EQUILLIBRE ACIDO

Equilibre Acido-Basique du pH sanguin 1 Pr. Habib ESSABBAH
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 Acide et Base ............................................................................................................ 3
I.2 Ampholyte.................................................................................................................. 3
I.3 pH et pk ..................................................................................................................... 3
I.4 Système tampon ........................................................................................................ 4
II. 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 2 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 3 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+ 
COOHRNH 
3
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 :
]log[   HpH
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 :
k
AH
HA 
][ ]][[
, k est la constante de dissociation de l’acide faible, elle dépend de la
température de la solution.
De cette relation on peut exprimer la concentration des ions H+ par la relation :
k
A
AH
H][ ][ ][ 
D’où le pH = -log[H+]
][ ][
log AH
A
pKpH 
cette équation exprime la relation de Henderson-Hasselbach
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 :

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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
H2CO3
6,37 (et 6,1 à 37°C)
10,25
-
H3PO4
2,12
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.
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.
pH
x
mEq/lxunité de pH
Le pouvoir tampon est maximum autour du point de demi neutralisation, c'est-à-dire autour
du point de pH=pK.
zone tampon
pH
pK
x
½ neutralisation
pH1
x1
pH2
x2
Figure 1 : variation du pH de l’addition d’une base forte à un acide faible

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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.