Les SOLUTIONS TAMPONS

Report
pH et équilibre acido-basique
Deuxième séance
UE3B - Côme&Damien - 2011
Rappels du cours
précédent
Rappels
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
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 :
c
d
[C ] [ D]
K
a
b
[ A] [ B]
N.B. : La constante d’équilibre fait normalement apparaître les activités des
espèces chimiques. L’activité en solution est la concentration.
Rappels
Avancement d’une réaction
dx 
dni
i
νi est négatif pour les réactifs et positif pour les produit
Rappels
Taux d’avancement

x
xmax
Taux de conversion
A 
n Ainitial  n A final
n Ainitial
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)
• Dissociation ionique (séparation des ions solvatés)
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.
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.
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
Rappels
Notion de polyacides ou polybases (=
acides et bases polyprotiques)
Notion d’ampholytes ou amphotères
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)
Rappels
Attention ! Le transfert de protons est
simultané au sein d’une réaction acidobasique. Autrement dit, il n’existe pas
de proton libre en solution !
Rappels
Autoprotolyse de l’eau
Produit ionique de l’eau
Valeur de la constante d’équilibre : 10-14
Acide
ou base
Eau
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.
Rappels
Notion de pH

pH   log[H3O ]
pKe  pH  pOH  14
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.

AH  H2O  A  H3O

[ A ].[H 3O  ] [ A ].[H 3O  ]
Ka 

[ AH ].a( H 2O)
[ AH ]

[ A ]
[
A
]

 log(K a )   log
 log[H 3O ]  pH  log
 pKa
[ AH ]
[ AH ]
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.
Rappels
Notion de constante d’acidité et de basicité
Ka .Kb  Ke
Cours du 14 février 2011
PH ET ÉQUILIBRE
ACIDO-BASIQUE 2ÈME
PARTIE
Les SOLUTIONS
TAMPONS
Solutions tampons de laboratoire
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.
Solution d’un acide et de sa base
conjuguée
CAS 1 : Acide fort + base ( faible)
Le pH est conditionné par l’acide.
Donc :
pH   logCacide
CAS 2 : Acide faible + base faible
Le pH dépend des deux espèces
CB
pH  pKa  log
CA
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.
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.
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 liquide interstitiel :
◦ Système bicarbonate/acide carbonique

Dans les cellules :
◦ Système phosphate
◦ Protéinates/protéines
Pouvoir tampon
Le pouvoir tampon est optimal pour un pH
situé entre pKa – 1 et pKa + 1.
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 ? »
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 :
[base]
pH  pKa  log
Le pouvoir tampon maximal
[acide]
Conséquence :
est d’autant plus important que
la solution est plus concentrée !
Or, dans une solution tampon :
[base]  [acide]
Donc :
pH  pKa  log(1)  pKa
Réaction de neutralisation
Base
Réaction
NEUTRALISATION
Acide
Mélange
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 :
1)


H3O  OH  2H 2O
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 :
2)

H3O  NH3  H2O  NH
Réaction considérée comme totale.

4
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-. Ceuxci sont bien plus basique que HCOO- la
base conjuguée de HCOOH. De même,
HCOOH est un acide plus fort que
l’eau.
3)
Réaction considérée comme totale.
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-.
4)
On considère la réaction presque totale si K > 104
Calcul du pH résultant d’une
réaction acido-basique
Les trois exemples sont détaillés dans le
poly prof.
Les étapes :
1. Ecrire l’équation bilan équilibrée
2. Exprimer la constante d’équilibre
3. Etablir le tableau d’avancement de la réaction
4. Déterminer la quantité de réactif formé
5. Déterminer le pH de la solution
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).
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.
CH 3COOH  CH 3COO   H 
H   OH   H 2O
OH   CH 3COOH  H 2O  CH 3COO 
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.
OH   CH3COOH  H 2O  CH3COO
[CH 3COO ]
 9, 3
K

1
/
K

10
b

[OH ].[CH 3COOH ]
On peut considérer la réaction comme totale
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.
OH   CH3COOH  H 2O  CH3COO
0,0015
Etat final(mol)
0,0015-x
=0
0,0018
0,0018-x
= 0,0003
EXCES
Etat initial (mol)
0
X = 0,0015
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.
OH   CH3COOH  H 2O  CH3COO
0,0015
Etat final(mol)
0,0015-x
=0
0,0018
0,0018-x
= 0,0003
EXCES
Etat initial (mol)
0
X = 0,0015
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.
OH   CH3COOH  H 2O  CH3COO
0,0015
Etat final(mol)
0,0015-x
=0
0,0018
0,0018-x
= 0,0003
EXCES
Etat initial (mol)
0
X = 0,0015
N.B. : Il ne
reste plus en
solution que
l’acide et sa
base
conjuguée. On
a donc une
solution
tampon.
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.
[CH 3COO  ]
pH  pKa  log
[CH 3COOH ]
0,05
pH  4,7  log
 5,4
0,01
Systèmes tampons
du sang et troubles
de l’équilibre acidobasique
Diagramme de Davenport – Nomogramme acido-basique
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 :
[base]
 Pour notre couple çapH
fait :pKa  log [acide]


3
[ HCO ]
pH  6,1  log
[CO2 ]
Et là c’est fini ! Ayez-la toujours en tête et vous résoudrez tous les problèmes
de cette partie du poly.
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.


3
[ HCO ]
pH  6,1  log
[CO2 ]
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.

3
[ HCO ]
pH  6,1  log
[CO2 ]
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 ?

3
[ HCO ]
pH  6,1  log
[CO2 ]
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 ?

3
[ HCO ]
pH  6,1  log
[CO2 ]
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.
Comment surviennent les problèmes de concentration de CO2 ?


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) …
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.

3
[ HCO ]
pH  6,1  log
[CO2 ]
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.

3
[ HCO ]
pH  6,1  log
[CO2 ]
Le diagramme de Davenport
1
Ce
diagramme
représente
la
concentration de bicarbonate en
fonction du pH, et d’en déduire la
concentration du CO2 (représentée
par les isobares (les courbes)).
On peut ainsi savoir dans quel état
d’acidité se trouve le patient, si c’est
métabolique ou respiratoire et enfin si
c’est compensé (dans le cadre
respiratoire).
La zone 1 est la zone normale : le pH est entre 7,38 et 7,42 et le
bicarbonate entre 21 et 26 mM . Les autres zones correspondent à des
zones pathologiques. Il suffit de lire les coordonnées pour savoir l’état du
patient.
Le diagramme de Davenport
4
1
7
2
5
Imaginons un patient dans la zone 5 :
qu’est ce qu’il a ?
On lit : - en abscisse le pH est augmenté :
donc alcalose
- en ordonnée le bicarbonate est
abaissé mais peu par rapport à la zone 2
ou zone 7 : la droite liant les zones 4 et 5
est pseudo plane (droite normale
d’équilibration).
- le CO2 est bien abaissé (sous
l’isobare 25 mmHg).
[ HCO3 ]
pH  6,1  log
[CO2 ]
La formule,
pour
:
Log
augmente
carvérifier
CO2 baisse
beaucoup et le pH est donc bien augmenté ! Le
patient est en alcalose respiratoire. Le pH est loin de sa valeur normal et le
bicarbonate n’est pas franchement bas, signe d’un travail d’excrétion des reins et
donc d’une compensation qui recentrerait le pH (comme en zone 7) ! Le patient
est donc en alcalose respiratoire aiguë.
Le diagramme de Davenport
3
6
1
4
7
2
Imaginons un patient dans la zone 6 :
On lit : - en abscisse : pH à peu près bon
mais du côté acide quand même :
- problèmes en ordonnée :
bicarbonate trop haut
- problèmes sur les isobares :
CO2 trop haut.
5
(vous pouvez alors penser que le patient a une
acidose compensée (retour quasi à la valeur normale
mais sous la normale) mais qu’a-t-il exactement ? Le
problème est-il respiratoire ou métabolique ? Il faut
tester :
Si CO2 augmente : log baisse et pH baisse  acidose respiratoire
[ HCO ] Si HCO3- augmente : log augmente et pH augmente  alcalose
pH  6,1  log
[CO2 ] métabolique (pas possible en regardant le graphe , c’est une zone
d’acidose), l’augmentation HCO3 n’est pas la cause du trouble mais est une
conséquence : un compensation !
Donc la zone 6 correspond à un acidose respiratoire chronique
compensée (explique la hausse du bicarbonate).

3
Le diagramme de Davenport
3
6
4
1
7
2
Maintenant imaginons que l’on vous
donne sans le graphe (ce qui peut arriver,
surtout si Côme fait le concours blanc ...):
pH : 7,25
pCO2 : 50 mmHg
: 24 mmol/L
5
Qu’a-t-il ?
Le diagramme de Davenport
3
6
4
1
7
2
5
L’hyperventilation est là juste pour
compensée quelque chose, comme une
acidose métabolique : on est en acidose
métabolique compensé (dans la zone 2
du graphe).
Le diagramme de Davenport
3
6
4
1
7
2
5
Vous n’aurez peut-être pas ça non
plus le jour du concours (quoique
cette année ils sont dans une phase
créatrice sans limite) mais il faut
savoir se débrouiller pour savoir ce
qu’a le patient, savoir jongler entre le
graphe (que vous n’aurez pas
forcément) et la formule qui vous
permet de tout élucider !
Sachez bien faire ce qu’il y a au-dessus, puis retournez voir le poly prof
pour finir de sceller les connaissances et comprendre pourquoi il y a
comme un trou entre les zones 2 et 4 et les zones 3 et 5 : les zones
d’incertitudes.
Le diagramme de Davenport
Correction des
exercices
Générateur de corrections…
pH = 3,758
L’équation bilan est :
H3O+ + HCOO-  H2O + HCOOH
K = 1/Ka car on mélange un acide fort et une base faible
1/10-pKa = 1/(2.10-5) = 5.104
A la fin de la réaction les deux produits sont consommés car ils étaient dans les
proportions stoechiométriques avec n = c*v = 5.10-5 mol. Il y a donc autant de
HCOOH formé mais dans 100+100 = 200 mL. D’où
[HCOOH] = 5.10-5 / 0,2 = 2,5.10-4 mol/L
Ka/C0 = 2.10-5 / 2,5.10-4 = 0,08 > 0,01 donc on ne peut pas négliger la
dissociation de HCOOH
pH de 4,21
pH = 12
Autoprotolyse bien négligeable
car pH > 8
Hihhhiiiihiiii ! Trop drôleuh koi ! (Non…?!)

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