Chimie (Le BP Brevet Professionnel de Préparateur en Pharmacie)
publicité
Chimie (Le BP Brevet Professionnel de Préparateur en Pharmacie) CHAPITRE 1 : STRUCTURE DE LA MATIERE I.LES 3 ETATS DE LA MATIERE Les êtres vivants végétaux, animaux ainsi que minéraux sont constitués à partir de la matière qui se présente sous 3 aspects différents : liquide, solide et gaz. Les solides ont une forme et un volume bien définis. Ils sont difficilement déformables. Les liquides et les gaz n'ont pas de forme propre mais prennent la forme des récipients qui les contiennent. Les liquides ont un volume propre alors que les gaz occupent tout le volume qui leur ait offert : les gaz sont expansibles et compressibles. Le passage de l'état solide à l'état liquide et à l'état gazeux correspond au passage d'une structure ordonnée au désordre complet à l'état gazeux. L'eau dans ses différents états physiques : Au cours de ces différents transformations physiques, les molécules d'eau sont plus ou moins agitées et occupent dans l'espace des positions plus ou moins ordonnées mais ce sont toujours des molécules d'eau : nous n'obtenons pas de nouvelles espèces chimiques mais nous avons des états physiques différents de l'espèce chimique H2O (vapeur, glace, liquide). II. LA STRUCTURE DE L'ATOME Par définition, un atome est la plus petite partie d'un élément qui puisse s'envisager (infiniment petit). L'atome est électriquement neutre. Chaque atome est composé de 3 particules de matière appelées particules élémentaires : le proton, le neutron et l'électron. Au centre de l'atome se trouve le noyau formé de protons chargés positivement et de neutrons qui sont neutres. Tout autour de ce noyau se trouve un nuage d'électrons chargés négativement. Il faut se souvenir que les électrons ne sont pas immobiles dans le nuage électronique : ils se déplacent à l'intérieur d'un certain volume et non pas dans un plan. Conventionnellement, on représente souvent la structure de l'atome par un cercle sur lequel des points représentent les électrons. L'atome d'hydrogène (H) est le plus simple de tous les atomes : son noyau contient 1 seul proton autour duquel se déplace 1 unique électron. 1.LE NOYAU Le noyau est constitué de nucléons qui peuvent être considérés comme la soudure de protons et de neutrons. 1.1.LE PROTON C'est une particule élémentaire dont la masse est d'environ 1835 fois la masse de l'électron : 1,67.10-27 kg. Il porte une charge positive opposée à la charge négative de l'électron. 1.2.LE NEUTRON C'est une particule élémentaire de masse voisine à celle du proton c'est-à-dire 1,67.10-27 kg. Il ne porte pas de charge, on dit alors qu'il est neutre. 2.LES ELECTRONS Ce sont des particules chargées négativement. Ils ont tous la même masse qui est négligeable. 2.1.REPARTITION DES ELECTRONS Les électrons ne sont pas répartis au hasard dans le nuage électronique : ils sont répartis sur 7 couches concentriques successives qui sont en s'éloignant du noyau K, L, M, N, O, P et Q. Chaque atome possède une ou plusieurs couches électroniques. 2.2.REGLE DE REPARTITION DES ELECTRONS SUR LES COUCHES Chaque couche électronique peut supporter un nombre limité d'électron variable pour chacune d'elle. La répartition se fait en saturant d'abord la couche K, puis la couche L, puis M, puis N etc. et selon un principe : si n est le numéro de la couche, celle-ci ne peut contenir plus de 2n2 électrons. K = 2*12 = 2 L = 2*22 = 8 M = 2*32 = 18 N = 2*42 = 32 O = 2*52 = 50 P = 2*62 = 72 Q = 2*72 = 98 Quelque soit le nombre d'électrons que peut supporter une couche électronique lorsqu'elle est la plus externe elle ne peut supporter plus de 8 électrons. Toutefois, lorsque l'atome n'a que la couche K elle ne peut recevoir que 2 électrons. 2.3.REPRESENTATION DE BOHR ET DE LEWIS 2.3.1.REPRESENTATION DE BOHR Les couches électroniques sont représentées dans le plan par des couches concentriques. 2.3.2.REPRESENTATION DE LEWIS Lewis représente seulement les électrons de la couche la plus externe appelée couche de valence autour du symbole de l'atome. Les électrons de la couche de valence se repartissent en doublets (paires) représentés par un tiret et en électron célibataire représenté par un point. 3.NUMERO ATOMIQUE Z Chaque atome est caractérisé par le nombre de ses protons appelé numéro atomique Z. Ce nombre correspond aussi, puisque l'atome est électriquement neutre, au nombre de ses électrons. 4.NOMBRE DE MASSE A Le nombre de masse A correspond au nombre de nucléons (protons + neutrons) contenus dans le noyau. A=Z+N (A nombre de masse, Z nombre protons ou électrons, N nombre neutrons) 5.FORMULE D'UN ATOME Un atome est représenté par le symbole X de l'atome ainsi que le nombre de masse A et le numéro atomique Z. X Il existe environ une centaine d'éléments chimiques (104). Chacun a reçu un nom et un symbole. Ils sont classés dans un tableau appelé classification périodique des éléments. III.DEFINITION D'UN ISOTOPE Deux atomes sont isotopes lorsqu'ils ont le même numéro atomique mais des nombres de masse différents (mêmes Z, A différents). Autrement dit, c'est un corps composé du même nombre de protons et d'électrons que l'élément dont il est issu mais pas du même nombre de neutrons. Exemple : H H H Hydrogène Deutérium Tritium Du point de vue chimique, les isotopes ont des propriétés identiques mais leurs propriétés physiques sont différentes. IV.DEFINITION DES IONS Dans certaines conditions, les atomes peuvent perdre ou gagner des électrons : ils deviennent alors des ions. 1.CATIONS Les cations sont des ions chargés positivement. Ceci correspond à la perte d'un ou plusieurs électrons par l'atome de base. 2.ANIONS Les anions sont des ions chargés négativement. Ceci correspond au gain d'un ou plusieurs électrons par l'atome de base. 3.ION SIMPLE Un ion simple ou ion monoatomique est un atome simple (seul) ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Exemple : L'ion simple de l'atome chlorure Cl est Cl + 1 e- = Cl-. Il s'agit de l'anion simple chlorure ou ion chlorure. 4.ION COMPLEXE Un ion complexe ou ion polyatomique est formé d'un groupe d'atomes ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Exemple : L'ion complexe du sulfate SO4 est SO4 + 2 e- = SO42-. Il s'agit de l'anion complexe sulfate ou ion sulfate. V.CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS 1.GENERALITES Tous les éléments sont classés dans un tableau appelé classification périodique des éléments. Ce tableau a été établi en 1869 par Mendeleïev. Il comporte 8 colonnes et 7 lignes. On y classe : Sur une même colonne, tous les atomes ayant le même nombre d'électrons sur leur couche externe : les éléments d'une même colonne forment une famille.La première colonne constitue la famille des alcalins. La seconde colonne constitue la famille des alcalino-terreux. La septième colonne constitue la famille des halogènes. La huitième colonne constitue la famille des gaz rares. Sur une même ligne, tous les atomes ayant le même nombre de couches électroniques : les éléments d'une même ligne forment une période. 2.COMPORTEMENT CHIMIQUE DES ATOMES Règle de l'octet Les atomes tendent à s'entourer d'un octet d'électron (8 électrons) comme le gaz rare qui le suit ou le précède dans la classification périodique. Atomes dont la couche périphérique comporte 8 électronsCes atomes sont inertes sur le plan chimique comme ayant atteint une sorte de perfection dans leur arrangement. Ils n'ont aucune tendance à changer. Ce sont les gaz rares, nobles ou inertes. Atomes dont la couche périphérique comporte 5, 6 ou 7 électronsIls vont tendre vers la saturation de leur couche externe à 8 électrons pour prendre la même structure que le gaz rare le plus proche. Ils vont essayer de gagner 3, 2 ou 1 électron. Atomes dont la couche périphérique comporte 1, 2 ou 3 électronsIls vont tendre à se débarrasser d'1, 2 ou 3 électrons pour atteindre la perfection que représente une couche externe saturée à 8 électrons. On dit qu'un élément est électronégatif lorsqu'il gagne facilement 1 ou plusieurs électrons. On dit qu'un élément est électropositif lorsqu'il cède facilement 1 ou plusieurs électrons. Règle du duet Certains éléments ont tendance à se débarrasser d'1, 2 ou 3 électrons pour avoir leur couche K saturée à 2 électrons. Ces éléments sont le lithium, le béryllium et le bore. VI.ASSEMBLAGE D'ATOMES 1.MOLECULES MONOATOMIQUES Les seules molécules monoatomiques que l'on peut rencontrer dans la nature sont les molécules d'hélium, de néon, d'argon, de krypton, de xénon et de radon. Elles constituent les gaz nobles de l'air : mis à part ceux-ci, les atomes n'existent qu'exceptionnellement à l'état isolé pour constituer des molécules monoatomique car ils sont alors dans un état instable. 2.MOLECULES POLYATOMIQUES Une molécule polyatomique est constituée de 2 ou plusieurs noyaux liés par un nuage électronique comprenant un nombre d'électrons égal au nombre de protons contenus dans le noyau. La molécule polyatomique est électroniquement neutre. La plus simple est le dihydrogène (H2) qui contient 2 noyaux d'hydrogène et 2 électrons. La molécule d'eau (H2O) contient 2 noyaux d'hydrogène et 1 noyau d'oxygène. 3.CORPS SIMPLES ET CORPS COMPOSES Un corps pur simple est constitué par un seul élément (ex : le dihydrogène). Un corps pur composé est constitué de plusieurs éléments différents (ex : l'eau). VII.LIAISONS CHIMIQUES 1.LIAISON COVALENTE Lorsque 2 atomes sont en présence, ils peuvent se lier en mettant en commun des électrons de leurs couches externes. Une liaison covalente est une mise en commun d'électrons. Elle est représentée par un trait entre les 2 atomes. 1.1.LIAISON COVALENTE SIMPLE Elle est constituée par la mise en commun d'1 paire d'électrons entre 2 atomes. Chacun des 2 atomes apporte 1 électron de sa couche périphérique à cette paire pour former 1 doublet électronique liant les 2 atomes. Ex : la molécule d'eau (H2O) 1.2.LA LIAISON COVALENTE DOUBLE Elle est constituée par la mise en commun de 2 paires d'électrons entre 2 atomes. Chacun des 2 atomes apporte 2 électrons de sa couche périphérique dans cette liaison. Ex : le dioxyde de carbone (CO2) 1.3.LIAISON COVALENTE TRIPLE Elle est constituée par la mise en commun de 3 paires d'électrons entre 2 atomes. Chacun des 2 atomes apporte 3 électrons de sa couche périphérique dans cette liaison. Ex : le diazote (N2) 1.4.REPRESENTATION DE LEWIS Cette représentation rend compte de la couche externe. Le nombre d'électrons célibataires sur la couche externe correspond à la valence de l'atome : les électrons célibataires sont les électrons de valence. Ils seront engagés dans une liaison covalente. Exemples : Valence de l'hydrogène = 1 Valence du carbone = 4 Valence de l'oxygène = 2 Dans la représentation de Lewis, la paire d'électrons mis en commun est remplacée par un trait entre les atomes. Les doublets sont représentés par des traits autour de l'atome. Exemples : L'eau : Le dioxyde de carbone : Le diazote : Le dichlore : L'acide chlorhydrique : Le dioxygène : L'ammoniaque : 1.5.LIAISON COVALENTE DATIVE OU DE COORDINATION Les électrons de la liaison de covalence sont alors donnés (et non plus mis en commun) par un même atome. Autrement dit, le doublet de la liaison est fourni complètement par l'un des deux atomes de la liaison covalente. A : à B signifie A est donneur et B est accepteur Ex : L'ion ammonium NH4+ 1.6.POLARISATION DES LIAISONS Dans certaines molécules, le doublet électronique qui assure la liaison covalente peut être déplacé vers l'un des atomes. Dans ce cas, la liaison est dite polarisée avec un pôle δ+ et un pôle δ-. Cette polarité est due au fait que les atomes possèdent des électronégativités différentes (χ). La molécule d'eau est une molécule polaire : les atomes possèdent des charges partielles δ+ sur chaque hydrogène et deux δ- sur l'oxygène. Ces charges partielles s'annulent dans la molécule entière et H2O est une molécule globalement neutre. 2.GEOMETRIE DES EDIFICES COVALENTS (= THEORIE OU METHODE DE GILLESPIE) Les molécules possèdent une certaine forme géométrique fonction de l'orientation des liaisons autour de l'atome central. Le problème ne se pose que pour les molécules possédant au moins 3 atomes. En effet, les molécules diatomiques sont forcément linéaires. A partir de 3 atomes, on va pouvoir obtenir plusieurs géométries différentes selon les angles que font les liaisons entre elles. 2.1.PRINCIPE DE LA METHODE DE GILLESPIE Les doublets d'électrons, libres et liants, présents sur la couche de valence d'un atome central se répartissent dans l'espace. Les doublets électroniques étant chargés négativement, ils se repoussent et se placent de manière à être le plus loin possible les uns des autres. 2.2.POSSIBILITES DE REPARTITION SPATIALE DES DOUBLETS La figure de répulsion est différente selon le nombre de paires d'électrons présentes : 2 paires d'électrons : 3 paires d'électrons : 4 paires d'électrons : 2.3.DETERMINATION DE LA GEOMETRIE MOLECULAIRE 1) Ecrire la formule de Lewis de la molécule 2) Dénombrer les paires d'électrons autour de l'atome central en distinguant : Le nombre de liaison p avec des atomes ou groupes d'atomes notés XLe nombre de q de doublets libres notés ECeci sachant que chaque liaison simple, double ou triple compte pour 1 La molécule s'écrit AXpEq 3) Trouver la géométrie moléculaire impliquant un éloignement maximale des p+q paires d'électrons 2.4.LIBRE ROTATION ET RIGIDITE DES LIAISONS COVALENTES 2.4.1. LIBRE ROTATION Il y a libre rotation des liaisons covalentes chaque fois que les atomes sont liés par des liaisons covalentes simples. Ex : le méthane CH4 2.4.2.RIGIDITE DES LIAISONS COVALENTES Dans le cas des liaisons doubles ou triples, il n'y a plus libre rotation : les liaisons multiples sont rigides. Ex : l'éthène C2H4l'acétylène C2H2 3.LA LIAISON IONIQUE 3.1.DEFINITION Dans la liaison ionique, un atome cède 1 ou plusieurs électrons de valence à un autre atome prêt à le ou les accepter. Cela conduit à une paire d'électrons localisée sur l'atome le plus électronégatif qui porte une charge négative (anion). L'atome qui a cédé un électron porte une charge positive (cation). On obtient des ions A+ et B- entre lesquels s'établit la liaison ionique qui est une liaison électrostatique (2 ions de charge contraire s'attirent). Il se forme alors un composé ionique. C'est une liaison fragile qui est détruite par l'eau : les composés ioniques sont en général solubles dans l'eau. Dans un composé ionique liquide, les ions positif et négatif sont dispersés dans le solvant. Dans un composé ionique solide, les ions sont ordonnés dans un ensemble compact appelé cristal. 3.2.CRISTAUX Ex : le chlorure de sodium NaCl Cl = 17 électrons avec K(2)L(8)M(7) qui va donner l'ion ClNa = 11 électrons avec K(2)L(8)M(1) qui va donner l'ion Na+ Il s'établit une liaison ionique entre Cl et Na. A l'état solide, les ions Na+ et Cl- sont ordonnés dans l'espace : ils forment un cristal. Chaque ion a un ion de charge opposée comme voisin. L'attraction due à des forces électrostatiques assure la cohésion du cristal. En présence d'eau, les Na+ et Cl- vont se disperser dans l'eau et vont être entourés de molécules d'eau : on dit qu'ils sont hydratés. 4.LES ISOMERES 4.1.DEFINITION Deux molécules ayant même formule brute mais différentes entre elles sont dites isomères. 4.2.DIFFERENTS ISOMERES Les isomères de constitution : l'ordre d'enchainement des atomes est différent ce qui entraine une formule développée différente.Ex :formule brute = C2H6O Ethanol Ethéroxyde Les stéréo-isomères : l'ordre d'enchainement des atomes est identique mais la répartition des atomes dans l'espace est différente. Ceci est dû à la libre rotation autour d'une liaison simple et entraine une possibilité de changement de la forme de la molécule sans rompre les liaisons.Ex : formule brute = C4H10 VIII.MASSE ATOMIQUE ET MASSE MOLAIRE 1.NOMBRE D'AVOGADRO A l'échelle atomique, les particules sont extrêmement petites. Aussi, on considère toujours un très grand nombre de particules. Ce nombre est appelé nombre d'Avogadro N avec N = 6,022.1023. 2.MOLE On appelle mole une entité qui correspond à un nombre N molécules ou atomes c'est-à-dire un ensemble de 6,022.1023 molécules ou atomes. La mole correspond à élément virtuel. 3.MASSE ATOMIQUE 3.1.MASSE ATOMIQUE D'UN ELEMENT C'est la masse d'un atome de cet élément. Elle est égale au nombre de nucléons multiplié par la masse d'un nucléon. 3.2.MASSE MOLAIRE ATOMIQUE C'est la masse d'une mole d'atomes de cet élément. Elle est indiquée dans le tableau périodique des éléments. Ex : O Masse molaire atomique = 16g/mol 3.3.MASSE MOLAIRE MOLECULAIRE C'est la masse d'une mole de molécules. Elle est égale à la somme des masses molaires des atomes. Ex : CH4 C H d'où MCH4 = 12 + 4 x 1 = 16g/mol 3.4.MASSE ATOMIQUE RELATIVE C'est la moyenne pondérée des masses atomiques des isotopes naturels. Ex : le gaz dichlore est composé de 2 isotopes le chlore Cl et le chlore Cl. Le pourcentage de Cl est de 75% et le pourcentage de Cl est de 25%. Masse atomique relative = = 35,5g/mol 4.NOMBRE DE MOLES n Le nombre de moles n contenu dans une masse m (exprimée en g) d'un composé de masse molaire M (exprimée en g/mol) est donné par la relation : n=m/M 5.CONCENTRATION MOLAIRE VOLUMIQUE C=n/V 6.LOI D'AVOGADRO-AMPERE Cette loi concerne les gaz. Les moles de tous les corps gazeux pris dans les mêmes conditions de température et de pression occupent le même volume. Dans les conditions normales de température et de pression, le volume occupé par une mole de gaz est de 22,4 L appelé volume molaire Vm. Ce volume Vm varie en fonction de la température et de la pression.Le nombre n de moles contenues dans un volume V de gaz mesuré dans les conditions normales de température et de pression est égal à : n = V / Vm (avec n en mol, V en L et Vm en L/mol) 7.DENSITE D'UN GAZ Soit un gaz de masse molaire M. L'air ayant une masse molaire proche de 29g/mol, la densité d'un gaz par rapport à l'air est donnée par la relation : IX.LIAISONS INTER-MOLECULAIRES : LA LIAISON HYDROGENE Elle s'établit entre 2 molécules polaires. C'est une liaison fragile qui est détruite par une augmentation de température. Ex : l'eau H2O est une molécule dipolaire Quand 2 molécules d'eau se rencontrent, il se créé entre l'atome O et l'atome H une liaison hydrogène. Cette liaison est sensible à la température ce qui explique les 3 états physiques possibles de l'eau. A moins de 0°C, toutes les molécules d'eau sont liées entre elles par des liaisons hydrogènes. Il n'y a pas de mouvements possibles des molécules d'eau entre elles. Les liaisons hydrogènes sont sous forme cristalline : on est à l'état solide. Au-dessus de 0°C, les liaisons commencent à se rompre : on passe à l'état liquide plus compact que l'état solide. A 100°C, toutes les liaisons se rompent : on est à l'état gazeux. Les molécules d'eau sont totalement libres de leurs mouvements et elles occupent tout l'espace possible. CHAPITRE 2 : LA REACTION CHIMIQUE I.BILAN D'UNE REACTION CHIMIQUE Une équation chimique est une réaction dans laquelle certaines espèces, molécules ou ions, disparaissent tandis que d'autres apparaissent. Dans le premier membre de l'équation, on note la formule des espèces qui disparaissent et dans le second membre la formule des espèces qui apparaissent. 1.LOIS REGISSANT LES REACTIONS CHIMIQUES 1.1.LOI DE LAVOISIER OU LOI DE CONSERVATION DES ATOMES OU LOI DE CONSERVATION DES MASSES Cette loi : « La masse totale des produits formés est égale à la masse totale des réactifs consommés », « Rien ne se perd, rien ne se créé, tout se transforme ». Cette loi signifie qu'aucun atome ne disparait ou ne prend naissance : les atomes en présence se réorganisent de façon différente. Il faut équilibrer la réaction chimique pour trouver le même nombre d'atomes au début et à la fin de la réaction c'est-à-dire qu'il faut placer des coefficients multiplicateurs qu'on appelle coefficients stœchiométriques adéquats devant les molécules. 1.2.LOI DE PROUST OU LOI DES PROPORTIONS DEFINIES Les proportions de réactifs consommés lors d'une réaction chimique sont constantes. 2.REACTIONS TOTALES ET NON TOTALES 2.1.REACTIONS TOTALES Ce sont des réactions chimiques où les réactifs sont entièrement consommés pour se transformer en produits. 2.2.REACTIONS NON TOTALES Il existe 2 types de réactions non totales : Les réactions limitées et réversibles qui conduisent à un équilibre chimiqueLes réactions où on a un réactif en excès et un réactif en défaut : seul le réactif en défaut appelé facteur limitant est totalement consommé et la réaction s'arrête quand ce facteur limitant est totalement consommé. Les autres réactifs ne seront pas intégralement consommés II.CINETIQUE CHIMIQUE 1.GENERALITES 1.1.DEFINITION La cinétique détermine la vitesse d'une réaction chimique soit en mesurant la vitesse de disparition des réactifs, soit en mesurant la vitesse d'apparition des produits. 1.2.FACTEURS DETERMINANT LA VITESSE D'UNE REACTION La température : plus elle augmente, plus la réaction est rapideLa concentration : plus elle augmente, plus la réaction est rapideLescatalyseurs : ils augmentent la vitesse de réaction et on les retrouve inchangés en fin de réaction 1.3.CLASSIFICATION DES REACTIONS CHIMIQUES Il existe plusieurs types de réactions : Les réactions instantanées, lentes ou très lentesLes réactions possibles ou impossiblesLes réactions spontanées ou provoquées 2.GRAPHIQUES DE VITESSE 2.1.GRAPHIQUE DE VITESSE DE DISPARITION D'UN REACTIF La concentration diminue au cours du temps pour arriver à une concentration nulle quand la réaction est totale. Le réactif devient alors un produit. Rappel : Le temps de demi-vie correspond au temps au bout duquel la concentration de réactif a diminué de moitié. On le note . 2.2.GRAPHIQUE DE VITESSE D'APPARITION D'UN PRODUIT La concentration part de zéro puis augmente au cours du temps pour arriver à une concentration maximale quand le réactif est totalement transformé en produit. 2.3.VITESSE DE REACTION Elle est plus importante au début de la réaction car la concentration en réactif est alors maximale. On mesure la vitesse à chaque instant par la pente de la tangente à la courbe à cet instant. 2.4.VITESSE MOYENNE D'APPARITION D'UN PRODUIT Vm = n / t Vm la vitesse moyenne (mol/s ou mol/min) n le nombre de moles de produit formé (mol) t le temps d'apparition (s ou min) III.EQUILIBRES CHIMIQUES 1.NOTION D'EQUILIBRE CHIMIQUE Pour la plupart des réactions, tous les composés chimiques sont totalement consommés pour donner naissance aux produits de la réaction. Ce sont des réactions totales. Elles sont représentées par une flèche simple . Pour d'autres réactions, on observe le phénomène suivant : A+B C+D Dans un premier temps, [A] et diminuent et [C] et [D] augmentent. Puis, dans un second temps, A] et augmentent et [C] et [D] diminuent. On dit alors que la réaction est réversible. Il se créé un état stationnaire où les concentrations [A], , [C] et [D] finissent par s'équilibrer. L'équilibre chimique est un équilibre dynamique : si la composition du mélange à l'équilibre ne varie plus, ce n'est pas parce qu'aucune réaction ne se produit mais parce qu'il se forme autant de C et de D qu'il ne s'en détruit dans le même temps en A et B. La réaction réversible est représentée par une double flèche . 2.REACTION D'ESTERIFICATION La réaction d'estérification est la réaction entre un acide et un alcool qui donne un ester et de l'eau. Alcool + acide --> ester + eau L'hydrolyse et l'estérification sont 2 réactions limitées, réversibles et athermiques. Ce sont 2 réactions inverses l'une de l'autre qui aboutissent à un équilibre chimique. Alcool + acide --> ester + eau R1-OH R2-COOH R2-COO-R1 H2O L'ester prend le nom de l'acide qui lui a donné naissance et qui prend la terminaison « oate » suivi du nom de l'alcool dont il est issu finissant en « yle ». Exemple : acide éthanoïque + méthanol éthanoate de méthyle + eau Les esters sont des produits odorants, abondants dans la nature. 3.FACTEURS INFLUENCANT LES EQUILIBRES CHIMIQUES = LOI DE LE CHATELIER Ce sont des facteurs physiques (température et pression) et chimiques (concentration des corps). La loi : « toute modification d'un facteur imposée à un équilibre chimique provoque le déplacement de cet équilibre dans le sens de la réaction qui tend à s'opposer à cette modification ». Cette loi s'appelle aussi loi ou principe de modération ou de contrariété car elle exprime l'idée que les systèmes réagissent aux interventions dans le sans qui modère ou contrarie l'action exercée. 3.1.APPLICATION A L'INFLUENCE DE LA TEMPERATURE Si aucune chaleur n'apparait dans le bilan réactionnel, une augmentation de température permet uniquement d'atteindre plus vite l'équilibre chimique mais n'influe pas sur la composition du mélange à l'équilibreSi de la chaleur apparait, la loi de Le Chatelier s'applique.Exemple : N2 + 3H2O 2NH3 + Q (chaleur) Réaction exothermique : c'est une réaction qui dégage de la chaleur, ici la réaction 1 Réaction endothermique : c'est une réaction qui consomme de la chaleur, ici la réaction 2 Si on augmente la température, l'équilibre se déplace dans le sens qui consomme la chaleur (sens 2)Si on baisse la température, l'équilibre se déplace dans le sens qui fourni de la chaleur (sens 1) 3.2.APPLICATION A L'INFLUENCE DE LA CONCENTRATION DES CORPS A + B --> C + D Si on augmente [A] ou , l'équilibre se déplace dans le sens 1Si on augmente [C] ou [D], l'équilibre se déplace dans le sens 2Si on diminue [C] ou [D], l'équilibre se déplace dans le sens 1Si on diminue [A] ou , l'équilibre se déplace dans le sens 2Dans la réaction d'estérification, il est possible de rendre la réaction totale en éliminant l'eau ou l'ester au fur et à mesure de leur formation. CHAPITRE 3 : LES EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES I.DEFINITION DE BRONSTED DES ACIDES ET DES BASES 1.LES ACIDES 1.1.DEFINITION Un acide est un composé capable de céder un ou plusieurs protons. AH A- + H+ Quand un acide est en solution dans l'eau, la molécule d'eau capte ce proton. AH + H2O A- + H3O+ 1.2.ACIDE FORT – ACIDE FAIBLE Certains acides cèdent leurs protons plus facilement que d'autres : Un acide fort cède facilement son ou ses protons. En solution aqueuse, la réaction est totale : la dissociation de l'acide est complète.AH + H2O A- + H3O+ Un acide faible cède difficilement son ou ses protons. En solution aqueuse, la réaction est réversible : la solution contient moins de H3O+.AH + H2O A- + H3O+ 1.3.NOMENCLATURE Selon le nombre de H+ libérés, on a : Des monoacides, pour 1 H+ libéréDes diacides, pour 2 H+ libérésDes triacides, pour 3 H+ libérésSelon la présence ou non d'oxygène dans le radical : On parle d'oxacide, s'il y a présence d'OOn parle d'hydracide, s'il n'y a pas d'O2.LES BASES 2.1.DEFINITION Une base est capable de capter un ou plusieurs protons (définition de B + H+ BH+ Une base peut être capable de libérer des OH-. BOH B+ + OH- Bronsted). 2.2.BASE FORTE – BASE FAIBLE Une base qui se dissocie totalement dans l'eau est une base forteUne base faible ne se dissocie pas totalement dans l'eau : la réaction est réversible. 2.3.NOMENCLATURE Selon le nombre de OH- libérés, on parle de : Monobases, pour 1 OH- libéréDibases, pour 2 OH- libérésTribases, pour 3 OHlibérésII.CONSTANTE D'ACIDITE D'UN ACIDE FAIBLE 1.DEFINITION La constante d'acidité sert à comparer la force des acides faibles entre eux. AH + H2O H3O+ + ALa mesure de concentration des H3O+, A- et AH à l'équilibre conduit à la relation suivante : KA mesure la capacité de l'acide faible à se dissocier : Plus l'acide faible est fort, plus il a tendance à se dissocier donc plus [H3O+] et [A-] sont importantes et [AH] petite et, par conséquent, KA est grandPlus l'acide faible est faible, moins il a tendance à se dissocier donc plus [H3O+] et [A-] sont petites et [AH] importante et, par conséquent, KA est petitKA n'a pas d'unité. On utilise plutôt le pKA : pKA = - log KAKA = 10-pKA 2.FORCE DES ACIDES ET DES BASES FAIBLES pKA et KA varie en sens inverse : plus le KA est grand, plus l'acide faible est fort et plus le pKA est petit. 3.COUPLE ACIDE/BASE = ACIDE ET BASE CONJUGUES Dans un couple acide/base, l'acide cède un proton à la base qui peut le capter. A tout acide est associée une base conjuguée. A toute base est associé un acide conjugué. Exemple : NH4+/NH3 Plus l'acide est fort, plus sa base conjuguée est faible et plus la base est forte, plus son acide conjugué est faible. La constante d'acidité KA du couple A/B est : III.COMPOSES AMPHOTERES 1.DEFINITION Une espèce chimique qui peut être dans un couple l'acide et dans un autre couple la base est amphotère. Un amphotère se comporte parfois comme une base et parfois comme un acide. Exemple : les acides aminés 2.L'AUTOPROTOLYSE DE L'EAU L'eau est un composé amphotère. H2O + H+ H3O+ Dans cette réaction, l'eau capte un proton : elle se comporte comme une base. Couple acide/base : H3O+/H2O H2O H+ + OHDans cette réaction, l'eau cède un proton : elle se comporte comme un acide. Couple acide/base : H2O/OHEn additionnant ces 2 réactions, on obtient la réaction d'autoprotolyse de l'eau : 2H2O H3O+ + OH3.PRODUIT IONIQUE DE L'EAU La constante d'autoprotolyse de l'eau ou produit ionique de l'eau : KE = [H3O+].[OH-] = 10-14 Dans une eau pure à 25°C, les concentrations molaires en H3O+et en OH- sont égales soit [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L IV.DEFINITION ET MESURE DU PH 1.DEFINITION On évalue l'acidité ou la basicité d'une solution par son pH. Celui-ci est donné par la relation suivante : pH = - log[H3O+] d'où [H3O+] = 10-pH On en déduit que [H3O+] et le pH varient en sens inverse. Dans l'eau pure, pH = - log(10-7) = 7. Le pH est neutreDans une solution acide, la concentration en H3O+ est plus élevée que dans l'eau pure : pH < 7Dans une solution basique, la concentration en H3O+ est plus faible que dans l'eau pure : pH > 7 pH d'un acide fort : pH = - log[H3O+] pH d'une base forte : pH = 14 + log[OH-] 2.DETERMINATION DU PH Pour déterminer le pH, on peut utiliser : Un pH-mètre qui est un voltmètre particulier qui mesure la différence de potentiel (ddp) entre 2 électrodes et qui est fonction du pH Du papier pH que l'on trempe dans la solution et il change de couleur en fonction du pH V.REACTIONS ACIDO-BASIQUES Une réaction acido-basique met en jeu 2 couples acide/base. Dans une réaction entre un acide d'un couple et une base d'un autre couple, la réaction à envisager est celle qui fait agir l'acide le plus fort avec la base la plus forte. On utilise la méthode suivante : Identifier les espèces chimiques de la réactionClasser les couples acide/base selon leur pKATracer le γ c'est-à-dire que l'on fait agir l'acide le plus fort avec la base la plus forteVI.PHMETRIE Elle est utilisée pour titrer c'est-à-dire déterminer la concentration d'une solution d'un acide ou d'une base. 1.BASE FORTE – ACIDE FORT A l'équivalence, on a le nombre de moles d'acide qui est égal au nombre de moles de base : na = nb donc Ca.Va = Cb.Vb d'où Ca = (Cb.Vb)/Va A l'équivalence, le pH du mélange est égal à 7 2.ACIDE FORT – BASE FORTE A l'équivalence, on a le nombre de moles d'acide qui est égal au nombre de moles de base : na = nb donc Ca.Va = Cb.Vb d'où Cb = (Ca.Va)/Vb A l'équivalence, le pH du mélange est égal à 7 3.BASE FORTE – ACIDE FAIBLE A l'équivalence, on a le nombre de moles d'acide qui est égal au nombre de moles de base : na = nb donc Ca.Va = Cb.Vb d'où Ca = (Cb.Vb)/Va A l'équivalence, le pH du mélange est supérieur à 7 4.ACIDE FORT – BASE FAIBLE A l'équivalence, on a le nombre de moles d'acide qui est égal au nombre de moles de base : na = nb donc Ca.Va = Cb.Vb d'où Cb = (Ca.Va)/Vb A l'équivalence, le pH du mélange est inférieur à 7 5.INDICATEURS COLORES Ils sont utilisés pour déterminer l'équivalence. Un indicateur coloré est un couple acide/base dans lequel la forme acide et la forme base ont des couleurs différentes : quand l'acide est majoritaire, c'est sa couleur qui apparait et lorsque c'est la base qui est majoritaire, c'est sa couleur qui apparait. La zone de pH dans laquelle se produit le changement de couleur s'appelle zone de virage de l'indicateur coloré. Pour déterminer l'équivalence, on choisit un indicateur coloré de sorte que le pH au point d'équivalence se trouve dans la zone de virage de l'indicateur coloré. On verse quelques gouttes d'indicateur coloré dans la solution à titrer et on ajoute la solution titrée. Quand la teinte sensible apparait, le volume de solution titrée versée correspond au volume à l'équivalence. VII.SOLUTION TAMPON Une solution tampon est constituée d'un mélange en quantités égales d'un acide faible et de sa base conjuguée. L'addition de petites quantités d'acide fort ou de base forte à une solution tampon modifie très peu son pH. Le sang est une solution tampon dont le pH se situe entre 7,35 et 7,45.
