Alteraciones del equilibrio ácido-base #1

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 Homeostasis ácido-base

Ácidos, bases y pH

La concentración de protones (H⁺) en los líquidos orgánicos se mantiene en valores extremadamente bajos (40 nEq/L), gracias a la participación respiratoria y renal junto con la presencia de un sistema de amortiguadores; es decir, sustancias capaces de aceptar o ceder H⁺ cuando se añade un ácido o una base a una solución acuosa (compartimientos corporales). En este punto, cabe recordar que un ácido es una sustancia capaz de ceder H⁺ al medio, mientras que una base es una sustancia capaz de aceptar H⁺ del medio. Esto implica, asimismo, la formación de pares ácido-base. Cuando una sustancia cede un H⁺ (ácido), se forma su base conjugada; mientras que cuando una sustancia acepta un H⁺ (base), se forma su ácido conjugado (Figura 7.1). En relación con su naturaleza electrolítica, los ácidos y bases pueden ser fuertes (cuando se disocian completamente en solución acuosa) o débiles (cuando se disocian parcialmente en solución acuosa). Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que, si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, si una base es fuerte, su ácido conjugado es débil.  

El manejo de magnitudes tan pequeñas de concentración de H⁺ resulta engorroso y poco práctico, razón por la cual se procuró simplificar su expresión. El pH es una notación útil para expresar la concentración de H⁺ libres en una solución. Se calcula como el logaritmo negativo (de base diez) de la concentración de H⁺:

pH = -log[H⁺]

Para una concentración de H⁺ libres de 40 nEq/L (que es igual a 0,00000004 mEq/L), el pH es de 7,40. La compleja interacción entre el sistema de amortiguadores, la ventilación alveolar y la función renal (v. más adelante), establece la regulación homeostática del pH en un estrecho margen, solidario con la viabilidad biológica, que se ajusta en 7,40 ± 0,04. Sobre la base de este rango de normalidad, se establecen las definiciones siguientes:

• Eudremia: pH 7,36-7,44.
• Acidemia: pH < 7,36.
• Alcalemia: pH > 7,44.

El control preciso del pH resulta uno de los eventos más relevantes para el mantenimiento de la homeostasis corporal, dado que sus trastornos se asocian con cambios marcados en la estructura de las proteínas, numerosas reacciones enzimáticas y las propiedades biológicas de la membrana plasmática. Esto altera el funcionamiento miocárdico, vascular, óseo y del sistema nervioso central (SNC), y compromete la oferta distal de oxígeno (O₂) (Tablas 7.1 y 7.2).

Si bien la concentración de H⁺ se expresa mediante el pH, esta puede calcularse rápidamente al emplear la relación siguiente:

[H⁺] = 10^(-pH)

A su vez, puede utilizarse un método rápido para estimar una concentración aproximada de H⁺, para un rango de pH entre 7,30-7,50. Este método parte de la premisa de que un pH de 7,40 se corresponde con una concentración de H⁺ de 40 nEq/L, y que el cambio de 0,01 unidades de pH a partir de 7,40 se corresponde con un cambio inverso de aproximadamente 1 nEq/L en la concentración de H⁺ (Tabla 7.3). De esta manera, para un pH de 7,36-7,44 corresponde una concentración de H⁺ de 44-36 nEq/L. Como se verá más adelante, estos conceptos resultan de utilidad para el análisis de la coherencia interna de un protocolo ácido-base.

Amenazas fisiológicas al pH

Diariamente, el organismo debe sortear una serie de amenazas al pH, proveniente del metabolismo de los diferentes tipos de nutrientes. La homeostasis ácido-base se mantiene gracias a la presencia de mecanismos capaces de neutralizar la carga ácida diaria. Estos ácidos pueden clasificarse en tres categorías.

Ácidos volátiles (dióxido de carbono (CO₂)). Es el producto final del metabolismo oxidativo de los hidratos de carbono, lípidos y aminoácidos. Se lo considera un ácido en virtud, por su capacidad para reaccionar con el agua y formar ácido carbónico (H₂CO₃), que a su vez puede disociarse en H⁺ y bicarbonato (HCO₃⁻). La tasa de producción de CO₂ se relaciona directamente con la actividad metabólica y, por lo tanto, con la edad del paciente (a menor edad, mayor actividad metabólica). Como se trata de un gas, es eliminado del organismo con cada ciclo ventilatorio y, en efecto, su tasa de producción determina la magnitud de la ventilación alveolar.

Ácidos fijos (ácido sulfúrico y ácido fosfórico). El ácido sulfúrico es el producto final de la oxidación de los aminoácidos que contienen azufre (metionina y cisteína), mientras que el ácido fosfórico se forma en el metabolismo de los fosfolípidos, ácidos nucleicos, fosfoproteínas y fosfoglicéridos. La producción de ambos varía con la dieta y con la edad, y por lo general es de 1-3 mEq/kg/día. Esta carga ácida es amortiguada con la generación de cantidades equimolares de nuevo bicarbonato por el nefrón distal (eliminación de amonio y ácidos titulables, v. más adelante).

Ácidos orgánicos. El ácido láctico, el acetoacetato y el ß-hidroxibutirato se forman durante el metabolismo de los hidratos de carbono y los lípidos. Normalmente, son luego oxidados a CO₂ y agua, por lo que no suelen afectar directamente el pH de los líquidos orgánicos. No obstante, pueden aumentar en diversas situaciones patológicas, como en la acidosis láctica o la cetoacidosis diabética (20).

Sistema de amortiguadores

Los amortiguadores corporales confieren la defensa inmediata contra los cambios de pH. Se trata de ácidos débiles que se encuentran como una combinación entre una forma capaz de ceder H⁺ y una forma capaz de aceptar H⁺, en el rango de pH de los líquidos orgánicos.

La ecuación de Henderson-Hasselbalch puede utilizarse para ilustrar la forma en que un ácido débil funciona como un amortiguador:

pH = pKa + log [A⁻]/[HA]

El pKa es una magnitud que cuantifica la tendencia que tienen las moléculas a disociarse en solución acuosa. [HA] representa la concentración del ácido débil en los líquidos orgánicos, y [A⁻] la concentración de su base conjugada.

La capacidad de un sistema amortiguador para frenar los cambios de pH producidos por la adición de ácidos o bases es máxima cuando el pH del medio es igual al pKa del ácido débil que compone el sistema amortiguador. Sobre esta base, el pKa puede entenderse como el pH del medio acuoso para el cual una sustancia se encuentra mitad disociada y mitad sin disociar. Asimismo, otro factor que determina la efectividad amortiguadora de un ácido débil es la concentración total de este ácido en los líquidos orgánicos.

Por lo expuesto, resulta evidente que el sistema amortiguador ideal para mantener el pH de los líquidos corporales debería tener un pKa ~7,40 y estar presente en una concentración alta. Si bien el organismo carece de un sistema amortiguador óptimo que posea estas características, a continuación se describen los de mayor relevancia clínica y fisiológica.

Bicarbonato-ácido carbónico

Este sistema amortiguador es el más importante del líquido extracelular (LEC). De hecho, la participación renal y respiratoria en la regulación del pH se encuentra íntimamente ligada con este sistema. Comprende al ácido carbónico (H₂CO₃), un ácido débil que en solución sufre la siguiente reacción de disociación:

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃⁻

El ácido carbónico, en realidad, se encuentra disuelto en forma de gas como CO₂, y la concentración de H₂CO₃ se calcula, de acuerdo con la ley de Henry, multiplicando el coeficiente de disolución del gas (α = 0,03) por la presión parcial de CO₂ (PCO₂). De esta manera, la ecuación de Henderson-Hasselbalch para este sistema es la siguiente:

pH = pKa + log [HCO₃⁻]/[H₂CO₃], lo que es lo mismo, pH = pKa + log [HCO₃⁻]/(0,03 x PCO₂)

El pKa de la segunda ecuación es de 6,1, es decir, no representa un valor que componga un sistema amortiguador ideal. Sin embargo, la importancia clínica y fisiológica de este sistema radica en que es el único en el que sus dos componentes, la base conjugada (HCO₃⁻) y el ácido débil (PCO₂), son determinados fácilmente en el plasma y se regulan en forma independiente a través de la función renal (recuperación del bicarbonato filtrado y acidificación urinaria) y de la ventilación alveolar, respectivamente (sistema abierto). Asimismo, es el sistema amortiguador cuantitativamente más importante.

Así queda de manifiesto que, de acuerdo con la ecuación de Henderson-Hasselbalch, el pH de una solución que contiene un amortiguador (ácido débil) está determinado por el cociente de las dos formas del amortiguador (base conjugada y ácido débil). Es decir, que al regular la concentración plasmática de HCO₃⁻ (base conjugada o componente metabólico) y la PCO₂ (ácido débil o componente respiratorio), los riñones y los pulmones regulan el pH de los líquidos corporales.

Por su parte, el resto de los sistemas de amortiguación (hemoglobina, otras proteínas, fosfato, carbonato, etc.), si bien pueden proteger a los líquidos corporales contra agresiones al pH, no pueden utilizarse como mecanismo primario para ajustar el pH de estos (sistemas cerrados).

Asimismo, de acuerdo con el principio isohídrico (estado de equilibrio químico entre los múltiples pares ácido-base que conforman el sistema de amortiguadores), cualquier cambio en el cociente HCO₃⁻/PCO₂ también afecta los cocientes de concentración del resto de los amortiguadores, dado que se amortiguan unos con otros al intercambiar H⁺ entre ellos. La importancia clínica de este principio radica en que, al determinar directamente el estado de un único par ácido-base (usualmente el sistema bicarbonato-ácido carbónico) puede conocerse, de forma indirecta, el estado de todos los otros ¹ amortiguadores del organismo y así evaluar las alteraciones del equilibrio ácido-base.

Claro, aquí está el texto extraído de la imagen, presentado en un formato de una sola columna y siguiendo el orden de lectura de izquierda a derecha:

Hemoglobina y otras proteínas

Las proteínas contienen numerosos grupos ionizables que son ácidos débiles. En muchas de ellas, el grupo imidazol de la histidina y los grupos N-terminal tienen un pKa suficientemente cercano a 7,4 como para permitirles funcionar como amortiguadores efectivos. Asimismo, están presentes en concentraciones relativamente elevadas, tanto en el compartimiento intracelular como extracelular, lo que contribuye aún más con su efectividad amortiguadora.

Las proteínas intracelulares pueden aceptar H⁺ mediante un intercambio con iones unidos a proteínas (Na⁺ y K⁺), los cuales, a su vez, aumentan en el espacio extracelular para mantener la electroneutralidad (mecanismo de intercambio iónico con el compartimiento intracelular).

La hemoglobina representa cerca del 75% de los amortiguadores no bicarbonato de la sangre, y es un amortiguador proteico particularmente efectivo. Justamente, posee entre 5 y 6 veces el efecto amortiguador de las proteínas plasmáticas, debido a su elevada concentración y a sus abundantes residuos de histidina (más del doble que los de la albúmina). El 90% del CO₂ producido en el metabolismo oxidativo tisular es captado por los eritrocitos, y se transporta como HCO₃⁻ tras reaccionar con el agua y disociarse rápidamente dentro de los hematíes. Los H⁺ generados en esta reacción son amortiguados por la hemoglobina. De hecho, los grupos imidazol de la hemoglobina desoxigenada poseen un pKa algo mayor que los de la hemoglobina oxigenada, lo que contribuye con su efectividad amortiguadora. Por lo tanto, una vez que entrega el O₂ a los tejidos, la hemoglobina es capaz de aceptar más H⁺ provenientes del CO₂.

Fosfato y amortiguadores intracelulares

El compartimiento intracelular, en particular el hueso, es capaz de amortiguar hasta el 55% del exceso de H⁺, y entre sus amortiguadores se encuentran las proteínas, los carbonatos y el fosfato. Con respecto a este, se trata del ácido débil H₂PO₄⁻, que sufre la siguiente reacción de disociación:

H₂PO₄⁻ ↔ H⁺ + HPO₄²⁻

El pKa para esta reacción es de 6,8, lo que hace de este sistema un candidato aceptable como amortiguador de los líquidos orgánicos. Esto sucede particularmente en el líquido intracelular (LIC), donde su concentración es mucho mayor que en el LEC, y en el líquido tubular del nefrón distal, donde la reabsorción de agua es mayor que la de fosfatos (alcanza una concentración mayor) y el bajo pH intraluminal se asemeja más a su pKa. De hecho, en el líquido tubular se comporta como el componente principal de los ácidos titulables (v. más adelante).

El rol amortiguador del hueso cobra particular importancia en el contexto de la acidosis metabólica crónica, como sucede en la enfermedad renal crónica, en la que la parathormona juega un papel fundamental (72).

Participación respiratoria y renal

El sistema de amortiguadores permite que el organismo resista cambios agudos en el pH. No obstante, la capacidad para neutralizar una carga ácida podría agotarse si los ácidos fueran agregados de forma continua y no existiesen mecanismos adicionales para mantener el equilibrio ácido-base.

Como fue mencionado, la carga diaria de ácidos se relaciona con la producción de ácidos volátiles (CO₂) según la tasa metabólica, y con la producción de ácidos fijos según el tipo de dieta y la edad (alrededor de 1-3 mEq/kg/día). La excreción de ambos se efectúa a través de dos mecanismos distintos: respiratorio y renal.

Excreción respiratoria de ácidos volátiles

Normalmente, la ventilación alveolar (Vₐ) es regulada por la producción de CO₂, con el fin de mantener la presión arterial de CO₂ (PaCO₂) dentro de límites normales, es decir, entre 35-45 mmHg (Figura 7.2). Si la producción de CO₂ aumenta, el aumento de la frecuencia respiratoria o del volumen corriente mantienen estable la PaCO₂, gracias al aumento concomitante de la Vₐ (v. Figura 7.2). Esto se logra mediante la interacción de los quimiorreceptores centrales y periféricos con diversos efectores neuromusculares.

Los recién nacidos y niños pequeños responden a la hipercapnia mediante el aumento la Vₐ, pero en menor medida que los niños mayores y adultos. La capacidad de respuesta al incremento de la PaCO₂ aumenta con la edad gestacional y a medida que la vida posnatal avanza. Esto se relaciona con la maduración de los quimiorreceptores (en particular los centrales) y con la mayor efectividad de los mecanismos de respuesta y amortiguación del sistema respiratorio.

Excreción renal de ácidos fijos y recuperación del bicarbonato filtrado

El riñón participa activamente de la regulación del pH de los líquidos orgánicos mediante la combinación de dos mecanismos básicos:

• Regulación de la concentración plasmática de bicarbonato, gracias a la reabsorción del bicarbonato filtrado.
• Generación diaria de nuevo bicarbonato, gracias a los mecanismos de acidificación urinaria (excreción de ácidos fijos).

En el riñón maduro, el túbulo proximal se encarga de reabsorber entre el 85% y el 90% del bicarbonato filtrado (Figura 7.3). La reabsorción de bicarbonato, al igual que su umbral renal, es inmadura luego del nacimiento. Esto se debe a la maduración incompleta y expresión parcial del intercambiador luminal Na⁺/H⁺ (NHE3) y de la enzima anhidrasa carbónica, fundamentalmente las isoformas II y IV. A raíz de este fenómeno, el umbral renal para el bicarbonato y, en consecuencia, el bicarbonato plasmático normal, varía según la edad:

• Nacidos pretérmino: 16-18 mEq/L.
• Nacidos de término al primer mes: 20 mEq/L.
• Primer mes hasta los 2 años: 22 mEq/L.
• Dos años en adelante: 24 ± 2 mEq/L.

La maduración de la reabsorción de bicarbonato ocurre en paralelo al aumento de la actividad de la bomba Na⁺/K⁺ ATPasa basolateral. En condiciones fisiológicas, el asa ascendente gruesa de Henle y el nefrón distal se encargan de la reabsorción del 10% al 15% restante del bicarbonato, a través de mecanismos similares a los del túbulo proximal (v. Figura 7.3).

A diferencia de lo que sucede con la reabsorción de bicarbonato, la acidificación urinaria distal y la generación renal de nuevo bicarbonato maduran mucho más precozmente. La capacidad de acidificación alcanza valores maduros (120 ± 20 µEq/min/1,73 m²) alrededor del primer mes de vida. La aldosterona también posee un rol importante en la secreción distal de H⁺. Estos se excretan en la orina en forma de ácidos titulables (~30%, principalmente con el fosfato) y con el amonio (~70%). La excreción ácida mediante ambos mecanismos se asocia con la ganancia equimolar de bicarbonato (generación de nuevo bicarbonato), es decir, los aproximadamente 1-3 mEq/kg/día consumidos en la amortiguación de los ácidos fijos (Figura 7.4).

La excreción de ácidos titulables se encuentra limitada por la carga filtrada de fosfato, su componente principal. Además, la cantidad de fosfato disponible suele permanecer relativamente constante, aún frente a una acidemia. Sin embargo, el parénquima renal es capaz de generar su propio amortiguador, el amoníaco (NH₃), con lo que aumenta marcadamente la capacidad para excretar ácidos en forma de amonio (NH₄⁺) (v. Figura 7.4). Esto permite eliminar el exceso de H⁺ sin generar una orina excesivamente ácida (el menor pH que puede alcanzarse en el nefrón distal es de 4,5) y representa un mecanismo fundamental en la respuesta a las alteraciones del equilibrio ácido-base.

A pesar de que la capacidad de excretar ácidos se encuentra bien desarrollada en el recién nacido y el lactante, el rápido crecimiento corporal y la carga ácida impuesta por la ingesta proteica generan que estos mecanismos trabajen al límite de su reserva funcional. En efecto, la capacidad para aumentar aún más la excreción neta de ácidos (ácidos titulables y NH₄⁺) es limitada. Esta situación le confiere al recién nacido y al lactante cierta labilidad ácido-base en escenarios clínicos que implican mayor estrés metabólico, como la sepsis, el shock o el distrés respiratorio agudo.

Regulación de la secreción de H⁺

Dado que tanto la recuperación del bicarbonato filtrado como la generación de nuevo bicarbonato dependen de la secreción de H⁺ (v. Figuras 7.3 y 7.4), la regulación de este mecanismo tiene una relación directa sobre el pH de los líquidos corporales. Las variables que pueden modificarlo se describen a continuación.

pH intracelular. En las células del túbulo proximal y del nefrón distal, la secreción de H⁺ aumenta a medida que el pH intracelular cae, y disminuye a medida que este aumenta. A su vez, el pH intracelular se encuentra determinado por el pH plasmático (la acidemia y la alcalemia se acompañan de cambios análogos en el espacio intracelular) y por el potasio extracelular. Con respecto a este, la hipopotasemia genera una salida neta de este ion hacia el espacio extracelular, que es balanceada eléctricamente por el ingreso neto de H⁺ a la célula (menor pH intracelular). Lo contrario sucede en la hiperpotasemia (3). En consecuencia, la secreción de H⁺ aumenta en la hipopotasemia y disminuye en la hiperpotasemia. Adicionalmente, la hipopotasemia estimula la actividad de la bomba H⁺/K⁺ ATPasa de las células intercalares α del nefrón distal (v. Figuras 7.3 y 7.4), con el fin de disminuir la excreción urinaria de potasio. La actividad de esta bomba produce mayor secreción de H⁺.

Además, cabe destacar que la formación de NH₃ a partir de la glutamina también depende del pH intracelular. Aumenta cuando el pH disminuye, gracias al incremento en la actividad de la enzima glutaminasa (implicada en la síntesis de NH₃) y por el mayor transporte de glutamina hacia el interior de las mitocondrias, donde ocurre su conversión en ácido glutámico (mediada por la glutaminasa). Este mecanismo, que implica una mayor capacidad para excretar H⁺ como NH₄⁺, resulta fundamental para restituir el equilibrio ácido-base en el marco de las acidemias.

Reabsorción proximal de sodio. La secreción de H⁺ en el túbulo proximal se encuentra mayormente acoplada con la reabsorción de sodio a través del intercambiador NHE3 (v. Figura 7.3). Este proceso está influenciado por los cambios en el volumen efectivo circulante, en relación con la actividad, en más o en menos, de una serie factores (sistema simpático, balance glomérulo-tubular, angiotensina II, presión hidrostática peritubular y péptidos natriuréticos). La reabsorción de sodio aumenta en la depleción de volumen y disminuye con su expansión; por lo tanto, la secreción de H⁺ aumenta y disminuye en las mismas circunstancias.

Carga de sodio entregada al nefrón distal y acción de la aldosterona. En este segmento del nefrón, la cantidad de sodio reabsorbida depende de la carga de sodio entregada y de la presencia y actividad de la aldosterona. Cuanto más sodio es ofrecido al nefrón distal, más sodio es reabsorbido a través del canal ENaC (Epithelial Sodium Channel). Dado que se trata de un epitelio cerrado (uniones intercelulares relativamente impermeables), la mayor reabsorción de sodio aumenta la magnitud de la diferencia de potencial transepitelial (mayor electronegatividad luminal) y favorece la secreción de H⁺. Un ejemplo de esta situación puede ser con el uso de diuréticos, como la furosemida o la hidroclorotiazida. Por su parte, la aldosterona liberada en respuesta a la disminución del volumen efectivo circulante aumenta la reabsorción de sodio a través del canal ENaC y, en consecuencia, la secreción de H⁺.

Presencia de aniones no reabsorbibles. En el nefrón distal, los sulfatos, nitratos, cetoaniones o el propio bicarbonato que escapa a la reabsorción en el túbulo proximal (acidosis tubular renal proximal, v. más adelante) incrementan la electronegatividad intraluminal y la diferencia de potencial transepitelial, lo que promueve una mayor secreción de H⁺.

Evaluación clínica de la excreción urinaria de ácidos

La excreción neta de ácidos resulta de la sumatoria de los H⁺ excretados con el fosfato (ácidos titulables) y con el NH₄⁺. En condiciones normales, diariamente se excreta una cantidad de ácidos idéntica a la cantidad generada de nuevo bicarbonato (1-3 mEq/kg/día).

La evaluación clínica de la capacidad de acidificación urinaria resulta de mucha utilidad en el estudio de ciertas acidosis metabólicas (v. más adelante), dado que permite valorar la participación renal en el trastorno. Como la determinación de los ácidos titulables es engorrosa y poco práctica, y además su excreción permanece relativamente constante aún en situaciones de acidemia, puede evaluarse indirectamente la excreción urinaria de NH₃ (sin medirlo directamente), mediante el cálculo del hiato amónico o GAP urinario:

GAP urinario = Na⁺ urinario + K⁺ urinario - Cl⁻ urinario

Dado que normalmente el 99,9% del bicarbonato filtrado se reabsorbe, su excreción es despreciable y el cloro representa el anión dominante del líquido tubular (y de la orina emitida). Como el NH₄⁺ es un catión no medido, su excreción se ve reflejada indirectamente como un exceso de cloro en relación con los cationes sodio y potasio urinarios. En efecto, la secreción distal de cloro contribuye con la electroneutralidad del líquido tubular cuando se secretan H⁺ que se unen al NH₃ y forman NH₄⁺. Sobre esta base, se acepta que un cloro urinario mayor que la sumatoria del sodio y del potasio urinarios refleja que el riñón excreta NH₃ en la orina (GAP urinario negativo).

De esta manera es esperable que, si la función renal es adecuada, la acidificación urinaria debe aumentar en las acidemias y, por lo tanto, el GAP urinario debe ser negativo. Por el contrario, un GAP urinario positivo sugiere la escasez o ausencia de NH₃ en la orina, que se evidencia como una baja cantidad de cloro con respecto a la concentración urinaria de sodio y potasio. Esto sugiere cierta responsabilidad renal en la generación del trastorno (v. más adelante).

Excreción de bases y mecanismo de alcalinización urinaria

Además de la capacidad para eliminar ácidos fijos y un exceso de ácidos a través los mecanismos descriptos, el riñón dispone de mecanismos adicionales para desembarazar al organismo de una carga alcalina en situaciones patológicas (alcalosis metabólica y respiratoria, v. más adelante). Estos mecanismos están compuestos por la menor excreción neta de ácidos y por la alcalinización urinaria, mediada por las células intercalares ß del nefrón distal (Figura 7.5), cuyo funcionamiento es esencialmente una imagen especular de la acidificación urinaria.

Integración de la participación respiratoria y renal

De acuerdo con los mecanismos respiratorios y renales expuestos, tendientes a mantener estables la pCO₂ y la concentración de HCO₃⁻, y según el funcionamiento amortiguador expresado a través de la ecuación de Henderson-Hasselbalch, es posible expresar lo siguiente:

pH = 6,1 + log [24 mEq/L / (0,03 x 40 mmHg)] pH = 7,40

Esto pone de relieve la importancia clínica y fisiológica del sistema bicarbonato-ácido carbónico, junto con la regulación independiente de la relación entre su componente metabólico (HCO₃⁻) y respiratorio (pCO₂), para controlar el pH de los líquidos corporales y mantener la homeostasis ácido-base.

Desequilibrios ácido-base

El equilibrio ácido-base puede ser perturbado por diversas situaciones clínicas, algunas de ellas particularmente frecuentes en la edad pediátrica (p. ej., la diarrea aguda).

El enfoque de estos trastornos suele establecerse según el método fisiológico, es decir, en torno al análisis de la alteración del sistema amortiguador bicarbonato-ácido carbónico y a la regulación fisiológica de su componente metabólico (HCO₃⁻) y respiratorio (pCO₂) a través de la función renal y la ventilación alveolar, respectivamente. Este método es utilizado en este capítulo para analizar las alteraciones del equilibrio ácido-base, dado que conjuga efectivamente la química ácido-base con la fisiología ácido-base y la fisiopatología. Asimismo, su eficacia diagnóstica se encuentra demostrada en términos de la relación causa-efecto, y posee una clara proyección terapéutica.

Si bien resultan complejos y su utilidad puede ser cuestionada, el método de Stewart (enfoque fisicoquímico) y el método de Siggaard-Andersen (enfoque del exceso de base), con sus postulados y limitaciones, se describen brevemente al final de este capítulo, dado que en ocasiones son utilizados para establecer el análisis del estado ácido-base.

Cabe destacar que, independientemente del método utilizado, la adecuada valoración clínica del paciente resulta fundamental para comprender el escenario clínico. Incluye una anamnesis detallada y un examen físico completo, que orienten hacia la probable causa del trastorno. De hecho, la interpretación clínica debe conducir la investigación diagnóstica y el manejo terapéutico de los complejos trastornos del equilibrio ácido-base.

Método fisiológico

Tanto la acidemia como la alcalemia pueden ser ocasionadas por trastornos metabólicos (vinculados con el HCO₃⁻) o respiratorios (vinculados con la pCO₂), que pueden presentarse en forma aislada o combinada. Una alteración primaria en la concentración de HCO₃⁻ produce una respuesta secundaria (adaptativa) en la pCO₂, y viceversa. La presencia de alteraciones agregadas que impidan o superen la respuesta adaptativa en la pCO₂ o en la concentración de HCO₃⁻, implican la existencia de un mecanismo adicional en el desequilibrio ácido-base. Se describen así dos procesos fisiopatológicos básicos y cuatro trastornos primarios:

• Acidosis: proceso fisiopatológico que produce un aumento en la concentración de H⁺.
• Acidosis metabólica: disminución primaria de la concentración de HCO₃⁻.
• Acidosis respiratoria: aumento primario de la pCO₂.
• Alcalosis: proceso fisiopatológico que produce una disminución en la concentración de H⁺.
• Alcalosis metabólica: aumento primario de la concentración de HCO₃⁻.
• Alcalosis respiratoria: disminución primaria de la pCO₂.

De acuerdo con la ausencia o la presencia de mecanismos adicionales, ambos procesos pueden asociarse o no con el desarrollo de acidemia o alcalemia.

Por ejemplo, en una acidosis metabólica (disminución primaria de la concentración de HCO₃⁻) la disminución secundaria o adaptativa de la pCO₂ (v. más adelante) intenta frenar una desviación aún mayor del pH, pero sin normalizarlo totalmente (adaptación no es sinónimo de corrección). Por lo tanto, se produce una acidosis metabólica con acidemia y adecuada adaptación respiratoria. Si, por el contrario, la pCO₂ se encuentra por debajo del valor adaptativo esperado (v. más adelante), es probable que el paciente posea un pH normal, lo que no significa que su equilibrio ácido-base se haya restablecido. Este segundo ejemplo implica la presencia de una acidosis metabólica junto con una alcalosis respiratoria, con pH normal.

Sistemática de análisis

Para esclarecer el pensamiento clínico y favorecer un análisis ordenado, es recomendable respetar una sistemática determinada para analizar los trastornos del equilibrio ácido-base. Si bien puede optarse por cualquiera de las estrategias descritas en la literatura médica, se propone la utilización de la siguiente sistemática:

• Predicción del trastorno a partir del diagnóstico clínico (coherencia externa).
• Verificación de la confiabilidad de los datos (coherencia interna).
• Determinación del trastorno primario, la respuesta adaptativa y la presencia o ausencia de un trastorno adicional.
• Evaluación del equilibrio iónico acompañante (anión GAP, cloro, balance de potasio y de calcio).

En el Anexo 7.1 se describen cuatro ejemplos clínicos en los que se aplica la sistemática de análisis propuesta.

Predicción del trastorno a partir del diagnóstico clínico (coherencia externa)

Indudablemente, el primer paso en la valoración de un desequilibrio ácido-base es establecer un adecuado diagnóstico de la situación clínica que produjo la alteración.

No es posible efectuar un análisis correcto del protocolo ácido-base sin la completa claridad del escenario clínico, responsable de la generación del desequilibrio. Por tal motivo, se pone de relieve que los hallazgos en el estado ácido-base deben justificarse siempre por la patología que les dio origen. De hecho, en la mayoría de los casos deberían representar hallazgos meramente confirmatorios del pensamiento a priori, según el diagnóstico del paciente.

Esto puede interpretarse como la coherencia externa o coherencia clínica, es decir, la relación predecible entre el trastorno ácido-base esperado y el encontrado posteriormente. En caso de que los hallazgos ácido-base no coincidan o no puedan ser justificados por la situación subyacente, es necesario reevaluar clínicamente al paciente y profundizar la anamnesis (muchas intoxicaciones suelen pasar inadvertidas en la evaluación inicial). Si los datos clínicos continúan sin aportar información adicional y las determinaciones de laboratorio son confiables (coherencia interna, v. más adelante), probablemente sea necesario repetir el protocolo ácido-base.

Verificación de la confiabilidad de los datos (coherencia interna)

Normalmente, en el laboratorio se determinan de forma directa la pCO₂ y el pH, mientras que el HCO₃⁻ es calculado. Por lo tanto, se recomienda verificar la confiabilidad de los datos, es decir, evaluar si se conserva la relación entre los datos medidos y calculados (coherencia interna). Para tal fin puede utilizarse la ecuación de Kassirer-Bleich (derivada de la ecuación de Henderson-Hasselbalch):

[H⁺] = 24 x (pCO₂ / HCO₃⁻)

Esta ecuación permite calcular la concentración de cualquier componente del sistema bicarbonato-ácido carbónico, siempre y cuando se conozcan las concentraciones de los otros dos componentes. Tanto la pCO₂ como el HCO₃⁻ son informados en el protocolo ácido-base. La [H⁺] que le corresponde a cada pH puede observarse en la Tabla 7.4, que muestra esta relación para el rango de pH compatible con la viabilidad biológica (6,80-7,80).

Determinación del trastorno primario, la respuesta adaptativa y la presencia o ausencia de un trastorno adicional

En primer lugar, se debe evaluar el pH y determinar la presencia de eudremia (pH 7,36-7,44), acidemia (pH < 7,36) o alcalemia (pH > 7,44). Luego, cabe analizar los valores de HCO₃⁻ y pCO₂.

Trastornos metabólicos primarios

Por lo general, se acepta que existe un trastorno metabólico primario si el pH y la pCO₂ cambian en la misma dirección y el pH no es normal. En esta situación se cumple lo siguiente:

• Con acidemia y HCO₃⁻ por debajo del valor normal, el trastorno primario es una acidosis metabólica.
• Con alcalemia y HCO₃⁻ por encima del valor normal, el trastorno primario es una alcalosis metabólica.

 

Luego, se debe valorar si la respuesta adaptativa de la pCO₂ se corresponde con el valor esperado para el trastorno metabólico primario:

• En la acidosis metabólica: pCO₂ esperada = 1,5 x [HCO₃⁻] + 8 (± 2). Es decir, que por cada mEq/L que el HCO₃⁻ disminuye, la pCO₂ debe disminuir 1-1,5 mmHg.
• En la alcalosis metabólica: pCO₂ esperada = 0,7 x [HCO₃⁻] + 20 (± 1,5). Es decir, que por cada mEq/L que el HCO₃⁻ aumenta, la pCO₂ debe aumentar 0,5-0,8 mmHg.

La adaptación respiratoria completa a un trastorno metabólico primario ocurre muy rápidamente (en horas). Para ambos trastornos, si la pCO₂ es mayor de la esperada, existe una acidosis respiratoria asociada; mientras que si la pCO₂ es menor de la esperada, existe una alcalosis respiratoria asociada.

La respuesta respiratoria a la acidosis metabólica (disminución secundaria de la pCO₂) es predecible sobre la base de la fórmula expuesta cuando el HCO₃⁻ posee valores entre 7-22 mEq/L. Con valores < 7 mEq/L, la pCO₂ debe alcanzar el máximo rango de reducción, es decir, 8-12 mmHg. Cabe destacar que este es el valor más bajo fisiológicamente alcanzable. Asimismo, pueden utilizarse dos estrategias simplificadas para estimar la pCO₂ esperada en la acidosis metabólica:

• pCO₂ = HCO₃⁻ + 15.
• La pCO₂ esperada puede equipararse a los dos dígitos decimales del pH (p. ej., si el pH es 7,30, la pCO₂ debe ser ~30 mmHg).

En la alcalosis metabólica, los valores de pCO₂ esperada por lo general suelen coincidir con los descritos para el rango de normalidad de esta variable (35-45 mmHg), dado que resulta dificultoso hipoventilar para amortiguar un aumento del HCO₃⁻ (salvo que exista un trastorno respiratorio o muscular asociado). Esto cobra particular relevancia cuando el HCO₃⁻ se encuentra por encima de 40 mEq/L. Al igual que en la acidosis metabólica, puede utilizarse una estrategia simplificada para estimar la pCO₂ esperada en la alcalosis metabólica (válida con HCO₃⁻ < 40 mEq/L):

• pCO₂ = HCO₃⁻ + 10.

Trastornos respiratorios primarios

Por lo general, se acepta que existe un trastorno respiratorio primario si el pH y la pCO₂ cambian en dirección opuesta y el pH no es normal. En esta situación se cumple lo siguiente:

• Con acidemia y PaCO₂ > 45 mmHg, el trastorno primario es una acidosis respiratoria.
• Con alcalemia y PaCO₂ < 35 mmHg, el trastorno primario es una alcalosis respiratoria.

Cabe destacar que, para definir los trastornos respiratorios primarios, es necesaria la determinación de la gasometría arterial. Luego, se debe valorar si la respuesta adaptativa de la concentración de HCO₃⁻ se corresponde con el valor esperado para el trastorno respiratorio primario, según sea agudo o crónico:

• En la acidosis respiratoria aguda: el HCO₃⁻ debe aumentar 1 mEq/L por cada 10 mmHg que aumenta la PaCO₂.
• En la acidosis respiratoria crónica: el HCO₃⁻ debe aumentar 3-5 mEq/L por cada 10 mmHg que aumenta la PaCO₂.
• En la alcalosis respiratoria aguda: el HCO₃⁻ debe disminuir 2 mEq/L por cada 10 mmHg que disminuye la PaCO₂.
• En la alcalosis respiratoria crónica: el HCO₃⁻ debe disminuir 4-5 mEq/L por cada 10 mmHg que disminuye la PaCO₂.

La adaptación metabólica completa a un trastorno respiratorio primario ocurre lentamente (2-5 días). Esto se encuentra relacionado con la capacidad renal de excretar una mayor carga de ácidos (síntesis de NH₄⁺ y excreción de NH₄⁺) o de álcalis (v. más atrás). Para los dos trastornos, ya sean agudos o crónicos, si la concentración de HCO₃⁻ es menor de la esperada, existe una acidosis metabólica asociada; mientras que si la concentración de HCO₃⁻ es mayor de la esperada, existe una alcalosis metabólica asociada.

Trastornos mixtos con pH normal

Cabe recordar que la presencia de eudremia no significa, necesariamente, que el sistema se encuentra en equilibrio. Puede indicar la presencia de un mecanismo adicional, en sentido inverso, del otro componente del sistema bicarbonato-ácido carbónico.

Por lo general, se acepta que existe un trastorno metabólico-respiratorio mixto si el pH es normal y la pCO₂ es anormal. En esta situación se cumple lo siguiente:

• Una pCO₂ alta junto con un HCO₃⁻ alto indican la presencia de acidosis respiratoria + alcalosis metabólica.
• Una pCO₂ baja junto con un HCO₃⁻ bajo indican la presencia de alcalosis respiratoria + acidosis metabólica.

Asimismo, si el pH es normal y tanto la pCO₂ como el HCO₃⁻ son normales, puede ser una situación ácido-base normal, o bien tratarse de un trastorno metabólico-metabólico mixto (acidosis metabólica + alcalosis metabólica). En esta situación resulta de mucha utilidad el cálculo del anión GAP (un valor ≥ 20 mEq/L siempre indica la presencia de acidosis metabólica) y del resto del equilibrio iónico acompañante (cloro, potasio y calcio). Más adelante en este capítulo se describe este trastorno, así como el resto de los trastornos mixtos del equilibrio ácido-base. Asimismo, en el Anexo 7.1 se desarrolla el análisis de cuatro ejemplos clínicos.

Evaluación del equilibrio iónico acompañante

La evaluación del equilibrio ácido-base resulta incompleta sin la valoración concomitante del equilibrio iónico acompañante. Este implica el análisis del anión GAP, del cloro y el balance asociado de potasio y de calcio.

Anión GAP

Representa la concentración de aniones no medidos que contribuyen con la electroneutralidad del líquido extracelular. Se calcula en base a la diferencia entre los cationes y los aniones predominantes medidos:

Anión GAP = Na⁺ - (Cl⁻ + HCO₃⁻)

Su cálculo resulta esencial ante la presencia de una acidosis metabólica. El valor normal depende del analizador que utilice cada centro para la determinación de los electrolitos, y suele ser de 12 ± 2 mEq/L. Se encuentra compuesto por ácidos orgánicos e inorgánicos (~50%, lactato, piruvato, sulfato y fosfato) y por las cargas negativas de la albúmina (~50%). El valor normal del anión GAP se establece para valores de pH y de albúmina normales. Por cada gramo de albúmina que disminuye por debajo de 4 g/dL, el anión GAP disminuye ~2,5 mEq/L. Asimismo, durante la acidemia, la naturaleza catiónica de los H⁺ no amortiguados disminuye la cantidad de cargas negativas expuestas por la albúmina, de manera tal que por cada 0,1 unidades de pH por debajo de 7,40, el valor del anión GAP disminuye 1-3 mEq/L.

En el marco de una acidosis metabólica, un anión GAP aumentado señala el consumo de HCO₃⁻ por el aumento de ácidos orgánicos (cetoácidos, ácido láctico, etc.) o inorgánicos (ácido fosfórico, ácido salicílico, etc.) en lo que se conoce como acidosis metabólica con anión GAP aumentado (v. más adelante).

Para evaluar la presencia de un trastorno metabólico adicional, resulta de utilidad el cálculo del ΔGAP/ΔHCO, (v. más adelante) y la determinación del cloro. En la Tabla 7.5 se exponen las causas de aumento del anión GAP diferentes de la acidosis metabólica.

Cloro

Como anión más abundante del LEC, lleva una relación normal de electroneutralidad que ajusta su concentración plasmática al 75% del sodio, de acuerdo con el equilibrio de membranas de Gibbs-Donnan (1). En el marco de una acidosis metabólica, un valor de cloro superior al 75% del sodio señala la pérdida de HCO₃⁻, ya sea enteral o renal (v. más adelante), o la disminución de la generación de nuevo HCO₃⁻. En ambas situaciones se produce hipercloremia secundaria para mantener la electroneutralidad, en lo que se conoce como acidosis metabólica hiperclorémica (v. más adelante). Asimismo, puede suceder por el aporte de grandes volúmenes de solución salina al 0,9%. Para evaluar la presencia de un trastorno metabólico adicional, simultáneamente debe calcularse el anión GAP y, en caso de estar aumentado, el ΔGAP/ΔHCO₃⁻ (v. más adelante).

Potasio

En las acidosis metabólicas con acidemia, disminuye la cantidad de potasio que ingresa a las células a través de la bomba Na⁺/K⁺ ATPasa, lo que aumenta la concentración extracelular de este ion (3). De acuerdo con la teoría de Stewart (v. más adelante), la magnitud de este efecto depende del tipo de acidosis. En las hiperclorémicas, dado que la membrana plasmática en reposo es muy poco permeable al cloro, el menor pH extracelular disminuye el intercambio Na⁺/H⁺, lo cual reduce la entrada de sodio y la salida de H⁺. Con el menor ingreso de sodio a la célula, la actividad de la bomba Na⁺/K⁺ ATPasa disminuye, lo que genera una reducción neta del ingreso de potasio al espacio intracelular. En consecuencia, el potasio aumenta 0,6 mEq/L por cada 0,1 unidades que disminuye el pH. Cuando la acidosis metabólica es por acumulación de ácidos orgánicos (aumento del anión GAP), el efecto sobre el potasio es menos marcado. Puede aumentar en un rango de 0,1-0,4 mEq/L por cada 0,1 unidades que disminuye el pH. Esto se debe a que los ácidos orgánicos pueden difundir pasivamente, en mayor o menor medida, hacia el espacio intracelular. La caída resultante del pH intracelular estimula el ingreso de sodio (intercambio Na⁺/H⁺) y mantiene la actividad de la bomba Na⁺/K⁺ ATPasa, lo que minimiza la acumulación extracelular de potasio.

En la alcalemia, ya sea por alcalosis metabólica o respiratoria, la salida de los H⁺ al espacio extracelular (por el aumento del pH) favorece el ingreso neto de potasio al espacio intracelular, con el fin de mantener la electroneutralidad del compartimiento. Este movimiento iónico sigue una relación que implica un descenso de 0,4 mEq/L de potasio por cada 0,1 unidades que aumenta el pH. Los cambios descritos, tanto en la acidemia como en la alcalemia, determinan la concentración plasmática real de potasio mientras dure el trastorno, es decir, aquella que regula efectivamente la excitabilidad miocárdica y neuromuscular, entre otras funciones. La interpretación de este escenario cobra sentido para predecir los cambios inversos que pueden suceder cuando el equilibrio ácido-base se restablezca. Esto implica una disminución del potasio plasmático con la corrección de la acidemia y un aumento con la corrección de la alcalemia.

Calcio

Como fue mencionado, la acidemia disminuye la cantidad de cargas negativas expuestas por la albúmina, que operan como sitios de unión y transporte para el calcio. Asimismo, los H⁺ no amortiguados compiten por estos sitios de unión. Esto produce un aumento transitorio de la calcemia iónica (por desplazamiento desde la albúmina), en una relación de 0,04 mmol/L por cada 0,1 unidades de pH por debajo de 7,40. Al igual que lo señalado para el potasio, este fenómeno determina la calcemia iónica real mientras dure el trastorno, y predice su descenso cuando el equilibrio ácido-base se restablezca. Un fenómeno similar, pero de menor magnitud, sucede con el magnesio.