Des équilibres acido-basiques 
en milieu biologique

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Annales corrigées
Classe(s) : Tle S | Thème(s) : Structure et transformation de la matière
Type : Exercice | Année : 2012 | Académie : Sujet zéro
Unit 1 - | Corpus Sujets - 1 Sujet
 
Des équilibres acido-basiques
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

L’usage d’une calculatrice est autorisé.

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  = pKA+  log [B][A].

Demi-équation associée au couple CO2(aq)/HCO3(aq)  :

CO2(aq)+2  H2O(l)  =  HCO3(aq)+H3O(aq)+.

1. Les solutions tampon  :
maintien du pH des milieux biologiques

1  Donner une estimation de la valeur du pKA du couple (H2PO4(aq)/HPO4(aq)2). (0,25  point)

2  Sachant que le pKA du couple CO2(aq)/HCO3(aq) est égal à 6,1 à 37  &deg C, montrer que le pH du sang humain est maintenu à la valeur habituelle dans les conditions normales de respiration. (0,5  point)

Document  1

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  = pKA. Dans le corps humain, le pH du sang et des fluides extracellulaires varie peu, autour de 7,4  et le pH normal intracellulaire est de 6,8 à 7,0 selon les cellules. De cette manière, le pH intracellulaire est maintenu pratiquement constant grâce au système «  phosphate  » (H2PO4(aq)/HPO4(aq)2).

Document  2

Un autre système tampon important dans l’organisme fait intervenir le couple dioxyde de carbone/ion hydrogénocarbonate CO2(aq)/HCO3(aq). Dans les conditions normales de respiration, la concentration molaire en dioxyde de carbone dans le sang est telle que [CO2(aq)]=  &alpha   &times   p(CO2).

&alpha est la constante de solubilité de valeur &alpha   =  0,030  mmol  &middot   L&minus 1  &middot   mmHg&minus 1 et p(CO2)  la pression partielle du dioxyde de carbone dans l’alvéole pulmonaire exprimée en millimètres de mercure (mm  Hg). Sa valeur est normalement p(CO2)  = 40  mm  Hg. La concentration molaire des ions hydrogénocarbonate est [HCO3(aq)]= 24  mmol  &middot   L&minus 1.

2.  Les perturbations et les mécanismes régulateurs

&Agrave l’aide de l’expression de la constante d’acidité du couple CO2(aq)/HCO3(aq), expliquer comment l’hyperventilation permet de corriger l’acidose métabolique. (0,5  point)

Document  3

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  &middot   L&minus 1 d’ions hydrogénocarbonate et 0,060  g  &middot   L&ndash 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 HCO3(aq) 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.

1  Recopier la représentation de l’acide lactique figurant ci-dessous puis entourer et nommer les groupes caractéristiques. (0,25  point)


2  La figure  1 représente deux simulations de courbes de titrage pH-métrique de deux solutions aqueuses acides différentes par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium (Na(aq)++HO(aq)).

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= 1,0  &times   10&ndash 2 mol  &middot   L&minus 1.


Figure  1. Titrage des solutions A et B

1.  Calculer le pH de la solution d’acide fort avant l’ajout de la solution aqueuse de soude et en déduire la courbe correspondant à son titrage pH-métrique. (0,5  point)

2.  On donne l’équation de la réaction de titrage de l’acide lactique  :

CH3CHOHCOOH(aq)+HO(aq)CH3CHOHCOO(aq)+  H2O(l)

Montrer que pour un volume de solution aqueuse de soude ajouté égal à VE2, 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=  (20,0  &plusmn   0,05)  mL d’une solution aqueuse d’acide lactique de concentration molaire attendue cA=  (2,22  &plusmn   0,005)  &times   10&ndash 2  mol  &middot   L&ndash 1 par une solution aqueuse de soude étiquetée «  concentration
cB=  (3,00  &plusmn   0,01)  &times   10&ndash 2  mol  &middot   L&ndash 1  ».

1  La valeur du volume à l’équivalence relevée par un élève est VE=  (10,1 &plusmn 0,3) mL. L’estimation de l’incertitude sur la mesure est liée au repérage de l’équivalence et à la précision de la burette dans les conditions de l’expérience. Déterminer la concentration molaire expérimentale cA  exp en acide lactique, obtenue par l’élève. (0,5  point)

2  On définit l’incertitude relative d’une grandeur X par le rapport Δ XX. On estime qu’une incertitude relative est négligeable devant une autre, si elle est environ dix fois plus petite.

1.  Montrer que les incertitudes relatives sur VA et cB sont négligeables devant celle sur VE. (0,75  point)

2.  Dans cette hypothèse, on peut montrer que l’incertitude relative Δ cA  expcA  exp est égale à Δ VEVE.

En déduire l’encadrement de la concentration molaire en acide lactique cA  exp, obtenue par l’élève. (0,25  point)

3.  L’encadrement de la concentration molaire obtenue expérimentalement est-elle cohérente avec l’encadrement de la concentration molaire attendue  ? Justifier. (0,25  point)

4.  Quelle(s) raison(s) pourrai(en)t expliquer un écart éventuel entre l’encadrement attendu et l’encadrement expérimental  ? (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

2  Ne pas oublier les formules données en début d’exercice.

Partie  2

Le KA est une constante qui exprime l’équilibre des concentrations d’acide et base conjugués.

Partie  3

21.  Pour un acide fort de concentration apportée c, on a toujours [H3O(aq)+]=c.