Prérequis M1 Chimie : UE Chimie des Biomolécules Septembre

Prérequis M1 Chimie :
UE Chimie des Biomolécules
Septembre 2015
Contact : Bénédicte Burlat, [e-mail].
* 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
+ + CO3 2-
En 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 :
NO (g) + H2 (g) = ½ N2 (g) + H2O (g)
on a obtenu les résultats suivants :
[NO] (mol.l–1)
5.10–3
15.10–3
15.10–3
[H2] (mol.l–1)
2.10–3
2.10–3
4.10–3
d[N2]/dt (mol.l–1s–1)
4,8.10–5
4,4.10–4
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 :
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.