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  • : Examen en cours, à venir, ou à repasser, quelques fiches, tableaux, etc, ça peut aider ... Et parce qu'il vaut mieux se réunir pour réussir... ATTENTION!! ce blog est en cours de réalisation, merci pour votre indulgence, votre patience et votre compréhension Merci et bonne visite
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Bienvenue !

Bonjour et bienvenus sur notre blog !!

Tout nouveau-né, j'espère grandir très vite ...

En effet, l'idée étant de mettre à disposition certains éléments en tant que fiches, tableaux, résumés etc, il est bien évident que chacun a sa propre idée et sa façon de travailler, mais laquelle ?

En ouvrant ce blog, je souhaite que certains y trouveront au moins une information oubliée dans l'un des recoins de notre cerveau, ou peut être un petit "Tilt" qui fera la différence ... qui sait ?

Ce blog s'adresse aux futurs préparateurs et préparatrices en pharmacie, à  celles et ceux qui le sont déjà, et qui souhaitent apporter quelques conseils pro ou non, observations, suggestions... et à toutes personnes ayant un attrait pour cette profession.

Car bien évidemment, il ne s'adresse pas qu'aux "préparateurs" mais aussi  aux (futur-e-s
) infirmier(e)s, qui ont des cours très proches de ceux-ci, voir les mêmes! La différence primordiale entre nos cours de travaux pratiques étant que, nous fabriquons les divers médicaments que vous allez utiliser lors de vos soins...

A l'approche des examens, les convocations ne sont pas encore arrivées, mais ne devraient tarder,

Je pense que tout le monde n'a peut-être pas pu faire "ces fameuses fiches" que l'on nous somme de faire...

Et il me semble que si nous partagions nos intérêts communs, nous aurions plus de chances de concrétiser notre projet en cours

Examens en cours, à venir, ou à repasser ... c'est encore le moment pour prendre des idées où il y en a ; tout est bon à prendre et à apprendre

Parsqu'il vaut mieux s'unir pour réussir,

La communication est désormais ouverte...

Bonne visite à tous !

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CHIMIE bases

Samedi 27 mars 6 27 /03 /Mars 23:52

Loi de Lavoisier :

 

La masse des produits formés par une réaction chimique est égale à la masse des réactifs consommés.


Dans une réaction chimique aucun atome ne disparaît, ils se réorganisent différemment.


La loi dit qu’il faut qu’il y ait conservation du nbre d’atome et conservation des charges

Par Natou - Publié dans : CHIMIE bases
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Samedi 27 mars 6 27 /03 /Mars 23:51

Equilibre chimique :


= disparition d’au moins 1 des réactifs (celui en + petite qté)
Réaction totale


En condit° stoechiométrique = réaction équilibrée = Ts les réactifs sont consommés


= aucun réactif ne disparaît complètement : donne lieu à 1 équilibre chimique = réaction réversible ; se fait ds les 2 sens
Réactions limitées

 

Réact° d’estérification
 

                          2

Alcool + acide D ester + eau

                          1

 

D : réact° équilibrée ds les 2 sens ; limitée


Sens 1
= estérification = « fabrication » ; selon T°
( = déplacement de l’équilibre ds sens exothermique ; &° pression


Sens 2
= hydrolyse de l’ester = « décomposition » ; selon T°
&= déplacement de l’équilibre ds sens endothermique ; (° pression

 

A l’état d’équilibre on a autant de réaction ds le sens 1 que ds le sens 2

 

On déplace l’équilibre selon la loi de Lechatelier : si on fait varier les conditions d’1 syst à l’équilibre, celui-ci réagit de façon à s’opposer au changement qu’on lui impose, jusqu’à ce qu’on obtienne un nouvel équilibre, que l’on peut faire varier selon certains facteurs tels que T°, pression, concentration

 

Par Natou - Publié dans : CHIMIE bases
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Samedi 27 mars 6 27 /03 /Mars 23:50

Catalyse :

Catalyseur = subst ↑ la vitesse de form° d’1 corps chimique mais n’apparaît pas ds le bilan réactionnel : n’est pas 1 réactif


Modifie le mécanisme de la réact° : remplace le lent par +sieurs rapides :


Catalyseur homogène = mm phase que le réactif


Catalyse hétérogène = catalyseur solide = réactif soit liquide ou gazeux


Catalyse enzymatique (à revoir) avec eau oxygénée


 

 

 

La vitesse &

-          qd [ R] &

-          qd T° &

= facteur cinétique

 

-          catalyseur

-          homogène

-          hétérogène

-          enzymatique

Par Natou - Publié dans : CHIMIE bases
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Samedi 27 mars 6 27 /03 /Mars 23:49

Facteurs cinétiques :


+ la concentration en réactif ↑, + la vitesse de réaction ↑


+ la T° ↑, + la vitesse ↑

 


Catalyse
 :

Catalyseur = subst ↑ la vitesse de form° d’1 corps chimique mais n’apparaît pas ds le bilan réactionnel : n’est pas 1 réactif


Modifie le mécanisme de la réact° : remplace le lent par +sieurs rapides :


Catalyseur homogène = mm phase que le réactif


Catalyse hétérogène = catalyseur solide = réactif soit liquide ou gazeux


Catalyse enzymatique (à revoir) avec eau oxygénée


 

 

 

La vitesse &

-          qd [ R] &

-          qd T° &

= facteur cinétique

 

-          catalyseur

-          homogène

-          hétérogène

-          enzymatique

 


Equilibre chimique
 :


Réaction totale
= disparition d’au moins 1 des réactifs (celui en + petite qté)


En condit° stoechiométrique = réaction équilibrée = Ts les réactifs sont consommés


Réactions limitées
= aucun réactif ne disparaît complètement : donne lieu à 1 équilibre chimique = réaction réversible ; se fait ds les 2 sens

 

Réact° d’estérification
 

                          2

Alcool + acide D ester + eau

                          1

 

D : réact° équilibrée ds les 2 sens ; limitée


Sens 1
= estérification = « fabrication » ; selon T°
( = déplacement de l’équilibre ds sens exothermique ; &° pression


Sens 2
= hydrolyse de l’ester = « décomposition » ; selon T°
&= déplacement de l’équilibre ds sens endothermique ; (° pression

 

A l’état d’équilibre on a autant de réaction ds le sens 1 que ds le sens 2

 

On déplace l’équilibre selon la loi de Lechatelier : si on fait varier les conditions d’1 syst à l’équilibre, celui-ci réagit de façon à s’opposer au changement qu’on lui impose, jusqu’à ce qu’on obtienne un nouvel équilibre, que l’on peut faire varier selon certains facteurs tels que T°, pression, concentration

 


Cas particuliers : les NON GAZ
 : si on comprime 1 syst en équilibre, il réagit en diminuant la pression

 

          2

glace D eau

          1


La glace occupe un volume qui est + grd que l’eau   (***)

 



Equilibre ionique
 :


Les acides
 : corps capable de céder 1 ou +sieurs ions H+ qui forment avec l’eau des ions H3O+ appelés ion hydronium


Solution acide = solution aqueuse ; contient le mm vol d’eau pure, soit une concentration
> à 10-7 mol/L
(T° normales 25°C)

 

2H2O D OH- + H3O+

 

Acides forts = totalement dissocié en solution aqueuse

 

HCl H+ + Cl- soit acide chlorhydrique = HCl + eau

 

HCl + H2O H3O+ + Cl-  

 

« → » signifie : réaction totale

 


Les monoacides : acide qui libère un ion H+ par molécule d’acide : ex :
HCl


Les diacides : libèrent
2 ions H+ par molécule d’acide : acide sulfurique H2SO4


Les triacides : libèrent
3 ions H+  : acide phosphorique H3PO4

 

 



Par Natou - Publié dans : CHIMIE bases
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Samedi 27 mars 6 27 /03 /Mars 01:24

CHIMIE

 

Stoechiométrie

 

Qd on mélange des réactifs : 2 cas :

 

1 -  ts les réactifs disparaissent et on ne retrouve que des produits = réaction totale


Se produit que qd on est ds le cadre de proportion stoechiométrique càd des proportions de la réaction équilibrée

 

2 -  les proportions ne sont pas stoechiométriques et ts les réactifs de départ ne disparaîtront pas 

 


Equilibrer :

 

N2  +   H2    NH3   

 

ça donne :

 

N2  +   3 H2   2 NH3   

 


Pourquoi ?
: le N et le H entrant en réaction donne NH


D’un côté on a N2  et H2  et de l’autre on a NH;

l’équation n’étant pas équilibrée on a ceci :
N2  +   H2     NH3

 

On se rend compte que sur le N on en a 2 à gauche et 1 à droite

(le petit chiffre multiplie l’atome auquel il est rattaché, pas la molécule entière ;

en revanche un coef multiplicateur placé dvt la molécule, multiplie la molécule entière donc chacun des atomes qui la compose)

 

Et sur le H, on en a 2 à gauche et 3 à droite ; par conséquent il nous faut trouver un coef multiplicateur qui fasse que des 2 côtés on ait le mm nbre d’atomes pour former une molécule

 

Ici : on obtient :  N2  +   3 H2   2 NH3   en équilibrant

 

Car le coef multiplicateur devant H (à gauche) donne 2H (écrit H2) x 3 = 6H au total ; donc pour qu’il y ait 6H de l’autre côté il faut multiplier par 2 devant la molécule (à droite)

 

 Soit 3 x 2 (H) = 6H (à gauche)   et    2 x 3 (H) = 6H (à droite) : des 2 côtés il y a 6H c’est équilibré pour le H

 

Pour le N on en a 2 à gauche donc il nous en faut 2 à droite ;

le coef multiplicateur apposé devant la molécule de droite est
2 ;

donc on multiplie toute la molécule par
2, ce qui donne 2 x NH3 = 2N + 2 x 3H = 2N6H au total (à droite)

 

L’équation est totalement équilibrée puisque l’on a bien 2N et 6H des 2 côtés !


 

Exo :

équilibrer :  Fe  +   O2      Fe2 O3   

 


On obtiendra :
  4 Fe + 3 O2    2 Fe2 O3  


Car :
4 Fe = 2Fe2   = (2 x 2Fe)

         et
3 O2  = (3 x 2 O) =
6 O = 2 O3  = 2 x 3 O

 



Cinétique chimique
: évolutions des réactions chimiques au cours du temps

 


1 – réaction instantanée = transformation directe lors de la mise en contact des réactifs


2 – réaction lente qui dure de qq sndes à qq dizaine de min


3 – réaction très lente qui dure un certain tps en heures, en jrs, en mois, en années ….

 


Vitesse de réaction : on dessine une courbe


Selon la vitesse et la réaction on obtient : base + acide = sel + eau

 

                          1

Alcool + acide D ester + eau

                          2

 


1 = estérification

2 = hydrolyse de l’ester

 

 

 

 

 

 

 

Déclenchement d’1 réact° chim , parfois provoquées, par amorçage : ↑° de T° ; autres réact° dites spontanées

 



Chaleur de réact°
 :

Réact° dégageant de la chaleur = EXOthermiques (ex : combustibles)

 

Réact° qui absorbent de la chaleur = ENDOthermiques (ex : dissolution du nitrate de sodium ds l’eau)



Ex
 :


pas de panique... lire la légende***... là, juste un peu plus bas...   


     
NH3 + H2O → NH4OH                (NH4+  + OH-)

 

   Gaz ammoniac →  ammoniaque liquide (base)

 

                    

                                 ̶ 

                   . H    ̶   N   ̶    H .

                                ׀

                               H

                                .


*** c'est là  : (suivre les couleurs...!!...en + du schéma juste au dessus, avec les points et les barres)

AX3E
 :

ici : 

 
A = N ;

X3
= x3 ;

E
= y = 1 ; soit
x + y =  3 + 1 = 4 → tétraédrique

 

A = A soit N (azote) a Atome central

X . = x  = liaison de covalence engagée sur l’atome central ; 1 liaison simple, double ou triple compte pour une

E = y = nbre de doublet non liant que possède l’atome central

 

 

Carbone = C = tétravalent

Oxygène = O = bivalent

Azote = N = trivalent

 


Ex
 :

 

CO2 = anhydride carbonique = dioxyde de carbone = gaz carbonique : (soit 1 C et 2 O)

 

    _             _

  ׀ O = C = O ׀     (selon LEWIS)

 

AX2  soit x  = 2 ; y = 0 ; soit x  + y = 2 + 0 = 2 → linéaire

 

Ex :


CH2O = méthanal

 

              _

             O ׀

          //

H  ̶  C

         \

           H 

 

Soit A = C ;  x  = 3 ; y = 0 soit x  + y = 3 + 0 = 3 → triangulaire

 

Ex :


CH4  

 

       H

        ׀

H  ̶  C  ̶  H   

        ׀

 H       

 

 

A = C

X = 4 ; y = 0 ; x + y = 4 + 0 = 4 → tétraédrique

 

 

Par Natou - Publié dans : CHIMIE bases
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