Équation de Henderson-Hasselbalch

En chimie, l'équation de Henderson-Hasselbalch est une équation donnant le pH d'un système tamponné. Elle est notamment utilisée en physiologie et en médecine pour déterminer le pH sanguin à partir des concentrations en ion bicarbonate et en acide carbonique.

Formulation de l'équation

L'équation peut être obtenue à partir de la constante de dissociation $\mathrm {K} _{a}$ d'un acide $\mathrm {HA}$ [1].

\mathrm {K_{a}={\frac {[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA].C^{o}}}}

avec C° la concentration standard (1,0 mol/L)

En prenant le cologarithme décimal de chaque côté, il vient :

\mathrm {-\log {K_{a}}=-\log {\frac {[H_{3}O^{+}]}{C^{o}}}-\log {\frac {[A^{-}]}{[HA]}}}

En déplaçant les termes, et par définition du pKa et du pH, on obtient l'équation de Henderson-Hasselbalch :

\mathrm {pH=pK_{a}+\log {\frac {[A^{-}]}{[HA]}}}

Cette équation exprime le pH du système en fonction du pKa du couple acide-base considéré, et des concentrations respectives en l'acide (HA) et en la base conjuguée (A^-).

On remarque que lorsque les concentrations en l'acide et en la base conjuguée sont identiques, le pH du milieu est égal au pKa du couple acide/base, et on se trouve en plein mélange tampon.

Application au pH du sang

L'équation de Henderson-Hasselbalch permet de calculer le pH sanguin à partir des concentrations en ion bicarbonate ( $\mathrm {HCO_{3}^{-}}$ ) et en acide carbonique ( $\mathrm {H_{2}CO_{3}}$ ), à partir de la réaction acido-basique réversible indiquée ci-dessous :

\mathrm {HCO_{3}^{-}+H^{+}\rightleftharpoons H_{2}CO_{3}{\xrightarrow {anhydrase~carbonique}}CO_{2}+H_{2}O}

Cette réaction est fortement déplacée vers la droite et catalysée par une enzyme plasmatique, l'anhydrase carbonique.

Physiologie sanguine

Le principal système tampon acido-basique dans un organisme mammifère est représenté par le couple acide carbonique/bicarbonate indiqué ci-dessus.

On peut écrire pour celui-ci l'équation de Henderson-Hasselbalch, avec comme pKa celui de l'acide carbonique :

$pH_{sang}=6,1+\log _{10}{\frac {[\mathrm {HCO_{3}^{-}} ]_{sang}}{[\mathrm {H_{2}CO_{3}} ]_{sang}}}$

En biologie médicale, l'équation de Henderson-Hasselbalch est simplifiée en y intégrant la pression partielle sanguine en dioxyde de carbone ( $P_{sang}(\mathrm {CO_{2}} )$ ) :
$pH_{sang}=6,1+\log _{10}{\frac {[\mathrm {HCO_{3}^{-}} ]_{sang}}{0,03\cdot P_{sang}(\mathrm {CO_{2}} )}}$

Ainsi, le pH sanguin dépend de la bicarbonatémie (mesurée en mEq.L^-1) et de la pression partielle sanguine en dioxyde de carbone (mesurée en mmHg).

Biologie médicale vétérinaire

L'équation de Hendersen-Hasselbalch, très utilisée en soins intensifs et en réanimation vétérinaires, permet de corriger les déséquilibres acido-basiques.
Valeurs usuelles, en moyenne, chez le chien et le chat :

	Acidémie[2]	Norme (sang veineux)	Norme (sang artériel)	Alcalémie[3]
pH	$\searrow$	7,35	7,40	$\nearrow$
$P(\mathrm {CO_{2}} )$ (mmHg)	$\nearrow$	40	35	$\searrow$
$[\mathrm {HCO_{3}^{-}} ]$ (mEq.L^-1)	$\searrow$	20	24	$\nearrow$

Notes et références

(en) Paula Yurkanis Bruice, Organic chemistry, Upper Saddle River, N.J, Pearson Prentice Hall, 2007, 5^e éd., 28 p. (ISBN 978-0-13-196316-0, OCLC 803754235), à la page 60 (Chapter 1. Electronic Structure and Bonding - Acids and Bases)
pH sanguin plus bas que les valeurs usuelles
pH sanguin plus haut que les valeurs usuelles

Articles connexes

Solution tampon

Portail de la chimie
Portail de la médecine
Portail de la physiologie
Portail de la biochimie

Cet article est issu de Wikipedia. Le texte est sous licence Creative Commons - Attribution - Partage dans les Mêmes. Des conditions supplémentaires peuvent s'appliquer aux fichiers multimédias.

[1] (en) Paula Yurkanis Bruice, Organic chemistry, Upper Saddle River, N.J, Pearson Prentice Hall, 2007, 5^e éd., 28 p. (ISBN 978-0-13-196316-0, OCLC 803754235), à la page 60 (Chapter 1. Electronic Structure and Bonding - Acids and Bases)

[2] H sanguin plus bas que les valeurs usuelles

[3] H sanguin plus haut que les valeurs usuelles