Influence De La Force Ionique Sur Le Pka

Chap.5 Polarité, interactions intermoléculaires et états physiques LIAISONS COVALENTES POLARISÉES 2 INFLUENCE DES ÉLECTRONÉGATIVITÉS SUR LA NATURE DES LIAISONS NON MÉTALLIQUES Considérons deux atomes A et B d’électronégativités χA et χB 0 Liaison purement covalente H−H, B−H C−S 1,7* Liaison covalente polarisée (à caractère ionique) H−F , H−O , C−O χA − χB Liaison ionique Na Cl Na O Mg O * Sous réserve que le critère lié aux distances interatomiques soit satisfait (Cf. Chap.3) Attraction

-I Métaux : Li, Na, MgX (X = Cl, Br, I) -OH, -OR, -SH, -SR, -NR2 Groupes alkyles : -Me, -Et -OR2, -SR2, -NR3 -NO, -NO2, -SO3H Exemple : Exemple :    NB1 : Les liaisons C-Li peuvent avoir, dans les solvants polaires, un fort caractère ionique NB2 : Les groupes alkyles sont électrodonneurs par hyperconjugaison (interaction des électrons d'une liaison σ avec une orbitale adjacente partiellement remplie) - + 4 2. L’effet inductif « I » Chapitre 5 • Effet inductif : Particularités

solubilité . . . . . . 4.2.2 La solubilité . . . . . . . . . . 4.2.3 Domaine d’existence . . . . . 4.2.4 Application (Voir TD) . . . . . . 4.3 Facteurs de la solubilité . . . . . . . 4.3.1 Influence de la température . 4.3.2 Influence de l’ion commun . . 4.3.3 Influence du pH de la solution 4.3.4 Influence de la complexation 4.3.5 stabilité relative d’un précipité . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

d’équilibre d’oxydo-réduction - rappels de lycée sur les définitions d’oxydant et de réducteur - rappels de lycée sur comment équilibrer une redox - détermination du nombre d’oxydation - loi et formule de Nernst - prévision du sens d’évolution - influence du pH Séance 2 : Correction des exercices sur les états d’équilibre •Thermochimie et thermodynamique • Etats d’équilibre acido-basiques • Etats d’équilibre d’oxydo-réduction Séance 3 : Correction des exercices sur l’atomistique et les liaisons chimiques

= Electrolyte faible (substance partiellement ionisée en solution) 2 Réaction de neutralisation (réaction entre un acide et une base) Acide + Base Exemple : Equation moléculaire : HCl (aq) + KOH (aq) Sel + H2O KCl (aq) + H2O (l) ou Equation ionique réduite (sans ions spectateurs) : H3O+ (aq) + OH- (aq) 2 H2O (l) Limitation de la théorie d’Arrhénius : Uniquement applicable aux solutions aqueuses 3 Deuxième définition des acides et des bases Définition de Brönsted et Lowry Un acide est une

une liaison H. – H – – – O (δ-) = C | Les liaisons H vont stabiliser / | les molécules porteuses O – H (δ+) – – – O (δ-) | de liaisons \ | polarisées. H (δ+) |– Une substance polaire : liaisons polarisées voire ioniques. Les chaînes aliphatiques saturées → hydrophobe. Un cycle benzénique n'est pas polaire car les 6 électrons sont répartis également. On classe les acides aminés en quatre groupes : Apolaires et neutres : 9 acides aminés Polaires et

antérieures : réaction chimique, équilibre chimique, définition d’acide et base selon Définitions, exemples de couples acide-base, espèces fortes et faibles, loi de Guldberg et Waage (dite d’action des masses), définition de la constante d’acidité Ka , pKa , classification des couples acide/base ; domaines de prédominance de la forme acide et de la forme basique ; les couples de l’eau. Bronsted, échelle du pH, autoprotolyse de l’eau. Il s’agit d’une introduction à partir d’exemples concrets. 70

liposome. 2 h 2h TD utilisation d’un des logiciels de structure de molécule 1.5.4. Les molécules biologiques comportent certains groupes caractéristiques présentant des propriétés acides ou basiques. En fonction du pH du milieu et du pKA du couple, une espèce d’un couple acide/base prédomine. Des groupes caractéristiques chargés apparaissent ou disparaissent en fonction du pH. Les milieux biologiques sont des milieux tamponnés. Mettre en œuvre des activités expérimentales

Elution linéaire 7. Perte de charge ∆P V. OPTIMISATION DES CONDITIONS D'UNE ANALYSE 1. Optimisation de la résolution 1) Action sur α 2) Action sur k' 3) Action sur l'efficacité 1. Influence de la vitesse de la phase mobile 2. Influence du diamètre des particules 3. Influence de la colonne (longueur et diamètre) 4. Influence de l'injection (position, volume, injecteur) 2. Optimisation du temps d'analyse 1) Optimisation de NeF/tR 2) Pression et temps d'analyse 3. Optimisation de la perte de charge 4.

des matières 1. Introduction p. 2 2. Notions générales de chromatographie p. 2 3. Chromatographie ionique de déplacement 3.1. Partie théorique 3.2. Partie expérimentale 3.3. Discussion des résultats p. 7 p. 7 p. 5 4. Chromatographie d'adsorption 4.1. Partie théorique 4.2. Partie expérimentale 4.3. Discussion des résultats p. 8 p. 9 p. 8 5. Chromatographie ionique sur colonne (HPLC) 5.1. Partie théorique 5.2. Partie expérimentale 5.3. Discussion des résultats p. 12 p. 13 p. 12