SEMANA 9 - ÁCIDOS Y BASES EN MEDICINA PDF

SEMANA 9: ÁCIDOS Y BASES QUÍMICA 30/09/2024 Mg. Luis Enrique Velasquez Yapo. Información de contacto: Medicina Ciclo I [email protected] ÍNDICE Concepto (Arrhenius, Brönsted – Lowry, Lewis) Ácidos y bases conjugadas, ácidos y bases fuertes y débiles....

SEMANA 9: ÁCIDOS Y BASES QUÍMICA 30/09/2024 Mg. Luis Enrique Velasquez Yapo. Información de contacto: Medicina Ciclo I [email protected] ÍNDICE Concepto (Arrhenius, Brönsted – Lowry, Lewis) Ácidos y bases conjugadas, ácidos y bases fuertes y débiles. Concepto de pH químico y biológico, ecuación de Henderson – Hasselbalch para qué sirve, sistemas de regulación del pH biológico. Acidemia, alcalemia y pH fisiológico en los sistemas corporales, acidosis y alcalosis como expresión de enfermedad o un nuevo equilibrio Fecha Mg. Flor Silva Meza, Medicina Ciclo I. actualizada:30/09/2024  ÁCIDOS Son sustancias de sabor agrio(como vinagre) que tiñen de color rojo al papel tornasol azul y también al anaranjado metilo , corroen a los metales desprendiendo hidrogeno y generan sustancias cristalizables conocidas como sales; además en solución acuosa conducen la electricidad. Por su liberación protónica se dice que los ácidos pueden ser monopróticos, dipróticos, tripróticos, tetrapróticos, etc. Si durante su ionización liberan uno, dos, tres, cuatro, etc, iones hidronio (H+ ó H3O+) respectivamente, O también se puede decir si tienen uno, dos, tres, cuatro, etc, hidrógenos sustituibles. Ejemplos BASES Conocidas también como álcalis. Estas sustancias de sabor amargo son resbalosas al tacto (jabonosas); pintan de color azul al papel tornasol rojo y una coloración grosella a la fenolftaleína; reaccionan con los ácidos formando sales y agua y se comportan como electrolitos cuando están en solución acuosa. Ejemplo: NaOH, Ca(OH)2 , KOH, NH4OH, Mg(OH)2 , Al(OH)3 Las principales teorías que tratan de explicar las propiedades de ácidos y bases ( llamados también álcalis) son las siguientes). Teoría de Arrhenius Teoría de Bronsted-Lowry Teoría de Lewis  Las sustancias que en disolución acuosa TEORIA DE ARRHENIUS conducen la corriente eléctrica, se llaman electrolitos. Según esta teoría, en medio acuoso los ácidos se disocian en iones positivos (H+, protones) e iones negativos (aniones). HCl (ac) Cl (ac) + H+ (ac) Las bases se disocian en iones positivos (cationes) e iones negativos (OH–, hidroxilos). NaOH (ac) Na+ (ac) + OH (ac) TEORIA DE ARRHENIUS  TEORIA DE ARRHENIUS Reacción de neutralización Si el ión H+ es el causante de las propiedades ácidas y el ión OH– lo es de las propiedades básicas, la reacción de neutralización entre un ácido y una base debe implicar la eliminación de los iones H+ y OH–. La manera de que esto ocurra, es que reaccionen entre sí para producir agua. Es decir, + OH  H+  H2O La reacción global entre un ácido y una base es: + KOH(ac) HF(ac) KF(ac) + H2O(l) + 2NaOH(ac) + 2H2O(l) H2SO4(ac) Na2SO4(ac)  TEORIA DE ARRHENIUS Ejemplo ¿Que sal se obtiene al hacer reaccionaracido sulfúrico (H2SO4) con hidróxido de sodio (NaOH)? H2SO4 (ac) + NaOH (ac) → Sal (ac) + H2O (ac) Tanto el ácido como la base son electrólitos fuertes, por lo que se encuentran totalmente ionizados en la disolución. Se forma la sal sulfato de sodio (Na2SO4).  TEORIA DE BRONSTËD Y LOWRY Esta teoría engloba todos los aspectos de la teoría de Arrhenius, elimina la necesidad de una disolución acuosa y considera mayor cantidad de sustancias que pueden considerarse ácidas y básicas. Según Bronsted y Lowry: Ácidos son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden ceder iones H+:  Según la teoría de Bronsted-Lowry, se producen otro ácido y otra base, que son conjugados, respectivamente, de la base y del ácido que constituyen los reactivos del TEORIA DE BRONSTËD Y proceso. LOWRY Bases son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden captar iones H+:  TEORIA DE BRONSTËD Y LOWRY Cuando un ácido cede un protón se forma un anión negativo, que tendrá la capacidad de capturar un protón para regenerar un ácido. El anión, en este caso, se comporta como una base. El mismo razonamiento se puede hacer con una base. TEORIA DE BRONSTËD Y LOWRY CH3COOH (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + CH3COO- (aq) Transferencia ácido base ácido base protónica Par ácido-base conjugado * Ya no se limita a disoluciones acuosas Ventajas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3 Sustancia anfótera (puede actuar como NH3 (aq) + H2O (l) « NH4+ (aq) + OH- (aq) ácido o como base)  TEORIA DE BRONSTËD Y LOWRY Ejemplo Identifique los pares conjugados ácido-base en la reacción entre el amoniaco (NH3) y el ácido fluorhídrico (HF) en disolución acuosa. NH3 (ac) + HF (ac) (ac) + – TEORIA DE BRONSTËD Y LOWRY  TEORIA DE LEWIS Un ácido es toda sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es toda sustancia que puede ceder un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado. Esta definición incluye a los ácidos y bases de las teorías de Arrhenius y Bronsted-Lowry, además de otras reacciones que tienen lugar en medio no acuoso y sin transferencia protónica. TEORIA DE LEWIS PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DEL H2O: PROPIEDADES ÁCIDO-BASE DEL H2O: LA ESCALA DE pH LA ESCALA DE pH LA ESCALA DE pH LA ESCALA DE pH  Disolución Neutra: [H+] = 1.0 x10-7 M, pH =7.00 Disolución Ácida: [H+] > 1.0 x10-7 M, pH < 7.00 Disolución Básica: [H+] < 1.0 x10-7 M, pH > 7.00 pH: Medida de Rango pH = 0 - 14 acidez Útil para expresar la concentración de pH = - log protones: [H+] pH + pOH = 14  Nos permite distinguir entre disoluciones ácidas o básicas: El pH aumenta cuando la [H+] disminuye Aunque el pH generalmente está en el intervalo de 0 a 14, no hay límites de pH. Un pH de -1.00 representa una concentración de protones igual a 10 M. Esta concentración se puede alcanzar fácilmente en una disolución concentrada de un ácido fuerte como el HCl.  LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. Equilibrio de autoionización del agua K = [H O w 3 + ][OH-] H2O (l) + H2O (l) « H3O+ (aq) + OH- (aq) Producto iónico del agua A 25ºC, Kw = 10-14 pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-] [Tomando logaritmos y cambiando el signo] - log 10-14 = - log [H3O+] - log [OH-] 14 = pH + pOH LA AUTOIONIZACIÓN DEL Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 Þ pH = 7 AGUA. ESCALA DE pH. [OH-] = 10-7 Þ pOH = 7 DISOLUCIÓN DISOLUCIÓN DISOLUCIÓN NEUTRA ÁCIDA BÁSICA [H3O+] = [OH-] [H3O+] > [OH-] [H3O+] < [OH-] pH = 7 pH < 7 pH > 7 7 ácida básica pH  o débiles. FORTALEZA DE ÁCIDOS Y BASES FORTALEZA DE ÁCIDOS Y BASES CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Ka/Kb)  Únicamente se emplea para ácidos y bases débiles.  Es una medida cuantitativa de la fortaleza de un ácido o una base.  La disociación progresa hasta que se alcanza un equilibrio, que puede definirse con una constante de acidez o de basicidad. CONSTANTE DE IONIZACIÓN (Ka/Kb) Cuanto mayor sea Ka o Kb, mayor fuerza del ácido o base (mayor tendencia a transferir protones o hidroxilo y mayor concentración de H+ ó OH- en equilibrio). CÁLCULO DEL pH  Fracción de disociación, : porcentaje de moléculas de ácido débil presentes inicialmente que se RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb disocian. Cuanto más fuerte es un ácido, mayor será su porcentaje de ionización. CÁLCULO DEL pH CÁLCULO DEL pH CÁLCULO DEL pH CÁLCULO DEL pH EJERCICIO 1: Calcula el pH de una disolución de Mg(OH)2 1,7 x 10-2 M. ¿Y si la concentración fuese 1,7 x 10-8 M? EJERCICIO 2: Calcula el pH de una disolución 0.036 M de amoniaco sabiendo que la constante de basicidad es Kb= 1.8 × 10-5. TRATAMIENTO EXACTO DE LOS EQUILIBRIOS DE IONIZACIÓN. ¿Cómo podemos calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución en la que se establecen diversos equilibrios de ionización? MÉTODO GENERAL 1. Expresiones de las constantes de equilibrio 2. Balance de materia 3. Balance de cargas (condición de electroneutralidad) 4. Resolución del sistema de ecuaciones  Ejm.: ¿Cuál es el equilibrio de ionización de un ácido débil HA en agua HA(aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + A- (aq) TRATAMIENTO EXACTO 1. Expresiones de las constantes de equilibrio DE LOS EQUILIBRIOS DE HA(aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + A- (aq) IONIZACIÓN. Equilibrios presentes 2 H2O (l) « H3O+ (aq) + OH- (aq) [A  ][H 3O  ] Ka  Kw = [H3O+][OH-] [HA] 2. Balance de materia: [HA]o + [A-]o = [HA] + [A-] 3. Balance de cargas (condición de electroneutralidad) [H3O+] = [A-] + [OH-] 4. Resolver el sistema: 4 ecuaciones con 4 incógnitas  HIDRÓLISIS. Neutras Comportamiento ácido–base de las sales Ácidas Básicas ¿Cómo determinarlo de forma cualitativa? 1. Disociar la sal en sus iones 2. Identificar su procedencia 3. Determinar cuáles se pueden hidrolizar 4. Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis  [p.ej.: NaCl, KCl, NaNO3] Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza H2O NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- (aq) Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza Disolución neutra  [p.ej.: NH4Cl] Sales procedentes de ácido fuerte y base débil Procede de un ácido fuerte (HCl). No se hidroliza H2O NH4Cl (s) NH4+ (aq) + Cl- (aq) Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza NH4+ (aq) + H2O (l) « NH3 (aq) + H3O+ (aq) Disolución ácida [NH 3 ][H 3O  ] Kw Kh  K a ( NH 4 )   [NH 4 ]  K b ( NH3 )  [p.ej.: CH3COONa] Sales procedentes de ácido débil y base fuerte Procede de una base fuerte (NaOH). No se hidroliza H2O CH3COONa (s) CH3COO- (aq) + Na+ (aq) Procede de un ácido débil (CH3COOH). Se hidroliza CH3COO- (aq) + H2O (l) « CH3COOH (aq) + OH- (aq) Disolución básica [CH 3COOH][OH ] Kw Kh  K b (CH 3COO )   [CH 3COO ]  K a (CH 3COOH)  [p.ej.: NH4CN] Sales procedentes de ácido débil y base débil Procede de un ácido débil (HCN). Se hidroliza H2O NH4CN (s) NH4+ (aq) + CN- (aq) Procede de una base débil (NH3). Se hidroliza Si Kh (catión) > Kh (anión) Þ Disolución ácida Si Kh (catión) < Kh (anión) Þ Disolución básica Si Kh (catión) = Kh (anión) Þ Disolución neutra [Para el NH4CN: disolución básica] DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS. Para muchos procesos, el control del pH resulta fundamental (p.ej. reacciones bioquímicas) Disoluciones amortiguadoras (o tampón): Disoluciones que mantienen un pH aproximadamente constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base o cuando se diluyen. Composición Cantidades sustanciales de un ácido débil y de su base conjugada (o una base débil y su ácido conjugado). (p.ej.: CH3COOH/CH3COONa) Mecanismo de acción: HA (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq) + A- (aq) [A  ][H 3O  ] [HA] [A  ] Ka  ; [H 3O ] K a  ; pH pK a  log  [HA] [A ] [HA] Si al equilibrio le añado, p.ej., un ácido, se desplazará a la izquierda, disminuirá el cociente [A-]/[HA] y el pH bajará. Pero si la cantidad añadida es pequeña comparada con las cantidades (grandes) que hay de A- y HA, el cociente cambiará muy poco y el pH apenas se modificará. P.ej.: * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de agua, el pH pasa de 7 * si añado 0.001 moles de HCl a un 1 L de disolución que conti 0.7 moles de acético y 0.6 moles de acetato sódico, el pH p de 4.688 a 4.686.  ¿Cómo calcular el pH de una disolución tampón? Con el tratamiento exacto (apartado 4). Mecanismo de acción ¿Cómo estimar aproximadamente el pH de una disolución tampón? [A  ]eq [base] eq pH pK a  log pH pK a  log Exacta [HA] eq [ácido] eq Dado que las concentraciones iniciales de ácido y de su base conjugada son grandes, se puede suponer que las cantidades que desaparecerán y que aparecerán mientras se va alcanzando el equilibrio serán pequeñas, comparadas con las iniciales. Por tanto, en la fórmula anterior las concentraciones en el equilibrio se pueden aproximar por las concentraciones iniciales. [base]o Ecuación de pH pK a  log Henderson-Hasselbalch Aproximada [ácido] o Lawrence Joseph Henderson Karl Albert Hasselbalch (1878-1942) (1874-1962)  Características importantes de una disolución amortiguadora: CAPACIDAD AMORTIGUADORA * Su pH Þ depende de Ka y de las concentraciones * Su capacidad amortiguadora Capacidad amortiguadora: Cantidad de ácido o base que se puede agregar a un tampón antes de que el pH comience a cambiar de modo apreciable. ¿De qué depende? * Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea) * Del cociente [base]/[ácido]. (para que la capacidad sea alta, ha de ser próximo a 1. Si es < 0.1 ó > 10, no será muy eficiente. Mayor eficiencia: cuando pH = pKa) INDICADORES COLORIMETRICOS ACIDO - BASE Son sustancias (de estructura relativamente compleja) que señalan, mediante cambios de color la presencia de ácidos o bases. El cambio de color o viraje del indicador se debe al cambio en su estructura al perder o aceptar protones, ya que son ácidos y bases muy débiles. Los mas usados en laboratorios eran tornasol (azul y rojo) y la fenolftaleína (solo para bases) pero actualmente se utilizan pH-metros digitales con electrodos de calomel u otros y tiras de papel indicador universal (PIU) que indican INDICADORES COLORIMÉTRICOS ÁCIDO - BASE HInd (aq) + H2O (l) « H3O+ (aq)+ Ind- (aq) Color A Color B [Ind  ][H 3O  ] K a (HInd)  [HInd] Cuando a una disolución le añadimos un indicador, estarán presentes las dos especies HInd e Ind-.  ¿Qué color veré? Si [HInd]/[Ind-] ³ 10 Þ Color A (predomina forma INDICADORES. ácida) Si [HInd]/[Ind-] £ 0.1 Þ Color B (predomina forma básica) El cociente depende de la Ka y del pH: Si 0.1< [HInd]/[Ind-]< 10 Þ Color mezcla de A y B [Ind  ][H 3O  ] [HInd] K Ind  [H 3O  ] K Ind  [HInd] [Ind  ] Si [HInd]/[Ind-] ³ 10 Þ [H3O+] ³ 10 KInd Þ pH £ pKInd –1 Color A (predomina forma ácida) Si [HInd]/[Ind-] £ 0.1 Þ [H3O+] £ 0.1 KInd Þ pH ³ pKInd +1 Color B (predomina forma básica) Si 0.1< [HInd]/[Ind-]< 10 Þ pKInd –1 < pH < pKInd +1 Mezcla A y B Intervalo de viraje (2 unidades de pH) Intervalos de viraje de indicadores TITULACIÓN ACIDO - BASE TITULACIÓN ACIDO - BASE ¿Cómo sé cuándo he llegado al punto de Punto de equivalencia? equivalencia Curva de valoración: Representación del pH en función del volumen añadido. TITULACIÓN ACIDO - BASE ¿Cuál es el pH del punto de equivalencia? Si valoro ácido fuerte con base fuerte (o al revés) Þ pH = 7 Si valoro ácido débil con base fuerte Þ pH > 7 Si valoro base débil con ácido fuerte Þ pH < 7 ¿Cómo calcular el pH de ese punto o de cualquier punto de la curva? Con el tratamiento exacto de los equilibrios de ionización. ¿Cómo sé que he llegado al punto de equivalencia sin necesidad de representar la curva de valoración entera? Mediante un indicador apropiado Apropiado: que cambie de color justo cuando la reacción llega al punto de  p.ej.: valoración de un ácido fuerte con una base fuer TITULACIÓN ACIDO - BASE Clave: que el intervalo de viraje del indicador coincida con el salto de pH que se produce cuando alcanzamos el punto de equivalencia.  Curva de valoración de una base fuerte con un ácido fuerte: TITULACIÓN ACIDO - BASE  Curva de valoración de un ácido débil con una base fuerte: TITULACIÓN ACIDO - BASE  Curva de valoración de un ácido diprótico con una base fuerte: TITULACIÓN ACIDO - BASE SISTEMAS DE REGULACIÓN DEL PH BIOLÓGICO I. REGULACIÓN DEL PH EN LOS FLUIDOS BIOLÓGICOS EN EL PLASMA DE LA SANGRE: La sangre es el fluido que transporta los gases de la respiración, los nutrientes y los productos de desecho entre los diversos órganos y tejidos. Existen sistemas reguladores en la sangre que ayudan a mantener el pH a 7.35: 1. El sistema regulador de fosfato dihidrogenado/fosfato hidrogenado. 2. El sistema regulador del acido carbónico/ bicarbonato 3. El sistema regulador de proteínas. SISTEMAS DE REGULACIÓN DEL PH BIOLÓGICO 1. TRANSPORTE DE DIÓXIDO DE CARBONO: El dióxido de carbono (CO2) también depende de la sangre para su transporte. Una vez que el dióxido de carbono es liberado de las células es transportado a la sangre principalmente de tres maneras: a. Una pequeña cantidad (entre 7 y 10%), disuelto en el plasma. b. La mayor parte (entre 60 y 70%), como iones de bicarbonato resultante de la disociación del ácido carbónico, que también ha liberado iones de hidrógeno (H+) (acidez) c. Combinado con la hemoglobina. La formación de iones de bicarbonato favorece la descarga de oxígeno. SISTEMAS DE REGULACIÓN DEL PH BIOLÓGICO SISTEMAS DE REGULACIÓN DEL PH BIOLÓGICO La primera reacción es muy lenta en el plasma, pero muy rápida dentro del glóbulo rojo porque este contiene anhidrasa carbónica. La segunda reacción que es la disociación iónica de ácido carbónico, se produce con rapidez sin enzimas. Cuando la concentración de estos iones asciende dentro del glóbulo rojo el HCO3- difunde hacia el exterior pero el H+ no puede hacerlo con facilidad porque la membrana eritrocitica es relativamente impermeable a los catones. Por lo tanto para que se mantenga la electro neutralidad, se difunden iones de cloro (Cl-) hacia el interior del glóbulo rojo desde el plasma en el llamado desplazamiento de cloruro. El desplazamiento de Cl- tienen lugar de acuerdo con el equilibrio de Gibbs – Donnan (equilibrio que se produce entre los iones que pueden atravesar la membrana y los que no son capaces de hacerlo) Algunas de los iones de H+ liberados se fijan a la hemoglobina reducida. H+ HbO2  H+ x Hb + O2 Esto sucede porque la Hb reducida es menos ácida que la forma oxigenada. SISTEMAS DE REGULACIÓN DEL PH BIOLÓGICO ACIDOSIS Y ALCALOSIS Los términos acidosis y alcalosis se utilizan para describir las situaciones anormales que resultan de un desequilibrio en el pH de la sangre causado por un exceso de ácido o de álcali (base) en la sangre. Este desequilibrio generalmente es provocado por alguna afección o enfermedad subyacente. Se considera normal aquel valor de pH que se mantiene dentro de unos márgenes estrechos, entre 7,35 y 7,45 de tal manera que se garantiza el normal funcionamiento de los distintos procesos metabólicos, a la vez que se permite un transporte y liberación normal del oxígeno a los tejidos. Hablaremos de acidosis cuando el pH sanguíneo se encuentra por debajo de 7,35 mientras que en la alcalosis el pH es superior a 7,45. Son muchas las situaciones o enfermedades que pueden hacer variar el pH, situándolo más allá de los límites anteriormente citados. ACIDOSIS Y ALCALOSIS En condiciones normales, el metabolismo del organismo genera importantes cantidades de ácidos que deben ser eliminados para mantener un pH correcto. La mayor parte del componente ácido está representada por el ácido carbónico, formado a partir de dióxido de carbono (CO2) y agua. También se producen ácido láctico, cetoácidos y otros ácidos orgánicos, aunque en cantidades menores. Los principales órganos implicados en la regulación del pH sanguíneo son los pulmones y los riñones. Los pulmones contribuyen a la eliminación de ácidos del organismo expulsando CO2: el organismo puede modificar la frecuencia respiratoria con la finalidad de alterar a su vez la cantidad de CO 2 ACIDOSIS Y ALCALOSIS LOS RIÑONES: excretan ciertas sustancias ácidas por la orina; además, contribuyen a regular la concentración de bicarbonato (HCO3-, es una base) en la sangre. Las alteraciones ácido-base debidas a aumentos o disminuciones de HCO3- tienen lugar más lentamente que los cambios en el CO2, durando entre varias horas y semanas. Ambos mecanismos tienen lugar simultáneamente, manteniendo el pH sanguíneo en las personas sanas entre unos márgenes muy estrechos y controlados. Los sistemas tampón son capaces de resistir a las variaciones de pH y contribuyen a regular las concentraciones de ácido y de base del organismo. Los principales sistemas tampón en la sangre son la hemoglobina (en los hematíes), las proteínas plasmáticas, el bicarbonato y los fosfatos. ACIDOSIS Y ALCALOSIS LA ACIDOSIS tiene lugar cuando el pH de la sangre se sitúa por debajo de 7,35 y puede obedecer a: Aumento de la producción de ácidos. Consumo de sustancias que se metabolizan a ácidos. Disminución de la eliminación de ácidos del organismo. Aumento de la excreción de bases. LA ALCALOSIS tiene lugar cuando el pH es superior a 7,45 y puede ser debida a: Trastornos electrolíticos causados, por ejemplo, por vómitos prolongados o deshidratación grave. Administración o consumo de bases. Hiperventilación: con aumento de la eliminación de ácidos en forma de CO2. Cualquier situación que afecte a los pulmones, riñones, al metabolismo, o a la respiración puede potencialmente causar acidosis o alcalosis. ACIDOSIS Y ALCALOSIS Puntos importantes El pH de la sangre: debe mantenerse entre 7,35 y 7,45. El objetivo que se fija el organismo: es mantener un balance constante entre la entrada de ácidos y bases, ya sea incorporados desde el exterior o producidos en el propio organismo, y la eliminación de ácidos y bases. Las alteraciones de este equilibrio: conducen a una acidosis o a una alcalosis. El balance puede restablecerse: aumentando la eliminación y/o disminuyendo la entrada de los mismos. ACIDOSIS Y ALCALOSIS Los trastornos del equilibrio ácido-base se dividen en dos grandes categorías: Los que afectan al sistema respiratorio y originan cambios en la concentración de CO2: se conocen como acidosis respiratorias (pH disminuido) o alcalosis respiratorias (aumento de pH). Los trastornos del equilibrio ácido-base de tipo respiratorio suelen obedecer a enfermedades pulmonares o a otras enfermedades que repercuten sobre el proceso normal de la respiración. En los casos en los que se altera la concentración de HCO3-: se observarán cuadros de acidosis metabólica (pH bajo) o de alcalosis metabólica (pH alto). Los trastornos ácido-base de tipo metabólico pueden ser debidos, entre otras causas, a enfermedades renales, a trastornos electrolíticos, a vómitos o diarreas graves, a la toma de ciertos fármacos y sustancias tóxicas y a enfermedades que afectan al metabolismo (por ejemplo: la diabetes). CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE ACIDOSIS RESPIRATORIA Disminución de la eliminación de CO2: Disminución de la frecuencia respiratoria: debida a fármacos o a trastornos del sistema nervioso central. Disfunción de la función respiratoria por motivos mecánicos: debido por ejemplo a traumatismos o a la presencia de un neumotórax (presencia anómala de aire entre los pulmones y la caja torácica). Enfermedades neuromusculares: miastenia gravis, botulismo, esclerosis lateral amiotrófica (ELA), síndrome de Guillain-Barré. Obstrucción de las vías aéreas: por alimentos, por cuerpos extraños. Enfermedades pulmonares. CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE ALCALOSIS RESPIRATORIA: Aumento de la eliminación de CO2: Hiperventilación: debida a estados de ansiedad, a dolor o a estados de shock. Fármacos: por ejemplo, por una sobredosis por aspirina (salicilatos). Neumonía, congestión pulmonar, embolismo pulmonar. Ejercicio. Fiebre. Tumores del sistema nervioso central, traumatismos, infecciones (meningitis y encefalitis). Enfermedad hepática. CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE ACIDOSIS METABÓLICA: Concentración disminuida de HCO3-, debido a pérdidas de HCO3- o a aumentos en la cantidad de ácido: Cetoacidosis alcohólica. Cetoacidosis diabética. Insuficiencia renal. Acidosis láctica. De causa tóxica, sobredosis de salicilatos (aspirina), metanol, etilenglicol. Pérdidas gastrointestinales de bicarbonato: como puede suceder en las diarreas prolongadas. Pérdidas renales de bicarbonato. CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE ALCALOSIS METABÓLICA: Concentración aumentada de HCO3-, debida a pérdidas de ácidos o a ganancias de bicarbonato: Diuréticos. Vómitos prolongados. Deshidratación grave. Trastornos en los que se pierde potasio. Administración de bicarbonato, ingestión de sustancias alcalinas. Algunos trastornos ácido-base son "mixtos", especialmente cuando el cuerpo trata de compensar los desequilibrios que se producen. CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE SIGNOS Y SÍNTOMAS Es posible que una acidosis no cause ninguna sintomatología, o que se asocie a signos y/o síntomas inespecíficos, como fatiga, náuseas y vómitos. La acidosis aguda puede originar un aumento de la frecuencia y de la profundidad de los ciclos respiratorios, confusión, dolor de cabeza, así como convulsiones, coma e incluso la muerte. Los signos y síntomas de una alcalosis son debidos con frecuencia a las pérdidas asociadas de potasio (K+) y suelen consistir en irritabilidad, debilidad y calambres. PRUEBAS RELACIONADAS El estudio del equilibrio ácido-base tiene como objetivo conocer si un individuo padece un trastorno ácido-base, determinar la gravedad de dicho trastorno, y contribuir al diagnóstico de las enfermedades o situaciones que lo están originando (cetoacidosis diabética o ingestión de sustancias tóxicas). También resulta útil el estudio para monitorizar a los individuos en estado muy crítico o con enfermedades que pueden afectar al equilibrio ácido-base, como enfermedades pulmonares crónicas o una enfermedad renal. CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE Las pruebas que principalmente se utilizan para identificar, evaluar y monitorizar el equilibrio ácido- base son: Gases en sangre. Electrolitos. Los gases sanguíneos son el conjunto de pruebas realizadas a partir de una misma muestra de sangre arterial (sangre obtenida de una arteria). Proporcionan información del pH sanguíneo, así como de la pO2 (cantidad de oxígeno disuelto en la sangre) y de la pCO2 (cantidad de dióxido de carbono disuelto en la sangre). A partir de los resultados de estas pruebas se puede calcular el bicarbonato (HCO3-). En muchos trastornos ácido-base, tanto el HCO3- como la pCO2, están alterados. Esto se debe a que el organismo intenta mantener el pH siempre muy cercano a los valores normales. Por lo tanto, si una de las dos anteriores sustancias aumenta o disminuye, la otra variará de manera que se mantenga el pH dentro de los rangos de referencia; a este proceso se le conoce como compensación. En la tabla siguiente se muestran los valores que se espera encontrar en los cuatro principales trastornos del equilibrio ácido-base. CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE Los electrolitos estudiados hacen referencia básicamente a un grupo de cuatro pruebas: Na+ (sodio), K+ (potasio), Cl- (cloruro) y bicarbonato (normalmente medido como contenido total de CO2). Existe una interconexión entre los fluidos del organismo, las concentraciones de electrolitos y el equilibrio ácido-base, de tal manera que uno o varios electrolitos están aumentados o disminuidos en los trastornos ácido-base de tipo metabólico. En las personas con acidosis metabólica se calcula el anión gap empleando los resultados de ciertos electrolitos; se conoce así las posibles causas de la anomalía en el equilibrio ácido-base. El anión gap evalúa la diferencia entre las partículas eléctricas medidas y no medidas (iones o electrolitos) en la porción líquida de la sangre. Por ejemplo, un aumento del anión gap puede estar indicando una acidosis diabética. (Si desea más información acerca del anión gap, acceda a este enlace). Las personas con alcalosis metabólica suelen tener una disminución de los valores de cloruro y de potasio, y estos aportan información sobre la causa del desequilibrio. CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE En función de los resultados, pueden solicitarse pruebas adicionales para ayudar a establecer un diagnóstico; por ejemplo, se solicitan: Glucosa y cetonas: un aumento de su concentración indica cetoacidosis. Lactato: un aumento de su concentración indica acidosis láctica. Osmolalidad: evalúa el equilibrio hídrico y puede emplearse si se cree que la concentración de sodio está disminuida o en los casos de intoxicación con sustancias como metanol y etilenglicol. Drogas de abuso: para detectar una o varias sustancias que se hayan consumido, como salicilatos, acetaminofeno u otras toxinas. Hemograma: un aumento marcado del recuento de leucocitos puede indicar una sepsis. Urianálisis: el pH de la orina puede ser útil en algunos casos, particularmente en la evaluación de la acidosis tubular renal en niños. CAUSAS COMUNES DE LOS TRASTORNOS ÁCIDO-BASE Es posible que en un mismo individuo exista más de un trastorno ácido-base. Algunos ejemplos podrían ser la ingestión de aspirina (puede producir, tanto una alcalosis respiratoria como una acidosis metabólica) y los casos observados en las personas con enfermedades pulmonares que se están medicando con diuréticos (acidosis respiratoria y alcalosis metabólica). Se puede determinar si existe un trastorno ácido base mixto empleando algunas fórmulas que permiten calcular el grado de compensación. Tratamiento El objetivo del tratamiento es identificar la causa del desequilibrio ácido-base y tratarla, además de efectuar un tratamiento de soporte a la persona afectada. No obstante, es posible que a veces el médico decida administrar HCO3- de forma intravenosa cuando el individuo presente unas concentraciones de pH peligrosamente bajas.  EJERCICIOS 1.- EJERCICIOS EJERCICIOS 2.- 3.- EJERCICIOS  4. - EJERCICIOS 5. - 0.0 5 0. 1 EJERCICIOS 6. - EJERCICIOS 7. - EJERCICIOS 8. -  9. - EJERCICIOS  10.- EJERCICIOS  11.- EJERCICIOS  12.- EJERCICIOS  13.- EJERCICIOS 14.-  15.- EJERCICIOS  16.- EJERCICIOS 17. -  18. - EJERCICIOS 19. -  20. - EJERCICIOS 21. -  22.- EJERCICIOS 23.- EJERCICIOS PROPUESTOS EJERCICIOS propuestos  BIBLIOGRAFÍA E. Villalobos Rodríguez, Fijación simbiótica del Nitrógeno, San José (Costa Rica) 2006. F. Castillo Rodríguez, Biotecnología ambiental, Madrid 2005. J. R. Peña, Cuaderno de Histología vegetal, Salamanca 2010. L. Taiz-E. Zeiger, Fisiología Vegetal, Vol. I, Castellón de la Plana 2006 Céspedes M, Ela M. Enzimas que participan como barreras fisiológicas para eliminar radicales libres. Rev Cubana Inv Biomed 1996;15(2):75-8. Halliwell B. Antioxidant nutrients-Efficacy in diesease prevention and safety. Bioquemistry 1995;feb/Mar:16-8. Yu BP. Aging and oxidative stress: modulation by dietary restriction. Free Rad Biol Med 1996;21:651-68. 07/04/2024 Ing. Flor Silva Meza, Medicina Ciclo I  Licenciada por: Visítanos aquí: https://medicina.usmp.edu.pe Av. Alameda del Corregidor 1531 – La Molina.