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Soluzioni tampone ed equilibri acido base Se in una soluzione acquosa sono presenti un acido debole e la sua base coniugata (CH3COOH e CH3COO-;H2CO3 e HCO3-, etc.) in concentrazioni approssimativamente uguali si ha una soluzione tampone Un tampone può essere costituito da : • Un acido debole e la sua basa coniugata (CO2/HCO3CH3COOH/CH3COO- ) • Una base debole e il suo acido coniugato (NH3/NH4+) Tale soluzione RESISTE (si oppone…tampona!) al cambiamento di pH in seguito ad aggiunte contenute di un acido o di una base Le soluzioni tampone hanno proprietà chimiche peculiari: •Il pH tende a rimanere costante per piccole aggiunte di un acido o di una base forte •Il potere tamponante della soluzione è ottimo quando il pH della soluzione è = al pK dell’acido debole +o- 1 unità di pH •Il rapporto ottimale tra l’acido e la base coniugata deve essere circa 1 perché il tampone sia alla massima efficienza, può differire al massimo di un fattore 10 affinché la soluzione mantenga il potere tampone. •Un tampone è tanto più efficace, quanto è più concentrato e tollera l’aggiunta di acidi o basi forti fino ad 1/50 della sua concentrazione. Un tampone sfrutta l’equilibrio di dissociazione dell’acido debole: CH3COO- + H3O+ CH3COOH + H2O Il CH3COO- tampona piccole aggiunte di H+(proveniente da un acido forte) perché l’equilibrio della reazione si sposta verso sinistra, per il principio dell’equilibrio mobile, consumando idrogenioni; e H3O+tampona piccole aggiunte di OH – (proveniente da una base forte) e l’equilibrio si sposta verso destra, producendo idrogenioni. [CH3COO-] [H3O+] Ka = [CH3COOH] dalla quale si ha: 1/[H3O+] = 1/Ka [CH3COO-] [CH3COOH] e quindi: [CH3COO-] pH = pKa + log [CH3COOH] Questa è l’equazione di Handerson Hasselbach Se le concentrazioni delle due specie CH3COOH e CH3COO- sono uguali, pH=pKa perciò si ha il massimo potere tamponante, e poiché gli acidi deboli si dissociano poco, per avere una concentrazione sufficiente di base coniugata è necessario aggiungere un sale dell’acido. Un tampone funziona bene se il pKa -1<pH della soluzione è >pKa +1 cioè CH3CCO-/CH3COOH = 1/10 oppure CH3CCO-/CH3COOH = 10 Per l’acido acetico il pKa=4.74 Qual è il range di pH a cui lo usereste come tampone? CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- A bassi valori di pH (per es. pH 3.7) la forma dominante nell’equilibrio chimico è l’acido acetico, mentre ad alti valori di pH (per es. pH 5.7) la forma dominante è quello dello ione acetato. Quando il pH = pKa, l’acido acetico (CH3COOH) è dissociato al 50%. Ad un pH pari al pKa si ha il massimo potere tampone di una soluzione. IMPORTANTE La scelta di una soluzione tampone dipende sempre dal valore di pH che deve essere mantenuto costante N.B. Tampone acido acetico/acetato è un tampone utile a mantenere il pH di una soluzione intorno a 5, e non al valore fisiologico di 7,4 quindi non è adatto all’utilizzo negli organismi viventi. pH=pKa + log [base]/[acido] Se vogliamo preparare una soluzione ad un determinato pH si sceglie una coppia acido/base il cui acido abbia un pka vicino più possibile al pH desiderato e poi si modificherà il rapporto [base]/[acido] Es TAMPONI FOSFATO L’acido fosforico e i suoi anioni possono dar luogo a tre diversi tipi di tampone di particolare interesse. Esso è infatti un acido triprotico: H3PO4 H+ + H2PO4- a 37°C pKa1=2.5 H2PO4- H+ + HPO42- pKa2=7.21 HPO42- H+ + PO43- pKa3=12 e possono essere individuate tre coppie acido-base coniugate H3PO4 / H2PO4H2PO4- / HPO42HPO42- / PO43- pKa2=7.21 di cui è particolarmente importante la seconda coppia, con un pKa2=7.21, che permette di preparare tamponi a pH intorno a 7.4 Riassumendo, i passaggi necessari per preparare un tampone sono: I tamponi del sangue Il pH del sangue è mantenuto costante da alcuni soluti che svolgono una efficace azione tampone Nell’uomo sano a riposo il pH del sangue è in un range molto stretto: 7,35-7,45 in cui: acidosi e alcalosi sopra e sotto il range • Sangue arterioso pH =7,4 • Sangue venoso pH =7,37 Se non viene rispettato tale range, si possono manifestare : coma acidosico se pH<7.0 (se pH< 6.9 morte) tetania alcalosica se pH>7.5 (se pH> 7.6 morte) Pertanto le variazioni massime dal pH ottimale di 7.4 non possono superare il valore di ± 0.4 per non andare incontro a gravi patologie. I tamponi più importanti del sangue sono: 1. CO2/HCO3- « tampone bicarbonato» 2. H2PO4-/HPO42- «tampone fosfato» 3. Tampone proteina/proteinato (Hb) Oltre alle proteine plasmatiche, l’emoglobina, presente nei globuli rossi ad alta concentrazione, ha una azione tampone a livello intracellulare Controllo del pH è essenziale per numerose funzioni fisiologiche che sono: • L'attività metabolica dei tessuti causa un'enorme produzione di H+ (es.: produzione di CO2) • La cellula è quindi costretta ad un costante lavoro per eliminare H+ in eccesso Perché è importante mantenere il pH costante, sia all’interno che all’esterno delle cellule? Lo ione idrogeno come specie altamente reattiva Legame con le proteine (enzimi, proteine contrattili, proteine di trasporto etc.) Alterazioni strutturali Alterazioni funzionali pH INTRACELLULARE e pH EXTRACELLULARE Attività enzimatica il pH può influenzare il legame di un enzima con il substrato, l’attività catalitica dell’enzima, o addirittura può alterare la stabilità dell’enzima Trasporto di ioni e molecole i siti di legame delle proteine che trasportano ioni e molecole da un versante all'altro delle membrane biologiche presentano gruppi funzionali il cui grado di ionizzazione è essenziale per il legame con lo ione o molecola da trasportare. TRASPORTATORE degli ACIDI BILIARI Emoglobina Emoglobina è una proteina di trasporto posta non nella membrana ma nel citoplasma del globulo rosso; la sua capacità di legare l'O2 è alterata da variazioni di pH: una acidificazione diminuisce la forza con cui l'emoglobina lega l’ossigeno (effetto Bohr) Contrazione muscolare abbassando il pH intracellulare nel muscolo cardiaco si ottiene una riduzione della forza di contrazione Regolazione acido base nel metabolismo Produzione metabolica ed eliminazione di acidi ed alcali Le variazioni di pH nei liquidi organici devono mantenute entro limiti molto ristretti (mammiferi tra 6.8 – 7.8) La stabilità del pH è insidiata da acidi forti prodotti nel corso del metabolismo proteico. Liquidi corporei pH Bile cistica 5,6 – 8,0 Citoplasma cellule muscolari scheletriche 6,9 Feci 5,9 – 8,5 Liquido cerebro-spinale 7,35 Saliva 5,8 – 7,1 Sangue arterioso 7,40 Sangue venoso 7,35 Succo gastrico 0,7 – 3,8 Succo intestinale 7,0 – 8,0 Succo pancreatico 7,5 – 8,8 Urina 4,5 – 8,0 Esempi Produzioni giornaliere di H+ e CO2 di un adulto a riposo e in attività: • H+: adulti: 50-70 millimoli infanti: 1-2 millimoli/Kg • CO2 A riposo: 12 000 - 15 000 millimoli (288-360 litri) In attività: fino a 50 000 millimoli • CO2 + H2O H+ + HCO3 Ogni giorno l’organismo produce fino a 15 litri di acido cloridrico 1 molare, o 1.5 litri di acido cloridrico fumante, ma il pH deve assolutamente rimanere 7.37-7.43 Difese dell’organismo contro CO2 e H+: Sistemi tampone del sangue (secondi) Fosfati, proteine, bicarbonato Regolazione della respirazione (minuti) Regolazione renale (ore/giorni) Contenuto di CO2 in lattina di Coca Cola: 258 millimoli PRODUZIONE ed ELIMINAZIONE di H+ nell’organismo a livello metabolico Sono prodotti nell’organismo dal Metabolismo ossidativo dgli AA di proteine solforate assunte con la dieta (circa 60 mmol/giorno). Eliminazione degli idrogenioni con le urine. (dieta ricca di proteine animali=urine molto acide) Sono prodotti nell’organismo anche dal Metabolismo ossidativo dei glucidi, lipidi e proteine che producono CO2 e H2O. La CO2 in acqua forma un acido debole = acido carbonico che si dissocia in H+ e HCO3Queste quantita’ di H+ possono sbilanciare l’equilibrio acido-base. Eliminazione della CO2 attraverso la respirazione (Acido carbonico= acido volatile Ogni giorno il nostro organismo produce acidi. La produzione di H3O+ nell’organismo può variare fino a 40-80 mmol/die. La maggior quantità di acido prodotto è conseguenza della respirazione cellulare: CO2 + 2H2O H2CO3+ H2O H3O+ + HCO3Acido carbonico anidrasi carbonica velocizza la reazione di idratazione della CO2 (600.000 CO2/sec) A pH fisiologico l’H2CO3 si trova prevalentemente come HCO3- 20.000 nmoli/die vs 80 nmol/die altri acidi quali: acido solforico, acido fosforico, acido cloridrico, acido lattico, corpi chetonici Regolazione dell’Equilibrio Acido-Base Gli ioni H3O+ non appena prodotti, vengono immediatamente neutralizzati attraverso sistemi tampone Il sistema tampone Acido Carbonico/Bicarbonato CO2 + H2O ↔H2CO3 ↔ H+ + HCO3• Rene: elimina acidi o basi in eccesso, con una risposta lenta • Respirazione: regola in pochi minuti, cioè attraverso una risposta rapida, la ventilazione e quindi l’eliminazione della CO2 [H+] 35-45 nmol/l dove a 35 nmol/l corrisponde un pH=7.45 e a 45 nmol/l un pH =7.35 Il pH dei fluidi dell'organismo, in particolare del sangue, è regolato attraverso un complesso meccanismo omeostatico. Dal punto di vista chimico, ad esso concorrono principalmente tre sistemi tampone: 1. diidrogenofosfato - idrogenofosfato H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO422. acido carbonico - idrogenocarbonato CO2 + H2O = H2CO3 = H+ + HCO3 3. proteine - anioni proteinato proteina = H+ + ione proteinatoIl pH del sangue deve essere mantenuto entro limiti abbastanza rigidi. Il valore normale nel sangue arterioso è 7.4 (7.37 nel sangue venoso); già a valori inferiori a 7.35 e superiori a 7.45, i patologi parlano rispettivamente di acidosi e alcalosi. Valori di pH <6.9 e di pH>7.6 sono INCOMPATIBILI con la vita Equilibrio acido-base del sangue: mantenimento del pH ematico il pH arterioso è attentamente regolato affinché rimanga entro il normale intervallo tra 7,35 e 7,45. L’acidosi è una diminuzione del pH sotto il valore di 7,35, mentre l’alcalosi è un aumento sopra il valore di 7,45 Cause di squilibrio dell’equilibrio acido-base del sangue: l'acidosi respiratoria è causata da un aumento della pressione di anidride carbonica (Pco2 ), mentre l'alcalosi respiratoria è causata da una diminuzione della Pco2. L'acidosi e l'alcalosi metabolica sono alterazioni del pH del sangue causate da motivi diversi dalle variazioni della Pco2 ma dovute allo ione bicarbonato Tre "linee di difesa“ dell’equilibrio acido-base: proteggono contro le modificazioni del pH del sangue: 1. azione dei sistemi tampone già presenti 2. compensazione respiratoria 3. compensazione renale Il meccanismo della compensazione fisiologica compensazione respiratoria: il sistema respiratorio contribuisce all’equilibrio acido-base regolando i livelli di anidride carbonica nel sangue. Il sistema respiratorio agisce entro alcuni minuti eliminando ioni idrogeno sotto forma di anidride carbonica ,iperventilando ,o nel caso siano in difetto ipoventilando compensazione renale: il sistema renale richiede invece ore o giorni per sintetizzare nuovo bicarbonato e per eliminare gli ioni idogeno in eccesso o per trattenere glio ioni bicarbonato stessi in casi di alcalosi Sistemi tampone • Il sangue contiene una miscela di tamponi. • Nel plasma e nel fluidi extracellulari il sistema tampone più importante dell’organismo è il sistema bicarbonato-acido carbonico : H2O + CO2 H2CO3 Base coniugata Acido debole Componente respiratoria pKH CO 2 H+ + HCO3- 3 = 6.1 Perché è un ottimo tampone? Componente metabolica Sistema Acido Carbonico-Bicarbonato K1 K2 CO2 + H2O ↔H2CO3+ H2O ↔ H3O ++ HCO3Riassumendo, poiché l’acido carbonico è trascurabile, risulta che: K’1 CO2 + 2H2O ↔ H3O ++ HCO3pH = pK’1+ Log [HCO3-] Equazione di Henderson-Hasselbalch [CO2] Dove pK’1= 6,1 e si ottiene moltiplicando K1x K2 dell’equilibrio multiplo, il pKa dell’acido carbonico nel plasma risulta essere minore di 6,37 (valore che risulta nell’acqua) per la presenza di altri ioni. Inoltre poiché si ha: CO2gas↔ CO2plasma [CO2] = pCO2 Legge di Henry La quantità di gas che si scioglie in un liquido ad una data T è direttamente proporzionale alla pressione esercitata sul gas C=kP Sistema Acido Carbonico-Bicarbonato In condizioni fisiologiche: • pK’1 = 6.1 • = 0,03 • pCO2 = 40 mmHg • [HCO3-] = 24 mmol/L pH = pK’1+ Log [HCO3-] p CO2 pH = 6,1+Log (24/1,2)=6,1+Log 20=6,1+1,3=7,4 pH ‘ideale’ Il sistema anidride carbonica-bicarbonato è il tampone più concentrato nel sangue umano. I tessuti producono continuamente CO2, il polmone elimina CO2 con la respirazione ed il rene elimina HCO3- nell’urina. Questi meccanismi, agendo di concerto, mantengono costante il rapporto [HCO3-]/[CO2] e conseguentemente il pH del sangue, anche se il suo potere tampone è modesto perché pH ≠ pK Poiché i sistemi biologici sono sistemi aperti non all’equilibrio, o meglio, in disequilibrio stazionario, la frazione di saturazione per una reazione in vivo sarà soggetta a fluttuazioni dovute ai cambiamenti delle condizioni. Ad esempio, lo ione HCO3- , che forma il sistema tampone più importante del sangue, si trova in una condizione di equilibrio dinamico, in risposta alle variazioni del pH e alla concentrazione di CO2 nei vari tessuti umani. pK= 6.1 H2O +CO2 ↔ H2CO3 ↔ HCO3- + H+ Se pH > 7.45 Se il pH nel sangue si alza (se pH > 7.45) i meccanismi compensativi, per riportare il pH del sangue entro valori fisiologici, sono: A livello polmonare si ha ipoventilazione per trattenere più CO2 che, reagendo con l’H2O forma H2CO3 che dissocia un H+ e HCO3A livello renale si ha aumento dell’escrezione dello ione HCO3- Se pH < 7.35 Se il pH nel sangue si abbassa (se pH < 7.35) i meccanismi compensativi, per riportare il pH del sangue entro valori fisiologici, sono: A livello polmonare si ha iperventilazione per eliminare più CO2 A livello renale si ha aumento del riassorbimento dello ione HCO3- Il tampone acido carbonico-bicarbonato tampona da pH 5.1 a pH 7.1 ma in realtà è riesce a tamponare a pH 7.4 perché si considerano le concentrazioni fisiologiche di [HCO3-]e pCO2 che sono rispettivamente pari a 24 mM e 40 mmHg La concentrazione del bicarbonato è regolata principalmente dal sistema renale, mentre la pressione parziale della CO2 nel fluido extracellulare è controllata dalla rate respiratoria. Questo tampone ha quindi il vantaggio di essere sotto il controllo di due sistemi che giocano nella regolazione del pH. Quando un’alterazione dell’equilibrio acido-base deriva da variazioni del bicarbonato si parla di disordini acido-base metabolici. Quando l’alterazione deriva da variazioni della PCO2 si parla di disordini acido-base di tipo respiratorio. acidosi HCO3- alcalosi PACO2 metabolica respiratoria Diminuzione della filtrazione di bicarbonato Aumento della CO2 nel plasma H2O +CO2 HCO3metabolica Aumento del bicarbonato nel plasma HCO3- + H+ PACO2 respiratoria Diminuzione della CO2 per iperventilazione Il tampone ACIDO CARBONICO /BICARBONATO è il più efficace tampone fisiologico a pH 7.4 Come avviene la regolazione a livello polmonare? H + + HCO3 SANGUE Fase acquosa Equilibrio 1 H2CO3 plasma Equilibrio 2 Disciolta nel sangue CO2 + H2O Equilibrio 3 Spazi aerei dei polmoni (fase gassosa) CO2gas sangue Il tampone ACIDO CARBONICO /BICARBONATO è un tampone extracellulare molto potente perché è un SISTEMA APERTO e ha due meccanismi di regolazione: Regolazione respiratoria per la CO2 Regolazione renale per l’HCO3In condizioni fisiologiche si ha che: [HCO3-]= 24 mM e [CO2]= 1,2 mM, cioè per pCO2 =40 mmHg quindi dall’equazione di H.H.si ha: pH=6.1+ log 24/1.2= 6.1+log20=6.1+1.3=7.4 • Se viene acidificato l’ambiente con HCl 5 mM, in un sistema chiuso si ha: pH=6.1+ log(24-5)/(1.2+5)= 6.1+log19/6.2=6.1+log3.06=6.1+0,5=6.6 • In un sistema aperto, invece, la CO2 viene eliminata attraverso iperventilazione e si ha che: pH=6.1+ log(24-5)/1.2=6.1+log19/1.2=6.1+log15.8=6.1+1.20=7.3 Tampone Fosfato pKa1=2,5 pKa2=7,21 pKa3= 12 Tra i tre equilibri di dissociazione, consideriamo efficace come tampone solo quello con pKa2=7,1, vicino al pH fisiologico. Il tampone fosfato, costituito dalla coppia H2PO4-/HPO42-è meno importante del tampone bicarbonato perché nei fluidi extracellulari è molto meno concentrato, pari a 1,2 mM. Risulta invece un sistema importante a livello renale perché il fosfato si concentra nel tubulo renale ed inoltre il pH nel tubulo è inferiore a 7.4 portandosi quindi molto vicino al pK del sistema fosfato che quindi ha un ottimo potere tampone. Il sistema fosfato è un ottimo tampone intracellulare dove risulta molto concentrato ed inoltre anche qui il pH intracellulare è molto vicino al pK del sistema rendendolo quindi molto efficace. Tampone proteina/proteinato Le proteine rappresentano il 75% del potere tampone dell’organismo e sono nel plasma (70 g/l) e nei globuli rossi (300 g/l) • Emoglobina= 21 mM H+/pH • Albumina e altre proteine del plasma= 3-4 mM H+/pH Emoglobina è un tampone intracellulare Albumina è un tampone extracellulare La capacità tampone è nei gruppi ionizzabili delle proteine quali: gruppi carbossilici e gruppi aminici gruppi delle catene laterali come il gruppo imidazolico dell’Hys che ha un pka=6.5 L’Hys è un efficace tampone a pH fisiologico Affinità dell’emoglobina per l’ossigeno (effetto Bohr) Il pKa dell’emoglobina dipende dal suo stato di ossigenazione, mostrando un comportamento diverso nei tessuti e nei polmoni: HbO2+H3O+ ↔ O2+ HbH+ Nei tessuti si ha produzione di CO2, quindi di H3O+, che diminuisce l’affinità dell’Hb per l’O2, con il suo rilascio O2+ HbH+ ↔ HbO2+H3O+ Nei polmoni si ha rilascio di CO2, quindi diminuisce H3O+, ma aumenta la pO2 che permette la formazione dell’HbO2 Ricordiamo che…. Le oscillazioni del pH fisiologico dipendono da una parte dai processi metabolici che possono produrre acidi organici (acido lattico, acido ß-idrossibutirrico, acido acetacetico, etc) e acidi inorganici (acido carbonico, ione diidrogenofosfato), e dall'altra parte le variazioni di pH dipendono dall'alimentazione che può far introdurre sali alcalini di Na+, K+, Ca++ e Mg++. In particolare i carnivori hanno una dieta ricca di composti acidi e sono quindi prevalentemente tendenti all'acidosi, mentre l'inverso succede agli erbivori (tendenza all'alcalosi). Ricordiamo quindi che: Il pH del sangue viene mantenuto più o meno costante dal suo potere tampone dovuto ai tre sistemi acido-base coniugati: 1) acido carbonico/bicarbonato 2) diidrogenofosfato/idrogenofosfato 3) proteine/proteinati Il primo sistema, il tampone dato da acido carbonico/ bicarbonato, è il più importante perché viene direttamente regolato dalla respirazione. Ricordiamo inoltre che…. Sistema CO2-bicarbonato CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3 Reazione di idratazione della CO2 Lenta (secondi), ma accelerata da anidrasi carbonica (presente nei globuli rossi) Reazione di ionizzazione dell’acido carbonico Molto veloce: l’acido carbonico praticamente non esiste al pH del sangue (7.4) CO2 + H2O H+ + HCO3pK=6.1 È importante sottolineare che il pH del sangue non dipende dalla quantità assoluta di bicarbonato e CO2, ma dal loro rapporto, per cui un aumento o una diminuzione proporzionali dei due composti non fa variare il pH del sangue. Tuttavia una riduzione dei composti basici nel sangue, ad esempio a causa di diete carenti di queste sostanze o di eccessiva sudorazione, farebbe diminuire la quantità di bicarbonato senza alterare la quantità di CO2 disciolto e quindi, diminuendo il rapporto [base]/[acido], si avrebbe un abbassamento del pH del sangue con conseguente acidosi. La diminuzione del pH sanguigno stimola però la respirazione e la iperventilazione che ne consegue porta alla eliminazione della CO2 in eccesso fino a ristabilire il normale rapporto [base]/[acido]. CO2 + H2O H+ + HCO3- Viceversa un aumento delle basi nel sangue farebbe aumentare la quantità di CO2 combinata con esse (cioè lo ione bicarbonato) e di conseguenza anche il rapporto [base]/[acido], per cui si alzerebbe il pH del sangue con conseguente alcalosi. In questo caso la respirazione viene inibita, trattenendo così la CO2 nel sangue con conseguente aumento della concentrazione di idrogenioni e quindi abbassando il pH. In tal modo viene compensata l'alcalosi, spostando destra la serie di equilibri: verso CO2 + H2O H+ + HCO3- polmoni CO2 (g) H2O + CO2 1 H2CO3 20 HCO3- + H+ reni HCO3- polmoni CO2 (g) iperventilazione H2O + CO2 H+ 1 H2CO3 20 HCO3- + H+ riassorbimento reni HCO3- polmoni CO2 (g) ipoventilazione H2O + CO2 OH- H2O 1 H2CO3 20 HCO3- + H+ escrezione reni HCO3- Ossa e tessuto connettivo Se il sistema tampone raggiunge i propri limiti e la capacità del rene di eliminare gli acidi è esaurita, per mantenere condizioni metaboliche ottimali l’organismo deve provvedere a togliere questi acidi immediatamente “dalla circolazione”. Ciò avviene mediante il deposito degli acidi nel tessuto connettivo che per le sue caratteristiche fisiche risulta particolarmente adatto ad assorbire gli acidi: un po’ come una spugna che si gonfia d’acqua. In alternativa vengono liberate dalle ossa delle sostanze basiche (ad esempio bicarbonato e fosfato di calcio) ciò che a lungo andare può compromettere la salute delle ossa. APPLICAZIONI CLINICHE “Stato acido-base” è il termine con cui nella medicina clinica si fa riferimento alla concentrazione idrogenionica nel sangue, cioè al pH ematico. L’alterazione di tale equilibrio non è una malattia, ma la conseguenza di situazioni cliniche varie e complesse, quali: la produzione di chetoacidi nel diabete o nel digiuno protratto, la produzione di acido lattico in una condizione, ad esempio, di sforzo muscolare prolungato e in deficit di ossigeno, la ritenzione di scorie acide nell’insufficienza renale, l’eccessiva perdita di acidi nel vomito ripetuto, la perdita di liquidi alcalini come avviene nella diarrea, l’aumentata eliminazione della CO2 per aumento della frequenza respiratoria per febbre o dolore, la riduzione della ventilazione per coma o intossicazioni, la ritenzione di CO2 nella pneumopatia ostruttiva cronica e nell’enfisema. QUINDI… A qualsiasi tipo di disequilibrio acido-base l’organismo reagisce innescando un processo di segno contrario, di tipo compensativo, per riportare il pH verso valori normali. DISEQUILIBRIO ACIDO-BASE PROCESSO COMPENSATIVO Acidosi respiratoria ↑p CO2 ↓ pH ↑ HCO3- Alcalosi respiratoria ↓ p CO2 ↑ pH ↓ HCO3- Acidosi metabolica ↓ HCO3 ↓ pH ↓ pCO2 Alcalosi metabolica ↑ HCO3- ↑ pH ↑ pCO2 È fondamentale, cioè, mantenere costante il rapporto [HCO3-]/pCO2 Esempi di compensazione… •Disturbo primario: acidosi respiratoria, con una pCO2 > 40 mmHg per una respirazione inadeguata. •Compensazione: alcalosi metabolica, con [HCO3-] > 24 mM con ritenzione del bicarbonato da parte del rene che riporta il pH verso i valori normali. •Disturbo primario: acidosi metabolica, con [HCO3-] < 24 mM, dovuta ad es. alla produzione di acido lattico in deficit d’ossigeno. •Compensazione: alcalosi respiratoria, con iperventilazione, data da una pCO2 < 40 mmHg, per eliminare la CO2 che riporta il pH verso valori normali. …. L’organismo cerca di reagire con un meccanismo compensativo diverso dal meccanismo che ha provocato lo scompenso, cioè ad uno scompenso respiratorio potrebbe rispondere compensando per via metabolica e viceversa…. Visione d’insieme delle anomalie dell’equilibrio acido-base e dei meccanismi di compensazione Fig. 18.28 di Germann-Stanfield, Fisiologia umana, EdiSES, 2003 Emogasanalisi (EGA) L’EGA viene fatta ogni volta ci sia il sospetto di avere una situazione in cui l’equilibrio acido-base sia compromesso. Da un campione di sangue prelevato dall’arteria radiale a livello del polso si determinano i valori di pH, pCO2 e pO2 tramite emogasanalizzatore, uno strumento dotato di tre elettrodi per la misurazione diretta questi valori. Dall’equazione di Henderson-Hasselbach, una volta noti il valore di pH e pCO2, lo strumento riesce a calcolare la concentrazione dello ione bicarbonato, detta [HCO3- ]reale, in quanto deriva dai valori misurati di pH e di pCO2 La concentrazione dello ione bicarbonato è 24 mM a pH 7,4 quando la pCO2 è 40 mm Hg Lo strumento calcola anche la quantità di bicarbonato atteso, per quella particolare pressione di CO2 misurata, nota come [HCO3-]attesa La differenza tra la concentrazione di HCO3- reale e quella attesa è detta BE, cioè rappresenta l’eccesso (o il deficit) di Base, cioè di bicarbonato rispetto a quello atteso per quel particolare valore pCO2. [HCO3-]reale-[HCO3-]attesa =BE Se BE=0 (-2 ≤BE≤+ 2 mmoli/l) significa che [HCO3-]reale=[HCO3-]attesa, cioè non c’è né acidosi né alcalosi metabolica. Se BE>2 mM significa che [HCO3-]reale>[HCO3 -]attesa, quindi si ha alcalosi metabolica Se BE< -2 mM [HCO3-]reale<[HCO3 -]attesa, allora c’è acidosi metabolica Il BE permette di definire lo stato di acidosi o alcalosi metabolica quando la pCO2 si discosta dal valore normale di 40 mm Hg. Allora possiamo fare alcune considerazioni…. • Se le alterazioni dell’equilibrio acido-base sono solo di origine respiratoria (acidosi o alcalosi respiratoria come disequilibrio primario), la variazione della [HCO3-] dipende solo dalla pCO2. • Se le alterazioni dell’equilibrio acido-base sono di origine metabolica (acidosi o alcalosi metabolica come disequilibrio primario) la variazione della [HCO3-] è causa, essa stessa, dell’alterato equilibrio. Esempi….. Esempio 1 EGA: pH=7,16 pCO2 = 80 mm Hg, [HCO3- ]reale =28 mM BE=0 Diagnosi: Il paziente è in acidosi, solo di origine respiratoria perché il pH< 7,35, e la pCO2 > 40 mmHg, e il BE=0 il che significa che anche la [HCO3- ]attesa=28 mM per quel valore di pCO2=80 mm Hg, il che significa che l’organismo non ha attivato nessun meccanismo di compenso di tipo metabolico. Esempio 2 EGA: pH=7,12 pCO2 = 80 mm Hg, [HCO3- ]reale =25.5 mM BE=-2,4 Diagnosi: Il paziente è in acidosi sia respiratoria che metabolica perché il pH < 7,35, e la pCO2 > 40 mmHg, e il BE < -2, infatti [HCO3- ]attesa=27.9 mM, che deriva da 25,5+2,4, cioè da [HCO3-]reale-BE, il che significa che il valore dello ione bicarbonato reale è inferiore a quello atteso. Esempio 3 EGA: pH=7,52 pCO2 = 30.4 mm Hg, [HCO3- ]reale =24 mM BE=1.1 Diagnosi: Il paziente è in alcalosi, solo di origine respiratoria perché il pH >7,45, e la pCO2 < 40 mmHg, e il BE <2 il che significa che anche la [HCO3- ]attesa=22.9 mM quindi significa c’è una lieve alcalosi metabolica, perché la [HCO3- ]reale è lievemente maggiore della [HCO3- ]attesa ma trascurabile. Aggiungere altri esempi se possibile diversi da quelli del libro Gap anionico Esso rappresenta la quota di anioni che serve per equilibrare i cationi presenti nel plasma per garantire l’elettroneutralità e viene calcolata dagli ioni dei quali si conoscono i valori. Valori normali di AG =5-12 mmol/l. Il Gap anionico si ottiene sottraendo dalla concentrazione plasmatica dello ione sodio, la somma delle concentrazioni plasmatiche di ione cloruro e ione bicarbonato secondo la seguente formula: AG = [Na+] – ([Cl-]+[HCO3-]) Nel caso, per esempio, di una acidosi metabolica si può osservare per esempio, dai valori misurati con EGA, una diminuzione di ione HCO3-. Il gap anionico è utile per valutare la natura dell’acidosi metabolica, dovuta a due parametri: • perdita di basi • incremento di acidi (H+) • Ora poiché solo lo ione HCO3- diminuisce, mentre gli altri non subiscono variazioni, si ha che o aumentano i cloruri (e il gap resta invariato) o aumenta il gap anionico. Quindi l'acidosi può essere di due tipi: - con aumento del cloro ( chiamata acidosi ipercloremica) - con aumento del gap anionico (esempio: chetoacidosi diabetica, acidosi lattica, insufficienza renale conclamata quindi ridotta eliminazione di solfati e fosfati, ..) PERTANTO AG = [Na+] – ([Cl-]+[HCO3-]) Se AG resta uguale ma diminuisce lo ione bicarbonato significa che aumenta lo ione cloruro per cui si ha ACIDOSI IPERCLOREMICA Se AG aumenta > 12 mM si ha ACIDOSI dovuta agli altri ioni non misurabili non i cloruri AG elevato si ha nell’acidosi lattica, nella chetoacidosi, nell’insufficienza renale avanzata con accumulo di H+ che si legano ai bicarbonati formando acido carbonico (che è eliminato come CO2) facendo diminuire la quantità di bicarbonati. Un AG normale si ha nella diarrea, nella fase iniziale dell’insufficienza renale per perdita di bicarbonati nelle urine che viene controbilanciata dagli ioni cloro riassorbiti o non escreti dal rene in modo proporzionale.
