bioquimica alteraciones del pH

ALTERACIONES DEL EQUILIBRIO ACIDO-BASE

Los iones hidrógeno (H+) son moléculas químicamente muy ­reactivas, motivo por el cual existen múltiples mecanismos para­ mantener su concentración plasmática estable y en niveles extremadamente bajos. Es así como la concentración de ­hidrogeniones es de 36 a 44 nanoEq/l, valor más de tres millones­ de veces más bajo que el de Na. El control de la concentración de hidrogeniones que mantiene el organismo es muy estrecho, ya que pequeños cambios en su concentración pueden producir trastornos graves en múltiples órganos. Así, por ejemplo, un aumento en la concentración de hidrogeniones de 40 a 70 nanomol/L produce depresión del sistema nervioso central, de la contractilidad miocárdica, hiperkalemia y arritmias, entre otras consecuencias.
Los hidrogeniones provienen de diferentes moléculas, denominadas­ ácidos, que al estar en solución son capaces de liberarlos al ­medio interno, a diferencia de las bases, que son moléculas ­capaces de captar hidrogeniones.
El ácido más importante en los líquidos corporales es el ácido­ carbónico (H2CO3) que se forma por la hidratación del CO2 ­proveniente del metabolismo de los hidratos de carbono y grasas, ­en una cantidad aproximada de 13.000 mEq diarios. El ión bicarbonato­ (HCO-3) es una base fuerte, lo que significa que la mayor parte­ de los hidrogeniones permanecen unidos a ella y que sólo una ­pequeña proporción queda en solución (el equilibrio está ­desplazado hacia la izquierda). En cambio, las bases débiles como ­el Cl- tienen poca afinidad por H+, por lo que la mayoría de los ­hidrogeniones están disueltos y disponibles para reaccionar.

Otros ácidos importantes producidos por el organismo, aunque en­ cantidades muy inferiores al carbónico, son los ácidos láctico, ­fosfórico, sulfúrico y clorhídrico. A diferencia del H2CO3, que puede eliminarse como CO2 por el pulmón (H2CO3 -> CO2 + H2O), ­estos ácidos deben ser excretados por vía renal o metabolizados ­por el hígado (ácido láctico).

Concentración de hidrogeniones o pH

La concentración de ­hidrogeniones disueltos se expresa habitualmente como pH, que es ­el logaritmo negativo de su concentración. Esto se explica mejor ­con el siguiente ejemplo:

[H+] = 43,6 x 10-9 Eq/L
= 10-7,36 Eq/L
= 7,36 unidades pH

El pH normal varía entre 7,36 y 7,44. El aumento de la­ concentración de H+, que se traduce en un menor pH, se denomina ­acidemia, mientras que se llama alcalemia a la disminución de la concentración de H+, lo que produce un aumento del pH. Es ­importante tener presente que el pH tiene relación con la­ concentración de H+ libres en solución y no con los hidrogeniones­ unidos a una base.
La base más importante es el bicarbonato y su concentración en­ líquidos corporales es de 24±2 mEq/l.

EQUILIBRIO ACIDO-BASE

En condiciones normales, la producción y la eliminación de ­hidrogeniones están equilibradas, de manera que el pH se mantiene ­casi constante. No obstante, debido a que la producción de H+­ puede aumentar mucho, como sucede por ejemplo durante el ­ejercicio en que se genera una mayor cantidad de CO2, para mantener ­estable este pH el organismo gracias a la acción de sistemas tampones y a la acción reguladora del aparato respiratorio y los riñones.

Papel de las soluciones tampón o buffer

Son sustancias químicas que disminuyen los cambios de pH que se ­producen al agregar un ácido o una base a una solución. Por­ ejemplo, si agregamos ácido clorhídrico a una solución sin ­tampón, la mayor parte de los hidrogeniones quedan libres en la­ solución, debido a que el Cl- es una base débil. Por lo tanto, el­ pH de esta solución suele ser muy bajo. En cambio, si la solución ­contiene la sal de un ácido débil, por ejemplo bicarbonato de­ sodio, ocurre lo siguiente:

Na HCO3 + HCl --> Na+ + HCO3- + H+ + Cl- --> NaCl + H2CO3

En esta ecuación simplificada se puede observar que los­ hidrogeniones formados por disolución del HCl tienden a unirse­ con la base fuerte HCO3-, que tiene gran afinidad por H+. En­ consecuencia, sólo una pequeña proporción de los H+ quedan ­libres y el pH baja poco.

El tampón más importante del organismo es el bicarbonato de­ sodio que reacciona produciendo ácido carbónico. Este se desdobla en agua y CO2, y este último gas es eliminado rápidamente a través de la ventilación que aumenta en la medida que sube la concentración de CO2. Otras sustancias que actúan como tampones significativos­ son la hemoglobina, algunas proteínas, fosfatos y carbonatos. La importancia fisiológica de estas sustancias es obvia, ya que­ actúan instantáneamente, amortiguando las variaciones de­ hidrogeniones libres cuando se produce un desequilibrio.


Papel del aparato respiratorio

El aparato respiratorio tiene quimiorreceptores sensibles a la­ concentración de H+ ubicados en el bulbo raquídeo, en la aorta y ­en la bifurcación de las carótidas. La estimulación de estos ­receptores por acidemia determina un aumento de la actividad­ ventilatoria, lo que produce una mayor eliminación de CO2,­ causando una caída en la concentración de H2CO3 y, por lo tanto, ­un aumento del pH que tiende a corregir la acidemia. Por el ­contrario, la alcalemia induce una menor ventilación que tiene el ­efecto opuesto al ejemplo anterior.

El aparato respiratorio puede compensar eficientemente y en forma ­bastante rápida cambios en la concentración de hidrogeniones­ debidos a variaciones metabólicas en su producción, pero su capacidad máxima de compensar estas alteraciones es limitada. ­Obviamente, cuando el trastorno del equilibrio ácido base es de ­causa respiratoria, este aparato no puede servir para compensar ­la alteración.

Papel del riñón

El riñón participa en forma importante en la manutención del ­equilibrio ácido base a través de dos mecanismos principales. Por­ una parte, es capaz de regular las pérdidas urinarias del ­bicarbonato circulante, debido a que puede excretar los excesos ­de bicarbonato o reabsorber el bicarbonato filtrado, si es ­necesario. Por otra parte, el riñón es capaz de excretar­ hidrogeniones, en la forma de H2PO4- y de NH4+. Durante este ­proceso se genera nuevo bicarbonato, lo que hace posible el reemplazo del que se consumió al tamponar los ácidos fijos. Estas ­funciones están íntimamente imbricadas con la regulación de la ­concentración sérica de Na+ y K+, de manera que las alteraciones­ de la volemia y de estos electrolitos pueden interferir en la­ manutención del equilibrio ácido base y viceversa.

La acidemia estimula la excreción de H+ y la retención de­ bicarbonato a nivel renal, lo que tiende a compensar el­ desequilibrio. La alcalemia tiene el efecto contrario. Estas­ funciones compensatorias son lentas, pues demoran 12 a 72 horas ­en alcanzar su máxima eficiencia. Por lo tanto, el riñón participa en la manutención a largo plazo del equilibrio­ ácido base, ya que es incapaz de reaccionar ante cambios bruscos­ en la concentración de hidrogeniones.

Evaluación del equilibrio ácido base

Además de su eficacia fisiológica, el sistema H2CO3/NaHCO3, se puede evaluar fácilmente midiendo el pH y la PaCO2. A partir del pH y la PaCO2 (por relaciones matemáticas) se puede calcular la concentración de HCO3 mediante la ecuación de Henderson-Hasselbach
pH= pK + log HCO3
H2CO3

Dado que la concentración de H2CO3 es igual a la PCO2 multiplicada por 0,03 (coeficiente de solubilidad del CO2):

pH= pK + log HCO3_______
PaCO2 x 0,003

De esta ecuación se desprende que la regulación del pH está ligada a la respiración a través de la PaCO2 y al equilibrio hidroelectrolítico a través del anión HCO3 que es regulado por el riñón. En condiciones normales los valores numéricos de la ecuación son:

pH= 6,1 + log 24 mEq
1,2 mEq

pH= 6,1 + 1,3

pH= 7,4

Usualmente en la práctica clínica midiendo dos de estos tres elementos de la ecuación es posible calcular el HCO3 con lo que se tiene una imagen completa del estado de este sistema tampón, y como todos los tampones funcionan paralelamente, se puede evaluar el estado ácido base total del organismo.

TRASTORNOS DEL EQUILIBRIO ACIDO BASE

Se pueden identificar fácilmente en la mayoría de los casos­ analizando los valores de pH y PaCO2 en sangre arterial.­ Clásicamente, se distinguen las alteraciones de origen ­respiratorio de las de causa no respiratoria, que usualmente se ­denominan metabólicas. En consecuencia existen cuatro alteraciones básicas:

1) acidosis respiratoria
2) acidosis metabólica
3) alcalosis respiratoria
3) alcalosis metabólica

Ocasionalmente pueden coexistir dos tipos de alteraciones en conjunto, los ­llamados trastornos mixtos. Además, con el análisis del pH y­ PaCO2 es posible determinar si un trastorno está o no compensado.

Acidosis respiratoria

Se produce en cualquiera enfermedad que disminuya la ventilación ­alveolar, con lo cual se retiene CO2 (PaCO2 >45 mm Hg), lo que ­aumenta la concentración de H2CO3 y, por lo tanto, la de hidrogeniones. Las enfermedades que producen hipoventilación ­alveolar se analizarán en detalle en el capítulo correspondiente, ­siendo aquellas que pueden afectar el control de la ventilación, ­las vías nerviosas, los músculos respiratorios, la caja torácica, ­las vías aéreas o el pulmón. La compensación renal, con aumento­ del bicarbonato plasmático, es generalmente parcial y ocurre en ­los casos de evolución mayor a dos o tres días. Esto se puede­ apreciar mejor en los siguientes ejemplos:

Acidosis respiratoria no compensada

pH =↓ 7,22
PaCO2 = ↑ 70 mm Hg
HCO3 = ↑ 27,4 mEq/l

Acidosis respiratoria compensada

pH = 7,36
PaCO2 = ↑ 70 mm Hg
HCO3 = ↑ 35 mEq/l

En este último caso el aumento de CO2 es igual al anterior, pero como hay compensación renal, con aumento del bicarbonato, el pH­ es mayor.

Alcalosis respiratoria

Es el trastorno opuesto al anterior, ya que se debe a ­hiperventilación alveolar que determina una caída de la cantidad ­de CO2 (PaCO2 < 35 mm Hg) y por lo tanto, una disminución de la concentración de hidrogeniones. Se produce por una mayor ­estimulación de los centros respiratorios por fiebre, condiciones­ que cursan con hipoxemia como altura o enfermedades pulmonares, ­ progesterona exógena o su aumento fisiológico en el embarazo, ­hipotensión arterial, dolor, ansiedad, etcétera. La compensación ­renal en los casos crónicos es muy eficiente, ya que la disminución del bicarbonato puede llevar el pH a valores normales.

Alcalosis respiratoria no compensada

pH = ↑ 7,53
PaCO2 = ↓ 23 mm Hg
HCO3 = ↓ 18,7 mEq/l

Alcalosis respiratoria compensada

pH = 7,38
PaCO2 = ↓ 23 mm Hg
HCO3 = ↓ 14,2 mEq/l

En este último ejemplo la caída de PaCO2 es igual a la de la ­alcalosis no compensada, pero como en este caso existe ­compensación renal, con caída del bicarbonato, el pH es normal.

Acidosis metabólica.

Se puede deber a cuatro mecanismos diferentes:

a) Aumento de la producción de ácidos, como ocurre por ejemplo ­en enfermos con mayor metabolismo anaeróbico (acidosis láctica)­ en casos de shock, o mayor producción de ketoácidos en el ayuno o­ en la diabetes mellitus descompensada (ketoacidosis).

b) Disminución de la eliminación normal de ácidos, en casos de ­insuficiencia renal.

c) Pérdidas patológicas de bicarbonato, en enfermos con diarrea­ o trastornos renales.

d) Intoxicación con sustancias que generen ácidos, como ácido­ acetilsalicílico o metanol.

La compensación, generalmente parcial, es respiratoria­ inicialmente (descenso de PaCO2 por hiperventilación) y renal­ después, en los casos en que este órgano no está comprometido.

Acidosis metabólica no compensada

pH = ↓ 7,23
PaCO2 = 35mm Hg
HCO3 = ↓ 19,2mEq/l

Acidosis metabólica compensada

pH = 7,32
PaCO2 = ↓27mm Hg
HCO3 = ↓13mEq/l



Alcalosis metabólica

Se puede deber, entre otros mecanismos, a:

a) Pérdidas patológicas de ácido, como se observa en algunos­ casos de vómitos profusos.

b) Uso exagerado de diuréticos, que determina un exceso de­ retención de bicarbonato y aumento de las pérdidas de potasio. La­ hipokalemia, que también puede deberse a otros mecanismos, ­promueve una mayor pérdida de hidrogeniones por el riñón.

c) Aumento de mineralocorticoides (aldosterona,­ desoxicorticosterona) que incrementan la excreción de ­hidrogeniones.

d) Ingesta exagerada de álcali.

Generalmente, los enfermos con alcalosis metabólica presentan ­varios de los mecanismos mencionados en forma simultánea. La ­compensación respiratoria, con retención de CO2, es generalmente ­muy insuficiente, debido a que ésta tiende a causar hipoxemia, lo ­que limita este mecanismo.

Ejemplo: pH = ↑ 7,50
PaCO2 = ↑50mmHg
HCO3 = ↑ 57,5 mEq/l

CONSECUENCIAS FISIOLÓGICAS

Acidosis

El aumento de la concentración de hidrogeniones tiene múltiples ­efectos fisiológicos, muchos de ellos de gran trascendencia. Al­ alterar el estado eléctrico de múltiples proteínas, los sistemas enzimáticos fallan, lo que determina alteraciones en la función ­de varios órganos. Se consideran graves las acidosis con pH menor­ de 7,20. Las alteraciones más importantes son las fallas del ­ritmo cardíaco (arritmias) que pueden causar eventualmente la ­muerte por paro cardiaco. Otros efectos importantes son la ­hiperkalemia, por salida de iones K+ desde el intracelular (para ­mantener el equilibrio eléctrico, debido a la entrada de H+ que­ se tamponan en el intracelular), cambios en la concentración de ­Cl- y la estimulación respiratoria, que es el signo más ­característico, pues causa una respiración profunda, ­relativamente lenta, denominada de Kussmaul. Además, puede haber compromiso de conciencia, debilidad muscular, insuficiencia ­cardiaca, hipotensión arterial, etcétera. En las acidosis de ­origen respiratorio, el tratamiento está dirigido a mejorar la ­ventilación. En las acidosis metabólicas, en cambio, son ­necesarias la corrección de la causa y la eventual administración­ de bicarbonato de sodio.

Alcalosis

También en este caso existen múltiples alteraciones, entre las ­cuales la más característica es la tetania, que se observa­ especialmente en alcalosis de rápida instalación. Ella es debida ­a una reducción del calcio iónico, debido a que en alcalosis ­existe una mayor afinidad de las proteínas transportadoras por­ este ión, aumentando la excitabilidad neuromuscular. Además, se­ produce hipokalemia debido a entrada de K+ al intracelular. ­También en este caso el mayor problema es el aumento en la ­susceptibilidad para desarrollar arritmias. El tratamiento está ­dirigido a corregir las causas del trastorno de base.
CAPACIDAD AMORTIGUADORA DE LAS PROTEÍNAS
Valores de los pK de los grupos ionizables de las proteínas
Grupo ionizable
Equilibrio de disociación
pK típico*
Carboxilo terminal
3.1
Ácidos aspártico y glutámico
4.4
Histidina
6.5
Amino terminal
8.0
Cisteína
8.5
Tirosina
10.0
Lisina
10.0
Arginina
12.0
* Los valores de pK dependen de la temperatura, de la fuerza iónica y del microentorno del grupo ionizable
Esta propiedad se debe a la existencia de:
Grupos ionizables de las cadenas laterales de los aminoácidos Asp, Glu, Lys, Arg, His, Tyr, Cys.
Grupos COOH y NH2 terminales (Tabla de la derecha).
Por este motivo, las proteínas poseen un considerable poder amortiguador en una amplia zona de pH. Aunque cada AA tiene unos grupos ionizables con unas constantes de ionización (pKa) características, el valor de dichas constantes puede verse ligeramente modificado por el entorno proteico. El grupo imidazol del AA histidina es el principal responsable del poder amortiguador de las proteínas a pH fisiológico, ya que su pKa está próximo a 7.

pH bajo: carga neta positiva
pI: carga neta nula
pH alto: carga neta negativa
Cuando el pH es bajo, los grupos ionizables están protonados, y la carga neta de la proteína es de signo positivo. Cuando el pH es alto, los grupos ionizables están desprotonados, y la carga neta es de signo negativo. Entre ambas zonas, habrá un pH en el cual la carga neta de la proteína es nula. Es el pH isoeléctrico o punto isoeléctrico, y es característico de cada proteína (Tabla de la izquierda).
A valores de pH por debajo del pH isoeléctrico la carga neta de la proteína es positiva, y a valores de pH por encima del pH isoeléctrico, la carga neta de la proteína es negativa. La mayoría de las proteínas intracelulares tienen carga negativa, ya que su pH isoeléctrico es menor que el pH fisiológico (que está proximo a 7). Se llaman proteínas ácidas a aquellas que tienen un punto isoeléctrico bajo (como la pepsina), y proteínas básicas a las que tienen un punto isoeléctrico alto (como las histonas).