58 première partie La chimie de la vie
Les solutions tampons
Le pH de la plupart des cellules se situe autour de 7. Le moindre
changement de leur pH peut s’avérer dommageable, parce
que leurs processus chimiques sont très sensibles aux variations des concentrations des protons et des ions hydroxyde.
Le pH du sang humain est très près de 7,4, ou légèrement
basique. Une personne ne peut survivre plus de quelques
minutes si le pH de son sang chute à 7 (neutre) ou grimpe à
7,8 ; c’est pourquoi il existe plusieurs systèmes chimiques
chargés de maintenir constant le pH du sang. Si l’on ajoute
0,01 mole d’un acide fort dans un litre d’eau pure, le pH
diminue de 7,0 à 2,0. Par contre, si on ajoute la même quantité d’acide à un litre de sang, le pH diminue seulement de
7,4 à 7,3. Pourquoi l’addition d’un acide atelle un effet
beaucoup plus faible sur le pH du sang que sur celui de l’eau ?
C’est grâce à la présence de substances appelées tampons
que le pH des liquides biologiques demeure à peu près
constant malgré l’ajout d’un acide ou d’une base. Une solution tampon contient des solutés qui réduisent au minimum la variation des concentrations de H
1
et de OH
2
. Les
solutions tampons fonctionnent de la façon suivante : elles
acceptent des protons quand la solution en renferme trop, et
elles en donnent quand il n’y en a plus assez. La plupart d’entre elles se composent d’un acide faible et de son sel (une base),
ce dernier se combinant de façon réversible aux protons.
Il existe plusieurs solutions tampons qui contribuent à
stabiliser le pH du sang et de nombreux autres liquides biologiques. L’une d’elles est l’acide carbonique (H 2 CO 3 ) qui se
forme quand le CO 2 réagit avec l’eau dans le plasma sanguin.
Comme nous l’avons mentionné, l’acide carbonique se dissocie pour produire un ion hydrogénocarbonate (ou ion bicarbonate, HCO 3
2
) et un proton (H
1
).
H CO
2
3
HCO
H
3
Ϫ
ϩ
ϩ
Donneur de H
1
Accepteur
Proton
(acide)
de H
1
(base)
L’équilibre chimique entre l’acide carbonique et l’ion hydrogénocarbonate agit comme un régulateur de pH. La réaction
se déplace vers la gauche ou la droite lorsque d’autres processus
qui ont lieu dans la solution ajoutent ou enlèvent des protons. Si la concentration de H
1
dans le sang se met à baisser
(c’estàdire si le pH augmente), la réaction se déplace vers la
droite : l’acide carbonique se dissocie et libère des protons. Par
contre, lorsque la concentration de H
1
dans le sang augmente
(donc, quand le pH diminue), la réaction se déplace vers la
gauche : HCO 3
2
agit alors comme une base et enlève les protons dans la solution pour former H 2 CO 3 . En fait, la solution
tampon acide carboniquehydrogénocarbonate se compose
d’un acide et d’une base à l’état d’équilibre. La plupart des
autres solutions tampons sont aussi des paires acidebase.
L’acidification : une menace
pour la qualité de l’eau
L’utilisation des combustibles fossiles qui libèrent des composés gazeux dans l’atmosphère constitue une des nombreuses
menaces que l’activité humaine fait peser sur la qualité de
l’eau. Lorsque certains de ces composés réagissent avec l’eau,
celleci devient acide, altérant l’équilibre délicat des conditions de vie sur la Terre.
Le dioxyde de carbone est le principal produit de la combustion des énergies fossiles. Les océans absorbent environ
25 % du CO 2 attribuable à l’activité humaine. Malgré l’énorme
volume d’eau des océans, les scientifiques s’inquiètent des
conséquences de cette absorption massive de CO 2 sur les écosystèmes marins.
Des données récentes ont montré que ces craintes sont
bien fondées. Lorsque le CO 2 se dissout dans les océans, il
réagit avec l’eau de mer pour former l’acide carbonique, ce
qui diminue le pH des océans, un processus appelé acidification des océans. En se basant sur des mesures de taux de
CO 2 dans des bulles d’air emprisonnées dans la glace depuis
des milliers d’années, les scientifiques ont calculé que le pH
des océans est aujourd’hui inférieur de 0,1 unité de pH, une
variation d’une ampleur jamais subie depuis 420 000 ans.
Selon des études récentes, le pH diminuera encore de 0,3 à
0,5 unité d’ici la fin du siècle. Quand l’eau de mer s’acidifie,
les ions hydrogène supplémentaires se combinent avec les
ions carbonate (CO 3
22
) pour former des ions hydrogénocarbonate (HCO 3
2
), ce qui réduit la concentration des ions carbonate (figure 3.11).
Les scientifiques estiment que, vers l’année 2100, l’acidification des océans réduira la concentration des carbonates de
40 %. C’est un grave problème, car le carbonate est nécessaire à
la calcification, la production de carbonate de calcium (CaCO 3 )
par de nombreux organismes marins, dont les coraux qui
construisent des récifs et les animaux qui élaborent des
coquilles. Les récifs coralliens sont des écosystèmes fragiles qui
abritent une grande variété d’organismes marins (figure 3.12).
m Figure 3.11 Le CO 2 atmosphérique attribuable à l’activité
humaine et son devenir dans l’océan.
CO 2
CO 2 + H 2 O
H 2 CO 3
Une certaine quantité
de dioxyde de carbone
(CO 2 ) atmosphérique
se dissout dans l’océan,
où il réagit avec l’eau
pour former de l’acide
carbonique (H 2 CO 3 ).
L’acide carbonique
se dissocie en ions
hydrogène (H
+
)
et en ions
hydrogénocarbonate
(HCO 3
−
).
Les ions H
+ ajoutés
se combinent avec
les ions carbonate
(CO 3
2−
) pour former
plus de HCO 3
−
.
Il y a réduction
du CO 3
2− disponible
pour la calcification,
la formation de
carbonate de calcium
(CaCO 3 ), par les
organismes marins
comme les coraux.
H 2 CO 3
H +
HCO 3
−
CO 3
2−
H +
HCO 3
−
+
CO 3
2−
Ca
2+
CaCO 3
+
+
Réaction à une
hausse du pH
Réaction à une
baisse du pH
Les solutions tampons
Le pH de la plupart des cellules se situe autour de 7. Le moindre
changement de leur pH peut s’avérer dommageable, parce
que leurs processus chimiques sont très sensibles aux variations des concentrations des protons et des ions hydroxyde.
Le pH du sang humain est très près de 7,4, ou légèrement
basique. Une personne ne peut survivre plus de quelques
minutes si le pH de son sang chute à 7 (neutre) ou grimpe à
7,8 ; c’est pourquoi il existe plusieurs systèmes chimiques
chargés de maintenir constant le pH du sang. Si l’on ajoute
0,01 mole d’un acide fort dans un litre d’eau pure, le pH
diminue de 7,0 à 2,0. Par contre, si on ajoute la même quantité d’acide à un litre de sang, le pH diminue seulement de
7,4 à 7,3. Pourquoi l’addition d’un acide atelle un effet
beaucoup plus faible sur le pH du sang que sur celui de l’eau ?
C’est grâce à la présence de substances appelées tampons
que le pH des liquides biologiques demeure à peu près
constant malgré l’ajout d’un acide ou d’une base. Une solution tampon contient des solutés qui réduisent au minimum la variation des concentrations de H
1
et de OH
2
. Les
solutions tampons fonctionnent de la façon suivante : elles
acceptent des protons quand la solution en renferme trop, et
elles en donnent quand il n’y en a plus assez. La plupart d’entre elles se composent d’un acide faible et de son sel (une base),
ce dernier se combinant de façon réversible aux protons.
Il existe plusieurs solutions tampons qui contribuent à
stabiliser le pH du sang et de nombreux autres liquides biologiques. L’une d’elles est l’acide carbonique (H 2 CO 3 ) qui se
forme quand le CO 2 réagit avec l’eau dans le plasma sanguin.
Comme nous l’avons mentionné, l’acide carbonique se dissocie pour produire un ion hydrogénocarbonate (ou ion bicarbonate, HCO 3
2
) et un proton (H
1
).
H CO
2
3
HCO
H
3
Ϫ
ϩ
ϩ
Donneur de H
1
Accepteur
Proton
(acide)
de H
1
(base)
L’équilibre chimique entre l’acide carbonique et l’ion hydrogénocarbonate agit comme un régulateur de pH. La réaction
se déplace vers la gauche ou la droite lorsque d’autres processus
qui ont lieu dans la solution ajoutent ou enlèvent des protons. Si la concentration de H
1
dans le sang se met à baisser
(c’estàdire si le pH augmente), la réaction se déplace vers la
droite : l’acide carbonique se dissocie et libère des protons. Par
contre, lorsque la concentration de H
1
dans le sang augmente
(donc, quand le pH diminue), la réaction se déplace vers la
gauche : HCO 3
2
agit alors comme une base et enlève les protons dans la solution pour former H 2 CO 3 . En fait, la solution
tampon acide carboniquehydrogénocarbonate se compose
d’un acide et d’une base à l’état d’équilibre. La plupart des
autres solutions tampons sont aussi des paires acidebase.
L’acidification : une menace
pour la qualité de l’eau
L’utilisation des combustibles fossiles qui libèrent des composés gazeux dans l’atmosphère constitue une des nombreuses
menaces que l’activité humaine fait peser sur la qualité de
l’eau. Lorsque certains de ces composés réagissent avec l’eau,
celleci devient acide, altérant l’équilibre délicat des conditions de vie sur la Terre.
Le dioxyde de carbone est le principal produit de la combustion des énergies fossiles. Les océans absorbent environ
25 % du CO 2 attribuable à l’activité humaine. Malgré l’énorme
volume d’eau des océans, les scientifiques s’inquiètent des
conséquences de cette absorption massive de CO 2 sur les écosystèmes marins.
Des données récentes ont montré que ces craintes sont
bien fondées. Lorsque le CO 2 se dissout dans les océans, il
réagit avec l’eau de mer pour former l’acide carbonique, ce
qui diminue le pH des océans, un processus appelé acidification des océans. En se basant sur des mesures de taux de
CO 2 dans des bulles d’air emprisonnées dans la glace depuis
des milliers d’années, les scientifiques ont calculé que le pH
des océans est aujourd’hui inférieur de 0,1 unité de pH, une
variation d’une ampleur jamais subie depuis 420 000 ans.
Selon des études récentes, le pH diminuera encore de 0,3 à
0,5 unité d’ici la fin du siècle. Quand l’eau de mer s’acidifie,
les ions hydrogène supplémentaires se combinent avec les
ions carbonate (CO 3
22
) pour former des ions hydrogénocarbonate (HCO 3
2
), ce qui réduit la concentration des ions carbonate (figure 3.11).
Les scientifiques estiment que, vers l’année 2100, l’acidification des océans réduira la concentration des carbonates de
40 %. C’est un grave problème, car le carbonate est nécessaire à
la calcification, la production de carbonate de calcium (CaCO 3 )
par de nombreux organismes marins, dont les coraux qui
construisent des récifs et les animaux qui élaborent des
coquilles. Les récifs coralliens sont des écosystèmes fragiles qui
abritent une grande variété d’organismes marins (figure 3.12).
m Figure 3.11 Le CO 2 atmosphérique attribuable à l’activité
humaine et son devenir dans l’océan.
CO 2
CO 2 + H 2 O
H 2 CO 3
Une certaine quantité
de dioxyde de carbone
(CO 2 ) atmosphérique
se dissout dans l’océan,
où il réagit avec l’eau
pour former de l’acide
carbonique (H 2 CO 3 ).
L’acide carbonique
se dissocie en ions
hydrogène (H
+
)
et en ions
hydrogénocarbonate
(HCO 3
−
).
Les ions H
+ ajoutés
se combinent avec
les ions carbonate
(CO 3
2−
) pour former
plus de HCO 3
−
.
Il y a réduction
du CO 3
2− disponible
pour la calcification,
la formation de
carbonate de calcium
(CaCO 3 ), par les
organismes marins
comme les coraux.
H 2 CO 3
H +
HCO 3
−
CO 3
2−
H +
HCO 3
−
+
CO 3
2−
Ca
2+
CaCO 3
+
+
Réaction à une
hausse du pH
Réaction à une
baisse du pH