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Trastornos Acido - Base
Introducción
El organismo, en condiciones normales y como consecuencia de su actividad metabólica, produce diariamente de 70 a 100 mEq de ácidos fijos (provenientes del metabolismo de proteínas, ácidos nucleicos y oxidación incompleta de grasas e hidratos de carbono) y de 13.000 a 15.000 mMoles de Dióxido de Carbono (CO2) (producto final del metabolimo), que tienden a modificar las concentraciones de H+ (habitualmente expresadas como pH: log negativo de la concentración de H+) en el medio interno. A pesar de ello, en un individuo sano, el análisis de los gases en sangre muestra valores sumamente constantes, siendo el rango de normalidad el siguiente:
- pH: 7,36 - 7, 44 (Media 7,40)
- HCO3-: 24 - 28 mEq/l (Media: 25)
- pCO2: 36 - 44 mm Hg (Media 40)
Para conseguir esta notable constancia en el medio interno, el organismo dispone de varios mecanismos:
- Buffers, Amortiguadores o Tampones: Sistemas químicos ubicados en los compartimientos intra y extracelulares, capaces de reducir las variaciones de pH en el medio interno al agregar un ácido o base.
- Aparato Respiratorio: Elimina el CO2 producido, a través de la ventilación alveolar.
- Riñón: Elimina Hidrogeniones (H+) y regenera iones Bicarbonato (HCO3-), adecuándose al estado metabólico.
FUNDAMENTOS FISIOLOGICOS
Consideraremos brevemente el funcionamiento normal de los tres mecanismos fundamentales para mantener el equilibrio ácido - básico enunciados previamente, para poder luego entender los numerosos procesos clínico-patológicos que lo pueden alterar.
1- BUFFERS CORPORALES:
Siguiendo a Brönsted y Lowry, Ácido es toda sustancia química capaz de ceder protones (H+) al medio, mientras que Base es toda sustancia química capaz de captar protones del medio. De estas definiciones surge el concepto de que en toda reacción ácido - básica existe un PAR ACIDO - BASE CONJUGADO, conformado por un dador de protones (ácido) y su correspondiente aceptor de protones (base). Por ejemplo: [Cl-] x [H+] H Cl H+ + Cl- constante de disociación k = [ClH]
Donde H Cl se comporta como ácido porque es capaz de ceder el H+ al medio, y el Cl- se comporta como su base conjugada, porque es capaz de captar el protón del medio.
Se denominan ácidos fuertes a aquellos que se encuentran fuertemente disociados en la solución, es decir que tienen poca afinidad por el protón y una constante de disociación k alta, mientras que se denominan ácidos débiles a aquellos que se disocian poco, tienen gran afinidad por el protón y una constante k baja.
Se llama Buffer, Amortiguador o Tampón, a toda sustancia química que disuelta en una solución, es capaz de amortiguar variaciones del pH de la misma, siendo esta variación del pH tanto menor cuanto mayor sea la Capacidad Buffer del amortiguador, la cual es directamente proporcional a la masa del Buffer e inversamente proporcional a la diferencia entre el pH de la solución y el pK del Buffer. Desde el punto de vista químico, un buffer está formado por un ácido débil, que se disocia poco, y una de sus sales fuertes (muy disociada). Por ejemplo, el complejo Bicarbonato de sodio - ácido carbónico.
Ejemplifiquemos con el Bicarbonato de sodio cómo actúa un Buffer:
HCO3Na HCO3- + Na+
Si agregamos un ácido fuerte, por ejemplo el ácido clorhídrico:
H Cl Cl- + H+
Se producirán las siguientes reacciones:
HCO3- + H+ CO3H2 (desplazada hacia la derecha por la gran afinidad del bicarbonato por el protón), y
Cl- + Na+ ClNa
Toda esta secuencia de reacciones químicas trae como consecuencia que los H+ liberados fuertemente por el HCl, son captados por el HCO3-, con la consiguiente disminución en la concentración de protones de la solución, amortiguando así las variaciones del pH. De no estar presente el Buffer del bicarbonato, la [H+] en el medio sería mucho mayor, y por ende también lo sería la caída del pH. Es decir, que el buffer "amortiguó" la variación del pH.
En los líquidos corporales existen gran cantidad de Buffers, distribuidos en distintas proporciones en los compartimientos extra e intra celulares. Los más destacados son:
Buffer del Bicarbonato : está formado por el par ácido-base H2CO3/HCO3-. En el organismo, el ácido carbónico no se encuentra como tal, sino en forma de CO2, originado por la reacción:
H2CO3 CO2 + H2O catalizada por la enzima anhidrasa carbónica
Se puede calcular la concentración de H2CO3 multiplicando la PCO2 del paciente por el coeficiente alfa de solubilidad del CO2 que es igual a 0,03. El Buffer de Bicarbonato tiene un pK de 6,1 algo alejado del pH corporal, lo que disminuye su capacidad buffer, pero cobra gran relevancia clínica por ser el buffer sobre el cual trabajan ambos sistemas, metabólico y respiratorio, y además por
produciéndose muchos trastornos ácido-básicos cuando ésta se altera (ver más adelante). La secreción de H+ difiere según se trate del T.C.P. o del T.C.D. En el proximal, se produce por la acción de un traslocador de Na+/H+ ubicado en el ribete en cepillo de la membrana luminal de las células del T.C.P. Dicho traslocador es eléctricamente neutro, ya que intercambia moléculas de igual carga eléctrica en cantidades equimolares, y es impulsado por el gradiente de Na+ que se genera por la acción de una bomba ATPasa de Na+/K+ ubicada en la membrana basolateral de la célula. En el T.C.D. y colector, la secreción de Hidrogeniones se produce por una bomba Electrógena de H+ ubicada en la membrana luminal, la cual es una ATPasa que transporta 2 H+ por cada molécula de ATP que consume. Dicha bomba, es capaz de generar gradiente eléctrico y químico, ya que la retrodifusión a través de la membrana es casi nula. Este transporte activo está limitado por gradiente, ya que el transporte se reduce y finalmente se bloquea cuando la diferencia de potencial generado a ambos lados de la membrana es de - 180 mv o la concentración de H+ en la luz supera 1000 veces a la de la célula (diferencia de pH de 3 puntos entre la orina y el medio interno). Este hecho es el que marca el límite de acidez de la orina que es de 4,4. Para evitar este límite en la secreción ácida urinaria, se encuentran en la orina varios buffers que van a permitir que el túbulo siga secretando H+ al captarlos y reducir la concentración de los mismos, elevando el pH por encima de ese valor límite. Estos buffers urinarios son el bicarbonato, el fosfato y el amonio. El más potente es el amonio, que se produce en las células del epitelio tubular a partir de la Glutamina y otros aminoácidos. La síntesis de amonio se incrementa en situaciones de acidosis, llegando al máximo en 4-6 días. El bicarbonato y el fosfato, en tanto, provienen de la filtración glomerular, siendo mayor la capacidad buffer de éste último.
ENFOQUE CLINICO-SEMIOLOGICO DEL ESTADO ÁCIDO-BASE
La ecuación de Henderson-Hasselbalch es de utilidad para iniciar un enfoque racional de la semiología de los trastornos del estado ácido - base:
[HCO3-] PH = pK + log [H2CO3]
Dado que el H2CO3 se encuentra en forma de CO2 disuelto, por acción de la anhidrasa carbónica, tenemos que la ecuación modificada de Henderson- Hasselbalch resulta de mayor practicidad:
[HCO3-]
PH = pK + log donde α = 0, pCO2 x α
Si consideramos que el pH es una forma de expresar la [H+] que surge de aplicar el logaritmo negativo a dicha concentración, y dado lo complicado del manejo de los logaritmos, podemos simplificar, eliminando el logaritmo y trabajar directamente con [H+], obteniendo así la siguiente fórmula:
24 x pCO [H+] = donde 24 es una constante. [HCO3-]
Con esta fórmula sencilla, y utilizando la pCO2 y el HCO3- del análisis de los gases arteriales del paciente, podemos calcular la [H+] en un momento dado.
La [H+] media en el organismo, equivalente al pH de 7,40 es de 40 mMoles/L, con un rango de normalidad de 36 a 44 mMoles/L.
En la práctica clínica, existen gran cantidad de procesos patológicos que pueden alterar este fino y delicado equilibrio en el pH corporal, constituyendo así diversas entidades nosológicas, que pueden ser divididas en 2 grandes grupos:
- ACIDOSIS : Trastorno del medio interno que tiende a disminuir el pH corporal (aumentando la concentración de H+)
- ALCALOSIS : Trastorno del medio interno que tiende a elevar el pH corporal (disminuyendo la [H+]).
Estos conceptos deben ser diferenciados de los términos ACIDEMIA: pH ácido del suero por debajo del límite de normalidad y ALCALEMIA: pH alcalino del suero por encima del límite de normalidad. Siempre que hay acidemia hay una acidosis responsable de la misma, pero puede haber acidosis sin acidemia por la presencia de otro trastorno (alcalosis) que lleve el pH dentro del rango de normalidad. Lo mismo vale para Alcalosis y alcalemia.
Estos dos grandes grupos, se pueden dividir, a su vez, según cual sea el trastorno primario responsable, en:
- METABOLICA: producida por alteraciones en los ácidos y bases fijas, expresadas por modificaciones primarias en la concentración de CO3H-
- RESPIRATORIA : producida por alteraciones en el componente respiratorio, expresadas por modificaciones primarias en la PCO
- MIXTAS : producida por dos o más modificaciones primarias, combinadas entre sí, de las formas más variadas.
Los trastornos primarios, que tienden a descender o elevar el pH, ponen rápidamente en marcha una serie de mecanismos, llamados secundarios o compensadores que tienden a contrarrestar la alteración del pH, llevándolo en sentido contrario y acercándolo a la normalidad. Dichas modificaciones secundarias, varían en magnitud de acuerdo a la intensidad de la modificación primaria que la generó, y pueden ser predichas con ciertos cálculos matemáticos, constituyendo las llamadas compensaciones esperadas (ver más adelante). Si esta compensación fisiológica no está presente, o por el contrario, es exagerada, expresa una alteración del sistema responsable de la compensación, y pone en evidencia un trastorno ácido-base asociado.
Quedan entonces así configurados los siguientes trastornos ácido-básicos fundamentales:
METABOLICA ACIDOSIS RESPIRATORIA MIXTA
gran utilidad, dependiendo del trastorno de que se trate, la pO2, Ionograma en plasma (Na+, K+, Cl- y HCO3) y en orina de 24 hs (Cl-, Na+ y K+), Glucemia, uremia, cetonemia-cetonuria, etc.
Con estos parámetros de laboratorio es posible calcular la denominada brecha aniónica, GAP Aniónico, Anión Restante o ANION GAP, que será de gran utilidad en algunos trastornos específicos que se verán más adelante. El anión GAP representa un grupo de aniones, habitualmente no medidos, presentes en el plasma (o en la orina en el caso del GAP urinario), que contrarrestan las cargas positivas de los cationes medidos (habitualmente Na+ y K+) para cumplir con la electroneutralidad enunciada por el Equilibrio Donnan (la suma de las concentraciones de los Aniones y los Cationes del líquido extracelular deberán ser iguales en todo momento). Según este enunciado, la suma de los cationes, Na+ y K+, debe ser igual a la de los aniones, Cl- y HCO3-, hecho que no se verifica por la existencia de un grupo de aniones no medidos habitualmente: proteínas aniónicas (albúmina), fosfato, sulfato, ácido láctico, cuerpos cetónicos, otros ácidos orgánicos.
Para su cálculo se pueden utilizar las siguientes fórmulas: A.GAP = (Na+ + K +) - (Cl- + HCO3-) = 16 + - 2 mEq/L O bien sin considerar al K+, A.GAP = Na+ - (Cl- + HCO3-) = 12 + - 2 mEq/L
Estos valores de referencia fueron aceptados durante muchos años, pero se cuestionaron últimamente con la utilización de electrodos para la determinación del Cloro, que sobreestiman el valor del mismo. Es así que algunos autores han encontrado valores de Anión GAP mucho menores en individuos normales, bajando los valores normales de referencia a 3 - 11 mEq/L. Por este motivo, sería recomendable, utilizar el valor de referencia que cada institución o centro de diagnóstico considere normal.
CALCULO DE LA COMPENSACIÓN ESPERADA PARA LOS TRASTORNOS PUROS
Como ya dijimos anteriormente, es posible determinar, para cada trastorno ácido-base puro utilizando algunas fórmulas y relaciones matemáticas sencillas, la compensación secundaria esperada según la magnitud del trastorno primario. Luego de realizado este cálculo, si la compensación teórica esperada coincide con la realmente observada en el paciente que estamos analizando, podremos determinar en primera instancia, que el trastorno del estado ácido base que estamos considerando es efectivamente un trastorno puro; de lo contrario, si no coincide el valor real de la compensación con el calculado, podremos afirmar que se trata de un trastorno mixto. Es importante destacar en este punto, que salvo contadísimas excepciones (habitualmente alcalosis respiratorias crónicas), nunca existe compensación completa, y mucho menos sobrecompensación. En los casos en los que parece suceder esto, en realidad se trata de trastornos mixtos en los cuales los movimientos del pH se oponen entre sí, compensándose mutuamente, pero en realidad representan un trastorno del medio interno mucho mayor, aunque el pH se aproxime a la normalidad.
Los cálculos de la compensación esperada para cada trastorno puro son los siguientes:
1) Acidosis Metabólica:
PCO2 esperada = (HCO3- x 1,5) + 8 + - 2 Además de esta fórmula, se pueden utilizar las siguientes relaciones:
- Por cada 1 mEq/L que desciende el HCO3-, la pCO2 debe descender de 1 a 1,2 mm Hg
- La pCO2 debe ser igual a la fracción decimal del pH
- El HCO3- + 15 debe ser igual a la fracción decimal del pH
2) Alcalosis Metabólica:
- Por cada 1 mEq/L que asciende el HCO3-, la pCO2 debe ascender de 0,6 a 0,7 mm Hg
- El HCO3- + 15 debe ser igual a la fracción decimal del pH
- Acidosis Respiratoria : a) Aguda:
Por cada 10 mm Hg que aumenta la pCO2, el HCO3- debe aumentar 1 mEq/L.
b) Crónica:
Por cada 10 mm Hg que aumenta la pCO2, el HCO3- debe aumentar entre 3 y 3,5 mEq/L.
- Alcalosis Respiratoria : a) Aguda:
Por cada 10 mm Hg que disminuye la pCO2, el HCO3- debe dismunuir entre 1 y 2 mEq/L.
b) Crónica:
Por cada 10 mm Hg que disminuye la pCO2, el HCO3- debe disminuir entre 4 y 5 mEq/L.
En todas las relaciones anteriores, debe aceptarse un error de +- 2 unidades en el valor final observado.
A modo de ejemplo tomemos el caso de un paciente con los siguientes valores de gases en sangre arterial:
- pH: 7,
- pCO2: 23 mm Hg
- HCO3-: 10 mEq/L
- .pO2: 90 mm Hg
Al analizar los valores precedentes podemos sacar las siguientes conclusiones iniciales:
- El pH descendido del paciente corresponde a un acidemia.
- La pCO2 también descendida corresponde a una hiperventilación alveolar, que tiende a elevar el pH, por lo cual NO puede ser el trastorno primario responsable de la acidemia, sino más bien a un mecanismo compensador.
BIBLIOGRAFIA:
- Clínicas Médicas de Norteamérica, vol 4, Tratornos ácido-básicos. Año 1983.
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- Goodman y Gilman, Las Bases Farmacológicas de la Terapéutica, 9a ed. Mc Graw - Hill, 1996.
- Cecil, Textbook of Medicine 21a ed. W B Saunders, 2000.
- Terapia Intensiva. Sociedad Argentina de Terapia Intensiva, 3era ed, Año 2000.
- Rose, BD, Post, TW. Clinical Physiology of Acid-Base and Electrolyte Disorders, 5th ed, McGraw-Hill, New York, 2001.
- UpToDate, Rose,BD (Ed), UpToDate, Wellesley, MA, 2003.
