Danger du monoxyde de carbone

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Bonjour à tous,

Je voulais savoir si vous saviez pourquoi le monoxyde de carbone est-il dangereux pour nous. D’après ce que j’ai lu en tant que non-chimiste, le CO est un très bon ligand qui se lie à beaucoup de métaux donc je suppose que le fer n’y échappe pas. Cependant, savez-vous comment CO se lie au groupe hème de la myoglobine et de l’hémoglobine ? Prend t-il simplement la place de l’oxygène ? J’ai vu ici plusieurs exemples de complexes CO-Fe.

Merci d’avance.

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D’après mes souvenirs sur le sujet, le monoxyde de carbone se lie plus facilement que le dioxygène dans les globules rouges. Du coup il prend sa place ce qui diminue le taux d’oxygénation d’où sa dangerosité.

C’est d’autant plus dangereux que le corps semble avoir des difficultés à comprendre que le taux élevé de monoxyde de carbone n’est pas bon pour lui. Du coup tu n’as pas accès vraiment aux réflexes en cas de défaut d’oxygénation, pour te ventiler plus ou chercher un air plus pur.

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Ce que Renault a dit est tout à fait juste. Et en plus de ce lier plus facilement que le dioxygène, l’interaction est plus forte et est donc moins facile à briser, ce qui fait que les globules rouges sont "inutilisables" (il n’échangent pas le CO contre un autre dioxygène, par exemple, mais gardent le CO). Par contre, je suis pas certain pour le réflexe de ventilation, parce que en manque d’oxygène dans les cellule, j’ai l’impression que le réflexe devrait quand même apparaître. Mais je tient pas à subir une intoxication au CO pour le vérifier ^^

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Bah de souvenirs (encore une fois, je peux me tromper ;)), les symptômes d’un manque d’oxygénation apparaissent dans ce cas (genre maux de tête et vomissement) mais pas la sensation de manquer d’oxygène ce qui fait qu’une personne dans un environnement avec un taux élevé de monoxyde de carbone est en danger car il ne cherchera pas à changer de lieu et tombera dans les pommes avant de se rendre compte du manque d’oxygène.

C’est la même chose de mémoire pour les bonbonnes de gaz, où on ajoute un additif pour lui donner une odeur pour être alerté avant de manquer d’oxygène (et d’éviter de faire des étincelles aussi).

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Salut !

Je confirme les propos de Renaud1. J’ai pu parler avec des secouristes confirmés pendant ma formation à la Protection Civile qui m’ont rapportés la même chose.

D’ailleurs, je suis tombé sur un article intéressant à ce sujet, rédigé par une médecin de SMUR : Fumées tue. Je le cites.

Quand les pompiers sont arrivés, à peine étaient ils entrés dans la maison que le toximètre attaché à leur sac s’est mis à alarmer comme un canari hystérique. Affichant des taux de monoxyde de carbone gigantesques. Ils ont couru, sortant les trois membres de la famille un à un, porte grande ouverte. S’exposant le plus brièvement possible au danger.

Tout se tient.

Cette dame, elle avait mal à la tête et mal dans la poitrine à cause de l’intox au CO. Son mari, d’ordinaire doux, avait un comportement que jamais cette épouse et leur enfant n’avaient vu. Agressif, agité, incompréhensible : à cause de l’intox au CO.

  1. Mais je n’ai moi non plus jamais été intoxiqué au CO. ^^ ↩

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En chimie de coordination on sait qu’il existe des compétitions entre les ligands et les métaux (IMC généralement). Plusieurs expériences montre que certains Ligand à Champ Fort (qui colle bien :p) sont indétrônable !

Pour classer les ligands tu peux te servire de ce qu’on appel la série spectrochimique qui te donne l’ordre croissant de la force des ligands.

Des expériences mettent leurs forces en évidence et son vraiment parlante (Premier : échange de ligand| Deuxième : échange d’IMC) :

  • Une solution de $FeCl_3$ est originalement verte puis à l’ajout de $KSCN$ la solution devient rouge (dû au complexe $[FeSCN_x]^{2-x}$) et si nous ajoutons à tout ça un sel $KF$ la couleur rouge disparaît au profit d’une solution incolore de $[FeF_x]^{2-x}$. Preuve qu’il n’y a plus que des traces imperceptible de $[FeSCN_x]^{2-x}$ à ce moment dans la solution.

  • Une solution de $CuSO_4$ est originalement bleue puis à l’ajout de $KSCN$ la solution devient verte (dû au complexe $[CuSCN_x]^{1-x}$) et si nous ajoutons à tout ça un sel $FeSO_4$ la couleur verte disparaît au profit d’une solution rouge de $[FeSCN_x]^{2-x}$. Preuve qu’il n’y a plus que des traces imperceptible de $[CuSCN_x]^{1-x}$ à ce moment dans la solution.

Dans le cas de l’Hème le Fer se trouve dans le plan porphyrique lorsqu’il est coordonné avec le dioxygène (géométrie octaédrique) mais le dioxygène est quasiment(?) bidentate, enfin je n’en suis pas sûr mais il fait une interaction avec l’une des queues de l’Hémoglobine qui vient stabiliser le complexe.
Donc on a : Fe-OO-His. J’imagine le même genre de structure octaédrique avec le Monoxyde de carbone : Fe-CO-His.

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