Chapitre 4 — Équilibres et troubles acido-basiques · Topic 1 : Généralités et régulation du pH · Leçon 1.1
Avant de comprendre l’acidose ou l’alcalose, il faut maîtriser les outils quantitatifs qui définissent le pH. Cette leçon pose les fondements : que signifie « eau neutre » à 37°C ? Qu’est-ce qu’un pKa ? Quand peut-on parler de zone tampon ? Ces notions conditionnent toute la lecture d’un gaz du sang.
🎯 Objectifs pédagogiques
- Écrire l’équilibre de dissociation de l’eau et exprimer K_H₂O avec ses unités (mol²/L²) ;
- Calculer le pH neutre à partir de K_H₂O pour toute température donnée ;
- Définir acide, base, Ka et pKa selon la théorie de Brønsted ;
- Écrire et appliquer la relation d’Henderson-Hasselbalch ;
- Identifier la zone tampon d’un couple acide-base (pKa ± 1).
🧭 Plan de la leçon
- Dissociation électrolytique de l’eau — K_H₂O et pH neutre
- pH et neutralité selon la température
- Acides et bases — Ka et pKa
- Henderson-Hasselbalch et zone tampon
1. Dissociation électrolytique de l’eau — K_H₂O et pH neutre
L’eau se dissocie selon l’équilibre :
2 H₂O ⇌ H⁺ + HO⁻
La constante d’équilibre de cette réaction est appelée constante de dissociation de l’eau ou produit ionique de l’eau :
K_H₂O = [H⁺] × [HO⁻]
⚠️ En biophysique (différent de la chimie S1), les constantes sont exprimées avec dimensions, en mol²/L².
La neutralité de la solution correspond à la situation où [H⁺] = [HO⁻], soit :
[H⁺]neutre = √K_H₂O → pHneutre = ½ × (−log K_H₂O) = ½ × pK_H₂O
En chimie générale, on écrit souvent H₃O⁺ (ion oxonium) pour souligner que le proton H⁺ ne reste jamais libre en solution : il se fixe sur une molécule d’eau. En biophysique médicale, on simplifie la notation en écrivant H⁺ pour alléger les calculs, en sous-entendant qu’il s’agit du proton solvaté. Cette convention est universelle dans les cours de PASS/LAS et dans les analyses de gaz du sang.
2. pH et neutralité selon la température
La dissociation de l’eau est une réaction endothermique : quand la température augmente, l’équilibre se déplace vers la droite et K_H₂O augmente. Le pH neutre diminue donc avec la température.
| Température | K_H₂O (mol²/L²) | pK_H₂O | pH neutre |
|---|---|---|---|
| 25°C | 10⁻¹⁴ | 14 | 7,0 |
| 37°C (T° physiologique) | 10⁻¹³·⁶ | 13,6 | 6,8 |
| 100°C | 10⁻¹² | 12 | 6,0 |
À 37°C, le pH neutre de l’eau est 6,8 et non 7. Une solution de pH 7 est légèrement basique à température corporelle. Le pH sanguin normal (7,40) est donc basique par rapport à la neutralité de l’eau à 37°C — mais cela ne signifie pas que le milieu extracellulaire est « basique » au sens pathologique.
Savoir-faire — Calculer le pH neutre à une température donnée :
- On connaît K_H₂O à la température donnée.
- On calcule pK_H₂O = −log K_H₂O.
- pHneutre = ½ × pK_H₂O.
- Si pH < pHneutre → solution acide ; si pH > pHneutre → solution basique.
3. Acides et bases — Ka et pKa
Un acide est une espèce chimique capable de libérer un proton H⁺ (ou, de façon équivalente, de consommer un ion HO⁻). Une base est une espèce capable de fixer un proton H⁺ (ou de libérer HO⁻). Tout couple acide-base AH/A⁻ vérifie :
AH ⇌ A⁻ + H⁺
La constante d’acidité Ka de ce couple est :
Ka = [A⁻][H⁺] / [AH]
On définit le pKa = −log Ka. Plus l’acide est fort, plus Ka est grand et plus pKa est petit.
| Type | Dissociation | pKa (à 25°C) | Exemples |
|---|---|---|---|
| Acide fort | Totale (100 %) | < 0 | HCl, H₂SO₄, HNO₃ |
| Acide faible | Partielle | 0 à 14 | CH₃COOH (pKa 4,7), H₂CO₃ (pKa 6,1) |
| Base forte | Totale | > 14 | NaOH, KOH |
| Base faible | Partielle | 0 à 14 | NH₃ (pKa 9,2), HCO₃⁻ (pKa 10,3) |
![Échelle de pH avec position d'un pKa et zones où [AH] = 10 × [A⁻] et [AH] = [A⁻].](https://www.reussir-svt.com/wp-content/uploads/2026/08/couple-acide-base-pka-echelle-ph.png)
4. Henderson-Hasselbalch et zone tampon
En combinant la définition du Ka et celle du pH, on obtient l’équation fondamentale de la chimie des solutions tampons :
pH = pKa + log([A⁻] / [AH])
Cette relation permet de calculer le pH d’une solution contenant à la fois la forme acide et la forme basique d’un même couple, en connaissant leurs concentrations et le pKa.
Un couple AH/A⁻ exerce un effet tampon (résistance aux variations de pH) lorsque les deux formes coexistent en proportions significatives. Cela se produit dans l’intervalle :
pKa − 1 ≤ pH ≤ pKa + 1
Au-delà de cet intervalle, l’une des deux formes est tellement minoritaire qu’elle ne peut plus s’opposer aux variations de pH.
Au point de demi-équivalence d’un titrage acide-base, exactement la moitié de l’acide AH a été neutralisé : [AH] = [A⁻]. L’équation de Henderson-Hasselbalch donne alors : pH = pKa + log(1) = pKa + 0 = pKa. C’est la méthode expérimentale de mesure du pKa : on lit le pH au milieu du palier de titrage.
🧠 À retenir absolument
- Dissociation de l’eau : 2 H₂O ⇌ H⁺ + HO⁻ ; K_H₂O = [H⁺][HO⁻] en mol²/L².
- À 25°C : K_H₂O = 10⁻¹⁴ → pH neutre = 7,0. À 37°C : K_H₂O = 10⁻¹³·⁶ → pH neutre = 6,8.
- pHneutre = ½ × pK_H₂O. La température augmente → K_H₂O augmente → pH neutre diminue.
- En biophysique, on note H⁺ (et non H₃O⁺) par simplification de notation.
- Ka = [A⁻][H⁺]/[AH] ; pKa = −log Ka ; plus pKa est petit, plus l’acide est fort.
- Henderson-Hasselbalch : pH = pKa + log([A⁻]/[AH]).
- Zone tampon : pKa ± 1 (AH et A⁻ coexistent).
- Demi-équivalence : [AH] = [A⁻] → pH = pKa.
❓ Questions fréquentes
Pourquoi le pH neutre à 37°C est-il 6,8 et non 7 ?
Le pH neutre est la valeur où [H⁺] = [HO⁻], c’est-à-dire pH = ½ × pK_H₂O. À 37°C, K_H₂O = 10⁻¹³·⁶, donc pK_H₂O = 13,6 et pHneutre = 6,8. La valeur de 7 correspond uniquement à 25°C (température de référence de laboratoire). En pratique clinique, le pH sanguin normal (7,40) est donc légèrement basique par rapport à la neutralité de l’eau à température corporelle — ce qui n’a pas de signification pathologique en soi.
Pourquoi les unités de K_H₂O en biophysique sont-elles mol²/L² et non sans dimension ?
En thermodynamique rigoureuse, les constantes d’équilibre sont sans dimension (on divise chaque concentration par la concentration de référence de 1 mol/L). En biophysique médicale, on choisit de conserver les unités (mol²/L²) pour que les calculs restent directement interprétables en concentration, notamment lors des calculs de pH neutre ou des courbes de titrage. C’est une convention propre à l’enseignement médical qui diffère de la chimie générale S1.
Quelle est la différence entre un acide fort et un acide faible ?
Un acide fort (HCl, H₂SO₄…) se dissocie totalement en solution aqueuse : pKa < 0, ce qui signifie que Ka > 1 et que pratiquement 100 % de l’acide est sous forme A⁻. Un acide faible (acide acétique, CO₂d, H₂CO₃…) ne se dissocie que partiellement : pKa compris entre 0 et 14. En biologie, les acides importants sont généralement des acides faibles, car leurs formes AH et A⁻ coexistent et constituent des systèmes tampons efficaces à pH physiologique.
Comment utiliser Henderson-Hasselbalch en pratique ?
La relation pH = pKa + log([A⁻]/[AH]) permet deux types de calculs. (1) Calculer le pH si l’on connaît les concentrations des deux formes et le pKa. (2) Déduire le rapport [A⁻]/[AH] si l’on connaît pH et pKa : [A⁻]/[AH] = 10^(pH − pKa). Par exemple, pour le couple CO₂d/HCO₃⁻ (pKa = 6,1) à pH = 7,4 : [HCO₃⁻]/[CO₂d] = 10^(7,4 − 6,1) = 10^1,3 ≈ 20. À pH physiologique, la forme bicarbonate est donc environ 20 fois plus concentrée que le CO₂ dissous.
Qu’est-ce que la zone tampon et pourquoi est-elle limitée à pKa ± 1 ?
Un système tampon résiste aux variations de pH grâce à la coexistence de la forme acide AH (qui consomme les HO⁻ ajoutés) et de la forme basique A⁻ (qui consomme les H⁺ ajoutés). Cette efficacité est maximale quand les deux formes sont présentes en quantités comparables, c’est-à-dire autour du pKa. À pKa + 1, [A⁻]/[AH] = 10 : la forme basique est 10× plus concentrée que la forme acide — on commence à manquer de « réserve acide » pour tamponner un apport de base. À pKa − 1, c’est l’inverse. Au-delà de cet intervalle, l’efficacité tampon chute fortement.
🚀 Pour aller plus loin
Contenu pédagogique original — Réussir SVT. L’équipe Réussir SVT.