La vie existe sur terre grâce à la présence en abondance d’eau à l’état liquide L’eau existe dans les trois états de la matière sur terre. Elle n’est présente.

Présentation au sujet: "La vie existe sur terre grâce à la présence en abondance d’eau à l’état liquide L’eau existe dans les trois états de la matière sur terre. Elle n’est présente."— Transcription de la présentation:

1 La vie existe sur terre grâce à la présence en abondance d’eau à l’état liquide L’eau existe dans les trois états de la matière sur terre. Elle n’est présente que dans un seul état sur Mars et Vénus La vie sur terre a débuté dans les océans  empreinte permanente sur la chimie des êtres vivants  la plupart des réactions chimiques du vivant surviennent dans un environnement aqueux  Eau = solvant nuiversel L’eau, solvant universel

2 L’eau est une molécule covalente polaire Le moment dipolaire provient de la plus grande affinité de l’oxygène pour les électrons par rapport aux atomes d’hydrogène  l’atome d’oxygène possède une charge partielle négative (  - ) les deux atomes d’hydrogènes une charge partielle positive (  + ) L’eau, solvant polaire

3 Formation de ponts hydrogène entre un atome d’hydrogène d’une molécule et l’atome d’oxygène d’une molécule voisine - Liaisons facilement rompues par les mouvements thermiques aléatoires dus à l’énergie caloriques des molécules - Se font et se défont très rapidement - L’eau se comporte comme un réseau dans lequel des liaisons hydrogène sont en permanence rompues et formée

4 Effet combiné de nombreuses liaisons faibles : - l’eau est à la température ambiante un liquide - point d’ébullition élevée - tension de surface élevée

5 C’est le caractère polaire d’une molécule qui détermine sa solubilité dans l’eau : - formation de ponts hydrogènes avec les molécules d’eau ce qui permet leur dissolution = molécules hydrophiles Exp. : les alcools et les sucres contenant des groupes OH se dissolvent facilement dans l’eau. Exp. urée

6 Ce sont essentiellement les ponts hydrogènes qui vont également permettre aux grosses molécules de se replier de la manière qui leur est propre Une molécule complexe se replie afin de présenter des groupements polaires en contact avec le milieux aqueux tandis que les groupements hydrophobes sont généralement localisés à l’intérieur de la molécule

7 Les composés non polaires forment peu ou pas de ponts hydrogène avec l’eau  ne se dissolvent pas dans l’eau = molécules hydrophobes (haïssant l’eau) Exp. : les lipides et les huiles sont des composés hydrophobes

8 La tension superficielle

9 - Deux molécules proches s’attirent (force intermoléculaire de courtes portées) Dans un liquide: attraction par toutes les molécules environnantes  résultante des force intermoléculaires nulle Au voisinage d’une interface liquide-gaz: force résultante vers l’intérieur du liquide  Il faut exercer un travail pour amener les molécules vers la surface  Tendance à rendre minimal le nombre de molécules à la surface du liquide, lequel épouse une forme de superficie minimale

10 La tension superficielle « tout se passe comme si une fine pellicule élastique et extensible était tendue sur toute la surface du liquide » Cette pellicule : - image de la façon dont les forces intermoléculaires tendent à maintenir la cohésion du fluide et à réduire l’aire de son interface -révèle pourquoi certains corps surnagent alors qu ’ils sont plus denses que l ’eau « Ces corps pèsent sur la surface, l ’incurvent vers l ’intérieur et accroissent cette surface créant, tel un athlète sautant sur un trampoline, une force dirigée vers le haut qui compense leur poids » Exemples : Un trombone, prudemment déposé, flotte à la surface de l ’eau Les insectes marchant sur l’eau

11 La tension superficielle En présence de corps étrangers ? - La dissolution d ’électrolytes minéraux accroît la tension superficielle de l ’eau : accroissement modéré et proportionnel à la concentration - La plupart des corps organiques, électrolytes ou non, abaissent la tension superficielle de l ’eau. Cet effet augmente avec l ’allongement de la chaîne hydrocarbonée et avec sa concentration Pour changer le comportement d ’une surface liquide, il suffit d ’y ajouter une très faible quantité de tensio-actifs

12 La saponification Les plus anciennement connus sont les savons CH 2 CH CH 2 O C (CH 2 ) 14 CH 3 O O O O O Triglycéride + 3 NaOH saponification CH 2 CH CH 2 OH glycérol + 3 CH 3 (CH 2 ) 14 CO 2 Na Sel d ’acide gras ou savon

13 Propriétés des agents tensio-actifs Ces molécules s ’accumulent à la surface et s ’orientent de sorte que : - leur partie hydrophile plonge dans le liquide - leur partie hydrophobe en émerge  la couche limitant la solution contenant le tensio-actif devient une phase d ’hydrocarbures à tension superficielle inférieure à celle de l ’eau  L ’agent tensio-actif abaisse la tension superficielle de l ’eau Exemple Piège au pucerons : placer une coupelle pleine d ’eau savonneuse au pied des plantes vertes

14 Une pellicule liquide recouvre les centaines de millions d’alvéoles de nos poumons. Les forces qui règnent à sa surface tendent à contracter, voire à refermer les alvéoles. Pour respirer, nous luttons contre ces forces afin d’augmenter la surface d’échange de la pellicule avec l’air. Tension superficielle alvéolaire

15 La tension superficielle dans les poumons : - est plus faible dans les petits volumes pulmonaires - est plus basse que celle obtenue sur une interface eau-air de même dimension. Différence entre les courbes = élasticité due à la tension superficielle

16 Le surfactant pulmonaire Nombre de molécules de surfactant constant  volume diminue  concentration en S. P. augmente  tension superficielle diminue

17 Rôles du surfactant pulmonaire - - Diminuer globalement la tension de surface - Permettre la coexistence d’alvéoles de tailles différentes Loi de Laplace : P proportionnelle à T/r T = tension de surface r = rayon de courbure - - Éviter l’affaissement des alvéoles pulmonaires lors de l’expiration -- - Éviter l’œdème pulmonaire - Inhibition des radicaux libres de l’oxygène, lubrification et écoulement du mucus, action antibactérienne.

18 = substance qui s’ionise en un cation positif et un anion négatif dans l’eau  ces solutions conduisent l’électricité Electrolyte Non électrolyte = substance neutre (glucose, urée) qui ne s’ionise pas dans l’eau

19 Genèse des ions Distinction entre 2 mécanismes de dissociation suivant que le soluté est un ionogène ou un ionophore Les IONOPHORES sont des composés ioniques; lors de la dissolution, les ions préexistants dans le solide se séparent : Na + Cl - s  Na + aq + Cl - aq Les IONOGENES sont des composés covalents; la dissociation électrolytique est précédée d’une étape de formation des ions par réaction du soluté avec le solvant FORMATION DISSOCIATION H-Cl + H 2 O  H3O + Cl -  H3O + aq + Cl - aq

20 Constante d’ionisation et pK La force d’un électrolyte est indiquée par sa constante d’ionisation et son pK pK = - log K [A + ] [B - ] Ki (constante d’ionisation) = ------------------- [AB] où [A + ], [B - ] et [AB] sont les concentrations en A +, B - et AB exprimées en moles par litre Plus le K est petit, plus l’électrolyte est peu dissocié Plus l’électrolyte est faible, plus le pK est grand

21 Les constantes de dissociation de : HCl, H 2 CO 3 et NH 4 OH sont respectivement de : 10 6, 4.10 -7 et 1,8.10 -5 Quelles valeurs ont les pK ? - 6 6,4 4,75 Donnez les ions que ces produits forment H +, Cl - H +, H CO 3 - NH 4 +, OH - Commentez le taux de dissociation de ces produits  HCl = électrolyte fort  H 2 CO 3 et NH 4 OH = électrolytes faibles Exercice

22 Les ions hydrogène chargés positivement (H + ) peuvent se déplacer spontanément d’une molécule d’eau vers une autre, créant de ce fait deux espèces ioniques : l’ion hydronium (H 3 O + ) et l’ion hydroxyle (OH - ). Auto-dissociation de l’eau Souvent simplifié :H 2 O  H + +OH - Ion Ion hydrogène hydroxyle

23 Comme le processus est rapidement réversible, des ions hydrogène sont en permanence transférés entre les molécules d’eau Il a été observé qu’1 litre d’eau pure à 25°C contient 1,9 mg d’ions H 3 O + (ce qui correspond à 0,1 mg de H + ), soit une concentration de 10 -7 éq.ions/L Etant donné qu’autant d’ions OH - sont formés : Dans l’eau pure : [H + ] = [OH - ] = 10 -7 éq.ions/L Dans l’eau pure et dans les solutions aqueuses pas trop concentrées, la concentration en eau peut être considérée comme constante et égale à 55,5 M. La constante de dissociation K w, encore appelée produit ionique de l’eau, peut donc être écrite comme suit: K w = [H + ]. [OH - ] = 10 -14

24 Acides et bases Une des réactions chimiques les plus simples, qui a une signification profonde dans les organismes vivants, Une molécule possédant une liaison covalente fortement polaire entre un hydrogène et un deuxième atome se dissout dans l’eau L’atome d’hydrogène de cette molécule abandonne son électron à l’atome accompagnant et est donc libéré sous forme de noyau hydrogène chargé positivement également appelé proton (H + ) Réaction de l’acide chlorhydrique avec l’eau Les molécules entrent en contact par les parties complémentaires de leur dipôle La réaction de transfert de proton implique le déplacement d’une paire électronique de l’oxygène de l’eau et un déplacement simultané de la paire de liaison H-Cl vers le chlore plus électronégatif

25 Les substances qui libèrent des protons pour former H 3 O + quand elles se dissolvent dans l’eau sont appelées acides La concentration de H 3 O + dans les solutions acides est > à 10 -7 M Plus la solution est acide, plus la concentration de H 3 O + est élevée Par tradition, la concentration en H 3 O + est en général considérée comme la concentration en H +, même si la plupart des H + d’une solution aqueuse sont présents sous forme de H 3 O +

26 Pour éviter l’utilisation de nombres peu maniables, la concentration de H + est exprimée en utilisant une échelle logarithmique appelée échelle de pH pH = - log [H + ]

27 Une base (ou solution alcaline) est définie par la capacité d’augmenter la concentration en ions hydroxyles (OH - ) Ainsi, NaOH est basique car en solution aqueuse  Na + et OH - De plus, une solution basique neutralise une solution acide et vice versa puisque un ion OH - peut accepter un ion H + pour former H 2 O Une autre classe de bases, particulièrement importantes dans les cellules vivantes, sont celles qui contiennent un groupement amine (NH 2 ). Ces groupements peuvent générer OH - en captant un proton à l’eau.

28 Compte tenu de : [H + ]. [OH - ] = 10 -14  une augmentation de [OH - ] entraîne une diminution de [H + ] augmentation du pH  une augmentation de [H + ] entraîne une diminution de [OH - ] diminution du pH - Une solution pure d’eau est dite neutre et présente un pH = 7 - Les liquides extra cellulaires de l’organisme sont légèrement alcalins et possèdent généralement un pH de 7,4 pH du sang compris entre 7,32 et 7,43 - Les liquides intracellulaires sont légèrement plus acides.

29 Acides et bases forts sont fortement ionisés constante de dissociation (K w ) élevée pK petit  bons électrolytes, bons conducteurs d’électricité Acides et bases faibles sont peu ionisés constante de dissociation basse pK grand  mauvais conducteurs d’électricité

30 Les mélanges tampons Un mélange tampon est un mélange utilisé pour stabiliser le pH d ’une solution; il est composé d ’un acide faible et de sa base conjuguée dans un rapport et à des concentrations adéquates. Un mélange tampon est caractérisé par : - un pH - un domaine de pH dans lequel il est actif - une efficacité de stabilisation du pH

31 Les mélanges tampons La stabilisation du pH par un mélange tampon résulte : de la présence de quantités importantes d’un acide faible et de sa base conjuguée Lors d’une perturbation de l’équilibre, agissent comme des réservoirs susceptibles de céder ou d’accepter des protons Amortissent ainsi l’effet perturbateur HCl g  AcOH + H 2 O  AcO - + H 3 O + Déplacement de l'équilibre Neutralisation des H 3 O +