Exercices et corrigés

Exercices Physique Chimie

Neutralisation de l’acide gastrique

Neutralisation de l’Acide Gastrique et Calculs Stœchiométriques

Neutralisation de l’Acide Gastrique et Calculs Stœchiométriques

Comprendre la Neutralisation de l'Acide Gastrique

L'acide gastrique, principalement constitué d'acide chlorhydrique (\(\text{HCl}\)), joue un rôle essentiel dans la digestion. Cependant, une production excessive ou une sensibilité accrue peut entraîner des brûlures d'estomac et des reflux acides. Les antiacides sont des médicaments utilisés pour neutraliser cet excès d'acidité. Ils contiennent des bases faibles ou des sels basiques qui réagissent avec l'acide chlorhydrique. L'hydroxyde de magnésium (\(\text{Mg(OH)}_2\)) est un exemple courant d'antiacide. La réaction de neutralisation entre \(\text{HCl}\) (acide fort) et \(\text{Mg(OH)}_2\) (base considérée comme forte une fois dissoute, bien que peu soluble) permet de réduire l'acidité gastrique. Comprendre la stœchiométrie de cette réaction est crucial pour déterminer la dose efficace d'un antiacide.

Données de l'étude

Une personne souffre de brûlures d'estomac et on estime qu'elle a un excès de \(n_{\text{HCl,excès}} = 0,040 \, \text{mol}\) d'acide chlorhydrique (\(\text{HCl}\)) dans son estomac. Pour neutraliser cet excès, elle prend un antiacide contenant de l'hydroxyde de magnésium (\(\text{Mg(OH)}_2\)).

Données utiles :

  • Quantité d'acide chlorhydrique en excès à neutraliser : \(n_{\text{HCl,excès}} = 0,040 \, \text{mol}\)

Masses molaires atomiques :

  • \(M(\text{Mg}) = 24,3 \, \text{g/mol}\)
  • \(M(\text{O}) = 16,0 \, \text{g/mol}\)
  • \(M(\text{H}) = 1,0 \, \text{g/mol}\)
  • \(M(\text{Cl}) = 35,5 \, \text{g/mol}\)
Schéma : Neutralisation de l'acide gastrique
Estomac HCl (excès) Mg(OH)₂ Neutralisation de l'excès d'acide.

L'hydroxyde de magnésium réagit avec l'acide chlorhydrique dans l'estomac.

Questions à traiter

  1. Écrire l'équation chimique équilibrée de la réaction de neutralisation entre l'hydroxyde de magnésium (\(\text{Mg(OH)}_2\)) et l'acide chlorhydrique (\(\text{HCl}\)).
  2. Calculer la masse molaire de l'hydroxyde de magnésium (\(M(\text{Mg(OH)}_2)\)).
  3. Déterminer la quantité de matière (en moles) d'hydroxyde de magnésium (\(n_{\text{Mg(OH)}_2}\)) nécessaire pour neutraliser complètement l'excès d'acide chlorhydrique.
  4. Calculer la masse d'hydroxyde de magnésium (\(m_{\text{Mg(OH)}_2}\)) correspondante.
  5. Si un comprimé d'antiacide contient \(500 \, \text{mg}\) d'hydroxyde de magnésium, combien de comprimés (ou fraction de comprimé) la personne devrait-elle prendre pour neutraliser l'excès d'acide ?
  6. (Bonus) Quel serait le pH de l'estomac si le volume du contenu gastrique est de \(200 \, \text{mL}\) et qu'il contient uniquement l'excès de \(0,040 \, \text{mol}\) de HCl (considéré comme un acide fort) avant la prise de l'antiacide ?

Correction : Neutralisation de l’Acide Gastrique

Question 1 : Équation de la réaction de neutralisation

Principe :

L'hydroxyde de magnésium (\(\text{Mg(OH)}_2\)) est une base qui réagit avec l'acide chlorhydrique (\(\text{HCl}\)) pour former un sel, le chlorure de magnésium (\(\text{MgCl}_2\)), et de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)). Il faut équilibrer l'équation.

L'équation de la réaction est :

\[ \text{Mg(OH)}_2\text{(s)} + 2 \, \text{HCl(aq)} \rightarrow \text{MgCl}_2\text{(aq)} + 2 \, \text{H}_2\text{O(l)} \]
Résultat Question 1 : L'équation équilibrée de la réaction de neutralisation est \(\text{Mg(OH)}_2\text{(s)} + 2 \, \text{HCl(aq)} \rightarrow \text{MgCl}_2\text{(aq)} + 2 \, \text{H}_2\text{O(l)}\).

Question 2 : Masse molaire de l'hydroxyde de magnésium (\(M(\text{Mg(OH)}_2)\))

Principe :

La masse molaire moléculaire est la somme des masses molaires atomiques des atomes constituant la molécule.

Formule(s) utilisée(s) :
\[M(\text{Mg(OH)}_2) = M(\text{Mg}) + 2 \times M(\text{O}) + 2 \times M(\text{H})\]
Données spécifiques et Calculs :
  • \(M(\text{Mg}) = 24,3 \, \text{g/mol}\)
  • \(M(\text{O}) = 16,0 \, \text{g/mol}\)
  • \(M(\text{H}) = 1,0 \, \text{g/mol}\)
\[ \begin{aligned} M(\text{Mg(OH)}_2) &= 24,3 + (2 \times 16,0) + (2 \times 1,0) \, \text{g/mol} \\ &= 24,3 + 32,0 + 2,0 \, \text{g/mol} \\ &= 58,3 \, \text{g/mol} \end{aligned} \]
Résultat Question 2 : La masse molaire de l'hydroxyde de magnésium est \(M(\text{Mg(OH)}_2) = 58,3 \, \text{g/mol}\).

Question 3 : Quantité de matière de \(\text{Mg(OH)}_2\) nécessaire

Principe :

D'après l'équation équilibrée, 1 mole de \(\text{Mg(OH)}_2\) réagit avec 2 moles de \(\text{HCl}\). On utilise cette stœchiométrie pour déterminer la quantité de \(\text{Mg(OH)}_2\) nécessaire pour neutraliser la quantité donnée de \(\text{HCl}\).

Relation stœchiométrique :
\[\frac{n_{\text{Mg(OH)}_2}}{1} = \frac{n_{\text{HCl,excès}}}{2}\]

Donc, \(n_{\text{Mg(OH)}_2} = \frac{1}{2} n_{\text{HCl,excès}}\).

Calcul :
  • \(n_{\text{HCl,excès}} = 0,040 \, \text{mol}\)
\[ \begin{aligned} n_{\text{Mg(OH)}_2} &= \frac{1}{2} \times 0,040 \, \text{mol} \\ &= 0,020 \, \text{mol} \end{aligned} \]
Résultat Question 3 : La quantité de matière d'hydroxyde de magnésium nécessaire est \(n_{\text{Mg(OH)}_2} = 0,020 \, \text{mol}\).

Quiz Intermédiaire 1 : Pour la réaction \( \text{A} + 3\text{B} \rightarrow \text{Produits} \), si l'on veut faire réagir complètement 0,6 mol de B, combien de moles de A sont nécessaires ?

Question 4 : Masse de \(\text{Mg(OH)}_2\) correspondante

Principe :

La masse \(m\) se calcule en multipliant la quantité de matière \(n\) par la masse molaire \(M\).

Formule(s) utilisée(s) :
\[m_{\text{Mg(OH)}_2} = n_{\text{Mg(OH)}_2} \times M(\text{Mg(OH)}_2)\]
Données spécifiques et Calculs :
  • \(n_{\text{Mg(OH)}_2} = 0,020 \, \text{mol}\)
  • \(M(\text{Mg(OH)}_2) = 58,3 \, \text{g/mol}\)
\[ \begin{aligned} m_{\text{Mg(OH)}_2} &= 0,020 \, \text{mol} \times 58,3 \, \text{g/mol} \\ &= 1,166 \, \text{g} \end{aligned} \]

Arrondi à 2 chiffres significatifs (dû à \(n_{\text{HCl,excès}}\)) : \(m_{\text{Mg(OH)}_2} \approx 1,2 \, \text{g}\).

Résultat Question 4 : La masse d'hydroxyde de magnésium nécessaire est d'environ \(1,2 \, \text{g}\).

Question 5 : Nombre de comprimés d'antiacide

Principe :

On divise la masse totale d'hydroxyde de magnésium nécessaire par la masse d'hydroxyde de magnésium contenue dans un comprimé.

Données spécifiques et Calculs :
  • Masse de \(\text{Mg(OH)}_2\) nécessaire \(\approx 1,166 \, \text{g}\) (valeur non arrondie pour le calcul)
  • Masse de \(\text{Mg(OH)}_2\) par comprimé = \(500 \, \text{mg} = 0,500 \, \text{g}\)
\[ \begin{aligned} \text{Nombre de comprimés} &= \frac{\text{Masse nécessaire}}{\text{Masse par comprimé}} \\ &= \frac{1,166 \, \text{g}}{0,500 \, \text{g/comprimé}} \\ &\approx 2,332 \, \text{comprimés} \end{aligned} \]

En pratique, on ne peut pas prendre une fraction aussi précise d'un comprimé. La personne pourrait prendre 2 comprimés (ce qui ne neutraliserait pas tout l'excès) ou 2,5 comprimés si sécables, ou 3 comprimés (ce qui neutraliserait tout l'excès et laisserait un peu d'antiacide non réagi).

Résultat Question 5 : La personne devrait prendre environ 2,33 comprimés. En pratique, elle pourrait prendre 2 comprimés et demi si possible, ou 3 pour être sûr de neutraliser tout l'excès.

Question 6 : (Bonus) pH de l'estomac avant la prise de l'antiacide

Principe :

L'acide chlorhydrique (\(\text{HCl}\)) est un acide fort, il se dissocie totalement en solution. La concentration en ions \(\text{H}_3\text{O}^+\) est égale à la concentration de l'acide. Le pH est \(-log[\text{H}_3\text{O}^+]\).

Formule(s) utilisée(s) :
\[C_{\text{HCl}} = \frac{n_{\text{HCl,excès}}}{V_{\text{estomac}}}\] \[[\text{H}_3\text{O}^+] = C_{\text{HCl}}\] \[\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+]\]
Données spécifiques et Calculs :
  • \(n_{\text{HCl,excès}} = 0,040 \, \text{mol}\)
  • Volume du contenu gastrique \(V_{\text{estomac}} = 200 \, \text{mL} = 0,200 \, \text{L}\)

1. Concentration de HCl :

\[ \begin{aligned} C_{\text{HCl}} &= \frac{0,040 \, \text{mol}}{0,200 \, \text{L}} \\ &= 0,20 \, \text{mol/L} \end{aligned} \]

2. Concentration en \([\text{H}_3\text{O}^+]\) :

\[ [\text{H}_3\text{O}^+] = 0,20 \, \text{mol/L} \]

3. Calcul du pH :

\[ \begin{aligned} \text{pH} &= -\log(0,20) \\ &\approx -(-0,69897) \\ &\approx 0,70 \end{aligned} \]
Résultat Question 6 : Le pH de l'estomac avant la prise de l'antiacide serait d'environ \(0,70\), ce qui est très acide.

Quiz Intermédiaire 2 : Un pH de 1 est caractéristique d'une solution :

Quiz Rapide : Testez vos connaissances (Récapitulatif)

7. La réaction de neutralisation entre un acide fort et une base forte :

8. L'hydroxyde de magnésium, \(\text{Mg(OH)}_2\), est une base car :

9. Si la stœchiométrie de la réaction de neutralisation était \( \text{Base} + 3\text{Acide} \rightarrow \text{Produits} \), pour neutraliser 0,03 mol d'acide, il faudrait :

Glossaire

Acide gastrique
Solution très acide présente dans l'estomac, principalement composée d'acide chlorhydrique (\(\text{HCl}\)), qui aide à la digestion des aliments.
Antiacide
Substance (généralement une base faible ou un sel basique) utilisée pour neutraliser l'excès d'acidité dans l'estomac.
Neutralisation (acido-basique)
Réaction chimique entre un acide et une base, qui conduit généralement à la formation d'un sel et d'eau. Le pH de la solution tend vers la neutralité (pH=7 à 25°C si acide fort et base forte).
Hydroxyde de magnésium (\(\text{Mg(OH)}_2\))
Base peu soluble, utilisée comme antiacide (lait de magnésie) et laxatif.
Acide chlorhydrique (\(\text{HCl}\))
Acide fort, principal composant de l'acide gastrique.
Stœchiométrie
Étude des proportions quantitatives dans lesquelles les substances chimiques réagissent et sont produites.
Quantité de matière (n)
Mesure du nombre d'entités chimiques (atomes, molécules, ions). Unité : mole (mol).
Masse molaire (M)
Masse d'une mole d'une substance (g/mol).
pH
Mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution aqueuse. \(\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+]\).
Acide fort / Base forte
Acide ou base qui se dissocie complètement en solution aqueuse.
Neutralisation de l’Acide Gastrique - Exercice d'Application (Niveau Université)

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