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Control de la anestesia
III
K
eq
H
2
O= [H
+
] [OH
−
]
La molaridad del agua es muy elevada, 55,5M («hay mucha
agua en el agua»). Como la concentración del agua y K
eq
son cons-
tantes, la constante de disociación del agua en sus productos iónicos
se puede expresar como sigue:
K
eq
H
2
O=K
eq
(55,5) =Kw
9
= [H
+
] [OH
−
]
La implicación es que las concentraciones relativas de los
iones de hidroxilo e hidrógeno son constantes, por lo que cuando
hay un aumento de la concentración de iones de hidrógeno hay
una disminución simultánea de la concentración de iones de
hidroxilo, y viceversa.
Se considera que el agua pura es neutra porque las concen-
traciones relativas de iones de hidrógeno e hidroxilo son iguales.
Se considera que una solución es ácida si la concentración de iones
de hidrógeno es mayor que la de iones de hidroxilo ([H
+
]
>
1,0×10
−7
mmol/l, [OH
−
]
<
1,0×10
−7
mmol/l). Se considera que
una solución es alcalina si la concentración de iones de hidroxilo
es mayor que la concentración de iones de hidrógeno.
Ácidos y bases
El concepto de ácidos y bases es relativamente nuevo. En la primera
parte del siglo xx se sabía que en las enfermedades graves el con-
tenido de CO
2
de la sangre disminuía. En 1831 O’Shaughnessy
identificó la pérdida de «carbonato sódico» de la sangre como un
trastorno fundamental en pacientes que morían de cóler
a 2 .Actual-
mente sabemos que la pérdida de bicarbonato se relacionaba con
la hiperventilación y la amortiguación de los iones de hidrógeno
libres en estados disóxicos o dismetabólicos. En 1909 Henderso
n 6acuñó el término
equilibrio acidobásico
. Pudo definir este proceso
en relación con el equilibrio del ácido carbónico, trabajo que pos-
teriormente mejoró Hasselbalch en 191
6 7. Esencialmente, su
método describía el equilibrio acidobásico en relación con la ecua-
ción de hidratación del CO
2 4 ,la única prueba de química clínica
de que se disponía en aquel momento:
CO
2
+H
2
O
→
H
2
CO
3
→
H
+
+HCO
3
−
pH=p
K
a
+ log
[
[HCO
3
−
]/[H
2
CO
3
]
]
CO
2
total = [HCO
3
−
]+[CO
2
disuelto]+[carbamino CO
2
]
+ [H
2
CO
3
]
≈Pco
2
×0,03 mmol CO
2
/l/mmHg
por lo que, sustituyendo la ecuación previa:
pH=6,1+ log
[
[HCO
3
−
]/Pco
2
×0,03
]
, la ecuación de
Henderson-Hasselbach
En 1903, la revolucionaria teoría de Arrhenius (1859-1927)
estableció las bases de la química acidobásica. En una solución
acuosa, un ácido de Arrhenius es cualquier sustancia que libera un
ion de hidrógeno hacia la solució
n 2. Una base es cualquier sustan-
cia que libera un ión de hidroxilo hacia la solución. Debido a su
elevada constante dieléctrica, el agua es una solución muy ioni-
zante. Las sustancias con enlaces polares se disocian en sus partes
componentes (se disuelven) en el agua. El cloruro de hidrógeno
(HCl) es un ácido, y el hidróxido potásico (KOH) es una base.
El grado de disociación de las sustancias en el agua deter-
mina si son ácidos fuertes o bases fuertes. El ácido láctico, que tiene
una constante de disociación iónica (p
K
a
) de 3,4, está completa-
mente disociado a pH fisiológico y es un ácido fuerte. Por el con-
trario, el ácido carbónico, que tiene una p
K
a
de 6,4, esta disociado
incompletamente y es un ácido débil. De forma similar, se consi-
dera que iones como el sodio, el potasio y el cloruro, que no se unen
fácilmente a otras moléculas, son iones fuertes: aparecen libres en
solución. En cualquier solución la constante de disociación iónica
del agua, K
W
', señala que el cociente relativo de [H
+
] respecto a
[OH
−
] siempre debe ser constante, y siempre se debe conservar la
neutralidad eléctrica. En consecuencia, los cationes fuertes (Na
+
,
K
+
, Ca
2+
, Mg
2+
) actúan como bases de Arrhenius (porque extraen
hidroxilo de la solución y aportan hidrógeno, para mantener la
neutralidad eléctrica), y los aniones fuertes (Cl
−
, LA
−
, cetonas,
sulfato y formato) actúan como ácidos de Arrhenius.
Las soluciones acuosas, como las de amoníaco (NH
3
), carbo-
nato sódico (Na
2
CO
3
) y bicarbonato sódico (NaHCO
3
), son bases,
pero ninguna es un hidróxido. En 1923, Brønsted y Lowry propu-
sieron una teoría ampliada de los ácidos y las bases. Definieron los
ácidos como donantes de protones y las bases como aceptadores de
protones. Todos los ácidos y bases de Arrhenius eran también ácidos
y bases de Brønsted-Lowry. El abordaje de Brønsted-Lowry explica
la peculiar conducta del CO
2
y el amoníaco, como sigue:
NH
3
+H
2
O
↔
NH
4
+OH
−
En esta situación el agua es el donante de protones, el ácido
de Brønsted-Lowry, y el amoníaco es el aceptador de protones, la
base de Brønsted-Lowry. Por el contrario, se puede considerar la
siguiente reacción:
HCl +H
2
O
→
H
3
O
+
+Cl
−
En esta reacción el cloruro de hidrógeno actúa como ácido
de Brønsted-Lowry, y el agua actúa como base de Brønsted-Lowry:
CO
2
+H
2
O
↔
H
2
CO
3
↔
H
+
+HCO
3
−
En esta reacción el CO
2
se hidrata a ácido carbónico, un
ácido de Brønsted-Lowry, que posteriormente se disocia en hidró-
geno y bicarbonato.
Abordaje de Stewart
Determinantes de la acidez o alcalinidad
de una solución
El líquido extracelular (LEC) es una solución que contiene muchas
moléculas diferentes que influyen directamente en la disociación
del agua. Es poco cómodo utilizar la concentración molar de hidró-
geno/hidróxido para reflejar la acidez y alcalinidad relativas de una
solución. La escala de pH, desarrollada por Sorenson en la década
de 1920, es un dispositivo sencillo para la cuantificación de los
ácidos. Se desarrolló la escala de pH utilizando el logaritmo nega-
tivo de la concentración de iones de hidrógeno. El pH neutro del
agua pura es 7,0 (1,0×10
−7
mmol/l). El pH fisiológico del LEC es
7,4, que es alcalino. Por convención nos referimos a acidez y alca-
linidad relativas desde este punto de partida. Si el pH es mayor de
7,4 el LEC es alcalino (en relación con lo normal), y si el pH es
menor de 7,4, el LEC es ácido (en relación con lo normal). El pH
del espacio intracelular es 6,8-7,0, y permanece constante aunque
haya cambios importantes del pH extracelular. No está claro el
motivo de la diferencia de acidez entre los espacio
s 8,9.
Para determinar la concentración de iones de hidrógeno del
LEC el investigador debe analizar los equilibrios de disociación de
todos los compuestos iónicos disociados de forma completa o
parcial y debe aplicar tres reglas sencillas, que son las siguientes: