Regulação da Troca de Líquidos e Equilíbrio Osmótico Entre os Líquidos Intracelular e Extracelular

ser medida, e o volume total de sangue pode ser calculado usando-se o

princípio indicador-diluição. Uma substância frequentemente utilizada para

marcar as hemácias é o cromo radioativo ( 51Cr), que se liga fortemente às

hemácias.

 

REGULAÇÃO DA TROCA DE LÍQUIDOS E EQUILÍBRIO

OSMÓTICO ENTRE OS LÍQUIDOS INTRA E

EXTRACELULARES

 

Problema frequente no tratamento de pacientes seriamente doentes é a

manutenção da composição adequada em um ou ambos os compartimentos

intra e extracelulares. Como discutido no Capítulo 16 e mais adiante neste

Capítulo, as quantidades relativas de líquido extracelular, distribuídas entre

o plasma e os espaços intersticiais, são determinadas principalmente pelo

equilíbrio das forças hidrostáticas e coloidosmóticas, através das

membranas capilares.

A distribuição dos líquidos entre os compartimentos intra e extracelulares,

em contraste, é determinada, sobretudo, pelo efeito osmótico de solutos

menores — especialmente sódio, cloreto e outros eletrólitos — agindo

através da membrana celular. A razão para isso é que as membranas

celulares são muito permeáveis à água, mas relativamente impermeáveis a

íons menores que a água, tais como sódio e cloreto. Portanto, a água se

move rapidamente através da membrana celular e o líquido intracelular

permanece isotônico em relação ao líquido extracelular.

Na próxima seção, discutiremos as inter-relações entre os volumes dos

líquidos intra e extracelulares e os fatores osmóticos que podem causar

movimento de líquidos entre esses dois compartimentos.

 

Princípios Básicos da Osmose e da Pressão Osmótica O princípio básico da osmose e da pressão osmótica foi apresentado

no Capítulo 4. Portanto, iremos revisar aqui somente os aspectos mais

importantes desses princípios, conforme se apliquem à regulação do

volume.

Devido às membranas celulares serem relativamente impermeáveis para a

maioria dos solutos, mas muito permeáveis à água (i. e., são seletivamente

permeáveis), sempre que existir maior concentração de soluto de um lado

da membrana celular a água se difunde pela membrana em direção ao lado

de maior concentração de soluto. Dessa maneira, se o soluto, por exemplo,

o cloreto de sódio for adicionado ao líquido extracelular, rapidamente

ocorrerá difusão de água através da membrana celular, da célula para o

líquido extracelular, até que a concentração de água em ambos os lados da

membrana se igualem. Inversamente, se o soluto como o cloreto de sódio

for removido do líquido extracelular ocorrerá difusão de água do líquido

extracelular através das membranas celulares e para as células. A

intensidade da difusão da água é conhecida como intensidade da osmose.

 

Osmolalidade e Osmolaridade. A concentração osmolar de uma

solução é chamada osmolalidade quando a concentração é expressa em

osmóis por quilograma de água; já essa concentração expressa em osmóis

por litro de solução é conhecida por osmolaridade. Em soluções diluídas,

por exemplo, os líquidos corporais, esses dois termos podem ser utilizados

quase como sinônimos, porque suas diferenças são muito pequenas. Na

maioria dos casos, é mais fácil de se expressar a quantidade de líquidos

corporais em litros de líquido do que em quilogramas de água. Portanto, a

maioria dos cálculos usados clinicamente e os cálculos expressos nos

próximos Capítulos são baseados muito mais na osmolaridade que na

osmolalidade.

Cálculo da Osmolaridade e Pressão Osmótica de uma Solução.

Utilizando-se a lei de van’t Hoff, pode-se calcular a pressão osmótica

potencial de uma solução, assumindo que a membrana celular é

impermeável ao soluto.

Por exemplo, a pressão osmótica de solução de cloreto de sódio a 0,9% é

calculada da seguinte forma: solução de cloreto de sódio a 0,9% significa

que existe 0,9 grama de cloreto de sódio por 100 mililitros de solução, ou 9

g/L. Em razão do peso molecular do cloreto de sódio ser 58,5 g/mol, a

molaridade da solução é 9 g/L divididos por 58,5 g/mol, ou algo em torno

de 0,154 mol/L. Devido a cada molécula de cloreto de sódio ser igual a 2

osmóis, a osmolaridade da solução é 0,154 × 2, ou 0,308 Osm/L. Portanto,

a osmolaridade dessa solução é 308 mOsm/L. A pressão osmótica potencial

dessa solução seria 308 mOsm/L × 19,3 mmHg/mOsm/L, ou 5.944 mmHg.

Esse cálculo é somente aproximado, porque os íons cloreto e sódio não se

comportam de modo totalmente independente na solução, por causa da

atração interiônica existente entre eles. Podem-se corrigir esses desvios

existentes ao se utilizar a lei de van’t Hoff e o fator de correção conhecido

por coeficiente osmótico. Para o cloreto de sódio, o coeficiente osmótico é

em torno de 0,93. Logo, a osmolaridade real de uma solução de cloreto de

sódio a 0,9% é 308 × 0,93, ou cerca de 286 mOsm/L. Por questões práticas,

os coeficientes osmóticos de diferentes solutos são algumas vezes ignorados

ao se determinar a osmolaridade e a pressão osmótica de soluções

fisiológicas.

 

Osmolaridade dos Líquidos Corporais. Retornando à Tabela 25-2,

observe a osmolaridade aproximada de várias substâncias osmoticamente

ativas no plasma, no líquido intersticial e no líquido intracelular. Observe

que quase 80% da osmolaridade total do líquido intersticial e do plasma são

devidos aos íons sódio e cloreto, enquanto para o líquido intracelular quase a metade da osmolaridade é devida aos íons potássio, e o restante é dividido

entre as muitas outras substâncias intracelulares.

Como mostra a Tabela 25-2, a osmolaridade total de cada um dos três

compartimentos fica em torno de 300 mOms/L, sendo a osmolaridade do

plasma em torno de 1 mOsm/L maior que nos líquidos intersticial e

intracelular. Essa pequena diferença entre a osmolaridade do plasma e do

líquido intersticial é causada pelos efeitos osmóticos das proteínas do

plasma, que mantêm pressão osmótica nos capilares cerca de 20 mmHg

maior do que nos espaços intersticiais adjacentes, como discutido

no Capítulo 16.

 

Atividade Osmolar Corrigida dos Líquidos Corporais. Na parte

inferior da Tabela 25-2 são mostradas as atividades osmolares corrigidas do

plasma, do líquido intersticial e do líquido intracelular. A razão para essas

correções é que os cátions e os ânions na solução exercem atração

interiônica que pode causar discreta redução na “atividade osmótica” da

substância dissolvida.

 

O Equilíbrio Osmótico É Mantido Entre os líquidos Intra

e Extracelulares

Altas pressões osmóticas podem ser desenvolvidas através da membrana

celular, com alterações relativamente pequenas da concentração de solutos

do líquido extracelular. Como discutido antes, para cada miliosmol no

gradiente de concentração de soluto impermeante na membrana, 19,3

mmHg de pressão osmótica são aplicados à membrana celular. Caso a

membrana celular seja exposta à água pura e a osmola ridade do líquido

intracelular seja de 282 mOsm/L, a pressão osmótica potencial, que pode se

desenvolver de um lado a outro da membrana celular, é maior que 5.400

mmHg. Isto demonstra a enorme força que pode mover a água através da membrana celular quando os líquidos intra e extracelulares não estão em

equilíbrio osmótico. Como resultado dessas forças, alterações relativamente

pequenas na concentração de solutos impermeantes do líquido extracelular

podem causar grandes alterações no volume da célula.

 

Líquidos Isotônicos, Hipotônicos e Hipertônicos. O efeito de

diferentes concentrações de solutos impermeantes do líquido extracelular

sobre o volume das células é mostrado na Figura 25-5. Se a célula for

colocada em solução de solutos impermeantes com osmolaridade de 282

mOsm/L, a célula não terá seu volume alterado, pois as concentrações de

água, nos líquidos intra e extracelulares, são iguais e os solutos não podem

entrar ou sair da célula. Tal solução é dita isotônica por não alterar o

volume das células. Exemplos de soluções isotônicas incluem a solução de

cloreto de sódio a 0,9% ou a solução de glicose a 5%. Essas soluções são

importantes na medicina clínica por poderem ser infundidas no sangue sem

risco de perturbar o equilíbrio osmótico entre os líquidos intra e

extracelulares.

Se a célula for colocada em solução hipotônica, com concentração de

solutos impermeantes (< 282 mOsm/L), a água se difundirá do líquido

extracelular para a célula, causando inchamento; a água continuará a se

difundir pela célula diluindo o líquido intracelular até que este se torne

isotônico em relação ao extracelular. Caso o inchamento da célula

ultrapasse a capacidade de distensão da membrana, esta se rompe. Soluções

de cloreto de sódio com concentração menor do que 0,9% são hipotônicas.

Se a célula for colocada em solução hipertônica, com concentração maior

de solutos impermeantes que o líquido intracelular, água sairá da célula para

o líquido extracelular, concentrando o líquido intracelular e diluindo o

líquido extracelular. Nesse caso, a célula encolherá até que a osmolaridade

do líquido intracelular se iguale à do meio extracelular. As soluções de

cloreto de sódio maiores do que 0,9% são hipertônicas.

Figura 25-5. Efeitos de soluções isotônica (A), hipertônica (B) e hipotônica (C) sobre o volume das células.

 

 

Líquidos Isosmóticos, Hiperosmóticos e Hipo-osmóticos. Os

termos isotônico, hipotônico e hipertônico referem-se às soluções que

causarão alterações do volume celular. A tonicidade de uma solução

depende de sua concentração de solutos impermeantes. Entretanto, alguns

solutos podem permear a membrana celular. Soluções com a mesma

osmolaridade que a célula são ditas isosmóticas, independentemente do

soluto poder penetrar na membrana celular.

Os termos hiperosmótico e hipo-osmótico referem-se às soluções com

maior e menor osmolaridade, respectivamente, em relação à do líquido

extracelular normal, se os solutos não forem permeantes. Soluções com substâncias muito permeantes, como a ureia, podem causar alterações