1. Problématique
Le sang doit transporter des acides, des bases, du \(\mathrm{CO_2}\), de l’\(\mathrm{O_2}\) et des métabolites tout en maintenant un pH très étroitement contrôlé. Chez l’adulte, le pH artériel normal est environ \(7{,}35-7{,}45\), soit une concentration en ions hydrogène \([H^+]\) d’environ \(35-45\ \mathrm{nmol\,L^{-1}}\). Une valeur inférieure à \(7{,}35\) correspond à une acidémie, supérieure à \(7{,}45\) à une alcalémie.
L’enjeu central est donc : comment un liquide biologique riche en \(\mathrm{CO_2}\), protéines, hémoglobine et électrolytes peut-il rester proche de \(\mathrm{pH}\ 7{,}40\) malgré une production continue d’acides ?
2. Repères historiques très brefs
Au début du XXe siècle, Lawrence J. Henderson applique la chimie des tampons au sang. Karl Hasselbalch reformule ensuite la relation en termes de pH, donnant l’équation de Henderson-Hasselbalch. Plus tard, la physiologie respiratoire et rénale précise que le pH sanguin dépend surtout du couple \(\mathrm{CO_2/HCO_3^-}\). Dans les années 1980, Peter Stewart propose une approche physicochimique alternative fondée sur la différence des ions forts, le \(\mathrm{CO_2}\) total et les acides faibles plasmatiques.
3. Prérequis
Il faut maîtriser :
- la définition du pH :
$$\mathrm{pH} = -\log_{10}[H^+]$$
- les notions d’acide, base, tampon, pKa ;
- les équilibres chimiques ;
- la ventilation alvéolaire ;
- le rôle rénal dans l’excrétion des ions \(\mathrm{H^+}\) et la régénération des bicarbonates.
4. Les grandes propriétés acido-basiques du sang
4.1 Le sang est légèrement alcalin
Le sang artériel normal a un pH proche de \(7{,}40\). Cela ne signifie pas qu’il contient beaucoup d’ions \(\mathrm{OH^-}\), mais que la concentration libre en \(\mathrm{H^+}\) est très faible : environ \(4 \times 10^{-8}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}\).
À pH \(7{,}40\) :
$$[H^+] = 10^{-7{,}40} \approx 3{,}98 \times 10^{-8}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$$
soit environ :
$$40\ \mathrm{nmol\,L^{-1}}$$
Cette concentration est minuscule par rapport aux concentrations de bicarbonate, sodium ou chlorure, qui sont en \(\mathrm{mmol\,L^{-1}}\). Le pH dépend donc d’équilibres chimiques très sensibles.
Valeurs usuelles en gaz du sang artériel :
| Paramètre | Valeur normale approximative | Signification |
|---|---|---|
| pH artériel | \(7{,}35-7{,}45\) | acidité globale |
| \(\mathrm{PaCO_2}\) | \(35-45\ \mathrm{mmHg}\) | composante respiratoire |
| \(\mathrm{HCO_3^-}\) | \(22-26\ \mathrm{mmol\,L^{-1}}\) ou \(\mathrm{mEq\,L^{-1}}\) | composante métabolique |
| \(\mathrm{PaO_2}\) | environ \(80-100\ \mathrm{mmHg}\) | oxygénation artérielle |
Ces valeurs sont des intervalles cliniques usuels ; elles varient selon l’âge, l’altitude, le laboratoire et le contexte clinique.
Liens avec les autres disciplines :
En mathématiques, la relation logarithmique du pH explique pourquoi une petite variation de pH correspond à une variation relative importante de \([H^+]\). En chimie, le pH sanguin illustre un système tampon ouvert, car le \(\mathrm{CO_2}\) peut être éliminé par les poumons.
4.2 Le principal tampon extracellulaire : le couple bicarbonate / acide carbonique
Le système central est :
$$\mathrm{CO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 \rightleftharpoons H^+ + HCO_3^-}$$
En pratique physiologique, on regroupe souvent \(\mathrm{CO_2}\) dissous et \(\mathrm{H_2CO_3}\), car l’acide carbonique libre est peu abondant.
L’équation de Henderson-Hasselbalch appliquée au sang est :
$$\mathrm{pH} = 6{,}1 + \log_{10} \left( \frac{[\mathrm{HCO_3^-}]}{0{,}03 \times \mathrm{PaCO_2}} \right)$$
avec :
- \([\mathrm{HCO_3^-}]\) en \(\mathrm{mmol\,L^{-1}}\) ;
- \(\mathrm{PaCO_2}\) en \(\mathrm{mmHg}\) ;
- \(0{,}03 \approx\) coefficient de solubilité du \(\mathrm{CO_2}\) dans le plasma, en \(\mathrm{mmol\,L^{-1}\,mmHg^{-1}}\) ;
- \(6{,}1 \approx\) pKa apparent du système bicarbonate à \(37\ ^\circ\mathrm{C}\).
Exemple avec des valeurs normales :
$$[\mathrm{HCO_3^-}] = 24\ \mathrm{mmol\,L^{-1}}$$
$$\mathrm{PaCO_2} = 40\ \mathrm{mmHg}$$
$$0{,}03 \times 40 = 1{,}2\ \mathrm{mmol\,L^{-1}}$$
$$\mathrm{pH} = 6{,}1 + \log_{10} \left( \frac{24}{1{,}2} \right)$$
$$\mathrm{pH} = 6{,}1 + \log_{10}(20)$$
$$\mathrm{pH} = 6{,}1 + 1{,}30 = 7{,}40$$
Le pH sanguin dépend donc surtout du rapport bicarbonate / \(\mathrm{CO_2}\) dissous, proche de \(20:1\) dans les conditions normales. Les gaz du sang mesurent directement le pH, la \(\mathrm{PaCO_2}\) et la \(\mathrm{PaO_2}\) ; le bicarbonate du gaz du sang est généralement calculé à partir de Henderson-Hasselbalch.
Liens avec les autres disciplines :
La chimie des équilibres explique le pouvoir tampon. La thermodynamique intervient car toute modification de concentration déplace l’équilibre selon la loi d’action de masse. La physiologie respiratoire intervient parce que le \(\mathrm{CO_2}\) est éliminé par ventilation.
4.3 Le sang est un système tampon ouvert
Un tampon classique en tube fermé neutralise partiellement les variations de pH. Le sang est plus puissant car il est relié à deux organes régulateurs :
1. les poumons, qui contrôlent rapidement la \(\mathrm{PaCO_2}\) ;
2. les reins, qui contrôlent plus lentement les bicarbonates et l’excrétion nette d’acide.
Ainsi :
- augmentation de \(\mathrm{CO_2}\) \(\rightarrow\) baisse du pH \(\rightarrow\) acidose respiratoire ;
- diminution de \(\mathrm{CO_2}\) \(\rightarrow\) hausse du pH \(\rightarrow\) alcalose respiratoire ;
- perte ou consommation de \(\mathrm{HCO_3^-}\) \(\rightarrow\) acidose métabolique ;
- excès ou rétention de \(\mathrm{HCO_3^-}\) \(\rightarrow\) alcalose métabolique.
Les troubles acido-basiques sont classiquement évalués par les gaz du sang et les électrolytes plasmatiques.
5. Les tampons sanguins
5.1 Tampon bicarbonate
C’est le principal tampon du compartiment extracellulaire. Il est efficace non parce que son pKa est parfaitement proche de \(7{,}40\), mais parce que le système est ouvert : le \(\mathrm{CO_2}\) peut être éliminé par les poumons.
Réaction en cas d’apport d’acide fort, par exemple \(\mathrm{HCl}\) :
$$\mathrm{H^+ + HCO_3^- \rightarrow H_2CO_3 \rightarrow CO_2 + H_2O}$$
Le \(\mathrm{CO_2}\) formé peut être ventilé.
Réaction en cas d’apport de base :
$$\mathrm{OH^- + H_2CO_3 \rightarrow HCO_3^- + H_2O}$$
---
5.2 Hémoglobine : tampon majeur dans les globules rouges
L’hémoglobine tamponne les \(\mathrm{H^+}\) grâce à ses groupements ionisables, notamment les résidus histidine. Elle joue un rôle majeur dans le transport du \(\mathrm{CO_2}\) et dans l’effet Bohr.
Dans les tissus :
$$\mathrm{CO_2 + H_2O \rightarrow H^+ + HCO_3^-}$$
Cette réaction est catalysée par l’anhydrase carbonique des globules rouges. Les ions \(\mathrm{H^+}\) sont tamponnés par l’hémoglobine désoxygénée :
$$\mathrm{Hb^- + H^+ \rightarrow HHb}$$
Le bicarbonate sort du globule rouge en échange de chlorure : c’est le déplacement chlorure, ou Hamburger shift.
Dans les poumons, l’oxygénation de l’hémoglobine favorise la libération de \(\mathrm{H^+}\), qui recombine avec \(\mathrm{HCO_3^-}\) pour redonner du \(\mathrm{CO_2}\), ensuite expiré.
Point important : l’hémoglobine désoxygénée est un meilleur tampon des protons que l’oxyhémoglobine. Cela couple transport d’\(\mathrm{O_2}\), transport de \(\mathrm{CO_2}\) et équilibre acido-basique.
5.3 Protéines plasmatiques
Les protéines plasmatiques, notamment l’albumine, possèdent des groupements acides et basiques ionisables. Elles contribuent au pouvoir tampon du plasma, mais moins que le bicarbonate et l’hémoglobine.
5.4 Phosphates
Le couple :
$$\mathrm{H_2PO_4^- / HPO_4^{2-}}$$
tamponne surtout le milieu intracellulaire et l’urine. Dans le plasma, sa concentration est trop faible pour dominer l’équilibre acido-basique.
Liens avec les autres disciplines :
En biochimie, les tampons sanguins reposent sur les pKa des groupements ionisables. En biologie cellulaire, le globule rouge est un microcompartiment spécialisé où anhydrase carbonique, hémoglobine et échangeur \(\mathrm{Cl^-}/\mathrm{HCO_3^-}\) coopèrent.
6. Régulation respiratoire
La composante respiratoire est la \(\mathrm{PaCO_2}\).
À production métabolique de \(\mathrm{CO_2}\) constante :
$$\mathrm{PaCO_2} \propto \frac{\dot V_{\mathrm{CO_2}}}{V_A}$$
où :
- \(\dot V_{\mathrm{CO_2}}\) = production de \(\mathrm{CO_2}\) ;
- \(V_A\) = ventilation alvéolaire.
Si la ventilation alvéolaire diminue :
$$\mathrm{PaCO_2} \uparrow \Rightarrow \mathrm{pH} \downarrow$$
C’est une acidose respiratoire.
Si la ventilation alvéolaire augmente :
$$\mathrm{PaCO_2} \downarrow \Rightarrow \mathrm{pH} \uparrow$$
C’est une alcalose respiratoire.
La compensation respiratoire est rapide : elle commence en quelques minutes. Elle ne modifie pas directement la quantité totale de bicarbonate, mais change le dénominateur de l’équation de Henderson-Hasselbalch.
Exemple : hyperventilation aiguë avec \(\mathrm{PaCO_2}\) à \(30\ \mathrm{mmHg}\) et \(\mathrm{HCO_3^-}\) à \(24\ \mathrm{mmol\,L^{-1}}\) :
$$\mathrm{pH} = 6{,}1 + \log_{10} \left( \frac{24}{0{,}03 \times 30} \right)$$
$$0{,}03 \times 30 = 0{,}9$$
$$\frac{24}{0{,}9} = 26{,}7$$
$$\mathrm{pH} = 6{,}1 + \log_{10}(26{,}7) \approx 6{,}1 + 1{,}43 = 7{,}53$$
Donc l’hyperventilation tend à alcaliniser le sang.
7. Régulation rénale
Les reins régulent l’équilibre acido-basique par trois mécanismes principaux.
7.1 Réabsorption du bicarbonate filtré
La majorité du bicarbonate filtré est réabsorbée, surtout dans le tubule proximal. Si le bicarbonate était perdu massivement dans les urines, une acidose métabolique apparaîtrait.
7.2 Excrétion des ions \(\mathrm{H^+}\)
Les cellules tubulaires sécrètent des protons dans la lumière urinaire. Ces \(\mathrm{H^+}\) ne peuvent pas être excrétés massivement sous forme libre, car le pH urinaire deviendrait trop bas. Ils sont donc tamponnés.
7.3 Génération de nouveau bicarbonate
Le rein produit du bicarbonate nouveau lorsqu’il excrète des acides sous forme :
$$\mathrm{H_2PO_4^-}$$
ou sous forme ammonium :
$$\mathrm{NH_4^+}$$
L’ammoniogenèse rénale, à partir de la glutamine, est particulièrement importante dans les acidoses chroniques.
La compensation rénale est lente : elle nécessite des heures à plusieurs jours.
Liens avec les autres disciplines :
En physiologie intégrée, les poumons contrôlent surtout le \(\mathrm{CO_2}\), les reins contrôlent surtout \(\mathrm{HCO_3^-}\) et l’excrétion nette d’acide. En biochimie, le métabolisme de la glutamine participe directement à la régulation du pH.
8. Classification des troubles acido-basiques
| Trouble primaire | pH | Variable primaire | Exemple |
|---|---|---|---|
| Acidose métabolique | \(\downarrow\) | \(\mathrm{HCO_3^-} \downarrow\) | acidocétose, insuffisance rénale, acidose lactique |
| Alcalose métabolique | \(\uparrow\) | \(\mathrm{HCO_3^-} \uparrow\) | vomissements, diurétiques |
| Acidose respiratoire | \(\downarrow\) | \(\mathrm{PaCO_2} \uparrow\) | hypoventilation, BPCO sévère |
| Alcalose respiratoire | \(\uparrow\) | \(\mathrm{PaCO_2} \downarrow\) | hyperventilation, altitude, anxiété, sepsis précoce |
Il faut distinguer :
- acidose : processus qui tend à diminuer le pH ;
- acidémie : pH sanguin effectivement bas ;
- alcalose : processus qui tend à augmenter le pH ;
- alcalémie : pH sanguin effectivement élevé.
Un patient peut avoir une acidose et une alcalose simultanées. Dans ce cas, le pH peut être proche de la normale malgré un trouble mixte.
9. Données quantitatives essentielles
9.1 Relation pH-\(\mathrm{H^+}\)
| pH | \([H^+]\) approximatif |
|---|---|
| \(7{,}00\) | \(100\ \mathrm{nmol\,L^{-1}}\) |
| \(7{,}20\) | \(63\ \mathrm{nmol\,L^{-1}}\) |
| \(7{,}40\) | \(40\ \mathrm{nmol\,L^{-1}}\) |
| \(7{,}60\) | \(25\ \mathrm{nmol\,L^{-1}}\) |
Une baisse de pH de \(7{,}40\) à \(7{,}10\) ne paraît numériquement que de \(0{,}30\) unité, mais elle correspond presque à un doublement de \([H^+]\).
9.2 Pouvoir tampon simplifié
Le pouvoir tampon \(\beta\) peut être défini comme :
$$\beta = \frac{dB}{d\mathrm{pH}}$$
où \(dB\) est la quantité d’acide ou de base forte ajoutée par litre pour modifier le pH d’une unité. Son unité est typiquement :
$$\mathrm{mol\,L^{-1}\,pH^{-1}}$$
Le sang a un pouvoir tampon élevé grâce à la somme des tampons : bicarbonate, hémoglobine, protéines et phosphates.
10. Couplages physiologiques majeurs
10.1 Couplage \(\mathrm{CO_2}\)-pH-ventilation
Une augmentation de \([H^+]\) stimule les chémorécepteurs périphériques et, indirectement via le \(\mathrm{CO_2}\), les chémorécepteurs centraux. La ventilation augmente, la \(\mathrm{PaCO_2}\) diminue, et le pH remonte partiellement.
10.2 Couplage \(\mathrm{O_2}\)-\(\mathrm{CO_2}\)-hémoglobine
Dans les tissus, le \(\mathrm{CO_2}\) produit par le métabolisme est converti en bicarbonate. Les \(\mathrm{H^+}\) sont tamponnés par l’hémoglobine désoxygénée. Dans les poumons, l’oxygénation inverse le processus. Ce couplage permet à la fois l’élimination du \(\mathrm{CO_2}\) et la stabilisation du pH.
10.3 Couplage rein-métabolisme
Le rein utilise la glutamine pour produire \(\mathrm{NH_4^+}\) et régénérer du bicarbonate. Ainsi, le métabolisme azoté participe à l’équilibre acido-basique.
11. Applications
Exemple fondamental : exercice musculaire
Pendant un exercice intense, la glycolyse anaérobie augmente la production de lactate et de \(\mathrm{H^+}\). Le bicarbonate tamponne une partie de cette charge acide, ce qui augmente la production de \(\mathrm{CO_2}\). La ventilation s’accroît pour éliminer ce \(\mathrm{CO_2}\).
Exemple analytique : gaz du sang artériel
Un gaz du sang mesure directement le pH, la \(\mathrm{PaCO_2}\) et la \(\mathrm{PaO_2}\). Le bicarbonate est souvent calculé. L’interprétation consiste à identifier :
1. le pH ;
2. la \(\mathrm{PaCO_2}\) ;
3. le \(\mathrm{HCO_3^-}\) ;
4. la compensation attendue ;
5. l’existence éventuelle d’un trouble mixte.
Exemple clinique : acidocétose diabétique
Dans l’acidocétose diabétique, l’accumulation de corps cétoniques consomme du bicarbonate. Le patient développe une acidose métabolique. La compensation respiratoire produit une hyperventilation profonde, dite respiration de Kussmaul.
12. Limites et controverses
12.1 Approche Henderson-Hasselbalch
Elle est très utile cliniquement, car elle relie pH, bicarbonate et \(\mathrm{PaCO_2}\). Mais elle décrit surtout le système bicarbonate et peut masquer l’importance des autres ions, des protéines et de l’albumine.
12.2 Approche de Stewart
L’approche de Stewart considère que le pH dépend de trois variables indépendantes :
1. la \(\mathrm{PaCO_2}\) ;
2. la différence des ions forts, ou strong ion difference ;
3. la concentration totale des acides faibles, notamment albumine et phosphate.
Elle est particulièrement utilisée en réanimation pour analyser les troubles complexes, par exemple acidose hyperchlorémique, hypoalbuminémie ou états de choc. Elle n’a pas remplacé l’approche classique, mais la complète dans certains contextes.
13. Synthèse pédagogique
Idées essentielles
1. Le sang artériel normal a un pH d’environ \(7{,}35-7{,}45\).
2. Le pH sanguin correspond à une concentration en \(\mathrm{H^+}\) très faible, environ \(40\ \mathrm{nmol\,L^{-1}}\) à pH \(7{,}40\).
3. Le principal système tampon extracellulaire est le couple \(\mathrm{CO_2/HCO_3^-}\).
4. Le rapport \([\mathrm{HCO_3^-}]/\mathrm{CO_2}\) normal est proche de \(20:1\).
5. Les poumons contrôlent rapidement la \(\mathrm{PaCO_2}\).
6. Les reins contrôlent lentement le bicarbonate et l’excrétion nette d’acide.
7. L’hémoglobine est un tampon majeur dans les globules rouges.
8. Un pH normal n’exclut pas un trouble mixte.
9. L’équilibre acido-basique est un système intégré : chimie, respiration, rein, métabolisme et hémoglobine.
10. Les troubles acido-basiques doivent être interprétés quantitativement, pas seulement qualitativement.
Trois erreurs fréquentes
1. Dire qu’« acidose » et « acidémie » sont synonymes.
Non : l’acidose est un processus, l’acidémie est une valeur de pH basse.
2. Croire que le bicarbonate est toujours mesuré directement sur les gaz du sang.
Souvent, il est calculé à partir du pH et de la \(\mathrm{PaCO_2}\).
3. Penser qu’un pH normal exclut une pathologie.
Faux : une acidose métabolique et une alcalose respiratoire peuvent coexister.
Auto-évaluation
Question 1. Quel est le principal tampon extracellulaire du sang ?
Réponse : le couple bicarbonate / \(\mathrm{CO_2}\).
Question 2. Que devient le pH si la \(\mathrm{PaCO_2}\) augmente brutalement ?
Réponse : il diminue ; il existe une tendance à l’acidose respiratoire.
Question 3. Pourquoi l’hémoglobine est-elle importante pour le pH ?
Réponse : elle tamponne les \(\mathrm{H^+}\), surtout sous forme désoxygénée, et couple transport du \(\mathrm{CO_2}\) et de l’\(\mathrm{O_2}\).
Bibliographie sélective
1. Shaw I., 2022, Acid-Base Balance: A Review of Normal Physiology, revue pédagogique, PubMed Central. Langue originale : anglais. Indice de reprise communautaire : 82/100.
2. Hopkins E. et al., mise à jour 2022, Physiology, Acid Base Balance, StatPearls, NCBI Bookshelf. Langue originale : anglais. Indice : 78/100.
3. Yee J. et al., 2022, Fundamentals of Arterial Blood Gas Interpretation, PubMed Central. Langue originale : anglais. Indice : 75/100.
4. MSD/Merck Manual Professional, mise à jour récente, Acid-Base Disorders et Acid-Base Regulation, ressource médicale professionnelle. Langue originale : anglais. Indice : 80/100.
5. Kellum J. A., 2000, Determinants of Blood pH in Health and Disease, Critical Care. Langue originale : anglais. Indice : 74/100, surtout pour l’approche physicochimique de Stewart.
6. NCBI Bookshelf, Normal Ranges of ABG Values in Adults, tableau de valeurs normales. Langue originale : anglais. Indice : 85/100.