TS - III.3 Etat d'équilibre d'un système Synthèse

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1 Réactions acido-basiques en solution aqueuse Sommaiire -I- Le ph Définition Mesure du ph II- Autoprotolyse de l eau ph de l eau pure Autoprotolyse de l eau Produit ionique de l eau (K e ) Définition Propriété et notation Echelle de ph III- Théorie de Brönsted des acides et des bases Définitions et exemples Les acides Les bases Notion de couple acide/base et de demi-équation acido-basique associée IV- Réaction acido-basique V- Constante d acidité K A et pk A VI- Systèmes chimiques en équilibre Transformation totale Equilibre chimique Taux d'avancement final Interprétation cinétique de l'équilibre chimique (échelle microscopique) VII- Comparaison du comportement des acides dans l'eau Forces relatives de deux acides Comparaison des ph des solutions de deux acides de forces différentes Comparaison des constantes d acidité VIII- Comparaison du comportement des bases dans l'eau Forces relatives de deux bases Comparaison des ph des solutions de deux bases de forces différentes Comparaison des constantes d acidité IX- Diagramme de prédominance et distribution des espèces acido-basiques Définition Relation donnant le ph d'une solution aqueuse contenant un acide A et sa base conjuguée B Domaine de prédominance Application aux indicateurs colorés Distribution des espèces acido-basiques X- Constante d équilibre associée à une réaction acido-basique Equation de la réaction Constante d équilibre associée Sens d évolution de la transformation XI- Importance du contrôle du ph Solutions tampons ph des milieux biologiques XII- Mélange d'un acide fort et d'une base forte j f Là où sont tes pensées, tu es. Veille à ce que tes pensées soient bien là où tu veux être. 1/9

2 Réactions acido-basiques en solution aqueuse Une transformation chimique n est pas toujours totale. L étude sera faite à partir des réactions acide-base mais les conclusions peuvent s appliquer à d autres types de réactions. -I- Le ph. 1. Définition. Les propriétés acides ou basiques d une solution dépendent de leur concentration en ions oxoniums H 3 O +. Pour connaître cette concentration, on mesure le ph. Pour des solutions aqueuses diluées : < [H 3 O + ] < 1 mol.l -1. Potentiel hydrogène: ph = - log[h 3 O + ] (sans unité) ou [H 3 O + ] = 10 -ph Cette relation est vraie pour des solutions comprises : mol.l -1 < [H 3 O + ] < 10-2 mol.l -1 Remarques : Søren Peder Lauritz Sørensen ( , chimiste danois) qui introduisit le concept du potentiel hydrogène (ph) en Echelle de ph : 0 < ph < 14 La tradition exige que l'on exprime [H 3 O + ] à l'aide de puissances de 10 entières. Ex : si ph=2,9, on écrit: [H 3 O + ] = 10-2,9 => [H 3 O + ] = 1, mol.l -1 ou [H 3 O + ] = 1, mol.l -1 Quand le ph augmente, [H 3 O + ] diminue (et inversement). Si x < 1 : log x < 0 => [H 3 O + ] < 1 mol.l -1 => ph > 0 Si x = 1 : log x = 0 => [H 3 O + ] = 1 mol.l -1 => ph = 0 Si x >1 : log x > 0 => [H 3 O + ] > 1 mol.l -1 => ph n est pas défini. 2. Mesure du ph. a) Indicateurs colorés : Substances dont la couleur dépend du ph. Exemple : Bleu de bromothymol (BBT) acide (ph < 7) : jaune neutre (ph =7) : vert basique (ph > 7) : bleu b) Papier ph : Papier imprégné d un mélange d indicateurs colorés. Il prend une teinte en fonction du ph. Il permet de repérer rapidement et approximativement le ph d une solution. c) PH-mètre : C'est un millivoltmètre relié à deux électrodes. L'une de ces électrodes est une électrode de référence et l'autre est une électrode de verre. Ces électrodes mettent en jeu deux couples redox tels que la différence de potentiel électrique entre ces deux électrodes est proportionnelle au ph. Certaines électrodes dites "combinées" rassemblent dans le même support les deux électrodes précédentes. Remarque : Les ph-mètres usuels donnent des résultats de mesure avec une, voire deux décimales. La deuxième décimale donne une précision, en général, illusoire (peu fiable). -II- Autoprotolyse de l eau. 1. ph de l eau pure. Le ph de l'eau pure à 25 C est de 7,0. Cette valeur est prise comme référence pour définir un milieu neutre du point de vue acido-basique (les milieux aqueux sont toujours neutres du point de vue électrique). Dans l'eau pure à 25 C on a donc: [H ] = 10 -ph => [H ] = 1, mol.l Autoprotolyse de l eau. L'autoprotolyse de l'eau est la réaction entre deux molécules d'eau: 2 H 2 O H 3 O + + HO - Cette réaction est très peu avancée ([H ] est très faible). Remarque : [H ] = [HO - ]. j f Là où sont tes pensées, tu es. Veille à ce que tes pensées soient bien là où tu veux être. 2/9

3 3. Produit ionique de l eau (K e ) Définition. Le produit ionique de l'eau, notée K e, est la constante d'équilibre associée à l'équation d'autoprotolyse de l'eau : K e =[H 3 O + ] [HO - ] K e s'exprime sans unité alors que les concentrations sont exprimées en mol.l -I Propriété et notation. La constante d'équilibre est indépendante de l'état initial (en particulier de la concentration initiale) et ne dépend que de la température. Donc, pour toute solution aqueuse à 25 C, on a: Ke=l, (Ke croît lorsque la température augmente). On note: pk e = -log Ke donc pke = 14 à 25 C 4. Echelle de ph. Le ph des solutions aqueuses usuelles s'étend de 0 à 14. La nature acide, basique ou neutre d'une solution dépend de son ph. Les différentes situations possibles sont résumées sur l'échelle de ph donnée ci-dessous : -III- Théorie de Brönsted des acides et des bases. Joannes Nicolaus Brønsted ( ), chimiste danois. Il est connu pour ses travaux sur la réaction chimique, et la formulation en 1923 de la Théorie de Bronsted- Lowry des acides qui étend la théorie d'arrhenius. La théorie de Brønsted est basée sur les équilibres existant entre les acides et les bases conjuguées. Toute solution d un acide ou d une bases contient les deux espèces conjuguées. Mais dans quelle proportion? Cela dépend de l aptitude de l acide à céder son proton et de celle d une base à le capter. Comment mesurer cette aptitude? C est le rôle de la constante d acidité. 1. Définitions et exemples Les acides. Un acide, au sens de Brönsted, est une espèce chimique susceptible de céder au moins un proton H +. AH = A - + H + L'écriture formelle précédente est appelée demi-équation acido-basique. Exemples: Les exemples suivants sont à connaître par coeur : Acide Nom Demi-équation HCl Chlorure d'hydrogène HCl Cl - + H + CH 3 COOH Acide éthanoïque ou Acide acétique CH 3 COOH CH 3 COO - + H + NH 4 + Ion ammonium NH 4 + NH 3 + H + H 3 O + Ion oxonium H 3 O + H 2 O + H + H 2 O Eau H 2 O HO - + H Les bases. Une base, au sens de Brönsted, est une espèce chimique capable de capter au moins un proton H +. B + H + = BH + ou A - + H + = AH Exemples: Les exemples suivants sont à connaître par cœur : Base Nom Demi-équation Cl - Ion chlorure Cl - + H + HCl CH 3 COO - Ion éthanoate ou Ion acétate CH 3 COO - + H + CH 3 COOH NH 3 Ammoniac NH 3 + H + + NH 4 HO - Ion hydroxyde HO - + H + H 2 O H 2 O Eau H 2 O + H + H 3 O + j f Là où sont tes pensées, tu es. Veille à ce que tes pensées soient bien là où tu veux être. 3/9

4 2. Notion de couple acide/base et de demi-équation acido-basique associée. Un couple acide/base, noté AH / A -, est l'ensemble d'un acide et d'une base qui se correspondent dans les réactions acido-basiques. - Remarques: Si l'on considère l'acide AH, la base A - qui lui correspond est parfois appelée base conjuguée de l'acide AH. Si l'on considère la base A -, l'acide qui lui correspond est parfois appelé acide conjugué de la base A -. Le couple acide/base peut ainsi être défini par la demi-équation acido-basique : HA H + + A - Exemples: Couple Acide Base CH 3 COOH (aq) / CH 3 COO - (aq) Acide éthanoïque ou acide acétique Ion éthanoate ou ion acétate + NH 4 (aq) / NH 3(aq) Ion ammonium ammoniac - CO 2(g),H 2 O / HCO 3 (aq) Dioxyde de carbone (dissous) Ion hydrogénocarbonate H 3 O + / H 2 O Ion oxonium Eau H 2 O / HO - (aq) Eau Ion hydroxyde Remarque: On observera que l'eau peut intervenir grâce à deux couples. On dit que l'eau est amphotère ou que l'eau est un ampholyte. -IV- Réaction acido-basique. Une réaction acido-basique est une transformation mettant en jeu deux couples acido-basiques, acide1/base1 (A 1 H/ A - 1 ) et acide2/base2 (A 2 H/ A - 2 ), qui échangent un proton H +. On écrit 2 demi-équations acido-basiques correspondant à chaque couple mis en jeu puis leur somme membre à membre qui représente l'équation bilan de la réaction. Transfert de protons de l'acide vers la base. acide1 base1 + H + A 1 H A H + base2 + H + acide2 A H + A 2 H acide1 + base2 base1 + acide2 A 1 H + A - 2 A A 2 H Exemples: CH 3 COOH (aq) CH 3 COO - (aq) + H + HO - (aq) + H + H 2 O CH 3 COOH (aq) + HO - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O -V- Constante d acidité K A et pk A. NH 4 + NH 3 + H + HO - + H + H 2 O NH 4 + (aq) + HO - (aq) NH 3(g) + H 2 O (l) La constante d'acidité K A est la constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction d'un acide avec l'eau : AH (aq) + H 2 0 (l) A - (aq) + H (aq) KA=[A - ] éq [H ] éq / [AH] éq pka est défini par la relation : pk A = - log K A ou K A = 10 -pka Exemples: a) Couple acide éthanoïque / ion éthanoate. Equation de la réaction avec l'eau: CH 3 -COOH + H 2 0 CH 3 -COO - + H Expression de la constante d'acidité: K A = [CH 3 COO - ] éq [H ] éq / [CH 3 -COOH] éq Valeur à 25 C: K A = 1, et pk A = 4,80. b) Couple ion ammonium / ammoniac. Equation de la réaction avec l eau : NH H 2 O NH 3 + H 3 O + Expression de la constante d'acidité: K A = [NH 3 ] éq [H ] éq / [NH + 4 ] éq Valeur à 25 C: K A = 6, et pk A = 9,20. j f Là où sont tes pensées, tu es. Veille à ce que tes pensées soient bien là où tu veux être. 4/9

5 c) Couple de l eau: cas particulier de l'eau ampholyte. L eau fait partie de deux couples acido-basiques distincts. L'eau se comporte comme un acide vis à vis d'une base: Couple H 2 O / HO - H 2 O HO - + H + Le premier couple considéré est : H 2 O / HO - (l eau est l acide du couple). Considérons la réaction de l'eau avec l'eau : autoprotolyse de l'eau. Equation de la réaction avec l'eau: H 2 O + H 2 O H 3 O + + HO - Expression de la constante d'acidité: K A = [H ] [HO - ]. Valeur à 25 C: KA =K.,= 1, et pk A = pk E = 14 L'eau se comporte comme une base vis-à-vis d'un acide: Couple H 3 O + /H 2 O H 3 O + (aq) H 2 O (l) + H + Le second couple considéré est: H 3 O + / H 2 O (l'eau est la base du couple). Considérons la réaction de l'eau avec l'acide H Equation de la réaction avec l'eau: H 2 O + H 3 O + H 3 O + + H 2 O Expression de la constante d'acidité: K A = [H ] / [H ] Valeur à 25 C: K A = 1 et pk A = 0 -VI- Systèmes chimiques en équilibre. 1. Transformation totale. Le réactif limitant est entièrement consommé. Pas de réaction inverse. Avancement final = avancement maximal (x f = x max ). => L équation s écrit : réactifs produits 2. Equilibre chimique. On dit qu'un système chimique, siège d'une transformation possible, est en équilibre si les concentrations (ou les quantités de matière) de ses constituants restent constantes au cours du temps. Dans l état final, tous les réactifs coexistent avec les produits. Les deux réactions inverses coexistent (se produisant simultanément). Avancement final < avancement maximal (x f < x max ). => L équation s écrit : réactifs produits Remarques : 1. Transformation totale : x f n est pas affecté par l addition d un réactif ou d un produit. 2. Transformation limitée : x f augmente par l addition d un réactif limitant. x f diminue par l addition d un produit. 3. Taux d'avancement final. Pour une réaction non totale qui conduit à un équilibre, il est intéressant de savoir déterminer : L'avancement final x f qui correspond à l'état d'équilibre obtenu. L'avancement maximal x max qui correspond à l'avancement que l'on obtiendrait si la réaction était totale. Le taux d avancement final τ d une réaction est le rapport entre son avancement final et son xf avancement maximal : τ = xmax Remarques : Si τ = 1 : La réaction est totale. Si τ < 1 : La réaction est partielle, on a un équilibre chimique. 4. Interprétation cinétique de l'équilibre chimique (échelle microscopique). Un état d'équilibre chimique résulte de deux réactions s'effectuant en sens inverse avec des vitesses égales. C est un Autoprotolyse de l eau: Sens (1) Soit l équation : A + B C + D Sens (2) état d équilibre dynamique. j f Là où sont tes pensées, tu es. Veille à ce que tes pensées soient bien là où tu veux être. 5/9

6 -VII- Comparaison du comportement des acides dans l'eau. 1. Forces relatives de deux acides. Un acide A 1 H est plus fort qu'un acide A 2 H, si, à concentrations égales, le taux d'avancement de sa réaction avec l'eau est plus grand que celui de la réaction de l'acide A 2 H avec l'eau. Soit τ 1 > τ Comparaison des ph des solutions de deux acides de forces différentes. Pour des solutions de mêmes concentrations, l'acide le plus fort est celui dont le taux d'avancement final est le plus élevé. Donc c'est celui pour lequel [H 3 0+] est la plus élevée. [H 3 0+] et ph varient en sens inverses (ph= -log[h ]). L acide le plus fort est celui pour lequel le ph est le plus faible. 3. Comparaison des constantes d acidité. Exprimons la constante d'acidité en fonction du taux d'avancement final de la réaction de l'acide avec l'eau. HA (aq) + H 2 O (l) A - (aq) + H 3 O + (aq) E. initial 0 n 0 (AH) Excès : n 0 0 E. intermédiaire x n 0 (AH)-x Excès : n-x n x x E. équilibre x éq n 0 (AH)- x éq =n éq (AH) Excès : n- x éq n x éq = n éq (A - ) x éq = n éq (H 3 O + ) Si la réaction était totale on aurait: n(ah) éq =O soit: n(ah) o -x max = 0 => x max = n(ah) o Le taux d'avancement final est: τ = x éq / x max => τ = x éq / n(ah) o En notant c la concentration initiale de l'acide et en divisant le numérateur et le dénominateur par le volume V de la solution on a: τ = x éq / (V c) => c τ = x éq / V Les concentrations à l'équilibre s'obtiennent en divisant les quantités de matière à l'équilibre (dernière ligne du tableau d'avancement) par le volume V de la solution, alors: [AH] éq = c c τ = c(l - τ). [A - ] éq = c τ [H 3 0] éq = c τ L'expression de la constante d'acidité est alors: K A = [A - ] éq [H ] éq / [AH] éq => K A = c τ 2 / ( 1-τ). au numérateur τ est au carré, K A est une fonction croissante de τ. Donc si A 1 H est plus fort que A 2 H, alors τ 1 > τ 2 et K A1 > K A2. Un acide est d'autant plus fort que sa constante d'acidité K A est plus grande ou le pk A est plus petit. -VIII- Comparaison du comportement des bases dans l'eau. 1. Forces relatives de deux bases. Une base B 1 est plus forte qu'une base B 2, si, à concentrations égales, le taux d'avancement de sa réaction avec l'eau est plus grand que celui de la réaction de la base B 2 avec l'eau. Soit τ 1 > τ 2. Remarque: Une base est une espèce capable de capter un proton. Le produit ionique de l'eau étant une constante à température constante, dire qu'un proton (ou un ion oxonium) disparaît revient à dire qu'un ion hydroxyde apparaît. 2. Comparaison des ph des solutions de deux bases de forces différentes. La base la plus forte est celle qui capte le plus de proton. A concentrations égales, la base la plus forte est celle dont la solution a le ph le plus élevé. Remarques: Pour une base forte en solution diluée (τ =100%) par exemple NaOH: ph = pk e + log c. Pour une base faible en solution diluée (τ < 100%) par exemple NH 3 : ph = pk e + log c. j f Là où sont tes pensées, tu es. Veille à ce que tes pensées soient bien là où tu veux être. 6/9

7 3. Comparaison des constantes d acidité. Soit le couple acide/base noté A/B auquel est associé la constante d'acidité: K A = [B] éq [H ] éq / [A] éq Exprimons le taux d'avancement à l'équilibre de la réaction de la base B avec l'eau. Le tableau d'avancement de cette réaction est: B (aq) + H 2 O (l) A (aq) + HO - (aq) E. initial 0 n 0 (B) Excès : n 0 0 E. intermédiaire x n 0 (B)-x Excès : n-x n x x E. équilibre x éq n 0 (B)- x éq =n éq (B) Excès : N- x éq n x éq = n éq (A) x éq = n éq (HO - ) Si la réaction était totale on aurait: n(b) éq =O soit: n(b) o - x max = 0 => x max = n(b) o Le taux d'avancement final est: τ = x éq / x max => τ = x éq / n(b) o En notant c la concentration initiale de la base et en divisant le numérateur et le dénominateur par le volume V de la solution on a: τ = x éq / (V c) => c τ = x éq / V (Démonstration identique aux acides) Les concentrations à l'équilibre s'obtiennent en divisant les quantités de matière à l'équilibre (dernière ligne du tableau d'avancement) par le volume V de la solution, alors: [B] éq = c - C τ = c (l - τ). [A] éq = C τ [HO - ] éq = C τ La constante d'équilibre associée à cette réaction est: K= [A] éq [HO - ] éq / [B] éq => K= c τ 2 / ( 1-τ) Il apparaît donc que la constante d'équilibre associée à la réaction de la base B avec l'eau est une fonction croissante de τ. Donc si la base B 1 est plus forte que la base B 2, c'est-à-dire si τ 1 > τ 2 alors K 1 > K 2. Or: K= [A] éq [HO - ] éq / [B] éq => K= [A] éq [HO - ] éq [H ] éq / ([B] éq [H ] éq ) => K = K e / K A => K A = K e / K donc si K 1 > K 2 alors K A1 < K A2 ou pk A1 > pk A2. Une base est d'autant plus forte que la constante d'acidité K A associée au couple acide/base auquel elle appartient est plus petite ou que le pk A correspondant est plus grand. Les résultats obtenus aux paragraphes III et IV permettent de conclure: A un acide de plus en plus fort est associée une base de plus en plus faible et vice versa. -IX- Diagramme de prédominance et distribution des espèces acido-basiques. 1. Définition. Une espèce A prédominante par rapport à une espèce B si : [A] > [B]. 2. Relation donnant le ph d'une solution aqueuse contenant un acide A et sa base conjuguée B. K A =[B] éq [H ] éq / [A] éq => [H ] éq = K A [A] éq / [B] éq => - log[h ] éq = - log K A - log([a] éq /[B] éq ) => - log[h ] éq = - log K A + 1og ([B] éq /[A] éq ). Et finalement: ph = pk A + log ([B] éq / [A] éq ) 1.2. Domaine de prédominance. D'après ce qui précède: 1og ([B]/[A]) = ph - pk A Donc nous pouvons envisager les trois situations suivantes: A prédomine par rapport à B donc[a] > [B]. [B]/[A] < 1=> 1og([B]/[A]) < 0 => ph - pk A < 0 => ph < pka. B prédomine par rapport à A donc[a] < [B].=> ph > pk A j f Là où sont tes pensées, tu es. Veille à ce que tes pensées soient bien là où tu veux être. 7/9

8 A et B sont en concentrations égales donc[a] = [B] => ph = pka. On résume, en général, ces situations sur le diagramme de prédominance donné cidessous: 2.2. Application aux indicateurs colorés. Un indicateur coloré est un couple acide/base conjuguée (on le notera: InH / In - ), dont la forme acide InH et la forme basique In - ont des couleurs différentes en solution. On admet que la solution dans laquelle se trouve l'indicateur a la couleur de la forme acide InH si: [InH] > 10 [In - ]. Soit KA la constante d'acidité associée à ce couple. La solution aura la couleur de la forme acide si: [InH] > 10 [In - ] => [InH]/[In-] > 10 => ph < pk A - 1 de la même façon, la solution dans laquelle se trouve l'indicateur a la couleur de la forme basique si: [In-] > 10 [InH] => [In - ] / [lnh] > 10 => ph> pk A + 1 La solution prendra une couleur appelée teinte sensible (mélange des couleurs dues à la forme acide et à la forme basique) si: [InH] et [In - ] sont du même ordre de grandeur, donc si: pk A 1 < ph < pk A Distribution des espèces acido-basiques. Des logiciels de simulation permettent de donner les courbes représentant les pourcentages des espèces acide A et basique B d'un même couple dans une solution en fonction du ph de cette solution. L'allure générale de cette distribution est donnée ci-dessous : -X- Constante d équilibre associée à une réaction acido-basique. 1. Equation de la réaction. Une réaction acido-basique est un transfert de proton entre l'acide A 1 H d'un couple A l H/A l - et la base A 2 - d'un couple A 2 H/A 2 -. L'équation de la réaction peut être considérée comme la somme des deux demiéquations relatives à chaque couple : A 1 H = A H + A H + = A 2 H A 1 H + A 2 - = A A 2 H 2. Constante d équilibre associée. La constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction est: K = ([A 1 -] éq [A 2 H] éq ) / ( [A 1 H] éq [A 2 -] éq ) En multipliant le numérateur et le dénominateur par la concentration en ions oxonium et en remarquant que les constantes d'acidité associées à chaque couple mis enjeu s'écrivent: K A1 = ([A 1 - ] éq [H ] éq ) / [A 1 H] éq et K A2 = ([A 2 -] éq [H 3 0+] éq ) / [A 2 H] éq On a: K = ([A l - ] éq [A 2 H] éq [H30+] éq ) / ([AlH] éq [A2"] éq [H30+] éq ) => K= K Al / K A2 ou K = 10 En posant: pk A2 - pk A1 = pk A, on pourra écrire: K = 10 pka pka2 - pka1 j f Là où sont tes pensées, tu es. Veille à ce que tes pensées soient bien là où tu veux être. 8/9

9 3. Sens d évolution de la transformation. La transformation est favorisée : o dans le sens où l'équation est écrite (de la gauche vers la droite) si K > 1 o dans le sens inverse (de la droite vers la gauche) si K < 1 La transformation peut être considérée comme totale dans le sens 1 (de la gauche vers la droite) si pk A > 4, c'est-à-dire si K > La transformation peut être considérée comme totale dans le sens 2 (de la droite vers la gauche) si pk A < -4, c'est-à-dire si K < XI- Importance du contrôle du ph. 1. Solutions tampons. Une solution tampon est une solution dont le ph varie peu lorsqu' on y ajoute une petite quantité d'acide, de base ou lorsqu'on la dilue de façon modérée. Une solution tampon est généralement obtenue en réalisant le mélange d'un acide faible HA et de sa base conjuguée A - à des concentrations voisines. Le couple acide/base est choisi de telle sorte que son pk a soit proche du ph de la solution que l'on souhaite obtenir. Le ph d'une telle solution tampon s'exprime par: ph = pk a + log [A - ] / [HA] Lorsque l'on ajoute un acide fort tel que H30+ à une solution tampon, celui-ci réagit de manière quasi-totale avec la base A - selon la réaction d'équation: H (aq) + A - (aq) H 2 0 (l) + HA (aq). De manière analogue, lorsque l'on ajoute une base forte telle que HO - une solution tampon, celle-ci réagit de manière quasi-totale avec l'acide HA selon la réaction d'équation: HA (aq) + HO - (aq) A - (aq) + H 2 0 (l) Dans les deux cas, si la quantité d'acide fort ajouté ou de base forte ajoutée est inférieure aux quantités d'acide HA ou de base A - initiales, alors les concentrations [HA] et [K] varient peu, ce qui n'entraîne qu'une faible variation du ph de la solution. 2. ph des milieux biologiques. Dans un corps humain sain, le ph du sang est maintenu dans une plage très étroite autour de 7,4. Cette régulation est assurée par la présence de plusieurs couples acido-basiques, dissous dans le plasma sanguin, qui exercent un effet tampon: citons en particulier le couple (C0 2, H 2 0) / HCO 3 - dont le pka vaut 6,3 à 37 C. L'activité catalytique d'une enzyme est très dépendante du ph (voir activité) : ainsi, l'activité catalytique de la trypsine est maximale à un ph voisin de 8, proche de celui du milieu intestinal, alors que celle de la pepsine est maximale dans le milieu acide de l'estomac. -XII- Mélange d'un acide fort et d'une base forte. La réaction acido-basique entre une base forte et un acide fort d'un autre couple est quasi-totale. La réaction entre une base forte et un acide fort d'un autre couple est exothermique. Sécurité: Il est nécessaire de prendre des précautions de sécurité lorsque l'on manipule des solutions acides ou basiques de concentrations molaires supérieurs à 1 mol/l. Gants Lunettes Blouse j f Là où sont tes pensées, tu es. Veille à ce que tes pensées soient bien là où tu veux être. 9/9