Fiche de révision : Équilibre acido-basique et pH

📋 Plan du Cours

1. Autoprotolyse de l’eau et pH
2. Activité et solutions diluées
3. Dissociation électrolytique
4. Acides, bases et constante Ka
5. Calcul du pH des solutions
6. Solutions tampons
7. Tampons physiologiques
8. Désordres et compensations

📖 1. Autoprotolyse de l’eau et pH

🔑 Notions clés & Définitions

• pH : Le pH est estimé par l’activité des ions H₃O⁺ et les ions H₃O⁺ déterminent l’acidité de la solution.

📝 Points essentiels

• L’eau se dissocie par autoprotolyse en H⁺ et OH⁻, puis H⁺ se solvate rapidement en H₃O⁺, de sorte que H⁺ et H₃O⁺ désignent la même réalité en solution aqueuse.

• Dans l’eau pure à 25 °C, les concentrations de H₃O⁺ et de OH⁻ sont toutes deux égales à 10⁻⁷ mol/L.

📌 Une solution est neutre lorsque [H₃O⁺] = [OH⁻] et que son pH vaut 7 ; elle est acide lorsque H₃O⁺ est majoritaire et basique lorsque OH⁻ est majoritaire.

💡 Astuce mémo

H₃O⁺ majoritaire = acide ; OH⁻ majoritaire = basique

📖 2. Activité et solutions diluées

🔑 Notions clés & Définitions

• Activité : Sa fraction effective du soluté, aussi appelée molarité apparente.

★ À maîtriser

📌 Dans une solution aqueuse diluée où [H₃O⁺] < 10⁻² mol/L, les interactions entre solutés sont négligeables et l’activité de H₃O⁺ peut être approximée par sa concentration molaire.

Compléments

📌 Dans une solution réelle non diluée, les interactions entre solutés diminuent le potentiel chimique et rendent l’activité différente de la concentration.

💡 Astuce mémo

Solution réelle concentrée : activité ≠ concentration ; solution diluée : activité ≈ concentration

📖 3. Dissociation électrolytique

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrolyte : Une molécule qui se dissocie en ions en solution aqueuse.

★ À maîtriser

📌 Un électrolyte fort a un coefficient de dissociation α égal à 1, tandis qu’un électrolyte faible a un coefficient α inférieur à 1.

📌 Selon la loi d’Ostwald, une molécule est d’autant plus dissociée que la dilution est grande, car les ions éloignés se réassocient moins facilement.

Compléments

• L’eau est un dipôle permanent dont les charges partielles peuvent attirer une molécule et favoriser la rupture d’une liaison covalente si la force ionique est suffisante.

💡 Astuce mémo

Dilution accrue → ions plus éloignés → dissociation favorisée

📖 4. Acides, bases et constante Ka

🔑 Notions clés & Définitions

• Acide : Une substance capable de céder un H⁺ et d’augmenter la concentration en H⁺ en solution aqueuse.
• Base : Une substance capable de capter un H⁺ ou de libérer OH⁻, ce qui diminue la concentration en H⁺.
• Constante d’acidité : La constante, dépendante de la température, qui exprime le rapport des concentrations du couple acide/base à l’équilibre.

📝 Points essentiels

📌 Un couple acide/base réunit deux espèces conjuguées qui ne diffèrent que par un H⁺, et un acide très fort possède une base conjuguée très faible.

💡 Astuce mémo

Acide : cède H⁺ ; base : capte H⁺ ou libère OH⁻

📖 5. Calcul du pH des solutions

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour un acide fort suffisamment concentré, lorsque 10⁻⁵ < [H⁺] < 10⁻² M, le pH vérifie $pH = -\log(C)$.

📐 Formule — Pour un acide fort dilué avec [H⁺] < 10⁻⁵ M, le pH vérifie $pH = -\log([H⁺] + [H⁺]_{eau})$.

📐 Formule — Pour un acide faible suffisamment concentré, lorsque 10⁻⁵ < [H⁺] < 10⁻² M, le pH vérifie $pH = \frac{1}{2}(pKa - \log C)$.

📐 Formule — Pour une base forte suffisamment concentrée, lorsque 10⁻⁵ < [OH⁻] < 10⁻² M, le pH vérifie $pH = 14 + \log C$.

📐 Formule — Pour une base faible suffisamment concentrée, le pH vérifie $pH = 7 + \frac{1}{2}pKa + \frac{1}{2}pC$.

Compléments

• Les polyacides peuvent libérer plusieurs H⁺, et leurs fonctions acides faibles libèrent progressivement les H⁺ selon leurs pKa.

💡 Astuce mémo

Solution concentrée : eau négligeable ; solution diluée : autoprotolyse à considérer

📖 6. Solutions tampons

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution tampon : Contient les deux formes d’un couple acide/base en proportions proches et dont le pH varie peu lors de l’ajout de petites quantités d’acide ou de base ou lors d’une dilution.
• Pouvoir tampon : Le nombre de moles d’acide ou de base forte à ajouter à 1 L de solution pour faire varier son pH d’une unité.

★ À maîtriser

📐 Formule — Lorsque [A⁻] = [AH], le pH de la solution tampon est égal au pKa : $pH = pKa$.

📌 Le pouvoir tampon est maximal lorsque [A⁻] = [AH], c’est-à-dire lorsque pH = pKa, dans un mélange équimolaire d’acide et de base conjuguée.

Compléments

• La zone d’efficacité d’un tampon couvre environ trois unités de pH centrées sur le pKa, et la dilution diminue le pouvoir tampon sans modifier cette largeur.

• Lors de l’ajout d’acide à un tampon, A⁻ forme AH, tandis que lors de l’ajout de base, AH forme A⁻.

💡 Astuce mémo

[A⁻] = [AH] → pH = pKa → pouvoir tampon maximal

📖 7. Tampons physiologiques

★ À maîtriser

📌 Le tampon bicarbonate HCO₃⁻/CO₂, correspondant au couple H₂CO₃/ HCO₃⁻, est le principal tampon extracellulaire du sang et est essentiellement ouvert.

• Le tampon bicarbonate est ouvert car les poumons régulent le CO₂ et les reins régulent les HCO₃⁻.

Compléments

📌 Le tampon phosphate est essentiellement intracellulaire et fermé, tandis que les protéines intracellulaires et plasmatiques constituent également des tampons fermés.

💡 Astuce mémo

Bicarbonate : extracellulaire et ouvert ; phosphate : intracellulaire et fermé

📖 8. Désordres et compensations

★ À maîtriser

• La relation d’Henderson-Hasselbalch relie le pH du tampon bicarbonate à la pCO₂ régulée par les poumons et aux HCO₃⁻ régulés par les reins.

📌 Le pH artériel est normalement maintenu entre 7,35 et 7,45 ; un pH inférieur à 7,35 définit une acidose et un pH supérieur à 7,45 définit une alcalose.

• Une cause métabolique entraîne d’abord une compensation respiratoire, tandis qu’une cause respiratoire entraîne d’abord une compensation métabolique.

• L’acidose métabolique est compensée par une hyperventilation qui diminue la pCO₂, tandis que l’alcalose métabolique est compensée par une hypoventilation qui augmente la pCO₂.

• L’acidose respiratoire est compensée par une augmentation des HCO₃⁻ grâce à leur réabsorption rénale, tandis que l’alcalose respiratoire est compensée par leur diminution grâce à leur élimination rénale.

📌 La normalisation du pH indique un désordre compensé mais ne signifie pas une guérison, car l’anomalie primaire doit encore être corrigée.

Compléments

• Selon la loi de Henry, la concentration dissoute du CO₂ dépend de sa pression partielle et de son coefficient de solubilité, qui vaut 0,03 mmol/L/mmHg dans le plasma à 37 °C.

📌 La compensation respiratoire est rapide mais limitée, tandis que la compensation métabolique est lente mais importante en capacité.

💡 Astuce mémo

Cause métabolique → compensation respiratoire ; cause respiratoire → compensation métabolique

📊 Tableaux de synthèse

Tampons de l’organisme