Ch 5 Solutions Electrolytiques-1 Imp

7/31/2019 Ch 5 Solutions Electrolytiques-1 Imp

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Exercice

On dissout m=2 g d’un hydrocarbure volatil dans m’=100 g de benzène à 20°C. Latension de vapeur de ce dernier s’abaisde 74,66 à 74,01 mm Hg.1.Calculer la masse molaire de cethydrocarbure2.Donner sa formule brute sachant qurenferme 94,4 % en masse de carbone.

Benzène : M’=78 g.mol-1.



Exercice

1014

yx

1

00

HC : 10ye t14x Soit1001785,6.ye t

10017894,4.12x y12xM

HC:bruteFormule

%5,6H 94,4%C:masseen% )2

mol.g178M

'M'm

Mm

Mm

nnn

f

f PP

f .PP )1



Exemple 11Un volume de 0,1 L de sang à 0°C est enéquilibre avec de l’azote gazeux pur àpression 2 atm .

1.Calculer le volume gazeux d’azote dissdans le sang.2.Même question si on remplace l’azote par de l’air ( 80% d’azote , 20% d’oxygà la pression 2,5 atm.Azote s = 0,023 L.L-1 de sang. atm -1



Exemple 111. v = s Pi V = 0,023. 2. 0,1 =4,6 mL2. v’ = s P’i V

P’i = 2,5 . 0,8 = 2 atm ( Pressionpartielle)soit v’= 4,6 mL





1 .Conductivité d’une

solution



COMPORTEMENT DES

SOLUTIONSELECTROLYTIQUESRésistance électriquebeaucoup plus faible que larésistance de l’eau pure Entre deux solutions deconcentrations ioniquesdifférentes apparaît une ddp



Principe de la conductivité

L

V+ -

CeqS

S

E

U- .E U+.E



Définition de la conductivité

sectiondeSurfaceSLongueurL

).m(m / siemens .m

1SLG

RSL

1-1



Résistance et conductance

G

1

SUCF

LRELV

SUECFSvCFI

SvtCFSLCFQ

ioniqueVitessev ;tQ

I ;IV

R

eq

eqeqeqeq



Formule générale de la

conductivité

UCFRSL

eq



Remarques

La conductivité dépend :1. de la concentration molaire du

soluté2. de la nature des ions

3. de la température



Conductivité d’une soluti

112

eqanioniquecationique

V.s.mU

anioniqueMobilitéE / vU

cationiqueMobilitéE / vUCoulombs50096FaradayF

)UU(FC

courantlenttransporteionsleslaquelleavecfacilité:physiqueSens



Exemple 1Soit une solution d’acide chlorhydriquede 10 mmole/l . Les mobilités des ionsH+ et Cl- sont respectivement égales à35 m/s et 7,63 m/s pour un champde 1 V/cm , à une température de25°C.

Calculer la conductivité et la résistivitéde cette solution.



Exemple 1

.m 34,21

.m0,42630,0763 35,0

10.63,710.63,7.10.10u.F.m

10.3510.35.10.10u.F.mmole/m10L / mmole10m

V.s.m10.63,7u

V.s.m10.35)m.V(10

)s.m(10.35u

11

285

285

3

1128

112812

16



Conductivité équivalente

)UU(F 1:infinieDilution

:limite eéquivalentConductionEq.m.

courantdetransportauionchaquede

leindividuelionParticipat:)UU(FC

121

eq



Exemple 2La conductivité d’une solution aqueuse électrolyte du type AB 2 de concentration15 mmol.L-1 est σ = 24 Ω-1.m-1. Sa

conductivité équivalente à dilution infinieest Λ∞=400 Ω-1.cm-2. Eq-1.Calculer son degré de dissociation et sa

constante d’équilibre.



Exemple 2

)(mol.m1)(mol.L10Ket0,1

USI10.4

Eq.m..10.400Eq.cm.400

mol.m15mol.L015,0m;m.24:N.A

1m4K

.m4

.m4 m4C

.C

23-21-6-

2

1214121

3-1-11

23

eq

eq



QCM1

Soit une solution électrolytique , sel d’acide faible. Quel(s) élément(s) nedépend(ent) pas de son coefficient dedissociation :A.La résistivité de la solutionB.Le pH

C.La molaritéD.L’abaissement cryoscopiqueE.L’osmolarité



QCM2La migration électrique :A. est un transport de type passifB. est en rapport avec un gradient de potentiel

électriqueC. entraîne un flux électrique de solvantD. est seule responsable du flux de la membrane

cellulaireE. provoque un courant électrique dont le sens

est toujours opposé au gradient de potentiel



QCM3Une membrane dialysante sépare deux solutions

électrolytiques de concentration inégale. Dans des compartiments se trouve une macromoléculeneutre, l’état d’équilibre est tel que : A.L’électroneutralité de part et d’autre de lamembraneB.L’égalité des concentrations de chaque ion part et d’autre C.L’existence d’une ddp entre les côtés de membrane rapidement résolutiveD.L’établissement d’une contre-pression osmotiqueE.Un flux de migration non négligeable



Relation conductivité-concentration

m

σ H2SO4

KOH



Relation cond. Eq. -Concentration

m

Electrolytes forts

Electrolytes faibles

Ceq



Interprétation de la relationcond. eq - concentration

Deux interprétations possibles :m↑ ↓ Le nombre d’ions ↓ Λ ↓

( Valable pour les électrolytes faibles )=1 Molécules complètementdissociées ; m↑ Activité ionique diminue↓

(cas des électrolytes forts )



Activité d’une solution Concentration d’une solution idéale quiprésenterait la même conductivité que lasolution réelle.

a = m

= Coefficient d’activité

Faible concentration : = 1Forte concentration : < 1



2 .Mesure de la

conductivité



Conductimétrie

G = 1/RCONDUCTIMETRE



QCM5Concernant la mobilité d’un ion soumis

l’action d’un champ électrique A.Elle est indépendante de la viscosité du

milieuB.Elle est toujours identique pour deuxions de même chargeC.Elle dépend de l’intensitédu champ

électriqueD.Elle s’effectue toujours à vitessecroissanteE.Elle génère une force de frottement



QCM6Concernant la membrane cellulaire :A.Les forces dues aux gradients transmembranairesde concentration et de potentiel électrique sont demême sens pour les ions K+ et Cl- , mais elles sontopposées pour l’ion Na+ B.Elle a une face interne toujours électronégativeC.Elle a une face externe électropositiveD.La ddp est supérieure à 50 mV dans le cas descellules excitables

E.Les mécanismes de transport actif explique laconstance des concentrations ioniques intra etextracellulaires



Pont de Wheatstone

R R2

R3R1

Equilibre R = R1R2/R3 σ = k/R

k=L/S Facteurgéométrique



Conductivité du plasma

1-12corrigé

mesurécorrigé

.cm10.2,1

normale)(Valeur75-70(g/l)protéinesdeTauxP

P22,0100100



3 .Mobilité ionique



Définitionsoit un ion dans un champ électrique E,qui se déplace dans un solvant ( avecfrottements). Sa vitesse estconstante en régime permanent. Ondéfinit la mobilité U +cation U+.E =vet U

-anion U

-.E =v



Exemple 3Etablir la dimension de la mobilité U enl’exprimant en masse (M), temps (T) intensité électrique (I).

12

2

12

1

M.T.IU

T.L.M

T.I.T.LU

T.I

T.L.M

q

FE

T.Lv;EvU



Formule de la mobilité d’un ion

frictiondetcoefficienf électron;chargee

;ionvalencez ;f ze

f QU

E.QE.U.f v.f Equilibre



Aspects physico-chimiques dela mobilité

La mobilité ionique est fonctionde la nature de l’ion (Q et r) du milieu dans lequel il se déplace

itécosvis;rayonr r6

QU



Exemple 4

V107,2.10

1,0.10010.7L.

uvELV

LVE

e17C10.1,27

7,2.10-..10.2.106ru6Q

r6f avec f Q

E

vu 2)

pHpH0Q:ampholytesProtéines

0QnégativeMobilité )1

7-3

19

7-9-4-

i



Ordres de grandeurLes mobilités ioniques : 2 à 10microns/s pour un champ de1V/cm ( 2.10-8 à 10-7 m2.V-1.s-1)

Les ions OH- et H + sont

beaucoup plus rapides : 20 et30 microns/s.



QCM4A.Pour les électrolytes forts, est toujourségal à 1 mais l’activité diminue quandconcentration augmenteB.L’intensité du courant augmente avec concentrationC.Pour un électrolyte faible, à forte dilution lecoefficient d’activité tend vers 1 D.La force ionique caractérise l’environnemioniqueE.La force ionique du plasma est de 0,145



QCM7

La mobilité d’un ion dans un chaélectrique:A. dépend dans certains cas du pH de lasolution aqueuseB. dépend de la concentrationC. est à la base de l’analyse pa

électrophorèseD. est fonction de la charge de l’ion E. est sa vitesse de migration



Exemple 4Une protéine a une mobilité u= -7,2 10-7m.s/V.m-1 dans un milieu tampon liquide de pH=8,6 et deviscosité η=0,2mPa.s. Cette particule est sphériquede rayon r=1nm.1.Situer son pH isoélectrique et calculer la chargeprise par cette particule à ce pH.2.Quelle tension faut-il appliquer entre les

électrodes distantes de 10 cm pour qu’elle déplace de 7 mm en 100s?



Mobilité et courants ioniquesCourant cationique

Courant anioniqueuu

u

I

It

uuu

IIt



Exemple 5

Soit un acide AH dont l’ion A - aune mobilité de 5 m/s parvolt/cm. Quelle est la proportiondu courant cationique?t + = 30/35 = 86 % par les ionsH+



4 .

Potentiel d’électrode et loi de Nernst



Oxydation et réductionOxydation = perte d’électrons :M =Mz+ + ze-

M z+= Forme oxydée

Réduction = gain d’électrons M z+ + ze- = M

M = Forme réduite



Exemple 3

Fe 2+ = Fe 3+ + e-

Reducteur = Oxydant + ze-

Réaction Redox



Potentiel d’électrode :Formule de Nernst

Soit le couple rédox : Ox/RédOx + ne- =β Réd

a

alog

n059,0

EE K298T

1)aa(standardélectroded'PotentielE

volts)enEetE( aaln

nFRTEE

Réd

Ox0

RédOx0

0Réd

Ox0



Exemple 4

Vérifier qu’à 25°C, on a

1-

1-1-

96500C.molfaradayLeF

.molJ.K8,31Rparfaits,gazdestetanConsR

:Données

Xlogn059,0

XlnnFRT

E



Exemple 4Sachant que lnX=ln10 x logX et que pour 25°C ,T = 298 °K

Xlogn059,0

Xlogx10ln96500n

298x31,8Xln96500n

298x31,8



Les différents typesd’électrodes

1.L’électrodemétallique (M z+ /M)2.L’électrodeà hydrogène 3.L’électrode métallique inerte (solution contenant forme oxydée etforme réduite d’une mêmsubstance, exemple Fe 3+ / Fe 2+ )



L’électrode métallique Electrode métallique plongeant dans unesolution d’un de sessels ( Couple Mz+ /M)

/Zn)Zn ( ZnSOdansZn

standardPotentielE

Mlogz059,0)M / M(EE

24

0

zz0



Exemple5Calculer le potentiel d’une lame d’argent plongeant dans une solution de Ag NO3 deconcentration m= 1 mmol.l-1.

On donne E0(Ag+/Ag) = 0,80 V

Ag=Ag++e- E = E0 + 0,059 log m = 626mV



L’électrode à hydrogène

Couple H+/H 2

Une électrode en platine dans une solution acidecontenant les ions H + Au contact de l’électrodeil y a échange d’e- entre H + et H 2.

2 H3O+ + 2e- = H2 (g) + H2O

normalesolutiondansElectrode(0EOHlog058,0EE atm1P

P

OHlog059,0EE

0

302H

2H

30



Exemple 6Calculer le potentiel d’une électrode hydrogène ( pH2 = 1 atm) plongée danschacune des solutions suivantes à 20°C.1.HCl 0,1 mol.l-12.HCOOH 0,15 mol.l-1 ( = 0,03)3.H2SO4 0,1 mol.l-14.NaOH 0,1 mol.l-1



Exemple 6

V754,010log059,0E

10-OH

KeOH mol.l1,0-OH.4

mV 7,40m2log059,0E3.

mV136mlog059,0E2.

mV 58OHlog059,0E.1

13

133

1-

3

’él d é lli



L’électrode métalliqueinerte

Fe

Felog059,0)Fe / Fe(EE

FeeFe:Fe / Fe:CouplestandardPotentielE

RédOx

log059,0EE

2

3

230

23230

0



Exemple 71. Calculer le potentiel d’une électroinattaquable de platine plongée dans une

solution de sels ferreux et ferrique àconcentrations égales sachant queE(Fe 3+/Fe 2+)=0,77V

2. Calculer le potentiel lorsque[Fe 3+]=2[Fe2+]



Exemple 7

V0,787log20,059V0,77E 2

Fe

Fe

V77,0Fe

Felog 058,0EE

V0,77E eFeFe

2

3

2

3

0

032



Oxydo-réduction

Une réaction d’oxydation ne s’effectqu’en présence d’un accepteur d’électron Couples : Ox1/Réd 1 et Ox 2/Réd 2

Ox1 + n1e- = Réd1

Réd2= Ox2 + n2e-n2Ox1 + n1Réd2 = n2Réd1+ n1Ox2



Exemple 8Oxydation du Cu+ ( cuivreux) par Fe 3+ ( Ferrique)

Cu+

= Cu2+

+ e-

Fe 3+ + e- = Fe 2+

Cu+ + Fe 3+ = Cu2+ + Fe 2+



Pont salin

Pile électrochimique

E1

M+

E2 > E 1

N+

KCl concentrémV

m1 m2

+-

Ie-Anode Cathode

Cl- K+



f.e.m d’une pile

mmlog

z059,0E :zvalencede

métalmêmeund'sconstituéesontélectrodes les Si

mlogz059,0EE

mlogz059,0

EE

EEE

12

22

022

11

011

12



Mesure du pHPile avec :-Electrode de référence impolarisable : E2-Electrode de mesure ( à hydrogène) dansune solution de concentration inconnue

T=20°C

E(V)= E2 + 0,058 pH

l



Exemple 10On considère la pile suivante :

Données numériques :

T=298°K;E0(Fe3+/Fe 2+)=0,77V;E0(Ag+/Ag)=0,80V1.Calculer la f.e.m E de cette pile2.Quelle est la relation entre E 0 de la pile et la

constante d’équilibre de la réaction chimilorsque la pile débite. Calculer cetteconstante.

Agmol.l1,0Ag mol.l1,0Fe

mol.l1,0FePt 1-

1-2

1-3



Exemple10… 1.Couple Fe3+/Fe 2+ : Fe3++ e- = Fe 2+ E1 = E0 (Fe3+/Fe 2+ )+ 0,059 log[Fe3+]/[Fe 2+]Couple Ag+/Ag : Ag++ e- = AgE2= E0 (Ag+/Ag )+ 0,059 log[Ag+]Réaction : Ag++ Fe 2+ = Ag + Fe3+

Ag Fe

FeK

2

3



Exemple12…

Klog059,0EE

V029,01,0.1,0

1,0log059,077,080,0E

Ag Fe

Felog059,0)Fe / Fe(E)Ag / Ag(EE

0

3

223

00



Exemple12

1010K:AN

10K 059,0EE

Klog

Klog059,0EE

059,0)029,0(03,0

059,0E0E

0

0

QCM8



QCM8A.Dans une pile électrochimique enfonctionnement, la réaction qui se produit estforcéeB.La loi de Nernst dit que le potentiel pris parune électrode trempant dans une solutiondépend : du couple étudié, et desconcentrations (ou des pressions pour les gaz)des espèces intervenant dans le coupleC.Lorsqu’une pile débite, la masse de l’électrpositive ne diminue jamaisD.Le pont salin est nécessaire aufonctionnement de la pileE.Les ions se déplacent à l’intérieur desolutions et du pont salin

QCM9



QCM9Données:E0(H+/H 2)=0V; E0(Fe2+/Fe)=-0,44V;; E0(Ag+/Ag)=0,80VA 25°C, par rapport à l’électrode normad’hydrogèneA.Le potentiel d’une lame de fer plongeant dans solution centimolaire de sulfate de fer vaut -0,38 VB.Le potentiel de la lame de fer vaut -0,50 VC.Le potentiel d’une lame d’argent plongeant danssolution de nitrate d’argent à 10-3 mol.L-1 vaut -0,62VD.Le potentiel de la lame d’argent vaut 1,32 V E.Le potentiel de la lame d’argent vaut 0,62 V

QCM10



QCM10… On réalise la pile suivante : Zn/Zn 2+//Pb 2+/PbVolume des solutions V=100ml[Zn2+]=5,0.10-2 mol.L-1, [Pb2+]= 1,0.10-2 mol.L-1

La constante de réaction ayant pour réactifsles ions Zn2+ et le métal Pb a pour valeurK=2.10-21.Un voltmètre est inséré dans le circuitextérieur, sa borne + est reliée à la lame dezinc et sa borne –à la lame de plomb



QCM10A.L’équation de réaction de la pile est : Pb2+ + Zn=Zn2++ PbB.L’équation de réaction de la pile est : Zn2++ Pb = Pb2+ + ZnC.La valeur de la tension affichée au voltmètre estpositiveD.À l’intérieur de la pile, les électrons sdéplacent de la lame de zinc vers la lame de plombE.Quand la pile s’arrête de fonctionner, le quotiede réaction a pour valeur Qr=5.

l



Exemple 13

Solution 1 : Fe (NO3)2 -Electrode en FerSolution 2 : Ag(NO3) - Electrode en AgSolutions reliées par un conducteur

Activité de Fe (NO 3)2 : a = 2 mol/lMolarité de Ag(NO3) : c = 2 mol/lddp mesurée entre les 2 solutions : 1241

mvCoefficient d’activité de Ag+ ?



Exemple 13

22121

22

2

11

V241,12log106,0

alog206,0

EEV

AglogZ

06,0E:2Solution

Felog

Z

06,0E:1Solution

ca C;27àV06,0

FRT





Potentiel de diffusion

1 2

A -

B +

m

[A- ] 1 = [A- ]2 [B+]1 = [B+] 2

Potentiel d’équilibre : Equ



Potentiel d équilibre : Equ.Gibbs-Donnan

1 2

V 2V 1

- +

A-B+

[A- ]1 . [B+]1 = [A- ]2 . [B+]2

[A-]1 <

[B+]1 >

[A-]2

[B+]2

E ti d N t



Equation de Nernst

)C27T(

(mV) A

Alog

z

60

A

A

LnzF

RT

VV

2

1

2

121

C diti d’é ilib



Condition d’équilibre

l



Exemple14

Solution contenant des ions Cl-, Na+, K+, CO3H-, Ca++,

diffusibles à travers unemembrane.

Quel est le potentiel équilibre?

Exemple 14



Exemple 14

23

13

2

1

2

1

2

1

2

121

HCO

HCOLn

FRT

Cl

ClLn

FRT

Ca

CaLn

FRT

K

KLn

FRT

Na

NaLn

FRTVV

E l 15



Exemple 15On considère 2 compartiments A et Bséparés par une membrane perméable au K +.Les concentrations en A et B sont

respectivement 0,1Met 0,01M.1.Calculer la ddp VA-VB pour laquelle l’ion K+ est à l’équilibre?

2.Pour cette ddp, quelle est la valeur duflux net de K +?



Exemple 15

2. A l’équilibre le flux net d’ions K+

estnul.

mV60VV10log60

01,01,0

log60VV

BA

BA

Exemple 16



Exemple 16On considère 2 compartiments A et Bséparés par une membrane perméablecontenant HCO3

- aux concentrations 1M et0,1M, respectivement. La ddp entre A et B

est VA-VB = +100 mV1.L’ion est-il à l’équilibre ? Satisfait-il àl’équation de Nernst? 2.Si l’ion n’est pas à l’équilibre, danssens la force électrochimique va-t-elle lefaire migrer?

E l 16



Exemple 161. Potentiel d’équilibre pour l’ion : (VA-VB) eq= +(60)log(1 / 0,1)= +60log10

(VA-VB) eq= +60 mV(VA-VB) eq est différent de V A-VB

Pas d’équilibre électrochimique pourl’ion 2. z(VA-VB) <z (VA-VB) eq : Diff B Az(V

A-V

B) >z (V

A-V

B) eq : Diff A B

Flux B A

Macromolécule neutre :



Macromolécule neutre :Phénomène de Donnan

Membrane dialysante séparant deuxsolutions ioniques de concentrationsdifférentes : dans un descompartiments se trouve unemacromolécule électriquementneutre incapable de traverser lamembrane

Equilibre de Donnan

Etat d’équilibre de Donnan



Etat d’équilibre de Donnan 1. Electroneutralité de part et

d’autre de la membrane 2. Concentrations ioniques égales

de part et d’autre 3. ddp nulle entre les côtés de la

membrane

4. Contre pression osmotique liéeà la concentration de lamolécule neutre non diffusible

Macromolécule chargée :



Macromolécule chargée :Phénomène de Donnan

Membrane dialysante séparantdeux solutions ioniques deconcentrations différentes: dansun des compartiments unemacromolécule non diffusible

chargée électriquement ( Ex :RNaz Rz- + z Na +)

Equilibre de Donnan



Equilibre de Donnan

-

O -

O+

membrane dialysante

O -

O -

O -

O -

O -

O+

O+

O+

O -

O -

O -

O -

O -

O -

Etat final

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

U

Etat initial

O+

O+

O+

O+

O+

O+

O+

O+

O+

O+O+

O+

O+

O+

O+

O+

O+

O+

O+O+

-+

Etat d’équilibre de Donnan



Etat d’équilibre de Donnan… 1.Electroneutralité de part et d’autre de lamembrane ( ex : capillaire sanguin, glomérulerénal …) 2.La non égalité des concentrations de chaque

ion diffusible ( Présence macro-ion) de part etd’autre de la membrane3.ddp non nulle entre les côtés de la membrane4. Pression osmotique plus forte que celle dueau macro-ion ( Pression oncotique>Pressionprotéines)

Et t d’é ilib d D



Etat d’équilibre de Donnan 5.Le macro ion repousse les ions de sonsigne de l’autre côté de la membrane 6.Le potentiel de Donnan V2-V1 est tel que

le côté de la membrane où est présent lemacro ion non diffusible se charge de sonsigne

Exemple 17



Exemple 17On considère 2 compartiments A et B, de volume

constant, séparés par une membrane perméable aux ions K + et Cl - , mais imperméable aux ions Y - Compartiment A : [K+]A = [Y- ]A= 0,1 MCompartiment B : [K+]B = [Cl- ]B= 0,1 M1. En quoi la membrane est-elle de Donnan?2. Les ions sont- ils à l’équilibre? 3. A l’équilibre, quelles sont les concentrations

des différents ions dans chaquecompartiment? Quelle sera la ddp entre A etB.

Exemple 17



Exemple 17 … 1. Membrane de Donnan, puisqu’ e

est perméable à K +, Cl- , mais pas àY-.

2. Au départ l’ion Cl- n’est pas àl’équilibre. Le flux Cl- va de B versA (VA-VB) < 0 Flux K+ de Bvers A.

Exemple 17 …



Exemple 17 … 3. A l’équilibre :[K+]A [Cl- ]A= [K+]B [Cl- ]B

( Eq. Gibbs-Donnan ) (1)Electroneutralité [K+]A = [Cl- ]A+[Y] (2)[K+]B = [Cl- ]B (3)

Conservation de la matiére [K+]A + [K+]B = 0,2M (4)

[Cl-

]A+ [Cl-

]B=0,1M (5)[Y] = 0,1M (6)

Exemple 17 …



Exemple 17 … (1) + (3) [K+]A [Cl- ]A= ([K+]B)2

(4) + (5) (0,2- [K +]B) (0,1- [Cl - ]B)=([K+]B)2

Ou (0,2- [K +]B) (0,1- [K +]B)= ([K+]B)2

(0,2x0,1)- [K +]B(0,2+0,1)+ ([K +]B)2 =([K+]B)2

(0,2x0,1)= [K +]B (0,2+0,1)

Exemple 17



Exemple 17

[K+

]B =0,02/0,3=0,066M= [Cl-

]B[Cl- ]A=0,033M, [K +]A =0,133M,[Y]=0,1M

VA-VB = -60 log ([K+

]A / [K+

]B )=-18mV

Exemple 17 :Autre méthode



Exemple 17 :Autre méthode

([K+

]A +x) x=([K+

]B -x) ([Cl-

]B -x) (0,1+x) x=(0,1 -x) (0,1 -x)x2 +0,1x= x 2 -0,2x+0,01

0,3 x =0,01 x = 0,01/0,3 =0,033 Mx=[Cl- ]A=0,033M,[K +]A=x+0,1 =0,133M[Cl- ]B=0,1-0,033=0,066M= [K +]B

QCM11



QCM11De part et d’autre d’une membrane de dialyse, on a27°C, 2 solutions à l’équilibre avec :

A.[H+]2= 10 mmol/LB.[H+]2= 4 mmol/LC.[H+]2= 8 mmol/LD.[H+]2= 2 mmol/LE.Autre réponse

P-10 en mmol/L HCO3- en mmol/L H+ en mmol/L

Solution 1 1,5 ? 16Solution 2 0 ? ?

QCM12



QCM12La différence de potentiel (V 1-V2) de partet d’autre de la membrane vaut :A.-24 mVB.-18 mVC.-10,5 mVD.-36 mVE.Autre réponse

QCM13



QCM13… Soit une cellule excitable avec les données suivantes :

Parmi les réponses proposéesA.-89 mVB.-78 mVC.-65 mV

D.50 mV E.78mV

Concentration (mEq/L) Intracellulaire ExtracellulaireNa+ 36 240K+ 210 7Cl- 15 300

QCM13



QCM13Choisir celle qui correspond à 27°C:1. Au potentiel de repos2. Au potentiel d’action 3. Au post-potentiel4. Au potentiel d’équilibre des ions K+

QCM13



QCM13

mV5036

240log60

Na

Nalog60U

mV89210

7log60

K

Klog60U

mV7830015

log60

Cl

Cllog60U

i

eNa

i

eK

e

iCl

QCM13



QCM13

Potentiel de repos = -78 mVPotentiel d’action = 50 mV Post potentiel = -89 mV

Potentiel d’équilibre des ions K+ = -89 mV



Défi iti



Définition

On appelle diagramme deDavenport les graphes

donnant l’évolution des iocarbonate HCO3- (aq) en

fonction du pH de l’organism

Lois de variation de



Lois de variation de[HCO3

- ]

constanteb

.pHLmmol.25

DE)ladepenteou(ferméssystèmesdestamponpouvoirpH

HCO

COdu(DE)ionéquilibratd'droitesdeFamille:bpH.HCO

:variePSi

isobarescourbesdeFamille:10.P.03,0HCO

:constantemaintenueestPSi

poumonslesdansCOenpartiellepressionP

1-1-

-3

2-3

2CO

6,1-pH2CO

-3

2CO

22CO

Définitions



Définitions•On appelle point normal, le point Nreprésentant un état acido-basique normalsoit [HCO3

-]=24 mmol.L-1 et pH=7,40.

•L’isobare passant par le point normal eappelé isobare normale .•La droite normale d’équilibration (DNE)

correspond à la droite d’équilibratiopassant par N.

Isobares et droites



d’équilibration

pH

PCO2 mmHg

•N

[HCO3-]mmol/L

40 <40>40

24

7,4

DNE

Isobarenormale

vi - ve +50 UNaPotentield’ ti



i e(mV)

0

- 78

- 89 PostPotentiel

t

t

Potentielde repos

Stimulation

Perméabilité

50 ms

PNa+

PK+

UCl

+50 UNa

UK

d’action

Activité électriquede la cellule

Mécanismes de compensation



Mécanismes de compensation

pH

•N

[HCO3-]mmol/L

24

7,4Acidose Alcalose

I

III

II IV

I et III : compensationII et IV : double agressionmétabolique et respiratoire

.M1

. M2

.P1P2.

Exemple 18



pPlacer sur le diagramme de Davenport le point

représentatif d’un sujet: •A atteint d’une acidose respiratoire ncompensée•B atteint d’une alcalose métabolique compensée•C atteint d’une alcalose respiratoire partiellemcompensée

•D atteint d’une acidose mixte avec [HCO3-] normal•E atteint d’une agression totalement compenpar perfusion de bicarbonates

Exemple 18



p

pH

•N

[HCO3-]mmol/L

24

7,4

.A .B

.C.D

.E

Exemple 19 …



Exemple 19 … Soit le LEC d’un sujet avec un pH de [HCO3

-]=28 mmol.L-1, [CO2]=1,4 mmol.L-1Loi d’Henderson-Hasselbach :

pH= 6,1 + log 20 = 7,4

1.Si on ajoute 14 mmol de HClpar litre deLEC : en absence de tampon carbonique ouautres 14 mEq/L de H + pH =1,85

Exemple 19 …



p2. Avec tampon carbonique :

HCO3- + H+ CO2 + H2O

[HCO3-] =28-14 = 14 mEq/L

[CO2]=1,4 + 14 = 15,4 mEq/L

pH = 6,1 + log 14/15,4 = 6,06->[H+ ] 15000 fois plus faible que sans

tamponAvec les autres tampons : pH >6,06

Exemple 19



p3.[CO2] tend à rester en équilibre avec la P CO2.Si P

CO2= Cte = 40 mmHg --> CO

2éliminé et

revient à 1,4 mmol/LpH= 6,1 + log 14/1,4 = 7,1

4.Intervention du système respiratoire pour

l’hypercapnie-> PCO2 passe à 23 mmHg [CO2]=0,6 mmol/LpH= 6,1 + log 14 / 0,7 = 7,4

5.Le rein va finalement éliminer les 14 mmol enexcès, et régénérer les bicarbonates etramener [HCO3

-] à sa valeur initiale , laventilation diminue et PCO2 revient à 40 mmHg .





Forces intermoléculaires



Forces intermoléculaires

Force d’interactionmoléculaire

Energie de surfaceδW=σ δS(σ >0)

Energie de cohésion



Energie de cohésion

C’est le travail à fournipour vaincre les forces decohésion

Exemple 1



Exemple 1

Quel travail faut-il fournir ?1.Pour casser un bâton de craie de sectionS en deux morceaux, σ cr étant la tension

superficielle de la craie2.Pour pulvériser une goutte d’eau surface S en n gouttelettes de surface s.On donne σ

E de l’eau.

Exemple 1



Exemple 11. Deux surfaces S sont nouvellementcrées

Wc = 2 σ cr. S

2. Surface initiale = S iSurface finale = S f = n.s

Wc = σ E(Sf - S i)

Energie d’adhésion



Energie d adhésion C’est le travail à fournir pourséparer deuxphases ( liquide-solide par exemple) desurface S

Wa = (σ L+σ S – σ L/S) Sσ L= Cte tension superficielle du liquideσ S= Cte tension superficielle du solide

σ L/S = Cte tension superficielle du mélangeliquide-solide

Potentiel d’électrode



Potentiel d électrode

Métal plongé dans une solution contenantl’un de ses sels Potentiel d’électrode

Ex : Fe (NO3)2 et une électrode en FerAg(NO3) et une électrode en Ag

Formule du potentield’él d L i d N



MlnzFRT0EM

d’électrode : Loi de Nernst Zn

Zn++1

2ZnSO 4

2e -

Zn Zn++

MétalSolution

EM= Vmét-Vsol =

EM0= PotentielNormalZn/Zn++=-0,76

Mesure de ddp



Mesure de ddp

ddp =V M-VN= E M-EN

M

M+

N

N+

Pont de KCl

concentré

Exemple 9



pSolution 1 : Fe (NO3)2 -Electrode en FerSolution 2 : Ag(NO3) - Electrode en AgSolutions reliées par un conducteur

Activité de Fe (NO 3)2 : a = 2 mol/lMolarité de Ag(NO3) : c = 2 mol/lddp mesurée entre les 2 solutions : 1241

mvCoefficient d’activité de Ag+ ?

Exemple 9



Exemple 9

22121

22

2

1

1

V241,12log106,0

alog206,0

EEV

AglogZ

06,0E:2Solution

FelogZ06,0

E:1Solution

ca C;27àV06,0

FRT

QCM2



QLa mobilité d’un ion dans un chaélectrique:A. est fonction de la ddp électriqueB. dépend de la concentrationC. est à la base de l’analyse pa

électrophorèseD. est fonction de la charge de l’ion E. est sa vitesse de migration

Réponses QCM2



p QLa mobilité d’un ion dans un chaélectrique:A. B. dépend de la concentrationC. est à la base de l’analyse pa

électrophorèseD. est fonction de la charge de l’ion E.

QCM3l d l f d d d l



A.Un cristal de glace fond dans de l’eau pur

0°C mais il ne fond

pas dansune solution à 0°CB.Dans ce phénomène l’interface glace-liquide

joue le rôle de la membrane hémiperméableC. Osmomètrie et cryoscopie sont de même

nature mais ont des domaines d’applicatidifférentsD.Une solution de NaCl décimolaire à 27°Cdéveloppe une pression osmotique équivalente de

5m H2O et un T de 0,37°CE.Le T cryoscopique du plasma est de 0,56°C

Réponses QCM3



A. B.Dans ce phénomène l’interface glace-liquide joue le rôle de la membrane hémiperméableC. Osmomètrie et cryoscopie sont de mêmenature mais ont des domaines d’applicatidifférentsD. E.Le T cryoscopique du plasma est de 0,56°C

QCM4L d i d' ti t d t l



Les dosages sanguins d'un patient donnent lesrésultats suivants en mmol/l : Urée = 3.5.Magnésium=1; Sodium=142; Chlore=103.Potassium=5.4; Protéines=3; Glucose=3.8; Calcium=1.9. A. Si la masse molaire du glucose est de 180 g, onpeut en déduire une glycémie de 684 g/lB. Céq(Ca++)=3.8 mEq/lC. L'osmolarité réelle peut se mesurer par laméthode du cryoscopiqueD. Ceq(Na+)=142 Eq/l

E. Les données ci-dessus nous permettent d'avoir uneestimation de l'osmolarité de l'ordre de 296.7mosm.

Réponses QCM4L d g g i d' ti t d t l



Les dosages sanguins d'un patient donnent lesrésultats suivants en mmol/l : Urée = 3.5.Magnésium=1; Sodium=142; Chlore=103.Potassium=5.4; Protéines=3; Glucose=3.8; Calcium=1.9.A. B.

Céq(Ca++)=3.8 mEq/l C.L'osmolarité réelle peut se mesurer par laméthode du cryoscopique D. E.

Les données ci-dessus nous permettentd'avoir une estimation de l'osmolarité del'ordre de 296.7 mosm .

QCM5



Chez un sujet normal, suite à une restrictionde la diète hydrique, on observe uneaugmentation de 10 mEq/l de laconcentration plasmatique de l’ionNa+; lesautres modifications cationiques peuventêtre considérées comme négligeables, lecation principal étant l’ionsodium. Quelle estl’augmentationassociée de l’osmolarité

plasmatique (en mOsm/l)?A. 0,06 B. 0,5 C. 1,5 D. 10 E. 20

Réponses QCM5



Chez un sujet normal, suite à une restrictionde la diète hydrique, on observe uneaugmentation de 10 mEq/l de laconcentration plasmatique de l’ionNa+; lesautres modifications cationiques peuventêtre considérées comme négligeables, lecation principal étant l’ionsodium. Quelle estl’augmentationassociée de l’osmolarité

plasmatique (en mOsm/l)?A. B. C. D. E. 20

QCM6 (suite QCM5)



( )Le delta cryoscopique du plasma lu au 1/100de degré s’en trouve: A. réduit de 0,56°CB. réduit de 0,04°CC. réduit de 0, 02°CD. accru de 0,04°CE. accru de 1,86°C

Réponses QCM6



Le delta cryoscopique du plasma lu au 1/100de degré s’en trouve: A. B. C. D. accru de 0,04°CE.

QCM7 (suite QCM5)L i d li



La correction de cette anomalie pourra se

faire par :A. une évolution vers l’hypernatrémie B. une sortie d’eau plasmatique vers l’esp

interstitielC.une hypervolémie à partir de l’einterstitielleD. une fuite de protéines plasmatiques vers lesecteur extravasculaireE. une hyperhydratation intracellulaire

Réponses QCM7 (suite QCM5)L i d li



La correction de cette anomalie pourra se

faire par :A. B.

C.une hypervolémie à partir de l’einterstitielleD.

E.

QCM8



Concernant la mobilité d’un ion soumis à l’actd’un champ électrique A. Elle est indépendante de la viscosité du milieu

B. Elle est toujours identique pour deux ions demême charge

C. Elle dépend de l’intensitédu champ électriqueD. Elle s’effectuetoujours à vitesse croissanteE. Elle génère une force de frottement

QCM9L h i d’él h è



La technique d’électrophorèse

A. Ne peut s’appliquer qu’à des moléculesneutres sans charge électriqueB. Nécessite l’application d’unchamp

électriqueC. Permet l’analysedes protéines plasmatiquesD. Sépare les molécules en fonction de leur

solubilité dans les lipidesE. Peut entraîner un déplacement dansl’albumineplasmatique

QCM10



La présence d’unmacro ion non diffusible d’un côté d’unemembrane de dialyse

A. Est responsable d’unphénomène d’osmose B. N’empêche pas l’homogénéisationdes

concentrations en ions diffusiblesC. Entraîne l’apparition d’uneddp rapidement

résolutiveD. Aboutit à l’équilibrede DonnanE. Constitue une situation que l’onobserve « invivo » au niveau de la membrane capillaire

Exemple 4



On réalise l’électrophorèse sur papier d’usolution de 2 protéines A et B. Une goutte desolution déposée sur la ligne de départdétermine une tache de diamètre d=5 mm. Lesconditions expérimentales sont U=100V;distance entre les électrodes : l=10cm; mobilitésélectrophorétiques :U A=4,5.10-7 SI; U B=5,5.10-7SI.Au bout de combien de temps et à quelledistance du point de départ peut-on considérer

que les deux protéines sont séparées?Que sepasse t- il si la diffusion n’est plus négligeable?

Exemple 4L di A B b d’



Les distances parcourues par A et B au bout d’un temps t :lA = vA.t = uA.E.t et l B = vB.t = uB.E.tsoit

lA = uA.E.t0 = 2,25 cm ; lB = uB.E.t0 = 2,75 cmSi la diffusion n’estplus négligeable , elle augmente le

diamètre de la tache au cours de sa migration, le tempspour séparer A et B est plus long (intérêt de la petitetaille de la tache)

sec50

lU

E

0

0

B A

B A

uuU

dl t soit

uu E

d t

QCM11



Q

Concernant la membrane cellulaire :A. Elle est perméable au sodiumB. Elle a une face interne électronégative

C. Elle a une face externe électropositiveD. Elle est imperméable à l’eau E. Elle est le siége de mécanismes de

transport actif

QCM12



Q

L’équation de Nernst : A. Donne la ddp transmembranaireB. Concerne l’équilibre ionique

C. Est vérifiée si le courant de filtrationcompense le courant de migrationD. Donne la ddp qui annule le courant pour

un ion donnéE. S’applique au phénomène de Donnan

QCM13Une membrane dialysante sépare deux solutions



Une membrane dialysante sépare deux solutionsélectrolytiques de concentration inégale, dans ldes compartiments se trouve une macromoléculeneutre, l’état d’équilibre est tel que : A.L’électroneutralité de part et d’autre de lamembrane

B.L’égalité des concentrations de chaque ion part et d’autre C.L’existence d’un potentiel de diffusion entre lcôtés de la membraneD.L’établissement d’une contre-pression osmotiqueE.Identique à la membrane du glomérule rénal

QCM13



L’équilibre de Donnan : A. Est dû à la présence d’un ion non diffusible B. Entraîne une pression supérieure à celle

prévue par la loi de Van’t Hoff

C. Entraîne une égalisation de la concentrationdes ions non diffusiblesD. Entraîne une ddp de part et d’autre de l

membraneE. Est dû à la présence d’une molécule neutre ndiffusible

+K+

+Na+ ddpeq= +65 mV ddpeq= -95 mV



+-

155 mEq/l4 mEq/l

-

12 mEq/l

145 mEq/l

+-Cl-

4 mEq/l

120 mEq/l

DM

ddpeq= -90 mV

Membranecellulaire

QCM14Concernant une membrane de Donnan :



Concernant une membrane de Donnan :A. Pour supprimer l’effet Donnan il suffit d

travailler au pH isoélectrique pH i du macro-ionB. On peut rendre l’effet négligeable si on dialy

le macro-ion contre une solution très concentréed’électrolyte

C. L’effet Donnan diminue avec le rapport DonnanD. La pression osmotique due à l’effet Donnan

maximale si le macro-ion est opposé à de l’eaupure

E. Lorsque le pH de la solution est inférieure au pHila protéine est chargée négativement

QCM15Concernant la membrane cellulaire les



Co ce a t a e b a e ce u a e esconcentrations ioniques EC et IC en mEq/l sont :[Na+]e=140, [K+]e=4, [Cl-]e=120[Na+]i=12, [K+]i=155, [Cl-]i=4A.Na+ tend fortement à rentrer dans la cellule

B.K+

tend à sortir de la celluleC.Cl- est à l’équilibre D.La perméabilité de Na + est environ 50 fois cellede K+

E.La constance observée des concentrationsioniques EC et IC s’explique par le transport ades ions.



QCM15Concernant la membrane cellulaire les



concentrations ioniques EC et IC en mEq/l sont :[Na+]e=140, [K+]e=4, [Cl-]e=120[Na+]i=12, [K+]i=155, [Cl-]i=4A.Na+ tend fortement à rentrer dans la cellule

B.K+

tend à sortir de la celluleC.Cl- est à l’équilibre D.La perméabilité de Na + est environ 50 fois cellede K+

E.La constance observée des concentrationsioniques EC et IC s’explique par le transport ades ions.

Effet Donnan



QCM13Une membrane cellulaire au repos à 37°C sépare 2



Une membrane cellulaire au repos, à 37°C, sépare 2milieux dans lesquels les concentrations ioniques sontles suivantes:Intra : [Na +]i= 12 mmol/L; [K+]i=150 mmol/LExtra:[Na +]e=140 mmol/L; [K+]e=6 mmol/LLe potentiel de repos est égal à -78,8 mV.Le rapport des mobilités u K/u Na est de l’ordre de: A.40B.50C.60D.70E.Autre réponse

QCM13 suite



A un instant du potentiel d’action, la cellule éten cours d’activité, le rapport des mobilitdevient uK/u Na= 20 ( les concentrations sontconsidérées inchangées). La valeur du potentielde membrane est de l’ordre de : A.+70,5 mVB.+59,7 mVC.+52,7 mVD.+48,9 mVE.Autre réponse

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