhenius

   • Propuso que una sustancia electrolítica se disocia en agua formando iones, además clasificó los electrolitos en fuertes y débiles dependiendo de que su disociación sea completa o incompleta.
     • Las bases, por su parte, al disolverse en agua producen iones hidróxido (OH-), responsables de su basicidad.
     • Un ácido se disocia completamente en agua (ácido fuerte) generando protones, responsables de su acidez.

2. Teoría ácido-base de Bronsted-Lowry

   • Aquí nos menciona que los ácidos son dadores de protones mientras que las bases son aceptores de protones.

3. El agua pura está parcialmente ionizada. Los iones se generan cuando unas moléculas de agua actúan como ácidos cediendo protones a otras moléculas de agua que actúan como bases.

   • Una vez que los iones forman la molécula de un ácido se separan cuándo éste se disuelve en agua, que dan libres para reaccionar con otros iones, pueden incluso reaccionar entre sí, volviendo a formar moléculas del ácido original
     • Pueden reaccionar en dos direcciones, separándose y volviéndose a unir, por lo que la disociación de un ácido es reversible
       • En una reacción reversible, las moléculas del “reactivo” (el ácido) forman moléculas del “producto” (los iones que conforman dicho ácido).
       • A su vez pueden realizar el proceso inverso dando lugar a la formación del reactivo.
         • EQUILIBRIO QUÍMICO
           • A pesar de la constante interconversión de las moléculas, las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes, dado que se separan y vuelven a unirse a la misma velocidad; este fenómeno permite compensar cambios en la acidez de una solución, lo cuál es fundamental para muchos procesos fisiológicos.

4. ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

   • Un ácido fuerte es aquel que se disocia completamente, aunque no sería cierta en disoluciones muy concentradas.
   • Los hidróxidos de metales alcalinos y alcalinoterreos son las bases fuertes más frecuentes. Estas bases liberan grupos hidróxido al medio acuoso responsables de su basicidad.
     • Una base fuerte disocia completamente en agua y que puede quitarle un protón a un ácido muy débil

5. ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

   • Un ácido débil es aquel que se ioniza parcialmente en agua. Un ejemplo típico es el ácido acético.
   • Las bases débiles en disolución no se disocian completamente como les ocurre a las bases fuertes, de manera que se establece un equilibrio entre la base y sus especies disociadas.

6. Teoría ácido-base de Lewis

   • Esta nos menciona que los ácidos reciben electrones y bases donan electrones

7. El HCO3- puede ceder un ion H+ para formar CO3 2- o aceptar un ion H+ para formar H2 CO3; los compuestos de este tipo, que pueden comportarse como ácidos o bases, se denomina anfóteros.

8. Buffers o amortiguadores

   • Cuando un ácido débil y su base conjugada están presentes en la misma solución, se forma un amortigua dor de pH, permite controlar la acidez de la solución ya que resiste los cambios que se generan al aumentar la concentración de un ácido o una base cualesquiera
     • Representan la primera línea de defensa ante los cambios desfavorables de pH gracias a la capacidad que tienen para captar o liberar protones de modo inmediato en respuesta a las variaciones de pH que se produzcan. Un sistema tampón es una solución de un ácido débil y su base conjugada.
   • En fluidos biológicos, el pH puede variar ampliamente, des de valores bajos en los jugos gástricos (1.5) hasta otros más altos, como el de la sangre (7.4)
     • Esto se consigue a través de una serie de reacciones en que los ácidos y bases en un medio acuoso reaccionan constantemen te entre sí, compensando los cambios en el pH.

9. Modelos de equilibrio ácido-base

   • Henderson-Hassel bach, se basa en el funcionamiento de una solución amortiguadora de pH, descrita en los párrafos anteriores. De acuerdo con este modelo, el pH está determinado por el cociente entre la concentración de bases presentes en el plasma.
   • Siggaard-Andersen incluye la concentración de hemoglobina entre las bases débiles, además del ion HCO3-. La hemoglobina intracelular no podría interactuar directamente con áci dos presentes en el plasma dado que se encuentran separados por la membrana de los eritrocitos. Por ésto, el modelo incluye un parámetro teórico que da cuenta de la distribución de los iones H+ entre el interior y el exterior de los glóbulos rojos.
   • Stewart incluye la con centración de varios iones (Na+, K+, Ca2+, Mg2+ y Cl-) que tienen actividad como ácidos o bases, pero de acuerdo a la definición de Lewis, dado que tanto aniones como cationes pueden compartir electrones, ya sean propios o ajenos. Por esta razón, el modelo de Stewart incluye al desequilibrio electrolítico en la evalua ción de alteraciones del equilibrio ácido-base.
   • Transtornos ácido-base
     • Relacionar la historia clínica (vómitos, diarrea, edema, disnea, trauma, si ha recibido transfusiones, o toma de fármacos) y el examen físico (signos de deshidratación o edema, polipnea, tetania, coma) del paciente con los parámetros de los gases arteriales.
     • Determinar qué componente predomina (respiratorio o metabólico) y analizar la coherencia del mecanismo de compensación, teniendo siempre presente que hay compensaciones fisiológicas exageradas que llevan a trastornos mixtos o combinados del equilibrio acido-base
   • Mecanismos compensatorios
     • El aparato respiratorio; Elimina o retiene CO2 a través de cambios en ventilación alveolar (hiperventilando o hipoventilando respectivamente en respuesta a cambios censados por quimiorreceptores), generando cambios en la PaCO2, gas que debido al bajo peso molecular y alta solubilidad pasa fácilmente entre las diferentes membranas y compartimientos biológicos de manera que altera la [H+]
     • El aparato renal: por medio del túbulo proximal aumenta o disminuye la secreción de H+ (ácido) y reabsorbe cerca del 80% del HCO3− filtrado, el 16% se reabsorbe en el segmento ascendente grueso y en el túbulo contorneado distal, mientras otro 4% se reabsorbe en el túbulo colector; pero además produce nuevo bicarbonato por 2 mecanismos:
       • 2) A partir de fosfatos en forma de sales neutras que se filtran por el glomérulo uniéndose a los H+ de la luz y generando HCO3− en las células del túbulo proximal, distal y ducto colector en relación 1 a 1, aunque representan apenas una pequeña fracción (acidez titulable). El bicarbonato se constituye entonces como el factor principal del control metabólico (no respiratorio) del equilibrio ácido-base
       • 1) A partir de glutamina (2/1) en el túbulo proximal, por deaminación, resultando alfa-cetoglutarato que es metabolizado con CO2 y H2O para formar HCO3− mientras el amonio (NH4+) se disocia en amoniaco (NH3) para ser transportado a la luz tubular.

10. El ion hidrógeno libre (H+) en sangre arterial se encuentra a una concentración entre 35 y 45 nmoles/L lo que equivale a mantener un pH entre 7.45 y 7.35

    • El pH es definido como el logaritmo negativo (en base 10) de la concentración sanguínea de estos.
      • La concentración de iones hidrógeno (H+) es uno de los parámetros más importantes de equilibrio acido-base, y esta depende de las interacciones entre la presión arterial de dióxido de carbono (PaCO2), la concentración plasmática del ion bicarbonato (HCO3−), la disociación constante del ácido carbónico y la solubilidad del dióxido de carbono como lo determinó la ecuación de Henderson y Hasselbalch.
    • Constante de disociación
      • La constante de disociación ácida K se puede definir como una relación entre las concentraciones de ácido disociado y sin disociar.
        • En los ácidos fuertes K adquiere mayor valor, dado que las concentraciones de A y B serán altas y la concentración AB (ácido sin disociar) será baja. Si el valor de K para un ácido es bajo, esto significa que es un ácido débil, se disocia escasamente, por lo tanto, las concentraciones de A y B serán bajas, y la concentración de AB será elevada.

11. -Torralba Soriano César Gabriel

    • 6CM7
      • Bibliografía: Departamento de Fisiología, Facultad de Medicina, UNAM. Fisiología del equilibrio ácido base. 2022. México.

12. Anión GAP

    • Para mantener la electroneutralidad, las cargas positivas (cationes) deben igualar a las cargas negativas (aniones); si no ocurre así, aparece un anión gap cuyo valor normal es de 8 a 16 mEq/l y que se calcula con la siguiente ecuación.
      • Na+ - (Cl-+ HCO3-)

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