NOTIONS DE CHIMIE I- L ATOME

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1 NOTIONS DE CHIMIE I- L ATOME L ATOME est le constituant élémentaire de la matière. L atome que l on considère en chimie comme insécable et qui dans les réactions chimique se transporte en entier pour former avec d autres atomes des molécules de corps nouveaux, est en réalité un ensemble complexe. Il est formé d'un noyau chargé positivement, autour duquel gravitent des électrons, chargés négativement. Ce modèle de système solaire en miniature constitue une simplification extrême et ne reflète pas exactement la réalité mais il suffit à comprendre les interactions physiques et chimiques entre les atomes. Les électrons tournent en orbite à différentes distances autour du noyau. Ces électrons, en fonction de leur nombre qui est fonction de chaque atome, vont se ranger sur des couches concentriques spécifiques ou couches orbitales qui ont des niveaux d 'énergie différents. Quelques exemples de structure: 1- L atome d hydrogène comprend: un noyau central formé d un proton, particule portant une charge électrique positive une particule portant une charge négative et gravitant autour du noyau, appelée électron Le proton est 1840 fois plus lourd que l électron. 2- L atome d hélium comprend: un noyau central formé de deux protons associés à deux particules ne possédant pas de charge électrique et appelés pour cela neutrons. La masse du neutron est pratiquement égale à celle du proton une couche électronique formée de deux électrons 1

2 3- L atome de sodium comprend un noyau formé de 11 protons et 12 neutrons 11 électrons répartis sur 3 couches concentriques. Ces couches ont des niveaux d énergie différents. 4- Synthèse Ces trois exemples permettent de constater que le nombre de protons du noyau est toujours égal au nombre d électrons qui gravitent autour de ce noyau. L ensemble des charges électriques positives et négatives se compense, de sorte que l atome est électriquement neutre. Le nombre Z de protons ou d électrons s appelle le numéro atomique de l élément. Le nombre total de nucléons est appelé nombre de masse, symbolisé par A. La couche externe ne peut pas excéder 8 électrons (la seule exception est la première couche orbitale K qui est complète avec 2 électrons) II- LES ISOTOPES Certains atomes peuvent posséder le même numéro atomique Z mais différer par leur nombre de masse A. Quelques exemples sont donnés ci-dessous : On trouve ainsi trois types d hydrogène (1 électron) avec soit zéro neutron ( 1 H), soit 1 neutron ( 2 H ou deutérium) soit 2 neutrons ( 3 H ou tritium). Pour le carbone (6 électrons), on trouve trois types: avec soit 6 neutrons ( 12 C) soit 7 neutrons ( 13 C) soit 8 neutrons ( 14 C). 2

3 Lorsque deux ou plusieurs atomes possèdent le même nombre d électrons et diffèrent par leur nombre de neutrons, on dit qu ils sont des isotopes. L ensemble des isotopes correspondant au même numéro atomique constitue un élément, par exemple l élément carbone. Dans la nature, un élément peut posséder plusieurs isotopes. Les isotopes d un même élément possèdent strictement les mêmes propriétés chimiques, qui sont dues à la présence d un même nombre d électrons. Par contre, ils diffèrent par leur masse, parfois aussi par leur stabilité. Ainsi, certains isotopes sont radioactifs, c est-àdire qu ils se décomposent spontanément et régulièrement en émettant des radiations ionisantes (rayons gamma, électrons,). Le tritium mentionné plus haut ( 3 H) ou le carbone 14 ( 14 C, 6 électrons, 6 protons, 8 neutrons) sont des isotopes radioactifs. Cette notion d isotopes radioactifs trouve son application en médecine nucléaire. Par exemple, l iode possède dans la nature un seul isotope stable ( 127 I). La glande thyroïde capte spécifiquement l iode, indispensable à la synthèse des hormones thyroïdiennes. Si l on réalise une injection intraveineuse d un isotope radioactif de l iode (iode 123, 123 I, ou iode 131, 131 I), celui-ci se concentre de la même façon dans la thyroïde, qui accumule ainsi de la radioactivité. La détection de cette radioactivité par une gamma caméra permet d avoir une image de la thyroïde. III- LA STRUCTURE DES IONS 1- LES IONS MONOATOMIQUES Un ion monoatomique est un atome qui a gagné ou perdu des électrons. Quand un atome perd des électrons, ce sont d abord les électrons de sa couche périphérique. Il devient alors un ion positif ou cation (puisqu'il a perdu un ou plusieurs électrons de charge négative). Quand un atome gagne des électrons, il complète sa couche périphérique à 8 électrons. Il devient alors un ion négatif ou anion (puisqu'il a gagné un ou plusieurs électrons de charge négative). L atome de sodium possède 11 protons et 11 électrons. Il peut perdre l électron de sa couche périphérique. Il cesse d être neutre. C est un ion positif ou cation. On le représente par Na + 3

4 L atome de chlore possède 17 protons et 17 électrons. Il peut capter un électron sur sa couche périphérique. Il cesse d être neutre. C est un ion négatif ou anion. On le représente par Cl - Un ion est représenté par le symbole de l atome accompagné par le nombre de signes + ou égal au nombre d électrons que l atome neutre a perdu ou gagné. L atome de fer peut perdre deux ou trois électrons (Fe ++ ou Fe +++ ). Le nombre d électron qui peut être gagné ou perdu par un atome est égal à sa valence. La valence est le nombre de liaisons qui peuvent être crées avec d'autres atomes pour créer des molécules. Dans les exemples ci-dessus chlore et sodium sont des atomes monovalents. Ils peuvent se lier pour former une molécule de chlorure de sodium. Les métaux peuvent perdre facilement des électrons tandis que les éléments non métalliques en gagnent. 2- LES IONS POLYATOMIQUES Il existe également des ions de structure plus complexe qui sont formés de groupements d atomes ayant perdu ou gagné des électrons: l ion hydrogène hydraté H3O + l ion sulfate S l ion carbonate C IV- LES MOLECULES Une molécule est un ensemble d atomes unis les uns aux autres par des liaisons chimiques. Une liaison entre deux atomes s établit grâce au besoin commun d électron pour saturer la couche d électrons externe. Ces électrons sont appelés électrons de valence. Il existe 2 principes de base: la règle de l octet selon laquelle la couche externe ne peut pas excéder 8 électrons (la seule exception est la première couche orbitale K qui est complète avec 2 électrons) les électrons de liaison tendent à se regrouper par paire 4

5 Le nombre de liaisons que peut établir un atome est déterminé par le nombre d électrons de valence. V- CLASSIFICATION PERIODIQUE LES ATOMES DE LA MATIERE VIVANTE 1- TABLEAU PERIODIQUE Le tableau périodique des éléments, également appelé table de Mendeleïev, ou classification périodique des éléments représente tous les éléments chimiques, ordonnés par numéro atomique croissant et organisés en fonction de leur configuration électronique, laquelle sous-tend leurs propriétés chimiques. 5

6 2-QUELQUES EXEMPLES: LES ATOMES CARACTÉRISTIQUES DE LA MATIÈRE ORGANIQUE: CARBONE-HYDROGÈNE-OXYGÈNE-AZOTE (CHON) 2-1- L hydrogène 1 H Cet atome possède un électron dans sa couche K. Il ne peut en admettre qu un seul de plus: il ne peut donc établir qu une liaison avec un autre atome. Il est monovalent. Exemple : molécule de gaz hydrogène = H L oxygène 8 O Il lui faut deux électrons supplémentaires pour compléter sa couche externe à 8 électrons: il doit donc établir deux liaisons, chacune fournissant un électron supplémentaire. Il est bivalent. Il y a deux possibilités: soit deux liaisons avec des atomes différents Exemple : la molécule d eau H 2 O soit une double liaison avec le même atome Exemple : ma molécule de dioxygène O L azote 7 N 6

7 Il lui manque trois électrons. Il peut donc établir 3 liaisons. Il est trivalent. Il peut établir des liaisons simples, doubles ou triples avec un autre atone d azote sous forme de gaz N Le carbone 6 C Le carbone est l'élément principal de notre organisme. Il est caractéristique de la vie sur terre. Toutes les molécules organiques en possèdent. Il peut établir 4 liaisons avec des atomes voisins. La liaison la plus importante en biologie est la liaison C-C extrêmement stable. Les atomes de carbone peuvent établir des simples, doubles ou des triples liaisons. Ils peuvent donner des assemblages linéaires, ramifiés ou cycliques. Exemple : Méthane CH 4 C0 2 O=C=O Acétylène C 2 H 2 7

8 3- LES 24 ELEMENT CHIMIQUES ESSENTIELS DE L'ORGANISME 4 PRINCIPAUX ELEMENTS : 99,3% de tous les atomes Hydrogène H 1 valence Oxygène O 2 valences Azote N 3 valences Carbonne C 4 valences 7 ELEMENTS MINERAUX Calcium Ca Phosphore P Potassium K Soufre S Sodium Na Chlore Cl Magnésium Mg 13 ELEMENTS TRACES : moins de 0,01% de tous les atomes encore appelés OLIGO-EMEMENTS Fer Fe Iode I Cuivre Cu Zinc Zn Manganèse Mn Cobalt Co Chrome Cr Sélénium Se Molybdène Mo Fluor F Etain Sn Silicium Si Vanadium V VI- L'ELECTRONEGATIVITE L'électronégativité décrit la force avec laquelle 2 atomes attirent le doublet électronique de liaison qui leur est commun. Echelle de 1 à 4. Deux éléments interviennent: le nombre de protons et le rayon atomique. Plus le nombre de protons est important, plus la charge positive du noyau est grande et plus ce noyau attire les électrons du doublet de liaison (électronégativité élevée) Inversement, plus le rayon atomique est grand, plus le noyau est éloigné du doublet électronique de liaison, plus la force d'attraction est faible (électronégativité faible). 8

9 VII- LES LIAISONS Il existe au sein des molécules des liaisons fortes et des liaisons faibles. 1- LES LIAISONS FORTES: les liaisons covalentes (ou liaisons atomiques) les liaisons polaires les liaisons ioniques 1-1. Les liaisons covalentes Lorsque deux atomes d'électronégativité identique ou proche sont liés, aucun n'attire le doublet de liaison plus que l'autre. Leur liaison est d'égale valeur soit covalente Les liaisons polaires Le doublet électronique de liaison est seulement un peu plus attiré par l'atome le plus électronégatif. Il s'ensuit une charge négative partielle et une charge positive partielle, rendant la molécule bipolaire, ce qui est le cas de la plupart des liaisons en biochimie. Exemple: H-Cl (acide chlorhydrique) Les liaisons ioniques S'il existe une forte différence dans l'électronégativité, l'atome le plus électronégatif s'adjuge les deux électrons de liaison. Du fait de ce transfert d'électrons, il apparaît une partie positive et une partie négative dans la molécule qui est maintenue par une liaison dite ionique. Exemple: le chlorure de sodium NaCl Na + + Cl - A sec, les ions forment entre eux un cristal stable désigné comme un sel. Les forces de liaison entre le cation Na+ et l'anion Cl- sont de nature électrostatique Énergie de liaison. Les liaisons covalentes et les liaisons polaires peuvent êtres simples, doubles ou triples, les triples liaisons étant les plus stables. Une liaison forte signifie pauvre en énergie: il faut fournir beaucoup d'énergie pour la défaire. L'énergie de liaison est la quantité d'énergie qu'il faut fournir pour briser la liaison et à l'inverse de la quantité d'énergie libérée lors de la formation de cette liaison. Si une liaison covalente est brisée, chaque atome récupère un électron du doublet électronique de liaison (rupture homolytique). Il se forme deux parties possédant un électron libre non apparié. Ces atomes ou radicaux non chargés mais possédant un électron libre sont très réactifs car ils vont avoir tendance a recréer une liaison. Ces radicaux libres sont très nuisibles pour l'adn (mutations) voire cancérigènes. Si une liaison polaire est brisée, une répartition inégale des électrons a lieu (rupture hétérolytique). Un atome accapare les électrons de liaison devenant un ion chargé négativement. L'autre devient un ion positif. HCl H + + Cl - 9

10 2. LES LIAISONS FAIBLES: les liaisons hydrogène les liaisons de Van der Waals les interactions hydrophobes les interactions ioniques 2-1. Les liaisons hydrogène. Ces interactions sont dues au caractère dipolaire d'une molécule d'eau, d'un groupement -OH ou -NH. L'oxygène et l'azote plus électronégatifs que l'hydrogène, attirent le doublet électronique, ce qui leur confère une charge négative partielle alors que les atomes d'hydrogène acquièrent une charge électrique positive partielle. Si ces atomes d'hydrogène viennent à proximité d'une charge négative d'un autre dipôle, il s'ensuit une interaction dipôle-dipôle et une liaison hydrogène. Ex: cluster de d'eau Les liaisons de Van der Waals. Elles se forment dans les molécules hydrophobes grâce à des charges électriques plus fluctuantes. Les électrons d'un atome sont constamment en mouvement et il peut arriver pendant un court instant qu'ils se concentrent à un endroit de la périphérie. L'atome est alors chargé de façon légèrement négative de ce côté, légèrement positive de l'autre côté. Cette fluctuation peut momentanément former un dipôle électrique. Cette fluctuation se propagera à la molécule voisine (électrons repoussés ou attirés selon la répartition électronique de la première molécule): les 2 dipôles s'attirent momentanément ce qu'on décrit sous le nom de liaison de Van der Waals. 10

11 2-3. Les interactions hydrophobes Beaucoup de molécules sont formées d'une partie hydrophile et d'une partie hydrophobe. Si on place ces molécules dans l'eau, la partie hydrophile se dissout bien dans l'eau, la partie hydrophobe est repoussée par les molécules d'eau. Le résultat de cette situation ambiguë est un arrangement particulier des molécules qui se placent toutes avec leur côté hydrophobe côte à côte vers l'intérieur, en laissant la partie hydrophile se placer vers l'extérieur au contact de l'eau. Dans ces interactions hydrophobes, il ne s'agit pas d'attractions entre les molécules mais au contraire de réactions de rejet. Les molécules d'eau repoussent les parties hydrophobes et les forcent à se regrouper. Un exemple est celui de la membrane des cellules Les interactions ioniques A sec, les ions établissent de fortes liaisons en formant des cristaux. Dans un organisme vivant, la situation est différente car l'eau est présente partout. Les ions solubles s'attirent mais les forces d'attraction sont faibles du fait de l'environnement hydrique. 11

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