Réaction chimique par échange de proton

ACTIVITES

A1 Mesures de pH de solutions aqueuses.

A11 Solutions d'acides.

A11a Solutions d'acide éthanoïque.

1. Que peut-on dire de l'effet de l'ajout d'acide dans l'eau distillée ?

2. Une réaction chimique a-t-elle lieu ? Pourquoi ?

3. Calculer les concentrations en ions oxonium dans les deux solutions.

4. Quels sont les réactifs et les produits ? Ecrire la réaction chimique.

A11b La réaction précédente est-elle totale ?

1. Compléter le tableau d'avancement de la réaction précédente.

Réaction :
Avct	x = 0		solvant
	x		solvant
	x = xf		solvant

Info : x_max est l'avancement obtenu si la réaction était totale. x_f est l'avancement obtenu en fin d'expérimentation.

2. Déterminer l'avancement x_max, avancement maximal.

3. Calculer la valeur de la concentration finale en ions oxonium [H₃O⁺]_f.

4. En déduire la valeur de x_f.

5. Comparer x_f et x_max. Conclure.

6. Calculer le taux d'avancement .

7. Proposer une explication de la notation 

A11c Solution aqueuse d'acide chlorhydrique.

On dispose d'une solution S₂ d'acide chlorhydrique de concentration en soluté apporté c₂ = 1,0.10^-2 mol/L et de volume V₂ = 100 mL.

1. Compléter le tableau d'avancement de la réaction précédente.

Réaction :
Avct	x = 0		solvant
	x		solvant
	x = xf		solvant

Info : x_max est l'avancement obtenu si la réaction était totale. x_f est l'avancement obtenu en fin d'expérimentation.

2. Déterminer l'avancement x_max, avancement maximal.

3. Calculer la valeur de la concentration finale en ions oxonium [H₃O⁺]_f.

4. En déduire la valeur de x_f.

5. Comparer x_f et x_max. Conclure.

6. Calculer le taux d'avancement .

7. Proposer une explication de la notation 

A11d Acide chlorydrique et d'acide éthanoïque, quelle différence ?

1. Comparer les concentrations des deux solutions étudiées précédemment.

2. Comparer les valeurs de pH.

3. Comparer le caractère total des deux acides.

4. Comment repère-t-on le caractère total d'une réaction sur sa notation ?

A12 Notion d'équilibre : sens d'évolution d'un système chimique.

1a. Comment évolue le pH dans le bécher 1 ? Comment évolue la concentration en ions H₃O⁺ ?

1b. Dans quel sens évolue le système ?

2a. Comment évolue le pH dans le bécher 2 ? Comment évolue la concentration en ions H₃O⁺ ?

2b. Dans quel sens évolue le système ?

3. Conclure quant au sens d'évolution chimique lors de l'ajout d'un réactif, ou d'un produit.

A13 Réaction Acide Fort / Base Forte.

1. Comparer les valeurs finales atteintes par les deux mélanges réactionnels.

2. Le système chimique absorbe-t-il, ou libère-t-il de l'énergie ? Comment qualifier ce type de réaction ?

3. Quelle est l'influence de la concentration des solutions initiales sur l'évolution de la température ?

4. Calculer l'énergie thermique E_th libérée par la première réaction.

5. Calculer les quantités d'acide et de base utilisées dans cette réaction.

6. Calculer la valeur x_max de l'avancement de ces deux réactions.

7. Quelle serait l'énergie libérée si l'avancement était de 1 mole ?

8. La valeur de référence est tabulée à E_th = 57 kJ.mol^-1. Evaluer l'incertitude relative relative à la valeur déterminée par l'expérience.

NB :  On considère que la perte d'énergie du bécher vers le milieu extérieur est négligeable.

         On rappelle que la variation d'énergie d'un système de la température θ _i  vers la température θ _f est

         donnée par la relation : Q = m.c(θ _f – θ _i ).

         Le mélange est considéré comme de l'eau de capacité thermique c = 4,18 J.g^-1.K^-1.

A2 Déterminer le pK_a par conductimétrie.

A21 Réaction de l'acide avec l'eau, concentrations des différentes espèces.

A21a. On considère de l'acide éthanoïque de concentration molaire c. Compléter le tableau ci-dessous.

Réaction :
Avct	x = 0	n0 = c.V	solvant
	x		solvant
	x = xf		solvant

A21b. Exprimer les concentrations des espèces en fonction de l'avancement x.

A21b. Exprimer les concentrations des espèces en fonction de c et [H₃O⁺].

A21c. Exprimer le quotient  en fonction de c et [H₃O⁺].

A22 Conductivité d'une solution et détermination de [H₃O⁺] par conductimétrie.

· Une solution contenant des ions Xi conduit le courant électrique. · Les molécules étant électriquement neutres ne conduisent pas le courant. · La conductivité σ? d'une solution est exprimée en Siemens (S). · Elle est égale à la somme des conductivités de chaque ion présent dans la solution. · La conductivité de chaque ion est proportionnelle à sa concentration.   Les termes λi sont les conductivités molaires ioniques des différents ions.

Attention : En conductimétrie, l'unité de longueur est le mètre. Par conséquent, pour l'homogénéité des unités, il faut que les volumes soient exprimés en mètre cube.

A22a. Exprimer la conductivité σ de la solution d'acide éthanoïque décrite précédemment.

A22b. En déduire l'expression de [H₃O⁺] en fonction de σ, et .

A23 Mesures.

Le conductimètre indique des mS.cm-1

Pour l'acide acétique :

Pour l'acide formique :

A23a. Que peut-on dire du quotient K_A (ou du K_A) d'un acide lorsqu'on modifie sa concentration ?

A23b. Des deux acides, quel est le plus faible ? Justifier.

A23c. Comparer avec les valeurs théoriques de pK_A : pK_a(CH₃COOH/CH₃COO^-) = 4,75  et pK_a(HCOOH/HCOO^-) = 3,75

A3 Intérêt du contrôle du pH dans un milieu biologique.

Les liquides biologiques sont des solutions aqueuses dans lesquelles se produisent de nombreuses réactions chimiques. La plupart d'entre elles nécessite, entre autre, que le pH soit maintenu constant.

Comment le pH d'un milieu biologique est-il stabilisé ? Quelles peuvent être les conséquences d'une variation trop importante de sa valeur ?

· Des ions oxonium [H3O+] dans l'organisme. "Il existe , dans l'organisme, un très important recyclage des protons, libérés par certaines réactions, utilisés par d'autres, et la concentration de H3O+ reste à peu près constante dans les conditions physiologiques. Dans ce «cycle des protons», il faut distinguer : D'une part, les voies métaboliques qui aboutissent, dans les conditions physiologiques,   à un état stationnaire sans production apparente de protons : c'est le cas par exemple du métabolisme glucidique …. ; d'autre part, le catabolisme de certains aliments qui conduit à la libération de protons. De nombreux autres facteurs tendent à perturber l'équilibre acido-basique des fluides extra et intracellulaires, ainsi :   la production de liquides digestifs acides (estomac) ou alcalins (intestins). la libération métabolique d'une quantité importante de CO2 qui doit être éliminée par les poumons.     Extrait de, J-C Chotard, J-C Depezay et J-P Leroux, chimie fondamentale. Etudes biologiques et médicales. Hermann, 1998 · pH des liquides biologiques. l'organisme est constitué de différents liquides, solutions aqueuses de compositions différentes dont le pH est étroitement régulé : le pH du liquide intracellulaire est voisin de 7,0 ; le pH du sang veineux et du liquide interstitiel sont voisins de 7,35 ; le pH du sang artériel varie entre 7,35 et 7,45.   Si le pH du sang artériel n'est pas compris entre ce deux valeurs, le fonctionnement des cellules de l'organisme est perturbé. On parle d'acidose quand le pH est supérieur à 7,35 et d'alcalose quand il est supérieur à 7,45. La régulation de la concentration sanguine des ions H3O+ est réalisée par : les systèmes tampons chimiques du sang qui compensent les   variations dès les premières secondes ; les poumons, par adaptation de la fréquence et de l'amplitude respiratoire qui compensent en quelques minutes ; le rein, régulateur très puissant, qui agit plus lentement (de plusieurs heures à plusieurs jours).   étendue de variation du pH compatible avec la vie

· Le tampon phosphate. Le système «tampon phosphate» est formé par le couple acide/base ion dihydrogénophosphate/ion hydrogénophosphate  . C'est un système tampon très efficace mais sa concentration dans le liquide extracellulaire est trop faible pour qu'il puisse y jouer un rôle important.   Par contre, les ions et  sont très abondants dans les cellules. Ce système rampon est donc l'un des principaux systèmes tampons du liquide intracellulaire. Sa réaction avec le couple  est traduite par la réaction d'équation :

· Le tampon bicarbonate. Le principal système tampon des liquides extracellulaires, et donc du plasma humain est le «tampon bicarbonate» formé par le couple acide/base dioxyde de carbone dissous / ion hydrogénocarbonate : . C'est un système tampon très efficace car chacune des espèces étant très abondante dans le liquide extracellulaire, sa réaction en cas de variation de pH est très rapide. Par ailleurs, la concentration de chacune des deux espèces est elle-même régulée par le rein pour l'ion   et par les poumons pour .   Ce système tampon participe à une réaction acido-basique avec le couple  selon la réaction d'équation : . La valeur du pH d'une solution contenant ce système tampon est donnée par : avec pKA = 6,1 à 37°C. Ainsi, pour que le pH du sang soit maintenu constant, le rapport  ne doit quasiment pas varier.

A31. Quelle est la différence entre métabolisme et catabolisme ? pourquoi parle-t-on de métabolisme du glucose ?

A32. Rechercher les noms des différents liquides (sucs) produits au cours de la digestion ainsi que leur caractère acide ou basique.

A33. Qu'est-ce qu'une «solution tampon» ?

A34. Pourquoi les liquides des organismes vivants doivent-ils contenir des systèmes chimiques «tampons» ?

A35. La dissolution de dioxyde de carbone dans une solution  aqueuse provoque une acidification de la solution. Justifier alors que le pH du sang veineux est inférieur à celui du sang artériel.

A36a. Pour un pH sanguin égal à 7,4 à 37°C, calculer la valeur du rapport

A36b. Quelle espèce chimique du  « tampon bicarbonate» prédomine alors dans le sang ?

A37. Pour le « tampon phosphate», le pK_A du couple à 37°C est égal à 6,9.

A76a. Par analogie avec l'expression du pH donnée dans le texte pour le « tampon bicarbonate», déterminer l'expression du pH contenant les ions et à 37°C.

A37b. Dans un liquide intracellulaire, on suppose que les concentrations initiales en ions dihydrogénophosphates  et en ions hydrogénophosphates sont telles que :

[H₂PO₄^-]_i = [HPO₄^2-]_i = 80 mmol/L

Quel est le pH initial de la solution ?

A37c. Une réaction enzymatique fournit 20 mmol/L d'ions oxonium H₃O⁺ . Ces ions réagissent totalement avec l'ion hydrogénophosphate HPO₄^2- . Calculer le pH final après la réaction. Justifier alors l'appellation « tampon phosphate».

A38a. Quelle espèce ionique est majoritairement présente dans l'eau de Vichy ?

A38b. L'équation de la réaction entre l'acide urique et l'ion hydrogénocarbonate est :

Comment la consommation d'eau de Vichy peut-elle aider à la dissolution d'un calcul d'acide urique ?

COURS

C1 Définition du pH.

C11 pH et acidité.

L'ion H₃O⁺ provient de la protonation des molécules d'eau. Les protons H⁺ ne peuvent rester seuls dans un milieu aqueux. Ils se lient par liaison hydrogène aux doublets non liants de l'oxygène de la molécule d'eau.

A 25°C, le pH d'une solution aqueuse est compris entre 0 et 14.

Plus une solution contient d'ions H₃O⁺, plus son pH est faible et plus elle est acide.

C12 Mesure du pH.

C2 Equilibre acido-basique.

C21 Produit ionique de l'eau.

La molécule d'eau est polarisée à cause de l'importante différence d'électronégativité entre les atomes d'hydrogène et de l'atome d'oxygène.

Il se forme donc des liaisons hydrogène entre l'atome d'oxygèned'une molécule avec l'atome d'hydrogène d'une autre molécule.

Cet équilibre se traduit par :

On parle d'autoprotolyse de l'eau.

On appelle produit ionique de l'eau, noté K_e la grandeur sans dimension :

K_e = [H₃O⁺]x[HO^-]  à 25°C

C22 Acides et bases : définitions.

En 1923, le chimiste danois Joannes Brönsted (1879 – 1947) propose une interprétation des réactions qui se produisent entre les acides et les base, ou réactions acido-basiques :   Un acide est une entité chimique susceptible de céder un ou plusieurs ions hydrogène H+ (proton).   Une base est une entité chimique susceptible de capter un ou plusieurs protons.   Une réaction acido-basique résulte du transfert d'un ion hydrogène H+ d'un acide vers une base.

C23 Couple Acide/Base.

De manière générique, on symbolise un acide par la notation AH, qui va céder un proton H⁺ et former sa base conjuguée notée A^-.

Ces deux espèces forment le couple acide/base noté AH /A^-.

La demi-équation reliant l'acide et la base d'un même couple est une demi-équation acido-basique :

NB1 : Dans cette notation, la double flèche indique qu'elle se produit dans les deux sens, simultanément, et que

          par conséquent, elle n'est pas totale.

NB2 : Certaines espèces peuvent se comporter en acide ou en base. Ce sont des ampholytes qui appartiennent

          donc à plusieurs couples acide/base.

C24 Réaction acido-basique.

C25 Notion d'équilibre chimique.

NB : Dans ce cas, le réactif limitant ne disparaît pas totalement à l'état final.

         L'avancement maximal x_max n'est pas atteint.

         L'avancement final x_f observé est forcément inférieur à l'avancement maximal.

C26 Acides forts, bases fortes.

Ce sont des entités dont la réaction avec l'eau est totale.

Acide Fort   0 n0 excès 0 0 x n0 - x excès x x xmax 0 excès n0 = xmax n0 = xmax   Dans ce cas, pH = -log c

Base Forte   0 n0 excès 0 0 x n0 - x excès x x xmax 0 excès n0 = xmax n0 = xmax   Dans ce cas, pH = - log(Ke/c)

C27 Réaction Acide Fort/Base Forte.

· Les acides et les bases sont corrosifs. · Le contact avec la peau ou l'œil peut provoquer de graves brûlures. · D'autre part, leur réaction avec l'eau entraine une élévation de la température. · Si de l'eau est versée dans un acide fort ou une base forte, il y a risque de projection. · Le port des lunettes, de la blouse et des gants est obligatoire lors de leur manipulation.

Réaction :

Dans une réaction d'acide fort, ce dernier réagit totalement pour donner des ions H₃O⁺.

Dans une réaction de base forte, cette dernière réagit totalement pour donner des ions HO^- .

La réaction entre un acide fort et une base forte est quasi-totale et se rapporte donc à :

C28 Acides faibles.

Un acide AH est dit faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale et conduit à un équilibre.

Réaction :
Avct	x = 0	n0	solvant	0	0
	x	n0 -x	solvant	x	x
	x = xf	n0 -xf	solvant	xf	xf

NB : La réaction n'étant pas totale, on a x_f < n₀ et donc :  soit : pH > -log c.

C29 Base faibles.

Une base B est dite faible si sa réaction avec l'eau n'est pas totale et conduit à un équilibre.

Réaction :
Avct	x = 0	n0	solvant	0	0
	x	n0 -x	solvant	x	x
	x = xf	n0 -xf	solvant	xf	xf

NB : La réaction n'étant pas totale, on a x_f < n₀ et donc :

 soit :

soit : .

C3 Comprendre : pH et équilibre chimique du vivant.

C31 Définition du pK_a.

• L'état d'équilibre où les concentrations de l'acide et de la base conjuguée n'évoluent plus se traduit par une constante, propre à chaque couple acide/base qui ne dépend plus que de la température.

• Plus le pKa d'un couple est grand (ou plus la constante d'acidité Ka est faible), moins l'acide se dissocie dans l'eau (plus il est faible).

• En général, une modification de la concentration d'une espèce au sein d'un système chimique à l'équilibre provoque une évolution de ce système qui tend à s'opposer à cette modification.

• Quelques valeurs de pKa.( Les pKa varient de 0 à 14).

• Diagramme de prédominance :

C32 pH et milieux biologiques.

C32a Les acides α-aminés.

Ce sont des molécules organiques qui comportent un groupe carboxyle et un groupe amine sur le même carbone (dit alpha). Ils jouent un rôle important dans le vivant, car ils s'assemblent pour former des macromolécules : les protéines.   Leur groupe carboxyle leur donne la propriété d'un acide, et le groupe amine, celui d'une base. De ce fait, ils existent sous trois formes : AH2+ , AH+ - et A-.

Ces molécules constituent deux couples acide/base AH₂⁺ / AH^{+ -} de pK_a1 et AH^{+ -} / A^- de pK_a2.

Le diagramme de prédominance comporte alors trois zones :

C32b Effet tampon.

Une solution tampon est une solution dont le pH varie très peu lorsque l'on ajoute des quantités modérées d'acide et / ou de base, ou par dilution modérée.

Dans les processus biochimiques des organismes vivants sont extrêmement sensibles aux variations de pH : l'activité enzymatique dépend du pH et les cellules peuvent subir des dommages irréversibles lorsqu'il sort de certaines limites. Le Ph des milieux biologiques comme le sang est régulé par un ensemble de solutions tampons qui minimisent les variations de pH.