Chimie L1 Médecine: Notions Fondamentales

Introduction à la Chimie et ses Fondamentaux

La chimie est la science qui étudie la matière, ses propriétés et ses transformations. Elle vise à décrire, expliquer et prévoir les changements qui se produisent lorsque différentes substances interagissent par des réactions. Essentielle à la vie du XXIe siècle, la chimie influence tous les aspects de notre existence, de la santé à l'énergie, en passant par l'alimentation, l'habillement et le logement. Elle est intrinsèquement liée aux processus biologiques fondamentaux, régulant le fonctionnement cellulaire des organismes vivants, y compris les activités musculaires et nerveuses, la digestion, la respiration, la reproduction et l'activité cérébrale. La chimie organique, en particulier, est considérée comme la clé de la vie en raison de son rôle central dans ces processus.

Chapitre 1: Concepts Fondamentaux de la Chimie

I. La Matière et les Éléments Chimiques

L'univers est constitué d'un nombre limité d'éléments, appelés atomes. À ce jour, 115 éléments chimiques ont été identifiés, dont 109 figurent dans le tableau périodique. Parmi eux, 88 sont naturels.

A. Abondance des Éléments

• Dans l'univers: l'hydrogène (H) représente 91% et l'hélium (He) 9%, les autres gaz étant minoritaires ().
• Dans la croûte terrestre (atmosphère et eaux de surface): l'oxygène (O) est dominant (60%) suivi de la silice (20%).
• Dans l'organisme humain: l'hydrogène (60,5%), l'oxygène (25,7%), le carbone (10,7%) et l'azote (2,4%) sont les plus abondants. Cette prédominance de l'oxygène et de l'hydrogène est principalement due à la présence d'eau.

B. Éléments Essentiels à la Vie

Parmi les éléments les plus courants dans les composés biologiques, plusieurs sont essentiels:

• Non-métaux: Carbone (C), Hydrogène (H), Oxygène (O), Azote (N), Chlore (Cl), Brome (Br), Iode (I), Soufre (S), Phosphore (P).
• Métaux: Sodium (Na), Lithium (Li), Magnésium (Mg), Zinc (Zn), Sélénium (Se).

II. Représentation Atomique

Chaque atome est représenté par un symbole chimique, généralement une lettre majuscule, ou une majuscule suivie d'une minuscule, dérivée de son nom (ex: Carbone C, Calcium Ca, Sodium Natrium Na, Potassium Kalium K).

A. Représentation Symbolique d'un Atome

Un atome est symbolisé par où:

• A est le nombre de masse (nombre de nucléons = protons + neutrons).
• Z est le numéro atomique (nombre de protons, égal au nombre d'électrons dans un atome neutre).
• X est le symbole de l'élément chimique.
• Exemple: Le sodium est représenté comme , indiquant 11 protons et 23 nucléons.

B. Isotopes

Les isotopes sont des atomes d'un même élément (même Z) qui ne diffèrent que par leur nombre de neutrons (donc par leur A). Ils possèdent la même structure électronique et des propriétés chimiques identiques.

• Exemples:
  • Hydrogène: Protium (), Deutérium (), Tritium (). Le protium est 6 000 fois plus abondant que le deutérium. Le tritium est instable et radioactif.
  • Carbone: Carbone-12 (, 98,9% d'abondance), Carbone-13 (, 1,1%), et Carbone-14 (, traces ). Le est radioactif avec une demi-vie de 5 700 ans et est utilisé pour la datation. Les organismes vivants l'incorporent sous forme de .
  • Uranium: et .

III. Structure Électronique des Atomes

La capacité d'un élément à se lier et ses propriétés chimiques dépendent du nombre d'électrons sur sa couche externe, appelée couche de valence. La répartition des électrons dans les couches, sous-couches et orbitales est appelée structure électronique.

A. Remplissage des Orbitales

Les électrons se placent dans les orbitales par ordre d'énergie croissante. Une orbitale représente la zone de l'espace où la probabilité de trouver un électron est maximale.

1s
2s	2p
3s	3p	3d
4s	4p	4d	4f
5s

B. Électronégativité

L'électronégativité caractérise l'affinité d'un atome à attirer des électrons dans une liaison chimique. Elle est fonction du nombre d'électrons externes.

• Éléments électropositifs: Possèdent des électrons de valence éloignés du duplet ou de l'octet. Ils ont tendance à céder des électrons et forment des cations dans les composés ioniques. Ce sont souvent de puissants réducteurs (ex: Na, Li, K). Leur couche de valence est de type ou .
• Éléments électronégatifs: Possèdent des électrons de valence proches de l'octet. Ils ont tendance à capter des électrons et forment des anions dans les composés ioniques. Ce sont des oxydants (ex: Cl, O, F). Leur couche de valence est de type .

C. Notion de Valence

La valence d'un atome est généralement définie par le nombre d'électrons sur sa couche de valence (électrons périphériques), déterminant sa capacité à former des liaisons.

• Exemples de valence basée sur la configuration électronique:
  • : valence = 1 (famille des alcalins)
  • : valence = 2 (famille des alcalino-terreux)
  • : valence = 3
  • : valence = 4
  • : valence = 3
  • : valence = 3 et 5 (possibilité d'utiliser les orbitales d)
  • : valence = 2
  • : valence = 2, 4 et 6
  • : valence = 1

IV. Propriétés des Éléments selon leur Groupe

Les éléments ayant le même nombre d'électrons externes (même groupe dans le tableau périodique) présentent des propriétés chimiques analogues (ex: Na et K).

A. Éléments du bloc s

Ce bloc comprend les métaux alcalins et alcalino-terreux.

• Groupe (Alcalins): Li, Na, K, etc. L'électron de valence est faiblement retenu en raison de l'effet d'écran des couches internes complètes. Ils ont tendance à perdre cet électron pour acquérir la configuration du gaz rare le plus proche. Leur chimie est majoritairement ionique, formant des composés ioniques très solubles avec des éléments très électronégatifs (charge +1, ex: ).
• Groupe (Alcalino-terreux): Be, Mg, Ca, etc. Ils ont deux électrons de valence. Le béryllium et le magnésium forment des composés principalement covalents. Leurs halogénures sont en majorité solubles dans l'eau. Leurs oxydes (ex: , ) sont basiques. Leurs carbonates, sulfates, iodates et oxalates sont généralement peu solubles dans l'eau. Les alcalins et alcalino-terreux sont classés comme des minéraux essentiels (>1 g/kg).

B. Éléments du bloc d (Métaux de Transition)

Ces éléments ont des orbitales partiellement remplies dans leur état fondamental ou oxydé, avec une structure électronique de valence (avec ).
Leurs principales caractéristiques sont:

• Multiples degrés d'oxydation: Les degrés d'oxydation les plus stables sont ceux où les orbitales sont vides (), à moitié remplies () ou complètes ().
• Caractère électropositif et réducteur.
• Grande propension aux réactions d'oxydoréduction et de complexation.
• Ions colorés: Ex: (vert), (brun), (bleu).
• Ce groupe contient la majorité des oligoéléments essentiels ( mg/kg), tels que Fe, Cu, Zn, Se, Cr, Mo. Ces oligoéléments sont indispensables à la synthèse d'enzymes et d'hormones, et agissent comme catalyseurs biologiques (ex: le Mo dans l'activation de la vitamine ).

C. Éléments du bloc p (Non-métaux)

Ce bloc regroupe des éléments dont la structure électronique de valence est de type . C'est le bloc des non-métaux.

• Groupe (Groupe du bore): B, Al, Ga, etc. Ce sont des éléments trivalents. Avec seulement trois doublets électroniques sur leur couche de valence, ils ont tendance à agir comme accepteurs de doublets électroniques (acides de Lewis) lorsqu'ils sont l'atome central. Leurs halogénures sont solubles dans l'eau.
• Groupe (Groupe du carbone): C, Si, Sn, Pb, etc.
  • Le carbone (C) a une valence 4 et présente une chimie extrêmement variée en raison de sa petite taille, formant principalement des composés covalents.
  • Le silicium (Si) forme aussi des composés principalement covalents.
  • Le plomb (Pb) et l'étain (Sn), étant plus gros, forment des composés ioniques.
• Groupe (Groupe de l'azote): N, P, As, Sb, Bi.
  • L'azote (N) est le seul corps gazeux de cette famille et forme des composés exclusivement covalents.
  • Le phosphore (P), grâce à l'existence d'orbitales , peut être pentavalent (valence 5) en plus de trivalent (valence 3) (ex: et ).
  • Les éléments plus lourds de ce groupe forment des composés ioniques et sont trivalents.
• Groupe (Chalcogènes): O, S, Se, Te.
  • L'oxygène (O) est le seul corps gazeux et est rigoureusement divalent.
  • Les autres, comme le soufre (S), ont des valences variables (2, 4, 6).
  • L'oxygène et le soufre sont très électronégatifs et agissent comme oxydants.
• Groupe (Halogènes): F, Cl, Br, I.
  • Le fluor (F) et le chlore (Cl) sont gazeux.
  • Le brome () est liquide à température ambiante (point d'ébullition ).
  • L'iode (I) est solide.
  • Ils sont tous très électronégatifs et de puissants oxydants.
  • Ils peuvent former des composés à la fois covalents (ex: ) et ioniques (ex: ).
  • Ce sont des éléments très importants (P, S, F, Iode).
• Groupe (Gaz Rares): Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (à l'exception de l'Hélium qui est ).
  • Leur couche de valence saturée les rend chimiquement très stables et ils existent sous forme de molécules diatomiques gazeuses.
  • La règle de l'octet (ou du duplet pour l'Hélium) est satisfaite, ce qui les rend peu propices aux réactions chimiques d'où leur appellation de gaz inertes.
  • Cependant, certains composés peuvent être synthétisés à partir de ces éléments, comme le tétrafluorure de xénon ().

Chapitre 2: Liaisons Chimiques et Interactions Moléculaires

I. Théorie de la Liaison Chimique

Le concept de liaison chimique découle de la stabilité exceptionnelle des gaz rares. Les atomes tendent à former des liaisons pour acquérir la configuration électronique du gaz rare le plus proche, généralement un duplet (pour l'Hydrogène, l'Hélium et le Lithium) ou un octet (pour les autres éléments). C'est la règle de l'octet.

II. Types de Liaisons Intramoléculaires

A. Liaison Ionique

La liaison ionique résulte d'une interaction électrostatique forte entre des ions. Elle se forme par le transfert complet d'un ou plusieurs électrons d'un atome (métal électropositif) vers un autre (non-métal électronégatif), chacun acquérant la configuration électronique d'un gaz rare.

• Exemple: Formation de .
  • Le sodium () perd un électron pour former (configuration de Ne: ).
  • Le chlore () gagne un électron pour former (configuration d'Ar: ).
  • Les ions et sont alors liés par des forces électrostatiques intenses.
• Propriétés: Les composés ioniques ont généralement une énergie de cohésion élevée et des températures de fusion très supérieures à (ex: T°f = ).

B. Liaison Covalente

La liaison covalente implique la mise en commun de paires d'électrons entre deux atomes, chaque atome contribuant à la formation de la (des) liaison(s).

• Liaison Covalente Pure (ou apolaire): Les atomes liés sont identiques ou de même électronégativité, entraînant une répartition égale des électrons.
  • Exemples: , , (bien que l'électronégativité de C et H soit légèrement différente, la liaison C-H est souvent considérée comme apolaire).
• Liaison Covalente Polarisée: Les atomes liés ont des électronégativités différentes, ce qui provoque un déplacement des électrons de liaison vers l'atome le plus électronégatif, créant des charges partielles ( et ) et un moment dipolaire.
  • Exemples: , . Dans l'eau, l'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène, ce qui rend les liaisons O-H polaires.
• Liaison Covalente Dative (ou de coordination): Un atome fournit un doublet d'électrons non liants (donneur) à un autre atome ou ion (accepteur) qui possède une orbitale vacante.
  • Exemple: . L'atome d'oxygène de l'eau () utilise un de ses doublets non liants pour former une liaison avec un proton (), qui n'a pas d'électrons.

C. Liaison Métallique

Bien que décrite comme une liaison dative dans le contexte des complexes, la liaison métallique classique au sein des métaux est caractérisée par un "nuage" d'électrons délocalisés partagés par un réseau d'ions métalliques positifs. Dans les complexes, elle implique souvent un métal accepteur d'électrons (ayant des orbitales vacantes) et des ligands donneurs de doublets (liaison dative).
Ce type de liaison conduit à la formation de complexes.
Exemple: L'hémoglobine () où l'ion fer (métal) accepte des électrons de ligands (liaisons datives). Ces complexes peuvent transporter des molécules, comme l'oxygène.

III. Forces Intermoléculaires (Faibles)

Les molécules interagissent aussi entre elles par des forces plus faibles que les liaisons intramoléculaires mais qui sont cruciales pour la cohésion des liquides et des solides (cristaux). Ces forces sont de nature électrostatique.

• Exemples: Dans l'eau, la polarité ( sur O, sur H) induit des interactions dipolaires, notamment des liaisons hydrogène, qui sont responsables de nombreuses propriétés uniques de l'eau.
• Autres exemples de molécules interagissant par forces faibles: molécules de phosphore () et de soufre ().

Chapitre 3: Solutions et Concentrations

I. Définition et Types de Solutions

Une solution est un mélange d'au moins deux substances où l'une est majoritaire (le solvant) et les autres sont minoritaires (les solutés).

• Types de solutions: Gazeuses, liquides, et solides.
• Solutions liquides: Elles sont constituées d'un solvant liquide majoritaire et d'un ou plusieurs solutés. La plupart des réactions chimiques importantes en biologie ont lieu en phase liquide.

II. Notions de Concentrations

La concentration exprime la teneur d'une substance dans le milieu. Plusieurs unités sont utilisées:

• Concentration ou Titre Pondéral (): Masse de soluté par litre de solution (g/L).
• Molarité (): Nombre de moles de soluté par litre de solution (mol/L ou M). C'est l'unité la plus courante pour les calculs stoechiométriques.
• Normalité (): Nombre de moles de l'espèce réactive (ex: ou ) par litre de solution (mol d'équivalent/L ou N).

  Exemple: Pour qui fournit , une solution 1M de est 2N. La normalité est souvent utilisée dans les réactions acido-basiques ou d'oxydoréduction.

• Pourcentage Massique (%): Masse de soluté pour 100 g de solution.

  Exemple: Une solution à 10% massique de contient 10 g de pour 100 g de solution.

• Pourcentage Volumique: Volume de soluté par volume de solution (souvent exprimé en degrés pour l'alcoolémie).

III. Facteurs Influant sur la Dissolution et la Solubilité

La dissolution d'un soluté (solide, liquide ou gazeux) dans un solvant dépend de plusieurs facteurs déterminants:

• Température (T): Généralement, une augmentation de T accroît la solubilité des solides et des liquides, mais diminue celle des gaz.
• Pression (P): Affecte principalement la solubilité des gaz (loi de Henry).
• Nature du Solvant et du Soluté: Le principe "qui se ressemble s'assemble" s'applique souvent. Pour qu'une dissolution ait lieu, il doit y avoir une certaine analogie structurelle entre le solvant et le soluté pour que des liaisons puissent s'établir.
  • Exemple 1: L'eau dissout bien le glucose car le glucose possède de nombreux groupements hydroxyles () capables de former des liaisons hydrogène avec l'eau.
  • Exemple 2: L'eau ne dissout pas l'hexane, une molécule apolaire, car des interactions favorables ne peuvent pas s'établir.

A. Solutions Homogènes et Hétérogènes

• Solution homogène: Une seule phase visible, indiquant une miscibilité parfaite des constituants.
• Solution hétérogène: Plusieurs phases distinctes, résultant d'un mélange de constituants non miscibles ou d'une solution saturée où le soluté n'est plus entièrement dissous.

IV. Réactions Importantes en Solution

A. Réactions de Précipitation

Impliquent la formation d'un solide insoluble (précipité) à partir d'ions en solution. Ces réactions concernent souvent les électrolytes faibles, qui ne se dissocient que partiellement en solution aqueuse.

• Électrolyte: Substance qui, en milieu aqueux, donne naissance à des ions. Le principe d'électroneutralité stipule que la somme des charges doit être nulle.
  • Électrolytes forts: Se dissocient entièrement (ex: , ).
  • Électrolytes faibles: Se dissocient partiellement (ex: , ). Les réactions de précipitation concernent majoritairement ces derniers.
• Solubilité (): Concentration maximale d'une substance qu'un électrolyte peut atteindre dans une solution, exprimée en mol/L ou g/L.
• Produit de Solubilité (): Pour un électrolyte faible qui se dissocie selon , la loi d'action de masse donne .
  • Exemple pour : . Si la solubilité de est , alors et . Donc .
• Facteurs influençant la solubilité:
  • Température: dépend uniquement de la température. Une augmentation de T provoque généralement une augmentation de et de la solubilité.
  • Effet d'ion commun: L'addition d'un ion commun à un sel peu soluble dans une solution diminue sa solubilité.

    Exemple: Comparer la solubilité de dans l'eau pure et dans une solution de 0,1 M. Le de est un ion commun, ce qui réduit la solubilité de .

  • Influence du pH: Si les ions issus de la dissociation de l'électrolyte ont des propriétés acido-basiques, le pH de la solution influencera la solubilité du sel.

    Exemple: et . Le carbonate est une base faible qui réagit avec . Un pH acide augmentera donc la solubilité de en déplaçant l'équilibre de dissolution. Le sulfate est une base conjuguée très faible, donc la solubilité de est moins affectée par le pH.

B. Réactions de Complexation

Les complexes sont des composés formés par une liaison dative entre un cation métallique central (ex: , , ) et des anions ou molécules appelés ligands (ex: , , ). Les complexes formés sont généralement solubles dans l'eau.

• Exemples:
  • (fixation de l'oxygène par l'hémoglobine).
  • (formation d'un complexe cyanuré avec l'or).
• Constante de dissociation (): Pour un complexe , .
• Importance biologique: De nombreuses substances biologiques sont des complexes essentiels:
  • L'hémoglobine (contenant ) pour le transport de l'oxygène.
  • La chlorophylle (contenant ) pour la photosynthèse.
  • L'EDTA (acide éthylènediaminetétraacétique, noté ) est un agent chélatant qui complexe facilement les ions divalents (, , , ). Il est utilisé comme anticoagulant en complexant l'excès de calcium dans le sang, et pour la désintoxication en cas d'empoisonnement au plomb.

C. Réactions d'Oxydoréduction (Redox)

Une réaction redox implique un échange d'électrons entre deux entités chimiques: un réducteur cède des électrons, et un oxydant les accepte. Il n'y a jamais d'oxydation sans réduction concomitante.

• Une réaction redox est la somme de deux demi-réactions:
  • Réduction (gain d'électrons): (x2 pour équilibrer la réaction globale).
  • Oxydation (perte d'électrons): .
  • Réaction globale: .
• Critère de spontanéité: Pour qu'une réaction redox soit quasi-totale, la différence de potentiel standard () entre l'oxydant et le réducteur doit être supérieure à une certaine valeur (ex: ).

D. Réactions Acido-Basiques

Selon Brönsted, un acide est une espèce chimique capable de céder des ions (proton), et une base est capable de capter des ions .

• Force d'un acide/base: Liée à sa capacité de dissociation en milieu aqueux.
  • Acides/bases forts: Se dissocient entièrement en solution aqueuse (ex: , ).
  • Acides/bases faibles: Se dissocient partiellement (ex: , ).
• Constante d'acidité (): Pour un acide faible qui se dissocie selon , . Le .
• Autoprotolyse de l'eau: L'eau () est un ampholyte (amphotère), capable d'agir comme acide ou base.
  • .
  • Le produit ionique de l'eau est à . (à ).
• Potentiel d'hydrogène (pH): Mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution.
  • .
  • (à ).
• Calcul du pH pour différents types de solutions:
  • Monoacide fort: (où est la concentration de l'acide).
  • Monobase forte: , d'où .
  • Monoacide faible: (formule simplifiée).
  • Monobase faible: (formule simplifiée, où est celui de l'acide conjugué de la base).
• pH des solutions ampholytes: Une espèce ampholyte présente à la fois un caractère acide et basique.
  • Exemple: L'ion bicarbonate () est l'ampholyte de deux couples acido-basiques:
    • ()
    • ()
  • Pour un ampholyte, le .
  • Les acides aminés et les peptides sont des ampholytes. Leur pH isoélectrique (pHi) est le pH auquel la charge nette de la molécule est nulle. Pour un acide aminé, où est le nombre de fonctions amines et les sont rangés par ordre croissant. Pour un peptide, on considère seulement les groupes carboxyliques () et aminés () terminaux.
• pH des solutions tampons: Une solution tampon a la propriété de maintenir un pH quasi constant malgré l'addition modérée d'acides ou de bases, ou par dilution.
  • Elle est composée d'un acide faible et de sa base conjuguée en concentrations comparables.
  • L'équation de Henderson-Hasselbalch donne: .
  • Exemples biologiques:
    • Le sang est un milieu tamponné par les couples et (systèmes extra et intracellulaires, respectivement). Le système est très efficace grâce aux échanges de au niveau pulmonaire.
    • Les milieux physiologiques ont des plages de pH spécifiques:
      • Estomac: (dû à l').
      • Urine: .
      • Sang: . Un pH indique une acidose (diabète, diarrhées sévères, exercice intense), et un pH est mortel. Un pH (alcalose) est également mortel.
      • Salive: .
      • Bile: .
      • Duodénum: entre 5 et 6.
      • Iléon distal: .

Chapitre 4: Physicochimie des Médicaments et Cinétique

I. Caractéristiques Physicochimiques des Médicaments

Le comportement d'un médicament dans l'organisme est fortement influencé par ses propriétés physicochimiques.

A. Le des Médicaments

La plupart des médicaments sont des acides ou des bases faibles, caractérisés par un (constante d'acidité) ou un (constante de basicité).

• Pour un acide faible: avec .
• Pour une base faible: (écrit pour la forme protonée, afin d'utiliser un pour la forme acide conjuguée).
• Selon Henderson-Hasselbalch, les formules ajustées pour les médicaments sont:
  • Médicament acide: , soit .
  • Médicament basique: , soit (où est celui de la forme protonée ).
• Importance pour la résorption orale: La résorption d'un médicament est favorisée si sa forme non ionisée est prépondérante, car cette forme est plus lipophile et peut traverser plus facilement les membranes biologiques. Le pourcentage de la forme non ionisée dépend du pH des milieux physiologiques traversés.
  • Exemple 1: L'aspirine (, acide faible).
    • Dans l'estomac (), , donc la forme non ionisée () est majoritaire, favorisant l'absorption.
    • Dans le duodénum (), , donc la forme ionisée () est majoritaire, réduisant l'absorption à ce niveau.
  • Exemple 2: Le paracétamol (, acide faible très faible ou plutôt une base faible très faible avec un pKa de son acide conjugué bien supérieur à 9).
    • Dans l'estomac () et l'intestin grêle (), le pH est bien inférieur à son , il est donc majoritairement sous sa forme non ionisée () dans ces deux milieux, ce qui facilite son absorption. C'est un avantage par rapport à l'aspirine pour l'absorption intestinale.

B. Hydrosolubilité

Pour être résorbé et atteindre sa cible, tout médicament doit avoir une certaine hydrosolubilité. Une faible hydrosolubilité limite la concentration du médicament en milieu aqueux et freine son passage à travers les membranes biologiques.

• Exemple: L'acétanilide, un ancien fébrifuge, a été remplacé par le paracétamol qui est plus hydrosoluble.
• Cas des tétracyclines: Elles ont une très haute hydrosolubilité, mais sont mal résorbées si prises avec des aliments riches en ions car elles forment des complexes insolubles avec ces ions.
• Cas des alcaloïdes (bases): Ont une faible résorption par voie orale, à l'exception de petites molécules comme l'amphétamine. Leur avantage est d'agir à faible dose.
• L'hydrosolubilité est primordiale: plus elle est grande, plus la quantité de substance résorbée est élevée. Il faut donc rechercher les facteurs qui conditionnent une bonne prépondérance de la forme non ionisée et un bon coefficient de partage.

C. Coefficient de Partage

Le coefficient de partage ( ou ) est une autre caractéristique importante, qui indique la lipophilie d'un médicament. Il mesure la répartition d'une substance entre deux solvants non miscibles, souvent un solvant apolaire (ex: n-octanol, huile) et un solvant polaire (eau).

• .
• Ce coefficient est crucial pour prévoir la distribution d'un médicament entre différents milieux physiologiques (ex: milieu lipidique des membranes vs. milieu aqueux du sang).
• L'intervalle de pH dans le tractus gastro-intestinal () permet de prévoir la répartition d'un médicament en fonction de son et de son coefficient de partage.

II. Cinétique des Réactions Chimiques et Médicaments

La répartition et les réactions d'un médicament dans l'organisme obéissent à des lois cinétiques.

A. Vitesse de Réaction

Une réaction chimique (sauf dissociation) résulte de chocs efficaces entre deux ou plusieurs entités, le plus souvent bi-particulaires (la probabilité de chocs simultanés de plusieurs particules étant faible).

• La vitesse d'une réaction dépend de:
  • Concentration des constituants: Plus elle est élevée, plus la probabilité de chocs est grande, donc plus la vitesse est élevée.
  • Température: Une augmentation de T accroît l'agitation thermique (mouvement brownien), augmentant ainsi la fréquence et l'énergie des chocs.
• La cinétique chimique permet de déterminer le temps optimal pour qu'une réaction se produise quantitativement.
• La vitesse instantanée d'une réaction est définie par: .
• Elle peut aussi être exprimée par une loi de vitesse: , où est la constante de vitesse, et et sont les ordres partiels par rapport aux réactifs A et B.

B. Ordre de Réaction

L'ordre global () de la réaction est la somme des ordres partiels (). La notion d'ordre est exclusivement expérimentale et ne peut être déduite de l'équation bilan; elle dépend du mécanisme réactionnel.

• Détermination expérimentale de la vitesse:
  • Méthodes chimiques: Suivre la concentration d'un réactif ou produit en fonction du temps par prélèvements et dosages (volumétrie: acido-basique, redox, précipitation...).
  • Méthodes physiques: Utiliser des propriétés comme l'absorbance, la conductivité, etc., qui varient avec la concentration.
• Équations cinétiques intrinsèques:
  • Réaction d'ordre 1: .
    • Loi de vitesse: .
    • Forme intégrée: . Si un graphe de en fonction du temps () est une droite, la réaction est d'ordre 1. La pente est .
    • Temps de demi-réaction (): Temps nécessaire pour que la concentration du réactif diminue de moitié. Pour l'ordre 1, , indépendant de la concentration initiale.
    • La résorption de la plupart des médicaments suit une cinétique de premier ordre.
  • Réaction d'ordre 2: , ou
    • Loi de vitesse: . Si , alors .
    • Forme intégrée (si ): . Si un graphe de en fonction du temps () est une droite, la réaction est d'ordre 2. La pente est .
    • Temps de demi-réaction (): Pour l'ordre 2, , dépendant de la concentration initiale.

C. Application aux Médicaments: Métabolisme de l'Amoxicilline

L'étude cinétique du métabolisme d'un antibiotique comme l'amoxicilline est cruciale pour l'ajustement des doses.

• Exercice d'application: Amoxicilline métabolisée à avec . Concentration efficace mg/kg. Patient de kg ingère mg.
  • Le métabolisme obéit à une cinétique de premier ordre car la constante de vitesse est donnée avec l'unité , caractéristique de l'ordre 1.
  • Calcul de l'intervalle de temps entre deux prises:
    • Concentration initiale .
    • Concentration minimale efficace .
    • Utilisant , on résout pour : . . L'intervalle doit être d'environ 9 à 10 heures.
  • Chez un patient fébrile à , .
    • . . L'intervalle de temps est plus court en cas de fièvre, nécessitant des prises plus fréquentes.

Chapitre 5: Fonctions Organiques Clés

I. Alcools

Les alcools sont des composés organiques caractérisés par la présence d'un groupe hydroxyle () lié à un atome de carbone saturé d'un groupement alkyle (aliphatique ou cyclique). Leur formule générale est .

• Classification: Selon la nature du carbone lié au groupement :
  • Alcool primaire: Le carbone fonctionnel est lié à un seul autre carbone (ex: éthanol ).
  • Alcool secondaire: Le carbone fonctionnel est lié à deux autres carbones (ex: propan-2-ol).
  • Alcool tertiaire: Le carbone fonctionnel est lié à trois autres carbones (ex: 2-méthylpropan-2-ol).
• Nomenclature IUPAC: Remplacer le "e" terminal de l'alcane correspondant par "ol", en indiquant la position du si nécessaire et en trouvant la chaîne carbonée la plus longue portant l'hydroxyle.
  • Ex: (méthanol), (éthanol).
• Propriétés:
  • Les alcools sont des composés polaires, contrairement aux hydrocarbures, en raison du groupe .
  • L'hydrosolubilité diminue à mesure que la chaîne carbonée s'allonge. La miscibilité partielle du butanol avec l'eau est exploitée pour la séparation de composés.
• Types spécifiques:
  • Diols: Deux groupes (ex: éthylène glycol , propylène glycol ).
  • Triols: Trois groupes (ex: glycérol ou glycérine ).
• Réactions caractéristiques:
  • Estérification: Réaction d'un acide carboxylique avec un alcool en présence d'un acide minéral et de chaleur pour former un ester et de l'eau. C'est une réaction réversible.
  • Oxydation: La nature des produits dépend de la classe de l'alcool (primaire, secondaire, tertiaire).
    • Alcool primaire: Peut être oxydé en aldéhyde, puis en acide carboxylique (ex: ). L'oxydation forte (ex: concentré à chaud) conduit directement à l'acide carboxylique.
    • Alcool secondaire: Oxydé en cétone (ex: ).
    • Alcool tertiaire: Généralement résistants à l'oxydation sans rupture de la chaîne carbonée, mais peuvent se déshydrater en alcènes en milieu acide et chauffé.

II. Aldéhydes et Cétones

Ces deux classes de composés organiques contiennent le groupe carbonyle ().

• Aldéhydes: Le groupe carbonyle est en fin de chaîne, lié à au moins un hydrogène. Formule générale: .
• Cétones: Le groupe carbonyle est en milieu de chaîne, lié à deux groupements alkyles ou aryles. Formule générale: .
• Nomenclature IUPAC:
  • Aldéhydes: Terminaison "al" (ex: éthanal, propanal). Nom usuel pour l'éthanal: acétaldéhyde.
  • Cétones: Terminaison "one" (ex: propanone, butanone). La propanone est communément appelée acétone.
• Réactions caractéristiques:
  • Hydratation: Réaction avec l'eau pour former des diols géminaux (principe de formulation, notamment des sirops).
  • Oxydation: Les aldéhydes et cétones réagissent différemment.
    • Aldéhydes: Facilement oxydés en acides carboxyliques. C'est la base du test de Fehling ou du test de Tollens. La liqueur de Fehling (ions bleus) est réduite par l'aldéhyde en oxyde de cuivre(I) (), un précipité rouge-brique: .
    • Cétones: Résistantes à l'oxydation douce. Nécessitent des conditions très énergiques avec rupture de la chaîne carbonée.
  • Addition sur les alcools: Les aldéhydes s'additionnent sur les monoalcools pour donner un hémiacétal, qui peut réagir avec une deuxième molécule d'alcool pour former un acétal.

III. Acides Carboxyliques

Les acides carboxyliques sont des acides organiques caractérisés par le groupe carboxyle (). Leur formule générale est .

• Noms usuels: Beaucoup d'acides carboxyliques aliphatiques ont des noms usuels liés à leur origine naturelle.
  • Ex: Acide formique (piqûre de fourmi, de formica).
  • Ex: Acide caprique (graisses de chèvre, de caper).
• Nomenclature IUPAC: Précéder le nom de l'alcane correspondant par "acide" et ajouter le suffixe "oïque".
  • Ex: (Acide éthanoïque, ou acide acétique).

IV. Amines

Les amines sont des composés azotés dérivés de l'ammoniac () par substitution d'un ou plusieurs atomes d'hydrogène par des groupes alkyles ou aryles.

• Classification:
  • Amine primaire: Un groupe R (ex: ).
  • Amine secondaire: Deux groupes R (ex: ).
  • Amine tertiaire: Trois groupes R (ex: ).
• Nomenclature: Ajouter la terminaison "amine" au nom du (des) groupe(s) R.
• Propriétés:
  • Comme l'ammoniac, les amines sont des composés polaires et peuvent former des liaisons hydrogène intermoléculaires.
  • Elles ont des odeurs caractéristiques, souvent "ammoniacales" ou "de poisson".
  • Comportement basique: Les amines sont des bases. Elles réagissent avec les acides pour former des sels d'ammonium.
    • Ex: (chlorure d'alkylammonium).
  • Réaction de formation d'amides: Les amines réagissent avec les acides carboxyliques ou leurs dérivés (chlorures d'acyle, esters) pour former des amides.

Chapitre 6: Stéréochimie et Activité Biologique

I. Activité Optique et Chiralité

En 1815, J. B. Biot a découvert que certains composés organiques naturels (comme le camphre) font tourner le plan de polarisation de la lumière polarisée, propriété appelée activité optique.

• Composés dextrogyres: Font tourner le plan de polarisation vers la droite (sens horaire), notés d ou (+).
• Composés lévogyres: Font tourner le plan de polarisation vers la gauche (sens anti-horaire), notés l ou (-).
• Notion de chiralité: Une molécule est chirale si elle ne possède ni plan ni centre de symétrie total, et si elle n'est pas superposable à son image dans un miroir (comme une main droite et une main gauche).

II. Carbone Asymétrique et Configuration Absolue

• Carbone asymétrique (C*): Un atome de carbone dont les quatre substituants sont tous différents. C'est la cause la plus fréquente d'activité optique. Il engendre l'absence de plan ou centre de symétrie.
  • Exemple: Acide lactique () a un C* (le carbone central).
• Configuration absolue (R/S): Décrit l'arrangement spatial des atomes autour d'un C*. Elle est déterminée par les règles de Cahn-Ingold-Prelog (CIP):
  1. Classement des substituants: Les quatre groupes liés au C* sont classés par ordre de priorité décroissante (1, 2, 3, 4) en fonction du numéro atomique (Z) des atomes directement liés au C*. Si les numéros atomiques sont identiques, on compare les atomes adjacents au second rang, puis au troisième rang, etc.
     • Exemple pour l'acide lactique: (1) > (2) > (3) > (4).
  2. Orientation et détermination R/S:
     • Placer la molécule de sorte que le substituant de plus faible priorité (4) soit orienté vers l'arrière (éloigné de l'observateur).
     • Observer l'arrangement des trois autres substituants (1, 2, 3).
       • Si l'ordre 1 2 3 est dans le sens des aiguilles d'une montre, la configuration est R (Rectus = droit).
       • Si l'ordre 1 2 3 est dans le sens inverse des aiguilles d'une montre, la configuration est S (Sinister = gauche).

III. Énantiomérie et Diastéréoisomérie

L'existence de C* conduit à différents types de stéréoisomères.

• Énantiomères: Deux stéréoisomères qui sont l'image l'un de l'autre dans un miroir et non superposables.
  • Un composé avec un seul C* de configuration R aura un énantiomère de configuration S pour ce même C*.
  • Un composé avec C* de configuration R aura un énantiomère avec C* de configuration S (c'est-à-dire que tous les C* sont inversés de R à S ou de S à R).
  • Les énantiomères ont des propriétés physicochimiques identiques (point de fusion, d'ébullition, solubilité, etc.) sauf leur interaction avec la lumière polarisée (rotation inverse) et une matrice chirale (comme les enzymes ou récepteurs biologiques).
• Diastéréoisomères: Stéréoisomères qui ne sont ni superposables, ni images l'un de l'autre dans un miroir.
  • Pour une molécule avec C*, il peut exister jusqu'à stéréoisomères. Parmi ceux-ci, il y aura paires d'énantiomères.
  • Les diastéréoisomères ont des propriétés physicochimiques différentes (point de fusion, solubilité, réactivité) et peuvent être séparés par des méthodes classiques.
  • Exemple: D-Glucose et D-Galactose sont des diastéréoisomères (épimères, ne différant que par la configuration d'un seul C*).

IV. Propriétés Pharmacologiques et Stéréochimie

La configuration stéréochimique (activité optique) est fondamentale pour l'activité biologique des molécules bioactives, en particulier pour les médicaments.

• Exemple 1: L'insuline, une protéine essentielle, possède de nombreux C* (40 C* de configuration S) qui déterminent sa structure tridimensionnelle et donc son activité biologique.
• Exemple 2: La vitamine C (acide l-ascorbique) possède une configuration spécifique qui est essentielle à son activité.
• Exemple 3: La thalidomide (Softénon®) est un cas historique tragique. Un énantiomère était un sédatif efficace, tandis que l'autre était tératogène (causant des malformations congénitales graves). Cet exemple a montré l'importance cruciale de la stéréoisomérie en pharmacologie.

Chapitre 7: Médicaments et Leurs Origines

I. Définition du Médicament

Un médicament est une substance chimique ou un mélange de substances chimiques présenté comme ayant des propriétés curatives ou préventives contre les maladies humaines ou animales. Il peut aussi être administré pour établir un diagnostic médical, restaurer, corriger ou modifier des fonctions organiques.

II. Origines des Médicaments

A. Origine Minérale

Cette catégorie comprend des sels métalliques (ou combinaisons métalloïdiques) utilisés comme médicaments ou, à fortes doses, comme poisons.

• Exemples:
  • EDTA disodique: Utilisé pour la désintoxication en cas d'intoxication plombique, grâce à sa capacité de complexation du .
  • (nitrate d'argent): Utilisé pour traiter certains kystes.
  • Hydroxyd'alumine: Employé pour soulager les ulcères gastriques en neutralisant l'acidité.

B. Origine Végétale (Phyto-médicaments)

Les plantes ont été une source de médicaments depuis l'Antiquité. La médecine moderne continue de tirer parti du règne végétal.

• Utilisation:
  • Plantes entières ou parties de plantes: Feuilles, racines, écorces, fleurs, fruits.
  • Préparations à base de plantes: Extraits, teintures, infusions, décoctions.
  • Substances chimiques définies isolées des plantes: Principes actifs purifiés.
• Théorie de la signature: Une ancienne croyance selon laquelle la forme, la couleur ou d'autres caractéristiques d'une plante indiquaient ses propriétés thérapeutiques. Bien que non scientifique, elle a parfois guidé la découverte de remèdes.
  • Exemples historiques: Écorce jaune pour la jaunisse; plantes rouges pour les maladies du sang.
• Exemples d'espèces végétales et leurs usages traditionnels/actuels:
  • Odontonema strictum (mentionné dans une image, souvent utilisé en médecine traditionnelle pour diverses affections).
  • Voacanga africana: Les extraits d'écorces sont réputés pour traiter l'impuissance sexuelle et la stérilité dans la médecine traditionnelle.
  • Le raisin: Source de nombreux composés bioactifs, notamment des antioxydants.
• Les molécules comme l'artémisinine, extraite de l'Artemisia annua, sont des exemples de médicaments essentiels purifiés à partir de plantes. L'artémisinine et son dérivé la dihydroartémisinine (présente dans le Cottrexcin) ont une fonction peroxyde (le pharmacophore) essentielle à leur activité antipaludique.

Conclusion

La chimie est une science fondamentale qui sous-tend tous les processus naturels et technologiques. De la structure atomique à la formation de liaisons, en passant par les dynamiques des solutions et des réactions, chaque concept est interconnecté et trouve des applications cruciales dans le domaine de la santé. La compréhension des propriétés physicochimiques des médicaments, de la cinétique de leur métabolisme et de leur stéréochimie est indispensable pour le développement et l'utilisation sûre et efficace des traitements. La chimie médicale s'appuie sur ces principes pour innover et améliorer la qualité de vie.