Interpretação da Gasometria Arterial Flashcards
pH de uma solução
Como se originam as bases e os ácidos de uma solução?
A molécula de água (H2O) é capaz de se dissociar em dois componentes: o H+ (íon hidrogênio ou próton) e o OH- (íon hidroxila), na seguinte reação química: H2O ↔ H+ + OH-.
O número de íons H+ e OH- é infinitamente pequeno em relação ao número de moléculas de H2O. Portanto, as concentrações desses íons são extremamente diminutas em uma solução aquosa pura. A concentração de H+ iguala-se à concentração de OH, ambas situando-se em 0,0000001 Mol/L ou 10-7 Mol/L. Convertendo- -se esse valor para a unidade mEq/L (aquela utilizada na mensuração dos eletrólitos séricos), seria de 0,0001 mEq/L ou 10-4 mEq/L.
As soluções aquosas, entretanto, normalmente não são puras, contendo uma série de substâncias químicas diluídas. Algumas dessas substâncias podem liberar quantidades excedentes de H+ ou OH- no meio aquoso, alterando as concentrações desses elementos.
pH de uma solução
O que é e qual a importância da constante de dissociação da água?
É de fundamental importância a compreensão de que as concentrações de H+ e de OH- são interdependentes. Quando uma está baixa, a outra se encontra proporcionalmente alta e vice-versa. O motivo é a existência de um equilíbrio químico da reação H2O ↔ H+ + OH-, em que o produto [H+] x [OH-] é uma constante, igual a 10-14, para as concentrações dadas em Mol/L. Esta é a constante de dissociação da água. Devemos considerar, portanto, que [H+] x [OH-] = 10-14. Em qualquer solução, dada a concentração de H+, podemos concluir a concentração de OH- e vice-versa. Por exemplo, se [H+] = 10-3 Mol/L, logo concluímos que [OH-] = 10-11 Mol/L, pois 10-3 x 10-11 = 10-14.
pH de uma solução
Acidez vs Alcalinidade
Acidez é a concentração de íons H+ de uma solução aquosa.
Alcalinidade é a concentração de íons OHde uma solução aquosa.
pH de uma solução
Definição de pH
Em vez de trabalhar com números decimaisb muito pequenos, como 0,0000001 ou 10-7, podemos transformá-los em números inteiros.
Para transformar números decimais em números inteiros, utiliza-se a função matemática cologaritmo ou logaritmo negativo. Representa- se logaritmo pela sigla log. Pela propriedade, afirmamos que - log 10-n = n, isto é, o logaritmo negativo (ou cologaritmo) de 10-n é igual a um número inteiro. Surgem, então, o pH e o pOH.
Definição de pH: É o logaritmo negativo da concentração de H+, em Mol/L. pH = - log [H+]. Logo, se a concentração de H+ for de 10-7 Mol/L, o pH será: - log 10-7 = 7,00. Se a concentração de H+ for de 10-3 Mol/L, o pH será 3,00, e assim por diante. É importante observar que o número 10-3 (0,001) é maior que o número 10-7 (0,0000001). Portanto, uma solução com concentração de H+ de 10-3 é mais ácida do que uma solução com uma concentração de H+ de 10-7. O pH da primeira é 3,00 e o da segunda é 7,00. A conclusão é que, quanto menor o pH, mais ácida é a solução, pois, quanto menor o pH, maior a concentração de H+ no meio.
pH de uma solução
Definição de pOH
A definição de pOH é análoga à definição de pH. pOH = - log [OH-]. Os valores do pH e do pOH são interdependentes. O somatório dos dois é igual a 14, isto é, pH + pOH = 14. Esta fórmula, na verdade, representa o cologaritmo da fórmula: [H+] x [OH-] = 10-14. Se o pH da solução for de 3,00, logo o pOH será de 11,00, pois 3 + 11 = 14.
pH de uma solução
SOLUÇÃO NEUTRA
SOLUÇÃO ÁCIDA
SOLUÇÃO ALCALINA
SOLUÇÃO NEUTRA: É uma solução com pH = 7,00 ou [H+] = 10-7 Mol/L. Esta solução é a água destilada. Na solução neutra a concentração de H+ iguala-se à concentração de OH-.
SOLUÇÃO ÁCIDA: É uma solução com pH < 7,00 ou [H+] > 10-7 Mol/L. Nesta solução, a concentração de H+ é maior do que a concentração de OH-.
SOLUÇÃO ALCALINA: É uma solução com pH > 7,00 ou [H+] < 10-7 Mol/L. Nesta solução, a concentração de OH- é maior do que a concentração de H+.
Uma observação importante em relação ao pH é que uma pequena variação sua pode significar uma grande variação da concentração de H+, pois a escala do pH é logarítmica. Por exemplo, se o pH cai de 7,00 para 5,00, a queda foi de apenas 2 pontos, contudo significa que a concentração de H+ aumentou 100 vezes (2 pontos da escala log).
ÁCIDOS E BASES
O que é um ácido?
Exemplos de 2 ácidos
Ácido é uma substância química que, quando adicionada à solução aquosa, libera íons H+ ou consome íons OH-.
Como exemplos clássicos de ácidos, temos o ácido clorídrico (HCl) e o ácido sulfúrico (H2SO4). Quando estas substâncias são diluídas em uma solução aquosa, sofrem as seguintes reações químicas:
HCl → H+ + Cl- (cloreto)
H2SO4 → 2H+ + SO4-2 (sulfato)
ÁCIDOS E BASES
O que é uma base?
Base é uma substância química que, quando adicionada à solução aquosa, libera íons OH- ou consome íons H+.
Como exemplos clássicos de bases, temos o hidróxido de sódio (soda cáustica) e o hidróxido de cálcio (cal). Quando estas substâncias são diluídas em uma solução aquosa, sofrem as seguintes reações químicas:
NaOH → Na+ + OH-
Ca(OH)2 → Ca+2 + 2OH-
ÁCIDOS E BASES
Interdependencia de H+ e OH-
É importante observar que, devido à interdependência entre as concentrações de H+ e OH-, a liberação de H+ leva necessariamente à queda na concentração de OH-, pois o OH- existente é consumido por uma parte do H+ liberado, na formação de H2O. Do mesmo modo, a liberação de OH- leva necessariamente à queda na concentração de H+, pois o H+ existente é consumido por uma parte do OH- liberado. A manutenção do equilíbrio [H+] x [OH-] = 10-14 não pode ser violada.
ÁCIDOS E BASES
Ácidos fortes
O ácido clorídrico e o ácido sulfúrico são exemplos de ácidos fortes, pois, quando dissolvidos, liberam quase todo o H+ de suas moléculas, aumentando enormemente a acidez da solução.
Ao adicionar 1 mMol de HCl a 1 litro de água destilada, o pH final será de 3,00. O hidróxido de sódio e o hidróxido de cálcio são exemplos de bases fortes, pois, quando dissolvidos, liberam quase todo o OH-, aumentando intensamente a alcalinidade da solução. Ao adicionar 1 mMol de NaOH a 1 litro de água destilada, o pH final será 11,00.
ÁCIDOS E BASES
Ácidos fracos
Nem todos os ácidos são fortes… O ácido carbônico,
assim como o ácido acético, é exemplo
de ácido fraco, pois, quando dissolvido, libera
menos de 5% do seu H+, aumentando apenas
moderadamente a acidez da solução. As reações
de dissociação dos ácidos carbônico e
acético são:
H2CO3 (ácido carbônico) → H+ + HCO3- (bicarbonato)
Dissociação = 0,18%
CH3-COOH (ácido acético) → H+ + CH3-COO-(acetato)
Dissociação = 2%
Se adicionarmos 1 mMol de ácido carbônico (H2CO3) a 1 litro de água destilada, o pH final será 5,74, em vez de 3,00. Isso acontece devido ao fato de apenas 0,18% do H+ deste ácido ser efetivamente liberado em solução. Se a dissociação fosse de 100%, a concentração final de H+ seria 1 mMol/L ou 10-3 Mol/L (pH = 3,00). Como a dissociação é de 0,18%, a concentração final de H+ será em torno de 10-6 Mol/L (pH próximo a 6,00). Essa pequena diferença de pH significa uma concentração de H+ quase 1.000 vezes menor.
ÁCIDOS E BASES
Bases fracas
As bases fracas são substâncias que, quando em solução aquosa, reagem com o H+ de forma incompleta, isto é, uma parte significativa da substância fica na forma não ligada ao H+. Portanto, aumentam apenas moderadamente a alcalinidade da solução. Vamos exemplificar a reação de uma base fraca clássica – a amônia (amoníaco).
NH3 (amônia) + H+ ↔ NH4+ (amônio)
ÁCIDOS E BASES
O que são sais?
Os ácidos e as bases, quando se dissociam em solução, liberam, além dos respectivos H+ e OH-, outros íons denominados sais. Os sais dos ácidos são ânions (nos exemplos acima: cloreto, sulfato, bicarbonato, acetato). Os sais das bases são cátions (nos exemplos acima: sódio, cálcio, amônio). Como os sais são sempre íons, podemos dizer que em solução aquosa os ácidos e as bases sofrem reações de ionização.
SOLUÇÃO TAMPÃO
SOLUÇÃO TAMPÃO é aquela que contém substâncias capazes de torná-la resistente a variações expressivas do pH. Essas soluções contêm, em concentrações significativas, um ácido fraco e o seu sal correspondente, ou então uma base fraca e o seu sal correspondente.
A observação experimental mostra que uma solução contendo uma concentração expressiva de um ácido fraco com o seu respectivo sal, ou então de uma base fraca com o seu respectivo sal, possui certa resistência à variação do pH. Imaginemos o preparo de uma solução na qual adicionamos a 1 litro de água, 0,5 Mol de ácido acético (ácido fraco) e 0,5 Mol de acetato (sal). Esta solução terá um pH de 4,74, após o equilíbrio. Se adicionarmos agora 1 mMol de HCl, o que acontecerá com o pH? O pH cai apenas para 4,72, ou seja, quase nada. A adição de 1 mMol de NaOH leva o pH desta solução para 4,76, uma elevação desprezível. Acabamos de preparar uma solução tampão…
Portanto, para preparar uma solução tampão, podemos adicionar quantidades semelhantes de ácido acético e acetato, ou ácido carbônico e bicarbonato, ou ácido cítrico e citrato, ou amônia e amônio, etc. No entanto, ácidos fortes e bases fortes não conferem a propriedade tampão à solução.
SOLUÇÃO TAMPÃO
Qual é o mecanismo da propriedade tampão?
Exemplificando com o ácido acético e o acetato.
Vamos escrever novamente a reação de dissociação:
CH3-COOH (ácido acético) ↔ H+ + CH3-COO-(acetato)
Pelo fato do ácido acético ser um ácido fraco, a sua reação de dissociação é reversível, isto é, a reação ocorre da esquerda para direita e da direita para a esquerda. Se as concentrações de ácido acético e de acetato forem semelhantes, ambas expressivas, quase todo o H+ que for adicionado à solução se ligará ao acetato para formar ácido acético, enquanto quase todo o OH- que for adicionado à solução será consumido pelo H+ liberado pelo ácido acético, ao converter-se em acetato. Este é o motivo pelo qual o pH pouco se altera na solução tampão, mesmo após a adição de ácidos ou bases fortes.
É interessante observar que o sal acetato, na verdade, comporta-se como uma base, pois pode consumir íons H+ da solução. Neste caso, podemos chamar o sal acetato de base conjugada. De uma forma geral, todo ácido fraco, quando dissolvido, gera uma base conjugada, que é um sal aniônico (ex.: acetato). Do mesmo modo, toda base fraca, quando dissolvida, gera um ácido conjugado, que é um sal catiônico, capaz de liberar H+ em solução (ex.: amônio).
SOLUÇÃO TAMPÃO
A fórmula de Henderson-Hasselbalch
O poder de tamponamento de uma solução é máximo quando a concentração do ácido fraco é igual à da sua base conjugada, ou a concentração da base fraca é igual à do seu ácido conjugado.
A relação ácido fraco/base conjugada é dependente do pH da solução, assim como o pH da solução é dependente da relação ácido fraco/ base conjugada. O mesmo vale para a relação base fraca/ácido conjugado. Essas relações são dadas pelas seguintes fórmulas:
A primeira é a fórmula que associa diretamente a concentração de H+ com as concentrações de ácido fraco e base conjugada. A segunda é a famosa fórmula de Henderson-Hasselbalch, que nada mais é do que o cologaritmo da primeira. Os químicos costumam representar o ácido fraco como HA e a base conjugada como A-. HA ↔ H+ + A-.
A fórmula de Henderson-Hasselbalch é representada como:
pH = pKa + log [A-]/[HA].
O Ka e o pKa são constantes que dependem do ácido em questão. Por exemplo, o pKa do ácido acético é 4,74. Como o pKa é o cologaritmo do Ka, quanto menor o pKa, mais forte é o ácido (maior a constante de dissociação). Observando atentamente a fórmula de Henderson- -Hasselbalch, podemos concluir que, se o pH da solução for igual ao pKa do ácido, então a concentração do ácido iguala-se à concentração da base conjugada. Neste caso, o poder de tamponamento da solução é máximo.
SOLUÇÃO TAMPÃO
O poder de tamponamento de uma solução de ácido fraco [HA] e base conjugada [A-] depende de dois fatores:
1- A concentração total da substância tampão (ácido + base conjugada).
2- O pH da solução, em relação ao pKa do ácido. Este fator vai determinar, em última análise, a relação [A-]/[HA].
SOLUÇÃO TAMPÃO
Exemplo do ácido ácetico
A solução contém 0,5 Mol/L de ácido acético e 0,5 Mol/L de acetato. Concentração total do tampão = 1 Mol/L. Podemos adicionar quantidades progressivas de H+ (através de um ácido forte – HCl) ou de OH (através de uma base forte – NaOH).
O pH inicial da solução é 4,74, igual ao pKa do ácido acético, pois as concentrações de ácido acético e acetato são iguais. Observe no gráfico ao lado a variação do pH após a adição de HCl e de NaOH.
Partindo-se do pH inicial de 4,74, à medida que vamos adicionando quantidades cumulativas de HCl (ácido forte) à solução, estamos caminhando do ponto central para a esquerda do gráfico. À medida que vamos adicionando quantidades cumulativas de NaOH (base forte), estamos caminhando do ponto central para a direita do gráfico. Observe que, na zona de pH próxima ao pKa, a variação de pH é relativamente pequena, quando comparada às zonas de pH afastadas do pKa. Quanto mais próximo do pKa estiver o pH da solução, maior o poder de tamponamento e mais próximas entre si estão as concentrações de ácido e base conjugada. Especificando melhor, o tamponamento acidobásico é mais eficiente na faixa de pH que varia de 1 ponto abaixo até 1 ponto acima do pKa.
Fisiologia Acidobásica – “os nossos sistemas tampão”
Qual a importância de regular o pH?
O nosso organismo é 50-60% de água. O plasma, o interstício e o meio intracelular, todos são soluções aquosas, possuindo um pH e uma série de substâncias com poder tampão, isto é, substâncias que funcionam como ácidos fracos e suas respectivas bases conjugadas, assim como bases fracas com seus respectivos ácidos conjugados. Logo, podemos afirmar que o nosso organismo é banhado por uma solução tampão formada por uma série de substâncias com diferentes poderes de tamponamento. Algumas dessas substâncias são mais importantes no compartimento extracelular, enquanto outras o são no compartimento intracelular. Ainda é muito importante, como veremos, o papel dos ossos no tamponamento acidobásico.
É de extrema importância que os nossos líquidos tenham um grande poder de tamponamento, pois a função celular só é possível dentro de uma pequena faixa de pH. Os íons H+ e OH- são altamente reativos e, portanto, podem alterar as propriedades das proteínas celulares, como as enzimas, responsáveis pela função celular. A grande variação de pH pode até desnaturar uma proteína. No capítulo de distúrbios acidobásicos, veremos também que variações importantes de pH, mesmo dentro da faixa compatível com a vida, podem levar a consequências graves, comprometendo a função cerebral e cardiovascular.
Fisiologia Acidobásica – “os nossos sistemas tampão”
Qual o valor normal de pH?
Qual a importãncia do pH intracelular?
O pH do fluido extracelular está em torno de 7,40, sendo a faixa compatível com a vida entre 6,50 a 7,90. Contudo, as enzimas e proteínas importantes para a fisiologia estão no ambiente intracelular. Portanto, é o pH intracelular que assume maior importância do ponto de vista fisiológico. O pH intracelular (pHi) é menor do que o pH extracelular e é diferente em diversos compartimentos da célula (citossol, núcleo, mitocôndria), variando de 6,60 a 7,20. Na prática, não há como medir o pHi de modo confiável, porém, pode se mensurar facilmente o pH plasmático. Em geral, o pH intracelular reflete o pH plasmático, variando de forma proporcional.
Fisiologia Acidobásica – “os nossos sistemas tampão”
TAMPÃO EXTRACELULAR -sistema bicarbonato-co2
Entre as várias substâncias que funcionam como tampão, o sistema mais importante em nosso organismo é o sistema bicarbonato-CO2.
Este é o principal responsável pelo tamponamento extracelular. Abaixo estão representadas suas reações químicas:
CO2 + H2O ↔ H2CO3 « H+ + HCO3-
Na faixa de pH extracelular (7,40), o H2CO3 logo se transforma em CO2 + H2O ou em H+ +HCO3-. Sua concentração plasmática se torna muito pequena e desprezível. Então, é melhor escrever a reação:
CO2 + H2O ↔ H+ + HCO3-
Na reação acima, o CO2 funciona como o ácido fraco, sendo o bicarbonato, a base conjugada. O pKa desta reação é 6,10, aproximando-se do pH normal do plasma, de 7,40. Veja a fórmula de Henderson Hasselbalch para o sistema bicarbonato- CO2:
pH = 6,10 + log [HCO3-]/[CO2]
A concentração de CO2 é proporcional à pressão parcial de CO2 (PCO2): [CO2] = 0,03 x PCO2
Logo, podemos reescrever a equação de Henderson Hasselbalch da seguinte forma:
pH = 6,10 + log [HCO3-] /0,03PCO2
Os valores normais do HCO3- e da PCO2 no sangue arterial são, respectivamente, 24 mEq/L e 40 mmHg, então, a relação normal [HCO3-]/CO2 será
24/0,03 x 40 = 24/1,2 = 20.
Pela fórmula: pH = 6,10 + log 20
Logo: pH = 6,10 + 1,30 = 7,40
Analisando esta fórmula, concluímos o conceito mais importante do equilíbrio acidobásico no organismo:
O pH plasmático é determinado pela relação
[HCO3 -]/CO2
O HCO3- funciona como base conjugada e o CO2, como ácido fraco. É fácil memorizar: o pH plasmático depende da relação base/ácido do principal sistema tampão do compartimento extracelular.
Fisiologia Acidobásica – “os nossos sistemas tampão”
Eficácia do Sistema Bicarbonato-CO2
Vimos que o pKa deste sistema é de 6,10. A eficácia do sistema tampão dá-se numa faixa de pH que vai de 1 ponto abaixo do pKa até 1 ponto acima do pKa. Logo, o pH plasmático (7,40) encontra-se fora dessa faixa, pois está 1,3 pontos acima do pKa (6,10). Teoricamente, então, o sistema bicarbonato-CO2 não seria um tampão extracelular eficaz… No entanto, existe um fator fundamental que o torna um sistema tampão especialmente eficaz: o controle dos níveis de CO2 pela ventilação alveolar. O arco aórtico possui sensores de pH plasmático que se conectam ao centro respiratório (presente no bulbo) por intermédio de neurônios que seguem pelo nervo vago. A queda do pH, devido a um excesso de H+, estimula esses sensores, aumentando a ventilação alveolar e eliminando mais CO2. A elevação do pH, devido a um excesso de OH-, desestimula os sensores, reduzindo a ventilação alveolar e retendo CO2.
Esse mecanismo faz com que os níveis de CO2 acompanhem os níveis de HCO3-, mantendo o pH plasmático sem maiores variações.
Fisiologia Acidobásica – “os nossos sistemas tampão”
Eficácia do Sistema Bicarbonato-CO2
O que aconteceria se não fosse o controle do CO2 pela ventilação alveolar?
O sistema seria muito pouco eficaz. O acúmulo de apenas 5 mMol de H+ em cada litro de sangue poderia ser fatal. Veja o que aconteceria… O bicarbonato faria o tamponamento do excesso de H+ na seguinte reação: H+ + HCO3- → CO2 + H2O. Cerca de 5 mMol/L de bicarbonato seriam consumidos nesta reação, surgindo mais 5 mMol/L de CO2. O bicarbonato final seria 24 – 5 = 19 mEq/L, enquanto que o CO2 final seria 1,2 + 5 = 6,2 mEq/L (correspondente a uma PCO2 de 206 mmHg). A relação [HCO3-]/CO2 seria 19/6,2 = 3,06. Pela equação de Henderson- -Hasselbalch, o pH final chegaria a 6,58.
Contudo, a queda inicial do pH plasmático exacerba a ventilação alveolar, eliminando-se muito mais CO2, reduzindo, assim, a PCO2 para cerca de 34 mmHg, correspondente a uma concentração de CO2 de 1,02 mEq/L. Logo, a relação [HCO3 -]/CO2 será então 19/0,9 = 18,6, em vez de 3,06. O pH final será de 7,36, em vez de 6,58. Ou seja, a compensação respiratória é fundamental para que o sistema bicarbonato- CO2 seja um tampão extracelular altamente eficaz.
Outro fator que contribui para o poder de tamponamento
são os altos níveis plasmáticos de
bicarbonato (24 mEq/L). Em relação aos outros
tampões plasmáticos, sua concentração é
muito maior. O tampão fosfato, por exemplo,
é pouco eficaz, já que a concentração do fosfato
é de apenas 1 mMol/L.
Fisiologia Acidobásica – “os nossos sistemas tampão”
TAMPÃO SANGUÍNEO
O tamponamento acidobásico do organismo depende de substâncias do extracelular, das hemácias, do intracelular e do osso. No extracelular (plasma e interstício), o principal sistema tampão, como já descrito, é o sistema bicarbonato- CO2, altamente eficaz devido às elevadas concentrações plasmáticas de bicarbonato e à regulação do CO2 pela ventilação alveolar. No intracelular e no osso, entretanto, outros meios de tamponamento acidobásico são utilizados.
TAMPÃO SANGUÍNEO: o H+ intravascular pode ser tamponado pelo plasma (sistema bicarbonato- CO2) ou pelas hemácias. As hemácias participam do tamponamento sanguíneo, por conterem uma grande quantidade de hemoglobina e fosfato, que funcionam como bases tampão (tal como o bicarbonato). Veja as reações de tamponamento:
H+ + Hemoglobinato- ↔ Hemoglobina+ (na hemácia)
H+ + HPO4 -2 (fosfato monoácido) ↔ H2PO4- (fosfato diácido)
Fisiologia Acidobásica – “os nossos sistemas tampão”
Qual a importaância relativa da cada tampão?
Um experimento realizado em cães demonstrou o papel relativo de cada um dos principais sistemas de tamponamento do organismo. Ao se infundirem cerca de 180 mMol de HCl em cada um de cinco cães, com peso médio de 19 kg, encontrou- se o seguinte percentual de tamponamento:
Podemos dizer, portanto, que cerca de 40% de uma carga ácida é tamponada no extracelular, pelo Buffer Base, e cerca de 60% é tamponada no intracelular e ósseo, por outros sistemas tampão.
O sistema bicarbonato-CO2 é eficaz para tamponar qualquer ácido, menos o H2CO3 (ácido carbônico), proveniente de um excesso de CO2 devido a um distúrbio respiratório. Não há como o HCO3-(bicarbonato) tamponar o H+ liberado pelo H2CO3, já que o próprio H2CO3 é formado na reação de tamponamento do HCO3. Nesse caso, o tamponamento dá-se apenas pelos tampões intracelular e ósseo.
A interpretação da gasometria arterial
Como se determina o pH plasmático?
O pH plasmático é determinado pela relação entre o bicarbonato (HCO3-) e o dióxido de carbono (CO2). Esta relação é expressa pela fórmula de Henderson- Hasselbach – abaixo.
o pH plasmático depende da relação bicarbonato/CO2.
A interpretação da gasometria arterial
Qual é o principal tampão do meio interno?
Este é o sistema bicarbonato-CO2, o principal sistema TAMPÃO do meio interno – seu objetivo é evitar variações bruscas do pH!
Perceba que o bicarbonato é a base do sistema, pois consome íons H+, enquanto o CO2 funciona como ácido, já que libera H+, após se transformar em ácido carbônico, por ação da anidrase carbônica das hemácias circulantes.
O aumento da concentração plasmática da base (bicarbonato) eleva o pH, isto é, alcaliniza o sangue, pois a base consome H+. Já o aumento da concentração plasmática do ácido (CO2), por outro lado, reduz o pH, ou seja, acidifica o sangue, pois o ácido libera H+
A interpretação da gasometria arterial
Quais os parametros necessários para diagnosticar distúrbio ácido base?
Quais são os disturbios acidobásicos?
O diagnóstico do distúrbio acidobásico pela gasometria necessita apenas de três parâmetros: pH, PCO2 e HCO3. Os outros elementos dados pelo método (HCO3 standard e BEecf, principalmente) auxiliam no diagnóstico, mas não são essenciais para tal.
São quatro: acidose respiratória, alcalose respiratória, acidose metabólica, alcalose metabólica
Interpretação da Gasometria Arterial
Resposta Compensatória
Quais as 2 regras?
Como o pH plasmático depende diretamente da relação HCO3/CO2, a resposta compensatória de um distúrbio acidobásico visa manter esta relação o mais próxima possível do normal.
Por exemplo, como seria a resposta compensatória de uma acidose metabólica. Ora… Por definição, a acidose metabólica é decorrente da redução do HCO3. Na tentativa de manter a relação, o organismo responde reduzindo a PCO2, por uma hiperventilação compensatória (respiração de Kussmaul). Portanto, na acidose metabólica “pura” devemos encontrar, além de um HCO3 baixo, também uma PCO2 baixa.
Na acidose respiratória crônica, o aumento primário de PCO2 deve ser compensado com um aumento do HCO3, por intermédio da retenção renal de bicarbonato.
Regras da resposta compensatória
1- A resposta compensatória é sempre no mesmo sentido do distúrbio primário: a redução do HCO3 (acidose metabólica) deve ser acompanhada de uma redução da PCO2; o aumento da PCO2 (acidose respiratória) deve ser acompanhado pelo aumento do HCO3; o aumento do HCO3 (alcalose metabólica) deve ser acompanhado pelo aumento da PCO2; a redução da PCO2 (alcalose respiratória) deve ser acompanhada pela redução do HCO3.
2- Excetuando-se os distúrbios leves, podemos dizer que a resposta compensatória nunca é completa, isto é, ela não corrige o pH para a faixa normal!!! A resposta compensatória apenas evita que haja uma grande variação do pH plasmático, o que poderia ser fatal para o paciente.
Interpretação da Gasometria Arterial
Resposta compensatória esperada
