pH et Équilibre acido-basique Flashcards
1
Q
Définition solution
A
tout mélange homogène en phase condensée (liquide ou solide), d’une seule phase, avec solvants et solutés (corps dissous)
2
Q
Définition électrolyte
A
substance permettant le passage de courant électrique
3
Q
Electrolyte fort
A
dissociation totale dans l’eau (α=1)
ex. NaOH —> Na⁺ + OH⁻
4
Q
Electrolyte faible
A
dissociation partielle (0<α<1)
ex. CH₃COOH + H₂O <—> CH₃COO⁻ + H₃O⁺
5
Q
Constante de dissociation α
A
α = (nombre de molécules dissociées) / (nombre total initial de molécules introduites dans le solvant)
6
Q
α = 0
A
dissociation nulle
7
Q
0 < α < 1
A
dissociation partielle
8
Q
α = 1
A
dissociation totale
9
Q
Qu’est-ce qui se trouvent entre parenthèses ?
A
la concentration
10
Q
Qu’est-ce qui se trouvent entre crochets ?
A
l’activité
11
Q
constante d’ionisation K
A
K = C. (α²/1-α)
C : état initial
C(1-α) : état final
12
Q
Constante d’ionisation de l’acide acétique
A
- CH₃COOH + H₂O <—> CH₃COO⁻ + H₃O⁺
- K = ( [CH₃COO⁻]x[H₃O⁺] ) / [CH₃COOH]
13
Q
Couples de dissociation de l’eau
A
- H₃O⁺ <—> H₂O + H⁺ (H₃O⁺/H₂O)
- OH⁻ + H⁺ <—> H₂O (H₂O/OH⁻)
14
Q
De quoi résulte la présence d’ions H₃O⁺ et OH⁻ dans l’eau ?
A
de son ionisation partielle (équivalent réaction acide-base)
15
Q
Produit ionique de l’eau Ke
A
- constante thermodynamique de H₂O + H₂O <—> H₃O⁺ + OH⁻
- sans dimensions
- croît avec la température (pKe diminue)
- Ke = [H₃O⁺]x[OH⁻]
= 10 ^(-pKe) - pke = - log(Ke)
16
Q
Neutralité acide base d’une solution
A
(H⁺) = (OH⁻) = 10-⁷ à 23°
17
Q
Electroneutralité d’une solution
A
Σanions = Σcations
Σ (A⁻) + (OH⁻) = Σ (C⁺) + (H⁺)
18
Q
Définition pH
A
- potentiel hydrogène
- expression du degré d’acidité ou de basicité d’une solution
- introduite par Sorensen
- (H⁺) : concentration très faible
19
Q
Comment est exprimée l’activité des ions H⁺ ?
A
en équivalent-gramme par litre
eq/L
20
Q
Formules pH
A
pH = -log[H⁺]
= log 1/[H⁺]
[H⁺] = 10 ^ -pH
21
Q
Formule activité
A
[a] = γ . (a)
(a) : concentration
γ : coefficient d’activité
22
Q
Quand le coefficient d’activité γ est-il égal à 1 ?
A
lorsque [H⁺] < 10-² mol/L
23
Q
Comment est l’activité pour une concentration faible ?
A
égale à la concentration
=> pH = -log(H⁺)
(H⁺) = 10^-pH
24
Q
log (10^n) =
A
n
25
pH eau pure
7
26
pH milieu basique
< 7
[H⁺] > 10-⁷
27
pH milieu acide
> 7
[H⁺] < 10-⁷
28
Quel est le pH de la neutralité à 100°
6,12
29
Comment est l'échelle de pH (pOH) à 100°
elle s'étend de -1 à 15
30
Formules pOH
pOH = -log [OH⁻]
[OH⁻] = 10^-pOH
pH = pKe - pOH
31
Définition acide-base
les acides et les bases sont des substances dont la présence modifie le pH du milieu auquel ils sont ajoutés
32
Qu'entraîne l'ajout d'un acide
- augmentation (H⁺)
- diminue pH
33
Qu'entraine l'ajout d'une base
- diminue (H⁺)
- augmente le pH
34
Acide-base d'Arrhenius
- un acide est une substance qui libère des ions H⁺ en solution aqueuse
- une base est une substance qui libère des ions OH⁻ en solution aqueuse
35
Acide de Bronsted
=> espèce chimique (ionique ou moléculaire non chargée) susceptible de céder un ou plusieurs protons H⁺
- monoacide : libère un seul proton (ex. HCl, HNO₃, CH₃COOH)
- polyacide ; libère plusieurs protons
(ex. H₂SO₄, [H₂O, CO₂] )
36
Base de Bronsted
=> espèce chimique (ionique ou moléculaire non chargée) susceptible de capter un ou plusieurs protons H⁺
- monobase : capte un seul proton
(ex. NaOH ; KOH)
- poly-base : capte plusieurs protons (ex. Ca(OH)₂)
37
Forme d'un acide moléculaire
AH <—> A⁻ + H⁺
38
Forme d'un acide cationique
BH⁺ <—> B + H⁺
39
Tableau réactions acide-base
par coeur fiche
40
Combien de couple fait intervenir une réaction acide-base ?
2
ex. HCl + H₂O <—> H₃O⁺ + Cl⁻
41
définition ampholyte/amphotère
corps qui possède à la fois des fonctions acides et basiques selon le couple formé
42
Exemples corps amphotère
- H₂O : H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻
- HCO₃⁻ (ion bicarbonate)
H₂O, CO₂/HCO₃ et HCO₃⁻/ CO₃²⁻
- HSO₄⁻ (ion hydrogénosulfate)
H2SO₄⁻/ HSO₄⁻ et HSO₄⁻/SO₄²⁻
43
acide ou base forte
- dissociation complète dans l'eau
- PAS de constante de dissociation K
44
acide ou base faible
- dissociation incomplète dans l'eau
- constante de dissociation K
- équilibre entre les deux formes
45
Acide faible
dissociation incomplète d'où une nécessité de définir la force de la solution Ka
46
Constante d'acidité ou d'ionisation Ka
- ne dépend que de la température
- Ka = ( [Ba]x[H₃O⁺] ) / [Ac]
= 10^-pKa
- pKa = -log Ka
- pKa + pKb = 14
47
Forme d'une réaction d'ionisation
Ac + H₂O <—> Ba + H₃O⁺
=> [H₃O⁺] = Ka.( [Ac]/[Ba] )
=> pH = pKa + log ( [Ba]/[Ac] )
48
log[H₃O⁺] =
[H₃O⁺] = log Ka.( [Ac]/[Ba] )
= log Ka + log ( [Ac]/[Ba] )
49
pH d'un acide totalement dissocié
pH = -log Ca
Ca : concentration de l'acide
=> on ne prend pas en compte la dissociation de l'eau car la concentration de l'acide est plus important
50
Effet de la dissociation de l'eau ε
ε = [ -Ca + (√Ca²+4Ke) ] / 2
[Ca + ε] x [ε] = Ke
51
Ca > 10-⁵
> > 4Ke
- ε négligeable
- pH = - log Ca
52
Ca < 10-⁷
- ε non négligeable
53
Ca = 10-⁷
- ε = 0,55.10-⁷
- (H⁺) = 1,55.10-⁷
- pH = 6,81
54
pH solution acide faible
- acide partiellement dissocié : α < 1
- eau en excès
55
Etat final solution acide faible
- [Ac1] = Ca-α.Ca
- [Ac2] et [Ba2] = α.Ca
56
Concentration en protons (H⁺) solution acide faible
(H⁺) = α.Ca + ε
= α.Ca (ε négligeable)
57
ε pour une solution acide faible
- on suppose que ε < < α.Ca et que α.Ca < < Ca
- ε est négligeable
58
Constante de dissociation de l'acode Kα
Kα = (α².Ca) / (1-α)
59
Loi de dilution d'Ostwald
- lorsque la dilution tend vers l'infini (= la concentration tend vers 0), le taux de dissociation tend vers 1 et l'électrolyte tend à devenir fort
- Ca —> 0 donc α —> 0
60
Dans quel cas la loi d'Ostwald prend-elle forme ?
dans le cas où α < < 1
c'est à dire
α.Ca < < Ca
61
Formules liées à la loi d'Ostwald
- (H⁺) = √Ka.C
- pKa = -logKa
- pH = 1/2(pKa-logC)
62
Que mesure la constante Ka
la force d'un acide
=> plus Ka est grand, plus pKa est petit, plus l'acide est fort
63
De quoi le pKa et le pKb sont-ils caractéristiques ?
de la force des acides et des bases faibles
64
Définition acidité réelle
dépend du nombre d'ions H⁺ par litre de solution
65
Définition acidité potentielle
nombre d'ions H⁺ non dissociés susceptibles d'être libérés si une base est ajoutée
66
Définition acidité totale
somme des acidités réelle et potentielle
67
pH d'une solution base forte
pH = 14 + logCb
avec α = 1
(dibase = 2Cb)
68
pH solution base faible selon Arrhenius
pH = 14 - 1/2.(pKb - log Cb)
69
pH solution base faible selon Bronsted
pH = 7 + 1/2.(pKa + log Cb)
= pKe + log(α.Cb)
70
Constante de basicité Kb
Kb = (α².Cb) / (1-α)
71
pKa + pKb =
14
72
Que forme les réactions entre un acide et une base ?
un sel et de l'eau
73
Réaction d'hydrolyse
créée lorsque les ions formées par la réaction acide/base interagissent avec les ions H⁺ et OH⁻
74
sels
electrolytes forts
=> dissociation complète
75
Sel acide fort et base forte
- ex. NaCl ; KCl
- les ions A⁻ et B⁺ ne réagissent ni avec H⁺ ni avec OH⁻ et ne modifient pas la concentration
- la solution a un pH = 7
=> (H⁺) = (OH⁻) = 10⁻⁷
76
Sel acide faible et base forte
- ex. CH₃COOK ; CH₃COONa
- réaction d'hydrolyse : pH>7 car la force de la base est supérieure à celle de l'acide
- pH = 7 + 1/2.(pKa + log (nsel) )
77
Sel acide fort et base faible
- ex. NH₄Cl
- réaction d'hydrolyse : pH<7 car la force de l'acide est supérieure à celle de la base
- pH = 1/2(pKa-log(nsel) )
= 7 - 1/2(pKb + log(nsel) )
78
Sel acide faible et base faible
- ex. CH₃COONH₄
- seul cas où la dissociation dans l'eau est partielle
- le pH dépend du rapport des constante de dissociation de l'acide et de la base
- formule générale : A⁻ + B⁺ + H₂O <—> AH + BOH
- pH = 7 + 1/2(pKa - pKb)
79
Définition titrage
titrer une solution = déterminer sa concentration
80
Comment appelle-t-on la réaction entre un acide et une base ?
une réaction de neutralisation
81
Pourquoi le terme de neutralisation est-il discutable ?
car même lorsque les nombres de molécules sont équivalents, le pH n'est pas toujours neutre
82
Dans quel conditions le pH est-il neutre ?
Lorsque les forces de l'acide et de la base sont équivalentes
= constante de dissociation équivalentes
83
A l'équivalence
na = nb
donc
Ca*Va = Cb*Vb
84
Comment reconnait-on un électrolyte fort
la réaction est à sens unique (réactifs vers produits)
85
Comment reconnait-on un électrolyte faible
la réaction est à double sens
86
Quelles sont les conditions nécessaires pour utiliser une réaction pour un dosage ?
- réaction totale et rapide
- passage au point d'équivalence facilement observable
- saut de pH observable au pH-mètre
- changement de couleurs observable avec les indicateurs colorés
87
Titration d'un acide fort par une base forte
- au départ : pH acide
- point d'équivalence : pH neutre
- au final : pH basique
88
Titration d'une base forte par un acide fort
- paramètre x = (nombre de moles de NaOH ajoutées)
——————————————————
(nombre m de moles de AH présentes au début )
- x = fraction d'acide neutralisé
- mx = nombre de moles NaOH ajoutées,
de AH déjà neutralisées
ou de sel NaA déjà formées
- m-mx = nombre de moles de AH pas encore neutralisées
89
Titration d'un acide faible par une base forte
- au stade initial : pH = 3
- a neutralisation complète : pH > 7
- en cours de neutralisation : coexistence de AH restant et de NaA formé
- à demi-neutralisation : pH = pKa
- (A⁻) = (sel forme) = xm
- (AH) = (acide restant) = m(1-x)
- pH = pKa + log( mx / m(1-x) )
90
A quels moment l'approximation d'une titration acide faible/base forte n'est-elle pas valable ?
- tout début de titration (quantité de sel formé faible)
- toute fin de titration (quantité d'acide restant faible)
91
Titration d'une base faible par un acide fort
- pH à l'équivalence : < 7 car la force de l'acide est supérieure à celle de la base
92
partie moyenne de la courbe : titration acide faible/base forte
- partie moyenne de la courbe très stable (0,2 < x < 0,8) : variation très faible du pH => zone tampon
- pH à l'équivalence > 7 car la force de la base est supérieure à la force de l'acide
93
regarder la forme des courbes de titration
p.226 à 228
94
A quoi servent les solutions tampons ?
- à régulariser les actions ayant tendant à faire varier le pH ou ayant une grande inertie de pH
=> le pH varie peu si on ajoute un acide ou une base
95
Types de systèmes tampons possibles (mélanges)
- mélange acide faible + sels de base forte
- mélange base faible + sel d'acide fort
96
Système tampon acide faible/base forte
- pH = pKa + log [ (sel) / (acide) ]
- l'effet tampon est d'autant meilleur que la pente de la courbe est voisine de 0 à la demi-titration
= > dpH/dx = 0
97
Pouvoir tampon
T = dx/dpH = 2,3.x.(1-x)
dx : variation de H₃O⁺ pouvant être ajoutés ou neutralisés
dpH : variation de pH provoquée
98
Tangeante d'Henderson-Hasselbach
- x = 0,5
- pente = dpH/dx
99
Définition pouvoir tampon β
nombre de moles d'acide ou de base forte à ajouter à un litre de solution pour faire varier le pH d'une unité
100
Tampons fermés
- ne peuvent pas s'échapper de l'organisme
- il en existe plusieurs
101
Tampon ouvert
- peut s'échapper de l'organisme
- il en existe un seul : ion bicarbonate
102
Dans quelles conditions une solution tampon est-elle efficace ?
- le pouvoir tampon est grand
- le pH de la solution est voisin du pKa
- les concentrations en acide et base conjuguées sont importantes
103
Avec quoi le pouvoir tampon varie-t-il ?
- pH : β optimum pour pH≈pKa
=> zone d'efficacité de β = intervalle de 3UpH centrées sur le pKa
- concentration molaire (m) de l'acide faible :
la dilution d'une solution tampon diminue son pouvoir tampon (PAS son pH)
104
Comment le coefficient de dissociation (α) varie-t-il ?
- très vite à proximité du pKa de l'acide faible
- α < 0,01 quand pH < pKa - 2U
- α > 0,09 quand pH > pKa + 2U
105
Comment varie la dissociation ?
entre 10 et 90% quand le pH se situe dans l'intervalle : pKa [ - 1UpH ; + 1UpH ]
106
pKa + 2U
l'acide faible est presque totalement dissocié
107
Quel est l'intérêt de l'association/combinaison de plusieurs systèmes tampons ?
l'élargissement de la zone tampon efficace : on obtient un système tampon global avec un pKa unique
108
Pouvoir tampon de l'eau
β=0,002
=> système tampon NON efficace : pas capable de neutraliser les acides qui lui sont ajoutés
109
Pouvoir tampon acide acétique (=faible)
β=1
=> système tampon efficace car proche de 1
110
Comment peut-on maintenir un équilibre biologique stable ?
- solutions tampons (cellulaires, érythrocytaires, plasmatiques)
- organes régulateurs (reins, poumons)
111
Tampons cellulaires
- protéines
- phosphates (pKa proche de celui des cellules)
- bicarbonates (=tampon ouvert)
112
Tampons érythrocytaires
- le + important = hémoglobine
- pH = pKa + log ( (Hb⁻)/(HbH) ) => hémoglobine réduite
113
Tampons plasmatiques
- système protéine/protéinate
- système phosphate monosodique/disodique
- système acide carbonique/bicarnonate
114
Tampon protéique
- système hétérogène avec autant de système que de protéines
- pH = pKa + log (prot⁻/prot OH)
115
Tampon phosphate
- H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻
- pH = 6,82 + log [ (HPO₄²⁻) / (H₂PO₄⁻) ]
116
Tampon bicarbonate
- H₂O,CO₂ / HCO₃⁻
- pKa = 6,1 à 37° (6,4 à 25°)
- pH = pKa + log [ (HCO₃⁻) / (H₂O,CO₂) ]
117
Bicarbonate et sang
- pKa éloigné du pH sanguin
- grande importance quantitative car les concentrations de bicarbonate dans le sang sont élevées
118
Concentration des tampons plasmatiques
- (HCO₃⁻) = 24mEq/L
- (Prot⁻) = 16mEq/L
- (HPO₄²⁻) = 2mEq/L
119
Caractéristiques du bicarbonate
- le caractère volatil du CO₂ plasmatique en équilibre avec le CO₂ alvéolaire
- seul tampon ouvert
- varie sous l'influence de la ventilation
120
pH du bicarbonate
CO₂ dissous proportionnel à PCO₂ donc :
pH = 6,1 + log [ (HCO₃⁻) / s.PCO₂)
avec s : constante de proportionnalité (=0,0301 mmol/L par mmHg)
PCO₂ = pression partielle du CO₂
121
Tampons fermés
- pKa voisins = zones tampons se chevauchent
- ensemble des tampons fermés = assimilable à un seul tampon fermé de pKa = 6,8 à 37°
122
Organes régulateurs : reins
éliminent les acides "non volatils" + renouvellent les tampons chimiques (dont bicarbonate) :
- excrétion des bicarbonates au niveau de l'urine
- réabsorption des bicarbonates (en fonction du trouble acido-basique)
123
Acidose
- pH inférieur à la normale
- les reins excrètent des ions H⁺ dans l'urine et reconstituent la réserve d'HCO₃⁻
- le débit respiratoire augmente et le pCO₂ diminue
124
Alcalose
- pH supérieur à la normale
- les reins produisent des ions H⁺ et diminuent l'excès de HCO₃⁻ en les éliminant dans l'urine
- le débit respiratoire diminue et le pCO₂ augmente
125
Régulation équilibre acide/base
- poumons = capable de réguler le pH en ajustant la concentration des acides volatils par contrôle cérébral de la PCO₂
- reins = capable de réguler le pH en ajustant la concentration des acides fixes par contrôle de la concentration des ions HCO₃⁻ grâce à l'élimination adéquate de H⁺ dans les urines
126
pH régulation équilibre
pH = 6,1 + log [ (HCO₃⁻) / (sPCO₂) ]
(HCO₃⁻) = reins
(sPCO₂) = poumons
127
