PROPIEDADES BIOQUÍMICAS DEL AGUA

PROPIEDADES BIOQUÍMICAS DEL AGUA

 Para la mayoría de los seres vivos el agua es un componente fundamental y también el de mayor abundancia en los organismos, participa en todas las estructuras orgánicas y sirve como una fase continua en la cual se llevan a cabo las reacciones bioquímicas de la vida. El agua es también el vehículo que lleva en solución o suspensión los componentes de la dieta y que los acompaña en su viaje desde su absorción en el aparato digestivo  y su acarreo por los líquidos extracelulares, hasta que penetra llevando los nutrimentos al interior de las células, en donde tiene también un papel fundamental para determinar la estructura de las proteínas, los lípidos, los carbohidratos y todas las moléculas que se hallan en solución.

 
 El agua es además el medio en el cual se realizan las reacciones del metabolismo, en muchas de las cuales participa según su naturaleza y mediante la disociación en H+ y OH- confiere a las células el pH que les es propio y sirve de soporte al equilibrio ácido-base de los organismos.

  Finalmente el agua lleva en solución los productos de desecho de las actividades vitales hasta los órganos de excreción por donde salen al exterior disueltos en agua, todavía. Verdaderamente, la vida se desarrolla en una corriente de agua que constantemente entra y sale del organismo vivo.

 La razón principal de que el agua sea tan relevante para los organismos vivos, seguramente es que la vida se originó en el agua y evolucionó en ella en  sus primeras etapas, durante un largo período de tiempo de cerca de 3,000 millones de años, hasta que pudo salir a la tierra firme. No es pues en vano que todas las células de nuestro organismo y el de todas las especies vivas, reclamen para su existencia un medio acuoso que se conoce como el “medio interno” y que para los vertebrados incluyendo al hombre, está formado de dos espacios líquidos: el plasma sanguíneo y el líquido intersticial.

 Por las razones dichas anteriormente es que el único tipo de vida que conocemos depende tan estrechamente del agua en estado líquido, que para el bioquímico resulta inconcebible la vida en ausencia de agua y es por ello que la existencia de la vida en nuestro planeta coincide precisamente con la zona del disco planetario en donde predomina el agua en estado líquido, si la órbita de la Tierra estuviera mas cerca del sol –como la de Venus– el agua estaría en estado de vapor y si estuviera mas lejos del sol –como la de Marte– el agua estaría en estado sólido, haciendo que en ambos casos la vida resulte imposible al menos como se conoce desde el punto de vista humano.

 EL AGUA , ESTRUCTURA, PROPIEDADES Y FUNCIONES

 
 La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno unidos a uno de oxígeno (H-O-H), mediante enlaces covalentes polares, en donde la mayor electronegatividad del oxígeno atrae hacia sí los electrones del enlace y determina la aparición de dos cargas parciales negativas en el oxígeno y dos cargas parciales positivas una en cada uno de los hidrógenos.

 Los puentes de hidrógeno se establecen cuando un protón oscila entre dos átomos electronegativos, -por ejemplo en el agua:  

--O--H:::::O—

formando un enlace débil con una energía aproximada de 2-5 Kcal (8-21 Kj) que sin embargo cambia totalmente las propiedades físicas del agua, incluyendo su estado físico en condiciones normales, pues al ser el agua una molécula pequeña se esperaría que estuviera en estado gaseoso, flotando en la alta atmósfera, en vez de ser un líquido de propiedades maravillosas y el único conocido en donde sí ha podido desarrollarse la vida.

PUENTES DE HIDROGENO

 Los puentes de hidrógeno se establecen entre dos átomos electronegativos, que en términos generales pueden ser un grupo donador (D) y un grupo aceptor (A) del protón (H) :

                         D—H::::A

         
Cada molécula de agua tiene la capacidad de establecer cuatro puentes de hidrógeno con sus vecinas, pues tiene dos cargas parciales positivas en los hidrógenos y dos cargas parciales negativas, en los orbitales no apareados del oxígeno, de suerte que en el agua líquida existen redes complejas de moléculas de agua enlazadas entre sí por los puentes de hidrógeno; sin embargo estas redes son efímeras, con duración de picosegundos y en cuanto unas se disocian, otras se vuelven a formar en lo que se ha dado en llamar apropiadamente como “conjuntos destellantes”.

 Solamente en la forma de hielo y a baja temperatura, estos conjuntos destellantes se estabilizan para lograr una estructura sólida formada de celdas hexagonales.  Esta estructura del hielo deja espacios vacíos entre las moléculas de agua de las celdas y es por ello que el hielo tiene una densidad menor a la del agua líquida; situación muy afortunada pues el hielo flota sobre el agua dejando por debajo un espacio líquido que es protegido del frío atmosférico por la propia capa de hielo y que es ocupado por numerosos seres vivos que de otro modo morirían incluidos en una masa sólida de hielo. El paso del hielo al estado líquido implica la ruptura de cerca del 15 % de los puentes de hidrógeno, por lo que se dice que el agua líquida puede describirse como “hielo ligeramente picado”.

 Muchas de las propiedades biológicas del agua están relacionadas con los puentes de hidrógeno como por ejemplo, la tensión superficial que establece en la superficie del agua una “membrana líquida” por la atracción entre las moléculas de agua de la superficie. Sobre esta membrana virtual se deslizan como en una cancha de patinaje los pequeños insectos que viven en ella y es la misma atracción superficial que al intentar reducir la superficie de la membrana líquida hace que el agua ascienda por los tubos capilares en el fenómeno de la capilaridad que lleva el agua a todos los tejidos vegetales y la sube hasta las ramas mas altas de los grandes árboles.

        Asimismo, el elevado calor específico del agua -1 caloría por gramo- le permite actuar como un agente muy útil en el transporte del calor de los órganos mas calientes a los mas fríos sin mucho cambio en la temperatura, para lograr un equilibrio térmico en el organismo humano y llevar la carga de calor hasta la piel en donde se disipa por los mecanismos físicos de la convección, la radiación y la evaporación.

 Cuando los mecanismos de transferencia del calor no alcanzan para mantener constante la temperatura de los órganos internos, se hace funcionar la sudoración que permite disipar cantidades importantes de calor mediante la evaporación a nivel de la piel, por el calor de vaporización del agua que es de 540 calorías por gramo. Cuando se agota el recurso de la sudoración el organismo humano entra en hipertermia, la temperatura del cerebro se eleva, aparece el  choque de calor y la persona puede morir.

 Al comparar la molécula de agua (peso molecular = 18) con otras moléculas de tamaño semejante como el metano (peso molecular = 16) se hacen patentes enormes diferencias en las constantes físicas como el punto de fusión, punto de ebullición, calor de vaporización, y calor específico  pues en el caso del agua, los valores de esas constantes son mucho más elevados, lo cual indica que en el agua existen poderosas fuerzas intermoleculares que hacen necesario un nivel de energía mayor para romperlas. Esas fuerzas son los enlaces de hidrógeno, también llamados puentes de hidrógeno, que se establecen entre una molécula de agua y sus vecinas.

COMPORTAMIENTODEL AGUA ANTE MOLECULASS POLARES Y NO POLARES

 Una de las propiedades mas notables del agua es su capacidad de disolver numerosas moléculas de naturaleza polar, pues cuando una molécula tiene una distribución electrónica desigual, debida por ejemplo a la presencia de grupos electronegativos se establecen en ella regiones con cargas parciales negativas y positivas que coordinan con las regiones apropiadas de las moléculas de agua entrando en esta forma en solución, al ser capturadas por las redes de puentes de hidrógeno del agua. De la misma forma ocurre la disolución de las sustancias iónicas que no sólo tienen cargas parciales sino que las tienen reales y es por ello que las sustancias iónicas son muy solubles en agua, pues las moléculas de agua ligadas entre sí por puentes de hidrógeno forman una atmósfera de hidratación alrededor del soluto. A este fenómeno se le llama “solvatación”.

 La interacción del agua con los solutos es también importante, aunque no se trate de moléculas polares pues incluso en las moléculas no polares el agua,  -que no puede formar puentes de hidrógeno con ellas-  sí los forma con las moléculas de agua que las rodean, formando alrededor de la molécula no polar una especie de jaula, llamada también un clatrato que facilita la movilidad del conjunto en el agua hacia regiones no polares o hacia la superficie del líquido.

 Es por ello que el agua en las células y en los organismos tiene también la función muy importante de interactuar con las macromoléculas: carbohidratos, proteínas y lípidos, determinando para unos, como los carbohidratos, su entrada en solución o en suspensión coloidal dependiendo del tamaño de la partícula; para otros, como las proteínas influir sobre ellas reorganizando la conformación de la cadena protéica, a modo de que las regiones hidrofílicas de ella se expongan al líquido, mientras que las regiones hidrofóbicas se esconden en el interior de la macromolécula. Finalmente, los lípidos anfipáticos –que tienen una parte polar y otra no polar– se agregan permitiendo la formación de monocapas, bicapas, micelas, membranas, liposomas y  gotitas de inclusión en el citoplasma. En todos estos casos, la parte polar de los lípidos se expone al agua mientras que las regiones no polares quedan ocultas en el interior del agregado.

DISOCIACION DEL AGUA

 En el agua líquida a temperatura ambiente, ocurre constantemente una reacción de disociación que puede representarse así:

H2O  ↔  [ H+] + [OH-]  (Eq-1)

 
–el paréntesis cuadrado designa la concentración molar– y que implica la ruptura reversible de una molécula de agua para liberar un protón (H+) y un hidroxilión  o ión hidroxilo (OH-).

 Esta ruptura espontánea ocurre como resultado del salto de un protón a lo largo de una cadena de moléculas de agua enlazadas por puentes de hidrógeno y en realidad involucra a dos moléculas de agua. El fenómeno del salto del protón explica la conductividad eléctrica del agua, la gran movilidad del protón y favorece las reacciones ácido-base.

 Como se ve en la animación, la reacción neta que se lleva a cabo sería:

               2 H2O ↔ [OH-] + [H3O+]

y se produce espontáneamente como resultado de la reorganización que ocurre por las redes de puentes de hidrógeno.

 
 Como esta reorganización es constante en el agua líquida ello da como resultado que en un litro de agua, habrá 1 x 10 exp -7 (moles por litro)  tanto de OH-  como de  H3O+. Para simplificar la ecuación anterior, se resta de cada miembro una molécula de agua lo cual deja:

     H2O ↔ [OH-] + [H+]   (Eq-2)

   
 Que es la forma abreviada de la Eq-1 que se usa en todos los libros.

EL pH

 Como sabemos, la disociación del agua es:

     H2O ↔ [OH-] + [H+]

 es una reacción reversible que marcha al mismo tiempo hacia la derecha (velocidad 1) y hacia la izquierda (velocidad 2) hasta alcanzar un estado de equilibrio en el que ya no hay cambio en las concentraciones y en donde ocurre que v1 =  v2. Esta situación de equilibrio químico se designa por la constante de equilibrio o en este caso, la constante de disociación (K dis).

 
 Como puede advertirse, el término  [H2O] , que significa la concentración molar del agua en el agua misma tiene que representar una constante pues no hay “agua concentrada y agua diluida”, y esa constante equivale a los gramos de agua en un litro divididos entre el peso molecular del agua:

   1000 / 18  =  55.5, con lo cual se puede simplificar la ecuación de la disociación

    K dis (H2O) =  [OH-] [H+]  /  [H2O]  

para quedar:  

    55.5 K dis (H2O) = [OH-] [H+] (Eq-1)

 y en razón de que se ha determinado el valor de K dis(H2O) mediante mediciones de conductividad = 1.8 x 10 (exp -16) que multiplicada por 55.5 es igual a 0.999 o sea prácticamente  = 1 x 10 exp -14), la ecuación-1 se replantea  estableciendo una nueva constante Kw llamada también el “producto iónico del agua”,

Del valor de Kw se deduce que

[OH-]  =  [H+]   =   a  raíz cuadrada de

 
1 x 10 (exp -14)  =  1 x 10 (exp -7)

 
o sea que por cada litro de agua pura en condiciones normales habrá:

1 x 10 (exp -7) moles de HO- y

1x 10 (exp -7) moles de H+.

 En los diferentes espacios líquidos del organismo humano: el plasma, la célula y el intersticio, hay numerosos iones en solución y de pocos de ellos puede decirse que sean tan importantes para la vida como el protón (H+)  pues aunque su concentración en el plasma sea  millones de veces menor que la de otros iones importantes como el sodio o el cloruro, su influencia sobre la fisiología del organismo humano es determinante. Si la [H+] sube a  160 x 10 (exp -9) moles/litro, se produce acidosis grave y coma, y si baja a 16 x 10 (exp -9) moles/litro el organismo entra en alcalosis y cae en convulsiones. En ambos casos, la muerte está cercana.

 
 Como puede verse en los ejemplos anteriores, el manejo de las concentraciones molares del protón en las soluciones resulta engorrosa cuando se hace  con la notación científica exponencial, por lo que universalmente se utiliza la escala de pH introducida por Sörensen, en la cual el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración molar de protones; es decir

     pH =  -log [H+]               (1)

 
Esta definición deriva matemáticamente del planteamiento inicial de Sörensen en el cual pH = log ( 1/ [H+] ), de suerte que:

pH = log ( 1/ [H+] )         (2)

 

-log [H+] = colog [H+]    (3)

 
 Como puede comprobarse con un poco de álgebra, las tres definiciones son matemáticamente equivalentes, pero la primera y la segunda son mas adecuadas para su manejo con la calculadora y la tercera resultó útil para el cálculo manual utilizando la tabla de logaritmos.

     -Recordemos que el cologaritmo (colog) es el número que sumado al logaritmo da cero--.

ESCALA DE pH

 En virtud de que la concentración molar de protones [H+] y la de hidroxiliones  [OH-] se encuentran ligadas recíprocamente una a la otra según la ecuación:

 

    Kw  =   1 x 10 (exp -14)  =  [OH-] [H+]  

 

 y que sus valores varían de suerte que cuando  [H+] = 1, [OH-] = Kw  y viceversa, esto genera para cada una un valor máximo de 1 molar y un valor mínimo de 1x10(exp -14), como puede verse en la tabla de la derecha:

 La escala de pH (que es el –logaritmo de [H+] ) tiene pues como intervalo los valores del 0 al 14 y se encuentra dividida por la mitad (pH = 7), en dos tramos: la zona ácida con pH<7 y la zona alcalina, con pH>7; mientras mayor es la acidez de una solución, menor es su pH y mientras mayor es la alcalinidad de una solución, mayor es su pH.

 Nótese que el pH y la acidez guardan una relación inversa; mientras que el pH y la alcalinidad guardan una relación directa. En todo caso hay que recordar que la escala del pH es logarítmica, de suerte que una diferencia de una unidad denota un cambio de diez veces en la concentración de protones,  y así una solución de pH = 1 y otra de pH = 7, no difieren en seis veces (7 – 1) la concentración de protones sino que difieren en 10 (exp 6), o sea un millón (1,000,000) de veces la concentración de protones.

CALCULO DEL pH

 Para calcular el pH de una solución cuya concentración molar [H+] se conoce, se obtiene primero el logaritmo de [H+] y se le cambia el signo para que sea el -log [H+] o sea el pH.

 
 El problema inverso consiste en obtener la concentración molar de protones [H+] a partir del pH; para ello se cambia el signo al pH obteniendo el log [H+].

 Finalmente se obtiene el antilog [H+] con la tecla correspondiente, shift log o 10 a la x.

MECANISMO  REGULADORES DEL pH

 Responde a la lógica que un parámetro tan importante para la vida de los organismos como es el pH, deba tener mecanismos reguladores que lo mantengan constante y lo mas cerca posible de la normalidad; esto ocurre con el organismo humano, en donde pueden identificarse tres mecanismos generales para la regulación del pH: el primero sería la dilución, que dispersa los cambios localizados del pH, difundiéndolos en todo el organismo y facilitando que los cambios muy intensos, limitados a unas cuantas células, disminuyan de intensidad al difundirse los protones a los espacios cercanos.

 El segundo mecanismo, que es sin duda el principal regulador del pH, tanto dentro como fuera de las células, es la amortiguación, en la cual ocurre que los ácidos y álcalis fuertes son cambiados por otros más débiles, al reaccionar con los sistemas amortiguadores, dentro y fuera de las células.

 El tercer mecanismo que funciona en el organismo para la regulación del pH es la eliminación selectiva de iones. Es éste un mecanismo muy efectivo, aunque algo mas tardado que la amortiguación, que se ejerce por los pulmones y por el riñón. En el pulmón se elimina –o retiene- el CO2, y en el riñón se controlan numerosos iones componentes de los líquidos orgánicos y, en forma también muy efectiva, se eliminan los protones en combinación con otras moléculas de la orina.

 Poco se sabe de la importancia cuantitativa del fenómeno de la dilución en el control del pH y en razón de que la eliminación de iones se comenta al hablar de las alteraciones ácido-base, sólo nos queda por tratar el fenómeno de la amortiguación que tiene el papel principal en el control de los niveles del pH. La amortiguación se ejerce en forma inmediata, dentro y fuera de las células, a través de la reacción de ácidos y álcalis con los sistemas amortiguadores.

El tercer mecanismo que funciona en el organismo para la regulación del pH es la eliminación selectiva de iones. Es éste un mecanismo muy efectivo, aunque algo mas tardado que la amortiguación, que se ejerce por los pulmones y por el riñón. En el pulmón se elimina –o retiene- el CO2, y en el riñón se controlan numerosos iones componentes de los líquidos orgánicos y, en forma también muy efectiva, se eliminan los protones en combinación con otras moléculas de la orina.

 Poco se sabe de la importancia cuantitativa del fenómeno de la dilución en el control del pH y en razón de que la eliminación de iones se comenta al hablar de las alteraciones ácido-base, sólo nos queda por tratar el fenómeno de la amortiguación que tiene el papel principal en el control de los niveles del pH. La amortiguación se ejerce en forma inmediata, dentro y fuera de las células, a través de la reacción de ácidos y álcalis con los sistemas amortiguadores.

AMORTIGUADORES BUFFERS

 Los sistemas amortiguadores están formados por un ácido débil y su forma sal o base conjugada, por ejemplo, el sistema bicarbonato/ácido carbónico (HCO3-/H2CO3) que funciona en los líquidos extracelulares y donde el ácido débil es el ácido carbónico (H2CO3) y la base conjugada es el bicarbonato, (HCO3-):

    H2CO3  ↔ H+  +  HCO3-   (Eq-1)

 Como puede verse, la reacción que se plantea es la primera disociación del H2CO3, que libera un protón y la base conjugada bicarbonato. Son características indispensables de los sistemas amortiguadores:

 1º- Que se trate de la disociación de un ácido débil pues en la amortiguación un ácido fuerte va a ser intercambiado por él, recuérdese que cuando el ácido es débil la base conjugada es fuerte y 2º- Que la reacción de disociación sea reversible para que el sistema pueda responder tanto al aumento como a la disminución de protones. En el caso del sistema bicarbonato/ácido carbónico se trata en efecto de un ácido débil que al ponerlo en solución se disocia aproximadamente al 2 % , es decir de cada 100 moléculas del ácido sólo dos se disocian y la disociación es reversible es decir, la reacción 7 lo mismo marcha hacia la derecha que hacia la izquierda.

 

Es una característica de las reacciones reversibles la de alcanzar una situación de equilibrio químico, en la cual las concentraciones de reactantes y productos ya no cambian, pues se igualan las velocidades en cada sentido: V1 = V2. En estas condiciones se puede determinar la constante de equilibrio que es una característica importante de la reacción y que en este caso es:

    Keq = [H+][HCO3-] / [H2CO3]    (Eq-2)

 La constante de equilibrio de un sistema amortiguador es importante, pues así como el pH = -log [H+] ,  existe un parámetro llamado pK que equivale a:   pK = -log Keq que define el punto de la escala de pH al cual, el sistema amortiguador tiene su máximo poder en ambos sentidos. Como puede verse en la gráfica que sigue, el pK es también el punto medio de la curva de titulación –o valoración– de un ácido débil, en el cual el ácido se encuentra disociado al 50 %, es decir que la concentración del ácido es igual a la de la base conjugada:  [H2CO3] = [HCO3-] y puede servir para formular la definición mas conocida del pK, diciendo que el pK es el pH al cual una sustancia se encuentra disociada al 50 %.

 En un sistema amortiguador como el  HCO3-/H2CO3, la función amortiguadora se puede ejemplificar al hacerlo reaccionar con un ácido fuerte, como sigue:
 

  HCl (ácido fuerte) →    H+  +   Cl-  (reacción no reversible)
 

    H2CO3  ↔   H+    +     HCO3-  

(reacción reversible)

(aumenta) H2CO3  ↔ H+    +     HCO3-

 (disminuye HCO3-) (Eq-3)

(permanece constante H+)

 En esta acción el H+ liberado por el ácido fuerte, reacciona con el HCO3- y se forma H2CO3, cambiando así un ácido fuerte (HCl) por uno débil (H2CO3), en lo que es una respuesta natural que tiende a conservar la constante de equilibrio del buffer (principio de Le-Chatelier), con el resultado de minimizar el cambio en la concentración de protones H+. Igualmente ocurre cuando el sistema amortiguador tiene que moderar la acción de una base fuerte como el OH- liberado por la disociación de los álcalis, el cual  reaccionaría con el protón para dar agua (una base débil) y al reducir la concentración de los protones, el sistema amortiguador responde, aumentando  la disociación del H2CO3 con el resultado de mantener estable la concentración de protones:

   NaOH (álcali fuerte)  →  OH- (base fuerte)   +    Na+ (catión)

   (disminuye) H2CO3  →  H+   +    HCO3- (aumenta) (Eq-4)

   (permanece constante H+)            

 Si se observa con detalle las ecuaciones 3 y 4 se observa que al mantenerse constante la concentración de protones, lo único que cambia son las concentraciones del ácido débil H2CO3 y su base conjugada HCO3- . Estos cambios son la base para cuantificar el fenómeno de la amortiguación mediante la ecuación de Henderson-Hasselbach que se muestra a continuación y que es de gran utilidad para tratar el equilibrio ácido-base:

   pH  =  pK  +  log ( [base conjugada] /  [ácido débil] ) (Eq-5)

 La ecuación de Henderson-Hasselbach permite determinar el pH, el pK y la proporción del ácido y su base conjugada conocidas las demás variables, por lo que es de mucha utilidad en el laboratorio; pero su uso más frecuente es que, conociendo las concentraciones de la base conjugada y del ácido débil se puede hacer la determinación del pH. Aplicada esta ecuación al sistema HCO3- / H2CO3 quedaría así:

        pH  =  6.1  +  log ( [HCO3-] /  [H2CO3] )  (Eq-6)

 El sistema amortiguador ( bicarbonato / ácido carbónico ) genera confusiones y controversias con las cifras registradas en los libros de bioquímica, porque es un amortiguador directamente involucrado en el intercambio de gases entre la sangre, los pulmones y los tejidos; por ejemplo, el  pK =  6.1 indicado para el sistema ( bicarbonato / ácido carbónico ) no es el resultado de mediciones de laboratorio en las que se pone en solución el ácido carbónico, sino que resulta de un promedio de los valores de cinco reacciones sucesivas relacionadas  -al menos-  con los equilibrios:

1)- CO2 disuelto en plasma  ↔ CO2 disuelto en los eritrocitos,

2)- CO2 disuelto en los tejidos ↔ CO2 disuelto en plasma

3)- CO2 alveolar ↔ CO2 disuelto en plasma,  

4)- CO2 disuelto en plasma ↔ H2CO3,

5)- H2CO3  ↔ H+  +  HCO3-

y el pK de 6.1 es el que mejor se acomoda a todas estas condiciones. Esto puede apoyarse trabajando el ejemplo de las concentraciones normales de

[H2CO3] = 1.35 mEq/l  * y  

[HCO3-]  = 27 mEq/l *

y utilizando para el cálculo, la ecuación de Henderson-Hasselbach (Eq-6).

( * Las concentraciones de los electrolitos en el plasma y en las células se registran en mili equivalentes por litro:  mEq/l,  en donde los equivalentes se calculan como el peso molecular dividido por la valencia.)

pH  =  6.1  +  log ( 27 / 1.35)

pH  =  6.1  +  log (20)

pH  =  6.1  +  1.3010

pH  =  7.4   que es el pH normal del plasma.

ECUACION DEL  HENDERSON - HASSELBACH

    pH  =  6.1  +  log  [ HCO3- ] / [ H2CO3 ]

 La ecuación de Henderson-Hasselbach permite fundamentar la clasificación de las alteraciones ácido-base en metabólicas y respiratorias. Cuando una alteración ácido-base incide en primera instancia sobre la concentración del bicarbonato, se le llama “metabólica” y si afecta primariamente la concentración del ácido carbónico, se le llama “respiratoria”. Esta última denominación es muy lógica pues la eliminación del ácido carbónico se hace a través de la respiración y su concentración en el plasma responde con presteza  a la frecuencia y la profundidad de la respiración;  por otra parte, la concentración plasmática del bicarbonato, se controla a través de su excreción por el riñón y del control que éste órgano ejerce sobre las concentraciones de los cationes y los aniones del plasma, pues el espacio bicarbonato depende de la diferencia que haya entre ambas columnas.

 LA CÉLULA: Todas las células vivas del organismo están en constante actividad metabólica y como resultado de ésta, los carbohidratos, lípidos y proteínas se degradan y oxidan en presencia de oxígeno, produciendo CO2 que difunde a los líquidos extracelulares. Diariamente se producen cerca de 10,000 milimolas de CO2 que acaban por convertirse en H2CO3 el cual representa la carga ácida principal del cuerpo.

 EL PLASMA: Ya en el plasma, una pequeña parte del CO2 se hidrata por la acción de la anhidrasa carbónica y se convierte en H2CO3 que se ioniza liberando un protónH+  y la base conjugada bicarbonato  HCO3- ; sin embargo la mayor parte del bicarbonato se produce en el eritrocito de donde sale al plasma. Cerca del 70 al 80 % del CO2 se transporta en el plasma como bicarbonato.

 LOS PULMONES: En los pulmones ocurre el intercambio de gases entre la sangre y el ambiente:  El oxígeno es captado por la hemoglobina y el CO2 sale con el aire espirado. En esta forma el pulmón se convierte en un órgano clave para la regulación del equilibrio ácido-base del organismo y los mecanismos nerviosos que controlan la respiración son al mismo tiempo responsables del control ácido-base pues es ahí donde por la acción de la enzima anhidrasa carbónica, el ácido carbónico se convierte de nuevo en CO2  +  H2O.

 Conviene recordar que a nivel del arco aórtico y del seno carotídeo existen terminaciones nerviosas sensibles al pH y a la pCO2 de la sangre; de suerte que un aumento en cualquiera de estos parámetros envía señales al centro respiratorio bulbar a través del par X o neumogástrico, con el resultado de un aumento en la frecuencia y en la profundidad de las respiraciones. Cuando el organismo se encuentra en acidosis profunda este mecanismo es origen del signo clínico llamado la  “respiración de Küssmaul”  que consiste en una respiración rápida, profunda y ruidosa. Esta respiración tiene como resultado disminuir la pCO2 y generar con ello una alcalosis respiratoria que  “compensa”  la acidosis original.