Fisiologia de ácidos e bases Fisiologia do Próton

pH = 7,4 --> [H+] 40 nanomoles/L (10-9 M) Objetivo: Manutenção do pH sistêmico na faixa de normalidade. pH arterial entre 7,37 e 7,43 pH = 7,4 --> [H+] 40 nanomoles/L (10-9 M) nmol/L pH = - log10 [H+] (mol/L) Variação de 10 vezes  mudança de 1 U pH Variação de 2 vezes  mudança de ~ 0,3 U pH

[H+] = 40  10-9 mol/L pH = 7.4  [HCO3-] = 24  10-3 mol/L Há uma grande diferença entre a concentração de H+ e a concentração dos demais íons dos fluidos corporais pH = 7.4  [H+] = 40  10-9 mol/L [HCO3-] = 24  10-3 mol/L [Na+] = 140  10-3 mol/L

O CO2 não se acumula no organismo, é eliminado pelos pulmões O metabolismo diário: produção de excesso de ácidos em relação a bases. O ácido gerado de forma mais abundante é o ácido carbônico, proveniente da oxidação completa de ácidos orgânicos: 15.000 a 20.000 mmol de CO2/ dia O CO2 não se acumula no organismo, é eliminado pelos pulmões

São metabolizados a CO2 e H2O ou são eliminados na urina. Durante a oxidação de substratos orgânicos, há geração de intermediários e metabólitos que são ácidos orgânicos relativamente fortes: - Ácido lático - Ácidos tricarboxílicos - Ceto-ácidos Os ânions desses ácidos, igualmente não se acumulam, a não ser temporariamente, se produzidos em excesso. São metabolizados a CO2 e H2O ou são eliminados na urina.

Alguns ácidos produzidos durante o metabolismo não podem ser oxidados a CO2: Ácidos orgânicos: - ácido úrico - ácidos glicurônico - ácido oxálico Ácidos inorgânicos: - H2SO4 - H3PO4 - HCl

A manutenção do pH na faixa de normalidade requer a atuação de três mecanismos fisiológicos fundamentais: - Tamponamento intra e extracelular, o que amortece as variações no pH - O funcionamento dos pulmões, que determinam a taxa de eliminação de CO2 - O funcionamento dos rins, que controlam o conteúdo de HCO3- no organismo

Tamponamento intra e extracelular: amortece as variações no pH

Bronsted: Ácido é qualquer substância química que pode doar um próton Base é qualquer substância química que pode receber um H+

K = [A-] . [H+] / [HA] TAMPÃO Ácido fraco base conjugada HA A- NH4+ NH3 + H+ pK = 9,2 H2C03 HCO3- + H+ pK = 3,6 H2PO4 HPO42- + H+ pK = 6,8 R - NH3+ R – NH2 + H+ pK = 9,1 R – COOH R – COO- + H+ pK = 1,0 Concentração total do tampão: [TT] [TT] = [HA + A-] no equilíbrio: K = [A-] . [H+] / [HA]

pH = pK + log ([A-] / [HA]) K = [A-] . [H+] / [HA] pH = - log [H+] e pK = - log K pH = pK + log ([A-] / [HA]) Equação de Henderson Hasselbalch

HCl H+ + Cl- + A- HA + Cl- NaOH Na+ + OH- + HA A- + H20 + Na+ A- pH = pK + log HA A- + HA  constante H+ + Cl- + A- HA + Cl- NaOH Na+ + OH- + HA A- + H20 + Na+ A- pH = pK + log HA A- + HA  constante

Capacidade tamponante de um par-tampão específico depende: Capacidade tamponante: quanto (em mmoles) de base forte pode ser adicionada à solução até que o pH se eleve de 1 U Capacidade tamponante de um par-tampão específico depende: . Da concentração total do tampão . Do pK do tampão . Do pH da solução (capacidade tamponante é maior para pH próximo ao pK)

Ácido adicionado, mmol

Ácido adicionado, mmol

Ácido adicionado, mmol

Ácido adicionado, mmol

Tampões importantes nos fluidos biológicos: CO2/HCO3- Proteínas: Albumina e globulinas no plasma: capacidade tamponante  3,9 mmol/L Hemoglobina (Ht = 45%): capacidade tamponante  25 mmol/L Fosfato inorgânico: Conc. plasma = 1 mmol/L H2PO4- HPO42- + H+ (pK = 6,8) Mais importante como tampão urinário, contribuindo para a acidez titulável. Tampões intracelulares: proteínas, CO2/bicarbonato, fosfato inorgânico, e fosfato orgânico.

TAMPÃO HCO3- / CO2

Coeficiente de solubilidade do CO2 em água Equilíbrio químico para o sistema CO2 / HCO3- O CO2 se dissolve na água, mas além disso reage com esta. A quantidade de CO2 dissolvido na água é proporcional à pressão parcial de CO2, PaCO2, que é definida pelo ar alveolar: Lei de Henry: [CO2]dis = αCO2 . PaCO2 Coeficiente de solubilidade do CO2 em água 0,03 mmol/L . mmHg

CO2 dissolvido em água forma ácido carbônico: [CO2]dis + H2O H2CO3 Na ausência da enzima anidrase carbônica (a.c.) essa reação é lenta. Com anidrase carbônica é muito rápida (no equilíbrio a relação [CO2]dis/H2CO3 = 340) a.c. H2CO3 é um ácido forte (pK = 3,6 a 37oC): H2CO3 H+ + HCO3- Podemos combinar as reações: [CO2]dis + H2O H2CO3 H+ + HCO3-

pH = pK + log10 { [HCO3-] / αCO2 . PaCO2} [CO2]dis + H2O H+ + HCO3- pH = pK + log10 { [HCO3-] / αCO2 . PaCO2} pH = 6,1 + log10 { [HCO3-] / 0,03 . PaCO2 } Equação de Henderson Hasselbalch

pH = pK + log10 { [HCO3-] / αCO2 . PaCO2} [CO2]dis + H2O H+ + HCO3- No equilíbrio: K = [H+] . [HCO3-] / [CO2]dis . [H2O] K' = [H+] . [HCO3-] / [CO2]dis K' = [H+] . [HCO3-] / αCO2 . PaCO2 [H2O] é constante -log [H+] = pH e - log K' = pK' pH = pK + log10 { [HCO3-] / αCO2 . PaCO2} pH = 6,1 + log10 { [HCO3-] / 0,03 . PaCO2 } Equação de Henderson Hasselbalch

pH = 3,6 + log [HCO3-]/[H2CO3] (pK do H2CO3 = 3,6) H2CO3 CO2dis + H2O No equilíbrio: 340 moléculas de CO2dis : 1 molécula de H2CO3 [H2CO3] = [CO2dis]/340 H2CO3 = (0,03 x PCO2)/340 pH = 3,6 + log([HCO3-]/0,03 x PCO2])x 340 pH = 3,6 + log 340 + log [HCO3-/0,03 x PCO2] pH = 3,6 + 2,5 + log [HCO3-]/0,03 x PCO2 pH = 6,1 + [HCO3-]/0,03 x PCO2

A LINHA DE DISSOCIAÇÃO DO HCO3- Elevação da pCO2 Queda da pCO2 pH = 6,1 + log (HCO3-/0,03 . PCO2) PCO2 = 40 mmHg Para PCO2 = 40 mmHg pH HCO3- mM 7,1 12 7,2 15 7,3 19 7,4 24 7,5 30 7,6 38 7,7 48 7,8 60

HCO3- + H+ + Cl- H2CO3 [HCO3-] pH = 6,1 + log 0,03 . pCO2 Cl- + H2O + CO2 [HCO3-] pH = 6,1 + log 0,03 . pCO2 CO2  constante

A LINHA DE DISSOCIAÇÃO DO HCO3- pH = 6,1 + log (HCO3-/0,03 . PCO2) Queda da pCO2 Aumento de ácido fixo Elevação da pCO2

Sistema fechado Sistema fechado pH = 6,59 pH = 7,4 PCO2 = 206 mmHg HCO3- = 19 mM CO2dis = 6,2 mM H2CO3 = 0,018 mM H+ = 257 nM pH = 6,59 PCO2 = 40 mmHg HCO3- = 24 mM CO2dis = 1,2 mM H2CO3 = 0,0036 mM H+ = 40 nM 5 mmol de HCl pH = 7,4

Sistema aberto Sistema aberto CO2 CO2 pH = 7,3 pH = 7,4 PCO2 = 40 mmHg HCO3- = 19 Mm CO2dis = 1,2 mM H2CO3 = 0,0036 mM H+ = 50 nM Sistema aberto CO2 40 mmHg pH = 7,3 CO2 40 mmHg PCO2 = 40 mmHg HCO3- = 24 Mm CO2dis = 1,2 mM H2CO3 = 0,0036 mM H+ = 40 nM 5 mmol de HCl pH = 7,4

Fonte inesgotável de CO2 Na+ OH- CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3- Fonte inesgotável de CO2 (pulmões) [HCO3-] pH = 6,1 + log 0,03 . pCO2 CO2  constante

A LINHA DE DISSOCIAÇÃO DO HCO3- pH = 6,1 + log (HCO3-/0,03 . PCO2) Aumento de base fixa Queda da pCO2 Elevação da pCO2

Sistema fechado Sistema fechado pH = 8,2 pH = 7,4 PCO2 = 7 mmHg HCO3- = 25 mmol/L CO2dis = 0,2 mmol/L H2CO3 = 0,00006 mM H+ = 6,3 nM pH = 8,2 PCO2 = 40 mmHg HCO3- = 24 mM CO2dis = 1,2 mM H2CO3 = 0,0036 mM H+ = 40 nM 1 mmol de NaOH pH = 7,4

Sistema aberto Sistema aberto CO2 CO2 pH = 7,42 pH = 7,4 PCO2 = 40 mmHg HCO3- = 25 mmol/L H2CO3 = 1,2 mmol/L H+ = 38 nEq/L Sistema aberto CO2 40 mmHg pH = 7,42 CO2 40 mmHg 1 mmol de NaOH PCO2 = 40 mmHg HCO3- = 24 mmol/L H2CO3 = 1,2 mmol/L H+ = 40 nEq/L pH = 7,4

[HCO3-] mmol/L O par tampão HCO3-/CO2 é particulamente eficiente no tamponamento de bases. Observe como o pH varia pouco com a adição de bases. Isso se deve à oferta ilimitada de CO2  H2C03 pH Consome HCO3- que vira CO2 + H2O CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ Base OH - H2O Adição de ácidos Adição de bases

No organismo o tampão HCO3-/CO2 está presente concomitantemente com tampões fixos

O sistema HCO3-/CO2 é muito mais eficiente do que os tampões fixos TITULAÇÃO DE HCO3- E UM TAMPÃO FIXO O sistema HCO3-/CO2 é muito mais eficiente do que os tampões fixos Ácido adicionado, mmol

Princípio iso-hídrico H+ + HCO3- CO2 + H2O H+ + Albumina- Albumina.H Numa solução com vários tampões, todos os tampões contribuirão para o tamponamento. A contribuição de cada tampão dependerá da sua concentração e do seu pK Princípio iso-hídrico H+ + HCO3- CO2 + H2O H+ + Albumina- Albumina.H H+ + Hemoglobina- Hemoglobina.H H+ + HPO42- H2PO4- H+ + A- HA H+ Cl- pH = 6,1 + log [HCO3-] = pKalb + log [Alb-] = pKhem + [Hem-] = 6,8 + log [HPO42-] = pKA + log [A-] 0,03. PCO2 [Alb] [Hem] [H2PO4-] [A]

Distúrbios respiratórios Tamponamento de CO2 Distúrbios respiratórios 40 mmHg 1,2 mM 24 mM 0,000040 mM (pH = 7,4) Normal CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ 80 mmHg 2,4 mM 24,000040 mM 0,000080 mM (pH = 7,1) Equilíbrio Se houver apenas tampão HCO3-, o pH muda muito, mas a mudança no HCO3- não é significativa

Distúrbios respiratórios Tamponamento de CO2 Distúrbios respiratórios 40 mmHg 1,2 mM 24 mM 0,000040 mM (pH = 7,4) Normal CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ 20 mmHg 0,6 mM 23,999980 mM 0,000020 mM (pH = 7,7) Equilíbrio

O pH varia significativamente, mas a variação na concentração de HCO3- é imperceptível

Eletrodo para medida de pCO2 Tampão fosfato 30 mM pH = 7 Solução HCO3- 30 mM mV EH+ = RT/F x [(pH)1/(pH)2] 1 2 Membrana seletiva a CO2 Membrana seletiva a H+ pH2 = 6,1 + log {[HCO3-]/0,03.PCO2} Amostra

Tamponamento de CO2 em presença de bicarbonato e outros tampões

CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ A- HA H+ vai se ligando a outros tampões não-bicarbonato, que estão em concentração na ordem de mM CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ A- HA Equilíbrio 80 mmHg Outros tampões (fixos) Neste caso, a concentração de HCO3- se eleva significativamente

CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ A- HA H+ vai sendo fornecido de outros tampões não-bicarbonato, que estão em concentração na ordem de mM CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+ A- HA Equilíbrio 20 mmHg Outros tampões (fixos) Neste caso, a concentração de HCO3- se reduz significativamente

A inclinação dessa reta depende dos tampões não-bicarbonato presentes no meio

ELEVANDO A PCO2 Isóbara de 40 mmHg

ELEVANDO A PCO2

ELEVANDO A PCO2

ELEVANDO A PCO2

BAIXANDO A PCO2

A LINHA DE TAMPONAMENTO DO CO2 Queda da pCO2 Elevação da pCO2

ADICIONANDO ÁCIDO FIXO

ADICIONANDO BASE FIXA

Nomograma de Davenport JUNTANDO TUDO Nomograma de Davenport

PARECE FAMILIAR...

inverte .... pH [HCO3-]

[HCO3-] pH = 6,1 x log 0,03 x pCO2 Controlado pelos rins Controlado pelos pulmões O pH do sangue é determinado pela razão entre [HCO3-] e pCO2