Physique

Les acides a-aminés - Ts

Classe: 
Terminale
 

I. Généralités sur les acides $\alpha-$ aminés

1. Définition

On appelle acide aminé ou aminoacide, un composé organique renfermant, dans la même la molécule les deux groupements fonctionnels carboxyle et amino : c'est un composé  polyfonctionnel
 
L'acide est $\alpha–$ aminé si le groupement amino est fixé sur le carbone directement lié au carbone du groupement carboxyle
 
La formule générale sera 
 
Le groupe amino $-$ $NH_{2}$ est fixé sur le carbone situé en $\alpha$ du groupe carboxyle

2. Nomenclature

2.1 Nomenclature systématique

Le nom de l'acide $\alpha-$ aminé s'obtient en faisant précéder du terme $2-$ amino le nom de l'acide correspondant
 
En effet, pour un acide $\alpha-$ aminé ; c'est nécessairement le carbone numéro $2$ qui porte le groupe $-NH_{2}$ puis que le carbone du groupe carboxyle situé en bout de chaine porte le numéro $1$

Exemples :

$H_{2}N-CH_{2}-COOH$ : Acide amino éthanoïque 
 
 
 
 

2.2 Nomenclature usuelle

Les acides $\alpha-$ aminés naturels qui ont une très grande importance biologique ont des noms consacrés par l'usage

Exemples 

$H_{2}N-CH_{2}-COOH$ : Glycine (Gly)
 
 
 

II. La stéréochimie

1. Carbone asymétrique 
 
Un carbone asymétrique est un carbone tétragonal lié à quatre atomes ou groupements différents. 
 
On le repère habituellement par un astérisque $(\ast)$

Exemples

 

2. Chiralité

La chiralité est la propriété d'un objet de ne peut être superposable à son image dans un miroir

Remarques

$-\ $ Une molécule qui comporte un seul carbone asymétrique est toujours chirale
 
$-\ $ Une molécule comportant plusieurs carbones asymétriques peut être achirale
 
$-\ $ Une molécule ou un objet qui possède un centre de symétrie ou plan de symétrie n'est pas chirale

Remarque :

Les acides $\alpha-$ aminés naturels : sont tous chirals (et donc optiquement actifs), à l'exception de la glycine pour laquelle le substituant latéral est un atome d'hydrogène sont tous de configuration $“L”$ selon la convention de Fischer 

3. Énantiomérie

L'énantiomérie est la relation existant entre deux stéréoisomères de configurations image de l'une de l'autre dans un miroir et non superposables 

De manière générale :

Deux stéréoisomères non superposables et image de l'une de l'autre dans un miroir sont appelés énantiomères (ou énantiomorphes ou antipodes optiques)
 
La représentation de Cram permet de représenter la géométrie spatiale des molécules : les liaisons situées dans le plan sont représentées par un trait plein, les liaisons pointant vers l'avant par un triangle plein et celles pointant vers l'arrière par un triangle hachuré
 
 

4. Représentation de Fischer                                                                                                                                                    

La représentation de Fischer s'obtient en projetant la structure spatiale sur le plan en respectant impérativement les conventions suivantes :                                                                                                                          
 
$-\ $ la chaine carbonée est disposée dans le plan vertical 
 
$-\ $ le groupe  en haut, le groupe en bas
 
$-\ $ ces deux groupes vers l'arrière 
 
 
En projetant sur le plan de la feuille, on obtient deux  représentations possibles 
 
 
Dans la représentation (a), le groupe $-NH_{2}$ se situe à gauche de la chaine carbonée, par convention l'isomère a la configuration $L$ Dans la représentation (b), le groupe $-NH_{2}$ se projette à droite de la chaine carbonée, par convention l'isomère a la configuration $D$

III. Quelques propriétés des acides $\alpha-$ aminés

1. Activité optique

Ces substances ont la propriété de faire tourner le plan de la polarisation d'une lumière polarisée 
 
$-\ $ soit à droite : la substance est dite dextrogyre ou présente le pouvoir rotatoire $(+)$
 
$-\ $ soit à gauche : elle dite lévogyre ou présente  un pouvoir rotatoire $(-)$
 
Le mélange en proportion équimolaire de ses deux isomères $(+)$ et $(-)$ est sans sur la lumière polarisée.
 
Ce mélange est appelée mélange racémique ou inactif par compensation

Remarque :

Les lettres $D$ et $L$ représente la configuration du carbone asymétrique dans chacun des énantiomères et non le signe de leur pouvoir rotatoire

2. Propriétés acido-basiques des acides $\alpha-$ aminés

Les acides $\alpha-$ aminés possèdent à la fois les propriétés des acides carboxyliques et des amines.
 
Comme un acide avec une amine, le composé $R-CH\left(NH_{2}\right)-COOH$ ne peut pas exister en solution aqueuse. 
 
Il sous la forme : 
 
 
Cette espèce chimique est appelée zwitterion ou amphion ou ion dipolaire. 
 
Un acide carboxylique réagit avec une amine selon la réaction : 
 
$R_{1}-COOH+R_{2}-NH_{2}\ \longrightarrow\ R_{1}-COO^{-}+R_{2}-NH_{3}^{+}$
 
L'acide fournit un proton qui est capté par la base.
 
Dans le cas d'un acide $\alpha-$ aminé, cette réaction acide-base se produit de manière intramoléculaire
 
$H_{2}N-CHR-COOH\ \longrightarrow\ H_{3}N^{+}-CHR-COO^{-}$
base        acide                  zwittérion
 
On passe de la forme moléculaire à la forme zwittérion (amphion)
 
A l'état solide une molécule d'acide $\alpha-$ aminé se trouve sous la forme zwittérion  
 
En solution aqueuse, en l'absence d'apport d'acide et de base, la forme zwittérion est largement prépondérante

2.1 Forme cationique en milieu acide

En milieu fortement acide, les ions $H_{3}O^{+}$ réagissent avec le zwittérion selon la réaction pratiquement totale :
 
$H_{3}N^{+}-CHR-COO^{-}+H_{3}O^{+}\ \longrightarrow\ H_{3}N^{+}-CHR-COOH+H_{2}O$
 
On obtient la forme cationique
 
Le couple cation$/$zwittérion est : $H_{3}N^{+}-CHR-COOH|H_{3}N^{+}-CHR-COO^{-}.$
 
Il est caractérisé par un $pKa_{1}.$
 
L'espèce majoritaire à $pH<pKa_{1}$ est l'acide du couple, c'est-à-dire, la forme cationique

2.2 Forme anionique en milieu basique

En milieu fortement basique, les ions $OH^{-}$ majoritaire réagissent avec le zwittérion en déprotonant le groupe ammonium $–NH_{3}^{+}$ selon une  réaction pratiquement totale :
 
$H_{3}N^{+}-CHR-COO^{-}+OH^{-}\ \longrightarrow\ H_{2}N-CHR-COO^{-}+H_{2}O$
 
On obtient la forme anionique 
 
Le couple zwittérion$/$anion est : $H_{3}N^{+}-CHR-COO^{-}|H_{2}N-CHR-COO^{-}.$
 
Il est caractérisé par un $pKa_{2}.$
 
L'espèce majoritaire à $pH>pKa_{2}$ est l'acide du couple, c'est-à-dire, la forme anionique

2.3 Forme prédominante selon $pH$

 

2.4 Point isoélectrique

Pour chaque acide aminé, il existe une valeur spécifique du $pH$ où la charge globale de la molécule est nulle. 
 
Cette valeur de $pH$ (pHi) représente le point isoélectrique où la concentration du zwitterion de l'acide aminé est maximale.
 
La charge globale portée par les différentes formes ioniques de l'acide aminé en solution dépend de la valeur du $pH$ de la solution.
 
La charge électrique globale est nulle lorsque le $pH$ de la solution est égal au $pH_{i}.$
 
Le point isoélectrique peut être estimé à partir de l'équation de Henderson-Hasselbalch :
 
$pH=pKa_{1}+\log\dfrac{\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COOH\right]}{\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COO^{-}\right]}$ ;
 
$pH=pKa_{2}+\log\dfrac{\left[R-CH\left(NH_{3}\right)-COO^{-}\right]}{\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COO^{-}\right]}$ 
 
Au point isoélectrique $pH=pH_{i}$
 
et $\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COOH\right]=\left[R-CH\left(NH_{3}\right)-COO^{-}\right]$
 
$\Rightarrow 2pH_{i}=pKa_{1}+pKa_{2}+\log\dfrac{\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COOH\right]}{\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COO^{-}\right]}+\log\dfrac{\left[R-CH\left(NH_{3}\right)-COO^{-}\right]}{\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COO^{-}\right]}$ 
 
$\Rightarrow 2pH_{i}=pKa_{1}+pKa_{2}+\log\dfrac{\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COOH\right]}{\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COO^{-}\right]}\times\dfrac{\left[R-CH\left(NH_{3}\right)-COO^{-}\right]}{\left[R-CH\left(NH_{3}^{+}\right)-COO^{-}\right]}=pKa_{1}+pKa_{2}$ 
 
$\Rightarrow \boxed{pH_{i}=\dfrac{pKa_{1}+pKa_{2}}{2}}$
 
Elle est positive lorsque le pH de la solution est inférieur au $pH_{i}$ et négative lorsque le $pH$ de la solution est supérieur au $pH_{i}.$

IV. Les polypeptides et les protéines

1. Les polypeptides

1.1 Liaison peptidique 

Cette liaison s'établit entre la fonction amine d'un acide aminé et la fonction acide d'un autre acide aminé selon le schéma :
 
 
En fonction du nombre d'acides aminés liés les uns aux autres, on est en présences des peptides ou des polypeptides.
 
A partir de cinquante acides aminés environ, les composés sont appelés protéines
 
Lors qu'on écrit la formule d'un peptide, on écrit toujours à gauche le groupement $-NH_{2}$ terminal et à droite le groupement $–COOH$ terminal

Exemple :

Le tripeptide formé dans l'ordre par les trois acides $\alpha-$ aminés Gly, Ala, Val, s'écrit donc :
 
$H-$Gly$-$Ala$-$Val$-OH$

1.2 Synthèse des peptides

Si mélange plusieurs acides aminés, les possibilités  de combinaison augmentent avec le nombre d'acides aminés 
 
Pour obtenir un peptide donné, on bloque certaines fonctions et on active d'autres
 
Il faut que ces réactions soient réversibles. 

Par exemple :

$-\ $ on bloque la fonction carboxyle par la formation d'un ester 
 
$-\ $ on bloque la fonction amine par la formation d'un amide
 
$-\ $ on active la fonction carboxyle en la transformant en chlorure d'acyle
 
$-\ $ on débloque le groupe amino et le groupe carboxyle des acides$ -\alpha$ aminés qui étaient bloqués.

Exemple : 

synthèse du dipeptide $H-$Gly$-$Ala$-OH$
 
 

Remarque :

La dénomination d'acide $\alpha-$ aminé $N-$ terminal est réservée à celui qui porte la fonction amine $-NH_{2}$ libre et d'acide $\alpha-$ aminé $C-$ terminal à celui qui porte le groupe carboxyle libre $-COOH$

2. Les protéines

Les protéines sont des polypeptides complexes de masse molaire très élevée 
 
Ce sont des macromolécules formées par un enchainement d'acides $\alpha-$ aminés : ce sont des polyamides

Remarques :

$-\ $ La structure primaire d'une protéine est définie par la nature des acides 
 
$\alpha-$ aminés constitutifs et par l'ordre selon lequel ils sont assemblés dans la chaine du polypeptide
 
$-\ $ On obtient des acides $\alpha-$ aminés constitutifs par hydrolyse soit à chaud en milieu acide ; soit dans des conditions beaucoup plus douces en présence en d'enzymes

Exemple : 

Hydrolyse du tripeptide  Ala$-$Gly$-$Ala
 
$H_{2}N-CH\left(CH_{3}\right)-CO-NH-CH_{2}-CO-CH\left(CH_{3}\right)-COOH+2H_{2}O\ \longrightarrow\ H_{2}N-CH_{2}-COOH+2H_{2}N-CH\left(CH_{3}\right)-COOH$

Compléments 

Une protéine, aussi appelée protide (anglicisme) est un assemblage (ou séquence) d'acides aminés liés par des liaisons peptidiques. 
 
On parle de protéine lorsque plus de $50$ acides aminés sont liés au sein d'une chaîne d'acides aminés. 
 
Les propriétés des acides aminés (charge, hydrophobicité...) gouvernent la structure de la protéine, globulaire ou fibrillaire, que l'on peut décrire à différents niveaux :
 
$-\ $ la structure primaire, qui est la séquence linéaire des acides aminés dans la protéine ; 
 
$-\ $ la structure secondaire, qui rend compte de l'organisation de groupes d'acides aminés en éléments structuraux simples : hélices alpha, feuillets et tours béta, autres structures ; 
 
$-\ $ la structure tertiaire, qui correspond au repliement de la protéine dans l'espace tridimensionnel (on parle aussi de structure tridimensionnelle décrite par les coordonnées des atomes dans l'espace). 
 
Cette structure rend compte de l'organisation entre eux des éléments de structure secondaire ; 
 
$-\ $ la structure quaternaire, qui définit l'association (multimérisation) entre des protéines de structures primaires identiques (homoassociation) ou distinctes (hétéroassociation). 
 
Les protéines ont des fonctions très diverses : certaines pourront avoir une fonction structurale (elles participent à la cohésion structurale des cellules entre elles), enzymatique (elles catalysent les réactions chimiques de la matière vivante) ou encore une fonction de messager (pour les protéines impliquées dans des processus de signalisation cellulaire

Exercice d'application

Les protéines entrent dans la constituions  des organismes vivants et participent a leur fonctionnement en intervenant dans un grand nombre de réactions biochimique.
 
Ceux sont des macromolécules constitues par association d'acide $\alpha-$ aminé par liaison peptidique.
 
On donne les masses molaires :
 
$M_{C}=12g/mol$
 
$M_{H}=1g/mol$ 
 
$M_{N}=14g/mol$ 
 
$M_{O}=16g/mol$ 
 
$M_{Na}=23g/mol$
 
On se propose d'identifier un peptidique noté $D$ résultant de la réaction entre deux acides $\alpha-$ aminé $A$ et $B$
 
1. Des méthodes d'analyses quantitatives ont permis de déterminer les pourcentages massiques de carbones d'hydrogène et du composé $A$ :
 
Soient : $\%C=40.45$ $\%H=7.87$ $\%N=15.72$
 
1.1 Le composé $A$ ne contenant qu'un atome d'azote par molécule vérifié que sa formule brute s'écrit $C_{3}H_{7}NO_{2}$
 
1.2 Le composé est précisément un acide $\alpha-$ aminé. 
 
Écrire sa formule semi développe et donnez son nom dans la nomenclature officiel
 
2. Par rection de $A$ avec un autre acide $\alpha-$ aminé $B$ de formule brute $C_{5}H_{11}O_{2}$
 
2.1 Écrire la formule semi développé de $B$ sachant que sa molécule deux atomes carbones asymétriques et donnez son nom dans la nomenclature officiel.
 
2.2 Représentez les couples d'énantiomères en utilisant la représentation de Fisher et en précisant les conventions utilisées
 
2.3 Écrire à l'aide de formule développé l'équation bilan traduisant la synthèse du peptide $D$ sachant qu'$A$ est l'acide $\alpha-$ aminé $C-$ terminal. 
 
Encadrer la liaison peptide.
 
3. On effectue une décarboxylation de $A$ par chauffage. 
 
Le composé organique azoté obtenu est dessous dans l'eau pour donner une solution $S.$
 
3.1 Écrire l'équation bilan de la réaction de décarboxylation d'$A.$ 
 
Nommer le produit $E.$
 
3.2 La concentration molaire de $S$ est $C=0.15mole/L$ et son $pH=12.$
 
Déterminer le $pKa$ du couple acide-base correspondant à $E.$
 
3.3 Dans la pratique ce $pKa=11.$
 
Sur un axe gradué en unité de $ph$ placé les domaines de prédominance des diverses formes en justifiant la réponse 

Solution 

1.1.1 Vérifions que la formule brute du composé $A$ s'écrit $C_{3}H_{7}NO_{2}$
 
Soit $C_{x}H_{y}NO_{z}$ la formule brute du composé 
 
On a :
 
$\begin{array}{lcl} \dfrac{12x}{\%C}&=&\dfrac{y}{\%H}\\&=&\dfrac{16z}{\%O}\\&=&\dfrac{14}{\%N}\\&\Rightarrow&x=\dfrac{14\times\%C}{\%N\times 12}\\&=&\dfrac{14\times40.45}{15.72\times 12}\\&\Rightarrow&x=3 \end{array}$
 
$\begin{array}{lcl} y&=&\dfrac{14\times\%H}{\%N\times 1}&=&\dfrac{14\times 7.87}{15.72\times 1}\\&\Rightarrow&y=7 \end{array}$
 
$\begin{array}{lcl} z&=&\dfrac{14\times\%O}{\%N\times 16}&=&\dfrac{14\times(100-(40.45+15.72+7.87))}{15.72\times 16}\\&\Rightarrow&z=2 \end{array}$
 
$\Rightarrow\boxed{C_{3}H_{7}NO_{2}}$
 
1.1.2 Formule semi $-$ développée et nom de l'acide $\alpha-$ aminé dans la nomenclature officiel
 
Il a pour formule semi $-$ développée : $CH_{3}-CH\left(NH_{2}\right)-COOH$ : acide $-2-$ aminopropanoïque 
 
1.2.1.1 Formule semi développé de $B$
 
$C_{2}H_{5}-CH\left(CH_{3}\right)-CH\left(NH_{2}\right)-COOH$ : cide $-2-$ amino $-3-$ méthylpentanoïque 
 
1.2.1.2 Représentation des couples d'énantiomères 
 
 
1.2.2 Équation bilan traduisant la synthèse du peptide $D$ sachant qu'$A$ est l'acide $\alpha-$ aminé $C-$ terminal. 
 
$C_{2}H_{5}-CH\left(CH_{3}\right)-CH\left(NH_{2}\right)-COOH+CH_{3}-CH\left(NH_{2}\right)-COOH\ \longrightarrow\ C_{2}H_{5}-CH\left(CH_{3}\right)-CH\left(NH_{2}\right)-CO-NH-CH\left(CH_{3}\right)-COOH+H_{2}O$
 
3.1 Équation bilan de la réaction de décarboxylation d'$A$
 
$CH_{3}-CH\left(NH_{2}\right)-COOH\stackrel{\Delta}{\longrightarrow}CH_{3}-CH_{2}-NH_{2}+CO_{2}$
 
$E\ :\ CH_{3}-CH_{2}-NH_{2}$ : Ethanamide
 
1.3.2.1 Détermination du $pKa$ du couple acide-base correspondant à $E$
 
La solution d'éthanamide est une solution de base faible 
 
$\begin{array}{lcl} pH&=&\dfrac{1}{2}(pKe+pKa+\log\,C)\\&\Rightarrow&pKa=2pH-pKa-\log\,C\\&=&2\times 12-14-\log\,0.15\\&\Rightarrow&pKa=10.8 \end{array}$
 
1.3.2 Domaines de prédominance des diverses formes 
 
 
Un catalyseur est une substance qui accélère une réaction sans entrer dans le bilan de la réaction et sans modifier l'état final du système. 
 
$-\ $ La catalyse est dite homogène lorsque le catalyseur et le mélange réactionnel constituent une seule phase (forment un mélange homogène). 
 
$-\ $ La catalyse est dite hétérogène lorsque le catalyseur et le milieu réactionnel se trouvent dans des phases différentes. 
 
Les enzymes sont des catalyseurs biologiques qui permettent aux transformations chimiques nécessaires à la vie de s'effectuer à vitesse élevée. 
 
$-\ $ Un catalyseur est sélectif si, à partir d'un système initial susceptible d'évoluer selon plusieurs réactions spontanées, il accélère préférentiellement l'une d'elles.
 
Auteur: 
Amary Thiam & Sidy Mouhamed Ndiaye

Éléments, atomes, classifications des éléments - 2nd S

Classe: 
Seconde
 

I. Éléments

1. Mise en évidence de l'élément carbone

1.1 Pyrolyse du bois

 
La pyrolyse du bois donne du charbon de bois

1.2 Pyrolyse du sucre

La pyrolyse du sucre donne un solide noir appelé charbon de sucre
 
 

1.3 Conclusion

Le charbon de bois (produit de la pyrolyse du bois), le solide noir (résidu de la pyrolyse du sucre) contiennent un constituant commun : le carbone

2. Définition de l'élément chimique

Un élément chimique est un constituant commun à tous les corps qui le contiennent

Remarque

$-\ $ Les corps purs simples sont formés d'un seul élément

Exemples : 

le dihydrogène est formé de l'élément hydrogène ; le dioxygène est formé de l'élément oxygène
 
$-\ $ Les corps purs composés sont formés de plusieurs éléments

Exemples : 

l'oxyde de dihydrogène (eau) est formé de l'élément oxygène et l'élément hydrogène ; le dioxyde de carbone (gaz carbonique) est formé de l'élément oxygène et de l'élément carbone

3. Notation de l'élément chimique

Pour faciliter l'étude de la chimie, les éléments sont représentés par des symboles
 
Généralement, on utilise la première lettre majuscule du nom (français, latin, grec, étranger...)
 
Lorsque plusieurs éléments commencent par la même lettre, on ajoute une seconde lettre minuscule pour les différencier
 
Symboles de quelques éléments chimiques
$$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hline \text{Elément}&\text{Hydrogène}&\text{Carbone}&\text{Fer}&\text{Sodium}&\text{Azote}&\text{Oxygène}&\text{Fluor}&\text{Calcium}\\\hline \text{Symbole}&H&C&F&Na&N&O&F&Ca \\ \hline \end{array}$$

II. Atomes

La matière est faite à partir des particules extrêmement petites appelées atomes. 
 
Les propriétés chimiques des corps purs peuvent être interprétées à partir d'un modèle unique d'atome

1. Dimension de l'atome

L'atome est représenté par une sphère infiniment petite.
 
Le diamètre de l'atome est de l'ordre de l'Angstrom $($symbole ; $A^{\circ})$ ; $1\,A^{\circ}=10^{-15}m$

2. Les constituants de l'atome

2.1 Le modèle atomique

L'atome peut être modélisé par une structure présentant un noyau autour duquel existe une zone dans laquelle on peut trouver les électrons. 
 
Cette partie de l'atome est appelée nuage électronique

2.2 Les caractéristiques des constituants de l'atome

 
Les expériences montrent que l'atome est constitué de protons, de neutrons et d'électrons
$$\begin{array}{|c|c|c|} \hline \text{Particule}&\text{Masse}&\text{Charge}\\ \hline \text{Proton}&m_{p}=1.672\cdot10^{-26}kg&q_{n}=1.6\cdot10^{-19}C\\ \hline \text{Neutron}&m_{n}=1.674\cdot10^{-26}kg&q_{n}=0C\\ \hline \text{Electron}&m_{e}=9.1\cdot10^{-31}kg&q_{e}=1.6\cdot10^{-19}C\\ \hline \end{array}$$

Remarque :

$-\ $ La masse $m_{p}=m_{n}=1836\,m_{e}.$
 
La masse des électrons est $1836$ fois plus petite que celle du proton ; donc négligeable par rapport à celle-ci
 
$-\ $ Les charges des protons et des électrons sont identiques et ces particules sont en même nombre dans l'atome ; l'atome est donc électriquement neutre

3. Structure de l'atome

3.1 Le noyau

Le noyau est constitué de deux types de particules : les neutrons et les protons.
 
Ces deux types particules constituants du noyau sont appelés nucléons
 
Chaque atome est caractérisé par :
 
$-\ $ le nombre de protons $Z$ qu'il renferme.
 
Ce nombre est aussi appelé numéro atomique ou nombre de charge
 
$-\ $ le nombre de nucléons $A$ qu'il renferme.
 
Ce nombre est aussi appelé nombre de masse : $A=Z+N$
 
$N$ étant le nombre de neutrons
 
On symbolise le noyau des atomes par :
 
 
$A=Z+N=$ nombre de masse d'un noyau, c'est le nombre de nucléons $($protons $+$ neutrons$)$ qu'il contient.
 
$Z=$ numéro atomique d'un noyau, c'est le nombre de protons qu'il contient.

Exemples : 

$_{6}^{12}C$ ; $_{8}^{16}O$ ; $_{1}^{1}H$ ; $_{7}^{14}N$

Remarque :

Des atomes sont dits isotopes lorsqu'ils renferment le même nombre de protons mais de nombre de nucléons (ou nombre de neutrons) différents

Exemples :

$_{6}^{12}C$, $_{6}^{13}C$ et $_{6}^{14}C$ ;
 
$_{1}^{1}H$, $_{1}^{2}H$ et $_{1}^{3}H$

3.2 Le nuage électronique

3.2.1 Notion du niveau d'énergie

Les électrons d'un atome sont répartis en couche de niveau d'énergie différent. 
 
Pour arracher les électrons d'une même couche, il faut lui fournir la même énergie. 
 
On dit que les électrons d'une même couche ont le même niveau d'énergie
 
Les couches sont désignées par des lettres $K$, $L$, $M$, $N$, $O$, $P$, $Q\ldots.$
 
A chaque couche correspond un nombre entier positif $n$
$$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hline n&1&2&3&4&5&6&7\\ \hline \text{Lettre}&K&L&M&N&O&P&Q\\ \hline \end{array}$$

3.2.2 Règle de remplissage des couches

La répartition des électrons d'un atome sur les différentes couches ou niveaux d'énergie obéit à deux règles :
 
$-\ $ la première règle ; le nombre maximal d'électrons pouvant à une couche est : $N=2n^{2}$

Exemples :

Couche $K$ : $N=2\times1^{2}\Rightarrow\;N=2$ électrons
 
Couche $L$ : $N=2\times2^{2}\Rightarrow\;N=8$ électrons
 
Couche $M$ : $N=2\times3^{2}\Rightarrow\;N=18$ électrons
 
$-\ $ la deuxième règle ; on remplit successivement les couches dans l'ordre $K$, $L$, $M$, $N\ldots.$
 
Une couche ne commence à se remplir que si la précédente est saturée

3.2.3 La configuration électronique

Pour donner la structure électronique ou la configuration électronique, on représente tous les électrons par des points $(.)$ dans des cases portant autant de places disponibles dans une couche déterminée
 
 

Exemples :

 
 
 

3.2.3 La formule électronique

On écrit la lettre qui correspond à chaque couche et on indique en exposant en haut à droite le nombre d'électrons par couche

Exemples :

$H\;(Z=1)\ :\ K^{1}$ ;
 
$He\;(Z=2)\ :\ K^{2}$ ; 
 
$Li\;(Z=3)\ :\ K^{2}L^{1}$ ; 
 
$C\;(Z=6)\ :\ K^{2}L^{4}$ ; 
 
$O\;(Z=8)\ :\ K^{2}L^{6}$ 
 
$Al\;(Z=13)\ :\ K^{2}L^{8}M^{3}$

3.3 Structure de Lewis d'un atome

La représentation de Lewis permet de mettre en évidence les électrons de la couche externe ou couche périphérique. 
 
Les électrons célibataires sont représentés par des points $(.)$ ; les doublets sont représentés par un tiret $(-)$ placé autour de l'élément considéré

Exemples :

$$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hline \qquad\quad\text{Symbole}\qquad&\quad H\quad&\quad C\quad&\quad N\quad&\quad O\quad&\quad P\quad&\quad Cl\quad&\quad Na\quad&\quad Ne\quad\\ \hline \end{array}$$
 

3.4 Valence d'un atome

Le nombre d'électrons célibataires que possède l'élément est la valence
 
 
Hydrogène : monovalent ; Oxygène : divalent ; Azote : trivalent ; Carbone : Tétravalent.

4. Masse de l'atome

La masse $M$ de l'atome est la relation suivante :
 
$M=m_{\text{noyau}}+m_{\text{électrons}}\Rightarrow\ \boxed{M=Zm_{p}+Nm_{n}+Zm_{e}}$
 
Si $m_{p}=m_{n}\Rightarrow\;M=Zm_{p}+Nm_{p}+Zm_{e}$
 
$\Rightarrow M=(Z+N)m_{p}+Zm_{e}\Rightarrow\ \boxed{M=Am_{p}+Zm_{e}}$
 
Si on néglige la masse des électrons $\Rightarrow\ \boxed{M=Am_{p}}$

5. Structure lacunaire de l'atome

La matière de l'atome est essentiellement concentrée dans son noyau. 
 
Les électrons tournent autour du noyau. 
 
Les distances séparant le noyau des électrons sont très grandes. 
 
Ainsi, la plus grandes partie (volume) est constituée de vide. 
 
On dit que l'atome a une structure lacunaire

III. Classification périodique des éléments chimiques

1. Principe de la classification

$-\ $ Les éléments chimiques sont classés par numéro atomique $Z$ croissant ;
 
$-\ $ Les éléments dont les atomes ont le même nombre d'électrons sur leur couche externe sont disposés dans une même colonne verticale et constituent un groupe ou une famille
 
$-\ $ Chaque ligne ou période correspond au remplissage d'une couche électronique

2. Tableau simplifié

Le tableau simplifié comporte trois lignes ou périodes et huit colonnes ou groupe
 
 

3. Intérêt de la classification périodique

Les atomes des éléments de même colonne ont le même nombre d'électrons périphériques. 
 
Ils ont des propriétés chimiques semblables et forment un groupe ou famille
 
Considérons quelques exemples :

3.1 La famille des métaux alcalins

$-\ $ A l'exception de l'hydrogène, les éléments de la première colonne constituent le groupe des alcalins.
 
$-\ $ Ils ont la même structure électronique externe. 
 
Il possède 1 électron sur la couche électronique externe.
 
$Li$ (Lithium) ; 
 
$Na$ (Sodium) ; 
 
$K$ (Potassium)
 
$-\ $ Les corps simples correspondant à ces éléments sont appelés les métaux alcalins.
 
$-\ $ Ce sont des corps mous, légers à l'éclat métallique, très réactifs chimiquement.
 
$-\ $ Ils sont oxydés par le dioxygène de l'air. 
 
Il faut les conserver dans le pétrole, à l'abri de l'air.

3.2 La famille des Halogènes

$-\ $ Les éléments de la $7^{ième}$ colonne constituent la famille des Halogènes. 
 
Ces éléments possèdent la même structure électronique externe à $7$ électrons.
 
$F$ (Fluor) ; 
 
$Cl$ (Chlore) ; 
 
$Br$ (brome) ; 
 
$I$ (iode)
 
$-\ $ Ils existent sous la forme de molécules diatomiques :
 
$-\ $ Le difluor, le dichlore (gaz jaune-vert), le dibrome (liquide jaune-orangé), le diiode (solide violet foncé).

3.3 La famille des gaz nobles

$-\ $ Ce sont les éléments de la dernière colonne.
 
$-\ $ L'Hélium mis à part, ils possèdent une structure externe à huit électrons appelée octet d'électrons.
 
$He$ (Hélium) ; 
 
$Ne$ (Néon) ; 
 
$Ar$ (Argon)
 
$-\ $ Ils possèdent une grande stabilité chimique. 
 
Ce sont des gaz monoatomiques, on les appelle les gaz rares ou gaz inertes

4. Les ions monoatomiques

Certains atomes peuvent perdre ou gagner des électrons et deviennent des ions simples

4.1 Les cations

Un cation ou ion positif provient d'un atome qui a perdu un ou plusieurs électron(s)

Exemples : 

$Na\longrightarrow Na^{+}+e^{-}$ 
 
$Al\longrightarrow Al^{3+}+3e^{-}$ 
 
$B\longrightarrow B^{3+}+3e^{-}$
 
$Mg\longrightarrow Mg^{2+}+2e^{-}$ 
 
$H\longrightarrow H^{+}+e^{-}$ 
 
$Li\longrightarrow Li^{+}+e^{-}$
 
De manière générale : $M\longrightarrow Mn^{+}+ne^{-}$

4.2 Les anions

Un anion ou ion négatif provient d'un atome qui a gagné un ou plusieurs électron(s)

Exemples : 

$Cl^{+}e^{-}\longrightarrow Cl^{-}$
 
$P+3e^{-}\longrightarrow P^{3-}$
 
$N+3e^{-}\longrightarrow N^{3-}$
 
$Mg+2e^{-}\longrightarrow Mg^{2-}$ 
 
$F+e^{-}\longrightarrow F^{-}$ 
 
$H+e^{-}\longrightarrow H^{-}$
 
De manière générale : $M+ne^{-}\longrightarrow M^{n-}$
 
Auteur: 
Sidy Mouhamed Ndiaye

Série d'exercices : Cinématique - Ts

Classe: 
Terminale

Exercice 1

Un mobile $M_{1}$ est en mouvement relativement au repère d'espace $\mathcal{R}(O\;,\ \vec{i}\;,\ \vec{j})$, son vecteur vitesse est : $\overrightarrow{V}_{1}=3\vec{i}+(-2t+4)\vec{j}$
 
1) Donner les lois horaires du mouvement sachant qu'à l'origine des temps, le mobile passe par l'origine $O.$
 
2) Établir l'équation cartésienne de la trajectoire.
 
3) Établir l'expression du vecteur accélération $\overrightarrow{\alpha}_{1}.$
 
Le représenter sur la trajectoire de la figure.
 
 
4) A quelle date la direction du vecteur vitesse est horizontale ? 
 
En déduire les coordonnées $(x_{s}\ ;\ y_{s})$ du sommet S de la trajectoire ainsi que la valeur de la vitesse en ce point.
 
Représenter ce vecteur vitesse.
 
5) Calculer :
 
Le rayon de courbure de la trajectoire à la date $t=2s.$
 
L'abscisse $x_{p}$ du mobile lorsque celui-ci repasse par l'ordonnée $y=0.$
 
La valeur de la vitesse $\overrightarrow{V}_{p}$ du mobile en ce point.
 
6) Un deuxième mobile $M_{2}$ en mouvement rectiligne uniformément varié sur l'axe $(ox)$ du repère $\mathcal{R}(O\;,\ \vec{i}\;,\ \vec{j})$, passe par le point d'abscisse $x=20\,m$ à l'instant $t=0$ avec une vitesse $\overrightarrow{V}_{O_{2}}=2\vec{i}$
 
Déterminer la valeur algébrique de l'accélération du mobile $M_{2}$ au point du rencontre avec $M_{1}$ pour $x=12\;m$

Exercice 2

Dans un repère $(O\;,\ \vec{i}\;,\ \vec{j})$ orthonormé, les lois horaires du mouvement d'un mobile ponctuel $M$ sont données par : $x=t$ et $y=\dfrac{t^{2}}{2}$ le temps est mesuré en secondes et les distances en mètres. 
 
A $t=0s$ le mobile débute son mouvement.
 
1) a) Quel est le point de départ du mobile à l'origine des dates ?
 
b) Établir l'équation de la trajectoire du mobile relativement au repère $(O\;,\ \vec{i}\;,\ \vec{j}).$
 
c) Déterminer l'expression du vecteur vitesse et celle du vecteur accélération du mobile $M.$
 
2) a) A quelle date le vecteur vitesse est colinéaire à $\vec{i}$ ?
 
b) Montrer qu'à cette date la composante tangentielle de l'accélération est nulle.
 
3) Sachant, qu'à une date $t$, l'accélération tangentielle a pour expression $\alpha_{T}=\dfrac{t}{\sqrt{1+t^{2}}}$ dans le repère de Frenet $(M\;,\ \overrightarrow{T}\;,\ \overrightarrow{N})$.
 
a) Montrer que celle de l'accélération normale est $\alpha_{N}=\dfrac{1}{\sqrt{1+t^{2}}}.$
 
b) A quelle date $t_{1}$, $V_{x}=V_{y}$ avec $V_{x}$ et $V_{y}$ les composantes du vecteur vitesse dans le repère $(O\;,\ \vec{i}\;,\ \vec{j})$ ?
 
c) Calculer le rayon de courbure à la date $t_{1}.$

Exercice 3

Dans un repère $\mathcal{R}=(O\;,\ \vec{i}\;,\ \vec{j})$, un point mobile $M_{1}$ est animé d'un mouvement rectiligne uniformément varié d'accélération $a_{1}=-2\,m\cdot s^{-1}.$ 
 
A la date $t_{1}=1\,s$, le mobile $M_{1}$ passe par le point $A$ d'abscisse $x_{A}=0\,m$ avec une vitesse $V_{A}=6\,m\cdot s^{-1}.$ 
 
Sachant que le mobile débute son mouvement à la date $t=0s.$
 
1) Déterminer la vitesse initiale et l'abscisse initiale du point mobile $M_{1}.$
 
2) Écrire la loi horaire $x_{1}(t)$ de mouvement de $M_{1}.$ 
 
Déduire l'expression de sa vitesse instantanée.
 
3) Montrer que le mouvement de $M_{1}$ comporte deux phases.
 
4) Calculer la distance parcourue par le mobile entre les dates $t_{1}=1\,s$ et $t_{2}=7\,s.$

Exercice 4

Les équations horaires du mouvement d'un mobile $M$ relativement à un repère d'espace $\mathcal{R}$ $(O\;,\ \vec{i}\;,\ \vec{j})$ sont $x=2t$ et $y=f(t)$  $(t>0).$ 
 
L'équation cartésienne de la trajectoire est $y=-\dfrac{5}{4}x^{2}+2x.$
 
1) Représenter l'allure de la trajectoire.
 
2) Déterminer l'expression de l'ordonnée $y=f(t)$ du mobile.
 
2) a) Déterminer les composantes du vecteur vitesse $\overrightarrow{V}$ en fonction du temps.
 
2) b) à quelle date la direction du vecteur vitesse est horizontale, en déduire les coordonnées du sommet $S$ de la trajectoire. 
 
Calculer la valeur de la vitesse en ce point.
 
3) Donner l'expression du vecteur accélération $\vec{a}.$
 
Conclure.
 
4) Calculer le rayon de courbure de la trajectoire au sommet $S$ de la trajectoire.
 
5) Déterminer les phases du mouvement.
 
6) Déterminer l'abscisse du point $P$ $(P\neq O)$ intersection de la trajectoire avec l'axe $ox.$
 
Quelles sont les caractéristiques du vecteur vitesse $\overrightarrow{V}_{p}$ en ce point ? 
 
Comparer ce vecteur au vecteur $\overrightarrow{V}_{O}$ (direction, valeur). 
 
Représenter ces deux vecteurs sur la trajectoire. 
 
(Échelle de votre choix).

Exercice 5

Un mobile $M$ décrit une trajectoire rectiligne dans un repère $(O\ ;\ \vec{i})$ ; son vecteur accélération est constant pendant toute la durée de son mouvement dans l'intervalle de temps $[0\ ;\ 5s].$
 
A l'origine du temps, le mobile $M$ part de la position d'abscisse $x_{0}=0.5\,m$ avec une vitesse $v_{0}=-1\,m\cdot s^{-1}$, puis il passe par le point d'abscisse $x_{1}=5m$ avec une vitesse $v_{1}=4.7\,m\cdot s^{-1}.$
 
1) Calculer l'accélération $a$ du mouvement.
 
2) Établir l'expression de la vitesse instantanée $v(t)$ du mobile.
 
3) Déduire l'instant pour lequel le mobile passe par le point d'abscisse $x_{1}.$
 
4) Établir l'équation horaire du mouvement.
 
5) Après deux secondes du départ du mobile $M$, un deuxième mobile $M'$ part du point d'abscisse $x=5m$, en mouvement rectiligne uniforme de vitesse $v'=4m\cdot s^{-1}.$
 
a) Déterminer l'équation horaire du mouvement du mobile $M'$
 
b) Calculer la date $t$ de rencontre des mobiles.
 
c) Calculer l'abscisse $x$ correspondant à cette rencontre.

Exercice 6

Un mobile parcourt une distance $AB=300m$ en deux phases.
 
$-\ $ $1^{ière}$ phase : mouvement rectiligne uniformément accéléré d'accélération $a_{1}=2\,m\cdot s^{-2}$
 
$-\ $ $2^{ième}$ phase : mouvement rectiligne uniformément retardé d'accélération $a_{2}=-1m\cdot s^{-2}.$ 
 
A $t=Os$ le mobile part du point $A$, pris comme origine des espaces, sans vitesse initiale et arrive au point $B$ avec une vitesse nulle
 
 
1) Soit $C$ le point ou le mouvement devient retardé :
 
a) Exprimer, pour la $1^{ière}$ phase, $x_{C}$ en fonction de $V_{C}$ et $a_{1}.$
 
b) Exprimer, pour la $2^{ième}$ phase, $V_{C}$ en fonction de $a_{2}$, $x_{B}$ et $x_{C}.$
 
c) Déduire d'après a) et b) l'expression de $V_{C}$ en fonction de $a_{1}$, $a_{2}$ et $x_{B}.$
 
Calculer sa valeur
 
2) a) Calculer la distance parcourue $AC$ pendant la $1^{ière}$ phase.
 
b) Calculer sa durée.
 
3) a) Déduire la distance parcourue $CB$ pendant la $2^{ième}$ phase.
 
b) Calculer la durée du trajet $AB.$

Exercice 7

Un solide supposé ponctuel est attaché à un ressort à l'instant $t=0s$ ; le solide est ramené au point d'abscisse $x_{0}$ ; on lui communique une vitesse $\overrightarrow{V}_{0}$ et on l'abandonne à lui-même, il effectue donc un mouvement rectiligne sinusoïdal dont l'enregistrement est donné par la figure suivante.
 
 
1) a) En exploitation l'enregistrement déterminer :
 
$-\ $ la pulsation du mouvement $\omega.$
 
$-\ $ l'élongation initiale $x_{0}.$
 
$-\ $ l'amplitude $X_{m}.$
 
$-\ $ la phase initiale $\varphi.$
 
b) En déduire la loi horaire $x=f(t).$
 
2) a) Déterminer l'expression de la vitesse en fonction du temps.
 
b) En déduire la valeur algébrique de la vitesse initiale $\overrightarrow{V}_{0}.$
 
3) A l'instant $t_{1}>0$ ; le mobile repasse pour la première fois par la position d'abscisse $x_{0}$ dans le sens négatif.
 
a) Déterminer graphiquement $t_{1}.$
 
b) Retrouver $t_{1}$ par le calcul.
 
4 Déterminer la valeur algébrique de la vitesse du solide lors de son premier passage par la position d'abscisse $x=2\,cm.$

Exercice 8

Un point mobile $M$ est animé d'un mouvement circulaire accélération angulaire est $\ddot{\theta}=-\dfrac{\pi}{5}rad\cdot s^{-2}$ entre les instants $t_{0}=0s$ et $t_{1}=20s$. 
 
Le rayon de sa trajectoire est $R=25\,cm.$
 
A l'origine des dates, $M$ part de la position d'abscisse angulaire $\dfrac{\pi}{3}$ avec une vitesse angulaire initiale $\dot{\theta}_{0}=2\pi\;rad\cdot s^{-1}.$
 
1) Quelle est la nature de mouvement du mobile.
 
2) Donner les expressions de sa vitesse angulaire $\dot{\theta}$ et de son élongation angulaire $\theta$ en fonction du temps.
 
3) a) Montrer que ce mouvement comporte deux phases.
 
b) Déterminer le nombre de tours effectué par le mobile pendant la première phase du mouvement.
 
4) Calculer à la date $t_{1}$
 
a) La vitesse angulaire $\dot{\theta}_{1}$ ainsi que la vitesse linéaire du mobile.
 
b) l'accélération normale et l'accélération tangentielle du mobile. 
 
Déduire la valeur de son accélération linéaire.
 
5) A partir de la date $t_{1}$, le mouvement du mobile $M$ est circulaire uniforme à la vitesse angulaire $\dot{\theta}_{1}.$ 
 
Calculer :
 
a) La période de ce mouvement. 
 
Déduire sa fréquence.
 
b) Montrer que l'accélération linéaire d'un mouvement circulaire uniforme est égale à l'accélération normale.

Exercice 9

Une automobile se déplace sur une route horizontale à la vitesse constante de valeur $\|\overrightarrow{V}_{0}\|=16\,m\cdot s^{-1}.$
 
Lorsqu'elle est à une distance $d=200\,m$ du feu, le feu vert s'allume et reste pendant $11s.$
 
Dans tout l'exercice, on prendra comme origine des temps $(t=0s)$, l'instant où le feu vert s'allume et l'origine des espaces $(x_{0}=0\,m)$, la position de la voiture à cet instant. 
 
Le sens positif est le sens du mouvement.
 
 
1) A partir de l'instant de date $t=0s$, l'automobiliste accélère et impose à sa voiture une accélération constante. 
 
A l'instant $t_{1}$, sa vitesse prend la valeur $v_{1}=21\,m\cdot s^{-1}.$
 
Entre $t=0s$ et $t_{1}$, l'automobiliste parcourt $100\,m.$
 
a) Déterminer l'accélération $a_{1}.$
 
b) Déterminer la date $t_{1}.$
 
c) Écrire la loi horaire du mouvement de la voiture pour $t\in[0\;,\ t_{1}].$
 
2) A partir de l'instant $t_{1}$, l'automobiliste maintient sa vitesse constante.
 
a) Écrire la loi horaire du mouvement de la voiture pour $t\geq t_{1}.$
 
b) La voiture passe-t-elle devant le feu lorsqu'il est vert ? 
 
Justifier la réponse
 
3) Si l'instant $t_{1}$, l'automobiliste freine et impose à sa voiture un mouvement uniformément retardé d'accélération $a_{2}=-2\,m\cdot s^{-2}$
 
a) Calculer la distance parcourue par la voiture du début de freinage jusqu'à son arrêt
 
b) Déterminer la vitesse $v_{2}$ de la voiture en passant devant le feu et la date $t_{2}$ correspondante à ce passage.
 
c) Vérifier que la voiture est passée lorsque le feu n'est plus vert.
 

$\begin{array}{c}\blacktriangleright\,\boxed{\text{Correction des exercices}}\end{array}$

 
Auteur: 
Amary Thiam & Sidy Mouhamed Ndiaye

Mélanges et corps purs - 2nd S

Classe: 
Seconde
 
 
Tous les objets qui nous entourent (êtres vivants, végétaux, minéraux...) constituent la matière
 
Les roches, les arbres, l'air...etc, ont des exemples de matières

I. Les états physiques de la matière et changements d'états

1. États physiques de la matière

La matière se présente dans la nature sous trois états différents : l'état solide, l'état liquide et l'état gazeux

1.1 L'état solide

A l'état solide, un corps possède une forme et un volume propres
 
Les solides sont incompressibles
 
Moyennant un effort, on peut changer la forme d'un solide, mais il est pratiquement impossible de faire varier son volume
 
Certains solides sont élastiques, mais chaque solide à sa limite d'élasticité

Exemples : 

cahier, bois, fer, charbon...
 
 

1.2 L'état liquide

Les liquides n'ont pas de forme propre, mais leur volume est invariable ; ils sont fluides et incompressibles

Exemples : 

l'eau, pétrole, l'essence, le lait...
 
 

Remarque

Les solides en poudre, divisés ou pulvérisés s'écoulent comme les liquides, mais leur surface libre n'est ni plane, ni horizontale comme les liquide

1.3 L'état gazeux

Les gaz n'ont pas de forme propre, ni de volume propre. 
 
Ils sont compressibles, expansibles et élastiques. 
 
Ils sont fluides

Exemples : 

l'air, le dioxyde de carbone, le dioxygène...
 
 

Remarque :

Les solides sont caractérisés par un état ordonné et compact. 
 
L'état liquide est désordonné.
 
L'état physique des gaz est désordonné et diffus

2. Les changements d'état physique

2.1 Définition

Le passage d'un état physique à un autre état physique est appelé changement d'état

2.2 Digramme de changement d'état

Un changement d'état physique s'effectue toujours à une température constante sous une pression donnée
 
 

3. Les transformations de la matière

3.1 Phénomène physique

Un phénomène physique est une transformation au cours de laquelle la nature de la matière n'est pas altérée (dénaturée ou détruite)

Exemples : 

la fusion de la glace ; la dilatation des métaux ; la rosée...

3.2 Phénomène chimique

Un phénomène chimique est une transformation au cours de laquelle la nature de la matière est altérée (dénaturée ou détruite)

Exemples : 

Action de l'eau de Javel sur une tache ; la décomposition de la craie par un acide ; feuille de papier brulée

II. Les mélanges

1. Définition

Un mélange est un ensemble de deux ou plusieurs constituants
 
Il peut être solide, liquide ou gaz

2. Mélange hétérogène

Un mélange hétérogène est un mélange dans lequel on peut distinguer à l' œil nu ses différents constituants

Exemples : 

eau $+$ huile ; eau $+$ terre ; boissons gazeuses
 
 

3. Mélange homogène

Un mélange homogène est un mélange dans lequel on ne peut pas distinguer à l' œil nu ses différents constituants

Exemples : 

lait ; sirop ; thé
 
 

4. Méthodes de séparation des constituants d'un mélange

Il existe de nombreuses méthodes variables de séparation selon la nature du mélange et la nature des constituants qui le constituent.
 
Parmi ces méthodes, on citer :

4.1 La décantation

La décantation est une de séparation qui consiste à laisser le mélange au repos pour que les particules solides lourdes se déposent au fond du récipient. 
 
En transvasant, on peut séparer le liquide de ces particules.
 
Le produit de la décantation est appelé décantat

Exemples de décantation

$-\ $ Décantation d'un mélange solide-liquide : jus d'orange
 
 
$-\ $ Décantation d'un mélange liquide-liquide :
 
 

4.2 La filtration

La filtration est une méthode de séparation qui consiste à faire passer le mélange liquide à travers un filtre .
 
Le produit de la filtration est appelé filtrat
 
 

4.3 La distillation

La distillation est une méthode de séparation basée sur la différence de température d'ébullition.
 
Elle consiste à vaporiser partiellement un mélange liquide homogène et à condenser les vapeurs formées pour les séparer
 
Le produit de la distillation est appelé distillat

Exemple : 

distillation de l'eau sucrée
 
 

Remarque :

Pour séparer les différents constituants de l'air, on le liquéfie en le comprimant. 
 
On procède alors à la distillation de ce liquide
 
Au début de l'ébullition (température de liquéfaction du diazote liquide $(-196^{\circ}C)$, il se dégage du diazote, puis le dioxygène lorsque la température atteint $-183^{\circ}C$ (température de liquéfaction du dioxygène)
 
L'air est donc un mélange dont l'expérience montre qu'il est constitué de $78\%$ de diazote $(4/5$ en volume$)$, de $21\%$ de dioxygène $(1/5$ en volume$)$ et $1\%$ d'autres gaz (gaz rares, dioxyde de carbone et de la vapeur d'eau)

4.4 Quelques autres méthodes de séparation

4.4.1 La congélation


C'est une méthode de séparation basée sur la différence de cristallisation (température à laquelle un corps se congèle).
 
Le corps dont sa température d'ébullition est plus grande est récupéré le premier sous formes de cristaux

4.4.2 Le tamisage

Si les grains de différents solides ont des dimensions différentes, le passage au tamis permet de les séparer

4.4.3 La flottation

On mouille le mélange. 
 
Selon le liquide choisi, certaines particules flottent

4.4.4 Le triage magnétique

Si un des constituants du mélange contient du fer, les particules de ce constituant sont attirées par l'aimant

III. Corps purs

1. Définition

Un corps pur est un corps qu'on ne peut pas fractionner par une méthode quelconque de séparation
 
2. Critères de pureté d'un corps pur
 
Tout corps pur est défini par les constantes physiques parmi lesquelles on citer :
 
$-\ $ la masse volumique
 
$-\ $ les points de changement d'état : température de fusion, d'ébullition, de solidification etc...

Exemple : 

Valeurs de quelques constantes physiques de l'eau pure.
 
$-\ $ masse volumique : $1kg/L$
 
$-\ $ température de solidification ou de fusion : $t=0^{\circ}C$
 
$-\ $ température d'ébullition ou de liquéfaction : $t=100^{\circ}C$

3. Corps purs simples et corps purs composés

3.1 Analyse de l'eau

3.1.1 Définition

Analyser un corps revient à chercher ses constituants par une méthode appropriée

3.1.2 L'électrolyse de l'eau

 
Mettons de l'eau additionnée de quelques gouttes d'acide dans le voltamètre (ou cuve à l'électrolyse) et fermons l'interrupteur
 
On constate que le courant circule et des dégagements gazeux au niveau des tubes
 
A l'anode $($signe $+)$, le gaz recueilli rallume une buchette presque éteinte. 
 
Ce gaz est le dioxygène
 
 
A la cathode $($signe $-)$, le gaz recueilli a volume deux fois grand et produit une légère détonation en présence d'une allumette enflammée. 
 
Ce gaz est le dihydrogène
 
 

Conclusion :

$-\ $ L'eau est décomposé par le courant électrique en dioxygène et en dihydrogène
 
$-\ $ Le volume de dihydrogène est le double du volume de dioxygène : dihydrogène dioxygène $V_{\text{dihydrogène}}=2V_{\text{dioxygène}}$
 
$-\ $ La masse totale des gaz (dihydrogène et dioxygène) est égale à la d'eau disparue : $m_{e}=m_{H}+m_{O}$
 
eau $\longrightarrow$ dioxygène $+$ dihydrogène
$18g$             $16g$                       $2g$
 
Les masses de dihydrogène et de dioxygène sont proportionnelles à la masse d'eau disparue
 
$\dfrac{m_{H}}{m_{E}}=\dfrac{2g}{18g}\Rightarrow\ m_{H}=\dfrac{1}{9}m_{E}$
 
$\dfrac{m_{O}}{m_{E}}=\dfrac{16g}{18g}\Rightarrow\ m_{O}=\dfrac{8}{9}m_{E}$
 
$-\ $ Un corps pur qui peut décomposer en deux ou plusieurs corps purs est un corps pur composé

Exemple : 

l'eau
 
$-\ $ Un corps pur qui ne peut être décomposé en d'autres corps purs est un corps simple

Exemples : 

le dioxygène et le dihydrogène

3.2 Synthèse de l'eau

3.2.1 Définition

La synthèse de l'eau est la formation de l'eau à partir du mélange du dihydrogène et du dioxygène.

3.2.2 Synthèse eudiométrique

 
On déclenche des étincelles électriques au niveau des électrodes pour amorcer le processus de synthèse
 
$-\ $ La pression des gaz baisse, le niveau de mercure qui va remonter lorsque les deux gaz réagissent en formant une buée (eau) sur la paroi interne du tube eudiométrique.
 
dioxygène $+$ dihydrogène $\longrightarrow$ eau
 $16g$                $2g$                $18g$        
 
La masse d'eau produite est proportionnelle à la masse de dihydrogène ou à la masse de dioxygène
 
$\dfrac{m_{E}}{m_{H}}=\dfrac{18g}{2g}\Rightarrow\ m_{E}=9m_{H}$
 
$\dfrac{m_{E}}{m_{O}}=\dfrac{18g}{16g}\Rightarrow\ m_{E}=\dfrac{9}{8}m_{O}$
 
Auteur: 
Sidy Mouhamed Ndiaye

Acides et bases faibles - Dosage des acides faibles et des base faibles - Ts

Classe: 
Terminale
 

A. Acides faibles et base faibles

I. Théorie de Bronsted

1. Acide

Un acide est une entité chimique capable de céder au moins un proton $H^{+}$

Exemples :

$CH_{3}-COOH\rightarrow CH_{3}-COO^{-}+H^{+}$
 
$NH_{4}^{+}\rightarrow NH_{3}+H^{+}$
 
$H_{2}O\rightarrow OH^{-}+H^{+}$

2. Base

Une base est une entité chimique susceptible de capter au moins un proton $H^{+}$

Exemples :

$CH_{3}-COO^{-}+H^{+}\rightarrow CH_{3}-COOH$
 
$NH_{3}+H^{+}\rightarrow NH_{4}^{+}$
 
$H_{2}O+H^{+}\rightarrow H_{3}O^{+}$

3. Couple acide-base

Les exemples ci-dessus montre qu'à tout acide est associé une base et vice-versa 
 
L'acide et la base associée sont dits conjugués.
 
On dit qu'ils constituent un couple acide-base.
 
Le caractère acide d'une espèce peut être schématisé par l'écriture : $A\ \rightarrow\ B\ +\ H^{+}$
 
Le caractère basique d'une espèce peut être schématisé par l'écriture : $B\ +\ H^{+}\ \rightarrow\ A$
 
Le couple acide-base est noté par convention dans l'ordre $A|B.$
 
On peut traduire le transfert de proton entre les deux formes acide-base par l'équilibre formel : $A\ \leftrightarrows\ B+H^{+}$

Remarque :

L'eau est à la fois acide et base.
 
On dit que l'eau est une espèce amphotère (ou que l'eau est un amphotère ou ampholyte)

Exemples de couples acide-base

$CH_{3}CCOOH|CH_{3}CCOO^{-}$
 
$NH_{4}^{+}|NH_{3}$
 
$H_{2}O|OH^{-}$
 
$H_{3}O^{+}|H_{2}O$

II. Acides faibles

1. Étude d'un exemple : solution d'acide éthanoïque $CH_{3}COOH$

On prépare une solution d'acide éthanoïque $CH_{3}COOH$ de concentration de $C=10^{-1}mol\cdot L^{-1}$
 
La mesure du $pH$ à l'aide de $pH-$ mètre donne une valeur égale $pH=2.9$
 
Étudions la solution aqueuse de l'acide éthanoïque
 
Les espèces chimiques présentes dans la solution : $H_{3}O^{+}$, $CH_{3}COO^{-}$, $OH^{-}$ et éventuellement des molécules de $CH_{3}COOH$ non ionisées 
 
$pH=2.9\Rightarrow\left[H_{3}O^{+}\right]=1.26\cdot 10^{-3}mol\cdot L^{-1}$
 
Le produit ionique s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} Ke&=&\left[H_{3}O^{+}\right]\left[OH^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=\dfrac{Ke}{\left[H_{3}O^{+}\right]}\\&=&\dfrac{10^{-14}}{1.26\cdot 10^{-3}}\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=7.94\cdot 10^{-12}mol\cdot L^{-1} \end{array}$ 
  
L'électroneutralité de la solution s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[H_{3}O^{+}\right]&=&\left[OH^{-}\right]+\left[CH_{3}COO^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COO^{-}\right]=\left[H_{3}O^{+}\right]-\left[OH^{-}\right]\\&=&1.26\cdot 10^{-3}-7.94\cdot 10^{-12}\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COO^{-}\right]=1.26\cdot 10^{-3}mol\cdot L^{-1} \end{array}$ 
 
La conservation de la matière s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[CH_{3}COOH\right]_{i}&=&\left[CH_{3}COOH\right]_{d}+\left[CH_{3}COOH\right]_{r}\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COOH\right]_{r}=\left[CH_{3}COOH\right]_{i}-\left[CH_{3}COOH\right]_{d}\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COOH\right]_{r}=C-\left[CH_{3}COO^{-}\right]\\&=&10^{-1}-1.26\cdot10^{-3}\\&\Rightarrow&\left[CH_{3}COOH\right]_{r}=9.87\cdot10^{-2}mol\cdot L^{-1} \end{array}$ 
 
Des molécules d'acide éthanoïque $CH_{3}COOH$ existent en solution
 
La réaction entre l'acide éthanoïque et l'eau n'est pas donc totale et l'on écrit :
$$CH_{3}COOH\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ H_{3}O^{+}\ +\ CH_{3}COO^{-}$$
 
La réaction entre l'acide éthanoïque $CH_{3}COOH$ et l'eau n'étant pas totale, on dit que $CH_{3}COOH$ est un acide faible

2. Solutions d'acides faibles

2.1 Définition

Un acide faible est une espèce chimique qui s'ionise partiellement dans l'eau pour donner des ions hydronium $H_{3}O^{+}$
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
$$AH\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ H_{3}O^{+}\ +\ A^{-}\quad\text{ou}$$
$$A\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ B\ +\ H_{3}O^{+}\quad\text{ou}$$
$$BH^{+}\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ B\ +\ H_{3}O^{+}$$

2.2 Exemples d'acides faibles

$CH_{3}COOH\qquad\ NH_{4}^{+}$
 
$H_{2}O\qquad\ H_{3}O^{+}$
 
Tous les acides carboxyliques sont des acides faibles

III. Bases faibles

1. Étude d'un exemple : solution d'ammoniac

On dispose d'une solution aqueuse d'ammoniac de $C=10^{-1}mol\cdot L^{-1}$ ; son $pH$ est égal à $11.1$
 
Étudions la solution aqueuse d'ammoniac
 
Les espèces chimiques présentes dans la solution sont : $NH_{4}^{+}$, $OH$, $H_{3}O^{+}$ et éventuellement $NH_{3}$ non dissociée 
$\begin{array}{lcl} pH&=&11.1\\&\Rightarrow&\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-11.1}\\&\Rightarrow&\left[H_{3}O^{+}\right]=7.94\cdot10^{-12}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
Le produit ionique de l'eau s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} Ke&=&\left[H_{3}O^{+}\right]\left[OH^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=\dfrac{Ke}{\left[H_{3}O^{+}\right]}\\&=&\dfrac{10^{-14}}{7.94\cdot10^{-12}}\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=1.26\cdot10^{-3}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
L'électroneutralité de la solution  s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[H_{3}O^{+}\right]+\left[NH_{4}^{+}\right]&=&\left[OH^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[NH_{4}^{+}\right]=\left[OH^{-}\right]-\left[H_{3}O^{+}\right]=1.26\cdot10^{-3}-7.94\cdot10^{-12}\\&\Rightarrow&\left[NH_{4}^{+}\right]=1.26\cdot10^{-3}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
La conservation de la matière s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[NH_{3}\right]_{i}+&=&\left[NH_{3}\right]_{d}+\left[NH_{3}\right]_{r}\\&\Rightarrow&\left[NH_{3}\right]_{r}=\left[NH_{3}\right]_{i}-\left[NH_{3}\right]_{d}\\&=&C-\left[NH_{4}^{+}\right]\\&=&10^{-1}-1.26\cdot10^{-3}\\&\Rightarrow&\left[NH_{3}\right]_{r}=9.87\cdot10^{-2}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
Des molécules d'ammoniac $NH_{3}$ existent en solution 
 
La réaction entre l'ammoniac $NH_{3}$ et l'eau n'est pas donc totale et l'on écrit :
$$NH_{3}\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ NH_{4}^{+}\ +\ OH^{-}$$
 
La réaction entre l'ammoniac $NH_{3}$ et l'eau n'étant pas totale, on dit que $NH_{3}$ est une base faible

2. Solutions aqueuses de bases faibles

2.1 Définition

Une base faible est une espèce chimique qui s'ionise partiellement dans l'eau  pour donner des ions hydroxyde $OH^{-}$
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
 
$A^{-}\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ OH^{-}\ +\ AH\quad\text{ou}\quad B\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ A\ +\ OH^{-}$

2.2 Exemples de bases faibles

$CH_{3}CCOONa\qquad NH_{3}$
 
$H_{2}O\qquad CH_{3}NH_{3}$
 
Toutes les amines sont des bases faibles

Remarque :

Un acide faible ou une base faible peut être caractérisé (e) par un coefficient de dissociation (ou d'ionisation) appelé coefficient de dissociation ou (d'ionisation) noté $\alpha$
 
$\alpha=\dfrac{C}{C_{0}}$
 
$C$ : concentration de l'acide ou de la base ionisé(e)
 
$C_{0}$ : concentration initiale de l'acide ou de la base 
 
Le coefficient de dissociation $\alpha$ de l'acide faible ou de la base faible s'exprime aussi en fonction du $pH$
 
Pour un acide $\alpha=\dfrac{\left[H_{3}O^{+}\right]}{C}=\dfrac{10^{-pH}}{C}$
 
Pour une base $\alpha=\dfrac{\left[OH^{-}\right]}{C}=\dfrac{10^{(pH-14)}}{C}$

IV. Constante d'acidité

1. Constante de réaction

Lorsqu'une réaction peut être s'effectuer dans les deux sens, il correspond une grandeur appelée constante de réaction notée $K$
 
Soit l'équilibre : 
$$A\ +\ B\ \leftrightarrows\ C\ +\ D$$
$$K=\dfrac{[C][D]}{[A][B]}$$
 
La constante de cette réaction  est :
    
Cette constante de réaction ne dépend que de la température

2. Constante de réaction réduite ou constante d'acidité $K_{A}$

Lorsque l'un des réactifs ou l'un des produits est très excès par rapport aux autres (c'est le cas de l'eau pour les solutions diluées), on définit une constante d'équilibre réduite $Kr$ appelée constante d'acidité $K_{A}$
 
$-\ $ Exemples :
 
$CH_{3}COOH+H_{2}O\ \leftrightarrows\ CH_{3}COO^{-}+H_{3}O^{+}$
 
$\Rightarrow\;K_{A}=\dfrac{\left[H_{3}O^{+}\right]\left[CH_{3}COOH\right]}{\left[CH_{3}COOH\right]}$
 
$NH_{4}^{+}+H_{2}O\ \leftrightarrows\ NH_{3}+H_{3}O^{+}$
 
$\Rightarrow\;K_{A}=\dfrac{\left[H_{3}O^{+}\right]\left[NH_{3}\right]}{\left[NH_{4}^{+}\right]}$
 
$-\ $ Généralisation 
 
Pour un couple acide-base quelconque
 
 

3. Utilisation de l'indicateur coloré

L'utilisation de l'indicateur coloré permet dans certains cas d'effectuer le dosage acido-basique : il doit être judicieusement choisi de manière à changer la couleur lorsqu'on atteint l'équivalence

Choix de l'indicateur coloré :

Lors d'un dosage colorimétrique, il faut choisir l'indicateur coloré dont la zone de virage contient le $pH$ du point d'équivalence

V. Les solutions tampons

1. Définition

Une solution tampon est une solution dont le $pH$ très peu sensible à la dilution et varie peu lors de l'addition des quantités modérées d'un acide fort ou d'une base forte 

2. Réalisation des solutions tampons

Une solution tampon s'obtient en mélangeant un acide faible et sa base conjuguée de façon à obtenir des concentrations voisines
 
On peut également faire réagir l'une des espèces pour fabriquer son conjugué de sorte que les concentrations de la forme acide et de la forme soient égales comme lors de la demi-équivalence du dosage
 
L'efficacité du tampon réalisé est maximale lorsque les concentrations des deux espèces du couple sont égales, c'est-à-dire lorsqu'on a :
 
$-\ $ soit $[AH]=[A^{-}]$ pour le couple $AH|A^{-}$
 
$-\ $ soit $[BH^{+}]=[B]$ pour le couple $BH^{+}|B$
 
Dans ces conditions $pH=pK_{A}$

Remarque :

Lorsqu'on ajoute un acide, les ions  $H_{3}O^{+}$ qu'il fournit disparaissent en réagissant avec la base présente :
$$H_{3}O^{+}\ +\ A\ \longrightarrow\ H\ +\ H_{2}O$$
 
Lorsqu'on ajoute une base, c'est l'acide conjugué qui intervient pour consommer les ions $OH^{-}$ apportés par la base :
$$AH\ +\ OH^{-}\ \longrightarrow\ A^{-}\ +\ H_{2}O$$

3. Importance des solutions tampons

Les solutions tampons peuvent servir à :
 
$-\ $ l'étalonnage d'un $pH-$ mètre,
 
$-\ $ l'analyse chimique à $pH$ contrôlé : réactions chimiques spécifiques à un $pH$ bien précis (sang par exemple, piscine, aquarium...)
 
$-\ $ la formulation tamponnée de médicaments (aspirine...) et produits cosmétiques pour réduire les effets secondaires.
 
$-\ $ Les solutions tampons  ont surtout une très grande importance dans le domaine du monde vivant : la plupart des milieux biologiques sont des milieux de $pH$ pratiquement constant

Exemple : 

Le $pH$ du sang veineux humain se maintient à la valeur $pH=7.40$ grâce à la participation de plusieurs systèmes tampons parmi lesquels on peut citer le couple $H_{2}PO_{4}^{2-}|HPO_{4}^{2-}$ de $pK_{a}=7.2$

4. Compléments 

4.1 $pH$ et biologie

Les fonctions organiques de l'être humain obéissent à des constantes biologiques soit acides, soit basiques. 
 
Ainsi le cerveau et le liquide céphalo-rachidien sont alcalins, leur $pH$ varie entre $7.9$ et $8.1.$
 
La bouche et la salive sont naturellement alcalines : $pH$ de $7.1$ à $7.4.$
 
La salive contient des bicarbonates qui sont chargés de neutraliser les toxines alimentaires acides et l'acide lactique issus du sucre et autres glucides). 
 
Le sang est également alcalin, son $pH$ normal, à la température du corps, varie entre $7.38$ et $7.43.$
 
Le $pH$ de l'humeur aqueuse et celui de la lymphe sont voisins de $7.9.$
 
Le $pH$ de l'oreille interne se tient aux alentours de $7.4.$
 
Les diverses sécrétions (mucus, glaire, bile, larmes, sécrétions utérines, sperme) sont généralement tamponnées pour maintenir la réaction du milieu dans une zone favorable à l'activité des enzymes (diastases).
 
Les selles normales sont très légèrement alcalines $(pH$ entre $7.0$ et $7.5)$ : un $pH$ de $6$ est donc signe de fermentations anormales.
 
En revanche, les sécrétions de l'estomac sont très acides : le suc gastrique contient de l'acide chlorhydrique libre et son $pH$ est voisin de $1$ (chez l'adulte). 
 
Les sécrétions vaginales sont acides par la présence d'acide lactique : leur $pH$ est de $4.5.$
 
Le $pH$ normal de l'urine est acide et varie entre $5.8$ et $6.2.$ 
 
Les acides biliaires ont un $pH$ qui varie entre $3.8$ et $4.3.$
 
Tous ces $pH$ biologiques correspondent à l'état normal. 
 
Des variations entraînent des troubles pathologiques (stress, maladies...)
 
Les phénomènes vitaux ne peuvent se produire que dans une zone très limitée de $pH$, en dehors de laquelle toute vie, depuis celle du plus simple des microorganismes jusqu'à celle de l'homme, peut être paralysée. 
 
Une telle sensibilité aux variations du $pH$ nécessite une possibilité de régulation très efficace : les milieux biologiques sont tamponnés, et souvent alcalins.
 
Ainsi, l'eau des mers dont on pense aujourd'hui qu'elle fut la soupe prébiotique, d'où les premières formes vivantes émergèrent et des océans constitue un énorme milieu tamponné : la vie n'y est possible que si le $pH$ varie en moyenne entre $7.5$ et $8.0.$
 
Une acidification du $pH$ marin (fonte des glaces, pluies acides, chaleur excessive) entraîne les migrations saisonnières de certains poissons qui ne peuvent se développer en milieu trop acide. 
 
Chez les animaux supérieurs et chez l'homme, c'est le $pH$ du milieu intérieur qui reste constant : le $pH$ du contenu cellulaire varie peu, tout comme celui du milieu extracellulaire.

4.2 La demi-équivalence

4.2.1 Définition

A la demi-équivalence $[\text{Acide faible}]_{1/2E}=[\text{base faible}]_{1/2E}$ : 
 
D'où  $pH_{1/2E}=pKA.$
 
Un mélange qui contient en égales quantités les deux partenaires d'un couple acide-base est appelé solution tampon.

4.2.2 Solution tampon

Les propriétés d'une solution tampon constituent l'effet tampon :
 
$-\ $ ne varie pratiquement pas par addition d'un acide en quantité modérée, le $pH$ de la solution 
 
$-\ $ ne varie pratiquement pas par addition d'une base en quantité modérée,
 
$-\ $ ne varie pratiquement pas par addition d'eau même en quantité importante.
 
L'effet tampon est d'autant plus marqué que :
 
$-\ $ les concentrations $[A]$ et $[B]$ sont plus voisines,
 
$-\ $ les concentrations $[A]$ et $[B]$ sont plus grandes

Auteur: 
Amary Thiam & Sidy Mouhamed Ndiaye

Notion d'acide fort et de base forte : Réaction entre acide fort et base forte - Ts

Classe: 
Terminale
 

I. Acide fort

1. Étude d'un exemple : le chlorure d'hydrogène

1.1 Étude qualitative

Le chlorure d'hydrogène $HCl$, à la température ordinaire, est un gaz très soluble dans l'eau.
 
Les solutions obtenues par mise en solution du chlorure d'hydrogène dans l'eau portent le nom de solutions d'acide chlorhydrique
 
Une solution d'acide chlorhydrique conduit le courant électrique et subit l'électrolyse ; elle contient donc des porteurs de charge c'est-à-dire des  ions
 
La présence des ions $Cl^{-}$ se caractérise par la formation d'un précipité blanc de chlorure d'argent $AgCl$ quand on ajoute quelques gouttes d'une solution de nitrate d'argent
 
La mise en évidence d'ions hydroduim $H_{3}O^{+}$ s'effectue au moyen d'un indicateur coloré : l'hélianthine
 
Quand on verse quelques gouttes d'acide chlorhydrique dans de l'eau distillée additionnée de quelques gouttes d'hélianthine, une couleur rouge apparait 
 
Les solutions d'acide chlorhydrique sont très corrosives ; la dilution des solutions concentrées est très exothermique et s'accompagner de projections.  

1.2 Étude quantitative

A partir d'une solution commerciale de chlorure hydrogène, on réalise, par dilution, une solution de concentration $C=10^{-2}mol\cdot L^{-1}$
 
La mesure du $pH$ de la solution diluée à l'aide d'un $pH-$ mètre donne la valeur égale $2$
 
Montrons que l'acide chlorhydrique est un acide fort
 
Les espèces chimiques présentes dans la solution :
 
$-\ $ les ions hydronium $H_{3}O^{+}$ provenant de l'autoprotolyse de l'eau et du chlorure d'hydrogène $HCl$
 
$-\ $ des ions $Cl^{-}$ provenant de l'action de l'eau sur le chlorure d'hydrogène
 
$-\ $ des ions $OH^{-}$ provenant de l'autoprotolyse de l'eau
 
$-\ $ et éventuellement des molécules de chlorure d'hydrogène $HCl$ non ionisées 
 
$pH=2\Rightarrow\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-2}mol\cdot L^{-1}$
 
Le produit ionique s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} Ke&=&\left[H_{3}O^{+}\right]\left[OH^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=\dfrac{Ke}{\left[H_{3}O^{+}\right]}\\&=&\dfrac{10^{-14}}{10^{-2}}\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=10^{-12}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
L'électroneutralité de la solution s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[H_{3}O^{+}\right]&=&\left[OH^{-}\right]+\left[Cl^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[Cl^{-}\right]=\left[H_{3}O^{+}\right]-\left[OH^{-}\right]\\&=&10^{-2}-10^{-12}\\&\Rightarrow&\left[Cl^{-}\right]=10^{-2}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
La conservation de la matière s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[HCl\right]_{i}&=&\left[HCl\right]_{d}+\left[HCl\right]_{r}\\&\Rightarrow&\left[HCl\right]_{r}=\left[HCl\right]_{i}-\left[HCl\right]_{d}\\&=&C-\left[Cl^{-}\right]\\&=&10^{-2}-10^{-2}\\&\Rightarrow&\left[HCl\right]_{r}=0\,mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
Les molécules de chlorure d'hydrogène $HCl$ n'existent pratiquement pas en solution 
 
La réaction entre le chlorure d'hydrogène $HCl$ et l'eau est donc totale et l'on écrit :
$$HCl\ +\ H_{2}O\ \rightarrow\ H_{3}O^{+}\ +\ Cl^{-}$$
 
La réaction entre le chlorure d'hydrogène $HCl$ et l'eau étant totale, on dit que $HCl$ est un acide fort

2. Solutions aqueuses d'acides forts

2.1 Définition

Un acide fort est une espèce chimique qui s'ionise totalement dans l'eau pour donner des ions hydronium $H_{3}O^{+}$

2.2 Exemples d'acides forts

$HCl$ : acide chlorhydrique ;
 
$HBr$ : acide bromhydrique ;
 
$HI$ : acide iodhydrique ;
 
$HNO_{3}$ : acide nitrique ;
 
$HClO_{4}$ : acide perchlorique ;
 
$H_{2}SO_{4}$ : acide sulfurique (diacide)

2.3 $pH$ d'une solution d'acide fort

Soit une solution aqueuse de monoacide fort $AH$ de concentration molaire $C$
 
L'action de l'eau sur l'acide est une réaction totale qui se traduit par l'équation-bilan : 
$$AH\ +\ H_{2}O\ \rightarrow\ H_{3}O^{+}\ +\ A^{-}$$
 
$\left[H_{3}O^{+}\right]=pH$
 
$\Rightarrow pH=-\log\left[H_{3}O^{+}\right]$
 
$\Rightarrow pH=-\log\,C$
 
Pour une solution d'un diacide fort, l'équation-bilan s'écrit :
$$AH_{2}\ +\ 2H_{2}O\ \rightarrow \ 2H_{3}O^{+}\ +\ A^{2-}$$
 
$\left[H_{3}O^{+}\right]=2C$
 
$\Rightarrow pH=-\log\left[H_{3}O^{+}\right]$
 
$\Rightarrow pH=-\log\,2C$

Remarque :

Pour des concentrations molaires volumiques $C$ telles que $10^{-6}mol\cdot L^{-1}<C<10^{-1}mol\cdot L^{-1}$, c'est la réaction :
 
$AH\ +\ H_{2}O\ \rightarrow \ H_{3}O^{+}\ +\ A^{-}$ qui est prépondérante
 
Pour des concentrations $C>10^{-6}mol\cdot L^{-1}$, c'est la réaction d'autoprotolyse de l'eau $\left(2H_{2}O\ \rightarrow\ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}\right)$ qui est prépondérante
 
Quand on dilue à l'infini une solution acide le $pH$ tend vers $7$

II. Base forte

1. Étude d'un exemple : l'hydroxyde de sodium $NaOH$

1.1 Étude qualitative

L'hydroxyde de sodium ou soude est un solide blanc de formule $NaOH.$
 
C'est un solide ionique, constitué d'ions sodium $Na^{+}$ et d'ions hydroxyde $OH^{-}$ dont la mise en solution est fortement exothermique
 
La présence des ions sodium $Na^{+}$ est mise en évidence par le test à la flamme.
 
La couleur jaune orange de la flamme révèle la présence de l'élément sodium
 
La mise en évidence des ions $OH^{-}$ s'effectue au moyen d'un indicateur coloré : la phénolphtaléine, une coloration rouge violacée apparait 
 
La couleur rouge violacé de la phénolphtaléine caractérise une solution contenant des ions hydroxyde $OH^{-}$
 
L'hydroxyde de sodium est un produit très corrosif.
 
Sa dissociation et la dilution de ses solutions concentrées sont très exothermiques et peuvent s'accompagner de projections

1.2 Étude quantitative 

On dissout $0.4\,g$ d'hydroxyde de sodium dans un $1\,L$ d'eau. 
 
La solution ainsi préparée a une concentration en $NaOH$ $C=10^{-2}mol\cdot L^{-1}$
 
La mesure du $pH$ de la solution à l'aide du $pH-$ mètre donne une valeur égale $12$
 
Montrons que la dissociation de l'hydroxyde de sodium $NaOH$ dans l'eau est totale
 
Les espèces chimiques présentes dans la solution sont : $Na^{+}$, $OH$, $H_{3}O^{+}$ et éventuellement $NaOH$ non dissociée 
 
$pH=12$
 
$\Rightarrow\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-12}$
 
$\Rightarrow\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-12}mol\cdot L^{-1}$
 
Le produit ionique de l'eau s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} Ke&=&\left[H_{3}O^{+}\right]\left[OH^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=\dfrac{Ke}{\left[H_{3}O^{+}\right]}\\&=&\dfrac{10^{-14}}{10^{-12}}\\&\Rightarrow&\left[OH^{-}\right]=10^{-2}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
L'électroneutralité de la solution s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[H_{3}O^{+}\right]+\left[Na^{+}\right]&=&\left[OH^{-}\right]\\&\Rightarrow&\left[Na^{+}\right]=\left[OH^{-}\right]-\left[H_{3}O^{+}\right]\\&=&10^{-2}-10^{-12}\\&\Rightarrow&\left[Na^{+}\right]=10^{-2}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
La conservation de la matière s'écrit :
 
$\begin{array}{lcl} \left[NaOHC\right]_{i}&=&\left[NaOHC\right]_{d}+\left[NaOHC\right]_{r}\\&\Rightarrow&\left[NaOHC\right]_{r}=\left[NaOHC\right]_{i}-\left[NaOHC\right]_{d}\\&=&C-\left[Cl^{-}\right]\\&=&\dfrac{0.4}{40\times 1}-10^{-2}\\&\Rightarrow&\left[NaOHC\right]_{r}=0\,mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
Les molécules d'hydroxyde de sodium $NaOH$ n'existent pratiquement pas en  solution 
 
La réaction entre l'hydroxyde de sodium $NaOH$ et l'eau est donc totale et l'on écrit :
$$NaOH\stackrel{H_{2}O}{\longrightarrow}\ Na^{+}\ +\ OH^{-}$$
 
La réaction entre l'hydroxyde de sodium $NaOH$ et l'eau étant totale, on dit que $NaOH$ est une base forte

2. Solutions aqueuses de bases fortes

2.1 Définition

Une base forte est une espèce chimique qui s'ionise totalement dans l'eau pour donner des ions hydroxyde $OH^{-}$ 

2.2 Exemples de bases fortes

$NaOH$ : hydroxyde de sodium ;
 
$KOH$ : hydroxyde de potassium ;
 
$Ca\left(OH\right)_{2}$ : hydroxyde de calcium (dibase) ;
 
$C_{2}H_{5}O^{-}$ : ion éthanoate
 
2.3 $pH$ d'une solution de base forte
 
Soit une solution aqueuse de monobase forte $BOH$ de concentration molaire  $C$
 
L'action de l'eau sur la base est une réaction totale qui se traduit par l'équation-bilan :
$$BOH\stackrel{H_{2}O}{\longrightarrow}\ OH^{-}\ +\ B^{+}$$
 
$\begin{array}{lcl} \left[OH^{-}\right]&=&C\\&\Rightarrow& pH=-\log\left[H_{3}O^{+}\right]\\&=&-\log\dfrac{Ke}{\left[OH^{-}\right]}\\&=&-\log\dfrac{10^{-14}}{C}\\&\Rightarrow&pH=14+\log\,C \end{array}$
 
Pour une solution d'une dibase forte, l'équation-bilan s'écrit :
$$B\left(OH\right)_{2}\stackrel{H_{2}O}{\longrightarrow}\ B^{2+}\ +\ 2OH^{-}$$
 
$\left[OH^{-}\right]=2C\ \Rightarrow\;pH=14+\log\,2C$

Remarque :

Pour des concentrations molaires volumiques $C$ telles que $10^{-6}mol\cdot L^{-1}<C<10^{-1}mol\cdot L^{-1}$, c'est la réaction :  
 
$BOH\stackrel{H_{2}O}{\longrightarrow}\ OH^{-}\ +\ B^{+}$ qui est prépondérante
 
Pour des concentrations $C<10^{-6}mol\cdot L^{-1}$, c'est la réaction d'autoprotolyse de l'eau 
            
$\left(2H_{2}O\right)\ \longrightarrow\ H_{3}O^{+}\ +OH^{-}$ qui est prépondérante
 
Quand on dilue à l'infini une solution basique le $pH$ tend vers $7$

III. Réaction entre acide fort et une base forte

1. Étude qualitative

Quand on mélange une solution d'acide chlorhydrique $HCl$ et un base $NaOH$, on constate :
 
$-\ $ une élévation de la température du milieu réactionnel : on dit que la réaction est exothermique 
 
$-\ $ une variation du $pH$ du milieu
 
$-\ $ une variation des quantités de matière des ions hydronium $H_{3}O^{+}$ et des ions hydroxyde $OH^{-}.$
 
Ce qui nous permet de conclure qu'il y a une réaction acide-base 
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
$$H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}\ \rightarrow\ 2H_{2}O$$
 
Cette réaction est la réaction inverse de l'autoprotolyse de l'eau ; elle est donc totale.
 
Les ions $Na^{+}$ et $Cl^{-}$ n'interviennent pas dans la réaction : ce sont des ions spectateurs

2. Étude quantitative 

2.1 Variation du $pH$ au cours de la réaction

2.1.1 Étude expérimentale

A l'aide d'une pipette jaugée, on place dans un bécher
 
Un volume $V_{A}$ d'acide chlorhydrique de concentration $C_{A}$ inconnue à déterminer
 
Puis à l'aide d'une burette graduée placée au-dessus du bécher, on verse petit à petit dans le bécher la solution d'hydroxyde de sodium de concentration $C_{B}$ connue (voir schéma du montage ci-dessous)
 
 
L'agitateur magnétique permet d'homogénéiser le mélange après ajout de la solution d'hydroxyde de sodium
 
Pour différentes valeurs de $V_{B}$ de soude ajouté, on mesure le $pH$ de la solution obtenue à l'aide $pH-$ mètre préalablement étalonné
 
On obtient la courbe $pH=f(V_{B})$ suivante :

2.1.2 Étude la courbe

La courbe $pH=f(V_{B})$ est croissante : elle présente deux parties distinctes
 
 
$-\ $ Pour $V_{B}\leq 8\,mL$, la courbe est presque rectiligne et le $pH$ varie peu lors de l'addition de la solution d'hydroxyde de sodium
 
$-\ $ Pour $8\,mL\leq V_{B}\leq 12\,mL$, nous observons un $«$ saut de $pH »$ et la courbe change de concavité
 
$-\ $ Pour $V_{B}\geq 12\,mL$, $pH$ varie peu
 
Ensuite faiblement, la courbe
 
Tendant vers une asymptote horizontale
 
Pour $V_{B}=9.8\,mL$, la courbe change de concavité : il existe donc un point d'inflexion dans cette partie de la courbe
 
Étudions les propriétés de la solution en ce point, noté $E$

2.2 Point d'équivalence

2.2.1 Définition

Il y a équivalence lorsque les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage
 
La réaction étudiée ici a pour équation :
$$H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}\ \rightarrow\ 2H_{2}O$$
 
A l'équivalence :
 
$n_{H_{3}O^{+}}=n_{OH^{-}}\Rightarrow\ C_{A}V_{A}=C_{B}V_{BE}$

2.2.2 Détermination du point d'équivalence

Le point d'équivalence $E$ est le point de la courbe telque $V_{B}=V_{BE}$
  
Le point d'inflexion de la courbe correspond au point d'équivalence, ceci permet de déterminer la position de $E$ par la méthode des tangentes
 
$\bullet\ $ Méthode des tangentes
 
$-\ $ On trace tout d'abord deux tangentes à la courbe parallèles et situées de part et d'autre du point d'équivalent
 
$-\ $ On trace une parallèle à ces deux tangentes équidistantes de celles-ci. 
 
Son intersection avec la courbe $pH=f(V_{B})$ détermine le point d'équivalent $E$
 
$\bullet\ $ Autre méthode : emploi des indicateurs colorés
 
Un indicateur coloré convient pour le dosage acido-basique si sa zone de virage contient le $pH$ du point d'équivalence $(pH_{E}=7)$
 
Le $B.B.T$ $($zone de virage : $6.1-7.6)$ est le plus approprié 
 
Mais étant donné l'amplitude de la variation du $pH$, l'hélianthine $(3.1-4.4)$ ou la phénolphtaléine convient également dès lors que les solutions intervenant dans le dosage ne sont très diluées

IV. Applications aux dosages

Les analyses constituent de nos jours une part importante de l'activité expérimentale des entreprises de chimie de synthèse, des organismes de contrôle ou des laboratoires de recherche : qu'elles soient bactériologiques, sanguines, d'urines, organiques ou minérales, les analyses reposent sur une technique appelée dosage. 
 
Mais les méthodes utilisées dépendent de la quantité et des propriétés de l'espèce à analyser, mais aussi de la précision souhaitée

1. Principe d'un dosage acido-basique 

Doser une espèce chimique dans une solution consiste à déterminer la quantité de matière ou la concentration molaire inconnue de l'espèce en solution. 
 
Pour cela, on réalise une réaction acidobasique qui doit impérativement être :
 
$\bullet\ $ unique : l'espèce titrante ne doit pas réagir avec d'autres espèces que l'espèce à titrer, et ne doit pas donner d'autres produits que ceux de la réaction de titrage, sinon la mesure du volume versé n'est pas fiable
 
$\bullet\ $ totale : chaque goutte de l'espèce titrante doit réagir intégralement avec l'espèce à titrer, sinon la mesure du volume versé n'est pas fiable
 
$\bullet\ $ et rapide : on ne doit pas être obligé d'attendre plusieurs minutes ou plusieurs heures après chaque ajout de l'espèce titrante
 
La relation entre les concentrations des solutions acide et basique à l'équivalence permet de calculer la concentration inconnue.
 
Il existe deux moyens pour déterminer l'équivalence : le dosage colorimétrique et le dosage $pH-$ métrique

2. Dosage $pH-$ métrique

 
Pour doser une solution acide, par exemple, on utilise le montage ci-dessus.
 
On place cette solution dans le bécher $($volume $V_{A}$ connu ; concentration $C_{A}$ à déterminer$)$ en ajoutant, si nécessaire, de l'eau distillée, pour que les électrodes trempent correctement $($cet ajout ne modifie pas la quantité d'ions $H_{3}O^{+})$ et la solution d'hydroxyde de sodium $($concentration $C_{B}$ connue$)$ dans la burette graduée. 
 
On note les valeurs de $pH$ correspondant à l'ajout du volume $V_{B}$ de solution d'hydroxyde de sodium
 
On trace la courbe représentant $pH=f(V_{B})$ sur papier millimétré, on détermine le point d'équivalence $E$ soit en considérant qu'il correspond à $pH=7$, soit en utilisant la méthode des tangentes parallèles et on calcule la concentration

3. Dosage colorimétrique

Les indicateurs colorés sont des substances dont la couleur dépend du $pH$ ; leur changement de couleur se produit dans un domaine de $pH$ relativement étroit que l'on appelle zone de virage
 
Tableau présentant les trois principaux indicateurs colorés usuels avec leur zone de virage
$$\begin{array}{|c|c|c|c|} \hline \text{Indicateur coloré}&\text{Couleur acide}&\text{zone de virage}&\text{Couleur basique}\\ \hline \text{Hélianthine}&\text{rouge}&3.1-4.4&\text{jaune}\\ \hline \text{Bleu de bromothymol}&\text{jaune}&6.0-7.6&\text{bleu}\\ \hline \text{Phénolphtaléine}&\text{incolore}&8.2-10.0&\text{rose}\\ \hline \end{array}$$
 
Dans un dosage colorimétrique, il faut choisir un indicateur coloré dont la zone de virage contient le $pH$ du point d'équivalence.
 
Dans le cas d'un dosage acide fort - base forte, le $pH$ du point d'équivalence est égal à $7.0$ et le bleu de bromothymol $($zone de virage $6.0-7.6)$ est un indicateur qui convient dans tous les cas, que les solutions soient concentrées ou diluées

4. Application : dosage d'une base forte par un acide fort

 
La courbe $pH$ en fonction de $V_{B}$ est décroissante : elle comporte trois parties distinctes :
 
$-\ $ pour $V_{a}\leq 8\,mL$, la courbe est presque rectiligne et le $pH$ varie peu lors de l'addition de l'acide fort
 
$-\ $ pour $8\,mL\leq V_{a}\leq 12\,mL$, on observe un $«$ saut de $pH$ $»$ et la courbe change de concavité-pour $V_{a}\geq 12\,mL$, le $pH$ varie ensuite faiblement, la courbe tendant vers une asymptote horizontale
 
Dans cette zone ou la concavité de la courbe s'inverse, le $pH$ varie beaucoup et on y trouve le point équivalent $E.$
 
La connaissance de $E$ va permettre de calculer la concentration $C_{a}$ inconnue

Exercice d'application

D'après le graphe représentant la variation du $pH$ en fonction du volume d'acide versé :
 
Il faut verser $8.5\,mL$ d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration molaire $10^{-2}mol\cdot L^{-1}$ dans $20\,mL$ d'une solution d'hydroxyde de sodium pour obtenir l'équivalence acido-basique.
 
1) Quel est le $pH$ à l'équivalence ?
 
2) Calculer la concentration molaire de la solution basique.
 
Quel est le $pH$ de la solution basique ?
 
3) Vers quelle valeur tend le $pH$ de la solution lorsqu'on continue à ajouter la solution acide ?
 
4) En utilisant les résultats précédents, tracer le graphe représentant la variation du $pH.$
 
5) Calculer la concentration molaire des ions spectateurs $Na^{+}$ et $Cl^{-}$ présents dans le bécher à l'équivalence... ainsi que celles des ions $H_{3}O^{+}$ et $OH^{-}.$
 
En déduire la masse de chlorure de sodium $NaCl$ dissoute à l'équivalence.
 
Cette masse augmente-t-elle après l'équivalence ?

Solution 

1) Le $pH$ à l'équivalence est égale $7$
 
2) Calcul de la concentration molaire de la solution basique
 
A l'équivalence : 
 
$\begin{array}{lcl} C_{B}V_{B}&=&C_{A}V_{A}\\&\Rightarrow&C_{B}=\dfrac{C_{A}V_{A}}{V_{B}}\\&=&\dfrac{1\cdot 10^{-2}\times 8.5}{20}\\&\Rightarrow&C_{B}=4.25\cdot 10^{-3}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
3) Valeur vers laquelle tend le $pH$ de la solution lorsqu'on continue à ajouter la solution acide 
 
Lorsqu'on continue à ajouter la solution acide $n_{A}>n_{B}$ ; la solution est donc acide
 
$\Rightarrow\ pH=-\log\,C_{A}\text{ avec }C_{A}=\dfrac{C_{A}V_{A}}{V_{A}+V_{B}}$
 
$\Rightarrow\ pH=-\log\dfrac{C_{A}V_{A}}{V_{A}+V_{B}}=-\log\dfrac{V_{A}C_{A}}{V_{A}\left(1+\dfrac{V_{B}}{V_{A}}\right)}$
 
$\Rightarrow\ pH=-\log\,C_{A}\text{ car }\dfrac{V_{B}}{V_{A}}\rightarrow\;0$
 
$\Rightarrow\ pH=-\log\;1\cdot 10^{-2}\ \Rightarrow\;pH=2$
 
4) Tracé du graphe représentant la variation du $pH$
 
 
5) Calcul de la concentration molaire des ions spectateurs $Na^{+}$ et $Cl^{-}$ et des ions $H_{3}O^{+}$ et $OH^{-}$ à l'équivalence
 
$\begin{array}{lcl} \left[Cl^{-}\right]&=&\dfrac{C_{A}V_{A}}{V_{A}+V_{B}}\\&=&\dfrac{1\cdot 10^{-2}\times 8.5}{8.5+20}\\&\Rightarrow&\left[Cl^{-}\right]=2.98\cdot 10^{-3}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
$\begin{array}{lcl} \left[Na^{+}\right]&=&\dfrac{C_{B}V_{B}}{V_{A}+V_{B}}\\&=&\dfrac{4.25\cdot 10^{-3}\times 20}{8.5+20}\\&\Rightarrow&\left[Na^{+}\right]=1.49\cdot 10^{-4}mol\cdot L^{-1} \end{array}$
 
$\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-7}mol\cdot L^{-1}$
 
$\left[OH^{-}\right]=10^{-7}mol\cdot L^{-1}$
 
Masse de chlorure de sodium $NaCl$ dissoute à l'équivalence.
 
$\begin{array}{lcl} m_{NaCl}&=&n_{NaCl}\times M_{NaCl}\\&=&C_{A}V_{A}\times M_{NaCl}\\&=&1\cdot 10^{-2}\times 8.5\cdot 10^{-3}\times(23+35.5)\\&\Rightarrow&m_{NaCl}=4.97\,mg \end{array}$
 
Cette masse n'augmente pas après l'équivalence car elle dépend de la quantité d'hydroxyde de sodium dosée   
 
Auteur: 
Amary Thiam & Sidy Mouhamed Ndiaye

pH d'une solution aqueuse-autoprotolyse de l'eau - produit ionique - indicateurs colorés - Ts

Classe: 
Terminale
 
 
L'eau très répandue et apparemment très banale, du point de vue de la chimie est cependant, en permanence le siège des réactions chimiques entre ses molécules d'une part et les ions et les molécules des corps dissouts d'un autre part

I. Solutions aqueuses

De nombreuses espèces chimiques peuvent se dissoudre dans l'eau constituant ainsi des solutions aqueuses

1. Définition 

Une solution aqueuse est un mélange homogène constitué d'un solvant (l'eau) et un ou plusieurs soluté(s)

2. Concentrations

2.1 Concentrations molaires

2.1.1 Concentration molaire volumique d'une solution

Si le soluté est un corps que l'on dissout dans le solvant la concentration molaire du soluté est définie :
$$C_{A}=\dfrac{n_{A}}{V}$$
 
$n_{A}$ en moles (mol)
 
$V$ en litres $(L)$
 
$C$ en moles par litres $(mol\cdot L^{-1})$

2.1.2 Concentration molaire volumique d'une espèce chimique en solution

La concentration molaire d'une espèce chimique $A$ en solution, notée $[A]$ est définie par le rapport :
$$[A]=\dfrac{n_{A}}{V}$$
 
$n_{A}$ en moles (mol)
 
$V$ en litres $(L)$
 
$[A]$ en moles par litres $(mol\cdot L^{-1})$

Exemple : 

Exprimer les concentrations des ions d'une solution aqueuse de sulfate de sodium $Na_{2}SO_{4}$ de concentration $C$
 
Équation de dissolution :
 
$Na_{2}SO_{4}\stackrel{H_{2}O}{\longrightarrow}2Na^{+}+SO_{4}^{2-}$
$C$                   $2C$         $C$
 
$\left[Na^{+}\right]=2C$ ; $\left[SO_{4}^{+}\right]=C$

2.2 Concentration massique 

C'est la masse d'une substance $A$ dissoute dans un litre de solution 
$$C_{m}(A)=\dfrac{m_{A}}{V}$$
 
$m_{A}$ en grammes $(g)$
 
$V$ en litres $(L)$
 
$C_{m}(A)$ en grammes par litres $(g\cdot L^{-1})$    

Remarque : 

Il existe une entre la concentration molaire et la concentration massique
 
$C_{m}(A)=C_{A}M_{A}$

II. Autoprotolyse de l'eau

1. Conductibilité électrique de l'eau

L'eau pure conduit légèrement le courant électrique. 
 
Elle contient donc des ions

2. Ionisation partielle de l'eau : autoprotolyse de l'eau

La conductibilité électrique de l'eau pure est due à sa légère ionisation appelée réaction d'autoprotolyse 
 
$H_{2}O\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ H_{3}O^{+}\ +\ OH^{-}$
            ion hydronium           ion hydroxyde
                          
                          
Dans l'eau pure, il y a donc un équilibre entre les ions hydronium et les ions hydroxyde et des molécules d'eau 
 
L'eau pure a donc autant d'ions $H_{3}O^{+}$ et des ions $OH^{-}$
 
$\boxed{\left[H_{3}O^{+}\right]=\left[OH^{-}\right]}$

3. Le produit ionique de l'eau

La réaction de dissociation est une réaction d'équilibre. 
 
Cet équilibre est caractérisé par une constante $Ke$ appelée produit ionique de l'eau
 
$\boxed{Ke=\left[H_{3}O^{+}\right]\left[OH^{-}\right]}$
 
$Ke$ augmente avec la température
 
$Ke=1.1\cdot 10^{-15}\text{ à }0^{\circ}C$
 
$Ke=10^{-14}\text{ à }25^{\circ}C$
 
$Ke=5.5\cdot 10^{-13}\text{ à }100^{\circ}C$

Remarque :

La constante $Ke$ du produit ionique de l'eau est valable non seulement pour l'eau pure, mais aussi toute pour solution aqueuse

II. $pH$ d'une solution

La connaissance de la teneur en ion hydronium seul ou en ion hydroxyde seul suffit pour savoir si une solution est acide
 
On convient de caractériser l'acidité, la basicité ou la neutralité d'une solution par la concentration en ion hydronium par une grandeur notée $pH$, grandeur liée à la concentration des ions hydroniums

1. Expression du $pH$ d'une solution

Le $pH$ d'une solution est un nombre par lequel on exprime la concentration  des ions hydroniums d'une solution
 
$pH=-\log\left[H_{3}O^{+}\right]$ où $\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-pH}$
 
$\log$ représente le logarithme décimal

Remarque : 

On peut aussi définir le  $pOH$
$$\boxed{pOH=-\log\left[OH^{-}\right]}$$

2. Mesure du $pH$ d'une solution

On mesure le $pH$ d'une solution à l'aide d'un appareil appelé $pH-$ mètre 
 
Il est constitué de deux parties :
 
$-\ $ deux électrodes constituant une pile : une électrode indicatrice de $pH$, le plus souvent une électrode en verre ; l'autre électrode appelée  électrode de référence, dont le potentiel est constant
 
$-\ $ un voltmètre électronique gradué en unités de $pH$ permet de mesurer la tension, fonction affine, entre les électrodes 
 

Remarque : 

Les deux électrodes peuvent être combinées ou non

3. Caractères acido-basique d'une solution 

Si on dissout un composé ionique dans l'eau, ses ions peuvent réagir avec les ions de l'eau, mais le produit ionique de l'eau reste constant
 
$Ke=\left[H_{3}O^{+}\right]\left[OH^{-}\right]=10^{-14}\text {à }25^{\circ}C$
 
$\begin{array}{lcl} -\ \text{Si }\left[H_{3}O^{+}\right]>10^{-7}&\Rightarrow&-\log\left[H_{3}O^{+}\right]<-\log\,10^{-7}\\&\Rightarrow& pH<7\;,\text{ la solution est plus acide que l'eau} \end{array}$ 
 
$\begin{array}{lcl} -\ \text{Si }\left[H_{3}O^{+}\right]<10^{-7}&\Rightarrow&-\log\left[H_{3}O^{+}\right]>-\log\,10^{-7}\\&\Rightarrow& pH>7\;,\text{ la solution est plus basique que l'eau} \end{array}$ 
 
$\begin{array}{lcl} -\ \text{Si }\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-7}&\Rightarrow&-\log\left[H_{3}O^{+}\right]=-\log\,10^{-7}\\&\Rightarrow& pH=7\;,\text{ basicité ou l'acidité de la solution est la même que celle de l'eau} \end{array}$ 
 
La solution est dite neutre
 
Échelle de $pH$ : Caractère d'une solution :
 
 

IV. Indicateurs colorés

1. Définition 

Les indicateurs colorés sont des substances qui passent progressivement, quand le $pH$ croit, d'une couleur à une autre dans un petit domaine de $pH$ appelé zone de virage de cet indicateur

2. Exemples d'indicateurs colorés 

$$\begin{array}{|c|c|c|c|} \hline \text{Indicateur}&\text{Teinte acide}&\text{Zone de virage}&\text{Teinte basique}\\ \hline \text{Hélianthine}&\text{Rouge}&2.4-4.4&\text{jaune}\\ & &\text{Orange}&\\ \hline \text{Phénolphtaléine}&\text{Incolore}&8.2-9.8&\text{Violette}\\ & &\text{Rose}&\\ \hline \text{Bleu de Bromothymol}&\text{Jaune}&6.0-7.6&\text{Bleue}\\ (BBT)& &\text{Verte}&\\ \hline \end{array}$$

3. Utilisation des indicateurs 

L'utilisation des indicateurs colorés permet de déterminer une valeur approchée du $pH$ d'une solution. 
 
On ajoute quelques gouttes de l'indicateur coloré dans la solution à étudier et on note la couleur obtenue
 
On peut aussi utiliser un papier $pH$
 
Il s'agit du papier préparé à l'aide d'un mélange d'indicateurs colorés et qui prend une couleur bien déterminée lorsqu'il est en contact avec une solution de $pH$ étudiée 
 
Il suffit donc de mettre ce papier en contact avec la solution et de comparer la teinte qu'il prend avec une des teintes donnant le $pH$
 
 
 
 

Un $pH-$ mètre

Le $pH-$ mètre est constitué d'une sonde relié à un voltmètre. 
 
La sonde se compose d'une électrode de fer est d'une électrode de référence. 
 
La tension $U$ aux bornes de la sonde plongée dans une solution est une fonction affine du $pH$ : $U= a-b\cdot pH$
 
Avant toute mesure, il est nécessaire d'étalonner un $pH-$ mètre avec deux solutions étalons de $pH$ connu $($généralement $4$ et $7).$ 
 
Cet étalonnage permet de fixer avec précision les valeurs de $'a'$ et $'b'.$
 
Un $pH$ mètre est précis à $0.05$ unité $pH$ environ.
 
L'incertitude relative sur la valeur de la concentration en ion oxonium est donc de $10\%$ environ. 

Auteur: 
Amary Thiam & Sidy Mouhamed Ndiaye

Cinétique chimique - Ts

Classe: 
Terminale
 
 
En chimie le plus souvent, on se contente d'écrire l'équation-bilan d'une réaction ; cette équation ne renseigne pas sur le caractère lent ou rapide d'une réaction.
 
Une réaction chimique peut être rapide, lente ou très lente ; sa durée dépend étroitement des conditions expérimentales. 
 
La cinétique chimique est l'étude de l'évolution d'une réaction chimique, possible, au cours du temps. 

I. Étude qualitative                                                                                                                   

1. Réactions rapides

Une réaction rapide se fait quasi-instantanément, dès que les réactifs sont en contact

Exemples :

$-\ $ Réaction entre  $I_{2}$ et $S_{2}O_{3}^{2-}$
 
$-\ $ Réaction entre $H_{2}O_{2}$ et $MnO_{4}^{-}$ en milieu acide

2. Réactions lentes

Une réaction lente peut durer quelques minutes à plusieurs heures
 
Les produits ne se forment que progressivement  

Exemple : 

réaction entre $I^{-}$ et $S_{2}O_{3}^{2-}$
 
Il se forme $I_{2}$ qui colore le mélange réactionnel en jaune puis en brun de plus en plus foncé, au fur et à mesure que le temps passe

3. Réactions très lentes

Le système chimique ne semble pas évoluer au cours du temps. 
 
La réaction peut durer plusieurs mois ou plusieurs années 

Exemple : 

formation de la rouille

II. Étude quantitative

1. Vitesse de formation ou disparition d'un corps

Dans le cas des réactions lentes, il est possible de suivre l'évolution des réactifs ou des produits au cours du temps
 
Considérons  une réaction du type :
 
$aA\ +\ bB\ \longrightarrow\ cC\ +\ dD$
 
Pour suivre l'évolution de cette réaction, on peut :
 
$-\ $ soit mesurer la quantité des produit $C$ ou $D$ qui apparait en fonction du temps
 
$-\ $ soit mesurer la quantité des réactifs $A$ ou $B$ qui reste en fonction du temps
 
$A$ volume constant, on peut suivre expérimentalement la variation de la concentration de $A$ ou $B$ et $C$ ou $D$

1.1 Vitesse moyenne de formation ou de disparition du corps

1.1.1 Vitesse moyenne de formation d'un corps 

 
Soient $\left[C_{i}\right]$ et $\left[C_{f}\right]$ les concentrations molaires du produit $C$ aux instants $t_{i}$ et $t_{f}$
 
Par définition, la vitesse de formation de $C$ entre les instants $t_{i}$ et $t_{f}$ est :
$$V_{moy}(C)=\dfrac{\left[C_{f}\right]-\left[C_{i}\right]}{t_{f}-t_{i}}=\dfrac{\Delta[C]}{\Delta\,t}=\tan\alpha$$
 
Cette vitesse moyenne est représentée par le coefficient directeur de la droite $\left(M_{i}M_{f}\right)$ joignant les points $M_{i}$, $M_{f}$ de la courbe d'abscisses $t_{i}$ et $t_{f}$
 
La vitesse exprime en moles par litre et par seconde $\left(mol\cdot L^{-1}\cdot S^{-1}\right)$

1.1.2 Vitesse moyenne de disparition d'un corps

 
La vitesse moyenne de disparition du réactif $A$ entre les instants $t_{i}$ et $t_{f}$ caractérise la quantité moyenne de $A$ disparu par unité de temps dans cet intervalle
 
Elle vaut : $V_{moy}(A)=\dfrac{\left[A_{f}\right]-\left[A_{i}\right]}{t_{f}-t_{i}}=\dfrac{\Delta[A]}{\Delta\,t}=\tan\alpha$
 
Le signe moins $(-)$ s'explique par le fait $\Delta[A]<0$ alors que la vitesse est toujours positive

2. Vitesse instantanée de formation ou de disparition du corps

2.1 Vitesse instantanée de formation du corps

a) Définition

La vitesse instantanée de formation d'un produit $(C$ ou $D)$ est la dérivée par rapport au temps de sa concentration
$$V_{C}=\dfrac{d[C]}{\mathrm{d}\,t}\ ;\ V_{D}=\dfrac{d[D]}{\mathrm{d}\,t}$$

b) Traduction graphique

La vitesse instantanée de formation du produit $C$ ou $D$ à l'instant $t$ est donnée par le coefficient directeur de la tangente à la courbe au temps $t$ considérée
 
 

2.2 Vitesse instantanée de disparition d'un corps

a) Définition

La vitesse instantanée de disparition du réactif $A$ ou $B$ est l'opposé de la dérivée par rapport au temps de sa concentration
$$V_{A}=\dfrac{d[A]}{\mathrm{d}\,t}\ ;\ V_{B}=\dfrac{d[B]}{\mathrm{d}\,t}$$

b) Traduction graphique

La vitesse instantanée de disparition du réactif $A$ ou $B$ à l'instant $t$ est donnée par l'opposé du coefficient directeur de la tangente à la courbe au temps $t$ considéré 
 
 

Remarque :

Pour une réaction donnée, il est possible de définir une vitesse unique dont la valeur indépendante de l'espèce considéré
 
Si l'équation-bilan de la réaction s'écrit :
 
$\boxed{aA\ +\ bB\ \longrightarrow\ cC\ +\ dD}$
 
La vitesse de réaction est définie par :
 
$\begin{array}{lcl} V&=&\dfrac{l}{c}\dfrac{d[C]}{\mathrm{d}\,t}\\&=&\dfrac{l}{d}\dfrac{d[D]}{\mathrm{d}\,t}\\&=&\dfrac{l}{a}\dfrac{d[A]}{\mathrm{d}\,t}\\&=&-\dfrac{l}{b}\dfrac{d[B]}{\mathrm{d}\,t}\\&\Rightarrow& V=\dfrac{V_{C}}{c}\\&=&\dfrac{V_{D}}{d}\\&=&\dfrac{V_{A}}{a}\\&=&\dfrac{V_{B}}{b} \end{array}$

3. Temps de demi-réaction

On caractérise souvent la rapidité avec laquelle la réaction se déroule par le temps de demi-réaction
 
Considérons la réaction d'équation
$$aA\ +\ bB\ \longrightarrow\ cC\ +\ dD$$
 
Le temps de demi-réaction est la durée nécessaire pour consommer la moitié du réactif limitant initialement présent
 
$-\ $ Si $A$ est le réactif limitant alors $n_{A}=\dfrac{1}{2}n_{iA}$ pour $t_{1/2}$
 
$-\ $ Si on opère en milieu liquide ou gazeux à volume constant alors $[A]=\dfrac{1}{2}[A_{i}]$ pour $t_{1/2}$

III. Facteurs cinétiques

Ce sont des grandeurs qui permettent d'influer sur les vitesses de réaction

1. Concentration des réactifs

Il faut un contact entre les réactifs pour que la réaction se fasse
 
En augmentant leur concentration, on augmente leur chance de se rencontrer : la réaction est plus rapide 
 
$\bullet\ $ La vitesse volumique de réaction augmente quand la concentration des réactifs augmente
 
$\bullet\ $ Le temps de demi-réaction diminue quand la concentration en réactifs initiale augmente 

Application :

$-\ $ Pour stopper une réaction qui a lieu en solution, on ajoute un solvant (l'eau par exemple) pour diluer les réactifs 
 
$-\ $ Au fur et à mesure le temps passe, la concentration des réactifs diminue, donc la vitesse volumique de réaction diminue

2. La température

Quand la température augmente, l'énergie cinétique des réactifs augmente, les chocs entre eux sont plus violents, plus efficaces : la réaction plus rapide 
 
$\bullet\ $ La vitesse volumique de réaction augmente quand la température augmente
 
$\bullet\ $ Le temps de demi-réaction diminue quand la température augmente

Application :

$-\ $ Pour bloquer une réaction, on ajoute de la glace pour arrêter brutalement le mélange réactionnel : c'est la trempe (opération qui consiste à bloquer une réaction en ajoutant de la glace pour refroidir brutalement le mélange réactionnel)
 
$-\ $ Pour déclencher une réaction, on utilise une allumette enflammée, une étincelle.
 
$-\ $ Pour cuire des aliments plus rapidement, on utilise une cocotte-minute $($la température d'ébullition de l'eau est de $120^{\circ}C)$

3. Surface de contact

Si l'un des réactifs est solide, la réaction est plus rapide si on augmente la surface de contact entre le solide et les autres réactifs en solution : on utilise des poudres au lieu de gros morceaux pour augmenter la vitesse volumique d'une réaction

4. Le catalyseur

4.1 Définition

Un catalyseur est une entité chimique, utilisée en faible proportion, capable d'augmenter la vitesse d'une réaction possible spontanément en son absence et sans apparaitre dans l'équation-bilan de la réaction

Remarque : 

Lorsqu'une réaction chimique est catalysée par l'un des produits cette réaction ; elle est dite autocatalysée. 
 
Il s'agit d'une autocatalyse

4.2 Caractères généraux  de la catalyse

$\bullet\ $ Le catalyseur se trouve inaltérée à la fin de la réaction (puisqu'il n'entre pas dans l'équation-bilan)
 
$\bullet\ $ Une faible quantité de catalyseur permet, en général, la transformation de quantités importantes de réactifs
 
$\bullet\ $ Un catalyseur peut avoir une action orientatrice du fait de sa sélectivité 
 
$\bullet\ $ Un catalyseur ne permet, en aucun cas, réaliser des réactions théoriquement impossibles 
 
$\bullet\ $ Un catalyseur ne déplacer un équilibre chimique : il permet de l'atteindre rapidement

Autre définition du catalyseur

Un catalyseur est une espèce chimique qui diminue la durée d'une transformation : il participe à la réaction mais est régénéré en fin de réaction. 
 
Il n'apparaît pas dans l'équation de la réaction
 
Auteur: 
Amary Thiam & Sidy Mouhamed Ndiaye

Les acides carboxyliques et dérivés - Ts

Classe: 
Terminale
 

A. Les acides carboxyliques

I. Généralités

1. Définition                                                                                                                            

Les acides carboxyliques sont des composés oxygénés dont la chaine carbonée comporte deux atomes d'oxygène 
 
Leur formule générale est : 
 
$\left(C_{n}H_{2n+1}COOH\text{ ou }C_{n}H_{2n}O_{2}\right)$
 
ou   est le groupe fonctionnel  appelé groupe carboxylique

2. Nomenclature

Le nom de l'acide dérive de celui de l'alcane de même chaine carbonée en remplaçant le « e » par oïque, le tout précédé du mot acide 
 
Le carbone du groupe fonctionnel porte toujours le numéro $1$

Exemples : 

$HCOOH$ : Acide méthanoïque
 
 
 
 

Remarque : 

$-\ $ Un composé organique peut posséder deux groupes carboxyles positionnés soit aux extrémités d'une chaine aliphatique, soit sur deux carbones d'un groupe aromatique
 
Ces diacides sont dénommés dioïques ou dicarboxyliques 

Exemples : 

$HOOC-COOH$ : Acide éthanedioïque (ou acide oxalique)
 
$HOOC-\left(CH_{2}\right)_{4}-COOH$ : Acide hexanedioïque (ou acide adipique)
 
 Acide benzène $-1.2-$ dioïque (acide orthophtalique)
 
Les acides gras sont des acides à chaines linéaires saturées ou non possédant un nombre d'atomes de carbone pair et tel que $4\leq n\leq 22$
 
$CH_{3}-\left(CH_{2}\right)_{16}-COOH$ : Acide stéarique
 
$CH_{3}-\left(CH_{2}\right)_{7}-CH=CH-\left(CH_{2}\right)_{7}-COOH$ : Acide oléique

II. Propriétés des acides carboxyliques

1. Propriétés physiques 

Dans les conditions ordinaires de température et de pression, tous les acides carboxyliques sont liquides ou solides.
 
Les acides carboxyliques de $C_{1}$ à $C_{4}$ sont très solubles dans l'eau.
 
La solubilité dans l'eau décroit quand le nombre d'atomes de carbone augmente 
 
Les acides carboxyliques ont des températures d'ébullition relativement élevées 

2. Propriétés chimiques 

2.1. Propriétés acides

2.1.1. Action sur l'eau 

Les acides carboxyliques sont des acides faibles.
 
Toutes les solutions aqueuses d'acide carboxylique sont acides
 
Les acides carboxyliques réagissent sur l'eau : la réaction est  limitée par la réaction inverse
 
$R-COOH\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ R-COO^{-}\ +\ H_{3}O^{+}$
acide carboxylique                 ion carboxylique  ion hydronium

Exemple :

$HCOOH\ +\ H_{2}O\ \leftrightarrows\ HCOO^{-}\ +\ H_{3}O^{+}$
acide méthanoique                 ion méthanoate

2.1.2.  Action sur les bases 

Une solution  aqueuse d'acide carboxylique peut-être  dosée par une base forte 
 
L'équation-bilan s'écrit :   
 
$R-COOH+OH^{-}\rightarrow R-COO^{-}+H_{2}O$

Exemple :

$CH_{3}-CH_{2}-COOH+OH^{-}\rightarrow CH_{3}-CH_{2}-COO^{-}+H_{2}O$
acide propanoique                       ion propanoate
 
La réaction est totale.
 
Une indicateur coloré peut servir d'indicateur de fin de réaction

c) Action sur les métaux 

Les acides carboxyliques donnent de nombreux sels avec certains métaux (zinc, aluminium...)
 
La réaction est une oxydoréduction 

Exemple :

$2CH_{3}-COOH+Zn\rightarrow\left(CH_{3}CO_{2}\right)_{2}Zn+H_{2}$

2.2. La décarboxylation

La décarboxylation est une élimination du dioxyde de carbone des molécules d'acides
 
C'est une réaction qui permet de mettre en évidence le groupement carboxyle
 
Elle se fait, le plus souvent, à température  élevée en présence de catalyseur
 
Les équations-bilans s'écrivent :
$R-COOH\stackrel{Ni\text{ à }200^{\circ}}{\longrightarrow}RH\ +\ CO_{2}$
                                                          Alcane

Exemples :

$CH_{3}-COOH\stackrel{Ni\text{ à }200^{\circ}}{\longrightarrow}CH_{4}\ +\ CO_{2}$
 
 
$CH_{3}-COOH+HCOOH\stackrel{Al_{2}O_{3}\text{ à }400^{\circ}}{\longrightarrow}CH_{3}-CH_{2}-CHO+CO_{2}+H_{2}O$

Remarques :                                                                                                                                         

$-\ $ Le dernier exemple constitue un cas particulier car la réaction aboutit à la formation d'un aldéhyde
 
$-\ $ Un diacide peut se « décarboxyler » pour donner un monoacide
 
La décarboxylation de l'acide propanedioïque, par exemple, peut donner l'acide éthanoïque
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit : 
 
$HOOC-CH_{2}-COOH\stackrel{140^{\circ}}{\longrightarrow}CH_{3}COOH\ +\ CO_{2}$

B. Les dérivées des acides carboxyliques

La formule générale d'un dérivé de l'acide carboxylique est :    
 
 

I. Les chlorures d'acyle ou chlorures d'acide 

1. Formule générale 

Lorsque $Z$ est un atome de chlore, le dérivé d'acide carboxylique est un chlorure d'acyle (ou d'acide) de formule : 
 
 

2. Nomenclature

Le chlorure d'acyle est appelé chlorure de suivi du nom de l'alcane ayant la même chaine carbonée auquel on remplace la terminaison $« e »$ par oyle 

Exemples :                                           

 
 

3. Préparation des chlorures d'acyle 

Les chlorures d'acyle sont obtenus en traitant les acides carboxyliques par :
 
$-\ $ le pentachlorure de phosphore $PCl_{5}$
 
$-\ $ le trichlorure de phosphore $PCl_{3}$
 
$-\ $ le chlorure de thionyle $SOCl_{2}$
 
Les équations-bilans s'écrivent :
 
 
 
 
Soit en résumé :    
 
 

4. Hydrolyse des chlorures d'acide

Les chlorures d'acyle s'hydrolysent facilement en donnant l'acide carboxylique correspondant. 
 
La réaction est exothermique
 

Exemple :

$CH_{3}-COCl\ +\ H_{2}O\ \rightarrow\ CH_{3}-COOH\ +\ H_{2}O$

II. Les anhydrides d'acide

1. Formule générale :

Lorsque $Z$ est un groupe  le dérivé d'acide carboxylique est un anhydride d'acide de formule générale :                                              
 
 $\left(C_{n}H_{2n-3}O_{3}\quad n\geq 2\right)$

2. Nomenclature 

L'anhydride d'acide est appelé anhydride, suivi du nom de l'acide carboxylique auquel on élimine le mot acide 

Exemples : 

 
 
 

3. Préparation des anhydrides d'acide 

Les anhydrides d'acide peuvent être obtenus :

3.1 Par  élimination à partir d'eau de deux fonctions carboxyliques

3.1.1 Déshydratation intermoléculaire 

Un déshydratant énergétique telque pentoxyde de diphosphore $P_{2}O_{5}$ ou decaoxyde de tétraphosphore $P_{4}O_{10}$ permet d'éliminer une molécule d'eau entre deux molécules d'acides carboxyliques.
 
On parle de déshydratation intermoléculaire 
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
 

Exemple :

 

3.1.2 Déshydratation intramoléculaire 

Dans le cas d'un diacide si les deux groupes carboxyliques sont suffisamment proches de l'un de l'autre, il peut y avoir élimination d'une molécule d'eau à partir d'une seule molécule d'acide.
 
On parle de déshydratation intramoléculaire 
 
C'est le cas pour l'acide benzène $-1.2-$ dioïque
 
 

2.2 Par action d'un chlorure d'acyle sur un acide ou sur un ion carboxylate

Les anhydrides d'acide peuvent obtenus par action d'un chlorure d'acide sur un acide ou sur un ion carboxylate 
 
Les équations-bilans des réactions s'écrivent :
 
 

Remarque :

Dans la pratique, les anhydrides d'acide sont surtout préparés par action des chlorures d'acide sur les acides carboxyliques ou les ions carboxylates 

III. Les esters

1. Formule générale 

Lorsque $Z$ est un groupe $O-R'$, le dérivé d'acide carboxylique  est un ester de formule générale :
 
 $\left(C_{n}H_{2n}O_{2}\text{ avec }n\geq 2\right)$

2. Nomenclature 

Le nom de l'ester s'obtient en faisant suivre le nom du groupe carboxylate  de celui du groupe alkyle $-R$

Exemples :

$CH_{3}-CH_{2}-COO-C_{2}H_{5}$ : Propanoate d'éthyle 
 
 

3. Estérification 

Un ester peut être préparé par plusieurs méthodes :
 
$-\ $ par action d'un acide carboxylique sur un alcool : on parle d'estérification directe
 
$-\ $ par action d'un chlorure d'acyle ou d'un anhydride sur un alcool : on parle d'estérification indirecte

3.1 Estérification directe 

C'est une réaction entre un acide et un alcool
 
Il s'agit d'une réaction très lente, athermique, réversible (donc limitée)
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
 
 

Exemple :

$CH_{3}-COOH+CH_{3}-CH_{2}-CH_{2}OH\rightarrow CH_{3}-COO-CH_{2}-CH_{2}-CH_{3}+H_{2}O$
 
$\bullet\ $ Rendement d'une estérification
 
On appelle rendement d'une transformation chimique le rapport entre la quantité de matière (respectivement la masse) du produit effectivement obtenu et la quantité de matière (respectivement la masse) théorique que l'on obtiendrait si la réaction était totale
$$\boxed{\dfrac{n_{\text{obtenu}}}{n_{\text{max}}}=\dfrac{m_{\text{obtenu}}}{m_{\text{max}}}}$$

Remarque

Le rendement de l'estérification dépend peu du choix de l'acide.                                                                                                             
 
En revanche il dépend beaucoup de la classe de l'alcool 
 
Pour un mélange équimolaire d'acide et d'alcool, ce rendement est de $67\%$ pour un alcool primaire, $60\%$ pour un alcool secondaire et $5\%$ pour un alcool tertiaire
 
$\bullet\ $ Constante d'estérification
$$\boxed{K_{\text{estérification}}=\dfrac{[\text{ester}][\text{eau}]}{[\text{acide}][\text{alcool}]}}$$

3.2 Estérification indirecte 

Si l'estérification directe des alcools par les acides carboxyliques est limitée et lente, en revanche la réaction d'estérification par des chlorures d'acyle ou des anhydrides est totale et rapide
 
Les équations-bilans des réactions s'écrivent :
 
 

Exemples :

$CH_{3}-COCl+CH_{3}OH\rightarrow CH_{3}-COOCH_{3}+HCl$
Chlorure d'éthanoyle     méthanol           éthanoate de méthyle           chlorure d'hydrogène    
 
$\left(CH_{3}-CO\right)_{2}O+CH_{3}-CHOH-CH_{3}\rightarrow CH_{3}-COO-CH\left(CH_{3}\right)-CH_{3}-COOH$
Anhydride acétique        Propan $-2-$ ol            Acétate de méthyléthyle ou d'isopropyle      Acide  acétique                                                                                 

4. Cas des polyesters 

On peut avoir une réaction d'estérification entre :
 
$-\ $ un acide carboxylique et un polyalcool
 
$-\ $ un polyacide et un polyalcool

Exemples :

$-\ $ Les corps gras sont des polyesters plus précisément des triesters du glycérol
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
 
 
$-\ $ La réaction de polycondensation  entre l'éthane $-1.2-$ diol et le diacide conduit à la formation des chaines de polyesters 
 
$nHO-CH_{2}CH_{2}-OH+nHOOC-C_{6}H_{4}-COOH\rightarrow -\left(O-CO-C_{6}H_{4}-COO-CH_{2}CH_{2}\right)_{n}-\ +\left(2n-1\right)H_{2}O$

Remarque :

Une réaction de polycondensation se distingue d'une polymérisation par le fait que la jonction entre les différents maillons de la macromolécule est accompagnée de la formation d'une molécule annexe

4. Hydrolyse

L'hydrolyse d'un ester est son action sur l'eau : c'est une réaction inverse de l'action de l'acide sur un alcool
 
Comme l'estérification, c'est une réaction lente et limitée : elle conduit à un équilibre chimique
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
 
$R-COOR'+H_{2}O\rightarrow R-COOH+R'-OH$

Remarque :

L'estérification et l'hydrolyse constituent une réaction lente et réversible conduisant à un équilibre chimique où les quatre composés coexistent dans des proportions constantes (en fait il s'agit d'un équilibre dynamique durant lequel les deux réactions continuent d'avoir lieu mais avec des vitesses égales)

5. Saponification 

Les esters réagissent sur les bases fortes comme l'hydroxyde de sodium $(NaOH)$ ou l'hydroxyde de potassium $(KOH)$
 
La réaction donne un alcoolate et un carboxylate de potassium ou de sodium
 
L'équation-bilan de la réaction s'écrit :
 
$R-CO-O-R'+MOH\rightarrow R-COO^{-}M^{+}+R'-OH$
$\left(M=Na^{+}\;,\ K^{+}\right)$ Carboxylate de $M$    Alcool
                                                                 (Savon)
 
La saponification conduit à la formation du savon lorsqu'elle est effectuée avec des esters particuliers
 
La saponification d'un triglycéride (corps gras) par l'hydroxyde de sodium par exemple donne le glycérol et un carboxylate de sodium
 
                                     

IV. Les amides

1. Formule générale

Lorsque $Z$ est un groupe fig571 le dérivé d'acide carboxylique est un amide de formule générale : fig572 $(R$ et $R'$ pouvant être des atomes d'hydrogène ou des groupes alkyles$)$

2. Nomenclature 

Le nom d'un amide dérive de celui de l'alcane de même de chaine carbonée en remplaçant la terminaison $« e »$ par amide 

Exemples :

Ethanamide
 
$N$, $N-$ diéthylbenzanamide
 
$N-$ éthyléthanamide
 
$N$, éthyl $-N-$ propyl $-2-$ méthylpropanamide
 

3. Préparation  des amides 

Les amides peuvent être obtenus à partir des acides
 
L'action de :
 
$-\ $ l'ammoniac, d'une amine primaire ou secondaire conduit à la formation  d'un carboxylate d'ammonium ou alkylammonium
 
Ce carboxylate porté à haute température se déshydrate avec formation d'un  amide
 
 
 
 
Ces réactions sont lentes et réversibles conduisant à un équilibre chimique ; ce qui limite les rendements 
 
$-\ $ l'action de l'ammoniac ou d'une amine sur le chlorure d'acyle
 
La réaction d'un chlorure d'acyle sur l'ammoniac ou amine primaire ou  secondaire est rapide et totale
 
 

Exemple :

 
$-\ $ les amides  peuvent être obtenus à partir des anhydrides d'acide. 
 
La réaction est totale et rapide
 
Les équations-bilans des réactions s'écrivent :
 
 

4. Les polyamides 

Il s'agit des macromolécules formées par la répétition d'un motif élémentaire comportant la fonction amide
 
Ils sont obtenus par des réactions de polycondensation mettant en jeu un diacide et une diamine, soit aminoacide 

Exemple : 

Le « nylon $6-6$ » est un polyamide, produit de la réaction  de  polycondensation entre le chlorure d'hexanedioyle et l'hexane $-1.6-$ diamine
 
$nCOCl-\left(CH_{2}\right)_{4}-COCl+nH_{2}N-\left(CH_{2}\right)_{6}-NH_{2}\rightarrow\left(-CO-\left(CH_{2}\right)_{4}-CO-HN-\left(CH_{2}\right)_{6}-NH\right)_{n}-\ +2nHCl$

Remarque :

L'appellation du « nylon $6-6$ » précise que la réaction de polycondensation fait intervenir deux molécules renfermant chacune six atomes de carbone

Auteur: 
Amary Thiam & Sidy Mouhamed Ndiaye

Les amines - Ts

Classe: 
Terminale
 

I. Généralités

1. Définition

Les amines sont des composés azotés dont la chaine carbonée comporte au moins un atome d'azote
 
Leur formule générale est : 
 
est le  groupe fonctionnel des amines 

2. Les classes d'amine 

La classe d'une amine est liée au nombre de groupe alkyle (ou aryle) portés par l'atome d'azote
 
Il existe trois classes d'amines :
 
$-\ $ les amines primaires : $R-NH_{2}$
 
$-\ $ les amines secondaires : $R-NH-R'$
 
$-\ $ les amines tertiaires : $R-NR'-R''$
 
$R\;,\ R'\text{ et }R''$ peuvent être identiques ou différents.
 
Si l'un d'eux est au moins un groupe aryle $\left(C_{6}H_{5^{-}}\right)$, il s'agit d'une amine benzénique (on dit aussi aromatique)

3. Nomenclature

a) Cas des amines aliphatiques

$-\ $ Les amines primaires sont nommées en ajoutant la terminaison amine éventuellement précédée du numéro de l'atome de carbone portant le groupe caractéristique entre tirets 

Exemples :

$CH_{3}-CH_{2}-NH_{2}$ : Éthanamide ou éthylamine
 
$CH_{3}-CH\left(NH_{2}\right)-CH_{3}$ : propan $-2-$ amine
 
$CH_{3}-CH_{2}-CH_{2}-CH\left(CH_{3}\right)-CH_{2}-CH_{2}NH_{2}$ : $3-$ méthylhéxan $-1-$ amine
 
$-\ $ Les amines secondaires et tertiaires sont constituées comme dérivant de l'amine primaire correspondant à la chaine carbonée la plus longue 
 
Le nom de cette amine est précédé du nom ou des noms des substituants sur l'atome d'azote énuméré dans l'ordre alphabétique et précédé du préfixe $N-$
 
Pour les amines secondaires et tertiaires, lorsque les substituants alkyles sont identiques, on ajoute le suffixe « amine » au nom du radical alkyle privé du « e » final et précédé du suffixe multiplicatif adéquat 

Exemples : 

$CH_{3}-CH_{2}-CH_{2}-NH-CH_{3}$ : $N-$ méthylpropane $-1-$ amine
 
$CH_{3}-CH_{2}-NH-CH_{2}-CH_{3}$ : $N-$éthyléthanamine ou diéthylamine
 
$CH_{3}-CH\left(C_{6}H_{5}\right)-CH_{2}-NH-CH_{2}-CH_{3}$ : $N-$ éthyl $-2-$ phénylpropanamine
 
$CH_{3}-CH_{2}-CH_{2}-N\left(CH_{3}\right)-CH_{2}-CH_{3}$ : $N-$ éthyl $-N-$ méthylpropanamine
 
$CH_{3}-CH_{2}-N\left(C_{2}H_{5}\right)-CH_{2}-CH_{2}-CH_{3}$ : $N\;,\ N-$ diéthyl léthanamine ou triéthylamine

b) Cas  des amines aromatiques

Pour les amines aromatiques nous donnerons quelques exemples
 
$C_{6}H_{5}-NH_{2}$ : Phénylamine ou aniline
 
$C_{6}H_{5}-NH-C_{6}H_{5}$ : Diphénylamine
 
$C_{6}H_{5}-N\left(CH_{3}\right)_{2}$ : $N\;,\ N-$ diméthylaniline
 
 

II. Propriétés des amines

1. Propriétés basiques d'une amine :

a) Ionisation dans l'eau

L'action des amines sur l'eau est limitée, elle se fait avec libération de l'ion hydroxyde $OH^{-}$
 
$R-NH_{2}+H_{2}O\longrightarrow R-NH_{3}^{+}+OH^{-}$
 
$R-NH-R'+H_{2}O\longrightarrow R-NH_{2}^{+}-R'+OH^{-}$
 
$R-NR'-R'+H_{2}O\longrightarrow R-NH^{+}R'-R''+OH^{-}$

b) Action des amines sur quelques ions métalliques

Les solutions d'ammoniac et d'amines aliphatiques donnent des propriétés avec certains ions métalliques tels que : 
 
$-\ $ les ions $Cu^{2+}$
 
$-\ $ les ions $Fe^{2+}\;,\ Fe^{3+}\;,\ Al^{3+}\ldots$

2. Réaction d'alkylation

On appelle alkylation toute réaction  au cours  de laquelle un groupe alkyle se fixe sur une molécule
 
Les équations-bilans s'écrivent : 
 
$NH_{3}+R-X\ \rightarrow\ R-NH_{2}+HX$
 
$R_{1}-NH-R_{2}+R-X\ \rightarrow\ R_{1}-NR-R_{2}+HX$
 
$R_{1}-NR_{3}-R_{2}+R-X\ \rightarrow\ \left[ R_{1}-NRR_{3}-R_{2}\right]^{+}+X^{-}$
 
$\left(X=Cl\;,\ Br\;,\ I\ldots\right)$

Exemple :

$CH_{3}-CH\left(CH_{3}\right)-CH_{2}Br+NH_{3}\ \rightarrow\ CH_{3}-CH\left(CH_{3}\right)-CH_{2}NH_{2}+HBr$ : $2-$ méthylpropan $-1-$ amine
 
Auteur: 
Amary Thiam & Sidy Mouhamed Ndiaye

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