BIOQUIMICA HUMANA TEMA ACIDOSIS

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BIOQUIMICA HUMANA 
 
TEMA: ACIDOSIS, ALCALOSIS, Ph, ELEMENTOS ACIDOS Y BASICOS, 
GASOMETRIA ARTERIAL, Y COMO SE INTERPRETA LA PRUEBA. 
 
CARRERA: LICENCITURA EN ENFERMERIA 
 
KAREN EDITH HERRERA PADILLA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÁCIDOS Y BASES: DONADORES Y ACEPTORES DE PROTONES 
 
Los ácidos son donadores de protones y las bases son aceptores de protones. 
Un ácido fuerte se disocia casi totalmente en protones y aniones. Por ejemplo, el 
HCl se disocia casi totalmente en agua para dar H+ y Cl–, de modo que la 
concentración de H+ en la disolución es prácticamente igual a la concentración 
molar de HCl añadido. Asimismo, el NaOH se denomina una base fuerte puesto 
que se ioniza completamente para dar iones OH–, que son poderosos aceptores de 
protones. En bioquímica, la mayoría de las sustancias ácidas y básicas son ácidos 
débiles o bases débiles, que sólo se disocian parcialmente. En una solución 
acuosa de un ácido débil existe un equilibrio, que puede medirse, entre el ácido y 
su base conjugada, la sustancia que puede aceptar un protón y formar de nuevo el 
ácido. 
Ácidos fuertes y débiles 
 
Los ácidos se pueden considerar fuertes o débiles según como se disocien en un 
medio acuoso, es decir, según la cantidad de iones de hidrógeno que liberan en 
una solución. Un ácido es fuerte cuando se ioniza fácilmente, es decir, la gran 
mayoría de sus iones de hidrógeno o protones son cedidos en solución. Estos 
ácidos son altamente corrosivos y buenos conductores eléctricos. Entre los ácidos 
fuertes están el ácido sulfúrico H2SO4, el ácido bromhídrico (HBr) y el ácido 
clorhídrico (HCl). En contraposición, los ácidos débiles son aquellos que no 
liberan una gran cantidad de iones de hidrógeno y son menos corrosivos que los 
ácidos fuertes. Ejemplos de ácidos débiles son el ácido carbónico (H2CO3) y el 
ácido acetilsalicílico (C9H8O4). 
 
Propiedades de los ácidos 
 Son altamente solubles en agua. 
 Reaccionan con algunos metales. 
 Funcionan como conductores de corriente eléctrica. 
 Poseen sabor agrio (limón, por ejemplo). 
 Cambian el color del papel tornasol del azul al rojo. 
 Pueden destruir tejidos orgánicos. 
 Reaccionan con bases, produciendo agua y sal. 
 Las reacciones ácido-base son exotérmicas (liberan calor). 
Ejemplos de ácidos 
 Ácido ascórbico (vitamina C). 
 Ácido cítrico, presente algunas frutas. 
 Ácido acético (vinagre y vino). 
 Ácido láctico, producido durante el ejercicio anaeróbico. 
 Ácido acetilsalicílico (aspirina). 
 Ácido clorhídrico (jugo gástrico). 
 Ácido sulfúrico. 
 
BASE 
Una base es una sustancia capaz de disociar iones de hidróxido en una solución, 
contando con un pH superior a 7. También se considera como base una sustancia 
capaz de donar un par de electrones, e incluye todas las soluciones alcalinas. 
 
 
 
 
Bases fuertes y débiles 
Las bases fuertes se ionizan completamente, cediendo sus iones de hidróxido a la 
solución. Algunas bases fuertes son el hidróxido de litio (LiOH), el hidróxido de 
potasio (KOH) y el hidróxido de sodio (NaOH). 
En cuanto a las bases débiles, estas son aquellas que se disocian parcialmente. 
Ejemplos de bases débiles son el amoníaco (NH3) y el bicarbonato de sodio 
(NaHCO3). 
Propiedades de las bases 
 No reaccionan con los metales. 
 En disolución, conducen corriente eléctrica. 
 Poseen sabor amargo (jabonoso, como el cloro/lejía). 
 Cambian el color del papel tornasol del rojo al azul. 
 En disolución, son deslizantes al tacto. 
 Reaccionan con los ácidos, produciendo agua y sal. 
 Las reacciones ácido-base son exotérmicas (liberan calor). 
 Su pH es superior a 7. 
Ejemplos de bases 
 Hidróxido de magnesio (leche de magnesia). 
 Hipoclorito de sodio (lejía, cloro). 
 Bicarbonato de sodio (polvo de hornear). 
 Tetraborato de sodio (bórax). 
 Amoníaco. 
 Hidróxido de sodio (soda cáustica). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Escala de pH 
El pH es el potencial de hidrógeno de una disolución, ideado por el científico danés 
Søren Peder Lauritz Sørensen (1868-1939) en 1909. Indica la concentración de 
iones de hidrógeno en una sustancia. Para representar esta concentración se utiliza 
una escala que señala el nivel de alcalinidad o acidez de una disolución. 
 
 
Esta escala está cuantificada del 0 al 14. 
Las sustancias que tienen un nivel menor 
a 7 son consideradas ácidas, mientras que 
las sustancias que tienen un nivel mayor a 
7 son consideradas como bases 
(alcalinas). 
Escala pH: pH = -log10 [H+] 
Cada movimiento de un punto a otro en la 
escala es logarítmico, lo que significa que 
un paso aumenta o disminuye la 
acidez/basicidad 10 veces respecto del paso inmediatamente inferior o superior. Es 
decir, si la acidez del vinagre es de un pH de 3, la acidez del jugo de limón es 10 
veces superior, con un pH de 2. 
El agua posee un pH que va desde el 6,5 al 8,5, en donde el pH del agua pura es 
7 (que se considera neutro). Cuando el agua tiene un pH inferior a 6,5, esta puede 
tener metales tóxicos en su composición, siendo corrosiva y ácida. Cuando su pH 
es superior a 8,5, se le denomina agua dura, más básica o alcalina, con mayor 
presencia de magnesio y carbonatos. 
La proteína hemoglobina de los eritrocitos y las proteínas de otras células se 
encuentran entre las bases más importantes del organismo. 
El pH normal de la sangre arterial es de 7,4, mientras que el pH de la sangre venosa 
y de los líquidos intersticiales es de alrededor de 7,35 debido a la mayor cantidad 
de dióxido de carbono (C 0 2) liberada por los tejidos para formar H, C 0 3 en estos 
líquidos. Como el pH normal de la sangre arterial es de 7,4, se considera que una 
persona tiene acidosis cuando el pH es inferior a este valor y que tiene alcalosis 
cuando el pH es superior a 7,4. El límite inferior del pH con el que la vida es posible 
unas cuantas horas es de alrededor de 6,8, y el límite superior de alrededor de 8. 
El pH intracelular suele ser algo inferior al del plasma porque el metabolismo de las 
células produce ácidos, sobre todo H2C 0 3. Según los tipos de células. 
 
Existen tres sistemas primarios que regulan la concentración de H+ en los líquidos 
orgánicos para evitar tanto la acidosis como la alcalosis: 1) los sistemas de 
amortiguación acido básicos químicos de los líquidos orgánicos, que se combinan 
de forma inmediata con un ácido o con una base para evitar cambios excesivos en 
la concentración de H+; 2) el centro respiratorio, que regula la eliminación de CO, 
(y por tanto, de H2C 0 3) del líquido extracelular, y 3) los riñones, que pueden 
excretar una orina tanto ácida como alcalina, lo que permite normalizar la 
concentración de H* en el líquido extracelular en casos de acidosis o alcalosis. 
La acidosis reduce el cociente H C 0 3/H + en el líquido tubular renal. 
La alcalosis aumenta el cociente H C 0 37 H + en el líquido tubular renal 
La acidosis respiratoria se debe a una reducción de la ventilación y a un 
aumento de la Pco2: En la acidosis respiratoria, las respuestas 
compensadoras disponibles son: 1) los amortiguadores de los líquidos 
corporales y 2) los riñones, que necesitan varios días para compensar el trastorno. 
La alcalosis respiratoria se debe a un aumento de la ventilación y una 
reducción de la Pco2. La alcalosis respiratoria se debe a una ventilación excesiva 
de los pulmones. 
La acidosis metabólica se debe a una reducción de la concentración de H C 0 
3~ en el líquido extracelular. La acidosis metabólica puede deberse a varias 
causas generales: 1) la imposibilidad de los riñones de excretar los ácidos 
metabólicos formados normalmente en el cuerpo; 2) la formación de cantidades 
excesivas de ácidos metabólicos en el cuerpo; 3) la adición de ácidos metabólicos 
en el cuerpo por la ingestión o infusión de ácidos, y 4) la pérdida de bases de los 
líquidos corporales, lo que tiene el mismoefecto que añadir un ácido a los líquidos 
corporales. 
La alcalosis metabólica se debe a un aumento de la concentración de HC03‘en 
el líquido extracelular 
Cuando hay una retención excesiva de HC03“o una pérdida de H* del cuerpo se 
produce una alcalosis metabólica. La alcalosis metabólica no es tan común como la 
acidosis metabólica, pero a continuación se ofrecen algunas causas de alcalosis 
metabólica. Administración de diuréticos (excepto los inhibidores de la anhidrasa 
carbónica). Todos los diuréticos aumentan el flujo de líquido a lo largo de los túbulos, 
lo que aumenta habitual mente el flujo en los túbulos distales y colectores. Esto 
aumenta la reabsorción de Na* en estas partes de la nefrona. Debido a que la 
reabsorción del sodio se acopla aquí a la secreción de H+, la mayor reabsorción de 
sodio aumenta también la secreción de H* y aumenta la reabsorción de bicarbonato. 
Estos cambios conducen al desarrollo de la alcalosis, que se caracteriza por un 
aumento de la concentración de bicarbonato en el líquido extracelular. Exceso de 
aldosterona. Cuando las glándulas suprarrenales secretan grandes cantidades de 
aldosterona aparecen una alcalosis metabólica leve. Como se comentó antes, la 
aldosterona favorece una reabsorción extensa de Na* en los túbulos distales y 
colectores y al mismo tiempo estimula la secreción de H* en las células intercaladas 
de los túbulos colectores. La mayor secreción de H* aumenta su excreción renal y, 
por tanto, produce una alcalosis metabólica. Vómito del contenido gástrico. El 
vómito del contenido gástrico, desprovisto de contenido de la porción distal del 
aparato digestivo, provoca una pérdida del HCI secretado por la mucosa gástrica. 
El resultado neto es una pérdida de ácido del líquido extracelular y la aparición de 
una alcalosis metabólica. Este tipo de alcalosis aparece especialmente en recién 
nacidos con una obstrucción pilórica debida a los músculos hipertrofia dos del 
esfínter pilórico. Ingestión de fármacos alcalinos. Una causa común de alca losis 
metabólica es la ingestión de fármacos alcalinos, como el bicarbonato de sodio, 
para el tratamiento de la gastritis o de la úlcera péptica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA: 
MATHEWS, C. K.; VAN HOLDE, K. E.; AHERN, K. G.. (2002). 3a EDICION, 
BIOQUIMICA. MADRID: ISABEL CAPELLA. 
JHON E. HALL,Ph,D. ARTHUR C. GUYTON. (2012). GUYTON HALL, TRATADO 
DE FISIOLOGIA MEDICA.. ESPAÑA: ELSEVIER.