BIOLOGIE FONDAMENTALE LES MOLÉCULES DU … · 2010-10-28 · la quantité de matière (atome, molécule, ... Exemple : 1 mole du nucléide. 35. ... de leur activité. Représentation

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BIOLOGIE FONDAMENTALE

LES MOLÉCULES DU VIVANT

PREMIÈRE PARTIE : DE L’ATOME À LA MOLÉCULE, DE LA MOLÉCULE AU MÉDICAMENT

DEUXIÈME PARTIE : LES BIOMOLÉCULES (PROTÉINES, LIPIDES, GLUCIDES…)

INTERVENANTS : Ph. KAROYAN, J. MASLIAH, D. RAINTEAU, J-P .TRESCA

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Professeur Philippe KAROYANENS, 24 RUE LHOMOND

PARIS

DE L’ATOME À LA MOLÉCULE

DE LA MOLÉCULE AU MÉDICAMENT

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1- DE L’ATOME À LA MOLÉCULE

1-1- LES ATOMES

Ce sont les constituants de la matière. (Du grec atomos, « ce qui ne peut être divisé »).Ils possèdent un noyau très dense, chargé positivement, autour duquel gravite un (des) électron(s)(chargés négativement).Le noyau est constitué de deux types de particules (Protons et Neutrons) appelées nucléons.

Note : Les théories actuelles sur la nature des atomes et la chimie moderne repose sur les travauxde John Dalton (1808).

La masse de l’électron est faible face à celle du proton et du neutron. Le plus simple des atomes estl’atome d’hydrogène, qui possède un proton et un électron (absence de neutron). Dans un atome, lenombre de proton est égal à celui des électrons : un atome est électriquement neutre.

Schéma simplifié d’un atome : entre Bohr (1913) et Schrödinger (1926)

Modèle actuel

Probabilité de présence des électrons

Note :

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Les espèces atomiques, appelés nucléides, sont symbolisés de la façon suivante :

Le nucléide est défini par

Des nucléides ayant le même nombre de proton (Z) et différents par leur nombre de masse (donc par leurnombre de neutrons) correspondent au même élément et sont qualifiés d’isotopes de l’élément en question.Exemple : le carbone (symbole C).

A = nombre de masse = nombre de nucléons (P+N)Z = numéro atomique = nombre de protons

Note : Les isotopes, stables ou instables, de par leur propriétés spécifiques(émission par exemple de rayonnement), sont essentiels en médecinenucléaire, avec des applications en imagerie et en thérapie.

Exemple : L’iode (symbole I) existe sous la forme de quatre isotopes dont trois sont émetteurs derayonnement γ :

1-1-1. QUELQUES DÉFINITIONS

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-La masse atomique correspond à la masse d’un atome et s’exprime en kg ou en u.m.a. (symbole u, unité demasse atomique).-Postulat : l’isotope de carbone qui sert de référence et qui pèse 1,99625.10-26 kg correspond exactement à12 u.-1u = 1,66054.10-27 kg, soit environ la masse du proton ou du neutron.

-La mole (symbole mol) est une unité de base du système internationale, apparue en 1971, et qui correspond àla quantité de matière (atome, molécule, particules…)d’un système qui contient autant d’entités élémentairesqu’il y a d’atomes de carbone dans 12 g de carbone . 1 mole de carbone pèse exactement 12 g/mol.

-De cette définition, on tire le nombre d’Avogadro NA:Hypothèse émise en 1811après travaux sur les gaz.À cette époque, confusionentre atomes etmolécules…et l’hypothèsen’a été acceptée que plustard, après confirmationpar Ampère, Laurent…

En d’autres termes, la mole est une unité de comptage au même titre que la dizaine, la centaine…mais cetteunité de comptage est immense (602 214 milliards de milliards d'unité). De la même manière qu'il y a autantd’éléments dans une douzaine de pommes que dans une douzaine d’oeufs, il y a le même nombre d'atomesdans une mole de carbone que dans une mole de plomb (ie. 602 214 milliards de milliards d'atomes), mais lamasse de ces moles sera différentes!


1-1-1. QUELQUES DÉFINITIONS (NOTIONS ESSENTIELLES POUR LE CALCUL DES CONCENTRATIONS)

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-Masse atomique moyenne

Si les atomes ont une masse, du fait de l’existence d’isotope (3100 recensés), la masse de l’élémentcorrespondant est une moyenne pondérée par l’abondance relative de chacun des isotopes de l’élément enquestion, définissant ainsi la masse atomique moyenne d’un élément.

Exemple : Le chlore (symbole Cl) naturel est constitué de 75% de l’isotope 35Cl et 25% de l’isotope 37Cl. Lamasse atomique moyenne de l’élément chlore est donc :

-Masse molaire d’un élément

Elle se définit comme la masse d’une mole de cet élément, cad 6,022.1023 entités identiques. Elle estsymbolisé par M. La masse molaire (d’une mole) d’un nucléide exprimée en g/mol est égale à la masseatomique exprimée en u.m.a.

Exemple : 1 mole du nucléide 35Cl pèse 35 g/mol. Une mole de l’élément Chlore pèsera 35,5 g/mol.

-Masse molaire d’une molécule

Elle se définit comme la somme des masses molaires de chaque atome qui constitue la molécule.

Exemple : M (H2O) = (1x2) + 16 = 18 g/mol

Note : il est possible de calculer une masse molaire exacte pour une molécule à partir des isotopesmajoritaires de chaque nucléide ou des masses molaires moyennes pondérées par l’abondance relative desisotopes de chaque nucléide.

Le choix dépend de l’utilisation…

1- DE L’ATOME À LA MOLÉCULE1-1-1. QUELQUES DÉFINITIONS (NOTIONS ESSENTIELLES POUR LE CALCUL DES CONCENTRATIONS)

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1-1-2. LA CLASSIFICATION

Les atomes des différents éléments chimiques sont classés dans un tableau, le tableau périodique. Leclassement initial, proposé en 1869 par Dimitri Ivanovitch Mendeleïev, était basée sur la masseatomique croissante des éléments. La masse atomique reflétant le nombre de proton et de neutron. Laclassification actuelle est fonction du numéro atomique Z croissant, reflétant ainsi la structureélectronique des atomes.


Note :C’est en rédigeant un volume de chimie que Mendeleïev ,se rend comptequ'en plaçant les éléments en ordre croissant de leur masse atomique, ilapparaît une tendance en ce qui concerne les propriétés, tendance qui serépète à plusieurs reprises. C’est la périodicité.

Mendeleïev dispose alors son tableau de manière à faire apparaître clairementla périodicité. mais pour respecter la loi périodique à laquelle il croyaitfermement, il a laissé certaines cases vides, correspondant selon lui à deséléments non encore découverts.

Persuadé que les éléments manquants seraient découverts, confirmant ainsisa théorie. Il va même jusqu'à prédire les propriétés de trois élémentsmanquants en se basant sur les propriétés des éléments voisins, et qu'ilappelle provisoirement eka-aluminium, eka-bore et eka-silicium.

Entre 1875 et 1886, ces trois éléments (gallium, scandium et germanium) sontdécouverts. Chacun possédait bien les propriétés prédites par le chimisterusse.

La communauté scientifique reconnaît alors l'utilité de son tableau.

25Source : http://www.daskoo.org/upload/images/classification-periodique-des-elements.png

TABLEAU PÉRIODIQUE (partiel!) DES ÉLÉMENTS

! Non décrits dans ce tableauConstitué de 7 lignes appelées « périodes » et de 18 colonnes appelées « familles ».Le numéro atomique croît de gauche à droite dans une période et de haut en bas dans une famille.Les éléments appartenant à une même colonne ont généralement la même structure électronique externe etdonc des propriétés physico-chimiques très similaires (ex : métaux alcalins)

Légende :

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Légende :

Ces six éléments encadrés composent 98% de la masse totale de tout organisme vivant

Alcalino-terreux

AlcalinsLes halogènes

TABLEAU PÉRIODIQUE (partiel!) DES ÉLÉMENTS

La référence : les gaz parfaits!

La propriété qui nous intéresse est l’électronégativité: elle traduit l’aptitude d’un élément à céder ou capturer un(des) électron(s). Plus un élément est électronégatif, plus il aura tendance à attirer les électrons (exemples :Halogène, Oxygène, Azote). À l’inverse un élément électropositif aura tendance à céder un (des) électron(s). (ex: alcalins et alcalino-terreux). Cette électronégativité augmente de la gauche vers la droite et du bas vers le hautdans le tableau de classification périodique. L’atome le plus électronégatif est le fluor.

Les symboles utilisés ne correspondent pastoujours aux initiales de l’élément considéré.

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La réactivité des atomes en chimie et biologie est liée aux comportements des électrons. L’objectif de cecours n’est pas de rentrer dans les calculs et équations décrivant les orbitales électroniques. Nous allons nouslimiter à une description schématique qui permettra de comprendre la réactivité.

« Tout ce qui est simplifié (simple) est faux, mais ce qui est complexe est inutilisable »…D’après Paul Valéry

Le tableau de classification périodique met en évidence, outre le nombre de protons, le nombre d’électrons dechaque élément (rappel : les atomes sont électriquement neutre).Ainsi, l’hydrogène possède un électron, l’hélium deux, le lithium trois….le carbone six, l’azote sept, l’oxygènehuit, le fluor neuf, le néon dix, le sodium onze, le phosphore quinze, le souffre seize, le chlore dix-sept, l’argondix-huit...

Si ces électrons occupent desvolumes de l’espace appelésorbitales (nommées s, p, d...)chaque orbitale ne peut contenir qu’unnombre défini d’électrons (2, 6, 10..) etces électrons vont donc se répartirdans des orbitales elles-mêmes serépartissant dans des couchessuccessives (K, L, M..) à l’image d’unoignon.

Note : Chaque couche ne peutcontenir qu’un nombre limitée d’orbitaleet donc d’électrons.

1-1-3. L’ÉLECTRON

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Les électrons se répartissent dans des orbitales elles-mêmes se répartissant dans des couches successives(K, L, M..) à l’image d’un oignon.

Note : Chaque couche ne peut contenir qu’un nombre limitée d’orbitale et donc d’électrons.

À l’image des gaz rares,inertes grâce à leurcouche externe saturée,les atomes d’autreséléments cherchent àatteindre cette stabilité enpartageant des électronsavec d’autres atomes, soiten partageant, soit engagnant, soit en perdantun ou plusieurs électronsde leur orbitale la plusexterne. Cette propriétéest une conséquence dela règle de l’octet. Enpartageant leurs électrons,les atomes vont se lierpour créer descombinaisons stablesd’atomes, les molécules.

Note : règle de l’octet : les atomes se combinent de façon à acquérir la structure électronique stable du gaz rare le plus proche.

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1-1-4. LES LIAISONS CHIMIQUES

En partageant leurs électrons, les atomes vont se lier pour créer des combinaisons stables d’atomes, lesmolécules.

Ce partage d’électrons conduit à la formation de liaisons plus ou moins fortes.

On distingue trois types de liaison qui résultent soit du partage, soit du gain ou de la perte d’électron :

- la liaison covalente- la liaison hydrogène, très importante en biologie- la liaison ionique

Le schéma de Lewis permet de comprendre le principe de la liaison. Dans ce schéma, chaque atome est entouréd’un nombre de point égal au nombre d’électrons de valence. Ce sont les électrons de la couche externe. Nousallons nous intéresser à l’Hydrogène, au lithium, au carbone, à l’azote, à l’oxygène, au sodium, auphosphore, au soufre et au chlore.

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1-1-4-1. LA LIAISON COVALENTEChaque atome va obéir à la règle de l’octet, et donc partager son (ses) électron(s) de façon à acquérir unestructure électronique stable à 8 électrons sur la couche externe (2 électrons pour l’hydrogène).

Exemple :Un atome de carbone possède quatre électrons sur sa couche externe. Or cette couche peut contenirjusqu’à huit électrons. L’atome de carbone peut se combiner à quatre autres atomes (par exemple quatreatomes d’hydrogène) et former ainsi quatre liaisons covalentes. L’atome de carbone est tétravalent tandisque l’atome d’hydrogène est monovalent.


Exemple 1 : la molécule de méthane et ses différentes formes de représentation ou d’écriture

2D 3D Formule brute

Il est important de garder à l’esprit que lesmolécules ont une structure tridimensionnelle.Dans le cas des molécules biologiques, cettestructure 3D est en grande partie responsablede leur activité.

Représentation de Cram

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1-1-4-1-1. LIAISON COVALENTES MULTIPLES

Une liaison covalente est représentée par une ligne qui sépare les symboles chimique de chaque atome. Laliaison est dite simple lorsqu’une seule paire d’électron est partagée. La double liaison (C=C, C=O, C=N,O=O…) résulte du partage de quatre électrons et la triple liaison du partage de six électrons ( ).


ÉLÉMENT NOMBRE DE LIAISONS COVALENTESHYDROGÈNE (H) 1

OXYGÈNE (O) 2

SOUFRE (S) 2

AZOTE (N) 3

CARBONE (C) 4

PHOSPHORE 5

Capacités de liaison de certains éléments important en biologie

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GROUPEMENT FONCTIONNEL

RENCONTRÉS DANS

FORMULE STRUCTURALE

EXEMPLES STRUCTURE 3D

HYDROXYLE-OH

ALCOOLSSUCRES

CARBONYLE ALDÉHYDESSUCRES

CARBOXYLIQUE

ACIDES AMINÉS

AMINEACIDES AMINÉS

AMIDE PEPTIDESPROTÉINES

PHOSPHATE

PHOSPHATES ORGANIQUES

Quelques groupements fonctionnels importants pour les systèmes vivant

α-D-Glucopyranose

L-Glutamine

D-Glucose

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Les acide α-aminés peuvent être classés suivant trois critères : charge, polarité et hydrophobicité.

En gras: Acides aminés

essentiels

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l’oxygène, pour acquérir la structure à huit électrons du Néon (gaz rare le plus proche), devra établir deuxliaisons, avec par exemple, deux atomes d’hydrogène. Dans cette configuration, l’hydrogène aura laconfiguration de l’Hélium (gaz rare le plus proche).

Exemple : la molécule de d’eau et ses différentes formes de représentation ou d’écriture

le partage des électrons de la liaison entre deux atomes peut être égale ou inégale. Cette caractéristiquedépend de l’électronégativité évoquée p.26. Ainsi, si le partage des électrons est sensiblement égal entre lecarbone et l’hydrogène, il est inégal entre l’hydrogène et l’oxygène. En effet, l’atome d’oxygène (comme l’atomed’azote, de chlore, de brome, d’iode…) est électronégatif et attire les électrons vers lui tel un aimant. La liaisonentre l’oxygène et l’hydrogène est polarisée et la résultante est l’apparition de charges partielles positive etnégative sur les atomes.

1-1-4-1-2. POLARISATION DES LIAISONS ET LIAISON HYDROGÈNE

Polarisation des liaisons et apparition de charges partielles notée δ+ et δ- :

Une des conséquences de cette polarisation est la capacité des molécules d’eau à former des liaisons faibles, non covalentes : les liaisons hydrogènes. Ce type de liaison est essentiel dans le vivant où les interactions sont éphémères. Structure et fonction des peptides et protéines sont gouvernées par ces liaisons hydrogènes intra- et intermoléculaires.


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1-1-4-1-3. LIAISON IONIQUE

Si deux atomes en interaction présentent une grande différence d’électronégativité, il peut y avoir transfertcomplet d’un ou plusieurs électrons.

Exemple :L’atome de sodium ne possède qu’un électron dans sa couche la plus externe. Il est de ce fait instable.L’atome de chlore possède 7 électrons dans sa couche externe. Il est donc lui aussi instable. La réaction entre lesodium et le chlore va stabiliser les deux atomes. La différence d’électronégativité entre les deux atomes est tellequ’il y a un transfert total de l’électron du sodium vers le chlore. Il se forme alors deux ions. Les ions sont desparticules chargées qui se forment lorsque des atomes gagnent ou perdent un (des) électron(s).


Certains éléments forment des ions à charges multiples par perte ou gain de plusieurs électrons toujours pourrespecter la règle de l’octet. Citons pour exemple en biologie Ca2+ , Mg2+, Fe2+ et Fe3+, Cu2+, Zn2+.

Note : Les liaisons ioniques sont des liaisons formées par attractions électriques entre des ions de chargesopposées. Dans les solides (ex : sel de table), les liaisons ioniques sont fortes car les ions sont proches.

Liaison ionique dans le solide

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Dans les conditions cellulaires, une liaison ionique (3-7 kcal/mol) est 20 fois plus faibles qu’une liaison covalente(50-110 kcal/mol). Cette propriété s’explique par le fait que le chlorure de sodium se dissous dans l’eau grâceaux interactions qui s’établissent avec les charges partielles des molécules d’eau. Ainsi, l’anion Cl- interagit avecles atomes d’hydrogène de l’eau qui portent une charge partielle positive tandis que la cation Na+ interagit avecl’atome d’oxygène porteur de charges partielles négatives.

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La protéine ne correspond pas à un simple collier de perles (SI)! Elle possède une structure 3D indispensablepour assurer sa fonction. L’organisation spatiale (SII, SIII, SIV) dépend d’interactions de faible énergie dont larésultante assure la stabilisation de l’édifice.

Les interactions de faible énergie comprennent:

Pour la SII (Hα, Fβ) : Liaisons H du squelette:

Interactions enthalpiques:

liaisons H entre chaînes (10-20 kJ/mol)

Interactions ioniques (12-20 kJ/mol)

Interaction de Van der Waals (électrostatiques)

(ex : dipôle induit/dipôle induit, 0,5-4kJ/mol).

Métal (Ca2+, Mg2+, Zn2+, Mn2+…).

Interactions entropiques

Interactions hydrophobes (12-15 kJ/mol)

CoordinationAvec un métal

InteractionsVDW

InteractionioniqueLiaison H

entre chaîneslatérale

! Liaison covalentePont disulfure(150 kJ/mol)

SIIISIV

ΔG= ΔH-TΔS

8kJ/mol

Mesure par calorimétrie

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LIAISONS ET ENVIRONNEMENT


1-1-5. REPRÉSENTATION DES MOLÉCULES

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Elle indique la nature et le nombre des atomes qui constituent la molécule.

Exemple : l’éthanol de formule brute C2H6O.

La molécule d’éthanol est constituée de 2 atomes de carbone, de 6 atomes d’hydrogène

et d’un atome d’oxygène.

Il s’agit d’indiquer comment les atomes de la molécule sont liés entre eux.

Exemple : l’éthanol C2H6O.

L’information de composition : la formule brute

Graphe des liaisons : C1 C2 H1 H2 H3 H4 H5 H6 OC1 + + + +C2 + + + +H1 +H2 +H3 +H4 +H5 +H6 +O + +

Du graphe des liaisons à la formule de constitution


1-1-5. REPRÉSENTATION DES MOLÉCULES

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Formules (ou représentations) de LewisFormule développée plane

Formules développées

Formules semi-développéesNe faire apparaître explicitement que les liaisons intéressantes dans un contexte choisi.

Écriture topologique

Liaisons C-C représentées par des lignes briséesChaque extrémité de segment représente un atome de carboneLa multiplicité des liaisons est figuréeLes atomes d’hydrogène ne sont généralement pas représentés (ils sont en nombre tels que la tétravalence ducarbone est assurée).Les hétéroatomes sont indiqués. Dans ce cas, on représente les atomes d’hydrogène auxquels ils sont liés.

EtOHFormule compacte

Et = éthyle (éth traduit la présence de 2 atomes de carbone dans le radical)


1-1-5. REPRÉSENTATION DES MOLÉCULES : LES FORMULES DE CONSTITUTION

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LE PROBLÈME DE L’INFORMATION TRIDIMENSIONNELLE

L’information tridimensionnelle

Les formules de constitution ne précisent pas l’organisation spatiale des atomes

autour de l’atome auquel ils sont liés.

Représentations tridimensionnelles

Modèles moléculaires

Logiciels

Représentations planes des structures spatiales : l’exemple de l’éthanol


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REPRÉSENTATION DE CRAM

Remarque : On place généralement la chaîne hydrocarbonée la plus longue dans le plan de la figure(représentation A).

Conventions

Trait plein: liaison située dans le plan

Trait allongé plein: liaison entre un atome situé dans le plan etun atome situé en avant de ce plan

Trait allongé hachuré: liaison entre un atome situé dans le plan etun atome situé en arrière de ce plan


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REPRÉSENTATION EN PROJECTION DE NEWMAN

Conventions

La molécule est regardée dans l’axe de la liaison entre deux atomes de carbonevoisins.

Les liaisons issues des deux atomes sont projetées sur un plan perpendiculaire àl’axe de la liaison étudiée. Les liaisons de l’atome le plus éloigné sont représentéespar des segments radiaux s’arrêtant à la périphérie du cercle, celles de l’atome leplus proche sont figurées par des segments issus du centre du cercle.


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REPRÉSENTATION DE FISCHER

Remarque : Initialement conçue pour représenter certaines séries (oses, acides aminés), la représentationde Fischer ne devrait être utilisée selon les instances internationales (IUPAC) qu’en appliquant les deux règles suivantes :i) disposer la chaîne hydrocarbonée la plus longue sur l’axe vertical ;ii) placer le chaînon de plus petit indice (le plus souvent associé au nombre d’oxydation de l’atome de carbone le plus élevé) vers le haut.

Conventions

La molécule est regardée selon un axe bissecteur

Les liaisons liants l’atome central aux atomes situés à l’arrière du plan de projectionsont projetées sur ce plan et placées verticalement

Les liaisons liants l’atome central aux atomes situés à l’avant du plan de projectionsont projetées sur ce plan et placées horizontalement


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APPLICATION AUX SUCRES

Ces deux sucres naturels ont la même composition élémentaire (formule brute) : C6H12O6. Si le D-glucose est lesucre majeur du métabolisme de la cellule eucaryote (source d’énergie), ce n’est pas le cas du D-Galactoseprésent dans le lait (Lactose).

Comment notre organisme distingue-t-il ces deux sucres? Grâce à l’information contenue dans la structure tri-dimensionnelle.

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REPRÉSENTATION EN PERSPECTIVE

Remarque : Les représentations en perspective sont essentiellement mises en œuvre lors de la représentation de molécules cycliques. Exemple : le cyclohexane.


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APPLICATION AUX SUCRES

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LES MOLÉCULES DU VIVANTDES MOLÉCULES POLYFONCTIONNELLES

Documents

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