Principios biofísicos y bioquímicos de la regualación del hidrogenión

Autor: Dr. Ricardo Morales Larramendi

Especialista de Segundo Grado en Medicina Interna.
Especialista de Segundo Grado en Medicina Intensiva y Emergencias.
Profesor Auxiliar de Medicina Interna. Facultad No. 1 ISCM, Santiago de Cuba.
Jefe de Servicio de la UCI, Hospital "Saturnino Lora", Santiago de Cuba.

 

 

Introducción.

El balance ácido-básico constituye un aspecto fundamental de la homeostasis al igual que el control de la oxigenación y de la presión arterial. Es por ello que los seres vivos controlan la concentración de hidrogeniones [H+] en el rango de los 35 a 45 nmol/L, mientras que otros iones se encuentran en el orden de los mmol/L.

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Desarrollo.

¿Por qué los H+ son tan importantes?

  1. Por sus altas densidades de carga, su fortaleza y sus enlaces son muy sensibles a sus concentraciones locales
  2. Influyen a las reacciones bioquímicas y a las interacciones de las hormonas y medicamentos con las proteínas plasmáticas y los receptores de superficie celulares
  3. Su variación intracelular modifica el comportamiento de la célula al modificar la carga proteica, lo que afecta la estructura y la función.
    Ej: La actividad de la fosfofructoquinasa (reguladora de la glucolisis) disminuye en 90% al disminuir el pH de 7,35 a 7,25

Por definición en 1909 del director del Laboratorio Carlsberg en Copenhague, Sfren Peter Lauritz Sfrensen (1868 a 1939), pH es el logaritmo negativo de la [H+], o también, el logaritmo del número recíproco de la [H+], por lo cual:

Esto ha permitido establecer la relación no lineal siguiente entre [H+] y pH:
Pero para poder continuar, debe revisarse el desarrollo de algunos conceptos.

Ácido - Es una palabra que deriva del latín y significa "agrio".

Álcali - Deriva del árabe y significa "calcinar una planta hasta hacerla cenizas y convertirla en una cal para producir un cáustico".

A principios del siglo XIX Michael Faraday (1791 a 1867) establece el concepto de electrolisis (aniones y cationes).

Justus von Liebig (1803 a 1873) define en 1838 los ácidos como aniones y las bases como cationes (-/+).

Svante August Arrhenius (1859 a 1927), fundador de la físico-química junto a van´t Hoff, enuncia la ley de Acción de Masas: "la velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración de las sustancias que reaccionan".
Esto lo presentó en una tesis que le aprobaron con el mínimo, pero que le permitió obtener el premio Nóbel en 1903.

Tomado de: Astrup P, Bie P, Engell HC. Salt and water in culture and medicine. Copenhagen: Radiometer; 1993. p 51

Ácido - El que al disociarse en agua produce un H+ y un anión.
Álcali - El que al disociarse en agua produce un OH- y un catión.

Lawrence Joseph Henderson (1878 a 1942). Profesor de Fisiología en Harvard, es quien acuña en 1909 el término "balance ácido-básico" y crea la conocida ecuación de Henderson, que establece la relación entre el pH y "el par" bicarbonato/ácido carbónico.

Tomado de: Severinghaus JW, Astrup P, Murray JF. Blood Gas Analysis and Critical Care Medicine. Am J Respir Crit Care Med 1998; 157(4):S114-S122

Johannes Nicolaus Brfnsted (1879 a 1947) profesor de físico-química, define junto con TM Lowry en 1923 los ácidos como donantes de H+ (donante de protones) y las bases como aceptores de H+ (aceptores de protones).
- Brfnsted JN. The acid basic functions of molecules and its dependency on the electric charge types. J Phys Chem 1926; 30:777
- Lowry TM. The electronic theory of valency. 1. The origin of acidity. Trans Farad Soc 1924; 20:13


Tomado de: Astrup P, Bie P, Engell HC. Salt and water in culture and medicine. Copenhagen: Radiometer; 1993. p 203


La ecuación de Henderson fue modificada por Karl Albert Hasselbalch (1874 a 1962), dando lugar a lo que se llama ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Si a la ecuación de Henderson-Hasselbalch se le aplica la ley de Henry de los gases (el valor en el equilibrio de la fracción molar de un gas disuelto en un líquido, es directamente proporcional a la presión parcial del gas a la que se expone la superficie libre del líquido), se obtiene:
Esto permite calcular el pH pero no significa que lo determine pues el CO3H- está influido por la PCO2 según lo que establece la reacción de hidratación del CO2, catalizada por la anhidrasa carbónica (AC)
Dicho de otra forma: la PCO2 es una variable independiente mientras que el CO3H- es una variable dependiente.

Variable independiente es la impuesta externamente al sistema y su valor no es afectado por los cambios del sistema ni por el de otras variables. Influencia al sistema, pero no es influenciada por él.

Variable dependiente es la que forma parte interna del sistema y su valor se afecta por los cambios del sistema y por el de otras variables independientes.

Los principios de Brfnsted han hecho pensar erróneamente que las fluctuaciones en la [H+] son las que determinan el nivel de acidez o alcalinidad de una solución y que se pueden ignorar otros radicales. También ha hecho pensar que la entrada o la salida de los H+ de una solución son los que determinan su concentración; pero la [H+]es una variable dependiente, que está determinada por otras (independientes).

Si se procede al análisis de la tabla 2...

Se obtiene como conclusión:

  • El incremento de la [H+] y el decremento del pH no son lineales ni pueden predecirse a partir de la cantidad de ácido añadido

Una solución ácida es la que posee un exceso de H+ con relación a los OH-, mientras que si sucede lo contrario será alcalina. El pH solo no es suficiente para determina si la solución será ácida o alcalina.

Determinantes de la [H+]
Inicialmente el equilibrio ácido-básico se explicaba sobre la base de la PCO2 que era la única que se medía, pero posteriormente se trató de evaluar la parte no-respiratoria o metabólica por medio de:

  • Base buffer: Singer & Hasting - 1948
  • Exceso de base (EB): Sigaard Andersen - 1963
  • Standard Bicarbonate (SB): Sigaard Andersen - 1966
  • Brecha aniónica (Anion gap): Emmet & Narins - 1977

En 1983, Peter A. Stewart publica su trabajo "Modern quantitative acid-base chemistry. Can J Physiol Pharmacol 1983; 61:1444-1461" donde enfatiza una serie de principios físico-químicos y la importancia del análisis cuantitativo de las soluciones iónicas basado en dichos principios; lo que estaba prohibido por la enorme cantidad de cálculos a realizar. Pero ahora las computadoras han eliminado dicha prohibición.

El agua como único solvente
El agua pura es la solución más simple y posee una elevada constante dieléctrica, una escasa disociación en H+ y OH- (a la temperatura corporal contiene una [H+] de 155 nmol/L (pH 6,8)), y una extraordinariamente elevada concentración molar.

Su elevada constante dieléctrica es la que hace que los átomos unidos por enlaces electrostáticos se disocien en sus iones constituyentes al disolverse en ella.

Para explicar el comportamiento de los iones en solución, deben recordarse algunas leyes que siempre actúan:

  • Ley de la electroneutralidad: En soluciones acuosas la suma de las cargas positivas de los iones debe ser igual a la suma de las cargas negativas.
  • Ley del equilibrio de las sustancias en disociación: Todas las sustancias incompletamente disociadas deben alcanzar su estado de equilibrio
KA: Constante de disociación de la sustancia
  • Ley de la conservación de la masa: la cantidad de una sustancia se mantiene constante a menos que sea añadida o generada, removida o destruida.
    Esto también se puede expresar como "la concentración total de una sustancia parcialmente disociada es igual a la suma de sus concentraciones disociadas y no disociadas".
Si se aplican estas leyes al agua, se obtiene:
Es por ello que la génesis de los H+ es siempre el agua.

En las soluciones acuosas más complejas hay tres determinantes de la [H+]:

  1. La diferencia de iones fuertes (SID)
  2. La PCO2
  3. La concentración total de ácidos débiles

En esto radica la esencia y lo revolucionario del enfoque de Stewart.

El sistema de la PCO2
AC

Este es un sistema familiar para todos en el que se aprecia que el aumento del CO2 provoca el acrecentamiento del CO3H- y del H+, por lo que el CO2 es la variable independiente y el CO3H- y el H+ son las variables dependientes.

Iones fuertes y la diferencia de iones fuertes (SID)

Los iones que se mantienen completamente disociados en una solución independientemente de su concentración, reciben el nombre de iones fuertes.

En humanos, los iones fuertes predominantes extracelularmente son el Cl- y el Na+ y en menor grado el K+, Ca++, Mg++ y los Sulfatos. Intracelularmente predominan el Cl- y el K+.
El lactato y los cetoácidos, se comportan como iones fuertes antes de ser metabolizados.

La diferencia de iones fuertes es el producto de la diferencia de TODOS los cationes fuertes y TODOS los aniones fuertes.
De estos conceptos se deriva que el H+, OH- y el CO3H- no son iones fuertes.

SID disminuye: Aumento relativo de los aniones fuertes sobre los cationes fuertes y se produce acidosis al aumentar los H+ por la ley de electroneutralidad.
SID aumenta: Exceso de cationes fuertes sobre los aniones fuertes y se produce alcalosis al disminuir los H+ por la ley de electroneutralidad.

Un ejemplo de esto último lo constituyen la acidosis metabólica por expansión de volumen (incremento del Cl-) y la alcalosis por pérdida de Cl-. En ello no determina per se el pH de la solución, sino la relación entre sus cationes y aniones fuertes, como se observa en la Tabla 3. Esto motivó que dejaran de utilizarse las soluciones "balanceadas" con CO3H- para normalizar el pH.

Acidos débiles plasmáticos (AH).
Frecuentemente se les conoce como buffer. Están constituidos fundamentalmente por los proteinatos y los fosfatos en plasma y los hemoglobinatos en sangre total.

Normal en plasma: 18 a 20 mEq/L
Normal en liquido intersticial: 1 a 2 mEq/L

En pacientes críticos: 8 a 12 mEq/L por Serina de 2 a 3 g/dL

Si se analiza la tabla 4 se observa que al añadirse un buffer aumenta la [H+], en lugar de neutralizarla, que era lo esperado; además, debe recordarse que los cambios en estos buffer ocurren lentamente durante días o semanas en comparación con los cambios rápidos compensatorios de la SID.
Lo enunciado en el párrafo anterior lleva a la conclusión que "la contribución de los buffer en plasma al balance ácido-básico, resulta menor que la de la SID y el CO2".

  • Al incrementar Atot se incrementa la [H+]. Esto es lo que explica la alcalosis hipoproteinémica

PCO2, SID y Atot

  • El cambio de Atot en sangre es lento (días) y resulta pequeño en comparación con los de la PCO2 y la SID.
Figura 1. Principales órganos y sistemas que regulan las variables independientes circulantes en plasma.

Trastornos ácido-básicos
Las alteraciones respiratorias continúan con su enfoque habitual, pero en los elementos metabólicos deben considerarse las alteraciones de la SID, de la serina (Alcalosis hipoproteinémica: cirrosis hepática, síndrome nefrótico, malnutrición. Acidosis hiperproteinémica: cólera), y de los fosfatos (acidosis metabólica de la hiperfosfatemia). La hipofosfatemia no llega a provocar alcalosis metabólica porque su cifra normal es 1 " mM

Alteraciones de la SID

  1. El cambio en el agua (con Na+ aumentado o disminuido) cambia la concentración de electrolitos y por ende la SID
  2. La SID puede cambiar per se (con Na+ normal)
  3. Lo que varía fundamentalmente es el Cl- o los aniones no identificados (Xa-)

Conclusiones clínicas

  1. La homeostasis ácido-básica de un compartimiento líquido corporal se establece por la regulación de sus variables independientes
  2. La causa de los trastornos ácido-básicos primarios es el cambio de una o más de sus variables independientes
  3. La mejor evaluación del estado ácido-básico resulta del análisis de sus variables independientes
  4. Las intervenciones terapéuticas deben dirigirse al ajuste de sus variables independientes


Transporte iónico y ácido-básico transmembrana

Las membranas celulares son impermeables, por lo que existen procesos facilitadores del transporte iónico transmembrana.

  1. Pasivo (difusión facilitada)
  2. Activo Primario (dependiente de la hidrólisis del ATP)
  3. Secundario (dependiente de gradientes iónicos enzimáticos como la Na+/K+ ATPasa).

Esto demuestra que la regulación del pH y el transporte electrolítico (regula la concentración iónica intracelular = SID y el volumen celular) están inter-relacionados.
Movimiento transcelular de electrolitos: Regula la concentración iónica intracelular y el volumen celular.
Concentración iónica: Determina la SID.

Varios sistemas de transporte se relacionan con la extrusión de ácidos celulares o de organelos, lo que se estimula o inhibe por las variaciones del pH. Los transportadores ácido-básicos pueden modularse por hormonas, factores de crecimiento, drogas o mediadores de inflamación (Tabla 6).

  • En ambos lados de la membrana deben cumplirse las leyes de la electroneutralidad, del equilibrio de disociación, etc
  • En los compartimientos líquidos adyacentes a las membranas, los valores de las variables dependientes están determinados por los de las independientes; principalmente por la SID, ya que el CO2 es libremente difusible y las proteínas se encuentran en el espacio vascular
  • La regulación del pH intracelular se basa en estos mismos principios
  • Antipuerto Cl-/CO3H- eritrocitario: Fenómeno del "robo del cloro" de Hamburge
Brecha aniónica

Brecha aniónica (BA) = Na+ - (Cl- + CO3H-) Normal: 12 ± 4 mmol/L

- Si aumenta la BA significa que aumentaron los (+) o disminuyeron los (-)
- La alcalosis (respiratoria o metabólica), incrementa la BA en 3 a 5 mEq/L
- Las sales de Na de aniones pobremente reabsorbibles (antibióticos b-lactámicos) pueden incrementar la BA

Si la brecha aniónica es normal

  1. No hay incremento de aniones no medidos (Xa)
  2. Pueden aumentar algunos aniones no medidos (lactato) y disminuir otros aniones no medidos (serina)
  3. Pueden aumentar algunos aniones no medidos y disminuir algunos cationes no medidos (Mieloma en cetoacidosis)

Sus valores normales están muy influidos por los niveles de Proteínas y Fosfatos (DiNubile, 1988)

BA corregida (BAc) = BA - Lactato - Urato - Fosfato - Proteinato
(BAc) = BA observada + (0,25 [serina normal - serina real])

Si el pH es inferior a 7,30 el valor normal de la BA se estima por:

BA = 2(Serina g/dL) + 0,5(Fosfato mg/dL)

Brecha de iones fuertes

[SID]a: Diferencia de iones fuertes (aparente)

[SID]a = [Na+] + [K+] + [Mg++] + [Ca++] - [Cl-]

[SID]e: Diferencia de iones fuertes (efectiva)

[SID]e = [Na+] + [K+] + [Mg++] + [Ca++] - [Cl-] - [Xa-]

Brecha de iones fuertes

[Xa-] = [SID]a - [SID]e N: 0

Si [Xa-] = > 0, exceso de aniones no medidos
Si [Xa-] = < 0, exceso de cationes no medidos

Conclusiones

  1. El análisis cuantitativo de las soluciones iónicas es ahora posible por la computación, lo que modifica la comprensión del movimiento iónico y provoca que se eliminen antiguos modelos de su movimiento transmembrana.
  2. En los líquidos orgánicos las variables independientes son la PCO2, la SID y los ácidos débiles, mientras que las variables dependientes son la [H+], la [OH-], la [CO3H-], la [CO32-], [A-], [AH]
  3. El movimiento de H+ entre soluciones no afecta la [H+] (pH) de ninguna solución, ya que esto solo pueden hacerlo las variables independientes y de ellas, fundamentalmente la SID
  4. Los cambios de temperatura modifican las concentraciones iónicas, por lo que deben considerarse siempre.
  5. El balance ácido-básico puede comprenderse cuantitativamente en los términos de las variables independientes (PCO2, SID y los ácidos débiles) y su regulación por los pulmones, riñones, intestino e hígado

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Última actualización: 16 de Mayo del 2002
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