{"id":3463,"date":"2021-11-20T11:21:58","date_gmt":"2021-11-20T14:21:58","guid":{"rendered":"https:\/\/www.ufrgs.br\/lacvet\/?page_id=3463"},"modified":"2023-02-20T12:23:22","modified_gmt":"2023-02-20T15:23:22","slug":"conceitos-de-acidos-e-bases","status":"publish","type":"page","link":"https:\/\/www.ufrgs.br\/lacvet\/ensino\/aulas\/conceitos-de-acidos-e-bases\/","title":{"rendered":"Conceitos de \u00e1cidos e bases"},"content":{"rendered":"
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\"\"<\/a><\/figure>
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Os conte\u00fados destas p\u00e1ginas s\u00e3o baseados no livro \u201cIntrodu\u00e7\u00e3o \u00e0 bioqu\u00edmica cl\u00ednica veterin\u00e1ria\u201d
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Conforme o conceito de Br\u00f6nsted-Lowry, os \u00e1cidos podem ser definidos como aquelas subst\u00e2ncias que doam hidrog\u00eanios, entendidos como pr\u00f3tons (H+<\/sup>), enquanto que as bases s\u00e3o aquelas subst\u00e2ncias que aceitam pr\u00f3tons. Numa rea\u00e7\u00e3o de doa\u00e7\u00e3o de pr\u00f3tons sempre h\u00e1 um par \u00e1cido\u2011base conjugado, ou seja, para cada doador<\/em> de pr\u00f3tons h\u00e1 sempre um receptor<\/em> de pr\u00f3tons.<\/p>\n\n\n\n

A capacidade de doa\u00e7\u00e3o dos pr\u00f3tons est\u00e1 determinada pelo grau de ioniza\u00e7\u00e3o do \u00e1cido em uma solu\u00e7\u00e3o aquosa; a ioniza\u00e7\u00e3o \u00e9 alta em \u00e1cidos fortes como, por exemplo, o HCl, H2<\/sub>SO4<\/sub>, HNO3<\/sub>, enquanto que a ioniza\u00e7\u00e3o \u00e9 baixa em \u00e1cidos fracos como nos \u00e1cidos org\u00e2nicos ac\u00e9tico, propi\u00f4nico e l\u00e1ctico. A rea\u00e7\u00e3o, tomando como exemplo o \u00e1cido ac\u00e9tico, est\u00e1 composta pelo \u00e1cido doador de H+<\/sup> e pelo acetato, receptor de H+<\/sup>, numa rea\u00e7\u00e3o revers\u00edvel:<\/p>\n\n\n\n

\"\"<\/figure>\n\n\n\n

A for\u00e7a de ioniza\u00e7\u00e3o ou dissocia\u00e7\u00e3o \u00e9 medida mediante a constante de dissocia\u00e7\u00e3o (Ka<\/sub>). Por exemplo, na rea\u00e7\u00e3o geral:<\/p>\n\n\n\n

\"\"<\/figure>\n\n\n\n

a constante de dissocia\u00e7\u00e3o \u00e9:<\/p>\n\n\n\n

\"\"<\/figure>\n\n\n\n

Os \u00e1cidos fortes t\u00eam maior Ka<\/sub> do que os \u00e1cidos fracos porque a sua for\u00e7a de dissocia\u00e7\u00e3o \u00e9 maior. Outra forma de expressar a for\u00e7a de dissocia\u00e7\u00e3o \u00e9 mediante o pKa<\/sub> (definido como log 1\/ Ka<\/sub> ou -log Ka<\/sub>). Quanto menor for o valor do pKa<\/sub>, ou seja, maior valor de Ka<\/sub>, maior ser\u00e1 a for\u00e7a de ioniza\u00e7\u00e3o do \u00e1cido e, portanto, mais forte o \u00e1cido. Ao contr\u00e1rio, um maior valor de pKa<\/sub> (menor valor de Ka<\/sub>) \u00e9 observado num \u00e1cido fraco. Existe uma rela\u00e7\u00e3o entre o pKa<\/sub> e o pH; o valor de pKa<\/sub> pode ser definido como aquele valor de pH no qual encontra-se dissociado 50% do \u00e1cido.<\/p>\n\n\n\n

Constantes de dissocia\u00e7\u00e3o e pKa<\/sub> de alguns \u00e1cidos e bases a 25\u00b0C.<\/p>\n\n\n\n

\u00c1cido ou Base<\/strong><\/td>Ka<\/sub> (M)<\/strong><\/td>pKa<\/sub><\/strong><\/td><\/tr>
Fosf\u00f3rico (H3<\/sub>PO4<\/sub>)<\/td>7,25 x 10-3<\/sup><\/td>2,14<\/td><\/tr>
F\u00f3rmico (HCOOH)<\/td>1,78 x 10-4<\/sup><\/td>3,75<\/td><\/tr>
Carb\u00f4nico (H2<\/sub>CO3<\/sub>)<\/td>1,70 x 10-4<\/sup><\/td>3,77<\/td><\/tr>
L\u00e1ctico (CH3<\/sub>CHOHCOOH)<\/td>1,38 x 10-4<\/sup><\/td>3,86<\/td><\/tr>
Ac\u00e9tico (CH3<\/sub>COOH)<\/td>1,78 x 10-5<\/sup><\/td>4,76<\/td><\/tr>
Propi\u00f4nico (CH3<\/sub>CH2<\/sub>COOH)<\/td>1,35 x 10-5<\/sup><\/td>4,87<\/td><\/tr>
Fosfato monob\u00e1sico (H2<\/sub>PO4<\/sub>–<\/sup>)<\/td>1,38 x 10-7<\/sup><\/td>6,86<\/td><\/tr>
Am\u00f4nia (NH4<\/sub>+<\/sup>)<\/td>5,62 x 10-10<\/sup><\/td>9,25<\/td><\/tr>
Bicarbonato (HCO3<\/sub>–<\/sup>)<\/td>6,31 x 10-11<\/sup><\/td>10,20<\/td><\/tr>
Fosfato dib\u00e1sico (HPO4<\/sub>2-<\/sup>)<\/td>3,98 x 10-13<\/sup><\/td>12,40<\/td><\/tr><\/tbody><\/table><\/figure>\n\n\n\n

Curva de titula\u00e7\u00e3o de um \u00e1cido<\/h3>\n\n\n\n

Se a um \u00e1cido fraco, como o \u00e1cido ac\u00e9tico (pKa<\/sub>= 4,76) em solu\u00e7\u00e3o aquosa for adicionada uma quantidade equivalente de base (NaOH), o comportamento da solu\u00e7\u00e3o em termos de pH, determina a curva de titula\u00e7\u00e3o. Na medida em que aumenta o pH com a adi\u00e7\u00e3o de OH–<\/sup>, o \u00e1cido passar\u00e1 por diferentes estados de ioniza\u00e7\u00e3o desde CH3<\/sub>COOH at\u00e9 CH3<\/sub>COO–<\/sup>. Quando o pH for igual ao pKa<\/sub>, isto \u00e9, aquele pH no qual est\u00e1 dissociado 50% do \u00e1cido (4,76), a rela\u00e7\u00e3o \u00e1cido\/base \u00e9 igual a 1:<\/p>\n\n\n\n

\"\"<\/figure>\n\n\n\n

Quando o pH est\u00e1 cerca do valor do pKa<\/sub> do \u00e1cido (pH= pKa<\/sub>\u00b11) existe menor varia\u00e7\u00e3o dos valores de pH, isto \u00e9, ocorre um efeito amortecedor, embora estejam acontecendo mudan\u00e7as na concentra\u00e7\u00e3o de H+<\/sup> ou de OH–<\/sup>.<\/p>\n\n\n\n

\"\"
Titula\u00e7\u00e3o do \u00e1cido ac\u00e9tico e ilustra\u00e7\u00e3o do pK<\/strong><\/figcaption><\/figure>\n\n\n\n

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<\/p>\n\n\n\n

A equa\u00e7\u00e3o de Henderson-Hasselbalch<\/h3>\n\n\n\n

Uma forma de conhecer o pH de uma solu\u00e7\u00e3o \u00e1cida, conhecendo o pKa<\/sub> do \u00e1cido \u00e9 mediante a equa\u00e7\u00e3o de Henderson-Hasselbalch, que pode ser expressada como:<\/p>\n\n\n\n

\"\"<\/figure>\n\n\n\n

Considerando esta equa\u00e7\u00e3o, se entende por que o pKa<\/sub> corresponde numericamente ao pH no qual ocorre 50% de dissocia\u00e7\u00e3o do \u00e1cido, ou seja, quando [HA] = [H+<\/sup>], uma vez que:<\/p>\n\n\n\n

pH = pKa<\/sub> + log 1<\/p>\n\n\n\n

pH = pKa<\/sub><\/p>\n\n\n\n

A equa\u00e7\u00e3o de Henderson-Hasselbalch serve para calcular: (1) o pKa<\/sub> de um \u00e1cido fornecidos o pH e a rela\u00e7\u00e3o molar \u00e1cido-base; (2) o pH de uma solu\u00e7\u00e3o fornecidos o pKa<\/sub> do \u00e1cido e a rela\u00e7\u00e3o molar; e (3) a rela\u00e7\u00e3o molar da solu\u00e7\u00e3o fornecidos o pKa<\/sub> e o pH.<\/p>\n\n\n\n

Solu\u00e7\u00f5es tamp\u00e3o<\/h3>\n\n\n\n

Uma solu\u00e7\u00e3o tamp\u00e3o ou buffer<\/em> \u00e9 definida como aquela que n\u00e3o permite mudan\u00e7as fortes de pH no meio diante da adi\u00e7\u00e3o de \u00edons H+<\/sup> ou OH–<\/sup>. A solu\u00e7\u00e3o tamp\u00e3o est\u00e1 formada por um \u00e1cido fraco doador de pr\u00f3tons e por sua base conjugada receptora de pr\u00f3tons:<\/p>\n\n\n\n

HA <–> A–<\/sup> + H+<\/sup><\/p>\n\n\n\n

No sistema tamp\u00e3o, se ocorrer adi\u00e7\u00e3o de bases (OH–<\/sup>) e considerando a dissocia\u00e7\u00e3o de HA, forma-se \u00e1gua:<\/p>\n\n\n\n

HA –> A–<\/sup> + H+<\/sup> + OH–<\/sup><\/strong> —> A–<\/sup> + H2<\/sub>O<\/p>\n\n\n\n

Da mesma forma, se ocorrer adi\u00e7\u00e3o de \u00e1cido ao meio (H+<\/sup>) a fra\u00e7\u00e3o base (A–<\/sup>) aceita os pr\u00f3tons para formar de novo HA:<\/p>\n\n\n\n

A– <\/sup> + H+<\/sup><\/strong> —> HA<\/p>\n\n\n\n

Assim, a adi\u00e7\u00e3o de H+<\/sup> ou de OH–<\/sup> n\u00e3o afetar\u00e1 notoriamente o pH da solu\u00e7\u00e3o. O intervalo em que a a\u00e7\u00e3o da solu\u00e7\u00e3o tamp\u00e3o \u00e9 mais eficiente est\u00e1 relacionado com o pK do \u00e1cido que forma ao tamp\u00e3o, ocorrendo quando o pH= pKa<\/sub> \u00b1 1.<\/p>\n\n\n\n

Sistemas tamp\u00e3o no organismo animal<\/h3>\n\n\n\n

Os sistemas tamp\u00e3o reduzem as varia\u00e7\u00f5es no pH de solu\u00e7\u00f5es nas quais ocorrem mudan\u00e7as na concentra\u00e7\u00e3o de \u00e1cidos ou de bases. No organismo animal, o pH do meio afeta a intera\u00e7\u00e3o i\u00f4nica entre as biomol\u00e9culas, portanto ele deve ter mecanismos de controle rigorosos. De especial import\u00e2ncia \u00e9 a intera\u00e7\u00e3o i\u00f4nica que possam ter as prote\u00ednas, j\u00e1 que sua atividade pode ser afetada em fun\u00e7\u00e3o do pH, principalmente quando se trata da a\u00e7\u00e3o catal\u00edtica das enzimas, da a\u00e7\u00e3o biol\u00f3gica dos horm\u00f4nios ou dos anticorpos. O pH tamb\u00e9m pode afetar o equil\u00edbrio das rea\u00e7\u00f5es de \u00f3xido-redu\u00e7\u00e3o nas quais h\u00e1 transfer\u00eancia de H entre coenzimas. <\/p>\n\n\n\n

O pH do plasma<\/strong> mant\u00e9m valores estreitos entre 7,35 a 7,45<\/strong>, sendo que o pH compat\u00edvel com a vida localiza-se entre 6,8 e 7,8. O pH intracelular<\/strong> varia em fun\u00e7\u00e3o da c\u00e9lula: no eritr\u00f3cito este valor \u00e9 de 7,2<\/strong>, enquanto que em outras c\u00e9lulas \u00e9 7,0<\/strong>. Nas c\u00e9lulas musculares sob exerc\u00edcio prolongado o pH pode cair para 6,0 devido ao ac\u00famulo de \u00e1cido l\u00e1ctico. Os fluidos do organismo mant\u00eam constante seu pH pela a\u00e7\u00e3o de v\u00e1rios tipos de controle. Primeiro, pelos sistemas tamp\u00e3o<\/strong> e, complementarmente, por eventos equilibradores em n\u00edvel pulmonar<\/strong> (troca gasosa de O2<\/sub> e CO2<\/sub>) e em n\u00edvel renal<\/strong> (excre\u00e7\u00e3o de H+<\/sup> e reabsor\u00e7\u00e3o de HCO3<\/sub>). No fluido intracelular os tamp\u00f5es mais relevantes s\u00e3o o fosfato e as prote\u00ednas. A atividade tamponante destas \u00faltimas \u00e9 consequ\u00eancia da presen\u00e7a de grupos dissoci\u00e1veis contidos em res\u00edduos de amino\u00e1cidos \u00e1cidos (glut\u00e2mico, asp\u00e1rtico) e b\u00e1sicos (lisina, histidina). Tamb\u00e9m colaboram alguns nucleot\u00eddeos, como o ATP, que t\u00eam grupos fosfatos dissoci\u00e1veis. Nos fluidos extracelulares o sistema tamp\u00e3o mais importante \u00e9 o bicarbonato.<\/p>\n\n\n\n

O sistema tamp\u00e3o fosfato<\/h3>\n\n\n\n

O sistema fosfato opera com os fosfatos mono e dib\u00e1sicos, conforme a equa\u00e7\u00e3o:<\/p>\n\n\n\n

\"\"<\/figure>\n\n\n\n

O pKa<\/sub> deste sistema \u00e9 6,8; portanto, sua atividade tamp\u00e3o mais eficiente est\u00e1 localizada nos pHs entre 5,8 e 7,8, que \u00e9 adequado para o pH intracelular (7,0\u20117,4).<\/p>\n\n\n\n

O sistema tamp\u00e3o bicarbonato<\/h3>\n\n\n\n

No espa\u00e7o extracelular funciona como tamp\u00e3o o sistema \u00e1cido carb\u00f4nico-bicarbonato, conforme a equa\u00e7\u00e3o:<\/p>\n\n\n\n

\"\"<\/figure>\n\n\n\n

Embora este par \u00e1cido-base em forma isolada tenha um pKa<\/sub> de 3,7 que o faria pouco eficiente como tamp\u00e3o nas condi\u00e7\u00f5es do pH do sangue, tem como importante caracter\u00edstica que um dos seus componentes, o \u00e1cido carb\u00f4nico (H2<\/sub>CO3<\/sub>), \u00e9 formado a partir de CO2<\/sub> e H2<\/sub>O, numa rea\u00e7\u00e3o revers\u00edvel pela a\u00e7\u00e3o da enzima anidrase carb\u00f4nica, que se encontra praticamente em todas as c\u00e9lulas do organismo:<\/p>\n\n\n\n

CO2<\/sub> + H2<\/sub>O –> H2<\/sub>CO3<\/sub><\/p>\n\n\n\n

Por outra parte, o CO2<\/sub> \u00e9 um g\u00e1s dissolvido no sangue que tem troca nos pulm\u00f5es com o ar que est\u00e1 nos alv\u00e9olos:<\/p>\n\n\n\n

CO2<\/sub> (ar) <—> CO2<\/sub> (sangue)<\/p>\n\n\n\n

A nova equa\u00e7\u00e3o do sistema fica ent\u00e3o:<\/p>\n\n\n\n

CO2<\/sub> + H2<\/sub>O <—> H2<\/sub>CO3<\/sub> <—> HCO3<\/sub>–<\/sup> + H+<\/sup><\/strong><\/p><\/blockquote><\/figure>\n\n\n\n

Adicionalmente, o \u00e1cido carb\u00f4nico pode-se dissociar e os seus produtos (HCO3<\/sub>–<\/sup> e H+<\/sup>) podem sair ou entrar mediante mecanismos de excre\u00e7\u00e3o ou reabsor\u00e7\u00e3o em n\u00edvel renal. O equil\u00edbrio do sistema bicarbonato depende, n\u00e3o somente da concentra\u00e7\u00e3o de HCO3<\/sub>–<\/sup> mas da concentra\u00e7\u00e3o de CO2<\/sub>, e esses dois termos podem sair ou entrar via pulmonar ou renal, respectivamente, o que, por sua vez, determina a concentra\u00e7\u00e3o de H2<\/sub>CO3<\/sub>. Desta forma o sistema torna-se um sistema aberto e o valor do pK \u00e9 modificado para 6,1, tornando-se mais efetivo no pH de 7,4 que prevalece no plasma sangu\u00edneo dos mam\u00edferos.<\/p>\n\n\n\n

O sistema bicarbonato aumenta sua efici\u00eancia para manter o pH constante no sangue devido \u00e0 presen\u00e7a dos eritr\u00f3citos, j\u00e1 que o H2<\/sub>CO3<\/sub> pode entrar nos mesmos e reagir com a hemoglobina (Hb) conforma a seguinte rea\u00e7\u00e3o:<\/p>\n\n\n\n

H2<\/sub>CO3<\/sub> + Hb <—> HCO3<\/sub>–<\/sup> + HHb+<\/p>\n\n\n\n

Nos eritr\u00f3citos a hemoglobina funciona como tamp\u00e3o em forma 6 vezes mais efetiva que outras prote\u00ednas, devido a sua alta concentra\u00e7\u00e3o nessas c\u00e9lulas e a seus 38 res\u00edduos de histidina. Para captar H+<\/sup>, a hemoglobina deve estar desoxigenada, forma na qual encontra-se nos capilares venosos que recebem o CO2<\/sub> proveniente dos tecidos. A concentra\u00e7\u00e3o plasm\u00e1tica de CO2<\/sub> depende da frequ\u00eancia e da intensidade da respira\u00e7\u00e3o, a qual \u00e9 regulada pelo sistema nervoso central no centro respirat\u00f3rio e por outros centros dos grandes vasos (corpos a\u00f3rticos e carot\u00eddeos) que s\u00e3o sens\u00edveis a varia\u00e7\u00f5es no pH sangu\u00edneo e na press\u00e3o parcial de CO2<\/sub> arterial (pCO2<\/sub>). Na acidose estimula-se a respira\u00e7\u00e3o para diminuir a press\u00e3o alveolar de CO2<\/sub> e, portanto, diminuir a concentra\u00e7\u00e3o de H2<\/sub>CO3<\/sub>. Na alcalose, a frequ\u00eancia respirat\u00f3ria diminui com o consequente aumento da pCO2<\/sub> alveolar e da concentra\u00e7\u00e3o de H2<\/sub>CO3<\/sub>.<\/p>\n\n\n\n

A regula\u00e7\u00e3o do pH extracelular via renal, mediante a excre\u00e7\u00e3o de \u00edons H+<\/sup> e a reabsor\u00e7\u00e3o de HCO3<\/sub>–<\/sup>, pode ser realizado por tr\u00eas mecanismos interrelacionados, nos quais est\u00e3o envolvidos tr\u00eas compartimentos: o sangue, a c\u00e9lula t\u00fabulo-renal e a luz tubular. Os mecanismos incluem: (a) reabsor\u00e7\u00e3o de HCO3<\/sub>–<\/sup>\/excre\u00e7\u00e3o de H+<\/sup><\/strong>; (b) excre\u00e7\u00e3o de \u00e1cido; (c) excre\u00e7\u00e3o de am\u00f4nia (NH4<\/sub>+<\/sup>). A reabsor\u00e7\u00e3o de bicarbonato envolve a forma\u00e7\u00e3o de H+<\/sup> e HCO3<\/sub>–<\/sup> nas c\u00e9lulas tubulares. O H+<\/sup> \u00e9 excretado na luz tubular, em parte de forma passiva por gradiente eletroqu\u00edmico, em parte de forma ativa em troca da reabsor\u00e7\u00e3o de Na+<\/sup> (sistema antiport<\/em>) e o bicarbonato \u00e9 expulso para o espa\u00e7o intersticial, entrando depois para o sangue.<\/p>\n\n\n\n

No fluido tubular, o H+<\/sup> pode seguir qualquer um dos seguintes destinos:<\/p>\n\n\n\n

    \n
  • Unir-se com bicarbonato para formar H2<\/sub>CO3<\/sub>, o qual \u00e9 convertido em CO2<\/sub> e H2<\/sub>O; nesse caso ocorre reabsor\u00e7\u00e3o de CO2<\/sub> (reabsor\u00e7\u00e3o l\u00edquida de bicarbonato)<\/li>\n\n\n\n
  • Associar-se com HPO4<\/sub>2-<\/sup> para formar H2<\/sub>PO4<\/sub>–<\/sup>, o qual \u00e9 excretado como \u00e1cido titul\u00e1vel<\/li>\n\n\n\n
  • Unir-se ao NH3<\/sub> que provem da desamina\u00e7\u00e3o da glutamina na c\u00e9lula tubular, para formar am\u00f4nia excret\u00e1vel pela urina (NH4<\/sub>+<\/sup>).<\/li>\n<\/ul>\n\n\n\n

    Os carn\u00edvoros t\u00eam urina \u00e1cida (pH 6,0 a 7,0) e os herb\u00edvoros alcalina (pH 7,0 a 8,5). A excre\u00e7\u00e3o de \u00e1cido titul\u00e1vel requer a reabsor\u00e7\u00e3o do c\u00e1tion correspondente (Na+<\/sup>) para manter a neutralidade.<\/p>\n\n\n\n

    Caracter\u00edsticas f\u00edsico-qu\u00edmicas do sistema tamp\u00e3o bicarbonato<\/h3>\n\n\n\n

    No sistema tamp\u00e3o bicarbonato pode considerar-se como componente \u00e1cido o CO2<\/sub>. Ele reage com a \u00e1gua para formar o \u00e1cido carb\u00f4nico, mediante a enzima anidrase carb\u00f4nica:<\/p>\n\n\n\n

    CO2<\/sub> + H2<\/sub>O <—> H2<\/sub>CO3<\/sub><\/p>\n\n\n\n

    o \u00e1cido carb\u00f4nico, ent\u00e3o, ioniza-se:<\/p>\n\n\n\n

    H2<\/sub>CO3<\/sub>  <\/sup> <—> H+<\/sup> + HCO3<\/sub>–<\/sup><\/p>\n\n\n\n

    Unindo as duas equa\u00e7\u00f5es anteriores, e cancelando o H2<\/sub>CO3<\/sub>, resulta a seguinte equa\u00e7\u00e3o:<\/p>\n\n\n\n

    CO2<\/sub> + H2<\/sub>O <—> H+<\/sup> + HCO3<\/sub>–<\/sup><\/p>\n\n\n\n

    Esta equa\u00e7\u00e3o \u00e9 mais realista j\u00e1 que o equil\u00edbrio da rea\u00e7\u00e3o CO2<\/sub> + H2<\/sub>O <—> H2<\/sub>CO3<\/sub>–<\/sup>est\u00e1 mais inclinado para a esquerda, devido a que o valor da rela\u00e7\u00e3o H2<\/sub>CO3<\/sub>:CO2<\/sub> no sangue \u00e9 de 1:200. A propor\u00e7\u00e3o normal de HCO3<\/sub>–<\/sup>:CO2<\/sub> no sangue \u00e9 de 20:1. Como a concentra\u00e7\u00e3o de \u00e1gua no plasma \u00e9 virtualmente constante, a rea\u00e7\u00e3o ficaria assim:<\/p>\n\n\n\n

    CO2<\/sub>  <—> H+<\/sup> + HCO3<\/sub>–<\/sup><\/p>\n\n\n\n

    A constante de equil\u00edbrio desta rea\u00e7\u00e3o \u00e9 conhecida:<\/p>\n\n\n\n

    \"\"<\/figure>\n\n\n\n

    O valor de pKa<\/sub> correspondente \u00e9 de 6,1. O valor normal da concentra\u00e7\u00e3o de HCO3<\/sub>–<\/sup> no plasma \u00e9 de 24 mM e o valor normal de pCO2<\/sub> \u00e9 de 40 mmHg. Para converter o valor da press\u00e3o do g\u00e1s em mmHg para concentra\u00e7\u00e3o do g\u00e1s dissolvido em mM multiplica-se pelo fator 0,03. Assim:<\/p>\n\n\n\n

    pCO2 <\/sub>(mmHg) x 0,03 = [CO2<\/sub>] (mM)<\/p>\n\n\n\n

    Aplicando a equa\u00e7\u00e3o de Henderson-Hasselbalch para o sistema HCO3<\/sub>–<\/sup>\/CO2<\/sub>, pode calcular-se o pH do sangue:<\/p>\n\n\n\n

    \"\"<\/figure>\n\n\n\n

    pH = 6,1 + log 24 – log (0,03 x 40)<\/p>\n\n\n\n

    pH = 6,1 + 1,38 – 0,079<\/p>\n\n\n\n

    pH = 7,4<\/p>\n\n\n\n

    Embora o sistema HCO3<\/sub>–<\/sup>\/CO2<\/sub> atue como tamp\u00e3o na faixa de pH entre 5,1 e 7,1 conforme se deduz do seu pKa<\/sub> (6,1), ele \u00e9 efetivo numa faixa mais ampla devido \u00e0 remo\u00e7\u00e3o ou adi\u00e7\u00e3o do componente \u00e1cido (CO2<\/sub>) na respira\u00e7\u00e3o e do componente b\u00e1sico (HCO3<\/sub>–<\/sup>) nos rins. <\/p>\n\n\n\n

    Em um sistema tamp\u00e3o t\u00edpico (HA  <—> H+<\/sup> + A–<\/sup>), quando ocorre aumento de H+<\/sup>, a rea\u00e7\u00e3o \u00e9 deslocada para a esquerda, aumentando a [HA] e diminuindo a [A–<\/sup>]. Assim a rela\u00e7\u00e3o A–<\/sup>\/HA diminui. <\/p>\n\n\n\n

    Conforme a equa\u00e7\u00e3o de Henderson-Hasselbalch, a diminui\u00e7\u00e3o nessa rela\u00e7\u00e3o causa diminui\u00e7\u00e3o do pH. No entanto, se diante de uma diminui\u00e7\u00e3o de [A–<\/sup>] a fra\u00e7\u00e3o [HA] for removida de forma se mantenha constante, o pH mudar\u00e1 menos, pois a rela\u00e7\u00e3o A–<\/sup>\/HA se manter\u00e1 constante e o pH tamb\u00e9m. \u00c9 o que acontece no sistema HCO3<\/sub>–<\/sup>\/CO2<\/sub>; o CO2<\/sub> (fra\u00e7\u00e3o HA) \u00e9 removido pela respira\u00e7\u00e3o e a rela\u00e7\u00e3o HCO3<\/sub>–<\/sup>\/CO2<\/sub> muda pouco alterando menos o pH.<\/p>\n\n\n\n

    Quando ocorre adi\u00e7\u00e3o de base (OH–<\/sup>), esta \u00e9 neutralizada pelo \u00e1cido carb\u00f4nico:<\/p>\n\n\n\n

    H+ <\/sup>+ OH– <\/sup>–> H2<\/sub>O (+ CO2<\/sub>) –> H2<\/sub>CO3 <\/sub> –> HCO3<\/sub>– <\/sup>+ H+<\/sup><\/p>\n\n\n\n

    O sistema HCO3<\/sub>–<\/sup>\/CO2<\/sub> se complementa ainda com o comportamento de outros sistemas: no caso de um aumento de CO2<\/sub> (acidose) o H+<\/sup> produzido devido a tend\u00eancia da rea\u00e7\u00e3o CO2<\/sub> + H2<\/sub>O –>  H+<\/sup> + HCO3<\/sub>–<\/sup> \u00e9 removido pelo sistema das prote\u00ednas ou do fosfato. Nesse caso, o HCO3<\/sub>–<\/sup> aumenta mais do que o H+<\/sup>, pois este \u00faltimo \u00e9 removido, favorecendo o aumento de pH. Por outro lado, se ocorrer diminui\u00e7\u00e3o de CO2<\/sub> a rea\u00e7\u00e3o compensat\u00f3ria no sentido H+<\/sup> + HCO3<\/sub>–<\/sup> –>  CO2 <\/sub>se v\u00ea favorecida pelo aumento de H+<\/sup> fornecido com a dissocia\u00e7\u00e3o dos grupos H-prote\u00ednas e H2<\/sub>PO4<\/sub>–<\/sup>.<\/p>\n\n\n\n

    Excesso de base (EB) e d\u00e9ficit de base (DB)<\/h3>\n\n\n\n

    Geralmente os valores de pH e pCO2 n\u00e3o refletem os desequil\u00edbrios \u00e1cido-b\u00e1sicos prim\u00e1rios, mas representam as respostas compensat\u00f3rias. Assim, o EB, ou DB quando EB for negativo, indica o desvio da base tamp\u00e3o dos valores normais. Base tamp\u00e3o se refere a soma de todos os \u00e2nions no sangue (HCO3<\/sub>–<\/sup>, \u00e1cidos org\u00e2nicos, etc.). Geralmente o EB \u00e9 interpretado como o desvio na concentra\u00e7\u00e3o normal do bicarbonato. Em um animal com acidose metab\u00f3lica haver\u00e1 d\u00e9ficit de base e a DB indica a quantidade de bicarbonato requerida para corrigir o equil\u00edbrio \u00e1cido-b\u00e1sico. Para calcular esse valor, multiplica-se o DB pelo prov\u00e1vel espa\u00e7o de bicarbonato (0,3 l\/kg). Por exemplo, um animal de 20 kg com DB= 10 mmol\/L, o bicarbonato requerido para voltar ao normal ser\u00e1 de: [0,3 l x 20 kg] x 10 mmol\/L = 60 mmol de HCO3<\/sub>–<\/sup>.<\/p>\n\n\n\n

    <\/p>\n\n\n\n

    Altera\u00e7\u00f5es do equil\u00edbrio \u00e1cido-b\u00e1sico<\/h3>\n\n\n\n

    As altera\u00e7\u00f5es \u00e1cido-b\u00e1sicas do sangue podem ser devidas a um de quatro poss\u00edveis estados: acidose respirat\u00f3ria, acidose metab\u00f3lica, alcalose respirat\u00f3ria e alcalose metab\u00f3lica. O principal \u00e1cido do sangue est\u00e1 representado pelo CO2<\/sub> e a principal base pelo bicarbonato (HCO3<\/sub>–<\/sup>). A acidose pode ser um excesso de \u00e1cido ou uma defici\u00eancia de base, enquanto a alcalose pode ser um excesso de base ou uma defici\u00eancia de \u00e1cido. O pH do organismo necessita ser controlado porque a conforma\u00e7\u00e3o das prote\u00ednas e a atividade enzim\u00e1tica \u00e9 afetada pelo pH e porque o equil\u00edbrio das rea\u00e7\u00f5es de \u00f3xido-redu\u00e7\u00e3o pode ser modificado com profundo efeito biol\u00f3gico.<\/p>\n\n\n\n

    Desequil\u00edbrios \u00e1cido-b\u00e1sicos e respostas compensat\u00f3rias<\/p>\n\n\n\n

    Transtorno<\/strong><\/td>pH<\/strong><\/td>Desequil\u00edbrio prim\u00e1rio<\/strong><\/td>Efeito compensat\u00f3rio<\/strong><\/td><\/tr>
    Acidose metab\u00f3lica<\/td>\u2193<\/td> \u2193 [HCO3<\/sub>–<\/sup>]<\/td>\u2193 pCO2<\/sub><\/td><\/tr>
    Alcalose metab\u00f3lica<\/td>\u00ad\u2191<\/td>\u00ad \u2191 [HCO3<\/sub>–<\/sup>]<\/td>\u00ad\u2191 pCO2<\/sub><\/td><\/tr>
    Acidose respirat\u00f3ria<\/td>\u2193<\/td>\u00ad \u2191 pCO2<\/sub><\/td>\u00ad\u2191 [HCO3<\/sub>–<\/sup>]<\/td><\/tr>
    Alcalose respirat\u00f3ria<\/td>\u00ad\u2191<\/td>\u2193 pCO2<\/sub><\/td>\u2193 [HCO3<\/sub>–<\/sup>]<\/td><\/tr><\/tbody><\/table><\/figure>\n\n\n\n

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