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LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de Toulouse Université Paul Sabatier – Facultés de Médecine U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentale Professeur Hugues.

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1 LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de Toulouse Université Paul Sabatier – Facultés de Médecine U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentale Professeur Hugues Chap Faculté de Médecine de Toulouse-Purpan Année Plan général du cours Chapitre I :Atomes, ions, molécules Chapitre II :Les molécules caractéristiques de la matière vivante

2 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

3 Glucose 5 %Chlorure de sodium 0,9 %

4 Résultats Valeurs de référence Résultats d’un BES (bilan électrolytique sanguin) Sodium, potassium, chlore = ions formés à partir d’atomes Urée, créatinine, glucose = molécules

5 Corps purs Eau (18 g) Alcool 100° (46 g) Ether (74 g) Sucre (342 g) 6 x molécules Molécule = plus petite partie d’un corps qui en possède toutes les propriétés milliards de milliards

6 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

7 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

8 Les molécules (donc les composés qui leur correspondent) sont alors désignées en indiquant le nombre de chaque atome qu’elles renferment : Eau = H 2 O : 2 atomes de H et 1 atome de O Ethanol = C 2 H 6 O : … Glucose = C 6 H 12 O 6 : … NaCl = chlorure de sodium KCl = …

9 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

10 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)

11 Un atome est caractérisé par - son nombre de protons (ou électrons): Numéro atomique Z - son nombre de nucléons (protons + neutrons): Nombre de masse A 1H1H 1 1 proton (1 électron), 0 neutron 6C6C 12 6 protons (6 électrons), 6 neutrons protons ( électrons), neutrons 16 8O8O P protons ( électrons), neutrons ZXZX A

12 Certains atomes possèdent le même Z et diffèrent par A : isotopes d’un même élément 1H1H 1 1H1H 2 Deutérium 1H1H 3 Tritium (radioactif) L’élément hydrogène 1 H comporte 3 isotopes 53 I 127 Iode 131 (radioactif) 53 I 131 Scintigraphie thyroïdienne

13 Scintigraphie thyroïdienne au 99 Tc A l’heure actuelle, on utilise de préférence le technétium ( 43 Tc) 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.

14 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

15 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 1H1H 1 1 u.m.a. 6C6C u.m.a. u.m.a. 16 8O8O P u.m.a. Une molécule a une masse moléculaire, égale à la somme des masses atomiques des atomes qui la composent Eau : H 2 O 1 x = 18 u.m.a. Glucose : C 6 H 12 O 6 12 x x 6 = 180 u.m.a. NaCl avec 23 pour Na et 35,5 pour Cl : ,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.

16 Eau : H 2 O 18 u.m.a. 18 g Glucose : C 6 H 12 O u.m.a.180 g Alcool : C 2 H 6 O 46 u.m.a. 46 g Définition de la mole Sucre : C 12 H 22 O u.m.a.342 g MoléculeMole Une mole renferme 6,022 x molécules (nombre d’Avogadro)

17 Exemple de calcul Glycémie normale 1 g/l Glucose : C 6 H 12 O 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/ mol * nmole (nanomole) : 1 nmol = 10 ‒ 9 mol = 1/ mol

18 Exemple de calcul Glycémie normale 1 g /l = 1000 mg/l Glucose : C 6 H 12 O u.m.a. 180 g = 1 mol 180 mg = 1 mmol Combien de mmol dans 1000 mg? 1000 / 180 = 5,5 mmol/l

19 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

20 H1H 2 He 2 3 Li 4 Be 5B5B 6C6C 7N7N 8O8O 9F9F 10 Ne 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 4 19 K 20 Ca 1 e2 e3 e5 e 6 e 7 e 8 e HCaAl C N O Cl Ne Classification périodique des éléments (1) e célibataire Doublet ou paire d’e 4 e

21 H1H 2 He 2 3 Li 4 Be 5B5B 6C6C 7N7N 8O8O 9F9F 10 Ne 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 4 19 K 20 Ca Al C N O Cl Ne Classification périodique des éléments (2) H H+H+ 1e Ca Ca 2+ 2e3e Al 3+ 1e Cl – Ions positifs (cations)Ion négatif (anion)

22 Principaux ions * Cations monovalents : H + ; Li + ; Na + ; K + * Cations divalents : Mg 2+ ; Ca 2+ * Anions monovalents : Cl – ; I – (chlorure et iodure) - H + est responsable de l’acidité des solutions - Le pH mesure le degré d’acidité Acide Basique Neutre - Le pH physiologique (plasma, cellules) est proche de la neutralité (7,4)

23 H1H1 He 2 2Li 3 Be 4 B5B5 C6C6 N7N7 O8O8 F9F9 Ne 10 3Na 11 M g 12 Al 13 Si 14 P 15 S 16 Cl 17 Ar 18 4K 19 Ca 20 Sc 21 Ti 22 V 23 Cr 24 M n 25 Fe 26 Co 27 Ni 28 Cu 29 Zn 30 Ga 31 Ge 32 As 33 Se 34 Br 35 Kr 36 5Rb 37 Sr 38 Y 39 Zr 40 Nb 41 Mo 42 Tc 43 Ru 44 Rh 45 Pd 46 Ag 47 Cd 48 In 49 Sn 50 Sb 51 Te 52 I 53 Xe 54 Classification périodique des éléments (3) Composés organiques Oligo- éléments Composés minéraux

24 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

25 Liaisons simples H + H H H ou H H Dihydrogène Doublet commun

26 Liaisons doubles ou triples

27 Liaisons polarisées (1)

28 Liaisons polarisées (2) Eléments fortement électronégatifs : N ; O ; Cl Eléments fortement électropositifs : Li, Na, K, Mg, Ca, H

29 Un cas extrême de liaison polarisée : la liaison ionique Cristal de chlorure de sodium (NaCl)

30 Un cas particulier de liaison covalente : la liaison dative ou donneur-accepteur Le doublet de liaison est fourni par un seul des atomes

31 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

32 Polarisation de la molécule d’eau O H H 2  - ++ ++

33 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

34 Interaction de composés hydrophiles avec des molécules d’eau

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

36 Un flacon de propofol (Diprivan®) injectable (http://en.wikipedia.org/wiki/Emulsions) « le lait de l’amnésie »

37 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

38 Le dioxygène O 2 est indispensable à la vie des espèces aérobies* *Inverse = anaérobies Le diazote N 2 représente 80 % de l’air ambiant mais est un gaz inerte sur le plan biologique

39 Le monoxyde de carbone CO entre en compétition avec le dioxygène au niveau de l’hémoglobine COCO Le dioxyde de carbone CO 2 est le produit d’oxydation complète du carbone au cours de la combustion et de la respiration cellulaire COCO O O

40 Le dioxyde de carbone CO 2 est dissous dans l’eau pour donner des ions bicarbonates CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3 ‒ Les ions bicarbonates se combinent aux protons H + pour donner de l’acide carbonique H 2 CO 3, protégeant ainsi le plasma et l’intérieur des cellules de l’acidification. Réserve alcaline – Acidose – Alcalose

41 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

42 Résultats Valeurs de référence Résultats d’un BES (bilan électrolytique sanguin) Osmolarité calculée = (Na + K) x 2 + glycémie + urée = ( ) x 2 + 4,8 + 5,4 = ,2 = 298,2 Na + K+K+ Cl – HCO 3 – C 6 H 12 O 6

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

44 Glucose 5 %Chlorure de sodium 0,9 %

45 Glucose 5% 5 g/100ml = 50 g/l = 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


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