Variare il pH delle urine per accelerare l’eliminazione urinaria di farmaci
Premessa: questo articolo ha solo una funzione di promemoria in quanto l’unico obiettivo è semplificare e mettere in evidenza quei concetti di base che possono essere poi sfruttati nella comprensione di altri argomenti.Non sono indicati tutti i fattori, le condizioni, le formule, ecc. che servono invece per capire i processi chimici che sono alla base di quanto qui scritto.
Ringrazio Silvia per aver semplificato alcuni concetti.
I farmaci (e altre sostanze) che hanno un’eliminazione urinaria possono essere eliminati più velocemente variando il pH delle urine. Può essere il caso di un sovradosaggio da farmaci o di un’intossicazione per cui c’è la necessità che tali sostante vengano allontanate quanto più velocemente dall’organismo.
La regola per velocizzare l’eliminazione è che per le sostanze a carattere acido bisogna alcalinizzare le urine; viceversa, per le sostanze basiche, bisogna acidificare le urine.
Per capire il motivo bisogna considerare il comportamento delle sostanze acide e basiche in una soluzione acquosa, ciò che qui cerco di spiegare.
Partiamo dalla definizione di acido e base, di cui ce ne sono diverse ma qui ne prendiamo in esame due.
Secondo la teoria di Arrhenius, un acido è una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni H+ (più correttamente, H3O+ perché H+ è un acido forte che tende a reagire con una molecola d’acqua, quindi H+ + H2O = H3O+).
Una base è invece una sostanza che dissociandosi in acqua libera ioni OH–.
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido è una sostanza capace di cedere ioni H+ a un’altra specie chimica detta base; una base, quindi, è una sostanza in grado di accettare ioni H+ da un’altra specie chimica detta acido.
Secondo questa teoria non esistono quindi acidi e basi a sé stanti, ma solo coppie di acido e base coniugati. Una coppia acido/base coniugata è una coppia di specie chimiche che differiscono soltanto per uno ione H+. Quando un acido cede uno ione H+ si trasforma nella sua base coniugata; quando una base acquista uno ione H+ si trasforma nel suo acido coniugato.
Qualunque reazione che comporta il trasferimento di uno ione H+ da un acido a una base è una reazione acido-base secondo Brønsted e Lowry. Un acido può, in determinate circostanze, comportarsi da base e viceversa.
Ad esempio, l’acido carbonico (H2CO3) in acqua reagisce secondo la seguente reazione all’equilibrio:
H2CO3 + H2O = HCO₃– + H+
Pertanto, l’acido carbonico si è trasformato nella sua base coniugata (HCO₃– che si chiama bicarbonato)
In soluzione acquosa (come può essere considerato il plasma essendo costituito per il 90% da acqua), per sua natura un acido ha la tendenza a dissociarsi producendo idrogenioni. Questo comporta che in soluzione acquosa l’acido si presenterà in forma ionizzata; l’esempio generico è che l’acido AH in acqua dà:
AH + H2O = A– + H+.
(il simbolo “=” dovrebbe essere sostituito con una doppia freccia in quanto è una reazione all’equilibrio).
La sua “necessità” a dissociarsi dipende dal suo pKa e dal pH della soluzione in cui si trova.
Il pKa dipende dalla costante di dissociazione (Ka): in breve, quanto più basso è il pKa, tanto più l’acido è forte, ossia tende a dissociarsi, ossia a produrre H+.
Il pH dipende dalla concentrazione idrogenionica; tanto più è alta questa concentrazione, tanto più il pH è acido.
Se l’acido si trova in una soluzione alcalina (pH > 7, quindi ci sono pochi idrogenioni) la sua tendenza a dissociarsi è favorita perché la sua natura è di acidificare, ossia dissociarsi e produrre idrogenioni (“che trova in bassa concentrazione nella soluzione, quindi è spronato a raggiungere quanto prima il suo scopo”). Lo “scopo” sarà raggiunto quando si raggiunge l’equilibrio nella reazione (AH + H2O = A– + H+); ovviamente la sua “forza” nel dissociarsi sarà tanto maggiore quanto minore è il suo pKa e quanto più alto è il pH della soluzione.
Se, invece, l’acido si trova in una soluzione acida (pH < 7) esso potrà dissociarsi o meno a seconda del suo pKa: si dissocerà fino a quando il suo pKa gli darà la forza per farlo, ossia finché si raggiunge l’equilibrio nella reazione AH + H2O = A– + H+ che corrisponderà ad un determinato valore di pH della soluzione tale per cui l’acido avrà raggiunto il suo “scopo”.
Per fare un esempio pratico, l’acido carbonico (H2CO3) ha un pKa = 6,1.
Essendo acido, la sua natura è di dissociarsi per produrre idrogenioni e acidificare la soluzione in cui si trova.
Se, ad esempio, la soluzione ha un pH pari a 6,8 l’acido carbonico sarà “spronato” dal suo pKa a dissociarsi fino a raggiungere l’equilibrio nella reazione AH + H2O = A– + H+; se la soluzione ha un pH = 6,3 si dissocerà comunque ma di meno (perché raggiunge prima il suo scopo); al contrario, non si dissocerà se, nonostante sia un acido, ad esempio si trovasse in una soluzione con pH = 4 (quindi con un pH più basso del suo pKa).
Sempre per fare un esempio, nella stessa soluzione con pH = 4, invece, l’acido cloridrico si dissocerebbe perché ha un pKa estremamente basso, quindi è molto forte “ed ha maggiore sprono a raggiungere il suo scopo” (raggiungere l’equilibrio nella reazione AH + H2O = A– + H+).
Stesso discorso vale per le basi che, al contrario, in soluzione acquosa hanno la tendenza a non dissociarsi, ovvero a legare idrogenioni. La base sarà tanto più forte quanto è più basso il suo pKb.
Perché si parla di pH e pKa (e pKb per le basi) e non di concentrazione idrogenionica e costante di dissociazione?
Per definizione, il pH è il logaritmo in base 10 negativo della concentrazione idrogenionica ([H+])
Per definizione, il pKa è il logaritmo in base 10 negativo della costante di dissociazione (Ka) con
Ka = [A–] [H+]
[AH]
Si usa il logaritmo decimale negativo per ottenere numeri più facili da usare che, altrimenti, sarebbero piccolissimi e “non manegevvoli”.
Ad esempio, per una soluzione con pH = 7, la concentrazione idrogenionica sarebbe:
−log[H+] = 7 ⇒ log[H+] = −7 ⇒ [H+] = 10−7 = 1/107 = 1/10.000.000 mol/l
Pertanto, per il pH, più alta è la concentrazione idrogenionica, minore è il suo valore.
Ugualmente per il pK, più è alta la costante di dissociazione, minore è il suo valore.
Sfruttare l’acidità/alcalinità delle urine per velocizzare l’eliminazione di sostanze
Ricordiamo innanzi tutto che una sostanza ionizzata (polarizzata) non è in grado di attraversare liberamente le membrane cellulari che sono lipidiche e che permettono il passaggio di sostanze idrofobiche, ossia che non legano l’acqua.
Le molecole ionizzate sono infatti idrofiliche, quindi non attraversano liberamente le membrane lipidiche perché legano l’acqua (acqua e lipidi, com’è risaputo, non vanno d’accordo).
Questo è il motivo per il quale se abbiamo una sostanza acida nelle urine (ad esempio un farmaco) e vogliamo velocizzare la sua eliminazione, si possono alcalinizzare le urine così che la sostanza troverà una concentrazione idrogenionica più bassa e la sua dissociazione sarà spronata per quanto scritto sopra. La forma ionica non può entrare nei nefrociti perché non riesce ad attraversare liberamente la membrana cellulare, quindi resta nei tubuli e viene eliminata con le urine.
L’eliminazione di un composto tossico o di suoi metaboliti attivi può essere facilitata mediante la diuresi forzata (incremento del flusso urinario fino a 3-6 ml/kg/h) ottenuta con il carico idrico.
Può essere stimolata con i diuretici (furosemide).
Trova indicazione per i tossici scarsamente liposolubili, con basso volume di distribuzione ed eliminati prevalentemente per via renale.
Per accelerare l’escrezione di sostanze acide (pKa compreso fra 3 e 7,5), ai liquidi da infondere si addiziona il bicarbonato di sodio (diuresi forzata alcalina), mantenendo il pH urinario intorno a 8.
Per accelerare l’escrezione di sostanze basiche (pKa compreso fra 7,5 e 10,5), ai liquidi da infondere può essere addizionato l’acido ascorbico (diuresi forzata acida) mantenendo il pH urinario intorno a 5.
Articolo creato il 12 giugno 2016.
Ultima modifica: vedi sotto il titolo.
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