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?