en milieu biologique
Structure et transformation de la matière
Corrigé
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Comprendre
pchT_1200_14_06C
Sujet zéro
Exercice 3 • 5 points
Le pH des liquides biologiques doit être maintenu dans des fourchettes étroites pour que la vie soit possible. Un changement de pH excessif perturberait très sérieusement le métabolisme des organismes vivants. C'est pour cette raison que les différents milieux biologiques disposent de systèmes tampons performants pour maintenir leur pH constant.
L'objectif de l'exercice est de comprendre le maintien et la régulation du pH des milieux vivants, puis d'effectuer une étude de l'acide lactique, acide intervenant dans des processus biologiques de notre organisme.
Données : Pour un couple acido-basique symbolisé A/B, on peut écrire : pH
1. Les solutions tampon :
maintien du pH des milieux biologiques
Dans les milieux biologiques, les systèmes tampons amortissent les variations de pH lorsqu'il y a une perturbation de l'équilibre acide-base. L'effet du système tampon est plus efficace si la concentration en chacune des espèces qui le constituent est grande et si le pKA du système tampon est proche du pH des milieux biologiques l'effet est maximum lorsque pH
Un autre système tampon important dans l'organisme fait intervenir le couple dioxyde de carbone/ion hydrogénocarbonate . Dans les conditions normales de respiration, la concentration molaire en dioxyde de carbone dans le sang est telle que
α est la constante de solubilité de valeur α
2. Les perturbations et les mécanismes régulateurs
À l'aide de l'expression de la constante d'acidité du couple , expliquer comment l'hyperventilation permet de corriger l'acidose métabolique. (0,5 point)
Les perturbations portant sur la régulation du pH dans l'organisme peuvent provenir du métabolisme. Par exemple, les acidoses métaboliques peuvent être dues à une activité physique importante au cours de laquelle un acide est fabriqué par l'organisme suite à une mauvaise oxygénation des tissus.
Dans les acidoses métaboliques, la réaction ventilatoire est rapide et met en place une hyperventilation destinée à abaisser la quantité de dioxyde de carbone dans le sang, qui doit normalement diminuer en quelques minutes.
Le sang contient, à l'état normal, 1,65 g · L−1 d'ions hydrogénocarbonate et 0,060 g · L–1 de dioxyde de carbone dissous, les concentrations en base et en acide pouvant être régulées par contrôle de leur excrétion : CO2(g) par voie respiratoire (rapide) et par voie rénale (lente).
3. Un acide de l'organisme : l'acide lactique
L'acide produit par l'organisme lors d'une acidose métabolique est l'acide lactique. C'est un acide faible de formule brute C3H6O3.

Les deux acides sont l'acide chlorhydrique, un acide fort et l'acide lactique, qui est un acide faible.
La concentration molaire en soluté apporté des deux solutions aqueuses d'acide est c

Figure 1. Titrage des solutions A et B
Montrer que pour un volume de solution aqueuse de soude ajouté égal à , VE étant le volume versé à l'équivalence, le pH de la solution vaut pKA.
En déduire une estimation du pKA de l'acide lactique. (0,5 point)
4. La précision d'un titrage
Un élève effectue (courbe 2 de la figure 1) le titrage colorimétrique d'un volume VA
cB
En déduire l'encadrement de la concentration molaire en acide lactique cA exp, obtenue par l'élève. (0,25 point)
Notions et compétences en jeu
Connaître les équilibres acido-basiques • Connaître les notions de pH, de pKA et d'équivalence • Connaître la fonction acide et le titrage d'un acide par une base.
Les conseils du correcteur
Lorsque des documents précèdent chacune des questions, il faut forcément s'en servir dans la réponse correspondante.
Partie 1
Partie 2
Le KA est une constante qui exprime l'équilibre des concentrations d'acide et base conjugués.
Partie 3
1. Les solutions tampons :
maintien du pH dans les milieux biologiques
1 Déterminer le pKA d'un couple acido-basique
Le système « phosphate » est celui qui maintient pratiquement constant le pH intracellulaire (d'après le document 1). Or le pH intracellulaire normal est de 6,8 à 7,0 selon les cellules.
De plus, l'effet tampon optimal est obtenu lorsque pH
Donc le pKA du couple H2PO4–(aq)/HPO42–(aq) est compris entre 6,8 et 7,0.
2 Utilisation de la formule et des informations du texte
On a, d'après l'énoncé, la formule .
Or d'après le document 2, dans les conditions normales de respiration on a :
[CO2(aq)]
Le pH dans les conditions normales de respiration est donc
Cela correspond tout à fait au pH du sang humain dans les conditions normales de respiration d'après le document 1.
2. Les perturbations et les mécanismes régulateurs
Comprendre l'équilibre chimique à travers la formule
D'après le document 3, les concentrations en base et en acide du couple peuvent être régulées l'une par voie respiratoire et l'autre par voie rénale .
On en déduit que la concentration du dioxyde de carbone (CO2) diminue en cas d'hyperventilation (le patient expulse davantage de CO2). Ce qui est confirmé par le document 3 « la réaction ventilatoire est rapide, elle met en jeu une hyperventilation destinée à abaisser la quantité de dioxyde de carbone dans le sang, qui doit normalement diminuer en quelques minutes. »
Au contraire, l'hyperventilation ne modifie pas la concentration de l'hydrogénocarbonate puisque celle-ci est modifiée par voie rénale (l'urine).
On sait que la valeur de la constante d'acidité reste identique (car elle ne dépend que de la température).
La concentration de CO2 diminue alors et celle de reste constante en même temps que le rapport reste constant : il faut forcément que diminue et comme , le pH augmentera automatiquement.
Une acidose est une modification du pH qui devient trop faible, il y donc augmentation de l'acidité. L'augmentation du pH sanguin par hyperventilation permet de corriger cette acidose métabolique.
3. Un acide de l'organisme : l'acide lactique
1 Reconnaître et nommer les groupes fonctionnels

La molécule comporte un groupe hydroxyle OH et un groupe carboxyle COOH.
2 1. Calculer le pH d'une solution d'acide fort
Il s'agit d'un acide fort donc sa réaction dans l'eau est totale et la concentration des ions oxonium est celle de l'acide apporté donc
Par identification, lorsque l'on n'a pas encore versé la base, le pH est celui de la solution d'acide donc la courbe de titrage de l'acide fort est la courbe n° 2.
2. Démontrer la relation entre pKA et le pH à la demi-équivalence
Par définition de l'équivalence, à l'équivalence on a introduit autant de moles de base que de moles d'acide initialement présentes. Donc, lorsque l'on a ajouté un volume égal à , on a consommé exactement la moitié de la quantité d'acide initialement présente.
De plus d'après l'équation de la réaction
Si la moitié de la quantité d'acide a été consommée, on a formé aussi exactement la même quantité de la base conjuguée.
On est donc dans la situation où car il reste une moitié des moles d'acide à titrer et on a fabriqué une moitié de la base conjuguée.
Or, d'après l'énoncé, on a :
D'après le graphique du titrage, on détermine le volume équivalent par la méthode des tangentes et l'on trouve VE
On peut maintenant estimer d'après la courbe le pH de la solution lorsque l'on a versé 5,0 mL d'hydroxyde de sodium d'où
4. La précision d'un titrage
1 Déterminer la concentration d'une espèce titrée
Notez bien
Dans cette formule (de titrage), vous pouvez laisser les volumes en mL car il y en a un volume divisé par un second volume, donc les mL « s'annulent » et il n'y a pas besoin de les convertir en litre. Évidemment, le résultat serait le même si on faisait la conversion en litre.
2 1. Calculer et discuter des valeurs d'incertitude
de grandeurs expérimentales
Les incertitudes obtenues sur VA et CB sont respectivement de 0,05 mL et 0,01 · 10−2 mol · L−1 pour des valeurs respectives de 20 mL et 3,0 · 10−2 mol · L–1. On peut donc calculer les incertitudes relatives de ces deux grandeurs :
Or l'incertitude évaluée sur le volume équivalent est DVE
L'incertitude relative au volume équivalent est bien dix fois supérieure à celles relatives à CA ou CB. On peut donc négliger les incertitudes relatives à VA et CB par rapport à celle de VE.
2. Encadrer une valeur à partir de l'incertitude commise
Or, d'après la question
On a alors CA exp = 1,51 · 10–2 ± 0,05 mol · L–1.
On peut aussi donner le résultat sous la forme d'un encadrement :
1,46 · 10−2 mol · L−1
3. Comparer des valeurs attendues
et des valeurs expérimentales ainsi que leurs incertitudes
L'encadrement de la concentration molaire attendue est
CA
Cela correspond à l'encadrement
2,215 · 10−2 mol · L−1
Les deux encadrements ne coï ncident pas puisque chacune des valeurs ne rentre pas dans l'intervalle d'incertitude de l'autre. Les intervalles ne se superposent pas.
4. Critiquer une manipulation
Les écarts peuvent avoir ici de nombreuses explications comme, par exemple, une erreur de lecture du niveau de la burette lors du titrage, une erreur effectuée sur la concentration de la solution titrante, une erreur lors du pipetage du volume de la solution titrée ou encore une erreur dans le repérage du volume équivalent, ce qui est certainement l'erreur la plus « facile » à faire car il s'agit d'un titrage colorimétrique.
L'usage d'une calculatrice est autorisé.