¿Cómo afecta el ejercicio al cuerpo?
Muchas personas hoy en día están interesadas en el ejercicio como una forma de mejorar su salud y habilidades físicas. Cuando hacemos ejercicio, nuestra frecuencia cardíaca, presión arterial sistólica y gasto cardíaco (la cantidad de sangre bombeada por latido cardíaco) aumentan. El flujo de sangre al corazón, los músculos y la piel aumentan. El metabolismo del cuerpo se vuelve más activo, produciendo CO2 y H + en los músculos. Respiramos más rápido y más profundo para suministrar el oxígeno requerido por este aumento del metabolismo. Con ejercicio extenuante, el metabolismo de nuestro cuerpo excede el suministro de oxígeno y comienza a utilizar procesos bioquímicos alternativos que no requieren oxígeno. Estos procesos generan ácido láctico, que ingresa al torrente sanguíneo. A medida que desarrollamos un hábito de ejercicio a largo plazo, nuestro gasto cardíaco y capacidad pulmonar aumentan, incluso cuando estamos en reposo, de modo que podemos hacer ejercicio más tiempo y más duro que antes. Con el tiempo, la cantidad de músculo en el cuerpo aumenta, y la grasa se quema ya que su energía es necesaria para ayudar a aumentar el metabolismo del cuerpo.
Figura 1: Esta figura resalta algunos de los principales efectos agudos (a corto plazo) en el cuerpo durante el ejercicio.
Durante el ejercicio, los músculos consumen oxígeno a medida que convierten la energía química en glucosa en energía mecánica. Este O2 proviene de la hemoglobina en la sangre. El CO2 y el H + se producen durante la descomposición de la glucosa, y se eliminan de los músculos a través de la sangre. La producción y eliminación de CO2 y H +, junto con el uso y transporte de O2, provocan cambios químicos en la sangre. Estos cambios químicos, a menos que sean contrarrestados por otras funciones fisiológicas, hacen que el pH de la sangre disminuya. Si el pH del cuerpo baja demasiado (por debajo de pH 7.4), se produce una condición conocida como acidosis . Esto puede ser muy serio porque muchas de las reacciones químicas que ocurren en el cuerpo, especialmente las que involucran proteínas, dependen del pH. Idealmente, el pH de la sangre debe mantenerse a 7.4. Si el pH cae por debajo de 6.8 o sube por encima de 7.8, puede ocurrir la muerte. Afortunadamente, tenemos amortiguadores en la sangre para proteger contra grandes cambios en el pH.
Cómo se intercambian los productos químicos en el cuerpo
Todas las células del cuerpo intercambian productos químicos continuamente ( por ejemplo , nutrientes, productos de desecho e iones) con el fluido externo que los rodea (Figura 2). Este fluido externo, a su vez, intercambia productos químicos con la sangre que se bombea por todo el cuerpo. La difusión a través de los canales de la membrana es un modo de intercambio dominante entre estos fluidos (fluido celular, fluido externo y sangre). La difusión se debe a un gradiente de concentración asociado con los contenidos de los fluidos. Por lo tanto, la composición química de la sangre (y por lo tanto del fluido externo) es extremadamente importante para la célula. Si, por ejemplo, el pH de la sangre y del fluido externo es demasiado bajo (demasiados iones H +), entonces un exceso de iones H + ingresará a la célula e interrumpirá los procesos químicos normales. Para mantener la composición química adecuada dentro de las células, la composición química de los fluidos fuera de las células debe mantenerse relativamente constante. Esta constancia se conoce en biología como homeostasis .
Figura 2: Este es un diagrama esquemático que muestra el flujo de especies a través de las membranas entre las células, el fluido extracelular y la sangre en los capilares.
El cuerpo tiene una amplia gama de mecanismos para mantener la homeostasis en la sangre y el fluido extracelular. La forma más importante en que el pH de la sangre se mantiene relativamente constante es mediante tampones disueltos en la sangre. Otros órganos ayudan a mejorar la función homeostática de los tampones. Por ejemplo, los riñones eliminan los iones H + y otros componentes de los tampones de pH que se acumulan en exceso. La acidosis que resulta de la falla de los riñones para realizar esta función excretora se conoce como acidosis metabólica . Por otro lado, la acidosis aguda es una condición que resulta de una disminución repentina del pH (p. Ej., Durante el ejercicio). Esto ocurre porque la excreción de los riñones es un proceso que lleva demasiado tiempo para prevenir la acidosis aguda. Los pulmones proporcionan una forma más rápida de ayudar a controlar el pH de la sangre. En respuesta al ejercicio, el cuerpo aumenta su frecuencia respiratoria, lo que ayuda a contrarrestar los efectos reductores del pH del ejercicio al eliminar el CO2, un componente del principal tampón de pH en la sangre. La acidosis que resulta de la falla de los pulmones para eliminar el CO2 tan rápido como se produce se conoce como acidosis respiratoria .
Cómo funcionan los búferes: una vista cuantitativa
Los riñones y los pulmones trabajan juntos para ayudar a mantener un pH sanguíneo de 7.4 al afectar los componentes de los tampones en la sangre. Para entender cómo estos órganos ayudan a controlar el pH de la sangre, primero debemos analizar cómo funcionan los amortiguadores en solución.
Los tampones ácido-base confieren resistencia a un cambio en el pH de una solución cuando se agregan o eliminan iones de hidrógeno (protones) o iones de hidróxido. Un tampón ácido-base consiste en un ácido débil y su base conjugada (de una sal) o una base débil y su ácido conjugado (de una sal). Un buffer funciona porque contiene una cantidad sustancial de un ácido débil y una base débil (el par ácido-base conjugado) en equilibrio entre sí. Cuando los protones (de una fuente externa) se agregan al búfer, parte del componente base del búfer reaccionará con los protones y se convertirá en el ácido conjugado (que es el componente de ácido débil del amortiguador) y neutralizará así la mayor parte del los protones agregados. Cuando se agregan iones hidróxido (o, de forma equivalente, cuando se eliminan protones del tampón), parte del componente de ácido débil del tampón se disociará y se convertirá en la base conjugada (que es el componente de base débil del tampón). reponiendo la mayoría de los protones eliminados. Por lo tanto, la adición de una pequeña cantidad de ácido o base a una solución tampón simplemente cambia la relación del ácido conjugado y la base del conjugado en un equilibrio ácido-base. Por lo tanto, el efecto sobre el pH de la solución es pequeño, dentro de ciertas limitaciones de la cantidad de H + u OH-agregado o eliminado. Algunos conceptos básicos de base de ácido se resumen en el cuadro a continuación.
Conceptos básicos de base ácido
Disociación del agua y la p-escala
Las moléculas de agua se disocian para formar iones H + y OH-:
H2O ( l ) 
H + (aq) + OH- (aq)
o 2H2O ( l ) H3O + (aq) + OH- (aq)
Los iones H + en el agua están rodeados por muchas moléculas de agua, simbólicamente, usamos H3O + para representar un protón solvatado, donde [H +] = [H3O +]. Usando la Ley de Acción Masiva, la constante de equilibrio para la reacción de disociación del agua se puede escribir como:
Kw = [H +] [OH -] (1)
H2O no está incluido en la expresión constante de equilibrio porque es un líquido puro. Como todas las constantes de equilibrio, Kw es una función de la temperatura solamente, no afectada por las concentraciones de iones H + y OH-. En una solución neutra, las concentraciones de H + y OH- son iguales entre sí. Si [H +] aumenta (en la situación de una solución ácida), [OH-] disminuirá de tal manera que su producto sea igual a la constante Kw.
Una p-Scale se define para expresar valores pequeños:
px º- log [x]
Por lo tanto, pH º – log [H +] = – log [H3O +], y pOH = – log [OH-]
De la ecuación (1) pKw = pH + pOH
Equilibrio ácido-base
De acuerdo con la definición común de Bronstead-Lowry, un ácido (HA) es una especie química que puede donar un protón (H +), y una base es una especie que puede aceptar (ganar) un protón. La base conjugada de un ácido es la especie formada después de que el ácido pierde un protón (A-); la base del conjugado puede ganar un protón para regresar al ácido. En solución, estas dos especies (el ácido y su base conjugada) existen en equilibrio como se ilustra en la ecuación. (2) De forma similar, una base (B) puede obtener un protón del agua y existe en equilibrio con su ácido conjugado (HB +) como se ilustra en la ecuación (Eq. (3)
(2) 
(3)
Por simplicidad, la disociación de un ácido débil también puede expresarse mediante la ecuación (4).
HA (aq) H + (aq) + A- (aq) (4)
Usando la Ley de Acción Masiva, las constantes de equilibrio para la disociación de un ácido débil y una base débil en las ecuaciones (2) y (3), conocidas como Ka y Kb, se definen como:
(5) 
(6)
pH de soluciones tampón
En una solución de ácido débil, la concentración de la especie disociada (es decir, la base conjugada A-) es típicamente pequeña en comparación con las moléculas HA no disociadas; de forma similar, [BH +] es pequeño en comparación con [B] en una solución de base débil. Una solución tampón contiene un ácido débil y una cantidad sustancial de su base conjugada a partir de una sal soluble (es decir, las concentraciones de HA y A- son comparables), o una base débil y una cantidad sustancial de su ácido conjugado a partir de una sal soluble (en el cual, [B] y [HB +] son comparables).
Podemos derivar una ecuación conveniente para calcular el pH de una solución tampón. Tomando el logaritmo de cada lado de la ecuación (5) da:
(7) Reorganice para obtener: 
Que se convierte 
(8)
Tenga en cuenta que [HA] y [A-] son las concentraciones del ácido débil y su base conjugada en equilibrio. Dado que la disociación de un ácido débil es típicamente muy pequeña, podemos suponer que [HA] y [A-] son similares a las concentraciones iniciales, [HA] i y [A-] i. La ecuación 8 se conoce como la ecuación de Henderson-Hasselbalch . Esta ecuación muestra que el pH de una solución tampón está muy cerca del valor de pKa del ácido débil que forma el tampón. Esto se debe a que el término de logaritmo será pequeño a menos que las concentraciones de A- y HA difieran en varios órdenes de magnitud.
Para un buffer básico que consiste en una base débil y su ácido conjugado, uno puede comenzar con la ecuación (6) y seguir pasos de derivación similares para obtener:
(9)
El búfer de bicarbonato de ácido carbónico en la sangre
Con mucho, el amortiguador más importante para mantener el equilibrio ácido-base en la sangre es el tampón de ácido carbónico-bicarbonato. El dióxido de carbono disuelto y el ion bicarbonato están en equilibrio (ecuación 10). Estamos interesados en el cambio en el pH de la sangre; por lo tanto, queremos una expresión para la concentración de H + en términos de una constante de equilibrio y las concentraciones de las otras especies en la reacción (HCO3-, H2CO3 y CO2).
(10) Donde 
y 
El equilibrio de la derecha es una reacción ácido-base donde el ácido carbónico es el ácido y el agua es la base. La base conjugada para H2CO3 es HCO3- (ion bicarbonato). El equilibrio de la izquierda es la asociación del dióxido de carbono disuelto con una molécula de agua para formar ácido carbónico. Este equilibrio favorece el lado del CO2; por lo tanto, la concentración de H2CO3 en solución es muy pequeña. Dado que ambas reacciones están en equilibrio, podemos simplificar Eq. (10) eliminando el paso intermedio.
(11) Donde 
(12) Uno puede ver eso 
Recuerde, estamos haciendo todas estas simplificaciones para obtener una ecuación que nos diga cómo las concentraciones de dióxido de carbono y bicarbonato afectan el pH de nuestra sangre. A partir de la ecuación (12), y siguiendo los pasos de cómo la ecuación de Henderson-Hasselbalch se deriva de la ecuación. (5) en el recuadro azul, podemos obtener una ecuación que relacione las concentraciones de CO2 y HCO3- con el pH en la sangre (prueba el álgebra por tu cuenta para asegurarte de que te sientes cómodo con él):
(13)
A temperatura corporal normal, el valor de pK es 6.1. Observe que la ecuación (13) está en una forma similar a la ecuación de Henderson-Hasselbalch. Sin embargo, la ecuación (13) no cumple con la definición estricta de una ecuación de Henderson-Hasselbalch porque esta ecuación tiene en cuenta una reacción no ácido-base ( es decir , la asociación de dióxido de carbono disuelto y agua). No obstante, la relación que se muestra en la ecuación 11 se denomina frecuentemente como la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el tampón en aplicaciones fisiológicas.
La ecuación (13) muestra que el pH de la solución tamponada (la sangre) depende únicamente de la relación entre la cantidad de CO2 y la cantidad de HCO3- (a una temperatura dada, de modo que pK permanece constante). Esta relación permanece relativamente constante porque las concentraciones de ambos componentes del tampón (HCO3- y CO2) son muy grandes en comparación con la cantidad de H + añadida a la sangre durante las actividades normales y el ejercicio moderado. Cuando se agrega H + a la sangre como resultado de procesos metabólicos, la cantidad de HCO3- (en relación con la cantidad de CO2) disminuye; sin embargo, el cambio es pequeño en comparación con la cantidad de HCO3 presente en la sangre.
La capacidad de almacenamiento en búfer óptima es a pH = pK
La capacidad de almacenamiento en búfer de un búfer es más alta cuando el valor de pKa del búfer es más cercano al valor de pH deseado. Esto se puede explicar por la ecuación de Henderson-Hasselbach. De acuerdo con Eq. (8), la solución tampón tendrá la mayor capacidad cuando la concentración del ácido y la base del conjugado se igualen entre sí. Cuando este es el caso, su relación de concentración es igual a 1, lo que hace que el término logaritmo sea cero y pH = pKa. En el caso del tampón de ácido carbónico-bicarbonato, pK = 6.1 a temperatura corporal normal; La Figura 3 (a continuación) muestra un gráfico del pH y la composición de un tampón de ácido carbónico-bicarbonato a esta temperatura. La pendiente de la curva es más plana (por lo tanto, el cambio en el pH es menor) donde el pH es igual al valor de pK de 6.1 para el tampón. Aquí, la capacidad de amortiguación es mayor porque un cambio en las concentraciones relativas de bicarbonato y dióxido de carbono produce solo un pequeño cambio en el pH de la solución. Sin embargo, a valores de pH superiores a 7.1 o inferiores a 5.1, la pendiente de la curva es mucho mayor. En este caso, un cambio en las concentraciones relativas de bicarbonato y dióxido de carbono produce un gran cambio en el pH de la solución.
Figura 3: en este gráfico, el eje vertical muestra el pH de la solución amortiguada (en este caso, la sangre). El eje horizontal muestra la composición del buffer. En el lado izquierdo de la trama, la mayor parte del buffer está en forma de dióxido de carbono disuelto, y en el lado derecho de la trama, la mayor parte del buffer está en forma de ion bicarbonato. Tenga en cuenta que a medida que se agrega ácido, el pH disminuye y el buffer se desplaza hacia una mayor concentración de H2CO3 y CO2. Por el contrario, a medida que se agrega la base, el pH aumenta y el tampón se desplaza hacia una mayor concentración de HCO3- (Ecuación 10).
Por lo tanto, el pH fisiológico de la sangre de 7,4 está fuera del intervalo de tamponamiento óptimo del tampón de ácido carbónico-bicarbonato. La adición de protones a la sangre debido al ejercicio extenuante puede ser demasiado grande para que el tampón solo pueda controlar eficazmente el pH de la sangre. Cuando esto sucede, otros órganos deben ayudar a controlar las cantidades de CO2 y HCO 3, en la sangre. Los pulmones eliminan el exceso de CO2 de la sangre (lo que ayuda a elevar el pH a medida que los equilibrios en la ecuación 10 cambian a la izquierda como lo predice el Principio de Le Chatelier). Cuando el pH del cuerpo es excesivamente alto (una condición conocida como alcalosis ), los riñones eliminan el ion bicarbonato (HCO3-) de la sangre (lo que ayuda a reducir el pH, ya que los equilibrios en la ecuación 10 se desplazan hacia la derecha).
Otros sistemas pH-Buffer en la sangre
Otros amortiguadores desempeñan papeles menores que el tampón de ácido carbónico-bicarbonato en la regulación del pH de la sangre. El tampón de fosfato consiste en H2PO4- en equilibrio con HPO42- y H +. El pK para el tampón de fosfato es 6.8, lo que permite que este tampón funcione dentro de su rango de amortiguación óptimo a pH fisiológico. Sin embargo, el tampón de fosfato desempeña un papel menor en la sangre, ya que el H2PO4 y el HPO42 se encuentran en concentraciones muy bajas en la sangre. La hemoglobina también actúa como un tampón de pH en la sangre. Recuerde del tutorial “Hemoglobina y el Grupo Heme: Complejos metálicos en la sangre para el transporte de oxígeno” de Chem 151 que la proteína de hemoglobina puede unir reversiblemente H + (a la proteína) u O2 (al Fe del grupo hemo), y que cuando una de estas sustancias se une, la otra se libera (como se explica por el efecto Bohr). Durante el ejercicio, la hemoglobina ayuda a controlar el pH de la sangre uniendo parte del exceso de protones que se generan en los músculos. Al mismo tiempo, el oxígeno molecular se libera para ser utilizado por los músculos.
Resumen: ¿Qué sucede con la sangre durante el ejercicio?
Cuando hace ejercicio, muchos de los procesos que hemos discutido en este y en los tutoriales previos trabajan en conjunto para determinar cómo cambiará el pH de la sangre (Figura 5).
Figura 4: Este diagrama muestra las direcciones de difusión de H +, CO2 y O2 entre la sangre y las células musculares durante el ejercicio. Los cambios de concentración resultantes afectan el equilibrio de la memoria intermedia, que se muestra en la esquina superior derecha del diagrama (amarillo).
Los siguientes pasos describen los procesos que afectan los almacenamientos intermedios en la sangre durante el ejercicio.
- La hemoglobina transporta O2 de los pulmones a los músculos a través de la sangre.
- Los músculos necesitan más O2 de lo normal porque su actividad metabólica aumenta durante el ejercicio. La cantidad de oxígeno en el músculo se agota, estableciendo un gradiente de concentración entre las células musculares y la sangre en los capilares. El oxígeno se difunde desde la sangre a los músculos, a través de este gradiente de concentración.
- Los músculos producen CO2 y H + como resultado del aumento del metabolismo, estableciendo gradientes de concentración en la dirección opuesta al gradiente de O2.
- El CO2 y H + fluyen de los músculos a la sangre a través de estos gradientes de concentración.
- La acción amortiguadora de la hemoglobina recoge el H + y el CO2 extra.
- Si las cantidades de H + y CO2 exceden la capacidad de la hemoglobina, afectan el equilibrio del ácido carbónico (Ecuación 10). Esto reduce el pH de la sangre, causando acidosis.
- Los pulmones y los riñones responden a los cambios de pH al eliminar CO2, HCO3- y H + de la sangre.
El cuerpo ha desarrollado procesos químicos finamente ajustados basados en el equilibrio y equilibrios ácido-base que funcionan en combinación para manejar los cambios que el ejercicio produce.
Esta es una curva entre la cantidad de oxígeno unido a la hemoglobina y la presión parcial de oxígeno. 
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