COURS CHIMIE GENERALE1ère année des études pharmaceutiques

Année Universitaire: 2020-2021

Pr Anissa LAHRICHI

Atomistique (1): Structure de l’atome

Université Sidi Mohamed Ben Abdellah

Faculté de Médecine

et de Pharmacie de Fès

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Objectifs Généraux :

1) Acquérir les connaissances théoriques de base de la chimie générale;

2) Développer les compétences scientifiques nécessaires pour l’exercice

professionnel d’un pharmacien ;

Objectifs spécifiques : A la fin du cours, l’étudiant en 1ère année de pharmacie doit :

1) Connaitre les constituants élémentaires et les principes fondamentaux de base sur

les atomes ;

2) Décrire la configuration électronique d’un atome (ou ion) en appliquant les règles

régissant cette configuration ;

3) Classer les éléments chimiques du tableau périodique selon leurs caractéristiques;

4) Être capable de faire le lien entre les propriétés des atomes et leurs constitutions

électroniques ;

5) Expliquer la formation des liaisons chimiques et identifier leurs natures ;

6) Identifier la géométrie des liaisons chimiques dans une molécule selon la théorie

de Gillespie ;

1. Identifier la nature des liaisons interatomiques ;

2. Être capable de dénombrer dans une liaison covalente les électrons σ, les

électrons π et les électrons non liants.

Plan du cours

1. A quoi sert la chimie ? Qu'est ce que l'atome ?

2. C’est quoi la matière?

3. Aperçu historique sur l’atome

4. Atome, élément, molécule et composé

5. Mises en évidence des électrons et des protons par les

chercheurs atomistes?

6. Structure atomique

7. Eléments Isotopes d’un atome

8. Unité de masse atomique (uma)

9. La mole et le nombre d’Avogadro NA

10. Masse atomique moyenne

11. Masse Molaire Atomique

12. Défaut de masse et Energie de liaison

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I- À quoi sert la chimie dans les sciences médicales?

Science qui se consacre à l’étude de:

- composition,

- structure et les propriétés de la Matière,

- Modifications qu’elle expérimente pendant les réactions

Chimiques.

Quelles sont ses applications dans le domaine médicale:

Médecine : la structure du corps, anesthésie;

Pharmacie : médicaments, excipient, principe actif,

cosmétique, etc.

Dentaire : biomatériaux, implants, facettes, résine, PE, etc.4

II- C’est quoi la matière?

vivante

Inerte

• Matière vivante: qui constitue les êtres vivants.

• Matière inerte ou matière non vivante qu'on retrouve dans l'atmosphère, dans les

roches de la lithosphère et dans les milieux liquides principalement constitués d'eau.

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Les états de la matière: gaz, liquide et solide.

Gaz

Liquide

Solide

Désordonné ꞊ Amorphe

Ordonné ꞊ Cristallin

- Gaz: Désordonné qui ne possède ni volume ni forme, occuppe le volume du récipient qui le

contient.

- Liquide: Désordonné, fluide qui occupe un volume fixe, il adopte la forme du récipient qui

le contient.

- Solide: Ordonné, cristallin qui est rigide, le volume et la forme sont bien définis.

Les états de la matière

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Schéma récapitulatif

Héliumoxygène

Eau pureCH4, NaCl

Sable mouilléeau / sel

eau/huile

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Dès l’antiquité, les premiers scientifiques grecs se sont interrogés sur

la constitution de la matière. Les philosophes Thales de millet et

Empédocle énoncèrent la théorie des 4 éléments, théorie selon

laquelle, tous les corps sont formés exclusivement de 4 éléments :

l’eau, La terre, le feu et l’air.

4 Siècle avant JC, Démocrite émit l’idée que la matière était

constituée de petites particules indivisibles appelé atomes (insécable

en grec!). Malheureusement la faible notoriété de Démocrite

comparée à celle d’Aristote partisan de la théorie des 4 éléments, mit

à mal la théorie de Démocrite.

III- Aperçu historique sur l’atome

8

John Dalton: Physicien

et chimiste anglais

(1766, 1844).

John Dalton père de la théorie atomiste combine

les idées de Démocrite et Lavoisier et annonça

que la matière est faite d'atomes:

infractionnables ;

indestructibles ;

de forme sphérique;

se conservent au cours des réactions ;

se combinent avec des petits ratios de nombres entiers.

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10

- Manque d’interprétation sur le caractère chimique des éléments:

Pourquoi certains éléments ont un caractère métallique et d’autres non ?

- De plus, Dalton, n’avait pas de preuve expérimentale sur la structure interne

des atomes.

Classification d’éléments selon Dalton

Limite du modèle de Dalton !!

1904

Au début du

20ème siècle, Thomson découvre

l’électron et prend pour modèle de

l’atome celui d’un pudding chargé

positivement fourrée d’électron

chargé négativement.

1909

5 Ans plus tard, tard, Rutherford

découvre que l’atome est constitué

d’un élément central, le noyau. Ce

dernier est 100000 fois plus petit que

l’atome. Dans son modèle, les

électrons tournent autour du noyau,

comme les planètes autour du soleil !11

Au cours du 20ème siècle, plusieurs scientifiques ont proposé leur

modèle de l’atome au fur et à mesure que les connaissances

évoluées.

12

1913

Pour Niels Bohr, la théorie de

Rutherford est correcte mais

perfectible ! Il pense que les

électrons se déplacent autour du

noyau sur des orbites (couche) bien

définies. Il peut y en avoir plusieurs

sur une seule couche !

1925

Erwin Schrödinger rejette cette idée

de trajectoire de Bohr Pour lui, on ne

peut connaitre les positions d’un

électron précisément, mais on définit

une probabilité de trouver un

électron.

Evolution chronologique simplifié de

l’évolution de l’histoire de l’atome

Atome: partie

insécable de la

matière

13

14

• Atome: possède un noyau composé de protons et de neutrons

(= nucléons). Il est électriquement neutre, son numéro atomique Z

indique le nombre de protons contenus dans le noyau. Comme

l’atome est neutre, Z indique également le nombre d’électrons

( Z = e- = p+).

• Elément: Un élément chimique est l'ensemble des atomes ou ions

dont les noyaux possèdent le même nombre de protons,

caractérisé par son numéro atomique Z et par son symbole.

• Molécule: tout ce qui occupe l’espace et possède une masse :

solide, liquide ou gaz.

• Composé: est une molécule constituée d'atomes différents liés

chimiquement ensemble. Ces atomes différents peuvent d'ailleurs

être séparés par des moyens chimiques.

IV- Atome, élément, molécule et composé:

IV- 1) Composition atomique

Les 19ème et 20ème siècles marquent l'explosion des

découvertes dans le domaine de l'infiniment petit,

ainsi:

La matière est constituée d’un assemblage d’atomes,

15

16

Atome, élément, molécule et composé

Un atome est constitué de trois particules élémentaires de très

petites dimensions:105 espèces jusqu’ici; différents par leurs

structures électroniques.

protons

neutrons nucléons

les électrons occupent un volume de l’espace qui entoure le

noyau, appelé nuage électronique.

IV- 2) Structure atomique:

IV- 2) Comment peut on visualiser ou voir les atomes?

• Aujourd'hui les scientifiques disposent de techniques

de microscopie électronique qui permettent de visualiser des

atomes: Technique STM (Microscopie à effet tunnel) (en

anglais scanning tunneling microscope).

Microscopie à effet tunnel Chaines d 'atomes d 'or sur une

surface de silicium.18

19

V- Comment ces particules ont

été mises en évidence par les

chercheurs atomistes?

20

Expérience importante sur les atomes; Il utilise un tube en verre appelé

aujourd’hui tube de Crookes. C’est un tube en verre, de forme conique, à

l’intérieur duquel sont fixées une cathode métallique circulaire, une anode entre

lesquelles il applique une tension d’environ 10 000 volts . A l’intérieur de ce

tube, il réalise un vide, très poussé (de l’ordre du millième de millimètre de

mercure). Les rayons cathodiques se propagent en ligne droite.

Il observe alors que pour une pression faible, un rayonnement issu de la cathode

et provoquant une luminescence sur les parois du tube. Il donne à ces

rayonnements le nom de « rayonnements cathodiques ». Il montre que ces rayons

sont électriquement chargés car ils sont déviés par le champ magnétiques d’un

aimant.

V- 1 L’expérience de William Crookes (Britannique,1895 )

Tube de Crookes, découverte de l’imagerie

Le tube de Crookes est un tube en verre, de forme conique, à l’intérieur duquel

on a fixé une cathode métallique circulaire, une anode et un obstacle en forme

de croix de Malte. Un vide, très poussé. Il observe une belle fluorescence verte

sur la paroi opposée à la cathode.

Les rayons qu’on nomme cathodiques (faisceau d’électrons émis par la cathode)

sont arrêtés par la croix de Malte et on observe l’ombre de cette croix qui se

détache sur la face illuminée (fluorescence du verre provoquée par les

électrons).

V- 2) Mise en évidence des électrons (e-):

Thomson (physicien anglais 1856 - 1940, Prix Nobel 1906)

a mis en évidence les électrons par des expériences de rayons

cathodiques.

Une cathode" chauffée émet un flux de petites particules chargées

négativement et très légères qui subissent au cours de leur trajectoire

des déviations vers la plaque positive.

22

19UIASS/FDA1-Module Chimie Biochimie générale- Elément de module Chimie- Support(1/4):Concepts de Base et Structure de la Matière 2020/2021

Conclusion:

L’expérience précédente indique qu’indépendamment du gaz

qui se trouve dans le tube à décharge, ces particules sont donc

les mêmes pour tous les éléments.

On les appelle des électrons. Chaque électron a une charge

négative désignée par (e) appelée charge élémentaire. (e) est

la plus petite quantité de charge électrique que l’on puisse

mesurer.

e = -1, 6.10-19 C Charge de l’électron

me = 9,1 . 10-31kg Masse de l’électron

• L'expérience de Rutherford:

V- 3) Mise en évidence du Noyau, Proton et Neutron

+

24

noyaux d'hélium, He2+

24

Noyau de l’atome (protons et neutrons)

Rutherford, (Physicien Anglais 1871-1937, Prix Nobel 1908) découvrit

le noyau atomique.

25

L'expérience de Rutherford consista à bombarder une fine feuille d'or par des

noyaux d’Hélium (He2+). En étudiant les trajectoires de ces noyaux d'hélium,

il constata que:

dans une large mesure ils traversaient la feuille.

dans certaines zones, régulièrement espacées, les noyaux ne passaient pas.

Il venait de mettre en évidence la structure lacunaire de la matière et en déduisit

l'existence du noyau atomique où se concentraient les charges positives, les

protons.

A partir de ces deux constations, Rutherford en déduisit que l’atome est :

essentiellement constitué du vide; (forte taux de passage des particules

alpha);

électriquement neutre; (présence, en plus des électrons, d’une partie chargée

positivement qui a provoqué la répulsion forte des particules);26

• Atome de Rutherford: les électrons gravitent autour du noyau,

comme les planètes autour du soleil

Selon Rutherford, l’atome à une structure lacunaire, constituée d’un noyau très

dense, positif et de masse importante autour duquel gravitent les électrons en

formant un cortège électronique.

L’atome peut être visualisé

comme une sphère de taille de

l’ordre 10-10 m ayant un noyau

de taille de l’ordre 10-15 m

Remarques importantes:

• Le proton avait été partiellement mis en évidence en 1886 par

Eugen Goldstein.

• Ce n'est qu'en 1932 que Chadwick mettra en évidence l'existence du

neutron comme particule constitutive de l'atome.

28

VI- 1) Caractéristique du noyau:

Protons (p) = noyau de l’atome d’Hydrogène

q = +1,60218 10 -19 C

mp = 1,6724 10-27kg = 1836 m e-

Neutrons (n):

m n = 1,6747 10-27 Kg ~ m proton

Charge électrique nulle

VI- 2) Caractéristiques de l’électron:

Particules identiques chargées négativement

q = -1,60218 10 -19 C

m (e- ) négligeable = 9,110 10 -31 Kg

forment un nuage électronique autour du noyau.

VI- Structure de l’atome:

Un atome est constitué de 3 particules élémentaires de très petite dimension.

29

VI- 3 ) Représentation d’un atome:

Pour représenter un élément X, appelé encore Nucléide;

X = symbole de l’élément considéré

Z = Numéro atomique Nombre protons = Nombre d’électrons

N = Nombre de neutrons N = (A – Z)

A = Z + N = Nombre de masse ou nombre de nucléons

Exemple:

Carbone: 12 Nucléons

6 protons, 6 électrons

6 Neutrons (N = A - Z)

VI- 4) Propriétés de l’atome:

Autant de protons que d’électrons = Autant de charges positives du

noyau que de charges négatives des électrons

L’atome est électriquement neutre

Atome essentiellement constitué de vide = structure lacunaire.

VI- 5) Masse d’un atome:

Masse d’un atome est:

ma = Z × mp + (A - Z) × mn + Z × me

= Z × mp + (A - Z) × mn

me << mp ou mn (mp /m e- = 1833) ;

ma 1,67 10-27 (Z + N) 1,67 10-27 x A

la masse approchée de l’atome est égale à la masse de son noyau

30

31

Particules charge (coulomb) masse en Kg Découverte

Electron -1,60.10-19 9,11.10-31 Thomson (1897)

Proton 1,60.10-19 1,673.10-27 ≈1836.me Rutherford (1910)

Neutron 0 1,675.10-27 Chadwick (1932)

VI- 6) Propriétés physiques des protons, neutrons et électrons

Exemple:

Quel est le nombre de particules élémentaires dans l’atome

d’Argent?

Réponse:

A= 107 107 nucléons

Z = 47 protons 47 protons

47 électrons l’atome est électriquement neutre.

N = A – Z

=107 – 47

= 60 neutrons. 32

VII- Eléments Isotopes d’un atome:

VII- 1) Elément Chimique # Atome:

Un élément chimique zX est l’ensemble espèces des atomes et des

ions ayant le même numéro atomique Z. Il est représenté par un

symbole.

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90% de la matière qui constitue les systèmes vivants est composée

essentiellement de 4 éléments:

le carbone (C) « Chimie organique »

l’hydrogène (H)

l’azote (N)

l’oxygène (0)

34

VII-2) Isotopes d’un atome:

Des nucléides ayant le même nombre de protons ( même Z) correspondent au

même élément.

Les isotopes d’un élément sont des nucléides ayant le même numéro atomique

Z, mais des nombres de masse A différents.

Exemple:

Hydrogène (1H):

Deutérium 2H ou D (isotope stable)

Tritium 3H ou T (isotope radioactif particule b)

Carbone 12 (p = 6; n = 6)

Carbone 13 (p = 6; n = 7) isotope stable

Carbone 14 (p = 6; n = 8) isotope radioactif

35

Eléments Nombre demasse AbondanceA

3Li

A

8O

A

17Cl

A

16S

A = 6

A = 7

A = 16

A = 17

A = 18

A = 35

A = 37

A = 32

A = 33

A = 34

A = 36

7,52

92,48

99,758

0,037

0,204

75,4

24,6

95,018

0,750

4,2015

0,017

VII- 3) Tableau qui regroupe certains éléments qui existe à l’état naturel

sous forme d’un mélange d’isotopes avec leurs abondances relatives

VII- 4) Intérêt des isotopes

On s'en sert pour la datation, comme pour le marquage isotopique

et l’imagerie médicale utilisé en médecine par émission d’un

rayonnement qu’on peut suivre dans le corps humain.

aussi bien qu'en chimie organique pour l'élucidation des

mécanismes réactionnels.

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Certains isotopes naturels sont stables, d’autres sont radioactifs. Les

isotopes artificiels ont une durée de vie très courte.

les isotopes radioactifs ou (radio-isotopes) sont utilisés dans des

applications médicales ( Explorations du fonctionnement de nos

organes).

Exemple :

(Iode : (131I): Produit émetteur de

radiations est utilisé en imagerie

médicale pour repérer et détecter les

zones d'hyper ou d'hypo activité de la

glande thyroïdienne.

37

38

Isotopes de l’oxygène Masse de l’isotope % isotopique

168O 15,9949 uma 99,76 %

178O 16,9991 uma 0,04 %

188O 17,9991 uma 0,20 %

VII- 5) Abondance isotopique:

C’est le pourcentage en nombre d’atome de chacun des isotopes présents dans le

mélange naturel

VII- 6) Masse atomique moyenne:

M = MA donnée sur le tableau périodique; tient compte des isotopes et de leur

abondance.

Exemple de L’oxygène:

Calculer la masse atomique moyenne d’un atome d’oxygène?

Masse atomique d’un atome d’oxygène est :

m = 15,9949 99,76% + 16,9991 0,04% + 17,9991 0,20 %

m = 15,9993 uma

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VIII- Unité de masse atomique (uma):

• Unité de la masse dans le système S.I calculée en Kg est totalement

inadaptée à l’échelle élémentaire pour l’atome.

• Les masses réelles des atomes s’expriment par des nombres

extrêmement petits de l’ordre de 10 −27 kg donc nouvelle unité plus

adaptée.

• En d'autres termes un atome de 12C a une masse de 12 uma.

1 uma = masse (12C) /12

masse* d’un atome de (12C) =1,9926 10-26kg

* (déterminée à partir d’un spectromètre de masse), Il en découle:

1 uma= 1,9926.10-23g/12 = 1,6605.10-24g

1 uma = 1,66 10-27 kg

Exemples:

m(O) = 2,658.10-26 Kg /1,662.10-27 Kg=15,993 ≈ 16,061 u

m(S) = 5,326.10-26 Kg /1,662.10-27 Kg=32,045 ≈ 32,1 u

m(H) = 1,674.10-27 Kg /1,662.10-27 Kg=1,007 ≈ 1,01 u

40

41

IX- La mole et le nombre d’Avogadro NA :

Jusqu'au 20 mai 2019, le nombre d'Avogadro est défini comme le nombre

d'atomes réels de carbone dans 12 grammes (10−3 kg) de carbone 12 = une mole

de l'isotope 12 du carbone.

un atome de 12C a une masse de 12 uma 1ato 12 uma

NA atomes de 12C a une masse de 12 g. Nato 12 g

Donc: NA = 1g/ uma (kg) = 6,022 140 857 (74) 1023 mol−1

À partir du 20 mai 2019, le nombre d'Avogadro devient une constante fixée

par convention, qui définit la mole :

NA = 6,022 140 857 (76) × 1023 mol−1

1g = uma . NA

NA = Nbre d’atomes réels contenus dans un atome gramme soit dans

une mole de ces entités.

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Remarque importante:

Une mole de n’importe quelle substance:

• contient donc 6,022.1023 particules de cette substance,

• quantité de matière d’un système contenant autant d’entités qu’il y a

d’atomes dans 12 g de 12C.

X- Masse atomique moyenne:

Pourquoi dans le tableau périodique, les masses atomiques

ne sont jamais représentées par des nombres entiers ?

• Masse atomique moyenne d’un élément est la masse de cet

élément en u.m.a. en tenant compte de ses isotopes.

M(X) = i∑ (τi Mi / i∑ τi )

• τ1, τ2, ... τn : % (abondance des différents isotopes de

l’élément X).

• M1, M2, ... Mn leurs masses atomiques respectives.43

Carbone

12C12,01

Exemple: Carbone naturel

la masse atomique moyenne:

m(C)= (Ab(12C) x m(12C) ) + (Ab(13C) x M(13C))

m(C)= (98,9 x 12 / 100 ) + (1,1 x 13/100)

m(C)= 12,01 u

mCl = 35,45 u

Exemple : Chlore naturel

45

Masse atomique moyenne:

m(Cl)= (Ab(35Cl) x m(35Cl) ) + (Ab(37Cl) x M(37Cl))

m(Cl)= (34,96 x 75,4/100) + (36,96 x 24,6/100)

XI- Masse Molaire Atomique:

La masse molaire (atomique ou moléculaire) correspond à la masse en grammes

d’une mole d’atomes ou de molécules d’une espèce chimique, symbolisée par

la lettre M et d’unité le « g/ ».

Par conséquent, dans le tableau périodique, la valeur indiquée représente la

masse atomique en u.m.a., mais aussi la masse molaire en g/mol. Cependant,

ces deux paramètres n'ont pas la même signification.

Le physicien utilise uma,

le chimiste utilise g/mol.

La masse molaire atomique d’un élément correspond à la masse en gramme

d’une mole d’atomes d’une espèce chimique.

XII- Défaut de masse et Energie de liaison

• Défaut de masse : La masse d’un noyau est toujours inférieure à la

somme des masses des nucléons qui le constituent. Ce défaut de

masse (∆m) est transformé en énergie (∆E) libérée au cours de la

réaction :

Protons + neutrons

∆m = Zmp + Nmn –Mnoyau

Noyau + ∆E

avec ∆E = ∆m.c2

Ce défaut de masse ∆m représente l’énergie de liaison ou l’énergie

de cohésion ∆E dans le noyau.

Remarque: Il est préférable d’utiliser une unité d’énergie plus petite

que le Joule: c’est l’électron-volte (eV), avec:

1eV = 1,602.10-19 Joule 47