Etats de la matière (2)

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1 Tutorat Santé Lyon Sud UE3 Etats de la matière (2) Cours du Professeur R.COHEN L ensemble des cours du Professeur R.COHEN fait habituellement l objet de X QCMs au concours. Le présent support de cours fourni par le Tutorat Santé Lyon Sud est destiné à faciliter votre prise de notes mais ne constitue en aucun cas une référence pour le concours. Seuls les cours ayant été dispensés par les enseignants et les supports mis à disposition par leurs soins sont légitimes. Veuillez prendre note que seul les polycopiés directement téléchargés depuis Spiral Connect sont certifiés en provenance du tutorat, toute autre source est potentiellement compromise. Tutorat Santé Lyon Sud ( ) 1/8

2 SOMMAIRE I. PROPRIETES COLLIGATIVES DES SOLUTIONS... 3 I.A. ACTIVITE ET POTENTIEL CHIMIQUE...3 I.B. ABAISSEMENT DE LA PRESSION DE VAPEUR SATURANTE...3 I.C. ÉLEVATION DE LA TEMPERATURE D EBULLITION DU SOLVANT...3 I.D. PRESSION OSMOTIQUE...4 I.E. ABAISSEMENT DE LA TEMPERATURE DE CONGELATION...5 II. L EAU, SOLVANT DES MILIEUX BIOLOGIQUES... 5 II.A. PROPRIETES PHYSIQUES...5 II.B. INTERACTIONS EN SOLUTION Les interactions dipolaires La liaison hydrogène Les interactions ioniques Les interactions hydrophobes...8 2/8 Tutorat Santé Lyon Sud ( )

3 I. PROPRIETES COLLIGATIVES DES SOLUTIONS Etats de la matière (2) Physique UE3 Les propriétés colligatives sont des propriétés qui ne dépendent que du nombre de particules (ou quantité de matière) de soluté et non de leur nature. Un solvant pur aura ainsi des propriétés différentes du même solvant contenant un soluté, indépendamment de la nature du soluté I.A. ACTIVITE ET POTENTIEL CHIMIQUE On désigne a l'activité d'un composé en solution (fraction molaire effective) tel que : a= γx avec X = n n T X : la fraction molaire du composé γ : coefficient d activité (rapport entre la fraction molaire de la solution réelle et idéale (à faible concentration, proche de 1)) n la quantité de matière de la substance n T la quantité de matière totale On exprime le potentiel chimique pour les gaz et solutions comme : µ = µ 0 + RT ln(a) = µ 0 + RT. ln(γx) Or, on a γ = 1 pour les gaz et solutions diluées donc : a=x Ce qui pour un soluté, peut s'exprimer ainsi : µ = µ s 0 (T) + RT. ln( C C 0 ) C 0 = 1mol/L C en mol/l μ S 0 : potentiel standard défini pour une concentration de 1 mol/l, fonction de la température Pour un GP, on a : µ = µ s 0 (T) + RT. ln( P P 0 ) P 0 = 1 bar P en bar I.B. ABAISSEMENT DE LA PRESSION DE VAPEUR SATURANTE La pression de vapeur saturante d'un solvant est abaissée en présence d'un soluté peu volatil le soluté rend le passage à l'état gazeux plus difficile. L'abaissement relatif de la pression de vapeur saturante du solvant est proportionnel à la fraction molaire P de la substance dissoute. Il est donné par la loi de Raoult : = X P(T) soluté ΔP : l'abaissement de pression de vapeur saturante P(T) : pression de vapeur saturante du solvant pur X : fraction molaire du soluté I.C. ÉLEVATION DE LA TEMPERATURE D EBULLITION DU SOLVANT L'élévation de la température d'ébullition en présence d un soluté peu volatil est une corollaire de l'abaissement de la pression de vapeur saturante. On exprime l'élévation de la température d'ébullition par Tutorat Santé Lyon Sud ( ) 3/8

4 T eb = K eb. i. molalité Kéb : constante ébullioscopique du solvant en K.Kg.mol -1 elle est caractéristique du solvant elle ne dépend pas du soluté i : facteur de Van't Hoff molalité du soluté : quantité de matière (=nb de mole) de soluté par unité de masse (= par kg) de solvant= n soluté ; en mol.kg -1 m solvant T eb = T eb solution T eb solvant pur Calcul du facteur de Van't Hoff : Il sert à tenir compte de la dissolution ou non du soluté dans la solution Le soluté est un non électrolyte (molécules non dissociées en solution): i = 1 Ex : glucose, urée Le soluté est un électrolyte fort (molécules complètement dissociées en solution): i = p, où p est le nombre d'espèces produites par la dissociation Ex : NaCl Le soluté est un électrolyte faible (molécules partiellement dissociées en solution) : i = 1 α + (α.p), où α est le coefficient de dissociation= rapport entre le nombre de molécules qui se sont dissociées et le nombre de molécules avant dissolution. I.D. PRESSION OSMOTIQUE L'osmose est un phénomène de transport de solvant à travers une membrane selon un gradient de concentration en soluté. Le phénomène implique que la membrane soit hémiperméable, c'est à dire, perméable seulement aux molécules de solvant et pas aux molécules de soluté, ce qui est un cas idéal. Dans le cas réel (par exemple, avec des membranes biologiques, qui laissent passer certains solutés), on parlera de tonicité. Ex : les globules rouges Mise en évidence : Les compartiments A et B de volumes initiaux identiques sont séparés par une membrane hémiperméable. Il y a un flux de molécules de solvant de A vers B, jusqu'à l'équilibre. A l'équilibre, on à une surpression en B causée par la dénivellation h entre les niveaux, suffisante pour arrêter le transfert de solvant. On appelle phénomène d'osmose le transfert de solvant à travers la membrane sous l'effet du gradient de concentration. On appelle pression osmotique (π) la pression hydrostatique nécessaire pour arrêter le transfert de solvant dû au phénomène d osmose dans le cas d une membrane idéale (ne laissant passer que les molécules d eau). Loi de Van't Hoff : π = RTC osm R : constante des gaz parfaits C osm : concentration osmolaire ou osmolarité, en osmol.m -3 ou mosm/l, somme des concentrations de toutes les espèces dissoutes 4/8 Tutorat Santé Lyon Sud ( )

5 !!: Cette relation est valable uniquement pour les solutions diluées Selon le caractère électrolyte, on exprimera de plusieurs façons C osm : Espèces non dissociables : Cosm=Σi (C)i Électrolytes : Cosm=Σi C.[1+αi.(pi 1)] Cette formule est applicable au cas général, avec α = 0 lorsque l'espèce n'est pas dissociable. solutions contenant plusieurs solutés : π=rt. Σi (C osm.)[1+αi.(pi 1)] I.E. ABAISSEMENT DE LA TEMPERATURE DE CONGELATION Elle fait intervenir en toute rigueur l'osmolalité, mais peut être utilisée avec l'osmolarité pour les solutions très diluées. La température de congélation d un solvant est abaissée en présence d un solvant peu volatil. T C = K C. C osm K c : constante cryoscopique du solvant en K.mol -1.L Pour l'eau, K c = 1,86 K.mol- 1.L, c'est à dire qu'une concentration de 1 osmol/l de soluté abaisse la température de congélation de 1,86. C en osmol/l Tc : abaissement cryoscopique ou abaissement de la température de congélation. Cette relation est particulièrement utilisée pour les mesures d'osmolarité du plasma et de l'urine. De même, on en déduit la relation avec la pression osmotique : π = RT T C K C II. L EAU, SOLVANT DES MILIEUX BIOLOGIQUES II.A. PROPRIETES PHYSIQUES Conformation : L'eau a pour particularité de créer avec ses voisines des liaisons dipolaires dites «liaisons hydrogènes». Ces liaisons expliquent entre autre les températures anormalement élevées de fusion et d'ébullition comparé à des composés analogues tels que l'h 2 S, l'h 2 Se... ainsi que le fait que la masse volumique de l'eau liquide soit plus élevée que celle de la glace (alors qu en général c est l inverse : ρ sol > ρ liq ). L'eau possède une permittivité diélectrique (ε) élevée, la force d'attraction entre deux charges opposées y est 80 fois plus faible que dans le vide. Il en résulte que l'eau est un solvant dispersant De plus, la chaleur latente de fusion (et de vaporisation) de l eau est élevée. Tutorat Santé Lyon Sud ( ) 5/8

6 II.B. INTERACTIONS EN SOLUTION 1. Les interactions dipolaires Les dipôles moléculaires : Dipôles permanents : Molécule comportant une dissymétrie électronique (l'eau par exemple) le barycentre des charges n est pas confondu avec le barycentre des charges + Dipôles induits : Une molécule apolaire placée dans un champ électrique crée au voisinage d'un dipôle devient un dipôle induit= se polarise (par exemple, le benzène) barycentres des charges et + confondus Dipôles instantanés : Molécule comportant pendant un court instant une répartition dissymétrique des charges positives et négatives Rmq : la portée des interactions dipolaires est à courte distance (0,3 à 0,8 nm) Les forces de Van Der Waals (interactions dipolaires dues aux forces de Van der Waals): Elles résultent des interactions entre ces 3 types de dipôles. Ce sont des forces d'attraction responsables de la cohésion des liquides et solides. On en distingue 3 types: Forces de Keesom E Pp = K P r 6 interaction attractive entre dipôle permanent permanent, en 1/r^6 E Pp = 2 à 30kJ/mol Forces de Debye E PI = K I r 6 6/8 Tutorat Santé Lyon Sud ( )

7 interaction attractive entre dipôle induit permanent, en 1/r^6 E PI = 0,02 à 10kJ/mol Forces de London E Ps = K S r 6 Interaction attractive entre dipôle induit instantané, en 1/r^6 E PS = 1 à 30kJ/mol Rmq : l énergie E PS dépend de la polarisabilité α de la molécule. Des forces de répulsion s'exercent aussi sur des très courtes distances (< 0,3 nm) entre charges de même signe (répulsion entre nuages électroniques, entre noyaux atomiques) On définit une énergie potentielle de répulsion positive : E PR = K R r n avec 9 < n < 12, elle diminue donc très vite avec la distance. La résultante de toutes ces énergies d interaction entre deux molécules donne le potentiel de Lennard- Jones : E P = K r 6 + K r n 2. La liaison hydrogène La liaison hydrogène est un cas particulier de force de Van der Waals, plus particulièrement des forces de Keesom (entre 2 dipôles permanents représentés par des gpmts O-H ou N-H), avec engagement d'un atome d'hydrogène. Elles peuvent être : intermoléculaires, avec une énergie supérieure aux interactions dipolaires (10 à 40 kj/mol) -O-H...O- -N-H...N- -N-H...O- intramoléculaires, avec une énergie < 5 kj/mol, responsable entre autres des structures tridimensionnelles des macromolécules organiques 3. Les interactions ioniques L interaction entre 2 ions à grande distance est régie par la force de Coulomb (force entre 2 charges). Elle dérive de l'énergie potentielle : Tutorat Santé Lyon Sud ( ) 7/8

8 C'est donc une interaction à grande distance (diminue en 1/r) dont l'ordre de grandeur se situe autour de kj/mol. 4. Les interactions hydrophobes Dans une interaction hydrophobe, les groupements hydrophobes ou hydrophiles de 2 molécules se rapprochent entre eux. rôle dans le processus de reconnaissance des molécules dans le milieu biologique. 8/8 Tutorat Santé Lyon Sud ( )