Toute la biochimie se déroule dans l'eau : les organismes vivants en contiennent 60 à 90 %, et la structure des protéines, des acides nucléiques ou des membranes dépend des interactions établies avec elle. Ce premier chapitre pose les outils indispensables pour la suite du module : liaison hydrogène, effet hydrophobe, pH, pKa et tampons — des notions qui reviennent dans les exercices de calcul de chaque examen de S3.
1. Structure de la molécule d'eau et liaison hydrogène
La molécule H2O a une géométrie en V : l'angle H–O–H vaut 104,5°. L'oxygène étant beaucoup plus électronégatif que l'hydrogène, chaque liaison O–H est fortement polarisée et la molécule porte un moment dipolaire élevé : un pôle négatif sur l'oxygène (deux doublets non liants), deux pôles positifs sur les hydrogènes. Cette polarité est la clé de toutes les propriétés de l'eau.
Deux molécules d'eau s'orientent de façon que la liaison O–H de l'une pointe vers un doublet non liant de l'oxygène de l'autre : c'est la liaison hydrogène, notée D–H···A (D = donneur, A = accepteur). La distance entre les deux atomes électronégatifs est de l'ordre de 3 Å et l'énergie de rupture d'environ 20 kJ/mol, très faible comparée à une liaison covalente O–H (environ 460 kJ/mol). Chaque molécule d'eau peut former jusqu'à quatre liaisons hydrogène (deux comme donneur, deux comme accepteur), ce qui explique les points de fusion et d'ébullition anormalement élevés de l'eau, sa forte chaleur spécifique et la structure ouverte de la glace, moins dense que l'eau liquide. Dans les macromolécules biologiques, ces liaisons faibles mais très nombreuses stabilisent les hélices α, les feuillets β et la double hélice de l'ADN.
2. L'eau comme solvant : hydrophile, hydrophobe, amphiphile
Grâce à sa constante diélectrique élevée (environ 80 à 25 °C), l'eau affaiblit fortement les attractions électrostatiques entre ions : elle dissocie les sels (NaCl) et entoure chaque ion d'une couche d'hydratation. Les molécules polaires ou chargées (sucres, acides aminés, alcools) sont dites hydrophiles : elles forment des liaisons hydrogène avec l'eau et s'y dissolvent. Les molécules apolaires (hydrocarbures, chaînes d'acides gras) sont hydrophobes : l'eau ne peut pas les solvater et les repousse.
Ce phénomène, l'effet hydrophobe, a une origine entropique : autour d'une molécule apolaire, les molécules d'eau s'ordonnent en cage, ce qui coûte de l'entropie ; en se regroupant, les molécules apolaires réduisent la surface exposée et libèrent l'eau. Les molécules amphiphiles (savons, phospholipides), qui possèdent une tête polaire et une queue apolaire, s'organisent spontanément en micelles ou en bicouches : c'est le principe même des membranes biologiques et du repliement des protéines globulaires, dont le cœur est hydrophobe et la surface hydrophile.
3. Ionisation de l'eau, produit ionique et pH
L'eau s'ionise faiblement selon 2 H2O ⇌ H3O+ + OH−. Le produit ionique Ke = [H+][OH−] vaut 10−14 à 25 °C ; dans l'eau pure [H+] = [OH−] = 10−7 mol/L. Le pH est défini par pH = −log[H+] : il vaut 7 pour une solution neutre, moins de 7 pour une solution acide, plus de 7 pour une solution basique, et pH + pOH = 14. Une variation d'une unité de pH correspond à un facteur 10 sur la concentration en protons. Le proton est particulièrement mobile dans l'eau : il ne diffuse pas comme un ion classique mais « saute » de molécule en molécule le long des liaisons hydrogène (mécanisme de relais), ce qui explique la conductivité élevée des solutions acides.
4. Acides, bases et constante pKa
Selon Brønsted, un acide est un donneur de protons et une base un accepteur : AH ⇌ A− + H+. La force d'un acide faible est mesurée par sa constante de dissociation Ka = [A−][H+]/[AH], ou plus commodément par pKa = −log Ka : plus le pKa est bas, plus l'acide est fort. En prenant le logarithme de l'expression de Ka, on obtient l'équation d'Henderson-Hasselbalch : pH = pKa + log([A−]/[AH]). Elle montre que lorsque pH = pKa, l'acide est ionisé à 50 % ; à pH = pKa + 1, la forme basique représente 90 % ; à pH = pKa − 1, 10 % seulement. C'est cette équation qui permet de prévoir la charge d'un acide aminé ou d'une protéine à un pH donné (chapitre 5).
5. Les solutions tampons et les tampons biologiques
Un tampon est un mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée en proportions voisines ; il s'oppose aux variations de pH lors de l'ajout d'acide ou de base. Son efficacité est maximale à pH = pKa et sa zone tampon s'étend de pKa − 1 à pKa + 1 ; le pouvoir tampon augmente avec la concentration du couple. Trois systèmes maintiennent le pH sanguin à 7,4 : le tampon bicarbonate H2CO3/HCO3− (pKa apparent 6,1, ouvert sur la ventilation via le CO2), le tampon phosphate H2PO4−/HPO42− (pKa voisin de 6,8–7,2, surtout intracellulaire) et les protéines, dont l'hémoglobine, grâce aux résidus d'histidine (pKR proche de 6). Au laboratoire, on prépare un tampon en mélangeant l'acide et sa base dans le rapport donné par Henderson-Hasselbalch, ou en titrant partiellement l'acide par NaOH.
Interaction électrostatique faible (≈ 20 kJ/mol) entre un atome d'hydrogène lié à un atome électronégatif (donneur O–H, N–H) et un doublet non liant d'un autre atome électronégatif (accepteur).
Mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée qui limite la variation du pH lors d'un apport modéré d'acide ou de base ; efficace dans l'intervalle pKa ± 1.
| Couple tampon | pKa | Compartiment | Particularité |
|---|---|---|---|
| H₂CO₃ / HCO₃⁻ | ≈ 6,1 | Plasma, liquide extracellulaire | Système ouvert : CO₂ éliminé par les poumons |
| H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻ | ≈ 6,8–7,2 | Cytoplasme, urine | Proche du pH cellulaire, très efficace |
| Protéines (His) / Hémoglobine | ≈ 6–7 | Sang, cellules | Pouvoir tampon lié à l'histidine |
Les tampons physiologiques à connaître
- L'eau est une molécule polaire coudée (104,5°) qui forme jusqu'à quatre liaisons hydrogène ; ces liaisons faibles (≈ 20 kJ/mol) structurent les macromolécules.
- L'effet hydrophobe regroupe les molécules apolaires et organise les amphiphiles en micelles et bicouches.
- Ke = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ à 25 °C ; pH = −log[H⁺] ; pH + pOH = 14.
- Henderson-Hasselbalch : pH = pKa + log([base]/[acide]) ; à pH = pKa, ionisation à 50 %.
- Un tampon est efficace dans la zone pKa ± 1 ; bicarbonate, phosphate et protéines tamponnent le pH sanguin à 7,4.
Aux examens de S3 (FSR, FSSM, FSDM…), ce chapitre tombe presque toujours sous forme d'exercice : calculer le pH d'un tampon, le rapport [A⁻]/[AH] à un pH donné, ou la quantité de NaOH à ajouter pour préparer un tampon. Piège classique : confondre pKa et pH, ou oublier que le log est décimal. Apprends l'équation d'Henderson-Hasselbalch par cœur et vérifie toujours l'ordre de grandeur de ton résultat.