QCM : Bases de l’hémodynamique — 63 questions

Explication

Un fluide est un milieu continu formé de molécules mobiles et déformables, capable de s’écouler sans forme propre. Un milieu rigide qui conserve sa forme correspond plutôt à un solide.

Explication

Un fluide parfait est défini par une viscosité nulle, tandis qu’un fluide réel possède une viscosité qui engendre des frottements et une dissipation d’énergie. La dissipation est donc associée au fluide réel, et non au fluide parfait.

Explication

Dans un fluide incompressible au repos, la pression augmente avec la profondeur et vérifie $P+\rho gh=\text{constante}$. L’idée d’une pression identique à toutes les profondeurs contredit l’effet du poids du fluide situé au-dessus.

Explication

La pression se calcule par $P=\frac{F}{S}$, donc $P=\frac{20}{4}=5\,\mathrm{Pa}$. Multiplier la force par la surface donnerait une grandeur différente de la pression.

Explication

La pression artérielle est maximale pendant la systole, qui correspond à la contraction cardiaque. La diastole correspond au relâchement et à une pression artérielle plus faible.

Explication

La formule $PAM=\frac{PAS+2\times PAD}{3}$ donne $\frac{130+2\times80}{3}=96\,\mathrm{mmHg}$. La moyenne arithmétique des deux valeurs, soit $105\,\mathrm{mmHg}$, ne tient pas compte de la pondération de la pression diastolique.

Explication

En position debout, la pression augmente vers les pieds sous l’effet de la colonne de sang et diminue vers le cerveau : elle est donc plus élevée aux pieds qu’au cœur, puis au cœur qu’au cerveau. En position allongée, les pressions sont identiques à ces trois niveaux.

Explication

Le débit mesure un volume traversant une section par unité de temps, selon $Q=\frac{dV}{dt}$. La distance parcourue par unité de temps correspond à la vitesse d’écoulement, et non au débit.

Explication

Le débit vérifie $Q=S\times v$, donc $Q=2\times3=6\,\mathrm{m^3\,s^{-1}}$. La vitesse seule ou une division entre la section et la vitesse ne donne pas le débit recherché.

Explication

Le principe de conservation du débit impose un débit constant tout au long du conduit pour un fluide incompressible en régime permanent. Une diminution de section modifie la vitesse, mais ne change pas le débit conservé.

Explication

Lors d’une sténose, la réduction de section entraîne une augmentation de la vitesse d’écoulement : c’est l’effet Venturi. Le débit reste conservé dans le modèle d’un fluide incompressible en régime permanent, même si la vitesse varie.

Explication

La charge énergétique conservée additionne la pression, le terme hydrostatique et le terme cinétique sous la forme indiquée. Les autres expressions modifient les variables, les exposants ou la condition de conservation.

Explication

À altitude constante, l’augmentation de la vitesse s’accompagne d’une diminution de la pression. L’association inverse correspond plutôt à un élargissement de l’écoulement, comme dans un anévrisme.

Explication

La viscosité traduit les forces de frottement intermoléculaires qui s’opposent au glissement des couches fluides. Un gradient de pression favorise le déplacement du fluide, mais ne définit pas sa viscosité.

Explication

La turbulence est favorisée par une vitesse ou un diamètre élevés et par une viscosité faible, ce qui augmente le nombre de Reynolds. Les autres associations tendent à réduire ce nombre et à maintenir un écoulement laminaire.

Explication

Le pH est l’opposé du logarithme décimal de la concentration en ions hydrogène. La concentration en $H^+$ mesure directement la quantité de protons, tandis que le pH en exprime l’acidité sur une échelle logarithmique.

Explication

Le pH artériel normal est compris entre 7,38 et 7,43 à 37 °C. La plage de 7,36 à 7,41 correspond au pH veineux normal, tandis que les deux autres plages s’éloignent de la normale.

Explication

Un tampon amortit efficacement la variation de pH provoquée par l’ajout d’un acide ou d’une base. Il ne supprime pas les réactions acido-basiques et ne garantit pas une concentration en protons inchangée après dilution.

Explication

Une alcalémie correspond à un pH supérieur à 7,4 et devient sévère au-dessus de 7,6 ; un pH de 7,65 relève donc de cette catégorie. L’acidémie concerne au contraire un pH inférieur à 7,4.

Explication

L’hyperventilation accroît l’élimination du CO2, réduit la concentration en ions hydrogène et tend ainsi à restaurer le pH. La rétention de CO2 aurait plutôt tendance à augmenter l’acidité.

Explication

Les chémorécepteurs périphériques se trouvent dans les corpuscules carotidiens et la crosse aortique et répondent rapidement, en environ 5 secondes. Les chémorécepteurs centraux sont situés dans le bulbe rachidien et leur réponse prend environ 30 secondes.

Explication

Le rein régule progressivement le pH en ajustant l’excrétion des ions hydrogène et bicarbonate, avec un effet maximal après environ 48 heures. La ventilation constitue une réponse plus rapide et relève de la régulation respiratoire.

Explication

En acidose, le rein conserve davantage de bicarbonate et élimine davantage d’ions hydrogène afin de contribuer à la correction du pH. La diminution de la réabsorption du bicarbonate caractérise plutôt la réponse rénale à l’alcalose.

Explication

Le pH du tampon bicarbonate est donné par l’équation de Henderson-Hasselbalch, avec le bicarbonate au numérateur et le CO2 dissous au dénominateur. Les expressions inversant ce rapport prédisent une variation du pH opposée à celle attendue.

Explication

Le point normal du diagramme associe un bicarbonate à 24 mmol/L, une PCO2 à 40 mmHg, un CO2 dissous à 1,2 mmol/L et un pH de 7,40. La confusion fréquente consiste à intervertir les valeurs de la PCO2 et du bicarbonate.

Explication

L’hypoventilation retient le CO2 et abaisse le pH, ce qui caractérise l’acidose respiratoire, tandis que l’hyperventilation diminue la PCO2 et augmente le pH. La variation primaire du bicarbonate concerne les troubles métaboliques, pas la définition de ces troubles respiratoires.

Explication

Lors d’une acidose métabolique, l’hyperventilation élimine davantage de CO2 et diminue la PCO2, ce qui contribue à relever le pH. L’hypoventilation augmenterait la PCO2 et aggraverait la tendance acidémique.

Explication

Le trou anionique est une différence entre la somme des cations mesurés et celle des anions mesurés. Il ne s’agit donc pas d’un rapport entre les concentrations, ni d’une soustraction effectuée dans le sens inverse.

Explication

Un trou anionique supérieur à 15 traduit un excès d’anions non mesurés et peut orienter vers une acidose métabolique. Une alcalose respiratoire se définit plutôt par une baisse de la PCO2 liée à l’hyperventilation.

Explication

Pour Brønsted, un acide est un donneur de proton. La capacité à capter un proton définit une base, tandis que la libération d’un ion hydroxyde ne correspond pas à cette définition.

Explication

Un ampholyte peut se comporter comme un acide ou comme une base, car il peut céder ou capter un proton. Un composé qui possède une seule de ces capacités n’est pas amphotère au sens de cette définition.

Explication

Dans l’eau pure à 25 °C, le produit des concentrations en ions oxonium et hydroxyde vaut $10^{-14}$. Une somme ou un rapport ne correspond pas à la définition du produit ionique de l’eau.

Explication

Le signe négatif de la relation logarithmique fait diminuer le pH lorsque $[H_3O^+]$ augmente. L’affirmation inverse néglige cette relation inverse entre les deux grandeurs.

Explication

Un protolyte fort réagit totalement avec l’eau, sans établissement d’un équilibre significatif entre les formes réagissante et ionisée. La réaction partielle et l’équilibre caractérisent plutôt un protolyte faible.

Explication

L’ion conjugué d’un protolyte fort est un ion spectateur ou indifférent et ne possède pas de propriétés acido-basiques. La conservation d’un caractère acido-basique concerne l’ion conjugué d’un protolyte faible.

Explication

Pour des acides faibles, un pKa plus faible correspond à un Ka plus élevé et donc à une tendance plus importante à la dissociation. Un pKa élevé traduit au contraire un acide relativement moins dissocié.

Explication

Lorsque le pH dépasse le pKa, la forme basique du couple prédomine. Les concentrations des deux formes sont égales lorsque le pH est égal au pKa, tandis que la forme acide prédomine à pH inférieur au pKa.

Explication

La dissociation totale d’un acide fort permet d’assimiler la concentration des ions oxonium à C, d’où $pH=-\log C$. Le calcul par $pOH$ concerne une base forte, tandis que $pH=-\log K_a$ ne donne pas directement le pH de cette solution.

Explication

Pour une base forte, la concentration en ions hydroxyde conduit d’abord à $pOH=-\log C$, puis la relation $pH+pOH=14$ donne le pH. Le calcul direct de $-\log C$ correspond au cas d’un acide fort.

Explication

L’approximation est valable pour un acide faible lorsque $K_a<10^{-4}C$, ce qui signifie que la dissociation reste suffisamment faible devant la concentration initiale. Une valeur de Ka supérieure rend cette approximation moins fiable.

Explication

Un titrage est une réaction de dosage qui sert à déterminer la concentration d’une espèce chimique en solution. Les autres propositions décrivent des mesures qui ne définissent pas l’objectif d’un titrage.

Explication

L’indicateur convient si sa zone de virage, centrée autour de son pKa, recouvre le pH au point équivalent dans un intervalle d’environ une unité. Les autres relations ne correspondent pas à la condition de choix de l’indicateur.

Explication

Au point équivalent, l’acide faible a principalement été transformé en sa base conjuguée, qui hydrolyse l’eau et rend le milieu basique. Une base forte en excès apparaît après le point équivalent, tandis qu’un mélange acide-base caractérise plutôt la zone précédant ce point.

Explication

Une solution tampon limite les variations de pH lors d’ajouts modérés d’acide ou de base, dans une zone donnée. L’eau pure, en revanche, subit une variation de pH beaucoup plus importante dans cette situation.

Explication

Lorsque les concentrations de l’acide faible et de sa base conjuguée sont égales, leur rapport vaut 1 et son logarithme vaut 0, donc $pH=pK_a$. La dilution conserve ce rapport et ne modifie donc pas le pH dans le modèle du tampon.

Explication

L’effet tampon est efficace lorsque le pH se situe entre $pK_a-1$ et $pK_a+1$. Dans cet intervalle, l’acide faible et sa base conjuguée représentent chacun au moins 10 % du couple.

Explication

À un pH inférieur au $pK_a$, la forme acide prédomine et le tampon possède une capacité basique supérieure. Les capacités acide et basique deviennent égales au point particulier où $pH=pK_a$.

Explication

Un tampon peut être obtenu en mélangeant l’acide faible et sa base conjuguée, qui appartiennent au même couple acide-base. Une base forte en excès ou un acide fort en excès ne fournit pas directement les proportions adaptées d’un couple tampon.

Explication

Dans le sang, des systèmes tampons carbonates et phosphates contribuent à maintenir le pH entre 7,35 et 7,45. Les lacs, l’extraction de l’ADN et la fabrication du fromage sont aussi des applications des tampons, mais dans d’autres contextes.

Explication

La relation hydrostatique $P+\rho gh=\text{constante}$ implique que la pression diminue lorsqu’on monte en altitude, d’où $P_B=P_A-\rho gh_B$. L’expression avec une addition décrirait au contraire une augmentation de pression avec l’altitude.

Explication

La loi de Henry s’écrit $C_i=a_iP_i=a_iF_iP$ et relie donc la concentration dissoute à la pression partielle du gaz. La loi de Dalton traite plutôt des pressions partielles dans un mélange gazeux.

Explication

La solubilité d’un gaz dépend notamment du gaz, du liquide et de la température, et elle diminue lorsque la température du liquide augmente. Elle ne peut donc pas être considérée comme indépendante de ces paramètres.

Explication

La masse volumique de l’eau vaut 1000 kg·m⁻³ à 4 °C, tandis que celle de la glace vaut 910 kg·m⁻³. Cette situation est inhabituelle, car la phase solide est souvent plus dense que la phase liquide.

Explication

La relation $\Delta F=\eta\,\Delta S\,\frac{\Delta v}{\Delta x}$ montre que la force est proportionnelle au gradient de vitesse lorsque les autres grandeurs restent constantes. Une variation d’un facteur deux de ce gradient produit donc la même variation de la force.

Explication

La relation $dW=\sigma dS$ donne ici $W=0{,}05\times0{,}02=0{,}001\ \mathrm{J}$. La tension superficielle relie donc directement le travail fourni à la variation de surface.

Explication

Une solution est définie comme un mélange homogène contenant au moins deux corps purs. La présence de plusieurs constituants ne suffit donc pas à rendre le mélange hétérogène ou à en faire un corps pur.

Explication

La concentration molaire se calcule par $C_m=\frac{n}{V}$, soit $\frac{0{,}30}{2{,}0}=0{,}15\ \mathrm{mol\,L^{-1}}$. La concentration pondérale utiliserait une masse plutôt qu’une quantité de matière.

Explication

La concentration équivalente est donnée par $C_{éq}=C_m|Z|$, donc $0{,}20\times3=0{,}60\ \mathrm{eq\,L^{-1}}$. La valeur absolue de la valence rend la concentration équivalente positive, même pour un anion.

Explication

La molalité exprime une quantité de soluté par masse de solvant, alors que la molarité l’exprime par volume de solution. Ces dénominateurs différents expliquent que les deux grandeurs ne soient pas généralement interchangeables.

Explication

L’osmolarité additionne les concentrations molaires des particules dissoutes : $0{,}10+0{,}10=0{,}20\ \mathrm{osmol\,L^{-1}}$. Elle tient donc compte des ions produits par la dissociation, contrairement à la concentration du soluté initial.

Explication

La force ionique dépend de $Z_i^2$, donc une valence de 2 fournit un facteur $2^2=4$ contre $1^2=1$ pour une valence de 1. La concentration molaire identique ne supprime pas l’effet de la charge.

Explication

L’électroneutralité impose une compensation exacte des charges positives et négatives : les concentrations équivalentes des cations et des anions sont égales. Une différence entre ces sommes correspondrait à une charge nette dans la solution.

Explication

Un électrolyte fort se dissocie entièrement dans une réaction totale et irréversible, tandis qu’un électrolyte faible ne se dissocie que partiellement. Le second comportement correspond à un équilibre réversible entre espèces dissociées et non dissociées.