EQUILLIBRE ACIDO

L’EQUILLIBRE ACIDO-BASIQUE DU MILIEU INTERIEUR
TABLE DES MATIERES
TABLE DES MATIERES ......................................................................................................................1
INTRODUCTION .................................................................................................................................2
I.
RAPPEL DE NOTIONS DE BASE................................................................................................3
I.1
I.2
I.3
I.4
II.
Acide et Base ............................................................................................................ 3
Ampholyte.................................................................................................................. 3
pH et pk ..................................................................................................................... 3
Système tampon........................................................................................................ 4
pH DU MILIEU INTERIEUR ET BILAN DES IONS H+ .................................................................5
II.1
pH DU MILIEU INTERIEUR....................................................................................... 5
II.2
BILAN DES IONS H+ ................................................................................................. 5
II.2.1
Bilan physiologique des ions H+ ......................................................................... 5
II.2.2
Bilan des ions H+ dans des situations pathologiques ......................................... 6
III.
LES SYSTEMES TAMPONS DU SANG...................................................................................6
III.1 LES TAMPONS FERMES ......................................................................................... 6
III.1.1 le tampon érythrocytaire ..................................................................................... 6
III.1.2 les tampons protéiques ...................................................................................... 7
III.1.3 le tampon phosphate .......................................................................................... 8
III.2 LE TAMPON OUVERT .............................................................................................. 8
IV.
LE DIAGRAMME DE DAVENPORT .........................................................................................9
V. LES TROUBLES DE L’EQUILIBRE ACIDO-BASIQUE...............................................................10
VI.
COMPENSATION DES TROUBLES ACIDO-BASIQUES .......................................................10
VI.1 Compensation respiratoire ...................................................................................... 10
VI.1.1 cas d’une acidose métabolique ........................................................................ 10
VI.1.2 cas d’une alcalose métabolique ....................................................................... 11
VI.2 Compensation métabolique ..................................................................................... 11
VI.2.1 cas d’une acidose respiratoire .......................................................................... 11
VI.2.2 cas d’une alcalose respiratoire ......................................................................... 11
TEST D’EVALUATION .......................................................................................................................13
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
1
Pr. Habib ESSABBAH
INTRODUCTION
Le pH cellulaire et sanguin chez l’homme est un paramètre biologique relativement constant.
Le maintien du pH à une valeur normale est essentiel car les fonctions enzymatiques de
l’organisme sont très sensibles aux variations de [H+]. .
Le pH sanguin normal vaut 7,400,02. Le pH veineux est légèrement plus acide que le pH
artériel. Quand le pH sanguin est inférieur à 7,38 on parle d’acidose et quand il est supérieur
à 7,42 on parle d’alcalose. Des valeurs de pH supérieures à 7,8 ou inférieures à 7 mettent en
jeu le pronostic vital.
Dans les conditions physiologiques, le métabolisme (protéique et glucidique) génère
quotidiennement environ 80mEq/l d’ions H+. Cette valeur contraste avec la concentration
sanguine normale des ions [H+]=40nEq/l. Pour maintenir le pH à une valeur constante
l’organisme fait intervenir trois mécanismes de régulation :
1. mécanisme physico-chimique d’intervention instantanée: constitué par les systèmes
tampons fixes et volatils
2. mécanisme respiratoire d’intervention rapide (correction en quelques heures): assuré
par la ventilation pulmonaire.
3. mécanisme rénal d’intervention lente (correction en quelques jours).
Certaines circonstances pathologiques (diarrhée, vomissement, acido-cétose diabétique,
altération de la fonction respiratoire ou rénale…) conduisent à des troubles acido-basiques
que les mécanismes de régulation ne peuvent pas corriger et nécessitent une prise en
charge thérapeutique.
Après un rappel sur les ampholytes et les systèmes tampons, nous ferons le bilan des
systèmes tampons du sang et établirons l’équation de Henderson Hasselbach et
expliquerons le diagramme de Davenport qui permet de comprendre les troubles de
l’équilibre acido-basique et la réponse des mécanismes de régulation.
Objectifs
Au terme de ce cours, les étudiants doivent être capable de :
1. donner les définitions de : un acide, une base, un ampholyte, le pH, le pK, un système
tampon et son pouvoir tampon.
2. décrire le bilan des ions H+ de l’organisme dans les conditions physiologiques et
pathologiques.
3. décrire les mécanismes tampons qui interviennent dans l’équilibre acido-basique du
pH sanguin.
4. décrire les différents troubles de l’équilibre acido-basique.
5. expliquer la régulation respiratoire et rénale du tampon acide carbonique bicarbonate.
6. expliquer, sur le diagramme de Davenport, l’adaptation à l’acidose et à l’alcalose du
tampon acide carbonique bicarbonate.
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
2
Pr. Habib ESSABBAH
I.
RAPPEL DE NOTIONS D’ACIDE ET DE BASE
I.1
ACIDE ET BASE
D’après la théorie de Broensted :
 un acide est une substance capable de libérer des ions H+ : AH  A- + H+
 une base est une substance capable de capter des ions H+ : B + H+  BH+
I.2
AMPHOLYTE
Un ampholyte est une substance qui peut se comporter à la fois comme un acide et
comme une base. L’eau est un ampholyte, elle se comporte comme un acide en donnant un
ion H+ selon l’équation équilibrée :
H2O  H+ + OH- ,
et se comporte comme une base en captant un ion H+ :
H2O + H+  H2O+ .
Les acides aminés, de formule générale NH2-R-COOH, sont également des ampholytes. En
milieu basique, Ils peuvent se comporter comme un acide en libérant des ions H+ :
NH2-R-COOH  NH2-R-COO- + H+
et peuvent se comporter comme une base en captant un ion H + , dans un milieu acide :
NH2-R-COOH+H+  NH 3  R  COOH
Plus généralement les protéines, formées d’acides aminés, sont des ampholytes. Toutefois
étant donné le pH basique du milieu intérieur elles se comportent comme des acides en
libérant des ions H+.
Ce caractère amphotère s’observe pour les substances considérées comme des acides ou
bases faibles.
I.3
pH ET PK
Pour rendre compte du degré d’acidité ou de basicité d’une solution, on pourrait donner
la concentration des ions H+, toutefois celle-ci est souvent très faible (par exemple pour l’eau
[H+]=10-4mEq/l). C’est pourquoi Sorensen a proposé la notion de pH qui est défini par la
relation :
pH   log[ H  ]
Quand on a affaire à un acide faible de type AH qui libère des ions H+ selon la réaction :
AH  A- + H+
A l’équilibre, les concentrations [AH], [A-] et [H+] sont dans proportions telles que :
[ A  ][ H  ]
 k , k est la constante de dissociation de l’acide faible, elle dépend de la
[ AH ]
température de la solution.
De cette relation on peut exprimer la concentration des ions H+ par la relation :
[ AH ]
[H  ] 
k
[ A ]
D’où le pH = -log[H+]
[ A ]
cette équation exprime la relation de Henderson-Hasselbach
pH  pK  log
[ AH ]
où pK=-logk
Quand on a affaire à des substances ayant plus d’une fonction acide, comme l’acide
carbonique (H2CO3) qui a deux fonctions acides et l’acide phosphorique (H3PO4) qui a trois
fonctions acides on aura une dissociation de l’acide qui dépend du pH du milieu. C’est ainsi
que l’acide carbonique (H2CO3), par exemple, se dissociera d’abord selon la réaction :
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
3
Pr. Habib ESSABBAH
H2CO3  HCO3- + H+ avec une constante de dissociation k1, dans un milieu faiblement
basique ; puis selon la réaction : HCO3-  CO3-- + H+ avec une constante de dissociation k2,
dans un milieu plus basique. A chaque constante de dissociation correspond un pK
Le tableau 1, ci-dessous, donne, pour une température de 25°C, les pK de certains acides
qui nous intéressent dans le reste de ce cours.
Tableau 1
Nature de l’acide pK1 1ère fonction acide pK2 2ème fonction acide pK3 3ème fonction acide
6,37 (et 6,1 à 37°C)
2,12
H2CO3
H3PO4
10,25
7,21 (et 6,8 à 37°C)
12,67
Les pK des protéines de l’organisme sont compris entre 6,5 et 8.
I.4
SYSTEME TAMPON
On appelle système tampon un système capable d’opposer une inertie à la variation de
pH qui pourrait résulter d’une addition d’acide ou de base. On dit que ce mélange
“tamponne“ la variation de pH. Un tel système est constitué du mélange d’un acide faible et
son sel de base forte ou une base faible et son sel d’acide fort.
Considérons un acide faible AH, la variation de son pH par l’addition d’une base forte de type
NaOH donne une courbe, dite courbe de titration, représentée par la figure 1. Où x
représente la quantité de base ajoutée, qui correspond en fait à la quantité de sel ANa
formée.
pH
pH2
pK
pH1
zone tampon
x1
½ neutralisation
x2
x
Figure 1 : variation du pH de l’addition d’une base forte à un acide faible
On constate sur cette courbe que pour un ajout x1 moles de NaOH on mesure un pH1 et pour
un ajout de x2 moles de NaOH on mesure un pH2. L’amplitude (x=x2-x1) de base ajoutée
n’entraîne qu’une variation faible (pH=pH2-pH1) du pH. La zone de la courbe où le pH varie
peu en fonction de x est appelée zone tampon.
Ainsi un tel mélange d’un acide faible AH et son sel ANa de base forte constitue un système
tampon.
On appelle pouvoir tampon ““ du mélange d’un acide faible et son sel de base forte le
rapport de la quantité x de base à ajouter pour faire varier le pH du mélange d’une unité.
x
mEq/lxunité de pH

pH
Le pouvoir tampon est maximum autour du point de demi neutralisation, c'est-à-dire autour
du point de pH=pK.
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
4
Pr. Habib ESSABBAH
Cette notion de système tampon et de pouvoir tampon est très importante pour comprendre
le mécanisme physico-chimique de la régulation de l’équilibre acido-basique du milieu
intérieur.
II.
pH DU MILIEU INTERIEUR ET BILAN DES IONS H+
Le pH du milieu intérieur est un paramètre biologique dont la constance est nécessaire
au fonctionnement optimal des réactions biochimiques de l’organisme. Ce pH varie dans des
limites physiologiques acceptables et dépend du secteur considéré. Le pH est lié à la
concentration en ions H+ par la relation [H+]=10-pH.
II.1 pH DU MILIEU INTERIEUR
Les réactions biochimiques ont lieu essentiellement dans les cellules, c’est donc le pH
intra cellulaire qu’il convient d’étudier pour comprendre sa constance. Le pH intracellulaire de
la plus part des cellules est compris entre 6,9 et 7,1. Ce pH est malheureusement
inaccessible en routine. On a donc recours au milieu extracellulaire et plus particulièrement
au secteur sanguin pour mesurer un pH du milieu intérieur et qui peut refléter la valeur du pH
intracellulaire.
Le pH artériel vaut en moyenne 7,40 dans les conditions normales avec des limites
physiologiques 7,38 et 7,42. un pH<7,38 constitue un état d’acidose et un pH>7,42 constitue
une alcalose.
Le pH veineux et celui du milieu interstitiel sont légèrement plus acides, en raison d’une plus
grande teneur en métabolites acides et CO2 à l’origine de l’acide carbonique H2CO3
(CO2+H2OH2CO3), il vaut en moyenne 7,38 et varie entre 7,36 et 7,40.
Le pH du milieu intra cellulaire est encore plus acide, il vaut en moyenne 7,0 (variant de 6,9 à
7,1). Car la grande source d’ions H+ provient des produits ou sous produits du métabolisme
cellulaire : dégradation aérobie du glucose donnant CO2 ou anaérobie donnant l’acide
lactique, dégradation incomplète des acides gras à l’origine de corps cétoniques et
dégradation des protéines et des nucléoprotéines donnants l’acide phosphorique.
Le système nerveux central est sensible aux variations du pH. Une diminution du pH
(acidose) peut conduire à une désorientation voire un coma mortel. Une augmentation du pH
(alcalose) peut conduire à un spasme des muscles respiratoire voire des convulsions.
Des valeurs, de pH artériel, inférieures à 7,0 ou supérieures à 7,80 mettent en jeu le
pronostic vital.
II.2 BILAN DES IONS H+
Pour un pH = 7,40 la concentration en ion H+ est [H+] = 10-7,40 = 40x10-9Eq/l. Cette
concentration est une constante biologique au même titre que le pH. Pour ce faire, il faut que
le bilan entrée-sortie des ions H+ soit nul.
II.2.1 Bilan physiologique des ions H+
L’apport physiologique des ions H+ résulte de l’apport alimentaire mais surtout du
métabolisme cellulaire:
a) apport alimentaire : il est relativement faible et dépend du régime alimentaire. Il est
du à l’acide citrique d’un régime riche en fruit (orange, citron, fraise…), à l’acide acétique
provenant du vinaigre…
b) métabolisme cellulaire : il constitue la principale source d’ions H+ de l’organisme. Les
ions H+ proviennent alors de la dégradation : des glucides, des lipides et des protéines
 La dégradation aérobique des glucides génère du CO2 à l’origine de la formation
de l’acide carbonique (H2CO3) ; chaque jour il se forme 15 à 25 moles d’acide
carbonique. La dégradation anaérobique produit de l’acide lactique.
 La dégradation incomplète des acides gras produit des corps cétoniques.
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
5
Pr. Habib ESSABBAH

La dégradation des protéines et des nucléoprotéines avec production d’acide
sulfurique à partir des acides aminés soufrés (cystéine principalement) et de
l’acide phosphorique à partir des protéines contenant des ions phosphates.
Le métabolisme génère environ 80mEq/jour d’ion H +., ce qui correspond, pour un volume de
distribution d’environ 40l, à une concentration de 2mEq/l. Cet apport important d’ions H+
contraste avec la valeur relativement faible et constante de la concentration des ions H+ de
l’organisme ([H+]=4x10-5mEq/l).
Cet excès d’ions H+ sera résorbé par les systèmes tampons physico-chimiques et éliminé par
le système respiratoire et les reins.
II.2.2 Bilan des ions H+ dans des situations pathologiques
Plusieurs situations pathologiques peuvent compromettre le bilan nul entrée-sortie des
+
ions H , elles peuvent être dues à une défaillance du système de régulation respiratoire et/ou
rénal ou être en rapport avec une entrée ou perte excessive d’ions H+.
 exemple d’entrée excessive d’ions H+ : déséquilibre d’un diabète avec production
d’un excès d’acides organiques (103mEq/jour)
 diarrhée abondante et durable conduisant à une fuite de bases
 vomissement important entraînant une perte d’acide.
III. LES SYSTEMES TAMPONS DU SANG
Bien que les systèmes tampons du sang n’interviennent que pour environ 20% autant
que le milieu interstitiel et bien moins que le milieu intracellulaire qui contribue pour 60%
dans le pouvoir tampon de l’ensemble des tampons de l’organisme, les tampons sanguins
jouent un rôle fondamental dans l’équilibre acido-basique. Ils constituent, en effet, la
première ligne de défense et agissent quasi instantanément pour s’opposer à toute variation
du pH. D’autre par ces systèmes sont les seuls qui soient directement accessible à la
mesure.
On peut classer les systèmes tampons du sang en tampons plasmatiques et tampons
érythrocytaires ou encore en tampon ouvert et tampons fermés. Pour des considérations
pédagogiques nous adopterons cette dernière classification.
III.1 LES TAMPONS FERMES
Les systèmes tampons fermés du sang sont représentés essentiellement par les
protéines (l’albumine, les globulines et l’hémoglobine) et les phosphates.
III.1.1 le tampon érythrocytaire
Le tampon érythrocytaire est un tampon intracellulaire et c’est un tampon fermé. Le
pouvoir tampon est assuré par l’hémoglobine dont la courbe de titration est quasi linéaire
(fig.2).
L’hémoglobine existe sous deux formes : une forme oxygénée HbO2H dans le sang artériel
et une forme réduite HbH dans le sang veineux. La forme HbH est un acide plus faible que
HbO2H ce qui contribue à minimiser l’écart de pH entre le sang veineux et le sang artériel
résultant de la surcharge en CO2 du sang veineux.
Au pH sanguin l’hémoglobine, qu’elle soit sous forme HbH ou HbO 2H, est chargée
négativement en raison de la dissociation des groupements carboxyles –COOH. On peut
donc écrire l’équilibre : HbH  Hb- + H+ , d’où
HbO 2
Hb 
pH  pK Hb  log
 pK HbO2  log
HbH 
HbO2 H 
L’hémoglobine contribue par 50% au pouvoir tampon du sang. Il y a environ 150g
d’hémoglobine par litre de sang (soit 9mMole/l). L’abondance de l’hémoglobine dans le sang
et sa richesse en histidine en font un tampon très efficace.


Equilibre Acido-Basique du pH sanguin


6
Pr. Habib ESSABBAH
pH
HbO2H
HbH
Hb- ou HbO2- formée
par addition de base
Figure 2 : courbe de titration de l’hémoglobine
III.1.2 les tampons protéiques
Les tampons protéiques sont des tampons plasmatiques fermés. Ils sont constitués
par l’albumine et les globulines à la concentration d’environ 70g/l (1mMole/l).
Au pH sanguin, ces protéines sont chargées négativement et se comportent comme des
acides. On peut donc écrire :
H xPr ot 


ProtH 
Prot-
+
H+
Soit pH  pK p  log
avec K p
Pr ot 

Pr otH 

Pr otH 
La concentration [Prot-] = 16mEq/l.
Pour ces protéines (ampholytes) il y a en fait autant de tampons que de groupes dissociables
(-NH2 et –COOH) des acides aminés qui les constituent, avec des pK, des groupes acides,
dispersés (compris entre 1,8 pour l’histidine et 2,46 pour le tryptophane). La courbe de
titration des protéines est de ce fait sensiblement linéaire (fig.3).
pH
Protéines
Prot- formée par
addition de base
Figure 3 : courbe de titration des protéines
Par ailleurs, en raison de la relative faible quantité de ces protéines et de l’écart important du
pH sanguin de l’ensemble des pK, le pouvoir tampon des protéines plasmatiques est
relativement modéré et la pente de la droite de la figure 2 est plus faible que celles de la
figure 1 relatives à l’hémoglobine.
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
7
Pr. Habib ESSABBAH
III.1.3 le tampon phosphate
Le tampon phosphate du sang est un tampon plasmatique fermé. C’est la deuxième
fonction de l’acide phosphorique H3PO4, de pK2 = 6,8, valeur la plus proche du pH sanguin,
qui est impliquée. Cette fonction est représentée par la réaction équilibrée :
H2PO4-  HPO4-- + H+
pK2 = 6,8
Pour cet équilibre on a :
[ HPO4  ]
HPO4
avec
pH  6,8  log
 4 dans le plasma, dans les conditions normales.
[ HPO4 ]
HPO4




Les phosphates sont très peu abondants dans le plasma ([HPO4--] = 2 à 3 mEq/l), de ce fait
leur contribution au pouvoir tampon du plasma est faible. Par contre, ils jouent un rôle très
important dans la régulation du pH à l’intérieur des cellules et plus particulièrement les
cellules osseuses.
Les tampons protéiques et le tampon phosphate contribue pour environ 20% au pouvoir
tampon du sang.
III.2 LE TAMPON OUVERT
Il s’agit de l’acide carbonique H2CO3 qui intervient par sa première fonction acide :
H2CO3  HCO3- + H+ dont la constante de dissociation est K1= 10-6,1 soit
HCO3
pH  6,1  log
H 2 CO3 
Ce tampon est dit ouvert, car l’acide carbonique H2CO3 est volatil et la concentration [H2CO3]
dépend de la pression partielle de CO2 (PCO2) qui dépend de la ventilation. Le CO2 dissout
dans l’eau plasmatique donne l’acide carbonique H2CO3 qui se dissocie en donnant H+ et le
bicarbonate HCO3- . Ces réactions sont équilibrées
(CO2)d + H2O  H2CO3  HCO3- + H+
Un excès de H+ déplace les réactions vers la gauche en produisant du CO2 qui sera éliminé
par les poumons, une augmentation de la PCO2 produit des ions H+.
Le CO2 dissout dans le plasma est à la concentration (CO2)d = aPCO2 où a est la constante de
solubilité du CO2 (a = 0,03)
La PCO2 normale est comprise entre 35 et 45 mmHg. Pour une PCO2 moyenne égale à
4OmmHg, on a (CO2)d = 1,2mMole/l et la concentration des bicarbonate [HCO3-] = 24mEq/l
(avec des valeurs limites, considérées comme normales, égales à 21 et 27mEq/l) soit un
HCO3
rapport
et
donc
un
pH=
7,4
selon
l’équation :
 20
CO2 




HCO   6,1  log HCO   6,1  log HCO 
pH  6,1  log

3
H 2CO3 

3

3
CO2 
aPCO2
Bien que le pK1 de l’acide carbonique égale à 6,1 soit loin du pH sanguin égal à 7,4 et que
l’on soit donc loin du pouvoir tampon maximum de cet acide, ce tampon (acide carbonique)(bicarbonate) contribue pour environ 30% au pouvoir tampon du sang.
Ce tampon joue un rôle important en raison de sa relative abondance et surtout en raison de
son caractère ouvert.
Au total les systèmes tampons dans le sang sont de deux types :
 les tampons fermés, constitués par l’hémoglobine, les protéines et les phosphates, sont
telle que la somme des formes acides AH et basiques A- est constante : [AH]+[A-]= Cte .
Ces tampons sont les plus importants quantitativement, mais ce n’est pas sur eux que
les systèmes régulateurs agissent directement.
 Le tampon ouvert constitué par l’acide carbonique, dont la somme [CO2]d+[HCO3-] n’est
pas constante, puisque d’une part, [CO2]d dépend de la pression PCO2 contrôlée par la
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
8
Pr. Habib ESSABBAH
fonction respiratoire, d’autre part la [HCO3-] dépend la fonction rénale. C’est pourquoi on
s’intéresse plus particulièrement à l’étude de ce tampon.
IV. LE DIAGRAMME DE DAVENPORT
Le diagramme de Davenport est un diagramme constitué par un ensemble de courbes
et de droites dans un système de coordonnées [HCO3-] en ordonnée et le pH en abscisse.
HCO3
A partir de l’équation de Handerson-Hasselbach pH  6,1  log
on peut exprimer
aPCO2


[HCO3-] en fonction PCO2 , ce qui donne :
HCO3  aPCO2 10 pH 6,1
(1)


Cette relation donne [HCO3-] en fonction du pH sanguin. Elle est représentée par une famille
de courbe d’allure exponentielle, chaque courbe est une isobare caractérisée par une PCO2
donnée.
Si l’on considère les tampons fermés, c’est à dire essentiellement les protéines et
l’hémoglobine, dont les courbes de titration sont quasi linéaires, on peut écrire :
[A-] = TpH + b
Où T est le pouvoir tampon de ces systèmes fermés, b une constante et [A -] est la somme
des formes basiques des tampons fermés [A-]=[Prot-]+[Hb-]+[HbO2-].
En considérant la condition d’électroneutralité, on peut écrire :
[A-]+[HCO3-]+[OH-]+ [anions n’appartenant pas aux tampons comme Cl-]=[cations comme K+,
Na+…]+[H+]
Ce qui donne en négligeant les concentrations [H+] et [OH-]:
[A-]+[HCO3-]= [cations comme K+, Na+…]-[anions n’appartenant pas aux tampons comme Cl-]
[A-]+[HCO3-]= Cte  [A-]= Cte - [HCO3-]= c - [HCO3-]
Donc,
[A-] = TpH + b = c - [HCO3-]
Soit,
[HCO3-]= - TpH+a
(2)
Cette relation sera représentée par une droite et donne [HCO3-] en fonction du pH quelque
soit la valeur de la PCO2, toutefois la pente de la droite dépend du pouvoir tampon des
tampons fixes et l’ordonnée à l’origine “ a “ dépend de la quantité d’acides fixes du sang. La
série de droites, donnée par l’équation (2), est appelée droite d’équilibration du CO2.
La représentation des équations (1) et (2) constitue le diagramme de Davenport (fig. 4).
[HCO3-]
PCO2=45mmHg
PCO2=40mmHg
PCO2=35mmHg
27

24
21
Zone de variation
physiologique
des
paramètres
du
tampon HCO3-/CO2
N
7,38 7,4 7,42
pH
Figure 4 : diagramme de Davenport
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
9
Pr. Habib ESSABBAH
Dans ce diagramme, l’état physiologique moyen de l’équilibre acido-basique est représenté
par le point N d’ordonnée [HCO3-]=24mEq/l, d’abscisse pH=7,4 et de PCO2=40mmHg. Alors
que les limites physiologiques sont représentées par la zone hachurée, avec les limites de
pH (7,38 – 7,42), de [HCO3-] (21 – 27mEq/l) et PCO2 (35 – 45mmHg).
V.
LES TROUBLES DE L’EQUILIBRE ACIDO-BASIQUE
Les tampons de l’organisme interviennent instantanément pour s’opposer aux variations
de pH résultant de toute modification de [H+] par production endogène ou apport exogène.
Ces systèmes tampons, malgré leur pouvoir, peuvent ne pas suffire. On enregistre alors un
trouble de l’équilibre acido-basique de type acidose (pH<7,4) ou alcalose (pH>7,4) et de type
respiratoire ou métabolique selon que le point N de l’état physiologique se déplace sur la
droite d’équilibration du CO2 ou sur l’isobare (fig. 5).
Si les mécanismes tampons n’ont pas agit à l’agression acide ou basique la variation du pH
aurait été plus importante.
[HCO3-]
PCO2=40mmHg
24
N
7,4
Troubles acido-basiques :
Acidose respiratoire
Alcalose respiratoire
Acidose métabolique
Alcalose métabolique
pH
Figure 5 : troubles acido-basiques
VI. COMPENSATION DES TROUBLES ACIDO-BASIQUES
Pour ramener le pH à la valeur normale, les poumons et les reins prennent le relais sur
les systèmes tampons. Cela suppose bien évidemment que les fonctions pulmonaires soient
normales pour assurer la compensation d’un trouble métabolique et que les fonctions rénales
soient normales pour compenser un trouble respiratoire.
Voyons, par des représentations sur le diagramme de Davenport, comment ces mécanismes
de régulation interviennent.
VI.1 COMPENSATION RESPIRATOIRE
Les poumons interviennent rapidement (en quelques heures) par la régulation de la
PCO2 à ramener le pH à la valeur normale de 7,4. La réponse de ce système de régulation
dépend du type d’agression, acidose ou alcalose métabolique.
VI.1.1 cas d’une acidose métabolique
Une acidose métabolique peut résulter d’un excès d’acide fixe dans l’organisme
(jeûne, diabète, insuffisance rénale…) ou une fuite importante de bases (diarrhée grave…).
Comme la fonction de ventilation pulmonaire est normale, après intervention des
mécanismes tampons, le point N se déplace sur l’isobare 40mmHg vers le point A à un
pH<7,4 (fig. 5).
La compensation pulmonaire consistera en une hyperventilation pour diminuer la P CO2 (fig.
6), donc la concentration du (CO2)d et par suite une diminution de la concentration du
[H2CO3] et de [H+]. Le point A se déplace sur une parallèle à la droite normale d’équilibration
du CO2. Quand le pH est ramené à sa valeur normale 7,4 la compensation est dite complète
(point C) autrement elle est dite partielle.
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
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VI.1.2 cas d’une alcalose métabolique
Une alcalose métabolique peut résulter d’un excès d’apport de HCO3-, de
vomissement important ou d’aspiration gastrique.
Comme la fonction de ventilation pulmonaire est normale, après intervention des
mécanismes tampons, le point N se déplace sur l’isobare 40mmHg vers le point B à un
pH>7,4 (fig. 7).
La compensation pulmonaire consistera en une hypoventilation pour augmenter la P CO2 (fig.
6), donc la concentration du (CO2)d et par suite une augmentation la concentration du
[H2CO3] et de [H+]. Le point B se déplace sur une parallèle à la droite normale d’équilibration
du CO2. Quand le pH est ramené à sa valeur normale 7,4 la compensation est dite complète
(point C) autrement elle est dite partielle.
[HCO3-]
[HCO3-]
PCO2=50mmHg
PCO2=40mmHg
PCO2=40mmHg
PCO2=30mmHg
C
B
24
N
24
N
A
C
7,4
7,4
pH
Figure 6 : compensation d’une acidose métabolique
pH
Figure 7: compensation d’une alcalose métabolique
VI.2 COMPENSATION METABOLIQUE
Les reins interviennent plus lentement (en quelques jours) par la régulation de la
réabsorption-excrétion des ions HCO3- et H+ pour ramener le pH à la valeur normale de 7,4.
La réponse de ce système de régulation dépend du type d’agression, acidose ou alcalose
respiratoire.
VI.2.1 cas d’une acidose respiratoire
Une acidose respiratoire peut résulter d’une hypoventilation secondaire à une
pneumopathie étendue (bronchite chronique, emphysème), une paralysie des muscles
respiratoires (dose excessive de barbiturique) ou une dépression des centres respiratoires
(intoxication aux narcotiques)…Il en résulte une augmentation de la PCO2.
Comme la fonction rénale de réabsorption-excrétion est normale, après intervention des
mécanismes tampons, le point N se déplace sur la droite normale d’équilibration du CO 2 vers
le point A pour atteindre une nouvelle isobare (PCO2>40mmHg) et un pH<7,4 (fig. 8).
La compensation rénale consistera en une élimination accrue des ions H+ et une
réabsorption plus importante des ions HCO3- qui serviront à neutraliser l’excès d’ions H+
restant.
Le point A se déplace sur la nouvelle isobare. Quand le pH est ramené à sa valeur normale
7,4 la compensation est dite complète (point C) autrement elle est dite partielle.
VI.2.2 cas d’une alcalose respiratoire
Une alcalose respiratoire peut résulter d’une hyperventilation secondaire à une
hypoxémie par atteinte du système nerveux central ou volontaire. Il en résulte une diminution
de la PCO2.
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
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Pr. Habib ESSABBAH
Comme la fonction rénale de réabsorption-excrétion est normale, après intervention des
mécanismes tampons, le point N se déplace sur la droite normale d’équilibration du CO2 vers
le point B pour atteindre une nouvelle isobare (PCO2 <40mmHg) et un pH>7,4 (fig. 9).
La compensation rénale consistera en une élimination plus importante des ions HCO3- et une
réabsorption accrue des ions H+ qui serviront à neutraliser l’excès des ions HCO3-.
Le point A se déplace sur la nouvelle isobare. Quand le pH est ramené à sa valeur normale
7,4 la compensation est dite complète (point C) autrement elle est partielle.
[HCO3-]
[HCO3-]
PCO2=50mmHg
PCO2=40mmHg
PCO2=40mmHg
PCO2=30mmHg
C
24
A
N
N
24
B
C
7,4
pH
7,4
Figure 8 : compensation d’une acidose respiratoire
pH
Figure 9 : compensation d’une alcalose respiratoire
En conclusion un trouble acido-basique peut être compensé, théoriquement, par l’un des
mécanismes de régulation respiratoire ou rénale. Toutefois la défaillance simultanée de ces
fonctions de régulation fait que le trouble ne peut pas être compensé, il est même aggravé.
C’est ainsi qu’une acidose respiratoire, par exemple, due à un trouble ventilatoire, va amener
le point N vers A sur la droite d’équilibration de CO2 pour une nouvelle valeur de la PCO2 et
que l’insuffisance rénale aggrave le trouble par une acidose métabolique en déplaçant le
point A vers le point D sur l’isobare atteinte (fig. 10).
[HCO3-]
PCO2=50mmHg
PCO2=40mmHg
A
24

N
D
7,4
pH
Figure 10 : acidose respiratoire décompensée
On parle dans ce cas d’un trouble acido-basique totalement décompensé.
Les zones hachurées sur la figure 9 correspondent aux troubles acido-basiques
décompensées et graves pouvant mettre en jeu le pronostique vital.
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
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TEST D’EVALUATION
EXERCICES
1. une solution contient un tampon [A-]-[AH] (pK=6,8) obtenu par le mélange de 48 mMole/l
de ANa et 12mMole/l de AH.
a- Calculer le pH de cette solution.
b- Donner la loi de variation du pH de la solution en fonction du nombre x de mMole
d’acide fort ajouté par litre de solution.
c- En déduire le pouvoir tampon de la solution consdérée.
2. on ajoute 9mMole de HCl dans un litre de chacune des solutions suivantes :
a- Solution A de NaOH de pH=7,40. calculer la variation de pH de cette solution et la
quantité [H+]/pH.
b- Solution B contenant un tampon bicarbonate-acide carbonique de pK=6,1 fermé et
défini par (CO2)d=1,2mMole/l et [HCO3-]=24mMole/l. calculer la variation de pH de
cette solution et la quantité [H+]/pH.
c- Solution C contenant un tampon [A-]-[AH] de pK=6,8 fermé et défini par [A-]
=48mMole/l et [AH]=12mMole/l. calculer la variation de pH de cette solution et la
quantité [H+]/pH.
d- Solution D contenant un tampon bicarbonate-acide carbonique de pK=6,1 ouvert et
défini par [HCO3-]=24mMole/l et une PCO2=40mmHg maintenue constante par un
système régulateur approprié. calculer la variation de pH de cette solution et la
quantité [H+]/pH. Montrer qu’une variation de la PCO2 peut ramener le pH à la valeur
7,40. Dans quel sens doit se faire cette variation ? La calculer. Quelle serait la pente
de la droite d’équilibration du CO2 ?
e- Solution E contenant un mélange du tampon défini en (c ) et du tampon défini en (d).
Calculer la variation de pH de cette solution et la quantité [H+]/pH.
f- Comparer les valeurs [H+]/pH trouvées entre elles. Interpréter les différences
existantes.
3. Le dosage sanguin, chez un sujet, a donné : pH= 7,5 ; PCO2= 24mmHg ; [HCO3-]=
24mEq/l.
a- Placer le point représentatif de cet état dans un diagramme de Davenport.
b- Ce sujet est il en acidose ou alcalose,
c- La cause du rouble est elle respiratoire ou métabolique ?
d- Le trouble acido-basique est-il compensé ?
e- Citer au moins une cause possible de ce trouble.
4. Le dosage sanguin, chez un sujet, a donné : pH= 7,22 ; PCO2= 30mmHg ; [HCO3-]=
19,5mEq/l.
a- Placer le point représentatif de cet état dans un diagramme de Davenport.
b- Ce sujet est il en acidose ou alcalose,
c- La cause du rouble est elle respiratoire ou métabolique ?
d- Le trouble acido-basique est-il compensé ?
e- Citer au moins une cause possible de ce trouble.
5. Sur un échantillon de sang artériel prélevé à l’abri de l’air chez un patient, on mesure :
pH=7,30 et [HCO3-]=26mEq/l. Ce même échantillon, équilibré sous une PCO2=32mmHg,
donne un pH=7,46. Nommer le trouble acido-basique dont souffre ce patient et calculer
l’excès ou le défaut de concentration en acide fixe.
Equilibre Acido-Basique du pH sanguin
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6. Chez un sujet, l’équilibre acido-basique est perturbé, la concentration plasmatique en ions
H+ passe de 42 nmole/L à 53 nmole/L. calculer la variation de pH correspondante (en
unité de pH).
7. Un sujet dont l’équilibre acido-basique est normal subit un traumatisme thoracique, ce qui
diminue sa respiration. Sa PCO2 passe de 40 mmHg à 60 mmHg, ses H+ plasmatiques
passent de 40 nmole/L à 50 nmole/L.
a- Quelle est la concentration en bicarbonates dans un premier temps ?
b- Quelle est la nature du trouble acido-basique du sujet ?
c- Comment vont réagir les reins en deuxième temps pour ramener le pH à la valeur
normale ?
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