Chimie PDF - Chapitre 1 : Atome et classification périodique

– Chapitre 1 : Atome et classification périodique – Atome (schéma) : électrons de charge négative + noyau de charge neutre ( protons de charge positive et neutrons pas de charge) L'atome à une charge neutre. Charge du proton : +1,6.10-19 C (coulombs) Charge de l’électron : -1,6.10-19 C (Rap...

– Chapitre 1 : Atome et classification périodique – Atome (schéma) : électrons de charge négative + noyau de charge neutre ( protons de charge positive et neutrons pas de charge) L'atome à une charge neutre. Charge du proton : +1,6.10-19 C (coulombs) Charge de l’électron : -1,6.10-19 C (Rappel des puissances de 10 …) Masse : m neutron ≈ m proton ≈ 1,69.10-27 kg m électron ≈ négligeable m atome ≈ m noyau ≈ m(nucléons) ≈ m neutron + m protons Code atome : X : symbole de l'élément chimique (lettres du tableau périodique) A : nombre de masse = nombre de nucléon = nombre de protons + neutrons Z : numéro atomique = nombre de charge = nombre de proton (et ne pas oublier que nb de proton = nb électron) Exemple : Le noyau d’un atome de cobalt (Co) contient 27 protons et 32 neutrons : 27+32=59 Donc A= 59 ; Z= 27 Exemple : un atome de fluor contient 19 nucléons et 9 protons : 19-9= 10 Il y a 10 neutrons Isotope : 2 isotopes c'est deux atomes dont les noyaux possèdent le même symbole chimique X le même nombre Z de protons mais un nombre diffèrent de neutrons (A). Exemple : carbone 12 et carbone 14 Le nombre de protons du carbone est 6 donc : Carbone 14 = 14 nucléon - 6 protons = 8 neutrons Carbone 12 = 12 nucléon - 6 protons = 6  Iode : Iode radioactif: utilisé en imagerie et utilisé pour le cancer de la thyroïde Certains isotopes de l'iode peuvent être utilisés pour leurs propriétés radioactives l'iode est un élément très utilisé par la thyroïde qui est une glande située à la base du cou. SI on administre de l'iode il ira se fixer préférentiellement au niveau de la thyroïde. Cette propriété est exploitée en imagerie médicale. Les zones de la thyroïde qui utilisent bcp d’iode sont potentiellement des zones où les cellules se multiplient rapidement et donc cela peut potentiellement révéler une tumeur et puis également cette propriété est aussi exploitée dans les traitements de cancer de la thyroïde afin de détruire les cellules cancéreuses) Configuration électronique d'un atome : Autour du noyau les électrons se répartissent en couches électronique. 4 couches à connaitre en deust : K, L, M, N. K : max 2 électron L : max 8 M : max 8 N : max 8 Il faut d'abord remplir une couche entièrement avant de passer à la prochaine couche (d'abord remplir K pour remplir L et ainsi de suite) Exemple : oxygène A=16, Z=8  Neutron : 16 - 8 = 8 Nucléon : 16 Protons (numéro atomique) : 8 Electron : 8 et Configuration électronique de l'O (oxygène) : K2 L6 Configuration électronique du N (azote) : A=14 ; Z=7 K2 L5 Configuration électronique du Mg (magnésium) : A=24 ; Z=12 K2 L8 M2 Configuration électronique du S (soufre) : Z=16 K2 L8 M6 Configuration électronique de lʼA (aluminium) : Z=13 K2 L8 M3 Couche externe : Cʼest la dernière couche remplie Électron de valence : cʼest les électrons qui sont situes sur la couche la plus Externe ≠ VALENCE d'un atome (notion abordée plus tard) Modèle de Lewis : C'est une représentation de l'atome qui mets en évidence les électrons de valence. (Voir schéma carnet) Électron seul: électron célibataire (voudront former des liaisons) Duo d'électron : doublets non liants ( ne voudront pas former des liaisons) Modèle de Lewis de l'hydrogène : H 2 options pour se stabiliser et donc remplir la couche K, soit il forme une seule liaison avec un autre atome (exemple : liaison à un autre hydrogène pour former le dihydrogène [K2] ), soit il perd un électron (H^+ [K0] ) La valence: cʼest le nombre de liaison que lʼatome peut encore former et donc égal au nombre dʼélectrons célibataire ( ≠ électron de valence)  Classification périodique ou tableau de Mendeleïev : Période : Ligne (en fonction de la dernière couche remplie) Groupe : Colonne (en fonction du nombre dʼélectron de valence) !! POUR LES 3 PREMIERES LIGNES, trou de 10 colonnes dans le tableau, donc : 1ère colonne, 2eme colonne, 13eme colonne (ˮ3emeˮ colonne). !! Exemple : Les atomes d'un même groupe, c'est à ̀ dire d'une même colonne ont le même nombre l'électron de valence ce qui leur confère des propriétés communes La dernière colonne ce sont les gaz rares ou gaz nobles ils sont denommes ainsi car ils sont tres stables puisque leur couche externe est saturée (donc ils ne font pas de liaisons) -> Hélium ; Néon ; Argon Hélium (Z=2, A=4) -> K2 Néon (Z=10, A=20) -> K2 L8 Argon (Z=18, A=40) -> K2 L8 M8 Halogènes: Fluor (Z=9 , A=19) -> K2 L7 Chlore (Z=17 , A=35) -> K2 L8 M7 Il y a 7 électrons sur la couche externe. Pour devenir stable : Gagner 1 electron ou perdre 7 electrons. Brome (Z=35, A=80) -> Les halogènes ont 7 électrons de valence, Ils ont 2 options pour se stabiliser (saturer leur dernière couche), soit faire une liaison, soit gagner 1 électron (théoriquement il pourrait aussi perdre 7 électrons mais cela est trop compliqué pour l'atome et donc il ne le fait pas). Donc les ions formé sont F- ou Cl- Métaux alcalins : H Hydrogène (Z=1 A=1) -> K1 -> 1 liaison ou H+ Li lithium (Z=3 A=7) -> K2 L1 -> Li+ N Sodium (Z=11 A=23) -> K2 L8 M1 -> Na+ K Potassium (Z=19 A=39) -> K2 L8 M8 N1 -> K+ Les métaux Alcalins ont tous un électron de Valence. Pour se stabiliser ils perdent un électron (théoriquement il pourrait aussi former 7 liaisons ou gagner 7 électrons mais cela est trop compliquer) Règle de l'octet : Pour se stabiliser un atome cherche à̀ saturer sa dernière couche qui comporte 8 ̀ saturer sa électrons. La seule exception est l'hydrogène qui s'écrit K1 et qui cherchera à couche K à 2 électrons, on parle donc de règle du duet mais le principe reste le même. Pour se stabiliser un atome a 2 options : Former des liaisons → formation d'une molécule Perdre ou gagner des électrons → formation d'un ion – Chapitre 2 : Ions, molécules et liaisons – Ion : Perte d'un ou plusieurs électrons -> CATION (ion positif) ; proton > électron Gain d'un ou plusieurs électrons -> ANION (ion négatif) ; électron > proton Un ion peut aussi être monoatomique ou polyatomique Liste des ions à connaitre : Liaisons ioniques : C'est une liaison qui résulte d'une interaction électro-statique, c'est à dire d'une attraction entre des éléments de charges différentes (cations et anions). Il s'agit d'une liaison faible, cʼest à dire detruite en milieu aqueux (dans de lʼeau). Elles permettent de former des composés appelés solides ioniques qui sont électriquement neutres. Exemple de solides ioniques : NaCl = chlorure de sodium (ex : sérum physiologique) → sel Critère du solide ionique : Neutre : ok Solide : ok Détruite dans l'eau : ok - Na+Cl- (dans le nom chimique on commence toujours par le cation) - Nom français: on commence toujours par lʼanion NaHCO3 = bicarbonate de sodium NaClO = Hypochlorite de sodium (eau de javel, dakin...) MgF2 = Fluorure de Magnésium Hydroxyde de magnésium = Mg (OH)2 Molécules : Assemblage d'atomes qui sont relies entre eux par des liaisons covalentes. Une liaison covalente est une liaison forte qui résulte de la mise en commun de 2 électrons célibataires entre 2 atomes A et B Exemple : H —O— H O : Z=18 A=16 -> K2 L6 2 doublets non liants et 2 électrons célibataires (donc 2 liaisons covalentes) H : Z=1 A=1 -> K1 1 célibataire -> 1 liaison covalente Représentation des molécules (voir carnet date 23/09) Isomère ≠ Isotope Isomère : deux isomères ce sont des molécules qui ont la même formule brute mais une formule développée différente. Corps pur : matière qui ne comporte une seule espèce chimique à la différence d'un mélange ou d'une solution. Ce corps pur peut être simple (constitué d'un seul type d'atome [ex : dioxygène ; diazote ; dihydrogène…] et il peut être composé (constitué de plusieurs types d'atomes [ex : l'eau ; le méthane…] Les corps purs sont identifiables par des caractéristiques physicochimiques propres : point de fusion : température de passage de la forme solide à la forme liquide (H2O -> 0°C) point d'ébullition : température de passage de la forme liquide à la forme gazeuse (H20-> 100°C) Masse volumique : solubilité : lipophile ou hydrophile Conductivité électrique : Electronégativité et liaison hydrogène : Au sein d'une liaison covalente l'électronégativité se définie par l'aptitude (capacité) d'un atome A à attirer vers lui le doublet d'électron qui le lie à un atome B. Elle est notée χ ("chi"). ON dit que la liaison entre A et B est polarisée ou qu'ils forment un dipôle avec u pole positif et un pôle négatif. (Voir carnet) O est plus électronégatif que H donc il attire vers lui les électrons de la liaison. Il porte une charge partielle δ-. Quelques atomes électronégatifs : Halogènes : F, Br, Cl O, N, S, P Liaison hydrogène : Il s'agit d'une interaction attractive établie entre un atome d'hydrogène lié à un atome A très électronégatif et un atome B également très électronégatif et porteur d'un doublet non liant. C'est une interaction de type dipôle- dipôle (il s'agit d'une liaison faible). Conséquence de la liaison hydrogène : Si une molécule est capable de réaliser des liaisons hydrogène avec l'eau, cela signifie qu'elle est au moins en partie soluble dans l'eau.  Les liaison hydrogènes stabilisent la structure des molécules biologiques (protéines, acides nucléiques [ADN, ARN] …) Ex : L'ADN a une structure en double hélice, entre les 2 brins de ces doubles hélices il y a des liaisons hydrogènes qui stabilisent la structure mais qui seront aussi facilement cassées ce qui permettra par exemple la réplication de l'ADN. — Chapitre 3 : Mole, masse atomique, masse molaire — La mole c'est l'unité de la quantité de matière qui représente un nombre extrêmes élevé d'atomes, de molécules ou d'ions. Initialement, la mole a d'abord été définie comme le nombre d'atome de carbone contenu dans 12g de 12C (carbone 12) -> 6.022.1023 atomes de carbone, c'est ce qu'on appelle le nombre d'Avogadro N A. La masse molaire c'est la masse d'une mole d'un corps, on la note M et l'unité est : g/mol ou g.mol-1. Masse molaire atomique -> se trouve dans le tableau périodique (A). Masse molaire moléculaire -> somme des masses molaires atomiques de tous les atomes contenus dans une molécule Ex : M (O) = 16 g/mol M (C) = 12g/mol M (N) = 14 g/mol M (H) = 1 g/mol M (Ca) = 40 g/mol H2O2 : M(H2O2) = 2*M(H) + 2*M(O) = 2*1 + 2*16 = 34 g/mol NH3 : M(NH3) = M(N) + 3*M(N) = 14 + 3*1 = 17 g/mol C6H6 : M(C6H6) = 6*M(C) + 6*M(H) = 6*12 + 6*1 = 78 g/mol Ca (OH)2 : M(C6H6) = M(Ca) + 2*M(O) + 2*M(H) = 40 + 2*16 + 2*1 = 74 g/mol C6H12O6 : M(C6H12O6) = 6*M(C) + 12*M(H) + 6*M(O) = 6*12 + 12*1 + 6*16 = 180 g/mol — Chapitre 4 : Réactions chimiques — Il s’agit d’une transformation de la matière au cours de laquelle des espèces chimiques appelées "réactifs" sont transformés en des composés nouveaux appelés produits. La réaction chimique est représentée par une équation bilan : REACTIF 1 + REACTIF 2 —> PRODUIT 1 + PRODUIT 2 Loi de conservation de la matière : “Rien ne se perd rien ne se crée tout se transforme”. Cela signifie que même si les produits sont différents des réactifs ils contiennent les mêmes atomes dans les mêmes proportions. Exemple 1 : C + O2 —> CO2 C —> 1 O —> 2 La réaction est équilibrée car la matière est bien conservée Exemple 2 : H2 + O2 —> H2O H —> 2 O —> 2 (dans les réactifs mais pas dans les produits) Equation non équilibrée, afin d’équilibrer la réaction on modifie le nombre d’atome grâce à des coefficients stœchiométriques 2 H2 + O2 —> 2 H2O H —> 4 O —> 2 Loi de conservation : la masse des produits est égale à la masse des réactifs. Coller l’exemple La réaction peut être de 2 types : - Totale / complète / irréversible : elle ne se produit que dans 1 sens, REACTIF —> PRODUIT Exemple : combustion du bois ou la décomposition des aliments - Incomplète / réversible : elle se produit dans les 2 sens, simultanément, REACTIF PRODUIT — Chapitre 5 : Solutions et concentration — Une solution est un mélange homogène obtenu lorsqu’une espèce chimique appelée soluté est introduite ou dissoute dans un solvant. Exemple : Sel dans l’eau il n’y a pas de particules donc c’est une solution. Le soluté c'est le sel et le solvant c’est l’eau Une suspension est un mélange hétérogène où des particules solides sont dispersées dans une substance liquide Exemple : Reconstituions d’amoxicilline (poudre pour suspension buvable) Les solides ioniques sont souvent appelés des sels Solide ionique –> neutre + liaison détruite facilement dans l’eau + solide Ex : NaHCO3 , NaCl… Les ions en solution dans l’eau (ex. organisme) sont appelés électrolytes car les sels dissous forment des solutions conductrices d’électricité. Les déséquilibres électrolytiques peuvent générer des troubles graves. Ex : − Na+ —> Hyponatrémie − K+ —> Hypokaliémie / Hyperkaliémie —> Troubles du rythme cardiaque − Ca2+ —> Hyper/hypocalcémie Calculs de concentration : Cm (g.L-1) = Masse de soluté (g) / Volume de solvant (L) Ex : si je dissous 5g de sel dans 1L d’eau Attention la concentration peut aussi être exprimée en pourcentage cela correspond au nombre de grammes de PA dans 100mL de solution Ex : “G5” —> - solution de glucose titrée/concentrée à 5% 5 g/10mL —> Cm = 50g/L - Le doliprane en susp buvable à un titre/concentration massique de 2,4% 2,4g dans 100mL —> 24g/L - Sérum physiologique à 0,9% 0,9g dans 100mL —> 9g/L Concentration molaire : C (mol/L) = n (mol) / V (volume de solvant en L) On dit : Solution molaire —> 1 mol/L Solution decimolaire —> 0,1mol/L Solution centimolaire —> 0,01 mol/L Solution millimolaire —> 0,001 mol/L — Chapitre 6 : Réactions acido-basiques — Les réactions acidobasiques reposent sur des échanges d’ions hydrogènes H + (qui est appelé dans le langage courant : proton [à ne pas confondre avec les protons d’un noyau]) dans l’eau Un acide est capable de céder un ou plusieurs protons, une base est capable de capter un ou plusieurs protons. H3O+ –> acide –> possède plus de H –> capable d’en céder. Réaction des acides dans l’eau : AH + H2O —> H3O+ + A- Réaction complète/totale —> acide fort Réaction réversible/incomplète —> acide faible Un acide fort réagit totalement avec l’eau ( —>) : - HCl (acide chlorhydrique) - H2SO4 —> acide sulfurique - HNO3 —> acide nitrique HCl + H2O —> H3O+ + Cl- Un acide faible ne réagit que partiellement avec l’eau : la réaction est réversible/incomplète (donc ) Acide carboxylique Acide phosphorique Acide ascorbique CH3COOH + H2O —> H3O+ + CH3COO- Base : réaction générale avec l'eau : B- + H2O —> BH + OH- —> : Base forte : réagit complètement avec l’eau - Soude (hydroxyde de sodium NaOH) - Potasse (hydroxyde de potassium)   : Base faible : réagit partiellement avec l’eau