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Acides et bases polyprotiques dans les boissons au cola

Que viennent faire les acides polyprotiques dans les boissons au cola ?

Les boissons au cola contiennent de l’acide phosphorique

L’acide phosphorique et ses sels représentent 25% de tous les acides utilisés dans les industries alimentaires. L’acide phosphorique est principalement utilisé dans l’industrie des boissons gazeuses, en particulier les boissons au cola et à la racinette. L’acide phosphorique fonctionne comme un acidulant et fournit la note acidulée spécifique à la saveur de ces produits.

La consommation régulière de boissons au cola a été associée à une faible densité minérale osseuse (DMO) chez les femmes. Il s’agit d’une question de santé publique en raison de la popularité des boissons au cola et du fait que la DMO est fortement liée aux risques de fracture. Bien que le rôle spécifique de l’acide phosphorique présent dans les boissons au cola sur la faible DMO ne soit pas clair, il a été démontré que l’acide phosphorique interfère avec l’absorption du calcium et contribue à des déséquilibres qui entraînent une perte supplémentaire de calcium.

Ce qui suit est une ancienne recette de Coca Cola publiée dans « Beverages and their adulteration » en 1919 par Harvey Wiley, considéré par beaucoup comme le père de la FDA.

Tableau \(\PageIndex{1}\) Recette de Coca Cola

Ingrédient / Composé (unités) Montant
Caféine (grains* par once liquide) 0.92-1,30
Acide phosphorique, H3PO4 (pourcentage) 0.26-0,30
Sucre, total (pourcentage) 48,86-58,00
Alcool (pourcentage en volume) 0,90-1.27

Caramel, glycérine, jus de citron vert,

huiles essentielles, et extrait végétal

Présent
Eau (pourcentage) 34.00-41,00

*1 grain=65 mg

Selon la même référence, la boisson coca cola est obtenue en mélangeant une once de ce sirop par verre.

Pour les acides polyprotiques (c’est-à-dire phosphorique et malique), on peut écrire une constante d’équilibre pour chaque proton perdu. Ces constantes sont notées en indice 1, 2, etc, pour les distinguer. Les équilibres de dissociation de l’acide phosphorique, un acide triprotique, sont :

\

\\\text{ }\text{ }}{\text{ }}=\text{6}\text{.9 }\times \text{ 10}^{-\text{3}}\text{ mol dm}^{-\text{3}}\]

{\text{ }\text{ }\text{ }\text{ }\text{ }\text{ }}=\text{6}\text{.1 }\times \text{ 10}^{-\text{8}}\text{ mol dm}^{-\text{3}}]

et

{\text{ }\text{ }\text{ }\text{ }}=\text{4}\text{.8 }\times \text{ 10}^{-\text{13}}\text{ mol dm}^{-\text{3}\]

Un traitement général du pH des solutions d’espèces polyprotiques dépasse le cadre que nous nous sommes fixé, mais il convient de noter que dans de nombreux cas, nous pouvons traiter les espèces polyprotiques comme monoprotiques. Dans le cas de H3PO4, par exemple, Ka1 est beaucoup plus grand que Ka2 et celui-ci beaucoup plus grand que Ka3, ce qui indique que H3PO4 est un acide beaucoup plus fort que H2PO4- et celui-ci est beaucoup plus fort que HPO42-. Cette différence signifie que lorsque H3PO4 est dissous dans l’eau, nous pouvons le traiter comme un acide monoprotique et ignorer la perte éventuelle d’un second proton.

Exemple \(\PageIndex{1}\) pH du cola

Les boissons cola contiennent entre 50 et 70 mg d’acide phosphorique pour 100 mL (références 1 et 5). Quelle est la valeur de pH attendue pour une boisson au cola contenant 0,07 % d’acide phosphorique ?

Solution 0,07 % d’acide phosphorique égale 70 mg d’acide phosphorique pour 100 mL de boisson. En calculant le nombre de moles correspondant, on a

\( n_{H_{3}PO_{4}} = \dfrac{\text{0,07 g} \text{H}_3\text{PO}_4}{\text{98} \text{g mol}^{-1}}\)

\( = \text{7.14} \times \text{10}^{-4} \text{mol} \text{H}_3\text{PO}_4\)

et sa concentration est alors

\( = \dfrac{ n_{H_{3}PO_{4}}{\text{V}_{solution} = \dfrac{\text{7.14}\times \text{10}^{-4} \text{mol}}{\text{1.0} \times \text{10}^{-1} \text{dm}^{3}}\)

En utilisant l’équation

\( \approx \sqrt{\text{K}_ac_a}\)

discutée dans le pH des solutions d’acides faibles et le Ka1= 6.9 X 10-3mol dm-3 pour la dissociation de l’acide phosphorique, nous pouvons calculer de concentration des ions hydronium.

\( \approx \sqrt{\text{6.9} \times \text{10}^{-3}\text{mol dm}^{-3}*\text{7.14}\times\text{10}^{-3}\text{mol dm}^{-3}}\)

( \approx \sqrt{\text{4.93} \times \text{10}^{-5}\text{mol}^2 \text{ dm}^{-6}})

\( \approx \text{7.02} \times \text{10}^{-3}\text{mol dm}^{-3})

Vérifiant la précision de l’approximation, nous trouvons

\(\dfrac{}{c_a} = \dfrac{\text{0.00702}{\text{0.00714}} = \text{0.98} \text{ou} \text{0,98}\)

Vu que le rapport /ca est bien supérieur à 5%, l’approximation ci-dessus n’est pas valide. En fait, puisque le rapport est presque de 100%, même les approximations multiples utilisant l’équation

\( = \sqrt{\text{K}_a(c_a – )}. \)

le nombre (7) dans Le pH des solutions d’acides faibles, ne fournira pas une valeur acceptable pour la concentration des hydromiun-ions dans cette boisson au cola.La raison est que la concentration et le Ka1 de l’acide phosphorique dans cet exemple ont le même ordre de grandeur (10-3) et que l’utilisation d’une équation quadratique pour trouver la concentration des ions hydronium est en fait nécessaire.

Considérer l’équilibre

\(\text{H}_{3}\text{PO}_{4} + \text{H}_{2}\text{O}} \N-rightleftharpoons \N-text{H}_{3}\N-text{O}^{+} + \N-text{H}_{2}\N-text{PO}_{4}^{-}})

et l’expression de sa constante

\(K_{a\text{1}}=\frac{\text{\}}\text{\}}{\text{\}}=\text{6}\text{.9 }\times \text{ 10}^{-\text{3}}\text{ mol dm}^{-\text{3}\)

Avec une concentration initiale d’acide phosphorique de 7.14 x 10-3mol dm-3, nous pouvons construire le tableau suivant exprimant les concentrations à l’équilibre de toutes les espèces en termes de :

.

Espèces Concentration initialea Changement de concentrationa Concentration à l’équilibrea
H3O+ 10-7 b
H2PO4- 0
H3PO4 7.14 x 10-3 7,14 x 10-3-

amol dm-3

Peut être ignoré car la concentration en ions hydronium produits par l’acide phosphorique sera beaucoup plus importante.

En réécrivant la constante d’équilibre de la première dissociation de l’acide phosphorique en fonction de et de la concentration initiale de l’acide, nous avons :

\(\text{K}_{a1} = \dfrac{ }{\text{7.14} \times \text{10}^{-3} – } = \text{6.9} \times \text{10}^{-3} \text{mol dm}^{-3}\)

En effectuant les calculs et en réorganisant l’expression ci-dessus, nous avons

\(-^2 – \text{6.9}\times \text{10}^{-3} + \text{4.93} \text{10}^{-5} = \text{0}\)

Une équation quadratique pour laquelle on peut trouver les valeurs des racines en utilisant la formule :

(\text{x} = \dfrac{-\text{b} \pm \sqrt{\text{b}^2 – \text{4ac}}{\text{2a}}\)

Où,

\(\text{x} = \)

(\text{a} = -\text{1}\)

(\text{b} = – \text{6.9} \text{10}^{-3}\)

(\text{c} = \text{4.93} \text{10}^{-5}\)

À partir de quoi, les valeurs possibles de sont:

(_1 = -\text{1.13} \times \text{10}^{-2} \text{mol dm}^{-3}\)

\(_2 = \text{4,37} \times \text{10}^{-3} \text{mol dm}^{-3})

La première racine a une valeur négative et nous l’écartons. Ainsi, la concentration en ions hydronium dans la boisson au cola est de 4,37 x 10-3 mol dm-3 et son pH est

\N(\text{pH} = -\text{log} ( \text{4,37} \times \text{10}^{-3}) = \text{2,36}\)

C’est un pH plutôt faible. Cependant, lorsque nous goûtons des boissons au cola, nous ne les percevons pas comme acides. La raison en est qu’elles ont tendance à être très sucrées (10 à 11% de sucre) et que la perception du goût acide est diminuée. Il faut également garder à l’esprit que dans les boissons gazeuses existe du CO2 qui va former de l’acide carbonique modifiant de manière moins importante le pH de la solution.

L’acide phosphorique est également utilisé dans les pâtes de fruits, le fromage fondu, le babeurre et les processus de fermentation où il est employé pour ajuster ou maintenir des valeurs de pH spécifiques (agent tampon). Les sels dérivés de l’acide phosphorique ont de nombreuses applications dans l’industrie alimentaire, le tableau ci-dessous en présente quelques-unes.

Tableau \(\PageIndex{2}\) Application des phosphates dans l’agroalimentaire

. noircissement après friture

Phosphate Food Fonction
Ca(H2PO4)2 :H2 Na3Al2H15(PO4)8 Produits de boulangerie Agent levant
Na5P3O10 Fruits de mer Retenir l’humidité, inhiber la couleur et l’oxydation des lipides, protéger les protéines natives, réduire l’égouttage
Na2HPO4 et Na3Al2H15(PO4)8 Fromages fondus et sauces au fromage « Sels fondants » : Développement et stabilité des émulsions
(NaPO3)n Vinaigrettes Aide épaississante, séquestrant, stabilisateur
K2HPO4 Crémiers à café d’imitation Ajustement du pH et prévention du « plumage »
Na2HPO4 Lait évaporé, condensé, ou sec Inhibition de la coagulation des protéines
Ca(H2PO4)2 Fruits et légumes en conserve Raffermissement de la texture
Na2H2P2O7 Frites Séquestrant du fer pour inhiber le noircissement après la friture
(NH4)2HPO4 Bière et vin Nutriment de levure
(NaPO3)n Bière et vin Nutriment de levure
(NaPO3)n Bière et vin . vin Prévenir le trouble
KH2PO4 (ou Na) (NaPO3)n Na5P3O10 Les œufs transformés Préserver la couleur, protéger les protéines de la coagulation, améliorer la capacité de fouettage (blancs)

Dans les cas de bases polyprotiques, on peut établir l’équation de la constante d’équilibre pour chaque proton gagné. L’ion carbonate, CO32-, est un exemple de base diprotique pour laquelle les constantes de base appropriées sont

\

\\\text{ }\text{ }}{\text{ }\text{ }}=\text{2}\text{.1 }\times \text{ 10}^{-\text{4}}\text{ mol dm}^{-\text{3}}]

et

\\text{\text{ }}{\text{ }\text{ }}=\text{2}\text{.4 }\times \text{ 10}^{-\text{8}\text{ mol dm}^{-\text{3}}\]

Les solutions de sels contenant l’ion carbonate, tels que Na2CO3 ou K2CO3 peuvent être traitées de manière similaire.

Exemple \(\PageIndex{2}\) pH du carbonate de sodium

Trouvez le pH d’une solution 0,100 M de carbonate de sodium, Na2CO3. Utilisez la constante de base Kb1 = 2,10 × 10-4 mol dm-3.

Solution Nous ignorons l’acceptation d’un second proton et traitons l’ion carbonate comme une base monoprotique. On a alors

\(\begin{align}\text{ }\text{ }=\sqrt{K_{b}c_{b}}=\sqrt{\text{2}\text{.10 }\times \text{ 10}^{-\text{4}}\text{ mol dm}^{-\text{3}}\text{ }\times \text{ 0}\text{.100 mol dm}^{-\text{3}} \\\\text{ }=\text{4}\text{.58}\times \text{ 10}^{-\text{3}}\text{ mol dm}^{-\text{3}} \\\\\\Nend{align}\)

En vérifiant, on trouve que

\text{ }}{c_{b}}=\frac{\text{4}\text{.58 }\times\text{ 10}^{-\text{3}}{\text{0}\text{.1}}\approx \text{4}\text{.6 pour cent}\]

de sorte que notre approximation est tout juste valable.

Nous trouvons maintenant

alors que

L’ion carbonate étant une base un peu plus forte que le NH3, nous nous attendons à ce qu’une solution de 0,1 M soit un peu plus basique, comme on le trouve effectivement.

Un coup d’œil aux tableaux Ka et Kb révèle que la plupart des constantes d’acide et de base impliquent des nombres ayant des puissances négatives de 10. Comme dans le cas de et , il est donc pratique de définir

[

En utilisant ces définitions, plus Ka ou Kb est grand (c’est-à-dire plus un acide ou une base est fort, respectivement), plus pKa ou pKb sera petit. Pour un acide fort comme HNO3, Ka = 20 mol dm-3 et

Donc, pour des acides ou des bases très forts, les valeurs de pK peuvent même être négatives.

Dans Core Chem : 14.5 : Acides et bases polyprotiques

.

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