L'atome et ses composants

### L'atome

• L'atome est composé d'électrons (charge négative) et d'un noyau (charge neutre).
• Le noyau contient des protons (charge positive) et des neutrons (charge nulle).
• La charge du proton est +1,6.10-19 C.
• La charge de l'électron est -1,6.10-19 C.
• La masse du neutron est approximativement égale à celle du proton (1,69.10-27 kg).
• La masse de l'électron est négligeable.
• La masse de l'atome est approximativement égale à la masse du noyau.
• Le nombre de masse (A) correspond au nombre total de nucléons (protons + neutrons).
• Le numéro atomique (Z) correspond au nombre de protons (qui est égal au nombre d'électrons).
• Les isotopes sont des atomes du même élément chimique (même symbole X et même nombre de protons Z) mais avec un nombre différent de neutrons.
• L'iode radioactif est utilisé en imagerie médicale et dans le traitement du cancer de la thyroïde.
• La thyroïde utilise beaucoup d'iode, c'est pourquoi l'iode radioactif se concentre dans cette glande.

Configuration électronique

• Les électrons se répartissent dans des couches électroniques autour du noyau (K, L, M, N).
• Chaque couche a une capacité maximale d'électrons : K (2), L (8), M (8), N (8).
• Les électrons remplissent d'abord une couche complètement avant de passer à la suivante.
• Les électrons de valence sont les électrons situés sur la couche externe.

Modèle de Lewis

• Le modèle de Lewis représente les électrons de valence d'un atome.
• Les électrons célibataires (non appariés) peuvent former des liaisons.
• Les doublets non liants (appariés) ne forment pas de liaisons.
• La valence d'un atome est le nombre de liaisons qu'il peut encore former, ce qui correspond au nombre d'électrons célibataires.

Classification périodique

• Le tableau périodique est organisé en périodes (lignes horizontales) et en groupes (colonnes verticales).
• Les périodes indiquent la dernière couche électronique remplie.
• Les groupes indiquent le nombre d'électrons de valence.
• Les atomes du même groupe ont des propriétés chimiques similaires car ils ont le même nombre d'électrons de valence.
• Les gaz rares (hélium, néon, argon) sont très stables car leur couche externe est saturée (8 électrons).
• Les halogènes (fluor, chlore) ont 7 électrons sur leur couche externe.

Composés ioniques

• Un composé ionique est composé d'un cation (ion positif) et d'un anion (ion négatif).
• La formule chimique d'un composé ionique est neutre.
• Exemples : NaCl (chlorure de sodium), NaHCO3 (bicarbonate de sodium), NaClO (hypochlorite de sodium), MgF2 (fluorure de magnésium), Mg(OH)2 (hydroxyde de magnésium).

Molécules

• Les molécules sont formées d'atomes liés entre eux par des liaisons covalentes.
• Une liaison covalente est une liaison forte qui partage deux électrons célibataires entre deux atomes.
• Exemple: H2O (eau), avec deux liaisons covalentes entre l'oxygène et les deux atomes d'hydrogène.

Isomères vs Isotopes

• Les isomères sont des molécules qui ont la même formule brute mais des structures différentes.
• Les isotopes sont des atomes du même élément avec le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons.

Corps purs

• Un corps pur est une substance contenant une seule espèce chimique, contrairement aux mélanges et aux solutions.
• Les corps purs peuvent être simples (constitués d'un seul type d'atome) ou composés (constitués de plusieurs types d'atomes).
• Les corps purs ont des propriétés physico-chimiques caractéristiques (point de fusion, point d'ébullition, masse volumique, solubilité, conductivité électrique).

Électronégativité et liaison hydrogène

• L'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer vers lui le doublet d'électron d'une liaison covalente.
• Une différence d'électronégativité entre deux atomes crée une polarisation de la liaison et un dipôle électrique.
• La liaison hydrogène est une interaction faible entre un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif et un autre atome très électronégatif avec un doublet non liant..
• La liaison hydrogène est importante dans la stabilité des molécules biologiques (protéines, ADN, ARN).

Mole, masse atomique, masse molaire

• La mole est l'unité de quantité de matière représentant un nombre très élevé d'entités (atomes, molécules, ions).
• Le nombre d'Avogadro (NA) est le nombre d'atomes présents dans une mole (6,022.1023).
• La masse molaire est la masse d'une mole d'une substance, exprimée en g/mol (ou g.mol-1).
• La masse molaire atomique est la masse d'une mole d'atomes d'un élément chimique, trouvée dans le tableau périodique.
• La masse molaire moléculaire est la somme des masses molaires atomiques des atomes composant une molécule.

Réactions chimiques

• Une réaction chimique est une transformation de la matière où des réactifs se transforment en produits.
• L'équation bilan représente la réaction chimique et doit respecter la loi de conservation de la matière.
• Des exemples d'ions et de leurs anomalies dans le corps : Na+ (hyponatrémie), K+ (hypokaliémie/hyperkaliémie), Ca2+ (hyper/hypocalcémie).

Concentration des solutions

• Concentration massique (Cm) : masse de soluté (g) divisée par le volume de solution (L), exprimée en g/L.
• Concentration molaire (C) : nombre de moles de soluté (n) divisée par le volume de solution (L), exprimée en mol/L.

Réactions acido-basiques

• Les réactions acido-basiques impliquent des échanges d'ions hydrogène (H+) dans l'eau.
• Un acide cède des protons (H+), une base capte des protons (H+).
• Les acides forts réagissent totalement avec l'eau (HCl, H2SO4, HNO3).
• Les acides faibles réagissent partiellement avec l'eau (acides carboxyliques, acide phosphorique, acide ascorbique).
• Les bases fortes réagissent totalement avec l'eau (NaOH, KOH).
• Les bases faibles réagissent partiellement avec l'eau.