Compartimentos Líquidos do Organismo

Compartimentos Líquidos do Organismo

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Capítulo

8 Compartimentos Líquidos do Organismo

Miguel Carlos Riella, Maria Aparecida Pachaly e Leonardo Vidal Riella

Peso atômico Peso molecular Equivalente eletroquímico Pressão osmótica, osmol e miliosmol Concentração molar ou molaridade (M) Concentração molal ou molalidade (m) DIFUSÃO E OSMOSE OSMOLALIDADE E TONICIDADE

Soluções isotônicas, hipertônicas e hipotônicas Soluções isosmóticas, hiperosmóticas e hiposmóticas ÁGUA TOTAL DO ORGANISMO

Determinação da água corporal total COMPARTIMENTOS LÍQUIDOS

Determinação do volume extracelular (VEC) Determinação do volume dos subcompartimentos extracelulares

Plasma Volume intersticial-linfático Volume dos líquidos transcelulares

Determinação do volume intracelular (VIC) COMPOSIÇÃO ELETROLÍTICA DOS COMPARTIMENTOS LÍQUIDOS DISTRIBUIÇÃO DA ÁGUA ENTRE COMPARTIMENTOS

Adição de água ou solução hipotônica Adição de solução hipertônica de NaCl Adição de solução isotônica de NaCl TROCAS LÍQUIDAS ENTRE PLASMA E INTERSTÍCIO EXERCÍCIOS REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ENDEREÇOS RELEVANTES NA INTERNET RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS

A água é o principal constituinte do corpo humano e de todos os organismos vivos. O próprio organismo é uma solução aquosa na qual estão dissolvidos vários íons e moléculas. Em circunstâncias normais, mesmo havendo variações na dieta, o conteúdo de água e eletrólitos é mantido estável au6évés de modificações na excreção urinária.1

A distribuição desta solução aquosa e de seus vários constituintes no organismo é objeto de discussão nas páginas seguintes.

O corpo humano é formado por uma solução aquosa que representa 45 a 60% do peso corporal.2 Nesta solução, o solvente é a água e o soluto está representado por substâncias orgânicas e inorgânicas. Para melhor compreensão das unidades que expressam a concentração dos solutos, os seguintes conceitos são importantes:

capítulo 891

Peso Atômico

Peso atômico é o peso total de um átomo ou a média das massas dos isótopos naturais de um elemento químico. O peso de 1 átomo de oxigênio é 16 e serve como referência para o peso atômico de todas as substâncias. Assim, o peso atômico do potássio é 39, em relação ao peso atômico do oxigênio.1

Peso Molecular

É a soma dos pesos atômicos de todos os elementos encontrados na fórmula de uma substância. O peso molecular expresso em gramas é igual a mol (M) e, em miligramas, é igual a milimol (mM).1 Exemplo:

SUBSTÂNCIA FÓRMULA PESO MOLECULAR MOL (M) MILIMOL (mM)

Cloreto deKCl39 35,5 74,574,5 g74,5 mg Potássio

Equivalente Eletroquímico

Partículas com carga positiva são chamadas cátions (por exemplo, Na e K ) e partículas com carga negativa são chamadas ânions (Cl e HCO3 ). Quando cátions e ânions se combinam, eles o fazem de acordo com sua carga iônica

(valência) e não de acordo com seu peso.1

Equivalência eletroquímica se refere ao poder de combinação de um íon. Um equivalente é definido como o peso em gramas de um elemento que se combina com ou substitui 1 g de íon hidrogênio (H ). Também se obtém o equivalente de uma determinada substância dividindo-se o peso molecular por sua valência.1 Para íons monovalentes, 1 mol é igual a 1 equivalente. Para íons divalentes, 1 mol é igual a 2 equivalentes.

Como 1 g de H é igual a 1 mol de H (contendo aproximadamente 6,02 1023 partículas), um mol de qualquer ânion monovalente (carga –1) se combinará como H e será igual a um equivalente (eq).

1 mol HCl (36,5 g)

Da mesma forma, 1 mol de um cátion monovalente (carga 1) também é igual a 1 equivalente, pois pode substituir o H e combinar-se com 1 equivalente de algum ânion.

1 mol NaCl (58,5 g) Já o cálcio ionizado (Ca ) é um cátion divalente (carga

2). Por exemplo, no cloreto de cálcio 1 mol de Ca combina-se com 2 moles de Cl e é igual a 2 equivalentes.1

1 mol CaCl2 (1 g)

Por sua pequena concentração no organismo, os eletrólitos são comumente expressos em miliequivalentes (mEq). Um miliequivalente é igual a 10 3 equivalentes.

Pressão Osmótica, Osmol e Miliosmol

Outra maneira de expressar o número de partículas de soluto presentes é através da pressão osmótica, que determina a distribuição de água entre os compartimentos. A pressão osmótica é proporcional ao número de partículas por unidade do solvente e não se relaciona à valência ou peso das partículas.1 As unidades utilizadas são o osmol (Osm) e o miliosmol (mOsm). Um osmol é o número de íons por mol ou a quantidade de substância que se dissocia em solução para formar um mol de partículas osmoticamente ativas. Por exemplo, 1 mol de NaCl tem 2 osmóis de soluto, pois se dissocia em Na e Cl. Um mol de glicose contém apenas 1 osmol de soluto, pois a glicose não é ionizável.

A pressão osmótica determina a distribuição de água entre os espaço intra- e extracelular, como será discutido ao se abordar tonicidade (v. a seguir).

Concentração Molar ou Molaridade (M)

É o número de moles do soluto por litro de solução, a uma dada temperatura.

Concentração Molal ou Molalidade (m)

É o número de moles do soluto por 1.0 gramas do solvente.

A difusão é dividida em dois subtipos: a difusão simples e a difusão facilitada. Na difusão simples, a passagem de íons ou moléculas através de uma membrana ocorre devido ao movimento cinético aleatório destas partículas, sem a necessidade de ligação com proteínas de transporte. A taxa de difusão simples depende da quantidade de substância disponível, velocidade de movimento cinético e número de aberturas na membrana celular através das quais as moléculas ou íons podem se mover. Na difusão facilitada, há necessidade de interação com uma proteína transportadora, a qual se liga quimicamente às moléculas e facilita sua passagem através da membrana.5

A osmose ocorre quando duas soluções de concentrações diferentes encontram-se separadas por uma membra- peso molecular valência iônica1 Eq

92Compartimentos Líquidos do Organismo na semipermeável. Há então um movimento de água da solução menos concentrada para a mais concentrada, a qual sofre uma diluição progressiva, até que as duas soluções atinjam um equilíbrio.

É importante diferenciar os conceitos de osmolalidade e tonicidade. A osmolalidade é determinada pela concentração total de solutos numa determinada solução ou compartimento. Tonicidade é a capacidade que os solutos têm de gerar uma força osmótica que provoca o movimento de água de um compartimento para outro.3,4 Para que ocorra aumento da tonicidade no espaço extracelular, por exemplo, é necessário que solutos permaneçam confinados neste espaço sem atravessar livremente as membranas celulares e sem migrar para os demais compartimentos. Isto provocará o movimento de água do compartimento intracelular para o extracelular (osmose) para estabelecer um equilíbrio osmótico, gerando também diminuição do volume das células. Alguns dos solutos capazes de produzir este movimento de água (osmóis efetivos) são: sódio, glicose, manitol e sorbitol. O sódio permanece no espaço extracelular sem movimentar-se para outros compartimentos devido à ação da bomba sódio-potássio ATPase, que continuamente bombeia o sódio para fora das células.

A glicose é um osmol efetivo, mas é normalmente metabolizada no interior das células, e desta forma não contribui significativamente para a tonicidade sob circunstâncias normais. No diabetes mellitus descontrolado, a concentração elevada de glicose no plasma pode levar a um aumento significativo da osmolalidade e da tonicidade, causando movimento de água para dentro do espaço extracelular. A uréia contribui para a osmolalidade, mas atravessa livremente as membranas e não influi no movimento de água entre compartimentos.3,4

Soluções Isotônicas, Hipertônicas e Hipotônicas

As soluções isotônicas apresentam a mesma tonicidade que o plasma, e conseqüentemente não induzem movimento de água através das membranas celulares e não provocam variação do volume celular. Exemplo de solução isotônica: solução salina a 0,9%; solução glicosada a 5%.

Soluções hipertônicas geram o movimento de água em direção ao espaço extracelular, provocando diminuição do volume celular. Exemplo: solução salina em concentração superior a 0,9%.

As soluções hipotônicas provocam o movimento de água em direção ao compartimento intracelular, provocando edema celular.5 Exemplo: solução salina em concentra- ção inferior a 0,9%. A Fig. 8.1 exemplifica os efeitos descritos.

Soluções Isosmóticas, Hiperosmóticas e Hiposmóticas

A osmolalidade de uma solução é determinada pela quantidade total de partículas dissolvidas, incluindo os solutos que atravessam as membranas celulares. Os termos isosmótico, hiperosmótico e hiposmótico se referem a uma comparação com o fluido extracelular normal. Por exemplo, a solução salina a 0,9% é ao mesmo tempo isotônica (não provoca movimento de água) e isosmótica (apresenta o mesmo número de partículas de soluto) em relação ao espaço extracelular.

Pontos-chave:

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