pH APLICACIONES FISIOLOGICAS

SOLUCIONES: pH y sistemas buffer APLICACIONES FISIOLÓGICAS REGULACION DEL pH DEL ORGANISMO Todos los procesos fisiológicos que tienen lugar en nuestro organismo, incluyendo la contractilidad muscular, las reacciones metabólicas, la conformación de las proteínas y el funcionamiento del SNC, entre otros, están profundamente influidos por el pH de nuestro medio interno. Por esta razón las variaciones del equilibrio ácido-base (que determinan el pH) deben estar finamente reguladas. El mantenimiento del pH dentro de límites estrechos, es de vital importancia para los seres vivos. Desarrollaremos a continuación conceptos bioquímicos que nos permitan comprender el concepto de pH y los diferentes sistemas del organismo que se encargan de regularlo. Ácidos y Bases Definimos ácido como una sustancia que, en solución, desprende protones (H+), mientras que una base es una sustancia que, en solución, desprende iones oxhidrilo (OH-) o capta protones. Cuando un ácido libera un protón se convierte en una base conjugada, y a la inversa, cuando una base acepta un protón se convierte en un ácido conjugado. Si las cantidades de H+ y OH- son idénticas la solución resulta neutra. Si la concentración de H+ excede la concentración de OH-, la solución resultara ácida. Por el contrario si la concentración de OH- excede la concentración de H+, la solución resultara básica o alcalina. pH El pH es una expresión matemática de la concentración de protones (H+). Se define potencial de hidrógeno (pH) de una solución acuosa como el logaritmo de la inversa de la concentración de protones de dicha solución. En otras palabras el pH es el logarítmo negativo de la concentración de los iones hidrógeno. pH = - log [H+] La escala de pH se extiende desde 0 a 14 en solución acuosa. Las soluciones con pH menor a 7 son consideradas ácidas; las que poseen un pH mayor a 7 son básicas o alcalinas; finalmente un pH de valor 7 indica la neutralidad de la solución.

También se define el pOH, que mide la concentración de iones OH-. pOH = - log [OH-] Debido a que el principal disolvente que encontramos en nuestro organismo es el agua, podemos establecer las siguientes relaciones entre concentraciones de protones y oxhidrilos.

[H+] x [OH-] = 10-14 pOH + pH = 14 En disoluciones no acuosas, o fuera de condiciones normales de presión y temperatura, un pH de 7 puede no ser el neutro. Pero, siendo más precisos, el pH al cual la disolución es neutra estará relacionado con la constante de disociación del disolvente en el que se trabaje. Al ser nuestro plasma sanguíneo una solución que presenta algunas características que lo diferencian del agua, su valor de neutralidad se fija en 7,40± 0,02 para la sangre arterial (el pH de la sangre venosa es levemente menor, pero en la práctica médica su valor no es tomado en cuenta). En otras palabras designaremos neutro a nuestro pH cuando este se encuentre entre 7,38 y 7,42, siendo básico cualquier valor que lo supere este rango (llevando a un estado

llamado alcalosis) y ácido cualquier valor que este por debajo de 7,38 (implicando una acidosis). Todos los mecanismos que regulan el pH en el hombre, se encargan de mantener su valor dentro de este estrecho margen de neutralidad.

Con fines didácticos podemos afirmar que dentro del rango 7,30 – 7,50 se cumple la siguiente relación: a todo cambio en la concentración de protones de 1 nmol, le corresponde un cambio inverso del valor del pH en 0.01. Por ejemplo, sabemos que para el pH = 7.40 la [H] = 40 nmol/L. En base a lo expuesto podemos afirmar que si la concentración de H+ pasa a ser de 41 nmol/L, el pH será de 7,39. De este modo podemos aseverar que el rango de pH neutro expuesto anteriormente (7,38-7,42) se condice con el siguiente rango de concentraciones de protones: 42-38 nmol/L. Amenazas al pH La mayor amenaza a la estabilidad del pH está representada por los ácidos que se producen durante procesos metabólicos de nuestro organismo. Podemos clasificar en tres categorías a dichas sustancias: Ácidos Volátiles El principal ejemplo de estos ácidos es el Dióxido de Carbono. El CO2 es el producto final de la oxidación de Hidratos de Carbono, grasas y aminoácidos.

Se trata de un ácido potencial ya que su hidratación (catalizada por la anhidrasa carbónica) va a generar ácido carbónico (H2CO3), que a su vez va a disociarse en un anión bicarbonato (HCO3-) y un protón: CO2 + H2O  "H2CO3"  H+ + HCO3Diariamente nuestro organismo produce suficiente CO2 como para llevar la concetración de protones a 300mmol/L en un hombre de 60kg. Esto implicaría un pH de 0,5. Afortunadamente existen mecanismos compensatorios que impiden que esto suceda.

Al ser un gas, el CO2 va a ser eliminado prácticamente en su totalidad por los pulmones sin que se produzca una retención neta de ácido, por lo que se denomina ácido volátil.

Durante el ejercicio la tasa de producción de CO2 aumenta. Ácidos Fijos Los principales ejemplos de este grupo son el Ácido Sulfúrico y el Ácido Fosfórico. El primero es producto de oxidación de ciertos aminoácidos. El fosfórico se forma en el metabolismo de fosfolípidos y ácidos nucleicos, además del metabolismo de fosfoproteinas y fosfogliceridos.

La producción diaria de ácidos fijos podría llevar nuestro pH a 3 si no existieran mecanismos compensatorios.

Su producción no se ve afectada durante el ejercicio. Ácidos Orgánicos Los principales ejemplos son el ácido láctico y el ácido aceto-acético.

Acido láctico

Acido acetoácido C4H6O3

Se forman por procesos metabólicos de utilización de hidratos de carbono y grasas, respectivamente.

Normalmente estos ácidos son a su vez metabolizados y se eliminan en forma de CO 2, cuyo destino ya conocemos.

Regulación del pH Existen tres sistemas de regulación de pH o del Equilibrio Ácido-Base 1) Sistemas Buffer de los Líquidos Corporales, de respuesta inmediata.

2) Riñón, excretando excedentes por orina 3) El sistema respiratorio, eliminando o reteniendo CO2 SISTEMAS BUFFER DE LOS LÍQUIDOS CORPORALES Los denominados sistemas tampón o buffer representan la primera línea de defensa que posee nuestro organismo ante los cambios desfavorables en el pH. Esto se debe a su capacidad de aceptar o ceder protones de manera tal de compensar los desequilibrios de nuestro medio interno, manteniendo los valores de pH dentro de un rango estricto.

Las soluciones buffer están constituidas por un ácido débil y su base conjugada.

Ahora bien, que es un ácido débil?

Si AH es un ácido débil significa que la unión AH no es vencida fácilmente por la interacción de las especies químicas A- y H+ con el agua. Por lo tanto AH se disociará parcialmente. En este caso A- es la base conjugada del ácido AH ya que posee la capacidad de aceptar protones para convertirse en AH. La disociación de un ácido débil esta se representa del siguiente modo: AH  H+ + ASi este ácido fuera fuerte en una solución acuosa lo encontraríamos totalmente disociado, lo que significa que no encontraríamos a la molécula AH como tal sino que existirían solamente portones (H+) y aniones A-. Sin embargo un ácido débil en solución presentará no solo los mencionados iones sino también una concentración de la molécula AH. La relación entre las concentraciones de AH, y están dadas por la Constante de Disociación del Ácido (Ka) que es característica de cada sustancia: [H+] [A-] Ka = ----------------[AH] La tendencia de cualquier ácido débil a disociarse, es decir la “fuerza del ácido”, está dada por la constante de disociación. Cuanto mayor es Ka, más disociado estará el ácido en solución y mayor será su fuerza.

El valor de pH en el cual el ácido se encuentra disociado en un 50% se conoce como pKa. Podemos calcularlo con la siguiente fórmula: pKa = - log Ka El pKa sirve también como indicador de la fuerza del ácido. En este caso a menor pKa, mayor será el grado de disociación del ácido en solución.

Cuando trabajamos con ácidos fuertes el cálculo del pH se reduce a la expresión que enunciamos anteriormente. Sin embargo cuando trabajamos con soluciones buffer para calcular el pH utilizamos la ecuación de Henderson-Hasselbach: pH = pKa + log [A-] ------[AH]

Es importante destacar que ecuación de Henderson-Hasselbach es válida para valores de pH cercanos al pKa del ácido considerado. Sin embargo es extremadamente útil en medicina ya que los valores de pH de los buffers de nuestro organismo siempre van a ser cercanos a sus respectivos pKa. En este punto debemos preguntarnos cuales son las características que hacen que un buffer sea útil. En este sentido encontramos dos elementos. En principio debemos recordar que el pKa representa el valor de pH en el que un sistema buffer puede alcanzar su máxima capacidad amortiguadora. Cada sistema buffer tendrá un valor de pKa característico. Puesto que lo que pretendemos es mantener un pH alrededor de 7,40 serán buenos amortiguadores aquellos sistemas cuyo pKa esté próximo a dicho valor. En segundo lugar debemos considerar que la concentración de las soluciones buffer debe ser elevada, de lo contrario su capacidad sería agotada muy rápidamente.

A continuación describiremos los diferentes sistemas buffer que encontramos en nuestro organismo.

Proteínas Muchas de las proteínas de nuestro organismo en términos generales y la Hemoglobina en particular tienen la propiedad de comportarse como buffers biológicos. La condición necesaria para que esto suceda es que posean residuos de histidina. Este aminoácido posee grupos imidazol que se caracterizan por comportarse como un ácido débil.

El principal radio de acción de las proteínas es el nivel intracelular, contribuyendo de forma importante en el mantenimiento del pH allí.

La Hemoglobina constituye el principal buffer de la sangre, de accionar extremadamente eficiente gracias a su elevada concentración y a la gran cantidad de residuos de histidina que posee en su estructura. Es menester mencionar que la carboxihemoglobina tiene su capacidad buffer algo aumentada con respecto a la oxihemoglobina, lo cual es una contribución muy importante ya que, como antes mencionamos el CO2 es un ácido potencial.

Histidina: Es un aminoácido esencial, no puede ser fabricado por el propio organismo y debe ser ingerido en la dieta.

Fosfato Este buffer ejerce su acción fundamentalmente a nivel intracelular, ya que es aquí donde existe una mayor concentración de fosfatos y el pH es más próximo a su pKa (pKa = 6,8). Este sistema también posee una acción importante a nivel de los túbulos renales, que presentan un pH menor a 7: H2PO4-  H+ + HPO42Bicarbonato El sistema Ácido Carbónico-Bicarbonato es el buffer más importante de nuestro organismo. Existen múltiples características que hacen de este sistema un regulador de pH el más eficaz en el hombre. En primer lugar se trata de un sistema que está presente en todos los medios tanto intracelulares como extracelulares. A primera vista su pKa parecería corresponder a un buffer poco útil para nuestro organismo ya que su valor es de 6,10. Sin embargo este hecho se ve compensado por la posibilidad de regular independientemente las concentraciones tanto de la especie aceptora de protones como la dadora de protones. La reacción química está dada por: H2CO3  H+ + HCO3Como mencionamos anteriormente el H2CO3 está en equilibrio con el CO2. Por consiguiente la ecuación de Henderson-Hasselbach esta dada por: pH = 6,1 + log [HCO3-] -----------[CO2] De este modo la concentración de la especie aceptora de protones (H2CO3) va a estar regulada por un

sistema de intercambio de solutos a nivel renal y la concentración de la especie dadora de protones (CO2) será regulada por un sistema de intercambio de gases a nivel pulmonar.

Si tomamos los valores de concentración para el CO2 y el H2CO3 y calculamos el valor del pH utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbach obtendremos 7,40 como resultado, lo que implica que este buffer es ideal para mantener la homeostasis de nuestro pH. 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.

REGULACIÓN RESPIRATORIA DEL PH Nuestro sistema respiratorio se encarga de regular la presión parcial de dióxido de carbono (PCO 2) arterial.

El CO2 es barrido en los pulmones por la ventilación. La presión parcial de dióxido de carbono es proporcional a su concentración. Nuestros pulmones regulan indirectamente la concentración de ácido del organismo. 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 cuerpos carotídeos y aórticos y del centro respiratorio bulbar. Dichos receptores son sensibles a los cambios de la concentración de protones del líquido extracelular y a los cambios en la PCO2, de manera que ante un descenso del pH (o el ascenso de la PCO2), el aumento en la concentración de H+ 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 protones inhibe los quimiorreceptores provocando un descenso rápido de la ventilación, una reducción de la eliminación de CO2, y por tanto una elevación de la P CO2 arterial.

La capacidad del sistema respiratorio como sistema buffer es 1 a 2 veces mayor que el del resto de los sistemas. La duplicación de la tasa ventilatoria (hiperventilación) implica un ascenso del pH en 0,25 unidades. Una disminución a la mitad de la tasa ventilatoria (hipoventilación) implica in descenso de 0,25 unidades de pH. REGULACIÓN RENAL DEL PH El sistema renal tiene una participación clave en la homeostasis del pH ya que por medio de tres mecanismos regula la concentración de HCO3-.

Regula el HCO3- recuperado o reabsorbido del filtrado glomerular. El bicarbonato es filtrado continuamente hacia la luz del túbulo renal de modo que en el filtrado glomerular intacto la concentración de bicarbonato es prácticamente igual a la del plasma, de ahí la importancia del proceso de reabsorción del mismo. A la concentración fisiológica de bicarbonato plasmático (24 mEq/l), prácticamente todo el bicarbonato filtrado va a ser reabsorbido. Este proceso tiene lugar fundamentalmente en el túbulo contorneado proximal (TCP) donde se reabsorbe un 85%. El resto es reabsorbido en el asa de Henle (10-15%) y en el túbulo contorneado distal (TCD) y colector. Genera HCO3- nuevo que reemplaza al que se pierde amortiguando ácidos producidos por el organismo.

Si a pesar del proceso de reabsorción la concentración de bicarbonato plasmático permanece por debajo del valor normal, en las células tubulares se va a sintetizar bicarbonato. Esto sucede fundamentalmente en el túbulo contorneado distal a partir del CO2 procedente de la sangre o del propio metabolismo de la célula tubular por acción de la anhidrasa carbónica. El H2CO3 así generado se disocia en bicarbonato que se reabsorbe hacia la sangre y un protón que es eliminado.

Secreta HCO3- en condiciones de alcalosis crónica. El sistema renal es lento en su ejecución como sistema amortiguador, requiriendo entre 10 y 20 horas para iniciar una actuación eficaz y 4-5 días para desarrollarse por completo. Es por eso que su accionar es muy eficaz en condiciones de desequilibrio crónico.

Alteraciones Acido-Base Acidosis respiratoria: se caracteriza por la incapacidad de los pulmones para eliminar todo el CO2 producido por el organismo, por lo que la PCO2 aumenta. De este modo se produce una disminución en la relación bicarbonato/ác. carbónico. La causa primaria es la Hipoventilación que puede deberse al uso de psicofármacos o a la existencia de enfermedades pulmonares por ejemplo. La Respuesta Compensatoria es llevada a cabo por el sistema renal que producirá un incremento de la concentración de HCO3-.

Alcalosis Respiratoria: se caracteriza por una eliminación excesiva de CO2 a través de los pulmones con una consecuente disminución de la PCO2. La causa primaria es la Hiperventilación. Esta situación puede deberse a estados de ansiedad, fiebre alta, la exposición a grandes alturas o la intoxicación con ciertos fármacos, entre otras. La Respuesta Compensatoria también surge en los riñones, que se encargarán de disminuir la concentración de HCO3-.

Acidosis Metabólica: se caracteriza por la disminución en la concentración de HCO3- debido a una disfunción en su recuperación del filtrado. Un nivel disminuido de bicarbonato en presencia de una pCO 2 normal produce unta disminución de la relación entro el bicarbonato y el ácido carbónico, por lo que ocasiona una reducción del pH por acumulación anormal de ácidos orgánicos. La Respuesta Compensatoria es llevada a cabo por los pulmones que tienden a compensar eliminando cantidades mayores de CO2, hiperventilando. También existe una pequeña respuesta compensatoria llevada a cabo por el propio riñón que disminuye la velocidad de filtrado glomerular.

Alcalosis Metabólica: se caracteriza por la presencia de bicarbonato en exceso. Esto puede deberse a una pérdida de líquidos (vómitos, diarrea, diuréticos) o la ingesta de un exceso de base, entre otros. La Respuesta Compensatoria surgirá en el sistema respiratorio. El centro de control respiratorio inducirá una hipoventilación y su consecuente retención de CO2. En este caso el sistema renal también genera su aporte compensatorio aumentando el filtrado glomerular.

No debemos olvidar que, en términos generales, cuando el trastorno primario es metabólico (renal), la compensación es respiratoria y se produce inmediatamente. Por el contrario, cuando la alteración primaria es de origen respiratorio, la compensación es metabólica y los mecanismos renales que se ponen en marcha requieren varios días para llevar a cabo dicha compensación.

EJERCICIO FÍSICO El ejercicio máximo, de corta duración produce grandes desbalances de pH por la gran producción de ácido láctico. Este proceso provoca valores de ph = 7 en sangre y pH = 6,4 en músculo (la concentración de acudo láctico es más elevada en músculo y además los sistemas buffer de la sangre son más efectivos que los que encontramos en los miocitos).

La primera línea de defensa ante los cambios del pH está en la misma célula. Los sistemas buffer intracelulares las comunes como las proteínas (60%) y los grupos fosfato (10-20%). Las concentraciones de bicarbonato intracelular también son importantes (20-30%).

Parece razonable admitir que en descenso del pH puede ser un factor limitante del desarrollo del ejercicio de alta intensidad. El grado de acidosis con pH menor a 7.0 puede acarrear mareos, cefaleas y dolor en los grupos musculares.

Puede el entrenamiento mejorar las capacidades buffer del organismo?

Entrenamientos muy intensos pueden capacitar a una persona a tolerar concentraciones mayores de ácido láctico y niveles menores de pH sanguíneo. Pero no se evidencia un mayor rendimiento de los sistemas buffer. La mayor resistencia puede estar relacionada con influencias motivacionales, ya que el hecho de enfrentarse constantemente durante los entrenamientos a descensos del pH importantes, puede modificar la aptitud del sujeto para resistir consecuencias adversas y tolerar el trabajo físico en esas condiciones.