Généralités de la Biochimie

Légende alternative :

Les Alcanes (simple liaison) (p. 26) 7.6 Les Alcènes (double liaison) (p. 29) 7.7 Les Alcynes (triple liaison) (p. 31) Fonctions chimiques et nomenclature (p. 32) 8.1 Principales fonctions organiques (p. 32) 8.2 Les Acides (p. 32) 8.1 Les Sels (p. 34) 8.2 Les Oxydes (p. 36) 8.3 Les noms utilisés au quotidien (p. 38) 8.4 Résumé (p. 38) 9) Solutions et expression de concentration (p. 38) 9.1 La mole (p. 38) 9.1 La masse molaire (p. 39) 9.2 Les solutions (p. 40) 9.3 L'expression de la concentration d'une solution (p. 41) 10) L'équilibre chimique (p. 42) 10.1 La réaction complète (p. 42) 10.2 La réaction incomplète ou conduisant à un état d'équilibre (p. 42) 10.3 Exemple de résolution d'exercice (p. 44) 10.4 Modification de l'état d'équilibre (p. 45) 11) La réaction Acide-Base (p. 48) 11.1 Introduction (p. 48) 11.2 Les Acides et les Bases (p. 48) 11.3 Cas particulier : l'eau (p. 50) 11.4 Variations de H3O+ et de OH et échelle d'acidité (p. 51) 11.5 Forces des Acides et des Bases (p. 52) 11.6 Les Acides faibles polyfonctionnels (p. 55) 11.7 Les Ampholytes (p. 55) 11.8 Prévisions du sens de la réaction acide-base (p. 56) 11.9 Détermination de la valeur de Kc (p. 57) 11.10 Détermination de la valeur du PH (p. 58) 11.11 Mélange tampon (p. 58) 11.12 Théorie de Lewis (p. 59) Introduction L'énergie est un thème fondamental en biochimie Les cellules ont un besoin constant d'énergie, cette énergie provient du soleil (E biologique) ou des combustibles oxydables. Les réactions de synthèses consomment de l'énergie, le stockage et l'expression coute aussi de l'énergie, à l'inverse les réactions de dégradation fournissent de l'énergie. Ils existent donc 2 types de réactions dans la cellule. Ex: le glucose est oxydé pour fournir de l'énergie = réaction de dégradation. Les organismes utilisent l'E provenant des aliments pour construire des molécules complexes et concentrer des ions à partir de milieu extérieur. Voie catabolique libère de l'énergie = réaction exergonique. Voie anabolique concentre l'énergie = réaction endergonique molécule organique glucose +0₂ Chimie -Biochimie 1 molécule pauvre en énergie potentielle (ADP +P) O=P -O O dipeptide O réaction exergonique O™ énergie O P O™ Phosphate groups énergie réaction endergonique S. Rolin Base purique : adénine reliée au ribose + 3 groupement phosphate relié par une liaison ester phosphorique. NH2= amine NH₂ OH= hydroxyde O (exemple de réaction catabolique) CO, + H,O -CH₂ H ~1~ molécule riche en ATP 4 énergie potentielle O H H (ATP) OH OH O-P Ribose Groupements phosphate aa1 + aa2 (exemple de réaction anabolique et qui a lieu dans le cytoplasme de la cellule) H OH N Adenine OH 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 H Adonne H Ribose L'oxydo-réduction →voie enzymatique implique les enzymes (nature protéique). Fonction H2N amine Besoin d'une enzyme. Réalise les actions d'oxydation avec une molécules complémentaire non protéique = cofacteur enzymatique L'oxydation du glucose → donne de l'ATP. Pour construire des molécules on utilise des a.a le + simple est le dipeptide. Les acides aminés : Adenosine Phosphate Groups H H H H R (variable) H Peptide = protéine constituée d'au moins 50 000 acides aminés. HH COOH astérix: si R est autre chose que H ATP (adenosine triphosphate c'est intermédiaire entre le processus qui fournit et celui qui a besoin d'énergie ATP est précurseurs de co-facteurs différent (ex : nad+, coenzyme A). H M Ribose O H B H ✓ endergonique thermodynamique défavorable =delta G positif ✓ exergonique thermodynamique favorable = delta G négatif ✓ À l'équilibre delta G = 0 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 L'adénosine triphosphate (ATP) est un nucleotide d'ARN sur lequel sont ajoutés deux groupements phosphate. Il contient donc une adénine, un ribose et trois groupements phosphate. L'ATP est la principale forme d'énergie utilisée par les cellules chez tous les organismes vivants. L'ATP est aussi le précurseur de plusieurs cofacteurs enzymatiques (le NAD+ et le coenzyme A, par exemple). L'eau double liaison hydrogène. Chez l'homme 60 à 65% de la masse du corps. ~2~ Le calcium présent à l'état soluble dans la plupart des cellules se trouve sous forme de sels précipités dans le tissu osseux. Chez l'homme, 99% du calcium sont associés au squelette. Au sein de la cellule, le calcium joue un rôle fondamental dans le fonctionnement des membranes. Le magnésium est également présent dans tous les tissus mais sa quantité varie fortement suivant le type de tissu. La macromolécule est une molécule de haut poids moléculaire, un polymère composé de plusieurs sous-unités (aa, acides nucléiques). Exemples de macromolécules: les protéines et les macromolécules d'ADN et d'ARN qui sont porteuses d'information grâce à laquelle les cellules sont hautement organisées. Elles sont caractérisées par une grande diversité non pas par la présence d'un grand nombre de monomères différents mais par la manière dont ceux-ci peuvent s'agencer. Les organismes vivants, des organismes hautement organisés. Les membranes biologiques sont constituées d'un double feuillet phospholipidique; elles enveloppent non seulement toute la cellule (membrane plasmique) mais aussi certains organites comme le noyau, les mitochondries, les plastes et les vésicules de sécrétion. Le réseau endoplasmique est lui aussi constitué de membranes refermées sur elles-mêmes et délimitant des cavités intracellulaires. ono Glucide Protéine périphérique Glycoprotéines Protéines intramembranaires ~3~ baar www Phospholipides Glycolipide Cholestérol 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Les constituants de la matière 1. L'atome Défini comme le plus petit fragment de la matière capable de se détacher d'une molécule lors d'une réaction chimique. La réaction chimique est un réarrangement des atomes constitutifs des molécules de départ appelés réactifs pour former de nouvelles molécules appelés produits. La réaction chimique est résumée dans une équation chimique, les termes produits et réactifs sont séparés par une flèche qui indique le sens de la réaction ou de la transformation. Les conditions expérimentales permettent de déplacer l'équilibre dans un sens ou un autre. Exemples: H₂PO₂ + 3NaOH → Na₂PO₂ + 3H₂0 (neutralisation d'un acide) N₂ + 3H₂2NH3 (synthèse de l'ammoniac) Les atomes s'unissent entres eux et forment des molécules. Tout atome est constitué d'un noyau contenant des nucléons (= protons + neutrons) autour duquel se trouvent les électrons. La masse des protons et des neutrons sont près de 2000 fois plus élevées que celles des électrons. Etat fondamental : l'atome est électriquement neutre. Le nombre de protons et de neutrons est égale. Ils portent des charges électriques égales en valeur absolue mais le proton est chargé positivement et l'électron négativement. Le neutron est électriquement neutre. L'atome est caractérisé par un nombre de masse et un nombre atomique A Z X H 1 6 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 C 160 8 X: symbole de l'atome Z: nombre atomique ; il représente le nombre de protons du noyau. Notons que dans un atome électriquement neutre, le nombre de protons est égal au nombre d'électrons. Le nombre atomique est caractéristique de chaque élément et justifie les propriétés spécifiques. ~4~ A: nombre de masse ; il représente le nombre de nucléons (nombre de protons et de neutrons). En raison de la très faible masse des électrons, la masse de l'atome peut être considérée pratiquement comme la masse des nucléons. Chaque nucléon étant caractérisé par 1 UMA (unité de masse atomique), le nombre de masse A représente donc pratiquement la masse de l'atome. A-Z: représente le nombre de neutrons 2. Les isotopes Les isotopes sont des atomes d'un même élément qui différent par leur nombre de neutrons et donc, par leur masse mais qui ont des propriétés chimiques identiques (liés au nombre d'électrons). Ils sont regroupés sous un seul symbole, l'élément chimique. La masse atomique (AR) relative d'un élément correspond à la moyenne pondérée des masses atomiques des différents isotopes de cet élément. Exemple: 3517CI 75,5% la masse atomique relative de CI (A₂) 1 1 2 L'isotope diffère par son nombre de neutrons et donc par une masse différente mais a le même nombre de protons et d'électrons. Hydrogène Abondance 1 3 1 H 99,985% H 0,015% H traces 3717 Cl 24,5% (75,5x35) + (24,5x37) 100 = deutérium (D) = tritium (T) 3. Les ions = 35,45 UMA sous Une 20aines d'éléments n'existent que une seule forme isotopique. D'autres ont un isotope prédominant alors que d'autres sont un mélange complexe comme l'étain constitué de 10 isotopes. La datation par le carbone 14: 14 L'isotope radioactif C se forme en continu dans les hautes couches de l'atmosphère par réaction nucléaire provoquée par les rayons cosmiques. 6 14 C*, oxyde en dioxyde, est introduit dans les végétaux par la photosynthèse et par 6 Le différentes réactions métaboliques chez l'ensemble des organismes vivants. Durant sa vie, l'organisme est en équilibre avec le milieu extérieur et le taux de carbone radioactif y est le même que dans l'atmosphère. Mais lors de la mort, les échanges cessent et la quantité d'isotope radioactif diminue au fur et à mesure des désintégrations. Connaissant le temps de demi-vie de l'isotope, soit le temps pour la disparition de la moitié de la quantité initiale (5730 ans), il est donc possible de déterminer l'âge de la mort de l'organisme en mesurant le taux de radioactivité. L'iode radioactif, en se fixant sur la thyroxine, permet l'autoradiographie de la glande thyroïde → diagnostic. Ils correspondent à des atomes qui ont perdu ou capté un ou plusieurs électrons. Les forces de cohésion entre les nucléons du noyau atomiques sont très importantes. Il est impossible de modifier la composition du noyau au cours d'expériences. Il est très facile de modifier le nombre d'électrons d'un atome. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Quand un atome perd un ou plusieurs électrons, il devient un ion positif appelé cation. Quand un atome capte un ou plusieurs électrons, il devient un ion négatif appelé anion. ~5~ 4. Les molécules 5. Ce sont les plus petits fragments de la matière, tous identiques entre eux dont le corps est une immense collection. Ce plus petits fragments possèdent les mêmes propriétés que le corps lui-même. Les molécules qui composent le corps (la matière) sont : soit identiques corps pur: - simple (atomes identiques : O₂, N₂, Fe,...) : - composé (atomes différents : H₂O, CO₂, ...) soit différentes -> mélange :- homogène (on ne peut distinguer les constituants : air, mer,...) La masse volumique Tout corps possède des propriétés physiques et chimiques qui lui sont propres et qui permettent de le caractériser. :- hétérogène (on peut en distinguer les constituants: eau + huile) D'un corps pur s'exprime en g/cm³ et se calcule: 6. La densité (densité de l'eau = 1) D'un corps représente le rapport entre sa masse volumique et la masse volumique de l'eau à 4°C. à l'exception de l'eau la masse volumique diminue lorsque la température augmente, pour la plupart des substances. Bisher 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 p=m/v m: la masse du corps (g) V : le volume occupé par ce corps (mL ou cm³) Cette différence de propriétés des corps purs peut être utilisée pour séparer les différents constituants d'un mélange. Jde er wwwfac 7. La filtration (solide + liquide) Est une méthode de séparation basée sur la différence de taille des particules. La filtration s'applique aux mélanges hétérogènes dont une phase est solide. f Le vide créé par une trompe à eau, permet d'accélérer le processus de filtration. Le filtrat est recueilli dans la fiole vide et le solide dans le Büchner. Il existe des porosités différentes de filtres. Le diamètre des pores peut atteindre 2,5.10⁰ m (= filtre à micropores); ce filtre permet d'éliminer les bactéries. Si la phase solide est importante, il faut veiller à introduire d'abord la phase liquide pour éviter tout colmatage du filtre! 8. La décantation (eau + huile) ~6~ Est une méthode de séparation basée sur la différence de masse volumique des particules à séparer. Elle s'applique aussi aux mélanges hétérogènes. Support circulation d'eau froide Mélange a distiller Chaufe ballon Exemple: extraction du diiode de l'eau dans laquelle il est dissout grâce au cyclohexane dont la densité (0,78) est inférieure à celle de l'eau. 9. La distillation fractionnée (liquide + liquide) thermomètre Ampoule à décanter Réfrigérant -Huile Est une méthode de séparations des composés liquides d'un mélange basée sur les différentes températures d'ébullition. distillat Eau 10. La chromatographie Bécher - Eau La solution est chauffée dans un ballon à distiller de manière à amener le liquide à ébullition. Une fois à température d'ébullition d'un des composés du mélange, les vapeurs de celui-ci s'échappent par le réfrigérant dans lequel circule l'eau pour permettre la condensation des vapeurs. Le liquide s'écoulant goutte à goutte est le distillat. La t° d'ébullition d'un mélange dépend des : Des composés qui le constituent Des quantités de composés dans le mélange. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Est une technique de séparation basée sur la différence d'affinité des composés du mélange homogène pour une phase stationnaire ou pour une phase mobile. Cette technique est utilisée comme méthode d'analyse quantitative et qualitative. Il y a toujours une phase stationnaire et une phase mobile. ✓ Phase stationnaire= rôle d'absorption des différents constituants d'un mélange. La force d'absorption dépend : Du constituant (structure chimique). Des caract istiques de la phase stationnaire. ✓ Phase mobile=elle se déplace sur la phase stationnaire, elle peut être un liquide ou un gaz et est appelé «< éluant ». (Entrainer par la phase mobile). La chromatographie sur couche mince (CCM) est une chromatographie d'adsorption. ~7~ 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Dans un échantillon contenant par exemple les constituants A et B, c'est le constituant le moins adsorbé sur la phase stationnaire (exemple, la silice) qui migrera le plus vite. La phase mobile ou éluant monte par capillarité le long de cette phase fixe et entraîne divers constituants du mélange selon leur solubilité. En fin de migration, les constituants auront été séparés et auront atteint une hauteur différente en fonction de leur affinité respective. Préparation: mettre l'éluant sur environ 5 mm de haut Papier absorbant Ligne de dépot Panier stanches Papier Whatman Plaque chromatographique Solution inconnue Solution connue A Solution connue B Environnement saturé en vapeur de solvant Migration par capillarité →La distance de migration dépend de l'affinité des produits. La chromatographie sur papier unidimensionnelle en polarité de phase normale Placer la plaque dans le bécher contenant l'éluant et refermer le couvercle Echantillons Mélange d'éluant (solvant Chromatographie sur papier aqueux et organique) Quand l'éluant monte, seul reau monte mais pas le solvant organique: le papier Whatman se gorge d'eau L'eau devient la phase stationnaire Le solvant organique glisse sur la feuille d'eau et devient la phase mobile soluté hydrophobe soluté hydrolphyle ~8~ illustration: frédérick Magniez unidimensionnelle en phase normale Le rapport frontal (rf) entre 0 et 1 (X/Y) = caractéristique du matériel de la plaque + le soluté est soluble + rf se rapproche de 1. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 D'autres techniques de chromatographie sont également présentes et couramment utilisées au laboratoire de chimie et de biochimie comme la chromato : En phase gazeuses, échangeuses d'ions( anions = groupement positif, cations (ions positifs) = groupement négatif), d'affinité, en phase liquide, en phase liquide à haute performance (HPLC), des techniques de chromatographies analytiques. La répartition des électrons 11. Atome et répartition des électrons Incoming photon is absorbed by the atom Nucleus 12. Modèle de Bohr Electron Incoming photon is absorbed by the atom 65 d'ions Configuration électronique répartis les e- autour du noyau sur des couches caractérisées chacune par un niveau d'énergie n. Etat fondamental→les e- occupent les orbitales atomiques disponibles par ordre d'énergie croissant. Les niveaux d'énergie sont de plus en plus rapprochés à mesure que l'on s'écarte du noyau. Forces de répulsions→nombre max. d'électrons par niveau= 2n² Le modèle quantique de l'atome a été proposé en 1913 par Niels Bohr et lui a valu le prix Nobel de physique en 1922. Chromatographie échangeuse Coo Absorption HPLC Excited state Lower energy ~9~ Lowest energy level. Emission Higher-energy photon is emitted Electron o Nucleus L'atome = un noyau centrale composé de nucléons (protons + neutrons) autour du quel gravite des e-. Lower-energy photon is emitted L'énergie de l'électron est quantifiée, c'est-à-dire qu'elle ne peut avoir que certaines valeurs bien déterminées (=des niveaux d'énergie). Les changements d'énergie (saut d'un niveau à un autre = rayonnement) ne se font que s'il y a excitation (apport d'énergie = absorption d'un photon). Redescente sur un niveau supérieur = émission d'un photon. Si pas d'excitation -> un électron se situe sur le niveau d'énergie le plus bas possible. Si tous les électrons sont à leur niveau d'énergie le plus bas -> atome dans l'état fondamental (>< état excité). N =32 M = 18 L=8 K= 2 e- Les Modèle quantique de l'atome de Borh e-max = 2 n² Les électrons sont répartis sur des couches appelées K, L, M, N, ... qu'un nombre limité d'électrons par niveau (2n²). Le remplissage des couches se fait selon le l'ordre suivant : N 1 Couche K 2n² 2 N 2 L 8 3 M 18 4 N 32 € = 0 correspond à une orbitales (sharp ou simple) € = 1 correspond à une orbitale p (principal) € = 2 correspond à une orbitale d (diffuse) € = 3 correspond à une orbitale f (fundamental) = sous-couches qui ne peuvent contenir *** Insuffisance du modèle atomique de Bohr (impossible de localiser l'électron avec précision) => modèle des orbitales. *** actéristiques des orbitales dépendent de 3 nombres entiers appelés nombres quantiques orbitaux : n = le nombre quantique principal (volume de l'orbital) dont la valeur varie de 1 à ∞. Il quantifie l'énergie du système noyau-électron et précise la couche électronique à laquelle appartient l'électron. n= le nombre quantique de Bohr. l'ensemble des électrons possédant le même nombre n constitue une couche électronique. Les couches sont désignées par un symbole: (n=1: couche K, n=2 : couche L, n=3: couche M, n=4: couche N, n=5: couche O,...) C Dalin *** € = le nombre quantique secondaire ou azimutal (forme de l'orbitale) dont la valeur vaut Os esn-1. Il détermine la géométrie de l'orbitale. ~10~ P = 3 case => 6⁰- D = 5 case => 10 e- F = 7 case => 14 e- m = le nombre quantique tertiaire ou magnétique (orientation spatiale de l'orbitale) dont la valeur vaut -esms+l. S = 1 case => 2⁰- ! Notez qu'il existe un quatrième nombre quantique sou spin sont les valeurs possibles sont-1/2 et +1/2. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Les niveaux d'organisation des 3 premières couches électroniques : n (couches) I (sous-couches) m (cases quantiques) 0 0 -1 1 (K) 2 (L) 3 (M) 15² Į Les électrons appariés représente un doublet correspond au spin -1/2 +1/2. 0 (1s) 0 (2s) 1 (2p) 0 (3s) 1 (3p) 2 (3d) 25² 00402104 1 Seul la flèche est toujours dirigée vers le haut. +1 -1 3S² +1 -2 -1 +1 +2 s (électrons) +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 ~11~ +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 N.B: Il faut savoir le faire pour les 18premiers élément. Exemple: Cl (chlore). Le chlore gagne un e-, adopte la configuration d'un gaz rare. +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 +1/2, -1/2 3p5 →Les e- d'une même orbitale (ou case quantique) ont des nombres n, I et m identiques. Les électrons d'une même sous-couche ont des nombres n, I identiques et peuvent avoir des nombres m différent. Les e- d'une même couche ont le même nombre n et peuvent avoir des nombres I et m différents. →Les nombres I et m ne peuvent prendre qu'un certain nombre de valeurs, en fonction de la valeur n. →Une couche ne peut comporter qu'un certain nombre de sous-couches variable selon n et une sous-couche. → Une sous-couche ne peut comporter qu'un certain nombre de cases quantiques variable selon I. →Une couche de nombre n comporte n-1 sous-couches et une sous couche de nombre I comporte 21 +1 (soit 1case pour une sous-couche s, 3cases pour une sous couches p, 5 cases pour une sous-couche d et 7 cases pour une sous- couche f). Il faut toujours remplir toutes les cases avant de faire des doublets. 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 Nombre d'électrons is couche 2 2 6 26 10 couche 2 8 18 S = 1 case => 2e- P = 3 case => 6⁰- D = 5 case => 10 e- F = 7 case =>14 e- Na (sodium). Le sodium perd un électron, et adopte la configuration électronique du gaz rare qui précède le Néon. 15² 25² 2p² Niveaux d'énergie relatifs des sous-couches électroniques : énergie alul THT rrer Holdd |||| n 1 2 34 5 6 7 couche K L MN 0 PQ 3s¹ → Les niveaux d'énergie relatifs des sous-couches électroniques des couches K à Q pour un atome isolé (à l'exception de l'atome d'hydrogène). Notez que les niveaux élevés sont plus rapprochés que les niveaux bas et dans la partie supérieure du diagramme, il se produit des recouvrements entre les niveaux des couches successives. ~12~ 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 13. Le principe d'exclusion de Pauli Combien d'électrons peuvent être présents sur chaque niveau de structure ? << Dans un atome, il ne peut y avoir plus d'un électron décrit par un même ensemble de valeurs données aux quatre nombres quantiques. >> Ce qui veut dire que les électrons d'un atome sont dans des états qui diffèrent tous les uns des autres au moins par la valeur de l'un des nombres quantiques. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Un électron impair ou célibataire (1 électron seul dans une case) est représenté par ↑. Electrons appariés, paire ou doublet (2 électrons dans une case) sont représentés par ↑↓. Chaque case ne peut compter plus de 2 électrons : Une sous-couche s (1 case) ne peut compter plus de 2 électrons Une sous-couche p (3 cases) ne peut compter plus de 6 électrons Une sous-couche d (5 cases) ne peut compter plus de 10 électrons Une sous-couche f (7 cases) ne peut compter plus de 14 électrons ➡ Il existe un nombre maximal d'électrons pour chaque couche : 2n² 14. La règle de Klechkowski Moyen mnémotechnique pour établir la configuration électronique des éléments dans leur état fondamental : couche K..... couche L..... couche M.... couche N..... couche O..... couche P..... couche Q..... Cette règle permet de retrouver facilement l'ordre dans lequel se remplissent les niveaux d'énergie électronique. Il suffit en effet de ranger les différentes orbitales en séparant les niveaux principaux mais de lire le tableau selon la diagonale. Les électrons se répartissent par couches autour du noyau des atomes. La couche K est la plus proche du noyau. Chaque couche ne peut contenir qu'un nombre limité d'électrons : la couche K, contient au maximum 2 électrons la couche L, contient au maximum 8 électrons - la couche M, contient au maximum 18 électrons - la couche N, contient au maximum 32 électrons - la couche O, contient au maximum 32 électrons - la couche P, contient au maximum 18 électrons - la couche Q, contient au maximum 8 électrons Les électrons appartenant à une couche donnée possèdent des énergies voisines. Plus on s'éloigne du noyau, plus les couches ont une énergie ~13~ élevée. La gradation des énergies orbitales est donc la suivante : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f... Les e de la couche de nombre n le plus élevé dans l'état fondamental jouent le rôle principal dans les réactions chimiques car ce sont ceux qui participent à la formations des liaisons .On appelle cette couche externe couche de valence ou couche de périphérie. ! pour les ions, on procède de la même manière mais la différence réside dans le nombre d'électrons à placer Ex: A. L'ion Cl- à un électron de plus que l'atome de Cl Soit Z+1= 17+ 1 = 18 B. L'ion Batt possède 2 électrons de moins que l'atome Ba Soit Z-2= 56-254 S 15. Le modèle de Lewis P₂ Les orbitales atomiques présente des formes caractéristiques. Elles ont l'apparence de sphères ou d'altères avec des lobes aplatis ou en forme de larmes. La géométrie des orbitales d et f est plus complexe que celle des orbitales p et s. Un point signifie 1 électron célibataire Une barre signifie un doublet d'électrons Il donne la répartition des électrons sur la couche externe, soit les seuls électrons impliqués dans les liaisons et les réactions chimiques. Ce modèle symbolise la couche externe par une croix qui peut contenir de 1 à 8 électrons. H Vel X 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Cette représentation rend compte de la valence et donc, de la capacité de liaison. Cette valence ou capacité de liaison correspond au nombre d'électrons célibataires. ~14~ H H-C-H H 0=0 0=0 Le tableau périodique 16. Table de Mendeleïev ou classification périodique des éléments Il représente tous les éléments chimiques, ordonnés par numéro atomique croissant et organisés en fonction de leur configuration électronique qui définit leurs propriétés chimiques. Tableau périodique des éléments Grape 11 19 × 280 Cs numéro atomique symbole chimique 12 Mg ALON 38 Sr quide des PC 56 21 44 SAL 57-71 w 99-103 22 41001 Zr WL. 234 we 72 HF Rf L 23 41 Nb 73 Ta 42 WLW 74 W Un métal est un composé : - Brillant (éclat métallique). -Bon conducteur de chaleur et d'électricité. - Malléable. - donneur d'électrons qui réagit avec Te Ces propriétés évoluent différemment selon un déplacement vertical ou horizontal dans le tableau. les acides en général solide à T et p 75 habituelles (sauf le mercure (Hg)). 76 Os PER (1449127) se Rh la 77 Ir Pd 78 79 Au 87 88 89 Fr Ra Ac 64 ~15~ 157.25 Cd 80 Hg 65 Tb Al 49 ILARIA 81 TI 113 Uut LOPME 14 Si La Pluspart des éléments chimiques sont des métaux 12.41 82 67 66 Dy Но 1640 Uuq 15 P 33 NAM Sb 115 Uup 147.25 Uuh 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 69 Tm 17. Organiser les éléments chimiques. De telle sorte que leurs propriétés physicochimiques puissent être largement prédites par leur position dans la table. Tableau périodique des éléments Uus 70 Yb 2 He www. SLAD Lu 174 M 103 L métalloides non-métaux 1 H lla 2 Li Be Illb IVb Vb Vlb Vilb Villb 3 Na Mg ¹K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr lb llb 32 36 45 46 48 52 53 54 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Villa Illa IVa Va Vla Vila He 10 B CNO F Ne 13 14 15 Al Si P SCI Ar 17 18 55 76 77 79 80 4,228, 84 85 86 6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 62 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 91 92 94 97 98 99 100 101 102 103 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Un métalloïde désigne un élément intermédiaire entre les métaux et les gaz rares. Ils sont à la frontière qui sépare les métaux des non-métaux. Ils ressemblent aux non métaux par certaines propriétés mais sont des faibles conducteurs d'électricité. Métalloïde = qui ressemble aux métaux. Un non-métal est un élément avec un aspect : -Terne (sans éclat) -non conducteurs de chaleur et d'électricité. 18. Il est organisé en périodes (lignes) et en familles (colonnes) -chaque ligne du tableau (période) correspond à une couche électronique, identifiée par son nombre quantique principale, noté n. - il y a 7 couches électroniques connues à l'état fondamental, donc 7 périodes dans le tableau périodique standard, numérotées de 1 à 7. - chaque période est elle-même scindée en un nombre de variable de blocs qui correspondent aux orbitales atomiques, identifiées par leur nombre quantique secondaire, noté L: -Il y a 4 types d'orbitales atomiques connues à l'état fondamental, notées s, p, d et f et pouvant contenir chacune respectivement 2, 6, 10 et 14 électrons. 19. Les périodes Une période = ligne du tableau se définit par le remplissage progressif des sous-couches électroniques jusqu'à atteindre la sous-couches de la sous couche électronique suivante. Les propriétés des éléments varient généralement beaucoup le long d'une période mais, peut-être localement assez similaires et constituer des séries chimiques complètes, notamment dans le bloc d (métaux dits de transition) et surtout dans le bloc f. Le rayon atomique tend à diminuer lorsque l'on va de gauche à droite dans une période. Car la charge électrique du noyau atomique augmente tout au long de chaque période, ce qui augmente l'attraction du noyau sur les électrons et diminue par conséquent le volume des orbitales atomiques. L'énergie d'ionisation et l'électronégativité augmentent lorsque l'on va de gauche à droite du tableau. 11 Na 37 Rb N 12 Mg 200 ALOT 38 Sr 56 Ba Période 21. +48L2 39 57-71 99-103 Zr 91,224 72 Hf 104 Rf 57 41 Nb 73 Ta 105 Db 90 Th Le rayon atomique de gauche à droite L'énergie d'ionisation et & ↑ de gauche à droite 106 5g 91 72 97,9072 107 Bh (2841247) 60 14:20 108 Hs Rh 93 Np Ir 109 Mt 62 Pm Sm (144927) 130.3 54 Pu 10 Pd 78 Pt 110 Ds 63 Eu 131964 Ag 107. 79 Au 111 Rg 64 Od 152.209 96 Cd 80 Hg 112 Cn (27) 65 Tb Al gum 31 49 In 114 818 81 TI 113 Uut (294) 66 Dy 120407 12.4 Sn 114 720 82 Pb 114 Uuq 67 Но 14.04 30972ND 115 Uup 100 Fm 25.04 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Te Po Tm MAKHL 116 117 Uuh Uus 101 Md L90447 70 Yb 102 No mts 2 Не 10 204,1797 19 BL 54 Rn 118 Uue (294) Macken 71 Lu 174 967 103 L ➜7 périodes sont répertoriés. A noter que les lanthanides et les actinides sont décalés. Ex: Ca → période 44niveaux occupés (K, L, M, N) Famille 22e-célibataire sur dernier niveau Alcalins Le tableau périodique contient 7 périodes (7 lignes horizontales) Le numéro de la période correspond aux nombres de couches électroniques occupées. Couche 1 → K 20. Les familles Couche 2→ K, L Couche 3 K, L, M Couche 4 н II, Li Be K, L, M, N, .... Les e périphérique sont les seuls concernés dans les processus ou réactions chimiques (liaison). Tous les éléments qui ont un même nombre d'électrons sur le dernier niveau possèdent donc des propriétés semblables. ➜18 familles sont répertoriées. Ex: voir dans les périodes. Ces éléments définissent une famille caractérisée par un numéro qui représente le nombre d'électrons présents sur le dernier niveau. Les familles << a >> I: alcalins II: alcalino-terreux III : terreux IV: carbonides Alcalino terreux Les familles « b » ou éléments de transition. Le rayon atomique augmente lorsque l'on va de haut en bas car le nombre de niveaux occupés augmente. L'énergie d'ionisation et l'électronégativité diminuent lorsque l'on va de haut en bas car les électrons périphériques sont moins fortement liés au noyau dans le bas du tableau. métaux de transition Terreux Plus d'infos en cliquant sur le nom des familles Villa III, IV, V, VI, Vila He BCNO F Ne Al Si P S Cl Ar Na Mg K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At At Rn Fr Ra Ac Carbonides Azotides Sulfurides Halogènes Gas ra h Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 V: azotides VI: sulfurides VII : halogènes VIII: Gaz rares modèle de Lewis: ~17~ •X. Les éléments d'une même famille ont le même nombre d'électrons de valence. Le numéro de la famille correspond au nombre d'électrons de valence. Le nombre d'e- de valence permet de prévoir la charge de l'ion. 21. Quelques exemples de familles Famille 1: les métaux alcalins Quelques photos Li Ex. applications: médicaments Na Ex. applications : verre, sel de table (NaCl) K 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Ex. applications: engrais, explosif Les métaux-alcalins sont des éléments chimiques de la première colonne (famille 1, excepté l'hydrogène) du tableau périodique. ~18~ Le lithium, le sodium, le potassium, le rubidium, le césium et le francium sont des métaux alcalins. Il s'agit de métaux peu denses de couleur argentée et à bas point de fusion, plutôt mous à température ambiante, formant des composés ioniques avec les halogènes et chimiquement très réactifs. Ils réagissent violemment avec l'eau pour donner des hydroxydes qui sont des bases fortes, de sorte qu'on ne les trouve jamais sous forme élémentaire dans le milieu naturel. →Les éléments chimiques de cette série sont caractérisés par la présence d'un électron unique dans leur couche de valence, facilement perdu pour retrouver la configuration du gaz noble de la période précédente. Les métaux alcalins forment donc très facilement des cations (mono chargés). Les ions des métaux alcalins sont d'une grande importance en physiologie. Dans une cellule (nerveuses) et au repos, les ions du sodium et de potassium passent à travers les membranes cellulaires au moyen de pompes ioniques. La concentration de potassium plus élevée à l'intérieur de la cellule. Rôle NA*K*ATPase Remarque : l'hydrogène avec son électron 1s¹ solitaire, il devrait appartenir au groupe des métaux alcalins. Mais la perte de cet électron requiert d'avantage d'énergie que pour les autres éléments de la famille 1. L'H n'est pas non plus métallique aux conditions normales de température et dépression. L'H ne devient métalliques qu'aux pressions très élevées. ➤ Famille 2: les métaux alcalino-terreux Quelques photos Be M. Mg Ca Sr Ba 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Les métaux alcalino-terreux sont des éléments chimiques de la 2eme colonne (famille 2) du tableau périodique. Ce nom vient du terme métaux de terre décrivant les métaux qui résistent au feu, les oxydes de métaux alcalino-terreux demeurant solides à des températures très élevées. Les éléments de la famille 2 (lla) : le béryllium, le magnésium, le calcium, le strontium, le baryum et le radium. Ils sont plus durs et plus denses que les métaux alcalins. Les métaux alcalino-terreux forment également des composés ioniques avec les halogènes mais ne réagissent pas avec l'eau à température ambiante, seulement avec la vapeur d'eau pour former des hydroxydes très basiques. → Les éléments de cette série possèdent 2 électron dans leur couche de valence, et leur configuration électronique la plus stable s'obtient par la perte de ces 2 électrons pour former un cation doublement chargé. > Famille 17: les halogènes Les halogènes sont des éléments chimiques de la 17e colonne du tableau périodique. Parmi les éléments chimiques le fluor, le chlore, le brome, l'iode et l'astate. Ils existent sous forme élémentaire diatomique et forment des acides forts avec l'hydrogène. ~19~ La configuration électronique des atomes correspondant et de la forme : gaz noble ns² np5. Ces atomes possèdent donc 7 électrons dans leur couche électronique extérieure. Pour respecter cette règle de l'octet, cette configuration électronique doit être complétée avec un 8 électron. Ces éléments chimiques ont alors sous forme d'anion appelé ion halogénure : (ion fluorure, ion chlorure, ion bromure, ion iodure). Les halogènes constituent des composés ioniques avec les métaux alcalins et les métaux alcalino- terreux. Famille 17: les gaz rares Les gaz nobles ou rares sont des éléments chimiques du groupe 18 (VIIIA) du tableau périodique. Aux conditions normales de température et de pression, ce sont des gaz monoatomiques incolores et inodores quasiment dépourvus de réactivité chimique. Les 6 gaz nobles naturels sont l'hélium (He), le néon (Ne), l'argon (Ar), le krypton (Kr), le xénon (Xe) et le radon (Rn), ce dernier étant radioactif et produit lui-même par la désintégration radioactive du radium. Un 7eme élément est venu s'ajouter à la liste au début des années 2000: →L'élément 118 (ununoctium, Uuo), un élément synthétique révélant de la dénomination systématique IUPAC. Les sous couches s et p de leur couche électronique externe sont en effet complètes, avec respectivement deux et six électrons de telle sorte qu'il ne leur reste pas d'électron de valence disponible pour établir une liaison chimique avec un autre atome, selon la règle de l'octet. Couleurs produites par les différents gaz nobles (rares) dans les tubes fluorescents. Ar kr Xe Ne He 22. En résumé Les métaux Les métaux sont définis comme des atomes qui ont tendance à perdre des électrons pour atteindre la stabilité des gaz rares, ils sont électropositifs. Ex: Mg le magnésium posséde 2e- sur le dernier niveau Mg - 2e- →Mg++ (Possède dès lors 8 électrons sur le dernier niveau) Pour les famille << a >> : 1 ou la lon+ 2 ou lla →lon++ 3 ou Illalon 3+ ● Pour les familles << b >> : Fe: +2 +3 • Zn: +2 Cu: +1 L'électronégativité 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 +2 ~20~ Les non métaux Les non-métaux sont définis comme des atomes qui ont tendance à gagner des électrons pour atteindre la stabilité des gaz rares, ils sont électronégatifs. Ex: S (le soufre possède 6 électrons sur le dernier niveau) S+ 2e- →S²- (Possède dès lors 8e- sur le dernier niveau) 23. L'électronégativité Est renseignée sur le tableau périodique et représente la tendance à rendre des électrons. Cette valeur diminue quand le rayon atomique augmente. Les atomes les - électronégatifs sont le Cs et le Fr (E= 0,7) L'atome le + électronégatifs est le F (E= 4) La famille 16 ou Vla donne des ions 2- La famille 17 ou Vlla donne des ions 1- 8+ 8- H→ CI polarisation de la liaison de la liaison HCI Le doublet de liaison est attiré par le chlore plus électronégatif que l'hydrogène La formule chimique 24. La formule chimique ou brute Les molécules sont représentées par une formule chimique qui indique la nature des atomes qui composent la molécule et le nombre d'atomes. Pour établir la formule chimique d'une molécule, on tient compte de la capacité de liaison de chaque atome, soit de la valence. Toute molécule est caractérisée par une masse molaire relative qui est la somme des masses atomiques relatives de tous les atomes de la molécule, elle est exprimée en UMA. CH3 H3C CH3 Him.. OH Formule semi-développée de l'ibuprofène - C13H1802 Formule brute 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 Ex: l'ibuprofène est un anti-inflammatoire non-stéroïdiens AINS. il est indiqué dans le traitement de la fièvre et/ou des douleurs telles que les maux de tête, les états grippaux, les douleurs dentaires, les courbatures et les règles douloureuses. Seul l'énantiomère S de la molécule possède une activité médicamenteuse. La formule brute ou formule chimique renseigne uniquement sur la composition chimique des molécules (ou des ions), soit sur le nombre et le type d'atomes qui les composent, et sur la charge électrique des composés (si ce sont des ions). Elle ne renseigne pas sur l'agencement spatial des atomes, ni sur le type des liaisons chimiques. Modèle moléculaire de l'ibuprofène Dans cette formule, l'élément chimique est indiqué à l'aide de son symbole renseigné dans tableau périodique et la quantité de cet élément est indiquée par un nombre placé en indice à la droite de l'élément concernés. 26. La liaison intramoléculaire Si une charge électrique est présente, elle est indiquée en exposant à la fin de la formule et quantifiée par un nombre suivi d'un signe positif (+) si le composé est chargé positivement, c'est à dire qu'il lui manque un ou plusieurs électrons ou d'un signe négatif (-) si le composé est chargé négativement, c'est-à-dire qu'il à un excès d'électrons. Ex: H₂O (l'eau), h₂SO4 (l'acide sulfurique), H3O+ (l'ion oxonium), C6H12O6 (le glucose), C3H6O (l'acétone),... → Les représentations de molécules sont utilisées quant à elle pour décrire les structures des molécules. Ces représentations graphiques permettent en plus de décrire les liaisons moléculaires ainsi que la forme de ces molécules dans l'espace. Ces représentations sont très utilisées en chimie organique et en biochimie. La liaison chimique 25. La liaison chimique Pour former une liaison chimique, les atomes mettent en commun des électrons périphériques, ils rejoignent dès lors la stabilité des gaz rares. Ainsi, 2 atomes se lient pour posséder une énergie potentielle minimale inférieure à la somme des énergies potentielles des 2 atomes isolés. Il existe différents types de liaisons chimiques : Les liaisons intra- et inter-moléculaires. ~21~ H8+ 8+H molécule polaire, dipôle Est une liaison établie à l'intérieur d'une même molécule. Ce sont de fortes liaisons avec une énergie de liaison très élevée : E₁=+100 kcal/mol La liaison intramoléculaire comporte 3 différents types : liaison covalente, ionique et métallique. ● La liaison covalente C'est une liaison chimique qui consiste en une mise en commun d'électrons qui vont constituer des paires électroniques de liaison entre atome. ✓ Covalence normale parfaite consiste en une mise en commun de 2 électrons célibataires et entre Δε = 0. 2 atomes de même électronégativité (=parfaite) Exemple: CL ICICI H + H H + H H-H (a) ! ce type de liaison donne toujours des molécules non-polaires ! (b) Exemple: HCI HOC ✓ Covalence polarisée consiste en une mise en commun de 2 électrons célibataires (covalente) entre 2 atomes d'électronégativités différentes (polarisée) 0<A & <1,8. X= 2.1 X= 3.0 électronegativité 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 M₂ 18 18 H-CI S La liaison est polarisée vers l'atome le plus électronégatif. Chaque atome acquiert de cette façon une configuration électronique semblable à celle des gaz rares avec 8 e- sur la dernière couche ou 2 comme l'He (règle de l'octet). Conséquence → une charge partielle apparait sur chaque atome. ~22~ ! la somme algébriques des charges partielles dans toute molécule est égale à 0. La flèche au milieu de la barre de liaison indique vers lequel des 2 atomes les électrons de liaison sont attirés préférentiellement. Lors de cette liaison les molécules obtenues peuvent être polaire (dipôle) ou être non polaire (apolaire). -Plus les charges sont réparties de façon asymétrique, plus une liaison ou molécule sera polaire -Au contraire, si les charges sont réparties de façon totalement symétrique elle sera apolaire. Ex: H2O ● ✓ 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 Les e- des atomes d'hydrogènes de l'eau sont fortemment attirés par l'atome d'oxygène et sont en réalité plus proche du noyau de l'oxygène que ceux de l'hydrogène. C'est pourquoi l'eau a une charge négative en son centre et une charge positive à ses extrémités. Covalence dative semi-polaire Elle résulte de la mise en commun d'une paire d'électron entre 2 atomes d'électronégativité différente. L'atome le moins électronégatif donne une paire d'électrons. Exemple: HCIO₂ H-O-CIO OH-O-CIHOI H_N_H +[H]- H H H&N H H t -H-N-H H NB. L'accepteur est le plus souvent l'atome d'oxygène H Autre exemple : H3O+ co H-O-CI 08 H-O-CI → ✓ Covalence dative coordinative Elle résulte aussi de la mise en commun d'un doublet pouvant ne provenir que d'un seul des atomes liés. Il n'y a qu'un donneur et qu'un accepteur. L'atome le plus e- est le donneur de la paire d'électrons. H²N5H +[H]→ СС la ison dative se sine par une fleche allant du donneur vers l'accepteur. СС E-3.0 - 3.5 la liaison dative se dessine par une flèche allant du donneur vers l'accepteur. Na = (Ne) 3s1 Na+ structure plus stable = (Ne) Cl = (Ne) 3523p5 →Cl- structure + stable = Cl- = (Ar) Lorsqu'une base de Lewis fournit une paire d'électrons à un acide de Lewis afin de donner un adduit. Le processus de formation d'une liaison dative est dit « coordinative »>. 101 Le donneur d'électrons acquiert une charge positive, l'accepteur d'électrons acquérant dans le même temps une charge formelle négative. ~23~ La liaison ionique ou électrovalente Elle résulte d'un transfert complet d'e- d'un atome à l'autre (partenaires de liaison). Les atomes deviennent alors des ions. Cette liaison pas attraction électrostatique entre 2 ions de signe contraire. Par convention, la différence d'électronégativité doit être importante La paire électronique est totalement déplacée vers l'atome le + électronégatif. Ex: Na Cl = Na+ + Cl Δε ≥ 1,9 (1,7). N.B : la liaison ionique pure n'existe pas car le caractère ionique n'atteint jamais 100%, même pour NaF. Conséquence pour ce type de liaison : ● - les composés ioniques forment des solides ioniques formés par alternances d'ions + et -. -les forces de cohésion entre les ions (=forces électrostatiques) sont très importantes et expliquent le fait que la plupart des composés ioniques sont solides à températures ambiantes. Δε ΔεΣ 1,9 La limite de est arbitraire car tous les composés où est proche de1,9 possède des liaisons partiellement ioniques et partiellement covalentes. La liaison métallique Elle assure la cohésion des métaux. Dans ces métaux, les e- périphériques peu présents dans la couche externe et donc peu retenus sont en quelque sorte mis en commun par l'ensemble des atomes, formant ainsi un gaz d'e- libres parmi un réseau d'ions positifs. Les métaux ont une bonne conductivité électrique et calorifique (déplacement aisé des électrons autour des ions métalliques). Elle résulte d'une attraction réciproque entre le nuage d'e- mobiles et les cations métalliques groupés en réseau. Remarque : la liaison métallique « pure » ne se rencontre que pour les métaux normaux (alcalins, alcalino-terreux...) où elle est assez faible. Pour les métaux de transition, les ions sont beaucoup plus rapprochés et l'interaction entre les sous- couches incomplètes crée une composante covalente, qui renforce la liaison. 27. La liaison intermoléculaire Est une liaison entre les molécules et permettant la cohésion de celles-ci. Ces liaisons sont beaucoup plus faibles et leur énergie de liaison est petite par rapport aux liaisons intramoléculaires. E₁ + 10 kcal/mol Exemple de liaisons intermoléculaires : Les forces de Van der Waals. Elles représentent l'attraction entre 2 molécules polaires de type « dipôle - dipôle >> Exemples: H H 8- :0: :0: 8* 8+ H 8 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Les liaisons par pont hydrogène ou pont H. ~24~ er der W Carbon alome Cor harde Notez que ce type d'attraction peut également se produire entre deux dipôles instantanés (molécules non laires), par interaction entre les nuages électroniques. 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 Elle se produit lorsqu'une molécule possède un atome fortement électronégatif porteur d'une paire libre d'électrons (O, N, F) et un atome d'hydrogène polarisé positivement. Il survient alors une attraction électrostatique entre l'atome d'hydrogène d'une molécule et l'atome électronégatif porteur d'une paire libre d'électrons de l'autre molécule. Les liaisons par pont H, des liaisons intermoléculaires également de type « dipôle - dipôle »>, elles sont plus fortes que les forces de Van der Waals mais moins fortes que les interactions électrostatiques existant dans les composés ioniques. Exemple de liaison par pont H: l'eau Hydrogena 0.964 |||| Oxygena R 0 Pont sdrogine :,7GÅ alcool H8+ Autres exemples de liaison par pont H cétone H 8+ R' R" OH-O ~25 ~ H8+ 8+ 8- II N-II H Laxon Hly drogène H-N-H H 28. Les molécules organiques contiennent toutes du carbone Les liaisons covalentes normales parfaites et covalentes polarisées sont très nombreuses en chimie organique. Les molécules organiques contiennent toutes du carbone : -qui peut être lié à lui-même. -qui peut être lié à H, O, N ... Méthane (CH4) Éthane (C₂H6) Propane (C3H8) Butane (C4H10) (= covalente parfaite) H|H H-C-C-H Pentane (C5H12) Hexane (C6H14) | | HH (= covalente polarisée) Heptane (C7H16) Octane (C8H18) Nonane (C9H20) Décane (C10H22) H₂C H₂C-C CH₂ CH CH₂ H₂C CH₂ tertiaire ~26~ 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 29. Les alcanes (simple liaisons) Les alcanes sont des hydrocarbures saturés. C'est-à-dire qu'ils ne sont constitués que d'atome de carbone (c) et d'hydrogène (H), liés entre eux par des liaisons simples, ce qui donne un nombre maximal d'atomes d'hydrogène (d'où le nom saturé). CH₂n+2 quaternaire Les alcanes non cycliques possèdent donc une formule brute de la forme non nul. Le nom est formé d'un radical indiquant le nombre d'atomes de carbone de la chaine carbonée principale suivi du suffixe << -ane » précisant le groupe fonctionnel alcane. Les alcanes existent en grande quantité sous forme de gisements naturels de gaz ou de pétrole. Exemple : Undécane (C11H24) Dodécane (C12H26) Tridécane (C13H28) Tétradécane (C14H30) Pentadécane (C15H32) Cétane (C16H34) Heptadécane (C17H36) Octadécane (C18H38) Nonadécane (C19H40) Eicosane (C20H42) -primaire secondaire où n est un entier naturel Formule brute Nom Formule développée Géométrie Formule semi développée Formule brute Nom Formule développée Formule semi développée H Formule topologique Exemple: n=1 méthane H H CH₁ H HH H n=5 C5H12 pentane C Η ΓΗ H H H H H₂ HH II H-C-C-H H₂ --I H C ΤΗ H H Formule développée de l'éthane CH3 n=2 C₂H6 éthane H₂C H CH3 méthylbutane H Η ΤΗ C C H H H H H H₂C CH H₂ CH3 ~27~ C H H CH3 H n=3 C3H8 propane H ΤΗ C H₂C C HH H H H H diméthylpropane HH CH3 H H H H H CH3-CH3 H H₂CH3 CH3 C CH3 Formule semi-développée de l'éthane 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Les alcanes sont des hydrocarbures saturés mais à partir du butane (n=4), il existe plus qu'une formule développée. Isomères = molécules ayant la même formule brute mais des formules développées différentes. Les alcanes linéaires 1 CH3 1 2CH₂ H-(CH₂)n-H Les alcanes ramifiés sont des alcanes linéaires auxquels on a remplacé un H par un groupement alkyle (par exemple : le méthyle - CH3 ou l'éthyle: - CH₂ - CH3) Pour nommer cette molécule : 1.Commencer par trouver la + longue chaine de carbone (ici, les carbones de cette chaine sont en gras). Formule brute Nom 2. Numéroter ses carbones (ceux en vert sur schéma). CH3-CH-CH₂-CH-CH3 3. Regardez quels sont les groupements attachés à cette chaine carbonée et à quel carbone ils sont liés : -un groupement méthyle -CH3 sur le carbone n°3. -un autre groupement méthyle -CH3 sur la carbone n°5. 4.Nommez la chaine carbonée comme un alcane. (Ici, il y a 6 carbones →hexane). 5.Assemblez le tout et le nom de la molécule est 3, 5-diméthylhexane (une virgule sépare les chiffres entre eux, un tiret sépare les chiffres des noms). | 6CH3 Formule topologique Nombre de carbone 1 Terme n=5 leur chaîne est dite « aliphatique >> C₂H₁2 pentane Alcane linéaire méthylbutane Carbone quaternaire Carbone tertiaire Résumé de la nomenclature des alcanes ramifiés : Carbone secondaire Carbone primaire 4 5 2 3 méth éth prop but pent Alcane ramifié ~28~ 6 hex Pour un alcane, la terminaison est << ane >> <yl >> Pour une ramification, la terminaison est << Nombre de radicaux 1 2 3 4 5 tri tétra penta hexa 6 Terme 1 di diméthylpropane 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 7 hept 8 9 10 oct non déc 11 12 undéc dodéc Les alcanes cycliques sont des alcanes sur lesquels les carbones sont liés par des liaisons simples CnH2n de manière à former un cycle qui n'est pas plan. Ils ont pour formule générale Pour nommer un cyclo-alcane, il suffit de rajouter le préfixe cyclo- au nom de l'alcane linéaire ayant le même n, sachant qu'il ne peut y avoir de cycle qu'avec n > 2. H H H H H H I H cyclopropane alcanes saturation cycloalcanes insaturation H H H-C-C H C-C H H cyclobutane -H ~29~ -H hexane H H cyclohexane H C6H₁4 2-méthylpentane C6H₁4 H cyclohexane 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 H méthylcyclopentane C6H12 1,2-diméthylcyclobutane CH₁2 H CH(2n+2) C6H12 C₂H₂n CH(2n+2) CnH2n CnH2n 30. Les alcènes (double liaisons) Les alcènes sont des hydrocarbures insaturés, caractérisés par une double liaison covalente entre 2 atomes de carbone. Ces liaisons sont toujours de type covalente normale parfaite. Les alcènes non cycliques ont pour formule brute CnH₂n où n est un entier naurel supérieur ou égale à 2. L'alcène le plus simple est éthylène (nom usuelle de l'éthène). NB : le terme << oléfine » était le nom donné par le passé aux alcénes, bien qu'encore employé (ainsi que le terme << polyolefine »), il tombe de plus en plus désuétude. n=2 alcane alcène n=6 alcane alcène cycloalcène H HCCH H H H H H H X H3C (Z) Pent-2-ène CH ₂ CH 3 hexane H éthane éthène (éthylène) hex-2-ène C6H₁2 ~30~ Formule brute CnH2n C6H₁4 cyclohexène CH₁0 Les alcènes non-ramifiés Il faut utiliser le même nom que celui de l'alcane portant le même nombre d'atomes de carbone, en utilisant le suffixe « -ène » plutôt que « -ane » et en intercalant l'indice de position de la double liaison dans le mot, avant le suffixe, et limité par 2 tirets de chaque côté. Les alcènes ramifiés 1.Dans la formule de structure, déterminer la chaine carbonée principale comportant obligatoirement la double liaison. H 2.Afin de situer la double liaison, numéroter la chaine principale de façon que le numéro de l'atome C portant la double liaison soi le plus petit possible. (E) Pent-2-ène 3.Citer le nom de la ramification alkyle, suivi de son indice de position entourés de tirets. Faire suivre du nom de l'alcène comme s'il n'était pas ramifié. H3C C₂H₂ C₂H4 CH ₂ CH 3 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 La stéréochimie de la double liaison peut être déterminée selon les règles de priorité Cahn-Ingold-Prelog Exemples d'alcènes : 4 123^50 12345º 1 hex-1-ène 5 2 3 4 2 3-méthylhex-4-ène 4-méthylhex-2-ène 31. Les alcynes (triple liaisons) n=2 alcane hex-2-ène alcène alcyne n=6 6 3-méthylhexa-2,4-diène 4-méthylhexa-2,4-diène H 5 2 H H hex-3-ène H-C=C-H acétylène 1 6 Les alcynes sont des hydrocarbures insaturés car ils sont caractérisé par la présence d'une triple liaison << carbone-carbone »>. →Alcyne << vrai » ou « terminal » si R ou R' est un hydrogène. CH2n-2 H Formule brute : Ils sont caractérisés par la présence dans leur molécule d'une triple liaison et d'une coexistence possible de doubles liaisons. La série des alcynes commence avec l'acétylène ou éthyne (C2H2) puit vient le propyne. H hex-1-yne X 5 2 3 ~31~ On hex-2-ène hex-2-yne 3 2-éthylpenta-1,3-diène 2 5 éthane éthène (éthylène) éthyne (acétylène) 5 H-C=C-C-H I H propyne -C=C C₂H6 C₂H4 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 C6H₁0 Formule brute C₂H (2n-2) ⇒ saturé ⇒1 insaturation C₂H₂ ⇒ 2 insaturations 4 atomes H en moins Fonctions chimiques et nomenclature 32. Principales fonctions organiques Fonction Structure Alcool Ether Aldéhyde Cétone Carboxyle Ester Amine Amide Imine Thiol Phényl -OH →H₂S →HF →HBr -01 →HI →HCN →H₂Se 0=< OH -NH₂ 0=0 NH₂ -N= -SH Exemple Ethanol Ether méthylique Acétaldéhyde Acétone Acide lactique Acétate de méthyle Méthylamine Acétamide Diméthylimine Méthane thiol Méthyl phényl Formule développée H3COH H₂ ~32~ of ou H3C CH3 H3C CH OH он H3C H -CH3 HỌC-NH 11 HỌC NH2 H₂C-N=CH₂ H3C-SH H3C₁ →HCI = acide chlorhydrique ou chlorure d'hydrogène = acide sulfhydrique ou sulfure d'hydrogène = acide fluorhydrique ou fluorure d'hydrogène = acide bromhydrique ou bromure d'hydrogène = acide iodhydrique ou iodure d'hydrogène = acide cyanhydrique ou cyanure d'hydrogène acide sélénhydrique ou sélénure d'hydrogène → H₂Te = acide tellurhydrique ou tellure d'hydrogène Formule abrégée CH3CH₂OH CH3OCH 3 CH3CH2CHO CH3CHOHCOOH 33. Fonctions chimiques inorganiques et leu nomenclature : Les acides Acides binaires ou hydracides Formule = HX avec X = un élément non métallique Exemple: HCI, H₂S, HF, HBr, HI, HCN Nomenclature: acide nom de X-hydrique ou nom de X-ure d'hydrogène Les 8 hydracides qui existent : CH3COCH 3 CH3COOCH3 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 CH3NH2 CH3CONH2 CH3NCH₂ CH3SH C6H5CH3 Acides ternaires ou oxacides Formule = HXO Exemple: HCIO, H₂SO HNO₂, HNO3, H₂CO3,... Nomenclature: acide nom de X-ique ou nom de X-ate d'hydrogène avec X = un élément non métallique et O = oxygène ! il peut exister deux acides pour un même élément non métallique X. Dans ce cas, on écrira pour le moins oxygéné des 2: nom de X-eux ou nom de X-ite d'hydrogène. ! il peut exister 4 acides pour un même élément → on ajoute le préfixe hypo pour le moins oxygéné et per pour le plus oxygéné. Cl HCIO = hypochlorite d'hydrogène ou acide hypochloreux HClO₂ = chlorite d'hydrogène ou acide chloreux HCIO3 = chlorate d'hydrogène ou acide chlorique HCIO= perchlorate d'hydrogène ou acide perchlorique ! HIO = hypoiodite d'hydrogène ou acide hypoiodeux HIO₂ = iodate d'hydrogène ou acide iodique HIO4 = periodate d'hydrogène ou acide periodique S H₂SO3 = sulfite d'hydrogène ou acide sulfureux H₂SO = sulfate d'hydrogène ou acide sulfurique H₂S₂O3 = thiosulfate d'hydrogène ou Acide thiosulfurique N HNO₂= nitrite d'hydrogène ou acide nitreux HNO3= nitrate d'hydrogène ou acide nitrique P H₂PO₂ = hypophosphite d'hydrogène ou acide hypophosphoreux acide phosphoreux H₂PO-phosphite d'hydrogène H₂PO-phosphate d'hydrogène ou acide phosphorique C H₂CO3 = carbonate d'hydrogène ou acide carbonique B H₂BO, borate d'hydrogène ou acide borique Br HBrO = hypobromite d'hydrogène ou acide hypobromeux HBrO₂ = bromite d'hydrogène ou acide bromeux HBrO3 = bromate d'hydrogène ou acide bromique HBrO₂ = perbromate d'hydrogène ou acide perbromique Acides organiques Ils sont reconnaissables par la fonction -COOH. Ex: HCOOH acide formique CH3COOH acide acétique COOH-COOH : acide oxalique 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 → H₂S → H+ +HS* → CH₂COOH →→ CH₂COO + H+ Ce sont des composés covalents mais qui peuvent toutefois s'ioniser au contact de l'eau. Par cette capacité d'ionisation, on dit que les acides sont des électrolytes soit des substances chimiques qui permettent le passage du courant en solution Electrolyte fort : HCI, HCIO4, HI, ... car ionisation forte dans l'eau. Electrolyte faible : acides organiques, H2CO3 car ionisation faible dans l'eau. 34. Fonctions chimiques inorganiques et leu nomenclature : Les bases ~33~ Les hydroxydes Formule = MOH avec M = un élément métallique et O = oxygène Nomenclature: hydroxyde de M (valence en chiffre romain si besoin) Exemple: Fe(OH)₂ = hydroxyde de fer (II) ou hydroxyde ferreux Fe(OH)3 = hydroxyde de fer (III) ou hydroxyde ferrique NaOH = hydroxyde de sodium Les hydroxydes sont des composés ioniques. En présence d'eau, ils se dissocient (! et ne s'ionisent pas) en libérant des ions hydroxyles. Ils permettent le passage de courant en solution : ce sont des électrolytes. Les hydroxydes correspondant aux familles la et Ila sont des électrolytes forts. Exemple: Mg(OH)2 →Mg** + 2OH™. Les bases azotées ou bases aminées Formule = R-NH₂ Les bases azotées sont des composés covalents que l'on peut aussi considérer comme électrolytes car ils s'ionisent en solution en fixant un proton H+ sur le doublet de l'azote. Ce sont des électrolytes faibles. Exemple: ammoniac = H-NH₂ = NH3 ammoniaque = NH3 aqueux ou NH₂OH méthylamine = CH₂-NH₂ hydrazine = NH₂-NH₂ aniline = C,H-NH₂ 35. Fonctions chimiques inorganiques et leu nomenclature : Les sels Les sels proviennent de la réaction d'un acide avec une base = réaction de neutralisation. Acide + base sel (eau) Sels binaires Formule = MX avec M = un élément métallique et X = élément non métallique 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Nomenclature = on reprend la nomenclature de l'acide en remplaçant l'hydrogène par le nom du métal et éventuellement sa valence. →Nom de X-ure + nom du métal + l'éventuellement l'E.O Exemple: FeS = sulfure de fer (II) Fe Cl3 = chlorure de fer (III) CaF₂=fluorure de calcium ~34~ Ion X™ nom H-ion hydrure F-fluorure Cl- chlorure Br- bromure I iodure O™ oxyde S™ sulfure Se- sélénure N-nitrure CN-cyanure Sels ternaires Formule - MXO Liste des principaux ions XO: Ion XO- NO₂ NO 3* Exemples: Na₂SO4= sulfate de sodium) Ca(NO₂)₂ = nitrite de calcium PB(NO3)2 = nitrate de plomb (II) CrO₂ Cr₂O, avec M = un élément métallique et X = élément non métallique et O = l'oxygène Nomenclature = on reprend la nomenclature de l'acide ternaire en remplaçant l'hydrogène par le nom du métal et éventuellement sa valence. →Nom de X-ite ou X-ate + nom du métal + éventuellement E.O. SO™ SO $₂03 MnO₂ MnO nom nitrite nitrate Ion XO- H₂PO₂ HPO 3 PO chromate Bro dichromate BrO₂ BrO; BrO₁ sulfite sulfate clo clo₂ thiosulfate clo clo Ion M+ nom Al+++ ion aluminium Ag+ argent Ba+ baryum Ca+ calcium manganate CO3** permanganate Cd+ cadmium Co* cobalt (11) Cr+++ chrome (1) Cu+ cuivre (1) Cu++ cuivre (II) Fe++ fer (II) Fe+++ fer (III) K+ potassium Mg++ magnésium Mn+ manganèse (II) Na+ sodium NH₂+ ammonium ~35~ Pb++ plomb (II) Sn++ étain (II) Sn++++ étain (IV) Zn++ zinc Fe(NO₂)₂ = nitrite de fer (II) Fe(NO₂) = nitrite de fer (III) Fe(NO3)3 = nitrate de fer (III) Fe(NO).= nitrate de fer (II) nom hypophosphite phosphite phosphate hypobromite bromite bromate perbromate hypochlorite chlorite chlorate perchlorate carbonate 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Hydrogénosels Formule = MHXO avec M = un élément métallique MHX et X = élément non métallique et O = l'oxygène Nomenclature = on reprend la nomenclature du sel correspondant en indiquant le nombre d'hydrogène par le préfixe : *hydrogéno- ou bi- s'il n'y a qu'un seul hydrogénosel correspondant à l'acide. *mono-, di- ou trihydrogeno s'il y a plusieurs hydrogénosels correspondant à l'acide. Exemple: NaHS = hydrogénosulfure de sodium de sodium ou bisulfure de sodium NaHSO4 = hydrogénosulfate de sodium ou bisulfate de sodium NaH₂PO4 = dihydrogénophosphate de sodium K₂HPO-monohydrogénophosphate de potassium KH₂PO4 = dihydrogénophosphate de potassium Les sels sont des composés ioniques. D'ans l'eau, ils se dissocient pour donner des ions M+ (ou NH4+) et des ions négatifs (X-, XO-, HXO- avec autant de charge négative que d'hydrogène enlevé à l'acide correspondant). La plupart des sels sont électrolytes forts. Exemple: K₂HPO → 2 K+ + HPO ² 36. Fonctions chimiques inorganiques et leu nomenclature : Les oxydes Les oxydes basiques ou métalliques Formule = MO avec M = un élément métallique et O = l'oxygène Nomenclature: oxyde de M (valence en chiffre romain si nécessaire) Exemple: FeO = oxyde de Fe (II) Fe₂O3 = oxyde de fer (III) Na₂O = oxyde de sodium →Il est important de connaitre le nom des principaux ions ayant plusieurs charges possibles. Fe++ (ion ferreux) et Fe+++ (ion ferrique). →Voir tableau dans les sels binaires. Les oxydes basiques sont des corps ioniques solides. Au contact de l'eau, ils se transforment en bases hydroxylées correspondantes. Na₂O + H₂O → 2 NaOH CaO + H₂O Ca(OH)₂ Les oxydes acides ou non-métalliques Formule = X₂0₁ avec X = un élément non métallique et O = l'oxygène Nomenclature: préfixe + oxyde de nom de X. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Le préfixe dépend du rapport du nombre d'atomes O et du nombre X. ~36~ Exemples: →CO₂ -> préfixe 2/1 = préfixe 2 dioxyde de carbone → P₂O5 -> préfixe 5/2 → hémipentoxyde de phosphore Cl₂O = hémioxyde de chlore CO= monoxyde de carbone P₂O3= hémitrioxyde de phosphore SO₂ = dioxyde de soufre P₂O5 = hémipentoxyde de phosphore SO3 = trioxyde de soufre Cl₂O₂ = hémiheptoxyde de chlore Le préfixe est le résultat du rapport : Nombre d'O / Nombre de X = b/a ( !! non a/b): ½ = hémi 3/2 = sesqui 2 = di 5/2 = hémipent 7/2 = hémihept 1 - mono Les oxydes acides sont des corps covalents (souvent gazeux). Au contact de l'eau, ils se transforment en acides correspondants. SO₂ + H₂O → H₂SO3 N₂O3 + H₂O → 2 HNO₂ 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Comme le oxydes acides correspondent à la forme déshydratée, on les appelé souvent anhydride. → CO₂ = anhydride carbonique, SO₂ = anhydride sulfureux Notez : 1.Comme les oxydes acides correspondent à la forme déshydratée, on les appelle souvent anhydride. →CO₂ = anhydride carbonique, SO₂ = anhydride sulfureux. 2.Certains oxydes comme SiO₂ ne forment pas d'acide au contact de l'eau (H₂SIO3). 3.Certains oxydes non métalliques ne possèdent ni base ni acide correspondant (CO, NO, NO₂). = oxyde neutre mais leur nomenclature est celle des oxydes acides. Les oxydes amphotères Si l'élément caractéristique de l'oxyde n'est ni fortement métallique, ni fortement non métallique, l'oxyde obtenu peut avoir des propriétés acides ou basiques suivant les conditions expérimentales. Exemple: 2 nomenclatures possibles Al₂O3 + 3H₂O → 2 Al(OH)3 (= hydroxyde) Al₂O3 + H₂O → 2HAIO₂ (=acide) Les oxydes n'existent pas en tant que tel en solution, ils se transforment en acide ou en base correspondante au contact de l'eau. En tant qu'oxydes, ils ne peuvent pas être considérés comme des électrolytes. ~37~ 37. Fonctions chimiques inorganiques et leu nomenclature : Noms utilisés au quotidien Soude caustique = NaOH Potasse caustique = KOH Vitriol = H₂SO4 Chaux vive = CaO Chaux éteinte = Ca(OH)2 Ammoniaque: NH3 (aq) ou NH4OH Ammoniac: NH3(g) Esprit de sel: HCI 38. Résumé En résumé : qqs ex. Fonction-famille Acide binaire ou hydracide Acide ternaire ou oxoacide Oxyde acide Hydroxyde ou base hydroxylée Oxyde basique Sel binaire Sel ternaire Hydrogénosel binaire Hydrogénosel ternaire Peroxyde Formule de structure HX HXO XO MOH MO MX MXO MHX MHXO MO₂ ou H₂O₂ M= élément métallique et X = non métallique Exemple Formule Chlorure d'hydogène ou HCI acide chlorhydrique Sulfate d'hydrogène ou acide sulfurique Dioxyde de carbone Hydroxyde de sodium ~38~ Oxyde de calcium Chlorure de sodium Chlorate de potassium Hydrogénosulfure de potassium Hydrogénosulfate de potassium Peroxyde de sodium ou peroxyde d'hydrogène H₂SO4 CO₂ NaOH CaO NaCl KCIO KHS 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 NaH SO Na₂O₂ H₂O₂ Solutions et expression de concentration 39. La mole Une mole est la quantité de matière contenant 6,02.1023 (entités = molécules, atomes ou ions). Le nombre d'atomes contenu dans une mole de carbone est appelé nombre d'Avogadro et est noté NA. NA ,02.1023 mol-1 Le symbole de la mole est mol et le nombre de moles est représenté par la lettre n. →Pourquoi la mole? Questions de facilité, le nombre d'atomes ou de molécules ou d'ions de n'importe quelle matière étant un nombre extrêmement grand, il fallait introduire une nouvelle échelle pour manipuler des nombres plus petits. Les chimistes ont alors introduit la mole qui correspond à 6,023.1023 entités. 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 → 6,02 1023 permet la conversion du nombre d'entités (molécules, atomes ou ions) en nombre de moles et inversement 40. La masse molaire diviser le nombre par 6,02 1023 ● nombre d'atomes, ions ou molécules Exemple : 2 moles de molécules N₂ = 12,04.1023 molécules une mole de C = 6,02 1023 atomes de C multiplier n par 6,02 1023 une mole de H₂SO4 = 6,02 10²3 molécules de H₂SO4 2x 6,02 1023 atomes de H 6,02 1023 atomes de S 4x 6,02 1023 atomes de O Na La masse molaire atomique d'un élément ou la masse d'une mole d'atomes est la masse atomique relative (Ar) exprimée en gramme par mole (g/mol). Le symbole de la masse molaire est M. L'unité est en gramme par mole = g.mol-¹. Les masses molaires atomiques figurent dans le tableau périodique des éléments. erindzim den i DOW n (mol) nombre de moles Exemples: Masse molaire du chlore: Ma- 35,453 g.mol-¹ Masse molaire du sodium: MNa = 22,98 g.mol-¹ Masse molaire du carbone : M = 12,011 g.mol-¹ masse atomique masse molaire masse atomique masse molaire La masse molaire moléculaire ou la masse d'une mole de molécules est la masse moléculaire relative (Mr) exprimée en gramme par mole. Le symbole de la masse molaire moléculaire est M. L'unité est le gramme par mole = g.mol-¹. Elle se calcule en effectuant la somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent la molécule. Exemples Masse molaire de l'eau : MH₂0= 2.MH + M₂ = 2.1 + 16 = 18 g.mol-¹ Masse molaire du méthane : MCH4 = (1 x 12,01 g) + (4 x 1,008 g) = 16,04 g.mol-¹ ! Faire la distinction entre masse atomique A (u.m.a) et masse molaire d'un atome M (g/mol-¹). Cl 35,453 uma 35,453 g.mol-¹ 22,98 uma 22,98 g.mol-¹ 39~ 17 CI 35, 453 masse atomique du chlore A = 35, 453 1 uma = 1 Da 41. Les solutions -Une solution est définie comme un mélange homogène de 2 (ou plus) substances. C'est un mélange dont on ne distingue les constituants à l'œil nu ni par des moyens grossissant (loupe, microscope optique). -Le soluté est le composé dissout dans le solvant, il peut être solide, liquide ou gazeux (ex : le gaz carbonique dissout dans les boissons pétillantes. -Le solvant est le composant majoritaire d'une solution. C'est lui qui permet, assure la dissolution du soluté. -l'eau est un solvant couramment utilisé mais il existe d'autres solvants, souvent organiques, comme l'acétone, l'alcool... ✓ Les solutions ioniques ..Une solution est dite « ionique » si cette solu contient des ions libres Un soluté est dit « ionophore » si les ions libérés lors de la dissolution préexistaient dans ce composé (sels : Nacl, hydroxydes: NaOH). D'où vienne les ions? - >ces ions préexistaient dans le soluté et se sont libérés lors de la dissolution du soluté dans l'eau = dissociation. Dissolution de NaCl dans l'eau, solvatation des ions + et des ions -. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 aqueuse conduit le courant car cette solution Dans l'eau, ces composés se dissocient en ions: H₂O NaCl(s) Na(0)+Cl(aq) H₂C+2C Ex: acides, bases non hydroxylés : NH3 CuCl25) NaOH(s) H₂O Naq)+OH(aq) et les ions ainsi libérés s'entourent d'un certain nombre de molécules d'eau (phénomène de solvatation). Le modèle de la dissociation et de la solvatation peut être schématisé comme suit : Composé ionophore solide ~40~ Solution ionique ion solvaté 2.ces ions se sont formés lors de la dissolution du soluté dansl'eau = IONISATION ione solvaté Un soluté est dit « IONOGENE » si les ions libérés lors de la dissolution ne préexsistaient pas dans le composé. La présence d'ions en solution aqueuse résulte alors d'une réaction chimique entre le soluté et les molécules d'eau. (g) Ainsi, lors de la dissolution d'HCI dans l'eau, l'hydrogène de la molécule HCI se détache pour se fixer, par liaison coordinative, à l'oxygène d'une molécule d'eau (cfr 4°): 8+ H 8+ H \82- ou plus simplement 8+ H CI 21909 8- 42. L'expression de la concentration d'une solution La concentration massique DI H H₂O(g) + HCl(a)→ H₂O(+ Cl(a) Au cours de cette réaction, se sont formés des ions qui ne préexistaient pas dans les molécules du soluté ; cette réaction est appelée réaction d'ionisation. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 D'autres composés ionogènes engendrent, comme HCI, des ions par réaction avec l'eau. Ce sont essentiellement des composés à molécules polaires comme H₂SO4 CH,COOH, NH……. V: le volume de soluté (litre) Y : la concentration massique (g/l) + ✓ Les électrolytes Les solutés ionophores ou ionogènes à l'origine d'ions libres dans l'eau sont appelés électrolytes. En solution aqueuse, dite solution d'électrolytes, ils conduisent le courant. ✓ Les solutions moléculaires Une solution est dite moléculaire si elle ne contient pratiquement que des molécules entières sous forme solide, liquide ou gazeux (glucose, O2, N2, CH4,...). Ces solutés qui donnent des solutions moléculaires sont des non électrolytes. Ce type de solution ne conduit pratiquement pas le courant. Correspond à la masse de soluté (gramme) par litre de solution y = m/V Avec le m : la masse de soluté (g) ~41~ La concentration sous forme de pourcentage en masse (%). Correspond à la masse de soluté par 100 g de solution=% masse = (m(soluté)/m(solution)) x 100 →Concentration centésimale Ex: -pour un soluté solide à température ambiante : une solution de glucose à 5% est une solution qui contient 5g de glucose dissous dans l'eau de telle sorte que le volume final soit de 100MI. ● 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 -pour une soluté liquide à température ambiante: une solution d'acide chlorhydrique (HCI) à 0,1% est une solution qui contient 0,1MI d'acide concentré dissous dans l'eau de telle sorte que le volume final soit de 100MI. La concentration en part par million (ppm) →Est utilisée pour de très faibles concentrations 1ppm= 1 part/105parts = 1 part.10*parts soit 1mg/kg (10-³g/kg) = 1mg.kg-¹ soit 1mg/L (10³ g/L) = 1mg.L-¹ La concentration molaire (molarité) →Correspond au nombre de mole de soluté dans un litre de solution → Unité = M, << molaire, mol/L ou mol. L-¹ C (M) = n/V avec n= le nombre de moles de soluté (mol) V = le volume de soluté (L) C = concentration molaire (M) Ex : une solution d'acide sulfurique à 2,5 M contient 98 x 2,5 = 245 g.L-¹ Déterminez la molarité (en sucre) obtenue en dissolvant 2 morceaux de sucre (2x5g de saccharose :C12H22011) dans un verre d'eau (125 cm³). C(M) = (2x5)/(342 x 0,125) = 0,23M L'équilibre chimique 43. La réaction complète Une réaction est dite complète si au moins un des réactifs disparait complètement au cours de la transformation et que la réaction (chimique) s'arrête d'elle-même, le système ne peut pas revenir à son état initial. → Ce type de réaction est également nommé « réaction totale » ou « réaction irréversible »>. Ex: lorsqu'on met un morceau de magnésium dans l'acide chlorhydrique, celui-ci disparait et le dihydrogène (H₂) se forme. Mg (s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂ (aq) + H₂ (g) nbre de moles au départ nbre de moles après réaction X 0 Y y-2x 0 0 X 44. La réaction incomplète ou conduisant à un état d'équilibre Une réaction est incomplète si aucun des réactifs ne réagit complètement. Ce type de réaction aboutit à un état d'équilibre chimique et est représenté par une double flèche () qui montre que 2 réactions se produisent à la même vitesse et en sens inverse l'une de l'autre, une réaction directe (→) et une réaction (←). inverse ~42~ Ex : lorsqu'on fait réagir, à une température donnée, de l'éthanol avec de l'acide acétique, il apparait que la transformation ne se poursuit pas jusqu'à la transformation totale. nbre de moles au départ nbre de moles après réaction alcool + éthanol + (liq) y y-x PbSO4 (5) +21* acide acétique eau + ester acide acétique (liq) eau (liq) + acétate d'éthyle (liq) y 0 y-x (aq) = Pbl₂ (s) + SO4- (→) (aq) Autres Ex: Les critères pour identifier un système à l'état d'équilibre à partir de l'exemple de la dissolution du CuSO4. 5H2O dans l'eau. CuSO4.5H₂O(s) Cu + SO₂ (aq) Pour un système en équilibre dont l'écriture est : (aq) (←). →Réaction de dissolution et de cristallisation se passent à vitesse égale. → Les propriétés macroscopiques du système isolé ne changent pas mais il s'y produit des transformations inverses à vitesse égale au niveau moléculaire. Modèle dynamique 0 →Caractéristiques d'un système à l'état d'équilibre 1. Le système isolé 2. Les propriétés macroscopiques sont constantes (m, n, ...) →aucun changement visible 3. 2 réactions inverses se produisent à vitesse égale. → Équilibre dynamique →Loi générale pour tout système chimique en équilibre : Loi de Guldberg et Waage aussi appelée « loi d'action des masses >> +5 H₂O (liq) aA + bB cC + dD = 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 [C] x [D]d [A]ª x [B]b Ke La loi reliant les concentrations à l'équilibre est : (X) = concentration du composé X (liq. ou gaz) à l'état d'équilibre. ! les composés solides ne sont pas notés dans l'expression de la constante car leur concentration est constante. ~43~ Kreprésente la constante d'équilibre en termes de concentrations, K₂ est une valeur constante à température donnée a, b, c, d = coef. Stochiométriques. →Loi générale pour tout système chimique en équilibre= loi de Guldberg et Waage aussi appelée « loi d'actions des masses »>. Lue dans le sens de la réaction directe, elle permet d'avoir une idée des proportions des produits formés par rapport aux réactifs quand l'équilibre est atteint. Plus la valeur de Kc, est élevée et plus la proportion des produits formés par rapport aux réactifs est élevée et inversement pour une valeur de Kc peu élevée. Selon la valeur de Kc est fort ou peu élevée, le degré d'avancement de la réaction directe est fort ou peu élevée La réaction est forte ou peu avancée. →La réaction la + avancée vers la droite est celle qui a la constante Kc la plus élevée. Remarque : Valeurs extrêmes de Kc : HgS (₁) Hg** + S- (aq) Zn + Cu++ (s) Exemple: Kc = 10-52 (25°C) (aq) (aq) Zn (aq) + Cu (s) Kc = 10+3⁹ (25°C) On fait réagir, à 1700°C, du monoxyde de carbone (CO) et de l'eau: [ ]départ (mole/L) [ ] à l'équilibre 0,68 (mole/L) CO(g) + H₂O(g) 1,00 45. Exemple de résolution d'un exercice A. Equation: Données: Kc = Expression de Kc: = CO ₂ (g) PCI5 (8) PCI 3(g) 1,00 [CO2] x [H2] [CO] x [H20] 0,68 + Cl₂ (8) n PCI5 (initial) = 0,25 mole n PCI5 (iéquilibre) = 0,19 mole V = 0,5 L K₂ = + [PC13] x [C12] [PC15] 0 On fait réagir, à 250°C, du pentachlorure de phosphore se décompose partiellement en chlore et en trichlorure de phosphore. Tous les composés sont à l'état gazeux à cette température. ~44~ H₂ (B) Le nombre de mole initial et à l'équilibre de pentachlorure de phosphore est respectivement de 0,25 mole et de 0,19 mole dans un volume total de 0,5 litre. Calculez le Kc de la réaction. 0,32 Kc = 0 0,32 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 0,32 x 0,32 0,68 x 0,68 K₂= 0,2214 B. n de mole initial n de mole à l'équilibre composé disparu composé formé n de mole disparu n de mole formé n de mole à l'équilibre concentration à l'équilibre en mole/L pCls (8) 0,25 0,19 PCI5 0,06 ● 0,19 0,19/0,5 PCI 3(g) 0 ? PCI 3 0,06 0,06 + 0,06/0,5 Cl₂ (g) 0 Pbl₂ ? Cl₂ 46. Modification de l'état d'équilibre Un système à l'équilibre est défini par différentes variables: Température Pression Concentration 0,06 0,06 0,06/0,5 (s) + SO4- ~45~ K₂ = Kc = Tout changement d'une des variables provoque une modification de l'état d'équilibre selon le principe de Le Chatelier : [PC13] x [C12] [PC15] Si on impose une modification à un système chimique à l'état d'équilibre, le système réagit de manière à contrecarrer (s'opposer en partie à) la modification introduite (imposée) et le système évolue vers un nouvel état d'équilibre. → Influence de la concentration Dans un système à l'équilibre, toute augmentation d'une des concentrations provoque le déplacement de l'équilibre dans le sens qui consomme le produit dont la concentration à augmenter et inversement. 0,12 x 0,12 0,38 La constante de Kc garde toujours la même valeur lorsque le 2ème état d'équilibre est atteint car la température et la pression restent inchangées. Dans la réaction de type: aA + bB cC + dD (aq) 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 = 0,038 Toute augmentation de la concentration des réactifs (A ou B) provoque un déplacement vers la droite, soit vers la formation des produits. Ex: PbSO4(s) + 21- (aq) Si on ajoute des ions I au système en équilibre, le système réagit de manière à s'opposer en partie à la modification imposée. Il s'ensuit donc que c'est la réaction qui consomme t qui s'enclenche, c'est-à- dire la réaction de gauche à droite. Le système évolue jusqu'à aboutir à un nouvel état d'équilibre. Toute augmentation de la concentration des produits (C ou D) provoque un déplacement vers la gauche, soit vers la formation des réactifs. →Influence de la pression La pression n'influence qu'un système à l'équilibre où intervient au moins 1 produit gazeux. 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 Toute augmentation de pression provoque le déplacement de l'équilibre dans le sens d'une diminution du nombre de moles gazeuses et inversement. ● Ainsi, si Ang représente la variation du nombre d moles de gaz au cours de la réaction (nproduits - nréactifs): An > 0, il faut diminuer la pression pour favoriser la réaction directe Ang <0, il faut augmenter la pression pour favoriser la réaction directe Ang = 0, la pression n'a aucune influence sur l'état d'équilibre Exemple: pCls (g) PCI 3(g) + Cl₂ (g) Une diminution de la pression entraînera un déplacement de l'équilibre vers la droite (augmentation du nombre de moles de gaz). → Pour une pression de 10 atm, 26% de PCI, est décomposé alors qu'à une pression de 1 atm, 60% sont décomposés! → Influence de la température Toute augmentation de la température revient à fournir des kilojoules au système, l'équilibre se déplace alors dans le sens qui correspond à une absorption, soit une consommation de ces kilojoules et inversement. L'équilibre est déplacé vers la droite par augmentation de la t° et vers la gauche, par diminution de la tº. Exemple: Dans une ampoule classique, le filament de tungstène (W) se sublime sous l'effet de la température suivant l'équation suivante: W (s) W (g); AH°>0 ou W (s) + x kJ W (g) L'équilibre est déplacé vers la droite par élévation de la température et vers la gauche, par diminution de la température. ~46~ Autres exemples: Une lampe ordinaire est constituée notamment : - d'un culot; d'une ampoule en verre; - d'un filament; Nous nous intéresserons ici aux transformations du filament. Celui-ci est en tungstène (W), élément dont la tem- pérature de fusion est très élevée (environ 3400°C). Lors du passage du courant, la température atteint environ 2700°C. Afin d'empêcher une oxydation rapide du tungstène, l'ampoule contient un gaz inerte (argon, azote...). Le filament s'use et casse après 500, 1000 heures de fonctionnement car le tungs- tène chaud sublime, c'est-à-dire que des atomes quittent le solide et forment un gaz dans l'ampoule. W(s) W(g); AH° 0 L'équilibre est déplacé vers la droite par élévation de la température. W(s) W(g) Mais le tungstène gazeux se dépose sur l'ampoule de verre, moins chaude (tempé- rature de l'ordre de 100°C) 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 W(s) W(g) Ainsi, le tungstène solide opacifie petit à petit l'ampoule et le rendement lumineux s'en trouve diminuée. Lente usure du filament et opacité de l'ampoule sont donc les deux points faibles d'une lampe ordinaire. Le schéma suivant résume les transformations successives du tungstène dans l'ampoule: Région chaude Région froide sublimation du filament et usure dépôt du tungstène et opacité 2700°C Ampoule ~47~ W(g) W(g) La réaction acide-base 47. Introduction Les acides et les bases sont les composés les plus répandus et les plus importants parmi les produits chimiques que l'on trouve dans les laboratoires. On en trouve aussi un certains nombres à la maison : ➤ le goût sûr du jus de citron provient de l'acide citrique ➤ le vinaigre contient de l'acide acétique (CH₂COOH) ➤ le vin contient de l'acide tartrique ➤ le vitriol est une solution d'acide sulfurique (H₂SO₂) ➤ la vitamine C est composée d'acide ascorbique ➤ le suc piquant sécrété par les fourmis et les orties est de l'acide formique ➤ l'aspirine contient de l'acide acétylsalicylique ➤ l'ammoniaque est un produit très efficace pour nettoyer les vitres ➤ la soude caustique utilisée pour la fabrication des savons est une solution d'hydroxyde de sodium ➤ La potasse caustique utilisée pour décaper les meubles est une solution d'hydroxyde de potassium ➤ La chaux (éteinte) utilisée pour blanchir et désinfecter les caves et étables ou pour tracer les lignes d'un terrain de football est de l'hydroxyde de calcium 48. Les acides et les bases Arrhenius Il définit les acides et les bases comme des entités (électrolytes) capables de libérer des ions quand elles sont en contact avec de l'eau. ● 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 →Un acide peut se dissocier en libérant des ions H+ en solution dans l'eau Exemples: HCI → H+ + Cl H₂SO → H+ + HSO4- CH₂COOH → H+ + CH₂COO → Une base peut se dissocier en libérant des ions OH- en solution dans l'eau Exemples: NaOH → Na+ + OH™ Mg(OH)₂ → Mg++ + 2OH- ! cette définition trop restrictive (lacunes) est abandonnée car : -cette théorie est limitée à l'eau et aux solutions aqueuses or il existe d'autres milieux où des propriétés acides ou basiques sont observées. -H+ libre dans l'eau or H+ = noyau hydrogène sans e- = proton qui va former avec H₂O = H3O* = ion hydronium. -Pour explique le caractère basique de NH3 Arrhénius postule l'existence de molécules NH4OH par réaction entre H2O et NH3. Mais pas de preuves de NH4OH en solution dans l'eau. Bronsted et Lowry En examinant de nombreuses réactions acide-base dans diverses conditions (eau, solvants, phase gazeuse, ...) →Bronsted en vient à conclure que le phénomène fondamental de ces réaction est un transfert de protons (H*). La réaction entre NH3(g) et HCI illustre ce transfert de proton: NH3 + HCl → NH₂*Cl (s) transfert H+ ~48~ →L'acide est une espèce chimique capable de céder un protons H+. Il s'agit soit d'une molécule entière (HCI, HNO3, CH3COOH,...) soit d'un ion (NH4+, H3O+,...) →La base est une espèce chimique capable de capter un proton H+ (grâce à la présence d'un doublet électronique). Il s'agit soit d'une molécule entière (NH3, amine, ...) ou d'un ion (F-, OH-,...). →Couple acide-base conjugués Soit la libération potentielle d'un H* par un acide HA: HAH+ + A L'espèce A- formée par une perte d'un proton à partir de l'acide HA, est une base car théoriquement elle est susceptible de fixer un proton pour reformer l'acide de départ (réaction inverse). A un acide HA est associée une base A →A est la base conjuguée de l'acide HA ou HA et A- forment un couple acide-base conjugués HA/A. Exemple : le couple CH₂-COOH/CH₂-COO CH₂-COOHH+ + CH3COO- ion acétate base conjuguée acide acétique acide 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Soit une base B susceptible de fixer un proton H*: B+H* HB* L'espèce HB+ formée lors de la capture du proton parla base est l'acide conjugué de la base B. → couple acide-base conjugués HB+ /B. Exemple L'ammoniac et l'ion ammonium forment le couple acide-base NH₂*/NH3 NH, * H* =NH_ ammoniac base ion ammonium acide conjugué Un couple acide-base = est un ensemble formé par un acide et sa base conjuguée. Par convention, l'acide (HA) est noté à gauche séparé par une barre de la base conjuguée (A) notée à droite = HA/A-. (D'après Bronsted et Lowry). ~49~ →Réaction acido-basique C'est une réaction qui peut se résumer à un simple transfert d'un proton H+ de l'acide d'un couple acide-base vers la base d'un autre couple acide-base. Soit les couples HA/A et HB+/B HCI acide 1 + Exemple: HCl qui se dissout dans l'eau perte de H+ base 2 HA + acide 1 HA + acide 1 H₂O = H₂O+ + base 2 acide 2 capture de H+ HAH+ + A- acide 1 base1 B+H+ HB+ acide 2 base 2 A partir des équations (1) et (2), on remarque qu'un acide (acide 1) et un base (base 2), Un nouvel acide (acide 2) et une nouvelle base (base 1) sont obtenus (ils sont conjugués à la base et à l'acide de départ). C'est une équation bilan. NH3 qui se dissout dans l'eau perte de H H₂O + NH3NH₂* acide 1 base 2 acide 2 capture de H+ perte de H+ CI- base 1 (1) BHB + A- acide 2 base 1 BHB + base 2 acide 2 capture de H* + OH- base 1 (2) ~50~ A base 1 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 L'eau peut réagir comme une base en présence d'acide et comme un acide en présence d'une base. -L'eau est un ampholyte elle a la capacité d'accepter ou de céder un proton. -Deux couple acide-base. 49. Cas particulier l'eau L'eau pure renferme très peu d'ions libres, l'eau conduit très faiblement le courant. perte de H+ H₂O + H₂O = H₂O+ + OH- acide 1 base 2 acide 2 base 1 ↑ capture de H* La conductivité de l'eau est très faible donc la réaction acide-base aboutit à un état d'équilibre caractérisé par de très faibles concentrations en ions H3O+ et OH-. Cet état d'équilibre est l'autoprotolyse de l'eau. Le produit des concentrations des ions à l'équilibre est constant. Produit ionique de l'eau Kw = [H3O+].[OH-] et vaut 10-14 à 25°C Comme toute constante à l'équilibre la valeur de Kw dépend de la température. 50. Variations de (H3O*) et de (OH) et échelle d'acidité ● ● ● L'eau pure H₂O + H₂O = H₂O+ + OH- Il y a autant d'ions H3O+ formés que d'ions OH- → Le milieu de l'eau pure est dit neutre. Solution acide Solution basique Le caractère acide de la solution est marqué par la prédominance d'ions H3O+. On ajoute un acide HA dans l'eau → cet acide va réagir avec l'eau pour former des ions H3O+. HA + H₂O = H₂O+ + A La concentration en H3O+ dans la solution va augmenter et devenir > 10-7 mole/litre → [OH-] < 10¹ mole/litre pour respecter la valeur de Kw de 10-¹4; [H₂O*] > [OH-]. [H3O+] = [OH-] = √ Le caractère basique de la solution est marqué par la prédominance d'ions OH-. Et la solution est d'autant plus basique que H3O+ est faible. On ajoute une base dans l'eau →cette base va réagir avec l'eau pour former des ions OH-. B + H₂O BH+ + OH La concentration en OH- Dans la solution va augmenter et devenir > 107 mole/litre → [H₂0+] < 10¹ mole/litre pour respecter la valeur de Kw de 10-14; [H₂O+] < [OH-] -Si [H3O+] = 10-7 mole.L-¹, la solution est neutre - Si [H3O+] > 10² mole.L-¹, la solution est acide - Si [H3O+] <10-7 mole.L-¹, la solution est basique L'échelle d'acidité milieu acide 10-14 →La concentration en H3O+ d'une solution aqueuse renseigne sur l'acidité ou la basicité d'une solution. [H3O+] 107 mole/L ~51~ 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 = 10-7 mol/L milieu basique 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Mais cette échelle est peu pratique car fort étendue de 1M (très acide) à 10-14 M (très basique). Pour des raisons de facilité, une échelle logarithmique est utilisée = pH = - = -log[H3O+] [H3O+] pH 1 0 milieu acide 107 mole/L Kc = 7 neutre [H3O+] = 10^¹M → pH = 1 [H3O+] = 10³ M → pH = 2 Une variation d'un facteur 100 (échelle molaire) → variation de 2 unités sur l'échelle PH. 51. Forces des acides et des bases La constante d'acidité A concentration identique, tous les acides ne réagissent pas de la même façon avec l'eau, ils ont des forces différentes Ainsi, une solution de CH₂COOH (0.1M) conduit moins bien le courant qu'une solution aqueuse de HCI (0,1M). Si on considère que l'eau comme base de référence des acides, la force d'un acide en solution aqueuse sa tendance tend à céder un proton à l'eau. HA + H₂O = H₂O+ + A [H3O+] . [A-] [HA]. [H₂O] ~52~ milieu basique Kc. [H₂O] 10-14 Si Kc est grand, l'acide à fortement tendance à céder un proton H+ au profit de l'eau = Acide fort Si Kc est petit, l'acide à peu tendance à céder un proton H+ à l'eau = Acide faible [H₂O+] . [A-] [HA] [H₂O+] . [A-] [HA] Ka est appelé constante d'acidité du couple acide-base HA/A- C'est cette valeur de Ka qui permet de chiffrer la force de l'acide HA. Les valeurs de Ka ne dépendent que de la température. pK₂ = -log K₂ 14 Si la solution acide est très diluée (< 01 M), la concentration molaire de l'eau dans un mélange n'est guère différente de ce qu'elle est dans l'eau pure (55,5 mole/L). → [H₂O] peut être assimilée à la constante 55,5. K₂ = Plus un acide est fort, ➤plus il libère d'ions en solution ➤plus la valeur de Ka est élevée ➤plus la valeur de pka est petite ● Quelques exemples de valeurs de K₂ déterminées expérimentalement à 25°C Acide HCI HF CH₂COOH H₂S HCN F CN- K₂= = Base HCl + H₂O H₂O+ + Cl HF + H₂O = H₂O* + F CH₂COOH + H₂O H₂S + H₂O HCN + H₂O = H₂O+ + CN- Equation CH3COOCH3COO + H₂O F + H₂O La constante de basicité Avec un raisonnement similaire à celui réalisé pour un acide, la force d'une base en solution aqueuse sa tendance tend à fixer un proton H+ libéré par l'eau. B + H₂O BH+ + OH [BH+ ].[OH-] [B] La relation entre Ka et Kb Soit le couple HA/A™ →Pour l'acide Equation CN + H₂OHCN + OH- Force de l'acide HA H₂O+ + CH3COO- H₂O+ + HS* →Pour la base conjuguée К. К = ---- CH₂COOH + OH* HF + OH- K₂ Plus une base est forte, > plus elle libère d'ions en solution plus la valeur de K, est élevée ➤ plus la valeur de pk, est petite [H3O+] . [A] [HA] Force de la base conjuguée A- K₁₂= [H₂O+] . [A-] [HA] HA + H₂O → H₂O+ + A- En multipliant les expressions de K₂ et de K₂ → K₂ 106 3,3.10 1,8.10-5 10-7 5.10-10 A + H₂O HA + OH- [HA].[OH-] [A] →K₂. K₁ = [H3O+] . [OH-] ~53~ K₂ 2.10-5 5,5.10-10 1,6.10-11 Force [HA].[OH-] [A-] 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 = K = 10-14 à 25°C et pK₂ + pK, = 14 Force → Il y a une relation simple entre le K d'un acide HA et le K de sa base conjuguée A™: produit K. K vaut toujours 10-14. →La base conjuguée est d'autant plus faible que l'acide est fort (K. élevé et K, faible) →La base conjuguée est d'autant plus forte que l'acide est faible (K, faible et K, élevé) ● Analyse de la table de Ka Plus un acide est fort (Ka élevé), plus sa base conjugué est faible (K, petit) et inversement. Acide K₂ Base conjuguée 4. 108 106 104 55,5 1,25. 10-2 6,3. 104 1,8. 10-5 || H.COg4.107 Force des acides Force des acides HCIO HCI H₂SO4 H₂O* HSO HF CH₂-COOH NHA HCN HCO, H₂O NH3 H₂SO4 H₂O* HSO HF CH₂-COOH H₂CO3 NHA HCN HCO H₂O NH₂ Ra 4. 108 10€ 104 H₂O SQ.² anob offendin For 55,5 1,25. 10-² 6,3. 104 1,8. 10-5 4. 10-7 6. 10-10 5. 10-10 5. 10-11 1,8. 10-16 10-35 CIO 6. 10-10 NH3 5. 10-10 moltel CN- 5. 10-11 1,8. 10-16 10-35 Acide Base conjuguée HCIO₁ HCI cr HSO b ~54~ CH₂COO HCO CO2- OH NH₂ CIO qa cr HSO H₂O So, ² For URO CH₂COO- HCO, NH3 CN CO 2-A OH NH 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 orce des bases F Force des bases Ce tableau s'articule autour des deux couples pour H₂O: H₂O+/H₂O K₂ = 55,5 H₂O/OH K₂ = 1,8.10-16 → Les acides au-dessus du couple H₂O+/H₂O = acides forts (AF) K. élevé et la réaction des acides avec l'eau est complète; les bases conjuguées de ces acides sont très faibles, de force nulle! HCI + H₂O → H₂O+ + Cr CF + H₂O → HCI + OH- Ce tableau s'articule autour des deux couples pour H₂O: H₂O+/H₂O K₂ = 55,5 H₂O/OH K₂ = 1,8.10-16 → Les bases en-dessous du couple H₂O/OH = bases fortes (BF) La réaction de ces bases avec l'eau est complète; les acides conjugués de ces bases sont très faibles, de force nulle! NH₂ + H₂O → NH3 + OH- | NHẠ+ H,O > NH; + HgO* A noter que les bases hydroxylées des familles la et lla sont aussi des bases fortes. -Pour ces bases, en solution, l'espèce chimique prédominante est OH-, la base la plus forte dans l'eau se résume à OH- Entre les 2 couples de l'eau, se situent les acides faibles (af) et les bases faibles (bf) pour lesquels les réactions avec l'eau sont incomplètes. -les espèces prédominantes en solutions sont les formes moléculaires CH₂COOH + H₂O=CH₂COO + H₂O+ [CH₂COO].[ H30*] Ka CH3COOH →l'espèce majoritaire est CH3COOH CH₂COO + H₂O=CH₂COOH + OH- 52. Les acides faibles polyfonctionnels Certains acides faibles ont plusieurs atome H qui peuvent être libérés successivement. Exemples: H₂SO3, H₂CO3 et H₂PO4- 1,8.10-5 H3PO4 + H₂O = H₂PO4 + H₂O+ H₂PO4+H₂O HPO4² + H₂O+ HPO 2 + H₂O = PO4³- + H₂O+ Par exemple, pour l'acide phosphorique, on doit envisager 3 équilibres successifs caractérisés par 3 Ka différents. KH₂PO4= Ka1 = 6,3.10-3 KH₂PO4- = K₂2-6,3.10-⁹ = K₂= 5.10-13 KHPO42- 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 En théorie, H3PO4 peut donner naissance à 3 bases différentes (H₂PO4, HPO, PO³) mais il est peu probable d'observer la présence simultanée des 3 bases. Par les Ka, on voit que les acides sont de plus en plus faibles et auront moins tendance à libérer un proton dans l'eau. → Pour les acides faibles polyfonctionnels, on ne tient compte que de la libération du premier proton H+. 53. Les ampholytes Certains anions peuvent jouer le rôle d'une base ou d'un acide → AMPHOLYTES → Quand ils sont dans l'eau, le caractère acide ou basique sera déterminé en comparant les valeurs de K₂ et de K₂ ~55~ Exemple: l'ion HCO3 HCO₂ est la forme basique du couple H₂CO3/HCO, mais aussi la forme acide du couple HCO3-/CO3²- Dans l'eau, HCO3 peut réagir de 2 manière différentes: Comme base : HCO3 + H₂O H₂CO3 + OH- K₂= KH₂CO3 = 4.10-7 (K₁ = 2,5.10-8) Comme acide : HCO3 + H₂O = CO₂² + H₂O+ K₂= KHCO3- = 5.10-11 → Comme la valeur de K, est supérieure la valeur de K₂, HCO3 se comportera plutôt comme une base dans l'eau. Exemple l'ion HSO3 HSO₂ est la forme basique du couple H₂SO3/HSO mais aussi la forme acide du couple HSO/SO3²- Dans l'eau, HSO3 peut réagir de 2 manière différentes: Comme base : HSO3 + H₂O H₂SO3 + OH- K₂ = KH₂503 = 1,6.10-² (K = 6,2.10-13) Comme acide : HSO3 + H₂O SO3 + H₂O+ K₂ = KHSO₂- = 6,3.10-8 →Comme la valeur de K. est supérieure la valeur de K₂, HCO3 se comportera plutôt comme un acide dans l'eau. 54. Prévisions du sens de la réaction acide-base Si un acide HA est mis en contact avec une base B, il peut éventuellement y avoir un transfert de protons H+ de l'acide HA vers la base B de manière à former un nouvel acide BH+ et une nouvelle base A-. → Equation : qui est caractérisé par : K₂= HA + B acide 1 base 2 [HB+] . [A-] [HA].[B] HB+ + A acide 2 base 1 La valeur de Kc détermine le dégré d'avancement de la réaction acido-basique : -si la valeur de Kc est grande, la réaction favorise les produits. -si la valeur de Kc est petite, la réaction favorise les réactifs. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 ~56~ 55. Détermination de la valeur de Kc Soit le couple 1: HA/A Soit le couple 2: BH+/B [H3O+] Kaz HA + H₂O H₂O* + A [H3O+] . [A-] [HA] Ka1 = [BH*] [B] Kal [H₂O*] Couple 2 BH + H₂O B + H₂O* [B].[H3O+] [BH*] K₂2= (2) HA + B En remplaçant (1) et (2) dans l'expression de Kc: Kc =Ka1/Kaz Par cette relation, on voit que le degré d'avancement d'une réaction acido-basique acide 1 base 2 [A-] [HA] acide 2 HCOOH HB+ + A- base 1 Est élevée si l'acide réagissant HA est beaucoup + fort que l'acide formés HB+ (Ka1 >> Kaz)., soit si l'acide HA est situé beaucoup + heut dans la table des Ka que l'acide HB+ (-> K > 10³; et la réaction est considérée comme complète). Est pratiquement nul si l'acide réagissant HA est plus faible que l'acide formé HB+, soit si l'acide HA est situé plus bas dans la table des Ka. (-> K <10-³; et la réaction est considérée comme impossible). NH4+ Dans les autres cas, 10³ < K<10³, la réaction aboutit à un état d'équilibre favorisant soit les produits, soit les réactifs. (1) > Le transfert d'un proton d'un acide HA (du couple 1 HA/A) sur la base B du couple HB*/B se fera pour autant que ce transfert entraîne la formation d'un acide HB+ plus faible que HA et une base A-plus faible que la base de départ B. ➤ Un acide HA appartenant au couple 1 HA/A peut réagir avec la base B du couple 2 HB*/B pour autant que dans la table des Ka, la base B soit située plus bas que l'acide HA. Exemple: le transfert du proton de l'acide formique HCOOH sur l'ammoniac NH3 HCOO Couple 1 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 transfert d'H ~57~ NH3 56. Détermination de la valeur de PH Acide fort On considère qu'un acide fort s'ionise complètement dans l'eau et que donc, sa concentration en ions H3O* est égale à la concentration initiale de l'acide. HA + H₂O = H₂O* + A- pH = -log[H3O+] or [H3O+] = CA → pH = -log CA Acide faible Pour un acide faible l'ionisation dans l'eau est partielle et l'espèce majoritaire reste sous la forme d'un acide. Approximativement, on peut considérer que la concentration en acide à l'équilibre HA est pratiquement égale à la concentration de départ Ca HA + H₂O = H₂O+ + A La concentration à l'équilibre : K₂ = [H3O+] . [A-] [HA] avec [H3O+] = [A-] et [AH] = CA - [H₂O¹] CA Car CA >> [H3O+] → [H₂O¹1² = K₂. CA et pH = -log [H3O+] pH = 1/2 pk₂-12 logCA (pka<2) !! pour les acides de force moyenne < 10 M pour des concentrations en acides approximation n'est pas valable →résoudre équation. et cette Base forte ~58~ On considère qu'une base forte s'ionise complètement dans l'eau et que donc, sa concentration en ions OH est égale à la concentration initiale de la base. B + H₂O BH+ + OH- 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 pH = -log[H3O+] = -log 10-14/[OH-] or [OH-] = CB → pH = 14 + log CB Base faible Pour une base faible l'ionisation dans l'eau est partielle et l'espèce majoritaire reste sous la forme basique. Approximativement, on peut considérer que la concentration en base à l'équilibre B est pratiquement égale à la concentration de départ Cb. B + H₂O BH+ + OH- La concentration à l'équilibre : [BH+] . [OH-] Kb = [B] avec [BH*] = [OH-] = 10-¹4/[H₂O*] et [B] = = CB - [OH-] ~ CB Car CB>>[OH-] → [H3O+1²= 10-14.K₂/CB et pH = -log [H3O pH = 7+ ¹2 PK₂ + ½ logCB 57. Mélange tampon Le mélange tampon résulte de la combinaison d'un acide faible et de sa base conjuguée. Exemple: CH₂COOH/CH₂COONa+ cette !! pour les bases faibles dont le Kb > des concentrations en base < 10-4M approximation n'est pas valable → résoudre équation. 10-2 et pour CH₂COOH + H₂O=CH₂COO + H₂O+ [CH₂COO-]. [H3O+] CH₂COOH K₂= [H₂O¹] = K₂.CA/CB pH = pka + logCB/CA Avec [CH₂COOH] ~ CA et [CH₂COO]~ CB La particularité des mélanges tampon est que leur PH est relativement stable même si on leur ajoute un acide fort ou une base forte. →Le pouvoir tampon représente la capacité que possède une solution de résister aux variations de PH. 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 Le pouvoir tampon est d'autant meilleur que les concentrations C₂ et C sont élevées et proches l'une de l'autre. Il de vient faible pour des dilutions importantes et en dehors des valeurs d pH comprises entre pka-1 et pka+1. → Les tampons efficaces sont ceux qui tendent à maintenir le pH du milieu intérieur dans les étroites limites compatibles avec la vie (limites physiologiques). Les bons tampons sont donc ceux dont le pKa est proche du pH idéal de la cellule c'est-à-dire 6,8. Ce mécanisme protège les cellules contre leur production continue d'acides ou contre une agression acide externe. Exemple : dans l'organisme, le principal système tampon du sang: le couple H₂CO₂/HCO, HCO3 + H+ H₂CO3 Quand le pH est acide, les ions H+ en excès vont se lier aux ions bicarbonates (HCO3) pour former l'acide carbonique et la concentration en ions H+ libres dans le sang va dès lors diminuer et le pH sanguin va augmenter. Quand le pH est alcalin, l'acide carbonique H₂CO3 se dissocie en vue de libérer dans le sang des ions H+ et dès lors diminuer le pH sanguin. 58. Théorie de Lewis La théorie de Lewis est aujourd'hui la plus générale, la plus large théorie de l'acidité. Elle permet d'étendre les notions d'acide et de base à toute une série de corps qui ne sont donneurs de protons. capteurs ni Selon cette théorie, le caractère acide ou basique d'un composé ne dépend pas d'un échange de particules (H+ de la théorie de Bronsted) mais est uniquement fonction de la structure électronique de ce composé. ~59~ Selon Lewis, une base n'est pas caractérisée par sa capacité à capter un proton mais sa capacité à disposer d'une paire électronique libre qui lui permet de le capter. Une base est un donneur d'électrons. →Une base de Lewis est un corps qui dispose d'une paire électronique libre sur sa couche externe. C'est un donneur d'électrons (doublet). Selon Lewis, un acide devra posséder au moins un atome dont la couche électronique externe est incomplète de façon à accepter la paire électronique venant de la base. → Un acide de Lewis est un corps qui dispose d'une cavité électronique sur sa couche externe. C'est un accepteur d'électrons (doublets). →Tous les acides de Bronsted sont des acides de Lewis par la présence de leur ions H+ mais on peut aussi ranger dans les acides de Lewis d'autres substances comme Zn++, BF3, AICI 3, ... A connaitre par cœur : Nombre de particules N (Particules) Nombre d'Avogadro ΝΑ (Particule/mol Volume Molaire Km (L/mol) Quantité de matière Q (moles) Volume gazeux V (Litres) Masse ~60~ 2016-2017 Madame Rolin Clé: 2016bioch 1 M (Grammes) Masse Molaire M (g/mol) La concentration massique (y) est la masse de soluté, en grammes, par litre de solution. Y (g/L) = m (g)/ V (L) La concentration molaire (C) est la quantité de soluté, en moles, par litre de solution. C (mol/L) = n (mol)/ V (L) 2016-2017 Madame Rolin Clé : 2016bioch 1 Remarque : dans la pratique, la concentration molaire est encore appelée molarité. Une solution qui contient 1 mol de soluté par litre de solution est dite 1 molaire, ce qui s'écrit 1M Pour convertir une concentration massique en concentration molaire et inversement, il suffit d'utiliser la masse Molaire M, exprimée en g/Mol: Concentration Molaire C (mol/L) Multiplier par M (g/mol) Y = C.M Diviser par M (g/mol) C=y/M ~61~ Concentration massique y (g/L)