Révision Notes (3) - Notes de cours PDF

Chapitre 3: l’eau, le pH et l’effet tampon 1- l’eau et ses propriétés - L’eau est considéré polaire: l’oxygène a une charge partielle négative tandis que l’hydrogène est partiellement positif. - Le partage inégal polarise la molécule favorisant ainsi la formations de liaison hydrogène. Les proprié...

Chapitre 3: l’eau, le pH et l’effet tampon 1- l’eau et ses propriétés - L’eau est considéré polaire: l’oxygène a une charge partielle négative tandis que l’hydrogène est partiellement positif. - Le partage inégal polarise la molécule favorisant ainsi la formations de liaison hydrogène. Les propriétés intéressantes de l’eau sont attribuables notamment à ses liaisons - L’eau possède des forces d’attraction moléculaires importantes et elle pose la capacité d’être impliqué dans plusieurs liens hydrogène par molécule - Les molécules biologiques portant des groupes polaires ou ionique se dissolvent aisément dans l’eau. Cette caractéristique est attribuables à leur capacité de former des liaisons hydrogène avec l’eau Exemples de molécules hydrosolubles: sels, amines, sucres , alcools, aldéhydes et cétones NB: molécules polaires sont solubles dans l’eau, molécules non polaires ne sont pas ou sont peu solubles dans l’eau Les molécules amphipathiques (qui présente une partie polaire et une partie non polaire) forment des structures particulières en milieu aqueux 2- Acides et Base A- definition de Bronsted-Lowry -Acide: composé capable de libérer des ions H ( protons) en solution. C’est un donneur de protons H - Base: composé capable de fixer des ions H. C’est un accepteur de protons H Les réactions d’acide base peuvent se représenter ainsi: ↑ MA V + Ha0 -- A #20 - + + T acide base base acidy 1 Conjugue Conjugue  L’eau peut agir comm.acide ou comme base en donnant ou en acceptant un proton respectivement. H2O comme base: HCl + H2O Cl + H3O H2O comme acide: CN + H2O HCN + OH L’eau possède une faible tendance à s’ioniser. À l’équilibre: [H+] = [OH-] (pour l’eau pure à 25°C) [H +] = 1 x 10-7 M = [OH-] = 1 x 10-7 M Pour toutes les autres solutions: [H+] = [OH-] neutre [H+] > [OH-] acide [H+] < [OH-] basique La concentration de l’ion hydrogène peut être exprimée sous forme de pH comme suit: pH = - log10 [H+] Une substance aqueuse dont le pH < 7 est un acide. ( augmentation de H+) Une substance aqueuse dont le pH > 7 est une base. ( baisse de H+) Il est possible de changer le pH d’un échantillon d’eau en y ajoutant une substance (acide, base) qui modifie l’équilibre entre [H+] et [OH-]. Acides forts : se dissocient complètement dans l’eau. Les acides forts sont plutôt rares, particulièrement en biochimie. Exemple: HCl, HNO3 HA A- + H+ S HA + H2O [A- + H3O+ Acides faibles: ne se dissocient pas à 100% dans l’eau. Contrairement aux acides forts, la plupart des acides d’intérêt en biochimie ne se dissocient pas complètement dans l’eau. Exemple: Acide acétique (CH3COOH) HA C A- + H+S HA + H2O. - A- + H3O+ Les concentrations finales pour les acides faibles sont exprimées en terme d’équilibre. Pour l’acide acétique, il s’ionise partiellement et ne cède que quelques protons à l’eau… Les acides faibles ont des constantes d’ionisation appelées « Ka » qui correspondent à: La valeur du pKa (- log (Ka)) d’un acide décrit sa tendance à s’ioniser. Un acide plus « fort » possède un Ka élevé (et un pKa faible). S’il y a plus de concentration de produit que de réactifs Ka est élevé et c’est l’inverse s’il y a moins de concentration de produits que de réactifs. faible fant  3- Relations entre pH et pKa ( équation d’Henderson- Hasselbalch) Cette équation lie le pH d’une solution au pKa (ou Ka) d’un acide, et à la concentration de celui-ci [HA] et de sa base conjuguée [A-]. Le pH d’une solution dépend du pKa et peut être calculé si nous connaissons la constante de dissociation (Ka ou pKa), [A-] et [HA]. Cette équation nous indique que lorsque le pH d’une solution d’acide est égal au pKa de cet acide, ce dernier est à demi dissocié; la moitié des molécules sont retrouvées sous la forme protonée (HA) et l’autre moitié sous la forme non protonée (A-)… Si pH = pKa : on est dans une solution demi- dissociée 4- Solutions tampons Les tampons sont des systèmes aqueux qui tendent à résister aux modifications de pH quand de petites quantités d’acide (H+) ou de base (OH-) sont ajoutées Un système acide faible (HA) et base conjuguée (A-) agit comme tampon contre l’ajout d’un acide ou d’une base en limitant des changements drastiques de pH. La zone tampon est la zone de pH où les variations de ce dernier sont minimales suite à l’ajout d’acide ou de base. La zone tampon est + ou – 1 unité du point d’équivalence (pKa).  -. L’ajout d’H+ ou d’OH- dans la zone tampon d’un système tampon n’a que peu d’impact sur la valeur du pH de la solution. Dans la zone tampon: H ↓+ A- → HA Base conjuguée (A-) neutralise l’addition de H+ OH- + HA → H2O Acide faible (HA) neutralise l’addition de OH- 5- Importance du pouvoir tampon en biochimie À- L’activité enzy La base de la classification des acides aminés dépend des propriétés de la chaîne latérale (-R): hydrophobe (non polaire) polaire, non chargé polaire, chargé positivement polaire, chargé négativement aromatique matique Le maintien du pH est donc vital pour toutes les cellules. Les processus cellulaires dépendent de l’activité des enzymes et cet te dernière est considérablement influencée par le pH. Pour maintenir le pH dans une zone serrée, les organismes dépendent de systèmes tampons. → pour le maintien du pH intracellulaire: 2 - 1) système phosphate (HPO4 /H2PO4) - → pour le maintien du pH des fluides extracellulaires: 2) système bicarbonate/acide carbonique (HCO3/H2CO3) - -pHsang est compris entre 7.35 à 7.45 the on a Lien entre l’acidité du sang et la respiration Co gui - Si H + augmente, le pH baise, la concentration de H2CO3 et de CO2 augmente donc on respire plus rapidement - Si H + baisse , le pH augmente, la concentration de H2CO3 et de CO2 baisse donc on respire plus lentement B- L’architecture en 3D est dépendante du pH: les liens non covalents sont affectés notamment par le pH et la température