FACULTAD DE TECNOLOGÍA MÉDICALABORATORIO Y ANATOMÍA PATOLÓGICA

QUÍMICA

“AMORTIGUADORES SANGUÍNEOS”

ALUMNOS:CHAGUA RENDICH, Flor de María

SALCEDO CUENTAS, Alejandro Mitchell.ROMERO GOMEZ, Araceli Gicela.

DOCENTEQ. F. Carmen Fernández Arroyo

Lima-Perú2014

“AMORTIGUADORES SANGUÍNEOS”

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DEDICATORIA

En primer lugar a nuestro Dios Todopoderoso, gracias a su sabiduría y paciencia elaboramos este didáctico trabajo grupal con mucho esfuerzo

El presente trabajo tambiénestá dedicado a nuestros maestros en la área de salud, familiares y amistades por el apoyo brindado durante su

elaboración.

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INTRODUCCIÓN

En ciertos procesos químicos es necesario que el pH se mantenga constante ya sea para lograr un producto deseado o para que el producto obtenido no sea degradado debido a la acidez de la solución.

En la sangre, cuyo pH es 7.4, se lleva a cabo el normal transporte del oxígeno. Si este pH cambia aunque sea una décima la persona sería afectada en su salud.

Entonces ¿Qué hace posible que el pH de la sangre se mantenga constante? Químicamente la sangre es un sistema buffer o amortiguadora, además la sangre tiene propiedades amortiguadoras. El pH del plasma sanguíneo se mantiene casi constante en el rango 7.35 y 7.45. Los pares conjugados que le confieren propiedades amortiguadoras sonHCO3

- / H2CO3 y H2PO4- / HPO4

-2

Una solución amortiguadora o tampón es aquella que mantiene casi constante su pH cuando se le añade pequeñas cantidades de un ácido o una base o cuando se le diluye. Las soluciones amortiguadoras contienen como solutos un par conjugado ácido-base. Al adicionar un ácido a la solución, la base conjugada presente en ella lo amortigua. Cuando se adiciona una base a la solución, el ácido conjugado presente en ella lo amortigua, es por ello, que el pH de la solución no varía bruscamente.

El presente trabajo, describe la función de los sistemas amortiguadores que utiliza el organismo para protegerse de los ácidos y bases producidos por el metabolismo, manteniendo un pH neutro, y por la espiración del CO2 por los pulmones y la excreción de NH4

+ y otros iones por el riñón.

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ÍNDICE

INTRODUCCIÓN.......................................................................................................................4

1. DEFINICIÓN DE Ph..........................................................................................................7

2. ÁCIDOS Y BASES..........................................................................................................10

2.1 DATOS HISTÓRICOS....................................................................................................10

2.2 CONCEPTOS GENERALES............................................................................................11

3 TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES..................................................................................11

3.1 TEORÍA DE SVANTE ARRHENIUS.................................................................................11

3.2 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY...................................................................................12

3.3 TEORIA DE LEWIS........................................................................................................12

4 ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES..................................................................12

4.1 ÁCIDOS Y BASES FUERTES...........................................................................................13

5 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS...........................................................................15

5.1 CONCEPTOS................................................................................................................15

5.2 ECUACION DE HENDERSON-HASSELBALCH................................................................16

5.3 CÁLCULO DEL PH DE SOLUCIONES TAMPON..............................................................17

5.4 REGLAS PRÁCTICAS PARA PREDECIR SI UNA SAL ES ÁCIDA, BÁSICA O NEUTRA.........17

6 SANGRE...........................................................................................................................19

6.1 DEFINICIÓN.................................................................................................................19

6.2 COMPOSICIÓN............................................................................................................19

7 ELECTROLITOS EN EL PLASMA................................................................................20

7.1 ELECTROLITOS NO PROTEÍNICOS................................................................................20

7.2 PAPEL DE LAS PROTEÍNAS...........................................................................................21

8 AMORTIGUADORES FISIOLÓGICOS........................................................................21

8.1 TAMPONES ORGÁNICOS.............................................................................................21

8.2 TAMPONES INORGÁNICOS.........................................................................................26

9 OTROS SISTEMAS TAMPÓN EN EL ORGANISMO.................................................29

9.1 REGULACIÓN RESPIRATORIA......................................................................................29

9.2 REGULACIÓN RENAL...................................................................................................31

10 CONCLUSIONES........................................................................................................32

11 REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS..........................................................................33

11.1 LIBROS:.......................................................................................................................33

11.2 PÁGINAS WEB.............................................................................................................34

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CAPÍTULO I

DEFINICIÓN DE PH

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1. DEFINICIÓN DE Ph

“Es el logaritmo de la concentración de hidrogeniones cambiado de signo”.

Se determina según la fórmula, pH es igual a menos logaritmo de la concentración de hidrogeniones, por lo que es inversamente proporcional a dicha concentración o sea a mayor concentración de hidrogeniones menor será el pH y viceversa.

Asimismo para calcular el pH de una solución se debe:

Calcular la concentración del ion hidrógeno. Calcular el logaritmo de base 10. El pH es el negativo del valor encontrado en el paso 2.

En condiciones normales la concentración de hidrogeniones del líquido extracelular es baja (40 nEq/l). Pequeñas fluctuaciones de la misma va a tener repercusiones importantes sobre procesos vitales. Existen unos límites relativamente estrechos entre los cuales la concentración de hidrogeniones es compatible con la vida. Dichos valores oscilan entre 16 y 160 nEq/l, lo que equivale a un pH de 7.80 a 6.80.

El término pH fue introducido en 1909 por Sorensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno: pH = - log [H'].

Los valores de pH bajos corresponden a concentraciones elevadas de H- y los valores de pH altos a concentraciones bajas de H'. Los ácidos son donadores de protones y las bases son aceptores de protones. Sin embargo, se hace una distinción entre ácidos fuertes (por ejemplo, HCI, H2SO4), que se disocian completamente aun en soluciones muy ácidas (pH bajo) y los ácidos débiles, que se disocian solo de manera parcial en soluciones ácidas. Una distinción semejante se hace entre bases fuertes (por ejemplo, KOH, NaOH) y bases débiles (por ejemplo, Ca(OH)2).

El pH normal de los líquidos corporales oscila entre 7.35 para la sangre venosa, por su mayor contenido en bióxido de carbono y 7.45 para la sangre arterial, con un menor contenido del mismo.

7

Cuando el pH disminuye por debajo de 7.35 se produce una acidosis, mientras que si aumenta por encima de 7.45 se produce una alcalosis.

Además:

Sustancia con pH 7 = Neutra. Sustancia con valor inferior a 7 = Ácidas. Sustancia con valor superior a 7 = Básicas o alcalinas.

La preservación del pH es vital para las células de todos los seres vivos.Las enzimas que catalizan importantes reacciones bioquímicas son eficientes solo dentro de estrechos límites de pH.Por esta razón el cuerpo humano mantiene un sistema notablemente complicado de amortiguadores.

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CAPÍTULO II

CONCEPTOS BÁSICOS SOBRE ÁCIDOS Y BASES

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2. ÁCIDOS Y BASES

2.1 DATOS HISTÓRICOS

Lavoisier (1777) observó que sustancias como el azufre y el fósforo en combinación con oxígeno, y en disolución acuosa, daban lugar a sustancias ácidas. Pensó que el responsable era el oxígeno y lo llamó principio acidificante.

Arrhenius (1887) propuso la Teoría de la disociación electrolítica iónica: Cuando los electrolitos (ácidos, bases y sales) se disuelven en agua se disocian en partículas cargadas (Iones).

AB ← → A- + B+

Ácido: Sustancia que en disolución acuosa libera iones de hidrógeno.

HA ← → A− + H+

oHA + H2O ← → A- + H3O+ (íonhidronio)

Base: Sustancia que en disolución acuosa libera iones hidroxilo.

BOH ← → B+ + OH-

Neutralización:Ácido + base ← → Sal + H2OHCl + NaOH ← → NaCl + H2O

Brönsted y Lowry (1923) definieron como Ácido: Toda especie capaz de ceder protones. Base: Toda especie capaz de aceptar protones. Reacción ácido-base, aquella que implica transferencia de protones.

Ácido ← → Base conjugada (del ácido) + H+

AcH ← → Ac- + H+

Las sustancias que pueden actuar tanto como ácido como base, se llaman anfolitos, anfóteros o anfipróticos.

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Lewis (1938) propuso que no todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo. Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo. Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser compartidos para formar enlaces covalentes dativos.

2.2 CONCEPTOS GENERALES

Los ácidos son compuestos que donan iones hidrógeno (H+) a una disolución y las bases son compuestos (como el ion OH-) que aceptan iones hidrógeno. El propio agua se disocia en una pequeña cuantía, generando iones hidrogeno (H+), que también se denominan protones, e iones hidroxilo (OH-). Los iones hidrógeno se hidratan mucho en agua y forman especies como H3O+, aunque normalmente se representan como simples H+. El propio agua es neutra, ni ácida ni básica.

3 TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES

3.1 TEORÍA DE SVANTE ARRHENIUS

Dentro de este marco teórico, un ácido fue definido como todo compuesto que en medio acuoso incrementa la concentración de iones hidrogeno, H+ (protón), asimismo una base se definió como todo compuesto que disuelto en agua incrementa la concentración de los iones hidróxido (OH-).

De estas definiciones podemos concluir que todo ácido de Arrhenius en su estructura debe tener al menos un ion hidrogeno ionizable y una base debe tener al menos un ion hidróxido.

3.2 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY

Un ácido es una especie química (molécula o ion) que dona un protón por lo que se transforma en una base conjugada.

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Una base es una especie química (molécula o ion) que acepta un protón por lo que se transforma en un ácido conjugada.

3.3 TEORIA DE LEWIS

Planteo una definición más general de ácidos y bases desde el punto de vista de formación de enlace covalente.

Ácido: Especie química (compuesto o ion) que es capaz de aceptar dos electrones para formar un enlace covalente.

Base: Especie química (compuesto o ion) que es capaz de donar dos electrones para formar un enlace covalente.

4 ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES

Son ácidos o bases fuertes los que al disociarse lo hacen de forma total. Ejemplo:

Clorhídrico, sulfúrico, en el caso de los ácidos.

HCl → Cl- + H+

H2SO4 → SO4-2 + 2H+

Sosa y potasa en el caso de las bases.

NaOH → Na+ + OH-

KOH → K+ + OH-

Los ácidos y bases débiles se disocian de modo parcial. Ejemplo:

El acético y el carbónico, respecto a los ácidos débiles.HCH3COO ← → CH3COO- + H+

H2CO3 ← → HCO3- + H+

El hidróxido de amonio, respecto a las bases débiles.

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4.1 ÁCIDOS Y BASES FUERTES

Son ácidos o bases fuertes los que al disociarse lo hacen de forma total, es decir, su porcentaje de ionización es 100%, no queda ninguna unidad fórmula (o molécula) sin ionizarse. Esto permite que la cantidad de iones generados sea grande en disolución acuosa diluida, y pueden ser buenos conductores eléctricos, de ahí que se les denomina electrolitos fuertes.

Entre los ácidos fuertes tenemos: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, que en solución acuosa diluida están completamente ionizados y por tanto, tienen fuerza ácida muy grande.

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(ac) + Cl-(ac)

HBr(g) + H2O(l) → H3O+(ac) + Br-

(ac)

HNO3(g) + H2O(l) → H3O+(ac) + NO3

-(ac)

HClO4(g) + H2O(l) → H3O+(ac) + ClO4

-(ac)

Entre las bases fuertes tenemos a los hidróxidos de los metales alcalinos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH y tres hidróxidos de los metales alcalinos térreos: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

4.2 ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

Los ácidos y bases débiles están ionizados parcialmente en solución acuosa diluida, debido a ello la cantidad de iones (aniones y catones) generados es muy pequeño, esto explica la pobre conductibilidad eléctrica que tienen las disoluciones de estas sustancias por lo cual se denominan electrolitos débiles.

Generalmente, el porcentaje de ionización de estas sustancias es menor al 5%, es decir, por cada 100 moléculas, 5 moléculas están ionizadas.

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CAPÍTULO III

AMORTIGUARES, TAMPÓN O BUFFER

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5 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

5.1 CONCEPTOS

Varios eventos metabólicos y exógenos pueden cambiar el balance ácido/base del cuerpo. Estos cambios son contrarrestados de varias formas, una de las cuales es mediante los buffers.

Un sistema amortiguador es una solución de dos o más sustancias cuya combinación se opone a los cambios de pH del medio en que se encuentre. Generalmente está constituido por un ácido débil y su sal correspondiente.

Son mezclas de ácidos débiles con sus sales o de bases débiles con sus sales, debido a que estas soluciones resisten a un cambio en la [H+] al añadir cantidades pequeñas de ácidos o bases (fuertes).

Además, su poder amortiguador está dado por la proximidad de su pK o constante de disociación al valor normal del pH y por la concentración de sus componentes. La pK es una medida de su capacidad para captar o ceder hidrogeniones.

Es importante tener en cuenta que todos los sistemas “buffer” están interrelacionados y que se amortiguan unos a otros, de modo que todos los amortiguadores de un mismo compartimento van a variar conjuntamente ante un cambio en el pH. Esto nos va a permitir conocer los cambios de cada sistema si conocemos los que ha experimentado uno de ellos.

5.2 ECUACION DE HENDERSON-HASSELBALCH

La ecuación de Henderson – Hasselbalch permite el cálculo del pH de una solución si se conocen la concentración molar de iones bicarbonato y la presión parcial de bióxido de carbono.

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De ella se deduce que un aumento de la concentración de iones bicarbonato produce un aumento del pH y se desvía el equilibrio ácido básico hacia la alcalosis.

Si aumenta la presión parcial de bióxido de carbono, disminuye el pH y el equilibrio se desvía hacia la acidosis.

Si en la ecuación la concentración de ácido es igual a la de la base, el cociente es 1, siendo el log de 1 = 0, se tiene que pH = pK por tanto, se puede definir el pK como el valor de pH de una solución amortiguadora en el que el ácido y la base se encuentran a concentraciones equimoleculares o al 50% cada una.Un ácido débil, HA, se ioniza como sigue:

La constante de equilibrio para esta disociación es:

Ambos términos se multiplican entre si:[H+][A-] = K[HA]

Ambos términos se dividen entre [A-]:

[H+] = K [HA] [A-]

Se obtiene el logaritmo de cada término:

Se multiplica todo por -1:

Se sustituyen el –log[H+] y –logK, por el pH y la pK, respectivamente, para obtener:

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]HA[

]A][H[Ka

]HA[

]A[logHlogKlog a

][

][logloglog

HA

AHKa

][

][log

HA

ApHpKa

HA H+ +

A-

En seguida, el último término se invierte para eliminar el signo negativo:

5.3 CÁLCULO DEL PH DE SOLUCIONES TAMPON

Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo de pH en soluciones reguladoras. Sin embargo, debe aclararse que esta ecuación no es aplicable en todos los casos, ya que para su deducción se realiza una serie de suposiciones.

Esta ecuación suele proporcionar resultados incorrectos cuando las concentraciones del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) son bajas. Para el cálculo del pH se debe saber el pKa del ácido y la relación entre la concentración de la sal y el ácido.

pH = pKa + log[sal]/[ácido]

5.4 REGLAS PRÁCTICAS PARA PREDECIR SI UNA SAL ES ÁCIDA, BÁSICA O NEUTRA

Los cationes de bases fuertes (Li+ ,Na+ , K+ , Rb+ , Cs+ , Ca+2 , Sr+2 , Ba+2) no se hidrolizan porque son ácidos débiles.

Los aniones de ácidos fuertes (Cl- , Br- , I- , (NO3)- , (Cl4)- ) no se hidrolizan porque son bases conjugadas débiles.

El ácido sulfúrico es un ácido fuerte diprótico, se ioniza en dos etapas generando dos aniones: HSO4

- (´de carácter ácido) y SO4-2

(de carácter básico relativamente débil) que se hidrolizan.

“Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases”.

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][

][log

HA

ApKpH a

CAPÍTULO IV

SANGRE Y AMORTIGUADORES FISIOLOGICOS

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6 SANGRE

6.1 DEFINICIÓN

La sangre es un tejido fluido de pigmentación roja, que circula por capilares, venas y arterias de los organismos vivos, transportando células y todos los elementos necesarios para realizar sus funciones vitales. La cantidad de sangre está en relación con la edad, el peso, sexo y altura. Un adulto tiene entre 4,5 y 6 litros de sangre, el 7% de su peso.

6.2 COMPOSICIÓN

Los glóbulos rojos transportan el oxígeno de los pulmones hacia los tejidos captan el anhídrido carbónico producido en los tejidos que es eliminado luego por las vías respiratorias.

Los glóbulos blancos defienden al organismo contra las infecciones bacterianas y virales. 

Las plaquetas impiden las hemorragias, favoreciendo la coagulación de la sangre.     

La mayor parte de su volumen (55%) corresponde al plasma sanguíneo, una solución acuosa, más densa que el agua, permite el transporte de las células sanguíneas; se hallan disueltos: proteínas, glúcidos, lípidos, enzimas, sales y otras sustancias como son los electrolitos.

6.2.1 FUNCIONES

Como todos los tejidos del organismo la sangre cumple múltiples funciones necesarias para la vida como la defensa ante infecciones, los intercambios gaseosos y la distribución de nutrientes. Para cumplir con todas estas funciones cuenta con diferentes tipos de células suspendidas en el plasma.

Todas las células que componen la sangre se fabrican en la médula ósea. Ésta se encuentra en el tejido esponjoso de los huesos

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planos (cráneo, vértebras, esternón, crestas ilíacas) y en los canales medulares de los huesos largos (fémur, húmero).

La sangre es un tejido renovable del cuerpo humano, esto quiere decir que lamédula ósea se encuentra fabricando, durante toda la vida, células sanguíneas ya que éstas tienen un tiempo limitado de vida. Esta “fábrica”, ante determinadas situaciones de salud, puede aumentar su producción en función de las necesidades.Por ejemplo, ante una hemorragia aumenta hasta siete veces la producción de glóbulos rojos y ante una infección aumenta la producción de glóbulos blancos.

Además, Su función principal es la logística de distribución e integración sistémica.

7 ELECTROLITOS EN EL PLASMA

Normalmente el plasma contiene alrededor de 154mEq/l de cationes, principalmente sodio cuyas cargas eléctricas positivas se hallan neutralizadas por igual número de equivalentes de aniones principalmente los cloruros, el bicarbonato y las proteínas.

7.1 ELECTROLITOS NO PROTEÍNICOS

Los principales cationes del plasma son H+, Na+, Ca++ y Mg+. Salvo el H+ el resto de los cationes no desempeñan ningún papel directo en el estado acido base. En cuanto a los aniones estos son el Cl-, CO3H- , PO4H--, PO4H- y SO4

--.

Los únicos aniones no proteicos del plasma capaces de aceptar protones, es decir comportarse como bases son el bicarbonato y el fosfato monoácido.

7.2 PAPEL DE LAS PROTEÍNAS

Las proteínas por ser anfolitos son capaces de captar y ceder protones por medio de sus grupos amino y carboxilo de forma tal que en el medio interno se comportan como aniones.

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8 AMORTIGUADORES FISIOLÓGICOS

Son los sistemas encargados de mantener el pH de los medios biológicos dentro de los valores compatibles con la vida, permitiendo con ello la realización de funciones bioquímicas y fisiológicas de las células, tejidos, órganos, aparatos y sistemas.

Según su naturaleza química, los amortiguadores se clasifican en orgánicos e inorgánicos y, así mismo, atendiendo a su ubicación, se distribuyen en plasmáticos y tisulares.

Son la primera línea de defensa ante los cambios de pH gracias a la capacidad que tienen para captar o liberar protones de modo inmediato. El valor de pH en el cual el ácido se encuentra disociado en un 50% se conoce como pK (pK = -log [K]).

El pK representa el valor de pH en el que un sistema tampón puede alcanzar su máxima capacidad amortiguadora. Cada sistema buffer tiene un valor de pK característico. Buenos amortiguadores serán aquellos cuyo pK esté próximo a 7.4.

8.1 TAMPONES ORGÁNICOS

8.1.1 PROTEÍNAS-AMINOÁCIDOS

Las proteínas consisten de aminoácidos unidos por enlaces peptídicos. Los aminoácidos poseen un grupo amino y un grupo ácido carboxílico

Los aminoácidos y proteínas son electrolitos anfóteros, es decir, pueden tanto ceder protones (ácidos) como captarlos (bases) y, a un determinado pH (en su pI), tener ambos comportamientos al mismo tiempo.

A pH fisiológico, el ácido carboxílico existe como ióncarboxilato (COO-) con una carga negativa y el grupo amino existe como ión NH3

+. Cuando el pH es ácido, el grupo carboxilo ocupa el exceso de iones de hidrógeno para volver de nuevo a la forma de ácido carboxílico. Si el pH

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de la sangre se vuelve alcalino, se produce una liberación de un protón desde el ión NH3

+, que toma la forma de NH2.

La carga depende del pH del medio. En un medio muy básico se cargan negativamente, mientras que en el fuertemente ácido lo hacen positivamente. Desde el punto de vista fisiológico este tipo de amortiguador es resulta de especial interés a nivel tisular.

Su pK tiene un valor cercano a 7.4, por lo que tiene un gran poder amortiguador y es el más importante en el líquido intracelular. Existen varios sistemas amortiguadores de proteínas y dentro de ellos se destaca el sistema amortiguador de la hemoglobina tanto por su abundancia en la sangre, como por el hecho de circular a través de todos los tejidos del organismo.

8.1.2 HEMOGLOBINA

Es un tampón fisiológico muy eficiente debido tanto al cambio de pK que experimenta al pasar de la forma oxidada a la reducida, como a la gran abundancia de esta proteína en la sangre (15 % del volumen total sanguíneo).

Tiene una capacidad de unirse ya sea con protones o con oxígeno en un punto dado de tiempo. La unión de uno libera al otro.

En la hemoglobina, la unión de los protones se produce en la porción globina mientras que la unión del oxígeno se produce en el hierro de la porción hemo. En el momento del ejercicio, se generan protones en exceso. La hemoglobina ayuda en la acción amortiguadora por la toma de estos protones, y al mismo tiempo libera oxígeno molecular.

La oxihemoglobina (pK= 7,16) es un ácido más fuerte que la desoxihemoglobina (pK= 7,71). Los valores de pK son tales que determinan que en la disociación siguiente, el valor x sea, aproximadamente, 0,7.

HbH-x + O2 → HbO2 + xH+

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Esta propiedad de la hemoglobina, de cambiar su valor de pK, demuestra el efecto tampón, permite el transporte de una determinada cantidad de CO2 liberada en los tejidos.

La hemoglobina oxigenada que llega a los tejidos se disocia liberando O2, un proceso que está favorecido por el estado de los tejidos (baja pO2, menor pH y alta pCO2).

0.7H+ + HbO2 ←→ HbH+0.7 + O2

Las propiedades reguladoras de la hemoglobina se deben fundamentalmente a su grupo histidina que entra en su composición y que dentro del rango de pH del organismo, es capaz de captar protones por medio de su grupo imidazol.

La desoxigenación de la hemoglobina modifica la constante de equilibrio de la reacción de modo que la desoxihemoglobina tiene mayor tendencia a tomar protones que la oxihemoglobina. Como consecuencia de este hecho se comporta como un ácido más débil.

Lahemoglobina actúa,a travésdesuparteproteica,comounbuen sistemaamortiguador deloscambiosdepHdelasangreyesose puedeverificarhaciendounaCURVADETITULACION. Esosignifica tomar unasolucióndeHb,irleagregandocantidadesconocidasdeHCl ode NaOHymedir,almismotiempo,elpH.Esto está representadoen laFig.1.1, queesnada másquelapartecentral, recta,deunacurva deácidoobase agregadavscambiodepH.

Aquíhaydoscurvas:lainferior (1)eslatitulacióndeHbO2yla superior

(2)alatitulacióndeHb.¿Cómosehaceesto? Primerosetomaunasolución

deHby selasometeaunaPO2de100 mmHgo

más:todalaHbestácomoHbO2.Hechalatitulación, se repitela

experienciaperoconunasolucióndehemoglobina quehasidopuesta en

contactocon O2a una PO2 de cero, donde la totalidadde la hemoglobina estácomoHb.Obtendremos lalínea2.

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Fig. 1.1.Curva de titulación de la hemoglobina. La curva 1corresponde a la oxihemoglobina (hbo2)yla curva 2a la deoxihemoglobina (hb) elpasaje de una a otra permite que se incorporen 0,7 milimoles de O2por milimolde hbsin que el ph cambie (flecha de a hasta c) la flecha de a hasta b indica el cambio de ph por la pérdida de O2.

Fig. 1.2. La sangre arterial,al llegar a los tejidos,se acidifica ypierde o2 convirtiéndose en venosa (punto c)si la hb hubiera permanecido con la misma saturación de o2(punto b) la cantidad de o2 que se hubiera podido incorporar sería menor. ∆h+1: cantidad de h+quehayqueagregar para cambiar elpH sin modificar la saturación de hb;∆h+2 cantidad de o2que hay que agregar para elmismo cambio de pH, pero liberándose ,almismo tiempo, parte del O2

Podemospasarahora,de los recipientes,a la sangrecirculando (Fig.1.2).Lahemoglobinadelasangrearterial está,enun97%, comoHbO2ytieneunpHde7,40.EselpuntoAdelacurvade

titulación.Alllegaralos capilaresyalos tejidos,la hemoglobinapierde O2,lasaturacióndelaHbporelO2bajaal70%,laconcentración de

HbO2disminuye,laconcentracióndeHbaumenta.Almismotiempo,

lostejidosaportanH+ yelpHbajaa7,36.Silahemoglobinahubiera permanecidocomo HbO2, hubiéramos"caminado",por la curva 1,

desdeAhastaBysólohubierasidonecesario, paralograr esecambio

depH,queentraran, alasangre,unpocomásde0,1mmoldeH+por cadamilimolde HbO2.Comola saturacióndelahemoglobinaconelO2

es,enlasangrevenosa,del70%,ya no caminamossólopor 1haciaA, sinoquetambién lo,hacemosendirecciónalacurva2,hastael punto C.

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Elresultado esque,paraelmismocambiodepHde7,4 a 7,36, ahorahasidonecesario queentraranalasangremásde0,5mmolde

H+porcadamilimoldehemoglobina,loqueesunaumento demás

de5vecesenlacantidaddeH+captada. Hagamoselcaminoinverso:alllegaralospulmones,aumentala

HbO2y,alavez,aumentaelpHyvamosdeCaA.LosH+ son

liberadosdelaHb,quedanlibresenaguaplasmática,lareacción procedehacia

laizquierday seproduce CO2quesalealexterior conel

aireespirado.Sepuedeexplicarestefenómeno,comolohemos hechootrasvecesentérminosdeAFINIDAD, ahorade¿lahemoglobina

porelH+?Sí,claro: como laHbtomaMASsuafinidad esmayor..Puesto deestamanera,nosdaremoscuentaqueestefenómeno yaloshemos descrito,peroconelnombredeEFECTOBOHR.

CO2+H2←→H2CO3←→HCO3-+ H+

8.2 TAMPONES INORGÁNICOS

8.2.1 BICARBONATO

El mantenimiento del pH de la sangre se regula a través del amortiguador bicarbonato. Este sistema consiste en ácido carbónico e iones de bicarbonato. Cuando el pH de la sangre cae en el intervalo ácido, este amortiguador actúa para formar dióxido de carbono. Los pulmones expulsan este gas fuera del cuerpo durante el proceso de respiración. En condiciones alcalinas, este amortiguador trae de nuevo el pH a neutro, causando la excreción de los iones bicarbonato a través de la orina.

Se trata de un sistema que está presente en todos los medios tanto intracelulares como extracelulares. En el medio extracelular la concentración de bicarbonato es elevada (24 mEq).El plasma sanguíneoesamortiguado en parte por el sistemaamortiguador de bicarbonato, queconsiste de ácidocarbónico (H2CO3) comodonador de protones y bicarbonato (HCO3

-) comoaceptor de protones:

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H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

La concentración de cada uno de los dos elementos que lo componen son regulables; el CO2 por un sistema de intercambio de gases a nivel pulmonar, y el bicarbonato mediante un sistema de intercambio de solutos a nivel renal. Esto hace que la suma de las concentraciones del ácido y de la base no sea constante, lo cual aumenta muchísimo su capacidad amortiguadora. Las reacciones de interés implicadas en este sistema son las siguientes:

CO2 + H2O ←→ H2CO3 ←→ H+ + HCO3

La relación existente entre el ácido y la base nos viene dada por la ecuación de Henderson- Hasselbalch:

pH = pK + Log [HCO3-] / [H2CO3]

Si consideramos el pH sanguíneo normal 7.4, y el pK del sistema 6.1, al aplicarlo a la fórmula obtendremos la relación entre la concentración de bicarbonato y de ácido carbónico:

7.4 = 6.1 + log [HCO3-] / [H2CO3]

log [HCO3-] / [H2CO3] = 1.3

[HCO3-] / [H2CO3] = 20

Cualquier cambio de pH se va a traducir como una alteración de la relación carbónico/bicarbonato, puesto que el pH prácticamente solo va a depender de dicha relación y no de los valores absolutos de las concentraciones de ambos. Por tanto, si la relación carbónico/bicarbonato se eleva por encima de 20/1 estaremos ante una situación de alcalosis y si la relación es inferior a dicho valor se tratará de una acidosis.

8.2.2 FOSFATO

El sistema del amortiguador fosfato actúa de una manera similar al del bicarbonato, pero tiene una acción mucho más fuerte.

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El medio interno de todas las células contiene este amortiguador que comprende iones de hidrógeno e iones de fosfato de dihidrógeno.

En condiciones donde un exceso de hidrógeno entra en la célula, este reacciona con los iones de fosfato de hidrógeno, que los acepta. En condiciones alcalinas, los iones de fosfato de dihidrógeno aceptan los iones de hidróxido en exceso que entran a la célula.

Los iones fosfato abundan en forma iónica en las células, como sustituyentes de moléculas orgánicas.

El pKa para el H 2PO4−1 es 7,20; para mantener el pH del

organismo, la solución intracelular debe tener una concentración de HPO4

−2/H2PO4−1 de 1,6/1.

El Sistema amortiguador de fosfatoesmáseficiente a un pH cercano a supKa de 6.86, por lo queresistecambios en el pH desde 5.86 hasta 7.86, portanto, esmuyefectivo para los sistemasbiológicosquerealizanreaccionesalrededor de pH 7.0.

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CAPÍTULO V

OTROS SISTEMAS DE REGULACIÓN EN EL ORGANISMO

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9 OTROS SISTEMAS TAMPÓN EN EL ORGANISMO

9.1 REGULACIÓN RESPIRATORIA

La segunda línea de defensa actúa amortiguando la acidez o alcalinidad a base de eliminar o retener CO2, lo que disminuye o aumenta el ácido carbónico, y en consecuencia la [H+]. En condiciones normales todos los ácidos volátiles producidos han de ser eliminados por el pulmón en su totalidad. 

El CO2 es un gas soluble en los líquidos corporales y muy difusible, unas 20 veces más que el O2, y tiende a moverse muy rápidamente de donde hay más a donde hay menos: tendencia “de escape” del CO2

.

  El CO2 tisular, procedente del metabolismo, se mueve hacia el

plasma, donde tiene las siguientes posibilidades: 

Disolverse físicamente, de acuerdo con la pCO2 

Hidratarse a bicarbonato, en una mínima cantidad, porque en el plasma hay anhidrasa carbónica  en cantidad ínfima.

En su mayor parte, pasar al hematíe, una vez dentro del mismo, una parte se disuelve,otra se hidrata a bicarbonato, ya que en el hematíe hay abundante anhidrasa carbónica, y otra parte se une a la Hb formando compuestos carbamino. El CO3H2 formado se disocia en CO3H- y H+; la unión del CO2 a la Hb libera también un H+. Estos H+ han de ser neutralizados para evitar el descenso de pH.  (Rol del tampón fosfato)

Cuando la producción de CO2 aumenta, aumenta en consecuencia la ventilación alveolar si el pulmón puede responder adecuadamente, con lo que no se desarrolla hipercapnia ni acidosis respiratoria. Si el pulmón no responde, o si disminuye la ventilación alveolar por otras causas con una producción normal de CO2, el CO2 se va acumulando, y cuando se saturan los mecanismos buffer, aumenta la pCO2 y el ácido carbónico produciéndose la acidosis respiratoria

La respiración regula indirectamente la concentración de ácido del organismo manteniendo la presión parcial de dióxido de carbono (PCO2)

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en sangre arterial. Como ya vimos, la concentración de ácido carbónico es proporcional a la PCO2 sanguínea, que a su vez va a depender de la presión parcial de dicho gas a nivel del alveolo pulmonar.

Al ser la PCO2 de la sangre mayor que la alveolar, en condiciones normales se va a producir una difusión neta de CO2 hacia el interior del alveolo desde donde será eliminado.

La respuesta ventilatoria ante los cambios de pH es una respuesta rápida y está mediada por los quimiorreceptores de los corpúsculos carotideos y aórticos y del centro respiratorio bulbar. Dichos receptores son sensibles a los cambios de la concentración de H+ del líquido extracelular, de manera que ante un descenso de pH, el aumento en la concentración de hidrogeniones estimula a los quimiorreceptores provocando una hiperventilación, aumentando de este modo la eliminación de CO2, y disminuyendo por tanto la PCO2 arterial. Por el contrario, si el pH se eleva el descenso de la concentración de hidrogeniones inhibe los quimiorreceptores provocando un descenso rápido de la ventilación, una reducción de la eliminación de CO2, y por tanto una elevación de la PCO2 arterial.

9.2 REGULACIÓN RENAL

El riñón es el principal órgano implicado en la regulación del equilibrio ácido-base por dos motivos fundamentales:

Es la principal vía de eliminación de la carga ácida metabólica normal y de los metabolitos ácidos patológicos.

Es el órgano responsable de mantener la concentración plasmática de bicarbonato en un valor constante, gracias a su capacidad para reabsorber y generar bicarbonato de modo variable en función del pH de las células tubulares renales.

El riñón proporciona el mecanismo regulador del pH más eficaz por su alta ganancia, ya que elimina del organismo los excesos, tanto de hidrogeniones, como de bicarbonato, genera nuevo bicarbonato y su acción no tiene límite de tiempo.

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En condiciones de pH normal el riñón elimina el exceso de hidrogeniones en un proceso que se inicia con la entrada a la célula del bióxido de carbono, el cual se une al agua del citoplasma de la célula de la pared tubular dando lugar al ácido carbónico, que se disocia en bicarbonato e hidrógeno. Esta reacción es catalizada por la anhidrasa carbónica .

En el líquido tubular circula el bicarbonato de sodio que se disocia en iones sodio y bicarbonato. El bicarbonato formado en el líquido intracelular pasa al intersticio para ser incorporado al capilar peritubular, mientras que el hidrógeno es secretado activamente por un mecanismo de co -transporte , que a la vez reabsorbe el ión sodio desde el líquido tubular. Este ión sodio se intercambia activamente con un iónpotasio procedente del intersticio, en un mecanismo de co-transporte.

El hidrógeno secretado al líquido tubular es neutralizado uniéndose al bicarbonato para formar ácido carbónico en un proceso denominado de titulación, que en condiciones de normalidad es una titulación completa al ser suficiente la cantidad de bicarbonato de sodio que circula en los líquidos tubulares para neutralizar los hidrogeniones secretados. El ácido carbónico se disocia en bióxido de carbono y agua. El bióxido de carbono es reabsorbido al interior de la célula de la pared tubular y el agua se elimina con la orina.

En el líquido tubular circula el sistema amortiguador de fosfatos, por lo que en él se encuentra el fosfato dibásico de sodio, el que se disocia. El exceso de hidrógeno secretado al líquido tubular es

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neutralizado, uniéndose al sistema amortiguador de fosfato formando el fosfato monobásico de sodio que se elimina con la orina.

10 CONCLUSIONES

En la clínica el sistema que se mide para la valoración del estado ácido-base es el sistema carbónico/bicarbonato.

Ninguno de los sistemas de amortiguación de pH que acabamos de ver es capaz de eliminar del organismo los hidrogeniones en exceso, ya que van a intervenir de forma inmediata minimizando pero no impidiendo cambios en el pH, lo cual va a inducir posteriores respuestas compensatorias pulmonar y renal.

Los trastornos del equilibrio ácido-base requieren un abordaje terapeútico basado en el conocimiento de la etiología responsable de la alteración, requiriéndose unos conocimientos básicos de la fisiopatología del proceso y de los mecanismos homeostáticos que desarrolla el organismo.

Un aspecto fundamental en la fisiología de todos los organismos es la homeostasis o capacidad para mantener una situación de equilibrio dinámico favorable. En este fenómeno tiene gran importancia los sistemas amortiguadores que equilibran la presencia de sustancias ácidas y básicas para mantener el pH dentro de los límites fisiológicos. Los objetivos de la presente práctica son el conocimiento de conceptos elementales (ácido, base, pH, pK, amortiguador, etc.) así como entender la base química del funcionamiento de los tampones fisiológicos.

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11 REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS

11.1 LIBROS:

Asociación Fondo de Investigadores y Editores, (2012) Química-Análisis de principios y aplicaciones, Tomo II / Lumbreras editores, Lima-Perú.

M.A. Garrido Malo, C. Tejada, T.Lucano, M. Ortega. Bioquímica-El laboratorio bioquímico y clínico.

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Departamento de Bioquímica y Biología Molecular, Facultad de Medicina, Avda. Menéndez Pidal s/n, 14004-Córdoba, Campus Universitario de Rabanales, Edificio Severo Ochoa, 14071-Córdoba.

Bioquímica de Harper.

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CONN y STUMPF, Bioquímica fundamental, 3era edición.

Newsholme A. R. Leech, Bioquímica médica.

Deviln, Bioquímica: Libro de texto con aplicaciones clínica.

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11.2 PÁGINAS WEB

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http://es.slideshare.net/miguelangellopezlizarraga/acidosis-y-alcalosis

http://www.ehowenespanol.com/amortiguadores-importantes-organismos-vivos-info_261164/

www.ehu.es/biomoléculas/buffers/buffer4.htm

www.ehu.es/biomoleculas/buffers/buffer2.htm

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