SOLUCIONES AMORTIGUADORAS Soluciones amortiguadoras son aquellas soluciones cuya concentración de hidrogeniones varía muy poco al añadirles ácidos o bases fuertes. El objeto de su empleo, tanto en técnicas de laboratorio como en la finalidad funcional del plasma, es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso, suele decirse que sirven para mantener constante el pH. Los mas sencillos están formados por mezclas binarias de un ácido débil y una sal del mismo ácido con base fuerte, por ejemplo, una mezcla de ácido acético acético y acetato de sodio; o bien una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte, por ejemplo, amoníaco y cloruro de amonio. La aplicación más importante de esta teoría de los amortiguadores es, para los fisiólogos, el estudio de la regulación del equilibrio ácido-base. Para dar una idea de la importancia de los amortiguadores de la sangre, recordemos que la concentración de hidrogeniones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima cantidad de un ácido cualquiera, y crece paralelamente a la cantidad de ácido añadido. No ocurre así en la sangre, que admite cantidades del mismo ácido, notablemente mayores, sin que la concentración de hidrogeniones aumente de una manera apreciable.
Mecanismo de la acción amortiguadora Supongamos un amortiguador constituido de ácido acético y acetato de sodio. El ácido estará parcialmente disociado estableciendo un equilibrio entre las partículas de ácido sin disociar los iones hidrógenos y los iones de base conjugada. El acetato de sodio, como todas las sales, está disociado completamente y, por esta causa, el ión acetato procedente de la sal desplaza el equilibrio hacia la formación de ácido, disminuyendo la concentración de hidrogeniones libres. La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la acidez libre. Si las cantidades de sal y ácido son del mismo orden de magnitud, la concentración de iones hidrógenos se regulará por la reacción de equilibrio del ácido, es decir CH3-COOH ↔ CH3-COO - + H+ Si añadimos al sistema un ácido fuerte, por ejemplo ácido clorhídrico, se produce un aumento instantáneo de la concentración de iones hidrógenos, los cuales son neutralizados por la base conjugada del ácido liberando así, una cantidad equivalente de ácido débil. Si añadimos al sistema una base fuerte, por ejemplo hidróxido de sodio, los iones hidroxilos consumen rápidamente iones hidrógenos del sistema para formar agua, lo que provoca la transformación de una parte del ácido acético libre en acetato que es una base menos fuerte que el hidróxido de sodio. La utilidad de las mezclas amortiguadoras en la regulación del equilibrio ácido-base del plasma sanguíneo, estriba precisamente en la posibilidad de mantener la concentración de iones hidrógeno dentro de límites estrechos, que con razón puede considerarse invariable.
El pH se puede mantener muy aproximadamente al nivel que convenga, escogiendo las mezclas adecuadas. Por un ejemplo, con un determinado amortiguador el pH de una cierta reacción puede ser tres, y con otro amortiguador la misma reacción se puede estudiar a pH ocho.
Ecuación de Henderson-Hasselbach La Ecuación de Henderson-Hasselbach permite calcular el pH de una mezcla amortiguadora conociendo su composición. En su deducción, para un amortiguador compuesto de un ácido débil y una sal de su base conjugada, se considera que la concentración de ácido libre es aproximadamente igual a la del ácido total, y la concentración del ión base conjugada coincide con la concentración de la sal. Con ello, La Ecuación de Henderson-Hasselbach expresa que el pH de una solución amortiguadora se calcula sumando al pK del ácido, el logaritmo de la relación concentración de sal / concentración de ácido, es decir pH = pKa + log [sal] De acuerdo con todo lo anterior, el pKa de un ácido débil se puede definir como el pH del sistema amortiguador que resultaría al añadirle una cantidad equimolar de una sal fuerte del mismo ácido, o bien el pH alcanzado después de neutralizar con base fuerte, exactamente, la mitad de ácido. Para el ácido acético, una solución uno molar de ácido puro tiene un pH de 2.38, mientras que un sistema amortiguador con cantidades equimolares de ácido y sal tiene un pH igual al pK del ácido acético, es decir, 4.76.
Propiedades de los amortiguadores
El pH de una solución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que la integra, es decir del pKa del ácido. El pH de un sistema amortiguador depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de las concentraciones absolutas de estos componentes. Por ejemplo, un sistema amortiguador 2 M en sal y 1 M en ácido, regula el mismo pH que un sistema amortiguador 4 M en sal y 2 M en ácido, debido a que la relación concentración de sal / concentración de ácido es igual. La modificación del pH, en una solución amortiguadora, resulta exigua hasta que uno de los componentes esté próximo a agotarse, debido a que el pH varía con el logaritmo del cociente concentración de sal / concentración de ácido. Este cociente es afectado por la adición de ácido o base fuerte, pero el valor logarítmico de la relación concentración de sal / concentración de ácido varía muy poco.
Capacidad o eficacia amortiguadora La capacidad de amortiguación puede definirse como "La cantidad de ácido o base fuerte que deben añadirse a un litro de solución amortiguadora para producir un cambio de pH de una unidad". También puede definirse como "El cambio de pH que se produce por la adición de una cantidad dada de ácido o base fuerte". Puede demostrarse que la eficacia máxima de un amortiguador, tanto para neutralizar ácidos como bases, está en la zona de pH próxima al pK del ácido. El máximo de eficacia de un amortiguador frente a una base está en el punto de pH igual a pK - 0.5, mientras que la eficacia máxima frente a un ácido fuerte está en el punto de pH igual a pK + 0.5. A medida que nos alejamos del pK, la capacidad amortiguadora decrece, considerándose nula a tres unidades de distancia, es decir, a un valor de pK + 3 frente a las bases y de pK - 3 frente a los ácidos. En estas condiciones solo encontramos, prácticamente, uno de los componentes del sistema. Los amortiguadores fisiológicos rara vez tienen un valor de pK que coincide con el pH que van a amortiguar. Normalmente sus pK están unas décimas más abajo del pH fisiológico. Esto se traduce en una mayor eficacia de los sistemas para amortiguar ácidos que para amortiguar bases. De todo lo expuesto anteriormente, se deduce que puesto que el pH celular es próximo a siete, la eficacia amortiguadora máxima corresponde a los sistemas cuyo valor de pK esté comprendido entre seis y ocho Neutralización de un ácido débil con una base fuerte Cuando se neutraliza un ácido débil con una base fuerte, el ácido débil se disocia en solución dando una pequeña cantidad de iones hidrógeno que son neutralizados por los iones hidroxilos alterando el equilibrio entre el ácido débil y sus iones. Por consiguiente, se ioniza más ácido débil para restablecer el equilibrio y los iones hidrógenos producidos se pueden neutralizar mediante más hidroxilos y así sucesivamente hasta que todo el hidrógeno inicial sea neutralizado. Consideremos la neutralización de un volumen de una solución de ácido acético 0.1 M con hidróxido de potasio 0.1 M. Cuando se haya valorado menos de la mitad del ácido, el pH es menor que el pK del ácido; cuando se haya valorado más de la mitad del ácido, el pH es mayor que el pK del ácido y cuando se haya valorado la mitad del ácido, el pH es igual al pK del ácido y la mezcla amortiguadora presenta la mayor eficacia. En la práctica se considera que una mezcla de un ácido débil y su base conjugada forman un amortiguador satisfactorio sobre el margen de pH desde pK - 1 hasta pK + 1. Una mezcla cuyo pH sea igual a pK - 1 en la que la proporción sal / ácido es 0.1, es un amortiguador efectivo contra un álcali, pero mucho menos efectivo contra un ácido fuerte y la eficacia máxima está en el punto de pH igual a pK - 0.5. Una mezcla cuyo pH es igual a pK mas uno y cuya proporción sal / ácido es 10, es un amortiguador efectivo contra ácidos fuertes, pero mucho menos efectivo contra bases y la eficacia máxima está en el punto de pH igual a pK + 0.5.
Cuando se haya valorado completamente el ácido débil, este se ha transformado íntegramente en su respectiva base conjugada pero, sin embargo, su pH en este punto no es siete (mayor que siete), por la hidrolización de la base conjugada. En el metabolismo se liberan ácidos que forman sistemas amortiguadores como el del ácido acético/acetato, como por ejemplo, pirúvico, láctico, acetoacético, butírico, etc., pero como su concentración en sangre no es elevada en condiciones normales y su pK está lejos del pH de la sangre, su acción amortiguadora en el plasma tiene poco interés, aunque pueden ser más interesantes como amortiguadores intracelulares.
Neutralización de una base débil con un ácido fuerte En este caso, el pH en el punto de equivalencia es, ahora, menor que siete y la curva en total parece la imagen especular de la curva de valoración de un ácido débil con base fuerte. Las mezclas de una base débil con su ácido conjugado son amortiguadores de pH tan efectivos como las mezclas de ácido débil-base conjugada formadas durante la neutralización de un ácido débil con una base. Por idénticas razones, las mezclas cuyo pH, aproximadamente, esté entre una unidad del pK del ácido componente, tendrán una sustancial capacidad amortiguadora. Como los valores de pK de los ácidos conjugados de bases débiles son normalmente mayores que siete, esto significa que las mezclas de base débil-ácido conjugado son buenos amortiguadores en pH alcalino, como por ejemplo, en orinas alcalinas.
Sistema hemoglobina reducida / oxihemoglobinato: Hb/Hb02 Además de su conocida función como transportador de oxígeno, la hemoglobina juega un papel importante como amortiguador sanguíneo. Con el fin de entender la interrelación entre la toma y liberación de oxígeno y la acción amortiguadora de la hemoglobina, debemos considerar la interacción entre algunos equilibrios simultáneos. En cualquier momento, la hemoglobina se presenta como una mezcla de formas oxigenadas (HbO2) y desoxigenadas (Hb). La proporción de cada una depende de la concentración o presión parcial de oxígeno. La hemoglobina contiene muchos grupos ionizados. Uno en particular es el residuo de histidina que tiene un pK casi neutro. Así, en cualquier momento, la hemoglobina está presente también como una mezcla de formas protonadas (ácidas) y no protonadas (básicas). La proporción de cada una depende del pH de la sangre. Con el fin de combinar los dos equilibrios simultáneos, debemos admitir que la desoxihemoglobina representa una mezcla de desoxihemoglobina protonada o reducida (ácido conjugado, HHb) y desoxihemoglobina no protonado o desoxihemoglobinato (base conjugada, Hb-). Por decirlo de otra forma, el ácido conjugado de la hemoglobina existe en las
formas oxigenadas (HHbO2) y desoxigenadas (HHb). Lo mismo le ocurriría a la base conjugada de la hemoglobina (HbO2- , Hb-). Así, hay en cualquier momento, cuatro especies de hemoglobina. La proporción de cada una depende de la concentración de oxígeno y el pH. La hemoglobina de los eritrocitos llega a los pulmones, principalmente, como mezcla de formas desoxigenadas, HHb más Hb-. En los pulmones, la desoxihemoglobina se une al oxígeno produciéndose la oxihemoglobina, la cual es un ácido más fuerte que la desoxihemoglobina. Un cambio conformacional en las moléculas debido a la oxigenación, disminuye el pK de la histidina de la región del grupo hemo hasta aproximadamente 5.7. Como resultado, el equilibrio se desplaza hacia la liberación de iones hidrógeno y con cuyo incremento se acelera su reacción con el ion bicarbonato, provocando la eliminación del ion hidrógeno y el desprendimiento de anhídrido carbónico a la atmósfera. Esta especial propiedad hace de la hemoglobina un amortiguador extraordinariamente eficaz, puesto que al modificar su pK puede confiar la proporción base conjugada /ácido sin que se produzca cambio alguno en el pH. La hemoglobina oxigenada (principalmente base conjugada) se transporta a los tejidos donde la baja presión parcial de oxígeno provoca que se disocie, es decir, libere oxígeno produciéndose hemoglobina desoxigenada que es una base más fuerte que el oxihemoglobinato. Así, después de la liberación del oxígeno, la oxidación de los alimentos libera anhídrido carbónico que al disolverse en agua produce ácido carbónico que con su ionización libera iones hidrógeno los cuales son captados por el desoxihemoglobinato transformándose en desoxihemoglobina. El ácido conjugado de la hemoglobina tiene una menor afinidad por el oxígeno (menor constante de disociación) que la base conjugada de la hemoglobina.
APLICACIONES FISIOLÓGICAS REGULACION DEL pH DEL ORGANISMO
Todos los procesos fisiológicos que tienen lugar en nuestro o rganismo, incluyendo la contractilidad muscular, las reacciones metabólicas, la conformación de las proteínas y el funcionamiento del SNC, entre otros, están profundamente influidos por el pH de nuestro medio interno. Por esta razón las variaciones del equilibrio ácido-base (que determinan el pH) deben estar finamente reguladas. El mantenimiento del pH dentro de límites estrechos, es de vital importancia para los seres vivos. Desarrollaremos a continuación conceptos bioquímicos que nos permitan comprender el concepto de pH y los diferentes sistemas del organismo que se encargan de regularlo. Ácidos y Bases Definimos ácido como una sustancia que, en solución, desprende protones (H+), mientras que una base es una sustancia que, en solución, desprende iones oxhidrilo (OH-) o capta protones. Cuando
un ácido libera un protón se convierte en una base conjugada, y a la inversa, cuando una base acepta un protón se convierte en un ácido conjugado. Si las cantidades de H+ y OH- son idénticas la solución resulta neutra. Si la concentración de H+ excede la concentración de OH-, la solución resultara ácida. Por el contrario si la concentración de OH- excede la concentración de H+, la solución resultara básica o alcalina. pH El pH es una expresión matemática de la concentración de protones (H+). Se define potencial de hidrógeno (pH) de una solución acuosa como el logaritmo de la inversa de la concentración de protones de dicha solución. En otras palabras el pH es el logarítmo negativo de la concentración de los iones hidrógeno.
pH = - log [H+]
La escala de pH se extiende desde 0 a 14 en solución acuosa. Las soluciones con pH menor a 7 son consideradas ácidas; las que poseen un pH mayor a 7 son básicas o alcalinas; finalmente un pH de valor 7 indica la neutralidad de la solución. También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-. pOH = - log [OH-]
Debido a que el principal disolvente que encontramos en nuestro organismo es el agua, podemos establecer las siguientes relaciones entre concentraciones de protones y oxhidrilos.
[H+] x [OH-] = 10-14 pOH + pH = 14
En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. Pero, siendo más precisos, el pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. Al ser nuestro plasma sanguíneo una solución que presenta algunas características que lo diferencian del agua, su valor de neutralidad se fija en 7,40± 0,02 para la sangre arterial (el pH de la sangre venosa es levemente menor, pero en la práctica médica su valor no es tomado en cuenta). En otras palabras designaremos neutro a nuestro pH cuando este se encuentre entre 7,38 y 7,42, siendo básico cualquier valor que lo supere este rango (llevando a un estado llamado alcalosis) y ácido cualquier valor que este por debajo de 7,38 (implicando una acidosis). Todos los mecanismos que regulan el pH en el hombre, se encargan de mantener su valor dentro de este estrecho margen de neutralidad.
Con fines didácticos podemos afirmar que dentro del rango 7,30 – 7,50 se cumple la siguiente relación: a todo cambio en la concentración de protones de 1 nmol, le corresponde un cambio inverso del valor del pH en 0.01. Por ejemplo, sabemos que para el pH = 7.40 la [H] = 40 nmol/L. En base a lo expuesto podemos afirmar que si la concentración de H+ pasa a ser de 41 nmol/L, el pH será de 7,39. De este modo podemos aseverar que el rango de pH neutro expuesto anteriormente (7,38-7,42) se condice con el siguiente rango de concentraciones de protones: 42-38 nmol/L.
Amenazas al pH La mayor amenaza a la estabilidad del pH está representada por los ácidos que se producen durante procesos metabólicos de nuestro organismo. Podemos clasificar en tres categorías a dichas sustancias: Ácidos Volátiles El principal ejemplo de estos ácidos es el Dióxido de Carbono. El CO2 es el producto final de la oxidación de Hidratos de Carbono, grasas y aminoácidos. Se trata de un ácido potencial ya que su hidratación (catalizada por la anhidrasa carbónica) va a generar ácido carbónico (H2CO3), que a su vez va a disociarse en un anión bicarbonato (HCO3-) y un protón: CO2 + H2O "H2CO3" H+ + HCO3Diariamente nuestro organismo produce suficiente CO2 como para llevar la concetración de protones a 300mmol/L en un hombre de 60kg. Esto implicaría un pH de 0,5. Afortunadamente existen mecanismos compensatorios que impiden que esto suceda. Al ser un gas, el CO2 va a ser eliminado prácticamente en su totalidad por los pulmones sin que se produzca una retención neta de ácido, por lo que se denomina ácido volátil. Durante el ejercicio la tasa de producción de CO2 aumenta.
Ácidos Fijos Los principales ejemplos de este grupo son el Ácido Sulfúrico y el Ácido Fosfórico. El primero es producto de oxidación de ciertos aminoácidos. El fosfórico se forma en el metabolismo de fosfolípidos y ácidos nucleicos, además del metabolismo de fosfoproteinas y fosfogliceridos. La producción diaria de ácidos fijos podría llevar nuestro pH a 3 si no existieran mecanismos compensatorios.
Su producción no se ve afectada durante el ejercicio. Ácidos Orgánicos Los principales ejemplos son el ácido láctico y el ácido aceto-acético. Se forman por procesos metabólicos de utilización de hidratos de carbono y grasas, respectivamente. Normalmente estos ácidos son a su vez metabolizados y se eliminan en forma de CO2, cuyo destino ya conocemos. Regulación del pH
Existen tres sistemas de regulación de pH o del Equilibrio Ácido-Base
Sistemas Buffer de los Líquidos Corporales, de respuesta inmediata. Riñón, excretando excedentes por orina El sistema respiratorio, eliminando o reteniendo CO2
SISTEMAS BUFFER DE LOS LÍQUIDOS CORPORALES
Los denominados sistemas tampón o buffer representan la primera línea de defensa que posee nuestro organismo ante los cambios desfavorables en el pH. Esto se debe a su capacidad de aceptar o ceder protones de manera tal de compensar los desequilibrios de nuestro medio interno, manteniendo los valores de pH dentro de un rango estricto. Las soluciones buffer están constituidas por un ácido débil y su base conjugada. Ahora bien, que es un ácido débil? Si AH es un ácido débil significa que la unión AH no es vencida fácilmente por la interacción de las especies químicas A- y H+ con el agua. Por lo tanto AH se disociará parcialmente. En este caso A- es la base conjugada del ácido AH ya que posee la capacidad de aceptar protones para convertirse en AH. Si este ácido fuera fuerte en una solución acuosa lo encontraríamos totalmente disociado, lo que significa que no encontraríamos a la molécula AH como tal sino que existirían solamente portones (H+) y aniones A-. Sin embargo un ácido débil en solución presentará no solo los mencionados iones sino también una concentración de la molécula AH. La relación entre las concentraciones de AH, y están dadas por la Constante de Disociación del Ácido (Ka) que es característica de cada sustancia. La tendencia de cualquier ácido débil a disociarse, es decir la “fuerza del ácido”, está dada por la constante de disociación. Cuanto mayor es Ka, más disociado estará el ácido en solución y mayor será su fuerza.
El valor de pH en el cual el ácido se encuentra disociado en un 50% se conoce como pKa. Podemos calcularlo con la siguiente fórmula:
pKa = - log Ka
El pKa sirve también como indicador de la fuerza del ácido. En este caso a menor pKa, mayor será el grado de disociación del ácido en solución. Cuando trabajamos con ácidos fuertes el cálculo del pH se reduce a la expresión que enunciamos anteriormente. Sin embargo cuando trabajamos con soluciones buffer para calcular el pH utilizamos la ecuación de Henderson-Hasselbach:
pH = pKa + log [A-] ------[AH]
Es importante destacar que ecuación de Henderson-Hasselbach es válida para valores de pH cercanos al pKa del ácido considerado. Sin embargo es extremadamente útil en medicina ya que los valores de pH de los buffers de nuestro organismo siempre van a ser cercanos a sus respectivos pKa. En este punto debemos preguntarnos cuales son las características que hacen que un buffer sea útil. En este sentido encontramos dos elementos. En principio debemos recordar que el pKa representa el valor de pH en el que un sistema buffer puede alcanzar su máxima capacidad amortiguadora. Cada sistema buffer tendrá un valor de pKa característico. Puesto que lo que pretendemos es mantener un pH alrededor de 7,40 serán buenos amortiguadores aquellos sistemas cuyo pKa esté próximo a dicho valor. En segundo lugar debemos considerar que la concentración de las soluciones buffer debe ser elevada, de lo contrario su capacidad sería agotada muy rápidamente. Sistemas buffer que encontramos en nuestro organismo. Proteínas Muchas de las proteínas de nuestro organismo en términos generales y la Hemoglobina en particular tienen la propiedad de comportarse como buffers biológicos. La condición necesaria para que esto suceda es que posean residuos de histidina. Este aminoácido posee grupos imidazol que se caracterizan por comportarse como un ácido débil. El principal radio de acción de las proteínas es el nivel intracelular, contribuyendo de forma importante en el mantenimiento del pH allí.
La Hemoglobina constituye el principal buffer de la sangre, de accionar extremadamente eficiente gracias a su elevada concentración y a la gran cantidad de residuos de histidina que posee en su estructura. Es menester mencionar que la carboxihemoglobina tiene su capacidad buffer algo aumentada con respecto a la oxihemoglobina, lo cual es una contribución muy importante ya que, como antes mencionamos el CO2 es un ácido potencial.
Fosfato Este buffer ejerce su acción fundamentalmente a nivel intracelular, ya que es aquí donde existe una mayor concentración de fosfatos y el pH es más próximo a su pKa (pKa = 6,8). Este sistema también posee una acción importante a nivel de los túbulos renales, que presentan un pH menor a 7. Bicarbonato El sistema Ácido Carbónico-Bicarbonato es el buffer más importante de nuestro organismo. Existen múltiples características que hacen de este sistema un regulador de pH el más eficaz en el hombre. En primer lugar se trata de un sistema que está presente en todos los medios tanto intracelulares como extracelulares. A primera vista su pKa parecería corresponder a un buffer poco útil para nuestro organismo ya que su valor es de 6,10. Sin embargo este hecho se ve compensado por la posibilidad de regular independientemente las concentraciones tanto de la especie aceptora de protones como la dadora de protones.
Nota: Es importante tener en cuenta que todos los sistemas buffer están interrelacionados y que se amortiguan unos a otros, de modo que todos los amortiguadores de un mismo compartimento van a variar conjuntamente ante un cambio en el pH. Esto nos va a permitir conocer los cambios de cada sistema si conocemos los que ha experimentado uno de ellos.
REGULACIÓN RESPIRATORIA DEL PH Nuestro sistema respiratorio se encarga de regular la presión parcial de dióxido de carbono (PCO2) arterial. El CO2 es barrido en los pulmones por la ventilación. La presión parcial de dióxido de carbono es proporcional a su concentración. Nuestros pulmones regulan indirectamente la concentración de ácido del organismo. Al ser la PCO2 de la sangre mayor que la alveolar, en condiciones normales se va a producir una difusión neta de CO2 hacia el interior del alveolo desde donde será eliminado.
La respuesta ventilatoria ante los cambios de pH es una respuesta rápida y está mediada por los quimiorreceptores de los cuerpos carotídeos y aórticos y del centro respiratorio bulbar. Dichos receptores son sensibles a los cambios de la concentración de protones del líquido extracelular y a los cambios en la PCO2, de manera que ante un descenso del pH (o el ascenso de la PCO2), el aumento en la concentración de H+ estimula a los quimiorreceptores provocando una hiperventilación, aumentando de este modo la eliminación de CO2, y disminuyendo por tanto la PCO2 arterial. Por el contrario, si el pH se eleva el descenso de la concentración de protones inhibe los quimiorreceptores provocando un descenso rápido de la ventilación, una reducción de la eliminación de CO2, y por tanto una elevación de la P CO2 arterial. La capacidad del sistema respiratorio como sistema buffer es 1 a 2 veces mayor que el del resto de los sistemas. La duplicación de la tasa ventilatoria (hiperventilación) implica un ascenso del pH en 0,25 unidades. Una disminución a la mitad de la tasa ventilatoria (hipoventilación) implica in descenso de 0,25 unidades de pH.
REGULACIÓN RENAL DEL PH El sistema renal tiene una participación clave en la homeostasis del pH ya que por medio de tres mecanismos regula la concentración de HCO3-. Regula el HCO3- recuperado o reabsorbido del filtrado glomerular. El bicarbonato es filtrado continuamente hacia la luz del túbulo renal de modo que en el filtrado glomerular intacto la concentración de bicarbonato es prácticamente igual a la del plasma, de ahí la importancia del proceso de reabsorción del mismo. A la concentración fisiológica de bicarbonato plasmático (24 mEq/l), prácticamente todo el bicarbonato filtrado va a ser reabsorbido. Este proceso tiene lugar fundamentalmente en el túbulo contorneado proximal (TCP) donde se reabsorbe un 85%. El resto es reabsorbido en el asa de Henle (10-15%) y en el túbulo contorneado distal (TCD) y colector. Genera HCO3- nuevo que reemplaza al que se pierde amortiguando ácidos producidos por el organismo. Si a pesar del proceso de reabsorción la concentración de bicarbonato plasmático permanece por debajo del valor normal, en las células tubulares se va a sintetizar bicarbonato. Esto sucede fundamentalmente en el túbulo contorneado distal a partir del CO2 procedente de la sangre o del propio metabolismo de la célula tubular por acción de la anhidrasa carbónica. El H2CO3 así generado se disocia en bicarbonato que se reabsorbe hacia la sangre y un protón que es eliminado. Secreta HCO3- en condiciones de alcalosis crónica. El sistema renal es lento en su ejecución como sistema amortiguador, requiriendo entre 10 y 20 horas para iniciar una actuación eficaz y 4-5 días para desarrollarse por completo. Es por eso que su accionar es muy eficaz en condiciones de desequilibrio crónico.
Alteraciones Acido-Base
Acidosis respiratoria: se caracteriza por la incapacidad de los pulmones para eliminar todo el CO2 producido por el organismo, por lo que la PCO2 aumenta. De este modo se produce una disminución en la relación bicarbonato/ác. carbónico. La causa primaria es la Hipoventilación que puede deberse al uso de psicofármacos o a la existencia de enfermedades pulmonares por ejemplo. La Respuesta Compensatoria es llevada a cabo por el sistema renal que producirá un incremento de la concentración de HCO3-. Alcalosis Respiratoria: se caracteriza por una eliminación excesiva de CO2 a través de los pulmones con una consecuente disminución de la PCO2. La causa primaria es la Hiperventilación. Esta situación puede deberse a estados de ansiedad, fiebre alta, la exposición a grandes alturas o la intoxicación con ciertos fármacos, entre otras. La Respuesta Compensatoria también surge en los riñones, que se encargarán de disminuir la concentración de HCO3-. Acidosis Metabólica: se caracteriza por la disminución en la concentración de HCO3debido a una disfunción en su recuperación del filtrado. Un nivel disminuido de bicarbonato en presencia de una pCO2 normal produce unta disminución de la relación entro el bicarbonato y el ácido carbónico, por lo que ocasiona una reducción del pH por acumulación anormal de ácidos orgánicos. La Respuesta Compensatoria es llevada a cabo por los pulmones que tienden a compensar eliminando cantidades mayores de CO2, hiperventilando. También existe una pequeña respuesta compensatoria llevada a cabo por el propio riñón que disminuye la velocidad de filtrado glomerular. Alcalosis Metabólica: se caracteriza por la presencia de bicarbonato en exceso. Esto puede deberse a una pérdida de líquidos (vómitos, diarrea, diuréticos) o la ingesta de un exceso de base, entre otros. La Respuesta Compensatoria surgirá en el sistema respiratorio. El centro de control respiratorio inducirá una hipoventilación y su consecuente retención de CO2. En este caso el sistema renal también genera su aporte compensatorio aumentando el filtrado glomerular.
Anexo Investigue lo siguiente 1. Capacidad buffer o de amortiguación a. ¿Qué significa? Es el número de moles de ácido o base fuerte que se requieren para modificar el pH de una solución, es decir que la capacidad amortiguadora es la variación del pH con respecto al agregado de H+ u OH-. b. ¿Qué sucede cuando se excede? Cuando la entrada de ácido o base sobrepasa o excede las concentraciones de la capacidad buffer, por ejemplo si se excede el bicarbonato, el sistema de alcalinidad no puede reabsorber el exceso de ácido o base provocando acidosis o alcalosis. La capacidad amortiguadora es máxima cuando el cociente sal/ácido es próximo a la mitad. En situación de acidosis se producirá un aumento en la excreción de ácidos y se reabsorberá más bicarbonato. En situación de alcalosis se retendrá más ácido y se eliminará más bicarbonato. c. ¿Qué significa rango buffer o de amortiguación y cuál es su relación con el pK? Un buffer tiene mayor capacidad de amortiguación dentro del rango de pH comprendido entre ± 1 + pk del sistema. Se dice que el rango útil de un buffer es cuando se cumple que:
0,1≤ *base+/*ácido+ ≤ 10 si se aplica log a todo:
-1 ≤ log (*base+/*ácido+) ≤ 1 como pH = pKa + log ([base]/[ácido]) entonces, así se dice que el rango útil es cuando pH = pKa ± 1 y la máxima capacidad reguladora va a ser cuando [base]/[ácido] = 1 entonces log ([base]/[ácido]) = log 1 = 0 el pH = pKa. d. ¿Por qué una solución buffer no puede actuar de la misma manera en todas las situaciones (a varios valores de pH)? La capacidad de amortiguación de una solución depende de la concentración de ácido o base fuerte que constituye la disolución amortiguadora, a mayor concentración menor es la variación final de pH y por lo tanto mayor la capacidad de amortiguación
2. Dé un ejemplo de un buffer o amortiguador médico y describa su función: Bicarbonato de Sodio, ha sido usado en la terapia de muchas variedades de acidosis metabólicas por muchos años en forma rutinaria. Su uso en el PCR, aumentaría la PCO2 venosa mixta, llevando a una disminución del pH sanguíneo comparado con aquellos casos en que no se utilizaba.
Conclusiones
Se alcanzaron los objetivos como es el conocer las propiedas de las soluciones buffer Se aprendio sobre la importancia y los distintos tipos de amortiguadores en el organismo Se dieron a conocer distintas anomalías que pueden causar el aumento o la disminución de pH en el organismo, tanto como la causa, como síntomas etc.
Bibliografía
http://www.qui.utfsm.cl/~qui010/docs/Acidos_y_Bases_III_Hidrolisis_y_Soluciones_Buffe r.pdf http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r55275.PDF http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/qg/Com%207-%20Buffer%20Titulacion%20Kps.pdf http://www.buenastareas.com/ensayos/Preparacion-De-Soluciones-Buffer/21070.html
