Sindrome de desequilibrio acido-base
Autor: Susana Ivonne Cadó Rodríguez  | Publicado:  27/02/2009 | Medicina Interna , Endocrinologia y Nutricion , Apuntes de Endocrinologia. Apuntes de Medicina | |
Sindrome de desequilibrio acido-base.1

Síndrome de desequilibrio ácido-base.


Autora: Cadó Rodríguez Susana Ivonne. 

 

Fisiopatología Sistémica “Síndrome de desequilibrio acido-base.” Trabajo de investigación.

Experiencia educativa: Fisiopatología I. Sexto periodo. Sección III. Universidad veracruzana facultad de Medicina. Campus Ciudad Mendoza.


Catedrático: Dr. Marco Antonio Rodríguez López
 

Equilibrio hidroelectrolítico. El equilibrio ácido – base

 

Cuando hablamos de regulación del equilibrio ácido-base nos referimos a la regulación de la concentración de iones de hidrógeno en los líquidos corporales. Dicha concentración es expresada con el símbolo pH, significado en la siguiente fórmula: pH = 1 / log (H+)

 

Por tanto, el pH de un líquido es igual a 1 partido el logaritmo de la concentración de iones de hidrógeno.

En este sentido, un aumento de la concentración de iones de hidrógeno produciría un pH bajo, constituyendo un estado de Acidosis. Por el contrario, un pH alto produciría Alcalosis como consecuencia de una baja concentración de hidrogeniones. Es necesario, no obstante, señalar que cuando hablamos de pH nos referimos al que corresponde al líquido extracelular que es el que se puede determinar con fiabilidad.

 

Es fundamental mantener el estado de equilibrio en la concentración de hidrogeniones, es decir, del equilibrio ácido-base, pues un desajuste hacia uno u otro lado puede traer serias consecuencias en nuestro organismo.

El efecto más importante de la acidosis es la depresión del sistema nervioso central. Cuando el pH de la sangre cae por debajo de 7.0 el sistema nervioso central se deprime tanto que la persona sufre desorientación y luego cae en coma.

 

Para poder mantener un buen equilibrio acido-base es necesario que las entradas sean iguales a las salidas, para así mantener un pH constante, siendo básico para ésta función, el riñón y los pulmones.

 

Los principales componentes hidroelectrolíticos del organismo son:

 

  • Agua. En total suele calcularse en 2.100 ml/día
  • Sodio. Es normal de 100 a 200 mEq/día
  • Cloro. Es el anión acompañante del sodio (Na+) en casi todas sus funciones.
  • Potasio. Tiene un papel muy importante en la excitabilidad neuromuscular y contracción muscular.
  • Calcio. Es imprescindible para la contracción muscular y conducción nerviosa. La disminución del calcio (Ca++) provoca tetania.
  • Fósforo. Interviene en el mantenimiento del pH.
  • Magnesio. Interviene en la contracción muscular y la conducción nerviosa.

 

 

Fisiología del acido-base:

 

El equilibrio ácido-base requiere la integración de tres sistemas orgánicos, el hígado, los pulmones y el riñón.

En resumen:

 

El hígado metaboliza las proteínas produciendo iones hidrógeno (H+), el pulmón elimina el dióxido de carbono (CO2), y el riñón generando nuevo bicarbonato (H2CO3).

 

De acuerdo con el concepto de Brönsted-Lowry, un ácido es una sustancia capaz de donar un H+; y una base una sustancia capaz de aceptarlo. Por tanto, la acidez de una solución depende de su concentración de hidrogeniones [H+]. En el plasma normal la concentración de [H+] es de 40 nmol/l.

 

desequilibrio_acido_base/equilibrio_hepatico_higado

 

 

Para no utilizar estas unidades tan pequeñas, Sorensen propuso el concepto de pH, que es el logaritmo negativo de la concentración de [H+] expresada en mol/l. Por tanto la acidez se mide como pH.

El pH del plasma normal es -log 0.00000004 = 7.3979 (aprox. 7.40). El pH plasmático se refiere habitualmente a la relación entre las concentraciones de bicarbonato/ácido carbónico.

 

El CO2, en presencia de anhidrasa carbónica (AC), se hidrata de la siguiente forma:

 

CO2 + H2O <------> CO3H2 <----------> H++ HCO3-

 

En el plasma donde no existe anhidrasa carbónica, casi todo el ácido carbónico está disociado en CO2 y H2O, y la concentración del ácido carbónico es muy escasa (0.003 mmol/l). Sin embargo esta pequeña cantidad está disociado en CO3H- y H+, lo cual explica el porqué aumenta la acidez cuando aumenta el CO2 en el plasma.

La concentración normal de bicarbonato en el plasma es 24 mmol/l.

 

Si aplicamos la fórmula de Henderson – Hasselbach  al sistema bicarbonato/ácido carbónico:

 

pH = pK + log (HCO3- / H2CO3)

 

El pK a 37ºC tiene un valor de 3.5, luego:

 

pH = 3.5 + log (24/0.003) = 3.5 + log 8000 = 3.5 + 3.9 = 7.4, que es el pH normal del plasma arterial. Como la concentración de H2CO3 es tan pequeña y es difícil de medir, habitualmente se recurre a incluir en la fórmula el CO2, aprovechando que su concentración es proporcional a la de H2CO3.

 

Por lo tanto la ecuación sería:

 

pH = pK + log (HCO3- (mmol/l)  / CO2 disuelto (mmol/l) + H2CO3)

 

La concentración real de ácido carbónico en el plasma es tan pequeña que la podemos ignorar. La concentración de CO2 disuelto en el plasma es proporcional a su presión parcial por la constante de solubilidad del CO2 en el agua, que a 37ºC tiene un valor de 0.03, expresándola en mmHg; por tanto:

 

pH = pK + log  (HCO3- / pCO2 x 0.03)

 

Dado que el valor del pK del sistema bicarbonato/ CO2 a 37ºC es de 6.1, el bicarbonato normal del plasma arterial es de 24 mmol/l, y la pCO2 arterial normal es de 40 mmHg, el pH de la sangre arterial normal será:

 

pH = 6.1 + log (24/1.2) = 6.1 + 1.3 = 7.4

 

 


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