Chapitre1-3_Biophysique2024-2025.pdf

# Les généralités sur les solutions aqueuses Ce chapitre introduit les concepts fondamentaux des solutions aqueuses, en commençant par la structure et les propriétés de la molécule d'eau, pour ensuite aborder les différentes manières d'exprimer la concentration des solutés et les phénomènes de dissolution [1](#page=1). ### 1.1 Étude structurale de l'eau #### 1.1.1 Structure de la molécule d'eau La molécule d'eau, de formule $H_2O$, possède une structure coudée avec un angle de liaison $ \hat{HOH} = 104,5^\circ $. La longueur de la liaison $O-H$ est de $d = 0,96 \text{ Å}$. Cette géométrie confère à la molécule un moment dipolaire de $ \mu = 1,85 \text{ D} $ (où $1 \text{ D} \simeq 3,33 \times 10^{-30} \text{ C}\cdot\text{m}$), ce qui en fait une molécule polaire [2](#page=2). #### 1.1.2 La liaison hydrogène La liaison hydrogène est une force intermoléculaire attractive significative, plus forte que les forces de Van der Waals, avec une longueur d'environ 2,5 à 3 Å. Elle résulte d'interactions électrostatiques et est environ 20 fois plus puissante qu'une liaison de Van der Waals, mais 20 fois moins forte qu'une liaison covalente [2](#page=2). #### 1.1.3 Les trois états de l'eau L'eau peut exister sous forme solide, liquide et gazeuse. La présence de liaisons hydrogène intermoléculaires est responsable d'anomalies dans ses propriétés physiques, notamment une élévation des températures de fusion et d'ébullition par rapport à d'autres composés hydrogénés de type $H_2X$ [2](#page=2). > **Exemple:** La figure 1.3 illustre l'évolution des températures de fusion et d'ébullition pour $H_2O, H_2S, H_2Se, H_2Te$, montrant que l'eau a des températures anormalement élevées [2](#page=2). ### 1.2 Concentrations Une solution est formée par la dissolution d'un ou plusieurs solutés dans un solvant, généralement l'eau. Le soluté peut être sous forme solide, liquide ou gazeuse, et être moléculaire ou ionique [3](#page=3). #### 1.2.1 Concentration massique La concentration massique ($c$) exprime la masse de soluté par litre de solution. Sa formule est : $$c = \frac{m}{V}$$ où $m$ est la masse du soluté en grammes (g) et $V$ est le volume de la solution en litres (L). La concentration massique s'exprime en g⋅L⁻¹ [3](#page=3). #### 1.2.2 Concentration molaire (molarité) La concentration molaire ($C$), ou molarité, correspond à la quantité de matière (en moles) de l'espèce chimique dissoute par litre de solution. Elle se calcule par : $$C = \frac{n}{V}$$ où $n$ est la quantité de matière en moles (mol) et $V$ est le volume de la solution en litres (L). L'unité est mol⋅L⁻¹ [3](#page=3). Si $M$ est la masse molaire du soluté, la relation entre la concentration massique et la concentration molaire est : $$c = C \times M$$ où $c$ est en g⋅L⁻¹, $C$ en mol⋅L⁻¹, et $M$ en g⋅mol⁻¹ [3](#page=3). #### 1.2.3 Concentration molale (molalité) La concentration molale, ou molalité, représente la quantité de matière d'espèce chimique dissoute par unité de masse de solvant. Elle s'exprime en mol⋅kg⁻¹ [3](#page=3). #### 1.2.4 Concentration pondérale La concentration pondérale indique la masse de l'espèce chimique dissoute par unité de masse de solvant. Son unité est g⋅kg⁻¹ [4](#page=4). #### 1.2.5 Fraction molaire Pour une espèce chimique $A_i$ dissoute, sa fraction molaire ($f_i$) est définie comme le rapport de la quantité de matière de cette espèce ($n_i$) à la somme des quantités de matière de toutes les espèces chimiques présentes dans la solution (y compris le solvant) : $$f_i = \frac{n_i}{\sum_i n_i}$$ Cette fraction est sans unité [4](#page=4). ### 1.3 Dissolution d'un gaz dans un liquide Lors de l'équilibre entre un gaz et un liquide dans un système clos, une quantité de gaz se dissout dans le liquide. Le coefficient de solubilité ($s$) est défini comme le rapport de la concentration du gaz dans le liquide ($c_1$, masse du gaz dissoute par unité de volume de liquide) à la concentration du gaz dans la phase gazeuse surmontant le liquide ($c_2$, masse de vapeur par unité de volume de gaz) [4](#page=4): $$s = \frac{c_1}{c_2}$$ À l'équilibre, le volume de gaz dissous ($v$) dans les conditions standard est donné par la loi de Henry : $$v = s P_i V$$ où $P_i$ est la pression partielle du gaz en atmosphères et $V$ est le volume du liquide en litres [4](#page=4). ### 1.4 Miscibilité des liquides Lorsque deux liquides sont miscibles (soluté avec solvant), le mélange est caractérisé par son titre plutôt que par sa concentration. Le titre d'une solution ($\tau$) est le rapport de la masse du soluté à la masse totale de la solution, exprimé en pourcentage [4](#page=4): $$\tau = 100 \times \frac{m_{\text{soluté}}}{m_{\text{solution}}}$$ où $m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$ [4](#page=4). --- # Les électrolytes : forts et faibles Cette section définit les électrolytes et distingue les électrolytes forts, qui se dissocient totalement dans l'eau, des électrolytes faibles, dont la dissociation est partielle, en introduisant les concepts de taux de dissociation, de concentration molaire particulaire (osmolarité) et de concentration équivalente. ### 2.1 Définition d'un électrolyte Un électrolyte est une solution qui permet le passage du courant électrique. L'étude de ces solutions a conduit à postuler l'existence d'ions se déplaçant sous l'action d'un champ électrique, impliquant un transport de matière dans la solution: les cations (ions positifs) se déplacent vers la cathode et les anions (ions négatifs) se déplacent vers l'anode [5](#page=5). ### 2.2 Électrolytes forts #### 2.2.1 Définition Un électrolyte fort est un électrolyte qui se dissocie totalement dans l'eau [6](#page=6). #### 2.2.2 Exemples * La dissolution du chlorure de sodium (NaCl) entraîne une dissociation totale des cristaux solides : `$$ \text{NaCl(s)} \xrightarrow{\text{(eau)}} \text{Na}^+\text{(aq)} + \text{Cl}^-\text{(aq)} $$` [6](#page=6). * La dissolution de la soude (NaOH), de la potasse (KOH) et du chlorure d'hydrogène gazeux (HCl) entraîne une réaction totale : `$$ \text{NaOH(s)} \xrightarrow{\text{(eau)}} \text{Na}^+\text{(aq)} + \text{OH}^-\text{(aq)} $$` [6](#page=6). `$$ \text{KOH(s)} \xrightarrow{\text{(eau)}} \text{K}^+\text{(aq)} + \text{OH}^-\text{(aq)} $$` [7](#page=7). `$$ \text{HCl(g)} \xrightarrow{\text{(eau)}} \text{H}^+\text{(aq)} + \text{Cl}^-\text{(aq)} $$` [7](#page=7). Dans un électrolyte fort, on ne trouve que des ions majoritaires (apportés par la dissolution du cristal ou de la molécule) et les molécules du solvant [7](#page=7). ### 2.3 Électrolytes faibles #### 2.3.1 Taux de dissociation ($\alpha$) Dans le cas d'un électrolyte faible, l'ionisation ou la dissociation du soluté n'est pas totale, elle est partielle. La solution contient donc des ions, des molécules du soluté et des molécules du solvant [7](#page=7). ##### Définition du taux de dissociation Le taux de dissociation ($\alpha$) d'un électrolyte faible est défini comme : `$$ \alpha = \frac{\text{nombre de molécules dissociées}}{\text{nombre total initial de molécules introduites dans le solvant}} $$` (1.6) [7](#page=7). ##### Exemple de l'acide acétique Si l'on ajoute de l'acide acétique ($CH_3COOH$) dans l'eau, il s'ensuit une ionisation partielle : `$$ \text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^-\text{(aq)} + \text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)} $$` [7](#page=7). À cet équilibre chimique est associée une constante d'équilibre, ou constante d'acidité ($K$): `$$ K = \frac{[\text{CH}_3\text{COO}^-\text{(aq)}][\text{H}_3\text{O}^+\text{(aq)}]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]} $$` [7](#page=7). En considérant une concentration initiale $C$ du soluté, l'état final est : * $CH_3COOH$: $C(1-\alpha)$ * $CH_3COO^-(aq)$: $C\alpha$ * $H_3O^+(aq)$: $C\alpha$ La constante d'acidité peut alors s'écrire en fonction de $\alpha$: `$$ K = \frac{(C\alpha)^2}{C(1-\alpha)} = \frac{C\alpha^2}{1-\alpha} $$` [7](#page=7). ##### Interprétation du taux de dissociation Pour un soluté $AB$ se dissociant dans l'eau selon $AB + H_2O \rightleftharpoons A^-(aq) + B^+(aq)$, avec une concentration initiale $C$: * État final : $AB$ à $C(1-\alpha)$, $A^-(aq)$ à $C\alpha$, $B^+(aq)$ à $C\alpha$. * La constante d'équilibre $K$ est : `$$ K = \frac{[A^-(aq)][B^+(aq)]}{[AB]} = \frac{C\alpha^2}{1-\alpha} $$` (1.7) [8](#page=8). L'interprétation de $\alpha$ est la suivante : * $\alpha = 0$: la dissociation est nulle. * $0 < \alpha < 1$: la dissociation est partielle, et on note $AB \rightleftharpoons A^-(aq) + B^+(aq)$. * $\alpha = 1$: la dissociation est totale, et on note $AB \rightarrow A^-(aq) + B^+(aq)$. ##### Détermination du taux de dissociation ($\alpha$) * Si $\alpha \ll 1$ ( $\alpha$ est négligeable devant 1), on peut simplifier $K \simeq C\alpha^2$, d'où $\alpha \simeq \sqrt{\frac{K}{C}}$. * Si $\alpha$ n'est pas négligeable devant 1, il faut résoudre l'équation du second degré en $\alpha$: $C\alpha^2 + K\alpha - K = 0$. #### 2.3.2 Concentration molaire particulaire ou osmolarité ($\omega$) ##### Définition La concentration molaire particulaire, ou osmolarité ($\omega$), est définie comme le nombre de moles particulaires (molécules et ions) dissoutes par litre de solution [8](#page=8). Pour le soluté $AB$ dissous dans l'eau, avec une concentration initiale $C$ et un taux de dissociation $\alpha$: * La concentration de $AB$ à l'état final est $C(1-\alpha)$. * La concentration de $A^-(aq)$ est $C\alpha$. * La concentration de $B^+(aq)$ est $C\alpha$. L'osmolarité $\omega$ est la somme des concentrations de toutes les espèces présentes : `$$ \omega = C(1-\alpha) + C\alpha + C\alpha = C(1+\alpha) $$` (1.8) [8](#page=8). > **Tip:** L'osmolarité est une mesure importante pour comprendre les propriétés colligatives des solutions, telles que la pression osmotique. ##### Exemple On dissout 0,1 mole d'un acide faible ($AH$) dans 1 litre d'eau, avec un coefficient de dissociation $\alpha = 0,08$. La concentration molaire de la solution est $C = \frac{0,1 \text{ mol}}{1 \text{ L}} = 0,1 \text{ mol.L}^{-1}$. L'osmolarité est : `$$ \omega = C(1+\alpha) = 0,1 \times (1 + 0,08) = 0,108 \text{ osmol.L}^{-1} $$`, soit 108 mosmol.L$^{-1}$ [9](#page=9). La constante d'équilibre $K$ peut être calculée : `$$ K = \frac{C\alpha^2}{1-\alpha} = \frac{0,1 \times (0,08)^2}{1 - 0,08} = \frac{0,00064}{0,92} \approx 6,96 \times 10^{-4} $$` [9](#page=9). #### 2.3.3 Concentration équivalente ($C_{eq}$) ##### Définition Pour une espèce ionique donnée, la concentration équivalente représente le nombre de moles particulaires par litre de solution : `$$ C_{\text{eq}}(i) = C_i \cdot |z_i| $$` (1.9) [9](#page=9). où : * $C_i$ est la concentration molaire de l'ion $i$ en mol.L$^{-1}$. * $z_i$ est la valence de l'ion $i$. Pour une solution contenant $N$ ions, sa concentration équivalente totale est : `$$ C_{\text{eq}} = \sum_{i} |z^+_i| C^+_i + \sum_{j} |z^-_j| C^-_j $$` (1.10) [9](#page=9). ##### Remarque sur la neutralité électrique Une solution étant électriquement neutre, on a : `$$ \sum_{i} z^+_i C^+_i = \sum_{j} |z^-_j| C^-_j $$` Par conséquent : `$$ C_{\text{eq}} = 2 \sum_{i} z^+_i C^+_i = 2 \sum_{j} |z^-_j| C^-_j $$` (1.11) [9](#page=9). > **Tip:** La concentration équivalente est particulièrement utile pour comparer la contribution de différents ions aux propriétés électriques d'une solution, notamment en biochimie et en physiologie. ##### Exemple Considérons une solution de $Na_2SO_4$ préparée en dissolvant 14,2 g de $Na_2SO_4$ dans 500 mL d'eau. La masse molaire de $Na_2SO_4$ est de 142 g.mol$^{-1}$. La quantité de matière de $Na_2SO_4$ est : `$$ n(\text{Na}_2\text{SO}_4) = \frac{14,2 \text{ g}}{142 \text{ g.mol}^{-1}} = 0,1 \text{ mol} $$` [10](#page=10). La concentration de la solution en soluté est : `$$ C = \frac{0,1 \text{ mol}}{0,5 \text{ L}} = 0,2 \text{ mol.L}^{-1} $$` [10](#page=10). La dissociation de $Na_2SO_4$ s'écrit : `$$ \text{Na}_2\text{SO}_4 \rightarrow 2\text{Na}^+\text{(aq)} + \text{SO}_4^{2-}\text{(aq)} $$` [10](#page=10). Les concentrations molaires des ions sont : * $[Na^+(aq)] = 2 \times 0,2 \text{ mol.L}^{-1} = 0,4 \text{ mol.L}^{-1}$ * $[SO_4^{2-}(aq)] = 1 \times 0,2 \text{ mol.L}^{-1} = 0,2 \text{ mol.L}^{-1}$ [10](#page=10). Les valences sont : * $z^+ = +1$ pour $Na^+$ * $z^- = -2$ pour $SO_4^{2-}$ Les concentrations équivalentes des ions sont : * $C_{\text{eq}}(Na^+(aq)) = 0,4 \text{ mol.L}^{-1} \times |+1| = 0,4 \text{ eq.L}^{-1}$ * $C_{\text{eq}}(SO_4^{2-}(aq)) = 0,2 \text{ mol.L}^{-1} \times |-2| = 0,4 \text{ eq.L}^{-1}$ [10](#page=10). La concentration équivalente totale de la solution est : `$$ C_{\text{eq}} = C_{\text{eq}}(Na^+(aq)) + C_{\text{eq}}(SO_4^{2-}(aq)) = 0,4 + 0,4 = 0,8 \text{ eq.L}^{-1} $$` [10](#page=10). #### 2.3.4 Coefficient d'ionisation de Van't Hoof ($i$) ##### Définition Le coefficient d'ionisation de Van't Hoof ($i$) est défini comme le rapport entre le nombre de particules (molécules et ions) et le nombre total initial de molécules introduites dans le solvant : `$$ i = \frac{\text{nombre de particules (molécules et ions)}}{\text{nombre total initial de molécules introduites dans le solvant}}} = \frac{\omega}{C} $$` (1.12) [10](#page=10). où $\omega$ est en osmol.L$^{-1}$ et $C$ en mol.L$^{-1}$. ##### Autre expression du coefficient d'ionisation Si $\nu$ représente le nombre d'ions formés par molécule de soluté dissocié, alors $\omega = C(1-\alpha) + \nu C\alpha = C[1+\alpha(\nu-1)]$. Par conséquent : `$$ i = \frac{\omega}{C} = 1 + \alpha(\nu-1) $$` (1.13) [10](#page=10). > **Tip:** Le coefficient de Van't Hoff permet de relier l'osmolarité à la concentration molaire, en tenant compte du degré de dissociation et du nombre d'ions produits. ### 2.4 Loi de dilution d’Ostwald La loi de dilution d'Ostwald stipule que si l'on effectue des dilutions (c'est-à-dire que la concentration $C$ tend vers zéro), le taux de dissociation $\alpha$ tend vers 1. Autrement dit, un électrolyte faible tend à se comporter comme un électrolyte fort lorsque sa concentration devient infiniment petite. Cette loi est dérivée de la relation $K = \frac{C\alpha^2}{1-\alpha}$. Lorsque $C \to 0$, $K/C \to \infty$, ce qui implique $\alpha^2/(1-\alpha) \to \infty$, donc $\alpha \to 1$ [11](#page=11). --- # Les propriétés acido-basiques des solutions aqueuses Ce chapitre explore les définitions des acides et bases selon Brönsted, les réactions acido-basiques, les propriétés de l'eau, le concept de pH, et les méthodes de calcul pour différentes solutions [12](#page=12). ### 2.1 Acides et bases en solution aqueuse #### 2.1.1 Acides et bases selon Brönsted Selon la théorie de Brönsted et Lowry un acide est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons ($H^+$) tandis qu'une base est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons ($H^+$) [12](#page=12) [13](#page=13) . * Un monoacide ne peut céder qu'un proton, et une monobase ne peut en capter qu'un [12](#page=12). * Un polyacide ou une polybase peut céder ou capter plusieurs protons [12](#page=12). La réaction générale d'un acide est : $AH \rightleftharpoons A^{-} + H^{+}$ (2.1) [13](#page=13). ou pour un acide cationique : $BH^{+} \rightleftharpoons B + H^{+}$ (2.2) [13](#page=13). Dans ces réactions, l'espèce $A^{-}$ ou $B$ qui résulte de la réaction inverse est susceptible de capter un proton $H^+$. Ainsi, un acide et une base vont par paire, formant un couple acide/base conjugués. À tout acide $AH$ (ou $BH^+$) correspond sa base conjuguée $A^{-}$ (ou $B$). Les couples acide/base sont notés $AH/A^{-}$ et $BH^{+}/B$ [13](#page=13). **Exemples de couples acide/base:** [13](#page=13). * $CH_3COOH / CH_3COO^{-}$ * $NH_4^+ / NH_3$ * $H_2SO_4 / HSO_4^-$ puis $HSO_4^- / SO_4^{2-}$ Une espèce qui peut agir à la fois comme acide et comme base est dite **amphotère** ou **ampholyte**. Par exemple, $HSO_4^-$ est amphotère car il est une base pour le couple $H_2SO_4/HSO_4^-$ et un acide pour le couple $HSO_4^-/SO_4^{2-}$ [13](#page=13). > **Tip:** Familiarize yourself with common acid-base couples to quickly identify conjugate pairs and predict reaction outcomes. **Quelques couples acide/base notables:** [13](#page=13). | Acide | Base | | :------------- | :----------- | | $HF$ | $F^{-}$ | | $HCN$ | $CN^{-}$ | | $CO_2, H_2O$ | $HCO_3^-$ | | $HCO_3^-$ | $CO_3^{2-}$ | | $C_6H_5COOH$ | $C_6H_5COO^-$ | | $H_3O^+$ | $H_2O$ | | $H_2O$ | $HO^-$ | #### 2.1.2 Réactions acides-bases Une réaction acido-basique est un transfert de proton ($H^+$) d'un acide vers une base. La réaction générale impliquant deux couples acide/base est [14](#page=14): $acide_1 + base_2 \rightleftharpoons base_1 + acide_2$ (2.3) [14](#page=14). Dans cette réaction, l'acide 1 (provenant du couple $acide_1/base_1$) cède un proton à la base 2 (provenant du couple $acide_2/base_2$) [14](#page=14). **Exemple:** [14](#page=14). Réaction entre l'acide acétique ($CH_3COOH$) et l'ammoniac ($NH_3$) : * Couple 1 : $CH_3COOH / CH_3COO^-$ ($CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+$) * Couple 2 : $NH_4^+ / NH_3$ ($NH_3 + H^+ \rightleftharpoons NH_4^+$) Réaction globale : $CH_3COOH \text{ (acide}_1) + NH_3 \text{ (base}_2) \rightleftharpoons CH_3COO^- \text{ (base}_1) + NH_4^+ \text{ (acide}_2)$ [14](#page=14). #### 2.1.3 Les couples de l'eau L'eau ($H_2O$) est une espèce amphotère, agissant à la fois comme acide et comme base [14](#page=14). * En tant qu'acide, l'ion hydronium ($H_3O^+$) cède un proton pour former de l'eau : $H_3O^+ \rightleftharpoons H_2O + H^+$ (2.4) [14](#page=14). Le couple est $H_3O^+ / H_2O$, où $H_2O$ est la base conjuguée de $H_3O^+$. * En tant que base, l'ion hydroxyde ($HO^-$) capte un proton pour former de l'eau : $HO^- + H^+ \rightleftharpoons H_2O$ (2.5) [14](#page=14). Le couple est $H_2O / HO^-$, où $H_2O$ est l'acide conjugué de $HO^-$. #### 2.1.4 L'autoprotolyse de l'eau - Produit ionique de l'eau L'eau pure subit une auto-ionisation partielle, qui peut être représentée comme une réaction acido-basique entre deux molécules d'eau : $H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + HO^-$ (2.6) [14](#page=14). La constante thermodynamique d'équilibre de cette réaction est le **produit ionique de l'eau**, notée $K_e$ : $K_e = [H_3O^+][HO^-]$ (2.7) [15](#page=15). $K_e$ est une constante sans dimension qui dépend uniquement de la température [15](#page=15). On définit également le $pK_e$ : $pK_e = -\log K_e$, soit $K_e = 10^{-pK_e}$ (2.8) [15](#page=15). | Température (°C) | $K_e$ | $pK_e$ | | :--------------- | :------------------ | :----- | | 0 | $0.12 \times 10^{-14}$ | 14.9 | | 25 | $1.0 \times 10^{-14}$ | 14.0 | | 50 | $5.5 \times 10^{-14}$ | 13.3 | | 80 | $25 \times 10^{-14}$ | 12.6 | $K_e$ est une fonction croissante de la température [15](#page=15). ### 2.2 pH d'une solution aqueuse #### 2.2.1 Définition Le **pH** est une grandeur sans unité qui quantifie le caractère acide ou basique d'une solution. Pour les solutions aqueuses diluées (concentration molaire très inférieure à 1 mol/L), le pH est défini par [15](#page=15): $pH = -\log[H_3O^+]$, soit $[H_3O^+] = 10^{-pH}$ (2.9) [15](#page=15). #### 2.2.2 Solutions acides et basiques * **Eau pure :** Dans l'eau pure, $[H_3O^+] = [HO^-]$. En utilisant la relation du produit ionique de l'eau, on obtient : $[H_3O^+] = [HO^-] = \sqrt{K_e}$ $pH = -\log\sqrt{K_e} = -\frac{1}{2}\log K_e = \frac{1}{2}pK_e$ (Pour l'eau pure) (2.10) [16](#page=16). À 25°C, $pK_e = 14.0$, donc $pH = 7.0$. * **Milieu acide :** Dans un milieu acide, $[H_3O^+] > [HO^-]$. En utilisant $K_e = [H_3O^+][HO^-]$ : $[HO^-] = K_e / [H_3O^+]$. Ainsi, $[H_3O^+] > K_e / [H_3O^+]$, ce qui implique $[H_3O^+]^2 > K_e$. En prenant les logarithmes : $2\log[H_3O^+] > \log K_e$, ou encore : $pH < \frac{1}{2}pK_e$ (En milieu acide) (2.11) [16](#page=16). À 25°C, une solution est acide si $pH < 7.0$. * **Milieu basique :** Dans un milieu basique, $[H_3O^+] < [HO^-]$. De manière similaire : $pH > \frac{1}{2}pK_e$ (En milieu basique) (2.12) [16](#page=16). À 25°C, une solution est basique si $pH > 7.0$.  (Figure 2.1, illustration du pH des solutions neutres, acides et basiques) [16](#page=16). #### 2.2.3 pH de quelques liquides biologiques | Liquide biologique | pH | | :--------------------------- | :------------------- | | Sang artériel | $7.38 - 7.42$ | | Sang veineux | $7.35 - 7.42$ | | Salive | $6.2 - 7.2$ | | Suc gastrique | $1.6 - 1.8$ | | Suc pancréatique | $8.0$ | | Liquide céphalo-rachidien | $7.2 - 7.9$ | #### 2.2.4 pKa d'un couple acide/base Considérons un acide $AH$ réagissant avec l'eau : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ (2.13) [17](#page=17). * **Acide fort:** Un acide fort se dissocie totalement dans l'eau. Le coefficient de dissociation $\alpha = 1$ [18](#page=18). * **Acide faible:** Un acide faible ne s'ionise que partiellement dans l'eau ($\alpha < 1$). Sa "force" est évaluée par la constante d'acidité ($K_a$) [17](#page=17). La constante d'acidité ($K_a$) pour l'équilibre (2.13) est : $K_a = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}$ (2.14) [17](#page=17). $K_a$ ne dépend que de la température [17](#page=17). On définit également le $pK_a$ : $pK_a = -\log K_a$, soit $K_a = 10^{-pK_a}$ (2.15) [17](#page=17). **Relation entre pH et pKa :** Pour un couple $AH/A^-$, la réaction d'ionisation de l'acide est : $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$. La constante d'acidité est : $K_a = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}$ [17](#page=17). De cette relation, on tire : $[H_3O^+] = K_a \frac{[AH]}{[A^-]}$ En prenant les logarithmes : $\log[H_3O^+] = \log K_a + \log\frac{[AH]}{[A^-]}$ Soit : $pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[AH]}$ (2.16) [18](#page=18). #### 2.2.5 Diagramme de prédominance On considère qu'une espèce acide $A$ est prédominante devant l'espèce basique $B$ lorsque $[A > 10[B]$. En utilisant la relation (2.16) [18](#page=18): * $pH = pK_a$ lorsque $[A = [B]$ * $pH < pK_a - 1$ lorsque $[A > 10[B]$ (A prédomine) * $pH > pK_a + 1$ lorsque $[B > 10[A]$ (B prédomine) Ces relations permettent de construire le diagramme de prédominance (Figure 2.2) indiquant les domaines où chaque espèce est majoritaire [18](#page=18).  (Figure 2.2, Diagramme de prédominance) [18](#page=18). #### 2.2.6 pH de quelques solutions ##### Solutions acides * **Acides forts :** Ces acides se dissocient totalement dans l'eau ($\alpha = 1$) [18](#page=18). Pour un monoacide de concentration molaire $C_a$, on a $C_a = [H_3O^+]$. $pH = -\log C_a$ (Pour des solutions diluées) (2.17) [18](#page=18). Pour un diacide $AH_2$ de concentration molaire $C_a$, la dissociation peut produire 2 protons : $AH_2 + 2H_2O \rightarrow 2H_3O^+ + A^{2-}$. Dans ce cas, $[H_3O^+] = 2C_a$. $pH = -\log(2C_a)$ (pour un diacide de concentration molaire $C_a$) [19](#page=19). * **Acides faibles :** Ces acides se dissocient partiellement ($\alpha < 1$). Pour un acide $AH$ de concentration molaire $C_a$ [19](#page=19): $AH + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^-$ L'équilibre final est $C_a - h$ pour $AH$, $h$ pour $H_3O^+$ et $h$ pour $A^-$, où $h = [H_3O^+]$. $K_a = \frac{h^2}{C_a - h}$ [19](#page=19). Si la dissociation est faible ($h \ll C_a$), on peut négliger $h$ devant $C_a$: $K_a \approx \frac{h^2}{C_a}$, donc $h = [H_3O^+] = \sqrt{K_a C_a}$ (2.18) [19](#page=19). $pH = -\log(\sqrt{K_a C_a}) = \frac{1}{2}(pK_a - \log C_a)$ (Pour un acide faiblement dilué) (2.19) [19](#page=19). Le coefficient de dissociation $\alpha$ est : $\alpha = \frac{[H_3O^+]}{C_a} = \frac{10^{-pH}}{C_a} = \sqrt{\frac{K_a}{C_a}}$ (2.20) [19](#page=19). ##### Solutions basiques Soit $C_b$ la concentration molaire de la solution. * **Bases fortes :** Le pH est donné par : $pH = 14 + \log C_b$ (Pour des solutions diluées) (2.21) [20](#page=20). Le coefficient de dissociation $\alpha = 1$ [20](#page=20). Pour une dibase telle que $B(OH)_2$ de concentration molaire $C_b$: $pH = 14 + \log(2C_b)$ (pour une dibase de concentration molaire $C_b$) [20](#page=20). * **Bases faibles :** Pour une base faible $B$ de concentration $C_b$: $B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + HO^-$ L'équilibre final est $C_b - [HO^-]$ pour $B$, $[HO^-]$ pour $BH^+$, et $[HO^-]$ pour $HO^-$. Le $pK_b$ est lié au $pK_a$ par $pK_b = 14 - pK_a$ [20](#page=20). Pour une base faiblement diluée : $pH = 14 - \frac{1}{2}(pK_b - \log C_b)$ (2.22) [20](#page=20). Le coefficient de dissociation $\alpha$ est : $\alpha = \frac{[HO^-]}{C_b} = \frac{10^{pH - 14}}{C_b} = \sqrt{\frac{K_b}{C_b}}$ (2.23) [20](#page=20). > **Tip:** Remember that $pK_a$ is a measure of acid strength. A lower $pK_a$ indicates a stronger acid. Similarly, a lower $pK_b$ indicates a stronger base. **À RETENIR: Acides faibles** [20](#page=20). Pour un acide faible $AH$ de concentration $C_a$, constante d'acidité $K_a$, et coefficient de dissociation $\alpha$: $\alpha = \frac{[H_3O^+]}{C_a}$, soit $[H_3O^+] = \alpha C_a$ $K_a = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]} = \frac{\alpha^2 C_a}{1-\alpha}$ $pH = -\log[H_3O^+] = -\log(\alpha C_a)$ Si la dissociation est faible ($\alpha \ll 1$): $K_a \approx \alpha^2 C_a$ $\alpha \approx \sqrt{\frac{K_a}{C_a}}$ $[H_3O^+] \approx \sqrt{K_a C_a}$ $pH \approx \frac{1}{2}(pK_a - \log C_a)$ --- # Réactions acido-basiques, systèmes tampons et troubles acido-basiques Voici un résumé détaillé des réactions acido-basiques, systèmes tampons et troubles acido-basiques, préparé pour un examen. ## 4 Réactions acido-basiques, systèmes tampons et troubles acido-basiques Cette section aborde les principes des titrages acido-basiques, le fonctionnement et l'importance des solutions tampons, en particulier dans les milieux biologiques, l'utilisation du diagramme de Davenport pour visualiser les états acido-basiques, et la classification des troubles acido-basiques. ### 4.1 Réactions acido-basiques : courbes de titrages Le dosage, ou titrage, en solution aqueuse permet de déterminer la concentration d'un acide ou d'une base [21](#page=21). #### 4.1.1 Principe du dosage Le principe du dosage repose sur la réaction complète et rapide entre une espèce à doser et une autre espèce de concentration connue. Pour un acide AH de concentration inconnue $C_a$, on le fait réagir avec une base forte, telle que $HO^-$, de concentration connue $C_b$. La réaction support est : $AH + HO^- \longrightarrow A^- + H_2O$ (2.24) [21](#page=21). À l'équivalence, les quantités de matière des réactifs sont égales: $n_a = n_b$, ce qui se traduit par $C_a \cdot v_a = C_b \cdot v_b$. La concentration de l'acide est alors $C_a = C_b \frac{v_b}{v_a}$ (2.25) [21](#page=21). Les conditions nécessaires pour un dosage efficace sont : * Réaction totale et rapide [21](#page=21). * Passage au point d'équivalence facilement observable [21](#page=21). * Saut de pH observable au pH-mètre [21](#page=21). * Changement de couleur observable avec des indicateurs colorés [21](#page=21). #### 4.1.2 Exemple : réaction entre un acide faible et une base forte Lors du titrage d'un acide faible $AH$ (concentration $C$, constante d'acidité $K_a$) par une base forte $HO^-$, la réaction est : $AH + HO^- \longrightarrow A^- + H_2O$ La constante de cette réaction est $K = \frac{[A^-]}{[AH][HO^-]} = \frac{K_a}{K_e} \cdot K_w$. Si $K_a \le 10^{11}$ (à 25°C, $K_e = 10^{-14}$), alors $K \ge 10^3$, ce qui indique une réaction quantitative [22](#page=22). Pour $0 < x < 1$ (où $x$ est la fraction molaire de base forte ajoutée par mole d'acide), le pH est donné par la relation d'Henderson-Hasselbalch : $pH = pK_a + \log\left(\frac{x}{1-x}\right)$ (2.26) [22](#page=22). Le graphe du pH en fonction de $x$ présente un saut de pH au point d'équivalence, et une région où le pH varie peu autour de $x=0.5$, correspondant au point de demi-équivalence où $pH = pK_a$ [22](#page=22). ### 4.2 Les systèmes tampons #### 4.2.1 Solutions tampons Une solution tampon est une solution qui résiste aux variations de pH lors de l'ajout d'une petite quantité d'acide ou de base forte, ou lors de dilution. Ce phénomène est observable sur la courbe de dosage d'un acide faible, où le pH varie peu autour du point de demi-équivalence ($pH = pK_a$) [23](#page=23). Une solution tampon est donc une solution dont le pH est "stabilisé" et dont la composition est proche de celle obtenue à la demi-équivalence lors du titrage d'un acide faible par une base forte, ou d'une base faible par un acide fort [23](#page=23). > **Tip:** Les solutions tampons sont essentielles dans de nombreux processus biologiques et réactions chimiques car elles maintiennent un pH relativement constant, nécessaire au bon fonctionnement des systèmes [24](#page=24). #### 4.2.2 Intérêt des solutions tampons La plupart des réactions biologiques et de nombreuses réactions d'analyse et de synthèse nécessitent des milieux tamponnés pour fonctionner de manière optimale. Deux couples acide/base sont particulièrement importants dans les milieux biologiques [24](#page=24): * **Le tampon bicarbonate:** Il est constitué du couple $CO_2, H_2O / HCO_3^-(aq)$ (parfois noté $H_2CO_3 / HCO_3^-(aq)$). Son $pK_a$ est d'environ 6.4 à 25°C et 6.1 à 37°C. Le pH normal du sang (entre 7.38 et 7.45) est maintenu par ce système, où la concentration en ions bicarbonate $[HCO_3^-(aq)]$ est supérieure à celle du dioxyde de carbone dissous $[CO_2, H_2O]$, comme le montre la relation $pH = pK_a + \log\left(\frac{[HCO_3^-(aq)]}{[CO_2, H_2O]}\right)$ [24](#page=24). * **Le tampon phosphate:** Il met en jeu le couple $H_2PO_4^-(aq) / HPO_4^{2-}(aq)$. Il constitue le principal système tampon intracellulaire [24](#page=24). ### 4.3 Diagramme de Davenport et troubles acido-basiques #### 4.3.1 Diagramme de Davenport Le tampon bicarbonate est le principal système tampon de l'organisme. À 37°C, la relation d'Henderson-Hasselbalch pour ce couple est [24](#page=24): $pH = 6.1 + \log\left(\frac{[HCO_3^-(aq)]}{[CO_2]}\right)_d$ (2.27) [24](#page=24). où $[CO_2]_d$ représente la concentration de $CO_2$ dissous [24](#page=24). La concentration de $CO_2$ dans le sang est liée à la pression partielle de $CO_2$ ($P_{CO_2}$) dans les poumons. La relation (2.27) peut être réécrite en tenant compte du coefficient de Henry ($a$) [25](#page=25): $[HCO_3^-(aq)] = a \cdot P_{CO_2} \cdot 10^{pH - 6.1}$ (2.28) [25](#page=25). où $a = 0.03 \text{ mmol} \cdot L^{-1} \cdot mmHg^{-1}$ si $P_{CO_2}$ est en mmHg [25](#page=25). Le diagramme de Davenport représente graphiquement la concentration des ions hydrogénocarbonate $[HCO_3^-(aq)]$ en fonction du pH [25](#page=25). * Une famille de courbes isobares montre l'évolution de $[HCO_3^-(aq)]$ pour une $P_{CO_2}$ constante: $[HCO_3^-(aq)] = 0.03 \cdot P_{CO_2} \cdot 10^{pH - 6.1}$ [25](#page=25). * Une famille de droites d'équilibration du $CO_2$ montre la relation pour des variations de $P_{CO_2}$: $[HCO_3^-(aq)] = -\beta \cdot pH + b$. $\beta = \frac{\partial[HCO_3^-(aq)]}{\partial pH}$ représente le pouvoir tampon des systèmes fermés [25](#page=25). > **Tip:** Les diagrammes de Davenport sont des outils visuels puissants pour comprendre l'équilibre acido-basique dans l'organisme, reliant le pH, la concentration en bicarbonate et la pression partielle en dioxyde de carbone. **Définitions importantes dans le diagramme de Davenport :** * **Point normal (N):** Représente un état acido-basique normal avec $[HCO_3^-(aq)] = 24 \text{ mmol} \cdot L^{-1}$ et $pH = 7.40$ [26](#page=26). * **Isobare normale:** L'isobare passant par le point normal [26](#page=26). * **Droite normale d'équilibration (DNE):** La droite d'équilibration passant par le point normal [26](#page=26). #### 4.3.2 Les troubles acido-basiques Les troubles acido-basiques correspondent à une anomalie de la concentration en acides. On distingue deux types principaux : * **Troubles d'origine respiratoire:** Anomalie de la concentration en acides volatils, affectant directement la pression partielle en $CO_2$ ($P_{CO_2}$) [26](#page=26). * **Alcalose respiratoire:** Si $pH \gt 7.4$, accompagnée d'une $P_{CO_2} \lt 36 \text{ mmHg}$ (défaut d'acides volatils) [26](#page=26). * **Acidose respiratoire:** Si $pH \lt 7.4$, accompagnée d'une $P_{CO_2} \gt 42 \text{ mmHg}$ (excès d'acides volatils) [26](#page=26). [Figure 2.6 montrant les zones d'acidose et d'alcalose respiratoires sur un diagramme de Davenport [26](#page=26). * **Troubles d'origine métabolique:** Anomalie de la concentration en acides fixes, entraînant une variation de la concentration en $HCO_3^-$ [26](#page=26). * **Alcalose métabolique:** Pour une $P_{CO_2}$ constante, si $[HCO_3^-(aq)] \gt 24 \text{ mmol} \cdot L^{-1}$ (défaut d'acides fixes) [27](#page=27). * **Acidose métabolique:** Pour une $P_{CO_2}$ constante, si $[HCO_3^-(aq)] \lt 24 \text{ mmol} \cdot L^{-1}$ (excès d'acides fixes) [27](#page=27). [Figure 2.7 montrant les zones d'acidose et d'alcalose métaboliques sur un diagramme de Davenport [27](#page=27). L'ensemble de ces troubles, y compris les états mixtes, est représenté sur la figure 2.8 [28](#page=28). [Figure 2.8 montrant la classification complète des troubles acido-basiques sur un diagramme de Davenport [28](#page=28). --- # Mécanique des fluides : statique et dynamique Ce chapitre explore les propriétés fondamentales des fluides, la statique des fluides incompressibles (hydrostatique) avec les concepts de pression et le théorème d'Archimède, ainsi que la dynamique des fluides idéaux et réels, incluant l'équation de continuité, l'équation de Bernoulli, la viscosité, les écoulements laminaires et turbulents, et la loi de Poiseuille. ### 5.1 Généralités sur les fluides Un fluide est un milieu matériel parfaitement déformable, composé de molécules mobiles qui n'ont pas de forme propre et prennent celle du récipient qui les contient. Cela inclut les liquides et les gaz. La mécanique des fluides, une branche de la mécanique des milieux continus, étudie les gaz et les liquides à l'équilibre et en mouvement. Elle se divise en deux parties: la statique des fluides (fluides au repos, incluant l'hydrostatique et l'aérostatique) et la dynamique des fluides (fluides en mouvement, incluant l'hydrodynamique et l'aérodynamique). Ses applications sont vastes, couvrant l'ingénierie navale, l'aéronautique, l'hémodynamique, la météorologie, la climatologie et l'océanographie [30](#page=30). #### 5.1.1 Propriétés d'un fluide Les fluides possèdent plusieurs propriétés pour décrire leur état physique : * **Masse volumique ($\rho$)**: Définie par la masse ($m$) par unité de volume ($V$) [30](#page=30). $$ \rho = \frac{m}{V} $$ * **Densité**: Pour les liquides, la référence est l'eau, dont la masse volumique est de 1000 kg·m⁻³ ou 1 g·cm⁻³ [30](#page=30). * **Viscosité ($\eta$)**: Caractérise les frottements internes du fluide et sa résistance à l'écoulement. Un fluide de grande viscosité s'écoule difficilement, tandis qu'un fluide de faible viscosité s'écoule facilement [30](#page=30) [31](#page=31). * Un fluide avec $\eta \approx 0$ est dit parfait ou idéal (sans frottement) [31](#page=31). * Un fluide avec $\eta \neq 0$ est dit réel (avec frottement) [31](#page=31). * **Poids volumique ($\gamma$)**: Poids ($P$) par unité de volume [30](#page=30). $$ \gamma = \frac{P}{V} $$ où $P = mg$. * **Compressibilité ($\chi$)**: Quantifie la variation relative de volume sous l'effet d'une pression appliquée. Les gaz sont considérés comme compressibles ($\chi$ élevé), tandis que les liquides sont considérés comme incompressibles ($\chi$ faible) [31](#page=31). ### 5.2 Statique des fluides idéals incompressibles (Hydrostatique) L'hydrostatique étudie l'équilibre des fluides au repos et leur interaction avec les surfaces solides. Les forces de frottement, liées à la viscosité, sont négligées car il n'y a pas d'écoulement, ce qui rend l'étude valable aussi pour les fluides réels [31](#page=31). #### 5.2.1 Pression d'un fluide La pression ($p$) est une grandeur physique traduisant les échanges de quantité de mouvement et définie comme l'intensité de la force ($F$) qu'exerce un fluide par unité de surface ($S$). Elle peut aussi être vue comme l'énergie ($E$) contenue dans une unité de volume ($V$) [31](#page=31). $$ p = \frac{F}{S} $$ La force $F$ est perpendiculaire à la surface $S$ [32](#page=32). * **Unité de pression** : Le Pascal (Pa) est l'unité SI. D'autres unités équivalentes existent : * 1 Pa = 1 N/m² = 1 J/m³ [32](#page=32). * 1 bar = 10⁵ Pa [32](#page=32). * 1 atm = 1.013 bar = 101325 Pa [32](#page=32). * 1 atm = 760 mm Hg [32](#page=32). * 1 mm Hg = 133 Pa [32](#page=32). * **Types de pressions** : Les mesures de pression peuvent être relatives à différents points de référence. * **Pression absolue ($p_{abs}$)**: Mesurée par rapport au vide absolu (pression nulle). Elle est toujours positive [32](#page=32). * **Pression différentielle ($p_{dif}$ ou $\Delta p$)**: Mesurée entre deux points ($p_2 - p_1$) ou par rapport à une pression de référence ($p_{abs} - p_{ref}$) [32](#page=32). * **Pression atmosphérique ambiante ($p_{amb}$ ou $p_{atm}$)**: Mesurée avec un baromètre par rapport au vide absolu [32](#page=32). * **Pression effective ($p_{eff}$) ou pression relative ($p_{rel}$)**: Mesurée par rapport à la pression ambiante ($p_{eff} = p_{abs} - p_{atm}$). Elle peut être positive ou négative ("pression vacuum") [32](#page=32). * **Pression à l'air libre**: Dans les problèmes, un réservoir ou un point à l'air libre a une pression égale à la pression atmosphérique du problème [32](#page=32). * **Mesure des pressions**: Le baromètre mesure la pression atmosphérique, le manomètre mesure les pressions relatives positives (système Bourdon, électroniques), et le vacuomètre mesure les pressions négatives (dépression) [32](#page=32). #### 5.2.2 Théorème de Pascal : Transmission des pressions Un liquide statique et incompressible transmet intégralement et dans toutes les directions toute variation de pression subie [33](#page=33). > **Exemple** : Presse hydraulique > Une force $F_1$ appliquée sur un piston de surface $S_1$ crée une pression $p_1 = F_1/S_1$. Selon le principe de Pascal, cette pression est transmise intégralement au piston de surface $S_2$, exerçant une force $F_2 = p_1 S_2 = (F_1/S_1) S_2$. Si $S_2 > S_1$, une petite force $F_1$ peut soulever une charge importante $F_2$ [33](#page=33). > $$ p_1 = \frac{F_1}{S_1} $$ > $$ p_2 = p_1 $$ > $$ F_2 = p_2 S_2 = \frac{F_1}{S_1} S_2 $$ #### 5.2.3 Loi fondamentale de l'hydrostatique Pour un fluide au repos, soumis au champ de pesanteur, la variation de pression $\Delta P$ entre deux points situés à des altitudes différentes $h$ (avec $h = z_2 - z_1$) est donnée par : $$ \Delta P = P_2 - P_1 = -\rho g h $$ où $\rho$ est la masse volumique du fluide et $g$ est l'accélération due à la gravité. La pression augmente linéairement en fonction de la profondeur [34](#page=34) [35](#page=35). * **Différence de pression dans un fluide** : La relation fondamentale de l'hydrostatique permet de calculer la différence de pression entre deux points A et B : $$ p_B - p_A = -\rho g (z_B - z_A) $$ Si on définit $h = z_B - z_A$ comme la différence d'altitude : $$ p_B - p_A = -\rho g h $$ Une convention courante utilise $h$ comme la profondeur négative, donc $h = -(z_B - z_A)$ si $z_B$ est plus haut que $z_A$, menant à $p_B - p_A = \rho g h$ pour la différence de pression positive dans la direction descendante [35](#page=35). * **Conséquences** : * Dans un fluide statique incompressible, la pression est identique en tout point d'un même plan horizontal (les plans horizontaux sont des isobares) [35](#page=35). * La différence de pression entre deux points est proportionnelle à leur différence d'altitude [35](#page=35). #### 5.2.4 Théorème d'Archimède Tout corps plongé dans un fluide statique subit une force verticale dirigée vers le haut, appelée poussée d'Archimède ($\Pi$). Cette poussée est égale au poids du volume de fluide déplacé, qui est égal au volume immergé du corps [35](#page=35). $$ \Pi = \rho_{\text{fluide}} \cdot V_{\text{liquide déplacé}} \cdot g = \rho_{\text{fluide}} \cdot V_{\text{immergé}} \cdot g $$ Le vecteur poussée d'Archimède est dirigé vers le haut [36](#page=36). > **Exemple**: Un ballon plongé dans l'eau ressent une force qui tend à le faire remonter, c'est la poussée d'Archimède [35](#page=35). > Le volume de fluide déplacé est égal au volume immergé du corps ($V_{\text{liquide déplacé}} = V_{\text{immergé}}$). Le poids du fluide déplacé est donc [36](#page=36): > $$ P_{\text{fluide déplacé}} = m_{\text{liquide déplacé}} \cdot g = \rho_{\text{fluide}} \cdot V_{\text{liquide déplacé}} \cdot g $$ > La poussée d'Archimède est l'opposé du poids du fluide déplacé : > $$ \Pi = - P_{\text{fluide déplacé}} = -\rho_{\text{fluide}} \cdot V_{\text{immergé}} \cdot g $$ > Le signe moins indique la direction opposée au vecteur gravité, donc vers le haut [36](#page=36). * **Flottabilité** : La flottabilité d'un objet dépend de la comparaison entre son poids ($P_{\text{objet}}$) et la poussée d'Archimède ($\Pi$). * Si $\rho_{\text{objet}} > \rho_{\text{fluide}}$, alors $P_{\text{objet}} > \Pi$, et l'objet coule [36](#page=36). * Si $\rho_{\text{objet}} < \rho_{\text{fluide}}$, alors $P_{\text{objet}} < \Pi$, et l'objet flotte [36](#page=36). > **Exemple 1**: Calcul de la pression $P_3$ d'un gaz dans un tube en U contenant du mercure ($\rho_{Hg}$ = 13600 kg/m³) et de l'essence ($\rho_{\text{essence}}$ = 700 kg/m³), avec $P_{atm}$ = 10⁵ Pa [37](#page=37). > **Exemple 2**: Une sphère de rayon R flotte à moitié dans l'eau de mer ($\rho_{mer}$ = 1025 kg/m³). Calculer son poids et la fraction de volume immergé dans l'huile ($\rho_{huile}$ = 800 kg/m³) [37](#page=37). En résumé, la statique des fluides repose sur trois principes: la pression varie linéairement avec la profondeur, toute variation de pression est transmise intégralement (Pascal), et un corps plongé subit une poussée verticale vers le haut égale au poids du fluide déplacé (Archimède) [37](#page=37). ### 5.3 Dynamique des fluides idéals incompressibles (Hydrodynamique) Cette section étudie les fluides en mouvement, en considérant des fluides idéaux qui s'écoulent sans interaction (toutes les molécules ont la même vitesse) [38](#page=38). #### 5.3.1 Définitions * **Écoulement permanent (stationnaire)**: Les grandeurs (pression, température, vitesse) caractérisant l'écoulement restent constantes en tout point au cours du temps [38](#page=38). * **Écoulement laminaire**: Écoulement rectiligne, avec des filets parallèles sans mélange [38](#page=38). * **Ligne de courant**: Courbe suivant laquelle se déplace un élément de fluide en régime stationnaire [38](#page=38). * **Tube de courant**: Ensemble de lignes de courant s'appuyant sur une courbe fermée [38](#page=38). * **Filet de courant**: Tube de courant s'appuyant sur un petit élément de surface $\Delta S$ [38](#page=38). * **Débit (Q)**: Quantité de fluide traversant une section $S$ par unité de temps [38](#page=38). * **Débit massique** ($\frac{dm}{dt}$): [38](#page=38). * **Débit volumique** ($Q_V$) : $$ Q_V = \frac{dV}{dt} $$ Il peut aussi être exprimé en fonction de la section $S$ et de la vitesse $v$ : $$ Q_V = S \cdot v $$ (Attention à ne pas confondre $V$ le volume et $v$ la vitesse) [39](#page=39). * La relation entre débit massique et volumique est : $$ \frac{dm}{dt} = \rho \cdot Q_V $$ #### 5.3.2 Équation de continuité (Conservation de la masse) Pour un fluide incompressible ($\rho$ constante) en régime stationnaire, le débit volumique est constant le long d'un tube de courant : $$ Q_{V1} = Q_{V2} $$ $$ S_1 v_1 = S_2 v_2 $$ Cela implique que lorsque la section $S$ augmente, la vitesse $v$ diminue, et vice-versa [39](#page=39). #### 5.3.3 Équation de Bernoulli (Conservation d'énergie) Pour un fluide parfait et incompressible en écoulement permanent, l'équation de Bernoulli exprime la conservation de l'énergie mécanique totale ($E_T$), également appelée "charge", le long d'une ligne de courant. Cette charge est la somme de l'énergie cinétique ($E_C$), de l'énergie potentielle de pesanteur ($E_{pz}$) et de l'énergie potentielle de pression ($E_{pp}$) [39](#page=39). $$ E_C + E_{pz} + E_{pp} = E_T $$ L'équation de Bernoulli en termes de pression est : $$ P + \frac{1}{2} \rho v^2 + \rho g z = \text{constante} $$ où : * $P$ est la pression statique. * $\frac{1}{2} \rho v^2$ est la pression cinétique (ou dynamique). * $\rho g z$ est la pression hydrostatique (liée à l'altitude $z$). Entre deux instants ou points 1 et 2 sur une ligne de courant : $$ P_1 + \frac{1}{2} \rho v_1^2 + \rho g z_1 = P_2 + \frac{1}{2} \rho v_2^2 + \rho g z_2 $$ [39](#page=39) [40](#page=40). * **Conclusions de l'équation de Bernoulli** : * Une augmentation de la vitesse en un point s'accompagne d'une diminution de la pression en ce point [40](#page=40). * Si $v = 0$ (fluide au repos), on retrouve la relation fondamentale de l'hydrostatique: $P + \rho g z = \text{constante}$ [40](#page=40). * Pour un écoulement horizontal ($z_1 = z_2$), l'équation devient: $P_1 + \frac{1}{2} \rho v_1^2 = P_2 + \frac{1}{2} \rho v_2^2$ [40](#page=40). > **Types de pression mesurées par rapport à l'écoulement** : > * Pression latérale: $P$ [40](#page=40). > * Pression terminale (stagnation): $P + \frac{1}{2} \rho v^2$ [40](#page=40). > * Pression d'aval: $P - \frac{1}{2} \rho v^2$ [40](#page=40). **Conditions d'application de l'équation de Bernoulli** : * Fluide incompressible ($\rho$ constante) [40](#page=40). * Fluide parfait (non visqueux, sans frottement) [40](#page=40). * Écoulement laminaire (sans turbulence) [40](#page=40). * Écoulement permanent (vitesse constante en chaque point) [40](#page=40). > **Application**: La pression dans un fluide en mouvement ne dépend pas seulement de l'altitude mais aussi de la vitesse d'écoulement [40](#page=40). #### 5.3.4 Applications de l'équation de Bernoulli * **Formule de Torricelli** : Pour un récipient ouvert avec un orifice de sortie, où la section de sortie $S_B$ est beaucoup plus petite que la section d'entrée $S_A$ ($S_A >> S_B$), on peut considérer $v_A \approx 0$. Les pressions en A et B sont égales à la pression atmosphérique $p_0$. L'application de Bernoulli conduit à la vitesse de sortie $v_B$ : $$ v_B = \sqrt{2 g h} $$ où $h$ est la hauteur du liquide au-dessus de l'orifice. Plus la hauteur est grande, plus la vitesse de sortie est élevée [41](#page=41). * **Effet Venturi** : Dans une canalisation, lorsque la section diminue (étranglement), la vitesse du fluide augmente et sa pression diminue. * L'équation de continuité $S_A v_A = S_B v_B$ avec $S_A > S_B$ implique $v_A < v_B$ [41](#page=41). * L'équation de Bernoulli appliquée à une canalisation horizontale ($z_A = z_B$) donne $P_A + \frac{1}{2} \rho v_A^2 = P_B + \frac{1}{2} \rho v_B^2$. Comme $v_A < v_B$, on a $P_A > P_B$ [41](#page=41). * La diminution de pression accompagnant l'augmentation de vitesse est l'effet Venturi [41](#page=41). > **Application**: Une sténose (rétrécissement) dans un vaisseau sanguin entraîne une augmentation de la vitesse du sang et une diminution de la pression dans cette zone [42](#page=42). ### 5.4 Dynamique des fluides réels Dans les fluides réels, la viscosité joue un rôle important. #### 5.4.1 Viscosité Pour un fluide réel, un écoulement laminaire se fait sous forme de lames parallèles glissant les unes sur les autres avec frottement. La force de viscosité ($f$) est proportionnelle à l'aire de contact ($S$) et au gradient de vitesse ($\partial v / \partial y$) selon la loi de Newton [43](#page=43): $$ \frac{f}{S} = \eta \frac{\partial v}{\partial y} $$ où $\eta$ est le coefficient de viscosité du fluide en Pa·s. L'unité de viscosité est le Poiseuille (Pl): 1 Pl = 1 Pa·s [44](#page=44). #### 5.4.2 Écoulements laminaires et turbulents La viscosité d'un fluide entraîne une perte de charge (diminution de pression) entre les extrémités d'un tube horizontal. La pression diminue proportionnellement à la distance parcourue par le fluide [44](#page=44). Un fluide peut présenter deux régimes d'écoulement : laminaire ou turbulent. La transition dépend du nombre de Reynolds ($Re$), un nombre sans dimension : $$ Re = \frac{\rho v D}{\eta} $$ où : * $\rho$ est la masse volumique du fluide (kg·m⁻³) [44](#page=44). * $v$ est la vitesse d'écoulement (m·s⁻¹) [44](#page=44). * $D$ est le diamètre du tube (m) [44](#page=44). * $\eta$ est la viscosité dynamique du fluide (kg·m⁻¹·s⁻¹) [44](#page=44). La transition du régime laminaire au régime turbulent s'observe typiquement pour $Re_c \approx 2000$ [45](#page=45). #### 5.4.3 Écoulements laminaires : Loi de Poiseuille Un écoulement est laminaire si les couches de fluide glissent les unes sur les autres sans se mélanger. Pour un écoulement laminaire d'un fluide dans une conduite cylindrique horizontale de longueur $L$ et de rayon $R$, la vitesse $v(r)$ à une distance $r$ de l'axe est [45](#page=45): $$ v(r) = \frac{\Delta P}{4 \eta L} (R^2 - r^2) $$ C'est un profil de vitesse parabolique. La vitesse est nulle à la paroi (adhérence) et maximale sur l'axe. La vitesse moyenne $\bar{v}$ est [45](#page=45): $$ \bar{v} = \frac{v_{\text{max}}}{2} $$ Le débit volumique ($Q_V$) est donné par la formule de Poiseuille : $$ Q_V = \bar{v} S = \frac{\pi \Delta P R^4}{8 \eta L} $$ où $\Delta P = P_1 - P_2$ est la différence de pression entre les extrémités du tube. Pour un tube horizontal, $\Delta P / L$ représente la perte de charge par unité de longueur [45](#page=45). #### 5.4.4 Résistance à l'écoulement La résistance à l'écoulement ($R$) est définie comme : $$ R = \frac{\Delta P}{Q_V} = \frac{8 \eta L}{\pi R^4} = \frac{128 \eta L}{\pi D^4} $$ où $D$ est le diamètre du tube [46](#page=46). * **Conduits en série** : Les résistances s'ajoutent : $R_T = \sum R_i$. * **Conduits en parallèle** : L'inverse de la résistance totale est la somme des inverses des résistances : $\frac{1}{R_T} = \sum \frac{1}{R_i}$. > **Application**: Modèle de la circulation pulmonaire. Les réseaux artériel et veineux, ainsi que le lit capillaire pulmonaire, peuvent être modélisés en utilisant les principes de résistance à l'écoulement et de dynamique des fluides réels [46](#page=46). --- # Hémodynamique et applications L'hémodynamique est l'étude des propriétés physiques de la circulation sanguine en mouvement dans le système cardiovasculaire, appliquant les principes de la mécanique des fluides [47](#page=47). ### 6.1 Principes fondamentaux de l'hémodynamique L'hémodynamique est régie par les lois de la mécanique des fluides, bien que le sang, en tant que fluide diphasique non newtonien, présente des caractéristiques complexes par rapport aux fluides purs. La viscosité sanguine est influencée par la présence de cellules, notamment les globules rouges, ce qui affecte le rapport pression/débit et la résistance vasculaire selon la loi de Poiseuille. Le sang peut circuler en régime laminaire (physiologique) ou turbulent [47](#page=47). ### 6.2 Le système cardiovasculaire Le système cardiovasculaire est un réseau de tuyaux de géométrie variable. Le sang quitte le cœur via les artères, qui se ramifient en artérioles, puis en capillaires. Le sang appauvri retourne ensuite au cœur par les veinules et les veines. La microcirculation, incluant les jonctions artériole-capillaire-veinule, constitue une partie essentielle du système vasculaire [47](#page=47). ### 6.3 La pression artérielle La pression artérielle, également appelée pression artérielle systémique ou tension artérielle, est la pression exercée par le sang sur la paroi des artères dans la circulation systémique. Elle est mesurée à l'aide d'un tensiomètre, généralement en plaçant un capteur sur une grosse artère et en utilisant un brassard gonflable autour du bras. L'unité internationale de pression est le pascal (Pa), mais la pression artérielle est souvent exprimée en centimètres de mercure (cm Hg) ou en millimètres de mercure (mm Hg) [48](#page=48). La pression artérielle est caractérisée par deux valeurs principales : * La pression systolique (PAS): la pression maximale lors de la contraction du cœur (systole). Une valeur typique est 135 mm Hg (18 kPa) [48](#page=48). * La pression diastolique (PAD): la pression minimale lors du relâchement du cœur (diastole). Une valeur typique est 80 mm Hg (11 kPa) [48](#page=48). La pression artérielle moyenne (PAM) est calculée par la formule : $$ \text{PAM} = \frac{\text{PAS} + 2\text{PAD}}{3} $$ Une valeur typique de la PAM est 96 mm Hg (13 kPa) [48](#page=48). > **Tip:** Une notation comme "14/8" pour la pression artérielle signifie une pression systolique de 14 cm Hg et une pression diastolique de 8 cm Hg [48](#page=48). #### 6.3.1 Mesure de la pression en fonction de la position La mesure de la pression artérielle est généralement rapportée à la pression au niveau du cœur, notée P. La relation fondamentale de l'hydrostatique s'applique pour corriger la pression mesurée à une distance $\Delta z$ du cœur [48](#page=48) [49](#page=49): $$ \text{PA}(x) = \text{PA} - \rho g \Delta z $$ . où $\rho$ est la densité du sang et $g$ est l'accélération gravitationnelle [48](#page=48) [49](#page=49). * Pour une personne allongée, la pression est la même en tout point, donc $\text{PA}(x) = \text{PA} $ [48](#page=48) [49](#page=49). * Pour une personne debout, si la mesure est effectuée en dessous du cœur ($\Delta z < 0$), la pression augmente; inversement, si elle est mesurée au-dessus du cœur ($\Delta z > 0$), la pression diminue [48](#page=48) [49](#page=49). ### 6.4 La perfusion La perfusion, définie comme l'introduction lente d'un liquide dans une artère, nécessite que la pression du liquide perfusé soit supérieure à la pression sanguine. Pour ce faire, le récipient contenant la solution doit être placé à une hauteur suffisante ($h$) au-dessus du patient, selon le principe [48](#page=48) [49](#page=49): $$ \rho gh > p_A $$ où $p_A$ est la pression artérielle [48](#page=48) [49](#page=49). ### 6.5 Le débit cardiaque Le débit cardiaque représente le volume de sang éjecté par le cœur en une minute. Il est déterminé par le volume d'éjection systolique (le volume de sang éjecté à chaque contraction) et la fréquence cardiaque. Le débit cardiaque peut être calculé à l'aide de l'échocardiographie-Doppler, qui utilise l'effet Doppler des ondes ultrasonores pour mesurer la vitesse d'écoulement des hématies dans le cœur [48](#page=48) [49](#page=49). --- ## Erreurs courantes à éviter - Révisez tous les sujets en profondeur avant les examens - Portez attention aux formules et définitions clés - Pratiquez avec les exemples fournis dans chaque section - Ne mémorisez pas sans comprendre les concepts sous-jacents

| Term | Definition | |---|---| | Solution | Mélange homogène obtenu par dissolution d'une ou plusieurs espèces chimiques (solutés) dans un solvant, généralement l'eau. | | Soluté | Espèce chimique, solide, liquide ou gazeuse, moléculaire ou ionique, qui est dissoute dans un solvant pour former une solution. | | Solvant | Composant principal d'une solution dans lequel le soluté est dissous. L'eau est le solvant biologique le plus courant. | | Molécule d'eau | Molécule de formule H₂O, de structure coudée avec un angle de liaison HOH de 104,5°, polaire et capable de former des liaisons hydrogène. | | Liaison hydrogène | Liaison intermoléculaire attractive, plus forte que la force de Van der Waals, formée entre un atome d'hydrogène lié à un atome électronégatif (comme l'oxygène) et un autre atome électronégatif. | | Pression partielle | Pression exercée par un gaz dans un mélange gazeux, comme si ce gaz était seul dans le volume total. Elle est déterminée par la loi de Henry pour les gaz dissous dans un liquide. | | Électrolyte | Substance qui, dissoute dans un solvant polaire ou fondue, produit une solution conductrice d'électricité grâce à la présence d'ions. | | Électrolyte fort | Électrolyte qui se dissocie totalement dans l'eau en ions, rendant la solution fortement conductrice. Exemples : NaCl, NaOH, HCl. | | Électrolyte faible | Électrolyte qui ne se dissocie que partiellement dans l'eau, formant un équilibre entre molécules non dissociées et ions. Exemples : acide acétique (CH₃COOH), ammoniac (NH₃). | | Taux de dissociation (α) | Rapport entre le nombre de molécules dissociées et le nombre total initial de molécules introduites dans le solvant. Il caractérise la force d'un électrolyte faible. | | Constante d'acidité (Ka) | Constante d'équilibre d'une réaction d'ionisation d'un acide dans l'eau. Elle mesure la force d'un acide faible. | | pKa | Logarithme négatif de la constante d'acidité (pKa = -log(Ka)). Plus le pKa est bas, plus l'acide est fort. | | Osmolarité (ω) | Concentration molaire particulaire, définie comme le nombre total de moles de particules (molécules et ions) dissoutes par litre de solution. Elle est importante pour les phénomènes osmotiques. | | Concentration équivalente (Ceq) | Concentration d'une espèce ionique exprimée en équivalents par litre. Elle est obtenue en multipliant la concentration molaire par la valeur absolue de la valence de l'ion (Ceq(i) = Ci * |zi|). | | Coefficient d'ionisation (i) | Rapport entre le nombre total de particules (molécules et ions) en solution et le nombre initial de molécules introduites. Il est égal à l'osmolarité divisée par la concentration molaire (i = ω/C). | | Loi de dilution d'Ostwald | Énonce qu'à dilution infinie (concentration tendant vers zéro), le taux de dissociation d'un électrolyte faible tend vers 1, le rapprochant d'un électrolyte fort. | | Acide de Brønsted | Espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons (H⁺). Un monoacide ne peut céder qu'un proton, un polyacide plusieurs. | | Base de Brønsted | Espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons (H⁺). Une monobase ne peut capter qu'un proton, une polybase plusieurs. | | Couple acide/base conjugué | Paire d'espèces chimiques qui diffèrent par un proton H⁺. Par exemple, AH est l'acide et A⁻ est sa base conjuguée. | | Ampholyte (ou espèce amphotère) | Espèce chimique qui peut agir à la fois comme acide et comme base de Brønsted. L'eau est un exemple typique. | | Autoprotolyse de l'eau | Réaction réversible par laquelle l'eau peut agir à la fois comme acide et comme base, produisant des ions hydronium (H₃O⁺) et hydroxyde (HO⁻). | | Produit ionique de l'eau (Ke) | Constante d'équilibre de l'autoprotolyse de l'eau (Ke = [H₃O⁺][HO⁻]). Sa valeur dépend de la température. À 25°C, Ke = 10⁻¹⁴. | | pKe | Logarithme négatif du produit ionique de l'eau (pKe = -log(Ke)). | | pH | Mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution aqueuse, définie comme le logarithme négatif de la concentration en ions hydronium ([H₃O⁺]). pH = -log([H₃O⁺]). | | Milieu acide | Solution dans laquelle la concentration en ions hydronium est supérieure à la concentration en ions hydroxyde ([H₃O⁺] > [HO⁻]), correspondant à un pH < 7 à 25°C. | | Milieu basique | Solution dans laquelle la concentration en ions hydronium est inférieure à la concentration en ions hydroxyde ([H₃O⁺] < [HO⁻]), correspondant à un pH > 7 à 25°C. | | Milieu neutre | Solution dans laquelle la concentration en ions hydronium est égale à la concentration en ions hydroxyde ([H₃O⁺] = [HO⁻]), correspondant à un pH = 7 à 25°C. | | Diagramme de prédominance | Représentation graphique montrant, en fonction du pH, le domaine où une espèce acide ou basique d'un couple est prédominante par rapport à son conjugué. | | Titrage (dosage) | Méthode analytique permettant de déterminer la concentration d'une espèce chimique par réaction quantitative avec une autre espèce dont la concentration est connue. | | Solution tampon | Solution qui résiste aux variations de pH lors de l'ajout d'un acide ou d'une base, grâce à la présence d'un couple acide/base faible et de ses espèces conjuguées. | | Fluide | Milieu matériel parfaitement déformable, constitué de molécules mobiles entre elles, n'ayant pas de forme propre et prenant celle du récipient. Comprend les liquides et les gaz. | | Statique des fluides | Partie de la mécanique des fluides qui étudie les fluides au repos (statique des liquides : hydrostatique; statique des gaz : aérostatique). | | Dynamique des fluides | Partie de la mécanique des fluides qui étudie les fluides en mouvement (dynamique des liquides : hydrodynamique; dynamique des gaz : aérodynamique). | | Masse volumique (ρ) | Masse d'une substance par unité de volume (ρ = m/V). | | Densité (d) | Rapport de la masse volumique d'une substance à celle d'un fluide de référence (généralement l'eau). | | Viscosité (η) | Propriété d'un fluide qui caractérise sa résistance à l'écoulement due aux frottements internes. Un fluide de faible viscosité s'écoule facilement. | | Fluide parfait (ou idéal) | Fluide hypothétique dont la viscosité est nulle (η = 0), s'écoulant sans frottement. | | Fluide réel | Fluide qui possède une viscosité non nulle (η ≠ 0) et s'écoule avec frottement. | | Compressibilité (χ) | Propriété d'un corps quantifiant sa variation relative de volume sous l'effet d'une pression appliquée. Les gaz sont compressibles, les liquides sont généralement considérés comme incompressibles. | | Pression | Intensité de la force par unité de surface (P = F/S), ou énergie par unité de volume. S'exprime en Pascals (Pa). | | Théorème de Pascal | Un liquide statique incompressible transmet intégralement et dans toutes les directions les variations de pression qu'on lui fait subir. | | Loi fondamentale de l'hydrostatique | Énonce que dans un fluide statique incompressible, la différence de pression entre deux points est proportionnelle à leur différence de profondeur (ΔP = -ρgh). | | Théorème d'Archimède | Tout corps plongé dans un fluide statique subit une force verticale dirigée vers le haut (poussée d'Archimède) égale au poids du volume de fluide déplacé. | | Écoulement permanent | Écoulement d'un fluide dont les propriétés (pression, vitesse, etc.) restent constantes au cours du temps en chaque point du fluide. | | Écoulement laminaire | Écoulement rectiligne où le fluide se déplace en couches parallèles sans mélange significatif. | | Écoulement turbulent | Écoulement chaotique avec des tourbillons et un mélange important entre les couches de fluide. | | Ligne de courant | Courbe suivie par un élément de fluide en écoulement permanent. | | Débit (Q) | Quantité de fluide qui traverse une section par unité de temps. Peut être massique ou volumique. | | Équation de continuité | Exprime la conservation de la masse pour un fluide en mouvement : le débit volumique est constant le long d'un tube de courant pour un fluide incompressible. S₁v₁ = S₂v₂. | | Équation de Bernoulli | Exprime la conservation de l'énergie mécanique pour un fluide parfait et incompressible en écoulement permanent. Elle relie la pression, la vitesse et l'altitude. P + ½ρv² + ρgh = Constante. | | Formule de Torricelli | Cas particulier de l'équation de Bernoulli décrivant la vitesse d'écoulement d'un liquide hors d'un récipient : v = √(2gh), où h est la hauteur du liquide. | | Effet Venturi | Phénomène où la vitesse d'un fluide augmente et sa pression diminue lorsqu'il traverse une section plus étroite d'une canalisation. | | Viscosité sanguine | Propriété complexe du sang due à sa nature diphasique (plasma et cellules), qui affecte sa résistance à l'écoulement. Le sang est un liquide non newtonien. | | Hémodynamique | Étude des propriétés physiques de la circulation sanguine en mouvement dans le système cardiovasculaire. | | Pression artérielle | Pression du sang dans les artères, résultant de la force exercée par le sang sur la paroi des artères. Elle est caractérisée par une pression systolique (maximale) et diastolique (minimale). | | Débit cardiaque | Volume de sang éjecté par le cœur par minute, dépendant du volume d'éjection systolique et de la fréquence cardiaque. | | Perfusion | Introduction lente d'un liquide dans une artère, nécessitant que la pression du liquide perfusé soit supérieure à la pression sanguine. | | Loi de Poiseuille | Décrit l'écoulement laminaire d'un fluide visqueux dans un tube cylindrique horizontal. Elle relie le débit volumique à la différence de pression, à la viscosité, à la longueur et au rayon du tube. | | Résistance à l'écoulement | Grandeur qui quantifie l'opposition à l'écoulement d'un fluide dans une conduite. Pour des conduits en série, les résistances s'ajoutent ; en parallèle, leurs inverses s'ajoutent. | | Nombre de Reynolds (Re) | Nombre sans dimension qui caractérise le régime d'écoulement d'un fluide. En dessous d'une valeur critique (Re_c ≈ 2000), l'écoulement est laminaire ; au-dessus, il est turbulent. | | Ion hydronium (H₃O⁺) | Ion formé lorsqu'une molécule d'eau accepte un proton (H⁺). | | Ion hydroxyde (HO⁻) | Ion formé lorsqu'une molécule d'eau perd un proton (H⁺). | | Concentration molaire | Quantité de matière d'une espèce chimique dissoute par litre de solution (C = n/V). | | Concentration massique | Masse d'une espèce chimique dissoute par litre de solution (c = m/V). | | Molalité | Concentration d'une espèce chimique dissoute exprimée en moles par kilogramme de solvant. | | Fraction molaire | Rapport de la quantité de matière d'une espèce chimique au nombre total de moles de toutes les espèces présentes dans la solution. | | Taux de dissociation | Synonyme de coefficient d'ionisation pour les électrolytes faibles. | | Acide fort | Acide qui se dissocie totalement dans l'eau. | | Acide faible | Acide qui ne se dissocie que partiellement dans l'eau. | | Base forte | Base qui se dissocie totalement dans l'eau. | | Base faible | Base qui ne se dissocie que partiellement dans l'eau. | | Diagramme de Davenport | Représentation graphique montrant la relation entre le pH, la concentration en bicarbonate et la pression partielle de CO₂ dans le sang, utilisée pour diagnostiquer les troubles acido-basiques. | | Alcalose | Augmentation du pH sanguin au-dessus de la normale (pH > 7,45). | | Acidose | Diminution du pH sanguin en dessous de la normale (pH < 7,35). | | Trouble respiratoire | Anomalie du pH sanguin causée par une variation de la pression partielle de CO₂ due à un problème respiratoire. | | Trouble métabolique | Anomalie du pH sanguin causée par une variation de la concentration en bicarbonate due à un problème métabolique. |