Dans les tissus, la respiration cellulaire produit du dioxyde de carbone en tant que déchet; l’un des rôles principaux du système cardiovasculaire, la majeure partie de ce CO2 est rapidement éliminée des tissus par son hydratation en ion bicarbonate. L’ion bicarbonate présent dans le plasma sanguin est transporté vers les poumons, où il est déshydraté en CO2 et libéré lors de l’expiration. Ces conversions d’hydratation et de déshydratation du CO2 et de l’H2CO3, qui sont normalement très lentes, sont facilitées par l’anhydrase carbonique dans le sang et le duodénum. Alors que dans le sang, l’ion bicarbonate sert à neutraliser l’acide introduit dans le sang par d’autres processus métaboliques (par exemple l’acide lactique, les corps cétoniques); de même, toutes les bases (par exemple l’urée issue du catabolisme des protéines) sont neutralisées par l’acide carbonique (H2CO3).

RegulationEdit

Tel que calculé par l’équation de Henderson–Hasselbalch, afin de maintenir un pH normal de 7,4 dans le sang (le pKa de l’acide carbonique étant de 6,1 à la température physiologique), un bicarbonate 20:1 en acide carbonique doit être constamment maintenu; cette homéostasie est principalement médiée par des capteurs de pH dans la moelle oblongue du cerveau et probablement dans les reins, liés par des boucles de rétroaction négative aux effecteurs des systèmes respiratoire et rénal. Dans le sang de la plupart des animaux, le système tampon de bicarbonate est couplé aux poumons par compensation respiratoire, processus par lequel la vitesse et / ou la profondeur de la respiration changent pour compenser les changements dans la concentration sanguine de CO2. Selon le principe de Le Chatelier, la libération de CO2 par les poumons pousse la réaction ci-dessus vers la gauche, provoquant la formation de CO2 par l’anhydrase carbonique jusqu’à ce que tout excès d’acide soit éliminé. La concentration en bicarbonate est également régulée par la compensation rénale, processus par lequel les reins régulent la concentration en ions bicarbonate en sécrétant des ions H + dans l’urine tout en réabsorbant les ions HCO−
3 dans le plasma sanguin, ou vice versa, selon que le pH plasmatique baisse ou augmente, respectivement.

equationEdit de Henderson–Hasselbalch

Une version modifiée de l’équation de Henderson–Hasselbalch peut être utilisée pour relier le pH du sang aux constituants du système tampon de bicarbonate :

pH = p K a H 2 CO 3 + log ⁡(), {\displaystyle{\ce{pH}} = {\textrm{p}}K_{a~{\ce{H_2CO_3}}} + \log\left({\frac{ }{}}\right), }

où :

• pKa H2CO3 est le négatif logarithme (base 10) de la constante de dissociation acide de l’acide carbonique. Il est égal à 6,1.
• est la concentration de bicarbonate dans le sang
• est la concentration d’acide carbonique dans le sang

Lors de la description du gaz du sang artériel, l’équation de Henderson–Hasselbalch est généralement citée en termes de pCO2, la pression partielle de dioxyde de carbone, plutôt que de H2CO3. Cependant, ces quantités sont liées par l’équation :

= k H CO 2 × p CO 2, {\displaystyle = k_ {\ce {H~CO_{2}}} \ fois p_ {\ce{CO_{2}}},}

où:

• est la concentration d’acide carbonique dans le sang
• kH Le CO2 est une constante incluant la solubilité du dioxyde de carbone dans le sang. KH CO2 est d’environ 0,03 (mmol /L) / mmHg
• pCO2 est la pression partielle de dioxyde de carbone dans le sang

Pris ensemble, l’équation suivante peut être utilisée pour relier le pH du sang à la concentration de bicarbonate et à la pression partielle de dioxyde de carbone:

pH = 6,1 +log ⁡ (0,0307 × p CO 2), {\displaystyle{\ce{pH}} = 6,1+ \log\left ({\frac{}{0.0307\times p_{{\ce{CO_2}}}}}\right), }

où:

• Le pH est l’acidité dans le sang
• est la concentration de bicarbonate dans le sang, en mmol /L
• pCO2 est la pression partielle de dioxyde de carbone dans le sang, en mmHg

Dérivation de l’approximation de Kassirer–Bleichdit

L’équation de Henderson–Hasselbalch, qui est dérivée de la loi de l’action de masse, peut être modifiée par rapport au bicarbonate système tampon pour produire une équation plus simple qui fournit une approximation rapide de la concentration H+ ou HCO−
3 sans avoir besoin de calculer des logarithmes:

K a, H 2 CO 3= {\displaystyle K_{a, {\ce{H_2CO_3}}}= {\frac{}{}}}

Depuis la pression partielle de dioxyde de carbone est beaucoup plus facile à obtenir à partir de la mesure que l’acide carbonique, la constante de solubilité de la loi de Henry – qui relie la pression partielle d’un gaz à sa solubilité – pour le CO2 dans le plasma est utilisée à la place de la concentration en acide carbonique. Après avoir réorganisé l’équation et appliqué la loi de Henry, l’équation devient :

=K’ ⋅ 0.03 p CO 2, {\displaystyle= {\frac{K’\cdot 0.03p_ {{\ce{CO_2}}}}{}},}

où K’ est la constante de dissociation du pKa de l’acide carbonique, 6,1, qui est égale à 800nmol/L (puisque K’= 10−pKa = 10−(6,1) ≈ 8.00X10−07mol/L = 800nmol/L).

En multipliant K’ (exprimé en nmol/L) et 0,03 (800 X 0,03 = 24) et en réarrangeant par rapport à HCO-
3, l’équation est simplifiée en:

=24 p CO 2 {\displaystyle=24 {\frac{p_{{\ce{CO_2}}}}{}}}