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Biochimie : composés inorganiques
Acides et bases

Sommaire
définition

Les acides et les bases sont des électrolytes qui, comme les sels, s'ionisent et se dissocient dans l'eau, et peuvent ensuite conduire un courant électrique.

Au contraire des sels, les acides et certaines bases forment toutefois des molécules dont les atomes sont unis par des liaisons covalentes : les ions doivent donc se former avant que la dissociation puisse avoir lieu.

Acide sulfurique
Un acide fort : l'acide sulfurique
(Figure : vetopsy.fr)

Acide

Vue d'ensemble

Un acide est une substance qui libère des ions hydrogène ou protons ($\ce{H+}$) : les acides sont aussi appelés donneurs de protons. Par exemple, l'acide chlorhydrique :

$\ce{HCl -> H+ + Cl-}$

  • Quand un acide est dissous dans l'eau, il libère aussi des anions.
  • Les anions ont un effet minime sur l'acidité : c'est la concentration de protons qui détermine le niveau d'acidité d'une solution.
livre

Pour les propriétés des acides, cf. Wikipedia ou les nombreux articles sur internet.

1. Les acides dits forts, comme l'acide chlorhydrique ($\ce{HCl}$) ou l'acide sulfurique ($\ce{H2SO4-}$) se dissocient entièrement en $\ce{H+}$ et en anions.

2. Les acides dits faibles, comme l'acide carbonique ($\ce{H2CO3}$) ou l'acide acétique ($\ce{CO3COOH}$) ne se dissocient pas entièrement en $\ce{H+}$ et en anions :

$\ce{H2CO3}$ $\leftrightharpoons$ $\ce{H+ + HCO3-}$

  • Si on ajoute des $\ce{H+}$, i.e. l'acidité augmente, la réaction se déplacera sur la gauche,
  • Søren Sørensen
    Søren Sørensen
    Si on en retire, l'acidité diminue, la réaction se déplacera sur la droite.
bien

Cette caractéristique des acides faibles leur permet de jouer un rôle essentiel dans les systèmes tampons de l'organisme : le système tampon bicarbonate/acide carbonique en est un des plus importants.

pH : concentration acide-base

La concentration relative d'ions hydrogène dans les liquides organiques se mesure en unités de concentration appelées unités de pH (potentiel Hydrogène) : cette notion est due à un chimiste danois Søren Sørensen en 1909.

  • Plus la concentration de protons d'une solution est élevée, plus la solution est acide.
  • Plus la concentration de protons d'une solution est faible, plus la solution est basique.

Le pH d'une solution est défini comme le logarithme négatif de la concentration d'ions hydrogène en moles par litre, soit - log$\ce{[H+]}$.

L'échelle du pH (de 0 à 14) est logarithmique, i.e. d'une unité à la suivante, la concentration d'ions hydrogène est multipliée par 10.

A un pH de 7 (où $\ce{[H+]}$ est égal à 10-7 mol/l), le nombre d'ions hydrogène est exactement égal au nombre d'ions hydroxyle, et la solution est dite neutre, i.e.ni acide ni basique.

  • Si le pH est < 7, la solution est acide et plus le pH est bas, plus la solution est acide : un pH 3 indique une concentration d'ions hydrogène 10 000 fois plus élevée que dans une solution neutre (pH 7).
  • Si le pH est > 7, la solution est basique et plus le pH est haut, plus la solution est basique.
pH (potentiel hydrogène)
pH (potentiel hydrogène)
(Figure : vetopsy.fr)

Constante d'acidité et pKa

1. La constante d'acidité ou constante de dissociation acide, $\ce{K_a}$, est une mesure quantitative de la force d'un acide en solution.

  • C'est la constante d'équilibre de la réaction de dissociation d'une espèce acide dans le cadre des réactions acido-basiques.
  • Plus cette constante $\ce{K_a}$ est élevée, plus la dissociation des molécules en solution est grande, et donc plus fort est l'acide.

Soit la réaction : $\ce{AH}$ $\leftrightharpoons$ $\ce{H+ + A-}$, $\ce{A-}$ est appelée base conjuguée de l'acide $\ce{AH}$.

$K_a=\displaystyle\frac{[A^-][H^+]}{[AH]}$, où $\ce{K_a}$ est la constante d'activité proprement dite qui varie fortement.

2. La déprotonation est la réaction chimique au cours de laquelle un proton $\ce{H+}$ est retiré d'une molécule (ici, $\ce{AH}$ pour former sa base conjuguée (ici, $\ce{A-}$).

3. La propension d'une molécule à libérer un proton est mesurée par son $\ce{PK_a}$, échelle logarithmique inversée, souvent appelée aussi improprement par constante d'acidité.

$pK_a=-log\;K_a$

  • Plus $\ce{PK_a}$ est élevée, plus la dissociation de l'acide à pH donné est faible, et donc plus l'acide est faible, en général entre -1,74 et 12.
  • Plus $\ce{PK_a}$ est faible, plus la dissociation de l'acide est forte, et donc plus l'acide est fort : une valeur inférieure à -1,74 implique en général que 99% de l'acide est dissocié.

On peut lier le pH à la $\ce{PK_a}$. Comme pH=- log$\ce{[H+]}$, alors :

$pH=pK_a+log\left(\displaystyle\frac{[A^-]}{[AH]}\right)$ (équation de Henderson–Hasselbalch)

Base

Une base est une substance qui captent des ions hydrogène ou protons ($\ce{H+}$) : les bases sont aussi appelés accepteurs de protons. Par exemple, la soude :

$\ce{NAOH -> Na+ + OH-}$

Quand une base est dissoute dans l'eau, elle libère :

  • des anions, comme ici le groupe hydroxyle ($\ce{OH-)$) ou encore l'ion bicarbonate ($\ce{HCO3-)…,
  • des cations (ici $\ce{Na+}$), mais aussi l'ion ammonium ($\ce{NH4+)$…
livre

Pour les propriétés des bases, cf. Wikipedia ou les nombreux articles sur internet.

De même que pour les acides, on peut caractériser :

  • des bases fortes,
  • des bases faibles.

Neutralisation

Lorsqu'on mélange un acide et une base, ces substances entrent en interaction et subissent une réaction d'échange, appelée réaction de neutralisation, qui donnera de l'eau et un sel.

$\ce{HCl + NAOH -> H2O + NaCl}$

$\ce{NaCl}$ est sous forme d'ions sodium $\ce{Na}$ et chlorure $\ce{Cl-}$, puisqu'il est dissous dans l'eau.

Bibliographie
  • Marieb E. N. - Anatomie et physiologie humaines - De Boeck Université, Saint-Laurent, 1054 p., 1993
  • Maillet M. - Biologie cellulaire - Abrégés de Masson, 512 p, 2002
  • Lodish et coll - Biologie moléculaire de la cellule - De Boeck Supérieur, Saint-Laurent, 1207 p., 2014