Exercices pH et pKa

chapitre 13
exercices
Extrait n°1
L’uréase est une enzyme découverte par J-B Summer en 1926. Elle joue un rôle important au sein des organismes
vivants dans la décomposition d’une molécule organique, l’urée. On trouve l’uréase dans des organismes végétaux
(comme le haricot sabre) mais également dans des bactéries pathogènes (telles que Helicobacter pylori).
Données :
+
+
 couples acide/base : H3O (aq) / H2O (l) ; NH4 (aq) / NH3 (aq)
+
 pKa du couple NH4 (aq) / NH3 (aq) = 9,2
L’uréase dans le milieu stomacal
La bactérie Helicobacter pylori (H.pylori) est responsable de la plupart des ulcères de l’estomac chez l’Homme. On
souhaite savoir comment elle réussit à survivre dans un milieu très acide, comme l’estomac, en attendant de rejoindre
la muqueuse stomacale où elle pourra se développer.
1. Le contenu de l’estomac est un milieu très acide qui peut être considéré comme une solution d’acide
-2
-1
chlorhydrique de concentration 1,0×10 mol.L . Sachant que l’acide chlorhydrique est un acide fort, calculer le pH
de ce milieu.
+
2. À ce pH, quelle espèce chimique du couple NH4 (aq) / NH3(aq) prédomine ? Justifier la réponse.
3. La bactérie utilise son uréase pour catalyser la réaction de l’urée avec l’eau, ainsi elle sécrète de l’ammoniac dans
+
son environnement proche. Dans l’estomac, l’ammoniac réagit avec les ions H 3O selon l’équation chimique :
+
+
NH3(aq) + H3O (aq)  NH4 (aq) + H2O(l).
Quelle est la conséquence de la sécrétion d’ammoniac par la bactérie sur le pH de la solution autour d’elle ?
Extrait n°2 :
- Piqure de fourmi
Les fourmis se défendent en mordant avec leurs mandibules et, pour certaines espèces, en projetant de l’acide
formique dans la morsure. La réaction avec l’eau des tissus occasionne des brûlures.
1. Pourquoi l’acide formique est-il un acide selon la théorie de Brönsted ?
2. Écrire l’équation de la réaction chimique à l’origine des brûlures.
-
Estomac du tamanoir
La digestion des aliments dans l’estomac nécessite un milieu acide de
pH environ égal à 2. Chez la plupart des mammifères, ce pH est atteint
grâce à la production d’acide chlorhydrique dans l’organisme. En
revanche, l’appareil digestif du tamanoir est différent en raison de son
régime alimentaire : il mange jusqu’à 30 000 fourmis par jour !
Données
 l’acide formique est un acide faible dans l’eau ;
 pKA du couple acide / ion formiate (HCO2H (aq) / HCO2–(aq)) : 3,8 ;
 pKA du couple eau / ion hydroxyde (H2O (l) / HO– (aq)) : 14,0 ;
Tamanoir
 pKA du couple ion oxonium / eau (H3O+(aq) / H2O (l)) : 0 ;
 pH = -log([H3O+]) avec [H3O+] en mol.L-1 ;.
1. Quelle est l’espèce prédominante du couple acide formique / ion formiate dans l’estomac des tamanoirs ?
Justifier.
2. La concentration en acide formique apporté dans l’estomac du tamanoir est-elle égale, inférieure ou
supérieure à 10–2 mol.L-1 ? Justifier.
3. Proposer une hypothèse justifiant le fait que les tamanoirs n’ont pas besoin de produire d’acide
chlorhydrique pour leur digestion.
Extrait n°3 :
On dissout un comprimé contenant une masse de 500mg d’aspirine dans un verre d’eau de volume 20cL. Après
dissolution, le pH de la solution d'aspirine est de 3.
1. Montrer à l'aide d’un tableau d’avancement que l'acide acétylsalicylique est effectivement un acide faible
L’aspirine ou (acide acétylsalicylique) possède une base conjuguée, l’ion acétylsalicylate. Le pKa du couple
acide/base ainsi constitué est égal à 3,5.
2. Lors de la digestion, le pH de l’estomac est voisin de 2. Quelle est la forme prédominante du couple
aspirine/ion acétylsalicylate dans l’estomac ? Justifier.
Quand l’aspirine reste trop longtemps sous cette forme prédominante dans l’estomac, elle y provoque des lésions
gastriques. C’est pourquoi on trouve dans le commerce des formulations différentes, moins agressives pour la paroi
de l’estomac, comme la catalgine.
3. Écrire la formule semi-développée de l’ion acétylsalicylate.
4. Expliquer pourquoi la catalgine est soluble dans l’eau.
5. Donner l’équation de la réaction se produisant dans l’estomac après ingestion de la catalgine
Données :
 Masse molaire : 180 g.mol
 Solide blanc, se décompose à la chaleur à
partir de 128 °C
-1
 Solubilité dans l’eau : 3,3 g.L à 25°C
 Très soluble dans l’éthanol
-1
O
C
O
Aspirine
O
CH3
C
OH
Catalgine (acétylsalicylate de sodium)
- Le médicament est soluble dans l’eau et l’ingestion est facilitée.
+
- Dans l’estomac, dont le pH est très acide, les ions acétylsalicylate réagissent avec les ions H3O pour
redonner de l’aspirine moléculaire qui précipite. Ce précipité, obtenu sous forme de grains microscopiques,
est plus facilement assimilable.
Extrait n°4 :
L’électrolyse de sel est une des techniques utilisées dans le traitement des eaux d’une piscine. Cette technique
permet d’éviter l’utilisation souvent excessive de produits chlorés pour le traitement de l’eau.
Un électrolyseur de sel pour piscine est constitué d’un boîtier électronique et d’une cellule d’électrolyse insérée dans
le circuit de filtration. La cellule contient des électrodes de titane recouvertes de métaux précieux : ruthénium et
iridium. Quand l’eau circule entre les électrodes aux bornes desquelles est appliquée une tension continue, un
+
–
courant électrique continu s’établit et l’électrolyse du chlorure de sodium dissous (Na (aq) + Cl (aq)) se produit. De
l’acide hypochloreux HClO(aq) (appelée chlore actif) est généré indirectement in situ. Cette espèce est particulièrement
efficace pour désinfecter l’eau de la piscine.
- Influence du pH de l'eau de piscine
Les quantités de dichlore et des
formes acide ou basique de l’acide
hypochloreux, en solution, sont
fonction du pH de la solution. Ainsi,
à 25°C, les proportions de ces
espèces en fonction du pH sont
données par les courbes de la
figure 1.
Le pH d’une eau de piscine doit être
compris entre 7,2 et 7,6 pour le
confort de la baignade. Pour les
deux bornes de cet intervalle de pH,
estimer les proportions de chacune
des espèces chimiques. Ces
proportions correspondent-elles à
une désinfection optimale ?
Extrait n°5 :
- Propriétés chimiques de l’acide fumarique
Pour étudier les propriétés acides de l’acide fumarique en solution aqueuse, on
dissout 500 mg d’acide fumarique du laboratoire dans de l’eau distillée pour obtenir
une solution de volume 10 0,0 mL. La mesure du pH de la solution donne pH = 2,4.
1. Décrire précisément le protocole pour réaliser cette solution.
2. Rappeler la définition d’un acide au sens de Brönsted.
3. L’acide fumarique possède des propriétés acido-basiques en solution aqueuse. Expliquer pourquoi cette
molécule est qualifiée de diacide.
4. Calculer la concentration molaire CA apportée de l'acide fumarique dans la solution préparée.
5. Durant la digestion, le pH de l'estomac est voisin de 2. En déduire sous quelle forme se trouve l'acide
fumarique dans l’estomac.
–
Données : Acide fumarique pKa1 (AH2/ AH ) = 3 et
–
2–
pKa2 (AH / A ) = 4,4
Extrait n°6 :
Moules et huîtres menacées par l’acidification des océans
Depuis le début de l’ère industrielle, les émissions anthropiques (1) de dioxyde de carbone (CO2) dans l’atmosphère
ont fortement augmenté …
Frédéric Gazeau, chercheur à l’Institut Néerlandais d’Écologie, et ses collègues dont Jean-pierre Gattuso, directeur
de recherche au laboratoire d’Océanographie de Villefranche-sur-mer (CNRS/Université Pierre et Marie Curie) ont
examiné la réponse des huîtres et des moules cultivées en Europe à l’acidification des océans.
Les résultats, publiés dans la revue Geophysical Research Letters, sont sans appel : ils montrent pour la première fois
que ces mollusques seront directement affectés par le bouleversement en cours de la composition chimique de l’eau
de mer. Au-delà de leur intérêt commercial, les moules et les huîtres rendent des services écologiques très
importants : elles créent par exemple des habitats permettant l’installation d’autres espèces, contrôlent en grande
partie les flux de matière et d’énergie et sont d’importantes proies pour les oiseaux au sein des écosystèmes qui les
abritent. Un déclin de ces espèces aurait donc des conséquences graves sur la biodiversité des écosystèmes côtiers
et sur les services qu’elles rendent aux populations humaines.
Note (1) : anthropique : lié aux activités humaines.
1. Acidification des océans
1.1. Que peut-on déduire des courbes du document1 ?
1.2. Aujourd’hui, les océans ont un pH voisin de 8,1 soit 0,1 unité plus faible qu’au moment de la révolution
industrielle.
1.2.1. À partir des documents 2 et 3, montrer qu’une augmentation de la quantité de dioxyde de carbone
dans l’atmosphère conduit à une diminution du pH dans l’eau.
1.2.2. Montrer qu’une diminution de 0,1 unité pH au voisinage de 8,1 représente une augmentation de la
concentration en ions oxonium [H3O+] d’environ 30%.
2. Le carbone dans les océans
Le carbone est principalement présent dans les océans sous trois formes qui coexistent : l’ion carbonate CO32–(aq),
l’ion hydrogénocarbonate HCO3–(aq) et l’acide carbonique H2CO3(aq). Ce dernier étant instable en solution aqueuse,
s’écrit CO2(aq) + H2O( ).
On note Ka la constante d’acidité associée au couple acide / base noté HA / A–. On peut montrer que
pH = pKa + log(
[A  ]
). Soient Ka1 et Ka2 les constantes d’acidité des couples associés aux espèces carbonées des
[HA ]
réactions 1 et 2 du document 3.
On pose CT = [CO2] + [HCO3–] + [CO32–].
Le diagramme du document 4 représente les variations en fonction du pH des rapports :
α1 =
[HCO3 ]
[CO32 ]
[CO2 ]
, α2 =
, α3 =
.
CT
CT
CT
2.1. Déduire de ce diagramme les valeurs de pKa1 et pKa2.
2.2. Placer sur un diagramme les domaines de prédominance des espèces CO2(aq), HCO3–(aq) et
CO32–(aq).
2.3. Évaluer α1, α2 et α3 dans les océans.
2.4. La variation de pH observée a-t-elle modifié de manière notable la valeur de α2 ?
2.5. Quelle est la conséquence de l’augmentation du dioxyde de carbone dissous pour les organismes marins qui ont
une coquille à base de carbonate de calcium ? Justifier à l’aide d’un des documents.