PEGASUS Chimie
PEGASUS · niveau 4 · SFO

Chimie décomposée

Les 10 chapitres du Pr Bürgi, découpés diapo par diapo en notions et micro-notions (chaque micro = ~10 min d'étude, avec sa plage de pages). Clique : ⬜ à faire → 🔶 vu → ✅ validé. Clique sur le badge « ChN ⇗ » pour te téléporter dans la page de verrouillage complète du chapitre (diapos + oral + TD corrigé + annales). C'est la maille finale — les cartes et QCM viendront s'accrocher exactement ici.

10 chapitres55 notions164 micro-notions≈50 séances = poids max
🐎 PEGASUS Global 0%
⬜ à faire🔶 vu✅ validé (3 rappels)
Ch1 ⇗La chimie au service de la médecine5 notions · 14 micros0%
🎯 Buts officiels : Comprendre pourquoi la chimie est fondamentale en médecine
Pourquoi la chimie en médecine ?p.3–7
  • ⬜Le corps humain = un système de processus chimiques
  • ⬜Les lois de la physique/chimie s'appliquent au vivant
  • ⬜Le quotient respiratoire (QR) : lire le métabolisme dans les gaz
Énergie et viep.8–9
  • ⬜Conservation de l'énergie : à quoi sert l'énergie chez l'homme
  • ⬜La contraction musculaire (actine/myosine) = un processus chimique
La cellule, usine chimiquep.10–11
  • ⬜Chaque organite = un poste de l'usine (tableau organite→rôle)
Les 5 conditions essentielles de la viep.12–19
  • ⬜Isolation : la membrane = paroi du « réacteur chimique »
  • ⬜Lutte contre l'entropie : maintenir des gradients de concentration
  • ⬜Alimentation : importer matière et énergie
  • ⬜Contrôle des transformations : enzymes, régulation, allostérie
  • ⬜Reproduction : ADN, réplication = transfert d'information
La chimie du corps en actionp.20–24
  • ⬜Utilisation et transport de l'O₂ : l'hémoglobine
  • ⬜SpO₂ : mesurer la saturation au bout du doigt
  • ⬜Désordres chimiques somatiques : l'exemple de la phénylcétonurie
Ch2 ⇗Propriétés de la matière6 notions · 20 micros0%
🎯 Buts officiels : Classer la matière (mélanges, corps purs) · Maîtriser mole, masse molaire, concentrations · Gaz parfait et pressions partielles · Savoir faire une dilution
Hiérarchie de la matière & mélangesp.2–9
  • ⬜Mélange (séparable physiquement) vs corps pur vs élément
  • ⬜Homogène vs hétérogène (l'air ; le sang + hématocrite)
  • ⬜La chromatographie : principe et usage (toxicologie, dopage)
États de la matière & changements d'étatp.10–15
  • ⬜Solide/liquide/gaz et transitions (noms des changements)
  • ⬜Palier de température pendant un changement d'état (chaleur latente)
  • ⬜Capacité calorifique (lien cours de physique)
  • ⬜Transpiration = refroidissement par évaporation
Atomes, noyau, éléments du vivantp.16–22
  • ⬜Proton/neutron/électron ; « voir » les atomes (microscopies)
  • ⬜Le noyau : Z, A, isotopes ; effet du deutérium (D₂O)
  • ⬜Composition chimique du corps humain (O, C, H, N…)
  • ⬜Éléments essentiels et tableau périodique
Compter la matière : mole & masse molairep.23–26
  • ⬜Unité de masse atomique (u) ; masses moyennes (isotopes)
  • ⬜La mole et le nombre d'Avogadro
  • ⬜Masse molaire : m = n·MM (calculs types)
Concentrations, gaz parfait, pressions partiellesp.27–31
  • ⬜Concentration molaire / massique / % ; composition d'un mélange
  • ⬜Fraction molaire (exemple fructose)
  • ⬜Loi du gaz parfait PV = nRT
  • ⬜Pression partielle (exemple N₂/O₂) et loi de Dalton
Les dilutionsp.32–34
  • ⬜Principe C₁V₁ = C₂V₂ et mode opératoire
  • ⬜Dilutions en série (l'exemple de l'homéopathie)
Ch3 ⇗Les liaisons chimiques5 notions · 19 micros0%
🎯 Buts officiels : Structure électronique et tableau périodique · Reconnaître les types de liaisons · Prédire la géométrie (VSEPR) · Radicaux et ROS en médecine
Structure électronique de l'atomep.2–8
  • ⬜Modèle de Bohr → modèle quantique (dualité onde-particule)
  • ⬜Orbitales 1s, 2s, 2p : formes et signification
  • ⬜Règles de remplissage des orbitales (configuration électronique)
Tableau périodique & règle de l'octetp.9–13
  • ⬜Organisation du tableau (groupes, périodes, familles)
  • ⬜Règle de l'octet : « devenir un gaz noble »
  • ⬜Application : le fluor du dentifrice
Les liaisons fortesp.14–24
  • ⬜Courbe énergie–distance : pourquoi une liaison se forme
  • ⬜Liaison ionique : ionisation, M⁺/X⁻, sels et applications médicales
  • ⬜Liaison métallique (mer d'électrons)
  • ⬜Liaison covalente : partage d'électrons ; casser = fournir de l'énergie
  • ⬜Électronégativité → polarité des liaisons
  • ⬜Liaison de coordination : complexes en médecine
Hybridation & géométrie des moléculesp.25–30
  • ⬜Hybridation sp³/sp²/sp (éthane, éthène, éthyne)
  • ⬜VSEPR : prédire la géométrie
  • ⬜Les paires libres « poussent » plus que les liantes
Radicaux, ROS et NOp.31–36
  • ⬜Radicaux : définition, réactivité
  • ⬜ROS : sources et dangers (stress oxydatif)
  • ⬜NO (monoxyde d'azote) : rôles, activation de la guanylate cyclase
  • ⬜Capteurs de radicaux (antioxydants)
Ch4 ⇗Forces intermoléculaires et l'eau4 notions · 12 micros0%
🎯 Buts officiels : Types de forces intermoléculaires · Liaison hydrogène et propriétés de l'eau · Solubilité et amphiphiles · Autoprotolyse et pH
Les forces intermoléculairesp.2–3
  • ⬜Dispersion (London), dipôle–dipôle : qui, quand, force relative
  • ⬜Lien point d'ébullition ↔ masse molaire ↔ moment dipolaire
La liaison hydrogènep.4–7
  • ⬜Définition : donneur–accepteur, directionnalité
  • ⬜Conséquences sur l'eau (points de fusion/ébullition anormaux)
  • ⬜Liaisons H en biochimie : protéines, ADN
L'eau, solvant de la viep.8–13
  • ⬜Propriétés physiques clés (chaleur de vaporisation…)
  • ⬜Diagramme de phase — l'anomalie de l'eau (glace flotte)
  • ⬜Dissolution : hydratation des ions
  • ⬜« Qui se ressemble se dissout » : polaire/apolaire
  • ⬜Amphiphiles → micelles, liposomes, membranes
Autoprotolyse & naissance du pHp.14–16
  • ⬜2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻ ; produit ionique Ke
  • ⬜Définition du pH ; pont vers le chapitre 8 (pepsine/trypsine)
Ch5 ⇗Transformation de la matière3 notions · 8 micros0%
🎯 Buts officiels : Écrire/équilibrer une équation · Bilan vs mécanisme · État de transition · Thermodynamique vs cinétique
L'équation chimiquep.2–3
  • ⬜Écrire et équilibrer (conservation des atomes)
  • ⬜Application : analyse d'une solution par volumétrie
Mécanisme d'une réactionp.4–8
  • ⬜L'équation = bilan de masse, PAS le mécanisme
  • ⬜Étapes élémentaires (ex. synthèse d'ammoniac)
  • ⬜Enzymes = biocatalyseurs
  • ⬜État de transition (ex. HO⁻ + CH₃Br, profil énergétique)
Les deux questions de toute réactionp.9–10
  • ⬜Thermodynamique : est-elle possible/spontanée ?
  • ⬜Cinétique : est-elle rapide ? (les deux sont indépendantes)
Ch6 ⇗La réaction chimique et l'énergie5 notions · 15 micros0%
🎯 Buts officiels : Énergie interne, enthalpie · Calculer des ΔrH (Hess) · Entropie et 2ᵉ principe · Énergie libre de Gibbs
Système, environnement, échangesp.2–4
  • ⬜Définitions : système/environnement, chaleur q, travail w
  • ⬜Conservation de l'énergie ; consommation énergétique humaine
Énergie interne & enthalpiep.5–9
  • ⬜ΔU (1er principe) ; H pour les réactions à pression constante
  • ⬜Convention de signe : exothermique (ΔH<0) / endothermique (ΔH>0)
  • ⬜Exemple endothermique : NH₄NO₃ + eau (poche de froid)
  • ⬜Enthalpies standards de formation ΔfH° (tables)
Calculer les chaleurs de réactionp.10–14
  • ⬜Chaleur de combustion (calorimétrie)
  • ⬜ΔrH° = Σ ΔfH°(produits) − Σ ΔfH°(réactifs) — ex. méthane, glucose (−2815 kJ/mol)
  • ⬜Loi de Hess : les états intermédiaires ne comptent pas (ex. uréase)
Spontanéité & entropiep.15–21
  • ⬜Processus spontanés : le sens naturel (chaud→froid)
  • ⬜Entropie S = « désordre » (spatial, thermique) ; S=0 à 0 K
  • ⬜2ᵉ principe : ΔS_total > 0 pour tout processus spontané
L'énergie libre de Gibbsp.22–26
  • ⬜ΔG = ΔH − TΔS : LE critère de spontanéité
  • ⬜Tables thermodynamiques : savoir les utiliser
  • ⬜Les 4 cas ΔH/ΔS et l'effet de la température (tableau)
Ch7 ⇗Énergie libre et équilibres chimiques7 notions · 18 micros0%
🎯 Buts officiels : Potentiel chimique · ΔG° = −RT ln K, Q vs K · Le Chatelier · Solubilité, Henry, osmose
G en réaction & potentiel chimiquep.2–7
  • ⬜Exemple d'ouverture : phosphorylation du glucose (glycolyse)
  • ⬜G fonction d'état ; potentiel chimique μ
  • ⬜États standards (solution 1 M, gaz 1 bar)
L'équilibre chimiquep.8–14
  • ⬜Équilibre = minimum de G (dG = 0)
  • ⬜ΔrG° = −RT ln Keq : le pont thermo ↔ équilibre
  • ⬜Quotient de réaction Q : comparer Q et K pour prédire le sens
ATP & couplage de réactionsp.15–16, 31–32
  • ⬜Hydrolyse de l'ATP : ΔG°' et pourquoi c'est la « monnaie »
  • ⬜Coupler une réaction défavorable à l'ATP (glucose + Pi)
Déplacements d'équilibre (Le Chatelier)p.17–19
  • ⬜Effet des concentrations (ex. formaldéhyde/conservation)
  • ⬜Effet de la température (N₂O₄ ⇌ 2 NO₂, coloré !)
Équilibres de solubilitép.20–25
  • ⬜Produit de solubilité Ksp ; calcul de la solubilité S
  • ⬜Exemples médicaux : calculs rénaux (oxalate de Ca), BaSO₄ contraste
Gaz dissous & osmosep.26–30
  • ⬜Loi de Henry (accident de décompression du plongeur)
  • ⬜Osmose = propriété colligative ; pression osmotique
  • ⬜Application : dialyse rénale
Fixation de l'O₂ : myoglobine vs hémoglobinep.33–36
  • ⬜Myoglobine : saturation hyperbolique (1 site)
  • ⬜Hémoglobine : 4 équilibres successifs
  • ⬜Coopérativité → courbe sigmoïde (transport optimal)
Ch8 ⇗Acides et bases8 notions · 21 micros0%
🎯 Buts officiels : pH, acide, base, tampon, neutralisation · Effectuer des calculs de pH
Fondations Brønsted-Lowryp.1–5
  • ⬜Acide = donneur de H⁺ ; base = accepteur
  • ⬜Couples acide/base conjugués ; espèces amphotères
  • ⬜Polyacides : H₃PO₄ et ses 3 acidités
  • ⬜Pourquoi le pH est vital (pepsine vs trypsine)
L'échelle de pH & sa mesurep.6–7
  • ⬜pH = −log[H₃O⁺] ; Ke et pOH
  • ⬜Mesurer : indicateurs colorés vs pH-mètre
Acides & bases faibles (le cœur)p.8–13
  • ⬜Équilibre de dissociation ; Ka et pKa (tableau)
  • ⬜Calcul du pH d'un acide faible (approximation √(Ka·c))
  • ⬜Bases faibles et Kb ; Ka·Kb = Ke
  • ⬜pH d'un sel d'acide faible (hydrolyse) — le calcul piège
pH en contexte médicalp.14–15
  • ⬜Forme neutre vs ionisée : absorption des médicaments
  • ⬜pH des compartiments (estomac 1,5 → sang 7,4)
Neutralisations & titragesp.16–17
  • ⬜Réaction de neutralisation ; équivalence
  • ⬜Titrage acide faible–base forte : pH équivalence ≠ 7
pH & solubilitép.18
  • ⬜Le pH déplace la solubilité (médicaments)
Les TAMPONS (l'arme du concours)p.19–23
  • ⬜Définition & composition d'un tampon
  • ⬜Henderson-Hasselbalch : pH = pKa + log([A⁻]/[AH])
  • ⬜Capacité tampon ; exemple calculé
  • ⬜Tampon bicarbonate du sang : pKa 6,1 à 37 °C (piège !)
  • ⬜Tampons phosphate
Réflexes de calcul (synthèse)p.24–25
  • ⬜L'arbre de décision : fort ? faible ? sel ? tampon ? → quelle formule
Ch9 ⇗Oxydo-réductions et électrochimie6 notions · 17 micros0%
🎯 Buts officiels : Nombres d'oxydation · Potentiels standards · Équation de Nernst
Nombres d'oxydationp.4–9
  • ⬜Ions et valences (Fe²⁺/Fe³⁺)
  • ⬜Règles de détermination des n.o. (+ exemples)
  • ⬜Méthémoglobine : quand Fe²⁺ devient Fe³⁺
  • ⬜Oxydation = perte d'e⁻ ; réduction = gain
Demi-réactions & équations redoxp.10–13
  • ⬜Écrire les demi-réactions (Zn/Cu)
  • ⬜Combiner et équilibrer une équation redox
  • ⬜Application : l'alcootest au dichromate
Potentiels standards & pilesp.15–19
  • ⬜E° et tableau des potentiels standards
  • ⬜Cellule galvanique (anode/cathode, pont salin)
  • ⬜E°cell = E°cathode − E°anode → sens spontané
L'équation de Nernstp.20–22
  • ⬜Corriger E hors conditions standards
  • ⬜NADH/NAD⁺ : LE couple redox du métabolisme
Électrochimie ↔ thermodynamiquep.23–26
  • ⬜ΔG° = −nFE° ; lien avec Keq
  • ⬜Applications ; Ksp par électrochimie ; piles de concentration
Électrochimie du vivantp.27–29
  • ⬜Potentiel de membrane K⁺ : Nernst à 310 K (calcul complet)
  • ⬜Propagation du potentiel d'action
  • ⬜Médecine dentaire : couples métalliques en bouche
Ch10 ⇗Étude d'une réaction chimique (cinétique)6 notions · 20 micros0%
🎯 Buts officiels : Vitesse et ordres de réaction · Mécanismes · Michaelis-Menten · Arrhenius et catalyse
Pourquoi la cinétique ?p.1–9
  • ⬜Spontané ≠ rapide (diamant→graphite…)
  • ⬜Facteurs de vitesse : concentration, catalyseur
  • ⬜Un mécanisme peut avoir plusieurs étapes
  • ⬜Loi de Kleiber : métabolisme, fréquence cardiaque, longévité
La vitesse de réactionp.10–11, 22
  • ⬜v = −(1/a)·d[A]/dt : définition rigoureuse
  • ⬜Vitesse et coefficients stœchiométriques
Lois de vitesse & ordresp.13–24
  • ⬜Ordre 0 : [A] linéaire (exemples physiologiques)
  • ⬜Ordre 1 : [A]=[A]₀e^(−kt) ; t½ = ln2/k
  • ⬜Application ordre 1 : radioactivité, datation ¹⁴C
  • ⬜Ordre 2 : 1/[A] linéaire
  • ⬜Déterminer l'ordre : méthode des vitesses initiales + graphique
  • ⬜L'ordre est EXPÉRIMENTAL (pas lu sur l'équation)
Mécanismes complexesp.26–32
  • ⬜Réactions élémentaires et molécularité
  • ⬜Réactions opposées → équilibre ; couplées
  • ⬜Réactions successives : intermédiaire, étape limitante
  • ⬜Réactions parallèles ; état de pré-équilibre
Cinétique enzymatiquep.34–36
  • ⬜Michaelis-Menten : modèle et hypothèses
  • ⬜Vmax et Km : signification et lecture graphique
Température & catalysep.38–40
  • ⬜Relation d'Arrhenius : k = A·e^(−Ea/RT) ; droite ln k vs 1/T
  • ⬜Le catalyseur abaisse Ea, ne déplace PAS l'équilibre