Cap 20 - Equilíbrio ácido-básico e hidro-eletrolítico

Cap 20 - Equilíbrio ácido-básico e hidro-eletrolítico

Capítulo 20

Equilíbrio Hidro-Eletrolítico e Ácido-Básico

A água é o componente químico mais abundante dos seres vivos, correspondendo a cerca de 60% do peso total no ser humano, podendo chegar a 90% em alguns vegetais (p.ex.: alface) e a extremos de apenas 2% em algumas sementes (p.ex.: oleaginosas).

É um ingrediente essencial para a existência da vida, existindo em abundância na natureza (também é o elemento químico mais abundante da Terra). Não é à toa que a procura por água em planetas e satélites de nosso sistema solar, significa procurar por condições ambientais que sustente a vida, pelo menos semelhantes a que conhecemos.

De fato, a água é o solvente das reações que ocorrem no meio intracelular, havendo um sistema fisiológico especializado em manter as quantidades em níveis aceitáveis para a realização das reações bioquímicas dentro do maior grau de eficácia possível. Uma queda ou um aumento nos níveis da água intracelular pode acarretar em dano irreversível para o órgão ou tecido em questão, podendo levar, inclusive, à morte do organismo.

A água é proveniente de duas fontes básicas: 1) fonte exógena, na alimentação; e 2) a água endógena proveniente das oxidações biológicas (síntese de proteínas, cadeia respiratória etc.) (Tabela 20-1). Entretanto, apesar da biossíntese, não é considerada uma biomolécula, uma vez que não é produzida exclusivamente por organismos vivos.

É responsável pela manutenção de um rigoroso estado de concentração de substâncias em dispersão no citoplasma possibilitando as trocas entre o meio externo e o citoplasma, de tal maneira que a quantidade de água que é excretada, diariamente, é idêntica a ingerida e biossintetizada para que não haja um desequilíbrio na quantidade total.

Em algumas situações patológicas em que há a necessidade de se repor um volume de água muito grande, não sendo possível pelas vias digestivas normais de absorção, faz-se a hidratação endovenosa, um processo terapêutico onde se calcula as necessidades da reposição hídrica, levando-se em conta os compostos dissolvidos intra e extracelularmente.

Tabela 20-1: Relação entre os mecanismos de absorção e excreção da água.

ENTRADA (ml)

SAÍDA (ml)

Alimentos líquidos

1.300

Evaporação (pele e pulmões)

1.000

Alimentos sólidos

1.000

Urina

1.300

Água de oxidação

300

Fezes

300

TOTAL

2.600

TOTAL

2.600

No ser humano, a água está distribuída nos compartimentos orgânicos nas seguintes proporções:

  • Água Total: 60% do peso corporal

  • Líquido intracelular (LIC): 40%

  • Líquido extracelular (LEC): 20% (líquido intersticial: 15%; líquido intravascular: 5%)

Apesar de representar o menor valor relativo, o líquido intravascular (plasma sangüíneo) corresponde ao mais homogêneo de todos servido de parâmetro de normalidade em virtude de sua fácil obtenção por punção venosa e análise, podendo-se extrapolar para os demais compartimentos os dados achados.

A entrada e saída de água da célula, dá-se graças a diferenças de gradientes de pressão osmótica que se observa entre o LEC e o LIC (Figura 20-1).

Água e eletrólitos

Encontram-se em suspensão no LIC e LEC, basicamente, dois tipos de solutos: os não-eletrólitos e os eletrólitos. São chamados não-eletrólitos aquelas moléculas que não se dissociam em meio líquido, não adquirindo carga elétrica (não se ionizam) e não são atraídas, portanto, pelo campo eletromagnético (p.ex.: glicose, uréia, creatinina). Só interferem nos mecanismos de troca de água quando anormalmente elevados, uma vez que em concentrações normais, possuem outras funções que não a de regular a pressão osmótica.

Figura 20-1 - Processo osmótico de passagem de água através de uma membrana semi-permeável. A formação de um gradiente de concentração diferente força a passagem de água do meio hipotoônico para o hipertônico, gerando uma pressão sobre a membrana. (Adaptado de Garret & Grisham, 1997)

Os eletrólitos (Tabela 20-2), por sua vez, ionizam-se adquirindo carga elétrica positiva (cátions) ou negativa (ânions). São os principais responsáveis pela pressão osmótica distribuindo-se de maneira equivalente entre os compartimentos líquidos, havendo uma neutralidade elétrica na água fisiológica, ou seja, a mesma quantidade de ânions é igual a de cátions no que diz respeito a sua carga elétrica e não ao seu peso.

Desta forma há a equivalência elétrica entre um íon hidrogênio (H+) e uma molécula de proteína ionizada negativamente, mesmo que a diferença de peso seja incrivelmente grande.

Metabolismo da água e eletrólitos

A água tem maior absorção (quase que exclusiva) na mucosa do intestino grosso e é excretada pelos rins como urina, por evaporação como suor, nas fezes e em outras secreções. O estímulo da sede (dipsia) é o principal fator de ingestão de água é regulado pelo sistema renina-angiotensina-aldosterona que é dependente da concentração do sódio plasmático (como será discutido ainda neste capítulo).

Tabela 20-2 - Principais eletrólitos, peso molecular, concentração plasmática e principais funções. Observe que há uma equivalência entre cátions e ânions que não depende de seu peso molecular, mas sim do seu valor de equivalência.

CÁTIONS

mg/dl

mEq/l

FUNÇÕES

Sódio

326,0

142

mais abundante no LEC; responsável pela pressão osmótica nos líquidos orgânicos.

Potássio

20,0

5

cátion mais abundante no LIC; responsável pela pressão osmótica intracelular, é necessário em alta concentração para a síntese protéica.

Cálcio

10,0

5

mineral encontrado em maior quantidade no homem, porém apenas 1% está inonizado; mantém a excitabilidade de nervos e músculos; é um fator da coagulação sangüínea.

Magnésio

2,4

2

constituinte de ossos e dentes; co-fator enzimático.

TOTAL

358,4

154

ÂNIONS

Bicarbonato

60,5

27

tampão fisiológico; principal forma de transporte do gás carbônico.

Cloreto

365,7

103

ânion mais abundante no LEC; forma o ácido clorídrico gástrico; participa do equilíbrio ácido-básico.

Fosfato

3,4

2

ânion mais abundante no LIC; resultante da hidrólise do ATP; tampão fisiológico.

Sulfato

1,6

1

resultante da oxidação de metionina e cisteína.

Ácidos orgânicos

17,5

5

seus ânions são resultantes do metabolismo celular.

Proteínas

6.500

16

em pH 7,4 (fisiológico) adquirem carga elétrica negativa; são polifuncionais.

TOTAL

6.948,7

154

A absorção dos eletrólitos raramente é completa, havendo uma barreira osmótica entre a circulação porta e a luz do trato digestivo, havendo, portanto, a excreção do excesso de eletrólitos ingeridos na alimentação quando há um estado de saturação na circulação porta. Os eletrólitos absorvidos sofrem pouco ou nenhum processamento hepático e vão aos tecido periféricos exercer suas funções fisiológicas, sendo o excesso excretado pela urina, fezes, suor, saliva e bile.

O sódio é absorvido por mecanismo de transporte ativo ligado a absorção de aminoácidos, bicarbonato e glicose. É ingerido, principalmente, como sal de cozinha (NaCl) e sua concentração plasmática (natremia) é fundamental para os mecanismos de troca osmótica. Seu processo de excreção está diretamente relacionado com o de reabsorção do potássio, e vice-versa, através do hormônio da adrenal aldosterona e por absorção ativa ou passiva. É o eletrólito responsável pela manutenção do equilíbrio osmótico, sendo que um estado de hipo, hiper ou normotonia plasmática corresponde a um estado de hipo, hiper ou normonatremia. A osmolaridade plasmática pode ser expressa por 2 x [Na+] +10.

As razões para o sódio possuir esta função reguladora está atrelada ao fato de ser o elétrólito presente em maior concentração no meio extracelular e estar presente em todos os alimentos.

Por ser abundante na água do mar, provavelmente os primeiros organismos terrestres trouxeram a composição hidrossalina dos oceanos para seus tecidos, guardando, assim, uma relação evolutiva no que diz respeito às necessidades de água e sódio para regular a quantidade de água intracelular.

A concentração plasmática normal do sódio (normonatremia) varia entre 135-145 mEq/l, enquanto que no LIC existe apenas cerca de 10 mEq/l. Cerca de 20% do Na+ total do organismo está ligado aos depósitos ósseos. É eliminado, principalmente, por via renal, com 80% do sódio absorvido no túbulo contorcido proximal, juntamente com a quantidade proporcional de água (85-90% = cerca de 100ml/min).

O líquido que chega à alça de Henle está isotônico, havendo a reabsorção ativa (contra gradiente osmótico) de Na+. No túbulo contorcido distal, o filtrado ainda está hipotônico, e a aldosterona atua para reabsorver mais sódio e o hormônio antidurético da hipófise (ADH) reabsorve a água. Desta forma, ao final de 24 horas são excretados somente 85 mEq/l de sódio dos 2.000 mEq/ que por lá passam (cerca de 99,9%).

Há uma perda diária de sódio pelo suor em média de 25 mEq/l e 30 mEq/l de cloro (a perda cutânea de um adulto está em cerca de 3-14 mEq/l/24 horas). Uma hipernatremia é observada nos principais casos de desidratação ou pela ingestão aumentada de sal. Os distúrbios hormonais hiperaldosteronismo e diabetes insipidus (aumento do ADH plasmático) são causas importantes de hipernatremia (ver Capítulo 14 sobre Avaliação da Função Endócrina).

Uma hiponatremia grave verifica-se abaixo de 120 mEq/l, sendo freqüentes no período pós-operatório e pelo uso excessivo de diuréticos, dieta hipossódica, hipoaldesteronismo, hipersecreção de ADH, cirrose (pela degradação insuficiente do ADH).

O potássio é o eletrólito em maior quantidade no LIC (100 - 175mEq), possuindo baixa concentração plasmática (4 - 5mEq/l); a eliminação renal está em torno de 35 - 90 mEq/24 horas; pelas fezes são rejeitados cerca de 5 - 10 mEq/24 horas e pela sudorese, apenas cerca de 10 mEq/24 horas. Possui importantes funções na síntese de proteínas e de glicogênio e na transmissão do impulso nervoso.

A hiperpotassemia pode provocar a parada cardíaca em diástole a hipopotassemia em sístole. A hipopotassemia é, freqüentemente, iatrogênica (causadas por uso incorreto de medicamentos) como excesso de diuréticos, hidratação mal conduzida etc. Pode ser, entretanto, de causa digestiva ou por tumores supra-renais ou ainda na insuficiência renal. A hiperpotassemia pode ser iatrogênica na transfusão sangüínea utilizando sangue conservado, ou em doenças hemolíticas, na insuficiência renal e da supra-renal.

Assim como o potássio, os outros eletrólitos possuem concentração plasmática baixa e funções fisiológicas incompatíveis com valores muito elevados ou demasiadamente baixos. Desta forma, uma variação em sua concentração plasmática acarreta danos fisiológicos graves antes de se estabelecer um distúrbio osmótico significativo.

O cálcio, por exemplo, em níveis de hipocalcemia promove a parada cardíaca em sístole (é, portanto, antagonista da hiperpotassemia), o aumento da excitabilidade muscular, a depressão da contração dos músculos lisos e a diminuição dos fenômenos da coagulação. Na hipercalcemia observa-se a diminuição da excitabilidade muscular e depressão dos músculos lisos.

Regulação do equilíbrio hidro-eletrolítico

Há um controle central através do núcleo ventrimedial do hipotálamo e do córtex cerebral que reconhecem situações de hipernatremia através de neurônios especializados (osmorreceptores) e proporcionam, primariamente, a sensação de sede e a liberação de hormônios hipotalâmicos ACTH (hormônio corticotrófico, estimulador do cortisol da supra-renal) e de ADH (hormônio anti-diurético) que vão conduzir a resposta reflexa de controle de absorção-excreção de água e eletrólitos.

Porém, o sistema renina-angiotensina-aldosterona (Figura 20-2) é o grande responsável pela regulação do equilíbrio hidro-eletrolítico por promover efeitos fisiológicos de fundamental importância para o metabolismo hidrossalino.

Primariamente, dois estímulos desencadeiam este sistema: 1) aumento da osmolaridade plasmática (hipernatremia); e 2) diminuição do volume intravascular (hipovolemia). Esses estímulos são oriundos de uma ingestão de água menor que sua excreção, ou uma perda maior que a ingestão, bem como por uma alimentação com excesso de sódio.

A hipernatremia e a hipovolemia (conjunta ou isoladamente) proporcionam a queda da filtração renal por tornar o sangue mais espesso, o que diminuirá a velocidade de passagem pelos nefrons. As células justaglomerulares da arteríola renal aferente detectam estas condições de baixa filtração renal e induzem a produção e liberação para o sangue da enzima renina que tem por função converter uma enzima plasmática inativa, sintetizada no fígado, o angiotensinogênio (uma 2-globulina de aproximadamente 400 aminoácidos) em angiotensinaI (nove aminoácidos). A angiotensina I possui baixa atividade biológica e é convertida em angiotensina II (seis aminoácidos) pela ação da enzima conversora de angiotensina (ECA), uma glicoproteína sintetizada nos pulmões e células endoteliais.

A angitensina II vai promover quatro efeitos fisiológicos básicos e fundamentais que ocorrem conjuntamente para o equilíbrio hidro-eletrolítico:

  1. Vasoconstrição: a angiotensina II é o mais potente substância vasoativa que se conhece, provocando uma hipertensão arterial e inibindo a síntese de renina;

  2. Estímulo do córtex cerebral: induz a sensação consciente da sede;

  3. Estímulo da hipófise: para liberação de ADH que proporciona uma maior reabsorção de água da urina para o plasma, forçando a formação de uma urina concentrada, poupando água;

  4. Estímulo da córtex adrenal: para a síntese de aldosterona que promove a reabsorção de sódio (e a excreção de potássio) para contrabalançar o aporte de água poupado pelo ADH e aquela ingerida para saciar a sede.

Tais ações são definitivas em reverter a hipernatremia e hipovolemia iniciais, induzindo a volta às condições fisiológicas. Em algumas espécies, a angiotensina II é convertida em angiotensina III (por ação de enzimas aminopeptidases)que possui as mesmas ações fisiológicas que a angiotensina II. No homem, os níveis plasmáticos de angiotensina II é 4 vezes maior que os de angiotensina III. Ambas enzimas são degradadas, rapidamente, por angiotensinases e excretadas pelos rins.

Substâncias que inibem o sistema renina-angiotensina-aldosterona têm a propriedade diurética devido impedir a retenção de água em nível renal. É o caso do álcool que inibe a liberação do ADH provocando o aumento do volume urinário (poliúria) e a conseqüente hipovolemia, principalmente pela ingestão de bebidas alcoólicas com alto teor de água (p.x.: cerveja). Em virtude disso, há uma desidratação reflexa levando a um estímulo maior do sistema de controle, levando uma sensação exacerbada de sede. Este quadro se complica quando há a ingestão conjunta de alimentos ricos em sódio, pois a hipernatremia reforça os mecanismos de controle intensificando a resposta fisiológica.

Figura 20-2 – O mecanismo de regulação do equilíbrio hidro-eletrolítico. Os estímulos iniciais de hipovolemia e/ou hipernatremia desencadeiam uma série de reações em cascata que culminam com quatro ações fisiológicas potentes da angiotensina II.

Principais distúrbios hidro-eletrolíticos

1. Desidratação

Sempre que há perda de água (por via digestiva, trasnpiração ou urinária) acima da ingestão. Conforme a etiologia, observa-se três tipos, conforme a relação água-sódio:

  • Desidratação hipernatrêmica: chamada desidratação "verdadeira", é observada quando a perda de sódio é menor que a de água fazendo com que o plasma torne-se hipertônico possibilitando a saída da água do LIC para o LEC o que ocasiona edema por acúmulo de água nos tecidos. É a forma clínica mais freqüente, causada pela diminuição da ingestão de água, adpsia (ausência de sede), diarréias intensas, perda excessiva por evaporação. Um fato curioso é observado entre os Beduínos (tribos nômades do deserto do Saara) onde antes de viagens longas pelo deserto eles fazem a ingestão de grande quantidades de água e de sal. Desta forma, há a formação de um estado de hipernatremia levando a um edema generalizado reflexo. Durante a viagem, entretanto, a água acumulada nos tecidos (que seria excretada normalmente pelos rins) é deslocada para o meio intracelular devido as perdas de água por evaporação permitindo uma necessidade hídrica relativamente menor. Contudo, este é um hábito cultural bastante arriscado, pois pode haver a formação de edema pulmonar e insuficiência cardíaca congestiva (devido ao volume maior de água plasmática), principalmente em pacientes com insuficiência renal.

  • Desidratação hiponatrêmica: quando há a perda de sódio maior que a perda de água, levando o plasma a tornar-se hipotônico com a entrada de água em excesso do LEC para o LIC. É observada em pacientes com insuficiência adrenal onde a não produção de aldosterona proporciona uma perda excessiva de sódio. Alguns medicamentos diuréticos inibidores da aldosterona, quando administrado sem cuidados médicos, podem levar a este tipo de desidratação.

  • Desidratação normonatrêmica: quando há perda de sódio na mesma proporção da perda de água. ë uma desidratação aguda, observada quando há grande perda de volume plasmático como nas hemorragias.

2. Hiper-hidratação ou intoxicação hídrica

Quando há a ingestão de água além da capacidade de excreção, a água tende a se acumular no organismo levando a uma hipervolemia com hiponatremia que pode ser fatal.

Este estado patológico é observado quando a ingestão de água não é controlada em paciente com insuficiência renal ou com insuficiência adrenal (diminuição da produção de aldosterona). Nesses casos, a não avaliação do volume urinário em função da quantidade de água administrada (por via oral ou, principalmente, por via endovenosa) pode levar a hiper-hidratação, como pode acontecer no pós-operatório de cirurgias que cursam com grande perda sangüínea, onde nos três dias se seguem, há um hipoaldosteronismo fisiológico com retenção urinária. A hidratação mal-conduzida com soluções não-eletrolíticas (p.ex.: solução de glicose a 5%) nesses caos pode agravar a situação.

Equilíbrio ácido-básico

Uma grande quantidade de ácidos são produzidos diariamente no organismo como resultado do metabolismo celular. Entre 13.000 a 20.000 mMol de CO2 (dos quais 70% são convertidos em H2CO3- ácido carbônico) são produzidos diariamente como resultado da completa oxidação de carboidratos, proteínas e ácidos graxos. São produzidos, também, entre 40 a 60 mMol de ácidos, sob a forma de cetoácidos resultantes da oxidação incompleta de lipídios, bem como outros ácidos fracos (p.ex.: láctcico, pirúvico etc.). Ácidos fortes, como o sulfúrico e o fosfórico, também são formados resultantes da oxidação de aminoácidos que contêm enxofre (metionina e cisteína) e compostos que contêm fósforo, respectivamente.

O ácido carbônico é chamado de ácido volátil porque pode ser convertido em gás carbônico pela reação inversa de sua formação, sendo excretado pelos pulmões. Os outros ácidos produzidos pelo organismo não podem ser convertidos em compostos gasosos e são, portanto, chamados de ácidos fixos, sendo excretados em sua maior parte pela urina.

As reações enzimáticas que ocorrem na célula e que determinam a estabilidade das funções orgânicas ocorrem em um pH ótimo (em torno de 7,0) onde a eficiência da reação é de 100%. Para isso, uma série de reações para manter o pH intracelular ocorrem e os produtos do metabolismo celular são escretados para o sangue, o que eleva o pH plasmático para algo torno de 7,38 e 7,42.

Um aumento do pH acima de 7,45 indica uma alcalose e a queda abaixo de 7,35 uma acidose que têm comprometimentos fisiopatológicos importantes, podendo, inclusive, levar ao óbito.

Os mecanismos biológicos para estabelecer um equilíbrio entre a concentração de ácidos no organismo (assim como das bases) para que as células realizem suas funções biológicas a contento, possibilitando o desenvolvimento normal do organismo como um todo é indispensável para a viabilidade dos fenômenos bioquímicos.

Os pulmões e os rins são órgãos indispensáveis na manutenção do pH plasmático induzindo ou inibindo a excreção ou estimulando a reabsorção (no caso dos rins) do H+ ou bases produzidas em excesso. Sem dúvida, a produção diária de ácidos é bem maior do que as bases, o que torna os mecanismos de controle inevitavelmente ao metabolismo do H+.

Bioquímica da respiração

Os gases respiratórios (O2 e CO2) são transportados no sangue por processos semelhantes, embora inversos. A composição dos gases atmosféricos e alveolares são extremamente diferentes e proporcionam a saída de CO2 e a entrada de O2 por simples diferença de gradiente de pressão parcial, de acordo com a lei de ação das massas aplicadas a um sistema gasoso (Tabela 20-3). A variação do N2 é mínima, uma vez que não é produzido ou consumido pelo organismo, muito pouco entra nos alvéolos, a não ser em condições onde se respira ar comprimido (como no mergulho com aqualung) o que torna proibitivo uma subida brusca à superfície sem que haja a possibilidade do N2 ser excretado normalmente do alvéolo.

Tabela 20-3 -Pressões parciais e concentração percentual dos gases respiratórios na atmosfera e nos alvéolos pulmonares.

Gás

Ar atmosférico

Ar alveolar

mmHg

%

mmHg

%

N2

597,0

78,62

569,0

74,9

O2

159,0

20,84

104,0

13,6

CO2

0,15

0,04

40,0

5,3

H2O

3,85

0,5

47

6,2

(Adaptado de GUYTON,, 1988, p. 359.)

A entrada ou saída do O2 e CO2 do alvéolo para o sangue também segue a lei de ação das massas, porém há a necessidade de sistemas bioquímico sanguíneo que possibilitem o trasnporte dos gases além de sua capacidade natural de solubilização (coeficiente de solubilidade).

Nos tecidos há intensa produção de CO2 que é captado pelas hemácias e convertido em ácido carbônico pela ação da anidrase carbônica. Devido sua alta instabilidade, o ácido carbônico (H2CO3) se dissocia em íons hidrogênio (H+) e bicarbonato (HCO3-). O bicarbonato sai da hemácia, trocado por cloretos do sangue, e o hidrogênio é captado pela hemoglobina em 38 aminoácidos histidina existentes na molécula. Essa hemoglobina que chega aos tecidos encontra-se ligada ao O2 (HbO2, ou oxi-hemoglobina), uma vez que cerca de 97% do O2 é transportado pela hemoglobina que assume uma forma tridimensional contraída na presença de O2.

Quando o H+ liga-se à HbO2, há a modificação de sua conformação tridimensional e a liberação do O2 para o tecido. Este fenômeno fisiológico é denominado de efeito Bohr e diz respeito à oxigenação tecidual induzida pelo aumento da pCO2 e a subseqüente queda do pH. Um desvio da glicólise leva a formação do BPG (2,3-bis-fosfoglicerato), que liga-se às cadeaias beta da hemoglobina impedindo a ligação do CO2 e induzindo ao relaxamento da molécula de HbO2. O CO2 que não consegue se ligar à hemoglobina é convertido em mais H2CO3 intensificando os efeito Bohr.

Após a oxigenação tecidual, a hemoglobina desoxigenada tem, portanto, caráter ácido (HHb) e o plasma uma grande quantidade de bicarbonato que corresponde a cerca de 70% do CO2 total produzido nos tecidos. Em torno de 27% ligam-se ao aminoácido terminal das cadeias polipeptídicas da hemoglobina e 3% dissolvem-se espontaneamente.

Nos capilares pulmonares, o sangue que irriga os alvéolos pulmonares chega "rico" em CO2 (45 mmHg) e "pobre" em O2 (40 mmHg). Este sangue encontra a pCO2 alveolar de 40mmHg e a pO2 de 104mmHg, havendo a natural troca de gases e o equilíbrio das pressões parciais. Este sangue retorna para o coração e, posteriormente, vai para os tecidos, "rico" em O2 e "pobre" em CO2 (Figura 20-3)

E

Figura 20-3 - A troca gasosa entre o alvéolo e o capilar pulmonar ocorre por diferença de gradiente de pressão parcial.

Figura 20-2 - A troca gasosa nos alvéolos pulmonares se dá por diferença de gradiente de pressão parcial.

ntretanto o CO2 que sai é originário do bicarbonato plasmático que é convertido em ácido carbônico e depois em CO2 e água após a oxigenação da hemoglobina. Isto acontece devido à liberação do H+ ligado na HHb, devido oxigenação pulmonar. Esse H+ liga-se com o bicarbonato levando à excreção do CO2. Esse fenômeno fisiológico é denominado efeito Haldane e diz respeito da excreção de CO2 devido à queda do pH induzida pela oxigenação pulmonar.

Mecanismos respiratórios de compensação

Basicamente, são dois os processos que o sistema respiratório promove para normalizar uma situação de desequilíbrio ácido-básico (Figura 20-4):

  • Hiperventilação: o aumento dos movimentos respiratórios (acima de 12 movimentos respiratórios por minuto), força a saída de CO2, diminuindo, assim, a pCO2 e conseqüentemente a concentração de H+, havendo uma alcalose, em virtude do deslocamento do equilíbrio da reação no sentido inverso da formação de H+:

  • Hipoventilação: diminuindo os movimentos respiratórios, força-se o aumento da pCO2 por acúmulo de gás carbônico no organismo. Com isso, a concentração de H+ tende a aumentar em virtude do deslocamento do equilíbrio da reação no sentido de formar H+, havendo uma acidose.

É importante observar que estes mecanismos são compensatórios de desordens no equilíbrio ácido-básico. Desta forma, a alcalose induzida pela hiperventilação compensará uma acidose de origem não pulmonar e a acidose induzida pela hipoventilação compensará uma alcalose de origem não pulmonar.

Pelo contrário, caso haja uma doença de base que promova o aumento ou a diminuição dos movimentos respiratórios, naturalmente, haverá o estabelecimento de uma acidose ou alcalose não como mecanismo compensatório, mas como uma doença própriamente dita.

Mecanismos renais de compensação

Os rins possuem funções importantíssimas para o organismo (ver Capítulo 13 sobre Bioquímica da Função Renal),. Porém três são os processos principais em que o sistema renal atua para controlar o equilíbrio ácido-básico (Figura 20-5):

Figura 20-4 – Mecanismo pulmonar de regulação do equilíbrio ácido-básico. A hiperventilação promove o aumento do pH enquanto que a hipoventilação leva a queda. Quando esses efeitos ocorrem não como mecanismo compensatório de um distúrbio primário, estabelece-se a alcalose ou a acidose como uma doença de origem pulmonar.

  • Troca ativa de H+ com Na+: na luz dos túbulos renais, o íon bicarbonato (principalmente) e outros ânions são absorvidos conjugados com o íon Na+, sendo o H+ excretado na urina, por um processo ativo às custas de ATP. O sódio reabsorvido será proveniente da urina, geralmente de um fosfato dibásico (Na2HPO4) que se torna um fosfato monobásico (NaH2PO4) que é eliminado na urina correspondendo a chamada acidez titulável da urina.

  • Excreção de amônia na urina (amoniúria): a amônia (NH3) proveniente da desaminação dos aminoácidos (40%), juntamente com a proveniente da ação da glutaminase sobre a glutamina (60%), conjuga-se com o H+ formando o íon amônio(NH4+) que se combina com o ânions (principalmente o cloreto) sendo excretado pela urina (ver capítulo 20 sobre Metabolismo). A amônia (na forma de cloreto de amônio) não é a forma mais comum de excreção de N protéico nos mamíferos, porém pode-se achar aumentada na urina forma de compensação renal de acidoses de qualquer etiologia.

Figura 20-5 – Regulação renal do equilíbrio ácido básico. A troca ativa de Na+ por H+, a excreção ou absorção de bicarbonato e a excreção de amônia urinária são mecanismo eficazes na manutenção do pH.

Reabsorção de bicarbonato (HCO3-): o bicarbonato é reabsorvido nos túbulos renais em “parceria” com o sódio durante a troca ativa com H+ até um limite de 1 mol de bicarbonato para cada 20 de ácido carbônico, estabelecendo-se um equilíbrio químico. Quando o organismo está em acidose, há uma maior reabsorção (menor excreção) de bicarbonato até o equilíbrio ser atingido. O inverso acontece na alcaloseonde há uma maior excreção (menor reabsorção) de bicarbonato.

Tampões fisiológicos

São os mais eficazes mecanismos de controle do pH fisiológico. Todo sistema tampão é formado pela combinação de um ácido fraco em solução com sua base conjugada. Absorvendo bases e ácidos que são adicionados ao sistema, os tampões mantêm o pH dentro de uma estreita faixa, não permitindo variações bruscas.

O valor do pH do meio contendo um tampão é dado pela equação de Henderson-Hasselbalch (Figura 20-6) que relaciona a constante de equilíbrio da reação e a concentração do ácido fraco e da base conjugada.

Os principais tampões fisiológicos são:

  • Tampão bicarbonato / ácido carbônico (HCO3-/H2CO3): a concentração dos íons bicarbonato no sangue fica em torno de 27 mEq/l e a concentração do ácido carbônico em torno de 1,35 mEq/l o que dá, aproximadamente, uma relação de 20 moles de bicarbonato para mol de ácido carbônico.

Estando estes compostos em equilíbrio, esta proporção de 20:1 faz com que o pH do sistema em que eles estão inseridos fique em torno de 7,4 como mostra a equação de Henderson-Hasselbalch (pKa = 6,1).

Figura 20-6 – A dedução da equação de Henderson-Hasselbach está relacionada ao equilíbrio químico da dissociação de ácidos fracos.

pH = 6,1 + log 20

pH = 6,1 + 1,3

pH = 7,4

Sendo este o pH plasmático, fica fácil compreender que o tampão bicarbonato/ ácido carbônico é o principal responsável pela manutenção do equilíbrio ácido-básico do plasma.

  • Hemoglobina: a molécula de hemoglobina contém 38 aminoácidos histidina que estão ligados a átomos de potássio em sua conformação original. Quando a concentração de íons H+ no interior da hemácia se eleva, o potássio pode ser trocado pelo H+, absorvendo-o do meio e liberando potássio. Assim, a hemoglobina funciona como o principal tampão das hemácias, impedindo variações do pH a quando da hidratação do gás carbônico pela anidrasecarbônica. É um importante tampão fisiológico uma vez que as hemácias absorvem cerca de 93% do gás carbônico produzido nos tecidos e 70% é convertido em bicarbonato (23% ligam-se com as cadeias globínicas da hemoglobina e 7% permanecem dissolvidos no plasma como gás).

  • Proteínas plasmáticas: fixam o H+ através de seus grupamentos carboxilaeamino dos aminoácidos constituintes. As proteínas possuem relativa importância nos meios intracelulares, sendo as proteínas plasmáticas funcionam como coadjuvantes dos demais sistemas tampões.

  • Sistema fosfato (HPO4=/ H2PO4-): a relação entre a concentração destes dois compostos é em torno de 80 moles de fosfatodibásico(HPO4=) para cada 20 moles de fosfato monobásico (H2PO4-), ou seja 4:1. Este sistema é de relativa importância para a manutenção do pH renal, sendo coadjuvante dos demais em virtude da concentração relativamente menor de seus componentes.

Gasometria arterial

É um exame laboratorial que determina os parâmetros do sangue arterial que se alteram frente a qualquer distúrbio do equilíbrio ácido-básico.

Na Tabela 20-4 observamos os principais parâmetros de normalidade da gasometria arterial.

Tabela 20-4 - Valores normais para a gasometria arterial

Parâmetros

Valores normais

pH

7,4 (7,38 - 7,42)

pO2

87 mmHg - 95 mmHg)

pCO2

45 mmHg (30 - 45 mmHg)

[H2CO3]

1,35 mEq/l

[HCO3-]real

27 mEq/l

[HCO3-]Sd (1)

24 mEq/l

B.E.

-2 até +2

Sd = standard (padrão)

BE = base excess (excesso de base).

Os parâmetros pH, pO2 e pO2 são os valores verdadeiramente determinados pelo aparelho de gasometria, através do uso de eletrodos seletivos específicos para os parâmetros analisados. Os demais valores são calculados pelo aparelho a partir desses dados através de processadores computadorizados presentes na aparelhagem.

A pCO2, em particular, possui uma importância fundamental na determinação dos demais valores. O bicarbonato real corresponde à fração do CO2 convertida pela ação da anidrase carbônica, enquanto que a pCO2 corresponde ao CO2 presente na forma de bicarbonato, ligado à hemoglobina e livre no sangue. A avaliação desses parâmetros, frequentemente, é suficiente para o esclarecimento da origem de ácidos e alcalose.

Uma gasometria realizada em sangue venoso não avalia distúrbios respiratórios apesar de possuir uma variação relativamente fixa em distúrbios metabólicos na ordem de 0,05 unidades a menos do pH, 6 mmHg maior de pCO2 e cerca de 50% menos de pO2. Essa variação, entretanto, não deve ser considerada como fator de correção para gasometrias realizadas erroneamente em sangue venoso.

A dosagem da reserva alcalina é uma forma arcaica de avaliar distúrbios metabólicos em sangue venoso, onde há a o equilíbrio do pCO2 da amostra com uma quantidade de pCO2 normal (geralmente obtida do CO2 pulmonar do próprio laboratorista que faz borbulhar a amostra soprando-a com uma pipeta). Após esse "equilíbrio" há adição de um ácido forte forçando a liberação de todo o CO2 existente na amostra consumindo bicarbonato que é titulado. Desta forma, quaisquer variações observadas (para mais ou para menos dos valores de referência de 22 a 29 mEq/l) indicam alcalose ou acidose metabólica.

Essa é uma dosagem sem valor diagnóstico atualmente em virtude da determinação de outros parâmetros realizados em sangue arterial pelos aparelhos modernos de gasometria que garantem uma avaliação mais precisa da origem metabólica dos distúrbios. É o caso da determinação do bicarbonato standard, que corresponde a um valor obtido após a correção do pH com o equilíbrio do CO2 pela adição ou remoção de CO2 no sangue analisado, em um processo denominado de tonometria realizado automaticamente com extrema precisão pelos aparelhos modernos. Esse processo promove a padronização da pCO2 em valores constantes de 40mmHg.

O novo valor de pH obtido é levado em consideração para o cálculo de um novo valor para o bicarbonato (o bicarbonato standard). Desta forma, caso não haja a adição ou remoção de pCO2, o valor do bicarbonato atingirá um valor idêntico (ou muito próximo) ao bicarbonato real.

Entretanto, quanto maior for a adição ou remoção de CO2, tanto menor ou maior será o valor do bicarbonato standard o que indica que houve uma acidose ou alcalose, respectivamente, anterior à realização da gasometria.

De maneira similar, o índice BE é um valor determinado por cálculo envolvendo os parâmetros pH e pCO2 e indica a quantidade de ácido que deve ser adicionada ou retirada para retornar o pH à normalidade. Quando os valores variam entre –2 e +2, indica que não há necessidade de adição nem remoção de bases, logo os demais parâmetros deverão estar dentro da normalidade. Portanto, um paciente com excesso de bases (alcalose) tem o índice BE deslocado para acima de +2 e, do contrário, a existência de deficiência de bases (acidose) é compatível com valores abaixo de –2.

Tanto o bicarbonato standard e o índice BE são valores indispensáveis para a avaliação de casos clínicos onde o pH do sangue analisado está dentro dos valores de referência (7,38 – 7,42) devido há ocorrência de mecanismo de compensação. Basicamente, uma variação nesses parâmetros indica que o distúrbio não é de origem pulmonar, conforme será discutido a seguir.

Diagnóstico laboratorial de acidoses e alcaloses

Após a coleta do sangue arterial, a determinação do pH é o principal parâmetro que demonstra a existência de acidoses ou alcaloses. Entretanto, esses distúrbios podem ser resultantes de causas respiratórias ou não, o que leva a existência de quatro distúrbios básicos: acidose ou alcalose de origem respiratória e acidose ou alcalose de origem não metabólica (denominada de distúrbio metabólico).

A observação atenta da equação de Henderson-Hasselbach (Figura 20-5) demonstra que o pH pode variar a partir da variação dos valores de bicarbonato (a base conjugada A-) ou do ácido carbônico (o ácido fraco HA).

Entretanto, o ácido carbônico não é um parâmetro dosado de fato na gasometria, sendo calculado a partir da pCO2. Desta forma, para a interpretação da origem dos distúrbios devemos substituir o valor do ácido carbônico pela pCO2 multiplicada pela constante de Boyle para gases ideais 0,03.

Para efeito de análise, pode-se utilizar uma versão “enxuta” da equação de Henderson-Hasselbach onde são excluídos os valores de pKa e o logaritmo (Figura 20-7). É claro que estas modificações alteram o resultado real e não esta equação “melhorada” não serve para cálculo dos parâmetros, mas sim para uma avaliação direta e prática dos resultados da gasometria arterial.

Figura 20-7 - Equação de Henderson-Hasselbach “melhorada” para uma rápida interpretação dos resultados da gasometria.

A observação atenta dessa equação revela uma relação direta entre os valores de bicarbonato e do pH. Ou seja, quando há um aumento ou queda da concentração de bicarbonato, o pH aumenta ou cai, proporcionalmente. De maneira inversa, há uma relação inversa entre os valores de pCO2 e o pH, o que mostra que a queda ou aumento de pCO2 leva ao aumento ou queda, de maneira inversa.

Como mudanças na pCO2 só ocorrem quando há um envolvimento pulmonar, quando se observa a queda ou aumento do pH devido à modificação da pCO2, diz-se que há uma acidose respiratrória ou uma alcalose respiratória, caso haja um aumento ou queda da pCO2.

Na verdade, fica fácil entender essa relação quando se relaciona os resultados laboratoriais com os dados clínicos do paciente.

1. Acidose respiratória

Ocorre quando há uma dificuldade da excreção normal de CO2, o que leva a um acúmulo e o respectivo aumento da pCO2. Por conseguinte, o pH cai devido a proporcionalidade inversa dos valores.

As principais causas estão relacionadas à obstrução das vias respiratórias por corpo estranho, excesso de muco alveolar, etc.; diminuição da área de troca gasosa (p.ex.: doença pulmonar obstrutiva crônica – DPOC, doenças degenerativas do pulmão, fibrose pulmonar); drogas que diminuem o centro respiratório (p.ex.: anestésicos gerais, barbitúricos, cocaína, heroína, álcool etc.); traumatismos nas regiões controladoras da respiração; atmosfera rica em CO2.

Todos esses efeitos levam à queda do pH e não podem ser revertidos pelo pulmão, uma vez que a origem é respiratória. Em contrapartida, os rins atuam para compensar esta acidose e, naturalmente, há o aumento do bicarbonato como um reflexo de compensação, porém não é suficiente para a compensação, o que justifica o valor de pH diminuído.

2. Alcalose respiratória

Ocorre sempre que há um aumento na excreção de CO2, o que leva à queda da pCO2 e o conseqüente aumento do pH, como pode ser notado na análise da equação de Henderson-Hasselbach. Isso ocorre após a ação de estimulantes do sistema respiratório (estricnina, aderenalina) ou por hiperventilação voluntária. Em pacientes esquizofrênicos é comum descargas adrenérgicas intensas que proporciona o aspecto “ofegante” devido à hiperventilação induzida. A ocorrência de alcalose respiratória é comum nesses pacientes.

A gasometria revela o evidente aumento do pH acompanhado pelo aumento da pCO2. Como há tentativa de compensação renal, é observada uma discreta queda do bicarbonato, porém não suficiente para a manutenção do pH.

3. Acidose metabólica

Não há nenhum envolvimento dos pulmões nesse tipo de distúrbio, mas sim uma produção de ácidos acima da média diária ou então uma diminuição na capacidade de excreção renal do H+. Desta forma, o que se observa é uma queda absoluta na concentração de bicarbonato e a conseqüente queda do pH devido ao caráter proporcional entre esses parâmetros. Os pulmões, entretanto, tentam compensar essa acidose hiperventilando para que haja uma maior excreção de CO2 e o conseqüente aumento do pH devido à queda da pCO2.

As acidoses metabólicas são muito freqüentes e estão presentes na diabetes mellitus com excesso de corpos cetônicos (cetoacidose diabética) devido ao caráter ácido desses metabólitos. É comum a acidose em pessoas submetidas a exercícios extenuantes com a exaustão das reservas de glicogênio muscular e outras alterações bioquímicas (ver Capítulo 19 sobre Bioquímica do Exercício) entre elas a hiperprodução de ácido láctico cujos íons H+ podem levar a uma acidose láctica sistêmica e não localizada (fadiga muscular). Muitos outros distúrbios metabólicos são acompanhados de produção de ácidos e a acidose metabólica pode se estabelecer.

4. Alcalose metabólica

Neste distúrbio o aumento do pH é decorrente a uma excreção aumentada de H+ ou uma reabsorção renal aumentada de bicarbonato. A administração por via endovenosa de bicarbonato (ou drogas alcalinas) pode levar a esse tipo de alcalose. Após a alimentação há uma maior liberação de bicarbonato para o sangue pelas células parietais do estômago em rebote a hiperprodução de HCl. Esta descarga de bicarbonato (muitas vezes dominada de “maré alcalina”) é responsável pelo aumento do pH e a conseqüente hipoventilação como mecanismo compensatório, não se configurando, entretanto, um processo patológico mas que deve ser levado em consideração caso a gasometria seja realizada após a refeição. Uma causa comum é a perda gástrica de ácido clorídrico e estados de hipernatremia onde há grande perda de potássio e hidrogênio proporcional ao Na+ retido no sangue.

De qualquer forma, em alcaloses metabólicas bem caracterizadas a gasometria mostra o aumento do pH acompanhado do aumento da concentração de bicarbonato. Devido a tentativa de compensação pulmonar, é observado o aumento da pCO2 que se mostra, porém, ineficaz já que o pH está aumentado caracterizando a alcalose.

6. Distúrbios compensados

Freqüentemente, a gasometria é realizada em casos de estrema urgência onde o paciente está internado em unidades de terapia intensiva sob cuidados médicos de emergência que visam estabilizar possíveis acidoses ou alcaloses. Desta forma, quando a gasometria chega a ser realizada, muitas vezes a medicação ou os próprios mecanismos de compensação já fizeram efeito e o pH já está normalizado. Muitas vezes, a gasometria é solicitada a pacientes estáveis para assegurar a eficácia do tratamento e tende a revelar resultados de pH normais.

Nesses casos, diz-se que houve a compensação do distúrbio e o diagnóstico da causa do distúrbio primário depende de dados clínicos que muitas não são de difícil interpretação. Por exemplo, um paciente que dá entrada desacordado e hiperventilando em uma UTI sem informação prévia de seu estado clínico, o corpo clínico não saberá medir com precisão se a hiperventilação observada é devido a mecanismos de compensação pulmonar ou se é a causa do distúrbio. Caso a gasometria revele valores normais de pH, mais difícil fica essa interpretação, pois ela poderá ser uma acidose metabólica compensada pela hiperventilação ou então uma alcalose respitaória compensada pelos rins.

Os parâmetros usuais de diagnóstico (pH, pCO2 e bicarbonato) mostram-se ineficazes o que torna os valores do valores de bicarbonato standard e índice BE fundamentais para o esclarecimento diagnóstico, uma vez que esses valores estão inalterados em distúrbios respiratórios e alterados em distúrbios metabólicos (aumentados em alcaloses e diminuídos em acidoses).

Entretanto a compensação espontânea total de acidoses e alcaloses não existe na prática clinica, assim como a supercompensação (invertendo o distúrbio de acidose para alcalose, por exemplo). A compensação é um distúrbio é freqüente após a intervenção médica com o uso de bicarbonato para compensar acidoses (principalmente as de origem metabólica) e a reposição de cloro quando a alcalose for por perda de HCl gástrico (p.ex.: vômitos intensos), ou por drogas estimuladoras da excreção de bicarbonato ou de natureza ácida (raramente utilizadas). A reposição de K+ geralmente é necessária em alcaloses metabólicas induzidas por hipernatremia.

O valor do índice BE pode ser utilizado como parâmetro para prescrição da quantidade de bicarbonato a ser administrada, seguindo-se a fórmula abaixo:

HCO3- a ser infundido = Peso x 0.3 x BE

Na prática clínica, entretanto, é comum a administração de 1mEq de bicarbonato por quilo de peso do paciente.

7. Distúrbios mistos

São comuns associações de distúrbios metabólicos e respiratórios quando há lesão renal e pulmonar conjunta. Desta forma, um paciente com hipoventilação causada por uma droga inibidora do centro respiratório poderá ter sua acidose complicada devido ao uso de diuréticos que aumentem a excreção de bicarbonato (p.ex.: acetazolamida, inibidora da anidrase carbônica). De maneira idêntica uma alcalose metabólica observada no hiperaldosteronismo (por maior retenção de Na+ e, conseqüentemente, H+) pode ser pode ser acentuada por uma descarga adrenérgica estimuladora dos movimentos respiratórios.

O efeito inverso compensador pode ocorrer quando distúrbios pulmonares ocorrem juntamente com distúrbios não pulmonares de efeito inverso, como é o caso de um paciente com DPOC que tem uma acidose respiratória conjunta com uma crise de vômito que leva a uma alcalose metabólica. Ou no caso de pacientes com cetoacidose diabética que estejam sobre estímulo de drogas que aumentem os movimentos repiratórios. Nesses casos, os valores de pH estarão muito próximos do normal e devem ser avaliados cuidadosamente a luz dos dados clínicos para que não haja falsa interpretação de resultados.

Na Tabela 20-5 estão representadas as principais alterações bioquímicas observadas nos quatro distúrbios do equilíbrio ácido básico.

Tabela 20-5 - Características bioquímicas dos distúrbios do equilíbrio ácido-básico.

Parâmetro

Acidose

Alcalose

metabólica

respiratória

metabólica

respiratória

pH

abaixo de 7,38

acima de 7,42

pCO2

á (*)

áá

â (*)

ââ

[HCO3-]real

ââ

á (*)

áá

â (*)

[HCO3-]sd

âââ

á(**)

ááá

â (**)

BE

ââ

áá

(*) aumentoou queda não proporcional: se a queda ou aumento for proporcional, a relação bicarbonato/ácido carbônico permanecerá normal e o distúrbio (alcalose ou acidose) estaria compensado e não haveria a queda ou aumento do pH. Os valores poderão até permanecer normais, caso não haja compensação ou invertidos quando houver um distúrbio misto de natureza inversa.

(**) O aumento ou queda será idêntico ao HCO3- real.

A SER ADICIONADO

EXERCÍCIOS

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

REFERÊNCIAS DA INTERNET

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