15e – pH du milieu biologique

15e – pH du milieu biologique - Correction
Réaction chimique par échange de proton
Contrôle du pH : solution tampon ; rôle en milieu
biologique.
Extraire et exploiter des informations pour montrer l’importance du
contrôle du pH dans un milieu biologique.
INTERET DU CONTROLE DU PH DANS UN MILIEU BIOLOGIQUE
Les liquides biologiques sont des solutions aqueuses dans lesquelles se produisent de nombreuses
réactions chimiques. La plupart d’entre elles nécessite, entre autre, que le pH soit maintenu constant.
Comment le pH d’un milieu biologique est-il stabilisé ? Quelles peuvent-être les conséquences
d’une variation trop importante de sa valeur ?
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1.
Quelle est la différence entre métabolisme et catabolisme ? Pourquoi parle-t-on de métabolisme du
glucose ?
Le métabolisme est l’ensemble des transformations chimiques qui se déroulent dans les cellules
vivantes et qui permettent, à la fois, la dégradation de certaines molécules et la synthèse de nouvelles
molécules.
Le catabolisme est uniquement l’ensemble des transformations permettant la dégradation des
molécules. On parle donc de métabolisme pour le glucose, car celui-ci est dégradé par les cellules (catabolisme),
mais aussi produit par le foie (métabolisme).
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2.
Rechercher les noms des différents liquides (sucs) produits au cours de la digestion ainsi que leur
caractère acide ou basique.
Les différents sucs digestifs sont :
– la salive dont le pH varie entre 6,5 et 7,4. Or, à 37 °C, le pH d’une solution neutre est pH neutre = 6,8.
La salive est donc une solution neutre ou très voisine de la neutralité ;
– le suc gastrique, qui est un liquide biologique très acide puisque son pH est voisin ou inférieur à 2 ;
– le suc pancréatique, qui a un pH compris entre 7,5 et 8,2. C’est donc un liquide biologique basique ;
– le suc intestinal, qui a un pH compris entre 7,4 et 7,8. Il est donc, lui aussi, basique.
On peut ajouter la bile, dont le rôle n’est pas de transformer les aliments en petites molécules
susceptibles de passer dans le sang, mais d’émulsionner les graisses de sorte que leur digestion par le pancréas
et l’intestin soit facilitée.
Qu’est-ce qu’une « solution tampon » ?
Une « solution tampon » est une solution dont le pH varie peu par ajout d’un volume modéré de solution
acide, de solution basique ou d’eau.
3.
Pourquoi les liquides des organismes vivants doivent-ils contenir des systèmes chimiques « tampons » ?
Les transformations biochimiques qui se déroulent dans les organismes vivants ne se font de façon
optimale que pour un domaine de pH très étroit. Il est donc nécessaire que le pH des liquides biologiques soit
« tamponné », c’est-à-dire ne varie que très peu au cours des transformations chimiques qui s’y déroulent.
4.
5.
La dissolution de dioxyde de carbone dans une solution aqueuse provoque une acidification de la
solution. Justifier alors que le pH du sang veineux est inférieur à celui du sang artériel.
Le sang veineux revient vers les poumons après être passé dans les organes où il s’est chargé en
dioxyde de carbone dissous produit par l’activité cellulaire. Il est donc plus acide que le sang artériel, riche, lui,
en dioxygène dissous.
6.
a.
Pour un pH du sang égal à 7,4 à 37 °C, calculer la valeur du rapport
On a la relation :
pH  pK A  log
HCO 
HCO 

3
CO 2 , H 2 O
.

3 eq
CO 2 , H 2 Oeq
Or, le pKA du couple est égal à 6,1 à 37 °C. On a donc :
HCO 

3 eq
CO 2 , H 2 Oeq
HCO 

3 eq
CO 2 , H 2 Oeq
HCO 

3 eq
CO 2 , H 2 Oeq
b.
HCO3 –.
 10pH pK A 
 107 , 46,1
 101,3  20
Quelle espèce chimique du « tampon bicarbonate » prédomine alors dans le sang.
L’espèce chimique du « tampon bicarbonate » qui prédomine dans le sang est l’ion hydrogénocarbonate
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7.
Pour le « tampon phosphate », le pKa du couple à 37 °C est égale à 6,9.
a.
Par analogie avec l’expression du pH donnée dans le texte « le tampon bicarbonate », écrire
l’expression du pH d’une solution contenant les ions H2PO4-(aq) et HPO42-(aq) à 37 °C.
On peut écrire :
pH  pK A
HPO 
 log
H PO 
2
4 eq
2

4 eq
b.
Dans un liquide intracellulaire, on suppose que les concentrations initiales en
dihydrogénophosphate H2PO4-(aq) et en ions hydrogénophosphate HPO42-(aq) sont telles que :
[H2PO4-(aq)]i = [HPO42-(aq)]i = 80 mmol.L-1.
Quel est le pH initial de la solution ?
Le pH initial de la solution est égal au pK A du couple, puisque les deux concentrations sont égales.
Donc :
pHi = pKA = 6,9.
ions
c.
Une réaction enzymatique fournit 20 mmol.L -1 d’ions oxonium H3O+. ces ions réagissent totalement avec
l’ion hydrogénophosphate HPO42-(aq) . Calculer le pH final après la réaction. Justifier alors l’appellation « tampon
phosphate ».
Une réaction enzymatique produit 20 mmol.L–1 d’ions oxonium qui réagissent totalement avec les ions
HPO42– selon la réaction d’équation :
H3O+ (aq) + HPO42– (aq)  H2PO4–(aq) + H2O(l)
La réaction conduit ainsi à la disparition de 20 mmol.L–1 d’ions hydrogénophosphate, donc :
[HPO42–] = 60 mmol.L–1.
Cette réaction produit aussi 20 mmol.L–1 d’ions dihydrogénophosphate, donc :
[H2PO4–] = 100 mmol.L–1.
La relation donnée à la question 7a permet d’écrire :
pH  6,9  log
60
 pH = 6,7
100
Alors que la variation des concentrations des ions est de 25 %, la variation du pH de la solution n’est
que 0,2 unité, d’où le nom de « tampon phosphate » donné au couple.
8.
a.
Quelle est l’espèce ionique majoritaire dans l’eau de Vichy ?
Dans l’eau de Vichy, l’espèce chimique majoritairement présente est l’ion hydrogénocarbonate.
L’équation de la réaction entre l’acide urique et l’ion hydrogénocarbonate est :
C5H4N4O3 (s) + HCO3-(aq)  C5H3N4O3-(aq) + CO2,H2O(aq)
Comment la consommation d’eau de Vichy peut-elle aider à la dissolution d’un calcul d’acide urique ?
L’équation de la réaction montre que, si la concentration en ions hydrogénocarbonate augmente,
l’équilibre de la réaction va se déplacer vers la droite, dans le sens direct, de façon à favoriser la disparition de
cet ion et donc, simultanément, la disparition de l’acide urique solide. Par conséquent, une consommation
importante d’eau de Vichy aide à la dissolution des calculs d’acide urique.
b.
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