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Fisiología ácido base (estudio de los protones H + )

Fisiología ácido base (estudio de los protones H + ). Guía de estudio. Objetivo terminal: analizar las relaciones que existen entre el balance ventilatorio y el equilibrio ácido/base del organismo para comprender sus alteraciones y mecanismos compensadores.

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Fisiología ácido base (estudio de los protones H + )

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Presentation Transcript

  1. Fisiología ácido base (estudio de los protones H+) Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  2. Guía de estudio Objetivo terminal: analizar las relaciones que existen entre el balance ventilatorio y el equilibrio ácido/base del organismo para comprender sus alteraciones y mecanismos compensadores. Boron: capítulo 28: páginas 652 a 667. ATPs Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  3. Según BrØnsted: ÁCIDO: cualquier sustancia química capaz de donar protones (H+) cuando se encuentra en solución. BASE ó álcali: cualquier sustancia química capaz de aceptar protones (H+) cuando se encuentra en solución. Acidos y bases fuertes: se disocian completamente cuando están en solución. Acidos y bases débiles: se disocian parcialmente cuando están en solución. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  4. Fisiología ácido base H+ se encuentran en concentraciones muy pequeñas: [H+] de 1 x 10 -7 M equivale a pH de 7 y 40nEq/L equivale a pH de 7.4 pH= -log10 [H+] Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  5. pH: es el logaritmo negativo de la concentración molar de hidrogeniones libres. La [H+] libres en sangre: 40 nEq/L. pH = -log [H+] A mayor concentración de hidrogeniones, menor pH. Log de 2 es 0.3 Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  6. pH de algunos líquidos corporales 7.35- 7.45 Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  7. ¿Por qué es importante regular el pH de los líquidos corporales? Gran mayoría de moléculas biológicamente importantes donan o aceptan H+ al pH corporal: Enzimas Receptores y sus ligandos Canales iónicos Transportadores Proteínas estructurales Hidrogeniones son los cationes más reactivos. Reaccionan con cargas negativas de proteínas y esto afecta su conformación y por consiguiente su función.

  8. Importancia fisiológica de la [H+] A nivel del organismo: Aumento en [H+] aumenta la P50 de la curva de disociación Oxígeno-Hemoglobina (disminuye afinidad de la hemoglobina por el oxígeno). El pH del LEC influye sobre el pH del LIC y viceversa. Un aumento en [H+] en el LCR estimula la ventilación alveolar. Un aumento de la [H+] en el LEC estimula a los quimiorreceptores periféricos y aumenta su sensibilidad a la hipoxia. Un gradiente de [H+] permite la entrada de neurotransmisores a las vesículas donde éstos de almacenan. Las vesículas tienen en su membrana H+ ATPasas. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  9. BUFFER o AMORTIGUADOR (B): es una sustancia que puede, en forma reversible, consumir o liberar [H+], minimizando los cambios de pH cuando se adicionan ácidos o bases fuertes a una solución. Generalmente están formados por la combinación de un ácido débil (HB (n+1)) más su base conjugada (B(n)). Concentración total del buffer: Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  10. La reacción de un buffer está gobernada por una constante de disociación (K) HB (n+1) H+ +B(n) K= [Base conjugada][H+] /[ácido] [B(n)][H+] / HB (n+1) Si se le agrega un ácido fuerte (HCl): H+ + Cl- + B(n)HB (n+1) + Cl- Si le agregamos una base fuerte: Na+ + OH- + HB (n+1) Na+ + B (n) + H2O Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  11. Poder de amortiguación: β β: cantidad de base o ácido fuerte que hay que agregar para cambiar el pH en una unidad. β(no HCO3) de sangre total sin CO2/ HCO3-: 25 mM/ unidad pH. Para plasma 5 mM/ unidad pH. En anemia disminuye y en policitemia aumenta. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  12. El par buffer fisiologicamente más importante es CO2/HCO3- (sistema tampón HCO3-) El CO2 es volátil. El CO2 lo regula el sistema respiratorio manteniéndolo constante. El coeficiente de solubilidad del CO2 a 37C en plasma es de 0.03mM/mmHg. El CO2 reacciona con el agua y se producen hidrogeniones y bicarbonato. [CO2]a es de 1.2 mM = (0.03 mM/mmHg) x 40 mmHg (PaCO2) La anhidrasa carbónica cataliza la reacción entre el agua y el CO2 Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  13. Interacción del CO2 con el agua K= [H+] [HCO3-] [CO2] La expresión logarítmica de este equilibrio equivale a la ecuación de Henderson Hasselbalch Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  14. Ecuación de Henderson- Hasselbalch CO2 + H2O H+ + HCO3- K =  H+  HCO3-/  CO2  Aplicando logaritmos: pH = pK + log  HCO3-/  CO2  pH = 6.1 + log  24 mM /  s x PCO2  7.4 = 6.1 + log  24 mM /  (0.03 mM/mmHg)x 40 mmHg  Según esta ecuación, el pH depende de la relación: [HCO3-]/ [ CO2]= 20 (log1020= 1.3) El principal sistema buffer es H2CO3/HCO3- El CO2 es volátil y los pulmones regulan su concentración. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  15. Henderson Hasselbalch pH = pK + log / Control renal: lento Control pulmonar: rápido Control dual del pHa Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  16. Factores que determinan el poder de amortiguación de un par ácido/base conjugada Concentración total del par buffer: [BT]. β es proporcional a [BT]. El pH de la solución. Si el sistema es abierto o cerrado. Abierto: si alguno de los dos componentes del par buffer se puede equilibrar con el ambiente. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  17. Sistema cerrado Ninguno de los miembros del par buffer puede entrar o salir del sistema. [BT] es una cifra fija. Ej.: una solución de fosfato inorgánico en un beaker ó las proteínas en el plasma. β es proporcional a [BT]. Βcerrado es dependiente del pH. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  18. Poder de amortiguación Importante conocer su pK. Cuando la pK es igual al pH de la solución, la concentración de ácido y de base conjugada son iguales y se tiene la máxima capacidad buffer. HB (n+1) H+ +B(n) Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  19. A una [BT], el poder de amortiguación, en un sistema cerrado, depende del pH La sangre es una mezcla de muchos pares buffer diferentes al bicarbonato que se comportan como si estuvieran en un sistema cerrado: hemoglobina, otras proteinas, fosfatos. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  20. Sistema abierto Un miembro del para buffer se intercambia y equilibra con el medio ambiente. Ej.: CO2 del plasma está en equilibrio con el CO2 del alveolo y tiende a mantenerse constante. [CO2] total (CO2 y HCO3-) es variable. Esto lo convierte en un par buffer muy poderoso. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  21. Amortiguación de ácidos y bases fuertes por CO2/HCO3 en unsistema abierto CO2 no se acumula. [CO2] dis es constante. [H+] aumentó en 0.000 028 mM 1 L pH 7.4 PCO2: 40mmHg HCO3-: 24 mM pH=7.17 CO2 puede entrar desde la atmósfera pH= 7.55

  22. Poder de amortiguación en sistema abierto del par CO2/HCO3- βopen = 2.3 x [HCO3-] No tiene un máximo. En sangre: β (open) de la sangre arterial: 55mM/unidad pH. β (no bicarbonato) en sangre: 25 mM/unidad pH. Aprox. 2/3 partes del poder buffer corresponde al bicarbonato En líquido intersticial: Aprox. 90% del poder buffer corresponde al bicarbonato (45mM/unidad pH). No Hay hemoglobina y concentración de proteinas es menor.

  23. En ausencia de otros buffers, al doblar la PCO2 ó la [HCO3] el pH disminuye 0.3 ó aumenta 0.3 pH = 7.1 Acidosis Respiratoria. pH= 7.7 Alcalosis Respiratoria. 1 L pH 7.4 PCO2: 40mmHg HCO3-: 24 mM pH= 7.7 Agregar alcali es lo mismo que quitar ácido. Ejemplos de alcalosis metabólica

  24. Equilibrio ácido base en presencia de buffers CO2/HCO3 y buffers que no son HCO3- En el organismo es bastante complejo analizar trastornos ácido base ya que además del par buffer CO2/HCO3 hay otros buffers. El diagrama de Davenport ayuda en este análisis. Gráficamente se estima el pH de la sangre. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  25. Principio isohídrico Cuando varios buffers se encuentran en una misma solución, cada buffer está en equilibrio con la misma concentraciónn de Hidrogeniones. Se puede conocer el estado en que se encuentran todos los buffers plasmáticos con sólo determinar el estado de uno de ellos. Normalmente se utiliza el buffer H2CO3/ HCO3- pH =(pK+log HCO3/CO2)= (pK + log HPO4-2/ H2PO4-1) Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  26. Diagrama de Davenport (instrumento gráfico que permite analizar trastornos ácido base) Isobarras para PCO2 Suben en forma exponencial al aumentar el pH. La pendiente de la isobarra representa el β para CO2/HCO3 5.25 mM de CO2 se combinan con agua y forman bicarbonato. Los 5.25 mM de H+ se amortiguan con los buffer que no son bicarbonato.

  27. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  28. El bicarbonato formado o consumido depende del poder de amortiguación de otros buffer.

  29. Agregar o remover un ácido o una base, con PCO2 constante, produce una alteración “metabólica” En el sistema se encuentra el buffer CO2/HCO3- y otros buffers. Al agregar 10 mM de HCL se observa una disminución del pH y del HCO3- El pH llega a 7.26 y el bicarbonato a 17.4mM (acidosis metabólica). Bicarbonato bajó en 6.6 mM que fueron utilizados en amortiguar 6.6 mM de H+. 3.4 mM fue amortiguado por los otros buffer.

  30. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  31. Un cambio metabólico compensa por un problema respiratorio. Los riñones compensan problemas respiratorios. pH= 6.1 + log bicarbonato 48mM/ PCO2 80 mmHgx 0.03mM/mmHg = 6.1 + log 48mM/ 2.4 mM= 7.4

  32. Los pulmones compensan disturbios metabólicos. Se contrarresta la acidosis metabólica reduciendo la PCO2. Se contrarresta la alcalosis metabólica aumentanto la PCO2. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

  33. Los cuatro trastornos ácido-base puros Boron

  34. Dra. Adriana Suárez MSc. Profesora Asociada

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