BIOPHYSIQUE: COURS / EQUILIBRE ACIDO-BASIQUE I. Généralités. Définitions. Acide; base Un acide est: - selon Bronsted un donneur de protons H + - selon Arrhénius un donneur de protons H + Une base est: - selon Bronsted un accepteur de protons H+ - selon Arrhénius un donneur de OH - ph; poh L acidité d une solution est caractérisée par [H 3 O + ] notée [H + ] On définit ph = - log [H + ] ; le ph et [H + ] varient en sens inverse De même on a poh = - log [OH - ] Produit ionique de l eau K e = [H + ].[OH - ] pk e = -log K e à 25 C K e =10-14 pk e = 14 On en déduit ph + poh = pk e à 25 C ph + poh = 14 Dilution A une solution mère de concentration C et de volume V on ajoute un volume V eau, on obtient une solution de C.V concentration C = avec V = V + V V eau Acide fort AH A - + H + Base forte Acide faible On définit K d = K a = [ A + ] [ H ] [ AH] B + H 2 O BH + + OH - BOH B + + OH - AH A - + H + pk a = - log K a Base faible B + H 2 O BH + + OH - (selon Bronsted ) BOH B + + OH - [ B + ] OH On définit K d = K b = [ BOH] Couple acide base A tout acide AH ou BH + correspond une base conjuguée A - AH/ A - BH + / B On a pour le couple pk a + pk b = pk e Pour tout mélange de l acide et de sa base conjuguée, on a ph = pk a + log [ Base pk b = - logk b Zones de prédominance - Cas d un monoacide HA [AH] > [A - ] [AH] < [A - ] ph < pk a pk a ph > pk a ph [AH] =[ A - ] ou B
- Cas de polyacides H 2 A H 2 A HA - A 2- pk a1 pk a2 ph H 3 A H 3 A H 2 A - HA 2- A 3- pk a1 pk a2 pk a3 ph Normalité d une solution acide ou basique Quantité en mol. de H + ou OH - susceptibles d être libérés par litre de solution Exemple: une solution molaire (1 mol.l -1 ) de H 3 PO 4 peut libérer par action d une base forte 3 mol de H + par litre; sa normalité est de 3 N ou une solution normale de H 3 PO 4 est M/3 La normalité s exprime comme une concentration II. ph de solutions aqueuses Solution ph ou poh lidité C > 10-6 mol.l -1 Acide fort de concentration C ph = - log C PH 7,0 - quand C 0 Base forte de concentration C Acide faible de concentration C poh = - log C puis ph = 14 poh ph = 1/2 pk a 1/2 log C C > 10-6 mol.l -1 PH 7,0 + quand C 0 III. Solutions tampons Base faible de concentration C Mélange Acide faible ( C a ; V a ) base faible ( C b, V b ) [ = C a. V a + V b b. b [Base] = V C a+.v Vb poh = 1/2 pk b 1/2 logc puis ph = 14 poh ph = pka + log [ Base Définition Solution qui amortit les variations de ph - Soit par apport de H + ( ajout d une quantité modérée d acide fort) - Soit par apport de OH - ( ajout d une quantité modérée de base forte) - Soit par dilution Préparation Une solution tampon est préparée à partir d un mélange d un acide faible et de sa base conjuguée; Celui-ci peut être obtenu de différentes façons Mélange d un acide faible et de sa base conjuguée mélange de HA et Na + A - ( sel de HA et d une base forte) mélange de B et BH + Cl - ( sel de B et d un acide fort ) ph = pka + log [ Base
Réaction entre un acide faible et une base forte ( neutralisation d un acide faible par une base forte ) On a l équation HA + OH - A - + H 2 O On ajoute progressivement un volume V b d une solution de base forte ( hydroxyde de sodium ou de potassium) de concentration C b à un volume V a de solution d acide faible de concentration C a HA OH - A - État initial C a V a C b V b Etat final C a V a -C b V b ε C b V b On a [ = C a CbVb et [Base] = C bvb V a + V b A la demi-neutralisation [= [Base] = Ca. 2( ) et ph = pk a Réaction entre une base faible et un acide fort ( neutralisation d une base faible par un acide fort ) On a l équation A - + H + HA + H 2 O ou B + H + BH + + H 2 O ou BOH + H + B + + H 2 O On ajoute progressivement un volume V a d une solution d acide fort ( acide chlorhydrique) de concentration C a à un volume V b de solution de base faible de concentration C b A - H + HA État initial C b V b C a V a Etat final C b V b -C a V a ε C a V a On a [= C a + V b et [Base] = C bvb Ca A la demi-neutralisation [= [Base] = b b ( V a V b) Pouvoir tampon Il est maximum à la demi neutralisation avec C = [ = [Base] à la demi-neutralisation C V et ph = pk 2 + a (P.T.) max = 1,15.C Tampons physiologiques Tampons phosphates Fait intervenir le couple H 2 PO - 4 /HPO 2-4 de pk a =6,8. c est un tampon fermé Tampons des protéines/protéinates plasmatiques Mélange de plusieurs tampons qui par leur multiplicité donne un pouvoir tampon sensiblement constant Tampons des globules rouges Multiplie par 5 le pouvoir tampon du plasma Tampon des bicarbonates Tampon ouvert 1 CO 2dissous + H 2 O - HCO 3 + H + On a aussi [CO 2dissous ] = a.p CO2 ( Loi de Henry ) avec a = 0,03.mmol.L -1 (mm.hg) -1 [ HCO ] [ 3 HCO ] 3 Et ph = pk a + log d où ph = pk a + log [ CO ] 2 2dissous a.p CO2 équation de Henderson- Hasselbach Régulations physiologiques Tout déplacement de l équilibre dans le sens 1 provoque une diminution du ph: acidose - Par augmentation de [CO 2 dissous ]: acidose respiratoire: (apnée ou respiration inefficace) - Par diminution de [HCO - 3 ]: acidose métabolique Tout déplacement de l équilibre dans le sens 2 provoque une augmentation du ph: alcalose - Par diminution de [CO 2 dissous ]: alcalose respiratoire: (hyperpnée ou polypnée) - Par augmentation de HCO - 3 : alcalose métabolique
Une acidose (alcalose) d origine métabolique déclenche un mécanisme compensateur d origine respiratoire: Alcalose respiratoire (acidose respiratoire). Régulation respiratoire Une acidose (alcalose) d origine respiratoire déclenche un mécanisme compensateur d origine métabolique: alcalose (acidose) métabolique. Régulation rénale : - Rôle de l anhydrase carbonique dans la cellule tubulaire - Elimination des H + par l effet de la glutaminase ph > 7,4 Alcalose Trouble primitif [HCO - 3 ] alcalose métabolique Alcalose respiratoire Compensation Acidose respiratoire acidose métabolique Si ph = 7,4 alcalose métabolique compensée Si ph > 7,4 alcalose métabolique non compensée Si ph = 7,4 alcalose respiratoire compensée Si ph > 7,4 alcalose respiratoire non compensée PH < 7,4 Acidose Acidose respiratoire acidose métabolique alcalose métabolique Alcalose respiratoire Si ph = 7,4 acidose respiratoire compensée Si ph < 7,4 acidose respiratoire non compensée Si ph = 7,4 acidose métabolique compensée Si ph < 7,4 acidose métabolique non compensée IV. Diagramme de Davenport leurs normales p CO2 = 40 mm Hg [CO 2 ]= 0,03 40 = 1,2 mmol.l -1 [HCO - 3 ] = 24 mmol.l -1 24 ph = 6,1 + log = 7,4 1,2 [HCO - 3 ] 1: alcalose métabolique 1 + 1 : alcalose métabolique compensée: [HCO - 3 ] et p CO2 2: acidose métabolique 2 + 2 : acidose métabolique compensée: [HCO - 3 ] et p CO2
3: acidose respiratoire 3 + 3 : acidose respiratoire compensée:: [HCO - 3 ] et p CO2 4: alcalose respiratoire 4 + 4 : alcalose respiratoire compensée:: [HCO - 3 ] et p CO2