Agua y Electrólitos

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UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DEL ESTADO DE MÉXICO 
UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL 
“C H I M A L H U A C Á N” 
 
SEMESTRE 2017 - A 
COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO 
SEGUNDO SEMESTRE 
UNIDAD DE APRENDIZAJE: BIOQUÍMICA 
FEBRERO DE 2017 
Q.B.P. Juan Luis Páez Buendía. 
 
 
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BIOQUÍMICA 
 
UNIDAD ACADÉMICA PROFESIONAL CHIMALHUACÁN 
COORDINACIÓN DE MÉDICO CIRUJANO 
AGUA Y ELECTROLITOS 
 
1. Agua, sus propiedades y características: 
a. Propiedades fisicoquímicas del agua: 
composición, densidad electrónica, 
características de dipolo, calor latente de 
vaporización, calor específico, tensión 
superficial, conductividad térmica, 
constante dieléctrica y su papel como 
solvente. 
 
2. Soluciones acuosas utilizadas en la clínica. 
a. Definición de solución molar, porcentual 
(p/v), normalidad y equivalentes químicos 
(equivalentes Na+, K+, Ca++, Cl-, suero 
solución oral). 
b. Cálculos y procedimientos para la 
preparación de las soluciones anteriores. 
c. Composición de algunas soluciones 
utilizadas en medicina: isotónica, Ringer, 
Darrow, Hartman, suero oral. 
d. Aplicación de algunas soluciones 
utilizadas en medicina: isotónica, Ringer, 
Darrow, Hartman, en pacientes con 
necesidades basales y/o con alguna 
patología (deshidratación, quemaduras, 
cardiopatías). 
 
3. Diferencias entre osmolaridad (hiper, 
hipoosmolaridad) y tonicidad (hiper, iso, 
hipotónico). 
a. Conceptos de anión, catión, electrólito, 
anfolito. 
b. Composición electrolítica de los 
compartimentos líquidos del organismo 
(líquido intracelular y plasma). 
 
AGUA: PROPIEDADES Y CARÁCTERÍSTICAS 
 
En la tierra primitiva la humedad alcanzó la 
superficie del planeta en forma de vapor, el cual fue 
emitido durante las erupciones volcánicas para 
posteriormente condensarse, regresando a la tierra en 
forma de lluvia. Al ser tan abundante en la superficie y 
debido a sus características tan singulares, el agua fue 
el medio perfecto para que la vida se desarrollara; 
muchos científicos creen que la vida surgió de un caldo 
primigenio de arcilla y agua. 
 
En la tabla periódica, la 
formación de moléculas por 
átomos con diferente 
electronegatividad 
(moléculas heteronucleares), 
brinda a las moléculas 
características particulares 
dependiendo de qué tan 
grande sea la diferencia de 
electronegatividades. De 
ésta forma, en una molécula 
heteronuclear la distribución 
de la carga eléctrica de los 
átomos que la constituyen 
será disimétrica o asimétrica, 
lo que lleva a la presencia de 
un momento dipolar 
permanente. El átomo más electronegativo (con mayor 
tendencia de atraer electrones) quedará con una carga 
parcial negativa y el menos electronegativo (con menos 
tendencia de atraer electrones) quedará con una carga 
parcial positiva. 
 
La molécula de agua se compone por un átomo 
de oxígeno y dos átomos de hidrógeno (fórmula 
química H2O) unidos por enlaces covalentes. El átomo 
más electronegativo es el oxígeno y los de hidrógeno 
son los menos electronegativos, de tal suerte que el 
oxígeno tendrá una carga parcial negativa y los átomos 
de hidrógeno una carga parcial positiva cada uno de 
ellos. La carga parcial negativa (-) del átomo de 
oxígeno es igual a la suma de las dos cargas positivas 
parciales de los átomos de hidrógeno (+). Es decir: 
O=(2-), H= (+), H=(+) en cada molécula de agua. 
Es por esto que se dice que la molécula de agua tiene 
un momento dipolar y por lo tanto presenta 
características de dipolo. 
 
 La distribución electrónica se refiere a 
probabilidades de que un electrón se sitúe más o 
menos cerca de un átomo en un momento dado, por 
ello se habla de momento dipolar. El átomo de oxígeno, 
más electronegativo que los de hidrógeno, tiene mayor 
probabilidad de tener cerca de él los electrones del 
hidrógeno, es decir, tiene una mayor densidad 
electrónica que los átomos de hidrógeno. 
Fig. 1.1 Momento dipolar 
del agua. Observe la carga 
parcial negativa del átomo 
de oxígeno (rojo) y las 
cargas parciales positivas 
de los átomos de hidrógeno 
(azul) en un solo plano. 
 
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La molécula de 
agua no tiene una 
estructura lineal (en un 
solo plano) sino que 
los átomos que la 
conforman tienen un 
ordenamiento 
tridimensional debido 
a las formas de los 
orbitales 
electrónicos 
externos del 
átomo de oxígeno 
(semejantes a los 
orbitales de 
enlace del 
carbono sp3). Es 
así como la estructura tridimensional de la molécula de 
agua se aproxima a un tetraedro: cada átomo de 
hidrógeno se sitúa en dos de los vértices del tetraedro 
y los pares electrónicos sin compartir del oxígeno se 
sitúan en los dos vértices restantes, tal y como se 
observa en la figura 1.2 El ángulo de enlace H-O-H es 
de 104.5º, mientras que un tetraedro perfecto tiene en 
enlaces de 109.5º; la diferencia se debe a la 
compresión que provocan los electrones de los 
orbitales que no forman enlaces del átomo de oxígeno. 
 
Ahora bien, es gracias al dipolo estudiado, que 
las moléculas de agua pueden interaccionar entre sí 
por medio de atracciones electrostáticas entre el átomo 
de oxígeno de una molécula de agua y el átomo de 
hidrógeno de otra. Las uniones formadas entre éstos 
átomos (recordamos, entre moléculas diferentes de 
agua) se denominan puentes o enlaces de hidrógeno 
(Fig.1.3). Comparados con otros tipos de enlaces, los 
enlaces de hidrógeno son relativamente débiles: 
requieren de poca energía para romperse. Se dice que 
el enlace de hidrógeno es 10% covalente a causa del 
solapamiento de los orbitales que participan en el 
enlace y 90% electrostático debido a la diferencia de 
cargas involucradas (cargas diferentes se atraen). La 
duración de un enlace de hidrógeno es de 
aproximadamente 1 a 20 picosegundos (10-12 s), sin 
embargo, en aproximadamente 0.1 picosegundo se 
forma nuevamente un enlace con otra molécula de 
agua en estado líquido. Las agrupaciones de corta 
duración entre moléculas de agua unidas por puentes 
de hidrógeno en fase líquida se llaman “agrupaciones 
fluctuantes” (flickering clusters). Debido a la estructura 
tridimensional de la molécula de agua, en teoría cada 
molécula de agua puede unirse a otras cuatro 
moléculas de agua vecinas, sin embargo a temperatura 
ambiente (25º C) y presión atmosférica estándar (1 
atm) las moléculas de agua están desorganizadas y en 
movimiento continuo, por lo que cada molécula forma 
enlaces de hidrógeno con aproximadamente 3.4 
moléculas de agua en fase líquida. No sucede así en el 
hielo, en donde el movimiento de las moléculas de 
agua es mucho menor que en estado líquido y cada 
molécula de agua forma enlaces con 4 moléculas de 
agua adicionales, dando lugar a una estructura reticular 
regular en donde quedan espacios entre las moléculas. 
Es por estos espacios que quedan en el agua en 
estado sólido, que el hielo tiene menor densidad que el 
agua líquida y por esto flota en ella. 
 
Aunque los enlaces de hidrógeno tienen poca 
duración, su existencia le da al agua una serie de 
propiedades que aún moléculas con estructura similar 
no pueden igualar: elevado punto de ebullición, elevado 
punto de fusión, elevado calor de vaporización, alta 
tensión superficial, elevado calor específico, alta 
conductividad térmica. Además, las características 
eléctricas de la molécula que se han mencionado 
proporcionan una elevada constante dieléctrica al agua 
y le dan propiedades disolventes excepcionales. 
 
El calor (o calor latente) de vaporización se define 
como la energía calórica necesaria para convertir 1.0 g 
de un líquido en su punto de ebullición y a presión 
atmosférica estándar en su estado gaseoso a la misma 
temperatura. Se considera una medida directa de la 
energía necesaria para superar las fuerzas de 
atracción entre moléculas en la fase líquida. Aunque 
los puentes de hidrógeno requieren poca energía para 
romperse (aproximadamente 23 kJ/mol), la suma de 
todas las interaccioneselectrostáticas entre las 
moléculas de agua, dan lugar a un elevado calor de 
vaporización en éste compuesto. El calor de 
vaporización del agua es de 2,260 J/g, mientras que el 
del metanol (CH3OH) es de 1,100: menos de la mitad. 
El de la acetona (CH3COCH3) es de 523 y el del 
cloroformo (CHCl3) es de 247. Cuando se utiliza la 
acetona para remover el barniz de las uñas se puede 
apreciar fácilmente su volatilidad y percibimos su 
aroma en el ambiente de inmediato; lo mismo sucede 
con el cloroformo, si en algún momento hemos 
trabajado con ésta sustancia, sabemos que es en 
extremo volátil y debido a sus propiedades anestésicas 
debe de manejarse con precaución. El metanol, la 
acetona y el cloroformo, aunque son moléculas 
heteronucleares no 
tienen un dipolo 
elevado como el agua 
y por lo tanto no 
forman enlaces de 
hidrógeno de la forma 
en que lo hace ésta, 
es por esto que 
requieren poca 
energía para poder 
Fig. 1.2 Estructura tetraédrica de la 
molécula de agua. Cada átomo de 
hidrógeno ocupa un vértice del 
tetraedro y los orbitales de los 
electrones no apareados del oxígeno 
ocupan los dos vértices restantes. 
Observe el ángulo de 104.5º que 
separa cada átomo de hidrógeno. 
Enlaces 
de 
hidrógeno 
Fig. 1.3 
 
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pasar del estado líquido al gaseoso, lo cual se puede 
constatar en los ejemplos mencionados. 
 
El metabolismo produce una gran cantidad de 
calor el cual debe de ser liberado por el organismo, el 
agua un el medio por el cual el calor es disipado del 
organismo. La elevada capacidad calorífica (calor 
específico) del agua, que se define como la energía 
que debe de añadirse o eliminarse para cambiar la 
temperatura del un líquido en un grado Celsius, hace 
que ésta actúe como un modulador eficaz de la 
temperatura corporal. La evaporación del agua se usa 
como un mecanismo de enfriamiento pues permite 
pérdidas elevadas de calor. A estas propiedades se 
suma la elevada conductividad térmica del agua. La 
conductividad térmica es la propiedad física que mide 
la capacidad de conducción de calor en un material o 
sustancia o bien la capacidad de transferir la energía 
cinética de sus moléculas a otras adyacentes o a 
sustancias con las que está en contacto. El agua 
facilita la disipación de calor desde áreas que utilizan 
mucha energía como el cerebro hasta la sangre y la 
reserva total de agua del organismo gracias a su 
conductividad térmica. 
 
Otra propiedad importante del agua es su 
elevada tensión superficial. La tensión superficial se 
define como la fuerza (en dinas) necesaria para romper 
una película de 1 cm de longitud. Debido a los puentes 
de hidrógeno, las moléculas de agua se unen en 
promedio a 3.4 moléculas vecinas en la fase líquida. En 
el seno del líquido cada molécula se rodea en su 
totalidad por otras y así las fuerzas se compensan; sin 
embargo, en la superficie 
no existe interacción de las moléculas de agua con el 
aire sino con las moléculas que están a los lados y 
hacia debajo de ellas, en el seno líquido. Esto permite 
la formación de una película en la superficie del agua. 
La tensión superficial del agua es de 72.8 dinas/cm, 
mientras que la del etanol es de 22.3 dinas/cm (mucho 
más baja) y la del mercurio –único metal líquido a 
temperatura ambiente- es de 465 dinas/cm, lo cual 
permite que éste metal forme agregados (gotitas) al ser 
depositado en una superficie. 
El agua funciona como un excelente 
disolvente debido a su elevada constante dieléctrica, 
es uno de los solventes más polares que existen, 
debido al momento dipolo ya explicado. “Lo polar 
disuelve a lo polar” y “lo no polar disuelve a lo no 
polar”; se dice erróneamente que el agua es el 
disolvente universal, cuando en realidad disuelve muy 
bien sustancias polares y sustancias con alguna 
polaridad. No sucede así con las sustancias no polares. 
Moléculas o partículas cargadas eléctricamente son 
fácilmente disociadas en presencia de agua. La 
ionización sucede porque las 
fuerzas coulómbicas entre las cargas opuestas son 
débiles y por lo tanto, se rompen fácilmente. Debido a 
su elevada constante dieléctrica, el agua tiene la 
capacidad de reducir las fuerzas de atracción que 
existen entre partículas de cargas opuestas o de 
reducir la repulsión entre partículas de cargas iguales. 
Las propiedades de agua mencionadas hasta 
el momento se resumen en la tabla 1.1. 
Los átomos de oxígeno y de hidrógeno del 
agua pueden interaccionar con diversos átomos de 
otras moléculas o especies que cuenten con carga. 
Por ejemplo, el hidrógeno, además de poder formar 
puentes con el oxígeno de otras moléculas de agua, 
puede unirse a átomos de diversos grupos funcionales 
como el oxígeno de un grupo carboxilo, aldehído o 
cetona o bien con el nitrógeno de un grupo amino. Esto 
permite que sustancias no polares tengan algún grado 
de solubilidad en agua además de hacer al medio 
acuoso, la matriz perfecta para que se lleven a cabo 
en ella las reacciones biológicas que involucran (entre 
otros tantos) a los grupos funcionales mencionados. Es 
así que biomoléculas que no tienen carga pero sí son 
polares como los azúcares que contienen grupos 
hidroxilo (-OH) y grupos cetona (R-CO-R) o aldehído 
(R-CO-H) se disuelven fácilmente en agua debido al 
efecto estabilizador de los enlaces de hidrógeno que se 
forman entre los grupos hidroxilo o el oxígeno 
PROPIEDADES DEL AGUA 
Parámetro Valor y Unidades 
Calor de vaporización 2,260 J/g 
Calor específico (capacidad calorífica) 1.0 kcal/kg °C 
Conductividad térmica () 0.6 W/mK 
Tensión superficial (a 20º C) 72.8 dinas/cm 
Constante dieléctrica () a 25° 78.5 Adimensional 
Fig. 1.4 Tensión superficial. 
Tabla 1.1 Algunas propiedades del agua. 
https://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_cin%C3%A9tica
https://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_cin%C3%A9tica
 
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carbonílico del azúcar y las moléculas polares de agua. 
Los alcoholes, aldehídos, cetonas y los compuestos 
que tienen enlaces N-H forman enlaces de hidrógeno 
con las moléculas de agua y tienden a ser solubles en 
ella. 
 Los compuestos que se disuelven fácilmente 
en agua se denominan hidrofílicos y los que se 
disuelven en solventes no polares como el cloroformo 
fácilmente pero no en agua se denominan hidrofóbicos 
(p. ej. lípidos y ceras). Cuando un soluto como el NaCl 
se disuelve en agua, sucede la hidratación y 
estabilización de los iones Na+ y Cl-. Las moléculas de 
agua se 
encargan de 
solvatar 
(rodear) los 
iones que 
conforman al 
NaCl: los 
átomos de 
oxígeno del 
agua (carga 
parcial 
negativa) 
interaccionarán 
con los iones Na+ mientras que los átomos de 
hidrógeno (carga parcial positiva) interaccionarán con 
los iones Cl-. La red cristalina del NaCl se destruirá 
conforme las moléculas de agua interactúen con los 
iones Na+ y Cl-, agrupándose a su alrededor. (Fig. 1.7) 
 Aunque los puentes de hidrógeno son los 
suficientemente fuertes para disolver las moléculas 
polares en agua y separar las cargas, son lo 
suficientemente débiles para permitir el movimiento de 
agua y solutos. Debido a la ya comentada pequeña 
duración de los enlaces de hidrógeno, los puentes que 
se forman entre las moléculas de agua y los solutos 
polares se disocian y restablecen de manera constante, 
lo cual posibilita que los solutos se muevan en la matriz 
acuosa y que el agua pase por conductos en las 
membranas celulares. 
 Cuando el agua interacciona con moléculas 
no polares, se da una interacción denominada “efecto 
hidrofóbico”. Las interacciones de las moléculas 
apolares con las del agua no son tan favorables como 
las interacciones entre moléculas de agua. Las 
moléculas de agua al estar en contacto con moléculas 
apolares, forman“jaulas” alrededor de éstas, 
resultando estar más ordenadas que las mismas 
moléculas libres en la disolución. Cuando las moléculas 
apolares entran en contacto, algunas moléculas de 
agua se liberan y pueden interactuar libremente con el 
resto de las moléculas de agua. El efecto hidrofóbico 
consiste precisamente en la tendencia creciente de las 
moléculas apolares de asociarse unas con otras, mayor 
que la que presentarían en otros disolventes menos 
polares. Las interacciones dadas entre las moléculas 
apolares se denominan interacciones hidrofóbicas. 
 SOLUCIONES ACUOSAS UTILIZADAS EN 
LA CLÍNICA 
 El agua y los electrolitos que contiene el 
cuerpo humano, fluyen y son reciclados continuamente. 
Mediante el mecanismo de la sed el cuerpo ingiere el 
agua que se requiere para realizar las funciones 
exigidas; en el alimento otra parte de agua es ingerida 
en menor o mayor proporción; parte del agua es 
desechada en la orina, otra más en el sudor y otro 
tanto como vapor de agua. 
 Más adelante se verá a detalle la 
composición hidroelectrolítica del organismo y los 
diversos compartimentos donde se encuentra, por el 
momento debemos de saber que el organismo es muy 
vulnerable a los cambios en el nivel de líquidos en los 
diferentes compartimentos. 
 Existen una serie de mecanismos que tienen 
por objeto impedir que se produzcan cambios graves 
de agua y electrolitos en el organismo y otros tantos 
que minimizan sus efectos. Ante la privación de la 
ingesta de agua, el ser humano fallece a los pocos días 
Fig. 1.6 Formación de puentes de 
hidrógeno entre el agua y los grupos 
hidroxilo de un alcohol. 
Fig. 1.5 Algunos grupos funcionales con los que las 
moléculas de agua pueden formar puentes de hidrógeno. 
Fig. 1.7 Solvatación de los iones Na+ (gris) y Cl- (amarillo) 
por las moléculas de agua. El hidrógeno interactúa con los 
aniones y el oxígeno con los cationes. 
 
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debido al colapso circulatorio que se produce como 
consecuencia de la depleción de agua corporal. La 
disminución del volumen de líquido extracelular y las 
consiguientes anomalías de la circulación sanguínea 
conducen rápidamente a la muerte tisular, debido a la 
carencia de oxígeno y nutrientes (del medio líquido que 
los transporta) y la incapacidad del organismo para 
eliminar los productos de desecho del metabolismo que 
aún se realiza. 
 Para comprender correctamente el tema, se 
estudiarán algunos conceptos básicos que debemos de 
manejar cuando hablamos de soluciones: conocer las 
diferentes formas de expresar la concentración de una 
solución (molar, porcentual, normal), la forma de 
expresar en equivalentes los iones más comunes en el 
organismo así como cálculos básicos relacionados con 
su preparación, para posteriormente abordar el tema 
de algunas de las soluciones de mayor uso en la 
clínica. 
 SOLUCIONES PORCENTUALES (p/v, 
MOLARES Y NORMALES), CÁLCULOS Y 
PROCEDIMIENTOS PARA SU PREPARACIÓN. 
 La masa de un átomo puede expresarse en 
cualquier unidad, en gramos por ejemplo; sin embargo, 
es difícil hablar de cantidades tan pequeñas como 
2.66X10-23 g para expresar la masa de un átomo de 
oxígeno y después utilizarlas para hacer diversos 
cálculos. En química se prefiere definir la unidad de 
forma que con ella las masas sean número mayores 
que 1. La unidad elegida es la unidad de masa atómica 
(uma) o dalton. La uma tiene un valor de 1.6604X10-24 
g, y es la doceava parte de la masa de un átomo de 
carbono-12 (C-12). Cuando expresamos en uma las 
masas de los átomos estamos hablando de pesos 
atómicos. La masa de cualquier especie química no 
atómica representada por una fórmula se puede 
expresar en unidades de masa atómica. Al sumar los 
distintos pesos atómicos de los elementos que forman 
una molécula y multiplicarlos por cada uno de los 
subíndices de la fórmula, se obtiene el peso fórmula de 
la molécula, dicho peso se denomina (en el caso de las 
moléculas) peso molecular. Por ejemplo: la molécula 
de agua (H2O) tiene un peso molecular de 18. El peso 
atómico (redondeado) del hidrógeno es 1 y el del 
oxígeno es 16 (también redondeado). Cómo la fórmula 
del agua tiene un subíndice “2” en el hidrógeno, el peso 
atómico del hidrógeno se multiplica por 2 (1X2) y dado 
que el oxígeno no tiene ningún subíndice en la fórmula, 
el peso molecular de éste no se multiplica. Así que: 2 + 
16 = 18. De ésta forma podemos calcular el peso 
molecular de diversas especies químicas. 
 Ahora bien, no podemos trabajar con átomos 
individuales en el laboratorio; siempre trabajamos con 
cantidades grandes de átomos porque es mucho más 
sencillo hacerlo, por lo tanto, para hacer reacciones 
estequiométricas en el laboratorio, trabajamos con 
moles. Un mol es la cantidad de materia de un sistema 
que contiene tantas unidades elementales como hay en 
12 g de carbono 12. Para el caso del C-12, las 
unidades elementales son átomos, y en un mol de C-12 
tenemos 6.023X1023 átomos. Dicho en otra forma: en 
12 gramos de C-12 tenemos 6.023X1023 átomos de C-
12. 6.023X1023 es el llamado número de Avogrado. 
El peso fórmula o molecular del agua es de 
18 uma; si expresamos en gramos el peso molecular 
del agua tenemos 18 g, por lo que en 18 g de agua 
tenemos un mol de agua, en un mol de agua tenemos 
6.023X1023 moléculas de agua. 
Ya se ha comentado la excelente propiedad 
disolvente del agua; cuando disolvemos una sustancia 
en agua (hacemos una solución) y conocemos la 
cantidad de agua utilizada (disolvente) y la cantidad de 
sustancia disuelta (soluto), podemos calcular la 
concentración de nuestra solución. Una solución se 
define como una mezcla homogénea de moléculas, 
átomos o iones, de composición variable. La 
composición de una disolución (la concentración) se 
puede expresar de muy diversas maneras entre las 
cuales tenemos: 
Tanto por ciento masa-volumen (%m/v ó 
p/v): Es la cantidad en masa (g) de un componente en 
100 partes de volumen (cc ó mL) de disolución. Por 
ejemplo: una disolución acuosa de NaCl al 9% p/v, 
contiene 9 g de NaCl por cada 100 mL de disolución. 
Molaridad (M): Se define como el número de 
moles de una sustancia disueltos en 1 L de disolución. 
Por ejemplo: una disolución acuosa 0.1 molar (0.1 M) 
de H2SO4 (ácido sulfúrico) contiene 9.8 g de H2SO4, es 
decir, 0.1 moles por cada litro de solución. En éste 
caso, para calcular a cuantos gramos de H2SO4 
equivalen 0.1 moles, utilizamos el peso molecular del 
H2SO4 y aplicamos una sencilla “regla de 3”. Debemos 
de considerar que: 
El peso molecular del H2SO4 es 98 porque: 
P.A. H = 1 x 2 = 2 
P.A. S = 32 
P.A. O = 16 X 4 = 64 
 
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Sumando los pesos atómicos de cada 
componente del H2SO4 tenemos: 
2+32+64 = 98 uma 
98 uma es el peso molécular del H2SO4; si 
expresamos éste peso molecular en g, tenemos 1 mol 
de H2SO4. 
 Ahora, planteamos nuestra “regla de 3”: 
98 g de H2SO4 - 1 mol de H2SO4 
 x g de H2SO4 - 0.1 mol de H2SO4 
 
 En dónde “x” es nuestra incógnita y se 
obtiene de la siguiente manera: 
x g de H2SO4 = (0.1 mol X 98 g)/1 mol 
x = 9.8 g de H2SO4 
 Para cuestiones prácticas, en los pesos 
atómicos únicamente trabajamos con una decimal y 
siempre que es posible redondeamos el valor del peso 
atómico. 
 Normalidad (N): Para hablar de normalidad, 
debemos de comprender el concepto de peso 
equivalente-gramo o comúnmente llamado equivalente. 
Sin profundizar en el fundamento teórico, tenemos que 
el número de equivalentes se calcula de diferentes 
formas para ácidos, bases y sales. En el caso de los 
ácidos, el peso fórmula del ácido se divide entre el 
número de hidrógenos reactivos de éste; para el caso 
de las bases, dividimos el peso fórmula de la baseentre el número de grupos OH que posee la molécula; 
mientras que en reacciones de precipitación un 
equivalente corresponde al cociente entre el peso 
fórmula del compuesto dividido entre la valencia del 
anión o catión que forman la molécula sin importar el 
signo de ésta, pero multiplicado por el número de 
veces que aparecen en la molécula. 
 Por ejemplo, para el H2SO4, dividimos el peso 
molecular del ácido entre “2”, que es el número de 
hidrógenos reactivos de la molécula (98/2), para el 
caso del NaOH (una base, hidróxido de sodio) 
dividimos el peso molecular del NaOH entre 1, pues la 
molécula tiene un grupo OH solamente (/1). 
Finalmente, para el K3Fe(CN)6 (ferricianuro de potasio), 
el peso molecular del ferricianuro se divide entre 3. 3- 
es la valencia del anión Fe(CN)6, debido a que 
solamente aparece una vez en la fórmula se multiplica 
por 3- (1X3-=3-); por otro lado el K siempre trabaja con 
valencia de 1+, pero cómo se encuentran tres átomos 
de éste en la molécula, se multiplica por “3” (1X3+=3+). 
Existen tablas de aniones y cationes que nos dice la 
valencia de cada uno de ellos, sin embargo no es 
importante para el médico aprenderse dichas tablas 
pues no es su campo de estudio; lo importante es que 
conozca la existencia de los equivalentes pues es un 
concepto que manejará con frecuencia. 
 Una vez obtenido el número de equivalentes, 
éste se debe de relacionar con la cantidad de agua en 
la cual éstos se disuelven, conociendo así la 
normalidad de una solución la cual se expresa en Eq/L 
de solución. Por ejemplo: Calcular cuántos gramos de 
KCl son necesarios para preparar 750 mL de una 
disolución con una concentración 1.5 N (PM KCl = 
74.55) El total de cargas positivas y/o negativas del KCl 
es de 1, por lo tanto, 1 equivalente de KCl = 74.55 
Para preparar 1 L, necesitamos 1.5 
equivalentes de KCl, pero sólo queremos preparar 750 
mL, planteamos una “regla de 3” 
1.5 eq de KCl – 1000 mL 
x eq de KCl – 750 mL 
x = 1.125 eq 
Ahora calculamos cuántos g de KCl 
representan 1.125 eq de KCl. Planteamos otra “regla 
de 3”. 
1 eq de KCl – 74.55 g de KCl 
1.125 eq de KCl - x g de KCl 
Concluimos que se necesitan 83.86 g de KCl 
para preparar 750 mL con una concentración 1.5 N de 
KCl. 
En las soluciones biológicas se utilizan 
concentraciones relativamente bajas de equivalentes, 
por lo que generalmente se utilizan los 
miliequivalentes/L de disolución (1 Eq = 1000 mEq). 
No nos referiremos con mayor detalle al 
cálculo de la concentración de diversas soluciones ni 
realizaremos ejercicios pues no es el objetivo del 
presente curso que el alumno se dedique al cálculo de 
la concentración de soluciones sino que conozca el 
concepto y lo aplique a la clínica cuando sea requerido. 
 Para concluir con ésta parte del escrito, 
debemos de saber que en la preparación de las 
soluciones mencionadas, debemos de utilizar el 
término “aforo”. Existen en el mercado matraces 
aforado que son utilizados para medir un volumen 
 
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exacto de líquido, se diferencian de los demás porque 
tienen una marca en el cuello, la cual indica el nivel 
hasta dónde deben de ser llenados para medir el 
volumen que se marca en el cuerpo de ellos. Los hay 
de diferentes capacidades y son utilizados también 
para preparar las soluciones que hemos estudiado. 
 Si queremos preparar la solución de KCl 
mencionada en el ejemplo de normalidad, debemos de 
pesar 83.86 g de KCl y colocarlos en un matraz aforado 
con capacidad de 750 mL. Posteriormente se 
adicionará el volumen de agua necesario para llegar a 
la marca del matraz (aforar) más no se adicionarán 
además 750 mL de agua puesto que el KCl también 
ocupa un volumen determinado. Es conveniente 
mencionar que generalmente se adiciona un poco de 
agua primero para disolver al soluto, se agita (con las 
precauciones debidas si se trata de ácidos, bases o 
reacciones exotérmicas) y posteriormente se afora al 
volumen deseado. 
 El Na+, K+, Ca2+ 
y el Cl- son los iones más 
frecuentemente utilizados 
en las soluciones que se 
estudiarán a continuación, 
los tres primeros son 
cationes y el Cl- es un 
anión. Sus 
concentraciones 
generalmente se expresan en mEq/L encontrándose 
sus concentraciones normales dentro de los límites de 
la tabla 1.2. La composición y concentraciones finales 
del suero solución oral se mencionarán posteriormente. 
 COMPOSICIÓN Y APLICACIÓN DE 
ALGUNAS SOLUCIONES UTILIZADAS EN 
MEDICINA: SOLUCIÓN ISOTÓNICA, RINGER, 
DARROW, HARTMAN Y SUERO ORAL. 
 Conocer la situación del equilibrio 
hidroelectrolítico es esencial para el tratamiento de 
cualquier paciente en estado grave. Las pruebas 
bioquímicas solicitadas con mayor frecuencia son las 
de sodio, potasio, cloro, urea, creatinina y calcio 
aunque a veces se añade la determinación de 
bicarbonato. Éstas pruebas proporcionan información 
muy valiosa sobre la situación hidroelectrolítica del 
paciente y su funcionamiento renal. 
 El tratamiento con soluciones intravenosas 
forma parte de la rutina de cualquier hospital, y tiene 
en general como objeto salvaguardar el equilibrio 
hidroelectrolítico de los pacientes. Cualquier médico 
debe estar familiarizado con los principios que dictan la 
administración adecuada de las soluciones disponibles 
en el mercado. Es conveniente que siempre que se 
pretenda administrar una solución intravenosa (i.v.), se 
considere: a) si el paciente requiere la administración 
de una solución i.v., b) cuál es la solución que se debe 
de administrar, c) cuál es la cantidad de líquido que se 
quiere administrar, d) a qué velocidad se debe de 
administrar la solución i.v. y e) que control se debe de 
dar al tratamiento con solución i.v. 
 Debemos de recordar que la mejor y más 
sencilla forma de administrar una solución para el 
control hidroelectrolítico es la vía oral. Administrar 
soluciones glucosadas y electrolíticas puede ayudar a 
pacientes con diarrea de origen infeccioso. No 
obstante, cuando el paciente no puede ingerir o retener 
líquidos vía oral por diversos motivos la vía intravenosa 
es la opción adecuada, o bien cuando se requiere que 
se corrija el equilibrio electrolítico de forma rápida. 
Nombre Símbolo Valores normales 
Sodio Na+ 140-145 mEq/L 
Potasio K+ 3.5-5.5 mEq/L 
Calcio Ca2+ 4.5-5.7 mEq/L 
Cloro Cl- 104-116 mEq/L 
 En lo referente a las soluciones i.v., es 
importante mencionar que tenemos dos tipos en 
general: las soluciones electrolíticas (cristaloides) y los 
sustitutos del plasma (coloides). La diferencia 
fundamental es que, las primeras se distribuyen 
fundamentalmente en el espacio extravascular y las 
segundas permanecen en el espacio intravascular. 
Gracias a la presencia de macromoléculas, los coloides 
pueden producir un paso adicional de líquido 
extravascular al espacio intravascular por lo que son 
denominados expansores del plasma o plasmáticos. En 
éste documento nos ocuparemos únicamente de las 
soluciones electrolíticas. 
 
 Solución salina isotónica. Composición: 
Cloruro de sodio, 0.9 g por 100 mL de solución. 
Composición iónica: sodio (Na+): 154 mEq/L (mmol/L), 
cloruro (Cl-): 154 mEq/L (mmol/L), alcanzando una 
osmolaridad de 308 mOsm/L. Uso: Es utilizado como 
vehículo de perfusión (administración de 
medicamentos, conservación de una vía venosa), está 
indicada para reponer líquidos y electrolitos, 
especialmente en situaciones de pérdidas importantes 
de cloro (p. ej. estados hipereméticos). 
Contraindicaciones: Debido a su elevado contenido de 
sodio y cloruro, su administración en exceso puede dar 
lugar a edemas y acidosis hiperclorémica, por lo que no 
se indica de entrada en cardiópatas ni hipertensos. No 
AFORO 
Fig. 1.8 Matraz aforado 
Tabla 1.1 Intervalo de referencia de algunos electrolitos 
 
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debe de ser utilizada en caso de retención hidrosódica, 
insuficiencia cardiaca, edema y ascitis de las cirrosis. 
Debido a que no contiene lactato ni potasio, no se 
recomienda su utilización para el tratamiento de las 
deshidrataciones severas (es preferible el lactato de 
Ringer) ni debe de utilizarse en la preeclampsia. 
Cuando no se dispone de lactato de Ringer, se puede 
utilizar una solución de glucosa al 5% añadiendo 2 g/L 
de KCl y 4 g/L de NaCl. 
 
 El sodio es el catión más importante del 
líquido extracelular; mantiene la presión osmótica y la 
concentración del líquido extracelular (LEC), el 
equilibrio ácido-básico y el de líquido, contribuye a la 
conducción nerviosa y a la función neuromuscular, 
además, tiene una importante participación en la 
secreción glandular. Los iones sodio y cloruro que se 
administran en la solución se distribuyen ampliamente 
en el organismo y se eliminan en la orina, sudor, 
lágrimas y saliva. Debe de cuidarse no sobrecargar el 
aparato circulatorio con su administración. Ésta 
solución no causa reacciones secundarias o adversas 
cuando se administra en cantidades apropiadas y no 
presenta interacciones medicamentosas y de otro 
género. 
 
 Solución de Ringer. Composición: Cada 100 
mL contiene 850 mg de NaCl, 40 mg de KCl, 34 mg de 
CaCl2 y agua inyectable c.s.p. 100 mL, equivalentes a 
147 mEq/L de Na+, 4 mEq/L de K+, 5 mEq/L de Ca2+, y 
156 mEq/L de Cl-, alcanzando una osmolaridad de 312 
mOsm/L. Uso: Está indicada como solución electrolítica 
del espacio extracelular en condiciones tales como 
depleción hidrosalina, diarreas, shock por quemaduras, 
coma diabético, fase poliúrica de la insuficiencia renal 
aguda, fístulas digestivas, intoxicaciones infantiles y 
estados post-operatorios. Contraindicaciones: Debido a 
su relativamente alto contenido de sodio deben de 
tenerse las mismas precauciones que con la solución 
salina isotónica. No se recomienda en deshidrataciones 
severas. No tiene contenido calórico. 
En general, es una solución electrolítica 
balanceada en la que parte del sodio de la solución 
salina isotónica es sustituida por calcio y potasio. Su 
indicación principal radica en la reposición de perdidas 
hidroelectrolíticas con depleción del espacio 
extravascular. 
 
 Solución de Darrow. Composición: Su 
composición varía ligeramente dependiendo del 
proveedor, sin embargo, en general contiene 61 mEq/L 
de sodio, 18 mEq/L de potasio, 51 mEq/L de cloruro y 
27 mEq/L de bicarbonato. Uso: Indicada en 
deshidratación severa. Contraindicaciones: No tiene 
aporte calórico, por lo que debe de cuidarse que no 
quede restringida la ingesta de calorías en el paciente; 
no contiene suficiente NaCl, pero sí cantidades 
adecuadas de KCl, por lo tanto, cuando se pretenda 
utilizar en periodos prolongados, debe de añadirse 
NaCl al 10 o 20% para alcanzar las concentraciones 
necesarias de NaCl (1 a 2 g de NaCl por cada L de 
solución). Es preferible el uso del lactato de Ringer 
sobre ésta solución. Algunas fuentes adicionan a la 
fórmula 8 g de lactato sodio por litro de solución; en 
éste caso puede utilizarse para la corrección de los 
estados de alcalosis o de acidosis metabólica. De no 
ser así, su uso queda restringido para la terapia por 
insuficiente ingestión de líquidos y electrolitos, excesiva 
eliminación de éstos (sudoración, fiebre, etcétera), 
pérdidas patológicas (vómito, diarrea, quemaduras, 
toxicosis infantil y succión gástrica). 
 Solución de Hartman (Ringer-Lactato). 
Composición. Cada 100 mL contiene 0.600 g de NaCl, 
0.030 g de KCl, 0.020 g de CaCl2 dihidratado y 0.310 g 
de lactato de sodio, equivalentes a 130 mEq/L de Na+, 
4 mEq/L de K+, 2.72-3 mEq/L de Ca2+, 109 mEq/L de 
Cl- y 28 mEq/L de lactato. Uso: Ésta solución está 
recomendada en casos de deshidratación isotónica y 
acidosis moderada por vómito, diarrea, fístulas, 
exudados, traumatismos, quemaduras, estado de 
choque, cirugía y mantenimiento del balance 
hidroelectrolítico. Contraindicaciones: Su uso excesivo 
produce edema pulmonar en pacientes con 
enfermedades cardiovasculares y renales, pero en 
dosis adecuadas no presenta estos efectos. Se 
contraindica en alcalosis grave e hipercalcemia. 
 
 Es un líquido con pH de 6 a 7.5 que contiene 
electrolitos esenciales en el organismo, se emplea 
cuando existe pérdida de agua y sustancias básicas y 
para mantenimiento del equilibrio hidroelectrolítico. 
Debido a su composición, debe de utilizarse con 
precaución en edema pulmonar, enfermedades 
cardiopulmonares y renales, hipertensión arterial, 
insuficiencia cardiaca, toxemia del embarazo y 
lactancia. 
 
 El lactato que contiene la solución es 
transformado en bicarbonato, permitiendo así el 
combate de la acidosis metabólica (si la hemodinamia y 
la función hepática son normales). Hay que tener 
cuidado debido a que en el mercado hay algunas 
marcas que no contienen lactato. En su uso 
prolongado, por más de 2 a 3 días, es necesario un 
aporte potásico suplementario a razón de 1 o 2 g de 
KCl por litro. La solución puede utilizarse en los shocks 
hemorrágicos a condición de perfundir 3 veces el 
volumen perdido. 
 
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Abundando en el papel del lactato, éste se 
produce naturalmente y es metabolizado por el hígado, 
ya sea a bicarbonato o glucógeno. La formación de 
glucógeno a partir de lactato se ve estimulada por la 
necesidad del cuerpo de una energía extra, tras la 
utilización de la glucosa disponible, lo que normalmente 
ocurre con el ejercicio. Por el contrario, el lactato se 
convierte en bicarbonato cuando el equilibrio ácido-
base del cuerpo se altera como una consecuencia de la 
deficiencia de bicarbonato (acidosis metabólica). Para 
formar bicarbonato, el lactato es hidrolizado lentamente 
a dióxido de carbono y agua, que luego se convierte a 
bicarbonato mediante la adición de un ión de 
hidrógeno. Por lo tanto, las acciones de lactato de 
sodio imitan los de bicarbonato de sodio. 
 
La solución disminuye la concentración de 
proteínas plasmáticas con aumento de la presión 
hidrostática, lo que provoca el paso rápido de agua y 
electrólitos a través de los capilares y hace que 
aumente el volumen de líquido intersticial, sin modificar 
el líquido intracelular; los cationes fuera de la célula 
permanecen constantes y no existe fuerza osmótica 
que provoque el paso de agua a través de la 
membrana celular. Mantiene el equilibrio hídrico, 
electrolítico y osmótico de los electrólitos esenciales. 
Restituye las concentraciones de cloruro, de calcio, de 
potasio y de sodio; además, proporciona lactato de 
sodio que corrige la acidosis metabólica. 
 
Los componentes de la solución se 
distribuyen en todos los líquidos y tejidos corporales y 
se eliminan en la orina. El exceso de iones bicarbonato 
que resulta de la administración de lactato de sodio, se 
excretan en la orina causando su alcalinización. Esta 
alcalinización disminuye la absorción renal y aumenta 
la eliminación de ciertos medicamentos, intoxicantes, 
ácidos débiles y pigmentos en la sangre. No hay 
excreción de lactato inalterado. 
 
Suero oral. Composición. Cada sobre con polvo 
contiene 20 g de glucosa, 1.5 g de KCl, 3.5 g de NaCl y 
2.9 g de citrato trisódico dihidratado. Uso: 
Rehidratación por vía oral en casos de diarrea y 
deshidratación con hiponatremia, hipocloremia o 
hipokalemia. Contraindicaciones: No debe de utilizarse 
como terapia de base en deshidratación grave. Debe 
de utilizarse con precaución en obstrucción intestinal 
de cualquier etiología y en presencia de vómito 
incoercible, íleo paralítico, perforación y obstrucción 
intestinal. En pacientes con cólera se recomienda la 
fórmula de osmolaridad baja. 
 
Las pérdidas exageradas de agua y 
electrolitos (vómito, diarrea, fiebre, etc.) producen 
deshidratación isotónica; la rehidratación oral tempranaes muy eficaz para disminuir la morbilidad y mortalidad 
por estos padecimientos. Las soluciones de 
osmolaridad baja mejoran la absorción neta de agua en 
el organismo y restablecen el equilibrio electrolítico en 
el cuerpo. Es importante recordar la vía de 
administración al paciente (vía oral). Su ingesta puede 
causar náusea y vómito, desequilibrio electrolítico, 
hipernatremia e hiperpotasemia, con fórmula de 
osmolaridad normal. Puede provocar hiponatremia en 
pacientes con cólera a los que se les administra la 
fórmula de osmolaridad baja. 
 
La fluidoterapia intravenosa está indicada en 
todas aquellas situaciones en las que existe una severa 
alteración de la volemia, del equilibrio hifroelectrolítico 
o ambos, y que requieren medidas de actuación 
urgentes encaminadas a restaurar la volemia y el 
equilibrio hidroelectrolítico alterado. De forma 
sindrómica se recogen en la siguiente lista: 
 
Shock Hipovolémico 
 Hemorrágico 
 No hemorrágico (quemaduras, 
deshidratación, 3er espacio) 
Depleción de líquido extracelular 
 Vómitos 
 Diarreas 
 Fístulas 
 Ascitis (3er espacio) 
 Íleo 
 Trastornos renales 
Depleción Acuosa 
 Reducción ingesta: coma 
 Aumento de pérdidas (Sudoración excesiva, 
Diabetes insípida, Ventilación mecánica, etc.) 
Depleción Salina 
 Diuréticos 
 Nefropatías 
 Pérdidas digestivas 
 Insuficiencia suprarrenal aguda 
Hipernatremia 
 Causas renales 
 Causas extrarrenales 
 Diabetes insípida 
 
En resumen, no existe un protocolo general exacto 
de fluidoterapia intravenosa, para cada cuadro clínico: 
1. las pautas de fluidos deben ser ajustadas a cada 
caso individualmente, 2. pautar líquidos en función de 
los déficit calculados, 3. ajustar especialmente en 
situaciones de insuficiencia orgánica (insuficiencia 
cardíaca, insuficiencia renal aguda, insuficiencia 
hepática), 4. seleccionar adecuadamente el fluido para 
 
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cada situación clínica, 5. revisar el balance diario de 
líquidos, ajustando según aporte y pérdidas, 6. evitar 
soluciones hipotónicas en situaciones de hipovolemia 
por incrementar el volumen extravascular y evitar 
soluciones glucosados en enfermos neurológicos ya 
que se comportan como hipotónicos y pueden 
favorecer la aparición de edema cerebral, 7. 
monitorizar hemodinámicamente en enfermos crónicos 
sometidos a fluidoterapia intensiva: presión arterial, 
diuresis/hora, FC, PVC, ionograma, osmolaridad, etc. 
 
DIFERENCIAS ENTRE OSMOLARIDAD (HIPER, 
HIPOOSMOLARIDAD) Y TONICIDAD (HIPER, ISO, 
HIPOTÓNICO). 
 
El agua y sus constituyentes disueltos forman la 
mayor parte del cuerpo y determinan la naturaleza de 
casi todos los procesos fisiológicos. Aproximadamente 
el 60% del peso corporal es agua, pero varía entre el 
50 y el 70% dependiendo del contenido en grasas del 
sujeto. Como las grasas tienen muy poca agua, los 
individuos con mayor contenido en grasas tendrán un 
porcentaje menor del peso corporal en agua. 
 
En el organismo los diferentes compartimentos 
tienen una composición variada en cuanto a agua, 
sales, proteínas, y otros solutos. Las moléculas de 
agua tienden a moverse desde una región de elevada 
concentración de agua a una de menor concentración. 
Cuando tenemos un sistema de dos disoluciones 
acuosas separadas entre sí por una membrana 
permeable al agua pero no a los solutos, las moléculas 
de agua fluyen de acuerdo al principio mencionado 
(desde la solución de mayor concentración de agua a 
la de menor concentración). La presión osmótica se 
define entonces como la fuerza necesaria para evitar 
que el agua pase de una solución de mayor 
concentración de agua a una de menor concentración. 
La presión osmótica se simboliza con la letra Π y está 
dada por la ecuación: 
 
Π = icRT 
 
En dónde R es la constante de los gases ideales, 
T la temperatura absoluta, e ic es la osmolaridad de la 
solución, producto del denominado factor de van’t Hoff 
(i) y la concentración molar del soluto (c). En los 
solutos no ionizables, i = 1, mientras que en los 
ionizables como por ejemplo el NaCl i = 2. Para 
disoluciones de varios solutos, Π es la suma de las 
contribuciones de cada especie disuelta. 
 
La osmolaridad mide el gradiente efectivo para el 
agua asumiendo que el soluto osmótico no atraviesa la 
membrana. Es simplemente una cuenta del número de 
partículas disueltas. Una solución 300 milimolar de 
glucosa, una solución 300 milimolar de urea, y una 
solución 150 milimolar de NaCl tienen la misma 
osmolaridad. 
 
La tonicidad es un término funcional que describe 
la tendencia de una solución para provocar la 
expansión o contracción del volumen intracelular. Dos 
soluciones son isoosmóticas cuando tienen el mismo 
número de partículas disueltas, independientemente 
del agua que pueda pasar a través de una membrana 
que las separe. Dos soluciones son isotónicas cuando 
no producen movimiento de agua a través de la 
membrana, independientemente del número de 
partículas que tengan disueltas. 
 
Las membranas plasmáticas son más permeables 
al agua que a la mayor parte del resto de las moléculas 
pequeñas, iones y macromoléculas porque en la 
membrana hay canales de naturaleza protéica 
denominados acuoporinas, los cuales permiten el paso 
de agua selectivamente. De esta manera, se dice que 
las 
disoluciones 
de igual 
osmolaridad 
que el citosol celular son isotónicas con respecto a esa 
célula. Una célula que se rodea de una solución 
isotónica, no pierde ni gana agua; si se encuentra en 
una solución hipertónica el agua sale debido a la menor 
concentración de agua que hay en el medio por lo que 
la célula se encogerá; finalmente, en solución 
Fig. 1.9 Isotonicidad, hipotonicidad e 
hipertonicidad. Tomado de Lehninger, 
Principles of Biochemistry, Sixth Edition, 2013. 
 
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hipotónica el agua entrará a la célula debido a que en 
el medio extracelular hay mayor concentración de agua 
que en el interior de la célula, la cual tiende a hincharse 
y finalmente, si es muy alta la hipotonicidad de la 
solución a romperse (lisarse). 
 
La presión osmótica determina la distribución de 
agua en el espacio intracelular y el extracelular, de 
manera que en cada uno de ellos un soluto actuará 
como determinante principal de la presión osmótica, 
reteniendo agua. Así, el sodio es el principal osmol 
extracelular y el potasio, intracelular. Las proteínas 
plasmáticas lo son del espacio intravascular. La 
osmolalidad plasmática se define pues como el número 
total de partículas osmóticamente activas por litro de 
solución, tomando la osmolalidad normal del líquido 
extracelular humano valores entre 280-294 mOsm/kg. 
La variación de la presión osmótica en un 
compartimento llevará a una nueva distribución de 
agua. Un valor superior a 295 mOsm/kg indica que la 
concentración de partículas es muy elevada o que hay 
un contenido escaso de agua. Esta situación se llama 
déficit de agua. Un valor inferior a 279 mOsm/kg revela 
que hay muy pocos solutos para la cantidad de agua o 
mucha agua para la cantidad de soluto, dando lugar a 
una situación de exceso de agua. 
 
CONCEPTOS DE ANIÓN, CATIÓN, 
ELECTRÓLITO, ANFOLITO. 
 
Son muchos los solutos disueltos en la matriz 
acuosa del organismo, muchos de ellos son 
electrolitos. Un electrolito es cualquier sustancia que 
contiene iones libres, que se comportan como un 
medio conductor eléctrico. (Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Cl-, 
HPO42-, HCO3-.) Provienen de compuestos iónicos, que 
en disolución acuosa conducen la corriente. El cloruro 
de sodio (NaCl) por ejemplo, es un compuesto iónico 
formado eléctricamente neutro, como todas las 
moléculas; los nodos de su red cristalina están 
ocupados por iones que son atraídos entre sí por 
fuerzas eléctricas; en disolución éstos iones se separan 
en partículas atómicas con carga positiva(cationes) 
que en el caso del NaCl es el ión sodio (Na+) y 
partículas atómicas con carga negativa (aniones) que 
en el mismo caso es el ión cloruro (Cl-). 
Existen especies químicas que puede actuar en 
disolución como un ácido o como una base, 
predominantemente en pH neutro, dichas sustancias 
son denominadas anfolitos o electrolitos anfolitos. 
Como ejemplo de éstas sustancias están los 
aminoácidos, que tienen un grupo funcional que les da 
propiedades ácidas (carboxilo) y otro que les da 
propiedades básicas (amino). 
COMPOSICIÓN ELECTROLÍTICA DE LOS 
COMPARTIMENTOS LÍQUIDOS DEL ORGANISMO 
(LÍQUIDO INTRACELULAR Y PLASMA). 
 
La composición en cuanto a solutos es diferente 
en el medio intra y extracelular, esto es debido a los 
sistemas de transporte que expelen o acumulan solutos 
específicos en la célula. 
El sodio, calcio, bicarbonato y cloro, abundan en 
los líquidos extracelulares mientras que el potasio, 
magnesio y fosfato abundan en el espacio intracelular. 
Otros solutos como la glucosa, se encuentra en 
cantidades significativas en el espacio extracelular, 
mientras que en el interior de la célula se degrada 
rápidamente. Por otro lado, existen solutos como la 
urea, cuya concentración es similar en todos los 
espacios corporales pues atraviesa libremente la 
mayoría de las membranas celulares. Las proteínas 
intravasculares no atraviesan la pared vascular. Son 
las encargadas de crear la denominada presión 
oncótica (presión osmótica ejercida por las proteínas). 
 
Cómo ya se mencionó, el agua representa 
aproximadamente el 60% del peso corporal, del cual un 
40% corresponde a líquido intracelular y un 20% a 
líquido extracelular, (16% a líquido intersticial, 4-5% a 
líquido intravascular y aproximadamente un 1% a un 
tercer compartimento: el líquido transcelular que 
incluye el LCR, líquido del espacio gastrointestinal, 
sinovial, pleural y peritoneal.) 
 
La libre permeabilidad de las paredes capilares al 
agua y pequeños solutos (Na, K, Cl, Ca, etc.) hace que 
las determinaciones de las concentraciones de estos 
iones en suero, se consideren equivalentes a las del 
medio intersticial o extracelular en conjunto. De esta 
manera, por ejemplo, podemos solicitar al laboratorio 
una determinación de Na+ en suero para evaluar la 
concentración de éste catión en el líquido intersticial. 
 
Cómo se ha podido estudiar, el agua y los 
diversos solutos que se encuentran disueltos en ella, 
permiten que el organismo pueda realizar innumerables 
funciones y mantener de esta forma la homeostasis 
Fig. 1.10 Distribución del agua en el organismo. 
 
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necesaria para la supervivencia del mismo. Cada 
propiedad del agua es aprovechada por el cuerpo para 
maximizar y dar la mayor eficiencia posible a cada 
proceso. Comprender las interacciones del agua con 
las moléculas del organismo, nos permitirá comprender 
de mejor manera los procesos bioquímicos que se 
revisarán en el presente curso. 
 
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