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pH, pKa, degré d'ionisation



  1. #1
    Dokku

    pH, pKa, degré d'ionisation

    Bonjour,

    Avant toute chose, je tiens à m'excuser, car je suis étudiant en médecine, et cela implique évidemment que je sois condamné à utiliser des sciences dures que je ne maîtrise pas toujours totalement afin de faire mes études. (joke inside !)

    Bref, voilà où j'en suis :
    Après avoir largué la chimie et passé à la pharmacologie, notre cher professeur a stipulé qu'évidemment, la ionisation/ou non d'un acide ou d'une base dépend du pKa et du pH de l'environnement.

    Après nous avoir rappelé Henderson-Hasselbach, il écrit ce qui suit :

    - Acide faible : à pH alcalin : ionisation +++ passage transmembranaire limité et inversement à pH acide
    - Base faible : à pH acide : ionisation +++ passage transmembranaire limité et inversement à pH alcalin

    Et là, le bât blesse..

    Car en effet, je n'arrive juste pas à me rappeler du raisonnement à appliquer pour comprendre ces deux faits :

    Un acide faible est un acide qui se dissocie trèèss difficilement, non ?
    Bon alors prenons l'éthanol, qui est à pKa = 16, non ? Et mettons nous à pH alcalin, disons 13 pour marquer l'exemple

    pH = pKa + log [A-]/[AH]
    13 = 16 + (-3), càd log (1/1000), soit 1000 fois plus de AH que de A-, donc comment dire que l'on est en présence de qqch de ionisé ?

    Merci d'avance pour vos réponses, car même si finalement il s'agit d'un léger détail que je pourrais résoudre en apprenant bêtement par coeur que if acide faible -> ionisé à alcalin ect ect, je voudrais bien comprendre le raisonnement sous-jacent

    Merci davance

    -----


  2. #2
    jeanne08

    Re : pH, pKa, degré d'ionisation

    Les couples acide/base conjugués forment trois groupes :
    - couples acide faible/base faible dans le solvant eau : pK allant de 0 à 14 ( plutot de 2 à 12 pour leur appliquer les formules usuelles) pour lesquels on a Ka vérifié dans toute solution aqueuse donc la formule
    pH = pKa + log ( [base]/[acide]) qui n'est rien d'autre que la forme logathmiques de la constante Ka = [base]*[H+]/[acide]
    - couple acide fort dans l'eau/ base spectatrice dans l'eau : acide totalement dissocié dans l'eau , pas de constante d'équilibre donc, base spectatrice ( ex HCl/Cl- HNO3/NO3- ) . Les pK indiqués , négatifs, permettent de classer les acides par force intrinsèque ( il n'y a aucune raison pour que HCl cède son proton comme HNO3 ) , mais ne servent à rien dans l'eau car ces acides et bases ont le même comportement dans l'eau ( on dit que l'eau nivelle ces acides forts , ils sont transformés complètement en H3O+ )
    - couple acide spectateur/ base forte : acides sans action sur l'eau , base totalement détruite par l'eau ( en acide conjugué et OH- ) .Exemple couple C2H5OH/C2H5O- . les pKa indiqués sont supérieurs à 14 et ne servent à rien dans l'eau .Les bases fortes sont nivelées dans l'eau et transformées complètement en OH- .
    Ces pKa négatifs ou supérieurs à 14 sont le résultats d'expériences dans d'autres solvants que l'eau et de calculs thermodynamiques .

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