Cours de M. Bosseloir 1ère année BSI et BSF Éléments de Biochimie Cours de M. Bosseloir 1ère année BSI et BSF

2. Équilibres acido-basiques

2.1. Introduction La structure des protéines, l’activité enzymatique, la perméabilité des membranes sont sensibles au pH, c’est-à-dire à l’acidité du milieu. Un équilibre doit être maintenu dans notre organisme entre acides et bases afin que le pH des liquides biologiques demeure dans des limites normales. Cette acidité (ce pH) peut varier beaucoup d’un liquide à l’autre.

Liquide céphalo-rachidien 2.1. Introduction (suite) Quelques pH de liquides dans notre organisme : Liquides pH Bile 7,6 - 8,6 Liquide céphalo-rachidien 7,4 Liquide séminal 7,20 - 7,60 Salive 6,35 - 6,85 Sang 7,35 - 7,45 Sécrétions vaginales 3,5 - 4,5 Sac gastrique 1,2 - 3,0 Suc pancréatique 7,1 - 8,2 Urine 4,6 - 8,0

Exemple : le chlorure d’hydrogène HCl (acide chlorhydrique) 2.2. Définitions 2.2.1. Acide Un acide est un composé capable de donner un (ou plusieurs) ion H+ dans l’eau. Un acide est qualifié de fort s’il se dissocie complètement en solution. Exemple : le chlorure d’hydrogène HCl (acide chlorhydrique) HCl(g) + H2O(l) -----> H3O+(aq) + Cl-(aq) Un acide est dit faible lorsqu’il ne se dissocie que partiellement en solution. Exemple : l’acide lactique (CH3-CHOH-COOH) CH3-CHOH-COOH(aq) + H2O(l) <-----> H3O+(aq) + CH3-CHOH-COO-(aq)

Principaux acides dans l’organisme humain Formule Base conjuguée ac. carbonique H2CO3 ion (bi)carbonate HCO3- ac. lactique CH3-CHOH-COOH lactate CH3-CHOH-COO- acides gras : ac. palmitique CH3-(CH2)14-COOH palmitate CH3-(CH2)14-COO- corps cétoniques : ac. acétoacétique CH3-CO-CH2-COOH acétoacétate CH3-CO-CH2-COO- ac. -hydroxybutyrique CH3-CHOH-CH2-COOH -hydroxybutyrate CH3-CHOH-CH2-COO- ac. chlorhydrique HCl ion chlorure Cl- ac. phosphorique H3PO4 ion dihydrogénophosphate H2PO4- ac. sulfurique H2SO4 HSO4- ion ammonium NH4+ ammoniaque NH3

Une base est un composé capable de fixer un ion H+ dans l’eau. Les anions OH-, HCO3-, sont des bases. Une base est qualifiée de forte si elle se dissocie complètement en solution. Une base est dite faible lorsque sa transformation en acide conjugué n’est que partielle en solution. Exemple : NH3(g) + H2O(l) <-----> NH4+(aq) + OH-(aq) NB : par convention, nous caractériserons tout type de réactions d’équilibre par la double flèche <----->; nous caractériserons les réactions totales par la simple flèche -----> .

CH3-CHOH-COOH(aq) + H2O(l) <-----> CH3-CHOH-COO-(aq) + H3O+(aq) 2.2.3. Équilibre acide - base Lorsqu’un acide faible se dissocie dans l’eau, il se transforme en base faible conjuguée. Nous avons donc toujours un couple acide-base conjugué. Exemple : CH3-CHOH-COOH(aq) + H2O(l) <-----> CH3-CHOH-COO-(aq) + H3O+(aq) acide base base conjuguée acide conjugué L’expérience a montré qu’il existait une relation entre les différentes concentrations de ces formes acides et basiques en équilibre à une température donnée conduisant à une constante. La constante d’équilibre est notée Ka pour la réaction de dissociation d’un acide (Kb pour une base).

2.2.3. Équilibre acide - base (suite) Reprenons notre exemple : CH3-CHOH-COOH(aq) + H2O(l) <-----> CH3-CHOH-COO-(aq) + H3O+(aq) acide base base conjuguée acide conjugué La relation donnant la constante se note : Ka = [ CH3-CHOH-COO- ] [ H3O+ ] / [ CH3-CHOH-COOH ] Plus la valeur de Ka sera élevée, plus l’acide sera fort puisque cela veut dire que le numérateur est de plus en plus grand par rapport au dénominateur de la fraction, donc que la dissociation est de plus en plus importante. Ce sont ces équilibres que notre organisme gère pour maintenir le pH dans les limites normales selon le liquide.

2.2.4. Cas de l’acide carbonique H2CO3 L’acide carbonique H2CO3, tout comme l’acide phosphorique H3PO4, est un polyacide. Il y a deux ions H+ « libérables », donc deux dissociations successives, et donc deux Ka : 1ère dissociation H2CO3 (aq) + H2O (l) <-----> HCO3- (aq) + H3O+ (aq) acide base base conjuguée acide conjugué Ka1 = [ HCO3- ] [ H3O+ ] / [ H2CO3 ] 2ème dissociation HCO3- (aq) + H2O (l) <-----> CO32- (aq) + H3O+ (aq) acide base base conjuguée acide conjugué Ka2 = [ CO32- ] [ H3O+ ] / [ HCO3- ]

Cela se traduit par l’équation : 2.2.5. Cas de l’eau H2O La molécule d’eau H2O, est une molécule amphotère, c’est-à-dire qu’elle peut jouer le rôle d’acide ou de base selon le milieu. Cela se traduit par l’équation : H2O (l) + H2O (l) <-----> OH- (aq) + H3O+ (aq) acide base base conjuguée acide conjugué K = [ OH- ] [ H3O+ ] / [ H2O ]2 La concentration en molécules H2O pouvant être considérée comme constante, la relation s’écrit : Kw = [ OH- ] [ H3O+ ] avec Kw = K x [ H2O ]2 Kw est appelée constante d’autoprotolyse de l’eau, elle vaut 10-14 à 25°C.

2.2.5. Cas de l’eau H2O (suite) Kw est une constante, cela veut dire que si la concentration des ions H3O+ augmente, alors la concentration des ions OH- diminue proportionnellement, et inversement. Dans l’eau pure, les concentrations en ions H3O+ et OH- sont égales et valent 10-7. Si la concentration en ions H3O+ dans un liquide est de 10-3 mol/L, alors celle des ions OH- vaut 10-11 (10-3x10-11=10-14).

2.2.6. Notion de pH Un milieu est d’autant plus acide qu’il contient beaucoup d’ions H3O+. Cette acidité est donnée précisément par le pH. Le pH est l’inverse du logarithme de base 10 de la concentration, exprimée en mol/L, des ions H3O+. pH = - log10 [ H3O+] Une solution 10-5 M (0,00001 mol/L) en ions H3O+, a donc un pH égal à 5. Un pH = 0 signifie que la solution est 1 M ( soit 10-0 mol/L) en ions H3O+. Une unité de pH correspond à un facteur 10 en concentration. Si le pH d’une solution passe de 7 à 6, cela signifie que la concentration des ions H3O+ a augmenté de 10-7 M à 10-6 M, soit une augmentation d’un facteur 10.

L’échelle de pH varie de 0 à 14. On distingue trois types de solutions : acide neutre basique (alcaline) pH < 7 pH = 7 pH > 7 [ H3O+ ] > 10-7 mol/L [ H3O+ ] = 10-7 mol/L [ H3O+ ] < 10-7 mol/L

2.2.8. Notion de mélange tampon On appelle mélange tampon une solution formée par le mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée, et qui résiste à la variation du pH lors de l’ajout d’acide ou de base.

Mise en situation : nature de désordres de l’équilibre A-B nature du désordre [H3O+] 36-44 mmol/L pCO2 4,4-6,1 kPa [HCO3-] 21,0-27,5 mmol/L [CO2 total] 24-30 mmol/L Acidose respiratoire 50 9,3 32 35 Alcalose respiratoire 29 3,2 18 21 Acidose métabolique 90 9 12 Alcalose métabolique 26 6 38 42