Perturbations de l’équilibre acide-base
Cours de pneumologie
Équilibre acide-base :
A -
PRINCIPES FONDAMENTAUX
:
1- Ion H+ :
L’organisme de l’adulte soumis à un régime alimentaire équilibré
génère quotidiennement, dans son état de fonctionnement de base
normal, une quantité de protons (H+) d’environ 50 à 100 mEq,
alors que la production d’anhydride carbonique (CO2), susceptible
par hydratation de créer elle aussi des protons est considérable
(environ 15 000 mmol/jour).
Cet ion H+ est particulièrement
important en biologie, notamment en raison du champ électrique
majeur qui lui est associé, et qui le rend particulièrement réactif.
Cette propriété est en relation avec la taille relativement faible de
l’ion hydronium (H3O+), la forme hydratée de l’ion H+, notamment
par comparaison à la taille de cations comme Na+ et K+.
Dans
l’environnement aqueux des liquides biologiques, en effet, le proton
H+ se combine à l’eau, et il est essentiellement présent sous la forme
H3O+.
Toutefois, par souci de simplification, nous parlons, dans la
suite de ce texte et comme c’est très généralement le cas dans la
littérature, de H+, en lieu et place de H3O+.
2- Concentration protonique : pH
De nombreuses enzymes très importantes sont hautement sensibles
à leur environnement protonique.
Leur fonction s’altère de façon
majeure lorsque cet environnement varie, alors que les liaisons de
substances importantes comme, par exemple, certaines hormones,
soit avec des protéines circulantes, soit avec leurs récepteurs
membranaires, sont influencées par la concentration protonique du
milieu dans lequel elles sont localisées.
Il n’est donc pas étonnant
que la concentration de l’ion H+ doive être très étroitement
contrôlée.
Ce contrôle permet, en conditions normales, le maintien d’une
concentration protonique de 40 ± 5 nmol/L (10–9 mmol/L), même si
un flux continuel de bases et d’acides s’ajoute aux liquides intra- et
extracellulaires.
Il s’agit donc d’un équilibre homéostatique, d’un
état stationnaire.
Il est également très important de prendre note de
l’échelle de mesure de la concentration du proton dans les milieux
biologiques (nmol/L), dont la concentration est très faible comparée
à celle d’autres ions, comme le sodium, le potassium ou le chlore,
qui sont mesurés en mmol/L, soit dans un ordre de grandeur très
différent.
Au laboratoire, la concentration de H+ est mesurée avec une
électrode de verre perméable seulement aux protons.
La diffusion
de H+ provenant de l’échantillon sanguin vers l’électrode permet la
génération d’une différence de potentiel électrique, proportionnelle
au logarithme de la différence des concentrations de H+ de part et
d’autre de la membrane de l’électrode, selon l’équation de Nernst.
Celle-ci veut que le potentiel électrique généré soit inversement
proportionnel au logarithme de la concentration en protons de
l’échantillon, donc à son logarithme négatif, ou à son antilogarithme,
ou encore cologarithme, appelé pH (potentiel hydrogène).
Cet index
est devenu l’expression usuelle de la concentration protonique en
biologie et en médecine, soit :
pH = - log [H+] (équation 1)
Pour être tout à fait strict, l’électrode est directement sensible à
l’activité de H+ et non à sa concentration, cette activité étant définie
par les mouvements ioniques effectués au hasard de part et d’autre
de la membrane de l’électrode de mesure.
Toutefois, l’activité
ionique est fonction de la concentration de l’ion dans le milieu, via
un coefficient appelé force ionique qui traduit les interactions entre
les ions eux-mêmes, lesquelles sont directement proportionnelles à
leur concentration.
Comme la dilution des protons en milieu aqueux
est extrême sans grand risque d’erreur dans ce cas, activité et concentration sont considérées équivalentes.
Si le pH normal est
de 7,40 ± 0,05, que, en raison de l’échelle logarithmique inhérente à cette
unité de mesure protonique, l’augmentation de [H+] lorsque la
valeur du pH décroît, ou la diminution de [H+] quand le pH
augmente, ne sont pas linéaires.
Par conséquent, les dangers liés à
une variation de pH sont très différents selon le secteur dans
l’échelle de ce type de mesure dans lequel le malade se trouve
antérieurement à la variation de la concentration protonique.
3- Équilibre acide-base :
Selon le concept développé par Bronstedt, un acide est défini
comme une substance capable de libérer un proton, et une base
comme une substance capable d’accepter H+.
Un acide est ainsi
toujours couplé à une base, selon l’équation :
acide <=> base + H+ (équation 2)
En physiologie et en physiopathologie, il est très important de
différencier deux classes d’acides, l’acide carbonique (H2CO3) et les
autres acides.
En effet, ces deux types d’acides diffèrent très
notablement en ce qui concerne leur production journalière et leur
voie d’élimination.
Chaque jour, l’organisme produit environ
15 000 mmol d’anhydride carbonique (CO2), qui vont se combiner à
l’eau pour former de l’acide carbonique (H2CO3), lequel va se
dissocier en libérant un proton, donc abaisser le pH, selon
l’équation :
CO2 + H2O <=> H2CO3 <=> HCO3– + H+ (équation 3)
où HCO3– : bicarbonate, la réaction étant catalysée, dans
l’organisme, par l’enzyme anhydrase carbonique.
Le CO2 est éliminé
par les poumons, ce qui prévient une accumulation de protons qui
mènerait très rapidement au décès si cette voie d’excrétion n’était
pas disponible.
Des acides non carboniques sont également produits
quotidiennement, essentiellement à partir du métabolisme des
protéines, mais en quantité beaucoup moins importante, soit environ
50 à 100 mmol/jour.
Ces acides vont être excrétés par les reins, au
moins si l’on en croit la théorie dite classique.
4- Loi d’action de masse
:
Le respect de la loi d’action de masse veut que la vitesse d’une
réaction chimique soit proportionnelle au produit de la
concentration des substances qui interagissent. Par exemple, dans le
cas de l’eau qui se dissocie en hydrogène et hydroxyl, selon
l’équation :
H2O Û OH– + H+ (équation 4)
la vitesse (V1) de dissociation de l’eau est proportionnelle à sa
concentration et peut s’écrire :
V1 = k1 [H2O] (équation 5)
alors que la réaction chimique réciproque se déroule à une vitesse
V2 qui est :
V2 = k2 [OH-] [H+] (équation 6)
où k1 et k2 représentent les deux coefficients de proportionnalité des
deux équations.
À l’équilibre des deux réactions de sens opposé, V1 = V2, donc :
K = k1/k2 = [OH–] [H+]/[H2O] (équation 7)
Cette relation établit donc, pour une substance chimique donnée (ici
l’eau), quelles vont être les concentrations relatives des différentes
composantes des réactions chimiques engagées.
La constante K
décrit quantitativement cet équilibre.
La loi d’action de masse étant
valide pour toute réaction chimique, rien n’empêche qu’elle soit
appliquée aux couples acide-base, et ce selon l’équation :
Ka = [A–] [H+]/[HA] (équation 8)
dans laquelle [A–] représente la base (un anion), et Ka la constante
de dissociation, ou encore d’ionisation de l’acide considéré.
Les
acides diffèrent par leur constante propre Ka.
Ainsi, certains acides
sont, dans l’organisme et dans les limites compatibles avec la vie,
très dissociés, ils ont donc un Ka élevé (acides forts), alors que
d’autres sont peu dissociés et sont caractérisés par un Ka bas (acides
faibles).
Le pKa n’est autre que le cologarithme du Ka.
Un acide qui
présente un pKa inférieur au pH physiologique de 7,40, est
majoritairement dissocié dans ces conditions (par exemple l’acide
carbonique, pKa 6,10), alors que l’ammonium (NH4
+), qui est
caractérisé par un pKa de 9,25, n’est pratiquement jamais présent
sous forme dissociée dans les liquides biologiques compatibles avec
la vie.
Un acide fort est donc caractérisé par un pKa bas, une base
forte par un pKa élevé.
L’équation (8) peut être réarrangée comme suit :
[H+] = Ka [HA]/[A–]
ou sous la forme logarithmique :
pH = pKa + log [A–]/[HA] (équation 9)
Cette nouvelle équation permet de décrire ce que pourrait être le
pH d’une solution donnée contenant un acide avec un certain Ka,
en fonction des concentrations respectives d’acide ([HA]) et de base
([A–]) dans le milieu considéré.
Rien n’empêche d’appliquer cette
équation au couple acide-base/acide carbonique-bicarbonate.
L’équation devient alors :
pH = pKa + log [HCO3–]/[H2CO3] (équation 10)
ou équation de Henderson-Hasselbach, appliquée à ce couple acidebase,
pour lequel le pKa est de 6,10.
Comme il existe une relation
entre l’anhydride carbonique (CO2) et l’acide carbonique (H2CO3),
selon l’équation (3), on peut écrire :
pH = pKa + log [HCO3–]/0,03 PCO2 (équation 11)
En effet, le CO2 dissous en milieu aqueux est mesuré à l’aide de sa
pression partielle (PCO2) et le coefficient de proportionnalité entre
ces deux valeurs est précisément 0,03, pour autant que la PCO2 soit
exprimée en mmHg.
5- Tampons
:
Tous les couples acide-base sont capables d’accepter ou de rejeter
des protons, selon les circonstances. Les acides faibles, peu dissociés
dans les conditions physiologiques dans les milieux aqueux de
l’organisme, agissent tantôt en captant, tantôt en libérant des H+.
Leur présence est donc à même d’atténuer les variations de
concentration protonique qui pourraient survenir.
On les appelle,
pour cette raison, des tampons.
Ceux-ci sont présents dans le milieu
extracellulaire (essentiellement sous la forme du couple acide carbonique-bicarbonate) et dans le milieu intracellulaire (protéines,
tissu osseux, etc).
La concentration protonique d’une solution aqueuse contenant
plusieurs couples acide-base, dont des tampons, affecte chacun de
ces couples, conformément à la loi d’action de masse :
Ainsi, si le Ka et les concentrations relatives des composantes acide
et basique d’un tampon donné et le pH de la solution sont connus,
l’état de tous les tampons de la solution, pour autant qu’un équilibre ait été atteint, peut être calculé.
C’est le principe iosohydrique.
Son
application clinique est importante : connaissant le pH d’un
échantillon sanguin, ainsi que sa concentration en bicarbonate et la
PCO2, l’état de l’ensemble des tampons de l’organisme peut être
estimé de façon assez précise.
C’est l’équilibre des tampons, concept
que nous retrouvons plus loin en discutant la notion d’excès ou de
déficit de base.
Par ailleurs, l’étude du couple bicarbonateacide
carbonique est particulièrement intéressante, car non
seulement ses composants sont assez faciles à doser, mais encore
chacun d’entre eux est l’objet d’une régulation particulière
(ventilation pour l’acide carbonique-CO2 et élimination des acides
fixes pour le bicarbonate).
B - PRODUCTION ET ÉLIMINATION DES PROTONS :
Nous avons vu que deux sources protoniques existent dans
l’organisme, une source directe, liée au métabolisme, et une source
indirecte, très abondante, liée à la production d’anhydride
carbonique (CO2) qui va être éliminé par les poumons.
Ainsi, même
si nos aliments sont le plus souvent neutres sur le plan acidobasique,
des acides sont générés lors des processus cataboliques, soit
normaux (acide pyruvique, lactique, acides du cycle tricarboxylique
de Krebs), soit pathologiques (acides cétoniques, par exemple).
De plus, l’hydrolyse, réversible de l’adénosine triphosphate (ATP)
est la principale source de H+ issus d’un organisme vivant, selon la
réaction ci-dessous :
La production endogène d’acides fixes se monte donc, nous l’avons
vu, à environ 50-100 mEq par jour, soit environ 1-1,5 mEq/kg de
poids corporel par jour.
Selon la théorie classique, c’est le rein qui
est chargé de l’élimination de ces acides, alors que, selon Atkinson,
le foie joue un rôle essentiel dans cette élimination, via le cycle de
l’urée et de l’ammonium.
Le fait que la production journalière
d’acide carbonique est d’environ 15 000 mEq, alors que celle des
acides fixes n’est que de 50-100 mEq/jour, explique pourquoi, en cas
de défaillance respiratoire et d’hypoventilation, l’acidémie est
rapide, alors qu’elle prend plusieurs jours pour s’installer en cas de
défaillance rénale.
Il faut bien comprendre que, même si, lors des processus
métaboliques, de grandes quantités de protons sont produites et
consommées, la production nette de H+ est modeste, comme nous
l’avons vu plus haut.
En effet, il existe un équilibre entre production
de H+ et élimination de protons, chaque voie métabolique (glucides,
lipides, protides) possédant une ou des voies métaboliques libérant
des protons, et une ou des voies métaboliques consommant des
protons.
Ainsi, les hydrates de carbone produisent des protons lors
de la glycolyse, sous la forme d’acide lactique, un acide fort, de sorte
que, chaque jour, environ 1 300 mmol de cet agent sont produites.
L’acide lactique est catabolisé par les tissus, surtout le foie, via le
cycle de Cori.
Lors de ces opérations, la consommation d’un
proton est obligatoire. Celle-ci empêche le développement d’une
acidose, en l’absence d’accumulation pathologique de ces produits.
C’est ce qui explique que l’administration exogène de sels comme le
lactate, ou l’acétate, mène à l’alcalémie, par consommation de H+
lors de leur catabolisme.
Les lipides, via la lipolyse, mènent à la
production d’environ 300 mmol/jour de H+ chez le sujet normal,
résultant de la dissociation des acides cétoniques.
La synthèse des
triglycérides et des acides gras consomme la majorité des protons
produits.
Quant aux protides, ils génèrent, chez le sujet normal avec
un régime comprenant environ 100 g de protéines, à peu près
1 000 mmol/jour de H+ .
Ces protons proviennent essentiellement
du foie, lors du processus de la synthèse de l’urée.
Cette production
de H+ est toutefois largement contrebalancée par la consommation
des protons qui est consécutive à l’oxydation complète des
squelettes carbonés des acides aminés neutres.
C - THÉORIE DE PETER STEWART :
Nous avons vu plus haut que la concentration des liquides
biologiques en protons ([H+]), en particulier celle du compartiment
vasculaire, était très finement ajustée pour s’établir à 40 ± 5 nmol/L
(pH 7,40 ± 0,05), et ce grâce aux équilibres métaboliques entre
production et élimination des protons, d’une part, et au moyen des
actions des poumons et des reins.
C’est la théorie dite classique du
métabolisme acide-base, qui place au centre du débat la régulation
de la concentration protonique dans les liquides biologiques.
Toutefois, avant d’envisager, puis de comprendre, comment
l’organisme parvient à ce résultat étonnant par sa précision, il
convient de scruter avec plus d’acuité quels sont les déterminants
physicochimiques de la concentration [H+] dans un milieu aqueux.
1- Régulation de la concentration protonique
:
Les liquides biologiques contiennent essentiellement de l’eau, une
source virtuellement inépuisable de protons qui peuvent être
générés par la dissociation de ce liquide.
Ce sont les lois de la chimie
physique (principes de la thermodynamique) qui déterminent cette
dissociation, en particulier le principe de l’électroneutralité (la
somme des ions chargés négativement est égale à celle des ions
positifs) et la loi de la conservation de la masse (la quantité de
matière demeure constante, à moins que l’on ajoute ou génère,
détruise ou retranche, une partie ou l’ensemble de la substance
considérée).
Dans l’eau pure, le principe de l’électroneutralité
veut que, en termes de concentration, [H+] = [OH–].
Dans des
solutions plus complexes, comme le plasma, d’autres facteurs
agissent sur la dissociation de l’eau, mais la source de protons
demeure la dissociation de l’eau de façon extrêmement majoritaire.
En connaissant la valeur de trois facteurs agissant sur cette
dissociation de l’eau, la PCO2, la différence des ions forts (ou strong
ion difference [SID]) et la concentration totale des acides faibles, peu
dissociés (Atot), on peut arriver à déterminer la valeur de la
concentration [H+].
C’est ici que la théorie de Stewart diffère
essentiellement de la théorie classique : [H+] ne varie, donc [HCO3
–]
ne change, que si l’une ou plusieurs des trois variables que nous
venons de décrire se modifie.
Ainsi, [H+] et [HCO3
–] ne sont plus
des variables indépendantes, et leur taux dans les liquides
biologiques va dépendre de la régulation, par l’organisme, des trois
grandeurs mentionnées ci-dessus en obéissant aux lois
physicochimiques de la thermodynamique.
C’est donc l’état
physicochimique du milieu aqueux qui va déterminer maintenant la
quantité de protons dans ce même milieu qui est susceptible, en
fonction de cet état, de gérer ou d’absorber des ions [H+] en jouant
avec la dissociation de l’eau.
Envisageons maintenant successivement les rôles de ces trois
facteurs sur le pH, la concentration des ions [H+].
* pCO2
:
L’anhydride carbonique (CO2), en réagissant avec l’eau selon la
réaction :
CO2 + H2O <=> H2CO3 <=> H+ + HCO3
– (équation 3)
génère à la fois un proton et un anion bicarbonate.
L’augmentation
du CO2 a donc bien accru de façon directe la dissociation de l’eau
et, par ce mécanisme, provoqué une charge acide. Réciproquement,
la diminution de la charge acide sera réalisée dans l’organisme par
la ventilation alvéolaire.
* Différence des ions forts
:
Les anions fortement dissociés jouent un rôle dans la dissociation
de l’eau via le principe de l’électroneutralité.
Il existe une différence entre la somme des concentrations des
cations fortement dissociés mesurés (essentiellement Na+, K+, Mg++
et Ca++) et celle des concentrations des anions fortement dissociés
mesurés (Cl– et, selon les circonstances, les anions lactate, sulfate,
acétoacétate, etc).
Cette différence est appelée strong anions difference
apparente (SIDa). SIDa équivaut pratiquement à :
En l’absence de pathologie (lactate et sulfate normaux et en l’absence
de corps cétoniques ou d’autres anions forts, etc), cette différence
est de 40-42 mEq/L.
Il faut noter que ni H+ ni HCO3
– ne sont des
ions forts, car leur dissociation est incomplète, ces ions s’associant
facilement à d’autres ions, comme OH– pour le proton, par exemple,
ou encore H+ pour HCO3
–.
Lorsque de nouveaux anions forts
apparaissent, ou si le chlore augmente, par exemple, cette SIDa se
réduit et le principe d’électroneutralité ne peut être respecté que par
l’augmentation de la dissociation de l’eau, laquelle génère des
protons pour augmenter la quantité de cations, et mène à l’acidose.
Inversement, une augmentation du SIDa réduit la dissociation de
l’eau et mène à une alcalose.
SIDa
basse
=> acidose
SIDa
élever
=> alcalose
Toutefois, en raison de la non-linéarité de la relation entre la
modification du SIDa et l’importance de la dissociation de l’eau, une
augmentation du SIDa au-dessus de sa valeur normale de
40 mmol/L a un fort effet alcalinisant, alors qu’un abaissement
équivalent (équimolaire) du SIDa a un effet acidifiant moindre.
* Concentration totale des acides faibles
:
Les acides faibles peu dissociés, représentés surtout par le phosphate
et par les protéines, sont présents, par définition puisqu’ils sont peu
dissociés, sous les formes A– (dissociée) et AH (protonée), l’ensemble
étant appelé Atot, où [Atot] = [A–] + [AH].
En fait, l’équilibre entre
[A–] et [AH] dépend de la PCO2 et des altérations de SIDa, et ne
peut donc pas être considéré comme une variable indépendante
intervenant sur la dissociation de l’eau.
C’est bien plutôt [Atot] qui
représente la troisième variable indépendante agissant sur cette
dissociation.
Les concepts développés par Stewart sont une véritable révolution
copernicienne dans notre approche du métabolisme acidobasique.
Toutefois, ils sont loins d’avoir acquis un droit de cité en clinique,
où l’approche classique reste bien implantée, malgré son caractère
conceptuellement insatisfaisant.
La complexité de l’approche de
Stewart va continuer à faire les beaux jours de la théorie classique.
Perturbations de l’équilibre acide-base :
Une perturbation de l’équilibre acide-base peut être due à une
altération de la fonction ventilatoire (acidose ou alcalose respiratoire,
en cas d’hypo- ou d’hyperventilation alvéolaire), ou encore
lorsqu’une charge acide ou alcaline dépasse les possibilités
d’élimination de l’organisme (acidose ou alcalose métaboliques).
Les
termes d’acidémie et d’alcalémie sont employés quand le pH du
liquide examiné, le plus souvent le sang artériel, est acide ou alcalin.
Les termes d’acidose et d’alcalose sont réservés à la description du
ou des processus qui tendent à abaisser ou à élever le pH.
Le plus
souvent une acidose s’accompagne d’acidémie et, réciproquement,
una alcalose d’alcalémie.
Toutefois, lorsqu’un malade présente
simultanément plusieurs perturbations acidobasiques (troubles
acidobasiques complexes), le pH qui résulte de ces troubles va
dépendre de leur importance relative.
Ces troubles acidobasiques
sont alors dits mixtes ou combinés.
A - ACIDOSE RESPIRATOIRE :
1- Physiopathologie de l’acidose respiratoire :
Si la PaO2 artérielle diminue avec l’âge, en raison de l’altération des
propriétés mécaniques des poumons (perte des fibres élastiques
pulmonaires, à l’origine de la génération de zones à rapport ventilation-perfusion abaissé), la PaCO2, dès l’âge de 3 ans est
constante (40 ± 5 mmHg ; 5,3 ± 1,0 kPa) chez le sujet normal vivant
à basse altitude.
La PaCO2, c’est-à-dire le taux de CO2 dissous dans
le sang, le plasma ou les tissus, est le résultat d’un équilibre entre la
production de CO2 (VCO2) et son élimination, la ventilation
alvéolaire (VA), tel que l’équation ci-dessous le décrit :
PaCO2 = k V? CO2/VA (équation 15)
où k est une constante permettant d’ajuster les unités de mesure
(kPa pour la PaCO2, mL/min pour la VCO2 et L/min pour VA),
alors que l’équation ci-dessous décrit les facteurs qui déterminent
VA :
VA = fr (VT – VD) (équation 16)
où fr : fréquence respiratoire, VT : volume courant, VD : volume de
l’espace mort.
Ainsi, une hyper- ou une hypocapnie sont-elles le résultat d’un
déséquilibre entre la production de CO2 et son élimination.
Une
hypercapnie est donc consécutive soit à une augmentation de la
VCO2 sans adaptation de la ventilation alvéolaire, ou à une baisse
de la ventilation alvéolaire, elle-même pouvant résulter d’une baisse
de la fréquence respiratoire ou du volume courant, ou à une
élévation de l’espace mort (VD), ou à une combinaison de ces
altérations.
Une conséquence de l’hypercapnie est l’apparition d’une hypoxémie,
comme le prédit l’équation de l’air alvéolaire :
PaO2 = PAO2 – DA-aO2 (équation 17)
où : PAO2 : pression partielle d’O2 alvéolaire et DA-aO2 : différence alvéoloartérielle en O2, la PAO2 étant calculée selon l’équation :
PAO2 = (PB – PH2O) FIO2 – PaCO2/R (équation 18)
où PB : pression atmosphérique (760 mmHg au niveau de la mer),
PH2O pression de vapeur d’eau à saturation complète, soit
47 mmHg (6,3 kPa) ; FIO2 : fraction inspirée d’O2 ; PaCO2 : pression
partielle d’anhydride carbonique artérielle ; R : quotient respiratoire,
généralement fixé à 0,7.
La deuxième conséquence de l’hypercapnie est la survenue d’une acidémie.
En effet, si l’on considère l’équation (3), il est évident que
toute augmentation du CO2 dissous va générer l’apparition d’un H+,
donc abaisser le pH, et vice-versa.
Cette équation explique aussi le
fait qu’il est impossible, pour des raisons purement
physicochimiques, de faire varier la quantité de CO2 dissous dans
un milieu aqueux, comme le sont les liquides intra- et
extracellulaires de l’organisme humain, sans faire varier, dans le
même sens, le taux de bicarbonate.
Ainsi, le taux « normal » de
bicarbonate plasmatique de 24 ± 1 mmol/L n’est-il situé à cette
valeur dans le liquide extracellulaire que si la PCO2 est elle-même
normale, c’est-à-dire située autour de 5,3 ± 0,5 kPa (40 mmHg).
L’adéquation entre le taux de bicarbonate mesuré dans échantillon
de sang et la PCO2 est rendue par le concept d’ « excès de base ».
Si
le taux de bicarbonate mesuré est trop élevé par rapport au niveau
de PCO2, selon ce que la dissociation de l’eau peut prédire (équation
3), il y a un « excès de base » (base excess > 0,0 mmol/L), si ce taux
est inférieur à la valeur attendue, il y a « déficit de base » (base excess
< 0,0 mmol/L).
* Acidose respiratoire aiguë :
En cas d’acidose respiratoire aiguë, c’est-à-dire dans la situation où
l’élévation de la PaCO2 survient avant que les mécanismes de
compensation rénale n’aient eu le temps de se mettre en route
(moins de 12-24 heures), il n’y a pas d’excès de base, mais un excès
de protons dans le sang et le reste du liquide extracellulaire, ce qui
est rendu par une baisse du pH, et une ascension du taux de
bicarbonate.
Cette ascension du taux de bicarbonate excède de loin
en quantité celle du taux de proton, bien que l’équation (3) prédise
une augmentation équimolaire de ces deux ions quand la PCO2
monte.
En effet, comme mentionné plus haut, le taux du proton dans
le plasma est très bas (40 nEq/L à l’état normal), et une ascension
même faible de la concentration de H+ est rapidement létale.
La
simple augmentation de PaCO2 de 1,0 kPa, qui passerait ainsi de 5,3
à 6,3 kPa (40 à 48 mmHg), une situation pourtant fréquente, serait
incompatible avec la vie, le pH devenant très inférieur à la valeur
de 6,8 considérée comme la plus basse valeur non létale.
Le proton généré dans le milieu extracellulaire diffuse
rapidement vers le milieu intracellulaire, ce qui n’est pas le cas pour
le bicarbonate.
Ceci prévient une baisse massive du pH
extracellulaire.
Dans les cellules, l’ion H+ est tamponné par des bases
(sulfates, phosphates, protéines, etc).
Dans cette situation, il existe
une augmentation de la quantité des bases extracellulaires (le
bicarbonate) en même temps que survient une consommation, dans
la même mesure, des bases intracellulaires.
En considérant
l’ensemble de l’organisme, ici un individu donné formé de cellules
et de liquide extracellulaire, il ne se produit qu’un transfert de bases,
le bilan net étant à zéro pour l’individu entier.
Les taux des bases
extracellulaires et les bases intracellulaires sont diminués de la
même façon.
Il n’y a donc aucun « excès de base », c’est-à-dire
qu’aucune base n’a été ajoutée à l’ensemble de l’organisme (liquides
intra- et extracellulaires), mais un simple déplacement d’alcalis (gain
de bases extracellulaires et perte de bases intracellulaires).
En
moyenne, en acidose respiratoire aiguë, on estime que le taux
plasmatique de bicarbonate s’élève d’environ 0,75 mmol/L pour
1 kPa (7,5 mmHg) d’élévation de la PaCO2.
* Acidose respiratoire chronique :
Lorsque l’hypercapnie persiste (acidose respiratoire chronique),
notamment plusieurs jours, il apparaît une compensation rénale.
Les
cellules tubulaires rénales proximales activent l’antiport Na+-H+
et l’on assiste à une sécrétion augmentée d’acide au niveau
distal, associée à une résorption accrue de bicarbonate, ce qui
ramène le pH plasmatique à un taux proche de sa valeur normale,
en 3 à 5 jours si l’hypercapnie persiste.
Simultanément à
l’augmentation du taux sanguin de bicarbonate, la chlorémie
diminue, en partie parce que cet anion est échangé contre le
bicarbonate au niveau des globules rouges, et en partie parce que la
chlorurie augmente.
Il en résulte un état d’hyperbicarbonatémie
hypochlorémique, qui peut être à l’origine, une fois
l’hypoventilation corrigée et la PaCO2 normalisée, de la persistance
d’un taux de bicarbonate élevé (alcalose posthypercapnique), qui ne
pourra être normalisé que par l’adjonction de sels de chlore (KCl,
NaCl) ou d’acétazolamide.
En moyenne, en acidose respiratoire
chronique, le taux plasmatique de bicarbonate s’élève de
4,0 mmol/L pour 1 kPa (7,5 mmHg) d’élévation de la PaCO2.
2- Causes de l’acidose respiratoire
:
La classification des causes d’acidose respiratoire peut découler des
paramètres décrits par l’équation vue plus haut :
PaCO2 = k VCO2/VA (équation 19)
* Acidoses respiratoires causées par une augmentation
de la production de CO2 (VCO2) :
La production de CO2 est le résultat de l’activité métabolique.
En
état régulier, au repos, l’organisme produit environ 3-4 mL de
CO2/kg de poids corporel (VCO2).
L’effort physique, la fièvre (il
existe une augmentation de la VCO2 de 13 % par degré centigrade
d’accroissement de température corporelle), une hyperthyroïdie ou
un état catabolique, comme dans le sepsis, accroissent la VCO2.
Le
type de nutriment ingéré modifie lui aussi la production de CO2.
Par exemple, le catabolisme lipidique mène à un quotient
respiratoire (QR) de 0,7, alors que le catabolisme purement
glucidique conduit à un QR de 1,0.
Pour mémoire, le quotient
respiratoire, QR, est défini par l’équation ci-dessous :
QR = VCO2/VO2 (équation 20)
où VCO2 : production de CO2, VO2 : consommation d’O2 (normale :
2-4 mL/kg de poids corporel au repos).
Il est rare qu’une augmentation de la VCO2 mène à une hypercapnie,
donc à une acidose respiratoire.
En effet, la plupart du temps,
l’organisme peut augmenter en parallèle VCO2 et VA, ce qui
maintient une PaCO2 normale.
En revanche, en cas de limitation ventilatoire, comme dans les neuromyopathies affectant les muscles
respiratoires, ou la bronchopneumopathie chronique obstructive
(BPCO), la ventilation peut être limitée et une augmentation de la
VCO2 peut mener à une hypercapnie.
Il en va de même si un patient
est soumis à la ventilation mécanique en présence d’une sédation
profonde ou de myorelaxants : il ne peut alors faire face à une
augmentation de la VCO2, puisque sa ventilation est entièrement
dépendante du respirateur.
Enfin, en cas de limite ventilatoire,
l’administration de quantités exagérées d’hydrates de carbone
pourrait causer une hypercapnie.
Ce facteur a parfois été incriminé
dans le sevrage difficile du respirateur mécanique.
* Acidoses respiratoires consécutives à une diminution
de la ventilation alvéolaire (VA) :
+ Diminution de la ventilation-minute (VE = FB × VT)
:
Le malade est dans ce cas incapable, totalement, ou partiellement,
de mettre en mouvement ses muscles inspiratoires (« le malade ne
veut pas respirer ») car la commande respiratoire centrale,
neurologique, est déficiente (atteinte des centres respiratoires bulbopontiques).
L’origine de ce déficit peut être variable.
L’autre possibilité veut que la genèse de la commande respiratoire
neurologique est normale, mais qu’elle n’est pas transmise aux
muscles inspiratoires (atteinte des faisceaux neurologiques, des
cornes antérieures de la moelle, des nerfs périphériques ou de la
jonction neuromusculaire), ou encore que le malade envoie bien un
signal à ses muscles inspiratoires, mais que ceux-ci n’y répondent
pas (myopathies, fatigue musculaire respiratoire, ou encore
impossibilité totale ou partielle de mouvoir un système respiratoire
passif trop anormal, par exemple en cas de cyphoscoliose causant
une rigidité de la cage thoracique anormale).
+ Augmentation de l’espace-mort :
Une hypoventilation peut être causée par une augmentation du VD.
En général, lorsque la pompe ventilatoire est normalement active,
l’effet d’une augmentation du VD est largement compensé par une
augmentation de la ventilation-minute, car les centres respiratoires
n’autorisent pas une élévation de la PaCO2 qui serait la conséquence
d’une hypoventilation.
En revanche, lorsque cette même pompe est
défaillante, l’effet de VD se démasque et la PaCO2 s’élève.
Un
exemple typique de cette situation, fréquent en clinique, est
l’apparition d’une respiration rapide et superficielle lorsque les
muscles inspiratoires se fatiguent.
Une hypercapnie survient
alors.
3- Conséquences de l’acidose respiratoire :
La conséquence la plus dangereuse de l’acidose respiratoire est liée
à l’apparition de l’hypoxémie et de ses effets, notamment sur le
cerveau.
L’hypercapnie, quant à elle, a essentiellement des effets
neurologiques (tremor, astérixis, somnolence, agitation, angoisse,
délire et, pour des PaCO2 très élevées, coma, notamment).
Le
volume sanguin cérébral s’accroît en raison d’une vasodilatation
cérébrale, pouvant mener à l’oedème cérébral. Le système
cardiovasculaire est lui aussi affecté par l’hypercapnie.
Le taux des
catécholamines circulantes est augmenté, ce qui provoque une
tachycardie, mais l’effet direct du CO2 sur les muscles lisses
artériolaires mène à une vasodilatation, le tout aboutissant à un état hyperdynamique.
La peau est chaude, rouge, le malade transpire.
L’hypercapnie aiguë sévère peut conduire à une baisse de la
contractilité cardiaque, probablement induite par l’acidose
intracellulaire, laquelle interfère avec le couplage du calcium et de
l’actine-myosine.
De plus, l’hypercapnie diminue l’affinité de l’hémoglobine pour l’oxygène (effet Bohr), ce qui favorise
l’extraction de l’oxygène en périphérie.
L’acidose respiratoire
potentialise la vasoconstriction hypoxique pulmonaire et, mais ce
point est controversé, elle aurait un effet négatif sur la contractilité
musculaire squelettique, notamment au niveau des muscles
respiratoires.
L’hypercapnie chronique peut aboutir à la
rétention hydrosaline et à l’apparition d’oedèmes, sans que le débit
cardiaque ne soit abaissé.
La vasodilatation liée à la rétention de
CO2 joue un rôle central dans cette rétention sodique.
Cette stratégie thérapeutique de réanimation consiste, en ventilation
mécanique, à protéger le système respiratoire des barotraumatismes
en réduisant la ventilation, laissant alors la PaCO2 augmenter de
façon réglée, quitte à corriger le pH au moyen d’un tampon.
Cette
technique de réanimation est employée, soit dans les syndromes
obstructifs sévères (asthme, BPCO), soit dans le syndrome de
détresse respiratoire aigu.
Pour autant que le malade ne
présente pas initialement d’atteinte cérébrale à même de générer une
hypertension intracrânienne, et pour autant que l’ascension de la
PaCO2 ne soit pas trop rapide et trop élevée, cette technique paraît
sûre.
Certains auteurs ont récemment suggéré que l’hypercapnie per
se pourrait exercer des effets bénéfiques au niveau pulmonaire
myocardique et cérébral, mais l’importance clinique de leurs travaux
reste à démontrer.
4- Traitement de l’acidose respiratoire
:
Il est essentiellement dirigé vers la cause de l’acidose (traitement
d’une crise d’asthme, d’une intoxication médicamenteuse, par
exemple).
En cas d’acidémie sévère et/ou d’échec des mesures
thérapeutiques spécifiques à la cause de l’acidose, on doit recourir à
la ventilation mécanique, invasive ou non.
En cas d’acidose
respiratoire chronique, le bicarbonate plasmatique est élevé en raison
de la compensation rénale.
Il faut veiller à ne pas provoquer une
alcalose de reventilation au moyen d’une ventilation mécanique trop
vigoureuse ; le cas échéant, l’élimination du bicarbonate en excès
peut être accélérée au moyen d’acétazolamide.
L’administration
d’O2 permet le plus souvent de corriger aisément l’hypoxémie due
à l’hypoventilation.
Toutefois, chez les malades atteints de BPCO, il
faut prendre garde à l’élévation de la PaCO2 sous O2, quel qu’en
soit le mécanisme, et on met en route une oxygénothérapie contrôlée
si le malade n’est pas placé en ventilation mécanique.
Quelques autres points sont également à noter. Tout d’abord, il
convient d’éviter tout facteur à même d’entraver la fonction des
muscles respiratoires (hypokaliémie, hypophosphatémie, hypomagnésémie et hypocalcémie, anémie).
Ensuite, on réalise que
l’administration d’agents alcalinisants est potentiellement
dangereuse, puisque, en l’absence de ventilation mécanique à même
de régler la PaCO2, le bicarbonate une fois tamponné, va amener
une charge supplémentaire en CO2, une charge osmotique
considérable et il va acidifier le milieu intracellulaire ;
l’administration de tris-hydroxyméthyl-aminométhane (THAM), en
théorie, est un agent alcalinisant capable de réduire la PaCO2, mais
cet effet n’est que modeste.
En effet, le THAM interagit avec le
CO2 et le proton H+ selon les réactions suivantes :
Enfin, les apports nutritionnels ne doivent pas être excessifs,
notamment les apports glucidiques, comme nous l’avons vu plus
haut.
B - ALCALOSE RESPIRATOIRE :
1- Physiopathologie de l’alcalose respiratoire
:
Cette perturbation acidobasique est caractérisée par une diminution
de la PaCO2, consécutive à une hyperventilation et assortie à un
abaissement variable du taux plasmatique de bicarbonate, donc à
une élévation du pH.
Il existe ainsi, dans cette situation, un
déséquilibre entre la production de CO2 (VCO2) et son élimination
par les poumons, et ce en faveur de cette dernière.
*
Alcalose respiratoire aiguë :
Dans les 10 minutes qui suivent l’apparition de l’hyperventilation,
les protons sortent du milieu intracellulaire et la réaction suivante
se produit :
H+ + HCO3
=> H2CO3 => CO2 + H2O (équation 3)
ce qui aboutit à un abaissement modéré du taux de bicarbonate
plasmatique, une caractéristique de l’alcalose respiratoire aiguë.
Cet
abaissement du taux de bicarbonate peut être calculé comme suit :
en multipliant par 0,1 la variation en mmHg de la PaCO2, la valeur
de l’abaissement du taux de bicarbonate plasmatique en mmol/L
est obtenue.
Par ailleurs, le taux plasmatique de lactate augmente, pour plusieurs
raisons.
D’une part, l’enzyme phosphofructokinase (PFK)
qui lance la glycolyse est activée, et la formation d’acide pyruvique,
donc d’acide lactique, est augmentée.
D’autre part, l’excrétion de
lactate des cellules dans lesquelles cet anion est produit vers le
plasma est accrue, alors que le captage par le foie, le site de
catabolisme du lactate, se voit réduit.
Toute hyperventilation aiguë
se traduit donc par une hyperlactatémie modérée (variation de
1-3 mmol/L), sans acidémie.
En effet, le proton généré dans les
cellules par la dissociation de l’acide lactique, un acide fort, est pris
en charge par la chaîne respiratoire où il est oxydé et transformé en
eau.
Enfin, plusieurs électrolytes sont affectés par l’alcalémie.
D’une part, le calcium ionisé s’abaisse en raison du pH alcalin, ce
qui peut mener à la tétanie d’hyperventilation.
Le potassium
plasmatique s’élève transitoirement, sous l’effet de la stimulation
adrénergique qui accompagne l’alcalose respiratoire, mais assez
rapidement, la kaliémie chute, en raison d’un échange
transmembranaire.
Le proton quitte la cellule, alors que le potassium
se déplace vers le liquide intracellulaire. On estime que pour chaque
variation de pH de 0,1 unité, on attend une diminution de
0,3 mEq/L de K+.
Quant à l’anion phosphate, lors de
l’hyperventilation aiguë, en raison de l’élévation du pH, il pénètre
lui aussi dans les cellules et on assiste à l’apparition d’une
hypophosphatémie.
* Alcalose respiratoire chronique :
Elle se développe lorsque l’hyperventilation persiste et est
caractérisée par une baisse plus marquée du taux de bicarbonate
plasmatique.
Une estimation permet de dire que la diminution de
bicarbonate plasmatique peut être calculée en multipliant par 0,4 la
baisse de la PCO2, mesurée en mmHg.
Ici, le bicarbonate diminue
en raison de la compensation rénale du trouble primaire respiratoire,
le rein réagissant en réduisant la sécrétion tubulaire de H+, ce qui
équivaut à diminuer la réabsorption du bicarbonate filtré.
Cet
effet commence déjà 2 heures après le début de l’hyperventilation,
mais il met 2 à 3 jours pour atteindre son maximum.
L’hyperventilation chronique mène, contrairement à
l’hyperventilation aiguë, à l’hyperphosphatémie, en raison de
l’apparition d’une résistance à l’action de l’hormone
parathyroïdienne, ce qui conduit à une hypocalcémie et à une hypophosphaturie.
Cette effet semble dû à l’hypocapnie plutôt qu’à
l’alcalémie, et il est en relation avec la stimulation de récepteurs
b-adrénergiques.
2- Causes de l’alcalose respiratoire
:
À part la situation artificielle de la ventilation mécanique, où c’est le
thérapeute et non les centres respiratoires qui gouvernent la
respiration, une hyperventilation peut être consécutive à la
stimulation périphérique (présence de maladies respiratoires, via les
fibres C et/ou les fibres J, ou via les chémorécepteurs en cas
d’hypoxémie, notamment) ou à une stimulation centrale des centres
qui règlent la ventilation (toxiques, fièvre, sepsis, etc).
3- Conséquences de l’alcalose respiratoire
:
L’alcalose respiratoire provoque une augmentation de l’excitabilité
des systèmes nerveux central et périphérique.
Ceci conduit à des
symptômes comme des vertiges, des paresthésies, des crampes, des
altérations de la conscience, parfois des convulsions.
De plus,
l’alcalémie, via l’hypokaliémie en partie, mène à des arythmies
cardiaques (tachyarythmies ventriculaires et supraventriculaires).
Chez des sujets prédisposés, l’alcalémie peut entraîner des douleurs
thoraciques, soit par insuffisance coronarienne (vasospasmes
coronariens) ou par spasme oesophagien.
Ces phénomènes se
rencontrent surtout lorsque l’alcalémie est sévère (PaCO2
< 30 mmHg), et ils sont dus en partie à des altérations des potentiels
de membrane et, en partie, à une vasoconstriction artérielle
cérébrale.
4- Traitement de l’alcalose respiratoire
:
En règle générale, l’alcalémie ne se traite pas en tant que telle, mais
on traite sa cause.
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