En la actualidad, aceptamos que la vida se originó en los océanos primitivos hace unos 3500 millones de años. En esta “sopa primordial” existía una abundante cantidad de moléculas complejas, precursoras de las biomoléculas de la actualidad. Sin embargo, para que estas moléculas pudieran interactuar entre sí era necesaria su proximidad física y la presencia de catalizadores, en vista de lo cual, empezaron a desarrollarse moléculas anfipáticas, teniendo como prototipo a la bicapa lipídica, la cual permitió limitar el medio exterior del “medio interno”, garantizando la interacción de las moléculas complejas, y, gracias a la presencia de ácidos nucleicos (DNA), la reproducción y persistencia de dicho precursor celular. Dicha membrana garantizaba las interacciones bioquímicas entre los elementos almacenados en el interior celular, pero también permitía una comunicación selectiva con el medio extracelular, captando materiales necesarios para la obtención de energía para los procesos intracelulares. Podemos evidenciar que todas las reacciones bioquímicas que permitieron la evolución de la vida fueron moldeadas y se adaptaron al medio acuoso en el cual se originó ésta, estableciendo una estrecha relación, entre el concepto y la presencia de agua con la aparición y evolución de la vida. Sin embargo, las cosas cambiaron hace unos 300 – 400 millones de años cuando se inició la colonización de la tierra firme por plantas, insectos y anfibios. Nos salimos del medio acuoso al cual estábamos acostumbrados, para pasar a un medio aéreo terrestre, esto nos obligó al diseño de un medio interno con características similares al medio marino en el cual nacimos. Este medio nos ofrece a todas las células del organismo una estabilidad en el que se toman las sustancias que se necesitan y se eliminan productos de desecho. De tal manera, que para sobrevivir en la superficie terrestre los seres vivos se vieron en la necesidad de proveerse de una envoltura similar a aquella en la que había surgido la vida. Por tal razón, el agua es la sustancia más abundante en todos los organismos vivos, distribuida a lo largo de diferentes compartimientos líquidos, constituyendo hasta un 70% del peso corporal total (PCT) de la mayoría de ellos. Entender el papel crítico del agua dentro de los procesos vitales, requiere una revisión de su estructura molecular y de las propiedades fisicoquímicas que derivan de esa estructura. Estructura molecular del agua. El agua es una molécula constituida por 2 átomos de hidrogeno y 1 átomo de oxígeno, unidos entre sí mediante enlaces covalentes polares. Tiene una geometría espacial tetraédrica asimétrica, que implica la presencia del oxígeno en el vértice de la pirámide, con 2 vértices ocupados por los átomos de hidrogeno, y los 2 restantes con pares de electrones desapareados. No es una molécula lineal, ya que presenta un ángulo de separación entre los átomos de hidrogeno de 104.5 ̊. Es una molécula polar, que adquiere cargas eléctricas parciales, en base a la diferente electronegatividad (tendencia a atraer electrones) que presentan sus componentes. Debido a que el oxígeno es mucho más electronegativo que el hidrogeno, se produce una distribución asimétrica de los electrones compartidos. El núcleo de oxígeno ejerce una mayor atracción sobre los electrones compartidos que el hidrogeno, dejando a estos con una carga parcial positiva, y adquiriendo este una carga parcial negativa. Esto implica la presencia de un dipolo eléctrico, responsable de las interacciones electrostática de las moléculas de agua entre sí, y con otras moléculas (ver Figura 1).

A. B.

Figura 1. A. Conformación tridimensional de la molécula de agua, haciendo énfasis en el ángulo de apertura de 104.5̊ en la molécula. B. Dipolo eléctrico del agua. Se evidencia la carga parcial negativa sobre el átomo de oxígeno, y las cargas parciales positivas sobre los átomos de hidrogeno.

Las interacciones de las moléculas de agua entre sí se realizan mediante atracciones electrostáticas débiles, denominadas puentes de hidrogeno, definidos como la atracción eléctrica entre un átomo electronegativo (en este caso el oxígeno) y un átomo de hidrogeno (con carga parcial positiva) de moléculas de agua adyacentes. De acuerdo a su configuración estructural, cada molécula puede establecer enlaces con otras 4 moléculas a su alrededor (ver figura 2). A pesar que cada puente de hidrogeno constituye per se una interacción intermolecular muy débil, cuando se forman muchos de estos (estado líquido o sólido del agua), permiten conformar agregados macromoleculares muy estables. El mayor número de enlaces se establece cuando el agua se encuentra en estado sólido, en forma de hielo, dando lugar a una estructura regular cristalina basada en la disposición tetraédrica que adoptan las moléculas de agua unidas entre sí por puentes de hidrogeno. De hecho, la alta cantidad de energía necesaria para romper estos enlaces electrostáticos se refleja en el elevado calor específico, calor de vaporización y punto de ebullición de la molécula de agua. En el estado gaseoso, al contrario, se presenta la menor cantidad de enlaces intermoleculares, presentándose la máxima dispersión, movimiento y vibración de las moléculas. El agua en estado sólido se caracteriza por presentar un alto grado de ordenamiento molecular, enlaces rígidos, otorgándole una baja capacidad de deformación, y una disminución de su capacidad solvente. A diferencia del agua en estado líquido, la cual presenta menor grado de ordenamiento, alto grado de fluidez y de acción solvente, movimientos aleatorios y alto grado de deformabilidad. La densidad del agua es una propiedad fuertemente afectada por la acción de los enlaces de hidrogeno presentes en el líquido. Esta adquiere un máximo de 1gr/cm3 a 4ºC, sin embargo, sigue siendo mucho menor a la de otras sustancias (p.ej, mercurio). Es de destacar que cuando el agua líquida se transforma en hielo a 0ºC, su densidad disminuye alrededor de un 10%, asociado a un incremento del número de moléculas de agua ligadas por puentes de hidrogeno (de 3,6 a 4), y a un incremento de la distancia entre moléculas de oxígeno adyacentes. Si continúa descendiendo la temeperatura, la densidad continúa disminuyendo gradualmente hasta alcanzarse un mínimo a una temperatura de -210 ºC.

Características Fisicoquímicas del agua. La estructura molecular característica del agua permite explicar sus propiedades fisicoquímicas, las cuales determinan sus funciones vitales en el organismo. A efectos prácticos analizaremos las principales propiedades del agua, de acuerdo a la función con que se relacionan. Función termorreguladora a) Calor Especifico: Representa la cantidad de energía calórica (calorías) necesaria para aumentar

la temperatura de 1 gr de agua en 1° C (grado centígrado). El agua tiene un calor específico de 1 cal/gr °C, es decir necesitas 1 caloría para subir 1 grado centígrado de temperatura a 1 gr. de agua; valor de magnitud alta al compararse con otras sustancias (9 veces mayor al del hierro, 18 veces mayor al de la plata, y 33 veces mayor al del plomo). Al administrar calor a una molécula se incrementa su energía cinética, su motilidad y vibración, rompiendo progresivamente los enlaces intermoleculares que la rodea, pasando a través de los estados sólido, líquido y gaseoso. El calor específico elevado del agua es producto de las múltiples interacciones intermoleculares que puede formar. Lo cual es excelente, ya que ésta puede retirar calor de los tejidos eficazmente aumentando poco a poco su temperatura hasta llegar a evaporarse; el ejemplo clásico es la sudoración: el agua presente en el sudor extrae el calor originado de las reacciones exotérmicas corporales, aumentando paulatinamente su temperatura hasta evaporarse, siendo esta la propiedad fundamental que le confiere al agua su carácter termorregulador.

b) Punto de ebullición y calor de vaporización:

A menudo consideramos que el término calor y temperatura son similares, sin embargo, a pesar de que están relacionados, son conceptos diferentes. El calor es la energía cinética total derivada del movimiento de las partículas, lo cual depende de su velocidad, número, tamaño y tipo. Por el contrario, la temperatura es la medida de dicha energía, y no depende de ninguno de los parámetros anteriores. Sabemos que el agua, como toda la materia, puede encontrarse en 3 grandes estados: Sólido, líquido y gaseoso, de acuerdo al grado de interacciones y orden intermolecular que presente. A medida que administramos calor, la energía cinética, el movimiento y la vibración de las moléculas aumenta, superando progresivamente la fuerza de cohesión (interacciones intermoleculares) permitiendo el cambio de estado sólido – liquido (fusión), liquido-gaseoso

Figura 2. Se evidencia la disposición de los puentes de hidrogeno intermoleculares en el agua. Cada molécula puede interactuar con hasta 4 otras. Siguiendo usualmente una conformación

tetraédrica.

(vaporización), es lógico acotar que mientras administramos calor, la temperatura del líquido va incrementándose progresivamente. La relación entre el calor suministrado, la temperatura alcanzada y la progresión a través de los estados de la materia puede describirse en la siguiente gráfica (ver figura 3):

Figura 3. Estados físicos del agua. Relación entre calor y temperatura.

El eje X representa la energía calórica que se va administrando progresivamente, relacionándose de manera proporcional al incremento de la temperatura (eje Y). Al considerar el hielo, a medida que vamos administrando calor la temperatura va incrementándose, hasta llegar a una primera meseta, a la cual comienza un proceso de transformación del estado sólido a líquido, aumentando la energía cinética total de la materia y venciendo hasta un 10 – 15% del total de enlaces intermoleculares, la temperatura a la cual se alcanza este equilibrio se denomina punto de fusión (0ºC a 1atm de presión), sin embargo, podemos evidenciar que a pesar de haber alcanzado esta temperatura, necesitamos mantener un aporte continuo de calor para garantizar la conversión de estado de la totalidad de moléculas involucradas, dicha medida se denomina calor de fusión (80 cal/gr). Una vez que tenemos el agua en estado líquido, de acuerdo al calor específico de la misma, si administramos 100 cal de energía, el movimiento y vibración de las moléculas aumenta y va rompiendo mayor cantidad de enlaces intermoleculares hasta registrar una temperatura de 100 ºC, a la cual comienza un equilibrio entre el estado líquido y gaseoso, denominada punto de ebullición. De igual manera, entramos en una segunda meseta, en donde necesitamos mantener un aporte continuo de calor, para permitir la vaporización por ebullición de la totalidad de las moléculas de agua, dicho aporte recibe el nombre de calor de vaporización (540 cal/gr). Como definimos anteriormente, la conversión del estado líquido a gaseoso en la molécula de agua, recibe el nombre de vaporización. Existen 2 tipos de vaporización: - Evaporación: Es un proceso superficial, en donde algunas moléculas de la superficie del

líquido, adquieren una energía cinética elevada, y experimentan una conversión progresiva al estado gaseoso, manteniéndose una presión atmosférica superior a la presión dentro del líquido (presión de vapor). Es un proceso que no depende de la temperatura. Todo líquido evapora, independientemente de la temperatura. El incremento de la temperatura lo que nos indica es que tenemos una mayor proporción de moléculas con una alta energía cinética, por lo que podemos experimentar una conversión de estado en todas las moléculas del recipiente, denominándose así ebullición.

- Ebullición: Es una forma “violenta” de vaporización que se produce cuando, al elevar la temperatura, hasta alcanzar el punto de ebullición, la presión de las moléculas (presión de vapor) supera la presión atmosférica, empezando a aparecer burbujas de gas dentro del recipiente, y la conversión de la totalidad de las moléculas al estado gaseoso. Considerando que el punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión dentro del líquido iguala y supera la presión atmosférica para iniciar el proceso de transformación de estado, su valor puede variar de acuerdo a la altitud sobre el nivel del mar. En tal sentido, a mayor altitud, como tenemos una menor presión atmosférica, el punto de ebullición es menor.

El proceso de vaporización implica el incremento de la energía cinética de las moléculas a un nivel tal, que se rompen los enlaces intermoleculares y aumenta la dispersión de las mismas. En vista, de esto podemos aseverar que una sustancia será más volátil en la medida que tenga menor cantidad de enlaces intermoleculares (por ejemplo, el etanol). El agua, al poseer gran cantidad de estos enlaces, en forma de puentes de hidrogeno, es una sustancia con menor volatilidad, y presenta un alto calor especifico, punto de ebullición y calor de vaporización.

c) Conductividad calórica: Es la capacidad que tiene un compuesto de transmitir el calor a través de él, es elevada en los metales, siendo seguida de cerca por el agua, y posteriormente por los compuestos orgánicos. En el agua es de 0,58 W�m-1�K-1 a 20ºC. Se incrementa progresivamente con la temperatura, alcanzando un máximo a 130º C.

La gran capacidad de captación, conducción y disipación de calor que presenta el agua, de acuerdo a las propiedades antes descritas, le confiere su propiedad termorreguladora, que nos permite mantener nuestra temperatura corporal dentro de un rango normal entre 36.8 y 37.5ºC, manifestada en su máxima expresión mediante el proceso de sudoración, en donde la película de agua del sudor va extrayendo calor del organismo, hasta alcanzar su calor de vaporización e iniciar un proceso de evaporación, transfiriendo el exceso de calor al medio ambiente. Capacidad de lubricación de las articulaciones. Tendencia al colapso alveolar . d) Tensión Superficial: Esta puede definirse como la fuerza que ejerce un líquido sobre una

determinada superficie debido a la existencia de una atracción no compensada hacia el interior del mismo sobre las moléculas individuales de la superficie, comportándose ésta como una película elástica muy delgada. Es una propiedad relacionada con la cohesión (atracción intermolecular), que presentan las moléculas de la superficie de un medio líquido, en contraste con las del interior del medio. Una molécula en el interior de una masa de agua (o cualquier liquido) está rodeada completamente por otras moléculas, siendo atraída en todas las direcciones con aproximadamente igual intensidad, y por simetría, la fuerza resultante es nula. Por el contrario, una molécula ubicada en la superficie, al encontrarse rodeada por arriba por otro tipo de moléculas, por ejemplo, un gas (aire ambiental), presenta una interacción casi despreciable con las mismas, siendo atraída exclusivamente por las moléculas ubicadas en la zona inferior, es decir, aparece un vector neto de fuerza dirigido hacia el interior del líquido. (Ver figura 4). Estas moléculas de la superficie pasan a presentan un mayor estado energético, y tratar de unirse entre sí, para disminuir el área total de la superficie y llegar a un estado energético más estable. La superficie del agua siempre tiende a ocupar un área mínima, lo cual es apreciable al observar una gota, su geometría esférica consigue el máximo volumen con la mínima área. La tensión superficial del agua es máxima a 0ºC, tomando un valor de 75.7 dinas cm-1.

Estas fuerzas de cohesión intermoleculares que determinan la tensión superficial, también son

responsables de que el agua se comporte como un fluido incompresible, facilitando la lubricación en las articulaciones. Sin embargo, al mismo tiempo, la tensión superficial que aparece en la

interfaz aire-agua presente en la pequeña capa de líquido que recubre a los alveolos pulmonares, es un factor que se opone a la distensión (compliance) alveolar, y tiende al colapso de los mismos durante la espiración. Con la finalidad de disminuir las fuerzas de cohesión intermoleculares, y por ende la tensión superficial, los neumocitos tipo II producen una sustancia anfipatica, constituida en un 70% por fosfolípidos, denominada surfactante, la cual disminuye la tensión superficial y evita el colapso alveolar.

Así como el término cohesión depende de las fuerzas intermoleculares del agua, el termino adhesión es utilizado para describir la interacción de las moléculas de agua con otras moléculas adyacentes. Esta diferencia adquiere importancia en la explicación del fenómeno de la capilaridad, entendida como la capacidad que tiene el agua de fluir por espacios estrechos de manera pasiva, y en contraposición a las fuerzas gravitatorias. Por ejemplo, si utilizamos un tubo de vidrio muy estrecho (tubo capilar), la adhesión de las moléculas de agua a la superficie del vidrio, supera a las fuerzas de cohesión, y permite su desplazamiento a través del mismo, hasta que el peso ejercido por la gravedad contrarresta y evita el progreso de su ascenso. (Ver figura 5). Esta propiedad explica el ascenso del agua a través de las plantas, la captación de agua por parte de materiales porosos (toallas, papel), o incluso, el drenaje de las lágrimas del ojo por los conductos lacrimales.

Capacidad Disolvente de moléculas polares

e) Constante dieléctrica: Es una medida de la tendencia del disolvente a oponerse a las fuerzas de atracción entre iones de carga opuesta. Es un hecho cotidiano el comprobar que el agua

Figura 5. Se evidencia el ascenso de las moléculas de agua a través de un conducto muy fino. Este fenómeno se produce ya que la atracción adhesiva de las moléculas con el vidrio, supera a la atracción intermolecular (cohesión) del agua. Mientras más fino sea el conducto, mas alto llegara la columna de agua. Este fenómeno continúa hasta que el peso del líquido iguala la

adhesión.

Figura 4. Se evidencia la diferente interacción de las moléculas de agua entre la superficie y la parte interna del agua. En la superficie la atracción intermolecular es mayor que el interior. Las moléculas en el seno del líquido se encuentran rodeadas completamente, por lo que las fuerzas de interacción se compensan. Dicha atracción superficial es tan grande que genera una película elástica que permite que un pequeño insecto se pose sobre el agua.

es un disolvente muy potente frente a muchas sustancias. Todos los compuestos iónicos, polares, se disuelven en mayor o menor medida, mientras que las sustancias apolares (lípidos) son prácticamente insolubles. La constante dieléctrica es una propiedad relacionada con el estado dipolar del agua, como vimos anteriormente, la molécula de agua presenta cargas parciales positivas en los átomos de hidrogeno, y carga parcial negativa en el átomo de oxígeno, por lo que al estar en contacto con alguna sustancia iónica o polar, la molécula se reorienta para exponer sus átomos de carga opuesta al ión en cuestión, agrupando múltiples átomos alrededor del mismo, rodeándolo hasta vencer las fuerzas de atracción electrostáticas intramoleculares y disolver la molécula Por ejemplo, en presencia de alguna sal, como el NaCl, los átomos de hidrogeno tienden a atraer al Cl-, y el oxígeno al Na+, rodeándolos, rompiendo los enlaces débiles intermoleculares (electrostáticos) entre las moléculas de agua y formando esferas de solvatación, las cuales disociaran el NaCl e impedirán la atracción electrostática entre estos iones positivos y negativos. (Ver figura 6). La constante dieléctrica del agua es elevada, lo que le permite disolver cualquier cuerpo de enlace fundamentalmente iónico, o en el que internamente se produzcan separaciones de carga. A medida que el carácter del enlace del compuesto es más covalente la dificulta de disolución por parte del agua es mayor. El valor de la constante dieléctrica a 20 ºC (298º K) es de aproximadamente 80 F/m, es decir que las moléculas de agua se intercalan entre los iones disminuyendo sus fuerzas atractivas hasta 80 veces.

Recientemente, se ha propuesto que el estado dipolar del agua también contribuye a la lubricación de las articulaciones, mediante la interacción con zonas hidrofilicas de proteínas presentes en el líquido sinovial, como la lubricina.

Capacidad Amortiguadora

f) Poder de Ionización: La disolución de electrolitos en el agua puede constituir un proceso irreversible (electrolito fuerte) o reversible (electrolito débil), sentando las bases para las soluciones amortiguadoras o tampones.

La misma agua se comporta como un electrolito débil, en donde un porcentaje muy pequeño de las moléculas pueden interactuar entre sí y sufrir ionización. En este caso, de algunas moléculas de H2O salta un átomo de hidrogeno hacia una molécula vecina provocando la autoionización de la molécula según el proceso:

H2O + H2O = H3O+ + OH-

Figura 6. Se evidencia el proceso de hidratación y disolución del NaCl. Se forman 2 esferas de solvatación, donde las moléculas de agua orientan sus polos de carga opuesta a los iones de Na+ y Cl-, atrayéndolos y rompiendo su enlace iónico

intermolecular.

Con lo que se formaran dos iones, uno cargado positivamente, H3O+, denominado hidronio, y otro cargado negativamente, denominado hidroxilo (OH-). (Ver figura 7). En realidad, puede suponerse que estos iones no se encuentran en el seno del agua como especies aisladas sino que están hidratadas, rodeadas por otras moléculas de agua no disociadas. La ecuación de autoionización del agua puede escribirse de manera abreviada como: H2O H+ + OH- En donde, por ser una reacción de carácter reversible, al aplicar la ley de acción de masas, podemos deducir la constante de equilibrio del proceso (Keq), como: Keq = (H+) (OH-) (H2O) La concentración molar de agua pura es bastante alta comparada con otros solutos, alcanzando un valor de 55.5 M (esta se obtiene mediante la división del número de gramos en 1 litro de agua, 1000 gr, entre el peso molecular del agua, 18 g/mol). Por lo que sustituyendo dicho valor en la ecuación encontramos,

Keq x 55.5M = (H+) (OH-) Al producto del primer miembro de la ecuación anterior (Keq x 55.5M), se le denomina producto

iónico del agua (Kw), siendo su valor igual al producto de las concentraciones de H+ y OH-, siendo de 1 x 10 -14, a 25ºC.

Esto implica que el producto de las concentraciones de H+ y OH- en cualquier solución acuosa, a

25ºC, siempre es de 1 x 10-14. Al considerar la disociación de agua pura, las concentraciones de H+ y OH- son iguales, por lo que:

(H+) = (OH-) = 1 x 10 -7 M En tal sentido, cuando una solución contiene una concentración de 1 x 10-7 M se denomina

neutra. Cuando disolvemos una sustancia iónica o polar en el agua, esta puede cambiar las concentraciones relativas de H+ y OH-. Cuando la solución posee un exceso de H+, se denomina ácida, mientras que si tiene mayor cantidad de OH- es básica.

Los protones (H+) disueltos en solución determinan la acidez del medio, lo cual influye en la

interacción con otros productos biológicos, como las proteínas, enzimas, regulando su conformación tridimensional y por lo tanto su actividad.

La escala de pH, descrita por Sorensen, expresa de manera simplificada la concentración de

protones libres en una solución. Definiéndose el pH como el logaritmo negativo de la concentración de protones,

pH = - log (H+) De acuerdo al producto iónico del agua, la escala tiene un rango de 0 a 14. Tomando como 7 un

punto neutral (con concentraciones de H+ de 1 x 10 -7), el medio será ácido cuando las concentraciones de H+ sean mayores, implicando un pH menor a 7, y por el contrario será básico, cuando las concentraciones de H+ sean menores, con un pH mayor a 7.

La regulación del pH es fundamental en los organismos vivos, debemos garantizar que la concentración de protones libres en el plasma se mantenga dentro de su rango fisiológico (40 nmol/L), manteniendo un pH plasmático entre 7,35 – 7.45. Para lograrlo, poseemos diferentes sistemas buffer o amortiguadores, tanto en el líquido extracelular como intracelular, que responden ante variaciones en la concentración de protones libre, con la finalidad de captar o liberar estos iones, y mantener el pH dentro del rango normal.

Para finalizar, debemos hacer énfasis en que estas propiedades pueden ser modificadas por las condiciones ambientales, como la presión y la temperatura, así como algunas propiedades pueden ser modificadas por el número de solutos disueltos en la solución (las llamadas propiedades coligativas, como el aumento del punto de ebullición, disminución del punto de congelación o la presión osmótica). A modo de resumen, para relacionar las principales funciones vitales del agua y sus propiedades fisicoquímicas involucradas, se puede ver la Tabla 1. Función Vital Propiedad Fisicoquímica Termorregulación - Calor Específico (1 cal gr ºC)

- Calor de Vaporización (540 cal/gr)

- Punto de Ebullición (100ºC a 1atm)

- Conductividad Calórica (0.58 W�m-1�K-1 a

20ºC)

Lubricación articular, colapso alveolar

- Tensión superficial (75.7 dinas cm-1 a 0ºC) “depende de la cohesión intermolecular” Si la adhesión > cohesión Capilaridad

Figura 7. Se evidencia el proceso de disociación reversible de la molécula de agua en hidrogeniones y radicales hidroxilo. Este fenómeno, al ser reversible, se mantiene en equilibrio, de acuerdo a las necesidades del medio, e implica la capacidad buffer o amortiguadora del agua (capacidad de mantener el pH del medio ante modificaciones de la cantidad de ácidos)

Capacidad disolvente de moléculas polares - Constante dieléctrica (80 F/m a 20ºC, 298ºK)

Capacidad amortiguadora - Bajo poder de ionización (Kw = 1 x 10 -14 a 25ºC)

Tabla 1. Relación entre las funciones vitales del agua y sus propiedades fisicoquímicas. Compartimientos líquidos del organismo La cantidad de agua en el cuerpo humano, llamada Agua Corporal Total (ACT), tiene un valor promedio que ronda alrededor del 60% del peso corporal total (PCT), sin embargo, depende de una diversidad de factores, como la edad, el sexo, la masa muscular y el tejido adiposo. Debemos acotar que la masa muscular está conformada por un 70 a 75% de agua, mientras que el tejido adiposo la repele completamente. Como las mujeres tienen una proporción de tejido adiposo mayor que los hombres, estas poseen menor agua corporal total. Igualmente, con el envejecimiento se reduce el ACT, debido sobre todo a la perdida de la masa muscular, por el contrario, los neonatos poseen la mayor proporción (de los 3,6 Kg que pesa en promedio un recién nacido, cerca de 2.7 Kg son agua). Por ejemplo, el agua ocupa 74% del organismo en una niña recién nacida, pero esta proporción desciende hasta 47% en una mujer de 51 años, mientras que un varón de la misma edad tiene 56% de agua. Siguiendo esta línea, las personas con obesidad poseen una menor cantidad de ACT que individuos con contextura atlética y mayor cantidad de masa magra muscular. En la Figura 8 podemos evidenciar la distribución del porcentaje de ACT según la edad y el sexo, y en la Tabla 2, observamos el efecto de la contextura corporal de la persona. Figura 8. Distribución del porcentaje de agua corporal total según edad y sexo. Observamos como a medida que aumenta la edad, el porcentaje de agua disminuye, asi como para cualquier grupo etario, el porcentaje de agua es menor en el sexo femenino que en el masculino.

Contextura Grupo Etario Recién Nacido Hombre Adulto Mujer Adulta

Delgado 85 % 65 % 55 % Promedio 75 % 60 % 50 % Obeso 65 % 55 % 45 % Tabla 2. Contenido porcentual de agua en el organismo, clasificada según contextura corporal de la persona, grupo etario y sexo.

El ACT se divide en dos compartimientos. Todos los líquidos fuera de las células se denominan Líquido Extracelular (LEC), mientras que el agua en el interior de las células se denomina Líquido Intracelular (LIC). El LIC es el mayor compartimiento líquido del organismo, representado 2/3 partes del ACT, y por ende, un 40% del PCT. El LEC se subdivide, a su vez, en tres compartimientos, el líquido intersticial, el cual circula por las espacios intercelulares y la matriz extracelular, vinculando el LIC con el compartimiento intravascular, y representa ¾ partes del LEC, o un 15% del PCT; el líquido plasmático, o intravascular, el cual se corresponde con el plasma o porción líquida de la sangre, y representa ¼ parte del LEC, o el restante 5% del PCT, es necesario hacer la distinción entre liquido plasmático, y sangre total, ya que el plasma constituye solamente la parte liquida de la sangre representando un 55-65% del volumen sanguíneo total (plasmacrito), restando el porcentaje correspondiente a los elementos formes sanguíneos, un 35-45% (hematocrito); por último, encontramos el líquido transcelular, usualmente de volumen despreciable, el cual se corresponde con líquidos dotados de función en el organismo, como el líquido sinovial, peritoneal, pericárdico, cerebroespinal, intraocular. En el Esquema 1 y la Figura 9 podemos resumir esta distribución del ACT en los compartimientos corporales. Esquema 1. Distribución de los líquidos corporales en los compartimientos líquidos del organismo

AGUA CORPORAL TOTAL (60% DEL PCT)

LIC (40% DEL PCT) LEC (20% DEL PCT)

Liq. Intersticial (15% DEL PCT) Liq. Plasmático (5% DEL PCT) Liq. Transcelular

Figura 9. Distribución de los líquidos corporales en los compartimientos líquidos del organismo.

En algunas situaciones clínicas se puede presentar un acumulo patológico de líquido en espacios virtuales extracelulares, denominados “tercer espacio”, por ejemplo en la cavidad pleural o peritoneal ante un traumatismo penetrante. Esto puede llevar a importante depleción de volumen intravascular, si consideramos la capacidad de almacenamiento del espacio, por ejemplo, el peritoneo puede almacenar hasta 5 L. Debemos aprender a analizar problemas relacionados con el volumen de estos compartimientos. Ejemplo: Cuanto representa el Volumen de Liquido Intersticial de una persona adulta mayor de sexo masculino de 70 Kg. de peso? R: Lo único que nos importa es que la persona pesa 70 Kg (este sería el PCT), y que nos piden el líquido intersticial, por lo que si vemos el esquema esto representa el 15% del PCT, es decir, el 15% de 70Kg, lo cual es 10.5 LT. En ocasiones, con fines clínicos y experimentales, es preciso conocer los volúmenes de los diferentes compartimientos líquidos del organismo. Dado que es imposible medir estos compartimientos directamente, solo pueden conseguirse resultados aproximados que, sin embargo, pueden resultar de gran utilidad. Para esto recurrimos a la técnica de dilución, en donde colocamos una pequeña cantidad de una sustancia marcadora, esperamos que se distribuya por el compartimiento deseado y procedemos a tomar una muestra de líquido, en cuyo caso, siguiendo el principio de conservación de la masa (V1 x C1 = V2 x C2), el volumen del compartimiento (V2) es igual a V1 x C1/C2. Es importante considerar que las sustancias medidoras deben cumplir con una serie de propiedades, por ejemplo, no deben ser tóxicas para el organismo, deben distribuirse uniformemente y de manera exclusiva en el compartimiento deseado, no ser metabolizada). En la tabla 3, encontramos un resumen de las principales sustancias medidoras a utilizar para cada compartimiento líquido.

Compartimiento líquido Sustancia indicadora Agua Corporal Total (ACT) - Agua tritiada

- Agua deuteriada (D2O) - Antipirina

Liquido Extracelular (LEC) - Inulina - Tiocianato - Tiosulfato

Líquido Plasmático - Albumina radiactiva (131-I-albumina) - Azul de Evans

Líquido Intersticial No puede calcularse directamente, ya que no hay una sustancia que se distribuya exclusivamente en este compartimiento. Se calcula a partir del LEC y el Líquido Plasmático.

Liquido Intracelular (LIC) Al igual que el líquido intersticial, no hay ninguna sustancia que se distribuya solo en este compartimiento. Se obtiene a partir de la resta entre el ACT y el LEC. LIC = ACT - LEC

Tabla 3. Medidores químicos de los compartimientos líquidos del organismo.

Por último, debemos acotar que la distribución porcentual de agua en los diferentes tejidos del organismo es muy diferente, llegando a un máximo en el riñón y en el tejido muscular, hasta un mínimo en el tejido óseo y en el esmalte dental. Composición de los líquidos corporales Existe una notable diferencia en la concentración de iones entre los compartimientos intracelular y extracelular, la principal diferencia radica en que la concentración de K+ en el LIC es muy superior que en el extracelular, mientras que las concentraciones de Na+ y Cl- son mayores en el LEC. La composición de los dos compartimientos extracelulares más importantes, plasma y líquido intersticial, es muy parecida. La mayor diferencia entre ambos compartimientos radica en la distinta concentración de proteínas, las cuales son mucho más abundantes en el compartimiento plasmático debido a que el endotelio es prácticamente impermeable a los solutos de gran tamaño como las proteínas, mientras que permiten el paso del agua y los pequeños solutos. En tal sentido, consideramos que las concentraciones de electrólitos en el plasma representan de manera fiel las concentraciones de estos en el líquido extracelular. La composición del líquido intracelular varía en función de los diferentes tejidos, aunque mantiene en todos ellos sus principales características. En general, el LIC tiene como principal catión al K+, mientras que sus concentraciones de Na+, Cl- y HCO3- son bajas, teniendo como principales aniones a los fosfatos orgánicos, como el ATP, y las proteínas (en mayor concentración que en el líquido plasmático). Esta importante diferencia de concentración iónica entre el LIC y el LEC es debida fundamentalmente a la presencia de la bomba Na+/K+ ATPasa, que transporta activamente 2 iones de K+ al interior celular, y 3 Na+ al exterior celular. De igual forma, tanto en el líquido intracelular como plasmático, la presencia de un ión no difusible, como las proteínas, influye en la distribución de iones a través de la membrana celular, de acuerdo al enunciado del equilibrio de Gibbs-Donnan, el cual describiremos posteriormente.

La figura 10 y la tabla 4 nos resumen la diferente composición de los líquidos corporales:

Dibujo obtenido con autorización, de www.temasdefisiologia.com.ar

Figura 10. Composición iónica de los compartimientos celulares.

Tabla 4. Concentración de electrolitos en el líquido extracelular e intracelular.

Para contrastar las diferencias de concentración de los 3 principales electrolitos orgánicos presentamos la tabla 5: Electrolito Liquido Intracelular Líquido Extracelular Sodio (mM/L) 5 - 15 135 - 145 Potasio (mM/L) 130 - 160 3.5 – 4.5 Cloro (mM/L) 0 – 5 100 - 106 Tabla 5. Resumen de las concentraciones iónicas en los compartimientos celulares del sodio, potasio y cloro.

Transporte de sustancias a través de la membrana Todas las células se encuentran en un equilibrio dinámico con el medio que las rodea, de tal manera, que siempre existe un movimiento de solutos entre el compartimiento intracelular y extracelular, garantizando la estabilidad del medio interno, manteniendo así un estado estacionario. Como vimos, entre ambos compartimientos existe una diferente composición iónica, la cual influye en el movimiento de las sustancias entre ellos. Analizaremos los mecanismos de transporte que utilizan las moléculas para atravesar la bicapa lipídica. Para que exista un movimiento de solutos entre 2 compartimientos, deben garantizarse 2 elementos: un gradiente o consumo energético que impulse al soluto, y una permeabilidad de la membrana al mismo. En relación con el gradiente energético (fuerza impulsora), se establece bien sea por un gradiente de concentración químico o eléctrico (diferencia de cargas eléctricas, en el caso de iones) entre los 2 compartimientos, o bien es otorgado por el gasto energético de ATP, para impulsar a dicho soluto en contra de su diferencia de concentración. En relación con el gradiente electroquímico, podemos catalogar a los mecanismos de transporte en 2 grandes grupos. El Transporte pasivo, en el cual las moléculas son transportadas siguiendo la dirección establecida por su gradiente electroquímico, y el denominado Transporte activo, en el cual las moléculas son transportadas en contra de su gradiente electroquímico. Dentro del transporte pasivo podemos considerar:

a) Difusión: Es el paso de solutos, a través de una membrana semipermeable, siguiendo su gradiente de concentración electroquímico. Es un proceso que depende del movimiento térmico, al azar, de las moléculas.

El flujo neto de difusión de una molécula, según la primera Ley de Fick, depende de diferentes variables como lo son: la magnitud del gradiente de concentración, el coeficiente de difusión, el espesor de la membrana y el área de superficie de la membrana, analizaremos cada una:

- El gradiente electroquímico: Es la fuerza que actúa sobre una molécula para facilitar su paso por la membrana. Tiene 2 componentes: El gradiente de concentración químico, y el gradiente eléctrico (en el caso de iones). En relación al primero, mientras mayor sea la diferencia de concentración de la sustancia entre los 2 compartimientos, mayor será la fuerza impulsora para permitir el movimiento de la sustancia hacia el compartimiento de menor concentración. Esto se cumplirá para una molécula no cargada (no electrolítica o no iónica). En el caso de una molécula con carga eléctrica, debemos añadir el gradiente eléctrico (derivado de la diferencia de carga eléctrica entre los 2 compartimientos, por ejemplo, una molécula con carga positiva, tendera a difundir con mayor fuerza hacia un compartimiento negativo), inclusive este gradiente eléctrico puede, en algunas circunstancias, contrarrestar el gradiente químico (de concentración), de la misma sustancia y neutralizar el proceso de difusión (ver Potencial de Membrana, más adelante)

- El coeficiente de difusión: Es una característica que depende del tamaño de la molécula, la viscosidad y la temperatura del medio. En general, mientras menor sea el tamaño de la molécula y viscosidad del medio, así como mayor sea la temperatura, mayor será la capacidad propia de la molécula de difundir. Igualmente, al considerar el carácter lipídico de la membrana plasmática, la liposolubilidad de la molécula también influye en la capacidad que tenga la misma de poder difundir a través de la membrana. Esto es conocido como coeficiente

de partición, mientras mayor sea el mismo, implica que mayor liposolubilidad tiene la molécula, mayor coeficiente de difusión tendrá y más fácilmente difundirá.

- El espesor de la membrana: mientras más gruesa sea la membrana, mas distancia debe recorrer el soluto para atravesar de un compartimiento a otro, por lo que la tasa de difusión será menor

- El área de superficie: Mientras mayor sea el área de superficie a través de la cual puede presentarse la difusión de la molécula, mayor será la tasa de difusión.

Todas estas variables son recogidas en la denominada primera Ley de Difusión de Fick, la cual establece que: J= -DA ∆c/∆x Donde: J= tasa de difusión D= coeficiente de difusión del ion A= Área de superficie de intercambio ∆c= Gradiente de concentración químico del ion ∆x = Espesor de la membrana Es decir, la difusión de un ion es directamente proporcional al coeficiente de difusión del mismo, al área de superficie de intercambio de la membrana, al gradiente de concentración que lo mueve, e inversamente proporcional al espesor de la membrana. Si integramos el papel del gradiente y la permeabilidad como factores determinantes del proceso de difusión, podemos simplificar la ecuación anterior e integrarla de la siguiente manera: J = -P (Ci – Co) Dónde: J= flujo o velocidad de difusión a través de la membrana P= Coeficiente de permeabilidad Ci= concentración de la molécula en el medio intracelular Co= concentración de la molécula fuera de la célula En este caso, P incorpora los valores de D, ∆x y A, enunciados en la primera ecuación, mientras que (Ci – Co) se relaciona con la diferencia de concentración y por lo tanto el gradiente químico que impulsa a la molécula. Modificaciones de esta ecuación son utilizadas para explicar el proceso de difusión y filtración a nivel capilar y renal. Recordemos, sin embargo, que el paso de sustancias a través de la membrana, depende, no solo, del gradiente electroquímico, sino de la permeabilidad de la membrana a dicha sustancia. Hay sustancias que logran atravesar libremente la membrana plasmática (teniendo un peso molecular bajo, siendo lipofilica, no polar, y no teniendo carga eléctrica), siguiendo obviamente su gradiente de concentración, siendo este el ejemplo característico de los gases plasmáticos (O2 y CO2), al igual que hay otras que no pueden atravesarla libremente (por ser de alto peso molecular, ser polar, o tener carga eléctrica), estas últimas requieren de canales proteicos en la membrana celular que permitan el paso a través de la misma (ejemplo, los canales iónicos en el caso de los iones, y las acuaporinas en el caso del agua), hablando en este caso de difusión pasiva o simple. Por el contrario, hay moléculas mas grandes aun, como la glucosa y algunos monosacáridos, que tampoco pueden atravesar libremente la membrana y requieren una proteína transportadora que permita su paso a través de la membrana, captando inicialmente la molécula en el exterior celular y

sufriendo posteriormente un cambio conformacional hasta liberarla en el interior celular, siendo esto conocido como difusión facilitada. (Ver figura 11) Encontramos una diferencia importante a nivel de la cinética de dichos procesos de transporte, ya que la difusión simple presenta una cinética de tipo lineal, en donde a mayor cantidad de moléculas, mayor velocidad de transporte, sin presentar saturación; mientras que la difusión facilitada, al depender de una proteína transportadora, que presenta cambios conformacionales necesarios para el transporte del soluto, presenta una cinética con saturación, en donde llega un punto que independientemente de la cantidad de moléculas presentes, no se puede transportar a mayor velocidad. (Ver figura 12)

Figura 11. Mecanismos de transporte a través de la membrana. Se evidencian los procesos de transporte pasivo (difusión) y transporte activo. La difusión puede implicar el paso de solutos directamente a través de la membrana (gases plasmáticos), o bien el paso de moléculas con carga eléctrica (iones), o moléculas pequeñas polares (agua), a través de canales proteicos, denominándose difusión simple. Otro tipo de moléculas de un mayor tamaño (glucosa, aminoácidos), requieren de proteínas transportadoras, las cuales captan la molécula en el exterior celular y sufren un cambio conformacional que las transporta al medio intracelular, denominándose Difusión Facilitada. Los sistemas de transporte activo también usan proteínas transportadoras (bombas), sin embargo, desplazan los solutos en contra de su gradiente de concentración, por lo que requieren un gasto energético extra, usualmente en forma de ATP (transporte activo primario).

b) Osmosis: Es el movimiento de agua a través de una membrana semipermeable, impulsada por una diferente concentración de solutos entre ambos compartimientos, en donde el agua pasara del compartimiento con menor cantidad de solutos, al que tenga mayor concentración de solutos disueltos en la solución, o bien, analizándolo desde el punto de vista del agua, es lo mismo decir, la difusión del agua de un compartimiento con mayor concentración a uno con menor concentración. El movimiento del agua es pasivo y la energía que alimenta este desplazamiento es la diferencia de presión osmótica (gradiente osmótico) a través de la membrana plasmática. La presión osmótica es la fuerza impulsora de la difusión de agua, y está determinada exclusivamente por el número de moléculas presentes en la solución (osmoles), no depende de factores como el tamaño de las mismas, la masa o su naturaleza química. Se calcula según la Ley de Van’t Hoff: Π = nCRT En donde, Π es presión osmótica. N, la cantidad de partículas disociables por molécula; C, la concentración total de solutos; R, la constante de los gases; y, T, la temperatura en grados Kelvin. La presión osmótica suele correlacionarse según los términos, osmolaridad y osmolalidad, ambos son medidas de concentración de solutos, que toman en cuenta el número de partículas disueltas en una solución y no la masa del soluto. El número de partículas disueltas en la solución se denominan osmoles, y dependen de la capacidad de disociación de la molécula. Por ejemplo, el NaCl al disociarse en agua, da origen a un átomo de Na+ y un átomo de Cl-, por lo que cada una solución de 1osm/L de NaCl genera una concentración Osmolar de 2osm/L; 1 mol de CaCl2, al disociarse origina 1 mol de Ca++ y 2 moles de Cl-, sumando 3 osmoles eficaces; por el contrario, 1 mol de glucosa, al no poder disociarse, genera solamente 1 osmol. Por lo general, el Osmol es una unidad muy grande para expresar la actividad osmótica de los líquidos corporales, siendo utilizado con mayor frecuencia, el miliosmol (mOsm), el cual equivale a 1/1000 osmoles. La Osmolaridad es la unidad de concentración química que relaciona el número de partículas (osmoles) disueltas en 1 litro de solución, mientras que la Osmolalidad es el número de partículas disueltas en 1 Kg. De solvente: Para las soluciones diluidas, como los líquidos

Figura 12. Cinéticas de Transporte. Se compara la cinética lineal de la difusión simple, con la cinética de saturación de la difusión facilitada, esta última en base a la máxima velocidad de cambio conformacional que puede experimentar la proteína transportadora.

corporales, la diferencia entre ambos parámetros es insignificante y se utilizaran como sinónimos. Como mencionamos anteriormente, el agua se desplaza siguiendo su gradiente osmótico, desde un medio con menor Osmolaridad hasta otro con mayor Osmolaridad, esta diferencia Osmolar es la fuerza impulsora que determina el desplazamiento libre de agua a través de la membrana plasmática.

Al analizar desde un punto de vista físico el termino presión osmótica, esta se define como presión necesaria para detener el proceso de osmosis; Ejemplo: si estamos en presencia de dos compartimientos con una diferencia de solutos importante, entonces se va a establecer un gradiente osmótico (derivado de la diferente Osmolaridad en los compartimientos), necesitando mayor presión para impedir este proceso (imagínense poner un gran pistón contrarrestando la difusión de líquido, mientras más quiera el líquido moverse, más fuerza tienes que hacer con el pistón para impedirlo), por lo que la presión osmótica es un parámetro que ilustra el gradiente osmótico entre 2 compartimientos, a mayor presión osmótica, mayor cantidad de solutos disueltos en un compartimiento y por lo tanto mayor gradiente osmótico y tendencia a la osmosis. (Ver figura 13).

Figura 13. Presión osmótica. Si tenemos un compartimiento B con mayor número de partículas disueltas en la solución (mayor Osmolaridad), se establece un gradiente Osmolar que impulsa el desplazamiento libre de agua desde el compartimiento A hacia el B. La presión osmótica se puede considerar como la presión necesaria para evitar dicho desplazamiento. Supongamos que colocamos un embolo en el compartimiento B, la presión osmótica será la fuerza necesaria a aplicar en dicho embolo para evitar el paso de agua. En vista de esto podemos concluir que mientras mayor sea el gradiente Osmolar, y por ende, la tendencia a ocurrir osmosis, mayor será la presión osmótica de dicho compartimiento.

Tanto en el compartimiento intracelular como en el extracelular existen sustancias osmóticamente activas, las cuales se resumen en la tabla 6. Como podemos ver casi el 80% de la Osmolaridad plasmática depende del Na+ y del Cl-, siendo el Na+ el más importante Osmol plasmático. Para el medio intracelular, alrededor de la mitad de la Osmolaridad intracelular la originan los iones K+, y el resto otras sustancias intracelulares. También podemos apreciar que, a pesar de las diferencias en la composición de estos líquidos, su Osmolaridad es esencialmente idéntica: alrededor de 300 mOsm/L, debido a la libre permeabilidad que presenta el agua entre los compartimientos, que induce un estado de equilibrio osmótico entre ellos. Como podemos ver los principales líquidos del organismo son isoosmóticos, sin embargo, existen excepciones como el intersticio de la médula renal que puede llegar a tener 1300 mOsm/L, y la orina, cuya Osmolaridad es variable, dependiendo del estado hídrico de la persona, entre 50 – 1300 mOsm/L. Tabla 6. Solutos osmóticamente activos en los compartimientos líquidos del organismo.

Como describimos, la concentración plasmática de Na+ (VN= 135-145 mmol/L) es el principal determinante de la Osmolaridad de este compartimiento. Por lo que las variaciones de la concentración de sodio determinan si el medio se hace hiperosmolar o hipoosmolar. Sin embargo, tenemos otros osmoles importantes como la glucosa y la urea, los cuales se toman en consideración al calcular la Osmolaridad plasmática utilizando la siguiente formula: Osm = 2 (Na+) + 0.055 (glucosa) + 0.36 (BUN, urea)

u Osm= 2 (Na) + (Glucosa / 18) + (urea/2.8)

(tomando como valores normales, Glucosa (60-100 mg/dl), Urea = 7-20 mg/dl)

Es importante considerar también el concepto de tonicidad de una solución, el cual es la capacidad que tiene una determinada solución de cambiar el volumen de una célula, teniendo esto intima relación con la osmolaridad de la solución y el interior celular. Por ejemplo, se dice que una solución es isotónica cuando no altera el volumen celular (esto se presenta cuando los 2 compartimientos presentan la misma osmolaridad), es hipertónica, cuando lleva a una disminución del volumen celular (presentándose cuando el exterior celular es hiperosmolar con respecto al medio intracelular, lo que genera un gradiente osmótico que tiende a movilizar el agua hacia el exterior celular), y es hipotónica, cuando lleva a un aumento del volumen intracelular (en un medio hipoosmolar, en donde el gradiente osmótico lleva al agua hacia el interior celular, para tratar de aumentar la osmolaridad extracelular y alcanzar el equilibrio). Los efectos que surgen al colocar una célula (glóbulo rojo) en medios con diferente tonicidad u osmolaridad, son descritos en la Figura 14:

Figura 14. Se evidencia los cambios celulares en relación a soluciones de diferente tonicidad. Recordemos que estamos colocando una célula con una Osmolaridad intracelular de 290-300 mOsm/L. En la primera situación se coloca una célula una solución A isotónica (280-290 mOsm), manteniéndose el equilibrio osmótico. En la segunda situación, al colocar la célula en una solución B hipertónica (360 mOsm/L), se presenta un gradiente osmótico que facilita la salida de líquido al medio extracelular, deshidratando el glóbulo rojo (crenación). En la situación C, colocamos la célula en un medio hipotónico (200 mOsm/L), generando un gradiente Osmolar hacia el interior celular que provoca la entrada de agua y la hinchazón de la célula.

La comprensión de estos conceptos adquiere importancia al analizar el uso de la fluidoterapia endovenosa para el tratamiento de la deshidratación. Existen soluciones endovenosas de uso clínico con carácter isotónico, hipotónico o hipertónico, en relación con su efecto sobre la osmolaridad plasmática. (Ver figura 15) Se consideran soluciones isotónicas a las soluciones de NaCl al 0.9% o Dextrosa al 5%, ya que no alteran el equilibrio osmótico de los líquidos corporales cuando son inyectadas vía endovenosa, es decir, no producirán ósmosis en ninguna dirección a través de la membrana. Como al infundirlas en un paciente, la osmolaridad plasmática no cambia, el único efecto que se evidencia es el incremento del volumen del líquido extracelular. (Ver figura 15) Al añadir una solución hipertónica al plasma, como NaCl al 3%, la osmolaridad extracelular se incrementa generando un gradiente osmótico que facilita la salida de líquido del medio intracelular al extracelular hasta alcanzar el equilibrio. El efecto neto es el aumento de volumen del líquido extracelular (mayor al esperado por la infusión de la solución), una disminución del líquido intracelular, y un incremento de la osmolaridad en ambos compartimientos. (Ver figura 15) Si infundimos soluciones hipotónicas, como NaCl al 0.45%, la osmolaridad extracelular disminuye por lo que se establece un gradiente que induce la entrada de líquido del medio intracelular al extracelular hasta alcanzar el equilibrio. Ambos compartimientos (LIC y LEC) aumentan su volumen total, sin embargo, el primero en mayor proporción (producto del desplazamiento osmótico). (Ver figura 15).

Figura 15. Efecto de las soluciones isotónicas, hipertónicas e hipotónicas en los compartimientos líquidos del organismo. El estado normal está indicado por los bloques sólidos, y el cambio producido tras la infusión por las líneas punteadas.

Consideremos estos 2 ejercicios. Si estamos en presencia de un paciente que nos llega con los siguientes valores plasmáticos: Na+ = 149 mEq/L, K= 5 mEq/L, Glucosa = 120 mg/dl, Urea = 32 mg/dl. ¿Se presentara algun cambio en su volumen celular? Si! Podemos afirmar que su osmolaridad plasmática debe estar por encima de los 300 mOsm/L, por ende presenta una hiperosmolaridad a nivel plasmático, en base a lo cual la célula tendera a dejar salir agua de su interior, para compensar la osmolaridad. Si el caso es, Na+ = 130 mEq/L, Glucosa = 85 mg/dl, Urea = 18 mg/dl El paciente se encuentra en un estado hipoosmolar, independientemente que las concentraciones de glucosa y urea del paciente se encuentren normales, recuerden que el sodio es el principal osmol eficaz del plasma, en base a esto la célula va a tender a ingresar agua a su interior y aumentar paulatinamente su volumen para tender a aumentar la osmolaridad plasmática y volverla a valores normales. Las células, en condiciones fisiológicas, están rodeadas de una solución isotónica, por lo que no debemos esperar cambios de su volumen, sin embargo, el mantenimiento de este estado estable es un proceso activo, en el que se consume ATP y está implicada de forma específica la Na+/K+ ATPasa. Esta necesidad de consumir energía para mantener el volumen celular en una solución isotónica es consecuencia del efecto de las proteínas intracelulares sobre la distribución de los iones a través de la membrana plasmática, según el denominada efecto Gibbs-Donnan. Este efecto se produce cuando una membrana que separa dos soluciones es permeable a algunas de las moléculas en la solución, pero no a todas. Por ejemplo, en las células, las proteínas intracelulares no son difusibles, quedando retenidas en el interior celular, a diferencia del resto de moléculas orgánicas y iones. El concepto de este fenómeno establece que “cuando tenemos 2 compartimientos con iones, y en uno de ellos hay iones no difusibles (ejemplo: proteínas), los iones difusibles tendrán a redistribuirse para mantener la ley de electroneutralidad (es decir, el resto de iones que puedan salir de la membrana se arreglaran de manera tal que la carga eléctrica en ambos compartimientos sea la misma), presentando el mismo producto de concentraciones a ambos lados de la membrana, sin embargo, siempre la sumatoria de los iones será mayor en el compartimiento donde este el ion no difusible”. Lo explicaremos mejor en la figura 16:

Figura 16. Equilibrio Gibbs-Donnan

Supongamos la situación 1, en donde tenemos un compartimiento A (intracelular) y un compartimiento B (extracelular), como vemos existe una electroneutralidad entre ambos compartimientos (dada por la presencia de 100 cargas positivas en el interior y exterior celular), sin embargo, vemos que existe un desbalance de concentraciones químicas, ya que en el interior celular no hay iones cloro, así como en el exterior celular no hay proteínas, sin embargo, las proteínas se quedan retenidas en el interior celular, por lo que el ion que va a tender a difundir es el cloro (siguiendo su gradiente químico). A medida que va entrando al interior celular, las cargas negativas intracelulares van aumentando, lo cual desbalancea la electroneutralidad entre ambos compartimientos, e impulsa (por gradiente eléctrico), al sodio a entrar también al interior celular, resultando ahora en un aumento importante de solutos en el interior celular, como se ve en la situación 2, sin embargo, vemos que se mantiene la electroneutralidad (iguales cargas positivas en el interior y exterior celular), es decir, hubo una redistribución de los iones entre ambos compartimientos, que llevo a un aumento en el número de solutos en el interior celular, que se mantuvo hasta llegar a la electroneutralidad, y que ocurrió como consecuencia de la presencia de proteínas en el interior celular. Al existir mayor cantidad de solutos disueltos en la solución en el interior celular, aumenta la osmolaridad intracelular, lo que provocara un gradiente osmótico que impulsara al agua a entrar a la célula, aumentando por lo tanto el volumen intracelular. Este fenómeno, ocurre en todas las células como consecuencia del efecto Gibbs-Donnan que acabamos de describir. En las células, el efecto Gibbs – Donnan aumenta el número de moléculas con actividad osmótica en el interior celular, produciendo edema intracelular. Sin embargo, este efecto es contrarrestado por la actividad de la Na+/K+ ATPasa, encargada de sacar de forma activa 3 moléculas de sodio, introduciendo solamente 2 moléculas de potasio, de tal manera, que reducimos el número de partículas con actividad osmótica dentro de la célula respecto al que se

observaría como consecuencia del Efecto Donnan, manteniendo el volumen celular en las soluciones isotónicas.

c) Filtración: Es el paso de moléculas de agua y solutos a través de una membrana

semipermeable siguiendo un gradiente de presión, siendo ésta la principal diferencia con la difusión, la cual se caracteriza por ser mediada por un gradiente de concentración electroquímico. El principal ejemplo donde vemos este fenómeno, es en el intercambio de solutos entre los capilares sanguíneos y el intersticio, regulado por las presiones denominadas fuerzas de Starling. Dichas fuerzas comprenden 2 tipos de presiones: hidrostáticas y oncóticas. Las primeras, se definen como la fuerza, por unidad de superficie, que ejerce un líquido contra las paredes de un recipiente; por el contrario, la presión oncótica, se define como la presión osmótica ejercida por las proteínas plasmáticas o intersticiales, que tiende a atraer agua a dicho compartimiento. Ambas presiones se describen en el medio intravascular o intracapilar, y a nivel intersticial, con efectos opuestos sobre el fenómeno de filtración – absorción (entrada de líquido al capilar). La presión hidrostática capilar (Phc) es ejercida por la columna de sangre contra las paredes del capilar, y es la principal fuerza impulsora que tiende a forzar la salida de líquido del capilar al intersticio. Su valor depende de la presión arterial sistémica, el tono venoso y la volemia. Por el contrario, la presión oncótica capilar (πc), depende del efecto osmótico de atracción de agua que ejercen las proteínas plasmáticas, especialmente la albúmina, oponiéndose a la filtración y favoreciendo la absorción. Estas presiones juegan un equilibrio dinámico a nivel de los capilares sanguíneos, que permiten que en el extremo arterial de los capilares, la presión hidrostática intravascular sea mayor que la presión oncotica, y se permita la salida de liquido hacia las células, mientras que hacia el extremo venoso del capilar, producto de la salida de líquido al exterior, la presión hidrostática plasmática cae, siendo superada por la presión oncótica, lo que permite la recaptación de la mayoría del liquido previamente filtrado. Ver Figura 17

Figura 17. Proceso de Filtración y Absorción a nivel capilar. Evidenciamos como a nivel del extremo arterial, la presión hidrostática es alta y supera a la presión oncotica, lo que lleva a permitir la salida de liquido hacia el exterior del capilar; mientras que en el extremo venoso, ya la presión hidrostática ha caído (como consecuencia de la salida de liquido), y ahora la presión oncotica la supera, por lo que se favorece la reabsorción de agua hacia el interior del mismo.

Así como describimos las presiones hidrostáticas y oncóticas capilares, existen sus contrapartidas a nivel intersticial, las cuales ejercen efectos opuestos a las primeras. La presión hidrostática intersticial (Phi) es la presión que ejerce el líquido intersticial para forzar un retorno al interior del capilar (absorción), sin embargo, usualmente tiene un valor despreciable, en vista del bombeo linfático continuo, que evita el acumulo de líquido en este compartimiento. La presión oncótica intersticial (πi) es la presión y efecto osmótico generado

por las proteínas intersticiales, que tiende a contribuir con la filtración capilar y llegada de líquido al intersticio. Podemos resumir que la presión hidrostática capilar y la presión oncótica intersticial favorecen la filtración de líquido, mientras que la presión oncótica capilar y la presión hidrostática intersticial favorecen la absorción. Una vez consideradas estas 4 presiones, en la tabla 7 podemos describir que situaciones tienden a favorecer la filtración y acumulo de líquido en el intersticio, cuya expresión clínica se denomina edema. Fenómeno Presiones Filtración (edema) - Aumento de la Phc (vasodilatación

arteriolar, incremento de la presión venosa, aumento de la volemia)

- Disminución de la πc

(hipoalbuminemia)

- Disminución de la Phi

- Aumento de la πi Absorción - Disminución de la Phc

- Aumento de la πc

- Aumento de la Phi

- Disminución de la πi

Tabla 7. Relación de las Fuerzas de Starling con el fenómeno Filtración – Absorción

d) Arrastre por solvente: Este fenómeno aparece en determinados epitelios (como el intestinal y

el renal) con alta permeabilidad, en donde existe la absorción de elementos (tanto agua como solutos), puede ocurrir, o bien, a través de la célula (transporte Transcelular), o bien pasando por un espacio presente entre las células (transporte paracelular). En este caso, si se produce la absorción de agua (mediada por un gradiente osmótico, como siempre), a través del espacio paracelular, al ser este amplio, y no selectivo, puede arrastrar consigo otros elementos presentes en el lumen, como por ejemplo iones Na+ y Cl, independientemente de su gradiente electroquímico, por esto se denomina arrastre por solvente. (Ver figura 18)

En el caso del transporte activo, el mecanismo es llevado a cabo por proteínas transportadoras (bombas), las cuales pueden transportar uno o dos solutos al mismo tiempo (cotransportadores), en una misma dirección (simporters) o en dirección contraria (antiporters), en contra de su gradiente de concentración. Se divide en 2 categorías: a) El transporte activo primario, en el cual, la molécula es transportada en contra de su gradiente, impulsada por la energía derivada de la hidrólisis de ATP (utilizando proteínas transportadoras dependientes de ATP), teniendo como ejemplo la bomba Na+/K+ ATPasa, la cual bombea 3 átomos de sodio hacia el exterior celular e introduce 2 átomos de potasio, en contra del gradiente (Ver figura 19); b) el Transporte Activo secundario, en donde el soluto se impulsa en contra de su gradiente, gracias a la energía suministrada por el movimiento de otro soluto a favor de su gradiente, un ejemplo seria el intercambiador Na+/Ca++ presente en la membrana celular, el cual introduce 3 moléculas de sodio al interior celular (a favor de su gradiente), y saca 1 átomo de calcio hacia el exterior (en contra del gradiente), sin requerir un gasto directo de ATP, o bien el transportador SGLT-1, que permite la entrada de Glucosa al interior celular (en contra de su gradiente), siendo impulsada por el gradiente que favorece la entrada de 2 átomos de Sodio a la célula, en favor del gradiente. Podemos resumir los diferentes sistemas de transporte transmembrana en la figura 20.

Figura 18. Se evidencia el fenómeno de arrastre por solvente. Cuando el agua se mueve siguiendo su gradiente osmótico por vía paracelular a través de una hendidura altamente permeable, el flujo de agua puede condicionar el arrastre de solutos con ella.

Figura 20. Mecanismos de transporte a nivel celular. En la siguiente figura podemos evidenciar ejemplos de transporte activo y pasivo a nivel celular, vemos que el sodio puede entrar al interior celular, así como el potasio puede salir hacia el exterior, siguiendo sus gradientes de concentraciones electroquímicos y la permeabilidad generada por la presencia de canales iónicos específicos para ellos; de igual manera la glucosa puede entrar al interior celular gracias a la presencia de transportadores GLUT, constituyendo estos ejemplos de transporte pasivo. En relación al transporte activo, podemos evidenciar la bomba sodio-potasio ATPasa, como ejemplo de transporte activo primario, en donde se gasta ATP, para permitir la salida de sodio al exterior celular y la entrada de potasio hacia la célula, en contra de sus gradientes. Y un ejemplo de transporte activo secundario, como el intercambiador Na+/Ca++, ya descrito anteriormente.

Figura 19. Bomba Sodio – Potasio. Se evidencia la actividad de la proteína transportadora, la cual mueve 3 iones de sodio hacia el exterior celular (en contra del gradiente de concentración), y 2 iones de potasio al interior celular. Requiere el gasto extra de 1 molécula de ATP. Es un ejemplo de transporte activo.

Balance hídrico y su regulación.

Diariamente, ingerimos una variedad de alimentos y agua, y excretamos productos de desecho. En un individuo sano, estos procesos tienen lugar sin cambios significativos en la composición o el volumen de los líquidos corporales. El mantener el equilibrio en estado estacionario, en el que el volumen y la composición de los líquidos corporales permanece constante aunque se añada y elimine agua y solutos del organismo, refleja en gran medida la función de diversas células epiteliales y sistemas de regulación orgánicos.

El balance hídrico es el resultado del equilibrio entre el consumo y la perdida de agua. Cuando el ingreso y el gasto son iguales, se mantiene dicho balance. En condiciones normales hay solo dos caminos para obtener agua: la producción de agua metabólica y el consumo oral. El agua metabólica es un subproducto del metabolismo, si consideramos un gasto energético de 2500 kcal/día, esto nos rinde alrededor de 250 mL/día de agua metabólica. Por el contrario, el agua que proviene de los alimentos que comemos y de los líquidos que bebemos constituye casi la totalidad del agua diaria que utiliza el organismo. Se calcula que el 20-25% del agua ingerida proviene de los alimentos, y un 75-80% de las bebidas.

En relación con las perdidas, los riñones son los principales responsables de la regulación del equilibrio hídrico y, en condiciones normales, constituyen la principal vía de eliminación de agua del organismo, considerando que el volumen y la concentración urinaria dependen del estado hídrico del individuo, los riñones son capaces de reabsorber grandes cantidades de agua a medida que aumenta la osmolaridad urinaria hasta 1200 mOsm/L y se reduce el volumen hasta un mínimo de 500 mL/día, necesario para excretar la carga renal de solutos obligatoria (productos de desecho del metabolismo corporal). Otras formas de perdida de agua son a través de las células cutáneas, por evaporación, y de la respiración, siendo denominadas perdidas insensibles, ya que el individuo no es consciente de que se produzcan, y su magnitud se correlaciona con la disipación de calor metabólico. En condiciones de temperatura ambiental elevada, o un exceso de producción de calor, aparece la sudoración como mecanismo adicional termorregulador, el cual, sin embargo, incrementa la perdida de agua en personas activas que viven en climas cálidos. Igualmente, puede existir perdida de agua a través del tracto gastrointestinal. Usualmente las heces normales contienen aproximadamente 70% de agua, llevando a una perdida fecal de agua de 100mL/día, pero puede verse incrementada en casos de diarrea (hasta 20L/día en casos de cólera). (Ver tabla 8)

Aunque la pérdida de agua por medio de la sudoración, defecación y evaporación pulmonar y cutánea puede variar en relación con las condiciones ambientales o en situaciones patológicas, esta pérdida no puede regularse. En contraste con estos hechos, la excreción renal de agua está estrechamente regulada para mantener el equilibrio de toda el agua corporal.

Como mencionamos anteriormente, mantener el balance hídrico implica un preciso equilibrio entre la ingesta y la perdida de agua. Si la ingesta supera a la perdida, aparece un balance hídrico positivo. Al contrario, si la ingesta en menor a la perdida, aparece un balance hídrico negativo.

Tabla 8. Rutas de ingesta y pérdida de agua.

Los requerimientos diarios de agua para mantener el balance hídrico varían según la edad del individuo, el sexo, la cantidad de tejido adiposo y el nivel de actividad física. Como demuestra la tabla 9, los requerimientos son directamente proporcionales al porcentaje de agua corporal total en la persona, por lo que a medida que envejecemos y va disminuyendo dicho porcentaje, también disminuyen los requerimientos diarios de ingesta, hasta llegar a 30-35 ml/Kg/día en el adulto promedio. Siguiendo la misma línea de pensamiento, las mujeres y las personas obesas también

tienen menores requerimientos.

Tabla 9. Requerimientos diarios de agua según grupo etario.

La osmolalidad plasmática está estrechamente controlada por los sistemas homeostáticos y es la señal fisiológica primaria para regular el equilibrio hídrico. Cuando el cuerpo recibe un exceso de agua, la osmolalidad del LEC disminuye. Por el contrario, cuando se pierde demasiada agua, la osmolalidad aumenta. Las células osmorreceptoras del hipotálamo (núcleo supraoptico), controlan la magnitud de variación de la osmolalidad del plasma respecto del punto límite (de referencia osmolar) que cada persona tiene determinada genéticamente, alrededor de 290 mOsm/kg, considerando que

con el envejecimiento se incrementa este “set point”. Cuando se produce una desviación respecto de este punto, se activan señales hormonales y neurales (efectoras) que actúan sobre la función tubular renal para regular el volumen y la osmolalidad urinaria. Por ejemplo, cuando aumenta la osmolalidad del LEC, (indicando una deshidratación), se envían señales neuronales a otra región del hipotálamo para estimular la sensación de sed. Al mismo tiempo, se secreta hormona antidiurética (vasopresina) en la neurohipofisis, que actúa sobre los riñones para reducir la excreción de agua. Por tanto, se aumenta la ingesta de agua al tiempo que se reducen las pérdidas corporales, de forma que la osmolalidad del LEC recupera su valor predeterminado. Igualmente se activa el sistema renina-angiotensina-aldosterona y el sistema simpático, con la finalidad de incrementar la reabsorción de sodio en la nefrona y la presión arterial. Cuando la osmolalidad del LEC se reduce (producto de una sobrehidratación), se inhibe la sed, así como la liberación de vasopresina, lo que se traduce en una reducción en la ingesta de agua y un aumento de la excreción renal. Estas acciones, de nuevo, están orientadas a normalizar la osmolalidad del LEC según los valores deseados.

Cuando el balance hídrico se altera, y hay una perdida excesiva del agua contenida en el compartimiento extracelular, el individuo cae en un estado de deshidratación. La deshidratación se clasifica según la cantidad de sales perdidas en relación la perdida de agua, teniendo 3 grandes clasificaciones:

a) Deshidratación isotónica: Ocurre cuando se pierde la misma proporción de agua corporal y sodio, esta puede ocurrir por diarrea, vomito, terapia diurética, entre otras. En este caso, la perdida de líquido afecta exclusivamente al compartimiento vascular, provocando una disminución de la presión arterial, que estimula la activación del sistema nervioso simpático y del sistema renina-angiotensina-aldosterona, que a su vez inducirá la secreción no osmótica de vasopresina, para aumentar la reabsorción renal de agua. En este caso la osmolaridad plasmática no se modifica. Con la finalidad de restituir el líquido plasmático perdido podemos utilizar soluciones isotónicas de Ringer lactato o NaCl al 0.9%.

b) Deshidratación hipotónica: En este caso la pérdida de sal es mayor a la pérdida de agua, puede ocurrir cuando ante una situación de deshidratación isotónica reponemos el H2O sin reponer adecuadamente el Na+ perdido. Al disminuir la osmolaridad del medio extracelular, se produce una redistribución de líquido hacia el interior celular, lo cual empeora la caída del volumen plasmático. De igual manera, al caer la osmolaridad, se retrasa la activación de los osmorreceptores hipotalámicos, por lo que se mantiene inhibido el mecanismo de la sed y la secreción de vasopresina, hasta que la depleción intravascular tumbe la presión arterial y active al sistema nervioso simpático. Para su corrección se pueden usar soluciones hipertónicas (NaCl al 3%)

c) Deshidratación hipertónica: Ocurre cuando hay solo pérdida de agua o estas superan a las pérdidas de sodio. Esta puede ocurrir en situaciones de privación de agua, diabetes insípida, ejercicio intenso, quemaduras, taquipnea, entre otras. El incremento de la osmolaridad plasmática establece un gradiente Osmolar que induce la salida de líquido del medio intracelular al extracelular, compensando parcialmente la depleción plasmática. Igualmente dicha hiperosmolaridad activara los osmorreceptores hipotalámicos desencadenando sed y la producción de vasopresina. Para su corrección se utilizan soluciones hipotónicas (NaCl al 0.45%).

Aunque la deshidratación es más frecuente, cuando el consumo de líquidos sobrepasa la capacidad de los riñones para eliminarlos, se produce un estado de hiperhidratación o intoxicación por agua. Esta puede ocurrir cuando un individuo, en un esfuerzo para evitar un golpe de calor durante una

maratón, excursionismo o ejercicio extremo (insanity), bebe copiosas cantidades de agua sin tomar en cuenta el nivel de sodio de ésta, lo que le lleva a un consumo inadecuado de sales. Al incrementar la proporción de agua vs. Sodio en el plasma, aparece un estado de Hipoosmolaridad (hiponatremia) que lleva a una redistribución de líquido, incrementando el volumen intracelular. Igualmente, para disminuir la volemia, se inhibe el sistema renina-angiotensina-aldosterona, cae la vasopresina, y se produce péptido natriuretico auricular, el cual antagoniza el efecto de la vasopresina a nivel tubular renal y favorece el incremento del volumen urinario.

Potencial de membrana celular.

Ya hemos descrito que la membrana celular es una bicapa lipídica selectivamente permeable a diferentes moléculas, de hecho, es prácticamente impermeable a los iones, comportándose como una especie de aislante entre 2 soluciones llenas de iones (cargas eléctricas), el líquido intracelular y el líquido extracelular. Como sabemos existe una diferencia en la distribución iónica entre el exterior y el interior celular, existiendo una gran cantidad de Na+ y Cl- en el exterior de la célula y una gran cantidad de K+ y A- (proteínas, AA) en el interior celular. Al ser los iones moléculas cargadas eléctricamente (bien sea positiva o negativamente), hay una distribución diferencial de cargas eléctricas dentro y fuera de la célula, es decir, existe un potencial eléctrico diferente a ambos lados de la membrana, cuando decimos potencial eléctrico hablamos de energía potencial eléctrica (sencillamente energía eléctrica generada por un acumulo de cargas eléctricas, que son en este caso los iones).

Esta separación de cargas se mantiene porque la doble capa lipídica de la membrana bloquea la libre difusión de los iones. Por lo que esta separación de cargas da origen a una diferencia de

potencial eléctrico, o voltaje, a través de la membrana (es decir, debido a los diferentes potenciales eléctricos a ambos lados de la membrana se genera una diferencia de potencial, o diferencia de voltaje), denominado POTENCIAL DE MEMBRANA (Vm)

El potencial de membrana se define como: El potencial eléctrico en la parte interna de la célula

menos el potencial en la parte externa. Es decir, Vm = Vic - Vec

Sin embargo, por convención, el potencial fuera de la célula se establece en 0. Por lo cual el potencial de membrana va a ser igual al potencial en la parte interna de la célula. Vm = Vic

Si aplicamos la Ley de Ohm para determinar la diferencia de potencial, I = ∆P/R, podríamos despejar la formula, y concluir que la diferencia de potencial (∆P), es igual a la corriente eléctrica que fluye (I), multiplicada por la resistencia de la membrana (R), siendo esta otra forma de interpretar el potencial de membrana.

El potencial de membrana depende entonces de la diferente distribución iónica a través de la membrana plasmática, lo cual a su vez, está regulado por el tráfico o movimiento de iones a través de la misma.

El potencial de membrana de una célula en reposo recibe el nombre de potencial de membrana en

reposo, y suele ser de alrededor de -60 a -70 mV, debido al gran acumulo de cargas eléctricas negativas en el interior celular.

Para lograr entender como la diferencia de distribución de los iones genera este potencial de reposo, comenzaremos con un ejemplo de permeabilidad exclusiva de membrana, como es el caso de las

células gliales, las cuales son exclusivamente permeables a un tipo de ion en reposo (potasio), esta explicación nos detallara igualmente lo que es el potencial de equilibrio de un ion.

La célula glial tiene un potencial de reposo de -75mV, en ella la inmensa mayoría de los canales iónicos son exclusivamente permeables al K+. Como resultado de ello, la membrana de la célula glial solo permite la movilización de K+. Al igual que el resto de las células, la glía tiene una elevada concentración de K+ y A- en el interior celular y una gran concentración de Na+ y Cl- en la externa. Como el K+ está presente en una gran concentración en el interior de la célula se genera un gradiente químico que lo impulsa a salir al exterior, como resultado de esto, progresivamente, el interior celular se va haciendo más negativo (ya que están saliendo cargas positivas, el K+, quedándose los A-, que son proteínas, que no pueden salir a través de la membrana), esto lleva a que a medida que el K+ sale (y el interior se va haciendo cada vez más negativo), la misma difusión se autolimita, llega un punto en que el interior es tan negativo, que comienza a atraer por gradiente eléctrico al potasio, contrarrestando su salida por gradiente químico. Así podemos ver que el tráfico de iones está sujeto a 2 fuerzas: una fuerza de arrastre química que depende del gradiente de concentración a través de la membrana (que, en este caso, impulsa al K+ a salir); y una fuerza de

arrastre eléctrica que depende de la diferencia de potencial a través de la membrana (que, en este caso, al salir progresivamente el K+, y volviéndose el interior celular más negativo, atrae K+ del medio externo). (Ver figura 21)

Figura 21. En la primera situación, observamos una célula exclusivamente permeable al K+, en donde, en base a

la diferencia de gradiente de concentración, entre el interior y el exterior celular, este va a difundir hacia el

líquido extracelular, dejando atrás, las cargas iónicas negativas generadas por el acumulo de proteínas

intracelulares. A medida que sigue saliendo el K+, el potencial intracelular va haciéndose cada vez más negativo,

lo que implica que se establece un gradiente eléctrico al interior celular (al ser el K+ un ión positivo), que tiende a

contrarrestar el gradiente de concentración químico que impulsa la salida de K+. El potencial de membrana

(potencial intracelular), la tendencia de arrastre al medio intracelular por el gradiente eléctrico, contrarresta e

iguala al gradiente de concentración químico que tiende la salida del ión, se denomina potencial de equilibrio.

En resumen, una vez que la difusión de K+ ha alcanzado cierto punto, se desarrolla un potencial a través de la membrana con el cual la fuerza eléctrica que arrastra K+ al interior de la célula está en perfecto equilibrio con la fuerza química que arrastra al K+ fuera de la célula. Es decir, el movimiento

hacia fuera de K+ (arrastrado por su gradiente de concentración químico) es igual al movimiento hacia dentro de K+ (arrastrado por la diferencia de potencial eléctrico de la membrana). Este potencial de membrana al cual ocurre dicho fenómeno, recibe el nombre de potencial de equilibrio

del potasio. En una célula permeable tan solo a los iones de K+, el Ek (potencial de equilibrio del potasio) es igual al potencial de membrana en reposo, que es de -75 mV.

Entonces podemos definir al potencial de equilibrio de un ion como el potencial de membrana al cual

no hay un flujo neto del ion a través de la membrana, o bien como el potencial de membrana que

contrarresta la tendencia del ion a seguir su gradiente de concentración químico.

En el potencial de equilibrio se alcanza un equilibrio electroquímico en donde las fuerzas químicas y eléctricas que actúan sobre un ion son iguales y opuestas y no ocurre difusión neta del mismo. (Ver figura 22)

Figura 22. Difusión del Na+ a través de una membrana exclusivamente permeable al mismo, que demuestra que

la difusión del mismo se mantendrá hasta que las cargas negativas en el compartimiento 1, tiendan a arrastrar al

interior, la misma cantidad de ion que tiende a salir, y se establezca el potencial de equilibrio.

El potencial de equilibrio para cualquier ion puede calcularse mediante una ecuación derivada en 1888 de los principios básicos de la termodinámica por el fisicoquímico alemán Walter Nernst. La

ecuación de Nernst puede utilizarse para calcular el potencial de equilibrio de cualquier ion que se encuentra a ambos lados de una membrana permeable para él.

E = Vic-Vec= (RT/zF) * ln (Cec/Cic)

Una vez descrito como los gradientes iónicos generan el potencial de reposo glial, y como este es igual al potencial de equilibrio del potasio, (por tener una permeabilidad exclusiva al mismo), analizaremos el caso del resto de las células, en donde esto no ocurre igual, ya que la mayoría de las células son permeables a 3 tipos de iones en reposo, el Na+, el K+ y el Cl-.

Para entender cómo se relacionan estos iones, vamos a pensar rápidamente en nuestro ejemplo anterior de las células gliales, imagínense que a estas células (exclusivamente permeables al potasio en reposo), le ponemos ahora unos canales iónicos abiertos en reposo para el Na+, ¿que va a pasar?, pues que el Na+ va a tender a entrar al interior de la célula, siguiendo su gradiente electroquímico, (eléctrico por la carga negativa en el interior de la célula, derivada de la salida de potasio en reposo, y el acumulo de las proteínas intracelulares con carga negativa, y químico por la mínima concentración del mismo en el medio intracelular).

Este influjo de cargas positivas (Na+) despolariza la célula (es decir, lleva su potencial de membrana a valores más positivos, ya que estoy metiendo cargas positivas al interior celular, disminuyendo la diferencia de cargas entre el interior y el exterior celular), pero solo ligeramente por encima del potencial de equilibrio del K+. El nuevo potencial de membrana no se aleja mucho del potencial inicial ya que la “conductancia” o permeabilidad de la membrana en reposo al Na+ es muy poca, es decir, solamente hay pocos canales de Na+ abiertos en reposo, por lo cual no logra entrar tantos iones como para despolarizar significativamente la membrana.

En el ejemplo glial estábamos en un potencial de equilibrio, ya que había un equilibrio entre la cantidad de K+ que salía y que entraba por la membrana, pero ahora ya que se despolariza un poco la membrana por la entrada de Na+, esto reduce la fuerza eléctrica negativa que arrastraba al K+ al interior de la célula, por lo tanto se establece un flujo neto de K+ al exterior de la célula (siguiendo su gradiente electroquímico), este flujo neto tiende a contrarrestar el flujo de entrada del Na+. Por lo que, el potencial de membrana alcanza un nuevo potencial de reposo, un nuevo punto de equilibrio, con el cual el movimiento hacia fuera de K+ neto equilibra exactamente el movimiento hacia dentro de Na+. Este punto de equilibrio suele ser de -60mV a -70 mV, en el caso de la neurona.

Para comprender como se determina este punto de equilibrio, téngase en cuenta que la magnitud del flujo de un ion a través de una membrana celular es el producto de su fuerza de arrastre electroquímica (la suma de las fuerzas de arrastre químicas y eléctrica) por la conductancia o permeabilidad de la membrana al ion.

Una célula tiene relativamente pocos canales de reposo abiertos para el Na+, de forma que, en estado de reposo, la conductancia para el Na+ es muy baja. Por lo que, pese a las grandes fuerzas químicas y eléctricas que arrastran al Na+ al interior de la célula, la entrada de este es escasa. En contraste con ello, como hay muchos canales de reposo de K+, la conductancia de membrana para el K+ es relativamente grande. Como resultado de ello, la pequeña fuerza neta hacia fuera que actúa sobre el K+ con el potencial de membrana en reposo es suficiente para producir un flujo de K+ hacia fuera igual al de Na+ hacia dentro.

Ahora, si el potencial de membrana en reposo depende del gradiente electroquímico para el sodio y para el potasio, debemos suponer, que estos gradientes no pueden mantenerse de manera indefinida. La salida constante de potasio estaría limitada al agotarse el potasio intracelular, alcanzando unas concentraciones similares a las del medio extracelular, terminando la difusión, y vis a versa para el sodio. La disipación de los gradientes iónicos se evita gracias a la actividad de la bomba Na+-K+ ATPasa, que mueve estos iones en contra de sus gradientes electroquímicos, extrayendo Na+ de la célula e introduciendo en ella K+.

La bomba juega 2 roles importantes en el mantenimiento del potencial de membrana en reposo. En primer lugar, tiene un pequeña contribución directa electrogenica, ya que saca 3 cargas positivas de Na+ e introduce 2 cargas positivas de K+ al interior celular (dejando el interior celular más negativo). En segundo lugar, la contribución indirecta más importante es mantener los gradientes iónicos, ya que saca fuera de la célula el Na+ que está entrando y permite que se mantenga el gradiente químico, e igualmente introduce el K+ que está saliendo, para que su gradiente se mantenga. (Ver figura 23)

En relación con el Cl-, vamos a ignorar su contribución actualmente, y solamente acotaremos, que en reposo no hay un flujo neto del ion, ya que en el potencial de membrana en reposo iguala al potencial de equilibrio del ion. Igualmente, en relación con el cálculo del potencial de membrana, ya que esta, en el caso neuronal, determinado por dos o más clases de iones, la influencia de cada ion no está solo determinado por la concentración del ion, sino también por la facilidad con la que el ion cruza la membrana, la ecuación que permite relacionar todas estas variables en relación con el Na+, K+ y Cl-, se conoce como ecuación de Goldman (cálculo del potencial de membrana)

Referencias Bibliográficas

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3. Capítulo 34.Control de la osmolalidad y el volumen del líquido corporal. En: Koeppen B, Stanton B. Berne and Levy. Fisiología. 6ta Edición. Editorial Elsevier Mosby. 2009

4. Rodriguez F. et al. Capítulo 24. Composición y compartimientos líquidos del organismo. En: Tresguerres J, et al. Fisiología Humana. 3era Edición. 2005. Editorial Mc Graw Hill

5. Chapter 25. The Body Fluids Compartiments: Extracellular and Intracellular Fluids; Edema. En: Guyton A, Hall J. Guyton and Hall Textbook of Medical Physiology. 12th Edition. Mc Graw Hill. 2011

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de Santos, Madrid, España. 1999

Figura 23. Observamos el flujo iónico responsable de mantener el potencial de membrana en reposo. La mayor cantidad de canales de K+ abiertos implica una salida neta del ión al medio extracelular, dejando el interior celular cargado negativamente. Al haber canales iónicos de Na+ (en mucha menor cantidad) abiertos, este entra el medio intracelular, impulsado por el gradiente electroquímico. La entrada de este catión implica que el medio intracelular no llega a alcanzar nunca un potencial tan negativo como para igualar el potencial de equilibrio del potasio, manteniendo el potencial de membrana alrededor de -70 mV. Para mantener dichos gradientes iónicos, la bomba Na+/K+ ATPasa permite la salida de 3 iones Na+ y la entrada de 2 K+, en contra de su gradiente de concentración.

ggg

gEgEgEV

ClKNa

ClClKKNaNa

rest++

++

=

Realizado por: Dr. Luis Alberto Isea M. Clases Fisiología Normal. Fisiopatología Humana Agradecimientos a: Dra. Maria Lew (y su grupo de trabajo), por la disposición del material de líquidos del organismo de www.temasdefisiologia.com.ar

Se reservan todos los derechos, 2012/LAIM