RAPPEL — Tampons, titrages et point isoélectrique
Cette fiche regroupe les trois applications quantitatives de l’acide-base qui tombent en TP : fabriquer un tampon, lire un titrage, calculer un point isoélectrique. Toutes reposent sur une seule formule déjà vue : Henderson-Hasselbalch (pH = pKa + log([base]/[acide])).
Les tampons : résister aux variations de pH
Un tampon est un mélange, en quantités comparables, d’un acide faible et de sa base conjuguée (ex. CH₃COOH + CH₃COO⁻). Il encaisse les ajouts d’acide ou de base sans que le pH bouge beaucoup :
ajout d'ACIDE (H⁺) ajout de BASE (HO⁻)
│ │
▼ ▼
consommé par la BASE consommé par l'ACIDE
du couple (A⁻ + H⁺ → AH) du couple (AH + HO⁻ → A⁻ + H₂O)
│ │
└──── le pH ne bouge presque pas ────┘
(tant qu'il reste des deux formes en réserve)- un ajout d’acide est neutralisé par la base du couple ;
- un ajout de base est neutralisé par l’acide du couple.
Pouvoir tampon maximal quand pH = pKa (là, [acide] = [base], le mélange amortit également dans les deux sens). Zone utile : pKa ± 1.
Pour préparer un tampon à un pH voulu, on choisit donc un couple dont le pKa est proche du pH cible, puis on ajuste le rapport base/acide avec Henderson-Hasselbalch.
Tampons physiologiques à connaître :
- Bicarbonate (H₂CO₃/HCO₃⁻, pKa apparent 6,1) : le grand régulateur du pH sanguin (7,4), couplé à la respiration (le CO₂ expiré déplace l’équilibre — c’est un tampon « ouvert »).
- Phosphate (H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻, pKa 7,2) : tampon intracellulaire, très proche du pH physiologique.
- Histidine des protéines (imidazole, pKa ≈ 6,0) : tampon protéique.
Les titrages : suivre une neutralisation
On ajoute progressivement une base (ou un acide) et on suit le pH. Deux points remarquables sur la courbe :
pH
14│ ___________
│ ____/ ← saut brutal
│ / = ÉQUIVALENCE (tout neutralisé)
pKa│· · · · · ·__________/
│ ____/ ← plateau tampon (pH varie peu)
│ ___/
│_/ ↑
│ DEMI-ÉQUIVALENCE : [acide]=[base] → pH = pKa
└──────┬──────────┬────────────► volume de base ajouté
Véq/2 Véq- L’équivalence : on a versé exactement la quantité nécessaire pour tout neutraliser. C’est le saut brutal de pH (repéré par un indicateur coloré ou un pH-mètre).
- La demi-équivalence : on a neutralisé la moitié de l’acide → [acide] = [base] → pH = pKa. C’est aussi le milieu du plateau tampon.
La demi-équivalence est LA méthode expérimentale de détermination d’un pKa : on lit le pH à la moitié du volume équivalent.
Pour un polyacide (H₃PO₄ par ex.), on observe plusieurs sauts, un par acidité (pKa₁, pKa₂, pKa₃), donc plusieurs demi-équivalences. Le bon indicateur coloré est celui dont la zone de virage encadre le pH à l’équivalence.
Ampholyte et point isoélectrique
Pour un ampholyte encadré par deux pKa, le pH où il est majoritairement sous sa forme neutre (ou zwitterionique) est la moyenne des deux pKa :
pH de l’ampholyte = (pKa₁ + pKa₂) / 2
Appliqué à un acide aminé, ce pH particulier s’appelle le point isoélectrique (pI) : c’est le pH où la molécule porte une charge nette nulle (le zwitterion, avec –COO⁻ et –NH₃⁺ simultanément).
pH croissant →
forme : ⁺H₃N–CHR–COOH → ⁺H₃N–CHR–COO⁻ → H₂N–CHR–COO⁻
charge : +1 0 (zwitterion) −1
│ │ │
pH<pKa₁ pI = (pKa₁+pKa₂)/2 pH>pKa₂
À pI : charge nette NULLE → ne migre pas, solubilité MINIMALE.À son pI, l’acide aminé ne migre pas dans un champ électrique (base de l’électrophorèse) et sa solubilité est minimale (les molécules neutres s’agrègent).
Cas d’un acide aminé à 3 fonctions (chaîne latérale ionisable) : le pI est la moyenne des deux pKa qui encadrent la forme neutre (pas forcément pKa₁ et pKa₂ ; il faut repérer les deux pKa autour de la charge 0).
Pièges fréquents
- Confondre équivalence et demi-équivalence : pKa se lit à la demi-équivalence, pas au saut.
- Prendre n’importe quels deux pKa pour le pI : ce sont ceux qui encadrent la forme neutre (charge nette 0).
- Choisir un tampon loin de son pKa : hors de pKa ± 1, il ne tamponne quasiment plus.
- Oublier que pouvoir tampon dépend aussi de la concentration : un tampon dilué s’épuise vite.
Exercices éclair
Exercice 1. La glycine a pKa₁ = 2,3 (–COOH) et pKa₂ = 9,6 (–NH₃⁺). Calcule son pI.
Correction
pI = (2,3 + 9,6) / 2 = 5,95 ≈ 6,0. À ce pH, la glycine est très majoritairement sous forme zwitterion (charge nette nulle) : COO⁻ car pH > 2,3, et NH₃⁺ car pH < 9,6.
Exercice 2. Tu veux un tampon à pH 7,3. Entre l’acide acétique (pKa 4,8) et le couple phosphate (pKa 7,2), lequel choisis-tu ?
Correction
Le couple phosphate (pKa 7,2) : son pKa est à 0,1 unité du pH visé, donc en pleine zone utile (pKa ± 1) → pouvoir tampon quasi maximal. L’acétate (pKa 4,8) est à 2,5 unités : hors zone utile, il tamponnerait très mal à pH 7,3.
Exercice 3. L’acide aspartique a pKa₁ = 2,0 (α-COOH), pKa₂ = 3,9 (COOH de la chaîne) et pKa₃ = 9,9 (NH₃⁺). Quel est son pI ?
Correction
La forme neutre (charge 0) est encadrée par les deux pKa des deux acides carboxyliques (les groupes qui, en se déprotonant, font passer la charge de +1 à 0 puis 0 à −1) : pI = (pKa₁ + pKa₂)/2 = (2,0 + 3,9)/2 = ≈ 2,95. Le pKa de l’amine (9,9) n’intervient pas : c’est un acide aminé acide, son pI est bas (bien en dessous de 7). Réflexe : pour un acide aminé acide, le pI est la moyenne des deux COOH.
À retenir
- Tampon = acide faible + base conjuguée ; efficacité maximale à pH = pKa, zone utile pKa ± 1.
- Physio : bicarbonate 6,1, phosphate 7,2, histidine 6,0.
- Titrage : demi-équivalence ⇒ pH = pKa (mesure d’un pKa) ; équivalence = saut de pH ; un saut par acidité.
- pI = moyenne des deux pKa qui encadrent la forme neutre : charge nette nulle, solubilité minimale (zwitterion).