Prérequis M1 Chimie : UE Chimie des Biomolécules Septembre 2015 Contact : Bénédicte Burlat, [email protected]. * Prérequis de Licence : - Grandes fonctions rencontrées en chimie organique (structure). - Bases d’atomistique (structure du tableau périodique, les différents blocs, les grandes familles), la liaison chimique, les liaisons intermoléculaires (hydrogène, van der Waals)). - Chimie des solutions (équilibres acide-base, redox, complexation). - Cinétique et thermodynamique chimique. * Connaissances/Compétences : - connaître la structure des fonctions principales en chimie organique ; - définir la constante d'équilibre d'une réaction, la constante d'acidité d'un équilibre acide/base, la constante de formation (ou dissociation) d’un équilibre de complexation, le produit de solubilité ; - calculer une constante d’équilibre à partir de potentiels standard de réduction (équilibre rédox) ; - définir la vitesse d'une réaction chimique ; - faire la différence entre constante de vitesse et constante d'équilibre ; - définir la vitesse de réaction en fonction des concentrations, l'ordre d'une réaction ; - faire la différence entre ordre et molécularité ; - intégrer une loi de vitesse du premier ordre ou du second ordre pour obtenir la concentration en fonction du temps ; - résoudre une équation différentielle linéaire d’ordre 1 - résoudre un système d'équations linéaires à 2 inconnues (exemple: a1*x+b1*y=c1, a2*x+b2*y=c2, trouver x et y en fonction de a1,a2,b1,b2,c1,c2 en utilisant la méthode des déterminants) ; - connaître et appliquer la loi d’Arrhenius, l’équation de Van’t Hoff (relation K° et T), la relation entre l’enthalpie libre standard de réaction rG° et la constante d’équilibre K°(T). * Bibliographie : - Atomistique : "Structure électronique des molécules. 1. De l’atome aux molécules simples" Y. Jean - F. Volatron, Ed. Dunod (2003) - 3ième édition - Eléments de Chimie-Physique, P.W. Atkins, DeBoeck University. * Quelques exercices d’entrainement : Exercice 1 : réactions d’oxydo-réduction Equilibrer les équations des réactions suivantes, réalisées en milieu acide et déterminer leur constante d’équilibre. 1. MnO4- + H2CO2 = Mn2+ + CO2(g) 2. [Hg(SCN)4]2- + Fe2+ = Hg2(SCN)2(s) + [Fe(SCN)]2+ Données : potentiels standard d’électrode en V (vs ESH). – E◦ MnO4- / Mn2+ = 1,51 – E◦ (CO2(g)/H2CO2) = 0,25 – E◦ [Hg(SCN)4]2−/Hg2(SCN)2(s) = 0,24 – E◦ [Fe(SCN)]2+/Fe2+ = 0,59 Réponse : Exercice 2 : Décomposition de l’urée en solution aqueuse En solution aqueuse, l’urée (H2N)2CO est susceptible de se décomposer en carbonate d’ammonium selon la réaction : (H2N)2CO + 2H2O ⟶ 2 NH4+ + CO32En solution diluée, cette réaction est d’ordre global 1 par rapport à l’urée. On donne la constante des gaz parfaits R = 8,314 J.K-1.mol-1. a) Définir la vitesse de décomposition de l’urée. b) A 350K, la constante de vitesse de la réaction vaut k = 4.10-5 s-1. Calculer le temps nécessaire pour décomposer 80% de l’urée à 350K. c) L’énergie d’activation de cette réaction vaut EA = 166 kJ.mol-1. En supposant cette grandeur et le facteur pré-exponentiel indépendants de la température, calculer la constante de vitesse de la réaction à 300K. d) En déduire le temps nécessaire pour décomposer 80% de l’urée à 300K. Exercice 3 : On considère la réaction du premier ordre 2 A 2B C. Au bout de 325 secondes, 35% du réactif A a disparu. a) Calculez la constante de vitesse k. b) Au bout de combien de temps 70 puis 90 % de A a-t-il disparu ? Exercice 4 : A 827°C, pour la réaction : on a obtenu les résultats suivants : NO (g) + H2 (g) = ½ N2 (g) + H2O (g) [NO] (mol.l–1) [H2] (mol.l–1) d[N2]/dt (mol.l–1s–1) 5.10–3 2.10–3 4,8.10–5 15.10–3 2.10–3 4,4.10–4 15.10–3 4.10–3 8,8.10–4 a) Déterminez les ordres partiels de la réaction par rapport à chacun des réactifs. b) Quelle est la valeur de la constante de vitesse de la réaction à la température considérée ? Précisez son unité. Exercice 5 : Equilibre céto-énolique Les cétones donnent lieu à un équilibre céto-énolique d’équation-bilan (dans le cas de l’acétone) : cétone énol L’équilibre étudié ici est noté : énol (E) ⇄ cétone (C). On note k1 la constante de vitesse de disparition de l’énol et k-1 la constante de vitesse de formation de l’énol. a) Exprimer la vitesse globale de disparition de l’énol à l’instant t en fonction de k1, k-1, et des concentrations en E et C (notées respectivement e et c). On admet que chaque réaction (disparition de l’énol et formation de l’énol) est une étape élémentaire, c’est-à-dire qu’elle suit la loi de Van’t Hoff (ordre partiel = nombre stœchiométrique). b) Que devient cette vitesse à l’équilibre ? En déduire la relation entre k1, k-1 et la constante d’équilibre K° de la réaction. c) On note x et x0 la fraction molaire en énol respectivement à un instant t et à l’instant initial t=0. A partir de l’expression obtenue en a), montrer que : 𝑑𝑥 = −(𝑘1 + 𝑘−1 ) × 𝑥 + 𝑘−1 𝑑𝑡 d) Que devient cette expression lorsque x attient sa valeur d’équilibre xe ? En déduire une relation entre xe, fraction molaire de l’énol à l’équilibre, k1 et k-1. e) Trouver, en intégrant l’équation différentielle établie à la question c), une relation entre t, k1, k-1, x, x0 et xe.