L ’ATOME Electron chargé négativement Noyau Proton chargé positivement Neutron Nucléons X A Z Z = Nombre atomique = nombre de protons = nombre d ’électrons.

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3 L ’ATOME Electron chargé négativement Noyau Proton chargé positivement Neutron Nucléons X A Z Z = Nombre atomique = nombre de protons = nombre d ’électrons A= Nombre de masse = nombre de protons + nombre de neutrons Particule ultime pouvant intervenir dans les phénomènes chimiques

4 L ’ATOME : RESUME électronprotonneutron symbole e - p + n 0 charge unitaire -1 +1 0 nombre Z Z A - Z masse (en gr.) 1.10 -27 1.10 -24 1.10 -24

5 LES ELEMENTS CHIMIQUES Le nombre de protons et d’électrons déterminent la nature même de l’atome « Il s’agit d’un atome d’oxygène parce que cet atome contient 8 protons et 8 électrons » Un élément chimique est l’ensemble des atomes qui comportent le même nombre de protons Désignés par un symbole de une ou deux lettres (ex : H pour l'hydrogène, Cu pour le cuivre) le nombre d‘éléments connus actuellement est d'environ 112 Les éléments chimiques comprenant plus de 92 protons ont été créés artificiellement X A Z Invariable pour un même élément

6 LES ELEMENTS CHIMIQUES Principal élément dans l'Univers : hydrogène (90 %) hélium (10 %) Dans les organismes vivants, 24 éléments paraissent essentiels au maintien de la structure et de la fonction du corps : hydrogène (63 %) oxygène (26 %) carbone (9 %) azote (1 %). Eau (60 %) 99 % des atomes de l’organisme Souffre, phosphore Glucides Lipides Protéines Acides nucléiques

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8 LES ELEMENTS CHIMIQUES Les 20 autres éléments chimiques entrent dans la composition de nombreuses molécules indispensables à la vie. Certains sont présents sous forme d’atomes ionisés : - activité électrique de la cellule - transport utilisation de l’énergie chimique. - composition de la matrice extra cellulaire des tissus. D’autres sont présents à l’état de traces (moins de 0,01 % de la totalité des atomes) ou oligo-éléments - rôle essentiel pour la croissance et le fonctionnement de l’organisme.

9 COMMENT SONT CREES LES ELEMENTS CHIMIQUES ?  Lors du Big Bang, protons, neutrons et électrons se combinent pour former les atomes simples : - essentiellement hydrogène et hélium - en plus faible quantité, lithium, béryllium et bore  Les premières étoiles se forment à partir de cette matière primordiale, essentiellement d'hydrogène  Grâce à la fusion nucléaire, la plupart des atomes plus lourds (jusqu'au fer) sont alors créées au sein des étoiles  Les atomes plus lourds que le fer seraient créés lors de l'explosion de certaines étoiles, les supernovae Ainsi, la terre ne peut avoir été formée qu'à partir d'atomes qui ont été synthétisés dans des étoiles maintenant mortes  La Terre et tout ce qui s'y trouve, en particulier les êtres vivants, sont donc constitués de poussière d'étoiles...

10 Qu'est-ce que l'anti-matière ? Lors du Big Bang, matière et anti-matière sont supposées avoir été créées en quantités égales L’anti-matière est constituée d'anti-particules : MatièreAnti-matière e - e + p + p - n 0 n 0 atomes anti-atomes particules et anti-particules s'annihilent mutuellement en libérant la totalité de leur énergie sous forme de rayonnement Des anti-particules peuvent être produites en laboratoire Il semble qu'il n'y ait nulle part dans l'univers d'anti-matière en quantité importante, pouvant par exemple former des étoiles d'anti-matière Le fait que toute l'anti-matière ait disparu dans l’univers est un phénomène inexpliqué pour l'instant.

11 Qu'est-ce que l'anti-matière ? Lors du Big Bang, matière et anti-matière sont supposées avoir été créées en quantités égales L’anti-matière est constituée d'anti-particules : MatièreAnti-matière e - e + p + p - n 0 n 0 atomes anti-atomes particules et anti-particules s'annihilent mutuellement en libérant la totalité de leur énergie sous forme de rayonnement Des anti-particules peuvent être produites en laboratoire Il semble qu'il n'y ait nulle part dans l'univers d'anti-matière en quantité importante, pouvant par exemple former des étoiles d'anti-matière Le fait que toute l'anti-matière ait disparu dans l’univers est un phénomène inexpliqué pour l'instant.

12 LES ISOTOPES On appelle isotopes d’un élément chimique, des atomes qui possèdent le même nombre atomique Z, mais des nombre de masse différents, résultant d ’un nombre différent de neutrons X A Z Variable pour un même élément  Mêmes propriétés chimiques  Propriétés physiques quelque peu différentes

13 EXEMPLES D’ISOTOPES Dans la nature, les éléments se trouvent en général sous forme d ’un mélange d ’isotopes La masse atomique figurant dans les tables est la moyenne pondérée des masses atomiques de ces isotopes Exp.: Cl = Cl (75%) + Cl (25%) Exp.: l’hydrogène naturel = mélange de 3 isotopes hydrogène léger deutérium (D) tritium (T) ou protium 35,45 17 3537 1 1 H 2 1 D 3 1 T

14 1 e - 1 p + 2 n 0 1 e - 1 p + 1 n 0 1 e - 1 p + H 1 1 H 2 1 H 3 1

15 DEUX TYPES D’ISOTOPES Isotopes stables : les atomes demeurent identiques exp.: hydrogène léger, deutérium, chlore 35 et 37 Isotopes instables : le noyau se décompose pour engendrer 1 ou 2 noyaux nouveaux Décomposition = radioactivité Isotopes instables = radio-isotopes

16 CARACTERISTIQUES DE L ’ELEMENT RADIOACTIF - Mode de décomposition du noyau atomique - Période des éléments radioactifs

17 - La particule  : - La particule  : flux d ’électrons - La particule  : radiation électromagnétique ou photons de haute énergie comparable à la lumière créés spontanément à partir du radium et divers isotopes radioactifs comparable aux rayons X (production artificielle) MODES DE DECOMPOSITION DE L’ELEMENT RADIOACTIF 4 2 He 4 2 234 92 U 230 90 Th +  4 2 He 230 90 Th 226 88 Ra + 

18 PERIODE DES ELEMENTS RADIOACTIFS Exp. : Période= temps de demi-vie (T) = temps nécessaire pour que le pouvoir radioactif d’un élément diminue de moitié t = 0t = Tt = 2T 131 I : T = 8 jours 14 C : T = 5730 ans 238 U : T = 4,51x10 9 ans 60 Co : T = +/- 5 ans

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20 Isotope 45 du calcium : Ca 45 20  nombre de protons = 20  nombre d ’électrons = 20  nombre de neutrons = 45 - 20 = 25 Période ou temps de demi-vie = 163 jours Particules émises = particules  = flux d ’électrons

21 UTILISATION DES RAYONNEMENTS EN MEDECINE - Diagnostic à l’aide de traceurs (scintigraphie) - radiothérapie - La radiographie - Le scanner ou tomodensitométrie - La résonance magnétique nucléaire ou R.M.N.

22 LA SCINTIGRAPHIE - Remplacement de certains atomes neutres d’une molécule par des atomes radioactifs  traceur -Injection du produit radioactif, qui va se fixer de façon passagère sur certains tissus ou certains organes -Mesure de la radioactivité sur l'organe ou les tissus intéressés  scintigraphie -Analyse de cette scintigraphie  diagnostic Précautions :Services spécialisés Faibles doses, limitées dans le temps Recueillement des urines par le service

23 SCINTIGRAPHIES LES PLUS USITEES - La scintigraphie thyroïdienne : Iode 131 (rayons  ) Contrôle de la répartition de la fabrication de l'hormone thyroïdienne sur la glande -Le thallium d'effort (Tl 201 ) : Utilisé en cardiologie pour visualiser l'irrigation du muscle cardiaque - La scintigraphie osseuse : Identification des zones inflammatoires du squelette (fractures, métastases cancéreuses, arthrose)

24 UTILISATION THERAPEUTIQUE DES RADIOELEMENTS Doses plus élevées que pour la scintigraphie Exp.: iode stockée dans les follicules thyroïdiens sous forme de thyroxine  destruction de la tumeur Exp.: irradiation de la moelle osseuse à l’aide de 32 P

25 LA RADIOGRAPHIE - Absorption différentielle des rayons X dans la matière -Le rayonnement transmis à travers l'objet est visualisé sur un un film photographique - Les discontinuités se traduisent par des différences de noircissement sur le cliché développé

26 LE SCANNER OU TOMODENSITOMETRIE

27 LA RESONANCE MAGNETIQUE NUCLEAIRE (R.M.N.) Ou I.R.M. pour « Imagerie par Résonance Magnétique » -Dans l'organisme, multitude de petits « aimants atomiques » Le plus courant et le plus réactif: le proton du noyau de l'atome H - Champs magnétique très puissant  tous les protons orientés dans la même direction -Excitation des protons par une onde de HF  les protons entrent en résonance -Arrêt de l’excitation  recueil de l’onde de résonance émise par les protons -Analyse informatique du signal par des méthodes similaires à celles du scanner

28 ACCIDENTS DUS AUX RADIATIONS - Effets somatiques (qui atteignent l’individu lui-même) Accidents sanguins (hématopoïétiques) Accidents de l ’œil (cristallin)  cataracte Atteinte de la peau  radiodermites, cancers cutanés Atteinte des gonades  azoospermie (absence de spermatozoïdes dans le sperme)  suppression des règles ou ménopause précoce artificielle - Effets génétiques (qui atteignent la descendance) ADN :  aberrations chromosomiques  mutations

29 CHAPITRE 2: CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS

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31 COUCHES ELECTRONIQUES - Différents orbites, niveaux énergétiques ou couches K, L, M, N, O, P, Q -Etat fondamental de l ’atome : électrons le plus près du noyau niveau d ’énergie le plus bas stabilité maximale - Etat excité, instable : suite à un apport d ’énergie un électron déplacé vers l ’extérieur

32 Symboles Z Couches électroniques K L M N O P Q H 1 1 He 2 2 Li 3 2 1 Be 4 2 2 B 5 2 3 C 6 2 4 N 7 2 5 O 8 2 6 F 9 2 7 Ne10 2 8 Na11 2 8 1 Mg12 2 8 2 Al13 2 8 3 Sl14 2 8 4 P15 2 8 5 S16 2 8 6 Cl17 2 8 7 Ar18 2 8 8 K19 2 8 8 1 Ca20 2 8 8 2 STRUCTURE ELECTRONIQUE DES 20 PREMIERS ELEMENTS

33 STRUCTURE ELECTRONIQUE DES ELEMENTS -Tous les éléments d ’une même ligne horizontale (période) auront la même couche remplie Numéro donné à la période - Tous les éléments d ’une même colonne (famille) ont un même nombre d’électrons périphériques sur la couche la plus externe Numéro donné à la famille variation graduelle (une couche supplémentaire est à chaque fois occupée) Électrons de valence

34 REPRESENTATION DES ELEMENTS SELON LEWIS Symboles = noyau + électrons à l’exception de ceux de la couche périphérique Points disposés autour des symboles = électrons de la couche périphérique H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Électron non apparié Électrons appariés

35 SYMBOLES DE LEWIS Symboles = noyau + électrons à l’exception de ceux de la couche périphérique Points disposés autour des symboles = électrons de la couche périphérique H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

36 VALENCE DES ELEMENTS Le nombre d’électrons dans la couche électronique externe détermine les propriétés chimiques d’un élément = électrons de valence Dans les réactions chimiques, les atomes s’unissent de façon à réaliser une configuration à 8 électrons de leur couche périphérique, afin d’atteindre une stabilité maximale comme celle des gaz rares = règle de l’octet

37 VALENCE DES PRINCIPAUX IONS Tout atome peut atteindre la structure électronique d ’un gaz rare par perte ou gain d ’électrons  ions Colonne Ia: perte d’un électron (Na  Na + + 1 e - ) H +, Na +, K + valence ionique +1 Colonne IIa : perte de 2 électrons (Mg  Mg ++ + 2 e - ) Mg ++, Ca ++ valence ionique +2 Colonne IIIa : perte de 3 électrons (Al  Al +++ + 3 e - ) Al +++ valence ionique +3 Colonne VIa : gain de 2 électrons (S  S - - - 2 e - ) O - -, S - - valence ionique -2 Colonne VIIa : gain d’un électron (Cl  Cl - - 1 e - ) F -, Cl -, Br -, I - valence ionique -1

38 VALENCE DES PRINCIPAUX RADICAUX Un radical est un ensemble d ’atomes qui se comportent comme un tout lors d’une réaction chimique Valence ionique - 1 radical hydroxyle OH - nitrite NO 2 - nitrate NO 3 - hydrogénocarbonate HCO 3 - Valence ionique + 1 radical ammonium NH 4 + Valence ionique - 2 radical sulfite SO 3 - - sulfate SO 4 - - carbonate CO 3 - - Valence ionique - 3 radical phosphite PO 3 - - - phosphate PO 4 - - -

39 VALENCE DES ELEMENTS: FORMATION DE MOLECULES Tout atome peut atteindre la structure électronique d ’un gaz rare en partageant des électrons avec d’autres atomes ou radicaux - Détermination de la formule d’une molécule Sulfure d ’hydrogène HS  H 2 S 12 Sulfate d ’hydrogène HSO 4  H 2 SO 4 1 2

40 VALENCE DES ELEMENTS Le nombre d’électrons dans la couche électronique externe détermine les propriétés chimiques d’un élément = électrons de valence

41 REGLE DE L’OCTET Atomes les plus stables dans la nature : GAZS RARES Ces atomes ont 8 e - (octet) sur leur couche périphérique  Létat de stabilité des gazs rares va être recherché par les autres atomes  tenter d’obtenir 8 e - sur leur couche périphérique : -soit en perdant des e - (s’ils en ont déjà peu) - soit en gagnant des e - (s’il ne leur en manque que peu) -soit en partageant des e - avec d’autres atomes IONS MOLECULES

42 ELECTRONEGATIVITE L’électronégativité est une mesure de la tendance d’1 atome à attirer vers lui les électrons H Li Be Mg Na K Rb Cs Fr Ca Sr Ba Ra F Cl Br I At He Ne Ar Kr Xe Rn L’électronégativité augmente dans le sens des flèches

43 IONISATION DES ELEMENTS

44 1. VARIATION DE l’ENERGIE D’IONISATION Energie d’ionisation = énergie qu’il faut fournir à un atome à l’état gazeux pour lui arracher un électron Dépend principalement du rayon atomique : « plus le rayon augmente, plus l’énergie d’ionisation diminue »

45 L’électronégativité est une mesure de la tendance d’1 atome à attirer vers lui les électrons H Li Be Mg Na K Rb Cs Fr Ca Sr Ba Ra F Cl Br I At He Ne Ar Kr Xe Rn L’énergie d’ionisation augmente dans le sens des flèches rouges 1. VARIATION DE l’ENERGIE D’IONISATION

46 2. VARIATION DU CARACTERE METALLIQUE Les métaux sont des conducteurs électriques  Tendance à perdre des électrons  Le caractère métallique augmente lorsqu’on se déplace - vers la gauche dans une période - vers le bas dans une famille Règle de Sanderson: un élément est considéré comme un métal si le nombre d’électrons périphériques est < ou = au numéro de la période dans laquelle il se trouve Exercice : Polonium ? Bore ? Aluminium ?

47 3. FORMATION DES IONS Les éléments métalliques sont des donneurs d’électrons Pour devenir stables  tendance à perdre un ou plusieurs électrons - les atomes alcalins (I) : Li +, Na +, K + - les atomes alcalino-terreux : Be ++, Mg ++, Ca ++, Ba ++ Les éléments non métalliques sont des accepteurs d’électrons Pour devenir stables  captent 1 ou plusieurs électrons - halogènes (VIIa) : F -, Cl -, Br -, I - - famille de l’oxygène (Via) : O -- (ion oxyde), S -- (ion sulfure)

48 VALENCE DES PRINCIPAUX RADICAUX Un radical est un ensemble d ’atomes qui se comportent comme un tout lors d’une réaction chimique Valence ionique - 1 radical hydroxyle OH - nitrite NO 2 - nitrate NO 3 - hydrogénocarbonate HCO 3 - Valence ionique + 1 radical ammonium NH 4 + Valence ionique - 2 radical sulfite SO 3 - - sulfate SO 4 - - carbonate CO 3 - - Valence ionique - 3 radical phosphite PO 3 - - - phosphate PO 4 - - -

49 LES LIAISONS CHIMIQUES Tout atome peut atteindre la structure électronique d’un gaz rare par mise en commun ou échange d’électron(s) avec un autre atome = liaisons chimiques  Molécules aux propriétés différentes Plusieurs types de liaisons chimiques : - la liaison covalente - la liaison non covalente. liaison ionique. ponts hydrogènes. Interactions hydrophobes

50 Un grand nombre de substances sont formées de molécules dans lesquelles les atomes sont très solidement liés La liaison entre les atomes dans ces molécules résulte de la mise en commun d’une paire d’électrons  liaison covalente souvent des gaz ou des liquides, ne conduisent pas le courant électrique La liaison covalente s’établit entre des atomes qui retiennent fortement les électrons de leur couche électronique externe et qui, simultanément, ont une grande affinité pour des électrons supplémentaires  Les éléments qui s’unissent par liaison covalente sont principalement des non métaux dans la couche externe desquels il ne manque qu’un petit nombre d’électrons pour être semblable au gaz rare suivant LA LIAISON COVALENTE

51 REGLES GENERALES ET STRUCTURES DE LEWIS Le fait que deux atomes d’hydrogène s’unissent pour former une molécule d’hydrogène signifie que la molécule est plus stable que les atomes isolés Pour Lewis, la stabilité de la molécule et donc la formation d ’une liaison covalente est la conséquence de la mise en commun d ’une paire d ’électrons; plusieurs représentations peuvent être envisagées : H + H  H : H  H : H  H — H Pour Lewis, la paire d ’électrons de liaison forme l ’environnement électronique des 2 atomes d ’hydrogène  les 2 atomes ont dans la molécule une configuration électronique stable du gaz rare hélium

52 Molécule de chlore (Cl 2 )

53 AUTRES EXEMPLES DE COVALENCE NORMALE Lorsque la liaison implique des atomes poly-électroniques, seuls les électrons de la couche externe, les électrons de valence, participent à la liaison : — — : F + : F  : F : F : ou I F — F I — — La liaison covalente peut aussi unir des atomes différents et se réaliser par la mise en commun de deux ou trois paires d’électrons : — H + Cl :  H : Cl : ou H — Cl I — — — O + C + O  O = C = O — — — — — — N + N  N N 2 atomes liés apportent chacun 1 ou plusieurs électrons non appariés = covalence normale 2 tendances : - formation d’un octet d’électrons périphériques - appariement d’électrons célibataires

54 COVALENCE SEMI-POLAIRE 2 électrons communs sont apportés par le même atome, cet atome étant le moins électronégatif des deux partenaires L’atome donneur : - 1, 2, 3 doublets électroniques libres - électronégativité pas trop importante Va VIaVIIa N S Cl P Se Br L’atome accepteur : - possibilité de rendre une orbitale vacante - forte électronégativité Oxygène 1s 2 2s 2 2p 4 O      ou O     1s 2s 2p 1s 2s 2p électronégativité 3,5

55 EXEMPLES DE COVALENCES SEMI-POLAIRES Acide hypochloreux  Acide chloreux H O Cl H O Cl  O  Acide perchlorique  Acide chlorique O H O Cl  O  H O Cl  OO  O

56 COVALENCE COORDINATIVE 2 électrons sont apportés par l’atome le plus électronégatif L’atome donneur : - 1doublet électronique libre - forte électronégativité L’atome accepteur : - une orbitale vacante - électronégativité plus faible (souvent métaux ou ions métalliques) Exemple : le proton H + qui se fixe sur le doublet libre de l’azote  cation ammonium       radical  ammonium  quaternaire 

57 Caractère ionique de la liaison covalente Dans une liaison covalente hétéronucléaire, le plus électronégatif des atomes attire vers lui le nuage électronique  la liaison covalente est alors dite polaire Si la différence d’électronégativité entre les atomes est suffisamment importante, la déformation du nuage électronique peut aboutir au transfert d’électrons caractérisant la liaison ionique Liaison covalente pure liaison covalente polaire liaison ionique + -

58 Moment dipolaire Le cas de l’HCl Liaison covalente MAIS Cl plus électronégatif que H  Cl attire vers lui le nuage électronique sans qu’il y ait un transfert d’e-  Cl porte une charge partielle négative  -  H porte une charge partielle positive  +  la liaison H-Cl est une liaison covalente polaire :  +  - H - Cl

59 La liaison ionique est un transfert d’électrons impliquant : - la formation d’ions de charges opposées - une attraction électrostatique entre ces ions conduisant à la formation d’une paire d’ions ou d’un réseau cristallin M M + M + X - paire d’ions X X - ( M + X - ) n cristal transfert d’e - Attraction électrostatique LA LIAISON IONIQUE

60 NaCl Cl - Na + (Na + Cl - ) n

61 -Le transfert d’électrons est un processus endothermique et donc défavorisé; -c’est l’attraction électrostatique qui favorise la formation de composés ioniques  Pour que la demande énergétique ne soit pas prohibitive, il faut que : - M soit caractérisé par une énergie d’ionisation faible  électronégativité faible - X par une électroaffinité  électronégativité élevée (différence d’électronégativité > 1,9)  M est un métal des groupes I, II, et III ou certains métaux de transition  X est un non métal des groupes VII, VI et plus rarement V LA LIAISON IONIQUE

62 La molécule d’un composé ionique est une paire d’ions Exemple : le chlorure de sodium ( Na + Cl - ) Elle ne peut exister qu’en phase gazeuse, à très haute température (T ébullition de NaCl = 1413° C) Dans les conditions normales, le chlorure de sodium est un solide Dans le cristal de NaCl, chaque ion s’entoure d’ions de signe opposé Il se forme un réseau cristallin LE RESEAU CRISTALLIN Cl - Na + Dans le cristal, il n’existe pas de molécule de NaCl; il serait plus exact de dire que tout le cristal forme une molécule géante (Na + Cl - ) n

63 - Dans un cristal d’un composé ionique, les forces d’attraction s’exercent entre tous les ions de charge opposée  la liaison ionique est omnidirectionnelle - La conductivité électrique des composés ioniques solides est négligeable; Par contre, leur dissolution dans l’eau s’accompagne de la dissociation du corps en ions qui se déplacent indépendamment les uns des autres Sous l’action d’un champs électrique, ils se dirigent vers les électrodes de signe opposé  substances électrolytes A l’origine de la cohésion du verre, des céramiques, des roches et des cristaux PROPRIETES DES COMPOSES IONIQUES

64 PONTS D’HYDROGENE L’hydrogène est considéré comme le type de l ’élément monovalent Cependant, un atome d ’hydrogène déjà lié par covalence, peut contacter un second lien avec un atome fortement électronégatif, disposant d ’un doublet non partagé, spécialement l ’oxygène et l ’azote Exemple : molécules d’eau dans l’eau liquide ou solide H — O -------------------- H — O --------------------- H — O    

65 INTERACTIONS DE VAN DER WAALS Liaison entre molécules électriquement neutres Liaison de nature peu déterminée Accentue la cohésion au sein de groupes moléculaires INTERACTIONS HYDROPHOBES Rassemblement de groupements hydrophobes fuyant l’eau

66 APPLICATION : STRUCTURE DES PROTEINES MONOMEREPOLYMERE H O I II H 2 N — C — C — OH I R Acide aminéPolypeptide R1R1 R2R2 R3R3 R4R4 Liaison peptidique H O H O I II I II H 2 N — C — C — N — C — C — OH + H — OH I I I R H R Liaison peptidique

67 Les structures secondaire et tertiaire d’une protéine résulte : - de diverses liaisons de faible affinité - de quelques liaisons covalentes (ponts disulfure) c. Structure tertiaire

68 Quantification de la matière Molécules et corps composés | Masse Moléculaire | Mole, nombre d’avogadro et concentration molaire

69 Molécules et corps composés Une molécule est formée quand un ou plusieurs atomes sont chimiquement liés Ces atomes peuvent être : - de même nature Exp O 2 - de natures différentes  corps composés Exp. H 2 O Un corps composé est une substance pure dont la molécule est la plus petite unité présentant les caractéristiques de ce composé Il est formé par plusieurs types d’atomes, mais a des caractéristiques différentes de chacun de ces atomes Exp. C 6 H 12 O 6

70 Masse moléculaire La Masse Moléculaire (MM) est le total des masses atomiques qui composent la molécule Rappel : La masse atomique est la masse moyenne d’un atome d’un élément donné : il prend en compte les différents isotopes de cet élément. L’hydrogène a une masse atomique de 1,008, moyenne des trois isotopes.

71 Masse moléculaire L’eau : H 2 O 2 atomes d’hydrogène (poids atomique 1)2 x 1=2 1 atome d’oxygène (poids atomique 16)1 x 16 =16 _____ Poids de la molécule d’eau=18

72 Masse moléculaire Le glucose : C 6 H 12 O 6 6 atomes de carbone (poids atomique 12)6 x 12=72 12 atomes d’hydrogène (poids atomique 1)12 x 1 =12 6 atomes d’oxygène (poids atomique 16)6 x 16 =96 _____ Poids de la molécule de glucose= 180

73 Mole L’unité de mesure d’un atome ou d’une molécule est la mole, poids atomique ou moléculaire exprimé en grammes La millimole (mmol ou millième de mole) Exp. Une mole de glucose, à la masse moléculaire de 180, pèse 180 g.

74 Nombre d’avogadro Une mole de n’importe quelle substance contiendra le même nombre d’atomes ou de molécules, 6,02.10 23 connu sous le nom de nombre d’avogadro Le nombre de particules dans une solution est toujours connu

75 Concentration molaire La molarité (M) ou concentration molaire est le nombre de moles de la substance présente dans un litre de solution (mol/l) Exp. le taux de calcium dans le sang varie entre 2,1 et 2,6 mmol/litre