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PR Médisup > UE 1 CHIMIE > Flashcards

UE 1 CHIMIE Flashcards

1
Q

Acide

A

Espèce pouvant libérer un proton H+

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Q

Base

A

Espèce susceptible de capter un proton H+

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3
Q

Couple acido-basique

A

Noté acide/base AH/A-

Lorsqu’un acide AH cède un proton H+, il se transforme en une base A :

Acide ↔ Base + H+

L’acide et la base sont dits conjugués :

Exemple : CH3COOH ↔ H+ + CH3COO-

Couple CH3COOH / CH3COO-

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4
Q

Polyacide

A

Espèce pouvant libérer deux ou plusieurs protons

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Q

Polybase

A

Espèce pouvant fixer deux ou plusieurs protons

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6
Q

Ampholyte

A

Composé qui peut se comporter comme un acide et comme une base

Les solutions correspondantes sont dites “amphotères”

Exemple :

(1) H2S / HS- H2S ↔ H+ + HS-
(2) HS- / S2- HS- ↔ H+ + S2-

L’ion HS- est un ampholyte car il joue le rôle d’une base dans le couple (1) et celui d’un acide dans le couple (2)

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7
Q

Réaction acido-basique

A

Une réaction acido-basique implique deux couples acide-base conjugués Acide(1)/Base(1) et Acide(2)/Base(2) qui échangent des protons

Couple 1 : Acide (1) ↔ Base (1) + H+

Couple 2 : Base (2) + H+ ↔ Acide (2)

Réaction acido-basique :

Acide (1) + Base (2) ↔ Base (1) + Acide (2)

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8
Q

Autoprotolyse de l’eau

A

L’eau est un ampholyte

(1) H3O+/H2O H3O+ ↔ H+ + H2O (l’eau fixe H+, base)
(2) H2O/OH- H2O ↔ H+ + OH- (l’eau cède H+, acide)

Le caractère ampholytique de l’eau se traduit par la superposition des réaction, qu’on appelle réaction d’autoprotolyse de l’eau :

2H2O ↔ OH- + H3O+

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9
Q

Produit ionique de l’eau

A

Noté Ke

Ke = [H3O+]*[OH-] = 10-14 à 25°C

pKe = -log Ke = 14 à 25°C

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10
Q

Réaction de dissociation d’un acide dans l’eau

A

AH + H2O ↔ A- + H3O+ (couple AH/A-)

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11
Q

Constante d’acidité

A

La constance d’équilibre de dissociation de l’acide AH

Notée Ka

Ka = ([H3O+]*[A-])/[AH]

pKa = -log Ka

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12
Q

Constante d’équilibre

A

La constante d’équilibre de ma réaction entre deux couples acido-basiques :

Acide (1) + Base (2) ↔ Base (1) + Acide (2)

K = Ka1 / Ka2

K = 10Δ(pKa) avec Δ(pKa) = pKa2 - pKa1

La réaction spontanée est dite quantitative ou totale lorsqu’elle consomme au moins 99% du réactif limitant

K > 104 ou Δ(pKa) > 4

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13
Q

pH

A

L’acidité d’une solution dépend de la concentration en ions H3O+ par la relation :

pH = - log [H3O+]

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14
Q

Relation d’Henderson

A

Pour tout couple acide/base faible, l’expression de la constante d’acidité peut s’écrire sous la forme de la relation :

pH = pKa + log( [Base] / [Acide] )

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15
Q

Diagramme de prédominance

A

Représentation graphique délimitant les domaines de concentration

Une espèce prédomine sur une autre quand sa concentration lui est supérieur 

Une espèce est majoritaire par rapport à une autre quand sa concentration lui est 10 fois supérieure
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16
Q

pH d’un monoacide fort

A

pH = - log [H3O+] = - log C0

Validité : milieu acide pH < 6,5

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17
Q

pH d’une monobase forte

A

pH = pKe + log C0 = 14 + log C0

Validité : milieu basique pH > 7,5

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18
Q

pH d’un monoacide faible

A

pH = 1/2 (pKa - log C0)

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19
Q

pH d’une monobase faible

A

pH = 1/2 (14 + pKa + log C0)

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20
Q

pH d’un ampholyte

A

pH = 1/2 (pKa1 + pKa2)

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21
Q

pH d’un mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée

A

pH = pKa + log [A-] / [AH]

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22
Q

pH de mélanges non réactifs

A

L’espèce la plus forte impose le pH

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23
Q

Solution tampon

A

Une solution tampon est un mélange d’un acide faible AH et de sa base conjuguée A- dans des proportions égales ou voisines (couple AH/A-)

Une solution minimise les variations de pH provoquées par une addition modérée d’acide ou de base ou par addition modérée d’eau (dilution)

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24
Q

pH d’une solution tampon

A

pH = pKa + log [Base] / [Acide]

Pour qu’une solution exerce un effet tampon, il faut qu’il existe au moins 10% de la base A- ou de l’acide AH soit :

1/10 « [Base] / [Acide] « 10

Ce qui équivaut à :

pKa - 1 « pH « pKa + 1

En général, le pH d’une solution tampon est tel que :

4 « pH (solution tampon) « 10

25
Q

Efficacité maximale d’une solution tampon

A

Dans le cas d’un mélange équimolaire [Acide] = [Base] alors pH = pKa

On a une solution tampon d’efficacité maximale

26
Q

Équivalence acido-basique

A

Soit la réaction de dosage :

α acide(1) + β base(2) → g base(1) + d acide(2)

K > 104 (totale)

À l’équivalence, les réactifs introduits dans l’état initial selon les proportions stœchiométriques sont totalement consommés :

βn1 = αn2

On en déduit la relation :

Β C1 V1 = α C2 V2

27
Q

Schéma de Lewis

A

→ Nombre de points = nombre d’électrons de valence
→ 1 point = 1 électron de valence
→ 2 points ou 1 trait = 1 doublet liant ou non liant
→ 1 carré = 1 lacune électronique (il manque 2 électrons pour réaliser la règle de l’octet)
→ + et - = charge formelle

28
Q

Hybridation

A 
3 types d'hybridation :
1)sp^3 : tétraédrique
2)sp^2 : trigonale plane
3)sp : linéaire
Liaison s recouvrement axial d'OA hybrides
Liaison p recouvrement latéral d'OA P
29
Q

Schéma de Lewis

A

→ Nombre de points = nombre d’électrons de valence
→ 1 point = 1 électron de valence
→ 2 points ou 1 trait = 1 doublet liant ou non liant
→ 1 carré = 1 lacune électronique (il manque 2 électrons pour réaliser la règle de l’octet)
→ + et - = charge formelle

30
Q

Hybridation

A 
3 types d'hybridation :
1)sp^3 : tétraédrique
2)sp^2 : trigonale plane
3)sp : linéaire
Liaison s recouvrement axial d'OA hybrides
Liaison p recouvrement latéral d'OA P
31
Q

Forme topologique

A

→ Chaîne carbonée représentée sus forme de ligne brisée (zig-zag)
→ Omission des atomes d’hydrogène présents sur les carbones
→ Représentation des hydrogènes sur les hétéroatomes (N, O S)
→ La géométrie (liée à l’état d’hybridation de l’atome) est respectée autant que possible

32
Q

Molécule polyfonctionnelle

A

Une molécule est dite polyfonctionnelle s elle possède au moins deux fonctions (identiques ou différentes)

33
Q

Hydrocarbures

A

→ Alcanes (saturés) C-C
→ Alcènes (insaturés) C=C
→ Alcynes (insaturés) Ctriple liaisonC
→ Arènes (série benzénique) cycle

34
Q

Fonctions monovalentes

A 
→ Halogénure   C-X (X = F, Cl, Br, I)
→ Alcool   CH2-OH (primaire), CH-OH (secondaire), C-OH (tertiaire)
→ Amine   C-N-R2
→ Ether-oxyde (éther)   C-O-C
→ Thiol   C-SH
35
Q

Fonctions divalentes

A

→ Aldéhyde -HCO
→ Cétone =C=O
→ Acétal R-O-C(+2R)-O-R

36
Q

Fonctions trivalentes

A 
→ Acide carboxylique   R-COOH
→ Ester   R-COO-R
→ Amide   -N-C=O
→ Chlorure d'acyle (d'acide)   R-COCl
→ Anhydride d'acide   O=C-O-C=O
→ Nitrile   -C*triple liaison*N
37
Q

Radicaux libres

A

→ Méthyle (Me) -CH3
→ Éthyle (Et) -CH2-CH3
→ Propyle (Pr ou nPr) -CH2-CH2-CH3
→ Isopropyle (iPr) 2(CH3)-R
→ Butyle primaire (Bu ou nBu) -CH2-CH2-CH2-CH3
→ Isobutyle (iBu) 2(CH3)-C-R
→ Tertiobutyle (tert-Bu ou tBu) 3(CH3) -R

38
Q

Radicaux cycloalkyles

A

→ Cyclopropyle cycle avec 3C-R

→ Cyclohexyle cycle avec 6C-R (que des liaisons simples)

39
Q

Radicaux aryles

A

(Symbole général Ar)

→ Phényle (Ph) cycle avec 6C-R (3 liaisons doubles sur 6)

40
Q

Centres stéréogènes

A

→ C* carbones asymétriques : C sp^3 avec 4 groupements différents (R/S)
→ >C=C< : C sp² avec groupements différents sur chaque C

41
Q

Molécule chirale

A

→ Non superposable à son image dans un miroir
→ 1 seul C* ou 2 C* mais sans élément de symétrie
→ Activité optique : pouvoir rotatoire spécifique
(-) = lévogyre
(+) = dextrogyre

42
Q

Isomères

A

→ Même formule brute mais pas même organisation dans l’espace

43
Q

Stéréoisomères

A

→ De conformation : rotation autour d’une liaison simple

→ De configuration : rupture d’une liaison double ou triple pour rotation

44
Q

Énantiomères

A

→ Images l’une de l’autre dans un miroir mais non superposables
→ Même propriétés physico-chimiques sauf pouvoir rotatoire opposés
→ Configuration de tous les C* inversées

45
Q

Diastéréoisomères

A

→ Pas images l’une de l’autre dans un miroir et non superposables
→ Propriétés différentes
→ Soit isomérie Z/E // Soit configuration de quelques C* inversées

46
Q

Relation nC*

A

nC* → 2^n stéréoisomères de configuration au max

47
Q

Activité optique nulle

A

→ Composé achiral

→ Mélange racémique (50 % lévogyre, 50% dextrogyre)

48
Q

Mélange racémique

A

→ Mélange équimolaire d’énantiomères

49
Q

Atome

A

→ A = nombre de masse = nombre de nucléons
→ Z = charge = nombre de protons = nombre d’électrons
→ N = A - Z = nombre de neutrons

50
Q

Isotope

A

2 isotopes ont :
→ le même symbole X
→ le même nombre de protons Z
→ un nombre de masse A différent

51
Q

Masse élément

A

→ atomique réelle ≈ A (en unité de masse atomique : u ou u.m.a)
→ masse molaire réelle ≈ A (en gmol^(-1)
→ masse moyenne :
M = (SiTiMi) / STi (en u.m.a)
(Ti : abondance de l’isotope (en %)
Mi : masse atomique de l’isotope)→ atomique réelle ≈ A (en unité de masse atomique : u ou u.m.a)
→ masse molaire réelle ≈ A (en gmol^(-1)
→ masse moyenne :
M = (SiTiMi) / STi (en u.m.a)
(Ti : abondance de l’isotope (en %)
Mi : masse atomique de l’isotope)

52
Q

Relation de Bohr

A

→ DE = hn = hc/l

→ En = - 13,6/n² (en eV)

53
Q

Rayon de Bohr

A

r = n² x 0,53 (en angström = 10^(-10))

54
Q

Électron

A 
4 nombres quantiques :
	• n
→ nombre quantique principal
→ énergie E
→ 1
55
Q

Configuration électronique

A 
→ Principe de Pauli
2 e- max par case = OA 
s : l=0   m=0   1OA 2 e- max
p : l=1   m=-1, 0, +1   3OA 6 e- max
d : l=2   m=-2 ,-1 ,0 ,1 ,2   5OA 10 e- max

→ Hund
Max de spins // dans une même sous-couche => max d’e- célibataires

→ Principe de stabilité (Klechkowski)
Remplissage des OA par E croissant
1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^2

56
Q

Énergie de ionisation

A

→ Notée EI
→ Énergie pour arracher un électron
→ Ag ↔ Ag^+ + 1e- EI1 > 0
→ Ag^(n-1)+ ↔ Ag^n+ +1e- EIn > EIn-1

57
Q

Rayon atomique

A

→ Noté R

→ Distance entre le noyau et les e- externes

58
Q

Électronégativité

A

→ Notée EN

→ Aptitude du noya à attirer les e-

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