ESTADO ACIDO - BASE Para usar esta clase

Presentación del tema: "ESTADO ACIDO - BASE Para usar esta clase"— Transcripción de la presentación:

1 ESTADO ACIDO - BASE Para usar esta clase
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2 OBJETIVOS La concentración de hidrogeniones ( [H+ ] ) es el factor fundamental de la descripción del Estado Acido – Base. Se observa que tiene características similares al Na+ y al K+ pero por su importancia fisiopatológica se separa de los otros electrolitos como un tema especial. Se describen conceptos como ácidos, acidez titulable y acidez real que presentan ciertas dificultades de comprensión por su contenido químico. . clic Los líquidos del organismo contienen numerosas sustancias que tienen la propiedad de actuar químicamente ante pérdida o incremento de H+. Se llaman soluciones amortiguadoras (buffer en inglés, tampón en francés) debido a que aunque hay modificaciones en el organismo de la cantidad de ácidos, el pH o [H+] se mantienen relativamente con pocas modificaciones. Es necesario entender sus diferentes características ya que es uno de los mecanismos de regulación mas importantes. En el par mas común e importante de la amortiguación corporal, el ácido carbónico (H2CO3) es regulado por el pulmón y el bicarbonato (HCO3-) por el riñón. Se describen otras soluciones amortiguadoras y sus propiedades. . clic Se describe la ecuación de Henderson-Hasselbach que es usada en fisiología y en clínica para la descripción y el cálculo en la patología Acido-Base. Se analiza la relación de pH, PCO2 y HCO3- en alteraciones de acidosis y de alcalosis producidas por ácidos respiratorios o metabólicos

3 ACIDOS ACIDEZ TITULABLE ACIDEZ REAL SOLUCION AMORTIGUADORA pH
ECUACION de Henderson- Hasselbach MENU GENERAL

4 El estado ácido-base se refiere a las modificaciones y a la regulación de la concentración de hidrogeniones (H3O+) o protones (H+) en diferentes espacios líquidos o en el organismo en su totalidad. A pesar de existir químicamente en su forma hidratada como hidrogenión se utiliza en Fisiología la simbología del protón y así se utilizará en esta clase Es fundamental partir de la definición de Bronsted-Lowry que estableció que son ácidos las sustancias que en solución acuosa son capaces de ionizarse, dejando libres iones hidrógeno o protones. (H+) . A C I D O S clic HA A H+ clic ácido base hidrogenión son bases las sustancias que pueden unirse a los hidrogeniones para recomponer una molécula de ácido (HA). HA A H+ Si bien desde el punto de vista estrictamente químico es una definición incompleta, desde el punto de vista fisiológico esta teoría ha sido muy fructífera pues enfatiza la necesidad de conocer la concentración de hidrogeniones para poder cuantificar las alteraciones ácido-base. Menú Ver clase Electrolitos: disociación, Distribución 1 de 1

5 La acidez titulable (HA) puede determinarse añadiendo una cantidad equivalente de solución alcalina o de base. Se puede decir, a título de ejemplo, que una solución de un litro de ácido carbónico 0,1 normal tiene una acidez titulable igual que un litro de ácido clorhídrico 0.1 normal un litro de ácido láctico 0,1 normal un litro de acetoacético 0,1 normal A C I D O S clic En la siguiente pantalla se verá que son diferentes en la concentración de hidrogeniones o en su acidez real Al añadirle 1 litro de una solución básica 0,1 normal a cualquiera de las soluciones ácidas mencionadas, la solución resultante es neutra, es decir, ni ácida ni básica. Su pH será 7,0 o de neutralidad química. La neutralidad fisiológica es de pH 7,4, valor que corresponde a una concentración de ácidos y bases normales en sangre arterial. Menú 1 de 1 Ver la clase Electrolitos: disociación

6 A C I D O S H+ = K * HA / A-
La acidez real de una solución es la medida de la concentración de hidrogeniones libres y también de la fuerza con que la base está unida al protón. Su valor depende de la constante de disociación (K) la temperatura la presencia de otros iones en la solución la concentración. A C I D O S clic K * [HA] = A- * H+ clic H+ = K * HA / A- De la ecuación se desprende que a igual concentración de ácido (HA), una constante de disociación (K) mayor, determina la existencia de una mayor concentración de hidrogeniones. H+ = K * HA / A- clic Ello indica que ante una misma acidez titulable habrá una mayor acidez real. Si se considera una solución ácida cuya concentración es 0,1 molar (acidez titulable) contendrá como acidez real 100 mM/l de H+ si es ácido clorhídrico (K = 1.0) 3.7 mM/l si se trata de ácido láctico (K = ). Menú 1 de 2 Ver la clase Electrolitos: disociación

7 La medición de la acidez real se realiza potenciométricamente con electrodos de vidrio y se expresa como potencial del ión hidrógeno pH y es el logaritmo de la inversa de la actividad de iones hidrógeno en una solución. pH = log 1 / H+ = - log H+ clic A C I D O S (H +) nMol pH unidad clic El desacuerdo es sobre el uso de las distintas formas de expresión o unidades: Hay quienes postulan el uso en forma exclusiva de H+, a fin de uniformar el sistema internacional de unidades y poder comparar la concentración de este electrolito (H+) con los demás (Na+,.K+). Hay quienes proponen el uso de pH y aducen una mejor comprensión por parte del estudiante o el médico por ser números enteros y simples . Menú 2 de 2 Ver la clase Electrolitos: disociación

8 Se ha descrito en pantallas anteriores esta ecuación
SOLUCION AMORTIGUADORA HA A H+ ácido base hidrogenión Cuando se incorpora H+ o ácidos a una solución de este tipo, habrá disponible una alta concentración de base (A-), que al producirse la reacción química se transformará en moléculas de ácido (HA), no disociadas. Habrá una modificación mínima de la acidez real (H+) a pesar del aumento de la acidez titulable (HA). clic A H HA Base acidez real acidez titulable Estas soluciones que contienen un ácido y su base conjugada, se llaman amortiguadoras ( buffer en inglés y alemán, tampón en francés). Su nombre define su propiedad de amortiguar o evitar grandes variaciones en la concentración de ácidos y bases en las soluciones. Menú 1 de 5

9 Acidez titulable base acidez real clic
En sentido contrario de lo descrito en la pantalla anterior, si se elimina H+ de la solución (equivalente a una incorporación de base o álcali) , habrá disponible una cantidad importante de moléculas de HA (ácido) en condiciones de disociarse para restablecer la concentración de hidrogeniones. SOLUCION AMORTIGUADORA HA A H+ Acidez titulable base acidez real clic En el organismo existe un extenso número de sustancias amortiguadoras (buffer en inglés y alemán, tampón en francés) que, como sistema químico, cumplen el principio isohídrico. Esto significa que si la concentración de hidrogeniones se modifica, la relación entre la parte ácida y la básica de todas las sustancias amortiguadoras cambia de acuerdo a su constante de disociación (K). Conociendo la relación existente en un par se puede definir o calcular la relación para los demás sistemas amortiguadores presentes en una solución. . clic El análisis anterior se realiza habitualmente en Fisiología utilizando el ácido carbónico (H2CO3) que constituye, con el bicarbonato de sodio ( NaHCO3 ), el sistema amortiguador de mayor importancia fisiológica . Puede buscarse su desarrollo con mas detalles en esta clase en el tema Ecuación de Henderson - Hasselbach Menú 2 de 5

10 Los valores de pK de soluciones amortiguadoras son
Un aspecto importante de la capacidad amortiguadora de una solución es su pK ( igual al logaritmo en base 10 de K ). Para tener efectividad máxima deben estar contenidos en soluciones con valores de pH próximos a su pK 7 a 7.8 en sangre 7.0 en célula 4.5 a 8 en orina SOLUCION AMORTIGUADORA clic Los valores de pK de soluciones amortiguadoras son Hemoglobina reducida (HbH) Oxihemoglobina (HbO2 ) Bicarbonato (HCO3-) Amonio (NH4+) Fosfato Proteínas Menú 3 de 5

11 HCO3- El par amortiguador bicarbonato – ácido carbónico tiene un pK de 6.1. Ello significa que a ese pH hay igual concentración de ambos elementos y la amortiguación es máxima en ambos sentidos. SOLUCION AMORTIGUADORA H+ + H+ clic Al incorporar ácidos o hidrogeniones a la solución amortiguadora descrita, habrá iones bicarbonato que se unirán a H+ y desaparecerán como acidez real. El pH se mantendrá con variaciones mínimas . clic 6.1 HCO H H2CO3 Base acidez real acidez titulable Cuando la mayoría de las moléculas de bicarbonato se han combinado con los H+ se producirá un brusco cambio de pH o aumento de la acidez real por haber sido superada la capacidad amortiguadora de la solución. clic clic H2CO3 clic 7.0 7.2 pH 7.4 HCO H H2CO3 Menú Base acidez real 4 de 5

12 El par amortiguador bicarbonato – ácido carbónico tiene un pK de 6. 1
El par amortiguador bicarbonato – ácido carbónico tiene un pK de 6.1. Ello significa que a ese pH hay igual concentración de ambos elementos y la amortiguación es máxima en ambos sentidos. SOLUCION AMORTIGUADORA HCO3- clic Al incorporar bases o eliminar hidrogeniones a la solución amortiguadora descrita, habrá moléculas de ácido carbónico que se disociarán, dejarán libres hidrogeniones H+ y recuperarán la acidez real. El pH se mantendrá con variaciones mínimas . clic clic 6.1 H2CO H HCO3- Acido acidez real - H+ Cuando la mayoría de las moléculas del ácido carbónico se han disociado liberando H+ se producirá un brusco cambio de pH o aumento de la alcalinidad real por haber sido superada la capacidad amortiguadora de la solución. clic H2CO3 H+ clic 7.4 7.5 7.6 H2CO H HCO3 - Menú Acido acidez real 5 de 5

13 Puede presentarse el caso concreto del agua
pH e HIDROGENION La disolución de una molécula sin carga ( HA ) conduce a la formación de igual número de aniones ( A- ) y de cationes ( H+ ), en estricto cumplimiento del principio de electroneutralidad. HA A H+ Puede presentarse el caso concreto del agua H2O OH H+ La disociación de una molécula de agua conduce a igual concentración de oxhidrilos ( OH - ) y de hidrogeniones ( H+ ). Ello determina la neutralidad de cargas . Menú 1 de 6

14 De acuerdo a lo desarrollado anteriormente , para el caso del agua se puede escribir:
pH e HIDROGENION K * [ H2O ]= [ H+ ] * [ OH-] Hay una constante de disociación aparente del agua ( Kw ) que es igual a K * [H2O]; la concentración de agua, por su baja disociación es un valor considerado constante de 55 M / l. A 25 grados centígrados esta constante de disociación aparente del agua vale M / l o M / l. clic Kw = M / l = [ H+ ]* [ OH- ] Como cada molécula de agua al disociarse produce un hidrogenión y un oxidrilo, se puede escribir la siguiente ecuación: M / l = [ H+ ] * [ H+ ] = [ H+] 2 Al hallar la raíz cuadrada se conoce la concentración de hidrogeniones. M / l = [ H+] Menú 2 de 6

15 Hay otro concepto que es el de la neutralidad química.
pH e HIDROGENION Se explicó anteriormente que en la disociación del agua al cumplirse con la ley de electroneutralidad, se producían igual cantidad de oxhidrilos y de hidrogeniones, lo que conducía a la neutralidad eléctrica. Hay otro concepto que es el de la neutralidad química. Es un concepto muy importante, porque una concentración igual de los hidrogeniones y de los oxhidrilos se define como la neutralidad química. Esta condición está definida por una constante de disociación aparente del agua ( Kw = KH20 * [H20] ) que vale de a 25 grados centígrados. De los 55 M/l de H20 solo 10-7 M / l, es decir M / l se han disociado. Menú 3 de 6

16 Es el punto de neutralidad química.
Al estudiar la acidez y la alcalinidad de las soluciones surge la necesidad de crear unidades nuevas. Al medir la concentración de hidrogeniones con electrodos de vidrio Sörensen define el pH como el logaritmo de la inversa de la concentración de hidogeniones pH e HIDROGENION log 1/ [ H+ ] = pH clic log 1 / = log = 7 Los valores de pH van desde 0 a 14 ( Kw = 10 –1 4), con un punto central de 7, donde es igual la concentración de hidrogeniones y de oxhidrilos. Es el punto de neutralidad química. Los valores de pH desde 0 a 7 son concentraciones mayores de hidrogeniones que de oxhidrilos y se trata de soluciones ácidas. Los valores de pH desde 7 a 14 son concentraciones menores de hidrogeniones que de oxhidrilos y se trata de soluciones alcalinas. Menú 4 de 6

17 pH = log (H+) -1 = log 1/ (H+)
El pH es el logaritmo del valor inverso de la concentración de hidrogeniones ( [H+] ). pH = log (H+) -1 = log 1/ (H+) Su origen se debe a Sörensen, que desarrolló el potenciómetro con electrodos sensibles a la diferencia de concentración de hidrogeniones entre dos paredes de vidrio. La diferencia de potencial generada en el sistema se expresa en números enteros y por supuesto, dada su definición, en relación logarítmica con la concentración de H+. (H +) nMol pH pH unidad clic Si bien la neutralidad química se produce a pH 7, la neutralidad ácidobase fisiológica en plasma se produce a pH 7.4, lo que a veces se llama neutralidad de los líquidos corporales. Esto no impide la presencia de espacios corporales con distinto pH en condiciones normales, a raíz de los procesos activos en la membrana celular, Menú 5 de 6

18 la concentración de hidrogeniones tiene una escala logarítmica.
Si el pH se representa en una escala lineal, como en el ejemplo actual, la concentración de hidrogeniones tiene una escala logarítmica. pH e HIDROGENION EN ESTE PROGRAMA SE CONTINUARA USANDO pH 7,00 7,20 7,30 7,40 7,50 7,60 7,70 7,80 7,10 pH (Unidades) clic 100 60 50 40 30 25 20 15 80 [H+] (nM/l) Ello determina una diferencia de: 20 nMoles de [H+] entre pH de 7,0 y 7,1 10 nMoles de [H+] entre pH de 7,2 y 7,3 5 nMoles de [H+] entre pH de 7,6 y 7,7 Es cómodo utilizar valores enteros de pH, pero es difícil comparar estos valores con concentraciones reales, como es de uso habitual en electrolitos tales como Na+, K+, Ca2+, entre otros. Menú 6 de 6

19 Metabólico o ácido orgánico
ECUACIO N DE El origen patológico diferencia alteraciones respiratorias y metabólicas, ya que se producen por ácidos diferentes: Respiratorio Acido carbónico Metabólico o ácido orgánico Acido láctico, Cetoácidos, Acido Acetoacético HENDERSON-HASSELBACH La diferenciación y la cuantificación de las alteraciones ácido-base se realiza por variables de mayor o menor importancia a fin de establecer un diagnóstico diferencial y alcanzar una forma terapéutica efectiva. clic La ecuación de Henderson - Hasselbach describe y permite calcular la relación entre pH, PCO2 y Bicarbonato, describiendo el comportamiento de la solución amortiguadora mas importante. En la búsqueda de variables que permitan cuantificar las variaciones de ácidos metabólicos o no respiratorios se han descrito variables como Buffer Base Normal. En las próximas pantallas se describirán aspectos teóricos básicos y el uso práctico de las diferentes variables. . MENU 1 de 4

20 La condición de normalidad se describe por los valores clic
Para comenzar un análisis muy simple de las patologías. ácido-base conviene recordar algunos aspectos de la ecuación de Henderson – Hasselbach. ECUACIO N DE HENDERSON-HASSELBACH 7.4 7.7 7.0 pH = pK + log HCO3- / a* PCO2 HCO3- PCO2 El valor de pK para plasma a 37o C es de 6.1: es la constante que establece la proporcionalidad entre el pH y el logaritmo del cociente entre el bicarbonato y la presión parcial de CO2. clic Analizando la relación entre HCO3- y PCO2 pueden entenderse los cambios que se producen en el pH . Pero ello no es suficiente para entender los procesos clínicos ya que es necesario conocer la historia del paciente y la evolución de la patología . El análisis de las tres variables no es realmente un proceso complicado, pero sí lo es el poder hacer un diagnóstico diferencial de su relación. La condición de normalidad se describe por los valores clic 7.4 = log 24 / a * 40 Debe enfatizarse que en forma aislada ni un pH de 7.4, ni un HCO3- de 24 mEq/l, ni una PCO2 de 40 mmHg son indicadores de normalidad en el estado ácido-base. 2 de 4 MENU

21 ECUACIO N DE La condición de normalidad ácido-base necesita de la identificación de tres variables HENDERSON-HASSELBACH 7.4 7.7 7.0 HCO3- PCO2 7.4 = log 24 / a * 40 clic Un pH ácido puede originarse en dos cambios: HCO3 PCO2 7.4 7.7 7.0 Disminución del bicarbonato Acidosis metabólica clic Aumento de la PCO2 Acidosis respiratoria HCO3- PCO2 7.4 7.7 7.0 3 de 4 MENU

22 ECUACIO N DE La condición de normalidad ácido-base necesita de la identificación de tres variables HENDERSON-HASSELBACH 7.4 7.7 7.0 HCO3- PCO2 7.4 = log 24 / a * 40 clic Un pH alcalino puede originarse en dos cambios: 7.4 7.7 7.0 HCO3- PCO2 Aumento del bicarbonato alcalosis metabólica clic 7.4 7.7 7.0 Disminución de la PCO2 alcalosis respiratoria HCO3- PCO2 RESUMEN FINAL MENU 4 de 4

23 CONCLUSIONES El estudio del Estado Acido-Base debe ser considerado parte del tema de líquidos y electrolitos, pero que se separa en su estudio por tratarse de una patología vital. El hidrogenión ( H+) es un electrolito que influye fundamentalmente en estructuras de proteínas, de enzimas intracelulares, de la contractilidad muscular periférica y cardiaca, en la transmisión neuronal. Por ello es fundamental la detección precoz de sus variaciones y la necesidad de una corrección adecuada e inmediata. . clic Se han descrito aspectos básicos como acidez titulable y acidez real que muchas veces por su contenido químico no es identificado y diferenciado en fisiología y clínica. La comprensión de la relación entre pH y concentración de hidrogeniones es fundamental sobre todo por el diferente uso que de esas variables hacen diferentes autores. clic . El funcionamiento de las soluciones amortiguadoras se analiza en fisiología y se aplica en clínica, por la ecuación de Henderson-Hasselbach. Es fundamental el conocimiento de 3 variables para reconocer cualquier alteración ácido-base pH PCO HCO3- FIN