Chapitre 5. Réactions acide-base. Dosages et Tampons
- Par Élisabeth Bardez
Pages 119 à 160
Citer ce chapitre
- BARDEZ, Élisabeth,
- Bardez, Élisabeth.
- Bardez, É.
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Notes
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[1]
Rappelons que l’équilibre est une situation où les concentrations des espèces sont constantes dans le temps, cependant ce n’est pas une situation statique. Les réactions 1 et 2 se produisent, mais à la même vitesse.
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[2]
Cette réaction est aussi accompagnée de la formation d’ions carbonate. Une eau d’utilisation courante (eau du robinet, eau industrielle) contient du dioxyde de carbone dissous sous forme de HCO3- ; si cette eau est calcaire, c’est-à-dire chargée d’ions Ca2+ et Mg2+, la chauffer provoque la décomposition des ions HCO3- et la précipitation de tartre (ŒCO3 (calcaire) et MgCO3). Chacun a observé chez soi l’entartrage des chauffe-eau, bouilloires, contours des robinets d’eau chaude, etc.
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[3]
Cette réaction est rapide à froid dans l’eau. Les raisons du ralentissement dans la pâte ne sont pas totalement élucidées.
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[4]
Les dosages conductimétriques ne seront pas développés ici.
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[5]
Buffer = tampon, en anglais.
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[6]
Somme en mol-L-1 des concentrations de toutes les espèces contribuant à la pression osmotique (ions, urée, glucose, protéines, etc.).
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[7]
Depuis le milieu des années 1980, on considère que les océans ont absorbé de 20 à 30 % des émissions de dioxyde de carbone d’origine anthropique. Aujourd’hui, la concentration globale du carbone inorganique dissous dans les eaux de surface est de l’ordre de 2 mmol.kg-1. Elle est un peu supérieure en profondeur car la dissolution est favorisée aux basses températures.
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[8]
On trouve souvent écrit que ce phénomène résulte de la loi de Henry selon laquelle la fraction molaire xi d’un gaz i dissous dans une solution est : xi = pi/kH où pi est la pression partielle du gaz dans le mélange gazeux en équilibre avec la solution et kH la constante de Henry (qui dépend de la nature du gaz, de celle du solvant, et de la température). En toute rigueur, la loi de Henry ne s’applique pas aux gaz susceptibles de réagir chimiquement avec le solvant, ce qui est le cas du CO2 avec l’eau. Néanmoins, si la solubilité de CO2 dans l’eau n’est pas strictement proportionnelle à la pression partielle, il n’en demeure pas moins qu’elle augmente avec cette dernière.
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[9]
Groupe d’experts Intergouvernemental sur l’Évolution du Climat (GIEC ou IPCC en anglais) et National Oceanic and Atmospheric Administration (USA).
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[10]
Nom usuel de l’acide méthanoïque.
Les réactions acide-base font partie de notre quotidien et sont omniprésentes dans le monde vivant. Détartrer une bouilloire, c’est faire réagir l’acide sulfamique NH2SO3H sur les ions carbonate CO32-basiques du calcaire. Prendre un médicament antiacide, c’est neutraliser l’excès d’acidité gastrique par les hydroxydes basiques Al(OH)3 et Mg(OH)2.
Quant au monde vivant, la régulation du pH y est primordiale. Elle est assurée par des équilibres acido-basiques faisant partie de systèmes de sécurité appelés « tampons ». Chez les humains en particulier, le maintien du pH du plasma sanguin à 7,4 est assuré par diverses espèces, dont les ions hydrogénocarbonate, qui réagissent à tout moment avec les possibles excès d’acidité ou de basicité en milieu sanguin pour les neutraliser, et protéger ainsi le cerveau.
Ce chapitre commence par des considérations fondamentales sur les constantes des équilibres acide-base, le pH des solutions salines et amphotères et après avoir analysé les principaux dosages acide-base, termine par les solutions tampons, en théorie comme en pratique.
Pour écrire correctement les flèches d’une réaction acide-base (→ ou ⇌), comme pour calculer les quantités de matière tant des réactifs éventuellement non consommés que des produits formés, il faut savoir au préalable si la réaction est quantitative ou non en calculant la constante d’équilibre.
Rappel (cf. § 3.2.c) :
Toute réaction acide-base aboutit, en une fraction de seconde à un état d’équilibre symbolisé par …
Date de mise en ligne : 19/03/2026
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