Equilíbrio ácido Base

Regulação do Equilíbrio Ácido-Básico

Quando falamos em regulação do equilíbrio ácido-básico, referimo-nos, na verdade, à regulação da concentração do íon-hi-drogênio nos líquidos corporais. A concentração do íon hidrogênio em diferentes soluções pode variar desde menos 10-14 Eq/1 até mais de 10º, o que significa uma variação total de mais de um quatrilhão de vezes. Numa base logarítmica, a concentração de íon hidrogênio no organismo humano situa-se aproximada¬mente a meia distância entre esses dois extremos.

Bastam ligeiras alterações da concentração do íon hidrogênio em relação ao seu valor normal para ocasionar alterações pronunciadas na velocidade das reações químicas nas células, sendo algumas deprimidas, enquanto outras são aceleradas. Por essa razão, a regulação da concentração de íon-hidrogênio constitui um dos aspectos mais importantes da homeostasia. Mais tarde, neste capítulo, serão considerados os efeitos das altas concentrações de íons hidrogênio (acidose) ou de suas baixas concentrações (alcalose) sobre o organismo. Em geral, quando uma pessoa fica acidótica, ela tem probabilidade de morrer em estado de coma; quando se torna alcalótica, pode morrer de tetania ou de convulsões.

Ácidos e bases — definições e significados

O ácido é definido como a molécula ou íon passível de atuar como doador de próíons. A base é definida como a molécula ou íon que pode funcionar como aceptor de prótons. Se lembrarmos que um próton é, na verdade, um íon hidrogênio, podemos enunciar essas definições como se segue.

O ácido é a molécula ou íon capaz de contribuir com um íon hidrogênio para a solução. Assim, o HCÍ ioniza-se na água, formando íons hidrogênio e íons cloreto; por conseguinte, esse ácido é denominado ácido hidroclórico, ou clorídrico. De forma semelhante, o H2CO3 se ioniza na água para formar H+ ou HCO3 contribuindo também com íons hidrogênio para a solução; esse ácido é conhecido como ácido carbônico. Outros ácidos importantes do organismo são o ácido acético, o fosfato ácido de sódio, o ácido úrico, o ácido acetoacético etc.

A base é a molécula ou íon que irá se combinar com íons hidrogênio para removê-los da solução. Por exemplo, o íon bicarbonato, HCO3 é uma base, visto poder combinar-se com íons hidrogênio para formar H2CO3. De forma semelhante, HPO4 é uma base, visto que pode combi¬nar-se com íons hidrogênio para formar H2PO4 As proteínas do organismo também funcionam como bases, uma vez que certos aminoácidos nas moléculas protéicas atuam como íons negativos que se ligam rapidamente a excesso de íons hidrogênio. De fato, a hemoglobina, nos eritrócitos, e as outras proteínas, nas demais células do organismo, estão entre as bases mais importantes do corpo. Em geral, certas moléculas, como o bicarbonato de sódio e o fosfato de sódio, também são denominadas bases. Entretanto, os íons negativos dessas moléculas são realmente as bases verdadeiras, de acordo com a definição mais utilizada do termo "base".

Por fim, é preciso compreender a relação existente entre uma "base" e um "álcali". Um álcali é a combinação de um dos metais alcalinos — sódio, potássio etc. — com um íon altamente básico, como o fonhidroxila (OH- ). As porções básicas dessas moléculas reagem vigorosamente com os íons hidrogênio para removê-los das soluções e, por conseguinte, são bases típicas. Como os álcalis são bem conhecidos, o termo álcali é quase sempre utilizado como sinônimo para o termo base. E, por razões semelhantes, o termo "alcalose" é empregado para referir-se ao oposto da "acidose", isto é, a remoção excessiva de íons hidrogênio da solução, em contraste com o acréscimo excessivo de íons hidrogênio (acidose).

Ácidos e bases fortes e fracos. Um ácido forte é aquele que possui tendência muito forte a dissociar-se em íons e, portanto, a liberar seu íon hidrogênio na solução. Um exemplo típico é o ácido clorídrico. Por outro lado, os ácidos que liberam íons hidrogênio com menor intensidade são denominados ácidos fracos. Como exemplos, destacam-se o ácido carbônico e o fosfato ácido de sódio. Uma base forte é aquela que reage intensamente com íons hidrogênio, removendo-os com extrema avidez da solução. Um exemplo típico é o íon hidroxila (OH"). Uma base fraca típica é o íon bicarbonato (HCO3), devido à sua ligação muito fraca a íons hidrogênio.

A maioria dos ácidos e das bases envolvidos na regulação normal do equilíbrio ácido-básico do organismo consiste em ácidos e bases fracos, dos quais os mais importantes são o ácido carbônico e a base bicarbonato.

Concentração de íons hidrogênio e pH dos líquidos corporais normais, bem como na acidose e na alcalose. A concentração dos íons hidrogênio no líquido extracelular é normalmente regu-lada no valor constante de cerca de 4 x 10-8 Eq/1; este valor pode variar desde apenas 1 x 10-8 até 1,6 x 10-7 sem causar morte.

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Com base nesses valores, torna-se evidente que a expressão da concentração de íons hidrogênio em termos de sua concentração real é um procedimento incomodo. Por isso, o símbolo pH passou a ser utilizado para expressar a concentração; o pH está relacionado à concentração real de íons hidrogênio pela seguinte fórmula (quando a concentração de H+ é expressa em equivalentes por litro):

pH - log

(1)

= -log cone. H+

conC. H+

A partir desta equação, verifica-se que valor baixo do pH corresponde à concentração elevada de íons hidrogênio; esta situação é denominada acidose. Por outro lado, valor alto do pH corresponde à concentração baixa de íons hidrogênio, sendo o processo denominado alcalose.

O pH normal do sangue arterial é de 7,4, enquanto o pH do sangue venoso e dos líquidos intersticiais é de cerca de 7,35,

devido às quantidades adicionais de dióxido de carbono que formam ácido carbônico nesses líquidos.

Como o pH normal do sangue arterial é de 7,4, considera-se a presença de acidose na pessoa toda vez que o pH for inferior a esse valor; considera-se a presença de alcalose quando o valor do pH for superior a 7,4. O limite inferior compatível com a vida de uma pessoa durante algumas horas é de cerca de 6,8, enquanto