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CINÉTIQUE ENZYMATIQUE
La valeur de la constante d’acidité, K a , est une mesure de l’affinité pour le proton
des paires acide-base, HA/A
– et H 2 O/OH
– , et donne ainsi une mesure de la force
d’un acide ou d’une base par rapport à l’eau. Les acides sont classés en fonction de
cette force relative. Ceux dont la constante de dissociation est inférieure à 1 ne
s’ionisent que partiellement en solution et sont appelés des acides faibles (K a < 1).
Ceux dont la constante de dissociation est supérieure à 1 sont complètement ionisés
en solution (K a > 1). Ainsi, une solution 0,1 M d’un acide fort comme l’acide chlorhydrique contient 0,1 M d’ion hydrogène. Par contre, une solution d’un acide
faible, comme l’acide acétique, qui n’est pas complètement dissocié, contient une
concentration d’ion hydrogène plus faible qu’une solution d’acide fort à une concentration identique.
La force d’une base peut également être estimée par une mesure de sa constante de
dissociation, K b , mais celle-ci est rarement utilisée. Afin d’homogénéiser les mesures,
on utilise pour classer les bases, la constante de dissociation de leur acide conjugué :
K
BH
BH
a =
+
+
[] [
]
[]
[8.11]
Les acides et les bases faibles sont celles dont la constante K a est comprise entre
1 et 10
–14 M.
De la même manière que le pH est défini à partir de la concentration de proton,
le pK a d’un acide ou d’une base est défini comme « moins le logarithme décimal de
la constante de dissociation de l’acide ».
pK
K
AH
AH
aa =−
=−
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟
−+
log
log
[] [
]
[]
[8.12]
La relation entre le pH et les concentrations d’un acide et de sa base conjuguée
présentes dans une solution peut aisément être obtenue en réarrangeant cette équation :
log
log
log
K
A
AH
H
a =+
−
+
[]
[]
[]
[8.13]
En se rappelant la définition du pH donnée dans l’équation [8.6], nous obtenons
l’équation d’HENDERSON-HASSELBALCH, qui donne le pH d’une solution d’acide
ou de base faible à partir du pK a et des concentrations de la forme acide (AH dans
l’exemple choisi) et de la forme base [] A
−
présentent dans la solution :
pH
pK
A
AH
a
=+
−
log
[]
[]
[8.14]
Cette équation montre que pour un composé ne contenant qu’un seul groupe ionisable, les concentrations de la forme acide et de la forme base seront identiques
lorsque le pH sera égal au pK a . La forme de la courbe de titrage présentée dans la
figure 8.1 qui montre la relation entre le pH et la fraction de forme ionisée de la
molécule, [ ] ([ ] [
])
AAA H
−−
+
, indique que dans une région correspondant à
CINÉTIQUE ENZYMATIQUE
La valeur de la constante d’acidité, K a , est une mesure de l’affinité pour le proton
des paires acide-base, HA/A
– et H 2 O/OH
– , et donne ainsi une mesure de la force
d’un acide ou d’une base par rapport à l’eau. Les acides sont classés en fonction de
cette force relative. Ceux dont la constante de dissociation est inférieure à 1 ne
s’ionisent que partiellement en solution et sont appelés des acides faibles (K a < 1).
Ceux dont la constante de dissociation est supérieure à 1 sont complètement ionisés
en solution (K a > 1). Ainsi, une solution 0,1 M d’un acide fort comme l’acide chlorhydrique contient 0,1 M d’ion hydrogène. Par contre, une solution d’un acide
faible, comme l’acide acétique, qui n’est pas complètement dissocié, contient une
concentration d’ion hydrogène plus faible qu’une solution d’acide fort à une concentration identique.
La force d’une base peut également être estimée par une mesure de sa constante de
dissociation, K b , mais celle-ci est rarement utilisée. Afin d’homogénéiser les mesures,
on utilise pour classer les bases, la constante de dissociation de leur acide conjugué :
K
BH
BH
a =
+
+
[] [
]
[]
[8.11]
Les acides et les bases faibles sont celles dont la constante K a est comprise entre
1 et 10
–14 M.
De la même manière que le pH est défini à partir de la concentration de proton,
le pK a d’un acide ou d’une base est défini comme « moins le logarithme décimal de
la constante de dissociation de l’acide ».
pK
K
AH
AH
aa =−
=−
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟
−+
log
log
[] [
]
[]
[8.12]
La relation entre le pH et les concentrations d’un acide et de sa base conjuguée
présentes dans une solution peut aisément être obtenue en réarrangeant cette équation :
log
log
log
K
A
AH
H
a =+
−
+
[]
[]
[]
[8.13]
En se rappelant la définition du pH donnée dans l’équation [8.6], nous obtenons
l’équation d’HENDERSON-HASSELBALCH, qui donne le pH d’une solution d’acide
ou de base faible à partir du pK a et des concentrations de la forme acide (AH dans
l’exemple choisi) et de la forme base [] A
−
présentent dans la solution :
pH
pK
A
AH
a
=+
−
log
[]
[]
[8.14]
Cette équation montre que pour un composé ne contenant qu’un seul groupe ionisable, les concentrations de la forme acide et de la forme base seront identiques
lorsque le pH sera égal au pK a . La forme de la courbe de titrage présentée dans la
figure 8.1 qui montre la relation entre le pH et la fraction de forme ionisée de la
molécule, [ ] ([ ] [
])
AAA H
−−
+
, indique que dans une région correspondant à