Matières

CONSTITUTION ET TRANSFORMATION DE LA MATIERE

I. DETERMINER LA COMPOSITION D’UN SYSTEME PAR DES METHODES PHYSIQUES OU CHIMIQUES

MODELISER DES TRANSFORMATIONS ACIDE-BASE PAR DES TRANSFERTS D’IONS $\ce{H+}$

Acides et bases selon Bronsted :

Acide :

Espèce susceptible de perdre un proton $\ce{H+}$ : $$\ce{AH_{(aq)}->A-_{(aq)}+ H+}$$ Avec $\ce{A-_{(aq)}}$ la base conjuguée. L’acidité traduit la capacité d’une entité à céder ce proton à un réactif basique.

Base :

Espèce capable de capter un proton $\ce{H+}$ : $$\ce{A-_{(aq)}+H+ ->AH_{(aq)}}$$ Avec $\ce{A-}$ l’acide conjugué.
Couple acide/base noté $\ce{AH/A-}$ dont la demi-équation s’écrit : $$\ce{AH_{(aq)} ⇄ A-_{(aq)}+H+}$$

Couples acide/base à connaître :

Lors d’une réaction acide/base l’acide d’un couple interagit avec la base d’un autre couple. L’équation de la réaction revient à la somme des demi-équations. Si la réaction est réversible il faut utiliser une double flèche. Si la réaction est totale alors il faut utiliser une simple flèche.

Couple acide/base de l’eau

$\ce{H3O+_{(aq)}/H2O_{(l)}}$ : $\ce{H2O_{(l)} + H+ -> H3O+_{(aq)}}$

Ici l’eau joue le rôle de la base.

$\ce{H2O_{(l)}/HO-_{(aq)}}$ : $\ce{HO-_{(aq)} -> H2O_{(l)} + H+}$

Ici l’eau joue le rôle de l’acide.
Une espèce amphotère est une espèce qui est à la fois l’acide mais aussi la base. L’eau est une espèce amphotère.

ANALYSER UN SYSTEME CHIMIQUE PAR DES METHODES PHYSIQUES

Le pH d’une solution est un indicateur d’acidité d’une solution liée à la présence d’ion oxonium $\ce{H3O+}$. $$\ce{pH=-\log{\dfrac{[H3O+]}{C^o}}}$$ Avec la concentration standard $\ce{C^o=1mol \cdot L^{-1}}$

Dosage par étalonnage

Dosage spectrophotométrique
La loi de Beer-Lambert traduit la proportionnalité entre l’absorbance $A$ et la concentration de la solution $C$, à une longueur d’onde fixée : $$A=\epsilon \cdot I \cdot C = k \cdot C$$ Avec $I$ l’épaisseur de la cuve où est mise la solution et $\epsilon$ le coefficient d’absorption molaire de l’espèce absorbante.

Dosage conductimétrique
La conductivité $\sigma$ traduit la capacité d’une solution ionique à conduire un courant électrique, elle s’exprime en Siemens par mètre ($S \cdot m^{-2}$).
Elle est définie par : $$\sigma=\Sigma_i \lambda_{xi}[X_i]$$ Avec $\lambda_{xi}$ la conductivité molaire ionique et $[X_i]$ la concentration en ions $\ce{X_i}$. Pour une solution suffisamment diluée ($C < 10^{-2} mol \cdot L^{-1}$) et qui ne contient qu’un seul soluté ionique, on peut définir la loi de Kohlrausch qui traduit la proportionnalité entre la conductivité et la concentration : $$\sigma = kC$$

Déterminer une quantité de gaz
A l’échelle microscopique, un gaz est modélisé par un ensemble d’entités (molécules ou atomes) en mouvement désordonné. Un gaz est dit « parfait » si la taille de ses entités est négligeable devant la distance qui les sépare et si elles n’interagissent pas entre elles.
L’équation d’état des gaz parfaits relie différentes grandeurs macroscopiques qui caractérisent un gaz. Elle est définie par : $$PV=nRT$$ Avec :

• $P$ la pression du gaz (Pa)
• $V$ le volume du gaz ($m^3$)
• $n$ la quantité de matière du gaz (mol)
• $T$ la température en kelvin (K)
• $R$ la constante des gaz parfaits $R = 8,314 Pa \cdot m^3 \cdot mol^{-1} \cdot K^{-1}$

A température et pression fixées, on peut déterminer le volume molaire d’un gaz parfait : $$V_m=\dfrac{RT}{P}$$ Le volume molaire permet de relier la quantité de matière du gaz avec son volume : $$n=\dfrac{V_m}{V}$$

Spectroscopie : interaction de la lumière avec la matière

Spectroscopie UV-visible
Les solutions colorées absorbent dans le domaine du visible (400-800 nm). Certaines solutions incolores absorbent dans le domaine ultra-violet.
Le spectre d’absorption « UV-visible » représente l’absorbance $A$ en fonction de la longueur d’onde $\lambda$. On identifie une espèce chimique à partir du spectre d’absorption en déterminant la valeur de la longueur d’onde correspondant à l’absorbance maximale, puis en la comparant à des tables de données comme références.

Spectroscopie infrarouge
A partir des tables de spectroscopie IR on peut identifier les bandes d’absorption de liaisons chimiques, et ainsi retrouver l’espèce chimique.
Un spectre IR définie la transmittance en fonction du nombre d’onde $N$. Le nombre d’onde est égal à l’inverse de la longueur d’onde : $$N=\dfrac{1}{\lambda}$$ Il s’exprime en $cm^{-1}$.

ANALYSER UN SYSTEME CHIMIQUE PAR DES METHODES CHIMIQUES

Lors d’un titrage, l’espèce que l’on cherche à déterminer est le réactif titré placé dans le bécher. Il réagit avec le titrant de concentration connue, placée dans la burette graduée. Le titrant est ajouté petit à petit dans le bécher, et à l’équivalence on atteint un mélange stœchiométrique des réactifs.
La relation à ce point est : $$\dfrac{n_0(titré)}{a}=\dfrac{n_E(titrant)}{b} $$ Avec a et b les coefficients stœchiométriques des deux espèces.

Titre massique et densité d’une solution

Le titre massique ou pourcentage massique noté $P_m(E)$ d’une espèce $E$ dans un liquide est le quotient de la masse $m(E)$ de cette espèce par la masse totale $m_{TOT}$ du liquide : $$P_m(E)=\dfrac{m(E)}{m_{TOT}}$$ La densité $d$ d’un liquide, à une température donnée, est le rapport de la masse volumique du liquide $\rho$ sur la masse volumique de l’eau $\rho_{eau}$ : $$d=\dfrac{\rho}{\rho_{eau}}$$

Titrage avec suivi pH-métrique

La réaction support est une réaction acide/base.
Le pH de la solution est mesuré par un pH-mètre par une sonde. Il en résulte une courbe de pH dont l’équation est $\ce{pH=f(V_{titrant})}$. Le point d’équivalence est au niveau du saut de pH. Les coordonnées du point d’équivalence $E$, peuvent être déterminées par deux méthodes :

• La méthode des tangentes
• La méthode de la courbe de la dérivée

Titrage avec suivi conductimétrique

La réaction support fait intervenir des ions.
La conductivité est mesurée par un conductimètre. Il en résulte une courbe constituée de deux segments de droite avec une rupture de pente. L’exploitation du point d’intersection des droites permet de déterminer l’équivalence du titrage.

II. MODELISER L’EVOLUTION TEMPORELLE D’UN SYSTEME, SIEGE D’UNE TRANSFORMATION

SUIVRE ET MODELISER L’EVOLUTION TEMPORELLE D’UN SYSTEME SIEGE D’UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE

Suivi temporel et modélisation macroscopique

La cinétique traduit la vitesse à laquelle l’équilibre est atteint qui peut varier en fonction de la pression, la température, la concentration et la présence d’un catalyseur.

• Réactions rapides : si l’équilibre est atteint dès lors que les réactifs se rencontrent
• Réactions lentes : si l’équilibre met quelques secondes à quelques dizaines de minutes pour être atteint
• Réactions infiniment lentes : au-delà de plusieurs jours

Facteurs cinétiques

Température : de manière générale, plus la température du système chimique est élevée, plus la réaction sera rapide.
Concentration : plus la solution est concentrée en réactifs, plus la réaction sera rapide.
Catalyseur : substance qui a pour effet direct d’accélérer la réaction sans être modifié par celle-ci. Cela se traduit par un abaissement de l’énergie d’activation (énergie nécessaire pour atteindre l’équilibre). Si l’énergie à fournir pour atteindre l’équilibre diminue cela signifie que le temps nécessaire pour atteindre cet équilibre sera plus cours : la réaction est plus rapide. Il peut être récupéré en fin de réaction s’il est utilisé en quantité stœchiométrique. Il n’apparaît pas dans l’équation de la réaction.

• Catalyse homogène : tous les réactifs sont dans le même milieu (soluble).
• Catalyse hétérogène : les réactifs sont dans des phases différentes (insolubles).
• Catalyse enzymatique : le catalyseur utilisé est une enzyme.

Vitesse d’une réaction chimique et temps de demi-réaction

$$\ce{aA +bB->cC +dD}$$ Pour la réaction ci-dessus, la vitesse est définie par la dérivée de l’avancement volumique de la réaction par rapport au temps, c’est-à-dire la dérivée de la quantité de matière du réactif ou du produit. Elle est positive si c’est le produit, car il apparaît, et négative si c’est le réactif car il disparaît : $$v=-\dfrac{1}{a}\dfrac{dn_a}{dt}=\dfrac{1}{c}\dfrac{dn_c}{dt} (mol \cdot s^{-1})$$

La vitesse volumique est la vitesse sur le volume de solution : $$v_m=\dfrac{v}{V}$$ On rappelle que : $$C=\dfrac{n}{V}$$ Donc : $$v_m = -\dfrac{1}{a} \dfrac{d[A]}{dt}=\dfrac{1}{c} \dfrac{d[C]}{dt}$$ Elle revient donc à la dérivée de la concentration du réactif par rapport au temps. Elle s’exprime en $mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1}$.
Le temps de demi-réaction est la durée nécessaire pour que la moitié du réactif limitant soit consommée.

Réaction d’ordre 1

Considérons une réaction à un seul réactif : $$\ce{aA -> cC + dD}$$ La vitesse volumique est proportionnelle à la concentration du réactif : $$v_m=-\dfrac{1}{a} \dfrac{d[A]}{dt} = k[A]$$

Démonstration :

Méthodes pour déterminer si la réaction est d’ordre 1 :

• Le temps de demi-réaction est indépendant de la concentration : $$ t_{\frac{1}{2}}=\dfrac{ln2}{ak}$$
• La vitesse volumique est proportionnelle à l’évolution de la concentration du réactif.
• Vérifier que l’équation de l’évolution de la concentration suit la loi : $$[A]_t=[A]_0 e^{-akt}$$

Modélisation microscopique

Mécanisme réactionnel : représentation des mouvements d’électrons impliqués dans les transformations qui surviennent au cours des réactions chimiques. C’est l’ensemble des actes élémentaires.
Acte élémentaire : processus qui se déroule à l’échelle microscopique, en une seule étape, sans transformation d’entités intermédiaires.
Intermédiaire réactionnel : entité produite au cours d’un acte élémentaire puis totalement consommé dans un autre.
État de transition : état instable qui n’a pas de durée de vie finie, on ne peut pas l’observé expérimentalement. C’est l’état de la molécule au moment où l’énergie d’activation est atteinte.
Énergie d’activation : barrière énergétique à franchir pour que la réaction ait lieu.
Pour que la réaction ait lieu, il faut des chocs efficaces entre les entités chimiques. C’est-à-dire des chocs qui libèrent suffisamment d’énergie pour franchir l’énergie d’activation et une orientation spatiale d’entités convenables.
Comme à l’échelle macroscopique, la température et la concentration influencent la vitesse de la réaction :

• Plus la température est élevée et plus l’agitation thermiques des entités est élevée. Cela augmente la probabilité de chocs entre elles, et donc la réaction est plus rapide.
• Plus la concentration des réactifs augmente cela signifie qu’il y a plus d’entités dans un même volume. Ici aussi cela augmente la probabilité de chocs entre elles et donc augmente la vitesse de réaction.

Sites donneurs et accepteurs d’électrons :

• Sites donneurs d’électrons (nucléophile) : espèce capable d’apporter un doublet d’électrons pour créer une liaison covalente. Ce doublet peut être soit sous la forme d’un doublet non liant, soit d’une double liaison soit d’une liaison polarisée.
• Sites accepteurs d’électrons (électrophile) : réactifs pauvres en électrons. Ils acceptent un doublet d’électrons. Cela peut être une lacune électronique, un atome porteur d’une charge électrique positive (partielle ou non).

Les sites accepteurs et donneurs d’électrons réagissent entre eux. Au cours d’un acte élémentaire (formation ou rupture de liaisons) on représente le mouvement des électrons par une flèche courbe qui part toujours du doublet non liant vers le site accepteur.

SUIVRE ET MODELISER L’EVOLUTION TEMPORELLE D’UN SYSTEME SIEGE D’UNE TRANSFORMATION NUCLEAIRE

Un élément est caractérisé par : $$\ce{^A_ZX}$$:

• Le nombre de masse $A$ indique le nombre de nucléons (protons et neutrons)
• Le nombre atomique $Z$ indique le nombre d’électrons (ou ne protons car l’atome est électriquement neutre)

Il est possible que deux éléments aient le même numéro atomique, on parle d’isotope.
La radioactivité est un phénomène physique nucléaire (concerne les noyau), spontané ou provoqué, aléatoire et exoénergétique (libère de l’énergie).
Désintégration radioactive : un noyau instable (noyau père) se désintègre en un autre noyau (noyau fils) en libérant une particule et un rayonnement gamma. Selon la particule libérée il s’agit d’un type de radioactivité :

• Désintégration $\alpha$ : c’est un noyau d’hélium 4 qui est libéré : $\ce{^4_2He}$. Ce sont des noyaux lourds avec un excès de nucléons.
• Désintégration $\beta^-$ : c’est la transformation de neutron en proton de façon spontané. Ce qui libère un électron. Z augmente car le nombre de proton augmente : $\ce{^0_{-1}e}$
• Désintégration $\beta^+$ : c’est la transformation de proton en neutron de façon provoqué. Ce qui libère un positon. Z diminue car le nombre de proton diminue : $\ce{^0_{1}e}$

Une réaction de désintégration radioactive est modélisée par une équation qui respecte la conservation du nombre de charge Z et du nombre de masse A.
Le rayonnement $\gamma$ est constitué de photons et résulte de la transition de nucléons entre les couches énergétiques. Un spectre discret de raies d’origine nucléaire est émis. Ce rayonnement a une très grande énergie. Il n’intervient pas dans les équations de désintégration.

Diagramme (N,Z)

Il indique pour chaque élément chimique les isotopes stables et ceux qui sont radioactifs. Le nombre de neutrons N (égal à A – Z) est porté en abscisse et le nombre de protons (égal à Z) est porté en ordonnée. Pour les isotopes radioactifs, le type de radioactivité associée est indiqué dans chaque case. Tous les isotopes d’un élément se trouvent sur une même ligne.

Loi de décroissance radioactive

La probabilité de transformation d’un noyau père en noyau fils suit la loi de décroissance radioactive. Le nombre $N(t)$ de noyaux radioactifs d’un échantillon diminue au cours du temps : $$N(t)=N_0 e^{-\lambda t}$$ Avec $N_0$ le nombre initial de noyaux radioactifs et $\lambda$ la constante radioactive ($s^{-1}$) qui est caractéristique du noyau radioactif.
La demi-vie est la durée nécessaire pour que la moitié des noyaux instables se désintègrent. On peut la déterminer graphiquement en exploitant la courbe de décroissance radioactive : $$t_{\frac{1}{2}}=\dfrac{ln2}{\lambda}$$
L’activité d’un échantillon radioactif correspond au nombre de désintégrations radioactives par seconde ayant eu lieu dans l’échantillon. Elle s’exprime en Becquerel (Bq). 1 Bq = une désintégration par seconde.
L’activité peut être modélisée par la loi de décroissance radioactive : $$A(t)=A_0 e^{-\lambda t}$$

Applications

Datation
En archéologie la mesure de l’activité du carbone 14 permet de dater certains objets très anciens.

Médecine et radioprotection

• En imagerie : l’iode 131 est utilisé pour faire des images de la thyroïde.
• Traitements de cancers
• Protection contre les rayonnements ionisants pour les personnes susceptibles d’être exposées : gants, tablier plombé, masques, combinaisons, surchaussures.

III. PREVOIR L’ETAT FINAL D’UN SYSTEME, SIEGE D’UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE

PREVOIR LE SENS D’EVOLUTION SPONTANEE D’UN SYSTEME CHIMIQUE

État final d’un système siège d’une transformation non totale : état d’équilibre chimique

Une réaction non-totale est une réaction dont les réactifs ne sont pas entièrement consommés. La réaction atteint un état d’équilibre chimique où les réactifs coexistent avec les produits. On parle d’équilibre dynamique. La réaction peut donc se produire dans deux sens inverses, l’équation s’écrit : $$\ce{aA + bB ⇄ cC + dD}$$

Attention aux flèches de réaction :

Le taux d’avancement final est le quotient de l’avancement final (mol) sur l’avancement maximal (mol) : $$\tau = \dfrac{x_i}{x_{max}}$$

• Si $\tau=1$, alors la réaction est totale ($x_i=x_{max}$)
• Si $\tau \ne 1$, alors la réaction est non-totale ($x_i > x_{max}$)

Quotient de réaction $Q_r$

$$\ce{aA_{(aq)} +bB_{(aq)}⇄cC_{(aq)} +dD_{(aq)}}$$ Pour la réaction en solution aqueuse ci-dessus $a$, $b$, $c$ et $d$ sont les coefficients stœchiométriques associés aux réactifs et aux produits. Le quotient de la réaction $Q_r$ est défini en fonction de ces coefficients et des concentrations des réactifs et des produits : $$Q_r=\dfrac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$$ A l’état d’équilibre, il est appelé constante d’équilibre : $K$ qui ne dépend que de la température et est indépendant de la composition initiale du système : $$K=Q_{r,eq}$$ Tout système chimique évolue spontanément vers un état d’équilibre. A une température donnée on peut prévoir le sens d’évolution d’une réaction en comparant le quotient de réaction avec la constante d’équilibre.

Transformation spontanée modélisée par une réaction d’oxydo-réduction

Réaction d’oxydo-réduction : réaction généralement en phase homogène de 2 couples redox (oxydant-réducteur) avec échange direct d’électrons entre les espèces. La réaction bilan de la réaction chimique qui a lieu est une réaction spontanée. L’oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus faible.

Rappel

Constitution d’une pile : deux demi-piles contiennent chacune un couple redox et sont généralement reliée par un pont salin. Rôles du pont salin :

• Il ferme le circuit électrique ce qui permet le passage du courant
• Il assure la neutralité électrique des solutions

La mesure de la tension entre les électrodes de la pile est la tension à vide, elle permet de déterminer la polarité de la pile.
Les électrons circulent de la borne négative à la borne positive (sens inverse du courant électrique). Ils sortent à la borne négative, on a donc une perte d’électrons, c’est le siège de l’oxydation : l’anode. Ils arrivent à la borne positive, on a donc un gain d’électrons, c’est le siège de la réduction : la cathode.
L’équation de réaction de la pile est l’équation bilan des deux demi-équation d’oxydo-réduction.

Caractéristiques d’une pile :

• Une pile qui débite est un système qui n’est pas à l’équilibre, donc $Q_r \ne K$
• Une pile usée est un système dont les réactions inverses se compensent, il est donc à l’équilibre et $Q_r=K$
• Durant la durée de vie d’une pile, elle peut atteindre une charge maximale : c’est sa capacité : $$Q_{max}=n(e^-)_{max} \cdot N_A \cdot e $$ Avec $n(e^-)_{max}$ la quantité maximale d’électrons échangés (mol), $N_A=6,02 \cdot 10^{23} mol^{-1}$ le nombre d’Avogadro, $e = 1,6 \cdot 10^{-19} C$ la charge élémentaire.

Oxydants et réducteurs usuels

• Les réducteurs à utiliser doivent être de très bons réducteurs, c’est-à-dire qui cèdent facilement des électrons. Ex : les métaux du bloc s du tableau périodique des éléments. Leur configuration électronique est $s^1$ ou $s^2$, ce qui signifie qu’ils perdent facilement 1 ou 2 électrons pour atteindre la configuration électronique de valence des gaz nobles (règles de l’octet et du duet)
• Les oxydants doivent capter facilement les électrons.

$$\begin{array} {|r|r|}\hline \text{Espèce oxydante} & \text{Nom de l’espèce} & \text{Milieu} \\ \hline \ce{O2_{(g)}} & \text{Dioxygène} & \text{Air} \\ \hline \ce{ClO-_{(aq)}} & \text{Ion hypochlorite} & \text{Eau de javel} \\ \hline \ce{Cl2_{(g)}} & \text{Dichlore} & \\ \hline \text{Acide ascorbique} & \text{Vitamine C} & \text{Agrumes} \\ \hline \end{array}$$

COMPARER LA FORCE DES ACIDES ET DES BASES

Constante d’acidité

Un couple acide/base est caractérisé par sa constante d’acidité Ka ou son pKa. $$\ce{AH_{(aq)} +H2O_{(l)}}⇄A-_{(aq)} + H3O+_{(aq)}$$ $$\ce{Ka=\dfrac{[A-]_{eq}[H3O+]_{eq}}{[HA]_{eq}}}$$ $$pKa=-\log{Ka}$$ Donc : $$Ka=10^{-pKa}$$ Si $pKa < 1$ on parle d’acide fort, et si $pKa > 4$ on parle d’acide faible.

Produit ionique de l’eau

Nous avons vu que l’eau est une espèce amphotère, c’est-à-dire qu’elle peut jouer à la fois le rôle d’acide mais aussi de base.
$\ce{H3O+_{(aq)}/H2O_{(l)}}$ : $\ce{H2O_{(l)} + H+ ⇄H3O+_{(aq)}}$.
Ici l’eau joue le rôle de la base.
$\ce{H2O_{(l)}/HO-_{(aq)}}$ : $\ce{HO-_{(aq)} ⇄ H2O_{(l)} + H+}$.
Ici l’eau joue le rôle de l’acide.

L’équation bilan de l’autoprotolyse de l’eau est : $$\ce{H2O_{(l)} +H2O_{(l)} ⇄ H3O+_{(aq)} +HO-_{(aq)}}$$ La constante d’équilibre de cette équation est le produit ionique noté : $$\ce{Ke=[H3O+]_{eq}[HO-]_{eq}}$$ $$pKe=-log{Ke}$$ Donc : $$Ke=10^{-pKe}$$ A 25°C pKe = 14

Cas limite des acides et des bases fortes :

• Acide fort : la réaction entre l’acide et l’eau est totale : $\ce{AH_{(aq)}+H2O_{(l)} -> A-_{(aq)} + H3O+_{(aq)}}$


• Base forte : la réaction entre la base et l’eau est totale : $\ce{A-_{(aq)} + H2O_{(l)} -> AH_{(aq)} + H3O+_{(aq)}}$

Un acide $\ce{AH}$ est d’autant plus fort dans l’eau que le pKa du couple auquel il est associé est petit.
Une base $\ce{A-}$ est d’autant plus forte dans l’eau que le pKa du couple auquel elle est associée est grand.

Diagramme de prédominance et de distribution

Le diagramme de distribution représente le pourcentage des espèces acide et basique d’un même couple en fonction du pH de la solution.
Le diagramme de prédominance d’un couple représente les domaines de prédominance de l’espèce acide et de la base conjuguée en fonction du pH de la solution.

Indicateurs colorés et acides $\alpha$-aminés

Un indicateur coloré acido-basique est un couple acide/base dont les espèces conjuguées n’ont pas la même couleur. Il permet de repérer visuellement l’équivalence du titrage : au moment du changement de teinte de la solution est lorsque la solution atteint le $pH_E$ de l’équivalence.
Les acides $\alpha$-aminés sont des molécules qui possèdent, sur le même carbone, à la fois un groupe acide : la fonction acide carboxylique (bleu) ionisable en $\ce{COO-}$, et un groupe basique : la fonction amine primaire (violet) ionisable en $\ce{NH3+}$.
Ce carbone est dit $\alpha$ car c’est le premier de la chaîne carbonée (cela suit l’alphabet grec, le deuxième est $\beta$ et ainsi de suite).

Ils sont caractérisés par 2 pKa. A pH acide, les deux fonctions sont sous forme acide : $\ce{COOH}$ et $\ce{NH3+}$. A pH basique sous forme basique : $\ce{COO-}$ et $\ce{NH2}$. A pH = pHi en solution aqueuse les deux fonctions son sous forme ionisée, cette espèce est appelée un zwitterion et est amphotère.

Une solution tampon est une solution dont le pH varie peu par dilution ou par ajout de faibles quantités de solutions acide ou basique. Elle permet ainsi de maintenir le pH quasiment constant.

FORCER LE SENS D’EVOLUTION D’UN SYSTEME

Passage forcé d’un courant pour réaliser une transformation chimique

Une transformation limitée est un état dynamique, c’est-à-dire qu’il y a bien une réaction. Mais les deux réactions inverses se produisent à la même vitesse microscopiquement, ce qui signifie qu’elles coexistent et donc on observe qu’il n’y a plus d’évolution. On va chercher à déplacer l’équilibre d’un côté, et ainsi forcer une des deux réactions.
Une façon de forcer la réaction est de réaliser une électrolyse : on apporte de l’énergie au système par un générateur.
Un électrolyseur est une cellule électrochimique, c’est-à-dire un objet constitué de deux électrodes séparées par un électrolyte.
Une électrode : c’est un conducteur électronique comme les métaux, les semi-conducteurs ou les matériaux carbonés (ex : graphite, noir de carbone, carbone vitreux). La cathode est le siège de la réaction de réduction, et l’anode le siège de la réaction d’oxydation.

Electrolyte : un conducteur ionique qui peut être une solution, des sels fondus, des matériaux solides comme les céramiques ou les polymères (plastiques).
La borne positive du générateur est reliée à l’anode, et la borne négative à la cathode.
L’intensité du courant électrique au cours du temps : $$I=\dfrac{Q}{\Delta t}$$ Avec $Q$ la charge totale qui passe au cours de la réaction durant $\Delta t$ : $$\ce{n(e-) \cdot F}$$ Où $\ce{n(e^-)}$ est la quantité d’électrons échangés entre les deux électrodes au court du temps $\Delta t$.

Stockage et conversion d’énergie chimique

Il est possible de convertir une forme d’énergie sous une autre forme en utilisant un convertisseur.
Il est aussi possible de stocker de l’énergie pour en avoir une réserve (ex : batteries, panneaux solaires). Une partie de cette énergie stockée est perdue en étant dissipée sous forme de transferts thermiques.
Un accumulateur électrique est un convertisseur d’énergie pouvant se comporter comme :

• Une pile : il convertit l’énergie chimique en énergie électrique
• Un électrolyseur : il convertit l’énergie électrique en énergie chimie

Système chimique des organismes chlorophylliens : Ils sont constitués de glucose, d’eau, de dioxyde de carbone et de dioxygène : $$\ce{C6H12O6_{(aq)} + O2_{(g)} ⇄ 6 CO2_{(g)} + H2O_{(l)}}$$
Le jour, ils réalisent la photosynthèse : la lumière leur apporte de l’énergie qui fait évoluer la réaction dans le sens de formation du dioxygène. La nuit la réaction se produit spontanément dans l’autre sens, le sens direct.

IV. ELABORER DES STRAGTEGIES EN SYNTHESE ORGANIQUE

STRUCTURE ET PROPRIETES

Formule topologique

L’écriture topologique est une représentation simple des molécules organiques :

• Les atomes de carbone et d’hydrogène lié à ces carbones ne sont pas représentés.
• Les liaisons entre carbones sont représentées par des segments. La chaîne carbonée est représentée par des segments obliques.
• Un sommet correspond à un atome de carbone (avec ses atomes d’hydrogène). Un atome de carbone a 4 liaisons.
• Les autres atomes que le carbone sont écrits, ainsi que les hydrogènes liés à ces atomes.

Familles fonctionnelles

Règles de nomenclature :

• Préfixe : nature et position des groupes alkyles / famille fonctionnelle
• Racine : nombre d’atome de carbone de la chaîne principale
• Suffixe : famille fonctionnelle

Squelettes carbonés insaturés et cycliques

Le squelette carboné est la chaîne de carbone qui constitue les molécules organiques.
Il est dit insaturé lorsqu’il y a des liaisons multiples (double ou triple) ou un cycle.

Isomérie de constitution

Des isomères de constitutions sont des molécules qui ont la même formule brute mais une formule semi-développés différente.

OPTIMISATION D’UNE ETAPE DE SYNTHESE

Augmentation de la vitesse de formation

Il existe plusieurs façons d’augmenter la vitesse d’une réaction (voir cours sur les facteurs cinétiques - SUIVRE ET MODELISER L’EVOLUTION TEMPORELLE D’UN SYSTEME SIEGE D’UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE) :

• Chauffer le milieu réactionnel
• Utiliser un catalyseur
• Augmenter la concentration des réactifs.

Optimisation du rendement

Optimiser le rendement signifie vouloir déplacer l’équilibre de réaction vers la formation des produits. Pour cela il existe deux possibilités :

• Mettre un des réactifs de la solution en excès, cela suit le principe de Le Chatelier qui stipule que lorsqu’on perturbe un équilibre, le système se déplacera toujours vers un nouvel équilibre. Donc si on augmente très fortement la concentration d’un des réactifs, la réaction se produira dans le sens direct pour retrouver l’équilibre entre réactifs et produits.
• Eliminer un produit au fur et à mesure, de cette façon les produits ne pourront pas réagir entre eux pour réaliser la réaction inverse (exemple courant en synthèse organique : utilisation d’un dean stark pour extraire l’eau produite)

STRATEGIE DE SYNTHESE MULTI-ETAPES

Modification de groupes caractéristiques

Lors d’une synthèse organique il y a rupture et création de liaisons ce qui va modifier la chaîne de la molécule.
Les groupes de la molécule réagissent selon un ordre de priorité.
Si on veut faire réagir un seul groupe de la molécule mais pas les autres, alors il faut « protéger » celles que l’on ne veut pas faire intervenir.

La protection de fonction consiste à transformer un groupe caractéristique de la molécule en un autre groupe moins réactif. Cela permet qu’il ne réagisse pas pendant le reste de la réaction. Il faut cependant que la réaction de protection puisse être réversible pour pouvoir « déprotéger » la fonction à la fin de la réaction.

Les réactions

Substitution : un atome (ou un groupe d’atomes) est remplacé par un autre.

Addition : Des atomes (ou des groupes d’atomes) est additionné sur une molécule contenant une liaison multiple (double ou triple).

Elimination : Des atomes (ou des groupes d’atomes) portés par deux carbones voisins sont éliminés ce qui va créer une deuxième (ou troisième) liaison.

L’élimination et l’addition sont des réaction inverses.

• Acide-base : il y a un échange d’ion hydrogène $\ce{H+}$ entre la fonction acide et la fonction basique.
• Oxydo-réduction : il y a un échange d’électron entre l’oxydant et le réducteur.
• Polymérisation : un grand nombre de monomères (tous identiques) sont assemblés pour constituer une macromolécule.

Un polymère est un ensemble de macromolécules. Dans une macromolécule une unité structurale identique appelée un motif, est répétée un très grand nombre de fois.
Les polymères sont à la fois dans la nature et fabriqués dans les laboratoires.

• Polymères naturels : cellulose des arbres, le caoutchouc naturel (latex), la laine, la soie.
• Polymères synthétiques : néoprène (caoutchouc synthétique), silicone, polystyrène, polyéthylène (sac plastique).

Synthèses écoresponsables

Une synthèse écoresponsable d’un produit permet de réduire au maximum l’empreinte environnementale en se proposant d’agir sur trois domaines suivant les 12 principes de la chimie verte :

• Les matières premières : en limitant les quantités, en préférant des espèces peu dangereuses, renouvelables, etc.
• Les solvants : non toxiques, non polluants, en faible quantité voire sans solvant
• L’énergie : en limitant les dépenses, en utilisant des conditions douces (catalyseur, faibles températures, etc.)