Les médicaments

II - Les molécules présentes dans les médicaments

1) Les molécules et leur représentation

a) La formule brute
La formule brute d'une molécule indique la nature des atomes qui la constituent et le nombre de chacun de ces atomes. Ce nombre est précisé en indice, droite du symbole de ces atomes.
Exemple : La molécule d'aspirine ci-dessus comporte 9 atomes de carbones, 4 atomes d'oxygène et 8 atomes d'hydrogène. Sa formule brute est donc C₉H₈O₄.

b) Les liaisons covalentes
Elles correspondent à la mise en commun par deux atomes de deux électrons, chaque atome fournissant un électron. Elle est schématisée par un trait :
Exemple :Deux atomes d'hydrogène vont mettre en commun leur électron pour créer une liaison covalente et former ainsi une molécule de dihydrogène H₂ :

De même deux atomes d'oxygène mettront chacun deux électrons en commun pour former du dioxygène O₂ :

c) Formules développée et semi-développée
Dans la formule développée, toutes les liaisons entre les différents atomes apparaissent.
Exemples :
le dioxyde de carbone CO₂ :
l'aspirine C₉H₈O₄ :

2) La représentation de Lewis

1. Je fais la liste de tous les atomes présents dans la molécule :
Carbone C, hydrogène H, chlore Cl.
2. J'écris la structure électronique de chaque atome :
• Carbone : (K)²(L)⁴
• Hydrogène : (K)¹
• Chlore : (K)²(L)⁸(M)⁷
3. Je cherche le nombre de liaisons covalentes que l'atome doit établir pour se rapprocher de la structure du gaz noble le plus proche : il correspond au nombre d'électrons à acquérir
• Carbone : il lui manque 4 électrons pour atteindre (L)⁸, il formera 4 liaisons covalentes
• Hydrogène : il lui manque 1 électron pour atteindre (K)², il ne formera qu'une liaison covalente
• Chlore : il lui manque 1 électron pour atteindre (M)⁸, il ne formera qu'une liaison covalente

4. Je représente tous les atomes avec les points qui représentent leurs électrons externes

5. Je place les liaisons covalentes de façon à ce que tous les atomes en aient le bon nombre que qu'ils soient liés entre eux

6. Finalement, je représente la formule brute :

Remarque :
Il est possible que 2 molécules aux structures différentes partagent la même formule brutes : elles sont isomères l'une de l'autre.

les molécules de méthylpropane et de butane sont isomères l'une de l'autre et ont pour formule brute C₄H₈.

III - Composition des médicaments

1) Lire une notice de médicament

a) Composition d'un médicament
Un médicament se compose généralement de deux choses :

• d'une ou plusieurs substances ayant un intérêt thérapeutique appelée substance active (ou principe actif).
• d'une ou plusieurs substance n'ayant pas d'intérêt thérapeutique mais permettant de donner une forme (ex : amidon), un goût (ex : caramel) ou une couleur (ex : dioxyde de titane) au médicament. Elles sont appelées excipients.
De plus, chaque laboratoire donnant un nom diférent à la même substance active, une Dénomination Commune Internationale (ou DCI) a été fixée de façon à pouvoir identifier dans toutes les langues la substance active.


Exemple :
DCI	produits du commerce
Paracétamol	Doliprane, Dafalgan, Efferalgan, Géluprane...
Acide acétylsalicylique	Aspegic, Aspirine UPSA, Aspro, Kardegic...


4 produits, une seule substance active : le paracétamol

b) Notice et boîte de médicament
D'un produit à l'autre et pour une même substance active, les excipients et la forme galénique (son aspect physique : forme, gélule, sirop, comprimé, suppositoire...) peuvent changer.
La posologie est la façon dont doit être administrée le médicament : à quelles quantitées (nombre de cuillères, de gouttes ...) et à quelle fréquence (une fois par jour, avant chaque repas ...).
Cette posologie est généralement précisée par le médecin préscripteur, mais dans le cas de l'utilisation d'un médicament sans ordonnance, il faut lire attentivement la notice, car les médicaments peuvent se révéler toxiques si les doses ne sont pas respectées !


Exemple : le paracétamol est couramment utilisé contre les maux de tête, mais à haute dose il est un poison pour le foie, il faut donc veiller à en prendre selon les posologies indiquées dans les notice et surtout ne pas prendre simultanément deux médicaments ayant la même substance active sans prendre en compte la quantité apportée par le second médicament !

c) Princeps et générique
Un médicament princeps (ou médicament de référence) est le médicament "historique" mis au point par un laboratoire, qui en garde l'exclusivité jusqu'à expiration du brevet. A ce moment les autres laboratoires ont alors le droit de produire des médicaments génériques contenant la même substance active.
Un médicament princeps et un médicament générique continnent le même principe actif mais peuvent différer par leur excipient ou leur forme galénique.

2) Carcatéristiques et identification d'une espèce chimique

On dispose de différentes méthodes pour identifier une espèce chimique :


a) Température de changement d'état

La matière existe sous différents états : solide, liquide ou gazeux. Le changement d'état correspond au passage d'un état à un autre.
La température d'ébullition est la température à laquelle cette espèce passe de l'état liquide à l'état de gaz. Sous une pression donnée, l'ébullition d'un corps pur se fait à une température constante, caractéristique de ce corps.

L'eau du tube restera liquide jusqu'à -3°C avant de geler brusquement à 1'50"

Les différents changements d'état


De même, la température de fusion est la température à laquelle un corps pur passe de l'état liquide à l'état solide.
L'inverse n'est pas forcément vrai : il est possible de garder de l'eau liquide en-dessous de sa température de solidification. On parle alors de surfusion

c) La solubilité

La solubilité d'une espèce chimique est la masse maximale (en g) de cette espèce que l'on peut dissoudre dans un litre de solution. Elle s'exprime en gramme par litre (g.L^-1).

d) La masse volumique

La masse volumique ρ (prononcer "rhô") d'une espèce chimique s'obtient en divisant la masse m d'un échantillon de cette espèce par son volume V.

$$\rho =\frac{m}{V}$$
ρ en kilogramme par mètre cube (kg.m^-3)
m en kilogramme (kg)
V en mètres cube (m³)

IV - Synthèse d'un médicament

1) Méthode

a) La synthèse chimique au laboratoire
Grâce à la synthèse chimique, il est possible de produire des molécules existant dans la nature (mais en trop petite quantité ou trop chères à extraire) ou d'en créer des nouvelles (plastiques, savon, ...).
La chaîne de fabrication est généralement la suivante :

Synthétiser une espèce chimique consiste à fabriquer, à partir d'espèces chimiques de base, en effectuant des transformations chimiques qui comportent généralement plusieurs étapes, une nouvelle espèce chimique.

b) Protocole opératoire
Il sert de "recette" à la synthèse et précise :

• la nature et les quantités de réatifs et de solvants utilisés
• les règles de sécurité à respecter
• les montages réactionnels à utiliser
• l'ordre des étapes de séparation pour isoler la molécule fabriquée
• une étape de vérification de la nature de la molécule isolée (vérifier que l'on a bien isolé le roduit que l'on voulait fabriquer !)
Exemples de montages réactionnels :

Entraînement à la vapeur Pour extraire un produit		Chauffage à reflux Pour éviter les pertes de matière

 

2) Solutions et dissolution

La quasi totalité des liquides présents dans la nature (eau de mer, sang, lait, sève, ...) et fabriquées par l'Homme (médicaments dissouts, détergents, boissons, ...) sont des solutions.

a) Solution, soluté, solvant
Une solution est un mélange homogène résultant de la dissolution d'une ou plusieurs espèces chimiques (le ou les solutés) dans une autre espèce chimique (le solvant). Si le solvant est l'eau, on parle de solution aqueuse.

b) Solutions moléculaires / solutions ioniques
Dans une solution moléculaire les molécules agrégées du solides sont simplement dispersées dans le liquide sans être modifiées.
Une solution moléculaire ne conduit pas mieux le courant que le solvant seul.

Exemple : la dissolution du saccharose.
$C_{12}{H}_{22}{O}_{11}(s)\underset{⟶}{\mathrm{ eau }}{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}(\mathrm{aq})$

Dans le cas d'une solution ionique, la dissociation du soluté par le solvant conduit à la formation d'ions dispersés dans ce dernier. Comme le solvant et le soluté sont électriquement neutres la solution l'est également : le nombre totale de charges négatives doit donc rester égal au nombre total de charges positives.
Puisqu'une solution ionique contient des ions en solution, elle conduit d'autant mieux le courant électrique que les ions sont nombreux.

Exemples de dissolutions ioniques


• Dissolution du chlorure de sodium NaCl en ions chlorure Cl^- et en ions sodium Na⁺ par l'eau :
  $\mathrm{NaCl}(s)\underset{⟶}{\mathrm{ eau }}{\mathrm{Na}}^{+}(\mathrm{aq})+{\mathrm{Cl}}^{-}(\mathrm{aq})$
• Dissolution du chlorure de cuivre (II) CuCl₂ en ions chlorure Cl^- et en ions cuivre (II) Cu²⁺ par l'eau :
  ${\mathrm{CuCl}}_2(s)\underset{⟶}{\mathrm{ eau }}{\mathrm{Cu}}^{2+}(\mathrm{aq})+{\mathit{2Cl}}^{-}(\mathrm{aq})$

c) Solubilité
Il n'est possible de dissoudre qu'une quantité limitée de soluté dans un solvant donné. Au-delà, le solution est à saturation et il n'est plus possible de dissoudre davantage de soluté.
La solubilité d'un soluté est généralement exprimée en g.L^-1 et sa valeur dépend de la température.
On peut rendre soluble une espèce quasi insoluble dans un solvant en modifiant ses propriétés (pH par exemple). C'est le cas de l'aspirine qui devient soluble dans l'eau par ajout de bicarbonate de soude.

3) Grandeurs caractéristiques d'une solution

a) Masse et volume
Lors d'une dissolution la masse se conserve, revanche le volume de la solution préparée est en général plus grand que le volume du seul solvant.

b) Différentes concentrations
La concentration représente le rapport entre la quantité de soluté et la quantité de solvant utilisés dans la solution.
Selon les cas, on peut l'exprimer de différentes façons :

• La concentration massique en soluté d'une solution indique la masse de soluté contenue dans 1L de solution.
  $C_m(A)=\frac{\text{masse de soluté}}{\text{Volume de solution}}$
• Le pourcentage massique en soluté indique la masse de soluté dissoute dans 100g de solution. Attention, il s'agit de la masse de la solution et non de la masse de solvant !
  $\text{Pourcentage massique}=\frac{\text{Masse de soluté}}{\text{Masse de soluté}+\text{Masse de solvant}}\times 100$
  Si l'on dissout 10g de sel dans 100g d'eau, on a alors $\mathrm{Pourcentage\; massique}=\frac{10}{10+100}\times 100=\mathrm{9,1}\%$
• Le pourcentage volumique en soluté indique le volume (en ml) de soluté dissout dans 100ml de solution. Attention, il s'agit du volume de la solution et non du volume du solvant !
  $\text{Pourcentage volumique}=\frac{\text{Volume de soluté}}{\text{Volume de soluté}+\text{Volume de solvant}}\times 100$
  Si l'on dissout 13ml d'éthanol dans 100ml d'eau, on aura une boisson alcoolisée à $\text{Pourcentage volumique}=\frac{\text{13}}{\text{13}+\text{100}}\times 100=\mathrm{11,5}\%$ d'alcool en volume.