Équilibre chimique et pH du vivant
I - Équilibre Acido Basique
Notion d'équilibre chimique
La transformation entre un acide faible et l'eau est limitée, ce qui se traduit par la présence des espèces AH et A- à l'état final : AH + H2O = A- + H3O+
Dans le cas d'une transformation limitée, lorsque les concentrations des réactifs et des produits n'évoluent plus, on dit que le système chimique est dans un état d'équilibre chimique.
La transformation résulte de deux réactions inverses l'une de l'autre. Les équations correspondantes sont écrites avec le signe =
L'équilibre chimique est un état d'équilibre dynamique car les réactions inverses se produisent simultanément mais à la même vitesse.
Constante d'acidité
La constante d'équilibre de la réaction de l'acide AH avec l'eau est appelée constante d'acidité du couple AH/A-, elle est notée Ka et ne dépend que de la température.
AH + H2O = A- + H3O+
La constante d'acidité du couple AH/A- est donnée par :
Ka = ([ A- ].[ H3O+ ]) / [ AH ]
Les concentrations [ H3O+], [ A- ] et [ AH ] sont les concentrations finales
Échelle des pKA dans l'eau
Le couple est également défini par son pKA = - log KA
Un acide est d'autant plus fort qu'il donne des ions H3O+ et donc plus un acide est fort, plus KA est grand, et plus pKA est petit.
Déplacement d'équilibre
Si on modifie la concentration d'une des espèce appartenant à l'équilibre chimique AH + H2O = A- + H3O+
Le système évolue vers un nouvel état d'équilibre qui tend à s'opposer cette modification.
Si on ajoute de l'eau, l'équilibre se déplace dans le sens 1 (de AH + H2O vers A- + H3O+)
Si on consume des molécules AH, l'équilibre se déplace dans le sens 2 ( de A- + H3O+ vers AH + H2O)
Diagramme de prédominance
Relation entre les concentrations et le pH :
Ka = ([A-].[H3O+]) / [AH]
d'où :
log Ka = log ([A-].[H3O+]) / [AH]
log Ka = log [H3O+] + log ([A-] / [AH])
log Ka = -pH + log ([A-] / [AH])
On a pKa = - log Ka
d'où :
pH = pKa + log ([A-] / [AH])
Si pH = pKa, alors log ([A-] / [AH]) = 0 soit ([A-] / [AH]) = 1
L'acide AH et la base A- ont même concentration, d'où [A-] = [AH]
Si pH < pKa, alors log ([A-] / [AH]) < 0, alors ([A-] / [AH]) < 1
La concentration de l'acide AH est supérieure à celle de la base A-, d'où [A-] > [AH]
Si pH > pKa, alors log ([A-] / [AH]) > 0, alors ([A-] / [AH]) > 1
La concentration de l'acide AH est inférieure à celle de la base A-, d'où [A-] < [AH]
Un indicateur coloré est constitué par un couple acide/base dont les deux espèces conjuguées ont des teintes différentes.
L'équilibre chimique : IndH + H2O = Ind- + H3O+ est caractérisé par sa constante d'équilibre Ka, et les concentrations [IndH] et [Ind-] sont liées par la relation :
pH = pKa + log ([IndH] / [Ind-])
pH < pKa - 1 (teinte acide)
pH > pKa + 1 (teinte basique)
La zone de virage est un intervalle de pH encadrant pKa sur lequel l'indicateur coloré à sa teinte sensible
II - pH et milieux biologiques
Solution tampon
On appelle solution tampon une solution dont le pH varie peu par addition d'une petite quantité d'acide ou de base et par une dilution modérée
Une solution tampon est constituée d'un mélange en proportions voisines d'un acide faible et de sa base conjuguée. Le pH contrôlé est alors proche du pKa du couple.
Importance du contrôle du pH en milieu biologique
L'activité enzymatique, les processus biochimiques des organismes vivants ne sont possibles que dans des domaines de pH limités.
Le pH du sang est maintenu au voisinage de 7,4 grâce à un ensemble de solutions tampons.
Le contrôle du pH est fondamental pour de nombreux milieux biologiques;
