QCM : Équilibre acido-basique (32 questions)

Explication

L’équilibre acido-basique, aussi appelé homéostasie dans cette définition, régule le pH plasmatique. La ventilation concerne les échanges gazeux, la filtration décrit une fonction rénale et la thermorégulation concerne la température.

Explication

La concentration artérielle en H+ est très faible, à 0,00004 mEq/L, comparée à environ 135 mEq/L de Na+ et 5 mmol/L de K+. Les autres propositions intervertissent les valeurs caractéristiques de ces ions.

Explication

Un acide de Brønsted est une espèce capable de libérer un proton H+. La base est l’accepteur de proton, la base conjuguée est formée après la cession, et une charge ne suffit pas à déterminer le rôle.

Explication

Une base de Brønsted capte un proton H+. L’acide donne le proton, l’acide conjugué résulte de la capture, et la charge seule ne définit pas une base.

Explication

Dans un couple acide-base conjugué, l’acide et la base se distinguent par la présence ou l’absence d’un seul proton H+. Une différence d’électron ou d’ion hydroxyle ne caractérise pas ce couple.

Explication

Un ampholyte peut se comporter comme un acide ou comme une base selon le milieu, donc donner ou capter H+. Un acide donneur et une base accepteur ne désignent chacun qu’un seul de ces rôles.

Explication

Le pH caractérise la concentration en ions H+ libres, selon la relation $\mathrm{pH}=-\log[\mathrm{H}^+]$. La concentration totale en ions ne désigne pas spécifiquement H+, les ions OH− sont une autre espèce, et le volume n’est pas la grandeur mesurée.

Explication

Une solution est acide lorsque son pH est inférieur à 7; 6,6 se situe sous ce seuil. La neutralité correspond à pH 7, tandis qu’une solution basique a un pH supérieur à 7.

Explication

Le pH plasmatique normal au repos varie de 7,38 à 7,42, et le pH extracellulaire de référence est d’environ 7,40. La valeur 7,00 caractérise l’eau pure neutre, 7,38 est la limite basse de l’intervalle, et 40 nmol/L—not 40 mmol/L—est la concentration de H+ approximative associée.

Explication

L’urée est donnée comme exemple de solution neutre, HCl comme solution acide et NaOH comme solution basique. Les autres classements inversent ou déplacent ces caractéristiques entre les trois substances.

Explication

La diffusion des H+ s’arrête lorsque la différence de potentiel électrochimique équilibre leur gradient de concentration; les deux concentrations n’ont pas à devenir identiques. L’égalisation des concentrations confond équilibre électrochimique et équilibre de concentration, le passage d’autres ions ne constitue pas le mécanisme décrit, et la différence de potentiel intervient dans l’équilibre.

Explication

La perte de protons rend négative la solution qui les cède, tandis que leur arrivée rend positive la solution qui les reçoit. Inverser les signes confond donneur et receveur; attribuer le même signe aux deux compartiments ne respecte pas le transfert de charges décrit.

Explication

Le titrage suit la variation du pH lors de l’ajout progressif d’une solution et le point d’équivalence permet de doser l’espèce initiale. Le début de l’ajout, le pH initial ou un pH final quelconque ne repèrent pas cette équivalence.

Explication

Le pouvoir tampon β correspond au nombre de moles d’acide fort ou de base forte à ajouter à un litre de solution tampon pour faire varier le pH d’une unité. Le volume seul, la variation de pH par mole ou une quantité rapportée à dix litres ne sont pas la définition de β.

Explication

Le pH artériel normal à 37 °C est de 7,40 ± 0,03, donc 7,42 est dans la plage; le pH veineux est d’environ 7,35 avec une variabilité. La plage artérielle ne s’applique pas au veineux, et l’ordre des valeurs est ici cohérent.

Explication

Les variations de pH peuvent modifier la structure tertiaire des protéines et, par conséquent, leur activité; les enzymes et les canaux sensibles au pH sont concernés. Une modification de séquence, de quantité ou de localisation n’est pas le mécanisme indiqué.

Explication

Un pH plasmatique supérieur à 7,8 est incompatible avec la vie, ce qui rend indispensable la régulation du pH sanguin. La plage artérielle normale est proche de 7,40, et le seuil inférieur à 7 concerne l’acidémie, non cette valeur élevée.

Explication

Un tampon ouvert se distingue par la possibilité de modifier rapidement la concentration de A ou de B grâce à un échange avec l’extérieur. La concentration totale constante relève du tampon fermé, et la dissociation acide-base n’établit pas à elle seule un échange extérieur.

Explication

Le tampon carbonique, commun au plasma et au milieu interstitiel, repose sur l’équilibre entre l’acide carbonique, le bicarbonate et les ions H⁺. Le couple phosphorique est associé notamment au tissu osseux, tandis que l’hémoglobine est un tampon fermé érythrocytaire.

Explication

Les tampons fermés sont présents dans les compartiments plasmatiques, interstitiels et cellulaires, particulièrement dans les érythrocytes. Le système carbonique est un tampon ouvert, et le tissu osseux est notamment un site du tampon phosphorique.

Explication

Dans un tampon fermé, HA se dissocie en H⁺ et A⁻, mais la somme $[\mathrm{HA}] + [\mathrm{A^-}]$ reste constante. Une modification par échange extérieur caractérise un tampon ouvert, et la concentration totale comprend les deux formes.

Explication

Le tampon hémoglobinique suit la relation de Henderson-Hasselbalch avec le rapport de la forme basique $[\mathrm{Hb^-}]$ à la forme acide $[\mathrm{HbH}]$. Inverser ce rapport change l’expression, tandis que les constantes 6,82 et 6,1 correspondent respectivement aux tampons phosphorique et carbonique.

Explication

L’ingestion et la production d’acides sont supérieures aux apports en bases, d’où la nécessité d’éliminer l’excès d’acides. L’excès de bases inverse le bilan, l’égalité des apports l’annule, et une production accrue de bases ne justifie pas cette excrétion.

Explication

Le CO₂ métabolique se combine à l’eau pour former l’acide carbonique, lequel se dissocie en H⁺ et HCO₃⁻. L’option sur les réactifs inversés confond le sens de la réaction, celle sur le bicarbonate confond les espèces, et celle sur le métabolisme anaérobie attribue le processus au mauvais métabolisme.

Explication

La production de H⁺ issue du CO₂ et de l’eau constitue la principale source d’acide et atteint environ 12 500 mEq par jour. 1 250 mEq réduit la valeur d’un facteur dix, 125 000 mEq l’augmente d’un facteur dix, et la valeur horaire change l’unité de temps.

Explication

L’équilibre acido-basique repose sur les systèmes tampons, la ventilation et la régulation rénale de H⁺ et HCO₃⁻. Le métabolisme anaérobie n’est pas l’un des trois mécanismes, la régulation digestive substitue un autre système au rôle rénal, et l’omission des tampons laisse la liste incomplète.

Explication

Les tampons constituent la première ligne de défense, la ventilation répond rapidement ensuite, et les reins corrigent plus lentement les perturbations résiduelles. Commencer par les reins inverse leur rapidité relative; placer la ventilation avant les tampons inverse la chronologie; faire intervenir les reins rapidement leur attribue le mauvais délai.

Explication

Les reins régulent le pH en ajustant l’excrétion ou la réabsorption de H⁺ et le degré de réabsorption de HCO₃⁻. Modifier la ventilation relève des poumons, produire ou détruire directement le bicarbonate ne décrit pas le mécanisme indiqué, et l’excrétion de bicarbonate ne remplace pas l’ajustement de sa réabsorption.

Explication

Les repères normaux 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. L’intervalle de pH ± 0,03 reprend une autre valeur indiquée pour le pH dans un contexte distinct, la PCO₂ ± 2 modifie l’intervalle normal, et le bicarbonate s’exprime en mmol/L plutôt qu’en mmHg.

Explication

Une hausse de CO₂ correspond à une acidose respiratoire, tandis qu’une baisse de HCO₃⁻ correspond à une acidose métabolique. L’alcalose respiratoire correspond au CO₂ diminué, l’alcalose métabolique au bicarbonate augmenté, et les deux anomalies relèvent de catégories différentes.

Explication

La relation de Henderson–Hasselbalch exprime le pH comme 6,1 plus le logarithme décimal du rapport entre la concentration de bicarbonate et le CO₂ dissous, égal à a·PCO₂. Le rapport inversé échange acide et base, l’expression sans a omet le facteur de conversion, et le rapport direct supprime le logarithme.

Explication

Un trouble respiratoire pur modifie le CO₂ dissous et déplace l’état sur la courbe de titration, dans sa partie linéaire A–B compatible avec la vie. La totalité de la courbe dépasse cette zone, une PCO₂ constante ne décrit pas le changement respiratoire, et la variation des acides fixes caractérise le trouble métabolique pur.