-
Equilibres acide-base<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
I) Notion acide-base<o:p></o:p>
- Un (poly)acide peut céder un (plusieurs) proton H+ → AH = A- + H+<o:p></o:p>
- Une (poly)base peut capter un (plusieurs) proton H+ → BH+ = B + H+<o:p></o:p>
→ Les couples AH/A- et BH+/B sont des couples acide-base conjugués<o:p></o:p>
- Ampholyte (= espèce amphotère) : espèce pouvant se comporter comme un acide ou une base (H2O).<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
II) Réaction acide-base<o:p></o:p>
- Acide 1 + Base 2 = Base 1 + Acide 2<o:p></o:p>
- Autoprotolyse de l’eau : 2 H2O = H3O+ + OH-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
III) Force des acides<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
A) Acides forts/Bases fortes<o:p></o:p>
- Espèces qui réagissent totalement avec l’eau → Nivellement par le solvant eau car l’eau ne pourra pas différencier les couples dont le pKA n’est pas compris entre 0 et 14.<o:p></o:p>
Ø Acides forts → KA positif (très grand) et pKA négatif (<0)<o:p></o:p>
Ø Bases fortes → KA positif (très petit) et pKA positif (>14)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
B) Acides faibles/Bases faibles<o:p></o:p>
- Espèces qui réagissent partiellement avec l’eau → pas de nivellement car l’eau pourra les différencier.<o:p></o:p>
- Plus le KA est élevé (= pKA est bas), plus l’acide aura tendance à se comporter comme un acide fort (et inversement pour les bases).<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
C) Constantes d’acidité KA /Basicité KB /Equilibre Ke<o:p></o:p>
- Ke = [H3O+] x [OH-] = 10-14, à 25°C ó pKe = -log Ke = 14.<o:p></o:p>
- pKB = pKe - pKA = 14 - pKA<o:p></o:p>
- pKA = pKe - pKB = 14 - pKB<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
IV) pH<o:p></o:p>
pH = -log [H3O+]<o:p></o:p>
Ø [H3O+] = [OH-] → solution neutre (pH = 7).<o:p></o:p>
Ø [H3O+] > [OH-] → solution acide (pH < 7).<o:p></o:p>
Ø [H3O+] < [OH-] → solution basique (pH > 7).<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
- AH prédomine devant A- si [AH] > [A-] = pH < pKA → inversement pour A- lorsqu’il prédomine devant AH.<o:p></o:p>
- AH majoritaire devant A- si [AH] > 10[A-] = pH < pKA -1 → [A-] est alors négligeable.<o:p></o:p>
- A- majoritaire devant AH si [A-] > 10[AH] = pH > pKA +1 → [AH] est alors négligeable.<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
V) Mesure du pH<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
- Papier pH : bandelette imbibée d’un indicateur coloré universel, qui change de couleur graduellement en fonction du pH du milieu → Mesure simple et rapide mais imprécise.<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
- pH-mètre : boitier électronique relié à une électrode de référence et une électrode de mesure → Mesure précise mais moins rapide, à condition que le pH-mètre ait été étalonné à l’aide des solutions tampons.<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
VI) Calcul du pH<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
A) Monoacides et monobases<o:p></o:p>
Acide fort → pH = -log [H3O+] = -log CA<o:p></o:p>
Base forte → pH = 14 + log CB<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Acide faible ([H3O+] = h)<o:p></o:p>
Ø Peu dissocié (KA <10-3 = pKA >3) → pH = 1/2 (pKA - log CA) OU h = √KA.CA<o:p></o:p>
Le pH doit être inférieur à pKA-1 car on a supposé AH majoritaire<o:p></o:p>
Ø Moyennement dissocié (KA >10-3 = pKA <3) → h² + KA.h - KA.CA = 0, avec pH = -log h<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Base faible ([OH-] = w)<o:p></o:p>
Ø Peu protonée (KB < 10-3 = KA >10-11 = pKA < 11) → pH = 7 + 1/2 (pKA + log CB)<o:p></o:p>
Le pH doit être supérieur à pKA+1 car on a supposé A- majoritaire<o:p></o:p>
Ø Moyennement protonée (KB > 10-3 = pKA > 11) → w² + (Ke/KA).w (Ke/KA).CB = 0<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
B) Polyacides et polybases<o:p></o:p>
ΔpKA > 2 : on utilisera l’acidité la plus forte pour fixer le pH → pH = 1/2 (pKA1 - log C)<o:p></o:p>
Même chose pour les polybases si ΔpKA > 2, on utilise la plus forte → pH = 7 + 1/2 (pKA1 + log C)<o:p></o:p>
ΔpKA < 2 → HORS PROGRAMME<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
D) Ampholyte<o:p></o:p>
En solution, il est impliqué dans 3 équilibres différents → le pH sera donnée par la réaction avec le plus grand KA, on aura donc 2 couples acide/base conjugués → pH = 1/2 (pKA1 + pKA2)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
E) Mélange d’acides<o:p></o:p>
ΔpKA > 2, avec concentrations des acides du même ordre : l’acide le plus fort impose le pH → pH = 1/2 (pKA1 - log C)<o:p></o:p>
ΔpKA < 2 : on prend en compte toutes les acidités → pH = -1/2 log (KA1.C1 + KA2.C2)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
F) Mélange de bases<o:p></o:p>
ΔpKA > 2, avec concentrations des différentes bases du même ordre → pH = 7 + 1/2 (pKA1 + log C)<o:p></o:p>
ΔpKA < 2 : on prend en compte toutes les basicités → pH = 14 + 1/2 log (KA1.C1 + KA2.C2)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
G) Mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée<o:p></o:p>
→ pH = pKA + log (CB/CA)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
H) Mélange d’un acide faible et de sa base non conjuguée<o:p></o:p>
ΔpKA > 3 → pH = 1/2 (pKA1 + pKA2) + 1/2 log (C2/C1)<o:p></o:p>
Si C1=C2, on obtient la formule du pH d’un ampholyte.<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
ΔpKA < 3 → résolution d’une équation du second degré : K = x² / (C1-x). (C2-x)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
VII) Titrage acido-basique<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
A) Principe<o:p></o:p>
- Permet de déterminer la quantité d’une espèce chimique présente dans un échantillon.<o:p></o:p>
- A l’équivalence, les réactifs auront été introduits dans les proportions stoechiométriques et on aura VB = Veq :<o:p></o:p>
→ CA VA = CB VB ó CA VA = CB Veq<o:p></o:p>
- Une réaction de titrage doit être quantitative, unique et rapide.<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
B) Comparaison des courbes acide faible/acide fort<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Acide faible<o:p></o:p>
Acide fort<o:p></o:p>
Remarque<o:p></o:p>
Saut de pH<o:p></o:p>
Peu important<o:p></o:p>
Très important<o:p></o:p>
≠ d’autant plus marquée que pKA est grand<o:p></o:p>
Points d’inflexions<o:p></o:p>
2 : demi-équivalence (avec pH=pKA) et équivalence<o:p></o:p>
1 à l’équivalence<o:p></o:p>
Point d’inflexion = changement de concavité de la courbe)<o:p></o:p>
Evolution du pH<o:p></o:p>
Irrégulière<o:p></o:p>
Régulière<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
VIII) Solution tampon<o:p></o:p>
- Solution dont le pH varie peu par addition modérée d’acide ou de base, ou par dilution modérée (ajout d’eau).<o:p></o:p>
- Préparation de différentes façons :<o:p></o:p>
Ø Mélanger un acide faible et sa base conjuguée en quantités égales.<o:p></o:p>
Ø Rajouter un acide fort (base forte) dans une solution de base faible (acide faible) jusqu’à la demi-équivalence<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
- Plus la variation de pH est faible lors de l’ajout d’un acide ou d’une base forte, plus l’effet tampon est important.<o:p></o:p>
- Limites extrêmes de pH compatibles avec la vie : pH = 6.8 (acidose grave) et pH = 7.8 (alcalose grave).<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
- 2 systèmes régulateurs : reins et poumons.<o:p></o:p>
- 2 types de tampons :<o:p></o:p>
Ø Fermés → [AH] + [A-] constant (ex : tampon phosphorique H2PO4-/HPO4- et tampon protéique).<o:p></o:p>
Ø Ouverts → [AH] + [A-] inconstant (ex : tampon bicarbonate CO2, H2O/HCO3-).<o:p></o:p>
votre commentaire
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Introduction à la Chimie organique<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Nomenclature<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Formule brute è C..H.. Ordre alphabétique<o:p></o:p>
Formule semi-développé è on enleve les liaisons CH, OH, NH2<o:p></o:p>
Formule développée è Lewis (doublets liants, non liants, charge, case vacantes)<o:p></o:p>
Formule topologique è trait + fonctions<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Deux types de noms : <o:p></o:p>
- noms triviaux (traditionnels) : à utiliser si reconnu<o:p></o:p>
- nomenclature systématique (IUPAC)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
IUPAC :<o:p></o:p>
- identifier la (les) fonctions<o:p></o:p>
- identifier la fonction principale (la prioritaire) et les fonctions secondaires (substituants ou hydrure parent)<o:p></o:p>
- mettre fonction principale en suffixe et fonctions secondaire en préfixe<o:p></o:p>
/ !\ halogénes jamais en suffixe<o:p></o:p>
- identifier la chaine carbonnée la plus insaturée et la plus longue et la plus substituée (hydrure parent)<o:p></o:p>
- placer les insaturations <o:p></o:p>
/ !\ lettre chiffre è un tiret <o:p></o:p>
/ !\ chiffre chiffre è virgule<o:p></o:p>
- placer les substituants (remplacé ane par yl) par ordre alphabétique <o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
Polarisation des liaisons<o:p></o:p>
Électronégativité χ : capacité des éléments à attirer les électrons à lui <o:p></o:p>
On marque ainsi les charges partielles du à une polarisation de liaison δ<o:p></o:p>
On crée alors un moment dipolaire μ permanent<o:p></o:p>
μ = δ * d<o:p></o:p>
Quand le pourcentage ionique est très élevé (≈1) alors la liaison va être cassés et on aura une charge formelle è composé ionique<o:p></o:p>
Dans le tableau périodique plus on va vers le haut et vers la droite plus les éléments seront électronégatif.<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
L’effet inductif : lié à l’électronégativité, répartition des charges è donneur +I ou accepteur -I<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
L’effet mésomère : délocalisation des électrons, système conjugué (π – σ – π)[hétéroatome prend les électrons]<o:p></o:p>
è donneur +M ou accepteur -M<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
L’effet mésomère l’emporte sur l’effet inductif (sauf pour les dérivés halogénés) <o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Les carbocations sont des intermédiaires très réactionnels<o:p></o:p>
Quand la règle de l’octet est vraie è forme très staibilisante<o:p></o:p>
Benzylique > alhylique<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Les interactions non covalentes.<o:p></o:p>
Les interactions électrostatiques : charge + avec – (550 kJ/mol dans le vide)<o:p></o:p>
Dans l’eau l’énergie de stabilisation est très faible <o:p></o:p>
Les interactions d’induction (Van der Waals) : moment dipolaire crée lors du déplacement des molécules. è hydrophobes<o:p></o:p>
Plus un atome est volumineux plus ils seront polarisables.<o:p></o:p>
Les liaisons d’hydrogène : hétéroatome chargé δ- lié H et un autre hétéroatome δ- avec un doublet non liantsè omniprésente dans les molécules biologiques (50kJ/mol).<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Interactions avec le solvant : <o:p></o:p>
Trois catégories :<o:p></o:p>
- les solvants protiques : donneurs et accepteurs de liaisons hydogène (H20, acide acétique …)<o:p></o:p>
- les solvants polaires aprotiques (tétrahydrofurane, acétone, acétate d’éthyle, chloroforme, dichlorométhane, diméthylformamide, diméthylsulfoxyde) : juste accpeteur<o:p></o:p>
- les solvants apolaires : pas de moments dipolaires permanents (benzène, cyclohexane, toluène) <o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Le choix du solvant est fait par la miscibilité<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
L’eau aura une dissolution très forte :<o:p></o:p>
- Dissociation è dissocie <o:p></o:p>
- Solvatation è plus l’ion est chargé et petit plus il sera solvaté fortement<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Isomérie :<o:p></o:p>
- Isomérie de constitution : même formule brute, pas même formule développé<o:p></o:p>
- isomérie de fonctions : fonciton pas au même endroit<o:p></o:p>
- isomérie de chaine : pas même longueur de chaine<o:p></o:p>
- isomérie de fonction : pas même fonction<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Stéréo-isomérie : même formule dvpé, mais pas même disposition dans espace<o:p></o:p>
- conformation : même molécule, juste des rotations<o:p></o:p>
- configuration : molécule différente, cassé des liaisons<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Représentation spatiale :<o:p></o:p>
Représentation de cram<o:p></o:p>
Projection de newman<o:p></o:p>
votre commentaire
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Les couples acides bases<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
I) Définition <o:p></o:p>
Acide : molécule qui cède une ou x protons H+<o:p></o:p>
Monoacide (perd un proton) : NH4+ / H2O<o:p></o:p>
Polyacide (perd plusieurs protons) : H3PO4<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Base : molécule capter un ou x proton H+<o:p></o:p>
Monobase (capte un proton) : HO- / NH3<o:p></o:p>
Polybase (capte plusieurs protons) : CO32-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Quand équilibre chimique on a = ou ó<o:p></o:p>
Quand la réaction est totale on a à<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
II) Les réactions acide / base<o:p></o:p>
Les réactions chimiques sont associées à un équilibre chimique. L’équilibre chimique est associé à des réactifs et à des produits.<o:p></o:p>
Les réactions acide base sont la somme des deux demi réactions :<o:p></o:p>
AH = A- + H+ <o:p></o:p>
B- + H+ = BH<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Un acide et une base peuvent donc réagir ensemble :<o:p></o:p>
AH + B- = BH + A-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
1) L’autoprotolyse de l’eau<o:p></o:p>
L’eau est une molécule particulière qui peut à la fois agir comme base et comme acide on a donc ce que l’on appelle l’autoprotolyse de l’eau<o:p></o:p>
2 H2O = H3O+ + HO-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Les réactions chimiques sont liées à une constante d’équilibre<o:p></o:p>
Keau = [H30+].[HO-] = 10-14 à condition normales de température et pression <o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
2) Fort / Faible<o:p></o:p>
Ces réactions sont équilibrées et elle peut plus ou moins être décalé. Être fort ou faible <o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
a) Acide fort<o:p></o:p>
Acide fort : réagit totalement avec l’eau qui joue le rôle de base<o:p></o:p>
AH + H2O à A- + H3O+<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
b) Base forte<o:p></o:p>
Base forte : réagit totalement avec l’eau qui joue le rôle d’acide<o:p></o:p>
A- + H2O à AH + HO-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Ces base et acide fort ‘’n’ont pas’’ de constante d’équilibre normale (elles peuvent donc être très négatives è tend vers l’infini)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
c) Acide faible<o:p></o:p>
Acide faible : réagissent que partiellement avec l’eau (elle est donc équilibré) :<o:p></o:p>
AH + H2O = A- + H3O+<o:p></o:p>
La constante d’acidité est une constante d’équilibre lié à un acide (produit des concentrations des produits diviser par les concentrations des réactions sans H20) : <o:p></o:p>
d) Base faible<o:p></o:p>
Même chose pour la constante de basicité Base faible <o:p></o:p>
A- + H2O = AH + HO-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
3) Acides et bases conjuguées<o:p></o:p>
On remarque que Kbasicité = Keau / Kacidité<o:p></o:p>
La connaissance de Kbasicité implique celle de Kacidité pour un couple acide base<o:p></o:p>
Kacidité est égale à une valeur numérique, c’est un indicateur de la force d’un acide ou d’une base en solution aqueuse<o:p></o:p>
On emploie aussi le pKacidité = -log Kacidité qui est plus simple à manipuler.<o:p></o:p>
Plus le pKacidité est petit plus l’acide de ce couple est fort (et inversement)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
III) Le pH<o:p></o:p>
Le pH est un nombre qui donne la quantité de proton libre dans une solution <o:p></o:p>
pH = -log [H3O+]<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si [H3O+] = [HO-] è la solution est neutre è 10-7 mol.L-1 è ph 7<o:p></o:p>
Si [H3O+] < [HO-] è la solution est basique<o:p></o:p>
Si [H3O+] > [HO-] è la solution est acide<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Le pH est une grandeur physico chimique de référence, elle est contrôle et contrôlable. Le pH est utilisé dans les approches biomédicales, certains pH doivent être tamponnés (7,35 < pH sang < 7,45 et 7,9 < pH liquide céphalo rachidien < 8,1)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
1) Prédominance des espèces<o:p></o:p>
La prédominance d’une espèce A sur B est quand la concentration de l’une par rapport à l’autre.<o:p></o:p>
On compare donc les concentrations A et AH<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
On en déduit que AH prédomine sur A si [AH] > [A-] soit pH < pKacidité<o:p></o:p>
On en déduit que A- prédomine sur AH si [A-] > [AH] soit pH > pKacidité<o:p></o:p>
*diagramme de prédominance*<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
2) Espèce majoritaire :<o:p></o:p>
Une espèce est majoritaire quand [A] > 10 [B]<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
AH est majoritaire devant A- lorsque [AH] > 10 [A-] soit pH < pKacidité – 1 (on peut négliger [A-] devant [AH])<o:p></o:p>
A- est majoritaire devant AH lorsque [A-] > 10 [AH] soit pH > pKacidité + 1 (on peut négliger [AH] devant [A-])<o:p></o:p>
*diagramme de prédominance*<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
IV) La mesure du pH :<o:p></o:p>
Il existe plusieurs types de mesure du pH<o:p></o:p>
- Le papier pH (environ une unité de pH) c’est simple et rapide. La bandelette change de couleur suivant le pH<o:p></o:p>
- Le pH-mètre (entre 0,01 unité de pH) précis mais long car il doit être étalonner au préalable. Les électrodes envoient du courant dans la solution en fonction de la concentration en ion H+<o:p></o:p>
La différence de potentiel est donc proportionnelle à la concentration en ion H+ ou au pH.<o:p></o:p>
ΔE = a.(pH) + b<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
V) Calcul du pH<o:p></o:p>
1) acide / base forte<o:p></o:p>
tableau d’avancement<o:p></o:p>
pH = -log [H3O+] = - log Cacide<o:p></o:p>
pH = 14 + log Cbasicité (pour la base forte)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
2) acide faible <o:p></o:p>
tableau d’avancement<o:p></o:p>
Ka = h2 / (Ca –h)<o:p></o:p>
Si constante d’acidité est très petite (K < 10-3 ou pKacidité >3) è AH est très faiblement dissocié : [A-] << [AH] è h est négligeable devant Ca<o:p></o:p>
On peut écrire Ka = h2 / Cacidité<o:p></o:p>
pH = ½ (pKacidité – log Cacidité)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si constante d’acidité est très grand (K > 10-3 ou pKacidité < 3) è ne peut pas négliger h devant Ca<o:p></o:p>
h2 + Ka .h – Ka . Ca = 0<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
3) Base faible <o:p></o:p>
tableau d’avancement<o:p></o:p>
K = ([AH].[HO-])/[A-] = ω2 / Cb- ω = Ke/ Ka<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si constante de basicité est très petite (Kb < 10-3 ou Ka > 10-11) è A- est très faiblement protoné: [AH] << [A-] è w est négligeable devant Cb<o:p></o:p>
On peut écrire Ka = ω2 / Cb = Ke / Ka<o:p></o:p>
pH = 7 + ½ (pKacidité + log Ca)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si constante d’acidité est très grand (Kb > 10-3 ou Kacidité < 10-11) è A- n’est plus très faiblement protoné <o:p></o:p>
ω2 + Ke/pKacidité .ω – Ke/pKacidité . Cb = 0<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
VI) Polyacide <o:p></o:p>
Un polyacide est un mélange de deux acides, ils peuvent donc céder plusieurs protons.<o:p></o:p>
Si ΔpKacidité > 2, c’est la première acidité fixera le ph, on calcule du pH d’un monoacide faible<o:p></o:p>
pH = ½ (pKacidité – log Ca)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
VII) Ampholyte<o:p></o:p>
Un ampholyte est un composé qui joue le rôle de base et d’acide.<o:p></o:p>
Quand on cherche le pH d’un ampholyte ça revient à faire le mélange de deux couple acide / base. Ce composé aura deux constantes d’acidité Ka1 et Ka2<o:p></o:p>
(1) AH- + AH- = AH2 + A2- è K1<o:p></o:p>
(2) AH- + H2O = AH2 + HO- è K2<o:p></o:p>
(3) AH- + H2O = A2- + H3O+ è K3<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Cas particulier : 1 est prépondérante c’est à dire qu’il y a un équilibre entre l’acide et la base, les constantes d’équilibre entre (2) et (3) deviennent négligeables.<o:p></o:p>
K1 > 10^3 K2 <o:p></o:p>
K1 > 10^3 K3<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si (1) prépondérante <o:p></o:p>
Tableau d’avancement<o:p></o:p>
Ka1 . Ka2 = [H30+]2<o:p></o:p>
pH = ½ (pKa1 + pKa2)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
VIII)Mélange de deux solutions<o:p></o:p>
Mélange de deux acides en quantités équivalentes peuvent être de plusieurs natures différentes<o:p></o:p>
1er cas : 2 acides forts pH = - log (C1 + C2)<o:p></o:p>
2ème cas : 1 acide fort avec 1 acide faible. L’acide fort est prépondérant pH = - log Cfort<o:p></o:p>
3ème cas : 2 acides faibles <o:p></o:p>
ΔpKa > 2 è le pH est dicté par l’acide le plus fort (pKa le plus petit) è pH = ½ (pK1 - log Ca)<o:p></o:p>
ΔpKa < 2 è pH = -1/2 log (Ka1 . C1 + KA2 + C2)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
A) Mélange acide base conjuguée (solution tampon)<o:p></o:p>
pH = pKa + log [Cb]/[Ca]<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
B) Mélange acide base non conjuguée<o:p></o:p>
Tableau d’avancement<o:p></o:p>
K = KA1 / KA2<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si K < 10^-3, soit pKa > 3<o:p></o:p>
pH = ½ (pKA1 + pKA2) + ½ log (C2/C1)<o:p></o:p>
Si C1 = C2 è pH = ½ (pKA1 + pKA2)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si K > 10^-3, soit pKa < 3, il faudra résoudre<o:p></o:p>
K = x^2 / (C1-x).(C2-x)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
IX) Les titrages acido-basiques<o:p></o:p>
J’ai une solution connue et une solution inconnue je verse goutte à goutte la solution connue dans la solution inconnue jusqu’à un changement de couleur ou jusqu’à obtenir une courbe en S (avec le point équivalent)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
A) Acide fort titré par base forte<o:p></o:p>
Je souhaite connaître la concentration d’un acide fort et je dispose d’une base forte dont on connaît la concentration et le volume.<o:p></o:p>
On fait une équation bilan de cette réaction.<o:p></o:p>
Quand on verse autant de moles de base que d’acide on obtient le point équivalent. On dit que l’acide et la base ont été mélangés dans des proportions stoechiométriques.<o:p></o:p>
ninitial = najouté<o:p></o:p>
ó Ca . Va = Cb . Vb<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
1) Courbe de titrage <o:p></o:p>
Elle représente l’évolution du pH en fonction du volume de base versée.<o:p></o:p>
Schéma<o:p></o:p>
Avant point équivalent pH acide <o:p></o:p>
Après point équivalent pH basique<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
2) Point équivalent (d’un point de vue graphique)<o:p></o:p>
Méthode des tangentes<o:p></o:p>
Tangente bas / tangente parallèle haut è parallèle au milieu = point équivalent<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
3) pH à différents points de la courbe<o:p></o:p>
V=0 pH acide fort pH = -log [H3O+] = - log Ca<o:p></o:p>
0 < Vb < Veq pH = - log (Cb. (Veq – Vb)/(Vb + Va)<o:p></o:p>
Vb = Veq pH = 7<o:p></o:p>
Vb > Veq è pH = 14 + log (Cb. (Vb – Veq)/ (Vb+Va))<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
B) Acide faible titré par base forte<o:p></o:p>
Je souhaite connaître la concentration d’un acide faible et je dispose d’une base forte dont on connaît la concentration et le volume.<o:p></o:p>
On fait une équation bilan de cette réaction.<o:p></o:p>
La courbe n’est plus symétrique, elle possède donc deux points d’intérêt : <o:p></o:p>
Le point équivalent (méthode des tangentes)<o:p></o:p>
Le point demi-équivalent qui correspond à pH = pKa<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
X) Solution tampon / pouvoir tampon<o:p></o:p>
Une solution tampon est une solution où le pH varie peu dans deux cas :<o:p></o:p>
Par addition d’un acide ou d’une base forte<o:p></o:p>
Par dilution modérée (eau)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Quand on fait un mélange équimolaire d’un acide faible et de sa base conjuguée, on se retrouve à la demi équivalence. C’est la meilleure solution pour créer une solution tampon<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
A) Préparation solution tampon<o:p></o:p>
1/ acide faible + base conjuguée en quantité égale<o:p></o:p>
2/ base faible + acide fort jusqu’à demi équivalence<o:p></o:p>
3/ acide faible + base forte jusqu’à demi équivalence<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
B) Solution tampon en biologie<o:p></o:p>
Le sang humain est tamponné à 7,4, il est régulé par deux couples H2PO4- / HPO42- et CO2 dissous / HCO3-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si pH < 7,4 è acidose<o:p></o:p>
Si pH > 7,4 è alcalose (solution basique = solution alcaline)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
Changement d’état <o:p></o:p>
Un corps peut se trouver sous 3 formes :<o:p></o:p>
- solide<o:p></o:p>
- liquide <o:p></o:p>
- gazeux<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
On peut représenter les transitions entre les différents états par un diagramme de phase.
<o:p> </o:p>
Pas de perte ou de création d’énergie<o:p></o:p>
L’énergie de solidification + l’énergie de sublimation = l’énergie de vaporisation <o:p></o:p>
votre commentaire
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Les couples acides bases<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
I) Définition <o:p></o:p>
Acide : molécule qui cède une ou x protons H+<o:p></o:p>
Monoacide (perd un proton) : NH4+ / H2O<o:p></o:p>
Polyacide (perd plusieurs protons) : H3PO4<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Base : molécule capter un ou x proton H+<o:p></o:p>
Monobase (capte un proton) : HO- / NH3<o:p></o:p>
Polybase (capte plusieurs protons) : CO32-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Quand équilibre chimique on a = ou ó<o:p></o:p>
Quand la réaction est totale on a à<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
II) Les réactions acide / base<o:p></o:p>
Les réactions chimiques sont associées à un équilibre chimique. L’équilibre chimique est associé à des réactifs et à des produits.<o:p></o:p>
Les réactions acide base sont la somme des deux demi réactions :<o:p></o:p>
AH = A- + H+ <o:p></o:p>
B- + H+ = BH<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Un acide et une base peuvent donc réagir ensemble :<o:p></o:p>
AH + B- = BH + A-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
1) L’autoprotolyse de l’eau<o:p></o:p>
L’eau est une molécule particulière qui peut à la fois agir comme base et comme acide on a donc ce que l’on appelle l’autoprotolyse de l’eau<o:p></o:p>
2 H2O = H3O+ + HO-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Les réactions chimiques sont liées à une constante d’équilibre<o:p></o:p>
Keau = [H30+].[HO-] = 10-14 à condition normales de température et pression <o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
2) Fort / Faible<o:p></o:p>
Ces réactions sont équilibrées et elle peut plus ou moins être décalé. Être fort ou faible <o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
a) Acide fort<o:p></o:p>
Acide fort : réagit totalement avec l’eau qui joue le rôle de base<o:p></o:p>
AH + H2O à A- + H3O+<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
b) Base forte<o:p></o:p>
Base forte : réagit totalement avec l’eau qui joue le rôle d’acide<o:p></o:p>
A- + H2O à AH + HO-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Ces base et acide fort ‘’n’ont pas’’ de constante d’équilibre normale (elles peuvent donc être très négatives è tend vers l’infini)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
c) Acide faible<o:p></o:p>
Acide faible : réagissent que partiellement avec l’eau (elle est donc équilibré) :<o:p></o:p>
AH + H2O = A- + H3O+<o:p></o:p>
La constante d’acidité est une constante d’équilibre lié à un acide (produit des concentrations des produits diviser par les concentrations des réactions sans H20) : <o:p></o:p>
d) Base faible<o:p></o:p>
Même chose pour la constante de basicité Base faible <o:p></o:p>
A- + H2O = AH + HO-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
3) Acides et bases conjuguées<o:p></o:p>
On remarque que Kbasicité = Keau / Kacidité<o:p></o:p>
La connaissance de Kbasicité implique celle de Kacidité pour un couple acide base<o:p></o:p>
Kacidité est égale à une valeur numérique, c’est un indicateur de la force d’un acide ou d’une base en solution aqueuse<o:p></o:p>
On emploie aussi le pKacidité = -log Kacidité qui est plus simple à manipuler.<o:p></o:p>
Plus le pKacidité est petit plus l’acide de ce couple est fort (et inversement)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
III) Le pH<o:p></o:p>
Le pH est un nombre qui donne la quantité de proton libre dans une solution <o:p></o:p>
pH = -log [H3O+]<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si [H3O+] = [HO-] è la solution est neutre è 10-7 mol.L-1 è ph 7<o:p></o:p>
Si [H3O+] < [HO-] è la solution est basique<o:p></o:p>
Si [H3O+] > [HO-] è la solution est acide<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Le pH est une grandeur physico chimique de référence, elle est contrôle et contrôlable. Le pH est utilisé dans les approches biomédicales, certains pH doivent être tamponnés (7,35 < pH sang < 7,45 et 7,9 < pH liquide céphalo rachidien < 8,1)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
1) Prédominance des espèces<o:p></o:p>
La prédominance d’une espèce A sur B est quand la concentration de l’une par rapport à l’autre.<o:p></o:p>
On compare donc les concentrations A et AH<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
On en déduit que AH prédomine sur A si [AH] > [A-] soit pH < pKacidité<o:p></o:p>
On en déduit que A- prédomine sur AH si [A-] > [AH] soit pH > pKacidité<o:p></o:p>
*diagramme de prédominance*<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
2) Espèce majoritaire :<o:p></o:p>
Une espèce est majoritaire quand [A] > 10 [B]<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
AH est majoritaire devant A- lorsque [AH] > 10 [A-] soit pH < pKacidité – 1 (on peut négliger [A-] devant [AH])<o:p></o:p>
A- est majoritaire devant AH lorsque [A-] > 10 [AH] soit pH > pKacidité + 1 (on peut négliger [AH] devant [A-])<o:p></o:p>
*diagramme de prédominance*<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
IV) La mesure du pH :<o:p></o:p>
Il existe plusieurs types de mesure du pH<o:p></o:p>
- Le papier pH (environ une unité de pH) c’est simple et rapide. La bandelette change de couleur suivant le pH<o:p></o:p>
- Le pH-mètre (entre 0,01 unité de pH) précis mais long car il doit être étalonner au préalable. Les électrodes envoient du courant dans la solution en fonction de la concentration en ion H+<o:p></o:p>
La différence de potentiel est donc proportionnelle à la concentration en ion H+ ou au pH.<o:p></o:p>
ΔE = a.(pH) + b<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
V) Calcul du pH<o:p></o:p>
1) acide / base forte<o:p></o:p>
tableau d’avancement<o:p></o:p>
pH = -log [H3O+] = - log Cacide<o:p></o:p>
pH = 14 + log Cbasicité (pour la base forte)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
2) acide faible <o:p></o:p>
tableau d’avancement<o:p></o:p>
Ka = h2 / (Ca –h)<o:p></o:p>
Si constante d’acidité est très petite (K < 10-3 ou pKacidité >3) è AH est très faiblement dissocié : [A-] << [AH] è h est négligeable devant Ca<o:p></o:p>
On peut écrire Ka = h2 / Cacidité<o:p></o:p>
pH = ½ (pKacidité – log Cacidité)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si constante d’acidité est très grand (K > 10-3 ou pKacidité < 3) è ne peut pas négliger h devant Ca<o:p></o:p>
h2 + Ka .h – Ka . Ca = 0<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
3) Base faible <o:p></o:p>
tableau d’avancement<o:p></o:p>
K = ([AH].[HO-])/[A-] = ω2 / Cb- ω = Ke/ Ka<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si constante de basicité est très petite (Kb < 10-3 ou Ka > 10-11) è A- est très faiblement protoné: [AH] << [A-] è w est négligeable devant Cb<o:p></o:p>
On peut écrire Ka = ω2 / Cb = Ke / Ka<o:p></o:p>
pH = 7 + ½ (pKacidité + log Ca)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si constante d’acidité est très grand (Kb > 10-3 ou Kacidité < 10-11) è A- n’est plus très faiblement protoné <o:p></o:p>
ω2 + Ke/pKacidité .ω – Ke/pKacidité . Cb = 0<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
VI) Polyacide <o:p></o:p>
Un polyacide est un mélange de deux acides, ils peuvent donc céder plusieurs protons.<o:p></o:p>
Si ΔpKacidité > 2, c’est la première acidité fixera le ph, on calcule du pH d’un monoacide faible<o:p></o:p>
pH = ½ (pKacidité – log Ca)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
VII) Ampholyte<o:p></o:p>
Un ampholyte est un composé qui joue le rôle de base et d’acide.<o:p></o:p>
Quand on cherche le pH d’un ampholyte ça revient à faire le mélange de deux couple acide / base. Ce composé aura deux constantes d’acidité Ka1 et Ka2<o:p></o:p>
(1) AH- + AH- = AH2 + A2- è K1<o:p></o:p>
(2) AH- + H2O = AH2 + HO- è K2<o:p></o:p>
(3) AH- + H2O = A2- + H3O+ è K3<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Cas particulier : 1 est prépondérante c’est à dire qu’il y a un équilibre entre l’acide et la base, les constantes d’équilibre entre (2) et (3) deviennent négligeables.<o:p></o:p>
K1 > 10^3 K2 <o:p></o:p>
K1 > 10^3 K3<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si (1) prépondérante <o:p></o:p>
Tableau d’avancement<o:p></o:p>
Ka1 . Ka2 = [H30+]2<o:p></o:p>
pH = ½ (pKa1 + pKa2)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
VIII)Mélange de deux solutions<o:p></o:p>
Mélange de deux acides en quantités équivalentes peuvent être de plusieurs natures différentes<o:p></o:p>
1er cas : 2 acides forts pH = - log (C1 + C2)<o:p></o:p>
2ème cas : 1 acide fort avec 1 acide faible. L’acide fort est prépondérant pH = - log Cfort<o:p></o:p>
3ème cas : 2 acides faibles <o:p></o:p>
ΔpKa > 2 è le pH est dicté par l’acide le plus fort (pKa le plus petit) è pH = ½ (pK1 - log Ca)<o:p></o:p>
ΔpKa < 2 è pH = -1/2 log (Ka1 . C1 + KA2 + C2)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
A) Mélange acide base conjuguée (solution tampon)<o:p></o:p>
pH = pKa + log [Cb]/[Ca]<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
B) Mélange acide base non conjuguée<o:p></o:p>
Tableau d’avancement<o:p></o:p>
K = KA1 / KA2<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si K < 10^-3, soit pKa > 3<o:p></o:p>
pH = ½ (pKA1 + pKA2) + ½ log (C2/C1)<o:p></o:p>
Si C1 = C2 è pH = ½ (pKA1 + pKA2)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si K > 10^-3, soit pKa < 3, il faudra résoudre<o:p></o:p>
K = x^2 / (C1-x).(C2-x)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
IX) Les titrages acido-basiques<o:p></o:p>
J’ai une solution connue et une solution inconnue je verse goutte à goutte la solution connue dans la solution inconnue jusqu’à un changement de couleur ou jusqu’à obtenir une courbe en S (avec le point équivalent)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
A) Acide fort titré par base forte<o:p></o:p>
Je souhaite connaître la concentration d’un acide fort et je dispose d’une base forte dont on connaît la concentration et le volume.<o:p></o:p>
On fait une équation bilan de cette réaction.<o:p></o:p>
Quand on verse autant de moles de base que d’acide on obtient le point équivalent. On dit que l’acide et la base ont été mélangés dans des proportions stoechiométriques.<o:p></o:p>
ninitial = najouté<o:p></o:p>
ó Ca . Va = Cb . Vb<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
1) Courbe de titrage <o:p></o:p>
Elle représente l’évolution du pH en fonction du volume de base versée.<o:p></o:p>
Schéma<o:p></o:p>
Avant point équivalent pH acide <o:p></o:p>
Après point équivalent pH basique<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
2) Point équivalent (d’un point de vue graphique)<o:p></o:p>
Méthode des tangentes<o:p></o:p>
Tangente bas / tangente parallèle haut è parallèle au milieu = point équivalent<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
3) pH à différents points de la courbe<o:p></o:p>
V=0 pH acide fort pH = -log [H3O+] = - log Ca<o:p></o:p>
0 < Vb < Veq pH = - log (Cb. (Veq – Vb)/(Vb + Va)<o:p></o:p>
Vb = Veq pH = 7<o:p></o:p>
Vb > Veq è pH = 14 + log (Cb. (Vb – Veq)/ (Vb+Va))<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
B) Acide faible titré par base forte<o:p></o:p>
Je souhaite connaître la concentration d’un acide faible et je dispose d’une base forte dont on connaît la concentration et le volume.<o:p></o:p>
On fait une équation bilan de cette réaction.<o:p></o:p>
La courbe n’est plus symétrique, elle possède donc deux points d’intérêt : <o:p></o:p>
Le point équivalent (méthode des tangentes)<o:p></o:p>
Le point demi-équivalent qui correspond à pH = pKa<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
X) Solution tampon / pouvoir tampon<o:p></o:p>
Une solution tampon est une solution où le pH varie peu dans deux cas :<o:p></o:p>
Par addition d’un acide ou d’une base forte<o:p></o:p>
Par dilution modérée (eau)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Quand on fait un mélange équimolaire d’un acide faible et de sa base conjuguée, on se retrouve à la demi équivalence. C’est la meilleure solution pour créer une solution tampon<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
A) Préparation solution tampon<o:p></o:p>
1/ acide faible + base conjuguée en quantité égale<o:p></o:p>
2/ base faible + acide fort jusqu’à demi équivalence<o:p></o:p>
3/ acide faible + base forte jusqu’à demi équivalence<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
B) Solution tampon en biologie<o:p></o:p>
Le sang humain est tamponné à 7,4, il est régulé par deux couples H2PO4- / HPO42- et CO2 dissous / HCO3-<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Si pH < 7,4 è acidose<o:p></o:p>
Si pH > 7,4 è alcalose (solution basique = solution alcaline)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
<o:p> </o:p>
Changement d’état <o:p></o:p>
Un corps peut se trouver sous 3 formes :<o:p></o:p>
- solide<o:p></o:p>
- liquide <o:p></o:p>
- gazeux<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
On peut représenter les transitions entre les différents états par un diagramme de phase.
<o:p> </o:p>
Pas de perte ou de création d’énergie<o:p></o:p>
L’énergie de solidification + l’énergie de sublimation = l’énergie de vaporisation <o:p></o:p>
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Introduction à la biochimie<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Biochimie = étude des substances et des procédés chimiques produit dans l’organisme vivant (espace vivant) qui en continuel renouvellement<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
L’étude des substances se fait par :<o:p></o:p>
- Identification<o:p></o:p>
- Localisation<o:p></o:p>
- Structure<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Tout ça se fait par des mécanismes réactionnels (réactions chimiques) qui sont nécessaires à la survie de la cellule.<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
La survie de la cellule se fait sur un tryptique :<o:p></o:p>
- Molécules de base<o:p></o:p>
- Energie<o:p></o:p>
- Mécanismes réactionneles<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
/ !\ il n’y a pas de réaction indépendantes<o:p></o:p>
<o:p>
</o:p> <o:p></o:p>
L’énergie et la matière sont à générer en même temps
L'énergie vient des nutriments (GPL ayant un haut poids moléculaire / macromolécules riche en énergie) qui vont se dégrader.<o:p></o:p>
<o:p>
</o:p> <o:p></o:p>
/ !\ La cellule ne gaspille rien (énergie / molécules)<o:p></o:p>
<o:p> </o:p>
Homéostasie è constance d’un concentration <o:p></o:p>
Si altération de l’homéostasie, il y a pathologie<o:p></o:p>
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