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
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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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- 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
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• 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,
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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?
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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.
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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.
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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.
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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.
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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
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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)
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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
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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.
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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
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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
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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