DS N ° 01 Les transformations acido-basiques, l

DS N° 01 : L’uréase dans le milieu réactionnel (30 min)

La bactérie Helicobacter pylori (H. pylori) est responsable de la plupart des ulcères de l’estomac.

On souhaite savoir comment elle réussit à survivre dans un milieu très acide, comme les sucs gastriques de l’estomac,

avant de rejoindre la muqueuse stomacale où elle pourrait se développer.

A. L’uréase.

L’uréase est une enzyme qui joue un rôle important au sein des organismes vivants.

Elle accélère (catalyse) considérablement la décomposition d’une molécule organique, l’urée CH₄N₂O (aq),

qui réagit avec l’eau pour former de l’ammoniac et du dioxyde de carbone.

Sans elle, la décomposition de l’urée durerait plusieurs années.

On trouve l’uréase dans des bactéries pathogènes telles Helicobacter pylori (H. pylori).

B. Influence du pH sur l’activité enzymatique.

Condition expérimentale : Température T = 30 ° C

1. Le contenu de l’estomac est un milieu très acide qui peut être considéré comme une solution aqueuse d’acide chlorhydrique de pH = 2,0.

Préciser la formule des espèces contenues dans la solution aqueuse d’acide chlorhydrique

et calculer la concentration en ions oxonium de ce milieu.

2. L’uréase :

a. L’uréase de la bactérie H. pylori permet d’augmenter la vitesse de la réaction de l’urée avec l’eau et ainsi sécréter de l’ammoniac dans son environnement proche.

Dans l’estomac l’ammoniac réagit avec les ions oxonium H₃O⁺ (aq). Écrire la formule semi-développée et le schéma de Lewis de la molécule d’ammoniac.

b. Justifier le caractère basique de l’ammoniac et écrire le couple acide-base auquel il appartient.

c. Écrire l’équation de l’hydrolyse de l’urée sachant que la transformation est non totale.

d. Écrire l’équation de la réaction acide-base entre l’ammoniac et l’ion oxonium. La transformation est totale.

3. Quel est l’effet de la libération de l’ammoniac par la bactérie sur le pH de la solution qui l’entoure ?

4. L’enzyme sécrétée par la bactérie H. pylori est en réalité une association de l’uréase avec d’autres entités chimiques.

En quoi le document B illustre-t-il le fait que l’uréase seule ne peut pas agir dans l’estomac ?

Correction

DS N° 02 : Préparation d’une solution d’acide chlorhydrique (20 min)

Afin de préparer une solution S d’acide chlorhydrique, on introduit un volume V₁ = 5,0 L

de chlorure d’hydrogène HCℓ (g) dans un volume V₂ = 1,0 L d’eau.

On négligera la variation de volume du liquide.

1. Expliquer pourquoi l’eau est une espèce amphotère.

2. Écrire l’équation de la réaction entre HCℓ (g) et l’eau. La transformation est totale.

3. Calculer la concentration en ions oxonium présents dans la solution S.

4. La solution S est diluée 10 fois. En déduire le pH de la solution obtenue.

5. On prélève 10,0 mL de la solution S. Déterminer le volume V d’une solution d’hydroxyde de sodium

de concentration en ions hydroxyde [HO^–] = 0,10 mol . L^–1 à ajouter pour que la solution S devienne neutre.

La transformation est totale. On négligera toute autre source d’ions oxonium.

- Donnée :

- Volume molaire d’un gaz dans les conditions de l’expérience :

- V_m = 24,0 L . mol^–1.

Correction

DS N° 01 : L’uréase dans le milieu réactionnel (30 min)

1. Formule des espèces contenues dans la solution aqueuse d’acide chlorhydrique

et concentration en ions oxonium de ce milieu.

- Solution aqueuse d’acide chlorhydrique de pH = 2,0

Solutions

aqueuses

acides

Notation

Acide

chlorhydrique

H₃O⁺(aq) + Cℓ^– (aq)

- pH = 2,0

- [H₃O⁺] = C⁰ ×10^–
pH mol . L^–1

- [H₃O⁺] = 1,0 × 10^{–
2,0} mol . L^–1

- [H₃O⁺] = 1,0 × 10^{–
2} mol . L^–1

2. L’uréase :

a. Formule semi-développée et le schéma de Lewis de la molécule d’ammoniac.

- Formule semi-développée :

- Schéma de Lewis :

b. Justification du caractère basique de l’ammoniac et couple acide-base auquel il appartient.

- L’atome d’azote porte un doublet non liant.

- Le doublet non liant situé sur l’atome d’azote est un site donneur de doublet d’électrons.

- Il permet de se lier à l’ion hydrogène qui présente une lacune en électron.

- On obtient ainsi l’ion ammonium :

- La molécule d’ammoniac possède un caractère basique.

- Une base est une espèce chimique capable de capter au moins un hydrogène H⁺

c. Équation de l’hydrolyse de l’urée sachant que la transformation est non totale.

NH₂ – CO – NH₂ + H₂O 2 NH₃ + CO₂

d. Équation de la réaction acide-base entre l’ammoniac et l’ion oxonium.

Acide	Base
NH₄⁺ (aq)	/ NH₃ (aq)
H₃O⁺ (aq)	/ H₂O (ℓ)

H₃O⁺ (aq)				H₂O (ℓ)	+	H⁺	(1)
NH₃ (aq)	+	H⁺		NH₄ ⁺ (aq)			(2)
H₃O⁺ (aq)	+	NH₃ (aq)	→	H₂O (ℓ)	+	NH₄⁺ (aq)	(1) + (2)

3. Effet de la libération de l’ammoniac par la bactérie sur le pH de la solution qui l’entoure :

- La réaction entre l’ammoniac NH₃ (aq) et les ions oxonium H₃O⁺ (aq) consomme des ions oxonium H₃O⁺ (aq) entre autres.

- En conséquence, la concentration en ions oxonium H₃O⁺ (aq) diminue et le pH de la solution qui l’entoure augmente.

4. Le document B illustre le fait que l’uréase seule ne peut pas agir dans l’estomac :

- En effet à pH = 2, l’activité relative de l’uréase est égale à zéro.

- Seule, elle ne peut pas catalyser la réaction dans l’estomac.

- Il faut d’autres entités chimiques qui agissent dans l’estomac pour faire augmenter la valeur du pH et augmenter l’activité relative de l'uréase.

DS N° 02 : Préparation d’une solution d’acide chlorhydrique (20 min)

1. L’eau est une espèce amphotère.

- L’eau appartient à deux couples acido-basiques.

- L’ion H₃O⁺ est l’acide du couple H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ)

- L’ion HO^– (aq) est la base du couple H₂O (ℓ) / HO^– (aq).

- L’eau est la base du couple H₃O⁺ (aq) / H₂O (ℓ) et l’acide du couple H₂O (ℓ) / HO^– (aq).

- On dit que l’eau est un ampholyte ou une espèce amphotère.

- Espèce amphotère :

- Une espèce amphotère est à la fois l’acide d’un couple et la base d’un autre couple.

Acide	Base
H₂O (ℓ)	/ HO^– (aq)
H₃O⁺ (aq)	/ H₂O (ℓ)

2. Équation de la réaction entre HCℓ (g) et l’eau.

- La transformation est totale :

HCℓ (g)				Cℓ ^– (aq)	+	H⁺	(1)
H₂O (ℓ)	+	H⁺		H₃O⁺ (aq)			(2)
HCℓ (g)	+	H₂O (ℓ)	→	Cℓ^– (aq)	+	H₃O⁺ (aq)	(1) + (2)

3. Concentration en ions oxonium présents dans la solution S.

- Chlorure d’hydrogène HCℓ (g) : V₁ = 5,0 L

- Volume molaire : V_m = 24,0 L . mol^–1

- Volume de la solution obtenue : V₂ = 1,0 L

- Quantité de matière n₁ de chlorure d’hydrogène :

- Tableau d’avancement :

Équation		HCℓ (g)	+ H₂O (ℓ)	→	Cℓ^– (aq)	+ H₃O ⁺ (aq)
État du système	Avancement	n (HCℓ)	Solvant		n (Cℓ^–)	n (H₃O ⁺)
État initial (mol)	x = 0	n₁ = 0,21	Excès		0	0
État intermédiaire	0 ≤ x ≤ x_f	n₁ – x	Excès		x	x
État final (mol)	x = x_f	n₁ – x_f	Excès		x_f	x_f
État max	x = x_max	n₁ – x_max = 0	Excès		x_max	x_max

- Comme la réaction est totale :

- x_f = x_max = n₁ ≈ 0,21 mol

- n (H₃O ⁺) ≈ 0,21 mol

- Concentration en ions oxonium :

4. pH de la solution obtenue.

- La solution S est diluée 10 fois :

- En conséquence, la concentration en ions oxonium est divisée par 10 :

- [H₃O⁺] ≈ 2,1 × 10^–2 mol . L^–1

- pH de la solution obtenue :

- Par définition : Pour une solution diluée, [H₃O⁺] < 0,050 mol . L^–1

- Application numérique :

5. Volume V d’une solution d’hydroxyde de sodium à ajouter pour que la solution S devienne neutre.

- On prélève 10,0 mL de la solution S.

- Concentration en ions hydroxyde [HO^–] = 0,10 mol . L^–1

- La transformation est totale.

- On négligera toute autre source d’ions oxonium.

- Quantité de matière n d’ions oxonium :

- [H₃O⁺] ≈ 2,1 × 10^–1 mol . L^–1

- Le volume de la solution S prélevée : V’ = 10,0 mL

- n = [H₃O⁺] . V’

- n ≈ 2,1 × 10^–1 × 10 × 10^–3

- n ≈ 2,1 × 10^–3 mol = 2,1 mmol

- Tableau d’avancement :

Équation		H₃O ⁺ (aq)	+ HO^– (aq)	→	2 H₂O (ℓ)
État du système	Avancement	n (H₃O ⁺)	n (HO^–)		Solvant
État initial (mmol)	x = 0	n = 2,1	n’		Excès
État intermédiaire	0 ≤ x ≤ x_f	n – x	n’ – x		Excès
État final (mmol)	x = x_f	n – x_f	n’ – x_f		Excès
État max (mmol)	x = x_max	n – x_max = 0	n’ – x_max = 0		Excès

- La réaction étant totale : x_f = x_max

- D’autre part : x_max = n = n’= 2,1 mmol

- Volume de solution d’hydroxyde de sodium versé :