Equilibre Acide-Base - Cours PDF

Biochimie Equilibre (Balance) Acide-Base A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Plan Introduction Notions fondamentales 1. Définition 2. Constante de dissociation 3. Acidité d’un...

Biochimie Equilibre (Balance) Acide-Base A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Plan Introduction Notions fondamentales 1. Définition 2. Constante de dissociation 3. Acidité d’une solution et pH 4. Relations pH, acide et base 5. Notion de pKa 6. L’effet du sel sur la dissociation 7. Les systèmes Tampons (Buffer) Balance Acide-Base 1. pH, acide et base en physiologie 2. Composantes métaboliques a caractère acide - base 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Plan La Production Acide Mécanismes de régulation du pH 1. Défense locale : les tampons 2. Régulation respiratoire du pH 3. Régulation rénale du pH Désordre de l’Equilibre Acide - Base 1. Classification Acidose Métabolique Acidose Respiratoire Alcalose Métabolique Alcalose Respiratoire Quels sont les outils nécessaires à l’interprétation d’un trouble acidobasique ? A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Introduction Des ions hydrogène + (H ) sont présents dans tous les tissus du corps. Le maintien d’une concentration appropriée d’ions hydrogène (H+) est essentiel à la fonction cellulaire normale. L’équilibre acide-base ou pH des fluides corporels est maintenu par un mécanisme étroitement régulé. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Introduction En physiologie, la notion de solution acide ou alcaline repose sur sa capacité de libérer des protons ou au contraire de les consommer. L’interprétation d’un trouble acidobasique nécessite une analyse structurée par étapes successives basées sur certains outils biologiques. Cela implique les tampons corporels, le système respiratoire et le rein. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 1. Définition La théorie de la dissociation des électrolytes a été proposée par Arrhenius (prix Nobel, 1903). Selon la définition proposée par Bronsted , les acides sont des substances capables de donner des protons et les bases sont celles qui acceptent les protons A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 1. Définition Les acides sont des donneurs de protons Les bases sont des accepteurs de protons. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Notions fondamentales 1. Définition Acides faibles et forts Le degré de dissociation détermine s’il s’agit d’acides forts ou d’acides faibles. Les acides forts se dissocient complètement en solution, tandis que les acides faibles s’ionisent de façon incomplète. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 2. Constante de dissociation HA ↔ H+ + A – Comme la dissociation d’un acide est une réaction de réversibilité libre, à l’équilibre, le rapport entre les particules dissociées et non dissociées est une constante. − + [𝐀 ][𝐇 ] 𝐊𝐚 = [𝐇𝐀] A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 3. Acidité d’une solution et pH L’acidité d’une solution est mesurée en notant la concentration d’ions hydrogène dans la solution et obtenue par l’équation. − + [𝐀 ] [𝑯 ] = 𝐊𝐚 [𝐇𝐀] Pour faciliter les choses, Sorensen a exprimé la concentration de H+ comme le négatif du logarithme (logarithme à la base 10) de la concentration d’ions hydrogène, et est désigné comme le pH. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 4. Relations pH, acide et base Le pH d’une solution exprime « in fine » un potentiel chimique de protons, témoin du gain ou de la perte d’hydrogène. Un acide, est une molécule qui donne un ion +H (encore appelé proton), quand elle se dissocie : Acide ↔ H+ + Base – Si on ajoute un acide dans de l'eau la concentration [H+] augmentera au delà de 10-7 et le pH de la solution deviendra plus petit que 7. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales H+ dans la cellule 4. Relations pH, acide et base L'ion H+ est très réactif et sa petite taille lui permet une grande mobilité. Il se combine très facilement aux molécules porteuses de charges négatives comme le sont beaucoup de protéines constituant la structure de nos cellules, y compris les sites actifs de nombreux enzyme. La liaison d'ions H+ à ces endroits peut en modifier la conformation ou interférer avec l'activité de ces enzymes. Un ion H+ en liberté est donc un hôte particulièrement indésirable dans notre organisme et même de très faibles concentrations en sont dangereuses. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 5. Notion de pKa A partir du Ka on définit le pKa qui s'écrit : pKa = - log Ka Le pH auquel l’acide est à moitié ionisé est appelé pKa d’un acide. On utilise généralement le pKa plutôt que le Ka pour déterminer la force d'un acide. On remarque que plus l'acide est fort plus le pKa est petit. En effet, si celui est fortement dissocié, la concentration [AH] devient faible. -log [Ka] = - log [H+] - log[A-]/[AH] → pKa = pH - log[A-]/[AH] pH = pKa + - log[A ]/[AH] A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 6. L’effet du sel sur la dissociation La relation entre pH, pKa, concentration d’acide et base conjuguée (ou sel) est exprimée par l’équation de Henderson-Hasselbalch. pH = pKa + log([A-]/[AH]) A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 7. Les systèmes Tampons (Buffer) On appelle solution tampon, une solution dont le pH varie peu lorsque l'on ajoute de faibles quantités d'acides ou de bases. Elles peuvent être fabriquées en utilisant un mélange équimolaire d'un acide faible et de sa base conjuguée. La composition d'une solution tampon correspond à la partie sensiblement rectiligne des courbes de réaction entre un acide faible et une base forte ou d'une base faible et d'un acide fort au voisinage de la ½ équivalence. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 7. Les systèmes Tampons (Buffer) Un tampon est une base faible qui accepte des H+ présents dans une solution pour donner un acide faible. Lorsqu'on ajoute un acide fort à une solution qui contient un tampon, le pH du mélange ne change pas, et reste proche du pKa tampon, tant que le tampon n'a pas été entièrement consommé par les nouveaux H+. Pour être utile, un tampon doit donc être présent en quantité suffisante pour capter tous les ions H+. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 7. Les systèmes Tampons (Buffer) Plage effective d’un tampon Un tampon est plus efficace lorsque les concentrations de sel et d’acide sont égales ou lorsque le pH = pKa. La plage effective d’un tampon est de 1 unité de pH supérieure ou inférieure à pKa. Comme les valeurs pKa de la plupart des acides produits dans le corps sont bien inférieures au pH physiologique, elles ionisent immédiatement et ajoutent H+ au milieu. Cela nécessiterait un tampon efficace. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Balance Acide-Base 1. pH, acide et base en physiologie Chez l'homme A 37°c  le pH des cellules (IntraC) = pHi = 6,8 et [H+] i = 160 nM/L  le pH du liquide extracellulaire = pHo = 7,4 et [H+]o = 40 nM/L Le gradient de concentration en ions H+ entre les cellules et le milieu qui les environne provient de l'activité métabolique des cellules, et favorise l'expulsion des ions H+ vers le liquide extracellulaire. Le pH du sang artériel est normalement de 7,4 + 0,05 unités. En réalité, chaque tissu fonctionne à un pH qui lui est optimal. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Balance Acide-Base 1. pH, acide et base en physiologie Chez l'homme L'échelle des taux d'acidité rencontrée en médecine est la suivante : au pH  7 correspond une concentration [H+] de 100 nM/L  7,2 correspond une concentration [H+] de 64 nM/L  7,4 correspond une concentration [H+] de 40 nM/L  7,6 correspond une concentration [H+] de 25 nM/L  8 correspond une concentration [H+] de 10 nM/L Des valeurs de pH artériel < 6,9 ou > 7,9 sont généralement considérées comme incompatibles avec la survie. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Balance Acide-Base 2. Composantes métaboliques a caractère acide - base Acide ↔ H+ + Base – AH ↔ H+ + A – pH = pKa + log10 ([A–]/[AH]) Le système bicarbonate-acide carbonique pH = 6.10 + log10 ([HCO3–]/[CO2]) Tous les acides plasmatiques peuvent exprimer le pH selon cette équation, en tenant compte de leur propre constante de dissociation A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Balance Acide-Base 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels Les tampons sont la première ligne de défense contre la charge acide. Pour l'organisme, les tampons efficaces sont ceux qui tendent à maintenir le pH du milieu intérieur dans les étroites limites compatibles avec la vie. Les bons tampons sont donc ceux dont le pKa est proche du pH idéal de la cellule c’est-à-dire 6,8. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Balance Acide-Base 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels Trois exemples de "bons tampons" :  le bicarbonate, qui vire au pH 6,1  le phosphate, qui vire au pH 6,8  les protéines, car elles contiennent un acide aminé - l'histidine - qui vire au pH 6,8. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Balance Acide-Base 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels Système tampon au bicarbonate  Le système tampon le plus important dans le plasma est le système d’acide bicarbonate-carbonique (NaHCO3/H2CO3).  Il représente 65% de la capacité de tampon dans le plasma et 40% de l’action de tampon dans tout le corps.  Le constituant de base, le bicarbonate (HCO3–), est régulé par le rein (composant métabolique).  Alors que la partie acide, acide carbonique (H2CO3), est sous régulation respiratoire (composant respiratoire). Le taux normal de bicarbonate de plasma est de 24 mmol/l. La pCO2 normale du sang artériel est de 40 mm de Hg. La concentration normale d’acide carbonique dans le sang est de 1,2 mmol/L. La pKa pour l’acide carbonique est de 6,1. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Balance Acide-Base 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels Système tampon au bicarbonate Substituant ces valeurs dans l’équation de Henderson-Hasselbalch. Par conséquent, le rapport HCO3- sur H2CO3 à pH 7,4 est de 20 dans des conditions normales. Ceci est beaucoup plus élevé que la valeur théorique de 1 qui assure une efficacité maximale. Réserve alcaline Le système tampon d’acide carbonique/bicarbonate est le plus important pour les raisons suivantes:  Présence de bicarbonate à des concentrations relativement élevées.  Les composants sont sous contrôle physiologique, le CO2 par les poumons et le bicarbonate par les reins. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Notions fondamentales 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels Equation de Henderson-Hasselbalch pH = pKa + log10 ([A–]/[AH]) A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Balance Acide-Base 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels Système tampon des Phosphates  Il s’agit principalement d’un tampon intracellulaire.  Sa concentration dans le plasma est très faible.  La valeur pKa est de 6,8. Antilog de 0,6 = 4  Par conséquent, le rapport est de 4. Cela s’avère vrai dans des conditions physiologiques.  Le système tampon de phosphate est efficace à un large intervalle de pH, car il a plus d’un groupe ionisable et les valeurs de pKa sont différentes pour les deux. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Balance Acide-Base 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels Système tampon des Phosphates Dans le corps, Na2HPO4/NaH2PO4 est un système tampon efficace, car sa valeur pKa est la plus proche du pH physiologique A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Balance Acide-Base 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels Système de tampon protéique La capacité de tamponnage des protéines dépend de la valeur pKa des chaînes latérales ionisables. Le groupe le plus efficace est le groupe histidine imidazole avec une valeur pKa de 6,1. Le rôle du tampon d’hémoglobine est considéré avec la régulation respiratoire du pH. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Balance Acide-Base 3. Les systèmes Tampons dans les fluides corporels Les tampons agissent rapidement, mais pas de façon permanente Les tampons peuvent réagir immédiatement à l’ajout d’acide ou de base, mais ils ne servent pas à éliminer l’acide du corps. Ils sont également incapables de reconstituer la réserve alcaline du corps. Pour l’élimination finale des acides, les régulations respiratoires et rénales sont essentielles. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 La Production Acide L'organisme peut se comparer à une machine en fonctionnement. Il consomme des carburants (sucres, graisses, alcool), il utilise un comburant (environ 250 ml d'oxygène par minute), et à l'aide d'une "étincelle" (l'ATP de nos cellules) produit un travail (nous garder en vie). Il se retrouve donc avec des déchets à éliminer, comme après toute combustion. Si la combustion est complète, il s'agira de CO2 et H2O  Soit minimum 200 ml de CO2 par minute (290 litres/jour)  Soit 1 Kg de CO2 par jour  Soit encore plus de 12.000 mmoles de CO2 par jour Les poumons évacuent ces énormes quantités de CO2 et jouent donc un rôle de premier plan dans la régulation de l'équilibre acide-base. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 La Production Acide L'organisme peut se comparer à une machine en fonctionnement. Il consomme des carburants (sucres, graisses, alcool), il utilise un comburant (environ 250 ml d'oxygène par minute), et à l'aide d'une "étincelle" (l'ATP de nos cellules) produit un travail (nous garder en vie). Il se retrouve donc avec des déchets à éliminer, comme après toute combustion. Si la combustion est incomplète l'organisme se retrouve avec une foule de produits intermédiaires du métabolisme qui sont tous des acides faibles comme l'acide lactique, l'acide pyruvique etc... A cela s'ajoute de petites quantités de produits terminaux du métabolisme normal qui sont aussi des acides faibles : sulfates, phosphates... En pratique, l'organisme doit assurer l'élimination de plus ou moins 1 mEq/Kg/jour de ces acides faibles. Ce rôle est pris en charge par les reins. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 La Production Acide L'organisme peut se comparer à une machine en fonctionnement. Il consomme des carburants (sucres, graisses, alcool), il utilise un comburant (environ 250 ml d'oxygène par minute), et à l'aide d'une "étincelle" (l'ATP de nos cellules) produit un travail (nous garder en vie). Il se retrouve donc avec des déchets à éliminer, comme après toute combustion. En présence d'une quantité insuffisante d'oxygène, une chaudière brûlera incomplètement ses hydrocarbures et dégagera une fumée noire chargée de suie. Quand l'organisme fonctionne de façon anaérobie il libère d'importantes quantités d'acides non volatils, surtout l'acide lactique. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH Défense locale 01 Les tampons Régulation respiratoire du pH 02 Régulation rénale du pH 03 INFOGRAPHIC STEP 04 A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 1. Défense locale : les tampons Le premier mécanisme protégeant nos cellules contre leur production continue d'acides ou contre une agression acide externe est la présence de tampons. Leur rôle est de "porter" les ions H+ en les empêchant ainsi de faire des dégâts, éventuellement de les céder à une autre molécule de tampon, pour finalement les libérer à l'extérieur de l'organisme. Ils peuvent ensuite reprendre un autre ion H+ en charge et recommencer. Ils sont très efficaces car ils maintiennent localement le pH constant face à un apport continu d'ions H+. Malheureusement leur quantité est limitée et ils seraient vite épuisés si les déchets acides de la cellule n'étaient pas éliminés au fur et à mesure vers l'extérieur. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 1. Défense locale : les tampons Nos principaux tampons peuvent neutraliser une charge acide totale de : 450 mEq pour les bicarbonates (5 à 6 mEq/kg) 450 mEq pour les protéines (5 à 6 mEq/kg) Les phosphates sont présents en quantité trop faible pour jouer un rôle dans l'équilibre acide-base. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 2. Régulation respiratoire du pH La deuxième ligne de défense Permet le transport des déchets acides de la cellule vers l'extérieur de l'organisme. Il existe une différence de pression partielle de CO2 entre nos tissus et l'air ambiant. Le gradient qui s'établit entre les deux est la force qui assure l'élimination du CO2. La grande solubilité du CO2 dans le sang et sa bonne diffusibilité ne suffisent pas à assurer une élimination efficace du CO2 pour de gros organismes. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 2. Régulation respiratoire du pH La deuxième ligne de défense Au niveau des tissus le CO2 et l'H2O peuvent se combiner dans le sang pour former H+ et HCO3- Cette réaction est lente dans le plasma (qui contient cependant beaucoup de bicarbonate) mais elle est considérablement accélérée dans les globules rouges grâce à une enzyme, l'anhydrase carbonique. Les H+ résultants sont captés par les protéines, surtout par l'hémoglobine. Le bicarbonate résultant sort des globules pour être transporté en solution dans le plasma. L'hémoglobine désoxygénée (réduite) peut accepter plus de H+ que l'HbO2, ce qui favorise le processus au niveau des tissus les plus actifs dont la consommation en O2 est augmentée, et qui produisent beaucoup d'acides et de CO2. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 2. Régulation respiratoire du pH La deuxième ligne de défense Le CO2 peut aussi directement se combiner à l'Hb pour donner la carbaminohémoglobine (CO2Hb). Ici encore, l'Hb a une plus grande affinité pour le CO2 que l'HbO2, ce qui favorise la prise en charge du CO2 au niveau des tissus et sa libération au niveau des alvéoles. Cette particularité s'appelle l'effet HALDANE. La rapidité et l'efficacité de ces mécanismes font que 65 à 95 % du CO2 échangé passent par les G.R. Au niveau pulmonaire les réactions s'inversent et le CO2 diffuse vers les alvéoles jusqu'à équilibration des pressions partielles entre l'air alvéolaire et le sang. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 2. Régulation respiratoire du pH Distribution du CO2 dans le sang Comme les cellules des tissus ne sont pas accessibles à l'analyse et qu'elles ont des activités métaboliques variables, on utilise les mesures faites dans le sang pour se faire une idée globale de l'équilibre acidobasique de l'organisme. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 2. Régulation respiratoire du pH Le CO2 présent dans les alvéoles quitte l'organisme par les voies aériennes, à chaque expiration. La pression partielle du sang en CO2 (pCO2) baisse d'environ 6 mmHg pendant son passage dans les poumons. En temps normal, La pCO2 artérielle = 40 mmHg + 2 La pCO2 veineuse = 46 mmHg + 4 (à la sortie du cœur droit) Le stimulus qui déclenche une adaptation de la ventilation alvéolaire aux besoins de l'organisme est le pH sanguin. Une baisse de pH (ACIDOSE) entraîne de façon instantanée une augmentation de la ventilation, et vice-versa. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 2. Régulation respiratoire du pH On appelle Hyperventilation , une situation où PaCO2 < 35 mmHg Hypoventilation , une situation où PaCO2 > 45 mmHg Hypercapnie une PaCO2 élevée Hypocapnie une PaCO2 inférieure à la normale A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 3. Régulation rénale du pH Une fonction importante du rein est de réguler le pH du fluide extracellulaire. L’urine normale a un pH d’environ 6; ce pH est inférieur à celui du liquide extracellulaire (pH = 7,4). C’est ce qu’on appelle l’acidification de l’urine. Le pH de l’urine peut varier de 4,5 à 9,8, selon la quantité d’acide excrétée. Les principaux mécanismes rénaux de régulation du pH sont :  Excrétion de H+  Réabsorption du bicarbonate (récupération du bicarbonate).  Excrétion de l’acide titrable (excrétion nette d’acide).  Excrétion de NH4+ (ions ammonium). A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Mécanismes de régulation du pH Excrétion de H+; Génération de bicarbonate 3. Régulation rénale du pH Ce processus se produit dans le tube contourné proximal. Le CO2 se combine avec l’eau pour former de l’acide carbonique, à l’aide de l’anhydrase carbonique. Le H2CO3 s’ionise alors en H+ et en bicarbonate. Les ions hydrogène sont sécrétés dans la lumière tubulaire, en échange de Na+ réabsorbé. Ces ions Na+ ainsi que le HCO3 – seront réabsorbés dans le sang. Il y a l’excrétion nette des ions d’hydrogène, et la génération nette de bicarbonate. Ainsi ce mécanisme sert à augmenter la réserve alcaline. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Mécanismes de régulation du pH Réabsorption du bicarbonate 3. Régulation rénale du pH Il s’agit principalement d’un mécanisme de conservation de la base. Il n’y a pas d’excrétion nette de H+ Lorsque Na+ entre dans la cellule, les ions hydrogène de la cellule sont sécrétés dans le fluide luminal. Le bicarbonate est filtré par le glomérules. Celui-ci est complètement réabsorbé par le tube contourné proximal, de sorte que l’urine est normalement exempte de bicarbonate. Le HCO3 est réabsorbé dans le plasma avec le Na+. Ici, il n’y a pas d’excrétion nette de H+ ni de génération de nouveau bicarbonate. L’effet net de ces processus est la réabsorption du bicarbonate filtré. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Mécanismes de régulation du pH Excrétion de H+ sous forme d’acidité titrable 3. Régulation rénale du pH Excrétion de l’ion ammonium  Bien sûr, l’ion H+ excrété dans l’urine ne reste pas sous forme libre (sinon l’urine deviendrait très acide et responsable de brûlures urinaires insoutenables), mais il est immédiatement pris en charge,  1/3 environ de la quantité excrétée, par le tampon phosphate(filtré puis concentré dan l’urine par les reins)  2/3 tiers restants par l’ammoniac NH3 synthétisé dans le rein En effet, chaque molécule de NH3 synthétisée dans les cellules tubulaires rénales fixe un ion H+ présent dans les urines pour former l’ion ammoniaque NH4+.  Cette fixation est irréversible aux valeurs de pH observées dans les urines. L’ion NH4+ est éliminé dans les urines (ammoniurie), accompagné d’un anion(généralement Cl–) pour respecter l’électroneutralité. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Mécanismes de régulation du pH 3. Régulation rénale du pH Excrétion de l’ion ammonium Excrétion de H+ sous forme d’acidité titrable A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Désordre de l’Equilibre Acide - Base Les cellules du corps ne peuvent tolérer qu’une gamme étroite de pH. Les gammes extrêmes de pH sont entre 7,0 et 7,6, au-delà de laquelle la vie n’est pas possible. Acidose Alcalose L’acidose est l’état clinique Une perte d’acide ou une où les acides s’accumulent accumulation de base ou les bases sont perdues. entraîne une alcalose. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Désordre de l’Equilibre Acide - Base 1. Classification des perturbations bases-acide a. Acidose ou alcalose ? Sur prélèvement artériel  Acidémie (ou acidose décompensée) pH sanguin < 7,38 (augmentation de [H+]).  Alcalémie (ou alcalose décompensée) pH sanguin > 7,42 (baisse de [H+]). A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Désordre de l’Equilibre Acide - Base 1. Classification des perturbations bases-acide b. Métabolique ou respiratoire ?  Anomalies primitives de la PCO2 acidose (PCO2 élevée) ou alcalose (PCO2 basse) dites « respiratoires ».  Anomalies primitives de HCO3– acidose ([HCO3–] basse) ou alcalose ([HCO3–] élevée) dites « métaboliques ». A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Désordre de l’Equilibre Acide - Base 1. Classification des perturbations bases-acide  Acidose (baisse du pH)  Acidose respiratoire : Excès primaire d’acide carbonique (CO2).  Acidose métabolique : Déficit primaire de bicarbonate (HCO3-).  Alcalose (augmentation du pH)  Alcalose respiratoire : Déficit primaire en acide carbonique (CO2).  Alcalose métabolique : Excès primaire de bicarbonate (HCO3-). A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Définition et Classification Physiopathologique des troubles acidobasiques A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Désordre de l’Equilibre Acide - Base 1. Classification des perturbations bases-acide  Réponses compensatoires Chacune des perturbations sera suivie d’une modification compensatoire secondaire de la variable de contre-action : Une modification primaire du bicarbonate implique une modification du pCO2. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Désordre de l’Equilibre Acide - Base 1. Classification des perturbations bases-acide 1. Une modification primaire du bicarbonate consiste en une modification de la pCO2. On tente de rétablir le rapport à 20 et le pH à 7,4. 2. La diminution primaire du bicarbonate artériel implique une réduction de la pCO2 du sang artériel par hyperventilation alvéolaire. 3. De même, une augmentation primaire de la pCO2 artérielle implique une augmentation du bicarbonate artériel par une augmentation de la réabsorption du bicarbonate par le rein. 4. Le changement compensatoire vise à rétablir le pH à la normale. Toutefois, le changement compensatoire ne peut pas corriger complètement une perturbation. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  La réponse compensatrice A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Désordre de l’Equilibre Acide - Base 1. Classification des perturbations bases-acide Réponses compensatrices rénales ou respiratoires A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Désordre de l’Equilibre Acide - Base 2. Quelques règles d'or concernant les mécanismes de compensation 1. Le stimulus de toute compensation est une altération du pH artériel. Le but est la correction de ce pH. 2. Un désordre métabolique déclenchera une compensation respiratoire (rapide) et un désordre respiratoire déclenchera une adaptation rénale (lente). 3. A fortiori, il n'existe pas de surcompensation. 4. Ces mécanismes supposent un rein et/ou un poumon sains et libres de répondre au stimulus. A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Quels sont les outils nécessaires à l’interprétation d’un trouble acidobasique ? Les données biologiques sont indispensables et doivent être issues de la mesure des gaz du sang et du ionogramme sanguin réalisés simultanément au niveau artériel  Gaz du sang  Paramètres Urinaires  Ionogramme sanguin  pH urinaire  CO2 total artériel (CO2T)  Électrolytes urinaires  Chlorémie  Kaliémie  Natrémie  Albumine et phosphore  Autres paramètres  Calcium  Magnésium  Lactates A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Quels sont les outils nécessaires à l’interprétation d’un trouble acidobasique ? Calculs : Trou anionique plasmatique Le trou anionique (TA) est basé sur le principe de l’électroneutralité du plasma TA (mEq/L) = Na – (Cl + HCO ) = 12 ± 2 mEq/L + – 3– selon lequel la somme des charges positives (cations) est égale à la somme des charges négatives (anions). Ce paramètre est largement utilisé dans l’approche classique d’Henderson- Hasselbalch comme marqueur des acidoses métaboliques. On distingue ainsi les acidoses métaboliques à TA élevé (ou organiques) des acidoses métaboliques à TA normal hyperchlorémiques (minérales) A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42  Quels sont les outils nécessaires à l’interprétation d’un trouble acidobasique ? Calculs : Trou anionique plasmatique Le trou anionique (TA) est basé sur le principe de l’électroneutralité du plasma selon lequel la somme des charges positives (cations) est égale à la somme des charges négatives (anions). Pour un pH constant, une baisse de 10 g/L, d’albumine, induit une baisse du TA d’environ 2,5 mEq/L. TA corrigé (mEq/L) = TA calculé + 0,25 * (albumine normale – albumine mesurée) (g/L) = TA calculé + 0,25 (40 – albumine mesurée) A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42 Acide Base Relation avec Equilibre Hydrominéral A L I S A Ï D 7.38 Équilibre acide-base 7.42