Metabolismo Ácido-Básico

Metabolismo Ácido-Básico

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Capítulo

1 Metabolismo Ácido-Básico Miguel Carlos Riella e Maria Aparecida Pachaly

Ácido Base Sistema tampão pH Lei de ação das massas Equação de Henderson-Hasselbalch Eletroneutralidade METABOLISMO ÁCIDO-BÁSICO SISTEMAS TAMPÃO

Sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato Proteínas plasmáticas Hemoglobina Tamponamento nos ossos

CONTROLE RESPIRATÓRIO DA PCO2 CONTROLE RENAL DO EQUILÍBRIO ÁCIDO-BÁSICO

Reabsorção tubular do bicarbonato filtrado Secreção tubular de H Fatores que influenciam na reabsorção do bicarbonato filtrado Excreção de acidez titulável (AT)

Acidose metabólica Causas

Manifestações clínicas e efeitos sistêmicos Achados laboratoriais Tratamento

Alcalose metabólica

Causas de alcalose metabólica Geração da alcalose metabólica Manutenção da alcalose metabólica Mecanismos de defesa do pH na alcalose metabólica

Manifestações clínicas Dados laboratoriais Tratamento

Acidose respiratória

Causas Conseqüências clínicas Conseqüências fisiológicas Tratamento

Alcalose respiratória

Causas Conseqüências clínicas Conseqüências fisiológicas Tratamento

Distúrbios ácido-básicos mistos

Diagnóstico dos distúrbios ácido-básicos Roteiro para interpretação dos distúrbios ácido-básicos

Alguns exemplos EXERCÍCIOS REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ENDEREÇOS RELEVANTES NA INTERNET RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS capítulo 11163

Para que seja mantida a estabilidade do meio interno, deve haver equilíbrio entre a produção e a remoção de íons hidrogênio (H ) em nosso organismo. Os rins são fundamentais na eliminação do H , mas o controle da concentração deste íon envolve ainda outros mecanismos, como o tamponamento realizado pelo sangue, células e pulmões.1

A quantidade de íon hidrogênio é mantida dentro de limites estreitos, num processo extremamente sensível, uma vez que a quantidade de hidrogênio no extracelular (40 nanoequivalentes/litro 0,00004 mEq/litro) é cerca de 1 milionésimo das concentrações do sódio, potássio ou cloro.2

A manutenção desta baixa concentração hidrogeniônica é essencial para a função celular normal. Os íons hidrogênio são altamente reativos, particularmente com porções de moléculas protéicas com carga negativa.2 Assim, variações na concentração de hidrogênio produzem grande impacto sobre as funções celulares, pois quase todos os sistemas enzimáticos de nosso organismo e proteínas envolvidas na coagulação e contração muscular são influenciados pela concentração de íons hidrogênio.2,3

Ácido

Substância capaz de doar íons H (prótons). Exemplos:

dos fracos têm uma menor tendência à dissociação, liberando H com menor intensidade. O acúmulo excessivo de íons H é chamado de acidose.1,4

Base

Exemplos: HCO3 , NH3, HPO4 . Uma base forte (p.ex., o OH ) reage de maneira rápida e intensa com o H , remo- vendo-o de uma solução. Uma base fraca reage de maneira pouco intensa. O termo base é usado como sinônimo de álcali. Álcali é uma molécula formada pela combinação de um metal alcalino (p. ex., sódio, potássio) com um íon fortemente básico, como o íon hidroxila (OH ). Os íons hidroxila reagem rapidamente com os íons hidrogênio, portanto são bases típicas. A remoção excessiva de íons H dos líquidos corporais é chamada de alcalose. No equilíbrio ácido-básico normal, a maior parte dos ácidos e bases existentes no espaço extracelular é fraca.1

Sistema Tampão

É o sistema formado por um ácido e uma base a ele conjugada, cuja finalidade é a de minimizar alterações na concentração hidrogeniônica [H ] de uma solução. Em outras palavras, uma base fraca se liga aos H dissociados de um ácido forte para formar um ácido fraco pouco dissociável, tamponando e, portanto, minimizando as alterações na concentração de H . Além disso, um sistema tampão também pode doar H .5

Como a concentração hidrogeniônica [H ] é muito baixa, torna-se mais simples expressar esta concentração em escala logarítmica, utilizando as unidades de pH. O pH é inversamente proporcional à concentração hidrogeniônica. Um baixo pH corresponde a uma alta concentração de íons hidrogênio, enquanto um pH alto corresponde a uma concentração hidrogeniônica baixa. Portanto, a atividade dos íons H em uma solução determina a sua acidez.1,6

Nos líquidos corporais e diferentes tecidos existe uma ampla variação de pH. O pH arterial normal é 7,40, sendo um pouco menor no sangue venoso e interstício

(7,35), devido à quantidade de CO2 que se difunde dos tecidos. O pH urinário pode variar de 4,5 a 8,0, depen- dendo do estado ácido-básico do fluido extracelular. No estômago, a produção de HCl pode reduzir o pH para 0,8.1

Considera-se o pH como normal se estiver entre 7,35 e 7,45. Os limites de pH sanguíneo compatível com a vida são 6,8 e 8,0.1

Lei de Ação das Massas

A lei de ação das massas estabelece que a velocidade de uma determinada reação química é proporcional à concentração dos reagentes. Por exemplo, na reação abaixo, a velocidade com que a reação ocorre para a direita ou para a esquerda é uma constante que depende da concentração dos substratos.

Em equilíbrio, são iguais as constantes para cada lado da equação. Porém, se houver maior quantidade de substrato em um lado, a reação se dirige para o lado oposto. A lei de ação das massas é útil para descrever a dissociação de todos os ácidos e bases do organismo. Por exemplo, para a dissociação de um ácido HA em H A : 7

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Onde: Ka constante de dissociação para este ácido (há um valor para cada ácido).

Equação de Henderson-Hasselbalch

A equação que acabamos de ver pode ser reorganizada, originando a equação de Henderson-Hasselbalch, que quando aplicada ao sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato, um dos mais importantes de nosso organismo, define a relação entre pH, PCO2 e HCO3 . Neste caso, pK é a constante de dissociação do ácido carbônico. Fica assim demonstrado que o pH do sangue é determinado pela con-

Eletroneutralidade

É o princípio segundo o qual não pode haver acúmulo de quantidades significativas de cargas elétricas em sistemas biológicos, pois isto geraria diferenças muito altas de potencial elétrico nos tecidos. Então, ao ser absorvido um cátion, é necessário que seja reabsorvido um ânion, ou eliminado outro cátion, de forma que resulte o mesmo número de cargas positivas e negativas.8

O metabolismo de gorduras e carboidratos origina CO2 e H2O. Aproximadamente 20.0 mEq de CO2 são produzidos diariamente. Ao observar a reação abaixo, percebe-se que se o CO2 não fosse eliminado, a reação se dirigiria no sentido de produção do H2CO3, que se dissociaria e aumentaria a quantidade de hidrogênio no organismo, resultando em acidose. A eliminação do CO2 é realizada pelos pulmões; por este motivo o CO2 é chamado de ácido volátil.2

Além da produção de ácido volátil, são produzidos outros ácidos em nosso metabolismo. A dieta ocidental contém aminoácidos e outras substâncias ácidas. Por exemplo, o cloreto de lisina é metabolizado em ácido clorídrico e uréia; a hidrólise de proteínas e ácidos nucléicos forma ácido fosfórico, e a oxidação de aminoácidos que contêm enxofre gera ácido sulfúrico. Desta forma, produz-se uma carga ácida diária da ordem de 1 mEq/kg/dia. Além disso, a oxidação incompleta da glicose pode originar 20-30 mEq de ácidos orgânicos por dia.9

A produção endógena de ácidos é um processo normal, mas pode estar aumentada na presença de certas influências hormonais, substratos exógenos ou interrupção das vias de controle. Alguns estados patológicos se caracterizam por um aumento significativo na produção de ácidos orgânicos, como os cetoácidos formados no diabetes melito descompensado, alcoolismo ou jejum prolongado. Drogas e toxinas podem acelerar a produção de ácidos orgânicos, como o ácido fórmico a partir do metanol; ácido oxálico a partir do etilenoglicol, e ácido salicílico a partir da aspirina. Outro mecanismo para acúmulo de ácido ocorre quando seu metabolismo e excreção estiverem comprometidos. Exemplo disso é o acúmulo de ácido láctico, caso sua conversão para glicose (ciclo de Cori) seja interrompida por algum motivo; como o tecido muscular produz imensas quantidades deste ácido todos os dias, ele rapida- mente se acumularia.9 Ao contrário do CO2, que pode ser eliminado pelos pulmões, os demais ácidos são denomi- nados ácidos não-voláteis ou fixos e devem ser eliminados pelo rim.

Além do ganho diário de ácidos voláteis e não-voláteis, nosso organismo também deve compensar as perdas fisiológicas de substâncias alcalinas, de cerca de 20-30 mEq de bicarbonato por dia. Em algumas doenças diarréicas, esta perda pode aumentar dez vezes.1

Frente a todos estes dados, percebemos que existe em nosso organismo uma predominância de mecanismos que levam a um excesso de ácidos. A manutenção de um pH normal nos fluidos corporais frente a uma carga ácida requer a integração de mecanismos fisiológicos que impedem que haja variações muito intensas na concentração de hidrogênio.

A primeira linha de defesa que atua na manutenção de um pH fisiológico frente à adição de ácidos são os tampões (bicarbonato e outros tampões extracelulares), que agem instantaneamente. Já a segunda linha de defesa envolve o sistema respiratório e consiste na variação da PCO2 de acordo com a [H ] em minutos a horas. Por último, há a tercei- ra linha de defesa, que envolve o sistema renal através do controle da concentração de bicarbonato. A eficácia máxima deste último sistema é atingida 24 a 48 horas após o início do desequilíbrio.2,10

Desta maneira, e voltando à equação de Henderson-

Hasselbalch, podemos compreender que o organismo atua na normalização do pH atuando nas variáveis que deter- é referido como acidemia e alcalemia, respectivamente. Os processos que tendem a reduzir ou elevar o pH são chamados acidose e alcalose. Desta maneira, poderemos ter quatro alterações primárias do estado ácido-básico:

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