Le << Tampon bicarbonate >> intervient dans l'équilibre acide-base du sang par le couple CO2(aq), H2O (l)/HCO3- (aq). il présente l'avantage important de pouvoir fonctionner en système ouvert, c'est a dire relié à l'exterieur, les concentrations en base et en acide pouvant être régulées par contrôles de leurs excrétions ( CO2 par voie respiratoire et HCO3- par voie renal(e))
On cherche à illustrer le rôle du tampon bicarbonate et ses rapports avec la respiration. on considéra que les concentrations dans le sang sont 24mmol/l pour les ions HCO3-(aq) et de 1.2 mmol/l pour le CO2(aq).
1)a: Ecrire la relation entre le pH et le pKa du couple acide-base CO2,H2O(l)/HCO3-(aq)
Mon résultat : pH=pKa+log ([HCO3-/[CO2,H2O])
b: Effectuer l'application numérique
Mon résultat : pH=7.40
L'Équation de la réaction qui se produit si un excès d'acidité arrive dans le sang est : H++HCO3-(aq) <--> CO2(aq)+H20 (l)
On considère un apport dans le sang de 2.0mmol/l d'ions H- (aq)
2)a: Quelles sont les nouvelles concentrations molaire en HCO2-(aq) et de CO2(aq) si l'on est en système fermé, c'est a dire isolé de l'extérieur?
b: Que deviens le PH?
3) En système ouvert, il y a élimination du CO2 en exès par voies respiratoire.
a:Que peut-on dire de la concentration molaire de CO2 en excès par voies respiratoire.
b: Calculer la valeur du pH en système ouvert et la comparer à celle en système fermé
4) Dans quel cas le tampon bicarbonate du sang est-il le plus afficace
Donné pka( CO2(aq), H2O(l)/HCO3-(aq)) = 6.1
Merci d'avance de votre aide
chimie
Modérateur : moderateur
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arthur
Re: chimie
Bonjour
vous pouvez m'aider pour la dernière question svp !!!
Merci d'avance
vous pouvez m'aider pour la dernière question svp !!!
Merci d'avance
Re: chimie
Bonjour Arthur.
Montre qu'un apport de 2 mmol de \({ H }^{ + }\) consomme la même quantité de\({ HCO }_{ 3 }^{ - }\) et produit la même quantité de \({ CO }_{ 2 }\).
Que deviennent les concentrations molaires de \({ HCO }_{ 3 }^{ - }\) et de \({ CO }_{ 2 }\).
Que devient le pH ?
En système ouvert, d'après l'énoncé, l'excès de \({ CO }_{ 2 }\) est éliminé par la respiration, donc la concentration en \({ CO }_{ 2 }\) ne varie pas. En revanche, il y a la toujours même diminution de la concentration \({ HCO }_{ 3 }^{ - }\).
Que devient le pH ?
L'équation \({ H }^{ + }+{ HCO }_{ 3 }^{ - }\rightleftharpoons { CO }_{ 2 }+{ H }_{ 2 }O\).L'Équation de la réaction qui se produit si un excès d'acidité arrive dans le sang est : H++HCO3-(aq) <--> CO2(aq)+H20 (l)
On considère un apport dans le sang de 2.0mmol/l d'ions H- (aq)
2)a: Quelles sont les nouvelles concentrations molaire en HCO2-(aq) et de CO2(aq) si l'on est en système fermé, c'est a dire isolé de l'extérieur?
b: Que deviens le PH?
Montre qu'un apport de 2 mmol de \({ H }^{ + }\) consomme la même quantité de\({ HCO }_{ 3 }^{ - }\) et produit la même quantité de \({ CO }_{ 2 }\).
Que deviennent les concentrations molaires de \({ HCO }_{ 3 }^{ - }\) et de \({ CO }_{ 2 }\).
Que devient le pH ?
En système ouvert, d'après l'énoncé, l'excès de \({ CO }_{ 2 }\) est éliminé par la respiration, donc la concentration en \({ CO }_{ 2 }\) ne varie pas. En revanche, il y a la toujours même diminution de la concentration \({ HCO }_{ 3 }^{ - }\).
Que devient le pH ?
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arthur
Re: chimie
Le ph va diminuer non!!! Je ne comprends pas bien
Re: chimie
Faites les calculs (une simple soustraction ! pour l'un et une simple addition pour l'autre !) sur les concentrations \(\left[ { HCO }_{ 3 }^{ - } \right]\) et \(\left[ { CO }_{ 2 } \right]\) que je vous suggère.Le ph va diminuer non!!! Je ne comprends pas bien
En effet je vous rappelle ce que j'ai déjà posté :
L'équation\({ H }^{ + }+{ HCO }_{ 3 }^{ - }\rightleftharpoons { CO }_{ 2 }+{ H }_{ 2 }O\).
Montre qu'un apport de 2 mmol de\({ H }^{ + }\) consomme la même quantité de \({ HCO }_{ 3 }^{ - }\) et produit la même quantité de \({ CO }_{ 2 }\).
Que deviennent les concentrations molaires de\({ HCO }_{ 3 }^{ - }\) et de\({ CO }_{ 2 }.\)
Dans le cas du système fermé : \(\left[ { HCO }_{ 3 }^{ - } \right]\) diminue de 2 mmol et \(\left[ { CO }_{ 2 } \right]\) augmente de 2 mmol.
Dans le cas du système ouvert : \(\left[ { HCO }_{ 3 }^{ - } \right]\) diminue de 2 mmol et \(\left[ { CO }_{ 2 } \right]\) reste constante grace à "l'évacuation" du \({ CO }_{ 2 }\) en excès dans les poumons.
Ensuite lorsque vous aurez fait ces "calculs" vous calculez le pH avec la relation \(pH={ K }_{ A }+\log { \frac { \left[ { HCO }_{ 3 }^{ - } \right] }{ \left[ { CO }_{ 2 } \right] } }\).
Et vous conclurez.