Le document traite de l'équilibre acido-basique, essentiel pour le bon fonctionnement de l'organisme, en décrivant les variations de pH sanguin, les mécanismes de régulation par les systèmes tampons, la respiration et les reins. Il aborde également les troubles comme l'acidose et l'alcalose, leurs causes, effets et traitements possibles. La régulation du pH est critique car des valeurs extrêmes peuvent être incompatibles avec la vie.

1. EQUILIBRE ACIDE-BASE
(2011/2012)
A.CHIBAH Faculté de médecine - UMMTO

2. Plan
Introduction
Origine des protons
Régulation dé l’équilibre acido-basique
- Systèmes tampons
- Régulation physiologique
Troubles de l’équilibre acide-base
- Acidose métabolique
- Alcalose métabolique
- Acidose respiratoire
- Alcalose respiratoire

3. Introduction
 L’équilibre acido-basique, ou homéostasie du pH, est
une des fonctions essentielles de l’organisme.
 Le pH (potentiel hydrogène) d’une solution est une
mesure de sa concentration en ions H+. pH = - log [H+].
 La [H+] dans l’organisme est très faible (concentration
dans le plasma artériel = 0,00004 mEq/L soit 40
nmol/L), par rapport à d’autres ions (Na+≈135 mEq/L).

4.  Chez l’homme, la constance du pH concerne non
seulement le sang, mais également les autres humeurs
et le contenu cellulaire. Cependant, le sang par son
accessibilité immédiate, reste le meilleur reflet du pH
du milieu intérieur.
 Le pH sanguin varie de 7,36 à 7,42.
 Le maintien strict d’un pH normal est essentiel car les
fonctions enzymatiques de l’organisme sont très
sensibles aux variations de [H+].
 Des pH < 7 et > 7,8 sont incompatibles avec la vie.

5. Généralités
Le pH d’autres fluides de l’organisme peut être très différent:
a) pH des sécrétions gastriques peut-être égal à 1
b) pH urinaire entre 4,5 - 8,5
Sang
(7,35 à 7,45)
ACIDE ALCALIN
7
0 1 2 3 4 5 6 8 9 10 11 12 13 14
Cola
Acide de Eau Ammoniac
batterie Vinaigre distillée
Pluie Bicarbonate de Eau de Javel
Jus de
normale soude
citron

6. Le pH: une échelle logarithmique
Le pH varie inversement avec la concentration de H+
pH de 6 = 10 fois plus acide (plus d’ions H+) que pH de 7
pH de 5 = 100 fois plus acide que pH de 7
pH de 4 = 1000 fois plus acide que pH de 7
pH de 8 = 10 fois plus alcalin (moins d’ions H+) que pH de 7
Une solution dont le pH est égal à 10 contient 1000 fois moins d'ions H+
que celle dont le pH est égal à 7
6
1023

7. Pourquoi la concentration d’ H+est-elle
étroitement régulée?
 Protéines intracellulaires, enzymes et canaux membranaires
sont très sensibles au pH (modifications de la structure III des
protéines et donc de l’activité).
 Modifications de l’excitabilité neuronale. Dépression du SNC en
acidose, hyperexcitabilité en alcalose.
 Modifications de la concentration en ions K+ du fait des
échanges H+ K+ (acidose: au niveau du rein excrétion d’ H+ et
réabsorption de K+ ; alcalose: le rein réabsorbe des H+ et
excrète des K+. Le déséquilibre potassique crée des troubles de
l’excitabilité, cardiaque notamment.

8. Les sources de bases et d’acides
• L’ingestion et la production d’acides sont plus importantes que celles des bases.
Il y a nécessité d’une excrétion d’acides par l’organisme.
• La source la plus importante d’acide est la production de CO2 liée au
métabolisme aérobie. Le CO2 se combine avec l’eau pour former H2CO3.
• La production d’ H+ à partir de CO2 et d’ H2O est la source d’acide la plus
importante, environ 12500 mEq H+ chaque jour.
• Si cette quantité d’acide était dissoute dans le volume plasmatique, cela
entraînerait une concentration d’ion H+de plus de 4000 mEq/L alors qu’elle
• n’est que de 0,00004 mEq/L, soit une différence de 108.
• Le CO2 devra donc être éliminé de l’organisme. Les apports alimentaires et
métaboliques en bases sont limités. Quelques anions sont susceptibles de générer
des ions HCO3-. L’essentiel de l’équilibre acide-base va donc reposer sur
l’élimination de l’excès d’acides.

9. Origine des protons (H+)
Groupement (SH) Acides gras Glucose
METABOLISME
Alimentation
- Protéines Foie Muscle
- Acides
H2 SO4 Corps cétoniques Acide lactique
H+ + Anions 2H+ + SO42- H+ + Anions H+ + Anions
H+
CO2 + H2O H2CO3 HCO3- + H+
POUMON : influence la valeur du pH REIN : élimination ~ 60 mmol / j de H+
en jouant sur l’élimination de CO2

10. Une surcharge acide permanente
 L’organisme est mieux armé pour lutter contre
l’acidose
2 types d’acides
volatiles fixes

11. Source d’acides (H+)
• Acides dits « Fixes » (30 à 40 mEq/m2/j)
- Catabolisme cellulaire (la plupart)
• Acide sulfurique: des acides aminés
• Acide phosphorique: des phospholipides
• Acide citrique, acide ascorbique.
• Acide lactique : du glucose en anaérobie
• Acides gras, Corps cétoniques
- Estomac: acide chlorhydrique (HCl).
- Elimination rénale.
• Acides volatiles (13000 à 20000 mEq/J)
• Catabolisme cellulaire: Métabolisme oxydatif.
• Elimination pulmonaire :
H+ + HCO3- H2CO3 CO2+ H2O
• Acide carbonique (H2CO3) : transport de CO2 dans le sang

12. EQUILIBRE ACIDE-BASE
3 Systèmes ou mécanismes physiologiques de maintien du pH.
1. Les systèmes tampons
2. La régularisation pulmonaire de la [CO2 ]
ou ventilation
3. La régulation rénale
• élimine les acides (et bases) en excès;
• régénère les bicarbonates

13. 1. Système chimique
● Les systèmes tampons chimiques réagissent instantanément, mais limités.
2. Systèmes fonctionnels
● Respiration pulmonaire ● Rein à long terme-lent.
à court terme-rapide.

14. Il existe une chronologie de la mise en œuvre.
 (1)Les systèmes tampons sont la première ligne de défense,
limitant de grandes variations.
 (2)L’augmentation de la ventilation est une réponse rapide, pouvant
prendre en charge près de 75% des perturbations de l’équilibre acide-base.
 (3)Les reins sont beaucoup plus lents dans la mise en œuvre. Ils prennent
en charge toutes les perturbations résiduelles du pH.

15. Schéma général

16. 1. LES SYSTEMES TAMPONS
Systèmes tampons
Substances chimiques permettant d'absorber les acides forts et/ou les bases
fortes (absorbe les ions H+ ou OH-).
 un acide fort est complètement dissocié
 un acide faible est faiblement dissocié
 Un tampon d ’acide : association d ’un acide faible et de son sel
d ’une base forte

17. Les systèmes tampons: exemple
(H++Cl-) + (Na++HCO3-) NaCl + H2CO3
Acide Fort Base Forte Acide Faible

18. Exemple: Tampon acide carbonique - bicarbonate
Formé d'un acide faible (acide carbonique) et de son sel (bicarbonate de sodium)
Composante acide H2CO3 H+ + HCO3-
Acide Ion Ion
carbonique hydrogène bicarbonate
Composante basique NaHCO3 Na+ + HCO3-
Bicarbonate de Ion Ion
sodium sodium bicarbonate

19. Les différents systèmes tampons de l’organisme
Le tampon comme son nom l’indique n’empêche pas le changement
de pH mais il en limite l’amplitude. La plupart des tampons de
l’organisme ont comme fonctions de fixer des ions H+.
Intracellulaires Extracellulaires
Ce sont surtout:  Tampon H2CO3 / HCO3- .
 les protéines.  Tampon phosphate.
 Tampon protéines.
 les ions phosphates (HPO42-).
 l’hémoglobine- Ce sont les bicarbonates produits par
oxyhémoglobine. le métabolisme du CO2 qui constituent
Le tamponnement des ions H+ par le système tampon extracellulaire le
l’Hb libère dans le GR un ion HCO3- qui plus important de l’organisme.
va gagner le plasma (échange avec Cl-).

20. Tampons intracellulaires : Hémoglobine
AU NIVEAU DES POUMONS

21. AU NIVEAU DES TISSUS

22. Tampons extracellulaires : H2CO3 / HCO3-
 La concentration d’ions bicarbonates est d’environ 24 mEq/L dans le plasma
alors que la concentration d’ions H+ est seulement de 0,00004 mEq/L. C’est la
fixation des ions H+ par l’hémoglobine qui explique cette différence.
 Les HCO3 - plasmatiques sont ainsi disponibles pour tamponner les excès d’ions
H+ d’origine métabolique.
 La réaction : CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3- régit le fonctionnement
de ce système tampon.
 Le pH est déterminé par l'équation d'Henderson-Hasselbach :
HCO3-
pH = 6,1 + log
0,03. pCO2
• pKa (HCO3- / H2CO3) = 6,1 HCO3- : facteur rénal ou métabolique
• [H2CO3] = 0,03 x pCO2
• α = 0,03 : coefficient de solubilité du CO2 pCO2 : facteur ventilatoire ou pulmonaire
• pCO2 = 40 mmHg ou 5,3 KPa

23. Sachant que les concentrations de CO2 et de HCO3- sont dans un rapport de 1/20
et considérant une concentration en HCO3- chez l’Homme de 24 mmol/l et
[CO2]= 1,2 mmol/l, le pH sanguin calculé sera égal :
6,1 + log 20 = 7,40
Le tampon bicarbonate présente l’avantage de pouvoir
fonctionner en système ouvert !
Supposons maintenant un apport de 2 mmoles/l de H+:
En système fermé:
la concentration de HCO3- devient donc 24-2 = 22 mM
et la concentration en CO2 sera égale à 1,2+2 = 3,2
mM, d'où le pH:
En système ouvert, et en ne considérant que
l'élimination du CO2 en excès par voie
respiratoire, nous obtenons:

24.  Si le CO2 augmente, la réaction se déplace vers la droite.
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-
Les taux d’H+ et d’HCO3- sont augmentés. Il n’y a pas de mise en jeu particulière du
système tampon car pas de fixation des ions H+et pas de formation d’acide
carbonique.
 Si on ajoute des ions H+ dans le secteur plasmatique, les bicarbonates
plasmatiques vont agir comme tampon et l’équation se déplacer vers la gauche.
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-
 A l’équilibre, une partie des H+ ajoutés a été tamponnée par les bicarbonates, et donc la
quantité d’ H+ est modérément élevée. La quantité d’ HCO3- a diminué, CO2 et H2O ont
augmenté:
 CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3-
Dans ce cas, l’augmentation de CO2 n’ a cependant pas lieu car une augmentation immédiate
de la ventilation survient.

25. 2. LA REGULATION PHYSIOLOGIQUE
Respiration pulmonaire:
à court terme - rapide
Rein :
à long terme – lent.

26. Régulation pulmonaire

27. La ventilation va pouvoir ajuster le pH par l’intermédiaire de deux
stimuli: H+ et pCO2
Chémorécepteurs aortiques et carotidiens
• Stimulés par l’augmentation de [H+] plasmatique.
• Stimulation des centres respiratoires bulbaires.
• Augmentation de la ventilation, élimination de plus de CO2 et
transformation des ions H+en H2CO3.
Chémorécepteurs centraux
• H+ne traversent pas la barrière hémato-encéphalique. Mais
les changements de pH modifient la pCO2 et le CO2 stimule
les chémorécepteurs centraux.
Cette stimulation chémosensible va permettre de répondre à toute
modification du pH et du CO2 plasmatique

28. Modifications de la ventilation liées à des modifications métaboliques

29. Régulation rénale
Les reins interviennent de deux façons:
 en excrétant ou en réabsorbant des ions H+.
en augmentant ou diminuant le taux de réabsorption des ions HCO3- .
Réabsorption des bicarbonates
• Les ions HCO3- sont majoritairement réabsorbés au niveau du
tubule proximal.
• Les ions H+ sont également excrétés au niveau du tubule proximal
Les voies de réabsorption et d’excrétion sont illustrées dans la
figure suivante

30. Localisation des principales zones
du néphron qui participent à la
régulation de l’équilibre acide-base
Lieux de modification de
l’excrétion et de la
réabsorption des ions H+ et
HCO3-

33. Troubles de l’équilibre
Acide-base

34. Tampons, ventilation et excrétion rénale prennent en charge les
variations de pH plasmatique.
 Si accumulation ++ d’ions H+ ou OH- : déviation de la valeur en
dehors des valeurs normales de pH plasmatique (7,38 – 7,42).
 Ces perturbations sont soit une acidose, soit une
alcalose, caractérisées par leur cause primaire : respiratoire ou
métabolique.
 La nature respiratoire provient d’une modification de la
ventilation alvéolaire (HYPO ou HYPER).
 La nature métabolique provient d’une accumulation excessive
d’acides ou de bases, sans lien avec la ventilation quant à leur
origine.

35. INTERET
Minimes:
Elles n'entraînent pas de traitement spécifique en
dehors du traitement de la cause.
Majeures:
Elles peuvent engager le pronostic vital et
appellent un traitement visant à corriger le trouble
et simultanément un traitement étiologique.

37. Baisse du pH et baisse du taux de bicarbonates plasmatiques, HCO3- (Ce qui va
distinguer une acidose métabolique d’une acidose respiratoire).
L’augmentation de CO2 qui devrait survenir est compensée par une
hyperventilation immédiate. Il existe également une excrétion d’ion H+et une
réabsorption d’ion HCO3-.
↑ CO2 + H2O ← H2CO3 ← ↑H+ + ↓ HCO3-
 Le pH urinaire est bas en cas d'acidose métabolique (<5,3).
 Un pH retrouvé élevé (>6) témoigne d'une anomalie rénale.
Causes
 Charge acide
(Exogène : intoxication par ClNH4… Endogène : acidocétose, acidose lactique…
 Défaut d’élimination des acides
(Défaut d’élimination des ions H+ par le rein : acidose rénale, IR sévère).
Perte de bicarbonates
(Digestive : Diarrhée, fistule digestive…Rénale : défaut de réabsorption de
HCO3- par le tube proximal (acidose rénale proximale type 2).

38. ALCALOSE METABOLIQUE
C’est le résultat d’une diminution de la concentration d’ions H+
(causes : médicaments, vomissements importants).
↓ CO2 + H2O → H2CO3 → ↓H+ + ↑HCO3-
Elévation des ions HCO3- (> 28mM);
Compensation respiratoire rapide entraînant une augmentation rapide mais
limitée de la PaCO2 ;
Excrétion d’ions HCO3- et réabsorption d’ion H+.
Causes
 Charge alcaline
Exogène : Bicarbonates i.v. , citrate i.v. (transfusions massives),
Syndrome des buveurs de lait et d’alcalins (apport exagéré de carbonate de Ca++).
 Perte d’acide
Digestive : vomissements, aspiration gastrique (perte HCl ) .
Rénale : augmentation d’élimination de H+ par le tube collecteur :
Hyperaldostéronisme Iaire ou IIaire, hypokaliémie, diurétiques, hypercalcémie.

39. Contrôle de l’excrétion d’acide
Au niveau des canaux collecteurs corticaux, des tubules connecteurs
et des tubules collecteurs initiaux, dans la partie distale du
néphron, il existe des cellules spécialisées dites intercalaires.
 Ces cellules sont riches en anhydrase carbonique et comporte des
H+ATPase ou des ATPases échangeant H+ contre K+. Les bicarbonates
sont mobilisés par des contre transports HCO3-:Cl-
 Les cellules de type A interviennent en cas d’acidose
plasmatique, alors que les cellules de type B sont activées en cas
d’alcalose.

40. Le rein et le pH
• Cellule intercalaire de type A • Cellule intercalaire de type B

41. Acidose, alcalose et kaliémie
• pH de O.1 Kaliémie de 0.6
• pH de O.1 Kaliémie de 0.6
1 . Dans les cellules de l’organisme
H+
K+
2. Dans le tube contourné distal
ACIDOSE ALCALOSE
H+et non K+ Pas de H+
Na+
K+ Na+
Acidose = hyperkaliémie Alcalose = hypokaliémie

42. ACIDOSE RESPIRATOIRE
L’acidose respiratoire survient quand une diminution de la ventilation alvéolaire
conduit à une accumulation de CO2 et une augmentation de PaCO2 (> 42mmHg) :
ces acidoses sont dites hypercapniques (↑ pCO2).
↑CO2 + H2O → H2CO3 → ↑ H+ + ↑ HCO3-
BIOLOGIE
• Elévation des bicarbonates plasmatiques.
• Hyperkaliémie modérée fréquente.
• Hypochlorémie.
• Le pH urinaire est acide car urine chargée en NH4+ (augmentation de l’excrétion des
protons H+ au niveau rénal).
• La pO2 est abaissé puisque l'acidose est toujours secondaire à une hypoventilation
alvéolaire.

43. Causes
Certaines affections respiratoires : bronchite, emphysème…
Dépression respiratoire (médicaments, drogues) ;
Réduction de la zone d’échange pulmonaire (maladies restrictives pulmonaires
: déformation thoracique, chirurgie d’exérèse pulmonaire) ;
Maladies neuromusculaires touchant les muscles respiratoires ;
Atteinte du SNC par traumatisme ou intoxication ;
Anesthésie chirurgicale ;
Certaines formes d’obésité ;
Respiration d’un air à pCO2 augmentée.

44. ALCALOSE RESPIRATOIRE
hyperventilation, qui ne résulte pas d’une augmentation de la production
métabolique de CO2. Ces alcaloses sont dites hypocapniques (↓pCO2)
(< 36mmHg).
↓CO2 + H2O ← H2CO3 ← ↓ H+ + ↓ HCO3-
 Élévation du pH et baisse du taux de bicarbonates plasmatiques, HCO3-, ce qui
signe la nature respiratoire de l’alcalose.
 La régulation intervient par la diminution de la fréquence respiratoire et
production d’une urine alcaline (élimination de l’excès de HCO3- par voie rénale).

45. Causes
Toutes les situations d’augmentation de la ventilation, d’origine respiratoire :
Maladies respiratoires aigues ou chroniques ;
Etat fébrile ;
Lésions cérébrales ;
Anémie ou autres anomalies du transport de l’oxygène ;
Discours long parlé d’une voix forte ; parler en courant : les périodes de parole
sont suivies de périodes d’hyperventilation (parler coupe en effet le rythme
ventilatoire).
Exposition à l’altitude (le manque d’O2 induit une hyperventilation) ;

46. Le trou anionique ( anion gap)
• (Na+ + K+) - (Cl- + Bicar) = 10 à 15
• si >> 15 = existence d ’un trou anionique
• signification = présence d ’un anion indosé
lié à un acide tel que lactate, ac. Aminé, ac.
cétonique , toxique...