Fiche de révision : Atomes, liaisons, acides et bases

📋 Plan du Cours

1. Orbitales moléculaires et recouvrements
2. Hybridations sp² et sp
3. Détermination de l’hybridation
4. Forces de Van der Waals
5. Liaisons hydrogène et propriétés
6. Liaisons des protéines
7. Quantités et concentrations
8. Dissolution et électrolytes
9. Eau, pH et ampholytes
10. Couples acide-base et pKa

📖 1. Orbitales moléculaires et recouvrements

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale moléculaire : Se forme par combinaison de deux orbitales atomiques présentant le plus grand recouvrement possible.

📝 Points essentiels

📌 Une liaison σ résulte d’un recouvrement axial de deux orbitales atomiques, tandis qu’une liaison π résulte d’un recouvrement latéral.

💡 Astuce mémo

Recouvrement axial → σ ; recouvrement latéral → π

📖 2. Hybridations sp² et sp

🔑 Notions clés & Définitions

• Hybridation sp² : Combine une orbitale s et deux orbitales p pour former trois orbitales hybrides de même énergie, disposées à 120°, tandis qu’une orbitale p reste pure et perpendiculaire au plan.
• Hybridation sp : Combine une orbitale s et une orbitale p pour former deux orbitales hybrides de même énergie, disposées à 180°, tandis que deux orbitales p restent pures et perpendiculaires à l’axe des orbitales hybrides.

📝 Points essentiels

• Dans l’éthylène, le carbone est hybridé sp² et la molécule possède une géométrie plane avec des liaisons σ et π.

• Dans l’acétylène, le carbone est hybridé sp et la molécule possède une géométrie linéaire avec des liaisons σ et π.

💡 Astuce mémo

sp² : plan à 120° ; sp : ligne à 180°

📖 3. Détermination de l’hybridation

★ À maîtriser

📌 Pour le carbone, le nombre de liaisons σ correspond à la somme des exposants de l’hybridation sᵖ, avec x = 1 et y égal à 1, 2 ou 3.

📌 Selon la règle VSEPR, la somme m+n dans AXₙEₘ correspond au nombre d’orbitales hybrides autour de l’atome central.

Compléments

• Le carbone du formaldéhyde possède trois liaisons σ et une liaison π, donc son hybridation est sp².

• Pour une espèce AX₃E₁, la somme m+n vaut 4 et l’hybridation correspondante est sp³.

💡 Astuce mémo

Compter les liaisons σ → obtenir x+y → écrire sp, sp² ou sp³

📖 4. Forces de Van der Waals

🔑 Notions clés & Définitions

• Forces de Van der Waals : Interactions attractives électrostatiques entre dipôles présents sur des molécules ou des ions.

★ À maîtriser

• Les trois formes de forces de Van der Waals sont:
  • Forces de Keesom entre deux molécules polaires
  • Forces de Debye entre une molécule polaire et une molécule apolaire
  • Forces de London entre deux molécules apolaires

📌 Les forces de Van der Waals augmentent avec la masse molaire et avec elles les températures de fusion et d’ébullition, tandis que leur intensité varie en $1/d^{6}$ et diminue quand la distance augmente.

Compléments

• Les énergies de liaison sont:
  • 100 à 500 kJ/mol pour une liaison covalente
  • 60 à 100 kJ/mol pour une liaison ionique
  • 10 à 40 kJ/mol pour une liaison hydrogène
  • 0,02 à 30 kJ/mol pour une interaction de Van der Waals

💡 Astuce mémo

K-D-L : Keesom, Debye, London

📖 5. Liaisons hydrogène et propriétés

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : Interaction non covalente de type dipôle-dipôle entre un hydrogène lié à un atome électronégatif N, O, S ou F et un autre atome électronégatif N, O, F ou S.

★ À maîtriser

• Chaque molécule d’eau peut être engagée dans quatre liaisons hydrogène, ce qui explique la température d’ébullition élevée de l’eau, égale à 100 °C, par rapport à H₂S, H₂Se et H₂Te.

Compléments

• Une liaison hydrogène peut être intramoléculaire ou intermoléculaire et son énergie est environ dix fois supérieure à celle d’une force de Van der Waals, tout en étant environ vingt fois inférieure à celle d’une liaison covalente classique.

• Les températures d’ébullition sont respectivement:

  • 100 °C pour H₂O
  • −61 °C pour H₂S
  • −41 °C pour H₂Se
  • −4 °C pour H₂Te

💡 Astuce mémo

Liaison H → cohésion accrue → température d’ébullition plus élevée

📖 6. Liaisons des protéines

★ À maîtriser

📌 Dans une protéine, les ponts disulfures sont des liaisons covalentes formées par oxydation de deux fonctions SH de cystéines, tandis que les interactions hydrophobes et les liaisons hydrogène sont faibles.

📌 Les interactions faibles contribuent au maintien de la structure tridimensionnelle des polypeptides, protéines et acides nucléiques, mais leur rupture réversible apporte de la flexibilité aux biomolécules.

Compléments

• Les interactions hydrophobes associent les chaînes latérales apolaires des acides aminés, souvent orientées vers l’intérieur de la macromolécule.

💡 Astuce mémo

Pont disulfure covalent ; interactions hydrophobes et liaisons H faibles

📖 7. Quantités et concentrations

★ À maîtriser

📐 Formule — La quantité de matière vérifie $n=\frac{m}{MM}$ pour un corps pur, où m est la masse et MM la masse molaire.

📐 Formule — Pour une solution, la concentration molaire vérifie $C=\frac{n}{V}$, donc $n=C\times V$.

• Lors d’une dilution, la concentration diminue mais la quantité de matière reste constante, avec $n_i=n_f$ et $V_f=V_i+V_{eau}$.

Compléments

📐 Formule — La masse volumique vérifie $\rho=\frac{m}{V}$ et la densité d’une solution vérifie $d=\frac{\rho_{solution}}{\rho_{eau\ à\ 4\,°C}}$.

• Pour préparer 1 L d’HCl à 0,1 mol·L⁻¹ à partir d’une solution commerciale à 12,39 mol·L⁻¹, il faut prélever 8,1 mL de solution commerciale puis compléter avec de l’eau jusqu’à 1 L.

💡 Astuce mémo

Masse ou volume → moles → concentration → dilution

📖 8. Dissolution et électrolytes

🔑 Notions clés & Définitions

• Solvatation : Prise en charge des ions par les molécules du solvant après la dissociation du réseau cristallin, et elle est appelée hydratation lorsque le solvant est l’eau.

📝 Points essentiels

• Dans l’eau, HCl transfère un proton à une molécule d’eau selon $\mathrm{HCl+H_2O\rightarrow H_3O^++Cl^-}$.

• Dans l’eau, l’ammoniac réagit partiellement selon $\mathrm{NH_3+H_2O\rightleftharpoons NH_4^++HO^-}$, ce qui forme des ions ammonium et hydroxyde.

💡 Astuce mémo

Électrolyte fort : réaction totale ; électrolyte faible : équilibre

📖 9. Eau, pH et ampholytes

🔑 Notions clés & Définitions

• Ampholyte : Espèce chimique capable de se comporter à la fois comme un acide et comme une base.

★ À maîtriser

📐 Formule — L’auto-ionisation de l’eau s’écrit $\mathrm{H_2O+H_2O\rightleftharpoons H_3O^++HO^-}$ et son produit ionique vaut $K_e=[H_3O^+][HO^-]=10^{-14}$ à 25 °C.

📐 Formule — Le pH vérifie $pH=-\log[H_3O^+]$ et le pOH vérifie $pOH=-\log[HO^-]$.

📌 Une solution est acide si [H₃O⁺] > 10⁻⁷ mol·L⁻¹ et pH < 7, neutre si [H₃O⁺] = 10⁻⁷ mol·L⁻¹ et pH = 7, et basique si [H₃O⁺] < 10⁻⁷ mol·L⁻¹ et pH > 7.

Compléments

• L’eau est ampholyte car elle agit comme une base dans le couple H₃O⁺/H₂O et comme un acide dans le couple H₂O/HO⁻.

💡 Astuce mémo

pH < 7 acide ; pH = 7 neutre ; pH > 7 basique

📖 10. Couples acide-base et pKa

★ À maîtriser

📌 Selon Brønsted et Lowry, un acide cède un proton H⁺ et une base capte un proton H⁺, tandis que selon Arrhenius un acide libère H₃O⁺ et une base libère HO⁻ en solution aqueuse. — Brönsted et Lowry

📌 Selon Lewis, un acide reçoit un doublet d’électrons et une base donne un doublet d’électrons.

• Une réaction acido-basique de Brønsted implique le transfert d’un proton entre un acide AH et une base A⁻ appartenant à deux couples acide/base différents. — Brönsted

• Un acide fort possède un pKa inférieur à 0 et se dissocie totalement en solution, tandis qu’un acide faible possède un pKa compris entre 0 et 14 et se dissocie partiellement.

• Une base forte possède un pKa supérieur à 14 et se dissocie totalement en solution, tandis qu’une base faible possède un pKa compris entre 0 et 14 et se dissocie partiellement.

• La force d’un acide augmente lorsque son pKa diminue, tandis que la force d’une base augmente lorsque le pKa de son couple augmente.

Compléments

📌 L’acidité augmente de gauche à droite dans une même période et augmente lorsqu’on descend dans une colonne de la classification périodique.

📐 Formule — Pour un composé amphotère AH possédant deux valeurs pKa₁ et pKa₂, le pH vérifie $pH=\frac{1}{2}pK_{a1}+\frac{1}{2}pK_{a2}$.

• Les acides aminés sont amphotères car ils possèdent au moins deux groupes ionisables, notamment les fonctions COOH et NH₂.

💡 Astuce mémo

pKa diminue → force acide augmente ; pKa augmente → force basique augmente

📊 Tableaux de synthèse

Types d’interactions et énergie

Classification acide-base par pKa