Fiche de révision : Équilibre acido-basique

📋 Plan du Cours

1. Homéostasie et concentration des ions H+
2. Acides, bases et ampholytes
3. pH et caractérisation des solutions
4. Équilibre électrochimique des ions H+
5. Titrage et pouvoir tampon
6. Valeurs et régulation du pH sanguin
7. Tampons ouverts du sang
8. Tampons fermés du sang
9. Sources d’acides et de bases
10. Régulation de l’équilibre acido-basique
11. Valeurs normales et troubles acido-basiques
12. Diagramme de Davenport et troubles purs

📖 1. Homéostasie et concentration des ions H+

★ À maîtriser

• L’équilibre acido-basique, ou homéostasie, régule le pH du plasma et constitue une fonction essentielle de l’organisme humain.

Compléments

• La concentration plasmatique artérielle en H+ est de 0,00004 mEq/L, contre environ 135 mEq/L pour Na+ et 5 mmol/L pour K+.

📖 2. Acides, bases et ampholytes

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide de Brønsted : Molécule, ion ou radical capable de libérer un proton H+.
• Base de Brønsted : Molécule, ion ou radical capable de capter un proton H+.
• Ampholyte : Molécule pouvant se comporter comme un acide ou comme une base selon le milieu.

★ À maîtriser

📌 Dans un couple acide-base conjugué, l’acide et la base diffèrent par un proton H+.

Compléments

• Dans le couple HCl/Cl−, HCl libère H+ pour former Cl−, tandis que dans le couple NH4+/NH3, NH4+ libère H+ pour former NH3.

• L’eau est un ampholyte : elle est une base dans le couple H3O+/H2O et un acide dans le couple H2O/OH−.

• Les protéines peuvent agir comme des acides en libérant H+ depuis leur groupement NH3+ ou comme des bases en captant H+ sur leur groupement COO−.

💡 Astuce mémo

Un acide donne H+ ; une base capte H+.

📖 3. pH et caractérisation des solutions

🔑 Notions clés & Définitions

• pH : Le pH est une mesure de la concentration en ions H+ libres dans une solution, définie par $\mathrm{pH}=-\log[\mathrm{H}^+]$.

★ À maîtriser

• L’eau pure est neutre parce que [H+] = [OH−] = 10−7 mol/L, ce qui correspond à un pH de 7,00.

📌 Une solution est acide si son pH est inférieur à 7 et basique si son pH est supérieur à 7.

• Le pH extracellulaire normal est de 7,40, correspondant à une concentration en H+ d’environ 40 nmol/L, et le pH plasmatique au repos varie de 7,38 à 7,42.

Compléments

📐 Formule - La concentration en ions H+ est reliée au pH par $[\mathrm{H}^+]=10^{-\mathrm{pH}}\ \mathrm{mol/L}$.

• Une solution d’urée ou de glucose est neutre, une solution de HCl est acide et une solution de NaOH est basique.

📖 4. Équilibre électrochimique des ions H+

★ À maîtriser

• À travers une membrane sélective à H+, la diffusion des protons depuis la solution la plus concentrée s’arrête lorsque la différence de potentiel électrochimique équilibre leur gradient de concentration.

Compléments

• La traversée des H+ crée une couche électrique double : la solution qui perd les protons devient négative et celle qui les reçoit devient positive.

📐 Formule - À l’équilibre des ions H+, la différence de potentiel électrique suit $V_1-V_2=\frac{RT}{zq_0}\log\left(\frac{[\mathrm{H}^+]_2}{[\mathrm{H}^+]_1}\right)$.

💡 Astuce mémo

La diffusion des H+ crée une séparation de charges, qui engendre une différence de potentiel.

📖 5. Titrage et pouvoir tampon

🔑 Notions clés & Définitions

• Pouvoir tampon : Le pouvoir tampon β est le nombre de moles d’acide fort ou de base forte qu’il faut ajouter à un litre de solution tampon pour faire varier son pH d’une unité.

★ À maîtriser

• Un titrage acido-basique suit la variation du pH lors de l’ajout progressif d’une solution acide ou basique et permet de doser l’espèce initiale grâce au point d’équivalence.

Compléments

• Au point d’équivalence d’un titrage entre acide fort et base forte, les quantités d’acide et de base neutralisées sont équivalentes et le pH est égal à 7.

• Le titrage d’un acide faible par une base forte présente une zone d’effet tampon autour du point de demi-équivalence.

• Le pouvoir tampon du sang total est de 21,6 mmol par unité de pH, contre 5,4 mmol par unité de pH pour le sang sans hématies.

📖 6. Valeurs et régulation du pH sanguin

★ À maîtriser

• À 37 °C, le pH artériel normal est de 7,40 ± 0,03 et le pH veineux est d’environ 7,35, avec une variabilité.

• Les variations de pH modifient la structure tertiaire et l’activité des protéines, enzymes et canaux membranaires sensibles au pH.

• Des pH plasmatiques inférieurs à 7 ou supérieurs à 7,8 sont incompatibles avec la vie, ce qui rend nécessaire la régulation du pH sanguin.

Compléments

• Le pH normal du liquide céphalorachidien est de 7,30, celui des urines varie de 4,5 à 7,5 et celui des cellules est d’environ 6,80, avec des variations selon les cellules.

• Le pH des sécrétions gastriques peut atteindre 1, le pH urinaire peut varier de 4,5 à 8,5 et le pH salivaire normal est de 7,2.

• Le pH intracellulaire est variable selon les tissus, proche de 7, et correspond à une concentration en H+ d’environ 100 nmol/L.

• L’acidose déprime le système nerveux central, tandis que l’alcalose entraîne une hyperexcitabilité neuronale.

📖 7. Tampons ouverts du sang

🔑 Notions clés & Définitions

• Substance tampon : Système physico-chimique qui amortit les variations de pH provoquées par l’ajout ou le retrait d’ions H+.

★ À maîtriser

📌 Dans un tampon fermé, la concentration totale [A] + [B] reste constante, tandis que dans un tampon ouvert, la concentration de A ou de B peut être rapidement modifiée par échange avec l’extérieur.

• Le système tampon carbonique est un tampon ouvert commun au plasma et au milieu interstitiel, fondé sur l’équilibre H2CO3 ⇌ HCO3− + H+.

Compléments

• Un système tampon est constitué d’un acide et de sa base conjuguée, par exemple CH3COOH et CH3COO− libéré par CH3COONa.

📐 Formule - Le pH d’un système tampon est donné par \mathrm{pH}=\mathrm{p}K+\log\left(\frac{[\mathrm{base}]}{[\mathrm{acide}]}}\right).

📐 Formule - Pour le système carbonique, $K=\frac{[\mathrm{HCO}_3^-][\mathrm{H}^+]}{[\mathrm{CO}_2]}=10^{-6{,}1}$.

📐 Formule - La loi d’Henry permet d’écrire [CO2] = a·Pco2 et l’équation du système carbonique devient $\mathrm{pH}=6{,}1+\log\left(\frac{[\mathrm{HCO}_3^-]}{a\,P_{\mathrm{CO}_2}}\right)$.

📖 8. Tampons fermés du sang

★ À maîtriser

• Les tampons fermés du sang sont plasmatiques, interstitiels et cellulaires, avec une présence particulièrement importante dans les érythrocytes.

• Dans un tampon fermé, HA se dissocie en H⁺ et A⁻ tandis que la concentration totale [HA] + [A⁻] reste constante.

📐 Formule - Le tampon hémoglobinique suit la relation $pH = pK_{Hb} + \log\frac{[Hb^-]}{[HbH]}$.

Compléments

• Le tampon phosphorique extracellulaire se trouve notamment au niveau osseux et comprend les couples H₃PO₄/H₂PO₄⁻ et H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻.

📐 Formule - À 37 °C, le tampon phosphorique vérifie $pH = 6{,}82 + \log\frac{[HPO_4^{2-}]}{[H_2PO_4^-]}$.

• À l’état normal, le rapport [HPO₄²⁻]/[H₂PO₄⁻] est approximativement égal à 4, ce qui correspond à un pH de 7,4.

📐 Formule - Le tampon protéique plasmatique suit la relation $pH = pK + \log\frac{[Prot^-]}{[ProtH]}$.

• La capacité tampon β du sang total est de 21,6 mmol par unité de pH, contre 5,4 mmol par unité de pH dans le sang sans hématies.

📖 9. Sources d’acides et de bases

★ À maîtriser

• L’ingestion et la production d’acides dépassent celles des bases, ce qui nécessite l’excrétion d’acides par l’organisme.

• Le CO₂ issu du métabolisme aérobie se combine à l’eau pour former H₂CO₃, qui se dissocie en H⁺ et HCO₃⁻.

• La production de H⁺ à partir de CO₂ et d’eau constitue la principale source d’acide et atteint environ 12 500 mEq de H⁺ par jour.

Compléments

• Les acides aminés, les acides gras et les produits du métabolisme anaérobie peuvent fournir des ions H⁺ après ionisation.

• Un choc cardiocirculatoire peut entraîner une accumulation d’acide lactique, tandis qu’un diabète décompensé peut provoquer une accumulation d’acides cétoniques et une acidose métabolique.

• La production d’acide carbonique à partir de CO₂ est lente, mais l’anhydrase carbonique peut la catalyser dans certaines cellules.

• Les apports alimentaires et métaboliques en bases sont limités, et quelques anions peuvent produire des ions HCO₃⁻.

• L’équilibre acido-basique repose principalement sur l’élimination de l’excès d’acides.

💡 Astuce mémo

CO₂ + H₂O → acide carbonique → H⁺

📖 10. Régulation de l’équilibre acido-basique

★ À maîtriser

• Les mécanismes de régulation sont :

  • les systèmes tampons
  • la ventilation
  • la régulation rénale de H⁺ et HCO₃⁻

• Les systèmes tampons interviennent en premier, la ventilation répond rapidement ensuite et les reins prennent en charge plus lentement les perturbations résiduelles du pH.

• Les reins régulent le pH en excrétant ou en réabsorbant H⁺ et en augmentant ou diminuant la réabsorption de HCO₃⁻.

Compléments

• L’augmentation de la ventilation peut prendre en charge près de 75 % des perturbations de l’équilibre acido-basique.

• Les reins prennent en charge les 25 % de compensation que les poumons n’ont pas effectués.

💡 Astuce mémo

Tampons d’abord, ventilation ensuite, reins en dernier

📖 11. Valeurs normales et troubles acido-basiques

★ À maîtriser

• Les valeurs normales sont une PCO₂ de 40 ± 3 mmHg, un pH artériel de 7,40 ± 0,02 et une concentration de HCO₃⁻ de 24 à 28 mmol/L.

📌 Une augmentation de [CO₂] correspond à une acidose respiratoire et une diminution de [CO₂] à une alcalose respiratoire, tandis qu’une augmentation de [HCO₃⁻] correspond à une alcalose métabolique et une diminution à une acidose métabolique.

Compléments

• Une PCO₂ supérieure à 42 mmHg correspond à une hypercapnie, tandis qu’une PCO₂ inférieure à 36 mmHg correspond à une hypocapnie.

📌 Un trouble respiratoire est une anomalie de la concentration de CO₂ dissous, égale à a·PCO₂, tandis qu’un trouble métabolique est une anomalie de la concentration en acides fixes.

💡 Astuce mémo

CO₂ en excès : trouble respiratoire ; HCO₃⁻ anormal : trouble métabolique

📖 12. Diagramme de Davenport et troubles purs

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour une solution contenant le tampon ouvert HCO₃⁻/CO₂, la relation de Henderson–Hasselbalch est $pH = 6{,}1 + \log_{10}\frac{[HCO_3^-]}{a\,PCO_2}$.

• Lors d’un trouble respiratoire pur, modifier le CO₂ dissous déplace l’état sur la courbe de titration, uniquement dans sa partie linéaire A–B compatible avec la vie.

Compléments

• Dans le diagramme de Davenport, le point N représente l’équilibre acido-basique normal, avec un pH, une concentration de bicarbonate et une PCO₂ normaux.

• Dans le diagramme de Davenport, les autres points que N correspondent à un trouble de l’équilibre acido-basique obtenu en faisant varier les acides fixes et/ou volatils.

📐 Formule - À PCO₂ constante et avec une concentration variable d’acides fixes, la relation permet d’écrire $[HCO_3^-] = a\,PCO_2\,10^{(pH-6{,}1)}$.

• Dans un trouble respiratoire pur, l’augmentation du CO₂ dissous augmente [HCO₃⁻] et diminue le pH par élévation de [H⁺].