Cours Présentation CHI110 jld

CHIMIE – Structure de la matière CHI 110
Cours 1
INTRODUCTION
Jean-Luc Decout
[email protected]
Département de Pharmacochimie Moléculaire
BIO A-G puis BIO1, BIO2, BIO3, CHB4
L1 et Chimie
• UE CHI 110 : Structure de la matière et cristallochimie
• UE CHI 120 : Chimie inorganique et chimie organique
Propriétés de la matière (niveau macroscopique) =
conséquences de la structure atomique (niveaux
atomique et subatomique, moléculaire = niveau
« microscopique »)
Volume d’enseignement
• Structure de la matière : 13 CM (1h 30) ; 18 TD (1h 30) +
• Cristallochimie : 2 TP (4 h 00) ; 5 C-TD (1h 30)
• Note indépendante de cristallographie (interrogations en TP, CC en
TD) : note conservée en deuxième session
• CC (partiel) : première semaine de novembre (3/11-6/11) : note
conservée en deuxième session
• Examens du 17/12 au 19/12 avec des question de cristallochimie
possibles
Contrôle continu : épreuve de 1 h 30
Examen : 2 h
Planning hors cristallochimie :
S37 : 1 CM
S38 : 2 CM
S39 : 1 CM + 2 TD
S40 : 1 CM + 2 TD
S41 : 1 CM + 2 TD
S42: 1 CM + 2 TD
S43 : 1 CM + 2 TD
S44 : Vacances Toussaint
S45 : 1 CM
S46 : 1 CM + 2 TD
S47 : 1 CM + 2 TD
S48 : 1 CM + 2 TD
S49 : 1 CM + 2 TD
S50 : Libre
S51 : Examen
du 8/9 au 14/9
du 15/9 au 21/9
du 22/9 au 28/9
du 29/9 au 5/10
du 6/10 au 12/10
du 13/10 au 19/10
du 20/10 au 26/10
du 27/10 au 2/11
du 3/11 au 9/11
du 10/11 au 16/11
du 17/04 au 23/12
du 24/11 au 30/11
du 1/12 au 7/12
du 8/12 au 14/12
du 15/12 au 21/12
Mise en groupe de TD et début
de la cristallochimie
Partiels de L1 du 3/11 au 6/11
mardi 11 novembre !
Examen de L1 du 17/12 au
19/12
Gestionnaire par parcours
CHI, CHB : Julianne Joubert-Bousson
[email protected]
BIO, SVT : Souad Mohamed
PHC, PHY : Lisa Schoder
GSC : Nathalie Waksmann
[email protected]
[email protected]
[email protected]
MAT, MIN, INF : Evelyne Zorzettig
[email protected]
PMM, PGM : Chrisitine Carmona
[email protected]
SPI : Barbara Degerine
[email protected]
Semaine 37 :1 cours
CM(1h30)
Groupes
Date/heure
salle
Enseignant
1
BIO (A G)
mercredi
15h15
DLST D2
Jean-Luc Decout
2
BIO (H Z)
mercredi
15h15
DLST A1
Hélène Jamet
3
INF,MAT,MIN,PMM
mardi 9h45
DLST A2
Richard Garcia
4
CHB
mardi 13h30
DLST D2
Sébastien Carret
5
SPI
jeudi 13h30
DLST F
6
CHI, GSC, PGM
jeudi 8h00
DLST A1
Florence
Charbonnier
Jérôme Chauvin
7
PHC, PHY, SVT
vendredi
8h00
DLST D1
Eric Saint-Aman
8
BIO-int; CHBI-int;
PCM-int
mercredi
13h30
DLST E205
Mark CASIDA
Semaine 38 : 2 cours
CM(1h30)
Groupes
1
BIO1, BIO2, BIO3,
CHB4
2
3
4
5
6
7
8
Date/heure
mardi 8h00
mercredi
17h00
BIO4, SVT1, SVT2,
jeudi 17h00
CHB3, PHC4
vendredi 9h45
mardi 17h00
BIO6, BIO9, BIO10,
CHB2, CHB5
vendredi
13h30
BIO5, BIO7, CHI1,
lundi 17h00
CHI2, GSC2, SPI4
vendredi 8h00
PGM, PHC1, PHC2,
lundi 8h00
PHC3, PMM2, PMM4 vendredi 11h30
BIO8, CHB1, GSC1,
lundi 11h30
MAT2, INF2, PMM1
jeudi 8h00
PMM3, SPI1, SPI2, mercredi 8h00
SPI3
vendredi 11h30
BIO-int; CHBI-int;
PCM-int
vendredi 8h00
vendredi
11h30
salle
Enseignant
DLST D1
DLST E2
Jean-Luc Decout
DLST A2
DLST D1
DLST D2
DLST F
Hélène Jamet
Sébastien Carret
DLST A2
DLST F
DLST A2
DLST F
DLST D2
DLST A1
DLST A1
DLST E1
Jérôme Chauvin
DLST A2
DLST A1
Mark CASIDA
Eric Saint-Aman
Richard Garcia
Florence
Charbonnier
Semaine 39
Semaine 49 (1 CM par semaine)
CM(1h30)
Groupes
Jour
Horaire
1
BIO1, BIO2, BIO3,
CHB4
mardi
2
BIO4, SVT1, SVT2,
CHB3, PHC4
3
BIO6, BIO9, BIO10,
CHB2, CHB5
4
5
6
7
8
Enseignant
8h00
Amphi
DLST
D1
Jean-Luc Decout
vendredi
9h45
D1
Hélène Jamet
vendredi
13h30
F
Sébastien Carret
vendredi
BIO5, BIO7, CHI1,
CHI2, GSC2, SPI4
lundi
PGM, PHC1, PHC2,
PHC3, PMM2, PMM4
jeudi
BIO8, CHB1, GSC1,
MAT2, INF2, PMM1
PMM3, SPI1, SPI2, mercredi
SPI3
8h00
D2
Jérôme Chauvin
8h00
A2
Eric Saint-Aman
8h00
A1
Richard Garcia
8h00
A1
Florence Charbonnier
8h00
A2
Mark CASIDA
BIO-int; CHBI-int;
PCM-int
Vendredi
Tutorat (conseillé lors du test prérequis)
Entre midi et 14 h
semaine du 22 septembre, permanences de 1h30 pour lesquelles il
n'est pas nécessaire de s'inscrire à l'avance
créneaux, salles, coordonnées des tuteurs accessibles par affichage
(mural et sur le site du DLST) en fin de la deuxième semaine
d'enseignement
Programme : de l’infiniment petit au macroscopique
Cristallochimie
Structure de l’atome et de la matière :
• Effet photoélectrique, niveaux d’énergie des électrons (quantification)
• Echanges d’énergie, spectroscopie atomique (spectrophotométrie)
• Mécanique quantique, orbitales atomiques (OA)
• Eléments chimiques, classification périodique, électronégativité, propriétés
des atomes et ions monoatomiques…
Espèces chimiques (molécules, ions, radicaux libres) :
• Liaisons chimiques
• Représentation de Lewis de l’atome et des espèces polyatomiques
• Géométries des espèces
• Moment dipolaire des molécules (résultante)
• Résonance et mésomérie (plusieurs représentations de Lewis possibles)
• Orbitales moléculaires (OM), hybridation des OA
• Diagramme d’orbitales moléculaires
• Interactions et forces de liaisons faibles intermoléculaires, conséquences
sur les propriétés physico-chimiques des espèces
Prérequis
Etats de la matière
Eléments
Particules : neutron, proton, électron
Lumière : photons (quanta), ondes électromagnétiques
Nucléides, isotopes, symbole, nombre de masse
Espèces chimiques : ions, molécules…
Quantité de matière n et nombre d’Avogadro A; masse molaire M
Unités et unités du Système International (S. I.)
Cristallochimie
Mathématiques : vecteurs, géométrie
- Théorème de Pythagore
- Volume d’une sphère
Masse volumique et densité
Unités du Système International (SI)….
• Connaître la structure d'un atome
• Connaître les caractéristiques des particules élémentaires
• Savoir identifier un domaine d’énergie et utiliser la relation de Broglie
• Relier concentration, quantité de matière, masse et masse molaire
• Identifier le type d'une réaction chimique et le rôle d'un réactif dans la réaction
Savoir caractériser les réactions de types acido-basique et rédox
• Équilibrer l’équation-bilan d’une réaction chimique
• Savoir construire et exploiter la formule spatiale d’une molécule
Organisation du travail
Revoir le cours avant les TD, Préparer les TD
Avoir le cours en TD et une calculatrice….
Géométries d’espèces chimiques
Corps purs
Corps simples et corps composés
Stœchiométrie et formules
Réactions chimiques : Equations-bilans
Propriétés chimiques et propriétés physiques
Mélanges
- homogènes
- hétérogènes
Solubilité, Miscibilité
Cristal d’une protéine : le lysozyme
Cristaux de composés inorganiques
Etats de la matière
•
Trois états de la matière, définis à partir de leurs propriétés physiques :
gaz / désordonné, liquide / ordre à courte distance/apte à l’écoulement,
solide / massif et dense
•
Modélisation possible de l’état gaz, équation d’état du gaz parfait
Pas de modélisation des états condensés : liquide ou solide amorphe = état
condensé désordonné
Modélisation du solide cristallin = état condensé ordonné = arrangement
régulier d’atomes ou de groupes d’atomes.
Deux types de solides : amorphes ou cristallins
Signification du qualificatif « désordonné » dans ce contexte = la connaissance
de la position d’un atome (ou d’un groupe) ne permet pas de connaître celle
de tous les autres atomes de l’échantillon (exemple des molécules d’eau à
l’état liquide, liaisons hydrogène)
Cristal : ordre à longue distance
Etude des cristaux : cristallographie (diffraction aux rayons X)
Deux aspects dans l’étude de l’état solide : arrangement des particules dans
l’espace (aspect stéréochimie) et cohésion (aspect énergie : étude des
interactions entre particules assurant leur maintien en certaines positions
relatives)
Changements d’états
Etat d’un corps pur dépend
de la température et de la pression
Liquide
Ébullition
Condensation
Solidification
Condensation
Fusion
Solide
Gaz
Sublimation
Caractéristiques des corps purs
Température
P = constante
Téb ou Tf
Temps
Masse volumique ρ (20 °C) et densité d’un liquide ou d’un
solide d204
Etats de la matière
Etats caractérisés par 4 grandeurs : n, V, P et T (K)
Volume dépend de la température et de la pression
Etat liquide et solide :
volume varie plus faiblement avec T et P
Différences entre changements d’états et réactions
chimiques
Différences entre transformations physiques et
transformations chimiques
Eléments
« Nucléosynthèse »
Le début de l’histoire
e
H
,
D
,
H
:
s
e
l
i
o
t
é
e
r
è
i
t
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m
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n
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n
n
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l
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5
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4
e
d
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é
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e
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r
e
T
a
l
:
s
e
t
è
n
a
l
p
Unité de composition et de fonctionnement de toutes les
cellules à l’échelle moléculaire
Atomes constitutifs des molécules organiques du vivant :
C, H, N, O, P, S
Protéines : acides aminés L,
Acides nucléiques : ribose D….
ADN
Même code génétique
ARN
Ancêtre commun à
toutes les cellules
Protéines
ADN : R = H, X = CH 3
Double brin
ARN : R =OH, X = H
Simple brin
B1
O
H
O
X
O
N
P=O
O
N
N
N
R
_
O
H
O
N
H
N
N
B2
O
O
H
O
R
N
O
N H
_
O
P=O
O
B3
N
H
N
N
N
N
O
O
H
N
H
O
R
ARN
Les éléments dans notre environnement et les corps
simples correspondants
Les métaux : cuivre, aluminium, fer, magnésium, mercure,
or, silicium, lithium…
Alliages
Leurs dérivés (combinaisons avec d’autres éléments)
Les non-métaux : soufre (S8), dichlore, dibrome, diiode….
Leurs dérivés
Les terres rares
Le noyau de l’atome
Noyau d'un atome ou d'un ion caractérisé par :
• nombre de protons Z
• nombre de nucléons (ou nombre de masse) A =
• somme des nombres de protons Z et de neutrons N :
particule
symboles
électron
e, e–, β–
proton
neutron
charge / H+
A=Z +N
masse au repos
(u. m.a.) u
masse en kg
–1
0,00055
9,1094.10-31
p, H+
+1
1,0073
1,6726.10-27
n
0
1,0087
1,6749.10-27
Défaut de masse
• Système Terre-Lune plus léger
que somme des masses
lorsque Terre et Lune sont
indépendants
Défaut de masse
• Même chose pour le système
formé par le noyau d’un
l’atome constitué de protons et
de neutrons :
interactions protons-neutrons
• Masse d’un atome différente
de la masse du noyau +
masse de l’électrons : défaut
de masse mais peu différent
Σ énergies de liaison des
électrons au noyau :
principalement, interactions
=charges positives du noyau
(protons)-charges négatives
(électrons)
La masse d'un noyau est inférieure à la somme des masses des
protons et neutrons qui le composent prises à l'état libre
Ce défaut de masse a aussi pour conséquence un dégagement
d'énergie lors de la formation d’un noyau d’atome
Einstein : relativité E (énergie de masse) = mc2
• Défaut de masse converti en
énergie d’interactions
• Système Terre-Lune plus stable
que Terre et Lune séparée
• Règle de signe
Energie d’un système = Ef – Ei (E0)
Le système gagne de l’énergie
E augmente
Le système perd de l’énergie
E diminue
• Fusion de noyaux
atomiques : dégagement
colossal d’énergie, fusion
thermonucléaire (soleil…)
• Calcul du défaut de masse
donne l’énergie dégagée
Fusion thermonucléaire
Rappels
• Nombre d’Avogadro :
NA = 6,02.1023 mol-1
• Une unité de masse atomique
(u.m.a.) (1 u) correspond au
douzième de la masse d’un
atome de 12C
• NA.u = 1 g mol-1
• Passage de l’échelle
microscopique à l’échelle
macroscopique
NA atomes de C : 12 g
1 atome de C : 12 u
1 u = (1 / 6,02214.1023) g =
1,6605.10–24 g
Unités/Constantes
• Domaine des grandes énergies en J, kJ souvent ramenée à
une mol : J.mol-1, kJ.mol-1
• A l’échelle d’un atome et de ses électrons, énergies mises
en jeu faibles
unité d’énergie électron-Volt : eV
1 eV = 1,602.10-19 J
Calcul de l’énergie dégagée par une perte de masse de 1 u
Energie E dégagée par conversion d’une u. m. a. selon la relation d’Einstein
E = mc2 (c = 2,997924.108 m/s) :
1 u = 10-3 (kg) / NA = 1,6605.10-27 kg
E = 10-3 c2 / NA = 8.98.1013 / 6,023.1023 J
= 8.98.1013 / (6,023.1023 x 1,602.10-19) = 0,9315.109 eV = 931,5 MeV
1 e : 0,000548 u → 0,000548 x 931,5 = 0,511 MeV
Éléments
Atomes ou leurs ions à même nombre de protons Z mais nombres
différents de neutrons possibles
atomes et ses ions ⇒ élément
⇒ propriétés chimiques quasi identiques
A chaque élément :
⇒ symbole unique et numéro atomique Z égal au nombre de protons
du noyau des atomes ou des ions qui le constitue
Eléments : composition du noyau et éléments
• nombre de nucléons (ou nombre de masse) A
= somme des nombres de protons Z et de neutrons N
A=Z +N
Z n’est pas forcément indiqué
A
ZX
Isotopes d'un élément donné : même Z mais A différents et donc N
Isotopes d’un même élément : tous ont des propriétés chimiques quasi
identiques, indépendantes pour la plupart du nombre de neutrons
présents dans le noyau
20 éléments formés d’un seul nucléide naturel :
F, Na, Al, P, Mn, Co, As .....
environ 80 éléments constitués de plusieurs nucléides naturels
Nucléides stables Z < 20
Décomposition des noyaux : radioactivité
Masse molaires atomiques : dépend de la composition
isotopique donnée en % pour chaque isotope
Pour un isotope 1 de l’élément X = % d’isotopes = P1
= nombre d’isotopes 1 présents dans 100 nucléides de
l’élément X
isotope 2 : P2, isotope n : Pn
Chaque isotope a une masse molaire atomique différente
M 1, M 2, … M n
Masse molaire atomique de l’élément =
(M1P1/100) + (M2P2/100) +… + (MnPn/100) en g.mol-1
Corps composés purs : composition élémentaire
Analyse centésimale
% en masse de chaque élément : % C, % H, % N, % Cl
%O
Somme des % = 100 %
Formule brute et formule développée
Détermination de la formule brute à partir de la composition
élémentaire
Plusieurs isomères possibles
Sublimation : diiode
composition chimique moyenne du granite : 74,5 % de SiO2, 14 % de Al2O3, 9,5 % de
(Na2O, K2O), 2 % d'oxydes (Fe, Mn, Mg, Ca)
Chimie des Matériaux
Chimie du Vivant
Chimie et Santé
Chimie et Environnement