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Sommaire

Introduction/ épidémiologie

  1. Propriétés physico-chimiques

  2. Modes de formation du monoxyde de carbone

  3. Sources d’exposition au monoxyde de carbone

  4. Toxicocinétique

  5. Mécanisme d’action

  6. Clinique de l’intoxication.

  7. Diagnostic d’une intoxication au CO.

  8. Relation dose/effet.

  9. Traitement .

  10. Analyse toxicologique.

  11. Normes et valeurs.

  12. Prévention

Conclusion

Bibliographie

Introduction

Bien que ses dangers soient connus depuis longtemps, l'intoxication au CO reste fréquente, grave et pourtant méconnue ; c’est la première cause de mortalité accidentelle par gaz toxiques dans le monde et notamment en Algérie. Le monoxyde de carbone (CO) est un gaz sans odeur et sans propriétés irritatives, ce qui permet l’inhalation de concentrations

importantes et potentiellement létales sans symptômes avertisseurs pour la victime d’où le caractère insidieux de sa dangerosité.

C’est l’un des polluants atmosphériques les plus répandus. Il est le résultat de phénomènes naturels et de la combustion incomplète de composés organiques carbonés imputable aux activités de l’homme ou liée à certaines de ses habitudes dont la plus importante est l’usage du tabac.
Epidémiologie* :

  • la circonstance est la plupart du temps accidentelle (98,5 %); rarement suicidaire (gaz d’échappement). Les circonstances intentionnelles (1,5 %) sont rares (contrairement aux États-Unis). Elles sont représentées par les conduites suicidaires par les gaz d'échappement de véhicule à moteur et l'incendie intentionnel (0,4 %).

  • l'intoxication est souvent collective;

  • elle survient à la maison (98 %);

  • caractère saisonnier marqué surtout à la période hivernale, il existe une prédominance d'octobre à février (75 %);

  • elle touche majoritairement des familles jeunes (40 % de jeunes adultes) avec une proportion importante d'enfants (23 %) et de femmes enceintes (6 % des femmes).

Le CO est un risque domestique majeur : toutes les personnes présentes sont intoxiquées en même temps. Les femmes enceintes et les jeunes enfants sont plus gravement et plus rapidement intoxiqués.

Il est trop fréquent en Algérie de constater malheureusement le décès d'une famille entière par intoxication oxycarbonée.

  1. Propriétés physico-chimiques

I.1. Propriétés chimiques

I.1.1. Stabilité thermique

Le monoxyde de carbone est stable au-dessus de 1 000 °C. Au-dessous de cette température, il peut se décomposer selon l’équilibre réversible de Boudouard :

2 CO C + CO2 + 163 kJ

Ce système comporte deux constituants indépendants et deux phases, il est donc divariant. La

Figure ci-dessous représente, à la pression atmosphérique, la proportion de CO dans la phase gazeuse en fonction de la température. En accord avec les lois sur les équilibres, la proportion de CO diminue lorsque la température s’abaisse. À des températures inférieures à 400 °C, le CO est totalement dissocié. En fait, cette décomposition à basse température n’a lieu qu’en présence de catalyseurs (Fe, Ni…) et il s’ensuit que le CO peut exister à température ambiante à l’état métastable (faux équilibre).



La courbe de dissociation thermique du CO.
I.1.2. Oxydation par l’oxygène de l’air
La combustion du monoxyde de carbone dans l’air ou dans l’oxygène se fait avec une flamme bleue et en libérant une grande quantité de chaleur :

2 CO + O2 CO2 + 281 kJ

Il en résulte que le monoxyde de carbone est un combustible et un réducteur. À température ordinaire, la vitesse de cette réaction est négligeable. Ce n’est qu’aux environs de 1 000 °C et à des températures supérieures que le monoxyde de carbone brûle dans l’air ou dans l’oxygène. Cette réaction peut être réalisée en faisant passer le monoxyde de carbone à l’intérieur d’un tube de quartz porté au rouge vif.
I.1.3. Oxydation au moyen d’un réactif oxydant

L’oxydation du monoxyde de carbone est catalysée par de nombreux oxydes seuls ou en mélange. Elle peut aussi se faire au contact de sels à caractère

oxydant. Parmi les oxydes, on peut citer MnO, Co2O3, NiO, Cu2O, CuO, ZnO, Fe2O3, Cr2O3, V2O5, ThO2, HgO, Ag2O, I2O5.

Parmi les sels à caractère oxydant, retenons, le permanganate d’argent, les sels palladeux, les complexes du palladium et les sels d’or ou d’argent.

D’ailleurs, les principales réactions utilisables pour le dosage ou la détection du monoxyde de carbone se ramènent à la réaction générale d’oxydoréduction suivante :

CO + Ox CO2 + Red + QkJ où Ox et Red représentent le corps oxydant sous ses formes oxydante et réduite.

Examinons quelques-unes de ces réactions :
– CO +CuO → CO2 + Cu

l’oxyde de cuivre est utilisé à 285 °C, température à laquelle l’hydrogène de l’air est oxydé, mais le méthane non.
– CO +HgO → CO2 + Hg

l’oxyde de mercure peut exister sous deux formes jaune et rouge ; la réaction est plus sensible avec la variété jaune (qui catalyse à température ordinaire) qu’avec la rouge, mais c’est avec cette dernière qu’elle est la plus reproductible. Les oxydes d’argent, de cobalt, de cuivre et de

manganèse peuvent être utilisés en mélanges qu’on désigne sous le nom d’hopcalites.

Ces mélanges ont été mis au point lors de la guerre de 1914-1918 et utilisés dans les masques à gaz pour servir de protection contre le monoxyde de carbone, celui-ci n’étant pas absorbé par le charbon actif présent dans les masques à gaz classiques.

La composition généralement adoptée est la suivante : MnO2 (50 %), CuO (30 %), Co2O3

(15 %), Ag2O (5 %). L’activité de l’hopcalite diminue toutefois en présence d’humidité, de sorte qu’il est nécessaire de dessécher l’échantillon renfermant le monoxyde de carbone avant son passage sur le catalyseur.
– 5 CO +I2O5→5 CO2 + I2 cette réaction peut s’effectuer soit à chaud, à 150 °C, en phase gazeuse, soit à la température ambiante, mais en présence d’oléum.
– 2 CO +PdCl2 →[PdCl2 (CO)2] le chlorure de palladium oxyde le monoxyde de carbone à la température ambiante et le corps obtenu est décomposable par l’eau en palladium, anhydride carbonique et acide chlorhydrique. Certains complexes du palladium,

notamment le sulfite palladopotassique et le complexe avec l’acide silico-molybdique peuvent aussi être utilisés pour cette réaction d’oxydation.
I.1.4. Réduction

Citons principalement l’action de l’hydrogène qui donne des composés différents selon le catalyseur employé. Ainsi, en présence de nickel réduit et à 250 °C, le monoxyde de carbone peut être transformé en méthane : CO + 3H2→ CH4 + H2O

Nous verrons plus loin que cette réaction permet d’appliquer la chromatographie en phase gazeuse au dosage du monoxyde de carbone.
I.1.5. Réactions dans l’atmosphère

Parmi les réactions possibles, notons :

• CO +3H2 → CH4 + H2O cette réaction peut s’accomplir dans la nature en présence de certaines bactéries.

• CO +O3 → CO2 + O2 compte tenu des faibles concentrations d’ozone, cette réaction n’intervient pratiquement pas dans la conversion du CO en CO2.

• CO + •OH → CO2 + •H c’est une réaction particulièrement rapide, intervenant dans la transformation du NO en NO2 au cours de l’apparition du brouillard photochimique oxydant selon le processus : CO + •OH → CO2 + •H

•H + O2 + M →•HO2 + M

•HO2 + NO →•OH + NO2

Cette réaction entre CO et le radical oxhydrile serait suffisante pour oxyder d’importantes quantités de CO.
I.2. Propriétés physiques

Dans les conditions ordinaires de température et de pression, l’oxyde de carbone se présente sous la forme d’un gaz incolore, inodore, de densité voisine de celle de l’air. Il est peu soluble dans l’eau (2.3 ml dans 100 ml d’eau à 20C°), assez soluble dans certains solvants organiques tels que l’acétate d’éthyl, éthanol, acide acétique.


Les principales caractéristiques physiques de l’oxyde de carbone sont les suivantes :

  • Masse molaire : 28.01 g/mol

  • Masse volumique : 1.25 g/l à 0 C° et 1 013 hPa, (1,15 g/litre à 25 °C et 1 013 hPa).

  • Point de fusion : -207 C° à 101 kPa.

  • Point d’ébullition : -191 C° à 101 kPa.

  • Point critique : - 140C° à 3498 kPa.

  • Point triple : -205 C° à 15kPa.

  • Densité du liquide : 0.814.

  • Densité du gaz (air = 1) : 0.968

  • Tension de vapeur : 34 kPa à -200 C°

  • Température d’auto-inflammation : 609-700 C°

  • Limites d’inflammation en volume % dans l’air (20C°, 101 kPa) : 12.5 – 74 (risque d’incendie)

  • A 25 C° et 101 kPa, 1 ppm= 1.14 mg/m3

  • spectre d’absorption dans l’infrarouge. On note trois bandes d’absorption principales se situant vers 2,2 – 4,5 et 4,6 μm.

  • La molécule CO est isoélectronique avec celle d’azote : dans les deux cas la liaison est assurée par trois doublets (une liaison et deux liaisons ).




  • Utilisation :

  • comme combustible;

  • en métallurgie comme agent réducteur;

dans l'industrie chimique pour la synthèse de nombreux composés: méthanol, acide acétique, acide formique, acide acrylique, phosgène, etc


  1. Mode de formation

II.1. Quelques généralités sur les combustibles
La combustion est une réaction chimique qui résulte de la combinaison de deux corps : l’un appelé combustible, l’autre nommé comburant. En fait, c’est la réaction d’oxydation du combustible par le comburant. C’est en d’autres termes, une réaction au cours de laquelle se produit un transfert d’électrons, le combustible étant le corps qui cède des électrons et le comburant celui qui les accepte. Cette combinaison, qui doit être amorcée par une source auxiliaire devant fournir un minimum d’énergie, présente la particularité d’être toujours accompagnée d’un dégagement de chaleur, dénommé chaleur de combustion.

Le combustible, une fois la réaction amorcée, continue à s’unir au corps comburant en libérant cette chaleur. les dérivés à base de carbone demeurent les combustibles les plus utilisés. Ils peuvent se présenter sous l’un des trois états suivants : solide, liquide, gazeux. Le comburant est le corps qui apporte l’oxygène nécessaire à la combustion. Dans les cas qui nous intéressent, c’est l’air qui assure cette fonction et nous verrons que la quantité nécessaire à la combustion varie avec la nature du combustible. Plus intime sera l’union du combustible et du comburant, meilleure sera la combustion. On peut déjà en déduire que la combustion parfaite des combustibles gazeux sera plus facile à réaliser que celle des combustibles liquides et solides.

Les caractéristiques principales d’un combustible sont le pouvoir calorifique et l’inflammabilité.


  • Toutes les énergies inflammables peuvent produire du CO : bois, charbon, pétrole, kérosène, mazout, essence, gaz butane, propane et gaz naturel (méthane).




Source : Centre antipoison Nord-Pas-de-Calais, Picardie, Haute Normandie
II.2. Modes de formation du monoxyde de carbone

Lorsque quelque chose brûle, c'est en général qu'un composé chimique organique réagit avec l‘O2 de l'air. 02cas:

  • Si il y a assez d‘O2 pour alimenter le feu, la combustion est " complète ", et chaque atome de C se combine alors avec 02 atomes d‘O2. On a ce qu'on appelle du " dioxyde de carbone ", qui est ce que nous rejetons quand nous respirons. La combustion complète dégage beaucoup d'énergie, et produit donc une flamme très chaude : elle est bleue.

  • Si par contre il n'y a pas assez d'oxygène, certains atomes de C ne se combinent qu'avec un seul atome d‘O2, et on appelle le résultat le " monoxyde de carbone ". C'est ce qu'on appelle une combustion " incomplète ". Cette combustion dégage moins d'énergie, la flamme qu'elle produit est moins chaude : elle est jaune. 2C +O2 è 2CO.

Au fait, ces deux types de combustion sot pratiquement toujours associés, d’où la nécéssité absolue d’aération suffisante de toute enceinte fermé où il existe une source de combustion.

les autres modes de formation du monoxyde de carbone :

  • Action de la vapeur d’eau sur les substances Carbonées (Incendies).

  • Action des acides forts sur les composés Organiques (Laboratoires): H2SO4 sur HCOOH → CO.

  • Réduction du CO2 par excès de C incandescent : C + CO2 → 2 CO



  1. Sources d’exposition au monoxyde de carbone

Bien que les sources naturelles soient quantitativement plus importantes mais mieux réparties sur la surface du globe, en raison de leur caractère plus diffus, la production du monoxyde de carbone d’origine industrielle ou domestique demeure le seul et réel risque d’intoxication.

III.1. Sources naturelles

Les sources naturelles de monoxyde de carbone sont d’origine biologique et non biologique. Les quantités exactes de CO, qu’elles génèrent, sont actuellement mal connues, les avis des spécialistes étant très contrastés à ce sujet. La seule chose que l’on puisse dire est que ces sources naturelles sont réparties uniformément à la surface du globe et en constituent une « pollution de fond » de l’ordre de 0,1 à 0,2 ppm (*). Leur influence sur la concentration

en monoxyde de carbone des villes est donc négligeable, les concentrations qui en résultent ne mettent pas en danger la santé publique, ce sont les sources anthropogéniques qui causent les effets dangereux.


  • Sources non biologiques :

Le gaz des volcans, la photodissociation du gaz carbonique en haute altitude représentent les sources potentielles de CO. De même la dégradation photochimique de composés organiques tels le méthane (gaz des marais) ou certains hydrocarbures aliphatiques, contribue à entretenir la présence de très faibles teneurs atmosphériques en ce gaz. Mais il est certainement très difficile d’en apprécier l’importance.

  • Sources biologiques :

De faibles émissions peuvent être mises en évidence à partir de la végétation, durant la germination ou la croissance des plantes, et également par certaines algues ou micro-organismes marins t.q la production de CO par des méduses hydrozoaires marines (siphonophores) (sources exogène).
Mais la production biologique de CO la plus particulière demeure celle résultant du catabolisme de l’hème dans l’organisme des mammifères (source endogène).

C’est en 1949 que SJÖSTRAND prouva la réalité de ce phénomène consistant en la production de CO à partir du noyau tétrapyrrolique de l’hémoglobine. Chaque molécule de protoporphyrine conduisant à la formation d’une molécule d’oxyde de carbone et d’une molécule de billirubine. Lors de sa dégradation, l’ouverture du noyau héminique libère un atome de carbone à partir d’un pont alpha méthane dont l’oxydation aboutit à la formation de CO. Cette production endogène représente, selon Coburn environ 0.4 ml de gaz / h. la principale conséquence en résultant est la présence d’un taux biologique normal de CO dans le sang de tout mammifère, et de taux anormalement élevé chez tout sujet atteint de maladies hémolytiques (thalassémie, drépanocytose…).

Une production indirecte de CO peut également avoir lieu dans l’organisme lors du métabolisme de certains solvants dihalogénés, dérivés du méthane (dichlorométhane, dibromométhane..) pouvant avoir des conséquences sur l’état clinique des sujets inhalant les vapeurs de ces composés. Il est important de noter que le chlorure de méthylène peut être absorbé par les voies pulmonaire et cutanée de façon significative.
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