Acide-base

En clair. pH, couples, titrages.

Ce qu'on te demande au bac STL : maîtriser le vocabulaire de « Acide-base », savoir refaire les calculs ou raisonnements du cours et les appliquer à un cas concret.

Conseil de révision. Relis d'abord l'encadré, puis fais le quiz : si tu bloques, reprends la partie correspondante du cours.

Le couple acide-base selon Brønsted

Un acide est une espèce capable de céder un proton $H^+$ ; une base est une espèce capable d'en capter un. À chaque acide correspond une base conjuguée, selon le demi-équation :

$AH \rightleftharpoons A^- + H^+$

On note le couple $AH/A^-$. Exemples : $CH_3COOH/CH_3COO^-$, $NH_4^+/NH_3$, $H_2CO_3/HCO_3^-$.

Définitions clés :

• Amphotère (ampholyte) : espèce à la fois acide et base (l'eau, $HCO_3^-$, les acides aminés).
• Acide fort : totalement dissocié dans l'eau ($HCl$, $HNO_3$). Acide faible : dissociation partielle, équilibre.
• Zwitterion : forme d'un acide aminé portant simultanément une charge + et une charge −, majoritaire au pH isoélectrique $pH_i$.

pH, produit ionique et constantes

$pH = -\log[H_3O^+] \qquad [H_3O^+] = 10^{-pH}$

Autoprotolyse de l'eau à 25 °C : $K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}$, donc $pH + pOH = 14$.

Pour un acide faible, la constante d'acidité vaut :

$K_A = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]} \qquad pK_A = -\log K_A$

Relation d'Henderson-Hasselbalch, outil central du chapitre :

$pH = pK_A + \log\frac{[A^-]}{[AH]}$

Conséquences immédiates : si $pH = pK_A$, les deux formes sont équimolaires ; si $pH < pK_A$, la forme acide domine ; si $pH > pK_A$, la forme basique domine.

Calculs types à savoir refaire

1. pH d'un acide fort. Solution de $HCl$ à $c = 2{,}0 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ :

$pH = -\log(2{,}0 \times 10^{-3}) \approx 2{,}7$

2. pH d'une solution tampon. Mélange de 0,10 mol d'acide acétique et 0,050 mol d'acétate de sodium dans 1 L ($pK_A = 4{,}8$) :

$pH = 4{,}8 + \log\frac{0{,}050}{0{,}10} = 4{,}8 - 0{,}30 = 4{,}5$

3. Rapport des formes à pH physiologique. Pour le couple $H_2CO_3/HCO_3^-$ à $pH = 7{,}4$ :

$\log\frac{[HCO_3^-]}{[H_2CO_3]} = 7{,}4 - 6{,}1 = 1{,}3 \Rightarrow \frac{[HCO_3^-]}{[H_2CO_3]} \approx 20$

C'est bien la valeur mesurée dans le plasma : 24 mmol/L de bicarbonate pour environ 1,2 mmol/L d'acide carbonique dissous.

4. Dosage. À l'équivalence d'un titrage acide-base, $n_{\text{acide}} = n_{\text{base}}$, soit :

$c_A V_A = c_B V_{B,\text{éq}}$

Si 20,0 mL d'acide de concentration inconnue sont neutralisés par 16,4 mL de soude à $0{,}100\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ :

$c_A = \frac{0{,}100 \times 16{,}4}{20{,}0} = 8{,}2 \times 10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$

Solutions tampons au laboratoire

Une solution tampon résiste aux variations de pH lors d'un ajout modéré d'acide, de base ou d'une dilution. Elle contient un acide faible et sa base conjuguée en proportions voisines.

En biotechnologie, le tampon conditionne l'activité enzymatique : la pepsine gastrique travaille vers pH 2, la trypsine intestinale vers pH 8. Hors de sa zone optimale, l'enzyme se dénature (perte de conformation du site actif).

Régulation du pH sanguin

Le pH plasmatique est maintenu entre 7,35 et 7,45. Trois lignes de défense se relaient :

1. Tampons chimiques (bicarbonate, phosphates, protéines) : action immédiate.
2. Régulation respiratoire : l'hyperventilation élimine du $CO_2$, ce qui diminue $[H_2CO_3]$ et augmente le pH ; en quelques minutes.
3. Régulation rénale : réabsorption de $HCO_3^-$ et excrétion de $H^+$ sous forme de $NH_4^+$ ; en quelques heures à jours.

Un pH < 7,35 définit une acidose, un pH > 7,45 une alcalose ; chacune peut être d'origine métabolique ou respiratoire. Une acidocétose diabétique associe ainsi pH bas et bicarbonates effondrés.