AULA TP3 Resolução de problemas de equilíbrio ácido- base aplicados a casos clínicos Faculdade de Medicina UC 2011/2012 Unidade Curricular de BIOQUÍMICA I Mestrado Integrado em MEDICINA 1º Ano 7 novembro 2011

CASO I Um rapaz de 18 anos foi internado por diarreia severa; dados laboratoriais: Na + 142; K + 3.6; Cl (mEq/L); creatinina 1.1 g/dL; cetonúria negativa; Gasimetria arterial: pH 7.12; pCO 2 26 mmHg; HCO mEq/L. = CASOS CLÍNICOS = 1.Como interpreta as alterações presentes? 1º) Identificar a alteração primária: o pH e o HCO 3 - estão baixos  existe uma acidose metabólica 2º) A diminuição da pCO 2 traduz a compensação respiratória 2. Como trataria este doente? Reposição de fluidos e administração de HCO Calcule o hiato aniónico. HA= [Na + ] – ([Cl - ]+[HCO 3 - ])= 15 (Normal: 9 – 16) Se HA= ([Na + ]+[K + ]) – ([Cl - ]+[HCO 3 - ])=18 (Normal: 12 – 20) O HA é normal, o que é consistente com a diarreia severa: a perda de HCO 3 - nas fezes diarreicas leva à retenção de Cl -, para manter a electroneutralidade.

CASO II Senhora de 49 anos, ansiosa. Queixa-se de que “parece que lhe falta o ar “ nos últimos 4 dias. A avaliação laboratorial mostrou: pH 7,4; pCO 2 30 mmHg; HCO mEq/L. 1º) pCO 2 baixa + pH elevado = alcalose respiratória. Como interpreta as alterações encontradas? 2º) A história indica alcalose respiratória crónica. A baixa de HCO3- é devida à compensação renal (aumenta secreção para baixar pH) que teve lugar nos 4 dias de duração da hiperventilação. Nota: na alcalose respiratória crónica a compensação pode trazer o pH até valores normais, ao contrário do que acontece na aguda.

CASO III Um doente com insuficiência respiratória com 2 semanas de duração apresenta os seguintes parâmetros na gasimetria arterial: pCO 2 70 mmHg (N ); HCO mM; (N= ); pO 2 60mmHg (N ). A concentração de um gás em mM é = 0,0301 x Pressão parcial do gás (mmHg). O valor normal do pH do sangue arterial varia entre 7,35 e 7,45. HCO 3 - : pK 1 = 6,1; pK 2 = 10,2 1. Qual o valor do pH sanguíneo do doente? Apresente os cálculos. pH = 6,1 + log [35/ (0,0301 x 70)] pH = 6,1 + log (35 / 2,107) pH = 6,1 + log 16,61 pH = 6,1 + 1,22 = 7,32 2. Como interpreta as alterações observadas? Seria de esperar a ocorrência de alteração do pH urinário deste doente? Justifique. Insuf. resp.  baixa da conc O 2 + retenção de CO 2 (pCO 2 >> N)  baixa do pH (deslocação do equilíbrio CO 2 +H 2 O  H 2 CO 3  HCO H + no sentido directo, com consequente aumento da concentração de H + )  resposta renal (em horas a dias) com retenção de HCO 3 - (concentração > N) e eliminação de urina ácida de modo a compensar a acidose. pH ainda inferior ao N  compensação parcial Acidose respiratória parcialmente compensada.

1. Considere a curva de titulação do ácido glutâmico representada na figura a) A que corresponde cada um dos pontos assinalados pelas letras A, B e C. Qual o seu significado? pKa1= 2,19; pKa2= 4,25; pKa3= 9,67 = PROBLEMAS ÁCIDO-BASE = pH [OH - ] 2,19 - 9,67 - 4,25 - A B C

b) Determine o ponto isoeléctrico do aminoácido e diga qual o seu significado [H + ] pI= (pKa 1 + pKa 2 ) /2 = 3,22 Ponto isoeléctrico: valor do pH ao qual a carga global do AA é zero, ie a soma cargas + = à das negativas pI = média dos pKa à volta da forma neutra do AA

2. Descreva a preparação de 1 L de solução tampão de histidina 0,2 M com pH 6,5, partindo da sua forma isoeléctrica sólida e de uma solução de HCl 1 M (pK 1 = 1,82; pK 2 = 6,0; pK 3 = 9,17; PM = 150 g/ mol). [H + ] pK 1 -gr carboxílico; pK 2 -gr imidazólico; pK 3 -gr amínico R: De HCl 1M (inicial) retirar 50 ml (para um litro final) para conc final de 0,05 M (C1 x V1 = C2 x V2  1M x V? = 0,05 x 1) e pesar 150 g/mol x 0,2 mol/l = 30,0 g histidina para 1 litro de solução

3. Calcule a concentração de H + e o pH de uma solução preparada pela mistura de 125 ml de H 3 PO 4 0,1 M com 175 ml de NaOH 0,1 M (pK 1 = 2,1; pK 2 = 7,21; pK 3 = 12,32) R: [H + ] = 0,92 x M

4. O suco gástrico tem uma concentração de H + de 0,16 M. a) Calcule o pH e o pOH. b) Calcule o número de iões H+ existentes em 250 ml de suco gástrico. a) pH = 0,796 ; pOH = 13,2 b) 0,04 moles possuem 0,24x10 23 iões H +.

5.a) Quais são as concentrações de NH 3 e NH 4 Cl num tampão de amónia 0,15 M e pH 9,6? (Kb = 1,8 x 10-5). [NH 4 + ]= 0,046 M e [NH 3 ]= 0,104 M

Problema nº 5 (cont.) c) Calcule o pH da solução referida na alínea b) na ausência do tampão. pH final = 9,6041 R: Não houve alteração significativa do pH!! R: pH = 5 b) Explique em termos de equilíbrio químico o que acontece, se à solução anterior, for adicionado 1 ml de HCl 0,01 M. Justifique apresentando os cálculos (considere que não há variação de volume).