L. PAULING = tendance qu'a un atome à attirer les électrons des liaisons Le chimiste américain L. PAULING a calculé l'électronégativité des différents.

Présentation au sujet: "L. PAULING = tendance qu'a un atome à attirer les électrons des liaisons Le chimiste américain L. PAULING a calculé l'électronégativité des différents."— Transcription de la présentation:

1 L. PAULING = tendance qu'a un atome à attirer les électrons des liaisons Le chimiste américain L. PAULING a calculé l'électronégativité des différents atomes. Le tableau ci- contre montre la variation de l'électronégativité des atomes qui augmentent de gauche à droite dans les périodes et de bas en haut dans les familles. L'atome le plus électronégatif est donc l'atome de F (4.0) et les atomes les moins électronégatifs sont les atomes césium et francium (0.7). Intérêt :la valeur de l'électronégativité permet de savoir si : les électrons de liaison dans une molécule appartiennent autant à un atome qu'à l'autre qui lui est lié : dans ce cas, la liaison est dite liaison covalente parfaite ; les électrons dans une molécule appartiennent plus à un atome qu'à l'autre qui lui est lié : dans ce cas, la liaison est dite liaison covalente polarisée.

2 Molécule polaire

3 La liaison reste 2/3 covalente 1/3 ionique

4 Water and ammonia each have a permanent dipole while CO 2 does not

5 Interaction dipôle-dipôle « Liaison hydrogène » Un cas particulier d’interaction dipôle-dipôle, est celui de la « liaison hydrogène ». C’est la plus forte des liaisons intermoléculaires. Elle se manifeste uniquement entre une molécule qui comporte un atome d’hydrogène lié à un atome X très électronégatif (N, O ou F) et un autre atome, Y, possédant un doublet libre (F, O ou N) : O H H HO H X H ----------- Y  + 

6 Hydrogen Bonds- (Partial covalent nature) N H O=C H-bond length (fixed for a given donor-acceptor pair) -- -- ++ DONOR H ACCEPTOR

7 Liaisons hydrogènes Liaisons faibles entre: H et O ou H et N Ainsi, chaque molécule d'eau a le potentiel de se lier simultanément par lien hydrogène à 4 autres molécules d'eau.

8 Liaison de faible énergie 4,5 Kcal/mol

9 « Liaison hydrogène » dans l’eau

10 A water molecule can form up to four hydrogen bonds Hydrogen bonds shown in yellow

11 Glace Eau liquide (viscosité) Perte de 15% de liens 100°C 50% d4°C>d0°C

12

13 La liaison ionique Lorsque deux atomes liés ont des électronégativités très différentes, la liaison covalente est totalement dissymétrique. L’un des atomes transfère quasiment son (ses) électron (s) à l’autre et chacun des atomes devient un ion. L’attraction électrostatique qui en résulte n’est plus orientée et, tout comme pour les métaux, les ions formés se rassemblent en structures géométriques correspondant à l’empilement maximum. Réseau ionique 11+ 17+ 11+ 17+ Na Cl Na + Cl - Cl - Na +

14 Interaction ion-dipôle : solvatation L’interaction entre un ion et une molécule de solvant polaire est en 1/r 3, forte et de longue portée. Elle est liée à la taille de l’ion (cation < anion) et à sa charge, ainsi qu’au moment dipolaire du solvant. q+ q- Z+ Elle explique la solubilité des composés ioniques dans l’eau, et leur insolubilité dans les solvants apolaires. L’interaction entre l’eau et les cations peut aller jusqu’à la formation de complexes liés. O M+ HH A- O HH Hydratation d’un anion et d’un cation  - ++ ++

15 Interaction ion-dipôle : solvatation Chaque ion solvaté s’entoure statistiquement d’ions de charge opposée solvatés. A distance égale, l’attraction entre deux ions est 80 fois plus faible dans l’eau que dans le vide. Les ions n’ont plus tendance à s’y regrouper. F=e 1 e 2 /Dr 2 D H2O = 80 D Benzene = 3,3 Interaction ionique 10 Kcal/mol

16

17

18

19 Interprétation de l’hydrophobie L’hydrophobie ne résulte pas d’une répulsion entre les molécules d’eau et d’alcane. Il n’y a que des forces d’attraction en jeu ! Cependant, la tendance des molécules d’eau à s’attirer les unes les autres par des liens hydrogène est forte, alors que les liens du type dipôle-dipôle induit entre molécules d’eau et d’alcane sont nettement plus faibles. Le regroupement naturel des molécules d’eau abaisse l’énergie potentielle du système et le mélange ne se fait pas. Interactions de London « Liaisons hydrogène »

20 Van Der Waals Repulsion Forces Atoms are surrounded by clouds of electrons. If they are forced together so closely that their electron clouds will overlap, they will strongly repel each other.

21 Ionization of Water Pure water consists of a low concentration of hydronium ions (H 3 O + ) and an equal concentration of hydroxide ions (OH - ) Liaison O-H 110 Kcal/mol Acids are proton donors (e.g. H 3 O + ) and bases are proton acceptors (e.g. OH - )

22 Ionisation de l ’eau: L ’eau se dissocie en ions H 2 O  H + OH - En solution l ’ion H + est solvaté H 2 O + H +  H 3 O + La constante d ’équilibre est [H 3 O + ] [OH - ] Keq = [H 2 O] 2

23 [H3O + ] [OH - ]= (55.4) 2 K eq =Kw= 10 -14 à 25°C Dans l ’eau pure on a [H 3 O + ] = [OH - ] = 10 -7 M Si [H 3 O + ] > [OH - ] la solution est acide Si [H 3 O + ] < [OH - ] la solution est basique On définit le pH = -log [H 3 O + ] une solution acide a un pH<7 une solution basique a un pH>7 La variation d'une unité pH correspond à une variation facteur 10 de la concentration en ion H +

24 Un acide fort se dissocie totalement dans l ’eau HCl H + + Cl - Un acide faible se dissocie partiellement dans l ’eau, il s ’établit alors un équilibre entre les différentes formes en solution AH H + + A - AH est l ’acide et A - la base conjuguée

25 Pour un acide HA, la relation entre le pKa, les concentrations des formes protonées et déprotonées et le pH est de la forme: pH = pKa + log 10 [A - ] [HA] Si pH= pKa [AH] = [A - ] Si pH<pKa la forme AH prédomine Si pH>pKa la forme A - prédomine

26

27

28 Titration curve of acetic acid (CH 3 COOH) Titration curves are used to determine pK a values

29 Titration curve for phosphori c acid (H 3 PO 4 ) +/-

30

31

32 Me contacter

33 Les protéines - Ce sont les composés organiques les plus abondants dans les cellules: ils constituent plus de 50% de leur masse sèche. - Les protéines jouent un rôle prédominant dans le fonctionnement cellulaire. - La « brique » de base qui constitue les protéines est l’acide aminé. Les protéines  Sauf pour la glycine, on distingue pour chaque acide aminé 2 énantiomères (C  de configuration absolue R ou S).

34 Les protéines: stéréochimie série L série D perspective Fischer Pour les acides aminés, au lieu d’utiliser la représentation en perspective on utilise la représentation qui suit les conventions de Fischer. - Représenter la chaîne carbonée principale verticale - Placer la fonction la plus oxydée (COO - ) en haut - Mettre les substituants du C  de la chaîne principale en arrière - Mettre les substituants NH3 + et H en avant si le NH3 + est à gauche l’acide aminé est de série L si le NH3 + est à droite l’acide aminé est de série D