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Biophysique > pH et Équilibre acido-basique > Flashcards

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)

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Q

Définition électrolyte

A

substance permettant le passage de courant électrique

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3
Q

Electrolyte fort

A

dissociation totale dans l’eau (α=1)
ex. NaOH —> Na⁺ + OH⁻

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4
Q

Electrolyte faible

A

dissociation partielle (0<α<1)
ex. CH₃COOH + H₂O <—> CH₃COO⁻ + H₃O⁺

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5
Q

Constante de dissociation α

A

α = (nombre de molécules dissociées) / (nombre total initial de molécules introduites dans le solvant)

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6
Q

α = 0

A

dissociation nulle

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7
Q

0 < α < 1

A

dissociation partielle

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8
Q

α = 1

A

dissociation totale

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9
Q

Qu’est-ce qui se trouvent entre parenthèses ?

A

la concentration

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10
Q

Qu’est-ce qui se trouvent entre crochets ?

A

l’activité

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11
Q

constante d’ionisation K

A

K = C. (α²/1-α)

C : état initial
C(1-α) : état final

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12
Q

Constante d’ionisation de l’acide acétique

A
  • CH₃COOH + H₂O <—> CH₃COO⁻ + H₃O⁺
  • K = ( [CH₃COO⁻]x[H₃O⁺] ) / [CH₃COOH]
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13
Q

Couples de dissociation de l’eau

A
  • H₃O⁺ <—> H₂O + H⁺ (H₃O⁺/H₂O)
  • OH⁻ + H⁺ <—> H₂O (H₂O/OH⁻)
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14
Q

De quoi résulte la présence d’ions H₃O⁺ et OH⁻ dans l’eau ?

A

de son ionisation partielle (équivalent réaction acide-base)

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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)
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16
Q

Neutralité acide base d’une solution

A

(H⁺) = (OH⁻) = 10-⁷ à 23°

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17
Q

Electroneutralité d’une solution

A

Σanions = Σcations
Σ (A⁻) + (OH⁻) = Σ (C⁺) + (H⁺)

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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
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19
Q

Comment est exprimée l’activité des ions H⁺ ?

A

en équivalent-gramme par litre
eq/L

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20
Q

Formules pH

A

pH = -log[H⁺]
= log 1/[H⁺]

[H⁺] = 10 ^ -pH

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21
Q

Formule activité

A

[a] = γ . (a)

(a) : concentration
γ : coefficient d’activité

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22
Q

Quand le coefficient d’activité γ est-il égal à 1 ?

A

lorsque [H⁺] < 10-² mol/L

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23
Q

Comment est l’activité pour une concentration faible ?

A

égale à la concentration

=> pH = -log(H⁺)
(H⁺) = 10^-pH

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24
Q

log (10^n) =

A

n

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25
Q

pH eau pure

A

7

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26
Q

pH milieu basique

A

< 7
[H⁺] > 10-⁷

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27
Q

pH milieu acide

A

> 7
[H⁺] < 10-⁷

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28
Q

Quel est le pH de la neutralité à 100°

A

6,12

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29
Q

Comment est l’échelle de pH (pOH) à 100°

A

elle s’étend de -1 à 15

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30
Q

Formules pOH

A

pOH = -log [OH⁻]
[OH⁻] = 10^-pOH

pH = pKe - pOH

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31
Q

Définition acide-base

A

les acides et les bases sont des substances dont la présence modifie le pH du milieu auquel ils sont ajoutés

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32
Q

Qu’entraîne l’ajout d’un acide

A
  • augmentation (H⁺)
  • diminue pH
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33
Q

Qu’entraine l’ajout d’une base

A
  • diminue (H⁺)
  • augmente le pH
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34
Q

Acide-base d’Arrhenius

A
  • 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
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35
Q

Acide de Bronsted

A

=> 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] )
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36
Q

Base de Bronsted

A

=> 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)
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37
Q

Forme d’un acide moléculaire

A

AH <—> A⁻ + H⁺

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38
Q

Forme d’un acide cationique

A

BH⁺ <—> B + H⁺

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39
Q

Tableau réactions acide-base

A

par coeur fiche

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40
Q

Combien de couple fait intervenir une réaction acide-base ?

A

2
ex. HCl + H₂O <—> H₃O⁺ + Cl⁻

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41
Q

définition ampholyte/amphotère

A

corps qui possède à la fois des fonctions acides et basiques selon le couple formé

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42
Q

Exemples corps amphotère

A
  • H₂O : H₃O⁺/H₂O et H₂O/HO⁻
  • HCO₃⁻ (ion bicarbonate)
    H₂O, CO₂/HCO₃ et HCO₃⁻/ CO₃²⁻
  • HSO₄⁻ (ion hydrogénosulfate)
    H2SO₄⁻/ HSO₄⁻ et HSO₄⁻/SO₄²⁻
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43
Q

acide ou base forte

A
  • dissociation complète dans l’eau
  • PAS de constante de dissociation K
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44
Q

acide ou base faible

A
  • dissociation incomplète dans l’eau
  • constante de dissociation K
  • équilibre entre les deux formes
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45
Q

Acide faible

A

dissociation incomplète d’où une nécessité de définir la force de la solution Ka

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46
Q

Constante d’acidité ou d’ionisation Ka

A
  • ne dépend que de la température
  • Ka = ( [Ba]x[H₃O⁺] ) / [Ac]
    = 10^-pKa
  • pKa = -log Ka
  • pKa + pKb = 14
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47
Q

Forme d’une réaction d’ionisation

A

Ac + H₂O <—> Ba + H₃O⁺

=> [H₃O⁺] = Ka.( [Ac]/[Ba] )
=> pH = pKa + log ( [Ba]/[Ac] )

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48
Q

log[H₃O⁺] =

A

[H₃O⁺] = log Ka.( [Ac]/[Ba] )
= log Ka + log ( [Ac]/[Ba] )

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49
Q

pH d’un acide totalement dissocié

A

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

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50
Q

Effet de la dissociation de l’eau ε

A

ε = [ -Ca + (√Ca²+4Ke) ] / 2

[Ca + ε] x [ε] = Ke

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51
Q

Ca > 10-⁵
> > 4Ke

A
  • ε négligeable
  • pH = - log Ca
52
Q

Ca < 10-⁷

A
  • ε non négligeable
53
Q

Ca = 10-⁷

A
  • ε = 0,55.10-⁷
  • (H⁺) = 1,55.10-⁷
  • pH = 6,81
54
Q

pH solution acide faible

A
  • acide partiellement dissocié : α < 1
  • eau en excès
55
Q

Etat final solution acide faible

A
  • [Ac1] = Ca-α.Ca
  • [Ac2] et [Ba2] = α.Ca
56
Q

Concentration en protons (H⁺) solution acide faible

A

(H⁺) = α.Ca + ε
= α.Ca (ε négligeable)

57
Q

ε pour une solution acide faible

A
  • on suppose que ε < < α.Ca et que α.Ca < < Ca
  • ε est négligeable
58
Q

Constante de dissociation de l’acode Kα

A

Kα = (α².Ca) / (1-α)

59
Q

Loi de dilution d’Ostwald

A
  • 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
Q

Dans quel cas la loi d’Ostwald prend-elle forme ?

A

dans le cas où α < < 1
c’est à dire
α.Ca < < Ca

61
Q

Formules liées à la loi d’Ostwald

A
  • (H⁺) = √Ka.C
  • pKa = -logKa
  • pH = 1/2(pKa-logC)
62
Q

Que mesure la constante Ka

A

la force d’un acide
=> plus Ka est grand, plus pKa est petit, plus l’acide est fort

63
Q

De quoi le pKa et le pKb sont-ils caractéristiques ?

A

de la force des acides et des bases faibles

64
Q

Définition acidité réelle

A

dépend du nombre d’ions H⁺ par litre de solution

65
Q

Définition acidité potentielle

A

nombre d’ions H⁺ non dissociés susceptibles d’être libérés si une base est ajoutée

66
Q

Définition acidité totale

A

somme des acidités réelle et potentielle

67
Q

pH d’une solution base forte

A

pH = 14 + logCb
avec α = 1

(dibase = 2Cb)

68
Q

pH solution base faible selon Arrhenius

A

pH = 14 - 1/2.(pKb - log Cb)

69
Q

pH solution base faible selon Bronsted

A

pH = 7 + 1/2.(pKa + log Cb)
= pKe + log(α.Cb)

70
Q

Constante de basicité Kb

A

Kb = (α².Cb) / (1-α)

71
Q

pKa + pKb =

A

14

72
Q

Que forme les réactions entre un acide et une base ?

A

un sel et de l’eau

73
Q

Réaction d’hydrolyse

A

créée lorsque les ions formées par la réaction acide/base interagissent avec les ions H⁺ et OH⁻

74
Q

sels

A

electrolytes forts
=> dissociation complète

75
Q

Sel acide fort et base forte

A
  • 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
Q

Sel acide faible et base forte

A
  • 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
Q

Sel acide fort et base faible

A
  • 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
Q

Sel acide faible et base faible

A
  • 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
Q

Définition titrage

A

titrer une solution = déterminer sa concentration

80
Q

Comment appelle-t-on la réaction entre un acide et une base ?

A

une réaction de neutralisation

81
Q

Pourquoi le terme de neutralisation est-il discutable ?

A

car même lorsque les nombres de molécules sont équivalents, le pH n’est pas toujours neutre

82
Q

Dans quel conditions le pH est-il neutre ?

A

Lorsque les forces de l’acide et de la base sont équivalentes
= constante de dissociation équivalentes

83
Q

A l’équivalence

A

na = nb
donc
CaVa = CbVb

84
Q

Comment reconnait-on un électrolyte fort

A

la réaction est à sens unique (réactifs vers produits)

85
Q

Comment reconnait-on un électrolyte faible

A

la réaction est à double sens

86
Q

Quelles sont les conditions nécessaires pour utiliser une réaction pour un dosage ?

A
  • 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
Q

Titration d’un acide fort par une base forte

A
  • au départ : pH acide
  • point d’équivalence : pH neutre
  • au final : pH basique
88
Q

Titration d’une base forte par un acide fort

A
  • 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
Q

Titration d’un acide faible par une base forte

A
  • 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
Q

A quels moment l’approximation d’une titration acide faible/base forte n’est-elle pas valable ?

A
  • tout début de titration (quantité de sel formé faible)
  • toute fin de titration (quantité d’acide restant faible)
91
Q

Titration d’une base faible par un acide fort

A
  • pH à l’équivalence : < 7 car la force de l’acide est supérieure à celle de la base
92
Q

partie moyenne de la courbe : titration acide faible/base forte

A
  • 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
Q

regarder la forme des courbes de titration

A

p.226 à 228

94
Q

A quoi servent les solutions tampons ?

A
  • 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
Q

Types de systèmes tampons possibles (mélanges)

A
  • mélange acide faible + sels de base forte
  • mélange base faible + sel d’acide fort
96
Q

Système tampon acide faible/base forte

A
  • 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
Q

Pouvoir tampon

A

T = dx/dpH = 2,3.x.(1-x)

dx : variation de H₃O⁺ pouvant être ajoutés ou neutralisés
dpH : variation de pH provoquée

98
Q

Tangeante d’Henderson-Hasselbach

A
  • x = 0,5
  • pente = dpH/dx
99
Q

Définition pouvoir tampon β

A

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
Q

Tampons fermés

A
  • ne peuvent pas s’échapper de l’organisme
  • il en existe plusieurs
101
Q

Tampon ouvert

A
  • peut s’échapper de l’organisme
  • il en existe un seul : ion bicarbonate
102
Q

Dans quelles conditions une solution tampon est-elle efficace ?

A
  • le pouvoir tampon est grand
  • le pH de la solution est voisin du pKa
  • les concentrations en acide et base conjuguées sont importantes
103
Q

Avec quoi le pouvoir tampon varie-t-il ?

A
  • 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
Q

Comment le coefficient de dissociation (α) varie-t-il ?

A
  • 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
Q

Comment varie la dissociation ?

A

entre 10 et 90% quand le pH se situe dans l’intervalle : pKa [ - 1UpH ; + 1UpH ]

106
Q

pKa + 2U

A

l’acide faible est presque totalement dissocié

107
Q

Quel est l’intérêt de l’association/combinaison de plusieurs systèmes tampons ?

A

l’élargissement de la zone tampon efficace : on obtient un système tampon global avec un pKa unique

108
Q

Pouvoir tampon de l’eau

A

β=0,002
=> système tampon NON efficace : pas capable de neutraliser les acides qui lui sont ajoutés

109
Q

Pouvoir tampon acide acétique (=faible)

A

β=1
=> système tampon efficace car proche de 1

110
Q

Comment peut-on maintenir un équilibre biologique stable ?

A
  • solutions tampons (cellulaires, érythrocytaires, plasmatiques)
  • organes régulateurs (reins, poumons)
111
Q

Tampons cellulaires

A
  • protéines
  • phosphates (pKa proche de celui des cellules)
  • bicarbonates (=tampon ouvert)
112
Q

Tampons érythrocytaires

A
  • le + important = hémoglobine
  • pH = pKa + log ( (Hb⁻)/(HbH) ) => hémoglobine réduite
113
Q

Tampons plasmatiques

A
  • système protéine/protéinate
  • système phosphate monosodique/disodique
  • système acide carbonique/bicarnonate
114
Q

Tampon protéique

A
  • système hétérogène avec autant de système que de protéines
  • pH = pKa + log (prot⁻/prot OH)
115
Q

Tampon phosphate

A
  • H₂PO₄⁻ / HPO₄²⁻
  • pH = 6,82 + log [ (HPO₄²⁻) / (H₂PO₄⁻) ]
116
Q

Tampon bicarbonate

A
  • H₂O,CO₂ / HCO₃⁻
  • pKa = 6,1 à 37° (6,4 à 25°)
  • pH = pKa + log [ (HCO₃⁻) / (H₂O,CO₂) ]
117
Q

Bicarbonate et sang

A
  • pKa éloigné du pH sanguin
  • grande importance quantitative car les concentrations de bicarbonate dans le sang sont élevées
118
Q

Concentration des tampons plasmatiques

A
  • (HCO₃⁻) = 24mEq/L
  • (Prot⁻) = 16mEq/L
  • (HPO₄²⁻) = 2mEq/L
119
Q

Caractéristiques du bicarbonate

A
  • le caractère volatil du CO₂ plasmatique en équilibre avec le CO₂ alvéolaire
  • seul tampon ouvert
  • varie sous l’influence de la ventilation
120
Q

pH du bicarbonate

A

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
Q

Tampons fermés

A
  • pKa voisins = zones tampons se chevauchent
  • ensemble des tampons fermés = assimilable à un seul tampon fermé de pKa = 6,8 à 37°
122
Q

Organes régulateurs : reins

A

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
Q

Acidose

A
  • 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
Q

Alcalose

A
  • 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
Q

Régulation équilibre acide/base

A
  • 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
Q

pH régulation équilibre

A

pH = 6,1 + log [ (HCO₃⁻) / (sPCO₂) ]

(HCO₃⁻) = reins
(sPCO₂) = poumons

127
Q
A

Biophysique (7 decks)

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