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Tableau périodique des 118 éléments

Structure de l'atome

L'atome est constitué d'un noyau (protons Z + neutrons N, diamètre ~10⁻¹⁵ m = 1 fm) entouré d'un cortège électronique (Z électrons, diamètre ~10⁻¹⁰ m = 0,1 nm). Masse proton ≈ masse neutron ≈ 1 uma (1,67 × 10⁻²⁷ kg). Électron = 1/1836 de cette masse. Noyau = 99,975% de la masse dans 10⁻¹⁵ du volume → densité nucléaire ~2,3 × 10¹⁷ kg/m³ (un cm³ pèserait 230 millions de tonnes !). Nombre de masse A = Z + N. Force nucléaire forte = colle protons/neutrons (100× force électromagnétique à courte distance). Force faible = désintégration β.

Modèle quantique de l'atome

L'électron n'est pas une petite planète orbitant le noyau (modèle de Bohr dépassé). Il est décrit par une fonction d'onde ψ (mécanique quantique, Schrödinger 1926). |ψ|² = probabilité de présence. 4 nombres quantiques : n (principal, 1-7, couche K-Q), l (secondaire, 0 à n-1, sous-couche s/p/d/f), mₗ (magnétique, -l à +l, orientation orbitale), mₛ (spin, ±½). Principe d'exclusion de Pauli : 2 électrons maximum par case quantique (spin opposés). Règle de Hund : remplissage maximal des cases dégénérées avant appariement. Orbitales : s (1 sphérique), p (3 lobes x/y/z), d (5), f (7). Forme complexe (trèfle, haltère...).

Configuration électronique

Remplissage Aufbau : 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d. Exceptions notables : Cr (3d⁵4s¹), Cu (3d¹⁰4s¹), Ag, Au, Mo. Couche de valence (plus haute énergie occupée) détermine propriétés chimiques. Règle de l'octet → 8 électrons de valence = stabilité gaz noble (exceptions : B, Be, P, S → extension). Ions : cations (perte e⁻, métaux), anions (gain e⁻, non-métaux).

Le tableau périodique (118 éléments)

Classé par Z croissant (Mendeleïev 1869). 7 périodes, 18 groupes. Familles : IA alcalins (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr — très réactifs, +1), IIA alcalino-terreux (Mg, Ca, Ba — +2), IIIA boron, IVA carbone (C, Si, Ge), VA pnigogènes (N, P, As), VIA chalcogènes (O, S, Se), VIIA halogènes (F, Cl, Br, I — -1, très oxydants), VIIIA gaz nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn — inertes sauf Xe et Kr avec F). Bloc d = métaux transition (10 colonnes). Bloc f = lanthanides (14, terres rares La-Lu) et actinides (14, radioactifs Th-Lr). Tendances périodiques : rayon atomique ↑ vers bas/gauche, énergie d'ionisation ↑ vers haut/droite, affinité électronique ↑ vers haut/droite, électronégativité ↑ vers haut/droite (F = 3,98 Pauling le plus électronégatif). Échelle Pauling vs Mulliken vs Allred-Rochow.

Isotopes

Même Z, N différent. Ex : ¹²C (98,9%, standard uma), ¹³C (1,1%, RMN), ¹⁴C (radioactif, datation, t½ = 5730 ans). Hydrogène : ¹H (protium), ²H (deutérium D, eau lourde D₂O), ³H (tritium T, β⁻, t½ = 12,3 ans). Médical : ⁹⁹mTc (scintigraphie, t½ = 6h), ¹³¹I (thyroïde), ⁶⁰Co (radiothérapie), ²²⁶Ra (Curie). Uranium : ²³⁵U (fissile, 0,72%, enrichment centrifugation), ²³⁸U (99,3%, fertile). Stable vs radioactif. Loi de décroissance : N(t) = N₀ × e^(-λt), t½ = ln2/λ. Radioactivité : α (noyau He⁴⁺, pénétration faible), β⁻ (n→p+e⁻+ν̄, neutron-rich), β⁺ (p→n+e⁺+ν, PET scan), γ (photon haute énergie, pénétration forte).

Quantités de matière

Mole = 6,022 × 10²³ entités (nombre d'Avogadro Nₐ, défini par 12g ¹²C). Masse molaire M en g/mol. Concentration molaire C = n/V (mol/L). Concentration massique Cm = m/V (g/L). Dilution : C₁V₁ = C₂V₂. Loi des gaz parfaits : PV = nRT (R = 8,314 J/mol/K). Conditions normales : T = 0°C, P = 1 atm, Vm = 22,4 L/mol. Conditions standards : T = 25°C, P = 1 bar. Fraction molaire, pression partielle (loi de Dalton). Molarité vs molalité. Équivalence, titrage.

Réseau cristallin NaCl — liaison ionique en 3D

Les trois grands types de liaisons

1. Liaison covalente — Mise en commun de 2 électrons (doublet liant) entre deux atomes. Formation : recouvrement d'orbitales atomiques → orbitale moléculaire liante (σ, σ* antibliante). Simple (σ, ex : C-C, C-H, H-Cl), double (σ+π, ex : C=C, C=O), triple (σ+2π, ex : C≡C, C≡N, N≡N). Polarité : si ΔEN > 0,4 → liaison polarisée (δ+δ-). H₂O : O δ-, H δ+. Moment dipolaire μ = q × d (Debye). Hybridation sp³ (tétraèdre 109,5°, CH₄), sp² (trigonal plan 120°, C₂H₄), sp (linéaire 180°, C₂H₂, CO₂). Hybridation explique géométrie. Mésomérie/résonance : délocalisation électronique (benzène, CO₃²⁻, NO₃⁻, O₃).

2. Liaison ionique — Transfert d'électron(s). Métal (cations Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺, Fe²⁺/³⁺) + non-métal (anions Cl⁻, O²⁻, S²⁻, PO₄³⁻). Force électrostatique (loi de Coulomb F = kq₁q₂/r²). Énergie réticulaire = énergie libérée formation réseau cristallin à partir ions gazeux. Solides ioniques : NaCl (cFC), CsCl (cubique simple), ZnS (zinc-blende). Points de fusion élevés, solubles dans solvants polaires, conducteurs fondus/solution. Noms : chlorure de sodium, sulfate de calcium, nitrate de potassium.

3. Liaison métallique — Mer d'électrons délocalisés (« gaz d'électrons »). Modèle bande. Propriétés : conductivité électrique/thermique élevée, malléabilité, ductilité, éclat métallique, opacity. Alliages = mélanges métalliques (acier = Fe + C, bronze = Cu + Sn, laiton = Cu + Zn, soudure = Sn + Pb).

Géométrie moléculaire (VSEPR — théorie REP)

AXnEm : A = atome central, X = doublets liants, E = doublets non-liants. AX₂ linéaire (CO₂, BeCl₂). AX₃ trigonal plan (BF₃, SO₃). AX₂E coudé (SO₂, O₃). AX₄ tétraédrique (CH₄, NH₄⁺). AX₃E pyramidal (NH₃, PH₃). AX₂E₂ coudé (H₂O, H₂S). AX₅ bipyramidal trigonal (PCl₅). AX₆ octaédrique (SF₆). AX₄E₂ plan carré (XeF₄). Doublets non-liants > liants en répulsion → compression angles (NH₃ 107°, H₂O 104,5° vs 109,5° tétraèdre).

Liaisons intermoléculaires

• Liaison hydrogène — H lié à F, O ou N (très électronégatifs) interagit avec un autre atome électronégatif porteur de doublets libres. Énergie : 5-40 kJ/mol. Essentielle : H₂O (points élevés, anomalie densité à 4°C), ADN (appariement bases), protéines (structures secondaires α-hélice, β-feuillet), cellulose. Sans liaison H, l'eau serait gaz à température ambiante !
• Forces de van der Waals — Keesom (dipôle permanent-dipôle permanent), Debye (dipôle permanent-dipôle induit), London (dipôle induit-dipôle induits = forces de dispersion, présentes dans TOUTES les molécules). Augmentent avec taille/molécule (ex : BP halogènes ↑ : F₂ -188°C, Cl₂ -34°C, Br₂ 59°C, I₂ 184°C). Géckos = forces de van der Waals sur pattes !
• Interaction ion-dipôle — Clé de la dissolution des sels dans l'eau (Na⁺ entouré de H₂O, Cl⁻ entouré aussi = solvatation/hydration).

Laboratoire de chimie — verrerie et réactifs

Types de réactions

• Synthèse (combinaison) — A + B → AB. Ex : 2H₂ + O₂ → 2H₂O (synthèse de l'eau). 2Na + Cl₂ → 2NaCl. N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ (Haber-Bosch, 450°C, 200 atm, Fe catalyseur).
• Décomposition — AB → A + B. Ex : 2H₂O → 2H₂ + O₂ (électrolyse). 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂ (MnO₂ catalyseur). CaCO₃ → CaO + CO₂ (calcination).
• Substitution (remplacement) — AB + C → AC + B. Ex : Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag (réaction spectaculaire « arbre de Diane »). Série réactivité : K > Na > Ca > Mg > Al > Zn > Fe > Sn > Pb > H > Cu > Ag > Au.
• Combustion — Réaction avec O₂, exothermique. Complète : CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O. Incomplète : 2CH₄ + 3O₂ → 2CO + 4H₂O (toxique !). Énergie : ~890 kJ/mol CH₄.
• Acido-basique — Transfert H⁺. Brønsted : acide = donneur, base = accepteur. Conjugué. pH = -log[H₃O⁺]. Acides forts : HCl, H₂SO₄, HNO₃ (dissociation 100%). Acides faibles : CH₃COOH (Ka = 1,8 × 10⁻⁵), HF. Bases fortes : NaOH, KOH. Bases faibles : NH₃. Henderson-Hasselbalch : pH = pKa + log([A⁻]/[HA]). Solutions tampons (acétate, phosphate, bicarbonate sanguin pH 7,35-7,45).
• Oxydoréduction (redox) — Transfert d'électrons. Oxydation = perte e⁻ (degré d'oxydation ↑), Réduction = gain e⁻ (degré ↓). Oxydant = capte e⁻ (se réduit), Réducteur = cède e⁻ (s'oxyde). Nombre oxydation : règles (élément pur = 0, ion = charge, O = -2 sauf peroxydes, H = +1 sauf hydrures). Équilibrage en milieu acide/basique (demi-équations). Piles : anode (-, oxydation) / cathode (+, réduction). Potentiel standard E° (table). ΔE° > 0 → réaction spontanée. Pile Daniell (Zn/Cu, 1,1V). Accumulateur plomb-acide (12V voiture). Lithium-ion (3,7V, intercalation Li⁺). Électrolyse : impose réaction non-spontanée (electrolyse de l'eau, Hall-Héroult aluminium, électrozincage).

Réactions chimiques en cours

Équilibrer une équation chimique

Stœchiométrie

Calcul des quantités à partir de l'équation équilibrée. Rapport molaire. Réactif limitant (celui qui s'épuise en premier). Rendement = (expérimental / théorique) × 100. Conversion masse ↔ moles ↔ volume gaz ↔ nombre particules.

Cinétique chimique

Vitesse de réaction : v = -d[Réactif]/dt = +d[Produit]/dt. Facteurs : concentration (loi de vitesse v = k[A]ᵐ[B]ⁿ, ordre global = m+n), température (loi d'Arrhenius k = A·e^(-Ea/RT), Ea = énergie d'activation), catalyseur (↓ Ea, accélère sans être consommé, ne modifie pas ΔG), surface de contact (state divisée). Ordre 0 : v = k, indépendant [A], t½ = [A]₀/2k. Ordre 1 : v = k[A], t½ = ln2/k (constant, radioactivité). Ordre 2 : v = k[A]², t½ = 1/k[A]₀. Mécanisme réactionnel : étapes élémentaires, intermédiaires, état de transition, complexe activé. Profil énergétique. Catalyse homogène (même phase) vs hétérogène (surface, ex : pot catalytique Pt/Pd/Rh). Enzymes = catalyseurs biologiques (millions de fois plus rapide, spécifiques, modèle clé-serrure vs ajustement induit).

Équilibre chimique

Réaction réversible ⇌. À l'équilibre, vitesses directe et inverse sont égales. Constante d'équilibre K = [produits]/[réactifs] (activité). K > 1 → favorise produits. K < 1 → favorise réactifs. Kc (concentrations) vs Kp (pression gaz). Principe de Le Chatelier : perturbation → déplacement équilibre pour contrer. T° ↑ → endothermique favorisé. Pression ↑ → côté moins de moles gazeuses. Concentration ↑ → sens de consommation. Catalyseur → atteint équilibre plus vite, ne modifie pas K. Quotient réactionnel Q : Q < K → avance, Q > K → recule. K = e^(-ΔG°/RT). Relation van 't Hoff : ln(K₂/K₁) = -ΔH°/R × (1/T₂ - 1/T₁).

Thermodynamique chimique

1er principe : ΔU = Q + W. Enthalpie H = U + PV. ΔH = chaleur à pression constante. ΔH < 0 = exothermique (libère chaleur : combustion, neutralisation, précipitation). ΔH > 0 = endothermique (absorbe : photosynthèse, dissolution NH₄NO₃, fusion glace). Loi de Hess : ΔH_réaction = ΣΔH_f(produits) - ΣΔH_f(réactifs). Énergie de liaison.

2nd principe : Entropie S = mesure du désordre. ΔS_univers ≥ 0 (toujours). ΔS > 0 : gaz > liquide > solide, dissolution, augmentation température, réactions avec + de moles gazeuses.

Énergie libre de Gibbs : ΔG = ΔH - TΔS. ΔG < 0 → spontané. ΔG > 0 → non-spontané. ΔG = 0 → équilibre. 4 cas : ΔH<0, ΔS>0 → toujours spontané ; ΔH>0, ΔS<0 → jamais ; ΔH<0, ΔS<0 → spontané basse T° ; ΔH>0, ΔS>0 → spontané haute T°. ΔG° = -RT ln K. Potentiel chimique μ. Standard : ΔG°f, ΔH°f, S°.

Pourquoi le carbone est-il si spécial ?

Le carbone possède 4 électrons de valence → 4 liaisons covalentes. Hybridation sp³/sp²/sp → géométries variées. Chaînes linéaires, ramifiées, cycliques. Simple/double/triple liaisons. ~10 millions de composés organiques connus (bien plus que les ~100 000 composés inorganiques). Forme allotropiques : diamant (sp³, transparent, plus dur), graphite (sp², conducteur, lubrifiant), fullerène C₆₀, nanotubes, graphène (Nobel 2010, 1 atome d'épaisseur, résistant, conducteur).

Les grandes familles de composés

• Alcanes (CₙH₂ₙ₊₂) — Hydrocarbures saturés, liaisons simples. Méthane CH₄ (gaz naturel), propane C₃H₈, butane C₄H₁₀, octane C₈H₁₈ (essence). Nomenclature IUPAC : méth-, éth-, prop-, but-, pent-, hex-, hept-, oct-, non-, déc-. Isomérie de chaîne (butane vs isobutane = 2-méthylpropane). Cycloalcanes (cyclohexane). Réactions : substitution radicalaire (Cl₂/hv), combustion, craquage.
• Alcènes (CₙH₂ₙ) — Double liaison C=C (π). Éthylène C₂H₄ (maturation fruits), propylène C₃H₆. Isomérie E/Z (cis/trans). Test brome (décoloration). Additions : H₂ (hydrogénation Ni/Pd), H₂O (hydration, Markovnikov : H sur C le + H), HX, X₂. Polymérisation : n CH₂=CH₂ → [-CH₂-CH₂-]ₙ (polyéthylène). Hydroboration (anti-Markovnikov). Ozonolyse (coupe double liaison).
• Alcynes (CₙH₂ₙ₋₂) — Triple liaison C≡C. Acétylène C₂H₂ (chalumeau oxhydrique ~3000°C). Linéaire. Acidité terminaux (pKa ~25, déprotonation NaNH₂). Hydrogénation (Lindlar → cis, Na/NH₃ → trans).
• Alcools (R-OH) — Primaire (RCH₂OH), secondaire (R₂CHOH), tertiaire (R₃COH). Éthanol C₂H₅OH (boisson, désinfectant, carburant), glycérol (3 OH, antigel), cholestérol (stérol). Réactions : déshydratation → alcène, oxydation (K₂Cr₂O₇ : 1° → aldéhyde → acide, 2° → cétone, 3° rien). Estérification avec acides.
• Aldéhydes (R-CHO) & Cétones (R-CO-R) — Carbonyle C=O. Formaldéhyde HCHO (conservation), acétone (solvant). Oxydation aldéhydes → acides (test Fehling/Tollens). Réduction → alcools. Addition nucléophile (cyanure, Grignard). Test 2,4-DNPH.
• Acides carboxyliques (R-COOH) — Acide acétique CH₃COOH (vinaigre, pKa 4,76), acide citrique, acide ascorbique (vitamine C), acide lactique, acides gras (palmitique C16, stéarique C18, oléique C18:1). Dimères liaison H. Estérification (Fischer : RCOOH + R'OH ⇌ RCOOR' + H₂O, lente, acide catalyseur). Saponification (base → savon). Décarboxylation.
• Esters (R-COO-R') — Odeurs fruitées (banana isoamyle acétate, pomme éthyle butyrate). Lipides = esters glycérol + acides gras = triglycérides. Biodiesel = esters méthyliques. Hydrolyse (acide ou base).
• Amines (R-NH₂) — Primaire/secondaire/tertiaire. Basicité (pKb). Putrescine, cadavérine (odeur décomposition). Aminoacides (glycine NH₂CH₂COOH, zwitterion). Neurotransmetteurs (dopamine, sérotonine, histamine). Amides (liaison peptidique -CO-NH-).
• Composés aromatiques — Benzène C₆H₆ (Kekulé 1865). 6 π délocalisés (règle de Hückel 4n+2). Électrophiles : substitution électrophile aromatique (nitration HNO₃/H₂SO₄, sulfonation, halogénation FeX₃, Friedel-Crafts alkylation/acylation). Activants/désactivants. Ortho/para vs meta. Dérivés : phénol, aniline, acide benzoïque, toluène, xylène, naphtalène (2 cycles), anthracène (3). Benzopyrène = cancérigène (tabac, viande grillée).
• Halogenures (R-X) — C-Cl, C-Br, C-I (pas C-F organique stable en substitution). Substitution nucléophile Sₙ1 (tertiaire, carbocation, racémisation) vs Sₙ2 (primaire, attaque arrière, inversion Walden). Élimination E1/E2 (compétition avec Sₙ). Déchloroform, Téflon PTFE (C₂F₄)n, PVC, CFC (trou ozone, Montréal 1987).

Stéréochimie

Isomérie : même formule, arrangement différent. Constitutionnelle (liaisons) : chaîne, position, fonction. Stéréoisomérie (spatiale) : géométrique E/Z (alcènes), énantiomères (image spéculaire non superposable, carbone asymétrique/chéral, C* avec 4 groupes différents). Descripteurs R/S (Cahn-Ingold-Prelog). Pouvoir rotatoire (polarimétrie, dextrogyre + / lévogyre -). Mélange racémique = 50/50, inactif. Diastéréoisomères (2+ C*). Conformationnel (Newman, chaise cyclohexane ax/eq). Pharmacologie : thalidomide (R = sédatif, S = tératogène, tragédie années 60). Importance en pharmacie : un énantiomère actif, l'autre peut être inactif ou toxique.

Chaîne polymère — monomères liés

Polymères

Macromolécules formées par répétition de monomères. Addition (chain-growth, radicalaire) : polyéthylène (sacs), polypropylène, polystyrène (Styrofoam), PVC (tuyaux), PVDF, PTFE/Téflon. Condensation (step-growth, élimine petite molécule) : nylon 6,6 (polyamide,amine+acide), polyester (PET bouteilles), polycarbonate, polyuréthane. Caoutchouc naturel (isoprène). Synthétique : néoprène, silicone. Kevlar (aramide, pare-balles). Plastiques : problème environnemental (380 Mt/an, 8 Mt dans océan, microplastiques partout y compris sang humain, Grande zone de déchets Pacifique 2× France). Solutions : recyclage, bioplastiques (PLA), économie circulaire. Polyuréthane = mousse.

Échelle de pH et indicateurs colorés

L'eau : solvant exceptionnel

H₂O polaire (moment dipolaire 1,85 D). Liaison H intermoléculaire (2 H donneurs, 2 paires libres O = 4 liaisons H max). Chaleur massique élevée 4,18 J/g/K = régulateur thermique planétaire. Tension superficielle élevée (insectes gerris). Anomalie dilatation : maximum densité à 4°C (glace flotte = vie possible sous glace). Constante diélectrique élevée (80) = dissout composés ioniques. K_w = [H₃O⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ à 25°C. Auto-ionisation. Propriétés unique = « solvant de la vie ».

Titrage acido-basique en laboratoire

Acidité et pH

Théorie Brønsted-Lowry : acide = donneur H⁺, base = accepteur H⁺. Couple HA/A⁻. Théorie de Lewis : acide = accepteur doublet, base = donneur doublet (plus générale, inclut réactions sans H⁺). pH = -log[H₃O⁺]. pOH = -log[OH⁻]. pH + pOH = 14 à 25°C. Acides forts : HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ (100% dissociés, pH = -log C). Acides faibles : Ka, pKa = -log Ka. Relation : pH = ½(pKa - log C) pour acide faible. Bases fortes : NaOH, KOH, Ca(OH)₂. Bases faibles : Kb.

Solutions tampons — Mélanges acide faible + base conjuguée (ou base faible + acide conjugué). Résistent aux changements de pH. Henderson-Hasselbalch : pH = pKa + log([A⁴]/[HA]). Zone efficace : pKa ± 1. Exemples : tampon acétate (pKa 4,76), phosphate (pKa 7,2, physiologique), bicarbonate/H₂CO₃ (pKa 6,1, sanguin, CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ HCO₃⁻ + H⁺). Acidose (pH < 7,35) vs alcalose (pH > 7,45). Tampon universel.

Titrage acido-basique — Courbe pH = f(volume titrant). Équivalence : n(acide) = n(base). Indicateurs colorés (phénolphtaléine pH 8,2-10, hélianthine 3,1-4,4, bleu bromothymol 6,0-7,6). Titrage fort-fort : saut brutal à pH 7. Titrage fortfaible : équivalence basique (pKa + condition). Demi-équivalence : pH = pKa.

Échelle de pH — exemples concrets

Oxydoréduction en profondeur

Degré d'oxydation (NO) : O = -2, H = +1, élément pur = 0, ion = charge. Exemples : MnO₄⁻ (Mn = +7), Cr₂O₇²⁻ (Cr = +6), Fe₂O₃ (Fe = +3). Équilibrer en milieu acide : 1) éléments, 2) O avec H₂O, 3) H avec H⁺, 4) charge avec e⁻. Exemple : MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O. Pile : 2 demi-piles reliées par pont salin/film. E_cell = E°_cathode - E°_anode. ΔG° = -nFE° (F = 96 485 C/mol). Electrolyse : Loi de Faraday m = (M × I × t) / (n × F). Applications : galvanoplastie, raffinage cuivre, production Al (Hall-Héroult, 950°C, cryolithe, ~15000 kWh/tonne), chlore/soude (membrane). Corrosion fer : 4Fe + 3O₂ + 6H₂O → 4Fe(OH)₃ (rouille). Protection : peinture, Zn (galvanisation), Mg (anode sacrificielle).

Propriétés colligatives des solutions

Dépendent uniquement du nombre de particules dissoutes, pas de leur nature. Loi de Raoult : P_solution = X_solvant × P°_solvant (baisse pression vapeur). ΔTb = Kb × m × i (ébullioscopie, i = facteur van 't Hoff). ΔTf = Kf × m × i (cryoscopie). Antigel éthylène glycol. Pression osmotique π = iMRT (osmose inverse dessalement). Colloïdes, effet Tyndall.

Modèle clé-serrure de l'action enzymatique

Les 4 biomolécules fondamentales

🥖 Glucides (sucres, Cₙ(H₂O)ₙ) — Monosaccharides : glucose (C₆H₁₂O₆, aldose, D/L), fructose (cétose), ribose (C₅, ARN), désoxyribose (ADN). Disaccharides : saccharose (glu+fru, table), lactose (glu+gal, lait), maltose (glu+glu). Polysaccharides : amidon (stockage végétal, amylose linéaire + amylopectine ramifié), glycogène (stockage animal, foie/muscle, très ramifié), cellulose (structure, β-1,4, non digestible sauf cellulase bactérienne), chitine (exosquelette arthropodes). Réactions : Fehling (aldéhyde réducteur), Benedict. Photosynthèse → glu → glycolyse → énergie. Index glycémique.

🥑 Lipides — Insolubles eau, solubles solvants organiques. Triglycérides (glycérol + 3 AG = réserve énergétique 38 kJ/g vs 17 glucides). AG saturés (C-C, solides, beurre) vs insaturés (C=C, liquides, huile, cis naturel). AG essentiels ω-3 (ALA EPA DHA) et ω-6 (LA ARA). Phospholipides (membranes : bicouche, phosphatidylcholine, sphingomyéline). Stéroïdes (cholestérol précurseur hormones bile/vitamine D, HDL/LDL). Eicosanoïdes (prostaglandines, leucotriènes). Cires (cuticule végétale, cire d'abeille). Saponification triglycérides + NaOH → savon + glycérol.

🥩 Protéines — Polymères d'acides aminés (20 standards + sélénocystéine). Liaison peptidique (amide, -CO-NH-, condensation -H₂O). Structure : primaire (séquence linéaire, peptide bonds), secondaire (α-hélice 3,6 aa/tour, ponts H // axe ; β-feuillet antiparallèle/parallèle ; boucles/coudes β), tertiaire (pli 3D global : liaisons H, ioniques, hydrophobes, disulfure, van der Waals), quaternaire (assemblage sous-unités : Hb α₂β₂, anticorps H₂L₂). Dénaturation (chaleur, pH, urée, SDS → perte structure/fonction). Chaperonnes (Hsp70, TRiC) assistent repliement. Prions = protéines mal repliées infectieuses (Creutzfeldt-Jakob, vache folle). Enzymes : catalyseurs protéiques. Site actif (complexe ES). Cinétique Michaelis-Menten : v = Vmax[S]/(Km+[S]). Km = [S] à v = Vmax/2 (affinité inverse). Inhibition : compétitive (↑ Km, Vmax constant, I ressemble S), non-compétitive (Km constant, ↓ Vmax, I lie ailleurs), irréversible (aspirine acétile cyclo-oxygénase). Coenzymes : NAD⁺/NADH, FAD/FADH₂, CoA, TPP, PLP. Isoenzymes (LDH 1-5, CK-MB diagnostic infarctus). ALLOSTÉRIE : coopérativité (Hb O₂, sigmoïde), effecteurs (2,3-DPG, H⁺, CO₂).

🧬 Acides nucléiques — ADN (désoxyribose, thymine) et ARN (ribose, uracile). Nucléotide = phosphate + pentose + base. Nucléoside = pentose + base (adénosine, guanosine, cytidine, thymidine, uridine). ATP = monnaie énergétique universelle (ATP → ADP + Pi, ΔG ≈ -30,5 kJ/mol). NAD⁺/FAD = transporteurs e⁻. ARN types : ARNm (messager, code protéine), ARNr (ribosomal, structure+fonction ribosome, 16S/18S, 23S/28S, 5S), ARNt (transfer, ~75 nt, anticodon, charge aa), miARN (régulation post-transcriptionnelle), siARN (interférence ARN), snARN (épissage), lncARN (longs), circARN, piARN (germinal), ribozymes (ARN catalytique, ribosome = ribozyme !).

Métabolisme cellulaire

Glycolyse (cytoplasme, anaérobie, universelle) — Glucose (C₆) → 2 pyruvates (C₃). Investissement : 2 ATP. Production : 4 ATP + 2 NADH. Net : 2 ATP + 2 NADH. 10 étapes (hexokinase, PFK-1 = étape clé régulée par ATP/citrate/AMP, pyruvate kinase). Destinées du pyruvate : aérobie → acétyl-CoA (PDH) → Krebs ; anaérobie → lactate (LDH, muscle intense) ou éthanol + CO₂ (fermentation levure).

Cycle de Krebs (matrice mitochondriale) — Acétyl-CoA (C₂) + oxaloacétate (C₄) → citrate (C₆) → isocitrate → α-cétoglutarate → succinyl-CoA → succinate → fumarate → malate → oxaloacétate. Par tour : 3 NADH + 1 FADH₂ + 1 GTP + 2 CO₂. enzymes : citrate synthase, isocitrate DH, α-KG DH. Point de contrôle.

Chaîne respiratoire (membrane mitochondriale interne) — Complexe I (NADH → Q, pompe H⁺), II (succinate → Q, pas pompe), III (QH₂ → cyt c, pompe Q cycle), IV (cyt c → O₂ → H₂O, pompe). Gradient H⁺ (~10:1 intermembrane/matrice). Complexe V ATP synthase (F₀ rotor + F₁ catalytique, ~3 H⁺/ATP). Rendement total : ~30-32 ATP/glucose (théorique 36-38, rendement ~40%). Inhibiteurs : cyanide (CIV), oligomycine (CV), DNP (découpleur, perte chaleur → mort). ROS (superoxide O₂⁻, H₂O₂) → antioxydants (SOD, catalase, glutathion, vitamines C/E).

Métabolisme lipidique — β-oxydation : acide gras → acétyl-CoA (2C par cycle). Palmitate C16 → 8 acétyl-CoA + 7 FADH₂ + 7 NADH → ~106 ATP. Corps cétoniques (foie → cerveau lors jeûne). Lipogenèse (acétyl-CoA carboxylase, acide gras synthase). Cholestérol (HMG-CoA réductase, inhibée par statines).

Métabolisme protéique — Transamination (aminotransférase, ALT/AST diagnostic), désamination (NH₃ → urée cycle ornithine foie). Acides aminés essentiels (9/20 : Leu, Ile, Val, Lys, Met, Phe, Thr, Trp, His). Complémentarité protéines végétales.

Batterie lithium-ion — électrochimie moderne

Radioactivité

α — Noyau He⁴⁺ (2p+2n). Peu pénétrant (arrêté feuille papier), très ionisant. Ex : ²³⁸U → ²³⁴Th + ⁴He. β⁻ — Électron (n → p + e⁻ + ν̄ₑ). Pénétration moyenne (arrêté aluminium). Ex : ¹⁴C → ¹⁴N + e⁻. β⁺ — Positron (p → n + e⁺ + νₑ). PET scan médical. γ — Photon haute énergie. Très pénétrant (arrêté plomb/béton). Accompagne souvent α, β. Fission : gros noyau → 2 noyaux + neutrons + énergie (²³⁵U + n → ¹⁴⁴Ba + ⁸⁹Kr + 3n + 200 MeV). Réaction en chaîne. Bombe A (Hiroshima). Centrale nucléaire : UO₂ enrichi 3-5%, modérateur eau, barres contrôle B/Cd. 440 réacteurs monde, ~10% électricité (France ~70%). Fusion : ²H + ³H → ⁴He + n + 17,6 MeV. Soleil = fusion H→He. ITER (Cadarache) = projet fusion, 2025+. Bombe H. Loi N(t) = N₀·2^(-t/t½). Datation ¹⁴C (t½ = 5730 ans, jusqu'à ~50 000 ans). ⁴⁰K/⁴⁰Ar (roches, millions années). U/Pb (4,5 Ga, Terre). Applications médical : ⁹⁹mTc scintigraphie, ¹³¹I thyroïde, ⁶⁰Co radiothérapie, PET ¹⁸F-FDG. Irradiation aliments, stérilisation.

Électrochimie avancée

Piles — Volta (1800, première pile Zn/Cu/sel). Daniell (Zn/Zn²⁺ // Cu²⁺/Cu, E° = 1,10V). Leclanché (Zn/NH₄Cl/MnO₂, 1,5V). Alcaline (Zn/KOH/MnO₂). Lithium-ion : LiCoO₂ / graphite, intercalation Li⁺, 3,7V, rechargeable, énergie massique ~250 Wh/kg. Na-ion (émergent). Pile à combustible H₂/O₂ → H₂O + électricité (véhicule Toyota Mirai, 60% rendement).

Électrolyse — Impose réaction non-spontanée. Loi Faraday. Applications : production Al (Hall-Héroult, Cryolithe Na₃AlF₆, 950°C), Na, Mg, Cl₂/NaOH (membrane chlore-alcali), H₂ (électrolyse eau, vert si électricité renouvelable), cuivrage (galvanoplastie), anodisation Al, raffinage cuivre. Surtension. Coût énergétique.

Corrosion — Oxydation métaux. Fer : anode Fe → Fe²⁺ + 2e⁻, cathode O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ → Fe(OH)₃ (rouille). Facteurs : humidité, sel, O₂, pH. Protection : revêtement (peinture, polymère), galvanisation Zn, anode sacrificielle (Mg, Zn), alliages inox (Cr → Cr₂O₃ passivation), traitement surface. Coût mondial corrosion : ~2,5 billions $/an.

Méthodes d'analyse

• Spectroscopie UV-Visible — Absorption lumière (200-800 nm) par électrons π et n. Loi Beer-Lambert A = εℓC. Colorimétrie. Quantification.
• Spectroscopie IR — Vibration moléculaire (4000-400 cm⁻¹). Identification groupes fonctionnels : O-H ~3300, C=O ~1700, C-O ~1050, N-H ~3400. Empreinte digitale <1500.
• RMN (Résonance Magnétique Nucléaire) — Noyau ¹H et ¹³C dans champ magnétique. Déplacement chimique δ (ppm). Pic (protons équivalents), multiplicité (voisins n+1), intégration (nombre H). IRM médicale = RMN du ¹H eau tissus.
• Spectrométrie de masse — Ionisation → séparation m/z → détection. Fragmentation = empreinte. GC-MS (chromatographie gaz couplée). MALDI-TOF (biomolécules). Protéomique.
• Chromatographie — Séparation mélange. CCM (couche mince, qualitative). HPLC (haute performance, quantitative). GC (gaz). Exclusion stérique. Affinité. Échange d'ions.
• Difractométrie RX — Structure cristalline 3D. Loi de Bragg. Détermination structures protéines, ADN (Rosalind Franklin Photo 51, 1952). Cristallographie.
• Microscopie électronique — MET (transmission, résolution ~0,1 nm), MEB (balayage, surface, 3D). Cryo-EM (Nobel 2017, macromolécules en solution).

Spectre lumineux à travers un prisme

Matériaux modernes

• Polymères — Plastiques, élastomères, thermodurcissables. 380 Mt/an produit mondial.
• Céramiques — Oxydes (Al₂O₃ alumine), carbures (SiC), nitrures (Si₃N₄). Durs, fragiles, résistants T°. Porcelaine, prothèses.
• Verres — SiO₂ amorphe. Sodo-calcique (fenêtres), borosilicate (Pyrex), fibre optique (internet).
• Métaux et alliages — Acier (Fe+C, inox Fe+Cr+Ni), aluminium, titane (biocompatible), cuivre (conducteur), superalliages (turbines).
• Semi-conducteurs — Si, Ge, GaAs. Dopage n (P, As) et p (B, Ga). Jonction p-n = diode, transistor. LED, photovoltaïque.
• Nanomatériaux — Nanotubes carbone, graphène (Nobel 2010), fullerènes C₆₀, quantum dots, nanoparticules. Applications : drug delivery, capteurs, énergie.
• Composites — Fibre carbone + résine (avions). Kevlar (pare-balles). Biomimétisme (nacre).
• Biomatériaux — Titane (implants), hydroxyapatite (os), PLA (résorbables). Biocompatibilité.