EQUILÍBRIO ÁCIDO BÁSICO Dr EQUILÍBRIO ÁCIDO BÁSICO Dr. Nivaldo Pereira Alves Hospital Regional da As Sul/SES/DF www.paulomargotto.com.br Brasília, 25/5/2010

Equilíbrio ácido-básico é um delicado equilíbrio químico entre os ácidos e as bases existentes no organismo para a manutenção da quantidade ideal de íons hidrogênio nos líquidos intracelular e extracelular Quando a concentração dos íons hidrogênio se eleva ou se reduz, alteram-se a permeabilidade das membranas e as funções enzimáticas celulares; em conseqüência, deterioram-se as funções de diversos órgãos e sistemas.

DESEQUILÍBRIO Os pacientes com disfunção de órgãos frequentemente apresentam alterações no equilíbrio ácido-base. Nos pacientes graves, especialmente os que necessitam de terapia intensiva, aquelas alterações são mais manifestas e, não raro, assumem a primazia do quadro clínico. O diagnóstico e o tratamento dos desvios do equilíbrio ácido-base, geralmente, resultam em reversão do quadro geral do paciente e garantem a sua sobrevida.

ÁCIDOS Substâncias que cedem hidrogênio em uma solução Metabolismo celular produz ácidos - liberados continuamente na corrente sanguínea - precisam ser neutralizados Principal ácido do organismo: ácido carbônico: ácido instável se transforma facilmente em dióxido de carbono e água. O dióxido de carbono é transportado pelo sangue e eliminado pelos pulmões, enquanto o excesso da água é eliminada pela urina. Demais ácidos do organismo são fixos- permanecem em estado líquido os ácidos alimentares, o ácido lático e os ceto-ácidos;

BASES Substâncias que captam o hidrogênio nas soluções Principal base do organismo: Bicarbonato produzido à partir do metabolismo celular pela combinação do dióxido de carbono com a água Demais bases: Fosfatos numerosas proteínas hemoglobina.

METABOLISMO Função normal das células do organismo depende de uma série de processos bioquímicos e enzimáticos do metabolismo celular. Vários fatores devem ser mantidos dentro de estreitos limites, para preservar a função celular: Osmolaridade Eletrólitos Nutrientes Temperatura Oxigênio e dióxido de carbono Íon hidrogênio

ÍON HIDROGÊNIO quantidade de hidrogênio livre existente dentro e fora das células é um dos fatores mais importantes para o metabolismo celular As variações da concentração do hidrogênio podem produzir grandes alterações na velocidade das reações químicas celulares A unidade de medida da concentração dos íons hidrogênio nos líquidos do organismo é denominada pH

EFEITOS DA VARIAÇÃO DO pH Produzem alterações significativas no funcionamento do organismo: Aumento da resistência vascular pulmonar; Redução da resistência vascular sistêmica; Alterações da atividade elétrica do miocárdio; Alterações da contratilidade do miocárdio; Alterações da atividade elétrica do sistema nervoso central; Alterações da afinidade da hemoglobina pelo oxigênio; Modificação da resposta a certos agentes químicos, endógenos e exógenos, como por exemplo, hormônios e drogas vasoativas.

ORIGEM DO ÍON HIDROGÊNIO

sistemas que tendem a se opor à mudanças de pH SISTEMAS TAMPÕES sistemas que tendem a se opor à mudanças de pH mantém a homeostase Equilíbrio ácido - básico

SISTEMAS ATUANTES TAMPÕES PLASMÁTICOS SISTEMA PULMONAR SISTEMA RENAL  o efeito de ácidos ou bases adicionados nos líquidos corporais atuação imediata SISTEMA PULMONAR elimina ou retém CO2 atuação em minutos a horas SISTEMA RENAL excreção de urina ácida ou básica atuação em horas a dias

Quantidades iguais de H+ + OH- = 1 x 10-7 pH ? 2 H2O H3O+ + OH- H2O H+ + OH- Quantidades iguais de H+ + OH- = 1 x 10-7 SORENSEN (1909) pH = - log [H+] pH (H2O)   [H+] = 1 x 10-7 pH = 7,0 pH (sangue) [H+] = 40 x 10-9 pH = 7,4

ÁCIDO ? BASE ?   SOLUÇÃO AQUOSA  H+ OH- ÁCIDO FRACO : ligeira tendência em ceder prótons para a H2O FORTE: transfere facilmente prótons TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA Eletrólise: as moléculas sofrem um maior ou menor grau de dissociação em íons + ou – propriedades e reações próprias

LEI DAS AÇÕES DAS MASSAS a velocidade de uma reação química é proporcional ao produto das massas ativas (concentrações) das substâncias reagentes AH + H2O H+ + A-  1 - H+ + A- AH + H2O K1 = [ H+ ] [ A- ] 2 - AH + H2O H+ + A- K2 = [AH ] [ H2O ]   K1 / K2 = K = [ H+ ] [ A- ] [AH ]

EQUAÇÃO DE HENDERSON - HALSSELBALCH H2O + CO2 H2CO3 H+ + HCO3- K1 = [H2CO3] [ CO2 ] [ H2O] K2 = [H2CO3] [ H+ ] [ HCO3- ]   [ H+] = K [CO2] . [HCO3-] K1 / K2 = K = [ H+] [HCO3-] [CO2] pH = pK + log [HCO3-] [CO2]

7,0 7,4 7,8 Relação no sangue: 20:1 7,4 = 6,1 + 1,3 acidose alcalose pH = pK + log [HCO3-] [CO2] Relação no sangue: 7,4 = 6,1 + 1,3 20:1 7,0 7,4 7,8   acidose alcalose

REAÇÃO DE TAMPONAMENTO Ácido Fraco Ácido Forte AL+ NaAL H2CO3 + Na HCO3- Sal Sal Forte H2O + CO2

TAMPÕES PLASMÁTICOS HCL + Na2HPO4  NaCl + NaH2PO4 FOSFATO MONOSSÓDICO – FOSFATO DISSÓDICO HCL + Na2HPO4  NaCl + NaH2PO4 NaOH + NaH2PO4  H2O + Na2HPO4 POUCO SIGNIFICATIVO  BAIXA CONCENTRAÇÃO

TAMPÕES PLASMÁTICOS HCl + NaHCO3  NaCl + H2CO3 H2O + CO2 ÁCIDO CARBÔNICO - BICARBONATO DE SÓDIO HCl + NaHCO3  NaCl + H2CO3 H2O + CO2 NaOH + H2CO3  H2O + NaHCO3

TAMPÕES PLASMÁTICOS PROTEÍNAS H+ + PROT  HPROT H+ + HbO2  HHb + O2 MAIS IMPORTANTE TAMPÃO DO SANGUE  15 g de Hb  3,85 g de proteínas

BASE TAMPÃO é a soma das duas bases no sangue: 1 - Hb = 17 mEq/l 2 - Bicarbonato = 25 mEq/l 1 + 2 = 42 mEq/l H+ + HCO3-  H2CO3  H2O + CO2 H+ + PROT  HPROT PERTUBAÇÕES: Respiratória (CO2)  NÃO ALTERA BASE TAMPÃO Metabólica (H+)  ALTERA BT

EXCESSO DE BASE EB = Base Tampão - Base Tampão Normal BT - BTN BT  BTN  ACIDOSE METABÓLICA BT  BTN  ALCALOSE METABÓLICA PCO2  RESPIRATÓRIA EB  METABÓLICA

Nomograma de Siggaard-Andersen

pH 7,4   PCO2 40 EB - + Variáveis Normal Acid Vent Acid Met Alcal Vent Alcal Met pH 7,4   PCO2 40 EB - + pH < 7,4 PCO2 = 40 mmHg BE < 0 Acidose M pH < 7,4 PCO2 > 40 mmHg BE = 0 Acidose V pH > 7,4 PCO2 = 40 mmHg BE > 0 Alcalose M pH > 7,4 PCO2 < 40 mmHg BE = 0 Alcalose V

pH = 7,29 PCO2 = 60 mmHg BE = 0 pH = 7,31 PCO2 = 70 mmHg BE = + 5 acidose V sem compensação pH = 7,31 PCO2 = 70 mmHg BE = + 5 acidose V sendo compensada por alcalose M pH = 7,51 PCO2 = 40 mmHg BE = + 8 alcalose M sem compensação pH = 7,4 PCO2 = 20 mmHg BE = - 10 alcalose V compensada por acidose M pH = 7,2 PCO2 = 50 mmHg BE = - 9,5 acidose V somada a acidose M pH = 7,35 PCO2 = 30 mmHg BE = - 8 acidose M sendo compensada por alcalose V

Diagrama de Devenport

Mecanismo Renal

Modelo de Stewart

CAUSAS DE ACIDOSE METABÓLICA Insuficiência renal Acidose tubular renal (uma forma de malformação renal) Cetoacidose diabética Acidose lática (acúmulo de ácido lático) Substâncias tóxicas como o etileno glicol, o salicilato, o metanol, o paraldeído, a acetazolamida ou o cloreto de amônia Perda de bases (p.ex., bicarbonato) através do trato gastrointestinal, (diarréia, ileostomia ou colostomia)

CAUSAS DE ALCALOSE METABÓLICA sangue alcalino devido a uma concentração anormalmente alta de bicarbonato. Ocorre quando o corpo perde ácido em excesso. Exemplo: Perda de ácido gástrico durante os períodos de vômito prolongado ou quando é realizada a aspiração do suco gástrico com o auxílio de uma sonda gástrica (como é algumas vezes realizado em hospitais, sobretudo após cirurgias abdominais). Em raros casos, a alcalose metabólica ocorre em um indivíduo que ingeriu uma quantidade excessiva de substâncias alcalinas (p.ex., bicarbonato de sódio). Perda excessiva de sódio ou de potássio afeta a capacidade dos rins de controlar o equilíbrio ácido- básico do sangue.

Nota do Editor do site www. paulomargotto. com. br , Dr. Paulo R Nota do Editor do site www.paulomargotto.com.br , Dr. Paulo R. Margotto. Consulte: GASOMETRIA A LÓGICA DO RACIOCÍNIO (slide) Autor(es): Paulo R. Margotto DISTÚRBIOS DO EQUILÍBRIO ÁCIDO-BÁSICO Autor(es): Paulo R. Margotto     Correlação da análise dos gases arterial, venosa e capilar Autor(es): Ana Marily Soriano Ricardo, Albaneide Formiga, Paulo R. Margotto