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1. AGUA Uno de los compuestos más abundantes en nuestro planeta es el agua. Se sugiere que fue en los océanos primitivos donde se originaron los primeros indicios de vida. El agua constituye el medio en el cual se realizan la mayoría de los procesos celulares. De hecho, la conformación que t...

1. AGUA Uno de los compuestos más abundantes en nuestro planeta es el agua. Se sugiere que fue en los océanos primitivos donde se originaron los primeros indicios de vida. El agua constituye el medio en el cual se realizan la mayoría de los procesos celulares. De hecho, la conformación que toman las macromoléculas dentro y fuera de las células en un organismo depende en gran medida del agua, por lo que ésta adquiere relevancia para mantener la estructura de las células y los organismos. Las características del agua derivan de su estructura química, en la cual los dos hidrógenos y el oxígeno se encuentran formando un tetraedro irregular en el que el oxígeno ocupa el centro y los hidrógenos, junto con los dos orbitales no compartidos del oxígeno, están dirigidos hacia los vértices. La diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y los hidrógenos hace que los enlaces entre ellos sean covalentes polares, dando dos cargas parciales positivas y dos negativas a la molécula, convirtiéndola en un dipolo. Esta característica permite que exista una fuerza de atracción entre los extremos cargados opuestamente de las moléculas de agua vecinas. La atracción de las moléculas de agua entre las cargas parciales positivas y negativas permite que se establezcan enlaces débiles llamados puentes de hidrógeno. Una molécula de agua puede unirse con hasta cuatro moléculas diferentes de agua. En el agua líquida los enlaces de hidrógeno se forman y destruyen de manera muy rápida, se ha determinado que la duración de cada enlace es del orden de 1 a 20 picosegundos (1 ps = 10-12 s). Pueden formarse redes de múltiples moléculas de agua, con ello se alcanzan pesos moleculares relativamente altos que son la causa de que el agua sea líquida a temperatura ambiente y tenga las propiedades típicas de un fluido. También, la gran cantidad de puentes de hidrógeno que se forman en estas redes le confieren al agua otras propiedades fisicoquímicas como son un alto punto de fusión y ebullición, una elevada tensión superficial, una constante dieléctrica alta, una elevada capacidad calorífica y una baja tensión de vapor. Estas propiedades sirven en los seres vivos como medio universal de solución, suspensión y reacción para las enzimas y disolución de moléculas, contribuyen a mantener la temperatura corporal en el intervalo fisiológico al favorecer la eliminación del calor producido por la fiebre en asociación con mecanismos de vasoconstricción y sudoración. 1 1.1 AGUA CORPORAL El agua es el mayor constituyente en el ser humano; su cantidad debe mantenerse dentro de un margen estrecho, ya que tanto su carencia como su exceso producen problemas clínicos que se conocen como desequilibrios hidroelectrolíticos. Dependiendo de la edad, el sexo y la grasa corporal, el contenido de agua en el cuerpo humano ocupa cerca del 70% del peso y puede variar desde un 40% en adultos mayores a más de un 75% en niños recién nacidos (fig. 1). Su porcentaje también es mayor en personas delgadas que en obesas, así como también un hombre tendrá mayor cantidad de agua que una mujer. La cantidad de agua presente en los diferentes tejidos varía de acuerdo con las funciones y características de cada uno, siendo más abundante en células metabólicamente muy activas (~90%) y menos del 10% en el tejido adiposo o aún menor, en estructuras relativamente inactivas como el esqueleto. Figura 1. Distribución de agua corporal. El agua se encuentra distribuida en el líquido intracelular (30-40% del peso corporal total) y el líquido extracelular que incluye al líquido intersticial y la linfa (15%), el plasma (4.5%) y los fluidos transcelulares que incluyen los fluidos gastrointestinales, peritoneal, sinovial y líquido cefalorraquídeo, entre otros. En el agua corporal se encuentran disueltos los metabolitos, siendo los electrolitos los más abundantes, los cuales se encuentran unidos por un enlace iónico que, al encontrarse en solución, tienden a disociarse generando dos especies químicas, una con una carga eléctrica positiva (catión) y otra con carga negativa (anión) generada por la pérdida o ganancia de electrones, respectivamente. Los iones disueltos en agua pueden conducir la electricidad. El 2 paso de la electricidad a través de una solución con iones se llama electrólisis. Los electrolitos son solutos que pueden liberar iones en el agua por disociación o ionización y forman una solución conductora de electricidad (es en parte la causa de que el cuerpo humano pueda conducir electricidad). Los principales electrolitos que se encuentran en el ser humano son el Na , K , Cl–, HCO3–, Mg2+ y Ca2+, fosfatos y proteínas. La concentración de estos + + electrolitos se mantiene dentro de ciertos límites que al alterarse producen desequilibrios que pueden llegar hasta la muerte. En la práctica médica está indicada la cuantificación de electrolitos en cualquier paciente con síntomas renales, gastrointestinales, así como neuromusculares. El tratamiento de las alteraciones hidroelectrolíticas se basa en la evaluación del agua corporal total y su distribución, así como en las concentraciones de electrolitos y en la osmolaridad del suero. La composición electrolítica del líquido intracelular (LIC) y del líquido extracelular (LEC) difiere en forma sustancial. Para fines prácticos, el LIC tiene al K+ como el principal catión y como aniones al fosfato y a las proteínas, mientras que en el LEC el Na+ es el catión más importante y el Cl– como anión. La concentración total de cationes presentes en el plasma es aproximadamente de 150 mmol/L, siendo la concentración de Na+ de 140 mmol/L. Los aniones presentes en el plasma más abundantes son el Cl–, con una concentración aproximada de 100 mmol/L y el HCO3– con una concentración entre 23 a 25 mmol/L. Dado que en cualquier sistema biológico la suma de los cationes debe ser igual a la suma de los aniones, el resto de los aniones que constituyen la diferencia o brecha aniónica del plasma son el fosfato, el sulfato, las proteínas y ácidos orgánicos como el lactato, el citrato, el piruvato, el acetoacetato y el β-hidroxibutirato. En la figura 2 se presentan los valores de los electrólitos en el plasma y líquido intracelular. En la práctica, la brecha aniónica se calcula de acuerdo con la siguiente ecuación: Brecha aniónica = [Na+ ] – ([Cl− ] + [HCO− 3 ]) Calculada de esta forma, la brecha aniónica es aproximadamente 12 mmol/L. Puede aumentar en ciertos desórdenes metabólicos como en la cetoacidosis diabética y en la insuficiencia renal cuando se acumulan ácidos inorgánicos y orgánicos, debido a que estos ácidos consumen la reserva alcalina ([HCO3-]). 3 Figura 2. Valores de electrolitos en plasma y en el espacio intracelular. Es importante recordar que el K+ es el principal catión en el LIC, cuya concentración es de 110 mmol/L, aproximadamente 30 veces más alta que la que se encuentra en el LEC. La concentración de Na+ y Cl– en el LIC es de 10 mmol/L y 4 mmol/L. La movilización de los principales cationes extra e intracelulares depende de la actividad celular, así como de transportadores específicos, entre los cuales se encuentra la bomba de Na+/K+. Los cambios en la concentración de iones conllevan a cambios en la osmolaridad del medio. La presencia de partículas en solución modifica las características del agua y originan lo que se conoce como propiedades coligativas de las soluciones; propiedades que dependen del número de partículas en la solución y no de su naturaleza. Entre éstas, la más notable es la aparición de la presión osmótica, que se puede definir como la presión hidrostática que se presenta para evitar el flujo neto del disolvente a través de una membrana semipermeable. El movimiento del disolvente se debe a la diferencia en la concentración de solutos entre los dos compartimentos, por lo que el agua tiende a moverse hacia el compartimento con la mayor concentración de soluto con la finalidad de igualar las concentraciones. 4 1.2 OSMOLARIDAD Las diferentes moléculas disueltas en el agua corporal contribuyen a la presión osmótica, la cual es proporcional a la osmolaridad, que aproximadamente corresponde a la suma de las concentraciones de solutos en la solución. Un cambio en la concentración iónica en cualquiera de los compartimentos celulares crea un gradiente de presión y como consecuencia, existe un cambio en la cantidad de agua que fluye del compartimiento que presenta una menor osmolaridad hacia el de mayor. Para determinar la concentración osmolar de una solución que contiene una mezcla de electrolitos y no electrolitos hay que tener en cuenta las concentraciones individuales de todos sus componentes. Si se consideran las concentraciones en mmol/L, una fórmula sencilla para cuantificar la osmolaridad del suero y que ofrece una utilidad clínica es: Osmolaridad = 2 Na+ + glucosa + BUN = 280 a 320 mOsm o glucosa mg⁄dL BUN mg⁄dL Osmolaridad = 2(Na+ meq⁄L) + 18 + 2.8 donde el factor 2 se debe a que se consideran los aniones asociados al Na+ (Cl– y HCO3–); 1 mOsm de glucosa equivale a 180 mg/L (18 mg/dL) y 1 mOsm de nitrógeno ureico (NUS o BUN por sus siglas en inglés) a 28 mg/L (2.8 mg/dL), que corresponde a la masa molecular de 2 átomos de nitrógeno en la urea. 5 2. pH Un ácido es aquella molécula que tiene la capacidad de donar un protón y una base tiene la capacidad de aceptarlo, de acuerdo con la teoría de Brönsted y Lowry. Debido a que el agua tiene la capacidad de ionizarse, puede actuar como un ácido al donar protones (H+) y como una base al aceptarlos, es decir, puede producir dos especies iónicas: el hidronio H3O+ y el hidroxilo OH–, este último funciona como la base conjugada del agua ya que puede aceptar protones. Dado que una molécula de agua puede funcionar como ácido o base, se le considera como un anfótero, esto se puede observar en la siguiente reacción: H2 O (ácido) + H2 O (base) ⟷ H3 O+ (ácido) + OH− (base) Esta reacción ocurre de manera continua en una solución: H2 O ⟷ H + + OH− La reacción de protonación o desprotonación de las moléculas del agua, al igual que otras muchas reacciones químicas, depende de la concentración de las moléculas implicadas, así como de la constante de velocidad de la reacción (k), que es una medida indirecta de la capacidad intrínseca de las moléculas para reaccionar entre sí. En la reacción: k A+B → C+D la velocidad inicial (v) es igual a k [A][B]. Como la mayoría de las reacciones son reversibles, existen dos constantes de velocidad, una correspondiente a la reacción directa (kd) y otra a la reacción inversa (ki). ki A+BC+D kd Cuando la velocidad de la reacción directa (kd) es igual a la velocidad de la reacción inversa (ki) se establece una condición de equilibrio en la que hay una relación particular de la concentración molar de los productos con la concentración molar de los reactivos, la cual se expresa de la siguiente manera: ki [C][D] o kd [A][B] 6  Esta relación es lo que se conoce como constante de equilibrio (Keq) y se expresar como: [C][D] Keq = [A][B] La Keq es característica para cada reacción y permite conocer si la reacción es favorable hacia la formación de los productos (a la derecha), en cuyo caso el valor será siempre mayor a la unidad, o si es favorable a la aparición de los reactantes (a la izquierda), entonces el valor de la constante será menor a la unidad. Si el valor de la Keq es igual a uno no hay una tendencia clara en ninguna de las direcciones. En el caso del agua, la Keq es igual a: [H+ ][OH− ] Keq = [H2 O] La Keq de la reacción de la disociación del agua es de 1.8 X 10–16 mol/L (0.000 000 000 000 000 18 mol/L), el cual se obtiene de la siguiente fórmula: Keq = = 1.8 x10 −16 M 55.5 M Este valor de 1.8 X 10–16, que es mucho menor que la unidad, indica que la molécula tiende a estar asociada, por lo que la concentración del agua sin disociar es tan elevada que puede considerarse constante. De manera experimental se ha calculado el grado de disociación que presenta el agua, a esto se le conoce como el producto iónico del agua (Kw). Kw = [H + ][OH − ] = 1 x10−14 Así, la concentración de cada uno de los iones en el agua pura es de 1 x 10-7 M. A partir de esta constante (Kw) se puede deducir el carácter de una solución diluida respecto a su grado de acidez o basicidad, para lo cual se ha elegido al ion hidronio (H3O+), simplificado como H+, como valor numérico para expresarla. Las concentraciones de H+ en el organismo son pequeñas, por ejemplo, en la sangre, la concentración de H+ es 0.000 000 04 M (40 nmol/L), por lo que Sørensen consideró que era pertinente expresarla en números enteros usando el -log de base 10. Esto es lo que se conoce como “p” y referido a la concentración de H+ se denomina pH. El pH entonces corresponde al -log de la concentración de protones, o sea: pH = –log [H+] 7  Si se considera que el valor de la concentración de protones en el agua es de 1 x 10–7, se tiene que: pH = -log (1 x 10–7) = log (1) – log (10–7) = 0 – (–7) = 7 Es a partir del agua que se define la escala de pH en los sistemas biológicos, estableciendo que las soluciones ácidas tienen valores de concentración de protones mayores de 1 x 10–7 M, lo cual da valores de pH menores de 7 y de soluciones alcalinas con concentraciones de protones menores de 1 x 10–7 M y un valor de pH mayores a 7 (fig. 3). Cuando la concentración de protones en solución acuosa es de 1 M, el valor del pH es 0, ya que el log 1 es 0. En el otro extremo, cuando la concentración de H+ es 1 X 10–14, el pH es de 14. El punto de pH neutro es 7 o, en concentración de H+, 1 X 10–7. El intervalo de pH para indicar la acidez de una solución va del 0 al 7, mientras que el correspondiente a la basicidad o alcalinidad de una solución va del 7 al 14. Figura 3. Escala de pH y algunos ejemplos. 2.1 EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE En el caso de los ácidos y bases fuertes, éstos tienden a disociarse completamente en el agua, por lo que el equilibrio de la reacción se encuentra desplazado hacia la formación de los reactivos. HCl ⟶ H + + Cl− NaOH ⟶ Na+ + OH− 8  Por otra parte, para el caso de los ácidos o bases débiles, la Keq se desplazará con relación al aumento en la concentración de reactivos o productos, llegando en un momento a producirse el equilibrio de la reacción con base en las concentraciones que se presenten, como por ejemplo el caso de ácido acético: CH3 COOH ↔ CH3 COO− + H + En este ejemplo, siempre se encuentran presentes el ácido y la base en solución, confiriéndole la capacidad de actuar como una solución amortiguadora, definida como la solución que permite evitar un cambio brusco en el pH conforme varía la concentración de ácido o base en la solución. La mayoría de las ácidos o bases en el organismo son débiles, de tal forma que siempre encontramos las dos especies presentes, por lo que es necesario contar con una ecuación que permita calcular el pH, en la cual deben estar representadas tanto la concentración molar del ácido como la de la base; ésta es la ecuación de Henderson-Hasselbach. [base] pH = pKa + log [ácido] Como se puede observar, además de las concentraciones del ácido y la base, en esta ecuación se tiene en cuenta el grado de ionización del ácido (Ka). Debido a que el pH es una expresión logarítmica, la constante debe también encontrarse expresada en forma logarítmica (pKa). Como se mencionó, la mayoría de los ácidos y bases que se encuentran en el organismo son débiles, por lo que el cálculo del pH de los líquidos del organismo debe realizarse con base en la ecuación de Henderson-Hasselbach. El pH intracelular en los seres humano varía en las células en función de sus actividades, en parte a que como parte del metabolismo se producen entre 50 a 100 mEq/día de ácidos fijos que provienen, por un lado, del metabolismo de los aminoácidos, la glucólisis anaerobia o la degradación de ácidos grasos, en donde se producen lactato y -hidroxibutirato, respectivamente. Por otro lado, el organismo produce entre 10 000 – 20 000 mEq/día de ácido volátil (H2CO3) que se forma del CO2 que proviene básicamente del metabolismo mitocondrial. En su conjunto, estos ácidos se eliminan del organismo por la vía renal y la respiratoria mediante el uso de diferentes sistemas de amortiguadores. En el caso del CO2, al difundir a la sangre, gran parte de este gas se combina con el agua en el interior de los eritrocitos, produciendo ácido carbónico (H2CO3), el cual se disocia para producir el anión bicarbonato (HCO3–) y un protón (H+). Con base en este sistema de HCO3-/CO2, los pulmones y los riñones evitan que ocurra una acidificación o alcalinización en el fluido extracelular, lo que permite mantener prácticamente constante la concentración de H+ en la sangre y, por consiguiente, el pH. anhidrasa carbónica CO2 ↔ H2 CO3 ⟷ HCO− 3 + H + 9  Para entender el papel que juegan ambos órganos en la homeostasis del equilibrio ácido-base, debe tenerse presente que el sistema del HCO3-/CO2 implica la participación de un componente gaseoso o volátil (el CO2) y dos componentes no volátiles (el HCO3– y el H+). En la sangre, el equilibrio entre dichos componentes determina el valor del pH sanguíneo, que puede evaluarse mediante la ecuación de Henderson-Hasselbach. [HCO−3] pH = pKa + log [CO2 ] En el individuo normal, el pH sanguíneo fluctúa alrededor de 7.4, siendo la sangre venosa – enriquecida en CO2 – ligeramente más ácida con relación a la sangre arterial. Debido a que el CO2 es un gas, éste debe expresarse en forma de pCO2. En el ser humano, la magnitud de la pCO2 es de aproximadamente 40 mm Hg, lo que se traduce en una concentración de CO2 sanguíneo de aproximadamente 1.2 mEq/L o 1.2 mmol/L. Si se incluye además al ácido carbónico y el bicarbonato, el CO2 total disuelto es de 25.2 mEq/L o 25.2 mmol/L. Al considerar el pH sanguíneo normal en la sangre venosa (7.4) y el pKa del sistema HCO3-/CO2 (6.1), la ecuación de Henderson-Hasselbach da un cociente [HCO3–]/[CO2] igual a 20. Es precisamente la pCO2 la que se controla por los pulmones, ya que durante el proceso de la exhalación se elimina el CO2, manteniendo constante la pCO2 en los alvéolos y evita así que aumente el nivel de CO2 disuelto en la sangre. Es un mecanismo de acción rápida, a corto plazo. Todo proceso o patología que se manifieste en una alteración en la frecuencia y/o profundidad del proceso de inhalación-exhalación, dará como resultado una alteración de la pCO2 alveolar – aumentándola o disminuyéndola – con la consecuente modificación del nivel de CO2 disuelto en sangre y, por consiguiente, del pH (fig. 4). Por lo que respecta a los riñones, su participación en el mantenimiento de un pH extracelular constante se da a través de dos mecanismos: la excreción de protones (H+) hacia la orina y la regulación de la cantidad de HCO3– reabsorbido hacia la sangre desde el filtrado glomerular. A diferencia del intercambio gaseoso en los pulmones, los mecanismos de regulación renal son a largo plazo, por lo que su efecto se manifestará en cuestión de horas o incluso días. La importancia de la función renal se enfatiza en situaciones patológicas donde se altera el intercambio de gases a nivel pulmonar (es decir, en la acidosis y alcalosis respiratorias), en cuyo caso es necesario aumentar o disminuir la tasa de reabsorción del HCO3– o excretar ácidos en forma de fosfatos y amonio, o bien, en estados fisiológicos que producen cantidades importantes de ácidos orgánicos como el lactato o el -hidroxibutirato (por ejemplo, durante el ejercicio intenso o en la diabetes no controlada) donde se incrementa la excreción de H+ (fig. 4). 10 Figura 4. Relación en el manejo del CO2 a nivel pulmonar, de los eritrocitos y el riñón. 11  Gran parte de los protones aparece en la orina unido con el amoniaco en forma de ion amonio (NH4+), o asociado con el fosfato en forma de fosfato monobásico de sodio (NaH2PO4); en la clínica, el NaH2PO4 representa la llamada acidez titulable. En general, el pH de la orina será un reflejo de la producción de ácidos fijos por el organismo, por lo que su valor dependerá de diversos factores, pudiendo alcanzar un mínimo de 4.5. El resultado final de los mecanismos fisiológicos que participan en el mantenimiento del equilibrio ácido-base es el controlar los cambios en el pH permitiendo que el pH extracelular permanezca en un intervalo compatible con el funcionamiento adecuado del organismo. Las proteínas también funcionan como amortiguadores y la hemoglobina (Hb) es el ejemplo más importante de ellas; ocupa aproximadamente un 15% del volumen sanguíneo y actúa dentro de los eritrocitos. El pK de la Hb está entre 6.8-7.8, le que le permite actuar entre su forma oxidada y reducida, considerando que: HbH + ⟷ H+ + Hb El 40% del ácido producido a partir del transporte de CO2 es reabsorbido por la Hb; el CO2 difunde al eritrocito donde la anhidrasa carbónica combina el agua (H2O) para formar el ácido carbónico (H2CO3). Posteriormente, el H2CO3 se ioniza en H+ y H2CO3–; el H+ se incorpora a la desoxiHb, mientras que el bicarbonato se difunde e intercambia con el ión Cl–; el 15% del CO2 es transportado como carbaminohemoglobina (reacción del CO2 con las histidinas de la hemoglobina). Al llegar a los pulmones, la oxigenación produce la liberación del CO2. Gracias a estos dos mecanismos, la unión del oxígeno a la hemoglobina puede actuar como un excelente amortiguador intracelular (fig. 5). Figura 5. Estructura de la hemoglobina y desoxihemoglobina. En los líquidos corporales, los sistemas amortiguadores contribuyen, en función de las actividades de los tejidos, a generar un pH acorde a las necesidades que requieren para desempeñar sus actividades, como se aprecia en la tabla 1. 12 Tabla 1. pH en diferentes líquidos del organismo. 13