Che cosa è l'Equilibrio Acido-Base (EAB)?

È quell'argomento che gli studenti di medicina, biologia, farmacia, studiano, con fatica e disinteresse, per l'esame di biochimica e fisiologia e dimenticano subito dopo, sperando di non affrontarlo mai più nella professione.

I medici professionisti dell'EAB sono gli anestesisti-rianimatori, i nefrologi, gli pneumologi, i chirurghi.

Non si pensa di certo che i principi dell'EAB siano fondamentali e necessari, per tutti i medici, a cominciare dai medici di base (di famiglia) e dai pediatri di base (o di famiglia o di territorio) per arrivare a tutti i sanitari (medici, infermieri, farmacisti, fisioterapisti, ecc.) ospedalieri e del territorio, 

  1. per capire il significato (il perché) funzionale della malattia;
  2. per capire il meccanismo patogenetico dei sintomi;
  3. per proporre una terapia che non sia solamente una soppressione dei sintomi;
  4. e soprattutto per intervenire prima che si manifesti la malattia stessa.

Come è possibile che una semplice (?!) sequenza di formule e numeri, possa darci tali possibilità?

È possibile perché l'EAB interviene in ogni evento della vita degli esseri viventi, animali e vegetali e in ogni frazione di secondo della vita degli stessi, condizionando e determinando la salute o la malattia.

L'Equilibrio Acido-Base, infatti, è un meccanismo di COMPENSO METABOLICO BIOLOGICO che coinvolge tutti i sistemi viventi e che permette al sistema di mantenere costanti le funzioni vitali dell'organismo, ma solo entro certi limiti, al di là dei quali, si determina lo scompenso e quindi, la morte del sistema.

L'Equilibrio Acido-Base è il risultato di una serie di reazioni chimico-fisiche-energetiche influenzate da fattori esterni (cibo, stress, temperatura,ecc.) ed interni.

L'etimologia della parola EQUILIBRIO (equa =uguale e libra=bilancia) ci può aiutare a comprenderne il significato: "condizione dei corpi che in un sistema fisico rimangono stabili perché sollecitati da forze uguali e contrarie"; "condizione in cui forze diverse si compensano tra di loro per mantenere una stabilità del sistema".

Queste "forze diverse", sono, a livello biochimico e molecolare, le sostanze acide e quelle alcaline (o basiche) che devono mantenere in equilibrio il sistema metabolico.

DEFINIZIONI

La prima definizione di acido e di base risale al 1884 e la si deve al chimico svedese Svante Arrhenius. Secondo A. un acido è un composto contenente idrogeno, che in acqua rilascia idrogenioni; una base è una sostanza che in acqua libera idrossilioni.

Il difetto principale della definizione di Arrhenius consiste nel fatto che essa tiene conto unicamente di acidi e basi che reagiscono in ambiente acquoso, mentre in realtà reazioni acido-base possono avvenire anche in assenza di acqua.

Un'altra definizione la diedero il chimico danese Lars Bronsted e il chimico inglese Thomas Lowry: si definisce acido qualsiasi molecola o ione in grado di donare idrogenioni e base qualsiasi molecola o ione in grado di accettare idrogenioni.

L'acqua può comportarsi sia da acido che da base, potendo sia donare un protone ad una base che accettare un protone da un acido: l'acqua è dunque un composto anfotero.

Vi sono però delle reazioni che non implicano trasferimento di protoni, per cui Lewis (1938) diede una definizione ancora più ampia di acido e di base: è acido qualunque accettore di un doppietto elettronico, base qualunque donatore di un doppietto elettronico.

La definizione di Lewis non è in contrasto con le due precedenti, bensì più ampia.

La definizione più comunemente usata è quella di Bronsted-Lowry.

GLI ACIDI SONO QUELLE SOSTANZE IN GRADO DI LIBERARE IDROGENIONI (H+).

GLI ALCALI (O BASI) SONO QUELLE SOSTANZE IN GRADO DI LEGARE GLI IDROGENIONI.

Le reazioni acido-base di interesse biologico avvengono in ambiente acquoso.

L'acidità e l'alcalinità (o basicità) sono i due bracci della bilancia e gli ambienti acido e alcalino (o basico) sono le "atmosfere liquide" in cui si svolgono tutte le reazioni biologiche.

L'unità di misura del grado di acidità o di alcalinità di una soluzione è il pH (abbreviazione di potenziale Hydrogenus).

Il pH definisce la concentrazione degli ioni idrogeno della soluzione e rappresenta l'attività del catione idrogeno nella soluzione considerata. Tale concentrazione viene espressa numericamente con il logaritmo negativo in base 10: pH = -log [H+]

Il grado di acidità o di alcalinità di una soluzione dipende dal numero di idrogenioni o di idrossilioni (OH-) presenti.

Un acido si può definire forte o debole in funzione del numero delle sue molecole che dissociano in acqua.

Un acido in soluzione acquosa è notevolmente diluito nella massa di molecole d'acqua: infatti un litro di acqua pura contiene 55,5 moli di acqua, mentre nella maggior parte dei sistemi biologici (compresi i succhi gastrici) la concentrazione di un acido non raggiunge una mole per litro.

La molarità dell'acqua si definisce dividendo il peso dell'acqua (es. 1000 grammi) per il peso molecolare dell'acqua, cioè 18: 1000: 18 = 55,5 moli

L'acqua pura viene presa come riferimento per determinare l'acidità o la basicità di qualunque soluzione.

Una soluzione si definisce neutra quando contiene, come l'acqua pura, un uguale numero di H+ e OH-; si definisce acida quando [H+] > [OH-], basica quando [H+] < [OH-].

Poiché maneggiare numeri decimali spesso molto piccoli come la concentrazione molare di H+ e OH- può essere scomodo, nel 1909 Sorensen propose di esprimere la concentrazione molare dei protoni sotto forma del suo logaritmo negativo: il pH con p = potenza di 10.

E' stato stabilito di usare il pH anche per la misura dell'acidità o della basicità di una soluzione:

acida pH < 7, neutra pH = 7, alcalina pH > 7 ovviamente a temperatura ambiente: ad una temperatura inferiore il ph neutro è > 7, a una temperatura superiore (per esempio quella corporea di 36,5°C) il pH neutro è inferiore a 7.

Ad esempio il pH dell'acqua (H2O) a 25° è neutro perché le molecole di H2O si dissociano in ioni idrogeno e in ioni idrossile (OH-) in parti uguali. Nell'acqua pura a 25 gradi C ci sarà 1 grammo di H+ in 10 milioni di litri, che equivale a una concentrazione di 1/diecimilionesimo esprimibile in 1/10 alla 7 oppure 10 alla -7. Nelle medesime condizioni la concentrazione di OH- è anch'essa di 10 alla -7 per cui il suo pH è in equilibrio tra i due estremi e si definisce neutro: pH = -log [H+] = -log 10-7 = -(-7) = 7.0

  

              SCALA del ph              
acidità              ph neutro              alcalinità
                           
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

 

L'acidità di una soluzione aumenta procedendo da 7 a 0 e l'alcalinità aumenta da 7 a 14. 

Se la concentrazione di ioni idrogeno di una soluzione fosse 10 alla –6, il pH sarebbe 6; mentre se la concentrazione fosse 10 alla –8 allora il pH sarebbe 8 quindi una soluzione alcalina.

Minore è la concentrazione di H+ , maggiore è l'alcalinità.

Il passaggio da un'unità all'altra della scala, per esempio da 7 a 8 indica che la concentrazione di H+ diminuisce di 10 volte, mentre se passa da 7 a 6 , la concentrazione di H+ aumenta di 10 volte e la soluzione diventa più acida.

Una soluzione con

pH 6 è 10 volte più acida dell'acqua

pH 5 è 100 volte più acida dell'acqua

pH 4 è 1.000 volte più acida dell'acqua

pH 3 è 10.000 volte più acida dell'acqua

pH 2 è 100.000 volte più acida dell'acqua

pH 1 è 1.000.000 volte più acida dell'acqua

Quindi variazioni apparentemente piccole di pH corrispondono in realtà a variazioni anche consistenti di [H+].

Ciò significa che quando il pH del sangue diminuisce di 0.3 unità, passando da 7.4 a 7.1, la [H+] raddoppia!.

Il succo di limone ha un pH = 2.8, mentre il succo di arancia ha un pH di 3.5. Ciò vuol dire che la [H+] è 5 volte più elevata nel succo di limone.

L'acqua del mare ha un pH alcalino intorno a 8.4 grazie ai carbonati e silicati presenti.