Cours 6 Acide Base

Question 1

Concentration normale en 𝐇+ du sang artériel

Answer 1

= 40 nanomoles/litre

Question 2

Le maintien du pH

Answer 2

spects de l’homéostasie, exige une triple régulation
extrêmement fine :
1) Physico-chimique
2) Pulmonaire
3) Rénale

Question 3

differente regulation

Answer 3

La nature a « prévu » que la défaillance d’un système de défense puisse être corrigé par les autres.
1) La régulation physico-chimique est assurée par les systèmes tampons du sang,
essentiellement :
• Système acide carbonique (H2CO3) - bicarbonates (HCO3−)
• Système protéines
2) La régulation pulmonaire assure l’élimination d’un acide faible volatil : le gaz carbonique
(CO2).
3) La régulation rénale ajuste la réserve en base de l’organisme par l’élimination d’urine acide
ou alcaline.

Question 4

NORMALITE

Answer 4

Une solution est dite normale lorsqu’elle contient potentiellement, sous forme libre ou libérable, une mole d’ions H+ par litre.
Il y a donc équivalence sur le plan de la normalité entre une solution décinormale d’acide
acétique et décinormale d’acide chlorhydrique.

Question 5

Ce qui compte dans beaucoup de phénomènes physico-chimiques et biologiques :

Answer 5

ions 𝐇+ réellement libres (concentration en ions H+ de la solution)
Pour définir l’acidité réelle, on utilise donc le pH qui est défini par le cologarithme décimal
de la concentration en ion hydrogène LIBRES :
pH = −log[𝐻+]

Question 6

K

Answer 6

La loi d’action de masse donne : [H+][OH−] / [H2O] = K
La constante K est très faible : une molécule d’eau sur 550 millions est dissociée, aussi [H2O]
peut être considéré comme constant, et tous calculs faits, on trouve qu’à 25°C, le produit
ionique de l’eau vaut : [OH−] ∙ [H+] = 10−14.
La neutralité est définie par : [OH−] = [H+] = 10−7 ; soit : pH = 7.

Question 7

SYSTEME TAMPON

def

Answer 7

Un système tampon est un mélange d’un acide faible et du sel de ce même acide avec une base forte.
Par exemple : l’acide acétique CH3COOH et l’acétate de soude CH3COONa forment un
système tampon. (Un système tampon est un système qui atténue les variations de pH).

Question 8

MECANISME D’ACTION D’UN SYSTEME TAMPON
On considère un mélange de CH3COO−H+ (c’est l’acide faible) et CH3COO−Na+ (c’est
l’acétate de soude). On rajoute un acide fort HCl (H+Cl−). On obtient alors :

Answer 8

CH3COO−Na+ + H+Cl−&raquo_space;> CH3COO−H+ + Na+Cl−
On parle alors de réaction de déplacement de l’acétate
Déplacement de l’acétate : le nombre de molécules d’acide acétique augmente, mais un acide faible est substitué à un acide fort (𝐻𝐶𝑙) et le pH varie beaucoup moins qu’en absence de
tampon.

Question 9

RELATION D’HENDERSON-HASSELBACH (HH)

Answer 9

L’acide faible est faiblement dissocié soit : AH «< A− + H+
La loi d’action de masse nous dit que : [A−][H+] / [AH] = K
Ce qui équivaut à : [H+] = K ∙ [AH] / [A−]
Prenant le logarithme décimal des deux membres précédés du signe moins, on a :
pH = pK + log [A−] / [AH]
C’est le pH pour une solution d’acide faible.

Question 10

pH POUR UN SYSTEME TAMPON

raisonnement

Answer 10

C’est un mélange d’un acide faible AH et de son sel.
Il y a donc dans le mélange des anions A− provenant de l’acide faible et des anions A-
provenant du sel.
Le sel d’un acide faible par une base forte, ( ANa ), est en solution un électrolyte fort
complètement dissocié :
ANa&raquo_space;> A− + Na+ ; (Ici il y a beaucoup de A-)
Or, on avait pour l’acidité faible :
AH «< A− + H+ ; (Ici il y a peu de A-)
Les anions A- venant de la dissociation du sel sont donc beaucoup plus nombreux que ceux
venant de la dissociation de l’acide qui sont par comparaison numériquement négligeables.

Question 11

pH POUR UN SYSTEME TAMPON

formule

Answer 11

Concernant l’équation du pH pour un système tampon, on peut donc faire l’approximation
fondamentale des systèmes tampons :
Concentration en A- = concentration en sel
On néglige les A- qui proviennent de l’acide.
Et l’équation : pH = pK + log [A−]/ [AH]
Devient : 𝐩𝐇 = 𝐩𝐊 + 𝐥𝐨𝐠 𝐬𝐞𝐥 / 𝐚𝐜𝐢𝐝𝐞

Question 12

CONSTITUTION D’UN SYSTEME TAMPON

l y a deux moyens de fabriquer un système tampon :

Answer 12

Il y a deux moyens de fabriquer un système tampon :
• Mélanger en proportions voulues un acide faible et son sel avec une base forte. Par
exemple si sel = acide, le tampon sera dit équimolaire, et le pH sera égal au pK.
• Ajouter progressivement une base forte (NaOH par exemple) à l’acide faible. Il y a
dans ce cas autant de sel formé que de base ajoutée. L’acide restant est égal à la
quantité initiale diminuée de la quantité de base ajoutée.

Question 13

CONSTITUTION D’UN SYSTEME TAMPON

formule

Answer 13

Ajoutons x mmoles de base à une quantité initiale (a) d’acide faible, on peut écrire :
pH = pK + log x / a − x
En appelant β le pourcentage d’acide neutralisé x/a, l’expression précédente peut aussi s’écrire :
pH = pK + log β / 1 − β

Question 14

point de demi attenuation

Answer 14

Pour β = 0,5, c’est le point de demi-neutralisation : le pH est égal au pK.
C’est à ce point que le pouvoir tampon est maximal car la pente de la courbe est la plus faible, donc les variations de pH seront atténuées.

Question 15

SYSTEME ACIDE CARBONIQUE / BICARBONATE

compo

Answer 15

Il est formé d’un acide faible H2CO3 et d’un sel HCO3−Na+.
Ce système tampon est particulier, et deux faits essentiels sont à souligner :
• Le H2CO3 est un acide faible, volatil, susceptible d’être éliminé par les poumons
(Rappel : 𝐻2𝐶𝑂3 ↔ 𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂).
• Ce système tampon est associé à un autre système tampon, le système protéine/
protéinate.

Question 16

SYSTEME ACIDE CARBONIQUE / BICARBONATE
equation henderson hasselbalch
pKa et concentration

Answer 16

L’équation de Henderson-Hasselbalch appliquée au système tampon H2CO3 , HCO3−Na+
s’écrit :
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾 + log [𝐻𝐶𝑂3-] / [𝐻2𝐶𝑂3]
Le pK de l’acide carbonique est égal à 𝟔, 𝟏 à 𝟑𝟕°𝑪 :
• [HCO3−] est la concentration en bicarbonates plasmatiques exprimées en mmol/L de
plasma ; sa valeur normale est de 24 pour le sang artériel.
• [H2CO3] est la concentration en acide carbonique plasmatique exprimée en mmol/L de plasma ; sa valeur normale est de 1,2 pour le sang artériel.

Question 17

EQUILIBRE ENTRE UN ACIDE CARBONIQUE ET LA PRESSION PARTIELLE CARBONIQUE

Answer 17

Le H2CO3 est en équilibre par la réaction d’hydratation moléculaire avec le CO2 dissous :
H2CO3 ↔ CO2 + H2O.
Or, la concentration en CO2 détermine de façon proportionnelle la pression partielle de gaz
carbonique PCO2.
Donc 𝐇𝟐𝐂𝐎𝟑 = 𝛂 PCO2. Si H2CO3 est exprimé en mmol/L et PCO2 en mm Hg :
𝛂 = 𝟎, 𝟎𝟑 à 𝟑𝟕°𝐂.
La PCO2 artérielle normale est de 40 mmHg et H2CO3 = 1,2 mmol/L.
L’équation de Henderson-Hasselbalch devient :
𝐩𝐇 = 𝐩𝐊 + 𝐥𝐨𝐠 [𝐇𝐂𝐎𝟑−] / 𝛂 𝐏𝐂𝐎𝟐

Question 18

ELIMINATION PULMONAIRE DU GAZ CARBONIQUE

Answer 18

Intérêt de l’élimination pulmonaire du gaz carbonique :
• Rôle du poumon
• Maintenir la valeur de la PCO2
On rappelle que : pH = pK + log [A−] / [AH]
Si on ajoute X moles d’acide on a : pH = pK + log [A−]−[X] / [AH]+[X]
Mais le poumon maintient le dénominateur constant et on a : pH = pK + log [A−]−[X]
/ [AH]

Question 19

DIAGRAMME DE DAVENPORT

Answer 19

Dans ce diagramme, le pH est en abscisse et HCO3- en ordonnée. Placer les données d’un patient dans ce diagramme permet de faire presque tous les diagnostics médicaux de trouble de l’équilibre acido-basique

Question 20

ISOBARE DE 𝑷𝑪𝑶𝟐

Answer 20

L’équation de HH peut s’écrire « à l’envers » :
𝐩𝐇 = 𝛂 × 𝐏𝐂𝐎𝟐 × 𝟏𝟎^𝐩𝐇−𝐩𝐊
Pour une valeur donnée de la 𝑃𝐶𝑂2 , [HCO3−] varie exponentiellement avec le pH , la représentation de l’expression est donc une courbe appelée isobare 𝐏𝐂𝐎𝟐

Question 21

ISOBARE DE 𝑷𝑪𝑶𝟐

valeur normal et variation

Answer 21

Sur ce graphe, vous pouvez voir la 𝑷𝑪𝑶𝟐 normale à 𝟒𝟎 𝒎𝒎𝑯𝒈.
Toute 𝑃𝐶𝑂2 supérieure à 40 est un signe d’hypercapnie, le patient ne respire pas assez
pour éliminer le CO2, il est en
hypoventilation.
A l’inverse, une 𝑃𝐶𝑂2 inférieure à 40 est
signe d’une hypocapnie. Le patient élimine trop de CO2, il est en hyperventilation.

Question 22

les proteine

propriete

Answer 22

Les protéines sont des ampholytes se comportant comme des acides ou des bases selon le pH
du milieu.
Si le pH du milieu est supérieur au pH isoélectrique (pH), la protéine se comporte comme un
acide.
Les protéines humaines ayant un pH isoélectrique allant schématiquement de 5 à 6,8, se
comportent donc comme des acides faibles susceptibles de former des systèmes tampons
protéines/protéinates

Question 23

les proteine

courbe

Answer 23

La courbe de titration des protéines est presque linéaire dans certaines limites du pH, qui sont précisément celles compatibles avec la vie.
[𝐇+]𝐚𝐣𝐨𝐮𝐭é = 𝐚 × 𝐩𝐇 + 𝐛

On peut montrer que le caractère linéaire de la courbe de titration des protéines implique pour le système tampon une relation linéaire entre la concentration en sel de protéines et le pH.
[𝐏𝐫𝐨𝐭é𝐢𝐧𝐞𝐬] = 𝐬 × 𝐩𝐇 + 𝐜

Question 24

sang systeme tampon

Answer 24

Le sang et les milieux biologiques sont donc un mélange de deux systèmes tampons :
schématiquement en ne considérant pour simplifier que le cation Na+ :
• Le système 𝐇𝟐𝐂𝐎𝟑/𝐇𝐂𝐎𝟑𝐍𝐚 dont l’anion accepteur d’H+ est HCO3−.
• Système protéines/protéinates dont l’anion accepteur d’H+ est souvent affublé du
vocable PROT−.
La somme des anions tampons [HCO3− + PROT−] est une composante importante du système de régulation acido-basique de l’organisme.
Soit C’, cette somme des anions tampons : [HCO3− + PROT−] = 𝐂’

Question 25

DROITE TAMPON DU SANG

formule

Answer 25

En éliminant PROT− dans les équations : [𝐏𝐑𝐎𝐓−] = 𝐬 × 𝐩𝐇 + 𝐂 ; [𝐇𝐂𝐎𝟑− + 𝐏𝐑𝐎𝐓−] = 𝐂’
On obtient :
[𝐇𝐂𝐎𝟑−] = 𝐂’ − 𝐂 − 𝐬 × 𝐩𝐇
Cela veut dire du fait de la présence du système protéinique, [HCO3−] est une fonction linéaire du pH. Pour des raisons pratiques, on centre la formule sur la valeur normale du pH :
[𝐇𝐂𝐎𝟑−] = 𝐦 + 𝐬(𝟕, 𝟒𝟎– 𝐩𝐇)