QCM : pH et équilibre acido-basique — 34 questions

Questions et réponses du QCM

1. Que produit l’autoprotolyse de deux molécules d’eau ?

Un ion oxonium et un ion hydroxyde
Un ion hydrogène et un ion chlorure
Deux ions oxonium et une molécule d’eau
Deux ions hydroxyde et une molécule d’eau

Un ion oxonium et un ion hydroxyde

Explication

L’autoprotolyse de l’eau forme simultanément un ion oxonium H3O+H_3O^+ et un ion hydroxyde OH−OH^-. Elle ne produit pas d’ion chlorure, qui provient notamment de la dissociation de composés contenant du chlore.

2. À 25 °C, quelle relation exprime le produit ionique de l’eau ?

Ke=[H3O+][OH−]=10−7K_e=[H_3O^+][OH^-]=10^{-7}
Ke=[H3O+]+[OH−]=10−14K_e=[H_3O^+]+[OH^-]=10^{-14}
Ke=[H3O+][OH−]=10−14K_e=[H_3O^+][OH^-]=10^{-14}
Ke=[H3O+][OH−]=10−14K_e=\frac{[H_3O^+]}{[OH^-]}=10^{-14}

$$K_e=[H_3O^+][OH^-]=10^{-14}$$

Explication

À 25 °C, le produit des concentrations molaires de H3O+H_3O^+ et de OH−OH^- vaut 10−1410^{-14}. Il s’agit d’un produit et non d’une somme ou d’un quotient.

3. Quelles sont les concentrations des ions oxonium et hydroxyde dans l’eau pure à 25 °C ?

[H3O+]=10−7 mol L−1[H_3O^+]=10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}} et [OH−]=10−14 mol L−1[OH^-]=10^{-14}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
[H3O+]=[OH−]=10−7 mol L−1[H_3O^+]=[OH^-]=10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
[H3O+]=[OH−]=10−1 mol L−1[H_3O^+]=[OH^-]=10^{-1}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}
[H3O+]=10−14 mol L−1[H_3O^+]=10^{-14}\ \mathrm{mol\,L^{-1}} et [OH−]=1 mol L−1[OH^-]=1\ \mathrm{mol\,L^{-1}}

$$[H_3O^+]=[OH^-]=10^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$$

Explication

Dans l’eau pure à 25 °C, les deux concentrations sont égales et valent chacune 10−7 mol L−110^{-7}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. L’égalité des concentrations traduit ici la neutralité, et non une acidité.

4. Une solution présente [H3O+]=2,0×10−6 mol L−1[H_3O^+]=2,0\times10^{-6}\ \mathrm{mol\,L^{-1}} et [OH−]=5,0×10−9 mol L−1[OH^-]=5,0\times10^{-9}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. Comment est-elle caractérisée ?

Elle est basique
Elle est acide
Elle est dépourvue d’ions
Elle est neutre

Elle est acide

Explication

La solution est acide car sa concentration en ions oxonium est supérieure à celle des ions hydroxyde. Une solution neutre aurait des concentrations égales, tandis qu’une solution basique présenterait davantage d’ions hydroxyde.

5. Quelle définition correspond à un électrolyte en solution aqueuse ?

Une molécule qui transforme l’eau en solvant organique
Une molécule qui précipite sans former d’ions
Une molécule qui se dissocie en ions
Une molécule qui reste intacte dans l’eau

Une molécule qui se dissocie en ions

Explication

Un électrolyte est une molécule qui se dissocie en ions lorsqu’elle est mise en solution aqueuse. Le saccharose et le glucose illustrent au contraire des substances non électrolytes.

6. Comment définit-on le coefficient de dissociation α\alpha d’une espèce en solution ?

Le rapport entre les ions positifs et les ions négatifs
Le rapport entre les molécules dissociées et les molécules totales
La somme des concentrations de toutes les molécules présentes
La différence entre les molécules initiales et les molécules restantes

Le rapport entre les molécules dissociées et les molécules totales

Explication

Le coefficient α\alpha est le quotient du nombre de molécules dissociées par le nombre total de molécules. Il mesure donc la fraction de l’espèce initiale qui s’est transformée en ions.

7. Quelle comparaison décrit correctement la dissociation de HCl et de l’acide acétique dans l’eau ?

HCl se dissocie complètement, tandis que l’acide acétique se dissocie partiellement
HCl se dissocie partiellement, tandis que l’acide acétique se dissocie complètement
Les deux substances se dissocient complètement en ions identiques
Les deux substances se dissocient partiellement avec la même intensité

HCl se dissocie complètement, tandis que l’acide acétique se dissocie partiellement

Explication

HCl est un électrolyte fort, car il se dissocie complètement en H+H^+ et Cl−Cl^-, alors que l’acide acétique est un électrolyte faible. La dissociation partielle de l’acide acétique constitue la distinction essentielle entre les deux substances.

8. Quelle propriété caractérise un acide selon sa définition protonique ?

Il peut céder un proton H+H^+
Il peut libérer un ion OH−OH^-
Il peut diminuer la concentration en H+H^+
Il peut capter un proton H+H^+

Il peut céder un proton $$H^+$$

Explication

Un acide est une substance capable de céder un proton H+H^+, ce qui augmente la concentration en ions hydrogène de la solution. La capture d’un proton ou la libération d’un ion hydroxyde caractérise plutôt une base.

9. Quelle action permet à une base de diminuer la concentration en ions hydrogène d’une solution ?

Céder un proton H+H^+ et produire davantage de H3O+H_3O^+
Se dissocier en ions H+H^+ et Cl−Cl^-
Capter un proton H+H^+ ou libérer un ion OH−OH^-
Transformer les ions hydrogène en molécules d’acide

Capter un proton $$H^+$$ ou libérer un ion $$OH^-$$

Explication

Une base diminue la concentration en ions hydrogène en captant un proton ou en libérant des ions hydroxyde. La cession d’un proton est au contraire le comportement caractéristique d’un acide.

10. Dans le couple acide-base conjugué associé à HCl, quelle est la base conjuguée ?

Cl−Cl^-
OH−OH^-
H3O+H_3O^+
ClO−ClO^-

$$Cl^-$$

Explication

La base conjuguée de HCl est Cl−Cl^-, car elle correspond à l’acide après perte d’un proton. ClO−ClO^- est la base conjuguée de l’acide hypochloreux ClOHClOH, et non de HCl.

11. Pour la réaction AH+H2O⇌A−+H3O+AH+H_2O\rightleftharpoons A^-+H_3O^+, quelle expression donne la constante d’acidité ?

Ka=[AH][H3O+][A−]K_a=\frac{[AH]}{[H_3O^+][A^-]}
Ka=[H3O+][A−][AH]K_a=\frac{[H_3O^+][A^-]}{[AH]}
Ka=[H3O+][AH][A−]K_a=\frac{[H_3O^+][AH]}{[A^-]}
Ka=[H3O+]+[A−]−[AH]K_a=[H_3O^+]+[A^-]-[AH]

$$K_a=\frac{[H_3O^+][A^-]}{[AH]}$$

Explication

Pour cette dissociation, KaK_a est le rapport entre le produit des concentrations des espèces formées et la concentration de l’acide restant. Le logarithme décimal intervient ensuite dans la définition pKa=−log⁡KapK_a=-\log K_a.

12. Quelle relation permet de calculer la concentration en ions oxonium à partir du pH d’une solution aqueuse ?

[H3O+]=10pH[H_3O^+]=10^{pH}
[H3O+]=10−pH[H_3O^+]=10^{-pH}
[H3O+]=pH10[H_3O^+]=\frac{pH}{10}
[H3O+]=−log⁡(pH)[H_3O^+]=-\log(pH)

$$[H_3O^+]=10^{-pH}$$

Explication

La concentration en ions oxonium est obtenue par inversion de la relation logarithmique définissant le pH. Une valeur de pH élevée correspond donc à une concentration en ions oxonium plus faible, et non plus grande.

13. Une solution contient un acide fort suffisamment concentré à la concentration molaire C=1,0×10−3 mol L−1C=1{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. Quelle approximation donne son pH ?

pH=14+log⁡(10−3)pH=14+\log(10^{-3})
pH=3,0pH=3{,}0
pH=12(pKa+3,0)pH=\frac{1}{2}(pK_a+3{,}0)
pH=11,0pH=11{,}0

$$pH=3{,}0$$

Explication

Pour un acide fort suffisamment concentré, on utilise pH=−log⁡CpH=-\log C, ce qui donne ici pH=3,0pH=3{,}0. L’expression faisant intervenir pKapK_a concerne un acide faible, tandis que la dernière expression correspond au calcul d’une base forte.

14. Pourquoi l’autoprotolyse de l’eau doit-elle être prise en compte pour un acide fort très dilué ?

Parce que l’acide fort se transforme alors en acide faible dans l’eau
Parce que la dilution empêche toute formation d’ions oxonium par l’acide
Parce que la constante d’acidité de l’acide devient égale à celle de l’eau
Parce que les ions produits par l’eau deviennent comparables aux ions fournis par l’acide

Parce que les ions produits par l’eau deviennent comparables aux ions fournis par l’acide

Explication

Lorsque la concentration d’ions oxonium apportés par l’acide est inférieure à environ 10−5 mol L−110^{-5}\ \mathrm{mol\,L^{-1}}, les ions issus de l’eau ne sont plus négligeables. L’acide ne change pas pour autant de nature et sa constante d’acidité ne devient pas celle de l’eau.

15. Pour un acide faible suffisamment concentré, comment exprime-t-on approximativement le pH en fonction de pKapK_a et de la concentration CC ?

pH=14+log⁡CpH=14+\log C
pH=12(pKa+log⁡C)pH=\frac{1}{2}(pK_a+\log C)
pH=12(pKa−log⁡C)pH=\frac{1}{2}(pK_a-\log C)
pH=pKa+log⁡CpH=pK_a+\log C

$$pH=\frac{1}{2}(pK_a-\log C)$$

Explication

L’approximation pour un acide faible suffisamment concentré est pH=12(pKa−log⁡C)pH=\frac{1}{2}(pK_a-\log C). La relation pH=14+log⁡CpH=14+\log C s’applique à une base forte à 25 °C, et non à un acide faible.

16. Un couple tampon AH/A− possède pKa=4,8pK_a=4{,}8 et vérifie [A−]=[AH][A^-]=[AH]. Quel est le pH de la solution ?

pH=4,8pH=4{,}8
pH=2,4pH=2{,}4
pH=14−4,8pH=14-4{,}8
pH=9,2pH=9{,}2

$$pH=4{,}8$$

Explication

Dans l’équation de Henderson-Hasselbalch, le rapport [A−]/[AH][A^-]/[AH] vaut alors 1 et son logarithme vaut zéro. Le pH est donc égal à pKapK_a, tandis que la dernière valeur correspondrait à une relation avec le produit ionique de l’eau.

17. Quelle propriété caractérise une solution tampon ?

Son pH reste égal à 7 après toute dilution de la solution
Son pH varie peu après de petites additions d’acide ou de base
Sa concentration en ions oxonium augmente fortement après chaque ajout
Son pH est fixé par la présence d’un acide fort totalement dissocié

Son pH varie peu après de petites additions d’acide ou de base

Explication

Une solution tampon s’oppose aux variations importantes de pH lors de petites additions d’acide ou de base et lors d’une dilution. Elle n’a pas nécessairement un pH égal à 7 et ne repose pas obligatoirement sur un acide fort.

18. Que se produit-il principalement lorsqu’un acide est ajouté à un tampon AH/A− ?

A− se transforme en une base forte qui augmente fortement le pH
AH libère des ions oxonium pour former A−
A− consomme les ions oxonium pour former AH
L’eau neutralise l’acide sans intervention du couple tampon

A− consomme les ions oxonium pour former AH

Explication

La base conjuguée A− réagit avec les ions oxonium ajoutés et forme AH, ce qui limite la variation du rapport entre les deux formes et donc du pH. AH ne libère pas ces ions dans cette réaction de neutralisation de l’acide ajouté.

19. À quelle condition le pouvoir tampon β d’un couple AH/A− est-il maximal ?

Lorsque [A−]=10[AH][A^-]=10[AH] et donc pH=pKa−1pH=pK_a-1
Lorsque [A−]=0[A^-]=0 et donc pH=pKapH=pK_a
Lorsque [A−]=[AH][A^-]=[AH] et donc pH=pKapH=pK_a
Lorsque [AH]=0[AH]=0 et donc pH=14pH=14

Lorsque $$[A^-]=[AH]$$ et donc $$pH=pK_a$$

Explication

Le pouvoir tampon atteint son maximum lorsque les deux formes du couple sont présentes en concentrations égales, situation qui donne pH=pKapH=pK_a. Une forme absente réduit la capacité de neutraliser l’acide ou la base ajouté.

20. Quel ensemble regroupe les principaux systèmes tampons de l’organisme ?

Les tampons chlorure-sodium, sulfate et glucose
Les tampons acide lactique, urée et calcium
Les tampons ammonium, nitrate et magnésium
Les tampons bicarbonate-acide carbonique, phosphate et protéiques

Les tampons bicarbonate-acide carbonique, phosphate et protéiques

Explication

Les principaux tampons de l’organisme sont le système bicarbonate-acide carbonique, le système phosphate et les protéines intracellulaires ou plasmatiques. Le tampon bicarbonate est principalement extracellulaire, alors que le phosphate est essentiellement intracellulaire.

21. Quelle distinction décrit correctement les tampons bicarbonate-acide carbonique, phosphate et protéiques de l’organisme ?

Les trois systèmes sont ouverts et principalement extracellulaires dans l’organisme
Les trois systèmes sont fermés et principalement intracellulaires dans l’organisme
Le tampon bicarbonate est fermé et intracellulaire, tandis que les tampons phosphate et protéiques sont ouverts
Le tampon bicarbonate est ouvert et extracellulaire, tandis que les tampons phosphate et protéiques sont fermés

Le tampon bicarbonate est ouvert et extracellulaire, tandis que les tampons phosphate et protéiques sont fermés

Explication

Le système bicarbonate-acide carbonique est un tampon ouvert essentiellement extracellulaire, tandis que les systèmes phosphate et protéiques sont des tampons fermés. Confondre leur caractère ouvert ou leur localisation inverse ces deux principales différences physiologiques.

22. À 37 °C, quelle équation exprime la relation entre le pH du tampon bicarbonate-acide carbonique et ses concentrations ?

pH=log⁡([HCO3−]+[CO2]dissous)pH=\log\left([HCO_3^-]+[CO_2]_{dissous}\right)
pH=pKa+log⁡[CO2]dissous[HCO3−]pH=pK_a+\log\frac{[CO_2]_{dissous}}{[HCO_3^-]}
pH=pKa+[HCO3−][CO2]dissouspH=pK_a+\frac{[HCO_3^-]}{[CO_2]_{dissous}}
pH=pKa+log⁡[HCO3−][CO2]dissouspH=pK_a+\log\frac{[HCO_3^-]}{[CO_2]_{dissous}}

$$pH=pK_a+\log\frac{[HCO_3^-]}{[CO_2]_{dissous}}$$

Explication

Le pH dépend du logarithme du rapport entre la concentration de bicarbonates et celle du CO2 dissous, ajouté au pKa. Inverser ce rapport ou supprimer le logarithme ne correspond pas à la relation d’Henderson-Hasselbalch.

23. Un plasma présente une pression partielle de CO2 de 40 mmHg à 37 °C. Quelle concentration de CO2 dissous faut-il calculer selon la loi de Henry ?

40,03 mmol/L40,03\ \mathrm{mmol/L}
13,3 mmol/L13,3\ \mathrm{mmol/L}
1,2 mmol/L1,2\ \mathrm{mmol/L}
0,75 mmol/L0,75\ \mathrm{mmol/L}

$$1,2\ \mathrm{mmol/L}$$

Explication

La loi de Henry donne [CO2]dissous=PCO2sCO2=40×0,03=1,2 mmol/L[CO_2]_{dissous}=P_{CO_2}s_{CO_2}=40\times0,03=1,2\ \mathrm{mmol/L}. La pression partielle ne représente donc pas directement la concentration dissoute.

24. Quelle forme de l’équation d’Henderson-Hasselbalch est utilisée pour le plasma à 37 °C ?

pH=pKa+log⁡[HCO3−]0,03×PCO2pH=pK_a+\log\frac{[HCO_3^-]}{0,03\times P_{CO_2}}
pH=pKa+[HCO3−]0,03+PCO2pH=pK_a+\frac{[HCO_3^-]}{0,03+P_{CO_2}}
pH=pKa+log⁡0,03×PCO2[HCO3−]pH=pK_a+\log\frac{0,03\times P_{CO_2}}{[HCO_3^-]}
pH=pKa+log⁡([HCO3−]+0,03×PCO2)pH=pK_a+\log\left([HCO_3^-]+0,03\times P_{CO_2}\right)

$$pH=pK_a+\log\frac{[HCO_3^-]}{0,03\times P_{CO_2}}$$

Explication

Dans le plasma, la concentration de CO2 dissous est remplacée par 0,03×PCO20,03\times P_{CO_2}, ce qui donne cette forme de l’équation. Le coefficient de solubilité appartient donc au dénominateur avec la pression partielle.

25. Quelle valeur correspond à l’intervalle normal du pH artériel ?

De 7,00 à 7,20
De 7,50 à 7,70
De 7,35 à 7,45
De 6,80 à 7,00

De 7,35 à 7,45

Explication

Le pH artériel normal se situe entre 7,35 et 7,45. Les autres intervalles sont soit trop acides, soit trop alcalins par rapport à cette plage physiologique.

26. Quelle distinction permet d’identifier correctement une acidose métabolique et une acidose respiratoire ?

La première augmente les bicarbonates, tandis que la seconde diminue la PCO2P_{CO_2}.
La première diminue les bicarbonates, tandis que la seconde augmente la PCO2P_{CO_2}.
La première augmente la PCO2P_{CO_2}, tandis que la seconde diminue les bicarbonates.
La première diminue la PCO2P_{CO_2}, tandis que la seconde augmente les bicarbonates.

La première diminue les bicarbonates, tandis que la seconde augmente la $$P_{CO_2}$$.

Explication

L’acidose métabolique est liée à une diminution des bicarbonates, alors que l’acidose respiratoire résulte d’une élévation de la PCO2P_{CO_2}. Les autres associations inversent les paramètres caractéristiques ou décrivent des alcaloses.

27. Quelle association décrit correctement une alcalose métabolique et une alcalose respiratoire ?

L’alcalose métabolique diminue les bicarbonates, tandis que l’alcalose respiratoire augmente la PCO2P_{CO_2}.
L’alcalose métabolique augmente les bicarbonates, tandis que l’alcalose respiratoire diminue la PCO2P_{CO_2}.
L’alcalose métabolique augmente la PCO2P_{CO_2}, tandis que l’alcalose respiratoire augmente les bicarbonates.
L’alcalose métabolique diminue la PCO2P_{CO_2}, tandis que l’alcalose respiratoire diminue les bicarbonates.

L’alcalose métabolique augmente les bicarbonates, tandis que l’alcalose respiratoire diminue la $$P_{CO_2}$$.

Explication

Une alcalose métabolique correspond à une augmentation des bicarbonates, tandis qu’une alcalose respiratoire correspond à une diminution de la PCO2P_{CO_2}. Une baisse des bicarbonates caractérise plutôt une acidose métabolique.

28. Comment le rein compense-t-il une acidose respiratoire provoquée par une augmentation de la PCO2P_{CO_2} ?

Il diminue la réabsorption du CO2 dissous.
Il augmente l’élimination des bicarbonates.
Il réduit l’élimination pulmonaire des bicarbonates.
Il augmente la réabsorption des bicarbonates.

Il augmente la réabsorption des bicarbonates.

Explication

Lors d’une acidose respiratoire, le rein réabsorbe davantage de bicarbonates afin de contribuer au rétablissement du pH. Leur élimination rénale correspond plutôt à la compensation d’une alcalose respiratoire.

29. Quelle réponse rénale compense une alcalose respiratoire due à une diminution de la PCO2P_{CO_2} ?

Une diminution de l’excrétion rénale des acides.
Une augmentation de la réabsorption des bicarbonates.
Une augmentation de l’élimination des bicarbonates.
Une augmentation de la production métabolique de CO2.

Une augmentation de l’élimination des bicarbonates.

Explication

L’alcalose respiratoire est compensée par l’élimination rénale accrue des bicarbonates, ce qui réduit la composante alcaline. Une réabsorption accrue des bicarbonates serait adaptée à une acidose respiratoire.

30. Quel mécanisme compense rapidement une acidose métabolique caractérisée par une diminution des bicarbonates ?

Une réabsorption pulmonaire accrue des bicarbonates.
Une hyperventilation qui diminue la PCO2P_{CO_2}.
Une hypoventilation qui augmente la PCO2P_{CO_2}.
Une diminution de la ventilation qui conserve le CO2.

Une hyperventilation qui diminue la $$P_{CO_2}$$.

Explication

L’hyperventilation élimine du CO2 et diminue la PCO2P_{CO_2}, ce qui contribue à compenser la baisse des bicarbonates. L’hypoventilation augmenterait la charge acide respiratoire et aggraverait l’acidose.

31. Quelle comparaison décrit correctement les vitesses et les limites des compensations acido-basiques ?

Les deux compensations sont rapides et présentent une amplitude comparable.
La compensation respiratoire est lente mais importante, tandis que la compensation métabolique est rapide et fortement limitée.
La compensation respiratoire est limitée par les bicarbonates, tandis que la compensation métabolique dépend immédiatement de la ventilation.
La compensation respiratoire est rapide mais limitée, tandis que la compensation métabolique est plus lente et relativement importante.

La compensation respiratoire est rapide mais limitée, tandis que la compensation métabolique est plus lente et relativement importante.

Explication

La réponse respiratoire agit rapidement, mais son amplitude doit rester compatible avec l’oxygénation; la réponse métabolique est plus lente, tout en pouvant être relativement importante. Les autres propositions inversent les vitesses ou les mécanismes de limitation.

32. Quelle démarche permet d’interpréter correctement un bilan acido-basique ?

Identifier la valeur la plus éloignée de la normale, négliger le pH, puis rechercher une anomalie associée
Examiner le pH, identifier l’anomalie primaire grâce à la PCO2 ou aux bicarbonates, puis évaluer la compensation
Évaluer la compensation, déterminer l’anomalie primaire grâce au pH, puis examiner la PCO2 et les bicarbonates
Comparer la glycémie aux bicarbonates, rechercher une cause clinique, puis conclure sur la compensation

Examiner le pH, identifier l’anomalie primaire grâce à la PCO2 ou aux bicarbonates, puis évaluer la compensation

Explication

L’interprétation suit une séquence logique : le pH est examiné en premier, puis l’anomalie primaire est identifiée à partir de la PCO2 ou des bicarbonates avant d’évaluer la compensation. Commencer par la compensation ou négliger le pH inverse cette démarche et peut conduire à une mauvaise classification.

33. Comment distingue-t-on un désordre acido-basique compensé d’un désordre partiellement compensé ?

Le désordre compensé normalise le pH, tandis que le désordre partiellement compensé laisse le pH anormal
Le désordre compensé normalise les bicarbonates, tandis que le désordre partiellement compensé normalise la PCO2
Le désordre compensé laisse le pH anormal, tandis que le désordre partiellement compensé normalise le pH
Le désordre compensé associe une anomalie respiratoire, tandis que le désordre partiellement compensé associe une anomalie métabolique

Le désordre compensé normalise le pH, tandis que le désordre partiellement compensé laisse le pH anormal

Explication

La compensation est complète lorsque le pH revient à la normale, alors qu’elle reste partielle lorsque le pH demeure anormal. La normalisation des bicarbonates ou de la PCO2 ne suffit pas, à elle seule, à définir ces deux situations.

34. Chez Corentin, comment interpréter un pH de 7,14, des bicarbonates à 4,3 mmol/L et une PCO2 à 13 mmHg dans un contexte de diabète avec une glycémie à 18 mmol/L ?

Il s’agit d’une alcalose respiratoire avec compensation métabolique par diminution des bicarbonates
Il s’agit d’une alcalose métabolique avec compensation respiratoire par hypoventilation
Il s’agit d’une acidose métabolique avec compensation respiratoire par hyperventilation
Il s’agit d’une acidose respiratoire avec compensation métabolique par rétention de bicarbonates

Il s’agit d’une acidose métabolique avec compensation respiratoire par hyperventilation

Explication

Le pH très bas et les bicarbonates très diminués indiquent une acidose métabolique, tandis que la PCO2 basse traduit une hyperventilation compensatrice. Interpréter la PCO2 basse comme l’anomalie primaire ferait confondre la réponse respiratoire avec le trouble métabolique initial.

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Qu'est-ce que l'autoprotolyse de l'eau ?

La dissociation de deux molécules d'eau en H3O+ et OH−.

Quelle est l'expression du produit ionique de l'eau à 25 °C ?

Ke=[H3O+][OH−]=10−14K_e = [H_3O^+] [OH^-] = 10^{-14}.

Quelle est la concentration en H3O+ dans l'eau pure à 25 °C ?

Elle est égale à 10−7mol/L10^{-7} mol/L.

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