Este documento describe las propiedades fundamentales del agua y su importancia para los organismos vivos. Explica que el agua es el componente más abundante en las células y que sus propiedades únicas, como su capacidad para disolver moléculas y formar enlaces de hidrógeno, la convierten en un solvente esencial. También detalla conceptos como la presión osmótica, el pH y la escala logarítmica utilizada para medir la acidez. Finalmente, resume los mecanismos por los cuales el cuerpo mantiene

1. PROPIEDADES DEL
AGUA,PH Y EQUILIBRIO
HIDROELECTROLITICO.

2. 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.

3.  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.

4.  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.

5.  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.

6.  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.

7. 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.

8. Propiedades fisicoquímicas del
agua líquida

9. 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.

10. 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.

11. El agua como solvente

12.  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.

14. 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.

15. 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.

17.  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.

18. 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.

19.  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.

20. 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-:

21. La escala de pH

22.  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.

23.  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,

24.  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

25. La escala de pH

26.  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.

27.  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,

28.  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

29.  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.

30. 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.

31. 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:

33.  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:

34.  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.

35.  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.

36. Soluciones amortiguadoras

37.  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.

39.  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.

40. Equilibrio hidroelectrolítico.

41.  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.

42.  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.

43. 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.

44. 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.

45. 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.

46. 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.

47.  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.

48.  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.

49. 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.

50. 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.

51. 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.

53. 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.

54. 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.

55. 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 + .

56. 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.

57. 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.

58. 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.

59. 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.

60.  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.

61. 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.

62.  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).

63.  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.

64.  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.

65. REGULACION DEL
EQUILIBRIO ACIDO- BASE

66.  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.

67. 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.

68.  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.

69. 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.

70.  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.

71.  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.

74. 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

75.  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.

77.  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 +

78. 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

79. 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:

80.  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”.

82. 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

83.  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.

85. 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.

87. 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 β-hidroxibutirato) en el caso de la
diabetes

89.  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.

91. 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.

92.  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 +.

95. PREGUNTAS??