UE 1 CHIMIE Flashcards
Acide
Espèce pouvant libérer un proton H+
Base
Espèce susceptible de capter un proton H+
Couple acido-basique
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-
Polyacide
Espèce pouvant libérer deux ou plusieurs protons
Polybase
Espèce pouvant fixer deux ou plusieurs protons
Ampholyte
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)
Réaction acido-basique
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)
Autoprotolyse de l’eau
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+
Produit ionique de l’eau
Noté Ke
Ke = [H3O+]*[OH-] = 10-14 à 25°C
pKe = -log Ke = 14 à 25°C
Réaction de dissociation d’un acide dans l’eau
AH + H2O ↔ A- + H3O+ (couple AH/A-)
Constante d’acidité
La constance d’équilibre de dissociation de l’acide AH
Notée Ka
Ka = ([H3O+]*[A-])/[AH]
pKa = -log Ka
Constante d’équilibre
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
pH
L’acidité d’une solution dépend de la concentration en ions H3O+ par la relation :
pH = - log [H3O+]
Relation d’Henderson
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] )
Diagramme de prédominance
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
pH d’un monoacide fort
pH = - log [H3O+] = - log C0
Validité : milieu acide pH < 6,5
pH d’une monobase forte
pH = pKe + log C0 = 14 + log C0
Validité : milieu basique pH > 7,5
pH d’un monoacide faible
pH = 1/2 (pKa - log C0)
pH d’une monobase faible
pH = 1/2 (14 + pKa + log C0)
pH d’un ampholyte
pH = 1/2 (pKa1 + pKa2)
pH d’un mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée
pH = pKa + log [A-] / [AH]
pH de mélanges non réactifs
L’espèce la plus forte impose le pH
Solution tampon
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)
pH d’une solution tampon
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
Efficacité maximale d’une solution tampon
Dans le cas d’un mélange équimolaire [Acide] = [Base] alors pH = pKa
On a une solution tampon d’efficacité maximale
Équivalence acido-basique
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
Schéma de Lewis
→ 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
Hybridation
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
Schéma de Lewis
→ 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
Hybridation
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
Forme topologique
→ 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
Molécule polyfonctionnelle
Une molécule est dite polyfonctionnelle s elle possède au moins deux fonctions (identiques ou différentes)
Hydrocarbures
→ Alcanes (saturés) C-C
→ Alcènes (insaturés) C=C
→ Alcynes (insaturés) Ctriple liaisonC
→ Arènes (série benzénique) cycle
Fonctions monovalentes
→ 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
Fonctions divalentes
→ Aldéhyde -HCO
→ Cétone =C=O
→ Acétal R-O-C(+2R)-O-R
Fonctions trivalentes
→ 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
Radicaux libres
→ 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
Radicaux cycloalkyles
→ Cyclopropyle cycle avec 3C-R
→ Cyclohexyle cycle avec 6C-R (que des liaisons simples)
Radicaux aryles
(Symbole général Ar)
→ Phényle (Ph) cycle avec 6C-R (3 liaisons doubles sur 6)
Centres stéréogènes
→ C* carbones asymétriques : C sp^3 avec 4 groupements différents (R/S)
→ >C=C< : C sp² avec groupements différents sur chaque C
Molécule chirale
→ 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
Isomères
→ Même formule brute mais pas même organisation dans l’espace
Stéréoisomères
→ De conformation : rotation autour d’une liaison simple
→ De configuration : rupture d’une liaison double ou triple pour rotation
Énantiomères
→ 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
Diastéréoisomères
→ 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
Relation nC*
nC* → 2^n stéréoisomères de configuration au max
Activité optique nulle
→ Composé achiral
→ Mélange racémique (50 % lévogyre, 50% dextrogyre)
Mélange racémique
→ Mélange équimolaire d’énantiomères
Atome
→ A = nombre de masse = nombre de nucléons
→ Z = charge = nombre de protons = nombre d’électrons
→ N = A - Z = nombre de neutrons
Isotope
2 isotopes ont :
→ le même symbole X
→ le même nombre de protons Z
→ un nombre de masse A différent
Masse élément
→ 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)
Relation de Bohr
→ DE = hn = hc/l
→ En = - 13,6/n² (en eV)
Rayon de Bohr
r = n² x 0,53 (en angström = 10^(-10))
Électron
4 nombres quantiques : • n → nombre quantique principal → énergie E → 1
Configuration électronique
→ 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
Énergie de ionisation
→ Notée EI
→ Énergie pour arracher un électron
→ Ag ↔ Ag^+ + 1e- EI1 > 0
→ Ag^(n-1)+ ↔ Ag^n+ +1e- EIn > EIn-1
Rayon atomique
→ Noté R
→ Distance entre le noyau et les e- externes
Électronégativité
→ Notée EN
→ Aptitude du noya à attirer les e-
