2 notions de chimie

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Dr BOGGIO
Notions de chimie
2.1 Biologie fondamentale
IFSI Dijon - Promotion COLLIERE 2014-2015
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Un peu de chimie est nécessaire parce que :
la matière vivante est constituée de molécules
les aliments et les médicaments aussi
le fonctionnement du corps humain repose sur des réactions chimiques.
La chimie de la matière vivante se nomme la biochimie.
Bien que le corps soit solide, il est surtout constitué de compartiments liquides, tels que
l’intérieur des cellules
les liquides circulants comme le sang
En milieu liquide, les réactions chimiques sont beaucoup plus faciles que dans les solides.
ATOMES
La matière est constituée d’atomes
(a-tome = qui ne peut pas être coupé)
Chaque atome est désigné par une lettre qui est son symbole :
O pour oxygène, C pour carbone, H pour hydrogène
Quelquefois deux lettres pour éviter les confusions : Cl, Na
Quelquefois ces lettres se rapportent au nom latin :
sodium : Na → natrium.
potassium : K → kalium
azote :N
4 atomes forment 96% de la masse corporelle :
par ordre quantitatif : oxygène, carbone, hydrogène et azote.
9 atomes forment 4% de la masse corporelle :
par ordre quantitatif : calcium, phosphore, potassium, soufre,
sodium, chlore, magnésium, iode et fer
Quelques autres atomes sont présents en quantité très faible.
On les appelle les oligoéléments
Ils sont indispensables : Cobalt, Cuivre, Fluor….
Les atomes se composent de particules les protons, les neutrons et les électrons
qui diffèrent par :
leur masse
leur charge électrique
leur position dans l’atome
La charge électrique est la capacité d’une particule d’attirer ou de repousser d’autres particules
chargées.
Les particules de même charge se repoussent.
Les particules de charges opposées s’attirent.
Les protons (p) ont une charge électrique positive p
+
Les neutrons (n) n’ont pas de charge électrique n°
Les protons et les neutrons ont la même masse appelée l’unité de masse atomique.
Les électrons (e) ont une charge électrique négative égale (en valeur absolue) à la charge
positive du proton : e
-
.

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Ils ont une masse négligeable. On considère qu’elle est nulle.
Un atome est électriquement neutre.
Le nombre d’électrons e
-
(chargés négativement) est égal au nombre de protons p
+
(chargés
positivement).
Les atomes peuvent perdre ou gagner des électrons.
Ils deviennent alors des ions.
Représentation d’un atome
Figure 2.2
Modèle classique (pédagogique) :
Protons et neutrons sont au centre, constituant le noyau (Attention : ce mot a de
multiples sens)
Le noyau est lourd et chargé positivement
Les électrons tournent autour
Hydrogène 1p
+
, 0n°, 1
e-
(Figure 2.4b) les protons et les neutrons ne sont pas dessinés
Carbone : 6p, 6n, 6e
Sodium : 11 p, 12n, 11e
Identification des atomes
Numéro atomique = nombre de protons = nombre d’électrons
Nombre de masse = nombre d’unités de masse atomique = nombre de protons + nombre
de neutrons (on néglige la masse des électrons)
Exemples : hydrogène, 1p, 0n, 1e
numéro atomique 1 (1p et 1e),
nombre de masse 1 (1p + 0n)
Carbone : 6p, 6n, 6e
numéro atomique 6 (6p et 6e)
nombre de masse 12 (6p + 6n)
Sodium (= Na) : 11 p, 12n, 11e
numéro atomique 11 (11p et 11e)
nombre de masse 23 (11p + 12n)
Isotopes
La plupart des atomes existent sous plusieurs variétés,
appelées isotopes
Les isotopes d’un atome ont le même nombre de protons,
et le même nombre d’électrons,
donc le même numéro atomique,
mais pas le même nombre de neutrons,
donc des nombres de masse différents.
Exemples: figure 2.3
les isotopes de l’hydrogène :
1 proton, 1 électron : numéro atomique 1
3 isotopes
1
H = hydrogène lui-même : 1 proton, 0 neutron, 1 électron
nombre de masse 1
2
H = deutérium : 1 proton, 1 neutron, 1 électron

3
nombre de masse 2
3
H = tritium : 1 proton, 2 neutrons, 1 électron
nombre de masse 3
Dans la nature,
l’un des isotopes est beaucoup plus fréquent que les autres,
de sorte que la masse atomique de l’ensemble des isotopes d’un atome est à peu près égal au
nombre de masse de celui de son isotope le plus abondant.
Exemple :
carbone : nombre de masse = 12
masse atomique = 12,011
Radio-isotopes
Les isotopes les plus lourds de certains éléments sont instables et peuvent se
décomposer spontanément en formes plus stables.
Ce processus de décomposition (on dit désintégration) est la radioactivité.
Elle libère des particules ou de l’énergie sous formes de rayons
- qui peuvent endommager les cellules
(radioactivité dangereuse)
- mais qui peuvent être aussi utilisés pour marquer des molécules et suivre leur
devenir dans le corps
(examens réalisés dans les services de médecine nucléaire)
- ou pour détruire des cellules cancéreuses
(radiothérapie)
MOLECULES
Les atomes se réunissent pour former des molécules
Deux atomes d’hydrogène se réunissent pour former une molécule d’hydrogène H
2
H + H = H
2
Si les atomes sont différents, la molécule formée est un composé chimique
2 H + O = H
2
O, molécule appelée eau
LIAISONS CHIMIQUES ET REACTIONS CHIMIQUES
On appelle liaison chimique
la liaison entre deux atomes ou deux molécules,
formant une nouvelle molécule.
La création ou la suppression d’une liaison chimique
est une réaction chimique
Les électrons jouent un rôle important dans ces réactions chimiques.
Les électrons sont organisés dans l’espace
en couches électroniques ou niveaux d’énergie
Figure 2-4
Hélium, hydrogène : 1 couche
Carbone, oxygène : 2 couches
Sodium : 3 couches
La force d’attraction entre le noyau (chargé positivement +)
et l’électron (chargé négativement -) est
plus grande sur la couche interne
et de plus en plus faible vers les couches périphériques

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Les électrons périphériques, moins attirés par le noyau, sont ceux qui participent aux réactions
chimiques avec d’autres atomes.
Chaque couche électronique peut recevoir un nombre maximum d’électrons :
2 sur la première couche,
8 sur la deuxième,
La couche la plus externe est appelée couche de valence,
Les électrons de la couche de valence sont les électrons de valence
Ce sont les électrons réactifs
- Lorsque la couche de valence contient 8 électrons
(exception : 2 si la couche de valence est la première couche),
l’atome atteint un état stable
il est chimiquement inerte (= non réactif)
Exemples (figure 2-4) : hélium, néon
- Lorsque la couche de valence contient moins de 8 électrons,
(2 si la couche de valence est la première couche)
l’atome a tendance à perdre ou à gagner des électrons
pour que la couche de valence contienne 8 électrons
et atteigne un état stable.
Il peut aussi mettre en commun des électrons de la couche externe avec un autre atome
de façon que la couche de valence de chaque atome contienne 8 électrons
(2 si la couche de valence est la première couche)
Cet atome sont des atomes chimiquement réactifs,
Ils sont impliqués dans des liaisons chimiques
Exemples : (figure 2-4) :
hydrogène : 1 seul électron sur la couche de valence,
carbone : 4 électrons
oxygène : 6 électrons
sodium : 1 électron
Liaisons ioniques
Dans ces liaisons, un électron passe complètement (il est cédé) d’un atome à un autre.
Pour chacun des atomes, l’équilibre des charges (entre protons et électrons) est rompu :
on obtient des ions
On appelle anion l’atome qui a gagné un électron. Il est chargé négativement
On appelle cation 0l’atome qui a perdu un électron. Il est chargé positivement.
Comme les 2 ions sont chargés différemment. Ils s’attirent et restent voisins.
Exemple : chlorure de sodium (sel de cuisine).
Figure 2.5
Atome de sodium. Couche de valence : un seul électron
Atome de chlore. Couche de valence : 7 électrons.
Réaction chimique : le sodium cède un électron au chlore.
L’anion chlore (Cl
-
) et le cation sodium (Na
+
) sont stables.
Comme ils sont chargés différemment, ils restent à proximité.
Un tel composé ionique, associant un anion et un cation, est appelé un sel.
Liaisons covalentes
Une liaison covalente consiste en partage (sans départ) d’électrons sur la couche
externe

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Figure 2.6.a
Deux atomes d’hydrogène.
Chacun n’a qu’un électron sur la couche externe
Ils les mettent en commun de manière à compléter la couche de valence
= liaison covalente simple
→ Formation d’une molécule d’hydrogène notée H
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La paire d’électrons gravite autour de la molécule comme s’ils appartenaient à chaque
atome.
Chaque atome a un état stable.
Pour l’oxygène, 2.6.b
Chaque atome a 6 électrons sur sa couche de valence
Deux atomes peuvent mettre chacun deux électrons en commun (4 électrons au total) =
liaison covalente double
→ une molécule d’oxygène notée O
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Chaque atome ayant 8 électrons sur sa couche périphérique est stable.
Autre exemple. 2.6.c
Carbone : 4 électrons sur sa couche de valence.
Partage de quatre paires d’électrons avec quatre atomes d’hydrogène
Quatre liaisons covalentes simples
Molécule de méthane notée CH
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Stabilité des cinq atomes
Liaison covalente polaire et non polaire
Dans une liaison covalente, chaque atome exerce plus ou moins d’attraction sur les électrons
qu’il met en commun.
L’attraction qu’un atome exerce sur les électrons qu’il met en commun
est appelée l’électronégativité de l’atome.
Plus un atome est électronégatif, plus il attire fortement vers lui les électrons mis en commun.
Dans une liaison covalente entre deux atomes identiques
H-H (H
2
) ou O=O (O
2
)
la partie est nulle puisqu’ils ont la même électronégativité.
La liaison est dite covalente non polaire
Mais ce n’est pas toujours le cas et la liaison covalente peut être polaire.
Figure 2.7b
C’est le cas de la molécule d’eau,
constituée de deux liaisons covalentes entre 2 atomes d’hydrogène et un atome
d’oxygène
L’oxygène est un atome très électronégatif.
Il attire davantage les électrons mis en commun.
Le partage des électrons est déséquilibré.
Ils passent davantage de temps au voisinage de l’atome d’oxygène.
La molécule a la forme d’un V.
avec d’un côté l’oxygène
et de l’autre les hydrogènes
« L’extrémité » (le pôle) oxygène est légèrement plus négative
marquée δ-, ce qui signifie charge partielle
et « l’extrémité » hydrogène légèrement plus positive δ+.
La molécule a deux pôles chargés : elle est polaire.