BIOPHYSIQUE
PASS 2022-2023
MR. WALKER, MR. LALANDE, MME VIENNEY, MR. COCHET, MR. ALBERINI
GIULIA MONGELLI
ACIDES ET BASES…………………………………………………………………………………………………….……………………………………………….1
RAYONNEMENTS NON-IONISANTS…………………………………………………………………………………………………………………….…….9
RAYONNEMENTS IONISANTS NON PARTICULIERS………………………………………………………..………………………………………..15
PRINCIPALES CARACTERISTIQUES DES RAYONS 𝛼 ET 𝛽………………………………………………………………………………….……….24
ETATS DE LA MATIERE ET LEUR CARACTERISATION…………………………………………………………………………….………………….37
PROPRIETES COLLIGATIVES…………………………………………………………………………………………………………………………………….48
PRINCIPES DES FLUX MOLECULAIRES……………………………………………………………………………………………………………………..52
FLUX TRANSMEMBRANAIRES……………………………………………………………………………………………………………..………………….58
LES ACCIDENTS DE L’ELECTRICITE……………………………………………………………………………………………………………..……………72
BIOPHYSIQUE DE LA CIRCULATION SANGUINE…………………………………………………………………………………………………….…76
, QUELQUES DEFINITIONS
a) Selon la théorie de Brönsted-Lowry :
- Un acide est un corps capable de perdre un proton (H+)
- Une base est un corps capable de capter un proton (H+)
- Les amphotères ou ampholytes se trouvent dans les deux catégories
On fait un exemple → la molécule d’eau (H2O) H2O ↔ OH+ + H+ (l’eau perd un proton)
H2O ↔ H+ ↔ H2O+ (l’eau capte un proton)
(*Un tampon permet d’amortir les modifications importantes du pH)
→ le tampon* phosphorique H2PO4- + H2O ↔ H2O + H2PO4 [Selon les conditions de pH]
(très important dans les muscles)
H2PO4- + H2O ↔ H2O+ + HPO4-
→ les acides aminés sont également des molécules amphotères
b) Les couples acido-basiques → les acides et bases conjugués (ils vont ensemble)
On commence par exemple par l’acide…ça va donner la base !
On fait un exemple → CH3COOH + H20 ↔ CH3COO- + H3O+ (acide acétique + eau ↔ acétate + ion hydronium)
(CH3COOH et CH3COO-) et (H20 et H3O-) forment deux couples acido-basiques
On dit que pour chaque couple, l’acide et la base sont conjugués. Selon les conditions de pH on aura +/- d’acide ou +/- de base.
[On les appelle souvent « solutions tampon »]
ACIDES ET BASES EN SOLUTION AQUEUSE
a) Dissociation ionique de l’eau
2H20 ↔ H30+ + OH- → cette formule caractérise l’eau, que ce soit en termes d’acide ou en termes de base ! [Voir comportement amphotère]
. Voici la loi d’action de masse (k) : rassemblement du mouvement de toutes les molécules dans un sens ou dans l’autre, c’est pas statique !
(𝑂𝐻−)(𝐻3𝑂+)
𝑘=
(𝐻2𝑂)(𝐻2𝑂)
Toutefois, on réarrange la formule, car le dénominateur nous n’intéresse pas :
ATTENTION: Ke est présenté
Ke = produit ionique de l’eau 𝐾𝑒 = 𝑘(𝐻2𝑂)2 = [𝑂𝐻 −][𝐻3𝑂+] souvent sans unité, mais elle
[également constante d’autoprotolyse et en a forcément!
constante d’auto-ionisation)
→ Ke dépend strictement de la température et sa valeur augmente avec T (°C)
T 0 15 20 25 100
Ke 1,2 x 10^-15 4,5 x 10^-15 6,8 x 10^-15 10^-14 3,7 x 10 ^-13
Dans la plupart des exercices et des textes T est standardisée à 25 °C (presque température ambient), donc il faut bien retenir la valeur du
produit ionique de l’eau. C’est une convention ! Il est aussi bien cité le terme « solution neutre », ça signifie que le pH est égal à 7.
1
,[H3O+] = [OH-] = 10^-7 mol/L → multiplié par 2 … 10^-14 La quantité de base et d’acide est la même.
La concentration d’ions relâchés par la dissociation de l’eau
Deux sources de concentration de H3O+ : une qui vient de l’acide ou de la base comme ils sont mis en solution, et une qui vient de l’eau elle-
même : l’eau se dissocie spontanément et donne une solution note. L’eau va larguer 10^-7 mol/L H3O+ et autant de OH-.
[Donc il faut toujours tenir compte de la quantité de H3O+ lâché par l’eau elle-même.]
b) Les acides forts
La notion de force est relative.
HCl, H2SO4 et HClO4 sont des acides forts et bien plus forts que l’ion hydronium (H3O+). En plus ils sont entièrement dissociés dans l’eau. !!!
On fait un exemple → H2O + HCl ↔ Cl- + H3O+ l’ion Clore ainsi ça ne sert à rien, il ne participe pas à aucune solution
En utilisant d’autres solvants que l’eau, on peut également démontrer que :
HClO4 > H2SO4 > HCl > H3O+
(acide perchlorique > sulfurique > chlorhydrique > ion hydronium)
c) Les acides faibles
La réaction n’est pas totale dans l’eau. !!!! On a moins de 5% de dissociation pour être précis.
On fait un exemple → CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+ 3-4% des molécules sont dissociées
Plus généralement : AH + H2O ↔ A- + H3O+
(𝐴−)(𝐻3𝑂+)
𝑘𝐴 = → loi d’action de masse
(𝐴𝐻)(𝐻2𝑂)
Si on l’admet que : (H2O) est constante, l’activité est égale à la concentration… on peut écrire
[𝐴 −][𝐻3𝑂+]
KA = constante d’acidité de l’acide (𝐻2𝑂)𝑘𝐴 = 𝐾𝐴 =
[𝐴𝐻]
par rapport à l’eau
. La constante d’acidité ou constante de dissociation acide est une mesure quantitative de la force d’un acide en solution. C’est la constante
d’équilibre de la réaction de dissociation d’une espèce acide.
. NB. La constante n’a pas de valeur finie que pour les acides faibles, les acides forts étant entièrement dissociés (c’est-à-dire [AH]=0)
[Dans un problème si on m’a donné une valeur KA ça veut dire qu’on est en présence d’un acide faible !!!)
A partir de KA, on peut définir le pKA = -logKA → très important pour le calcul de pH
d) Les bases fortes
Comme pour les acides forts, la réaction est totale dans l’eau
On fait un exemple → NaOH → Na+ + OH- Le sodium il est inerte
On verra plus tard que la détermination du pH d’une base se fait en remplaçant [OH-] par [H3O+]. Comme ? Avec la constant de dissociation.
e) Les bases faibles
La démonstration de la constante de basicité est plus compliquée et plus longue, même si elle suit la même logique de celle de l’acide faible.
pKA + pKB = pKe il vaut 14 à 25°
IMPORTANT : Il s’avère que l’on peut définir la force d’une base faible soit par sa constante de basicité soit par la constante d’acidité de son
conjugué.
2
, pH DES SOLUTIONS AQUEUSES
a) Définition du pH
pH = -log(H3O+)
Puisque l’activité est égale à la concentration
pH = -log[H3O+] exprimée en mol/L
b) pH des solutions aqueuses d’acides forts
Rappeler qu’un acide fort est entièrement dissocié.
On fait un exemple (acide HCl à la concentration CA) → (HCl → H+ + Cl-)
. L’acide HCl libère CA ions H+ (H+ → H3O)
Ne pas oublier la contribution
éventuelle de la dissociation
. Si CA ions [H3O+] >> [H3O+] issu de la dissociation de l’eau, alors
spontanée de l’eau!
pH = -log[CA]
EXEMPLE CHIFFRE
Quel est le pH d’une solution aqueuse d’HCl dont la concentration C(HCl) est 2.10^-5 mol/L ?
HCl est un acide fort et sa dissociation est totale → [H3O+] = 10^-7 mol/L dissociation dans l’eau : en comparant on n’a pas de compétition.
Donc on peut bien négliger les ions [H3O+] dus à la dissociation de l’eau
pH = -log[H3O+] ou pH = -log[C(HCl)]
pH = -log[2.10^-5] = -(log[10^-5] + log[2]) RAPPELS : 𝑙𝑜𝑔10 [10𝑥 ] = 𝑥 → 𝑙𝑜𝑔10 [𝑎. 𝑏] = log[𝑎] + log[𝑏]
pH = +5 – log[2] = +5 - 0,3 = 4,7 → ACIDE
c) pH des solutions aqueuses d’acides faibles
Rappeler AH + H2O ↔ A- + H3O+ et la constante d’acidité KA.
Selon le KA de l’acide AH et sa concentration initiale CA, on peut négliger les H3O+ en relation avec la dissociation de l’eau et on peut dire que
[H3O+] ~ [A-] d’où ;
[𝐻3𝑂+]^2
𝐾𝐴 =
[𝐴𝐻]
Deux cas de figures seront traités :
1) Si l’acide est faible KA < 10^-2 et la concentration initiale CA suffisamment élevée (C >10^-4 mol/L), donc on peut négliger la dissociation
de l’eau, on peut écrire [AH]=CA d’où ;
[𝐻3𝑂 +]2 = 𝐾𝐴. 𝐶𝐴 → [𝐻3𝑂 +] = √𝐾𝐴. 𝐶𝐴 = (𝐾𝐴. 𝐶𝐴)1/2
Puisque pH = -log[H3O+]
pH = ½ pKA – ½ log CA !!!!!
EXEMPLE CHIFFRE
Quel est le pH d’une solution aqueuse d’acide nitreux dont la pKA = 3,4 et sa concentration est de 2.10^-2 mol/L ?
L’acide nitreux est faible car il possède un pKA : sa dissociation n’est que partielle.
pH = ½ pKA – ½ logCA
pH = ½ * (3,4) – ½ * log(2.10^-2)
pH = 1,7 – ½ (log(10^-2) + log(2)) = 1,7 – ½ * (-2 + 0,3) = 1,7 – (0,85) = 2,55
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MR. WALKER, MR. LALANDE, MME VIENNEY, MR. COCHET, MR. ALBERINI
GIULIA MONGELLI
ACIDES ET BASES…………………………………………………………………………………………………….……………………………………………….1
RAYONNEMENTS NON-IONISANTS…………………………………………………………………………………………………………………….…….9
RAYONNEMENTS IONISANTS NON PARTICULIERS………………………………………………………..………………………………………..15
PRINCIPALES CARACTERISTIQUES DES RAYONS 𝛼 ET 𝛽………………………………………………………………………………….……….24
ETATS DE LA MATIERE ET LEUR CARACTERISATION…………………………………………………………………………….………………….37
PROPRIETES COLLIGATIVES…………………………………………………………………………………………………………………………………….48
PRINCIPES DES FLUX MOLECULAIRES……………………………………………………………………………………………………………………..52
FLUX TRANSMEMBRANAIRES……………………………………………………………………………………………………………..………………….58
LES ACCIDENTS DE L’ELECTRICITE……………………………………………………………………………………………………………..……………72
BIOPHYSIQUE DE LA CIRCULATION SANGUINE…………………………………………………………………………………………………….…76
, QUELQUES DEFINITIONS
a) Selon la théorie de Brönsted-Lowry :
- Un acide est un corps capable de perdre un proton (H+)
- Une base est un corps capable de capter un proton (H+)
- Les amphotères ou ampholytes se trouvent dans les deux catégories
On fait un exemple → la molécule d’eau (H2O) H2O ↔ OH+ + H+ (l’eau perd un proton)
H2O ↔ H+ ↔ H2O+ (l’eau capte un proton)
(*Un tampon permet d’amortir les modifications importantes du pH)
→ le tampon* phosphorique H2PO4- + H2O ↔ H2O + H2PO4 [Selon les conditions de pH]
(très important dans les muscles)
H2PO4- + H2O ↔ H2O+ + HPO4-
→ les acides aminés sont également des molécules amphotères
b) Les couples acido-basiques → les acides et bases conjugués (ils vont ensemble)
On commence par exemple par l’acide…ça va donner la base !
On fait un exemple → CH3COOH + H20 ↔ CH3COO- + H3O+ (acide acétique + eau ↔ acétate + ion hydronium)
(CH3COOH et CH3COO-) et (H20 et H3O-) forment deux couples acido-basiques
On dit que pour chaque couple, l’acide et la base sont conjugués. Selon les conditions de pH on aura +/- d’acide ou +/- de base.
[On les appelle souvent « solutions tampon »]
ACIDES ET BASES EN SOLUTION AQUEUSE
a) Dissociation ionique de l’eau
2H20 ↔ H30+ + OH- → cette formule caractérise l’eau, que ce soit en termes d’acide ou en termes de base ! [Voir comportement amphotère]
. Voici la loi d’action de masse (k) : rassemblement du mouvement de toutes les molécules dans un sens ou dans l’autre, c’est pas statique !
(𝑂𝐻−)(𝐻3𝑂+)
𝑘=
(𝐻2𝑂)(𝐻2𝑂)
Toutefois, on réarrange la formule, car le dénominateur nous n’intéresse pas :
ATTENTION: Ke est présenté
Ke = produit ionique de l’eau 𝐾𝑒 = 𝑘(𝐻2𝑂)2 = [𝑂𝐻 −][𝐻3𝑂+] souvent sans unité, mais elle
[également constante d’autoprotolyse et en a forcément!
constante d’auto-ionisation)
→ Ke dépend strictement de la température et sa valeur augmente avec T (°C)
T 0 15 20 25 100
Ke 1,2 x 10^-15 4,5 x 10^-15 6,8 x 10^-15 10^-14 3,7 x 10 ^-13
Dans la plupart des exercices et des textes T est standardisée à 25 °C (presque température ambient), donc il faut bien retenir la valeur du
produit ionique de l’eau. C’est une convention ! Il est aussi bien cité le terme « solution neutre », ça signifie que le pH est égal à 7.
1
,[H3O+] = [OH-] = 10^-7 mol/L → multiplié par 2 … 10^-14 La quantité de base et d’acide est la même.
La concentration d’ions relâchés par la dissociation de l’eau
Deux sources de concentration de H3O+ : une qui vient de l’acide ou de la base comme ils sont mis en solution, et une qui vient de l’eau elle-
même : l’eau se dissocie spontanément et donne une solution note. L’eau va larguer 10^-7 mol/L H3O+ et autant de OH-.
[Donc il faut toujours tenir compte de la quantité de H3O+ lâché par l’eau elle-même.]
b) Les acides forts
La notion de force est relative.
HCl, H2SO4 et HClO4 sont des acides forts et bien plus forts que l’ion hydronium (H3O+). En plus ils sont entièrement dissociés dans l’eau. !!!
On fait un exemple → H2O + HCl ↔ Cl- + H3O+ l’ion Clore ainsi ça ne sert à rien, il ne participe pas à aucune solution
En utilisant d’autres solvants que l’eau, on peut également démontrer que :
HClO4 > H2SO4 > HCl > H3O+
(acide perchlorique > sulfurique > chlorhydrique > ion hydronium)
c) Les acides faibles
La réaction n’est pas totale dans l’eau. !!!! On a moins de 5% de dissociation pour être précis.
On fait un exemple → CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+ 3-4% des molécules sont dissociées
Plus généralement : AH + H2O ↔ A- + H3O+
(𝐴−)(𝐻3𝑂+)
𝑘𝐴 = → loi d’action de masse
(𝐴𝐻)(𝐻2𝑂)
Si on l’admet que : (H2O) est constante, l’activité est égale à la concentration… on peut écrire
[𝐴 −][𝐻3𝑂+]
KA = constante d’acidité de l’acide (𝐻2𝑂)𝑘𝐴 = 𝐾𝐴 =
[𝐴𝐻]
par rapport à l’eau
. La constante d’acidité ou constante de dissociation acide est une mesure quantitative de la force d’un acide en solution. C’est la constante
d’équilibre de la réaction de dissociation d’une espèce acide.
. NB. La constante n’a pas de valeur finie que pour les acides faibles, les acides forts étant entièrement dissociés (c’est-à-dire [AH]=0)
[Dans un problème si on m’a donné une valeur KA ça veut dire qu’on est en présence d’un acide faible !!!)
A partir de KA, on peut définir le pKA = -logKA → très important pour le calcul de pH
d) Les bases fortes
Comme pour les acides forts, la réaction est totale dans l’eau
On fait un exemple → NaOH → Na+ + OH- Le sodium il est inerte
On verra plus tard que la détermination du pH d’une base se fait en remplaçant [OH-] par [H3O+]. Comme ? Avec la constant de dissociation.
e) Les bases faibles
La démonstration de la constante de basicité est plus compliquée et plus longue, même si elle suit la même logique de celle de l’acide faible.
pKA + pKB = pKe il vaut 14 à 25°
IMPORTANT : Il s’avère que l’on peut définir la force d’une base faible soit par sa constante de basicité soit par la constante d’acidité de son
conjugué.
2
, pH DES SOLUTIONS AQUEUSES
a) Définition du pH
pH = -log(H3O+)
Puisque l’activité est égale à la concentration
pH = -log[H3O+] exprimée en mol/L
b) pH des solutions aqueuses d’acides forts
Rappeler qu’un acide fort est entièrement dissocié.
On fait un exemple (acide HCl à la concentration CA) → (HCl → H+ + Cl-)
. L’acide HCl libère CA ions H+ (H+ → H3O)
Ne pas oublier la contribution
éventuelle de la dissociation
. Si CA ions [H3O+] >> [H3O+] issu de la dissociation de l’eau, alors
spontanée de l’eau!
pH = -log[CA]
EXEMPLE CHIFFRE
Quel est le pH d’une solution aqueuse d’HCl dont la concentration C(HCl) est 2.10^-5 mol/L ?
HCl est un acide fort et sa dissociation est totale → [H3O+] = 10^-7 mol/L dissociation dans l’eau : en comparant on n’a pas de compétition.
Donc on peut bien négliger les ions [H3O+] dus à la dissociation de l’eau
pH = -log[H3O+] ou pH = -log[C(HCl)]
pH = -log[2.10^-5] = -(log[10^-5] + log[2]) RAPPELS : 𝑙𝑜𝑔10 [10𝑥 ] = 𝑥 → 𝑙𝑜𝑔10 [𝑎. 𝑏] = log[𝑎] + log[𝑏]
pH = +5 – log[2] = +5 - 0,3 = 4,7 → ACIDE
c) pH des solutions aqueuses d’acides faibles
Rappeler AH + H2O ↔ A- + H3O+ et la constante d’acidité KA.
Selon le KA de l’acide AH et sa concentration initiale CA, on peut négliger les H3O+ en relation avec la dissociation de l’eau et on peut dire que
[H3O+] ~ [A-] d’où ;
[𝐻3𝑂+]^2
𝐾𝐴 =
[𝐴𝐻]
Deux cas de figures seront traités :
1) Si l’acide est faible KA < 10^-2 et la concentration initiale CA suffisamment élevée (C >10^-4 mol/L), donc on peut négliger la dissociation
de l’eau, on peut écrire [AH]=CA d’où ;
[𝐻3𝑂 +]2 = 𝐾𝐴. 𝐶𝐴 → [𝐻3𝑂 +] = √𝐾𝐴. 𝐶𝐴 = (𝐾𝐴. 𝐶𝐴)1/2
Puisque pH = -log[H3O+]
pH = ½ pKA – ½ log CA !!!!!
EXEMPLE CHIFFRE
Quel est le pH d’une solution aqueuse d’acide nitreux dont la pKA = 3,4 et sa concentration est de 2.10^-2 mol/L ?
L’acide nitreux est faible car il possède un pKA : sa dissociation n’est que partielle.
pH = ½ pKA – ½ logCA
pH = ½ * (3,4) – ½ * log(2.10^-2)
pH = 1,7 – ½ (log(10^-2) + log(2)) = 1,7 – ½ * (-2 + 0,3) = 1,7 – (0,85) = 2,55
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