Sais-tu ce qu'est l'équilibre acido-basique ? Suppose que tu nettoies les comptoirs de la cuisine. Tu utilises probablement des produits de nettoyage pour garder ta maison propre ! Ces produits de nettoyage quotidiens contiennent des acides et des bases faibles. Nous allons étudier comment les acides faibles et les bases réagissent en équilibre.
- Ce résumé de cours est consacré aux équilibres acido-basiques.
- Tout d'abord, nous allons définir l'acide et la base.
- Ensuite, nous examinerons l'ionisation des acides et des bases faibles et comment mesurer le pH.
- Puis, nous étudierons homéostasie et le déséquilibre acido-basique comme l'acidose et l'alcalose.
- Enfin, nous explorerons l'acidité dans le corps et comment alcaliniser le corps rapidement.
Qu'est-ce qu'un acide et une base ?
Il existe de nombreuses définitions différentes des acides et des bases, selon la question que l'on se pose. Prenons l'exemple des acides.
- Le physicien suédois devenu chimiste Svanthe Arrhenius a défini pour la première fois un acide en \( 1884 \) comme une substance qui se dissocie en ions hydrogène en solution.
- En \( 1923 \) , deux scientifiques, Johannes Nicolaus Brønsted et Thomas Martin Lowry, sont parvenus indépendamment à une théorie différente des acides et des bases. Selon eux, un acide est un donneur de protons.
- Toujours en \( 1923 \) , Gilbert N. Lewis a défini un acide comme un accepteur de paires d'électrons.
Dans ce résumé de cours, nous nous intéressons à la deuxième définition, celle proposée par Brønsted et Lowry.
Un acide est un donneur de protons.
Les acides monoprotiques donnent un seul proton par molécule d'acide dans une solution, tandis que les acides diprotiques en donnent deux.
Le mot "acide" vient du terme latin "acidus", qui signifie "aigre". Les acides font virer au rouge le papier tournesol bleu humide. En revanche, les bases font virer le papier tournesol au bleu rouge et ont une texture savonneuse.
Une base est un accepteur de protons.
Les acides et les bases se dissocient en solution. Cela signifie qu'ils se divisent en ions. Par exemple, les acides se séparent toujours en protons et en un ion négatif, tandis que les bases se dissocient en ions hydroxyde et en un ion positif.
$$ HA_{(aq)} \rightarrow H^{+}_{(aq)} + A^{-}_{(aq)} $$
$$ B_{(aq)} +H_2O_{(l)} \rightarrow BH^{+}_{(aq)} + OH^{-}_{(aq)} $$
Ionisation des acides et des bases faibles
Avant d'aborder les spécificités de l'équilibre acide-base faible, examinons ce qui fait qu'un acide ou une base est faible et l'équilibre dans les réactions acide-base faible.
Acides faibles
Les acides faibles sont des acides qui ne s'ionisent que partiellement dans une solution aqueuse.
Bases faibles
Les bases faibles sont des bases qui ne s'ionisent que partiellement dans une solution aqueuse.
Cela diffère des acides et des bases fortes, qui s'ionisent complètement dans les solutions aqueuses !
Une métaphore pertinente pour visualiser cette ionisation complète ou partielle peut être trouvée dans le contexte des amitiés !
- Si tu as une forte amitié avec quelqu'un, tu peux lui accorder la plus grande partie de ta confiance et accepter de nombreux cadeaux de sa part. En revanche, si tu as une relation plus faible avec quelqu'un, il se peut que tu lui refuses la plupart de ta confiance et que tu sois lent à accepter des cadeaux.
- De la même manière, un acide fort donne tous ses protons \( H^{+} \) et une base forte accepte facilement tous les protons \( H^{+} \) . En revanche, un acide faible ne donne que certains de ses protons \( H^{+} \) et une base faible n'accepte que certains protons \( H^{+} \) .
Si les acides et les bases faibles ne sont pas liés par une amitié, ils entretiennent en revanche des "relations" chimiques, donnant partiellement des protons \( H^{+} \) ou acceptant des protons \( H^{+} \) , respectivement !
Équilibres acido-basiques faibles
Étant donné que les acides et les bases faibles ne s'ionisent pas complètement lorsqu'ils réagissent avec l'eau, la solution résultante est un mélange d'ions. Prenons un exemple de base faible pour conceptualiser ce phénomène.
Lorsque l'ammoniac réagit avec l'eau, nous obtenons l'équation chimique suivante :
$$ NH_{3(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons NH_{4(aq)}^{+} + OH_{(aq)}^{-} $$
Dans la solution aqueuse, on aura :
- La base : \( NH_3 \) ;
- L'ion hydroxyde : \( OH^{-} \) ;
- L'acide conjugué : \( NH_{4}^{+} \) .
Comme la réaction n'est pas complète à \( 100 \% \) , il reste les ions et les espèces de base unifiées, qui créent un équilibre dynamique ! Cela signifie que les molécules d'ammoniac acceptent les ions hydrogène des molécules d'eau et forment des ions hydroxyde et des ions ammonium au même rythme que les ions hydroxyde donnent des ions hydrogène aux ions ammonium pour reformer les molécules d'ammoniac et les molécules d'eau !
Si les acides et les bases faibles ne sont pas ionisants à \( 100 \% \) , comment savoir à quel pourcentage ils le sont ? C'est là que les équations et les constantes d'équilibre entrent en jeu !
Équation d'équilibre d'un acide faible
Examinons l'équation générale d'équilibre d'un acide faible et sa constante ! Dans une réaction acide faible, les molécules d'acide aqueux, \( HA _{(aq)} \) , réagissent avec l'eau liquide en donnant des ions \( H^{+} \) à l'eau. Cette réaction forme des ions hydronium aqueux \( H_3O_{(aq)}^{+} \) et des anions aqueux, \( A_{(aq)}^{-} \) .
L'équation générique suivante peut représenter la réaction d'un acide faible :
$$ HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O_{(aq)}^{+} + A_{(aq)}^{-} $$
Où :
\( HA \) = espèce acide.
\( A^{-} \) = base conjuguée de l'acide.
Sur la base de cette équation générique, nous pouvons construire l'expression de la constante d'équilibre, appelée constante d'ionisation de l'acide, \( K_a \) .
La constante d'ionisation de l'acide, \( K_a \) , représente la force relative d'un acide. La force d'un acide est déterminée par son degré de dissociation dans une solution aqueuse.
$$ K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{HA} $$
Cette expression de la constante d'ionisation de l'acide nous révèle deux choses complémentaires sur la relation entre \( K_a \) et la force d'un acide.
- Plus les molécules d'acide \( HA \) se dissocient → plus la valeur \( K_a \) est élevée → plus l'acide est fort → plus le \( pH \) est faible.
- Moins les molécules d'acide \( HA \) se dissocient → plus la valeur \( K_a \) est faible → plus l'acide est faible → plus le \( pH \) est élevé.
Remarque que dans notre cas, les termes "ionisation" et "dissociation" sont souvent utilisés de manière interchangeable. Mais soyons précis :
- L'ionisation est le processus spécifique impliquant la formation d'ions ;
- La dissociation est un terme plus général qui implique la séparation d'une substance en molécules, ions ou atomes plus petits.
Voyons si tu as bien compris ces équations jusqu'à présent !
Écris l'équation et l'expression de l'équilibre pour la réaction de l'acide nitreux \( (HNO_2) \) .
La réponse est donnée ci-dessous, mais essaie de le faire par toi-même avant d'y faire référence !
Nous savons que l'équation générique est : \( HA_(aq) + H_2O_(l) ⇌ H_3O_{(aq)}^{+} + A_{(aq)}^{-} \) .
Donc, en ajoutant l'acide nitreux à cette équation, nous devrions obtenir : \( HNO_{2(aq)} + H_2O_{(l)} ⇌ H_3O_{(aq)}^{+} + NO_{2(aq)}^{-} \).
Remarque que nous utiliserons les deux symboles suivants pour représenter les ions hydronium : \( H^{+} \) et \( H_3O^{+} \) .
Une fois que nous avons l'équation correcte, nous pouvons l'introduire dans l'expression de l'équilibre de \( K_{a} \) .
$$ K_a = \frac{[H_3O^+][NO_{2}^{-}]}{[HNO_2]} $$
Équation d'équilibre de la base faible
Examinons maintenant l'équation d'équilibre de la base faible et la constante d'ionisation. Dans une réaction de base faible, les molécules aqueuses de base, \( B_(aq) \) , réagissent avec l'eau liquide en acceptant les ions \( H^+ \) de l'eau. Cela forme des ions hydroxyde aqueux, \( OH^- \) , et un acide conjugué, \( BH_{(aq)}^{+} \) .
L'équation générique suivante peut représenter cette réaction de base faible :
\( B_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons BH_{(aq)}^{+} + OH_{(aq)}^{-} \)
Où :
\( B \) = espèce basique.
\( BH^+ \) = acide conjugué de la base.
La constante d'équilibre des bases faibles est appelée constante de dissociation des bases, \( K_b \) .
La constante de dissociation des bases, \( K_b \) , fait référence à la force relative des bases, définie comme la mesure dans laquelle la base se dissocie dans une solution aqueuse.
La \( K_b \) d'une base faible est exprimée par l'équation :
$$ K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]} $$
Comme pour le \( K_a \) , cela nous montre que plus la base est ionisée \( (BH^+) \) \( \Rightarrow \) plus le \( K_b \) est élevé \( \Rightarrow \) plus la base est forte !
| Acides faibles | Bases faibles |
Acide acétique \( (CH_3COOH) \) . | Hydroxyde d'ammonium \( (NH_4OH) \) |
| Acide formique \( (HCOOH) \) . | Aniline \( (C_6H_5NH_2) \) |
| Acide cyanhydrique \( (HCN) \) . | Ammoniac \( (NH_3) \) |
Exemples d'acides et de bases faibles.
Comment mesurer le pH ?
Si tu effectues une réaction acide-base telle qu'une neutralisation, que nous étudierons plus loin, tu voudras peut-être connaître le \( pH \) d'une solution à intervalles réguliers. Calculer le \( pH \) à chaque fois pourrait s'avérer un peu laborieux. Heureusement, nous disposons de plusieurs méthodes pour déterminer le \( pH \) instantanément.
- Les indicateurs sont des substances qui présentent un changement distinct observable lorsque les conditions dans lesquelles elles se trouvent changent. Il s'agit le plus souvent d'un changement de couleur. L'indicateur universel est un mélange de différents indicateurs qui couvrent tout le spectre des couleurs selon qu'une substance est acide ou alcaline.
- Les \( pH-mètres \) sont des instruments numériques qui mesurent avec précision le \( pH \) d'une solution. Pour ce faire, ils mesurent les différences d'activité électrique.
Fig. 1- L'échelle de pH.
Qu'est-ce que l'homéostasie ?
Pour terminer, explorons les fluides, les électrolytes et l'équilibre acido-basique de l'homéostasie. Bien que ce sujet soit plus important en biologie et que tu ne le rencontreras probablement pas dans ton examen de chimie, c'est un sujet très important !
Le corps d'un adulte moyen contient en moyenne \( 40 \) litres de fluides corporels. Le liquide intracellulaire est le liquide qui se trouve à l'intérieur des cellules du corps et se compose principalement d'eau et d'électrolytes tels que le potassium \( (K^+) \) , le magnésium \( (Mg^2+) \) et le \( HPO_{4}^{2-} \) . Le liquide extracellulaire se trouve à l'extérieur des cellules du corps et contient des électrolytes tels que \( Na^+ \) , \( Cl^- \) , \( HCO_{3}^{-} \) et \( Ca^{2+} \) .
Les électrolytes sont essentiellement des substances chimiques qui, lorsqu'elles sont dissoutes dans l'eau, libèrent des cations et des anions.
L'une des nombreuses fonctions des électrolytes est de contribuer au maintien de l'équilibre acido-basique dans l'homéostasie. Dans ce cas, les acides sont considérés comme des électrolytes qui libèrent des ions \( H^{+} \) dans l'eau, tandis que les bases sont des électrolytes qui libèrent des ions \( OH^{-} \) dans l'eau.
L'homéostasie est la tendance de notre corps à revenir à un état stable après un changement environnemental. La capacité de l'organisme à maintenir l'homéostasie est essentielle à la vie. Par exemple, si le \( pH \) du sang change et que l'organisme n'est pas en mesure de le ramener à son niveau normal, cela peut avoir des conséquences fatales !
Si tu comprends les concepts abordés dans ce résumé de cours, tu auras des bases très solides qui t'aideront lors de tes examens de chimie !
Déséquilibre acido-basique
Une propriété importante du sang est son degré d'acidité ou d'alcalinité. L'acidité ou l'alcalinité de toute solution, y compris le sang, est indiquée sur l'échelle du \( pH \) . Le sang est normalement légèrement basique, avec un \( pH \) normal compris entre \( 7,35 \) et \( 7,45 \) . En général, l'organisme maintient le \( pH \) du sang à un niveau proche de \( 7,40 \) .
L'acidité du sang augmente lorsque :
- le taux de composés acides dans l'organisme augmente (en raison d'une augmentation de l'apport ou de la production, ou d'une diminution de l'élimination) ;
- le taux de composés basiques (alcalins) dans l'organisme diminue (en raison d'une baisse de l'apport ou de la production, ou d'une augmentation de l'élimination).
L'alcalinité du sang augmente lorsque le niveau d'acide dans le corps diminue ou lorsque le niveau de base augmente.
L'équilibre du corps entre l'acidité et l'alcalinité est appelé équilibre acido-basique.
L'équilibre acido-basique du sang est contrôlé avec précision, car un écart, même minime, par rapport à la normale peut affecter gravement de nombreux organes. L'organisme utilise différents mécanismes pour contrôler l'équilibre acido-basique du sang. Ces mécanismes impliquent les organes suivants :
- Les poumons ;
- Les reins ;
- Les systèmes tampons.
Il existe deux anomalies de l'équilibre acido-basique :
- Acidose : Le sang contient trop d'acides (ou pas assez de bases), ce qui entraîne une diminution du \( pH \) sanguin ;
- Alcalose : Le sang contient trop de bases (ou trop peu d'acides), ce qui entraîne une augmentation du \( pH \) sanguin.
L'acidose et l'alcalose ne sont pas des maladies, mais plutôt le résultat d'une grande variété de troubles. La présence d'une acidose ou d'une alcalose constitue pour les médecins un indice important de l'existence d'un problème grave.
Acidité dans le corps : Acidose
L'acidose survient lorsque les fluides corporels contiennent trop d'acide. Cela se traduit par une diminution du \( pH \) sanguin, les chiffres les plus bas représentants les substances les plus acides. On considère que le sang est anormalement acide (riche en acide) lorsque son \( pH \) est inférieur à \( 7,35 \) .
Une acidose légère peut être présente sans provoquer de symptômes. Dans certains cas, notamment chez les personnes très malades, elle peut s'aggraver si elle n'est pas diagnostiquée et traitée. L'acidose peut parfois entraîner des effets physiques graves, tels que :
- Hyperventilation (respiration anormalement rapide ou profonde) ;
- Une altération de la fonction cardiaque ;
- L'hypotension artérielle ;
- Le coma.
Comment alcaliniser le corps rapidement ?
Notre corps vise à maintenir un niveau de \( pH \) stable en équilibrant les éléments acides et basiques présents dans nos systèmes. Toutefois, un \( pH \) trop acide peut entraîner des pensées indésirables et d'autres problèmes de santé. Donc pour augmenter le \( pH \) de ton corps tu dois :
- Consommer les antiacides ;
- Rester hydrater ;
- Suivre un régime alcalin ;
- Contrôler les conditions sous-jacentes comme le diabète, les troubles rénaux, le cancer et les troubles hépatiques, etc.
C'est donc le contrôle des problèmes sous-jacents qui déterminera la manière d'augmenter le \( pH \) et de prévenir l'acidose. Discute avec ton médecin de la meilleure façon de gérer ton état de santé.
Équilibre acido-basique - Points clés
- Selon Brønsted et Lowry un acide est un donneur de protons et la base est un accepteur de protons.
- Les acides et les bases faibles ne s'ionisent que partiellement.
- La quantité d'ionisation est déterminée par les constantes de dissociation.
- Les indicateurs colorés et les \( pH \) mètres sont utilisés pour mesurer le \( pH \) .
- Les électrolytes libèrent des cations et des anions en solution aqueuse.
- L'homéostasie est la tendance de notre corps à revenir à un état stable après un changement environnemental.
- L'acidose et l'alcalose sont deux anomalies qui indiquent le déséquilibre acido-basique de l'organisme.
- L'acidose est l'augmentation d'acidité dans le corps et l'alcalose, c'est l'augmentation d'alcalinité.
- Pour alcaliniser le corps rapidement les antiacides et l'hydratation sont souvent utilisées.
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