Bilancio Degli H+: Produzione, Consumo e Regolazione del pH PDF

IL BILANCIO DEGLI H+: PRODUZIONE, CONSUMO, E REGOLAZIONE DEL PH L'equilibrio degli ioni idrogeno (H+) è fondamentale per la fisiologia umana. Nonostante siamo principalmente conduttori di calore, il nostro corpo è costantemente impegnato nella gestione degli H+, che derivano sia dall'assunzione che...

IL BILANCIO DEGLI H+: PRODUZIONE, CONSUMO, E REGOLAZIONE DEL PH L'equilibrio degli ioni idrogeno (H+) è fondamentale per la fisiologia umana. Nonostante siamo principalmente conduttori di calore, il nostro corpo è costantemente impegnato nella gestione degli H+, che derivano sia dall'assunzione che dalla produzione endogena. Fonti di H+ nel Corpo: 1. Dieta: Proteine e Amminoacidi: Contengono gruppi acidi che aumentano il carico di H+. Acidi Grassi: Ulteriore fonte di H+ attraverso il loro metabolismo. 2. Metabolismo Endogeno: CO2: Prodotta in grandi quantità e trasportata come bicarbonato (HCO3-). Acido Lattico: Prodotto dal metabolismo muscolare, soprattutto durante l'esercizio intenso. Chetoacidi: Prodotti quando i grassi non vengono "bruciati" efficientemente dai carboidrati, causando un abbassamento del pH. pH Fisiologico: Nonostante l'apporto costante di acidi, il nostro corpo mantiene un pH leggermente basico: pH Plasmatico Arterioso: Tra 7.35 e 7.40. pH Venoso: Leggermente più acido a causa del carico metabolico. Tamponamento degli H+: Il mantenimento del pH è reso possibile grazie ai sistemi tampone: Extracellulare: Principalmente il bicarbonato (HCO3-). Intracellulare: Proteine, emoglobina, fosfati. Urinario: Fosfati e ammoniaca, per tamponare l'acidità dell'urina. Eliminazione degli H+: Gli H+ prodotti o introdotti nel corpo devono essere eliminati, tramite: Ventilazione: Elimina la CO2, che contribuisce alla formazione di acidi (acido "volatile"). Reni: Eliminano l'acidità non volatile (acidi "fissi"). Produzione di H+ in Dettaglio: 1. CO2: La produzione di CO2 porta alla formazione di grandi quantità di H+ (più di 10 moli al giorno a riposo). Tuttavia, la CO2 in condizioni fisiologiche viene eliminata dai polmoni, quindi non  contribuisce al carico acido. 2. Acidi Fissi (meno dell'1%): Metabolismo Proteico: Produce acido solforico. Metabolismo dei Fosfolipidi: Produce acido fosforico. Conversione Cloruro d'Ammonio in Urea: Produce acido cloridrico (HCl). Acido Cloridrico Gastrico: Non contribuisce al bilancio netto, perché l'HCl prodotto nello stomaco viene bilanciato dal rilascio di HCO3- nel duodeno. Questo HCO3- serve a neutralizzare il chimo acido e proteggere l'intestino, che non ha la protezione del muco presente nello stomaco. 3. Acido Lattico e Corpi Chetonici: Prodotti dal metabolismo cellulare o epatico. Consumo di H+: Alcune reazioni metaboliche consumano H+, come: Ossidazione del Citrato (ciclo di Krebs). Lattato (muscolo e fegato). Acetato (metabolismo dell'alcol). Bilancio Netto di H+: Produzione basale: Circa 1 millimole di H+ per kg di massa corporea al giorno (1 mM/kg/die). Un individuo di 70-80 kg produce quindi 70-80 mMol di H+ al giorno. Sotto sforzo: La produzione può aumentare fino a 500-600 mM/die (circa 10 volte in più). Tamponamento: Fondamentale per impedire un brusco calo del pH.  Eliminazione Polmonare: In condizioni di riposo i polmoni eliminano l'equivalente di 8 mM(H+)/min, cioè circa 11 moli di H+ al giorno. Questo valore aumenta sotto sforzo. Acidosi e Alcalosi: Variazioni del pH Acidosi: pH inferiore a 7.4. Alcalosi: pH superiore a 7.4. Possono derivare da problemi: Metabolici o renali. Respiratori. Acidosi Metabolica: Cause Apporto di Acidi: Salicilati (farmaci) e metanolo (metabolizzato in acido formico). Attività Fisica Intensa: Iperproduzione di acidi. Diabete Mellito: Produzione di chetoacidi dovuta alla mancanza di insulina e all'eccessiva produzione di glucagone da parte del pancreas. Insufficienza Renale: Inadeguata eliminazione di acidi (iperkaliemia da ipoaldosteronismo). Diarrea: Perdita di bicarbonati (HCO3-), i quali sono un tampone per gli H+. Spero che questa riorganizzazione del contenuto sia chiara e utile per lo studio. ALCALOSI METABOLICA E RESPIRATORIA: CAUSE E MECCANISMI COMPENSATORI Dopo aver analizzato l'acidosi, ci concentriamo ora sulle cause e i meccanismi dell'alcalosi, sia metabolica che respiratoria. Alcalosi Metabolica L'alcalosi metabolica è caratterizzata da un aumento del pH plasmatico, causato da un eccesso di basi o da una perdita di acidi. Le cause principali includono: 1. Apporto Esogeno di Basi: Assunzione eccessiva di sostanze alcaline, come il bicarbonato. 2. Perdita di H+: Vomito: L'espulsione dei succhi gastrici (pH=1) porta a una significativa perdita di ioni H+. Aspirazione Naso-Gastrica: Simile al vomito, l'aspirazione delle secrezioni gastriche tramite sondino naso-gastrico può comportare una perdita importante di acidi. Diuretici: Alcuni diuretici possono favorire la perdita di H+ attraverso i loro effetti sull'ansa di Henle. 3. Ipokaliemia da iperaldosteronismo: Al contrario dell'acidosi, l'alcalosi può essere favorita da bassi livelli di potassio nel sangue, associati ad un'elevata produzione di aldosterone. Alcalosi Respiratoria L'alcalosi respiratoria è causata da una diminuzione della pressione parziale di anidride carbonica (pCO2) nel sangue, che porta ad un aumento del pH. Le cause includono: 1. Iperattivazione dei Centri Respiratori: Attacchi di Panico: L'iperventilazione porta all'eliminazione eccessiva di CO2. Encefaliti, Emorragie, Febbre: Condizioni che possono stimolare eccessivamente i centri respiratori. Iperventilazione: Causata da varie condizioni patologiche. 2. Fattori Ipossiemici: Dispnea: La carenza di ossigeno (bassa pO2) attiva i chemocettori periferici, innescando iperventilazione e, di conseguenza, alcalosi. Acidosi Respiratoria Al contrario dell'alcalosi, l'acidosi respiratoria è dovuta ad un accumulo di CO2 nel sangue, causato da una ridotta ventilazione. Le cause includono: 1. Inibizione dei Centri Respiratori: Farmaci, ischemie o arresto cardiaco possono deprimere i centri nervosi che regolano la respirazione 2. Ridotta Pervietà delle Vie Aeree: Condizioni che ostacolano il flusso d'aria verso i polmoni. 3. Riduzione del Tessuto Polmonare: Edema, embolie, broncopneumopatia cronica ostruttiva, asportazione di lobi polmonari riducono la capacità dei polmoni di scambiare gas, causando accumulo di CO2 4. Ridotta Motilità Toracica: Paralisi o altre condizioni che limitano l'espansione della gabbia toracica. Regolazione del pH: Sistemi di Compensazione Il corpo ha tre meccanismi principali per compensare le variazioni del pH: 1. Meccanismo Tampone: Reagisce rapidamente (secondi) per assorbire gli eccessi di acidi o basi, ma non elimina il problema di fondo. 2. Ventilazione: Modifica la frequenza e la profondità respiratoria nel giro di minuti per eliminare o trattenere CO2. 3. Reni: Regola l'escrezione di acidi o basi nell'urina, con un'azione efficace ma lenta (ore o giorni). Misurazione dell'Acidità di una Soluzione: Ripasso di Chimica Per comprendere il pH, è utile un ripasso dei concetti base della chimica. Consideriamo una reazione generica: A + B C + D. Velocità di Reazione: La velocità con cui i reagenti A e B si combinano per formare i prodotti C e D è proporzionale alla probabilità che interagiscano. Questa probabilità è proporzionale alla concentrazione dei reagenti. Velocità Diretta (Vd): K_diretta [A] [B] Velocità Inversa (Vi): K_inversa [C] [D] Attività e Concentrazione: Per maggiore accuratezza, si usa il concetto di attività, che esprime la probabilità di reazione stimata a partire dalla concentrazione. L'attività è un valore adimensionale compreso tra 0 e 1. In termini di concentrazione e di attività, all’equilibrio la Vd=Vi, dunque: K_diretta [A] [B] = K_inversa [C] [D] Riarrangiando questa uguaglianza, si ottiene: K = K_diretta / K_inversa = ([C] [D]) / ([A] [B]) La K di equilibrio è una costante che, che sia espressa con l'attività o la concentrazione, risulta inalterata. Dissociazione dell'Acqua L'acqua si dissocia secondo la reazione: H2O H+ + OH-. La costante di equilibrio per questa reazione è: K = ([H+] * [OH-]) / [H2O] Due Approcci alla Costante di Dissociazione dell'Acqua 1. Testi di Medicina: La concentrazione dell'acqua nell'acqua è considerata costante e pari a circa 55.555 mol/L. Moltiplicando questa concentrazione per la costante di dissociazione si ottiene un valore di 10^-14. 2. Testi di Chimica Industriale: La concentrazione di acqua nell'acqua non è una soluzione diluita, e la sua attività è considerata unitaria. Pertanto, la costante di dissociazione è direttamente 10^-14. Il valore 10^-14 è un numero puro, in quanto prodotto di due probabilità. In condizioni di pura dissociazione, le concentrazioni di H+ e OH- sono uguali: [H+] = [OH-] = 10^-7 M (a 25°C) Definizione di pH Il pH è definito come il meno logaritmo in base 10 della concentrazione di H+: pH = -log10[H+]. Il pOH è il meno logaritmo in base 10 della concentrazione di OH-: pOH = -log10[OH-]. A 25°C, pH + pOH = 14. In acqua pura, pH = 7. Soluzioni con pH < 7 sono acide. Soluzioni con pH > 7 sono alcaline. Influenza della Temperatura La costante di dissociazione dell'acqua e di conseguenza il pH della neutralità varia con la temperatura. A 25°C, il pH di neutralità è 7. A 30°C, il pH di neutralità è circa 6.8. A 37°C, il pH di neutralità è circa 6.75. La scala del pH va da 1 a 14, ma esistono anche sostanze che hanno un pH al di fuori di questo intervallo (come l'Oleum, con pH = -3), per le quali però l'approssimazione di concentrazione e attività non vale più. Nel contesto fisiologico, il range di pH compatibile con la vita è molto più ristretto, quindi questa approssimazione è valida. L'importanza di una corretta concentrazione di H+ Una piccola variazione nella concentrazione di H+ (come da 1mM) produce un crollo significativo del pH (fino a 3), sottolineando l'importanza di un'attenta regolazione. In conclusione, il pH è una scala logaritmica che quantifica l'acidità e l'alcalinità di una soluzione, e la sua regolazione è cruciale per la vita. Spero che questa riorganizzazione del contenuto sia chiara e utile per lo studio. SISTEMI TAMPONE: MECCANISMI DI REGOLAZIONE DEL PH In questa sezione, approfondiremo il funzionamento dei sistemi tampone, essenziali per mantenere il pH corporeo entro limiti ristretti. Il Principio del Tampone: Il problema principale legato all'equilibrio acido-base è la presenza di ioni idrogeno (H+) liberi. I tamponi agiscono "legando" questi ioni H+, riducendone l'attività e impedendo che alterino il pH. Un tampone è composto da: 1. Acido Debole (HA): Una molecola in grado di rilasciare ioni H+. 2. Base Coniugata (A-): L'anione derivato dall'acido debole, capace di legare gli ioni H+. Come Funziona un Tampone Aggiunta di H+: La base coniugata (A-) si lega agli H+ aggiunti, spostando l'equilibrio verso la forma HA e riducendo la variazione di pH. HA H+ + A- A- + H+ HA Aggiunta di OH-: Gli ioni OH- consumano H+ formando acqua. Questo sposta l'equilibrio verso la dissociazione di HA, liberando H+ per compensare la perdita. OH- + H+ H2O HA H+ + A- Efficacia dei Sistemi Tampone: Per un'efficacia ottimale, la concentrazione dell'acido debole ([HA]) e della base coniugata ([A-]) devono essere uguali. In queste condizioni, la concentrazione di H+ è uguale alla costante di dissociazione (KT) dell'acido debole: [H+] = KT Il tampone funziona al meglio quando il pH della soluzione è uguale al suo pK (pH = pKT). Dove: pK = -log10 KT Esempio: L'Anello Imidazolico dell'Istidina L'istidina, un amminoacido presente in molte proteine, contiene un anello imidazolico con un pK di circa 7. Questo lo rende un tampone efficace a pH fisiologici. Forma ridotta: HIm+ Forma ossidata: Im La reazione di dissociazione e associazione è: HIm+ Im + H+ Curve di Titolazione e Potere Tampone Le curve di titolazione mostrano come varia il pH con l'aggiunta di base o acido. L'efficacia di un tampone si valuta attraverso il "potere tampone", che esprime le millimoli di acido o base necessarie per variare il pH di un'unità (mM/L/unità pH). Un potere tampone elevato significa che è necessaria una maggiore quantità di acido o base per indurre una variazione di pH significativa. Il potere tampone è maggiore quando il pH della soluzione è vicino al pK del tampone. La pendenza della curva di titolazione è tanto maggiore, quanto più efficace è il tampone. Calcolo delle Variazioni di pH con un Tampone: La tabella dimostra come cambia la concentrazione della forma ridotta e ossidata di un tampone con l'aggiunta di acido o base. La concentrazione di H+ può essere calcolata usando la seguente equazione: [H^+] = K \frac{[HA]}{[A^-]} In sintesi, l'aggiunta di acidi o basi viene in parte "assorbita" dal sistema tampone, riducendo le variazioni di pH. L'efficacia di questo assorbimento dipende dalla concentrazione del tampone e dalla vicinanza del pH al suo pK. Sistemi Tampone nell'Organismo 1. Tamponi Extracellulari: Bicarbonato (HCO3-) (principale). Fosfato (H2PO4-/HPO42-). 2. Tamponi Intracellulari: Proteine (sistema più abbondante), con istidina che funge da tampone a pH fisiologico. Fosfati Inorganici (H2PO4-/HPO42-). 2,3-DPG Emoglobina (nei globuli rossi), particolarmente efficace grazie all'alta concentrazione e alla pK vicina al pH fisiologico. I tamponi intracellulari risentono dei cambiamenti di pH extracellulare a causa del movimento degli ioni H+, anche attraverso scambi con altri ioni come il potassio. Conclusioni: I sistemi tampone sono essenziali per mantenere il pH corporeo entro limiti ristretti, assorbendo le variazioni di H+ e impedendo danni cellulari. La loro efficacia dipende dalla concentrazione e dalla prossimità del pK al pH fisiologico. Spero che questa riorganizzazione del contenuto sia chiara e utile per lo studio. SISTEMI TAMPONE: FOSFATO E BICARBONATO In questa sezione, esploreremo in dettaglio i sistemi tampone fosfato e bicarbonato, due importanti meccanismi di regolazione del pH nell'organismo. Sistema Tampone Fosfato Natura Poliprotica: Il fosfato è una molecola poliprotica, capace di accettare più protoni (H+). Può esistere in diverse forme: PO43-, HPO42-, H2PO4- e H3PO4. Interesse Fisiologico: Il passaggio tra HPO42- e H2PO4- è rilevante per il pH fisiologico, con un pK di 6.8. Efficacia Limitata: Nonostante il pK vicino al pH fisiologico, la capacità tampone del fosfato è limitata nel sangue: 1. Bassa Concentrazione: Presente in concentrazioni inferiori (1-2 mM/L) rispetto al bicarbonato. 2. Eliminazione Limitata: La forma acida (H2PO4-) non può essere eliminata come la CO2. Importanza Renale: Il fosfato è cruciale nel rene, dove viene concentrato nelle urine, aiutando a tamponare il pH più acido dell'urina. La concentrazione aumenta nel filtrato glomerulare e funge da tampone. In caso di urina particolarmente acida si può sfruttare l'ultimo passaggio da H2PO4- a H3PO4. Sistema Tampone Bicarbonato (HCO3-) Il sistema tampone bicarbonato è il più importante nel plasma per la sua abbondanza e per il suo legame con il sistema respiratorio. Vantaggi: 1. Alta Concentrazione: Presente in elevate concentrazioni nel plasma. 2. Controllo Polmonare: La componente acida (CO2) è controllata dalla ventilazione polmonare. Reazione Principale: CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3- La costante di equilibrio di questa reazione è: K= [H+][HCO3-] / [CO2] Equazione di Henderson-Hasselbalch (modificata per il tampone bicarbonato): pH = pKd + log [HCO3-] / [CO2] Dove il pKd, per il sistema bicarbonato, vale 6.1 La concentrazione di CO2 è legata alla pressione parziale di CO2 alveolare (pCO2) dalla legge di Henry, usando 0.03 per un valore di pCO2 in mmHg: [CO2] = 0,03 x pCO2 L'equazione mette in relazione l'azione del rene (che regola la concentrazione di bicarbonato) e quella del polmone (che regola la pCO2). Effetto del Controllo della pCO2 sulla Capacità Tampone del Bicarbonato 1. Curva di Titolazione in Condizioni Non Controllate: La curva di titolazione del bicarbonato in laboratorio mostra un potere tampone basso a pH fisiologico (7.4), distante dal suo pK di 6.1 2. Curva di Titolazione a pCO2 costante: In vivo, l'azione del polmone che mantiene costante la pCO2 rende molto più efficace il sistema tampone, con una capacità massima proprio a pH 7.4 3. Aggiunta di Acido in Vivo: L'aggiunta di acido consuma bicarbonato, ma il polmone mantiene costante la pCO2, prevenendo grandi variazioni di pH. 4. Simulazione in Laboratorio: È possibile simulare questo sistema tampone facendo gorgogliare aria con una pCO2 di 40mmHg in una soluzione contenente bicarbonato. Il Diagramma di Davenport Il diagramma di Davenport studia l'effetto della pCO2 sul sistema tampone bicarbonato, esprimendo il pH e la concentrazione di HCO3- a diversi valori di pCO2. Isobari: Le curve rappresentano la relazione tra pH e HCO3- a diverse pCO2. Potere Tampone in Vivo: Il sistema bicarbonato ha un potere tampone di circa 55 mM/L/unità pH, notevolmente superiore a quello misurato in vitro. Questo grazie al controllo della pCO2 da parte del sistema respiratorio. Compresenza di Più Sistemi Tampone: Principio Isoidrico Nel plasma, sono presenti più sistemi tampone (bicarbonato, fosfati, emoglobina). Il principio isoidrico afferma che tutti i tamponi contribuiscono a mantenere il pH, influenzandosi a vicenda. Interazione tra Tamponi: Se il pH si riduce, i tamponi non carbonici (fosfati e proteine) tendono a legare H+, facendo rilasciare più bicarbonato che va a consumare gli H+. Analisi della componente non carbonica: Si ricorre alla titolazione, variando la pCO2, per mantenere costante il pH. In questo modo si obbliga l'acido aggiunto ad essere tamponato dall'HCO3-. La variazione di HCO3- dovuta all'azione dei tamponi non carbonici si calcola con la differenza tra il valore iniziale, prima dell'aggiunta dell'acido e quello finale. Titolazione dei Tamponi Non Carbonici: La titolazione dei tamponi non carbonici avviene mantenendo il pH costante e misurando la variazione di HCO3- con variazioni di pCO2 Curva di Titolazione: La pendenza della curva di titolazione del liquido extracellulare in presenza di globuli rossi indica il potere tampone non carbonico (circa 11mM/L/pH). Emoglobina come Tampone L'emoglobina è un potente tampone presente nei globuli rossi. Contributo: Contribuisce per circa 10 mM/L/pH, su un totale di 11 mM/L/pH del sistema tampone non carbonico. Anemia: In caso di anemia, il potere tampone del sangue si riduce a causa della minore concentrazione di emoglobina. Conclusioni La combinazione del tampone bicarbonato, controllato dai polmoni, e dei tamponi non carbonici, contribuisce a un'elevata capacità tampone dell'organismo. L'esempio finale mostra come i tamponi non carbonici aiutino a limitare l'abbassamento di pH in caso di aumento di pCO2. Spero che questa riorganizzazione del contenuto sia chiara e utile per lo studio. REGOLAZIONE RESPIRATORIA DEL PH Il sistema respiratorio svolge un ruolo cruciale nella regolazione del pH, agendo rapidamente per modulare i livelli di anidride carbonica (CO2). Produzione e Eliminazione di CO2: A riposo, produciamo circa 200 mM di CO2, che viene eliminata attraverso la ventilazione polmonare. La quantità di CO2 eliminata è proporzionale alla pCO2 plasmatica. Ventilazione:  L'aumento della ventilazione riduce la pCO2 plasmatica, e viceversa. Durante l'esercizio fisico, l'aumento della produzione di CO2 è compensato da un aumento della ventilazione per mantenere la pCO2 plasmatica entro limiti fisiologici. Relazione tra pH e Ventilazione: Il pH del sangue arterioso influenza la ventilazione: Un pH elevato (alcalosi) riduce la ventilazione. Un pH basso (acidosi) aumenta la ventilazione. Effetti della Ventilazione sulla pCO2 e pO2: Raddoppiando la ventilazione alveolare, la pCO2 si dimezza (da 40 a 20 mmHg) e la pO2 aumenta (fino a circa 120 mmHg). Dimezzando la ventilazione alveolare, la pCO2 aumenta e la pO2 diminuisce. Compensazione del pH: Il sistema respiratorio può compensare rapidamente (in minuti) il 50-70% delle variazioni di pH, modificando il livello di CO2. La regolazione respiratoria aumenta l'efficacia del sistema tampone bicarbonato. Regolazione Renale del pH Il sistema renale agisce in modo più lento (ore/giorni) ma molto efficace per regolare il pH, attraverso diversi meccanismi: 1. Tubulo Prossimale: Recupero del Bicarbonato (HCO3-) Filtrazione: L'HCO3- viene filtrato liberamente nel glomerulo (circa 4M/die). Riassorbimento: Il rene recupera la maggior parte dell'HCO3- filtrato (circa 3.999 M/die) per mantenere il pH fisiologico. Antiporto Na+/H+: Secerne H+ nel tubulo in scambio con Na+.  Anidrasi Carbonica: La CO2 entra nella cellula e reagisce con H2O per formare H+ e HCO3-, l'HCO3- viene riassorbito nel sangue. Tamponamento: Il rene non può eliminare gli H+ direttamente nell'urina perché la concentrazione di H+ è troppo elevata: il pH minimo dell'urina è 4.5, e questo porterebbe alla secrezione di pochi micromoli di H+ al giorno, che sono insufficienti a pareggiare il carico metabolico. Il rene ricorre quindi ai sistemi tampone. 2. Sistema Tampone Fosfato Il fosfato (HPO42-) filtra dal glomerulo e nel tubulo prossimale si lega agli H+ formando H2PO4-. Per ogni fosfato protonato, viene riassorbito un HCO3-. I fosfati tamponano circa 30-50 mM/die di H+ nell'urina. 3. Sistema Glutammina-Ammoniaca Glutammina: La glutammina (amminoacido non essenziale) entra nella cellula del tubulo prossimale e viene metabolizzata in 2 ioni ammonio (NH4+) e 2 HCO3-. Secrezione di NH4+: Gli ioni ammonio vengono portati nel lume in antiporto con Na+ e quindi espulsi con l'urina. Regolazione Potente: Questo sistema è inducibile durante l'acidosi, aumentando la secrezione di NH4+ fino a 500 mM/die. La costante di dissociazione dell'NH4+ (pK=9.3) lo rende efficiente anche a pH alcalino. 4. Dotto Collettore Ricircolo dell'ammoniaca: L'NH3/NH4+ ricircola nella midollare come l'urea per contribuire all'osmolalità del fluido interstiziale. Espulsione di H+: L'ammoniaca (NH3) entra nelle cellule del dotto collettore, si lega a un protone e viene espulsa come NH4+, attraverso canali specifici o in antiporto con il Na+. 5. Tubulo Distale Cellule Intercalate: Due tipi di cellule intercalate nel tubulo distale svolgono un ruolo chiave: Cellule di Tipo A (Acidosi): Esprimono i trasportatori H+/K+ verso la membrana luminale, pompando H+ nelle urine in scambio con K+. Cellule di Tipo B (Alcalosi): Esprimono i trasportatori H+/K+ verso la membrana  basale, recuperando H+ dal lume e liberando HCO3- nel sangue. Effetti sul Potassio: Questi meccanismi sono legati al potassio: L'acidosi può portare a iperkaliemia (difficoltà a eliminare K+). L'alcalosi può portare a ipokaliemia (difficoltà a trattenere K+). Riassunto della Regolazione Renale: Il rene reagisce ad acidosi e alcalosi regolando: 1. Riassorbimento di HCO3-: Aumenta in acidosi e diminuisce in alcalosi. 2. Secrezione di H+: Aumenta in acidosi e diminuisce in alcalosi. 3. Produzione di Nuovi HCO3-: Attraverso i sistemi tampone fosfato e glutammina. Il rene reagisce producendo urine acide in condizioni di acidosi e urine alcaline in condizioni di alcalosi. Se il pH cala: 4. In poche ore aumenta la ventilazione per ridurre la pCO2. 5. In pochi giorni aumenta la secrezione di acidi (con fosfato e ammoniaca), eliminando l'eccesso di H+ e recuperando il pH. Diagramma di Davenport: Interpretazione Il diagramma di Davenport è uno strumento essenziale per visualizzare e interpretare le variazioni acido- base. Assi: Asse x: pH (equivalente a [H+]) Asse y: concentrazione di bicarbonato (HCO3-)  Isobari: Le linee curve rappresentano la relazione tra pH e HCO3- a diversi valori di pCO2 (pressione parziale di CO2). Punto Fisiologico: Il punto di equilibrio a riposo (A) è circa 7.4. Acidosi e Alcalosi: Il semipiano sinistro rappresenta l'acidosi, quello destro l'alcalosi. Quadranti: Superiore Sinistro: Acidosi Respiratoria (aumento pCO2). Inferiore Sinistro: Acidosi Metabolica (diminuzione HCO3-). Inferiore Destro: Alcalosi Respiratoria (diminuzione pCO2). Superiore Destro: Alcalosi Metabolica (aumento HCO3-). Compensazione Acido-Base: Acidosi Respiratoria: Aumenta la pCO2, il rene sposta l'equilibrio lungo l'isobara per aumentare l'HCO3-, compensando l'abbassamento di pH. Acidosi Metabolica: Diminuisce l'HCO3-, il polmone riduce la pCO2, spostando l'equilibrio verso un pH più fisiologico. Linee di Massimo Compenso: Mostrano la massima capacità del sistema di compensare il problema primario. Diagramma HCO3- - pCO2 Un altro modo di rappresentare le variazioni acido base è il diagramma HCO3- - pCO2. Assi: Asse x: pCO2 Asse y: concentrazione di bicarbonato (HCO3-) Linee Iso-pH: Le rette che escono dall'origine rappresentano linee a pH costante. Riserva Alcalina: La linea verde mostra la quota totale di basi coniugate (bicarbonato più tamponi non carbonici). Identificazione della Causa dell'Alterazione: L'organismo utilizza i chemocettori centrali e periferici per identificare la causa (metabolica o respiratoria) di un'alterazione acido-base. I chemocettori centrali sono sensibili alle variazioni di pCO2, indicando una causa respiratoria I chemocettori periferici sono sensibili alle variazioni di pCO2, ma anche di pH. Sono importanti sia nelle alterazioni respiratorie che metaboliche. Spero che questa riorganizzazione del contenuto sia chiara e utile per lo studio.