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EQUILIBRE ACIDO-BASIQUE
Cours de Biophysique
1ère année Médecine
Mme le Pr N. BEN RAIS AOUAD
CHEF DE SERVICE DE MEDECINE NUCLEAIRE HOPITAL IBN SINA
CHU RABAT
DIRECTEUR DE L EQUIPE DE RECHERCHE EN ONCOLOGIE NUCLEAIRE
IBN SINA
PR N BEN RAIS AOUAD
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Plan
I. Introduction-définitions:
II. Notions d’acides et de bases :
III. Systèmes tampons :
IV. Bilan des ions H+ :
V. Régulation de l’EAB:
VI. Troubles de l’équilibre acido-basique:
VII. Conclusion:
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I- Introduction-Définitions:
L’équilibre acido-basique (EAB) est défini comme
l’ensemble des mécanismes qui maintiennent à un niveau
constant la concentration des ions H+ du milieu intérieur.
Tout écart de cet état d’équilibre entraîne des
perturbations graves parfois incompatibles avec la vie.
L’unité de pH est utilisée pour exprimer la concentration
des ions [H+] libres dans une solution; elle correspond par
définition à l’opposé du logarithme décimal de [H+]:
pH = - log10
[H+]
=log10
1
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[H+]
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I- Introduction-Définitions:
Ceci revient à écrire :
[H+] = 10-pH mol/l
Une solution est considérée:
- Neutre si son pH = 7,00
- Acide si son pH < 7,00
- Basique si son pH > 7,00
NB: Considérer sur toutes les formules du cours log= log10
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II- Notions d’acides et de bases :
A- Définitions:
Un acide (AH) est substance ou molécule capable de
libérer des ions H+.
Une base (A-) est une substance ou molécule capable de
capter des ions H+ .
Un couple acide / base est constitué d’un acide (A) et d’une
base (A - ) conjuguée , reliés par la réaction:
AH
A- + H+
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II- Notions d’acides et de bases :
B - Notion d’acide fort ou faible :
Un acide fort libère facilement ses protons, sa constante
de dissociation Ka est élevée (le pka = - log10 [ka] est
faible), la majeure partie des molécules se trouve sous
forme dissociée.
Un acide faible, au contraire est beaucoup moins
dissocié, la majeure partie des molécules reste sous forme
combinée avec peu de protons libérés. Sa constante Ka est
faible et le pKa est élevé.
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II- Notions d’acides et de bases :
(
On écrit alors :
D’où :
)
+
+
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L
L
Relation de
Henderson-Hasselbach
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III. Systèmes tampons :
Définition: Un système tampon est un système physico-chimique
capable d’amortir les variations du pH provoquées par l’apport ou le
départ d’ions H+ .
Un système tampon est constitué par le mélange d’un acide et de
sa base conjuguée.
On distingue 2 types de systèmes tampons:
- Système tampon ouvert où la concentration totale de l’acide et
de la base varie rapidement, compte tenu des échanges avec
l’extérieur.
- Système tampon fermé où la concentration totale de l’acide et de
la base est constante.
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III. Systèmes tampons :
1. Tampon ouvert du sang: Acide carbonique-bicarbonates:
H2CO3/HCO3-:
- Principal système tampon du compartiment extracellulaire ( plasma et milieu interstitiel).
- Système ouvert, en relation avec le poumon (élimination du CO2) et le rein (régénération
de HCO3- ).
- Il est constitué de l’acide carbonique H2CO3, acide faible volatil, et de sa base conjuguée HCO3H2CO3
H+ + HCO3-
- L’acide carbonique se dissocie en CO2 et en H2O:
CO2 + H2O
H2CO3
- En appliquant l’équation de Henderson-Hasselbach:
pH = pKa + log
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[HCO3-]]
[H2CO3]
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III. Systèmes tampons :
• Le pKa de ce couple est de 6,1 à 37°C
• [HCO3-]] est normalement de 24 mmol/L de plasma
• [H2CO3] est normalement de 12 mmol/L de plasma
• L’acide carbonique est en équilibre avec l’eau et le dioxyde de carbone:
H2CO3
CO2 + H2O
Or la [CO2] détermine de façon proportionnelle la pression partielle artérielle PCO2.
On a donc :
H2CO3 = a. PCO2
On utilise préférentiellement la PCO2 car elle est facile à mesurer. Elle est
normalement de 40 mmHg.
On a donc:
pH = 6,1 + log
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[HCO3-]
a. PCO2
a : coefficient de solubilité du CO2
(= 0,03 mmol/l/mmHg à 37°C)
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III. Systèmes tampons :
2. Tampons fermés du sang:
Ils sont dits tampons fermés parce qu’ils ne peuvent s’échapper de la
solution qui les contient.
Ils sont extracellulaires (plasmatiques, interstitiels) et
cellulaires (érythrocytaires).
Mode d’action:
AH
A- + H+ sachant que [AH] + [A-] = constant
a. Tampon phosphorique (extra-cellulaire):
H3PO4 → H+ + H2PO4A 37°C :
HPO42- + H+
pH = 6,82 + log [ HPO42- ]/ [H2PO4-]
A l’état physiologique :
[ HPO42- ]/ [H2PO4-] = 4
→
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pH = 7,4
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III. Systèmes tampons :
b. Tampon protéique (exclusivement plasmatique):
C’est un ensemble de protéines qui en fonction de leur pH se comportent
comme des acides faibles.
ProtH
On a alors :
Prot- + H+
pH = pKa + log [Prot-]/[ProtH]
N.B: Il ne faut pas confondre le pouvoir tampon du plasma avec le pouvoir
tampon du sang qui lui est supérieur (hématies +++).
c. Tampons erythrocytaires:
L’hémoglobine est le plus important des tampons érythrocytaires:
HbH
Hb- + H+
On aura alors : pH = pKHb + log [Hb-]/[[HbH]]
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III. Systèmes tampons :
d. Autres tampons intracellulaires en dehors des globules rouges:
- Peu connus: phosphates, protéinates, bicarbonates.
- Si surcharge en H+, ces derniers pénètrent dans la cellule en échange
d’ions K+ et sont tamponnés par les systèmes intracellulaires.
- Ces tampons cellulaires interviennent avant la compensation rénale.
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IV- Bilan des ions H+ :
A. Généralités et valeurs normales :
L’ organisme est constamment soumis à des agressions acides dues
à la production d’ions H+ provenant des métabolismes cellulaires
et des apports alimentaires. Or le pH doit rester constant, pour
conserver l’homéostasie et un certain nombre de réactions
enzymatiques pH dépendantes.
• Le pH du sang artériel est normalement de 7,38 à 7,42
• Le pH du sang veineux est normalement de 7,36 à 7,41
• Les limites du pH plasmatique compatibles avec la vie varie de 7,00 à
7,80.
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IV- Bilan des ions H+ :
B. Situation physiologique:
1. Entrées des ions H+:
Physiologiquement, les entrées sont:
- Alimentaires par le catabolisme des protéines alimentaires (acide sulfurique:
H2SO4 , acide phosphorique: H3PO4) source permanente d’ions H+ .
- Métaboliques par le catabolisme des glucides alimentaires source de CO2.
Le CO2 libéré lors du métabolisme glucidique forme une quantité
équivalente d’ions H+ selon la réaction:
CO2 + H2O
H2CO3
HCO3- + H+
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IV- Bilan des ions H+ :
La concentration du gaz carbonique est mesurée par par sa pression
partielle PCO2 :
[CO2]d = a PCO2
a : coefficient de solubilité du CO2
(= 0,03 mmol/l/mmHg à 37°C)
2. Sorties des ions H+:
a. Rôle du poumon:
- Action rapide (quelques minutes).
- Elimination du CO2 : par ouverture du système tampon des
bicarbonates:
CO2 (état gazeux)
CO2dissous + H2O
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HCO3- + H+
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IV- Bilan des ions H+ :
- la PACO2 (= pression artérielle de CO2) est sous le contrôle des
chémorécepteurs centraux et périphériques:
Lorsque la PACO2 augmente
Hyperventilation.
Lorsque la PACO2 diminue
Hypoventilation.
b. Rôle du rein:
D'action relativement lente (quelques heures à quelques jours) finalisant
la régulation des troubles.
3 mécanismes principaux interviennent:
- L’excrétion de la charge acide sous forme d’ions ammonium (NH4+).
- La réabsorption d’ions HCO3- par les différents segments du néphron de manière
à conserver le stock du système tampon.
- En cas d’alcalose métabolique, le rein augmente la sécrétion d’ions HCO3- .
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IV- Bilan des ions H+ :
C. Situations pathologiques:
Des pertes digestives anormales d’acides
(vomissements, aspiration digestive), ou de bases ( dans
certaines diarrhées sécrétoires).
Des troubles métaboliques: production endogène d’acides
organiques (acido-cétose diabétique, acide lactique ….).
Des troubles respiratoires : hypo ou hypercapnie suite à des
troubles de la ventilation.
Des troubles rénaux: fuites de bicarbonates………
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V- Régulation de l’EAB:
But: Maintien de l’homéostasie des ions H+ ou du pH.
3 mécanismes principaux:
- Systèmes tampons extra et intracellulaires.
- Contrôle respiratoire de PCO2 du sang artériel.
- Contrôle rénal de [HCO3-] plasmatique.
Mise en jeu de la régulation:
- Action des systèmes tampons: immédiate
modération de la variation
rapide du pH.
- Action également assez rapide de la ventilation.
- Action plus lente de la régulation rénale mais qui finalise de façon
remarquable le désordre acido-basique.
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VI- Troubles de l’équilibre acido-basique
(TEAB) :
A. Généralités-définitions:
1. Etat normal:
PCO2 = 40 ± 3 mmHg
pH (artériel) = 7,40 ± 0,02
[HCO3-] = 24-28 mmol/l
2. Etats pathologiques:
PCO2 > 43 mmHg : Hypercapnie
PCO2 < 37 mmHg: Hypocapnie
[CO2] ↑ : acidose respiratoire
[CO2]↓: alcalose respiratoire
[HCO3-]↑: alcalose métabolique
[HCO3-]↓: acidose métabolique PR N BEN RAIS AOUAD
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VI- Troubles de l’équilibre acido-basique
(TEAB):
A. Généralités-définitions:
• Un TEAB correspond à une anomalie de la concentration en
acides fixes et/ou volatils.
• Les troubles respiratoires désignent des anomalies de la [C]
en acides volatils [CO2dissous]:
- En cas d’excès d’acides volatils (PCO2> 43 mmHg): acidose respiratoire.
- En cas de défaut d’acides volatils (PCO2 < 37 mmHg): alcalose respiratoire.
• Les troubles métaboliques correspondent
de la concentration en acides fixes:
à des anomalies
- En cas de défaut en acides fixes : acidose métabolique.
- En cas d’excès d’acides fixes: alcalose métabolique.
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VI- Troubles de l’équilibre acido-basique :
A. Généralités-définitions:
• Un TEAB pur : l’anomalie est soit respiratoire soit métabolique;
• Le TEAB est dit mixte: respiratoire et métabolique.
• Le TEAB est compensé lorsque le PH après variation tend à se
rapprocher de la normale; (Exemple le PH augmente si le taux de [HCO3-]
augmente, l’organisme réagit en augmentant la PCO2 ce qui tend à
ramener le PH à sa valeur normale) : il y a compensation .
• La compensation est totale si elle permet d’obtenir un pH normal,
sinon on parle de compensation partielle. La compensation n’est pas la
guérison
•En pratique clinique, l'évaluation de l'équilibre acido-basique et
de ses anomalies est centrée sur l'exploration du système
tampon Bicarbonate/Acide carbonique (HCO3-/H2CO3).
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VI- Troubles de l’équilibre acido-basique :
A. Généralités-définitions:
En effet, le système tampon HCO3-/H2CO3 est quantitativement
important et ouvert puisque ses constituants et principalement le CO2
sont susceptibles de varier en fonction d'un système de régulation
faisant intervenir :
- La régulation de la ventilation (poumon: élimination de CO2) et :
- Une régulation rénale (régénération des HCO3-).
D’où l’équation de Henderson-Hasselbalch appliquée :
Ceci permet d’écrire :
[HCO3-] = a. PCO2. 10 (pH – 6,1)
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VI- Troubles de l’équilibre acido-basique :
A. Généralités-définitions:
Parmi les multiples représentations graphiques
de l’équation de Henderson-Hasselbalch, la plus
utilisée est le Diagramme de Davenport (D.D):
Ce diagramme représente [HCO3-] en fonction
du pH.
a. Courbe isobare PCO2 :
Pour une valeur donnée de PCO2 , [HCO3-] varie
exponentiellement avec le pH.
La représentation de cette variation correspond
donc à une courbe appelée isobare PCO2.
A tout patient, correspond une courbe
isobarePCO2 qui lui est propre.
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VI- Troubles de l’équilibre acido-basique :
A. Généralités-définitions:
b. Droite d’équilibration/LTN
Droite d’équilibration (DE) du CO2 dont la pente est égale et opposée au pouvoir
tampon des tampons fermés.
La DE passant par le point (pH=7,40 ; [HCO3-]= 24 mmol/l correspond à la droite
normale d’équilibration: DNE. On l’appelle aussi LNE ou Ligne Tampon Normale
[HCO3-]
mmol/l
Ligne Tampon Normale
LTN
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N
7,40
pH
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VI- Troubles de l’équilibre acido-basique :
A. Généralités-définitions:
-Tout déplacement sur la LTN (ou parallèle)
caractérise un trouble respiratoire pur.
-Toute variation le long de l’isoPCO2= 40mmHg
caractérise un trouble métabolique pur.
Tout point sur la verticale iso PH; PH=7,40
correspond à un trouble parfaitement
compensé.
Cette droite iso PH=7,40
divise le
diagramme en deux parties acidoses et
alcaloses
Courbe Isobare
normale (CIN)
PCO2= 40mmHg
[HCO3-]
mmol/l
Alcaloses
métaboliques
Acidoses
respiratoires
LTN
Alc Mixte
Ac Mixte
N
Acidoses
métaboliques
7,40
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Alcaloses
respiratoires
pH
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B- Troubles respiratoires :
1- Acidose respiratoire : pH < 7,38 - PaCO2 >43 mmHg
Concentration en acides volatils élevée.
Origine: Faible élimination du CO2
(Hypoventilation secondaires à
des troubles neurologiques ou
respiratoires).
Compensation rénale par
augmentation progressive des HCO3- par
réabsorption et élimination des H+.
Application sur le D.D:
Ligne iso pH
[HCO3-]
mmol/l
Le point représentatif se déplace sur la LTN vers
P avec ↓ du pH → Régulation rénale:
réabsorption de HCO3- et élimination des H+, ce
qui ramène P sur la ligne iso pH au niveau du point
N’.
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Isobare
normale
N’
P
N
7,40
LTN
pH
27
B- Troubles respiratoires :
2- Alcalose respiratoire : pH > 7,42 - PaCO2 <37 mmHg
Diminution du taux d’acides volatils.
Origine: élimination excessive de CO2
par hyperventilation, le plus souvent
secondaire à une hypoxie.
Compensation rénale par
l’élimination des bicarbonates
urines riches en bicarbonates.
Application sur le D.D:
Ligne iso pH
-]
[HCO3
mmol/l
Le point représentatif se déplace sur la LTN
vers P avec ↑ du pH → Régulation rénale:
élimination de HCO3- , ce qui ramène P sur la
ligne iso pH au niveau du point N’.
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Isobare
normale
LTN
N
P
N’
7,40
pH
28
C- Troubles métaboliques :
1- Acidose métabolique : pH < 7,38 avec [HCO3-] <24 mmol/l
Augmentation de la concentration en
acides fixes dans l’organisme.
Origine: - Excès d’apport d’ions H+
(décompensation acido-cétosique…).
- Excès d’élimination des ions HCO3(diarrhées…..).
- Défaut d’élimination d’ions H+
( Insuffisance rénale….)
La compensation se fait à court terme
par une hypocapnie induite par
l’hyperventilation.
Application sur le D.D: Le point représentatif se
déplace sur la CIN vers P avec ↓ du pH → hypocapnie
qui ramène P sur la ligne iso pH au niveau du point N’.
Ligne iso pH
-]
[HCO3
mmol/l
Isobare
normale
LTN
P
N
N’
7,40
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pH
29
C- Troubles métaboliques :
2- Alcalose métabolique: pH> 7,42 avec [HCO3-] >28 mmol/l
Correspond à une baisse d’acides fixes.
Origine: - Apport excessif de base, le plus souvent iatrogène.
- Perte excessive d’acides fixes (vomissements répétés..).
La compensation est le plus souvent partielle car l’hypoventilation
risquerait d’induire une hypoxie.
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VII- Conclusion:
L’équilibre
acido-basique
est
l’homéostasie du milieu interne.
fondamental
pour
Les systèmes tampons sont des systèmes physiologiques
d’action immédiate et leur action est complétée par la
régulation respiratoire rapide et la régulation rénale plus
lente et efficace.
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