LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de Toulouse Université Paul Sabatier – Facultés de...

LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de ToulouseUniversité Paul Sabatier – Facultés de Médecine

U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentaleProfesseur Hugues Chap

Faculté de Médecine de Toulouse-PurpanAnnée 2013-2014

Plan général du cours

Chapitre I : Atomes, ions, molécules

Chapitre II : Les molécules caractéristiques de la matière vivante

Chapitre I : Atomes, ions, molécules

I. Introduction

II. Composition de l’atome

III. Quantification des atomes et des molécules : la mole

IV. La configuration électronique des atomes, la classification des éléments, les ions

V. Les liaisons covalentes à l’origine des molécules

VI. Les propriétés particulières de la molécule d’eau : la liaison hydrogène

VII. Les gaz respiratoires

VIII. Quelques exemples pratiques liés à l’activité des soignants et faisant appel aux notions de base dispensées dans ce chapitre

Glucose 5 % Chlorure de sodium 0,9 %

Résultats Valeurs de référence

Résultats d’un BES (bilan électrolytique sanguin)

Sodium, potassium, chlore = ions formés à partir d’atomes

Urée, créatinine, glucose = molécules

Corps purs

Eau (18 g)

Alcool 100° (46 g)

Ether (74 g)

Sucre (342 g)

6 x 1023 molécules

Molécule = plus petite partie d’un corps qui en possède toutes les propriétés

600 000 milliards de

milliards

La molécule est elle-même formée d’éléments plus petits appelés les atomes, reliés entre eux par des liaisons

Atome d’oxygène

Atomes d’hydrogène

Liaison

Les atomes sont représentés par des symboles, dont certains doivent être connus selon la liste ci-dessous :

H : hydrogène

Li : lithium

C : carbone

N : azote (nitrogenium)

O : oxygène

F : fluor

Na : sodium (natrium)

Mg : magnésium

Al : aluminium

P : phosphore

S : soufre

Cl : chlore

K : potassium (kalium)

Ca : calcium

Fe : fer

I : iode

Les molécules (donc les composés qui leur correspondent) sont alors désignées en indiquant le

nombre de chaque atome qu’elles renferment :

Eau = H2O : 2 atomes de H et 1 atome de O

Ethanol = C2H6O : …

Glucose = C6H12O6 : …

NaCl = chlorure de sodium

KCl = …

Chapitre I : Atomes, ions, molécules

I. Introduction

II. Composition de l’atome

III. Quantification des atomes et des molécules : la mole

IV. La configuration électronique des atomes, la classification des éléments, les ions

V. Les liaisons covalentes à l’origine des molécules

VI. Les propriétés particulières de la molécule d’eau : la liaison hydrogène

VII. Les gaz respiratoires

VIII. Quelques exemples pratiques liés à l’activité des soignants et faisant appel aux notions de base dispensées dans ce chapitre

L’atome comporte un noyau, formé de nucléons (protons et neutrons) et d’électrons en périphérie :

Hydrogène (H) Carbone (C)Proton: charge +1

Neutron: charge 0, même masse que proton

Electron: charge - 1, même nombre que protons 1800 fois plus léger que nucléon

La matière est pleine de vide

L’atome est électriquement neutre (charge globale 0)

Un atome est caractérisé par

- son nombre de protons (ou électrons):Numéro atomique Z

- son nombre de nucléons (protons + neutrons): Nombre de masse A

1H1 1 proton (1 électron), 0 neutron

6C12 6 protons (6 électrons), 6 neutrons

protons ( électrons), neutrons168O

3115P protons ( électrons), neutrons

ZXA

Certains atomes possèdent le même Z et diffèrent par A :

isotopes d’un même élément

1H1

1H2

Deutérium1H3

Tritium (radioactif)

L’élément hydrogène 1H comporte 3 isotopes

53I127

Iode 131 (radioactif)

53I131

Scintigraphie thyroïdienne

Scintigraphie thyroïdienne au 99TcA l’heure actuelle, on utilise de préférence le technétium (43Tc) à travers son isotope 99 appelé Tc 99 métastable.

La Figure met en évidence un « nodule » froid (flèche blanche), qui peut évoquer un nodule cancéreux.

Image fournie par le Professeur Jacques Simon, Service de Médecine Nucléaire, Hôpital Purpan, CHU de Toulouse.

Chapitre I : Atomes, ions, molécules

I. Introduction

II. Composition de l’atome

III. Quantification des atomes et des molécules : la mole

IV. La configuration électronique des atomes, la classification des éléments, les ions

V. Les liaisons covalentes à l’origine des molécules

VI. Les propriétés particulières de la molécule d’eau : la liaison hydrogène

VII. Les gaz respiratoires

VIII. Quelques exemples pratiques liés à l’activité des soignants et faisant appel aux notions de base dispensées dans ce chapitre

Chaque atome a une masse atomique, pratiquement égale au nombre de masse A et exprimée en u.m.a.

u.m.a. = unité de masse atomique

1H1 1 u.m.a.

6C12 12 u.m.a.

u.m.a.168O

3115P u.m.a.

Une molécule a une masse moléculaire, égale à la somme des masses atomiques des atomes qui la composent

Eau : H2O 1 x 2 + 16 = 18 u.m.a.

Glucose : C6H12O6 12 x 6 + 12 + 16 x 6 = 180 u.m.a.

NaCl avec 23 pour Na et 35,5 pour Cl :

23 + 35,5 = 58,5 u.m.a.

Chaque atome a une masse atomique, pratiquement égale au nombre de masse A et exprimée en u.m.a.

Eau : H2O 18 u.m.a. 18 g

Glucose : C6H12O6 180 u.m.a. 180 g

Alcool : C2H6O 46 u.m.a. 46 g

Définition de la mole

Sucre : C12H22O11 342 u.m.a. 342 g

Molécule Mole

Une mole renferme 6,022 x 1023 molécules

(nombre d’Avogadro)

Exemple de calcul

Glycémie normale 1 g/l

Glucose : C6H12O6 180 u.m.a. 180 g

donc Glycémie normale 1 / 180 = 0,0055 mol/l

= 5,5 mmol/l (millimole)

* mmole (millimole) : 1 mmol = 10‒3 mol = 1/1000 mol

* mole (micromole) : 1 mol = 10‒6 mol = 1/1000 000 mol

* nmole (nanomole) : 1 nmol = 10‒9 mol = 1/1000 000 000 mol

Exemple de calcul

Glycémie normale 1 g /l = 1000 mg/l

Glucose : C6H12O6 180 u.m.a.

180 g = 1 mol

180 mg = 1 mmol

Combien de mmol dans 1000 mg?

1000 / 180 = 5,5 mmol/l

Chapitre I : Atomes, ions, molécules

I. Introduction

II. Composition de l’atome

III. Quantification des atomes et des molécules : la mole

IV. La configuration électronique des atomes, la classification des éléments, les ions

V. Les liaisons covalentes à l’origine des molécules

VI. Les propriétés particulières de la molécule d’eau : la liaison hydrogène

VII. Les gaz respiratoires

VIII. Quelques exemples pratiques liés à l’activité des soignants et faisant appel aux notions de base dispensées dans ce chapitre

1 2 3 4 5 6 7 8

1 1H 2He

2 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne

3 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

4 19K 20Ca

1 e 2 e 3 e 5 e 6 e 7 e 8 e

H Ca Al C N O Cl Ne

Classification périodique des éléments (1)

e célibataire

Doublet ou paire d’e

4 e

1 2 3 4 5 6 7 8

1 1H 2He

2 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne

3 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar

4 19K 20Ca

Al C N O Cl Ne

Classification périodique des éléments (2)

H

H+

1e

Ca

Ca2+

2e 3e

Al3+

1e

Cl–

Ions positifs (cations) Ion négatif (anion)

Principaux ions

* Cations monovalents : H+ ; Li+ ; Na+ ; K+

* Cations divalents : Mg2+ ; Ca2+

* Anions monovalents : Cl– ; I– (chlorure et iodure)

- H+ est responsable de l’acidité des solutions

- Le pH mesure le degré d’acidité

0 7 14Acide BasiqueNeutre

- Le pH physiologique (plasma, cellules) est proche de la neutralité (7,4)

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

1 H1

He2

2 Li3

Be4

B5

C6

N7

O8

F9

Ne10

3 Na11

Mg12

Al13

Si14

P15

S16

Cl17

Ar18

4 K19

Ca20

Sc21

Ti22

V23

Cr24

Mn25

Fe26

Co27

Ni28

Cu29

Zn30

Ga31

Ge32

As33

Se34

Br35

Kr36

5 Rb37

Sr38

Y39

Zr40

Nb41

Mo42

Tc43

Ru44

Rh45

Pd46

Ag47

Cd48

In49

Sn50

Sb51

Te52

I53

Xe54

Classification périodique des éléments (3)

Composés organiques

Oligo-éléments

Composés minéraux

Chapitre I : Atomes, ions, molécules

I. Introduction

II. Composition de l’atome

III. Quantification des atomes et des molécules : la mole

IV. La configuration électronique des atomes, la classification des éléments, les ions

V. Les liaisons covalentes à l’origine des molécules

VI. Les propriétés particulières de la molécule d’eau : la liaison hydrogène

VII. Les gaz respiratoires

VIII. Quelques exemples pratiques liés à l’activité des soignants et faisant appel aux notions de base dispensées dans ce chapitre

Liaisons simples

2 H + O O H Eau, H2O

H

2 H + O O H Eau, H2O

H

H + H H H ou H H Dihydrogène

Doublet commun

Liaisons doubles ou triples

Liaisons polarisées (1)

Doublet plus proche de Cl

Charges partielles sur

H et Cl

+

Cl plus électronégatif que H

H + Cl H Cl ou H Cl Acide chlorhydrique

Liaisons polarisées (2)

• Eléments fortement électronégatifs :

N ; O ; Cl

• Eléments fortement électropositifs :

Li, Na, K, Mg, Ca, H

Un cas extrême de liaison polarisée : la liaison ionique

Cl- Na+

Cristal de chlorure de sodium (NaCl)

Un cas particulier de liaison covalente : la liaison dative ou donneur-accepteur

N H

H

H

H+

Ammoniac NH3

N+ H

H

H

H

Ion ammonium quaternaire NH4

+

N H

H

H

H

+

ou

Le doublet de liaison est fourni par un seul des atomes

Chapitre I : Atomes, ions, molécules

I. Introduction

II. Composition de l’atome

III. Quantification des atomes et des molécules : la mole

IV. La configuration électronique des atomes, la classification des éléments, les ions

V. Les liaisons covalentes à l’origine des molécules

VI. Les propriétés particulières de la molécule d’eau : la liaison hydrogène

VII. Les gaz respiratoires

VIII. Quelques exemples pratiques liés à l’activité des soignants et faisant appel aux notions de base dispensées dans ce chapitre

2 H + O O H Eau, H2O

H

2 H + O O H Eau, H2O

H

O

H

H

Polarisation de la molécule d’eau

O

H

H

2 -

+

+

La liaison hydrogène assure la cohésion des molécules d’eau

Sans la liaison hydrogène la température d’ébullition de l’eau serait de – 80°C

Interaction de composés hydrophiles avec des molécules d’eau

Exemple de séparation entre un composé hydrophobe (huile) et l’eau

Un flacon de propofol (Diprivan®) injectable

(http://en.wikipedia.org/wiki/Emulsions)

« le lait de l’amnésie »

Chapitre I : Atomes, ions, molécules

I. Introduction

II. Composition de l’atome

III. Quantification des atomes et des molécules : la mole

IV. La configuration électronique des atomes, la classification des éléments, les ions

V. Les liaisons covalentes à l’origine des molécules

VI. Les propriétés particulières de la molécule d’eau : la liaison hydrogène

VII. Les gaz respiratoires

VIII. Quelques exemples pratiques liés à l’activité des soignants et faisant appel aux notions de base dispensées dans ce chapitre

Le dioxygène O2 est indispensable à la vie des espèces aérobies*

*Inverse = anaérobies

Le diazote N2 représente 80 % de l’air ambiant mais est un gaz inerte sur le plan biologique

Le monoxyde de carbone CO entre en compétition avec le dioxygène au niveau de l’hémoglobine

C OC O

Le dioxyde de carbone CO2 est le produit d’oxydation complète du carbone au cours de la combustion et de la

respiration cellulaire

C OC OO O

Le dioxyde de carbone CO2 est dissous dans l’eau pour donner des ions bicarbonates

CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3‒

Les ions bicarbonates se combinent aux protons H+ pour donner de l’acide carbonique H2CO3, protégeant ainsi le

plasma et l’intérieur des cellules de l’acidification.

Réserve alcaline – Acidose – Alcalose

Chapitre I : Atomes, ions, molécules

I. Introduction

II. Composition de l’atome

III. Quantification des atomes et des molécules : la mole

IV. La configuration électronique des atomes, la classification des éléments, les ions

V. Les liaisons covalentes à l’origine des molécules

VI. Les propriétés particulières de la molécule d’eau : la liaison hydrogène

VII. Les gaz respiratoires

VIII. Quelques exemples pratiques liés à l’activité des soignants et faisant appel aux notions de base dispensées dans ce chapitre

Résultats Valeurs de référence

Résultats d’un BES (bilan électrolytique sanguin)

Osmolarité calculée = (Na + K) x 2 + glycémie + urée = (140 + 4) x 2 + 4,8 + 5,4 = 288 + 10,2 = 298,2

Na+

K+

Cl –

HCO3 –

C6H12O6

Le comportement d’un globule rouge dans des milieux de tonicités différentes

Glucose 5 % Chlorure de sodium 0,9 %

Glucose 5%

5 g/100ml = 50 g/l = 50000 mg/l

Masse moléculaire à 180

50000/180 = 278 mmol/l

NaCl 0,9 %

0,9 g/100 ml = 9 g/l = 9000 mg/l

Masse moléculaire à 58,5 (Na = 23, Cl = 35,5)

9000/58,5 = 154 mmol/l

Mais Na+ + Cl– 154 x 2 = 308 mmol/l