2.Controllo dell’equilibrio
acido-base - II
Carlo Capelli – Fisiologia
Facoltà di Scienze MotorieUniversità di Verona
1. Tampone bicarbonato-CO2
•  E’ il sistema tampone fisiologico
più importante
[ CO2 ] =
PCO2
•  α (coefficiente di solubilità) a 37 °C =
0.03 mmole/mm Hg
[ CO2 ]dis = 1.2 mM
CO2 + H 2 O
veloce
anidrasi carbonica
H 2 CO3
2. Tampone bicarbonato-CO2
H 2 CO3
veloce
H + + HCO-3
•  La reazione di dissociazione causa una
caduta del pH
•  La formazione di H+ è accompagnata dalla
formazione di HCO3- in rapporto
stechiometrico
•  Quindi si abbassa pH anche se si forma
una base debole
•  La dissociazione dell’acido carbonico è
così veloce che possiamo inglobare
idratazione e dissociazione in un’unica
reazione e calcolarne una costante di
equilibrio apparente
CO2 + H 2 O
H 2 CO3
H + + HCO-3
Equazione di Henderson-Hasselbalch
H + + HCO-3
CO2 + H 2 O
K=
H + HCO-3
[ CO2 ]
pH = pK + log
pH = pK + log
HCO 3
[ CO2 ]
HCO-3
PCO2
24 mM
pH = 7.4 = 6.1 + log
0.03 mM/mm Hg • 40 mmHg
1. Sistemi tampone chiusi ed aperti
Ancora sul potere tampone molare
Potere tampone dipende da:
1.  Concentrazione totale della coppia tampone
2.  pH della soluzione
3.  Se il sistema e aperto o chiuso
chiuso
= 2.3 [ BT ]
H+ • K
(H
+
+K
2
)
2. Sistemi tampone chiusi ed aperti
•  La maggior parte dei tamponi non-bicarbonato dei liquidi organici sono dei sistemi
chiusi
•  I liquidi organici contengono una miscela di diversi sistemi non-bicarbinato chiusi
•  Il potere tampone molare totale di questo sistema chiuso è quindi la somma dei singoli
valori del potere tampone molare
3. Sistemi tampone chiusi ed aperti
•  Il sistema CO2/HCO3- è un sistema aperto in cui CO2 (ventilazione) e HCO3- (rene)
possono essere variati per mezzo di sistemi di compenso
•  Ciò lo rende un sistema molto potente
•  Esempio: aggiunta di 10 mmoli di HCl
Equilibrio
•  ∆[H+] = (10-7.17 - 10-7.40) = 0.068 mM - 0.040 mM = 0.028 mM
4. Sistemi tampone chiusi ed aperti
•  Esempio: aggiunta di 10 mmoli di NaOH
Equilibrio
•  ∆[H+] = (10-7.40 - 10-7.28) = 0.040 mM - 0.028 mM = 0.028 mM
5. Sistemi tampone chiusi ed aperti
• βopen = 2.3 [HCO3-]
• βopen non ha un massimo
•  Nel sangue arterioso normale βopen è circa 55 mM/unità pH
• βclosed = 2.6 mM/unità pH
•  Ischemia: il sistema CO2/ HCO3- si comporta come un sistema chiuso
Principi isoidrico
pH = pK + log
⎡
⎢
⎢
⎢⎣
⎤
HCO-3 ⎥⎥
⎡
⎢
⎢
⎢⎣
⎤
⎥
2 ⎥⎥⎦
CO
⎥⎦
= pK1 + log
⎡
⎢
⎢
⎢⎣
⎡
⎢
⎢
⎢⎣
⎤
A- ⎥⎥
⎥⎦1
⎤
⎥
⎥
⎥⎦1
HA
= pK 2 + log
⎡
⎢
⎢
⎢⎣
⎡
⎢
⎢
⎢⎣
⎤
A- ⎥⎥
⎥⎦ 2
⎤
⎥
⎥
⎥⎦ 2
HA
= ..... = pK i + log
⎡
⎢
⎢
⎢⎣
⎡
⎢
⎢
⎢⎣
⎤
A- ⎥⎥
⎥⎦ i
⎤
⎥
⎥
⎥⎦ i
HA
• Se si agisce su il tampone “aperto” modificando il
rapprto tra base ed acido debole, si modificano
contemporanemente il pH e i rapporti di tutte le altre
copie base-acido debole dei tamponi corporei
1. Equilibrio acido-base quando il sistema CO2/
HCO3- è l’unico tampone-Acidosi respiratoria
pCO2 raddoppia
Titolazione con CO2
Acidosi respiratoria
2. All’equilibrio
⎡
-⎤
⎢ HCO ⎥
⎡H+ ⎤
3⎥
⎢
⎣
⎦
⎣
⎦ 
-6.1











10 M
(0.000,040 mM + x) (24 mM + x)
or
=
2.4
mM





10-3.1mM
⎡
⎤

⎢CO 2 ⎥
⎢⎣
⎥⎦
K
pH = -log (80 nM) = 7.1
3. PCO2 raddoppia - pH diminuisce di 0.3 e [HCO3-] non cambia
24000,04 mM
pH = 6.1 + log
= 7.1
(0.03 mM/mm Hg) (80 mm Hg)
•  L’opposto accade se la pCO2, p.e., dimezza
•  Alcalosi respiratoria
•  pH passa da 7.4 a 7.7.
4. Equilibrio acido-base quando il sistema CO2/HCO3- è l’unico
tampone-Alcalosi metabolica
Aggiunta di 24
mmoli di NaHCO3
Alcalosi metabolica
5. All’equilibrio
⎡
-⎤
⎢ HCO ⎥
⎡H+ ⎤
3⎥
⎢
⎣
⎦
⎣
⎦ 
-6.1











10 M
(0.000,040 mM - x) (48 mM - x)
or
=
1.2
mM





10-3.1mM
⎡
⎤

⎢CO 2 ⎥
⎢⎣
⎥⎦
K
pH = -log (20 nM) = 7.70
6. [HCO3-] raddoppia - pH aumenta di 0.3
47999,980 mM
pH = 6.1 + log
= 7.7
(0.03 mM/mm Hg) (80 mm Hg)
•  L’opposto accade se la HCO3-, p.e., dimezza
•  Acidosi metabolica
•  pH passa da 7.4 a 7.1
Equilibrio acido-base
Acidi e basi vengono riversati dal fegato nel sangue in
quantità che dipendono dalla dieta
Azione coordinata di rene e polmoni per il controllo del
pH
Acidi volatili: CO2 + H20 => HCO3 - + H+
15-20 moli/die
Metabolismo di grassi e carboidrati
(ciclo di Krebs)
Acidi non volatili: H2SO4 e HCl
50-100 mmoli/die
Metabolismo delle proteine
cisteina. metionina: H2SO4
lisina. arginina. Istidina: HCl
aspartato. glutammato: H2CO3
Le variazioni di pH nei liquidi organici devono essere
mantenute entro limiti ristretti:
7.4 ± 0.05 unità di pH
Le quattro condizioni principali Condizione
Causa
immediata
Causa clinica
Modificazioni dei parametri
arteriosi acido-base
Acidosi
respiratoria
↑ PCO2
↓ V’A
↓  Diffusione polmonare
inomegeneità V’A/Q’
pH: ↓
[HCO3-]: ↑
pCO2: ↑
Alcalosi
respiratoria
↓ PCO2
↑ V’A
Angitazione
(iperventilazione)
Intossicazione da
aspirina
pH: ↑
[HCO3-]: ↓
pCO2: ↓
Acidosi
metabolica
Aggiunta di acidi
diversi da CO2 o
H2CO3
Rimozione di basi
(PCO2 non cambia)
↓ Secrezione urinaria H
+ (insuf.a renale)
Chetoacidosi (diabete
mellito)
Acidosi lattica (shock)
Perdita HCO3- (diarrea)
pH: ↓
[HCO3-]: ↓
pCO2: non cambia
Alcalosi
metabolica
Aggiunta di basi
Rimozione di acidi
diversi da CO2 o
H2CO3 (PCO2 non
cambia)
Carico di HCO3(terapia co NaHCO3)
Perdita di H+ (vomito
prolungato)
pH: ↑
[HCO3-]: ↑
pCO2: non cambia
Alcuni siti interessanti
Un tutorial on-line semplice e divertente
•  http://www.acid-base.com/
Un laboratorio virtuale
•  http://www.acidbase.org/
Bibliografia
•  Fisiologia dell’Uomo, autori vari, Edi.Ermes, Milano
Capitolo 18: Controllo nervoso ed umorale dl sistema
respiratorio ed equilibrio acido-base
•  Davenport- L’ABC dell’equilibrio acido-base. PICCIB
editore