EAU. Introduction. I - PROPRIETES DE L'EAU 1 - Structure de l'eau 2 - La liaison hydrogène 3 - Propriétés de solvatation de l'eau

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1 EAU Introduction I - PROPRIETES DE L'EAU 1 - Structure de l'eau 2 - La liaison hydrogène 3 - Propriétés de solvatation de l'eau II - IONISATION DE L'EAU ET EQUILIBRE ACIDO-BASIQUE 1 - Notion de ph 2 - Notion d'acide et de base 3 - Notion de force des acides et des bases 4- Cas d ionisations multiples III - LES SYSTEMES TAMPONS 1 - Généralités 2 - Courbe de titrage 3 - Pouvoir tampon des couples acide faible - base conjuguée 4 - Quelques exemples de tampon

2 Unités Lipides Glucides Acides Aminés Nucléotides Membranes lipidiques Source d énergie Protéines (enzymes et autres...) Acides nucléiques ADN et ARN (Information génétique) Cellule H 2 O

3 Introduction Apparition de la vie Adaptation des cellules à l'environnement aqueux ~ 70% de la masse cellulaire Excellent solvant des biomolécules Formation de liaisons hydrogène (H) => solubilisation L'eau s'ionise : H 2 O H + + OH - Echelle des ph Ionisation! fonction biologique

4 Tableau périodique des éléments Mendeleïev

5 Atome Hydrogène Atome Oxygène

6 H H

7 Dans une molécule l union entre deux atomes est assurée par la mise en commun d un ou plusieurs électrons. Les électrons ainsi partagés n appartiennent plus ni à l un ni à l autre des atomes mais aux deux. Règle de l octet: Les Atomes sont plus stables s ils ont une couche externe pleine ou vide d électrons. Excepté pour H (hydrogène) et He (hélium), une couche pleine contient 8 électrons (un octet) Les atomes gagneront ou perdront (liaisons ioniques) ou partageront (liaisons covalentes) des élecctrons pour rendre une couche externe pleine ou vide.

8 La molécule d eau

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10 Définitions Une molécule entité stable, constituée d un nombre fini d atomes assemblés par des liaisons chimiques. Un atome est constitué d un noyau central autour duquel gravitent les électrons. Un atome peut-être schématisé par une agglomération compacte de protons et de neutrons (noyau atomique), autour de laquelle circulent les électrons. Du point de vue de la charge électrique, l atome est toujours globalement neutre. La présence de ces électrons est très importante car ce sont eux qui permettent aux atomes de se lier entre eux.

11 Atome Hydrogène

12 Atomes Atomes Partage d électrons Transfert d électrons Liaison covalente Liaison ionique

13 Définitions des différents types de liaisons chimiques Liaison de forte énergie -Liaison covalente est formée par la mise en commun d au moins un doublet électronique.

14 Définitions des différents types de liaisons chimiques Liaison de forte énergie -Liaison covalente est formée par la mise en commun d au moins un doublet électronique. Liaisons de faible énergie -La liaison ionique est une attraction électrostatique entre deux ions de charge opposée.

15 Définitions des différents types de liaisons chimiques Liaison de forte énergie -Liaison covalente est formée par la mise en commun d au moins un doublet électronique. Liaisons de faible énergie -La liaison ionique est une attraction électrostatique entre deux ions de charge opposée. -La liaison hydrogène est une attraction électrostatique faible entre un atome électronégatif et un atome d hydrogène lié par covalence à un second atome électronégatif. -Les interactions hydrophobes unissent entre elles des molécules hydrophobes pour fuir le contact de l eau ou d autres molécules hydrophiles -Forces de Van der Waals résultent des forces d attraction et de répulsion entre les électrons (-) et les noyaux (+) de deux atomes proches l un de l autre dans l espace.

16 kcal/mol kj/mol * 400 Distance 0,1-0,15nm 20 0,2-0,3 nm 20 0,2-0,3 nm , ,3-0,4nm * ordre de grandeur donnés pour les kjoule/mol ; 1 kcal/mol = 4,18 kjoule/mol

17 les liaisons ioniques Elles s établissent entre des charges électriques de signes opposés La force d'interaction est donnée par la loi de Coulomb : E = kq 1 q 2 r 2 q 1 q 2 r

18 les liaisons de van der Waals Dûes à une fluctuation de la répartition des charges électroniques autour des atomes. S'applique à tous les atomes Effet de la distance entre les dipôles (rayon de Van der Waals)

19 L eau - H 2 O 1. Introduction et définitions 2. Propriétés particulières de l eau - Molécule polaire - Effet hydrophobe - Excellent solvant 3. Ionisation de l eau 4. Le ph 5. Les acides et bases - Les acides et bases fortes - Les acides et bases faibles - Courbe de titrage - Solution au pouvoir tampon

20 L eau est une molécule polaire Charge nette = 0 Répartition électronique non homogène : - 0,82 sur O + 0,41 sur H - O - + H H + Existence d'un dipôle permanent

21 Définition Une molécule polaire est une molécule à l intèrieur de laquelle les charges ne sont pas réparties de manière homogène. H H O L'angle entre les liaisons = 104,5

22 δ - δ - δ + δ +

23 Les liaisons hydrogènes L eau permet la formation de liaisons hydrogènes

24 Les liaisons hydrogènes associent les molécules d eau H O H H H O H H O H O H H O H En théorie : 4 liaisons H possibles par molécule d'eau

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26 Les liaisons hydrogènes associent les molécules d eau Eau liquide: 3/4 liaisons en moyenne durée de vie : 10-8 à s Eau glacée: 4 liaisons H / molécule d eau

27 On apprend à l'école que l'eau gèle à 0 C. En général, c'est vrai. Mais de l'eau très pure, conservée au congélateur dans une bouteille propre que l on traite avec douceur peut rester liquide à -10 C. C'est la surfusion. Puis, il suffit de lui donner un petit coup sec pour qu'en une seconde la totalité de l'eau prenne en glace. Pourquoi?

28 Les liaisons hydrogène: groupements donneur et accepteur Liaisons H entre : Exemple LH de l eau : - un donneur (OH, NH) - un accepteur (C=O, -O-, =NH) Accepteur Donneur Importance des liaisons H : - appariement des bases - structure des protéines - liaisons intermoléculaires

29 Groupements fonctionnels importants en biochimie

30 Molécules hydrophiles Hydrophile : du grec hydôr (eau) et phileo (aimer) Solubles dans l eau Interactions entre groupements polaires & molécules d'eau Interaction avec l eau par des liaisons hydrogènes du nbre de groupements polaires => solubilité

31 Molécules hydrophobes Hydrophobe : du grec hydôr (eau) et phóbos (fuite éperdue, peur, effroi) Insolubles dans l eau Non polaires, pas de liaison hydrogène avec les molécules d'eau => Aggrégation intermoléculaire : effet hydrophobe

32 L effet hydrophobe molécule hydrophobe

33 L eau est un excellent solvant Dissolution du NaCl H H H H O O Na + O O H H H H O H H H H O Cl - O H H H H O Fortes intéractions électrostatiques Faibles intéractions électrostatiques

34 Pourquoi saler l eau des pâtes? Température d ébullition Pourquoi saler les routes en hiver?

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36 L eau - H 2 O 1. Introduction et définitions 2. Propriétés particulières de l eau - Molécule polaire - Effet hydrophobe - Excellent solvant 3. Ionisation de l eau 4. Le ph 5. Les acides et bases - Les acides et bases fortes - Les acides et bases faibles - Courbe de titrage - Solution au pouvoir tampon

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38 ALTERNATIVE A AMETICE mon.pli= &h=f6klplfb

39 3.1 Ionisation de l eau L'eau se dissocie en ions : H 2 O H + + OH - Constante d'équilibre : Keq = [H + ] [OH - ] [H 2 O]

40 Notions de concentrations autour de l ionisation de l eau La Molécule: entité stable constituée d un nombre fini d atomes La masse moléculaire est exprimée en Da Le Dalton (Da) est défini comme 1/12 de la masse d un atome de C soit = 1, kg Correspondance masse moléculaire è masse molaire 1Da è 1g.mol -1 La Mole exprime la quantité d une substance. Une mole de molécule X con:ent 6,022x10 23 molécules X 6,022x10 23 est le nombre d Avogadro (N A ) La masse molaire est exprimée en grammes par moles (g.mol - 1 )

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42 Notions de concentrations autour de l ionisation de l eau La concentration molaire M est le nombre de moles/l (masse molaire = nombre de g/mole, concentration massique = nombre de g/l) En introduisant : [H 2 O] = 55,5 M (soit 1000 g.l -1 / 18 g.mol -1 ) Keq = 1, M (mesure expérimentale) Keq= [H + ] [OH - ] [H 2 O] Produit ionique de l eau: [H + ] x [OH - ] = M 2 Eau pure : [H + ] = [OH - ] = 10-7 M [H + ] > [OH - ] : solution acide [H + ] < [OH - ] : solution basique

43 L eau - H 2 O 1. Introduction et définitions 2. Propriétés particulières de l eau - Molécule polaire - Effet hydrophobe - Excellent solvant 3. Ionisation de l eau 4. Le ph 5. Les acides et bases - Les acides et bases fortes - Les acides et bases faibles - Courbe de titrage - Solution au pouvoir tampon

44 Logarithme décimal: log(10) = 1 log(100) = log(10 * 10) = log(10) + log(10) = 2 log(0,1) = log (10-1 ) = -1 log(0,01) = - 2 log(1)=log 10 0 =0

45 3.2 Echelle de ph ph dans les milieux biologiques => échelle logarithmique ph = - log 10 [H + ] [H + ] = 10 -ph Eau pure : [H + ] = [OH - ] = 10-7 M ph = 7 ph > 7 : basique [H + ] < [OH - ] ph < 7 : acide [H + ] > [OH - ] 1 unité ph Facteur 10 [H + ]

46 Basicité croissante Acidité croissante ph NaOH 1M NH 3 1M HCl 1M Blanc oeuf Lait vache Jus tomate Jus citron Salive Bol stomacal humain Plasma sanguin

47 L eau - H 2 O 1. Introduction et définitions 2. Propriétés particulières de l eau - Molécule polaire - Effet hydrophobe - Excellent solvant 3. Ionisation de l eau 4. Le ph 5. Les acides et bases - Les acides et bases fortes - Les acides et bases faibles - Courbe de titrage - Solution au pouvoir tampon

48 Les acides et bases forts Définitions Acide et Base Acide fort et base forte : dissociation complète Ex. acide fort HCl : HCl è H + + Cl - [Acide fort] = [H + ] Ex. : HCl 0,1 M => ph = 1 Ex. base forte NaOH : NaOH è Na + + OH - [Base forte] = [OH - ]

49 Les acides et bases faibles Acide et base faibles : dissociation partielle Acide faible AH A - + H + AH = acide, A - = base conjuguée Constante d équilibre de dissociation [A - ] [H + ] Ka = [AH] Base faible BH + B + H + BH + = acide conjugué, B= base Ka = [B] [H + ] [BH + ] pka = -log Ka

50 Les acides faibles AH A - + H + Ka = [A - ] [H + ] [AH] pka = -log Ka ph = pka implique que [A - ] = [AH] +le ph est < au pka plus la molécule retient son H +, + le ph est > au pka plus la molécule relargue son H +. + le pka est faible + l acide est fort.

51 Exemple: Acide acétique : Ka = 1, M soit pka = 4,75 CH 3 COOH CH 3 COO - + H + pka = - log Ka Ka = [A- ] [H + ] [AH] pka = - log [A- ] [H + ] [AH] Si ph=pka ph = - log [H + ] - log [H + ] = - log [A- ] [H + ] [AH] [H + ] = [A- ] [H + ] [AH] [AH] = [A-] [CH 3 COOH] = [CH 3 COO - ] Si ph=pka l acide faible est dissocié pour moitié

52 Les bases faibles Acide conjugué (BH + ) d'une base faible B : BH + B + H + On obtient : Ka = [B] [H + ] [BH + ] Pour l'ammoniaque, pka = 9,25 NH 4 + NH 3 + H + Si [NH 4+ ] = [NH 3 ], ph = pka = 9,25

53 Courbes de titrage Relation d'henderson-hasselbalch : [A - ] [H + ] log Ka = log [AH] ph = pka + log [A - ] [AH] Pour une base faible : ph = pka + log [B] [BH + ]

54 Courbes de titrage Tracé rapide des courbes de titrage, 3 points particuliers : -[A - ] = [AH] ph = pka -[A - ] / [AH] = 10 ph = pka + 1 [A - ] / [AH] = 100 ph = pka + 2 -[A - ] / [AH] = 1/10 ph = pka 1 [A - ] / [AH] = 1/100 ph = pka - 2

55 Acide acétique CH 3 COOH : 100 ml de solution 0,1 M CH 3 COOH + NaOH CH3COO - Na + + H 2 O ph Point d inflexion [CH 3 COOH] = [CH 3 COO - ] Point d équivalence 6 pka = 4, ml 100 ml Volume NaOH 0,1 M

56 Solution au Pouvoir tampon Pouvoir tampon Conditions où le ph varie peu lorsque ph ~ pka ph 6 Point d inflexion [CH 3 COOH] = [CH 3 COO - ] pka = 4, ml 100 ml Volume NaOH 0,1 M

57 Solution au Pouvoir tampon solution tampon: mélange acide faible/base conjuguée Lehninger Principles of Biochemistry, Fourth Edition

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