pH et équilibre acido-basique

1. pH et équilibre acido-basique Deuxième séance UE3B - Côme&Damien - 2011

2. Rappels du cours précédent Rappels

3. Rappels Evolution d’un système au cours d’une réaction chimique Une réaction chimique évolue vers un état final d’équilibre On parle d’équilibre chimique • Celui-ci dépend : • de la nature de la réaction • des conditions expérimentales • quantité de réactifs • pression • température

4. Rappels Notion de réactif limitant (ou minoritaire) Notion de réactif en excès Une réaction est totale lorsqu’elle s’arrête par disparition d’un réactif Une réaction est réversible s’il existe à l’équilibre des quantités de réactifs non négligeables Constante d’équilibre : N.B. : La constante d’équilibre fait normalement apparaître les activités des espèces chimiques. L’activité en solution est la concentration.

5. Rappels Avancement d’une réaction νi est négatif pour les réactifs et positif pour les produit

6. Rappels Taux d’avancement Taux de conversion

7. Rappels Une solution est un mélange homogène d’espèces chimiques constitués par un solvant liquide en grande quantité et un ou plusieurs composés appelés solutés, dissous en petites quantités. LA MISE EN SOLUTION • Solvatation (liaisons entre solvant et solutés) • Ionisation (obtention d’ions par rupture de liaisons) • Dissociationionique (séparation des ions solvatés)

8. Rappels – Théorie d’Arrhénius Un acide est une espèce capable de libérer des H+ en solution aqueuse Une base est une espèce capable de libérer des OH- en solution aqueuse Notion d’électrolytes faibles et forts.

9. Rappels – Théorie de Brønsted-Lowry Un acide est une espèce chimique susceptible de libérer un proton H+ Une base est une espèce chimique susceptible de recevoir un proton H+ Un acide a nécessairement un hydrogène Une base dispose d’une orbitale non liante capable de donner un doublet d’électrons à un proton par coordinance.

10. Rappels On introduit alors la notion de couple acido-basique (conjugués). Les différents types d’acides ou de bases : • Acides ou bases FORT(E)S : • acide fort : entièrement déprotoné en solution • base forte : entièrement protonée en solution • Acides ou bases FAIBLES : • acide faible : partiellement déprotoné en solution • base faible : partiellement protonée en solution

11. Rappels Notion de polyacides ou polybases (= acides et bases polyprotiques) Notion d’ampholytes ou amphotères

12. Rappels – Théorie de Lewis Avec la définition de Brønsted-Lowry, le formalisme de Lewis impose : Acide accepteur de doublets d’électrons ; doit posséder une lacune électronique Base  donneur de doublets d’électrons (par son doublet non liant)

13. Rappels Attention ! Le transfert de protons est simultané au sein d’une réaction acido-basique. Autrement dit, il n’existe pas de proton libre en solution !

14. Rappels Autoprotolyse de l’eau Produit ionique de l’eau Valeur de la constante d’équilibre : 10-14 On a une modification de la concentration en H3O+ et en OH- mais le produit ionique de l‘eau est toujours égal à 10-14. Acide ou base Eau

15. Rappels Notion de pH

16. Rappels Un indicateur coloré est une substance dont la base et l’acide ne présente pas la même couleur. Un couple acido-basique est déterminé par son pKa.

17. Forces des acides et des bases Suivant leur capacité à céder ou fixer + ou – facilement un proton. Plus un acide est fort et plus sa base conjuguée est faible. Une réaction acide-base se fera spontanément entre l’acide le plus fort et la base la plus forte.

18. Rappels Notion de constanted’acidité et de basicité

19. Cours du 14 février 2011 Ph et équilibre acido-basique 2ème partie

20. Les SOLUTIONS TAMPONS Solutions tampons de laboratoire

21. Solution d’un acide et de sa base conjuguée Nous avons vu précédemment les cas où l’on mélangeait un acide ou une base dans l’eau. Voyons ce qui se passe lorsque l’on mélange simultanément un acide et sa base conjuguée.

22. Solution d’un acide et de sa base conjuguée CAS 1 : Acide fort + base ( faible) Le pH est conditionné par l’acide. Donc : CAS 2 : Acide faible + base faible Le pH dépend des deux espèces

23. Solution tampon Elle résiste à l’addition d’une faible quantité d’acide fort ou base forte. La solution tampon est un mélange acide faible/base faible.

24. Pouvoir tampon Le pouvoir tampon est la quantité maximale d’acide ou de base que l’on peut ajouter avant que le tampon ne perde son aptitude à résister à de grandes variations de pH. L’organisme humain dispose de systèmes tampons.

25. Pouvoir tampon Les systèmes tampons de l’organisme sont divers : • Dans le sang : • Système bicarbonate/acide carbonique • Système phosphate dibasique/monobasique • Protéinates/protéines • Dans le liquideinterstitiel : • Système bicarbonate/acide carbonique • Dans les cellules : • Système phosphate • Protéinates/protéines

26. Pouvoir tampon Le pouvoir tampon est optimal pour un pH situé entre pKa – 1 et pKa + 1.

27. Pouvoir tampon - Démonstration Parce que vous êtes en Côme&Damien… Voici une petite explication  « Pourquoi diable les solutions tampons au pouvoir tampon maximal disposent-elle d’un pH égal à leur pKa ? »

28. Pouvoir tampon - Démonstration « Pourquoi diable les solutions tampons au pouvoir tampon maximal disposent-elle d’un pH égal à leur pKa ? » D’après la relation de Henderson-Hasselbalch: Conséquence : Le pouvoir tampon maximal est d’autant plus important que la solution est plus concentrée ! Or, dans une solution tampon : Donc :

29. Réaction de neutralisation Réaction Base Mélange Acide NEUTRALISATION

30. Réaction de neutralisation • Ajout d’un acide fort (type HCl) à une base forte (type NaOH) Les deux espèces se dissocient complètement, libérant pour l’un des ions H3O+ et pour l’autre des ions OH-. [+ ions spectateurs] On a alors une autoprotolyse inverse :

31. Réaction de neutralisation • Ajout d’un acide fort (type HCl) à une base faible (type NH3) En solution, H3O+ est bien plus acide que NH4+. De plus, NH3 est une base plus forte que l’eau, la réaction va avoir lieu dans le sens : Réaction considérée comme totale.

32. Réaction de neutralisation • Ajout d’une base forte (NaOH) à un acide faible (HCOOH) La soude (= hydroxyde de sodium) va donner en solution des ions OH-. Ceux-ci sont bien plus basique que HCOO- la base conjuguée de HCOOH. De même, HCOOH est un acide plus fort que l’eau. Réaction considérée comme totale.

33. Réaction de neutralisation • Ajout d’un acide faible (CH3COOH) à une base faible (NH3) CH3COOH est un acide plus fort que NH4+ et NH3 est une base plus forte que CH3COO-. On considère la réaction presque totale si K > 104

34. Calcul du pH résultant d’une réaction acido-basique Les trois exemples sont détaillés dans le poly prof. Les étapes : • Ecrire l’équation bilan équilibrée • Exprimer la constante d’équilibre • Etablir le tableau d’avancement de la réaction • Déterminer la quantité de réactif formé • Déterminer le pH de la solution

35. Exemple 2 (poly prof) Calcul du pH de la solution résultant du mélange de 15 mL d’acide acétique CH3COOH à 0,12 mol/L et de 15 mL de soude NaOH à 0,10 mol/L. Analyse du problème : On mélange un acide faible (CH3COOH) avec un pKa de 4,7 Et une base forte (NaOH).

36. Exemple 2 (poly prof) Calcul du pH de la solution résultant du mélange de 15 mL d’acide acétique CH3COOH à 0,12 mol/L et de 15 mL de soude NaOH à 0,10 mol/L. 1. Ecrire l’équation bilan équilibrée

37. Exemple 2 (poly prof) Calcul du pH de la solution résultant du mélange de 15 mL d’acide acétique CH3COOH à 0,12 mol/L et de 15 mL de soude NaOH à 0,10 mol/L. 2. Exprimer la constante d’équilibre On peut considérer la réaction comme totale

38. Exemple 2 (poly prof) Calcul du pH de la solution résultant du mélange de 15 mL d’acide acétique CH3COOH à 0,12 mol/L et de 15 mL de soude NaOH à 0,10 mol/L. 3. Etablir le tableau d’avancement de la réaction Etat initial (mol) 0 0,0015 0,0018 Etat final(mol) 0,0018-x = 0,0003 EXCES 0,0015-x = 0 X = 0,0015

39. Exemple 2 (poly prof) Calcul du pH de la solution résultant du mélange de 15 mL d’acide acétique CH3COOH à 0,12 mol/L et de 15 mL de soude NaOH à 0,10 mol/L. 4. Déterminer la quantité de réactif formé Etat initial (mol) 0 0,0015 0,0018 Etat final(mol) 0,0018-x = 0,0003 EXCES 0,0015-x = 0 X = 0,0015

40. Exemple 2 (poly prof) Calcul du pH de la solution résultant du mélange de 15 mL d’acide acétique CH3COOH à 0,12 mol/L et de 15 mL de soude NaOH à 0,10 mol/L. 4. Déterminer la quantité de réactif formé N.B. : Il ne reste plus en solution que l’acide et sa base conjuguée. On a donc une solution tampon. Etat initial (mol) 0 0,0015 0,0018 Etat final(mol) 0,0018-x = 0,0003 EXCES 0,0015-x = 0 X = 0,0015

41. Exemple 2 (poly prof) Calcul du pH de la solution résultant du mélange de 15 mL d’acide acétique CH3COOH à 0,12 mol/L et de 15 mL de soude NaOH à 0,10 mol/L. 5. Déterminer le pH de la solution

42. Systèmes tampons du sang et troubles de l’équilibre acido-basique Diagramme de Davenport – Nomogramme acido-basique

43. Introduction • On connaît le couple [CO2] / [HCO3-]. Pour faire simple : le dioxyde de carbone est l’acide, le bicarbonate est la base. • Or on peut écrire : • Pour notre couple ça fait : Et là c’est fini !Ayez-la toujours en tête et vous résoudrez tous les problèmes de cette partie du poly.

44. La partie respiratoire de ce couple se trouve être CO2 • Imaginons que la [CO2] baisse, alors le logarithme augmente et le pH aussi. • L’équation du dessus valait à peu près 7,4 avant notre problème. • Donc là elle en vaut un peu plus, on est en alcalose à cause du CO2, donc alcalose respiratoire.

45. La partie respiratoire de ce couple se trouve être CO2 • Pour revenir à la normale sans l’aide de soins médicaux, il faudrait que notre logarithme redevienne normal ! On ne peut pas toucher à [CO2], puisque c’est le problème, on va donc ajuster la [HCO3-]. Il faut le baisser aussi pour compenser.

46. La partie respiratoire de ce couple se trouve être CO2 Remarque : Il faut un jour à peu près pour que le corps décide d’excréter du HCO3- par les reins et donc passer d’un trouble respiratoire aigu (brutal et que le corps n’a pas encore eu le temps de prendre en compte pour s’adapter) à un trouble respiratoire chronique compensé (le sang est au pH quasi normal). • Et si la [CO2] augmente ?

47. La partie respiratoire de ce couple se trouve être CO2 • Et si la [CO2] augmente ? Log([HCO3-]/[CO2]) baisse  pH baisse  acidose respiratoire aiguë pure Si on attend 1 jour, les reins sécrètent moins de HCO3-, [HCO3-] dans le sang augmente, le logarithme revient à la normale (du moins se rapproche) !  acidose respiratoire compensée ! Le pH est revenu à sa valeur normale ! Comment le médecin fait-il pour voir que le patient est en acidose respiratoire compensée ?

48. La partie respiratoire de ce couple se trouve être CO2 Comment le médecin fait-il pour voir que le patient est en acidose respiratoire compensée ? Le pH est normal pourtant. Oui, mais les 2 espèces sont augmentés grandement. • Ils sont dus à la respiration ! Si le patient respire peu (hypoventilation), fatalement le CO2 va être moins souvent expiré et s’accumuler dans le sang  [CO2] augmente logarithme baisse  pH baisse  acidose respiratoire • Si le patient respire beaucoup (hyperventilation) … Comment surviennent les problèmes de concentration de CO2 ?

49. La partie métabolique de l’équation est HCO3- Si [HCO3- ]augmente ? • Alors le log augmente ! Le pH augmente. On se retrouve en alcalose métabolique. • Il y a alors mise en place très vite d’une réponse respiratoire pour compenser la hausse du pH : le CO2 augmente (le patient hypoventile)  retour du pH à la normal.

50. La partie métabolique de l’équation est HCO3- Si [HCO3- ]diminue ? •  log dim pH dim acidose métabo’ . On compense rapido : On dim la [CO2] ça augmente le log, ça augmente le pH et on est heureux. Remarque : la réponse respiratoire est très rapide (1 minute) donc parler de troubles métaboliques aigus ou chroniques est un peu débile. Ils sont donc généralement immédiatement compensés.