EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

““Un sistema en equilibrio, cuando es Un sistema en equilibrio, cuando es sometido a algún tipo de estrés resultante sometido a algún tipo de estrés resultante de un cambio de temperatura, presión o de un cambio de temperatura, presión o concentración, y que causa una concentración, y que causa una perturbación en el equilibrio, ajustará su perturbación en el equilibrio, ajustará su posición de equilibrio para liberarse del posición de equilibrio para liberarse del estrés y reestablecer el equilibrio." estrés y reestablecer el equilibrio."

El principio de Le ChatelierEl principio de Le Chatelier

Equilibrio ácido-básico

Ingreso EgresoH+

60 mEq/día

60 mEq/día40 nEq/l

0.000000040 Eq/l

Teoría protómica de Bronsted y Lowy Ácido: toda sustancia capaz de ceder o donar

protones (H+).

Base: toda sustancia capaz de aceptar protones, de esta manera constituyen un sistema reversible.

Electrolitos: son compuestos formados por elementos que pueden disociarse eléctricamente en iones.

No electrolitos: son compuestos que no se disocian electroliticamente en iones.

Ecuación general para la ionización de un ácido:

HA (ácido) H+ + A- (base)

Acido conjugado Base conjugada

Acido clorhídrico HCl H+ + Cl- (cloro)

Amoníaco NH4 H+ + NH3- (amonio)

Acido nítrico HNO3 H+ + NO3- (nitrato)

Acido carbónico H2CO3 H+ + HCO3- (carbonato)

Acido fosfórico PO4H3 H+ + PO4H2- (fosfato)

Acido sulfúrico H2SO4 H+ + HSO4- (sulfato)

Acido acético CH3COOH

H+ + CH3COO- (acetato)

Agua H2O H+ + OH-

ÁCIDOS Son sustancias capaces de ceder H+.

ÁCIDOS FUERTES ÁCIDOS DÉBILES

Son aquellos compuestos que ceden con mucha facilidades sus H+. Son aquellos que se disocian más fácilmente, ya que sus bases conjugadas tienen poca afinidad por el protón. Estos ácidos en solución se disocian totalmente. El grado de corrosividad de un ácido depende del grado de disociación

Ejemplos: HCl; H2SO4

SEGÚN SU FUERZA SE CLASIFICAN EN:

Son aquellos compuestos que NO ceden con mucha facilidades sus H+.

Son aquellos que no se disocian fácilmente, ya que sus bases conjugadas tienen gran afinidad por su protón; principalmente existen en forma molecular.

Ejemplos: H2CO3; H3PO4

Factores que influyen en la fuerza de un ácido

1- Grado de afinidad de la base conjugada con su protón.

2- La constante dieléctrica del disolvente.

3- La naturaleza del disolvente

Clasificación según contenido de H+

1- Ácidos monoprotonados: son aquellos que poseen un solo protón (H+).

2- Ácidos poliprotonados: al disociarse liberan más de un protón.

BASES Son sustancias capaces de captar H+.

BASES FUERTES BASES DÉBILES

Son aquellos compuestos que aceptan con mucha facilidades sus H+.

Ejemplos: KOH; NaOH

SEGÚN SU FUERZA SE CLASIFICAN EN:

Son aquellos compuestos que NO aceptan con mucha facilidades sus H+.

Ejemplos: HCl

La fuerza de una base, según Bronsted, depende de:

1- La facilidad con que se combina con su protón.

2- La energía del enlace formado.

SUSTANCIAS ANFÓTERAS O ANFOLITOS

Son moléculas o iones que tienen la propiedad de actuar tanto en forma de ácidos como de bases.

Iones Lyonium: son los iones que en solución se unen al disolvente y de acuerdo con el nombre del disolvente reciben su nombre. Ejemplo:Disolvente:

Disolvente: H+ Iones lionios H2O Hidronio NH3 Amonio Acetona Acetonio Alcohol Alcoholonio

Escala de pH (Sorensen)

pH = - log [H+]

Escala de pH

• pH1.02.03.04.05.06.07.07.48.09.0

• [H+] en Eq/l0.10.010.0010.00010.000010.0000010.00000010.0000000400.0000000100.000000001

Límites normales

nEq/litro = 35 - 45

pH = 7.35 - 7.45

ECUACIÓN DE HENDERSON-HASSELBACH Para hallar pH:

1.- K H2CO3 = [H+] . [HCO3-] H2CO3 CO2

[H2CO3]

2.- K H2CO3 = [H+] . [HCO3-]

[CO2]pH = - log H+

3.- log K = log [H+] + log [HCO3-] - log K = - log [H+] + log

[HCO3-]

[CO2] [CO2]

4.- pH = 6. 1 + log 24 nmol/LpH = 7. 4 0.03 x 40 mmHg

Amortiguación

Principios de amortiguación- Amortiguador es una mezcla de un ácido

débil con su base conjugada (o viceversa).- Una solución amortiguada resiste cambios de

pH.- Los líquidos del cuerpo contienen gran

variedad de amortiguadores que representan una primera defensa importante contra los cambios de pH.

Amortiguación

Ecuación de Henderson-Hasselbalch- Se emplea para calcular el pH de una

solución amortiguada.

pH = pK + log [A-] / [HA]

Donde:

[A-] = forma base del amortiguador (meq/L)

[HA] = forma ácida del amortiguador (meq/L)

Principales Amortiguadores

Bicarbonato / Ácido carbónico

Hemoglobina / Hemoglobinato

Proteína / Proteinato

Compensación respiratoria

• La acidemia estimula el centro respiratorio

• El aumento del volumen minuto respiratoriose acompaña de mayor CO2 en el aireespirado y disminución de la pCO2

• H+ + HCO3- CO2 + H2O

CAMBIOS ACIDO-BASICOSACIDOSIS RESPIRAT. ACIDOSIS

METABÓLICA- pH < 7.4 - pH < 7.4- PCO2 arterial - [HCO3

-]

- [H2CO3] - H+

- HCO3- + H+ y pH - A- H+ + C+HCO3

-

- secreción H+ A-C+ +H2CO3 = CO2+H2O

- reabsorción de HCO3- - [H2CO3]

- [HCO3-] - [CO2] - pH - pH(Bronquios, asma, (Enfermedades renales, neumonía) diarrea)

CAMBIOS ACIDOS-BASICOS

ALCALOSIS RESPIRAT ALCALOSIS METABÓLICA- pH > 7.4 - pH > 7.4- PCO2 H2CO3 - [HCO3

-]

- HCO3- + H+ y pH - la ventilación

- la secreción de H+ - H2CO3

- reabsorción de HCO3- - [CO2]

- excreción de HCO3- - pH

- [HCO3-]

- pH (Vómitos, pérdida de HCl,

(Hiperventilación, altura, TFG) histeria)

ALTERACIONES ÁCIDO BÁSICAS El organismo produce diariamente

alrededor de 20000 mMol de CO2 y 50 a 100 mEq de H+

Para esto bota CO2 por vía respiratoria y el H+ por el riñón (con regeneración de HCO3)

ALTERACIONES ÁCIDO BÁSICAS ACIDOSIS: Aumento de hidrogeniones o

disminución del pH. ALCALOSIS: Disminución de

hidrogeniones o aumento de pH. Acidemia o Alcalemia se refiere al

aumento o disminución del pH en cambio el sufijo osis denota los cambios fisiopatológicos que producen en el cuerpo.

pH sanguíneo

pH = pka + log sal/ácido

pka = constante = 6.1Sal/ácido = bicarbonato/ácido carbónico = 20/1

pH = 6.1 + log 20/1 = 6.1 + 1.3 = 7.4

pH fisiológico = 7.4

TRANSTORNO ÁCIDO-BÁSICO

Las alteraciones ácido básicas son cuatro: Acidosis metabólica Acidosis respiratoria Alcalosis metabólica Alcalosis respiratoria

ACIDOSIS RESPIRATORIA• Aumento de la concentración de ácido carbónico

por aumento del CO2.• Disminución del pH sanguíneo• Disminución del pH urinario• Se activa el sistema renal para compensar

ACIDOSIS METABÓLICA• Disminución de la concentración de bicarbonato• Disminución del pH sanguíneo• Disminución del pH urinario• Se activa el sistema respiratorio para compensar

ALCALOSIS RESPIRATORIA• Disminución de la concentración de ácido carbónico• Aumento del pH sanguíneo• Aumento del pH urinario• Se activa el sistema renal para compensar

ALCALOSIS METABÓLICA• Aumento de la concentración de bicarbonato.• Aumento del pH sanguíneo• Aumento del pH urinario• Se activa el sistema respiratorio para compensar

IMPORTANTE RECORDAR

Si el par alterado es el bicarbonato, la alteración

será de tipo metabólica; si el par alterado es el ácido

carbónico, la alteración será de tipo respiratoria

IMPORTANTE RECORDAR

Si la alteración del equilibrio ácido básico es de tipo respiratoria se activa el

sistema renal; en cambio si es de tipo metabólico se

activa el sistema respiratorio.

EJERCICIO:Se recibe en emergencia paciente de 17 años de edad con dificultad respiratoria. Refiere la madre que en ocasiones anteriores había tenido episodios similares. En el examen físico se observa paciente cianótico y muy ansioso. Los resultados de laboratorio reportan una duplicación en la concentración de ácido carbónico sin alteración del otro par.1. Plantee la fórmula para calcular el pH sanguíneo de paciente.2. Cómo estará el pH del paciente?3. Qué tipo de alteración presenta?.4. Cómo estará la concentración de CO2?5. Qué sistema compensatorio se activa?