HENDERSON-HASSELBALCH VERSUS STEWART OTRA CONTROVERSIA SOBRE EL ESTADO ACIDO-BASE

Una de las razones del interés por el enfoque de Stewart del estado ácido-base es que permite explicar varios fenómenos bioquímicos clínicos con mayor facilidad que la ecuación de Henderson-Hasselbalch.Critical Care & Shock 5(2):59-63, 2002Autor: Story DA y Bellomo RInstitución/es participante/s en la investigación: Department of Intensive Care, Austin and Repatriation Medical Center, Victoria, Australia
Título en castellano: Henderson-Hasselbalch VERSUS Stewart: Otra Controversia Sobre el Estado Acido-Base

Introducción.-
En los últimos cien años, comentan los autores, la ecuación de Henderson-Hasselbalch ha dominado el enfoque de la fisiología ácido-base y sus trastornos. Hacia finales de los años '70, Stewart introdujo un nueva teoría de la fisiología ácido-base sustentada en la fisicoquímica cuantitativa. Aunque ambos enfoques utilizan el dióxido de carbono de manera similar, la interpretación del componente no volátil es bastante diferente.
En esta reseña se discuten aspectos importantes del desarrollo de la teoría ácido-base en los últimos 150 años.
AntecedentesHacia fines del siglo XIX, señalan los expertos, el físico sueco Arrhenius acuñó una nueva definición de ácido: una sustancia que cuando se agrega a una solución aumenta la concentración de iones hidrógeno. A comienzos del siglo XX Henderson reescribió la ley de acción de las masas para describir el papel de los ácidos débiles en el mantenimiento de la neutralidad en el organismo. La ecuación de Henderson establece que la concentración de protones es igual a una constante k multiplicada por el cociente entre las concentraciones de ácido carbónico y bicarbonato. Posteriormente, Bronstead propuso una nueva definición de ácido, indicando que es una sustancia que dona iones hidrógeno en solución. Esta definición, conocida como definición de Bronstead-Lowry, es la más utilizada actualmente. La idea de expresar la concentración de iones hidrógeno como el logaritmo negativo en base 10, denominado pH, se debe a Sorensen, quien también acuñó el término "buffer" para referirse a las sustancias químicas que atenúan los cambios de pH en las soluciones. Hasselbalch combinó las teorías de Sorensen y Henderson para crear la ecuación de Henderson-Hasselbalch, que indica que el pH es igual al pKa más el logaritmo en base 10 del cociente entre bicarbonato y ácido carbónico. En los siguientes 50 años, comentan los autores, la fisiología ácido-base se centró en la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Para ello, la concentración de ácido carbónico fue sustituida por la presión parcial de dióxido de carbono (CO2). Se interpretó que el componente no volátil, o metabólico, se debía al control que ejerce el organismo sobre la concentración plasmática de bicarbonato. Una dificultad en la aplicación clínica de esta ecuación, señalan, es que debían interpretarse los cambios de bicarbonato al tiempo que se producían cambios en la presión parcial de CO2. Para solucionar este problema se elaboraron reglas que permitían determinar si los cambios simultáneos en los niveles de bicarbonato y CO2 se debían a un proceso único, como la acidosis metabólica compensada, o a procesos mixtos. Posteriormente, el médico danés Siggard-Anderson introdujo el concepto de exceso de base (EB) como un parámetro del estado metabólico ácido-base. El cálculo de EB asume una presión parcial de CO2 de 40 mmHg e incluye la concentración plasmática de bicarbonato, explican los expertos.
A fines de los años p70 y comienzos de los p80, un médico canadiense llamado Peter Stewart introdujo una nueva metodología para evaluar la fisiología ácido-base y sus trastornos. Además de usar la presión parcial de CO2, Stewart utilizó otras dos variables en reemplazo del bicarbonato: la diferencia de iones fuertes y la concentración total de ácidos débiles. Su trabajo se basó en varios principios químicos, particularmente la electroneutralidad, la conservación de la masa y la disociación de electrolitos.
El principio rector del enfoque de Stewart, es que existen tres factores importantes independientes que controlan el estado ácido-base en una solución fisiológica: la presión parcial de CO2, la diferencia de iones fuertes y la concentración de ácidos débiles. El papel del CO2 es similar al que tiene en la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Los iones fuertes son aquellos que se disocian por completo en solución, como sodio, potasio y cloruro.
A medida que la diferencia de iones fuertes decrece, aumenta la concentración de iones hidrógeno. El lactato es considerado un ión fuerte porque se halla casi completamente disociado a pH 7.40. Los ácidos débiles más importantes en plasma son la albúmina y el fosfato. Según Stewart, los tres factores independientes controlan factores dependientes tales como el bicarbonato, los iones oxhidrilo y los iones hidrógeno. En la ecuación de Stewart, los protones provienen de la disociación de las moléculas de agua.
Por diversas razones, comentan los expertos, el trabajo de Stewart provocó y provoca reacciones adversas entre los partidarios de la ecuación de Henderson-Hasselbalch. La primera razón es que Stewart desestimó el bicarbonato como un factor vital de control. En segundo lugar, enfatizó el papel de los iones fuertes. Además, rechazó la noción de buffer y en su lugar habló de los ácidos débiles. Finalmente, utilizó la concentración de iones hidrógeno en lugar del pH y adoptó la definición de Arrhenius de los ácidos, ya que ésta acomoda tanto al CO2 como a los aniones fuertes.

Nuevas explicaciones.-
Una de las razones del interés por los principios de Stewart, opinan los autores, es que explican varios fenómenos bioquímicos clínicos con mayor facilidad que la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Un fenómeno frecuente en la unidad de cuidados intensivos es la coexistencia de alcalosis metabólica y niveles reducidos de albúmina. Según la teoría de Henderson-Hasselbalch, el cuerpo debe detectar de alguna manera la disminución de albúmina y reemplazar, por mecanismos desconocidos, estas moléculas de carga negativa con aniones bicarbonato, llevando a la alcalosis. Según la teoría de Stewart, la alcalosis se explica por la disminución de albúmina (un ácido débil). La disminución en la concentración total de ácidos débiles (un factor independiente) lleva a una reducción en la concentración de iones hidrógeno (un factor dependiente).
Tradicionalmente, señalan los expertos, se utiliza el cálculo de la brecha aniónica (anion gap) para estimar los iones no medidos.
Nuevos métodos basados en el trabajo de Stewart buscan cuantificar la cantidad de iones no medidos o cuantificar su efecto. Una estrategia es el cálculo de la brecha de iones fuertes, para lo cual se suman todos los cationes fuertes medidos (sodio, potasio, calcio, magnesio). A ese valor se le restan todos los aniones fuertes medidos (cloruro, lactato y urato), los efectos aniónicos de los ácidos débiles principales (albúmina y fosfato) y la concentración de bicarbonato calculada con la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Un inconveniente de la brecha de iones fuertes es que suma los errores inherentes a la medición de cada variable.

Stewart y el exceso de base.-
Otra forma de estimar el efecto de los iones no medidos combina la teoría de Stewart con el concepto de EB de Siggard-Anderson.
En este caso, explican los expertos, se determina primero el efecto EB del sodio y el cloruro (principales componentes de la diferencia de iones fuertes), a lo cual se le resta el efecto EB de la albúmina (principal ácido débil). Para ilustrar la utilidad de esta estrategia, los autores presentan los parámetros de laboratorio de un paciente internado luego de un accidente de tránsito. Este individuo tenía un pH sanguíneo de 7.39 y una presión parcial de CO2 de 36 mmHg. Sus concentraciones de sodio y cloruro eran 139 mEq/l y 105 mEq/l, respectivamente, y su brecha aniónica era de 17 mEq/l. La concentración plasmática de albúmina era de 18 g/l y el EB estándar era de -3.1 mEq/l. El efecto EB de la albúmina era de 8.8 mEq/l y el efecto EB de los iones no medidos era -7.9 mEq/l. Desde el punto de vista de la ecuación de Henderson-Hasselbalch, indican los autores, este paciente tenía acidosis metabólica pero una brecha aniónica dentro de valores normales, lo cual sugería que no había un efecto importante de los iones no medidos. El análisis de efectos EB de Stewart demostró el profundo efecto alcalinizante de la hipoalbuminemia y un importante efecto de los iones no medidos.
Un anión que no fue incluido en el análisis primario es el fosfato. Este paciente tenía hiperfosfatemia (2.44 mmol/l), lo cual contribuyó con un efecto EB de aproximadamente -5 mEq/l.
Este análisis demuestra que el enfoque tradicional de Henderson-Hasselbalch es inadecuado. Es conveniente utilizar la teoría de Stewart para la evaluación clínica más detallada de los determinantes del EB, concluyen.

EQUILIBRIO ACIDO BASE - ECUACION DE HENDERSON-HASSELBALCH

Dr. Antonio Dubravcic LuksicEx Catedrático de Nefrología, Facultad de Medicina, Universidad de San Francisco Xavier de Chuquisaca (Bolivia)

Se entiende por equilibrio ácido-base el mantenimiento a un nivel normal de la concentración de iones de hidrógeno en los fluidos del organismo. El ión hidrógeno (H+) es un protón, es decir, un átomo de hidrógeno desprovisto de su electrón periférico, siendo la concentración de iones de hidrógeno de una solución la que determina su grado de acidez.
Por definición, los ácidos son las especies químicas capaces de liberar protones (dadores de protones) y las bases son las especies químicas capaces de captar protones (aceptadores de protones)
CO3H2 CO3H- + H+
ácido base protón
Una solución se define como neutra cuando tiene la misma cantidad de iones hidrógeno que iones oxidrilo, esa solución neutra es el agua pura. Una solución se define como ácida cuando tiene mayor cantidad de iones hidrógeno que iones oxidrilo, se denominará alcalina en el sentido inverso. El producto de las concentraciones de iones H+ y OH- es constante y siempre igual a 10-14 . Si se adiciona una base al agua pura y se aumenta la concentración de iones OH- a l0-5 , automáticamente la concentración de H+ disminuirá a 10-9.
En vista de la dificultad de interpretación de las notaciones de las potencias negativas, Sorensen, dió el término de "pH" (potencial hidrógeno) que por definición es el logaritmo de base 10 a la inversa de la concentración de ión hidrógeno, en otras palabras, el pH resulta ser el logaritmo negativo de la concentración de hidrógeno.
El pH será por lo tanto más bajo, cuanto mayor sea la concentración de hidrogeniones, es decir, cuanto más ácida sea la solución. El pH se extiende desde cero (solución normal de un ácido fuerte) hasta 14 (solución normal de un álcali fuerte). El pH de 7 corresponde a la neutralidad, porque existe un balance equilibrado entre el número de H+ y OH-.
El pH normal del líquido extracelular fluctúa entre 7,35 a 7,45, ello se debe a que todos los líquidos del organismo son ligeramente alcalinos, el pH de la sangre arterial es de 7,4 y la sangre venosa tiene un pH de 7,3. Se denomina "acidemia" cuando el pH sanguíneo es menor de 7,35 y "alcalemia" cuando el pH aumenta por encima de 7,45.
La "acidosis" se caracteriza por un aumento de la cantidad global de iones hidrógeno en el organismo, la cuál puede estar compensada para mantener el pH dentro de lo normal. A diferencia de la acidemia, la acidosis es compatible con un pH normal, lo mismo ocurre con los términos de alcoholemia y alcalosis.
ECUACION DE HENDERSON- HASSELBALCH
Se denomina "ácido fuerte" a un ácido totalmente disociado, por ejemplo el caso del ácido clorhídrico (H+Cl-). De igual manera se define a las bases fuertes, por ejemplo el hidróxido de sodio . Por el contrario un ácido débil es aquel poco disociado, por ejemplo el ácido carbónico. En igual forma una base débil es aquella que sufre poco la disociación, por ejemplo el bicarbonato de sodio. Por ser relativamente débil se disocia en pocos iones H y OH, la acción sobre ellos de ácidos más fuertes como el láctico, el clorhídrico, que se encuentran en el organismo, cambian en grado apreciable el pH sanguíneo porque se apoderan del bicarbonato para formar una sal neutra y ácido carbónico débil
ClH + NaHCO3 = ClNa + CO3H2
El exceso de ácido carbónico que resulta se elimina por los pulmones como CO2, manteniéndose de esa forma el pH normal. Normalmente existe en el líquido extracelular 1.33 mEq/l de ácido carbónico y 27 mEq/l. de bicarbonato, ello da una concentración porcentual de una parte de ácido carbónico y veinte partes de bicarbonato, constituyendo ello la base de la Ecuación de Henderson-Hesselbach
En presencia de acidosis cambia la relación: disminuye el numerados (Bicarbonato) o aumenta el denominador (ácido carbónico) disminuyendo el pH por debajo de 7,4. En la alcalosis puede aumentar el numerados o disminuir el denominador, aumentando el pH por encima de 7,4
Si aplicamos la fórmula de Henderson - Hasselbalch al sistema bicarbonato/ácido carbónico:
HCO3- pH = pK + log ------------ H2CO3 el pK a 37ºC tiene un valor de 3.5, luego: pH = 3.5 + log (24/0.003) = 3.5 + log 8000 = 3.5 + 3.9 = 7.4 que es el pH normal del plasma arterial. Como la concentración de H2CO3 es tan pequeña y es dificil de medir, habitualmente se recurtre a incluir en la fórmula el CO2, aprovechando que su concentración es proporcional a la de H2CO3. Por lo tanto la ecuación sería:
HCO3- (mmol/l) pH = pK + log ------------------------------------ CO2 disuelto(mmol/l) + H2CO3
La concentración real de ácido carbónico en el plasma es tan pequeña que la podemos ignorar. La concentración de CO2 disuelto en el plasma es proporcional a su presión parcial por la constante de solubilidad del CO2 en el agua, que a 37ºC tiene un valor de 0.03, expresándola en mmHg; por tanto: HCO3- pH = pK + log ------------------------ pCO2 x 0.03
Dado que el valor del pK del sistema bicarbonato/ CO2 a 37ºC es de 6.1, el bicarbonato normal del plasma arterial es de 24 mmol/l, y la pCO2 arterial normal es de 40 mmHg, el pH de la sangre arterial normal será: pH = 6.1 + log (24/1.2) = 6.1 + 1.3 = 7.4 En condiciones normales las concentraciones de bicarbonato y el CO2 disuelto están en proporción 20/1, y siempre que esta proporción se mantenga el pH será 7.4. Si se quiere expresar la acidez de los líquidos corporales en términos de [H+], en nmol/l ó nEq/l, a partir del bicarbonato y la pCO2, se emplea la siguiente fórmula:
pCO2 (mmHg) 24 x 40 [H+] ( nmol/l ó nEq/l ) = 24 ------------------ = ------------- = 40 HCO3- (mEq/l) 24
La relación entre el pH y [H+] es la siguiente:
pH 6.7 6.8 6.9 7.0 7.1 7.2 7.3 7.4 7.5 7.6 7.7 7.8 [H+] 200 160 125 100 80 63 50 40 32 26 20 16
El medio interno ha de mantener un pH dentro de unos límites fisiológicos de 7.35 y 7.45. En el organismo existe una producción continua de ácidos: 1) 50 - 100 mEq/día de “ácidos fijos”, procedentes básicamente del metabolismo de los aminoácidos que contienen sulfuro (metionina, cysteina) y aminoácidos catiónicos (lisina y arginina). Aunque los hidratos de carbono y las grasas son normalmente metabolizadas a productos finales neutros, en circunstancias anormales (como puede ser la hipoxia, donde la glucosa se metaboliza a H+ y lactato o en el déficit de insulina donde los triglicéridos se metabolizan a H+ y beta - hidroxibutirato) pueden servir como carga de ácidos; 2) 10000 - 20000 mEq/día de “ácido volátil” en forma de CO2. Estos ácidos han de ser eliminados del organismo, pero los procesos de eliminación de los “ácidos fijos” son lentos; sin embargo el organismo dispone de medios para defenderse de forma rápida de la acidez que actúan coordinadamente. La primera línea de defensa: los buffers; la segunda línea: la regulación respiratoria; y la tercera línea: la regulación renal.

SISTEMAS TAMPON.-
La acción de los sistemas tampón, amortiguadores o "buffer" sobre protones o álcali desempeñan un papel importante y vital en el mantenimiento de la homeostasis ácido-base. En términos generales, los ácidos producidos por el metabolismo celular, salen de la célula hacia el espacio extracelular, donde puede alterar el equilibrio químico, sino fuera por la acción de los buffers. Los buffers absorben protones, impidiendo que desarrollen su actividad físico-química, son llevados a los riñones, donde la excreción renal diaria de ácidos libera al organismo de su producción metabólica diaria. En el organismo existen cuatro tampones principales.

1.- SISTEMA BICARBONATO-ACIDO CARBONICO.-
Desempeña el papel más importante debido a dos hechos: En primer lugar su concentración en el organismo de cada uno de esos componentes es muy importante, en segundo lugar, cada uno de los componentes se halla regulado en forma independiente pero armoniosa por órganos separados. La excreción renal controlada de ácidos, agrega en forma simultánea nuevo bicarbonato a la sangre.
Por el contrario, la retención renal de ácidos, disminuye la concentración sanguínea de bicarbonato. La reabsorción del bicarbonato filtrado, constituye el mecanismo renal mas importante de regulación del equilibrio ácido base. Si se tiene en cuenta que en las 24 horas se filtra aproximadamente 5.000 mEq de bicarbonato y se eliminan solamente 1 a 2 mEq., el mecanismo de reabsorción propuesto por Pitts y Berliner, basado en la secreción de iones de hidrógeno, ha recibido últimamente una confirmación definitiva, en realidad no se trata de un proceso de reabsorción total ya que los iones de bicarbonato del fluido tubular no atraviesa la barrera celular, la anhidrasa carbónica desempeña un papel importante en el mecanismo de "seudo reabsorción" a nivel de las células tubulares acelera la formación de ácido carbónico a partir del anhídrido carbónico. El sodio que equilibra al anión bicarbonato difunde desde la luz tubular hacia el interior de la célula y de allí pasa al líquido intersticial. El ión hidrógeno intracelular pasa a la luz tubular donde es captado por el bicarbonato, formando ácido carbónico. Este a su vez se desdobla en anhídrido carbónico y agua, el primero ingresa a la célula, donde es hidratado en presencia de la anhidrasa carbónica, transformando nuevamente en ácido carbónico

2.- EXCRECION DE LA ACIDEZ TITULABLE.-
Si se recoge la orina durante un lapso determinado y se titula con un álcali, a partir de su pH inicial hasta alcanzar el pH sanguíneo, la cantidad de álcali añadido equivale a la acidez titulable urinaria, que se expresa como una cantidad determinada de miliequivalentes de hidrógeno excretado en el mismo tiempo. En condiciones fisiológicas la acidez titulable urinaria se debe en gran parte a los fosfatos. Los fosfatos en el plasma se encuentran en su mayor parte el estado dibásico (Na2HPO4), se transforman en el túbulo distal en fosfato ácido monosodico, dentro de la célula, por acción de la anhidrasa carbónica a expensas del CO2 y H2O. El ácido carbónico se disocia en ión bicarbonato (CO3-) e H+.
El ión atraviesa la membrana celular y llega a la luz tubular donde reemplaza a un catión de fosfato dibásico, transformándolo en fosfato ácido monosodico. El catión sodio liberado pasa a la célula y se une al anión del ácido carbónico para formar bicarbonato que pasa a la sangre, mientras que el fosfato ácido monosódico es elimina por la orina.
3.- SISTEMA PROTEINAS.-
Estas sustancias actúan como buffer, debido a que poseen en su molécula una gran cantidad de grupos de ácidos y básicos. Para participar como buffers es necesario que se presente una variación en el pH. Ante un aumento de hidrogeniones, se ionizaran como álcalisis que adsorben algunos de los hidrogeniones excedentes, para normalizar el pH del medio. Las proteínas se constituyen en "estabilizadores" de los hidrogeniones, cuando existe abundancia de ello, los toman y los retienen, cuando se encuentran disminuidos, los sueltan.
4.- LA HEMOGLOBINA.-
En el glóbulo rojo la hemoglobina y la oxihemoglobina constituyen dos importantes sistemas buffers.

ELIMINACION DE IONES HIDROGENO.-
A) COMPONENTE RESPIRATORIO.-
Los diferentes procesos metabólicos que se producen en el interior de las células da origen al anhídrido carbónico el que difunde por fuera de la célula y llega al líquido intravascular, donde se encarga de llevarlo a los pulmones, donde difunde en el interior de los alvéolos y finalmente es exhalado con la respiración. Si aumenta la cantidad de anhídrido carbónico formado, también aumenta la concentración a nivel del líquido extracelular. Por otro lado si aumenta la ventilación pulmonar (respiraciones), también aumentará la cantidad de anhídrido carbónico eliminado por la respiración, determinando una disminución de su concentración en el líquido extracelular.
El aparato respiratorio desempeña un papel importante e inmediato con los sistemas tampón, para conseguir estabilizar el equilibrio ácido-base. Es suficiente tener en cuenta la Ecuación de Henderson-Hsselbach, para constatar que el pH es el resultado dela relación directa entre el bicarbonato-ácido carbónico, donde el valor del ácido carbónico es equivalente al del anhídrido carbónico, ya hemos mencionado que la relación porcentual es de 20/1
B) COMPONENTE RENAL.-
Si bien el riñón no actúa en forma inmediata cuando se ha instaurado un desequilibrio ácido-base, su participación asegura la eliminación definitiva de la carga ácida o alcalina aportada. El riñón puede eliminar una orina con pH que oscila entre 4,3 y 8. Con el pH de 4,3 la orina tiene una concentración de hidrógeno unas 800 veces más que la sangre con un pH de 7.40; por otro lado un pH de 8 la concentración de bicarbonato es elevada, pudiendo llegar a 250 mEq/l. Estos parecen ser los máximos gradientes de hidrógeno que pueden ser establecidos ente la sangre y la orina a través de las células tubulares.

ANION RESTANTE.-
Denominando también Brecha aniónica o Anión Gap, es una herramienta simple que proporciona datos importantes para el diagnóstico y tratamiento de los diferentes trastornos ácido-base metabólicos. En líneas generales el anión restante, es la diferencia entre los cationes medidos y los aniones medidos en el suero. En vista de que los cationes medidos normalmente exceden a los aniones medibles de rutina, el laboratorio clínico crea una aparente brecha aniónica. Es evidente que el sodio y el potasio constituyen una mayoría de los cationes extracelulares, mientras que el cloro y bicarbonato constituyen una fracción menor de los aniones. El anión restante (AR) se calcula mediante la sustración de la suma del sodio y potasio de una suma del cloro y bicarbonato.
AR = (Na +K ) - (Cl + HCO3) Ejemplo AR = (140 + 5) - (103 + 25) = 17
Esta diferencia entre cationes y aniones expresa los aniones presentes normalmente en la sangre y que no son determinantes rutinariamente (fosfatos, sulfatos, ácidos orgánicos)
Los valores del anión restante normal oscila entre 12 y 20 mEq/l.. Dado que el cambio absoluto en mEq/l de la concentración en sangre del potasio, tanto en estado de saludo como de enfermedad, es mínimo, muchos laboratorios lo suprimen del cálculo de la brecha aniónica.
La importancia del cálculo del anión restante reside en su utilidad en el diagnóstico y tratamiento de muchos trastornos ácido-base metabólicos. Las causas que pueden aumentar una brecha aniónica son:
Acidosis metabólica
Deshidratación
Administración de sales de ácidos fuertes
Ciertos antibióticos (Penicilina, Carbenicilina)
Alcalosis
Allopurinol
El aumento del anión gap generalmente se debe a un incremento de los aniones no mensurados. Puede deberse a una acumulación de ácidos fijos, como ocurre con la acidosis láctica o en la cetoacidosis, o también puede deberse al aumento de los aniones de ácidos inorgánicos tales como el sulfato y el fosfato, como sucede en la uremia.
Las causas de disminución del anión restante se atribuyen a un aumento en la concentración de cationes no mensurables: hiperkalemia, hipermagnesemia, hipercalcemia o disminución de los aniones no mensurables, la hipoalbuminemia constituye la causa más común