Elle étudie les phénomènes chimique du monde extérieur intervenantes dans les réactions et les inter-réactions entre les éléments dans les organismes et l'environnement, en vue de leurs applications biologiques.
Module semestriel, coefficient 3, comporte des cours, des travaux dirigés (TD). Et son évaluation se fait par des EMD periodiques ainsi que des examens de TD.
Les cours
1. Structure de l'atome1.1. Expériences préliminaires.
1.2. Mise en évidence de l'électron
1.2.1. Expérience de Crooks.
1.2.2. Expérience de J.J. Thompson.
1.2.2. Expérience de Milikan.
1.3. Mise en évidence du Proton : Expérience de Rutherford.
1.4. Mise en évidence de neutron : Expérience de Chadwick.
1.5. L'atome selon Rutherford.
2. L'atome en mécanique quantique
2.1. Aspect ondulatoire et corpusculaire de la lumière.
2.1.1. Hypothèse de Plank.
2.1.2. Effet photoélectrique.
2.2. L'atome de Bohr, spectre de l'atome d'hydrogène.
3. L'atome en mécanique ondulatoire :
3.1. Onde associée De Broglie.
3.2. Principe d'incertitude de Heisenberg.
3.3. Équation de Shrôdinger (pas de résolution).
3.4. Nombres quantiques.
3.5. Structure électronique des atomes poly électronique Règles de remplissage.
4. Classification périodique des éléments :
4.1. Tableau périodique.
4.2. Périodicité des propriétés.
5. Les liaisons chimiques intramoléculaires :
5.1. Liaison ionique :
5.1.1. Propriétés .
5.1.2. Les édifices ioniques : NaCl, CsCl.
5.2. Liaison covalente :
5.2.1. Forme simplifiée, Diagramme de Lewis.
5.2.2. Orbitales moléculaires
5.2.3. Géométrie des molécules
5.2.4. Délocalisation résonance, mésomérie.
6. Les liaisons chimiques intermoléculaires
6.1. Définitions.
6.2. 1er Principe :
6.2.1. Application à l'énergie interne.
6.2.2. Thermochimie.
6.3. 2eme Principe :
6.2.1. Enoncé.
6.2.2. Notion d'entropie.
6.2.3. Notion d'enthalpie libre
6.2.4. Conditions d'équilibres.
7. Les équilibres chimiques
7.1. Equilibres homogènes.
7.1.1. Loi d'action de masse
7.1.2. Loi de Van'thoff
7.2. Equilibres hétérogènes.
7.3. Déplacements d'équilibre : Lois de le Chatelier.
7.4. Applications biomédicales : Exemple de l'hémoglobine dans la respiration.
8. Equilibre en solutions :
8.1. Les pH:
8.1.1. Acide fort, base forte.
8.1.2. Acide faible, base faible.
8.1.3. Solution tampon.
8.1.4. Neutralisation.
8.1.5. Indicateurs colorés.
8.2. Les sels en solution :
8.2.1. Solubilité
8.2.2. Produit de solubilité.
8.3. Les équilibres d'oxydoréduction : Loi de Nernst.
8.4. Applications biomédicales.
9. Eléments de cinétique chimique :
9.1. Loi de vitesse de réaction.
9.2. Les réactions simples :
9.2.1. Ordre 1,2.
9.2.2. Applications biomédicales : cinétique sanguine d'un médicament injecté par voie intraveineuse, stabilité des médicaments
9.2.3. Energie d'activation.
9.2.4. Réactions successives : cinétique sanguine d'un médicament pris par voie orale.
Travaux dirigés
Exercices en rapport avec le cours.Les pré-requis
- Les modèles atomiques (1re année Trone commun S)- Etats physiques de la matière (2e année S, M, TM)
- La transformation d'un système chimique (3e année S, M, TM)
- Vitesse d'une réaction chimique
- Grandeurs et mesures caractéristiques d'une solution (pH, Mol, ...)
- État d'équilibre d'un système chimique
- Tableau périodique des éléments
- Limites de la mécanique de Newton (M, TM)
