BIOLOGIE FONDAMENTALE LES MOLÉCULES DU VIVANT PREMIÈRE PARTIE : DE L ATOME À LA MOLÉCULE, DE LA MOLÉCULE AU MÉDICAMENT DEUXIÈME PARTIE : LES BIOMOLÉCULES (PROTÉINES, LIPIDES, GLUCIDES ) INTERVENANTS : Ph. KAROYAN, J. MASLIAH, D. RAINTEAU, J-P.TRESCA 44
DE L ATOME À LA MOLÉCULE DE LA MOLÉCULE AU MÉDICAMENT Professeur Philippe KAROYAN ENS, 24 RUE LHOMOND PARIS 45
2- EAU ET SOLUTIONS AQUEUSES Les solutions font parties de notre quotidien : de la boisson aux produits d entretiens. (solutions gazeuses (ex : air) et solide (ex : or 18cts) non abordées dans ce cours). En médecine, les perfusions, composées de solutions aqueuses salines (NaCl et autres sels solubles) remplacent les liquides perdus par l organisme. 46
Plasma et liquide intracellulaire sont des solutions aqueuses dans lesquelles sont dissous des solutés 47
II- EAU, SOLUTIONS AQUEUSES ET CONCENTRATION II-1. Définition Une solution est un mélange homogène d au moins deux substances constituant une seule phase, substances appelées : -solvant (constituant présent en grande quantité, eau dans nos cas) -soluté (ex : Glucose, NaCl ) L expérience montre que l addition d une substance à un liquide pur modifie ses propriétés (ex : addition de NaCl dans l eau abaisse le point de congélation de l eau). Ces propriétés sont liées au nombre relatif de particules de solutés et de solvant définissant la concentration. 48
II- EAU, SOLUTIONS AQUEUSES ET CONCENTRATION II-2. La concentration et ses unités Elle reflète le nombre de moles de molécules (ex : Glucose) ou d ions (ex : NaCl) dissous par quantité de solvant. Plusieurs unités de concentration peuvent satisfaire cette définition. II-2.1. Concentration molaire volumique Elle se définit comme étant la quantité (mol) de soluté A par litre de solution, suivant l équation : Dans ce cas, la concentration s exprime en mol/l ou mol.l -1 ou M. Attention : mmol/l, mmol/ml Solution : soluté + solvant Une solution qui contient une mole par litre est une solution molaire. La concentration molaire volumique ne permet pas de calculer la quantité de solvant servant à préparer la solution. Ex : Solution de NaCl à 0,9% Pour préparer 1 Litre de solution de NaCl de concentration 0,154 M (0,154 mol/l, 154 mm) il faut rajouter suffisamment d eau (solvant) à 154 mmol du soluté (NaCl). Le volume d eau ajouté est inférieur à 1L. ppi : pour préparation injectable qsp : quantité suffisante pour obtenir 1L de solution 49
II- EAU, SOLUTIONS AQUEUSES ET CONCENTRATION II-2.2. La molalité Symbolisée par la lettre m, elle représente la quantité (mol) de soluté (ex : NaCl) par kilogramme de solvant (ex : H 2 O) : Une solution qui contient une mole par kg d eau est une solution molale. La molalité de la solution de NaCl, préparée en ajoutant 1,000 kg d eau à 0,154 mol (9 g) de NaCl est de 0,154 m (prononcer «zéro virgule 154 molal»). Les quantités d eau diffèrent dans une solution de concentration molaire volumique de 0,154M et dans une solution de 0,154 m. (Molarité et molalité sont très proches pour une solution diluée). II-2.3. La fraction massique Elle est définie par le rapport entre la masse m A d une substance A (ex : NaCl) et la masse totale du mélange (m totale ) Concrètement : Il y a 0,9 g de NaCl dans 100 g de solution. 50
III- PRESSION OSMOTIQUE/ OSMOLARITÉ / OSMOLALITÉ III-1.PRESSION OSMOTIQUE, MISE EN ÉVIDENCE Solution aqueuse 10 mm saccharose saccharose membrane semi-perméable = perméable à l eau imperméable aux solutés eau 51
III- PRESSION OSMOTIQUE/ OSMOLARITÉ / OSMOLALITÉ 10 mm saccharose 244 hpa pression sur le piston saccharose eau membrane semi-perméable = perméable à l eau imperméable aux solutés 52
III- PRESSION OSMOTIQUE/ OSMOLARITÉ / OSMOLALITÉ 10 mm NaCl NaCl saccharose eau membrane semi-perméable = perméable à l eau imperméable aux solutés 53
III- PRESSION OSMOTIQUE/ OSMOLARITÉ / OSMOLALITÉ 10 mm saccharose pression sur le piston Osmose : Elle correspond à un mouvement d eau à travers une membrane semiperméable, du compartiment le moins concentré en particules en solution vers le compartiment le plus en particules en solution de manière à équilibrer la pression de part et d autre de la membrane. 453 hpa NaCl saccharose La pression osmotique se définit comme la pression minimum qu il faut exercer pour empêcher le passage d un solvant d une solution moins concentrée vers une solution plus concentrée à travers une membrane semi-perméable. La pression osmotique est proportionnelle à la température et aux concentrations de soluté de part et d autre de la membrane. eau membrane semi-perméable = perméable à l eau imperméable aux solutés 54
III- PRESSION OSMOTIQUE/ OSMOLARITÉ / OSMOLALITÉ La membrane cellulaire peut être considérée comme une membrane semi-perméable : H 2 O H 2 O Milieu Isotonique : les pressions sont identiques de part et d autre de la membrane cellulaire. Si la cellule baigne dans un milieu hypotonique, ilyaun mouvement d eau (osmose) du milieu extracellulaire vers le milieu intracellulaire. La cellule gonfle. Si la cellule baigne dans un milieu hypertonique, l eau sort de la cellule qui se contracte. Osmose : Le sens du mouvement d eau entre deux compartiments dans l osmose dépend donc de la concentration en particules dans chacun des compartiments. Cette concentration se définit comme l osmolarité. 55
III-1. Définition III- PRESSION OSMOTIQUE/ OSMOLARITÉ / OSMOLALITÉ L osmolarité d une solution est le nombre de moles de particules en solution dans 1 litre de solution. L osmolalité est le nombre de moles de particules en solution dans 1 kg d eau. 1 osmole (osm) correspond à une mole de particules. Concrètement : Si l on considère un litre d une solution de Chlorure de Sodium (NaCl) à 0,9%. Quelle est son osmolarité? M Na =23g/mol M Cl = 35,5 g/mol M NaCl = 58,5 g/mol Chaque mole de NaCl, donne 2 mole de particules, soit dans notre cas 154 mmol/l de Na+ et 154 mmol/l de Cl -. Donc, en théorie, l osmolarité de notre solution est 2x154 = 308 mosm/l Que dit notre étiquette? 56
III-1. Définition III- PRESSION OSMOTIQUE/ OSMOLARITÉ / OSMOLALITÉ L osmolarité d une solution est le nombre de moles de particules en solution dans 1 litre de solution. L osmolalité est le nombre de moles de particules en solution dans 1 kg d eau. 1 osmole (osm) correspond à une mole de particules. Concrètement : Si l on considère un litre d une solution de Chlorure de Sodium (NaCl) à 0,9%. Quelle est son osmolarité? M Na =23g/mol M Cl = 35,5 g/mol M NaCl = 58,5 g/mol Chaque mole de NaCl, donne 2 mole de particules, soit dans notre cas 154 mmol/l de Na+ et 154 mmol/l de Cl -. Donc, en théorie, l osmolarité de notre solution est 2x154 = 308 mosm/l Que dit notre étiquette? D où vient la différence? 57
III- PRESSION OSMOTIQUE/ OSMOLARITÉ / OSMOLALITÉ Donc, en théorie, l osmolarité de notre solution est 2x154 = 308 mosm/l Que dit notre étiquette? En réalité, tout le NaCl n est pas sous forme ionisée et le nombre de particule en solution est donc inférieur au nombre total d ions qui se formeraient par ionisation totale. Le coefficient osmotique Φ, déterminée expérimentalement, permet de calculer le nombre réel de mole de particules présentes dans la solution : n(osm) : n(mol).i.φ Sachant que n(mol) = nombre de mole de substance non ionisée. i = nombre d ions formés (2 pour NaCl). ΦNaCl = coefficient osmotique de NaCl = 0,93 n(osm) = 0,154x2x0,93 = 0,286 Osm/L Exercice : Calculer l Osmolarité d une solution contenant 952 mg/l de Chlorure de Magnésium sachant que le coefficient osmotique Φ de ce sel est de 0,89. M Mg = 24,32 g/mol, M Cl = 35,5 g/mol Réponse : Osmolarité de la solution = concentration molaire x i x Φ = 952/95,2x3x0,89 = 26,6 mosm/l Note : l osmolarité est égale à la molarité pour un soluté qui ne se dissocie pas en solution (ex : Glucose, Urée ) 58
III- PRESSION OSMOTIQUE/ OSMOLARITÉ / OSMOLALITÉ CONCENTRATION IONIQUE La concentration ionique d une solution est le nombre de moles de charges présentes dans la solution. Son unité est l équivalent (Eq) par volume de solution. Elle ne concerne, comme son nom l indique, que les ions, l osmolalité faisant référence à toutes particules. exemple : calcul de la concentration ionique d une solution de 10 mm de NaCl NaCl est à la concentration de 10 mm. NaCl se dissocie en Na + et Cl -. Chaque mole de NaCl porte une mole de charges + et une de charges -. La concentration ionique de la solution est donc : 2 x 10 = 20 meq.l-1. (équivalent dans ce cas à l osmolalité). 59
IV- ACIDITÉ/BASICITÉ/pH ASPECT QUALITATIF La rhubarbe est une source naturelle de nombreux acides organiques *: les tiges et les feuilles de la rhubarbe contiennent entre autres choses, des acides oxalique, citrique, acétique et succinique. Quand elle était cultivée dans les jardins, nos grandsmères nous interdisaient de manger leurs feuilles supposées nous rendre très malade D où vient cette croyance? La rhubarbe contient de grande quantité d acide oxalique, un diacide. Après avoir cédé deux protons H + à l eau (réaction acido-basique), l oxalate interfère avec des ions comme la calcium : il conduit à un sel insoluble, l oxalate de calcium, qui précipite et contribue à la formation de calcul dans le rein ou la vessie. L acide oxalique est présent dans les choux, épinards, betteraves, chocolat, arachides, thé apportant ainsi environ 150 mg d acide par jour la dose létale est de 24g par jour, dose atteinte si l on mange un champ entier de feuille de rhubarbe, risquant ainsi de mourir étouffé! *qui contiennent du carbone, par opposition aux acides inorganiques (exemple : HCl, H 2 SO 4 ) 60
IV- ACIDITÉ/BASICITÉ/pH ASPECT QUALITATIF Un acide est un composé susceptible de céder un proton H + en solution aqueuse, la base un composé susceptible de libérer des ions OH -. Dans une réaction entre un acide et une base, la base capture le proton H + libéré par l acide. Les fonctions vitales de l organisme dépendent de ces types de composés et de ces réactions et des conséquences de leur ionisation. Acides et bases sont soient des électrolytes forts parce que totalement ionisés en solution, soient des électrolytes faibles dont la dissociation n est que partielle. Acide fort : Base forte : L oxalate est l acide (faible), l eau jouant le rôle de base en captant le proton H +. Acides et bases réagissent pour donner des sels et de l eau : Important : H+ n existe pas à l état libre en solution aqueuse. Le proton se combine avec lune molécule d eau. L eau pure reste conductrice de courant, mettant en évidence la présence d ion : c est l autoprotolyse qui correspond à un échange d un proton entre deux molécules d un même composé. L eau est un ampholyte, composé capable de jouer le rôle d acide et de base. (Solution amphotère). 61
IV- ACIDITÉ/BASICITÉ/pH ASPECT QUALITATIF Le caractère acide ou basique d une solution est se détermine par la mesure du ph, pour potentiel hydrogène, qui est une fonction de la concentration en ion H 3 O + : ph = -log[h 3 O + ] 62
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IV- ACIDITÉ/BASICITÉ/pH ASPECT QUALITATIF 64