Propiedades del Agua, pH y Equilibrio Hidroelectrolítico PDF

PROPIEDADES DEL AGUA,PH Y EQUILIBRIO HIDROELECTROLITICO. El agua es el componente químico predominante de los organismos vivos. Sus singulares propiedades físicas, que incluyen la capacidad para disolver una amplia gama de moléculas orgánicas e inorgánicas, se derivan de su estructura bipolar y de...

PROPIEDADES DEL AGUA,PH Y EQUILIBRIO HIDROELECTROLITICO. El agua es el componente químico predominante de los organismos vivos. Sus singulares propiedades físicas, que incluyen la capacidad para disolver una amplia gama de moléculas orgánicas e inorgánicas, se derivan de su estructura bipolar y de su excepcional capacidad para formar enlaces de hidrógeno.  La inmensa mayoría de las células son soluciones acuosas al 20%; es decir, están compuestas por 80% de agua y 20% de todas las demás moléculas, por lo que el agua es la molécula más abundante de todas las que integran los seres vivos. En consecuencia, el organismo humano intercambia con su medio externo mayor número de moléculas de agua que de todas las demás moléculas juntas.  Gran parte de la maquinaria metabólica de las células debe operar en un ambiente acuoso porque el agua es un solvente esencial y también un sustrato de numerosas reacciones celulares.  Este estudio detallado de la química de la vida comenzará examinando las propiedades del agua. Sus propiedades físicas le permiten funcionar como solvente de sustancias iónicas y polares, mientras que sus propiedades químicas condicionan que forme enlaces débiles con otros compuestos.  La representación de la molécula del agua en la forma de H2O, o sea, una pequeña molécula formada por dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno.  El agua tiene una propensión leve a disociarse hacia iones hidroxilo y protones. La acidez de soluciones acuosas por lo general se reporta usando la escala de pH logarítmica.  El bicarbonato y otros amortiguadores en circunstancias normales mantienen el pH del líquido extracelular entre 7.35 y 7.45. Las alteraciones sospechadas del equilibrio acido básico se verifican al medir el pH de la sangre arterial y el contenido de CO2 de la sangre venosa.  Algunas causas de acidosis (pH sanguíneo < 7.35) son cetosis diabética y acidosis láctica. La alcalosis (pH >7.45) puede presentarse después de vómitos de contenido gástrico ácido.  La regulación del equilibrio del agua depende de mecanismos hipotalámicos que controlan la sed, de la hormona antidiurética (ADH), de la retención o excreción de agua por los riñones, y de la pérdida por evaporación. Las moléculas de agua forman enlaces de hidrógeno  Un núcleo de hidrógeno parcialmente desprotegido, unido de manera covalente a un átomo de oxígeno o de nitrógeno que extrae electrones, puede interactuar con un par de electrones no compartidos sobre otro átomo de oxígeno o nitrógeno para formar un enlace de hidrógeno.  La formación de enlaces de hidrógeno ejerce una profunda influencia sobre las propiedades físicas del agua, lo que explica su viscosidad, tensión superficial y punto de ebullición excepcionalmente altos. Propiedades fisicoquímicas del agua líquida Calor específico  El calor específico se define como la cantidad de energía calorífica necesaria para aumentar la temperatura de 1 g de una sustancia en 1°C. Es alto para el agua (1 cal/g) en comparación con otros líquidos. Esta propiedad se puede entender como que el agua, gramo por gramo, absorbe más energía calorífica por grado que la mayoría de las demás sustancias. Calor de fusión  El calor de fusión representa la energía cinética que deben adquirir las moléculas del sólido para pasar de un orden continuo, impuesto por las fuerzas de atracción en el sólido, hacia un orden discontinuo, característico del líquido. El agua como solvente  Al agua se le identifica como el solvente universal, debido a su capacidad de disolver más sustancias y en mayor cantidad que cualquier otro solvente. La constante dieléctrica del agua, su capacidad de hidratación y de formación de puentes de hidrógeno, así como la posibilidad de romper los enlaces iónicos de las moléculas que disuelve, explican el comportamiento del agua como solvente universal. B. Concentraciones celulares y difusión Hay tres razones por las que los solutos se disuelven con más lentitud en las células. 1. La viscosidad del citoplasma es mayor que la del agua, lo que se debe a la presencia de numerosos solutos, como los azúcares. De acuerdo con mediciones recientes parece que la viscosidad del citoplasma sólo es un poco mayor que la del agua, aun en los organelos empacados densamente. 2. Las moléculas con carga se enlazan momentáneamente entre sí dentro de las células y ello restringe su movilidad. Dichas consecuencias de la unión ejercen un efecto pequeño, pero apreciable, sobre las tasas de difusión. 3. Los choques con moléculas de agua inhiben la difusión a causa de un efecto que se denomina hacinamiento molecular. Es la principal razón por la que se desacelera la difusión en el citoplasma. C. Presión osmótica  Si una membrana permeable al solvente separa a dos soluciones que contienen concentraciones distintas de sustancias disueltas, o solutos, las moléculas del solvente se difundirán desde la solución menos concentrada hacia la más concentrada en un proceso llamado ósmosis.  Las composiciones de las soluciones intracelulares son bastante distintas de las de las soluciones extracelulares, y unos compuestos se concentran más y otros menos dentro de las células. En general, las concentraciones de los solutos dentro de la célula son mucho mayores que sus concentraciones en el ambiente acuoso fuera de la célula.  Las células recurren a varias estrategias para evitar que la presión osmótica se vuelva tan grande que las haga explotar. Una estrategia consiste en condensar muchas moléculas individuales y formar una macromolécula. Por ejemplo, las células animales que almacenan glucosa la empacan como polímero, llamado glucógeno, que contiene unos 50000 residuos de glucosa. Las sustancias no polares son insolubles en agua  que las moléculas de agua excluyen a las sustancias no polares forzándolas a asociarse entre sí. Por ejemplo, las gotas diminutas de aceite que se dispersan en forma vigorosa en agua tienden a coalescer y formar una sola gota, con lo cual minimizan la superficie de contacto entre las dos sustancias.  Se dice que las moléculas no polares son hidrofóbicas (que “odian” al agua) y a este efecto de exclusión de sustancias no polares por parte del agua se le llama efecto hidrofóbico. El efecto hidrofóbico es crítico para el plegamiento de las proteínas y el autoensamblaje de las membranas biológicas.  Los detergentes, a los que a veces se les llama surfactantes o agentes tensoactivos, son moléculas que son hidrofílicas e hidrofóbicas a la vez.  Uno de los detergentes sintéticos que se usa con más frecuencia en bioquímica es el dodecilsulfato de sodio (SDS, de sodium dodecyl sulfate), que contiene una cola con 12 carbonos y un grupo sulfato polar (figura 2.8). La parte de hidrocarburo en un detergente es soluble en sustancias orgánicas no polares, mientras que su grupo polar es soluble en agua. Constante de equilibrio del agua  En el caso de la descomposición del agua, H2O, en H+ + OH-, se encuentra que hay dos reacciones, una de ellas es la rotura del H2O para formar OH- + H+ y la otra la formación de H2O a partir de H+ + OH-: La escala de pH  Existen varios procesos bioquímicos como el transporte de oxígeno en la sangre, la catálisis de reacciones con enzimas y la generación de energía metabólica durante la respiración o la fotosíntesis que están muy influidos por la concentración de protones.  Se dice que el agua pura es “neutra” con respecto a la carga iónica total ya que la concentración de los iones hidrógeno con carga positiva y la de los iones hidróxido con carga negativa es igual. Las soluciones neutras tienen un valor de pH igual a 7.0 porque el valor negativo del log(10*7) es 7.0.  Las soluciones ácidas tienen un exceso de H debido a la presencia de soluto disuelto que suministra iones H.  Así, mientras mayor es la concentración de H, el pH de la solución es menor. Como la escala de pH es logarítmica, un cambio de una unidad de pH corresponde a un cambio de 10 veces en la concentración de H.  Las soluciones básicas tienen valores de pH mayores que 7.0 y las soluciones ácidas tienen valores de pH menores que 7.0. La figura 2.15 ilustra los valores de pH de diversas soluciones. Se toman mediciones exactas de valores de pH en forma rutinaria usando un medidor de pH,  La sangre de pacientes que padecen ciertas enfermedades, como diabetes, puede tener menor pH, condición que se llama acidosis. El estado en el que el pH de la sangre es mayor que 7.4 se llama alcalosis La escala de pH  Existen varios procesos bioquímicos como el transporte de oxígeno en la sangre, la catálisis de reacciones con enzimas y la generación de energía metabólica durante la respiración o la fotosíntesis que están muy influidos por la concentración de protones.  Se dice que el agua pura es “neutra” con respecto a la carga iónica total ya que la concentración de los iones hidrógeno con carga positiva y la de los iones hidróxido con carga negativa es igual. Las soluciones neutras tienen un valor de pH igual a 7.0 porque el valor negativo del log(10*7) es 7.0.  Las soluciones ácidas tienen un exceso de H debido a la presencia de soluto disuelto que suministra iones H.  Los ácidos son sustancias que liberan iones hidrogeno (H+, o protones) cuando están en solución; las bases, siguiendo este concepto, son las sustancias que pueden captar H+.  Las soluciones básicas tienen valores de pH mayores que 7.0 y las soluciones ácidas tienen valores de pH menores que 7.0. La figura 2.15 ilustra los valores de pH de diversas soluciones. Se toman mediciones exactas de valores de pH en forma rutinaria usando un medidor de pH,  La sangre de pacientes que padecen ciertas enfermedades, como diabetes, puede tener menor pH, condición que se llama acidosis. El estado en el que el pH de la sangre es mayor que 7.4 se llama alcalosis  Los ácidos y bases que se disocian por completo en agua, como el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio, se llaman ácidos fuertes y bases fuertes. Hay muchos otros ácidos y bases, como por ejemplo los aminoácidos que forman las proteínas y las purinas y pirimidinas del ADN y ARN, que no se disocian por completo en el agua. A dichas sustancias se les conoce como ácidos débiles y bases débiles.  que un ácido se definió como una molécula que puede donar un protón, y una base como un aceptador de protones. Los ácidos y las bases siempre existen en pares porque por cada donador de protón debe haber un aceptador de protón. Ambos lados de la reacción de disociación deben contener un ácido y una base. Así, la reacción del equilibrio de la disociación completa del HCl es: el ácido clorhídrico, HCl, en solución da H + , más su base conjugada Cl - ; el H2CO3 produce H + y la base conjugada, el ion bicarbonato HCO3 -. Cuando es mayor la facilidad para ceder H + , el ácido es fuerte, como el HCl y el ácido sulfúrico, H2SO4 ; en cambio, el ácido es débil si la molécula tiene gran afinidad por el H + y, por lo tanto, lo libera en muy escasa proporción, como en el caso del ácido acético. Donde A - representa la base conjugada de este ácido. Si se aplica la definición de la constante de equilibrio, expresando, como es costumbre, las concentraciones de los componentes con paréntesis rectangulares, se obtiene la constante de disociación o de ionización del ácido, K:  Por medios experimentales se demuestra que la cantidad de H + en agua pura a 25 °C es de 10 -7 M. Como la ionización del agua implica la formación de la partícula negativa correspondiente, OH - , se acepta que su concentración es de 10 -7 M. Para fines prácticos, la concentración de agua no ionizada [H2O] es una constante (55.5 M), y por lo tanto, puede incorporarse a la constante de ionización K, para obtener Kagua , mejor conocida como producto iónico del agua:  Para el agua pura a 25 °C, Kagua es de 10 -7 × 10 -7 , o sea 10 -14 ; éste es un valor constante, independiente de las proporciones relativas de H + u OH -.  Esta relación se sostiene aun cuando se añadan al agua sales, ácidos o álcalis. Si se agrega ácido aumenta el H + , pero disminuye el OH - , de manera que [H + ] × [OH - ] permanece en 10 -14. Cuando H + = OH - se acepta que la solución es neutra; si H + es mayor que OH - la solución es ácida; si OH - es mayor que H + la solución es alcalina.  Sörensen ideó un recurso que permite manejar estas cifras con sencillez, el cual consiste en emplear el negativo del logaritmo decimal de la concentración de H + , y denominó pH a este término. Por lo tanto, el pH no es, en sí mismo, una propiedad de las soluciones ni una actividad especial de ellas ni el potencial de hidrógeno; el pH es sólo una manera sencilla de representar la concentración de H + de una solución, que suele tener cifras de difícil manejo. Soluciones amortiguadoras  Las soluciones que conservan su pH con tenacidad, aunque se les añadan grandes cantidades de ácidos o álcalis, se conocen como soluciones amortiguadoras, tampón o “buffer”; casi siempre están formadas por una mezcla de un ácido débil y la sale de su base conjugada.  la capacidad amortiguadora de una solución depende de dos factores: 1) de la concentración del sistema amortiguador y 2) de qué tan cerca está el pH de la solución del pK del ácido. Mientras mayor sea la concentración del amortiguador y la cercanía del pH de la solución del pK del ácido, la capacidad amortiguadora del sistema amortiguador va a ser más grande. En los organismos los sistemas amortiguadores presentes en las células y en los líquidos extracelulares garantizan la constancia de la concentración de H +. Los de mayor utilidad son los sistemas del CO2 (el anhídrido del ácido carbónico) y su base conjugada, el bicarbonato, y el del ácido fosfórico (HPO4 2- /H2PO4 - ), debido a que la mayoría de las funciones celulares se realizan a pH cercanos a la neutralidad, a los cuales estos sistemas amortiguadores tienen mayor margen de acción. Equilibrio hidroelectrolítico.  La presión osmótica corresponde a la presión hidrostática que se aplica a la solución concentrada para impedir el flujo de agua desde la solución diluida, cuando ambas están separadas por una membrana semipermeable, que permite el flujo de agua, pero no el de los solutos disueltos.  Una situación fisiológica dada se define en términos de la concentración de las soluciones a ambos lados de una membrana: si la osmolaridad es igual de un lado y otro de la membrana se habla de soluciones isoosmóticas; si la solución tiene mayor concentración que la del otro lado es hiperosmótica; y cuando la solución tiene menor concentración se denomina hipoosmótica.  si se toma en cuenta el efecto sobre el volumen celular, cuando una solución no cambia el volumen de las células, por ejemplo los eritrocitos, se dice que es isotónica; si produce un aumento del volumen celular o inclusive la rotura de la célula, la solución es hipotónica, mientras que si induce una contracción del volumen de la célula por la salida de agua, se tiene una solución hipertónica.  Un buen ejemplo es el de los glóbulos rojos (eritrocitos o hematíes) suspendidos en soluciones de distinta concentración: cuando se colocan en agua o en soluciones salinas con menos de 320 miliosmoles por litro, los glóbulos rojos se hinchan y se rompen debido al flujo de agua hacia su interior para igualar la concentración de solutos dentro y fuera del glóbulo; como consecuencia de este flujo de agua, la membrana del eritrocito no resiste la presión y se produce la hemólisis, el fenómeno de rotura de los glóbulos rojos.  Cuando estas células se colocan en soluciones con más de 320 miliosmoles por litro, los glóbulos pierden agua y se encogen, arrugándose.  Al poner 96 los hematíes en una solución con 320 miliosmoles por litro, entra y sale la misma cantidad de agua y los glóbulos están en una solución isotónica. Distribución del agua en el organismo  La cantidad de agua en el organismo humano –unos 40 L para un hombre adulto normal de 70 kg de peso– tiende a mantenerse constante, siempre que se especifique el contenido de agua en relación con la masa tisular magra, o sea el tejido sin grasa, cuya composición es constante: 70% de agua, 20% de proteínas y poco menos de 10% de lípidos. Compartimientos líquidos del organismo  La masa total de agua en el organismo oscila entre 55% del peso corporal para los obesos y 70% para los individuos delgados. Las dos terceras partes del agua están en células (30 a 40% del peso corporal), y la otra tercera parte fuera de ellas (16 a 20% del peso corporal total), dividido a su vez en el líquido intersticial (15% del peso corporal) y el plasma, este último dentro de la red vascular, con 5% del peso corporal. Balance del agua e ingestión de agua  el acopio de agua es de 2 a 2.5 L diarios y proviene de tres fuentes principales: el agua visible (agua de bebida o alimentos líquidos),  unos 1 200 mL en condiciones normales; el agua oculta, que forma parte de los propios alimentos (verduras, frutas), con cerca de un litro por día;  y el agua de oxidación, la cual, con una dieta mixta normal, es de unos 300 mL y es producida en la mitocondria, a nivel de la cadena respiratoria. Excreción de agua  Las principales vías son la urinaria, fecal y cutánea, a través de la sudoración y la pérdida insensible representada por el agua que se elimina por los pulmones en la respiración y por la piel, la cual es de 1 000 a 1 200 mL por día.  De estas vías, la renal actúa como complementaria de las otras pérdidas, pues la pérdida insensible (poco más de un litro diario) y la de las materias fecales (100 mL diarios) son constantes; el riñón excreta, en general, de 1 200 a 1 500 mL diarios, por encima de lo eliminado por la piel, los pulmones y el tubo digestivo.  Eliminación renal. El riñón filtra a diario alrededor de 200 L de plasma con 142 mEq de sodio/L. La orina excretada no pasa de un litro al día con alrededor de 100 mEq de sodio, debido a un eficiente mecanismo de reabsorción, tanto de agua como de sodio. En general, se necesitan por lo menos 500 mL de agua diarios para eliminar los sólidos, 40 a 50 g, derivados del metabolismo.  Sudoración. Es un mecanismo muy activo para la regulación de la temperatura corporal; cuando la temperatura ambiente se eleva, el organismo tiende a eliminar calor, es decir, a bajar su temperatura por medio de la sudoración, extrayendo así calor de las masas tisulares; en situaciones de calor extremo, suelen perderse 10 L o más de agua en un día. El sudor es una solución hipotónica que contiene, en mEq/L, las siguientes sustancias: Na +: 48; K: 5.9; Cl: 40; NH4: 3.5, y urea: 9. Requerimientos de agua  En condiciones normales, a las temperaturas de los climas templados y sin necesidades metabólicas especiales, la necesidad de agua oscila entre 2 000 y 2 500 mL por día. En ayunas, el requerimiento mínimo es de unos 1 500 mL; esto equivale a la pérdida insensible más la excreción urinaria mínima. Composición de los compartimientos líquidos  Los líquidos del organismo comprenden el líquido intracelular, el extracelular y, por extensión, los líquidos de las cavidades como la pleural, peritoneal y pericárdica, entre otros. Se acostumbra representar la composición de los compartimientos líquidos en la forma ideada por Gamble, por medio de dos columnas donde se identifican los electrólitos y sus concentraciones en miliequivalentes por litro, en relación con las cantidades totales presentes. En el lado izquierdo se colocan los cationes – Na + , K + , Ca 2+ , Mg 2+ , y en el derecho los aniones. Composición del compartimiento extracelular El líquido extracelular es el más estudiado por la facilidad de obtener sus muestras a partir del suero de la sangre o de los trasudados de las cavidades serosas (cuadro 3-3); en general, es mucho más difícil analizar la composición celular. Los líquidos extracelulares característicos, el plasma sanguíneo por un lado y el líquido intersticial por el otro. En términos generales, son soluciones formadas por Na + y Cl - , con cantidades adicionales de bicarbonato, HCO3 - , para equilibrar el Na + , más cantidades pequeñas de otros iones como Ca 2+ , K + , PO4 3- , SO4 2- , entre otros. Composición de los compartimientos intracelulares  4se encuentran los datos representativos del líquido intracelular que suelen obtenerse de los músculos o glóbulos rojos. Los iones intracelulares más abundantes son los cationes K + y Mg 2+ y los fosfatos como aniones; la concentración de éstos depende de la actividad de las membranas y del aporte de energía.  En el líquido intracelular, la concentración de calcio es muy pequeña, pero posee importante significado funcional; las cantidades de sodio son menores en relación con el líquido extracelular. El Cl - , el anión más importante del líquido extracelular, está ausente en el interior de las células. El anión común a ambos compartimientos, aunque es más abundante en el líquido extracelular, es el HCO3. Intercambio entre los compartimientos vascular e intersticial A través de la membrana capilar ocurre el libre paso del agua y de las sustancias de pequeño peso molecular; las moléculas grandes, como las proteínas, pasan al líquido intersticial en mucho menor cantidad; la cantidad de agua aumenta en el líquido intersticial en determinadas condiciones patológicas, como el edema y los derrames pleurales o peritoneales, entre otras; en condiciones fisiológicas, en la linfa, presente en los espacios intersticiales, se encuentran concentraciones hasta de 1 a 3% de proteínas. Intercambio entre los compartimientos intersticial e intracelular . El paso de iones como Na + , K + , y Mg 2+ de un lado a otro de la membrana no representa un fenómeno de difusión, sino un mecanismo activo acoplado a reacciones que liberan energía.  cuando sale K + de la célula al líquido intersticial, entra Na + a la célula.  En el túbulo renal este fenómeno es muy notorio; cuando se absorbe Na + de la orina hacia la célula, ésta al mismo tiempo elimina H + o K +. Efecto de las soluciones isotónicas, hipotónicas e hipertónicas  El riñón es el órgano encargado de mantener la osmolaridad de los líquidos del organismo al elaborar orina muy diluida y así perder agua, y también, dentro de ciertos límites, al producirla más concentrada para conservar agua. El riñón responde a los cambios de composición del líquido extracelular por las vías indirectas de la actividad de hormonas como la aldosterona y la hormona antidiurética, entre otras.  la presencia de una cantidad excesiva de sales en el compartimiento plasmático, o sea el aumento en la osmolaridad del líquido extracelular, por ejemplo, por la pérdida de agua o por la administración excesiva de soluciones hipertónicas, determina la eliminación de orina concentrada, en un esfuerzo por reducir la osmolaridad de los líquidos corporales. Retención de agua  el caso de la retención de agua paralela a la retención de sales, debida de manera habitual a insuficiencia cardiaca congestiva, enfermedades renales, toxemias del embarazo, cirrosis hepática, entre otras.  La retención se manifiesta por edema, más notable en los tejidos blandos. Cuando disminuye la cantidad de proteínas plasmáticas, como sucede en la desnutrición, cirrosis y ciertas enfermedades renales, la presión oncótica del plasma disminuye respecto a la presión hidrostática en el interior del capilar; por lo tanto, pasa líquido del capilar hacia el espacio intersticial y se genera el edema. Iones extracelulares: sodio y cloruro  1. Ayudan a conservar el volumen de los compartimientos, al contribuir con cerca de 80% de la concentración osmolar de los líquidos extracelulares.  2. Forman parte de la composición del jugo gástrico, pancreático e intestinal, entre otros, vertidos en grandes cantidades en la luz del tubo digestivo.  3. Ayudan a la regulación del equilibrio ácido-base del organismo (capítulo 4).  4. La excitabilidad y la irritabilidad de la terminación neuromuscular se relacionan con la concentración iónica: Na + y K + tienden a aumentarla, y Ca 2+ , Mg 2+ e H + tienden a disminuirla conforme a la relación.  5. Existe una cantidad importante de sodio en los huesos que forma parte de las sales adsorbidas en los cristales óseos y constituye un reservorio de sodio fácil de movilizar. Balance de sodio y cloruro  La ingestión habitual de cloruro de sodio es muy variable y oscila entre 5 y 15 g diarios; en condiciones normales los requerimientos son de 5 g de sal por día. En condiciones de ingestión nula de sal, las pérdidas mínimas obligatorias de sodio son de 50 a 300 mg diarios (cerca de 100 a 750 mg de NaCl), que corresponden a lo excretado por la orina, por las materias fecales y, en pequeña proporción, por el sudor.  El sodio excretado por vía renal es el resultado de una absorción tubular incompleta del sodio filtrado por el glomérulo; dicha absorción está regida de manera primordial por la aldosterona producida en las glándulas suprarrenales, la cual estimula la reabsorción de sodio.  o las sales de sodio definen la osmolalidad efectiva de los líquidos, cualquier variación en los valores séricos de sodio produce cambios en el movimiento de agua de las células a los tejidos extracelulares o viceversa.  Las causas más comunes de hiponatremia son las debidas a deshidratación o edema, cuando se ha perdido más sal que agua o se ha retenido más agua que sal. En estas condiciones, la pérdida de sodio produce una baja de sodio en los líquidos extracelulares, la cual, a su vez, causa la baja de secreción de la hormona antidiurética, por lo que se sigue eliminando agua hasta restablecer la concentración adecuada de sodio en los líquidos. Iones intracelulares.  El catión intracelular más abundante es el potasio, con cerca de 150 mEq/L de agua celular, seguido por el magnesio, con 20 mEq/L. El potasio es un ion con gran influencia sobre la irritabilidad y excitabilidad celulares y la permeabilidad de las membranas.  El potasio es un ion intracelular; para formar un kilogramo de masa tisular se requieren unos 100 mEq de potasio. La salida de potasio de las células y su reemplazo por sodio causan graves trastornos.  Balance de potasio La ingestión de potasio es de unos 4 g (100 mEq) diarios, los cuales se absorben en su totalidad en el tubo digestivo. Un 10% del potasio se elimina por las materias fecales y el resto por la orina. El potasio filtrado por el glomérulo se absorbe casi por completo en los túbulos renales; el potasio también se excreta en los túbulos donde se intercambia con sodio, el cual entra de nuevo al organismo, a cambio del potasio, que se elimina. La concentración plasmática de potasio se sostiene de manera eficiente por medio de la excreción urinaria de cualquier cantidad en exceso de la normal (5 mEq/L).  Las cifras menores de 3.4 mEq/L se acompañan de alteraciones clínicas ostensibles. Un cuadro común de hipopotasemia se observa en el diabético tratado con insulina, pues al sintetizarse glucógeno se fija potasio, a costa del presente en el plasma, en la proporción aproximada de 0.5 milimoles (18 mg) de potasio por gramo de glucógeno formado.  Magnesio y fosfatos El magnesio tiene varias funciones. Por ejemplo, ayuda al sostenimiento de la osmolaridad intracelular, a la que contribuye con 10 milimoles (20 mEq) por litro, y su concentración plasmática es de 2 a 3 mEq/L. Interviene en los procesos de excitabilidad, y su carencia provoca convulsiones, y su exceso, narcosis.  Se elimina en las materias fecales en proporción de 15% de su ingestión, y el resto se excreta por la orina. Los fosfatos, además de formar parte de los fosfolípidos, de las proteínas y de las sales del hueso, intervienen en la síntesis de ATP y la formación de intermediarios en el metabolismo.  Los fosfatos inorgánicos ayudan a la regulación ácido-base pues son amortiguadores eficientes. REGULACION DEL EQUILIBRIO ACIDO- BASE  El sistema de regulación ácido-base protege al organismo contra las modificaciones del pH, debidas en especial a la continua formación de diversos ácidos producidos en el metabolismo; de hecho, el pH del líquido extracelular es muy constante, entre 7.35 y 7.45. En los mamíferos, la vida es incompatible con valores de pH en la sangre menores de 7 o mayores de 8. Mecanismos de regulación del equilibrio ácido-base  Regulación del pH por los sistemas amortiguadores: intercambio iónico: El sistema amortiguador más eficaz en los mamíferos es el formado por HCO3 /CO2. Muchas de las sustancias degradadas en el organismo generan una gran cantidad de CO2 como producto final, que se combina con H2O y forma ácido carbónico, H2CO3. El ácido carbónico tiene la enorme ventaja de eliminarse en forma de CO2 a través de la respiración, por lo cual se le llama ácido volátil.  el H + del ácido no volátil es neutralizado de inmediato por el ion bicarbonato, HCO3 - , para convertirse en ácido carbónico y después en CO2 y H2O. De esta manera se evita la acidez, pero baja la cantidad de HCO3 - disponible, y por tanto la capacidad amortiguadora del líquido extracelular. Mecanismo respiratorio de regulación del pH En el mecanismo de regulación respiratoria del pH participan los cambios de los volúmenes respiratorios y la frecuencia del número de respiraciones, pues afectan el transporte de oxígeno en la sangre, el efecto amortiguador de la hemoglobina y la eliminación del ácido carbónico (en forma de CO2 ) a través de los pulmones.  La regulación respiratoria del pH está ligada de manera estrecha al funcionamiento del sistema amortiguador HCO3 - /CO2 en el plasma y los eritrocitos.  Debido al valor de las constantes de equilibrio que describen las reacciones entre el CO2 , el H2CO3 y el HCO3 - , la concentración de HCO3 - es mucho más grande que la de H2CO3 , la cual varía, de acuerdo con la primera reacción, con la concentración de CO2 en el plasma, que a su vez está relacionada con la producción de CO2 en el metabolismo y la eliminación de este gas por los pulmones.  La cantidad de CO2 liberado del plasma al exterior en los pulmones aumenta con la velocidad y la profundidad de las respiraciones.  A su vez, el pH y la concentración de CO2 en la sangre influyen en los movimientos respiratorios a través del sistema nervioso central, en donde estimulan la amplitud y la frecuencia de los movimientos respiratorios y así se elimina más CO2 y se recibe más O2 a través de los pulmones; con ello disminuye de manera progresiva la concentración de CO2 en la sangre, aumenta el pH y desaparece el estímulo de los movimientos respiratorios. Mecanismos renales de regulación del pH.  Los riñones son reguladores eficaces del equilibrio ácido-base por su capacidad de eliminar los ácidos fijos, o sea los iones H + , pues cuando éstos se producen, al principio se combinan con HCO3 - , impidiendo así cambios importantes en el pH, pero esto disminuye la reserva alcalina del plasma.  El filtrado glomerular, en condiciones normales, tiene pH de 7.4; el pH de la orina varía de 4 a 8, según las necesidades del organismo. El ajuste del pH urinario depende de la disponibilidad de ácidos fijos, H + , necesarios para acidificar la orina, o la de HCO3 - , necesario para alcalinizarla  Producción de orina ácida La excreción de orina ácida resulta de la adición de H + por los túbulos renales. Por ejemplo, en estado normal en el plasma y en el filtrado glomerular a pH de 7.4, la relación entre el fosfato divalente, HPO4 2- , y el fosfato monovalente, H2PO4 - , es de 4 a 1. En caso de acidez la relación cambia: a pH de 5.4 es de 4 a 108, y a pH de 4.8, la relación es de 4 a 400. Para sostener la neutralidad eléctrica, por cada H + que sale entra un Na + ; cuando se excreta un H2PO4 - sólo se pierde un Na + y no dos, como cuando se excreta HPO4 2- (figura 4-2). De este modo, se elimina H + sin pérdidas excesivas de sodio extracelular y con recuperación del HCO3 - del plasma.  a pH bajo existe en forma de ácido completo, no disociado; a pH alto se disocia en acetoacetato y H + , y para eliminar un acetoacetato se debe perder un Na +.  Al pH fisiológico más ácido de la orina, la mitad del ácido acetoacético está en forma de acetoacetato y la otra mitad como ácido no disociado, o sea, se pierde sólo un Na + por cada dos moléculas de acetoacetato eliminadas. Cuando el pH del plasma tiende a la alcalinidad, la excreción tubular de H + disminuye a nivel renal y se excreta el fosfato en forma de HPO4 2- , con lo cual es necesario perder dos Na + Excreción de amoniaco  El riñón también excreta H + en forma de ion amonio, NH4 + , uniéndolo al NH3 cedido por la glutamina y, en menor proporción, por otros aminoácidos.  El H + proviene del H2CO3 (H + + HCO3 - ), aunque al principio se originó en un ácido fijo neutralizado en el plasma por HCO3 -.  El NH3 excretado como ion amonio NH4 + conserva la neutralidad eléctrica al eliminarse con el anión Cl - ; en estas condiciones, la acidez de la orina disminuye y el NH4 + se intercambia por Na + , que se absorbe por el túbulo renal y pasa a la circulación para equilibrarse con el HCO3 - , proveniente del H2CO3 ; de esta manera, se reconstituye el valor original de Na + de la “base fija” alcalina del organismo Alteraciones del equilibrio ácido-base  En clínica, las alteraciones del equilibrio ácido-base están ligadas de manera estrecha a la relación [HCO3 - ]/[CO2 ] en la sangre, índice fiel del estado del pH; conforme a la ecuación de Henderson-Hasselbalch:  Las alteraciones aludidas se dividen en dos grandes grupos: las acidosis y las alcalosis, subdivididas a su vez en las respiratorias y las metabólicas, es decir, acidosis respiratoria y metabólica y alcalosis respiratoria y metabólica.  Los trastornos de tipo respiratorio modifican al inicio el pH por cambios en la velocidad y profundidad de las respiraciones, que alteran el contenido de CO2 ; en las formas metabólicas, el pH sanguíneo se modifica por la presencia de ácidos “fijos” (o no volátiles) o de bases “fijas”. ACIDOSIS RESPIRATORIA.  La hipoventilación crónica de cualquier naturaleza (como en enfisema, fibrosis pulmonar y enfermedades cardiopulmonares) o la hipoventilación aguda (por intoxicación con medicamentos o agentes tóxicos que afectan el sistema nervioso, trastornos neuromusculares, entre otros) causan una eliminación defectuosa de CO2 condicionante del cuadro de acidosis respiratoria.  El mecanismo renal de regulación interviene en el aumento en la excreción de K + , NH4 + y Cl - ; se elimina por la orina el exceso de H + y se retiene HCO3 - , a expensas del Cl - eliminado, con lo que al final se logra un aumento en la concentración de HCO3 - (o sea del numerador de la ecuación de Henderson Hasselbalch), para restablecer la relación normal 20 a 1  el aumento de pCO2 y el descenso del pH estimulan la ventilación pulmonar al tratar de impedir la acumulación de CO2.  Una vez establecida la compensación, aumenta en grado notable el HCO3 - , manifestado por el incremento del CO2 total en la sangre; no son raras las cifras de 40 a 50 mEq/L. El aumento de CO2 total podría prestarse a confusiones con un cuadro de alcalosis metabólica, de no ser por las cifras del pH, que caen dentro de la acidosis. Al no haber modificaciones en Na + , K + y Cl - , se descarta un cuadro metabólico. ALCALOSIS RESPIRATORIA  La alcalosis respiratoria suele deberse a hiperventilación, fenómeno causal del aumento de la salida de CO2 por vía pulmonar. Al bajar la pCO2 , se reduce el denominador de la ecuación de Henderson-Hasselbalch y aumenta la relación [HCO3 - ]/[CO2 ]; se incrementa así el pH.  Al principio, en estos cuadros no entran en juego mecanismos de ajuste renales; si el problema perdura, la compensación renal causa el aumento de la excreción de K + y Na + y el decremento de la secreción de H + , los cuales se unen al HCO3 - , con lo que baja la concentración de HCO3 - en los líquidos del organismo; la relación alterada de la ecuación de Henderson vuelve a sus proporciones habituales de 20 a 1.  En la alcalosis respiratoria, una manera sencilla de modificar el trastorno – sobre todo si se debe a hiperventilación por ansiedad– es respirar dentro de una bolsa, ya que al hacer nuevas inspiraciones de CO2 se impide su salida del organismo. ACIDOSIS METABÓLICA  En la acidosis metabólica hay acumulación de algún ácido “fijo” no volátil, como el ácido láctico; el exceso de H + se combina con HCO3 - para formar H2CO3. El efecto neto es el de reducir el HCO3 - y cambiar la ecuación de Henderson hacia la baja del pH; son comunes las cifras de 10 y hasta 5 mEq/L de HCO3 - con pH de 7.2 y 7.1. Los fenómenos de compensación comprenden el aumento de la ventilación pulmonar para acelerar la excreción de CO2 , con lo cual se recupera la relación 20 a 1 y el pH casi no disminuye.  El mecanismo renal tiende a la conservación máxima del HCO3 - , 137 absorbiéndolo del filtrado, y al aumento de la excreción urinaria de H + , con los aniones “fijos” correspondientes (H2PO4 - , NH4 + y otros ácidos como el láctico, acetoacético). En el esquema iónico del plasma se observa una disminución del HCO3 - como consecuencia del incremento de los aniones de los ácidos “fijos”, como los cuerpos cetónicos (acetoacetato y βhidroxibutirato) en el caso de la diabetes  El trastorno puede corregirse administrando bicarbonato de sodio, NaHCO3 , que aumenta el HCO3 - en los líquidos y permite que el cociente en la ecuación de Henderson-Hasselbalch regrese a lo normal. ALCALOSIS METABÓLICA  En caso de alcalosis metabólica se observa un aumento en la concentración de HCO3 - , debido a la administración de bicarbonato de sodio o de sales sódicas de ácidos orgánicos, o a la pérdida de ácido clorhídrico –con pérdida de Cl - -, como sucede en el vómito o cuando se hacen lavados gástricos, o bien a excreción excesiva de ácido por la orina o a pérdida de H + del líquido extracelular, que pasa hacia las células en casos de déficit de K +.  El aumento de pH sanguíneo observado en la alcalosis metabólica, sea por ingestión de bicarbonato de sodio o por pérdida de líquidos – digestivos o sudor–, deprime la respiración y disminuye la ventilación. Debido a la compensación respiratoria aumenta la pCO2 en la sangre y, por lo tanto, la concentración de CO2 ; con ello, tiende a disminuir el pH sanguíneo.  La compensación renal es más eficaz e incluye la eliminación del exceso del HCO3 - presente en el plasma. A medida que sale el HCO3 - , es reemplazado por el Cl -. La salida del HCO3 - por la orina debe acompañarse de la eliminación de una cantidad equivalente de un catión; el catión más abundante en el plasma, acompañante habitual del HCO3 - , es el Na +. PREGUNTAS??