Ph et quilibre acido basique
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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.

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pH et équilibre acido-basique

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- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Presentation Transcript


Ph et quilibre acido basique

pH et équilibre acido-basique

Deuxième séance

UE3B - Côme&Damien - 2011


Rappels du cours pr c dent

Rappels du cours précédent

Rappels


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


Rappels1

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.


Rappels2

Rappels

Avancement d’une réaction

νi est négatif pour les réactifs et positif pour les produit


Rappels3

Rappels

Taux d’avancement

Taux de conversion


Rappels4

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)


Rappels th orie d arrh nius

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 th orie de br nsted lowry

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.


Rappels5

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


Rappels6

Rappels

Notion de polyacides ou polybases (= acides et bases polyprotiques)

Notion d’ampholytes ou amphotères


Rappels th orie de lewis

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)


Rappels7

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 !


Rappels8

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


Rappels9

Rappels

Notion de pH


Rappels10

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.


Forces des acides et des bases

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.


Rappels11

Rappels

Notion de constanted’acidité et de basicité


Ph et quilibre acido basique 2 me partie

Cours du 14 février 2011

Ph et équilibre acido-basique 2ème partie


Les solutions tampons

Les SOLUTIONS TAMPONS

Solutions tampons de laboratoire


Solution d un acide et de sa base conjugu e

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 conjugu e1

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


Solution tampon

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

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 tampon1

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


Pouvoir tampon2

Pouvoir tampon

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


Pouvoir tampon d monstration

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 d monstration1

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 :


R action de neutralisation

Réaction de neutralisation

Réaction

Base

Mélange

Acide

NEUTRALISATION


R action de neutralisation1

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 :


R action de neutralisation2

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.


R action de neutralisation3

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.


R action de neutralisation4

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


Calcul du ph r sultant d une r action acido basique

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


Exemple 2 poly prof

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 prof1

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


Exemple 2 poly prof2

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


Exemple 2 poly prof3

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


Exemple 2 poly prof4

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


Exemple 2 poly prof5

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


Exemple 2 poly prof6

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


Syst mes tampons du sang et troubles de l quilibre acido basique

Systèmes tampons du sang et troubles de l’équilibre acido-basique

Diagramme de Davenport – Nomogramme acido-basique


Introduction

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.


La partie respiratoire de ce couple se trouve tre co 2

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.


La partie respiratoire de ce couple se trouve tre co 21

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.


La partie respiratoire de ce couple se trouve tre co 22

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 ?


La partie respiratoire de ce couple se trouve tre co 23

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 ?


La partie respiratoire de ce couple se trouve tre co 24

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 ?


La partie m tabolique de l quation est hco 3

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.


La partie m tabolique de l quation est hco 31

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.


Le diagramme de davenport

Le diagramme de Davenport

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).

1

La zone 1est 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 davenport1

Le diagramme de Davenport

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).

4

1

5

2

7

Log augmente car 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.

La formule, pour vérifier :


Le diagramme de davenport2

Le diagramme de Davenport

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.

(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 :

3

6

4

1

5

2

7

Si CO2 augmente : log baisse et pH baisse  acidose respiratoire

Si HCO3- augmente : log augmente et pH augmente  alcalose 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).


Le diagramme de davenport3

Le diagramme de Davenport

  • 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

3

6

 : 24 mmol/LQu’a-t-il ?

4

1

5

2

7


Le diagramme de davenport4

Le diagramme de Davenport

3

6

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).

4

1

5

2

7


Le diagramme de davenport5

Le diagramme de Davenport

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 !

3

6

4

1

5

2

7

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 davenport6

Le diagramme de Davenport


Correction des exercices

Correction des exercices

Générateur de corrections…


Ph et quilibre acido basique

pH = 3,758


Ph et quilibre acido basique

  • 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


Ph et quilibre acido basique

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 et quilibre acido basique

Autoprotolyse bien négligeable

car pH > 8

pH = 12


Ph et quilibre acido basique

Hihhhiiiihiiii ! Trop drôleuhkoi ! (Non…?!)


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