Cours CBPH - Premiere ST2S : Le pH, les acides et les bases dans le domaine de la sante
Introduction
La notion de pH est fondamentale pour comprendre l'equilibre chimique du corps humain. De la digestion a la respiration, de nombreuses fonctions biologiques dependent de la concentration en ions hydrogene H+. Le desequilibre de ce parametre peut avoir des consequences pathologiques graves.
1. Definition et echelle du pH
Le pH (potentiel Hydrogene) est une grandeur qui mesure l'acidite ou la basicite d'une solution aqueuse. Il est defini comme l'oppose du logarithme decimal de la concentration en ions oxonium H3O+.
- Formule : pH = - log [H3O+] (concentration en mol/L).
- Echelle : Elle va generalement de 0 (tres acide) a 14 (tres basique), avec le point neutre a pH = 7 a 25°C.
A retenir : Une variation d'une unite de pH correspond a une multiplication par 10 de la concentration en H3O+. Un pH qui passe de 5 a 3 signifie que l'acidite est 100 fois plus forte.
2. Acides et bases : definitions et exemples
- Un acide (au sens de Bronsted-Lowry) est une espece chimique capable de ceder un proton H+ (ion hydrogene) a une autre espece. En solution aqueuse, il libere des ions H3O+.
- pH < 7
- Exemple concret : L'acide chlorhydrique (HCl) present dans le suc gastrique. Sa secretion active par les cellules parietales de l'estomac permet un pH extremement acide, compris entre 1 et 2. Ce pH est crucial pour l'activation des enzymes proteolytiques (pepsine) et la destruction des pathogenes ingeres.
- Une base (au sens de Bronsted-Lowry) est une espece chimique capable de capter un proton H+.
- pH > 7
- Exemple : L'ion hydroxyde (OH-), issu de la dissociation de la soude (NaOH), utilisee en laboratoire. Dans l'organisme, des molecules comme l'ammoniac (NH3) ou les ions bicarbonate (HCO3-) jouent le role de bases.
- Solution neutre : Concentration en H3O+ egale a celle en OH-. pH = 7 (exemple : eau pure a 25°C).
3. Force des acides et des bases
- Acide fort / Base forte : La dissociation (reaction avec l'eau) est totale. En solution, l'acide ou la base n'existe plus sous forme moleculaire. Exemples : HCl (acide fort), NaOH (base forte).
- Acide faible / Base faible : La dissociation est partielle. Il existe un equilibre chimique entre la forme non dissociee et les ions. C'est le cas de la plupart des acides et bases impliques dans les systemes biologiques (acide lactique, acide carbonique, ammoniac...).
- Schema : Acide faible (HA) + H2O ⇌ H3O+ + Base conjuguee (A-)
4. pH des liquides biologiques : un equilibre precis
Le maintien du pH dans des plages etroites est vital pour l'activite des enzymes, la structure des proteines et l'integrite cellulaire.
Tableau : pH des principaux liquides biologiques (valeurs INSEE/DREES/OMS)
| Liquide biologique | Plage de pH normale | Rôle / Commentaire |
|---|---|---|
| **Sang arteriel** | **7,35 - 7,45** | Maintien strict indispensable a la vie. Legèrement basique. |
| **Suc gastrique** | **1,0 - 2,0** | Digestion des proteines, effet bactericide. |
| **Urine** | **5,0 - 8,0** | Large plage permettant l'elimination des exces acides ou basiques. |
| **Salive** | **6,5 - 7,5** | Protection de la muqueuse buccale et debut de digestion. |
| **Liquide cephalorachidien** | ~ 7,33 | Protection du systeme nerveux central. |
| **Bile** | ~ 7,8 - 8,2 | Neutralisation de l'acidite du chyme intestinal. |
5. Les systemes tampons : regulateurs de l'equilibre acido-basique
Un tampon est un melange d'un acide faible et de sa base conjuguee (ou l'inverse) qui limite les variations de pH lors de l'ajout modere d'acide ou de base.
- Le tampon bicarbonate (H2CO3 / HCO3-) est le principal systeme tampon du sang.
- Principe : H+ + HCO3- ⇌ H2CO3 ⇌ CO2 + H2O
- Fonctionnement :
- Si un exces d'acide (H+) apparait, il est neutralise par les ions bicarbonate (HCO3-) pour former de l'acide carbonique (H2CO3), qui se decompose en CO2 elimine par les poumons.
- Si un exces de base apparait, il est neutralise par l'acide carbonique.
- Chiffre cle : Le rapport [HCO3-] / [CO2 dissous] doit etre d'environ 20/1 pour maintenir un pH sanguin a 7,4.
6. Desequilibres acido-basiques : acidose et alcalose
Lorsque les systemes regulateurs (tampons, poumons, reins) sont debordes, des pathologies apparaissent.
- Acidose : pH sanguin < 7,35
- Causes :
- Metabolique : Production excessive d'acides (ex: ceto-acidose diabetique avec formation d'acide acetacetique et beta-hydroxybutyrique), insuffisance renale.
- Respiratoire : Hypoventilation (BPCO, depression respiratoire) entrainant une retention de CO2 (acidose hypercapnique).
- Consequences : Depression du systeme nerveux central (coma), vasodilatation, diminution de la force de contraction cardiaque.
- Alcalose : pH sanguin > 7,45
- Causes :
- Metabolique : Perte d'acides (vomissements severes avec perte de HCl) ou apport excessif de bases.
- Respiratoire : Hyperventilation (anxiete, douleur) entrainant une elimination excessive de CO2.
- Consequences : Hyperexcitabilite neuromusculaire (tetanie), vasoconstriction.
7. Mesure du pH
- pH-metre : Appareil de mesure precis (deux decimales) utilisant une electrode de verre. Standard en laboratoire d'analyses medicales pour le sang.
- Indicateurs colores (ex: Bleu de bromothymol, Heliantine) : Substances dont la couleur change selon le pH. Utilises en TP.
- Bandelettes reactives / papier pH : Impregnees d'un melange d'indicateurs. Utilisation courante en milieu clinique ou a domicile pour les analyses d'urine.
Applications en sante
- Antiacides (ex: Gaviscon, Maalox) : Melanges de bases faibles (sels d'aluminium, de magnesium) qui neutralisent l'exces d'acide gastrique en cas de reflux ou de dyspepsie.
- Perfusions tampon : En reanimation, pour corriger les acidoses severes. La solution de bicarbonate de sodium (NaHCO3) a 1,4% ou 4,2% est la plus utilisee. Son administration doit etre tres controlee pour eviter une surcorrection (alcalose).
