En el articulo “El mol en química y medicina” hemos visto tres conceptos fundamentales: 1.- el Numero de Avogadro corresponde al numero de ítems en un mol, siendo este igual a 6.02 x 10²³; 2.- un mol corresponde a un grupo de átomos, moléculas, o unidades de formula que contiene 6.02 x 10²³ de tales ítems; y 3.- una masa molar es la masa de un mol de un determinado elemento o compuesto, siendo equivalente al peso de la formula expresado en gramos.

 

Hemos mencionado que a pesar de su enorme importancia en la ciencia, el mol como unidad es inconvenientemente grande. Lo se perfectamente porque a lo largo de los últimos cuarenta años he trabajando estrechamente - como medico especialista y profesor universitario - con las unidades que se mencionan en este articulo. De hecho, y a fines prácticos, resulta mucho mas apropiado utilizar tres unidades mas pequeñas pero muy útiles: el milimol, el miliosmol, y el miliequivalente. 

 

Esta claro que al recurrir a cualquier libro de bioquímica, fisiología, o medicina moderno las paginas suelen estar colmadas de tres abreviaturas que suelen causar cierta dificultad y confusión en la mente del estudiante no versado en el tema: 1.- el milimol (mM.); 2.- el miliosmol (mosM.).; y 3.- el miliequivalente (mEq.). A menudo, tales abreviaturas suele ser contempladas por las personas no especializadas con relativa incomprensión e incluso aversión. No obstante, y a continuación, intentaremos aclarar el panorama de la forma mas sencilla y didáctica posible.

 

El Milimol (mM.)

 

El milimol (mM.) es la milésima parte de un mol y tiene una razón fundamental de existencia: que todos los átomos no pesan lo mismo. Toda reacción química tiene lugar por la unión de una sustancia con otra; de átomo con átomo, pesen mas o pesen menos, sean mas grandes o sean mas pequeños. Así, lo que importa al enfrentarlos para que reaccione, no es el peso de la sustancia que pongamos, sino el numero de átomos contenidos en tal peso. 

 

Metafóricamente hablando, y al igual que al enfrentar dos equipos de futbol: A y B, lo que en realidad cuenta es el numero de jugadores que cada equipo pone en la cancha y no el peso total de los jugadores de cada equipo. Si el equipo A pone once jugadores sobre el césped y el B solo cinco, habrá una clara ventaja a favor del equipo A y una desventaja en contra del equipo B. Esta claro que el equipo A y el equipo B no están neutralizados, y por lo tanto la cancha estará inclinada a favor de uno y en contra del otro.  

 

Químicamente hablando, si tomamos el mismo peso de una sustancia A de peso atómico elevado (formado un átomo voluminoso de 4 kg) y la combinamos con igual peso de otra sustancia B de peso atómico bajo (formado por cuatro átomos pequeños de 1 kg), nos encontramos con que una vez realizadas las uniones químicas no hemos conseguido neutralizar una sustancia con otra. En tal caso quedaran libres y sin unirse tres átomos de la sustancia B equivalentes a 3 kg. Por lo tanto la aquí “la cancha” también estará inclinada. Ahora bien, ¿que podemos hacer para que no nos sobren tres átomos de 1 kg cada uno?

 

Podemos hacer que, como cada átomo de 4 kg pesa lo mismo que cuatro átomos de 1 kg, pondremos cuatro veces el peso de la sustancia de átomos de 4 kg (sustancia A) frente a una vez el peso de la sustancia de átomos de 1 kg (sustancia B). El resultado es que de esta manera conseguiremos enfrentar el mismo numero de átomos de ambas sustancias. Expresado en kilogramos tendríamos 4 x 4 = 16 kg de sustancia A por 1 + 1 + 1 + 1 = 4 kg de sustancia B. De esta manera no quedarían átomos sueltos.

 

Ahora bien, para pesar los átomos recurrimos a una cantidad relacionada con el peso del átomo mas simple y ligero de todos, el hidrogeno. Este átomo es el único que admite una solución analítica exacta desde el punto de vista de la mecánica cuántica. Está formado por un solo protón en su núcleo (que contiene más del 99,945 % de la masa del átomo), y un solo electrón (1836 veces menos masivo que el protón) - que orbita a su alrededor.

 

Pues bien, al átomo de hidrogeno se le da el valor de 1. Como todos los demás átomos están formados por combinaciones múltiples de este, se ve cuantas veces lo están y por tanto cuantas veces pesan el átomo de hidrogeno: sodio (x 23 veces mas); cloro (35 veces mas); potasio (39 veces mas). A estos valores, por referirse a relaciones de peso entre los átomos se les denomina “pesos atómicos” de tal forma que el hidrogeno posee un peso atomico de 1, el sodio de 23, el cloro de 35 y el potasio de 39.

 

De esta manera, y para mantener la proporción cuando los ponemos en contacto, 1 gramo de hidrogeno tendría el mismo numero de átomos que 23 gramos de sodio y 35 gramos de cloro, o 39 gramos de potasio. Por consiguiente, el “átomo gramo” no es otra cosa que el “peso atómico expresado en gramos” donde: 1 átomo gramo de hidrogeno equivale a 1 gramo de hidrogeno, 1 átomo gramo de sodio equivale a 23 gramos de sodio, etc. Siguiendo esta regla las cantidades de los respectivos se neutralizan con alta precisión. 

 

Como muchos de estos átomos se encuentran unidos formando moléculas como cloruro de sodio (cloro 35 gramos + sodio 23 gramos) la molécula pesara un total de 58 gramos. Pero ¿58 gramos de que? A igual que el peso atómico es expresado en gramos a modo de “átomo gramo,” el peso de la molécula también puede ser expresado en gramos a modo de “molécula gramo” o “mol.” Es de esta secuencia de eventos de donde deriva el concepto de “mol” y significa el peso molecular o bien “molécula gramo.”

 

De esta manera, y en semejanza a lo que sucede con los átomos individuales, todas las moléculas gramos tendrán el mismo numero de moléculas y habremos podido encontrar una unidad que nos exprese el numero de moléculas de una sustancia que hay en un determinado lugar. Además, al conocer la relación de moléculas gramos de dos sustancias podremos conocer la proporción de moléculas que hay de una y de otra. 

Tomemos por ejemplo dos soluciones: solución A contiene 2 moles de cloruro de sodio, y solución B contiene 2 moles de cloruro potasio. Un mol de cloruro de sodio pesa 58 gramos y un mol de cloruro potásico pesa 74 gramos, por lo tanto 58 x 2 = 116 y 74 x 2 = 148. El concepto de mol hace que las relaciones entre los átomos y moléculas se equiparen tan fácilmente y de forma instantánea. 

 

De esta manera sabemos que habrá exactamente la misma cantidad de moléculas de ambas, aunque en realidad en peso habrá menos cantidad de solución A que de solución B, ya que la solución A tendrá 116 gramos (molécula gramos) de cloruro de sodio y la B 148 gramos (molécula gramos) de cloruro de potasio. Este concepto nos permite transformar gramos en moles y moles en gramos.

 

Ahora bien, como para usos químicos, biológicos, bioquímicas, y médicos el mol resulta ser una unidad demasiado grande para ser utilizada eficazmente, se suelen utilizar fracciones o decimales de empleo engorroso, generalmente se utiliza una unidad mil veces menor al mol. Tal unidad es el milimol (mM.). El milimol se utiliza con respecto al mol de forma semejante a como el miligramo se utiliza con respecto al gramo. Simplemente representa una unidad mil veces mas pequeña que el mol o el gramo. El milimol (mM.), siendo una unidad pequeña, permite que se le saque muchísima partida científica en forma del miliosmol (mosM.). A continuación detallamos tal procedimiento.

 

El Miliosmol (mosM.)

 

Siguiendo la Ley y en Numero de Avogadro, sabemos que siempre que de una sustancia tomemos el mismo numero de milimoles (mM) tendremos el mismo numero de moléculas. De esta manera 1 mM de cloruro de sodio tendrán el mismo numero de moléculas que 1 mM de cloruro de potasio, y 2 mM de cloruro de sodio tendrán el mismo numero de moléculas que 2 mM de cloruro de potasio.

Todas aquellas propiedades que se deriven del numero de moléculas podrán ser comparadas con estas unidades. Lo mismo sucede con la presión osmótica. 

 

El fenómeno de “osmosis” significa empujar o impulsar. Corresponde as un fenómeno físico relacionado con el movimiento de un disolvente a través de una membrana semipermeable. Tal comportamiento supone una difusión simple a través de la membrana, sin gasto energético. La ósmosis del agua es un fenómeno biológico importante para el metabolismo celular de los seres vivos. 

 

Las primeras investigaciones sobre la presión osmótica fueron realizadas en 1748 por el abad francés Jean Antoine Nollet (1770-1770), cuando era profesor de física en el colegio de Navarra, quien descubrió la existencia de las membranas semipermeables. Nollet obtuvo una membrana a partir de una vejiga de cerdo, colocó alcohol a un lado y agua al otro, y observó que el agua fluía a través de la vejiga para mezclarse con el alcohol, pero el alcohol no lo hacía

 

La “presión osmótica” es la presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable. Tal presión es una de las cuatro propiedades coligativas de las soluciones. Tales propiedades son aquellas de las soluciones y sus componentes que dependen únicamente del número de moléculas de soluto no volátil en relación al número de moléculas de solvente y no de su naturaleza. 

 

Lo que se conoce como “osmolalidad” corresponde a la concentración de las partículas osmóticamente activas contenidas en una disolución, expresada en osmoles o en miliosmoles por kilogramo de disolvente.

 

Es importante tener en cuanta los siguientes datos referentes a la osmolalidad corporal: 1.- la osmolalidad normal de los líquidos corporales es de 280-294 mosM./kg de peso corporal; 2.- las osmolalidades intracelular y extracelular son siempre iguales y su valor nos indica el nivel de hidratación general del organismo o lo concentrado que están los líquidos corporales; 3.- el agua difunde de las zonas de menor osmolalidad a las de mayor osmolalidad; y 4.- el liquido intracelular refleja rápidamente los desequilibrios extracelulares debido al equilibrio omótico.

 

Como es sabido, la presión osmótica esta en función del numero de moléculas que existen en una solución, y así con esta nueva unidad podemos ver la relativa acción de dos soluciones a diferente concentración siempre que se trate de moléculas que no se disocien o que el grado de disociación sea el mismo. Por “grado de disociación” se entiende la proporción de moléculas que se destruyen al disolver una sustancia, quedando los dos átomos componentes normales de la molécula cargados eléctricamente, constituyendo iones. De esta manera dos moles (M) de cloruro de sodio disueltos en agua producirán una presión osmótica doble que la que produciría un mol (M) de cloruro de potasio.

 

No obstante, tales cantidades de cloruro de sodio (peso molecular 58, donde 1M = 58 gramos y 2M = 116 gramos) y cloruro de potasio (peso molecular 74, donde 1M = 74 gramos y 2M = 148 gramos) expresadas exclusivamente en gramos, solo nos da el peso molecular pero no nos indican nada sobre la presión osmótica existente entre ambas cantidades. 

 

Esto nos lleva al concepto de una nueva unidad que se suele utilizar con gran frecuencia. El osmol (osM.). Tal unidad sirve para definir la presión osmótica de una solución de cualquier substancia no disociable que contenga un mol (molécula gramo) disuelto en un litro de agua destilada. A las soluciones de esta concentración se les denomina “soluciones normales” y se representan por el símbolo “N.” El miliosmol (mosM.) es una unidad utilizada en semejanza al milimol (mM.), por las mismas razones de evitar los decimales, y corresponde a la milésima parte de un osmol. 

 

Por agua se entiende una sustancia compuesta por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno que es incolora, insípida e inodora. Destilar, por otra parte, es el acto de filtrar o de separar una sustancia volátil de otra fija a través de la aplicación de calor para luego enfriar su vapor y convertirla otra vez en un líquido. El agua destilada es agua que ha sido sometida a un proceso de destilación que permitió limpiarla y purificarla. Esto hace, en teoría, que el agua destilada sea agua potable pero fuertemente hipotónica, ya que es una sustancia pura que solo contiene un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno.

 

El miliosmol (mosM.) nos salva la dificultad de que los átomos no tengan el mismo peso, permitiendo comparar actividades por numero y no por peso. Metafóricamente hablando, y gracias al miliosmol, ya no hablamos del peso corporal de los jugadores de los equipos de futbol A y B. Ya hablamos del numero de jugadores y esto nos da una idea mas correcta de la potencia o capacidad de rendimiento de ambos equipos.

 

Pero esto no es todo, los jugadores pueden estar diferentemente preparados, pueden tener radicalmente distintas habilidades de visión de juego y movilidad, valer cada uno por dos o por tres, y esta segunda razón de diferente valor, de diferente “valencia” o “actividad química” lleva a la introducción de la tercera unidad que trataremos en este breve articulo: el concepto de “equivalente.”

 

El Miliequivalente (mEq.)

 

Por “equivalente” se entiende algo que tiene igual valor, estimación, potencia, o significado. El termino, cuando es utilizada para describir una cosa, hace referencia que la misma puede substituir a la otra debido a que posee las mismas características o significado. Por ejemplo: la sustancia A es equivalente a la sustancia B ya que ambas poseen la misma composición.

 

La valencia es el número de electrones que le faltan o debe ceder un elemento químico para completar su último nivel de energía. Estos electrones son los que pone en juego durante una reacción química o para establecer un enlace o “enganche” químico con otro elemento. Por ejemplo el carbono posee cuatro valencias covalentes. No obstante la valencia de los átomos varia y algunos poseen una sola valencia o “posibilidad de enganche” mientras que otros poseen dos, tres, cuatro, y aun cinco valencias – o posibilidades de enganche con otros átomos – entre átomos de mayor o menor peso atómico. 

 

Por ello, incluso habiendo resuelta la diferencia entre los pesos atómicos de los átomos, nos encontramos que cada átomo con valencia dos vale por dos con valencia uno. Si suponemos que los átomos de menor peso atómico poseen dos valencias, vemos que aun corregida la característica de peso, si intentamos enfrentar los de valencia uno con los de valencia dos, nos sobraran átomos con dos valencias. En tal caso: ¿cómo evitamos este nuevo conflicto de neutralización creado por el propio mol?

 

Para que tal falta de neutralización no ocurra recurriremos a un nuevo procedimiento: pongamos la mitad de átomos con valencia dos que de átomos de valencia una y veamos lo que sucede. En tal caso, es evidente que las soluciones se neutralizan de forma exacta. Si se hubiera tratado de átomos con valencia tres hubiéramos colocado 1/3 de sustancia de átomos con valencia tres; si se hubiera tratado de átomos con valencia cuatro hubiéramos colocado 1/4 de sustancia, y así sucesivamente.

 

Esto implica que para obtener la misma actividad química hemos de dividir la cantidad de sustancia necesaria en peso por la valencia, y así teniendo en cuenta ambas características de peso y valencia podemos generalizar el concepto anterior de peso a todos los átomos diciendo que estas cantidades que representan el peso atómico expresado en gramos de cualquier cuerpo dividido por su valencia son “químicamente equivalentes.” Es decir, que químicamente valen igual y son capaces de neutralizarse de forma exacta, como demuestra el sencillo ejemplo siguiente.

 

Por ejemplo, y para comprender a fondo el concepto de “equivalencia química” en el proceso de neutralización tenemos que: un gramo de hidrogeno dividido por su valencia uno, es igual a un gramo de sustancia;  veintitrés gramos de sodio dividido por su valencia uno, es igual a veintitrés gramos de sustancia; treinta y cinco gramos de cloro dividido por su valencia uno, es igual a 35 gramos de sustancia; cuarenta gramos de calcio dividido por su valencia dos es igual a 20 gramos de sustancia; doce gramos de carbono dividido por su valencia cuatro, es igual a tres gramos de sustancia, y así sucesivamente. Así de sencillo y practico funciona el miliequivalente (mEq.) . 

 

Gracias al miliequivalente (mEq.) podemos darnos mejor idea de la verdadera acción química que tienen los iones en el organismo humano. Así, por ejemplo, en el suero existen 3.65 gramos de cloro por litro y 3.25 de sodio por litro. Aparentemente, hay un mayor numero de iones de cloro que de sodio; pero si tenemos en cuenta que los iones de cloro pesan mucho mas que los de sodio podemos pensar que hay mucha menor acción química del primero que del segundo. Expresado en miliequivalentes (mEq.) ya se manifiesta esta diferencia, puesto que hay 103 mEq. de cloro por 142 mEq. de sodio.

 

En términos generales podemos afirmar que el miliequivalente (mEq.) sustituyo a los miligramos (mg.), y que el milimol (mM.) sustituye al miliequivalente (mEq.) ya que puede ser usado con ventaja como unidad básica en bioquímica y medicina. La razón por todo lo anterior esta muy clara, el miligramo (mg.) mide peso, el miliequivalente (mEq.) mide la relación de equivalencia de peso molecular entre diversos compuestos químicos, y los milimoles (mM.) miden el peso molecular. Es fundamental tener absolutamente clara esta triada de conceptos.

 

A continuación, y en apretado resumen, se enumeran los cuatro conceptos básicos referentes a este articulo. 

 

1.- Átomo gramo o mol de átomos (M): cantidad de átomos que hay en una cantidad de gramos igual en número a la masa atómica de un elemento concreto. dicho de otra forma: Un átomo-gramo o mol de átomos de un elemento contiene 6,022 x 1023 átomos y pesan un número de gramos igual a la masa atómica de ese elemento. 

 

2.- Molécula gramo o mol (M):  unidad de peso que representa el peso molecular expresado en gramos - unidad muy grande para usos cientificos, mas frecuentemente se utiliza una unidad mil veces menor: el milimol (mM.).

 

3.- Osmol o (osM.): unidad de presión osmótica que representa la presión osmótica de una solución en la que hay disuelta una molécula gramo de una sustancia no disociable - unidad muy grande para usos científicos, mas frecuentemente se utiliza una unidad mil veces menor: el miliosmol (mosM.).

 

4.- Equivalente (Eq.): unidad de actividad química resultante de dividir el peso atómico por la valencia - unidad muy grande para usos científicos, mas frecuentemente se utiliza una unidad mil veces menor: el miliequivalente (mEq.).