I- Les différentes formulations de l’aspirine.

1)- Les comprimés d’aspirine.

 

-    C’est la forme la plus simple de l’aspirine. Ces comprimés sont généralement dosés à 500 mg d’acide acétylsalicylique. Ils contiennent un minimum d’additifs :

-    De l’amidon,

-    Du gel de silice (pour maintenir la poudre agglomérée).

b)-  Dissolution de l’aspirine.

-    L’un des inconvénients de ce type de comprimé est sa difficulté à se dissoudre dans l’eau.

-    De plus il a un goût amer désagréable.

-    La solubilité se l’acide acétylsalicylique est d’environ de 3,4 g  à 25 °C et à un pH ≈ 2,5.

-    La solubilité augmente avec le pH et la température.

    Application :

-    Calculer le volume minimal théorique d’eau nécessaire pour dissoudre un comprimé de 500 mg d’aspirine.

-    Calculer la concentration totale de la solution saturée en acide acétylsalicylique

-    Masse molaire : M = 180 g / mol.

-    Volume d’eau nécessaire à la dissolution de l’aspirine :

-     

-    Concentration de la solution obtenue :

-     

-    remarque : l’acide acétylsalicylique est faiblement soluble dans l’eau.

-    C’est un acide faible : pK_A = 3,5.

-    En utilisant la relation donnant le pH pour un acide faible en solution aqueuse :

-     

c)-  Propriétés acides de l’aspirine.

-    L’aspirine possède une fonction acide carboxylique.

-    C’est un acide faible en solution aqueuse pK_A = 3,5 à 25 °C.

 

 

-    Donner les domaines de prédominance :

 

-    Remarque : l’acide acétylsalicylique est liposoluble.

-    Il est lentement soluble dans les graisses.

-    Sa base conjuguée ionique est hydrosoluble.

    Application : détermination du taux d’ionisation de l’aspirine.

-    Écrire l’équation bilan de la réaction entre l’acide acétylsalicylique AH et l’eau.

-    Donner l’expression littérale de la constante K_A, puis celle du pK_A.

-   

-    Déterminer le rapport des concentrations de l’acide acétylsalicylique AH et de l’ion acétylsalicylate A^- et le taux d’ionisation :

-    Dans l’estomac à pH = 1,

-    Dans les cellules stomacales à pH = 7,4.

►    Résolution :

-     

-    taux d’ionisation dans l’estomac  pH = 1,0 avec pK_A = 3,5 :

-     

-    Le taux d’ionisation de l’aspirine est très faible dans l’estomac.

-    Taux d’ionisation dans les cellules stomacales : pH = 7,4 avec pK_A = 3,5 :

-     

-    Le taux d’ionisation dans les cellules stomacales est de 99,9 %.

-    Problème : La toxicité de l’aspirine, vis à vis de la muqueuse stomacale, est due à son acidité.

-    Le taux d’ionisation de l’aspirine dans l’estomac est faible car le pH ≈ 1.

-    La forme moléculaire étant liposoluble, l’aspirine passe à travers la membrane des cellules de la paroi de l’estomac.

-    À l’intérieur de la cellule, la molécule d’acide acétylsalicylique s’ionise presque totalement car le pH est voisin de 7,4.

-    Les ions acétylsalicylate sont hydrosolubles et s’accumule dans la cellule (Ils ne traversent pas la cellule car pour traverser la cellule, l’espèce doit être liposoluble).

-    Cette accumulation entraîne des lésions et même la mort de la cellule.

d)-  Une solution à ce problème : l’aspirine entérique.

-    On fabrique des comprimés entérosolubles qui se dissolvent dans l’intestin.

-    Ces comprimés sont enrobés d’une pellicule insensible à l’acidité du suc gastrique mai qui se dissout dans la deuxième partie du duodénum (pH compris entre 7 et 8).

-    Pellicule : acétate de polyvinyle, talc, saccharose, gélatine, gomme arabique, cire d’abeille blanche.

2)- L’acétylsalicylate de Lysine.

a)-  La Lysine :

-    la Lysine est un acide α-aminé dont le nom dans la nomenclature de l’UICPA est : acide 2,6‑diaminohexanoïque.

-    Écrire la formule développée de cette molécule (groupe amino : ― NH₂)

-    Montrer que cette molécule renferme un carbone asymétrique. Représenter les deux énantiomères.

 

-    Remarque : les deux groupements amino ― NH₂, ont un comportement basique, alors que le groupement ― COOH a un comportement acide.

-    La lysine peut exister dans l’eau sous 4 formes suivant la valeur du pH de la solution :

-     

-    pK_A des différents couples :

-     

-    remarque : LyH  porte une charge positive sur le groupe ammonium  H₃N⁺― et une charge négative sur le groupe  carboxyle ― COO^–.

-    Cette espèce est globalement neutre.

-    C’est un zwitterion ou amphion.

-    Domaines de prédominance :

 

b)-  acétylsalicylate de Lysine.

-    Échelle des pK_A :

 

-    L’acide acétylsalicylique (AH) réagit sur la forme moléculaire de la lysine (LyH) suivant l’équation bilan suivante :

-     

-    Le mélange équimolaire d’acide acétylsalicylique et de lysine conduit par une réaction totale à une solution d’acétylsalicylate de lysine.

-    Cette solution à un pH voisin de 5,6 qui correspond à la fois au domaine de prédominance de l’ion acétylsalicylate A^– et de l’espèce  LyH₂⁺.

 

-    L’acétylsalicylate de lysine que l’on note LyH₂A est un composé ionique très soluble dans l’eau qui est un solvant polaire.

-     Équation simplifiée :

 

-    L’acidité de la solution obtenue est nettement plus faible que celle de la solution d’aspirine.

    Application : malheureusement, au contact du milieu fortement acide de l’estomac, des réactions se produisent.

-    Écrire les équations des réactions qui peuvent se produire lors de l’absorption d’une solution aqueuse d’acétylsalicylate de lysine avec les ions hydronium contenus dans les sécrétions gastriques.

-    Calculer les constantes des réactions et conclure.

-    Réponses :

-    Il se produit deux réactions car les ions majoritaires en présences sont :

-    LyH₂⁺ ; A^– ; H₃O⁺

-    On peut considérer que les ions hydronium sont en excès.

 

 

-    la réaction (1) est prépondérante devant la réaction (2) car K_R1 > K_R2.

-    Dans l’estomac, l’espèce prépondérante est l’acide acétylsalicylique AH.

3)- L’aspirine effervescente.

a)-  L’hydrogénocarbonate de sodium (NaHCO₃).

-    C’est un composé ionique, en solution aqueuse :

 

-    Domaines de prédominance :

 

-    En milieu acide, les ions hydrogénocarbonate se transforment en dioxyde de carbone.

-    La solubilité du dioxyde de carbone dans l’eau à 25 °C est de l’ordre de 0,1 mol / L.

-    Comme la limite de solubilité est vite atteinte, on observe un dégagement de dioxyde de carbone (effervescence).

b)-  Les comprimés à aspirine effervescence.

-    Ils contiennent de l’hydrogénocarbonate de sodium.

-    Il se produit la réaction suivante en présence d’acide acétylsalicylique AH.

-    La réaction est fortement déplacée dans le sens (1).

-    Le pH de la solution est voisin de 6.

-    On observe une effervescence car la limite de solubilité du dioxyde de carbone est vite atteinte.

II- L’effet tampon.

1)- L’aspirine tamponnée.

-    La formulation qui associe l’acide acétylsalicylique et l’hydrogénocarbonate de sodium est souvent appelée « aspirine tamponnée ».

-    La solution d’aspirine tamponnée reste dans l’estomac à un pH assez élevé. L’aspirine se trouve principalement sous forme d’ions salicylate.

2)- Définition de l’effet tampon.

-    Une solution tampon est une solution dont le pH varie faiblement lors de l’addition modérée :

-    D’un acide fort,

-    D’une base forte,

-    Ou par une dilution modérée.

-    Une telle solution contient un acide faible et sa base conjuguée en concentrations voisines.

-    Le pH d’une telle solution est voisin du pK_A du couple acide / base considéré.

3)- Fabrication de solutions tampons.

    Application :

-    Comment préparer un litre d’une solution tampon avec le couple acide éthanoïque – ion éthanoate de pH ≈ 5 et de concentration totale en acide éthanoïque et ion éthanoate de 0,10 mol / L, à partir :

-    D’une solution d’acide éthanoïque (C_A = 1,00 mol / L) et d’une solution éthanoate de sodium (C_B = 1,00 mol / L),

-    D’une solution d’acide éthanoïque (C_A = 1,00 mol / L) et d’une solution de soude (C’_B = 1,00 mol / L),

-    D’une solution d’éthanoate de sodium (C_B = 1,00 mol / L) et d’acide chlorhydrique (C’_A = 1,00 mol / L).

-    On donne pK_A ≈ 4,8 pour le couple acide éthanoïque / ion éthanoate.

►    Réponses :

-    Pour des raisons de commodité, le couple acide éthanoïque / ion éthanoate est noté :

-    AH / A^–.

-    Travail préparatoire :

                     

-    préparation de la solution à partir d’un mélange de l’acide faible et de sa base conjuguée :

-    On mélange un volume V_A d’acide faible avec un mélange V_B de base conjuguée.

-    On veut que la solution finale ait une concentration C = 0,1 mol / L, pour ce faire, on prépare un volume de 100 mL de solution que l’on dilue d’un facteur 10.

-    On obtient ainsi 1,0 L de solution.

 

-    préparation de la solution à partir de l’acide éthanoïque (acide faible) et de la soude (base forte).

-    On fait réagir l’acide faible et la base forte et on se place au voisinage de la demi-équivalence ( pH ≈ pK_A ≈ 4,8 ici, on veut que pH ≈ 5)

 

-    Préparation de la solution à partir de l’ion éthanoate (base faible) et de l’acide chlorhydrique (acide fort).

 

III- Dosages de l’acide acétylsalicylique.

1)- Action de la soude sur l’acide acétylsalicylique.

    Quelles sont les réactions possibles sur l’aspirine lorsque l’on fait agir une base forte comme la soude ?

a)-  Réaction acide – base.

-    On peut utiliser cette réaction pour doser l’acide acétylsalicylique car la réaction est totale et rapide.

 

 

b)-  réaction de saponification.

-    Il se produit une réaction de saponification entre la fonction ester  et les ions hydroxyde.

-    Cette réaction est totale mais elle est très lente à la température de 25 °C.

-    Il faut chauffer pour accélérer la réaction.

-    Équation bilan de la réaction :

 

2)- Dosage direct.

-    Aux températures usuelles, la réaction de saponification n’a pas le temps de se faire.

-    Le dosage de l’aspirine par la soude revient à un dosage acide faible (pK_A ≈ 3,5) base forte.

-    On peut réaliser un dosage pH-métrique ou un dosage colorimétrique (phénolphtaléïne).

3)- Dosage indirect ou « en retour ».

-    Le dosage en retour consiste :

-     À faire réagir l’acide acétylsalicylique à doser avec un excès connu de soude jusqu’à saponification complète de la fonction ester,

-    puis à doser la soude restante par une solution d’acide chlorhydrique.

-    On en déduit le titre ou la concentration de l’acide acétylsalicylique.

-    Remarque :

 

-    Il y a trois réactions en compétition qui se produisent simultanément.

 

-    La réaction (1) est prépondérante devant les deux autres.

-    Si l’on fait un dosage pH-métrique, la première partie de la courbe correspond au dosage base forte - acide fort et la deuxième partie de la courbe correspond à un dosage base faible - acide fort.

-    Remarque :

-    Si l' on effectue un dosage colorimétrique, on utilise la phénolphtaléïne au lieu du B.B.T comme indicateur coloré.

-    Lors d'un dosage acide fort base forte, le pH à l'équivalence est égal à 7, mais ici, il faut éviter que les ions hydronium réagissent avec les bases faibles présentent dans la solution : les ions éthanoate et les ions salicylate.