Exercice On dissout m=2 g d’un hydrocarbure non volatil dans m’=100 g de benzène à 20°C. La tension de vapeur de ce dernier s’abaisse de 74,66 à 74,01.

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1 Exercice On dissout m=2 g d’un hydrocarbure non volatil dans m’=100 g de benzène à 20°C. La tension de vapeur de ce dernier s’abaisse de 74,66 à 74,01 mm Hg. Calculer la masse molaire de cet hydrocarbure Donner sa formule brute sachant qu’il renferme 94,4 % en masse de carbone. Benzène : M’=78 g.mol-1.

2 Exercice

3 Exemple 11 Un volume de 0,1 L de sang à 0°C est en équilibre avec de l’azote gazeux pur à la pression 2 atm. Calculer le volume gazeux d’azote dissous dans le sang. Même question si on remplace l’azote pur par de l’air ( 80% d’azote , 20% d’oxygène) à la pression 2,5 atm. Azote s = 0,023 L.L-1 de sang. atm-1

4 Exemple 11 v’ = s P’i V P’i = 2,5 . 0,8 = 2 atm ( Pression partielle)
v = s Pi V = 0, ,1 = 4,6 mL v’ = s P’i V P’i = 2,5 . 0,8 = 2 atm ( Pression partielle) soit v’= 4,6 mL

5 Solutions électrolytiques
CHAP. 5 Solutions électrolytiques

6 Conductivité d’une solution
1. Conductivité d’une solution

7 COMPORTEMENT DES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES
Résistance électrique beaucoup plus faible que la résistance de l’eau pure Entre deux solutions de concentrations ioniques différentes apparaît une ddp

8 Principe de la conductivité
+ - Ceq S E U-.E U+.E L

9 Définition de la conductivité

10 Résistance et conductance

11 Formule générale de la conductivité

12 Remarques La conductivité dépend :
de la concentration molaire du soluté de la nature des ions de la température

13 Conductivité d’une solution

14 Exemple 1 Soit une solution d’acide chlorhydrique de 10 mmole/l. Les mobilités des ions H+ et Cl- sont respectivement égales à 35 m/s et 7,63 m/s pour un champ de 1 V/cm , à une température de 25°C. Calculer la conductivité et la résistivité de cette solution.

15 Exemple 1

16 Conductivité équivalente

17 Exemple 2 La conductivité d’une solution aqueuse d’un électrolyte du type AB2 de concentration 15 mmol.L-1 est σ = 24 Ω-1.m-1. Sa conductivité équivalente à dilution infinie est Λ∞=400 Ω-1.cm-2. Eq-1. Calculer son degré de dissociation et sa constante d’équilibre.

18 Exemple 2

19 QCM1 Soit une solution électrolytique , sel d’un acide faible. Quel(s) élément(s) ne dépend(ent) pas de son coefficient de dissociation : La résistivité de la solution Le pH La molarité L’abaissement cryoscopique L’osmolarité

20 QCM2 La migration électrique : est un transport de type passif
est en rapport avec un gradient de potentiel électrique entraîne un flux électrique de solvant est seule responsable du flux de la membrane cellulaire provoque un courant électrique dont le sens est toujours opposé au gradient de potentiel

21 QCM3 Une membrane dialysante sépare deux solutions électrolytiques de concentration inégale. Dans l’un des compartiments se trouve une macromolécule neutre, l’état d’équilibre est tel que : L’électroneutralité de part et d’autre de la membrane L’égalité des concentrations de chaque ion de part et d’autre L’existence d’une ddp entre les côtés de la membrane rapidement résolutive L’établissement d’une contre-pression osmotique Un flux de migration non négligeable

22 Relation conductivité-concentration
σ H2SO4 KOH m

23 Relation cond. Eq. - Concentration
 Electrolytes forts Electrolytes faibles

24 Interprétation de la relation cond. eq - concentration
Deux interprétations possibles : m↑  ↓  Le nombre d’ions ↓  Λ ↓ ( Valable pour les électrolytes faibles)  =1  Molécules complètement dissociées ; m↑  Activité ionique diminue↓ (cas des électrolytes forts)

25 Activité d’une solution
Concentration d’une solution idéale qui présenterait la même conductivité que la solution réelle. a = m  = Coefficient d’activité Faible concentration :  = 1 Forte concentration :  < 1

26 Mesure de la conductivité
2. Mesure de la conductivité

27 Conductimétrie G = 1/R CONDUCTIMETRE

28 QCM5 Concernant la mobilité d’un ion soumis à l’action d’un champ électrique Elle est indépendante de la viscosité du milieu Elle est toujours identique pour deux ions de même charge Elle dépend de l’intensité du champ électrique Elle s’effectue toujours à vitesse croissante Elle génère une force de frottement

29 QCM6 Concernant la membrane cellulaire :
Les forces dues aux gradients transmembranaires de concentration et de potentiel électrique sont de même sens pour les ions K+ et Cl- , mais elles sont opposées pour l’ion Na+ Elle a une face interne toujours électronégative Elle a une face externe électropositive La ddp est supérieure à 50 mV dans le cas des cellules excitables Les mécanismes de transport actif explique la constance des concentrations ioniques intra et extracellulaires

30 Pont de Wheatstone R2 R R3 R1 Equilibre  R = R1R2/R3 σ= k/R
k=L/S Facteur géométrique R2 R R3 R1 Equilibre  R = R1R2/R3 σ= k/R

31 Conductivité du plasma

32 3. Mobilité ionique

33 Définition soit un ion dans un champ électrique E, qui se déplace dans un solvant ( avec frottements). Sa vitesse est constante en régime permanent. On définit la mobilité U+cation U+.E =v et U-anion U-.E =v

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

35 Formule de la mobilité d’un ion

36 Aspects physico-chimiques de la mobilité
La mobilité ionique est fonction de la nature de l’ion (Q et r) du milieu dans lequel il se déplace

37 Exemple 4

38 Ordres de grandeur Les mobilités ioniques : 2 à 10 microns/s pour un champ de 1V/cm ( à 10-7 m2.V-1.s-1) Les ions OH- et H+ sont beaucoup plus rapides : 20 et 30 microns/s.

39 QCM4 Pour les électrolytes forts,  est toujours égal à 1 mais l’activité diminue quand la concentration augmente L’intensité du courant augmente avec la concentration Pour un électrolyte faible, à forte dilution le coefficient d’activité tend vers 1 La force ionique caractérise l’environnement ionique La force ionique du plasma est de 0,145

40 QCM7 La mobilité d’un ion dans un champ électrique:
dépend dans certains cas du pH de la solution aqueuse dépend de la concentration est à la base de l’analyse par électrophorèse est fonction de la charge de l’ion est sa vitesse de migration

41 Exemple 4 Une protéine a une mobilité u= -7,2 10-7m.s/V.m-1 dans un milieu tampon liquide de pH=8,6 et de viscosité η=0,2mPa.s. Cette particule est sphérique de rayon r=1nm. Situer son pH isoélectrique et calculer la charge prise par cette particule à ce pH. Quelle tension faut-il appliquer entre les électrodes distantes de 10 cm pour qu’elle se déplace de 7 mm en 100s?

42 Mobilité et courants ioniques
Courant cationique Courant anionique

43 Exemple 5 Soit un acide AH dont l’ion A- a une mobilité de 5m/s par volt/cm. Quelle est la proportion du courant cationique? t+ = 30/35 = 86 % par les ions H+

44 Potentiel d’électrode et loi de Nernst
4. Potentiel d’électrode et loi de Nernst

45 Oxydation et réduction
Oxydation = perte d’électrons : M =M z+ + ze- M z+= Forme oxydée Réduction = gain d’électrons M z+ + ze- = M M = Forme réduite

46 Exemple 3 Fe 2+ = Fe e- Reducteur = Oxydant + ze- Réaction Redox

47 Potentiel d’électrode : Formule de Nernst
Soit le couple rédox : Ox/Réd  Ox + ne- = β Réd

48 Exemple 4 Vérifier qu’à 25°C, on a

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

50 Les différents types d’électrodes
L’électrode métallique (M z+ /M) L’électrode à hydrogène L’électrode métallique inerte (solution contenant forme oxydée et forme réduite d’une même substance, exemple Fe 3+ / Fe 2+ )

51 L’électrode métallique
Electrode métallique plongeant dans une solution d’un de ses sels ( Couple M z+ /M)

52 Exemple5 Calculer le potentiel d’une lame d’argent plongeant dans une solution de Ag NO3 de concentration m= 1 mmol.l-1. On donne E0(Ag+/Ag) = 0,80 V Ag=Ag++e-  E = E0 + 0,059 log m = 626 mV

53 L’électrode à hydrogène
Couple H+/H2 Une électrode en platine dans une solution acide contenant les ions H+  Au contact de l’électrode il y a échange d’e- entre H+ et H2. 2 H3O+ + 2e- = H2 (g) + H2O

54 Exemple 6 Calculer le potentiel d’une électrode à hydrogène ( pH2 = 1 atm) plongée dans chacune des solutions suivantes à 20°C. HCl ,1 mol.l-1 HCOOH 0,15 mol.l-1 (  = 0,03) H2SO ,1 mol.l-1 NaOH ,1 mol.l-1

55 Exemple 6

56 L’électrode métallique inerte

57 Exemple 7 Calculer le potentiel d’une électrode inattaquable de platine plongée dans une solution de sels ferreux et ferrique à concentrations égales sachant que E(Fe 3+/Fe 2+)=0,77V Calculer le potentiel lorsque[Fe3+]=2 [Fe2+]

58 Exemple 7

59 Oxydo-réduction Ox1 + n1e- = Réd1 Réd2= Ox2 + n2e-
Une réaction d’oxydation ne s’effectue qu’en présence d’un accepteur d’électrons Couples : Ox1/Réd1 et Ox2/Réd2 Ox1 + n1e- = Réd1 Réd2= Ox2 + n2e- n2Ox1 + n1Réd2 = n2Réd1+ n1Ox2

60 Exemple 8 Oxydation du Cu+ ( cuivreux) par Fe3+ ( Ferrique)
Cu+ = Cu e- Fe 3+ + e- = Fe 2+ Cu+ + Fe 3+ = Cu 2+ + Fe 2+

61 Pile électrochimique E1 E2 > E1 e- mV I + - K+ Cl- N+ M+ m1 m2
Anode Cathode E1 E2 > E1 e- mV I KCl concentré + - K+ Cl- Pont salin N+ M+ m1 m2

62 f.e.m d’une pile

63 Mesure du pH Pile avec : -Electrode de référence impolarisable : E2
-Electrode de mesure ( à hydrogène) dans une solution de concentration inconnue T=20°C E(V)= E2 + 0,058 pH

64 Exemple 10 On considère la pile suivante : Données numériques :
T=298°K;E0(Fe3+/Fe2+)=0,77V;E0(Ag+/Ag)=0,80V Calculer la f.e.m E de cette pile Quelle est la relation entre E0 de la pile et la constante d’équilibre de la réaction chimique lorsque la pile débite. Calculer cette constante.

65 Exemple10… Couple Fe3+/Fe 2+ : Fe3++ e- = Fe 2+
E1 = E0 (Fe3+/Fe 2+ )+ 0,059 log[Fe3+]/[Fe 2+] Couple Ag+/Ag : Ag++ e- = Ag E2= E0 (Ag+/Ag )+ 0,059 log[Ag+] Réaction : Ag++ Fe 2+ = Ag + Fe 3+

66 Exemple12…

67 Exemple12

68 QCM8 Dans une pile électrochimique en fonctionnement, la réaction qui se produit est forcée La loi de Nernst dit que le potentiel pris par une électrode trempant dans une solution dépend : du couple étudié, et des concentrations (ou des pressions pour les gaz) des espèces intervenant dans le couple Lorsqu’une pile débite, la masse de l’électrode positive ne diminue jamais Le pont salin est nécessaire au fonctionnement de la pile Les ions se déplacent à l’intérieur des solutions et du pont salin

69 QCM9 Données:E0(H+/H2)=0V; E0(Fe2+/Fe)=-0,44V; ; E0(Ag+/Ag)=0,80V
A 25°C, par rapport à l’électrode normale d’hydrogène Le potentiel d’une lame de fer plongeant dans une solution centimolaire de sulfate de fer vaut -0,38 V Le potentiel de la lame de fer vaut -0,50 V Le potentiel d’une lame d’argent plongeant dans une solution de nitrate d’argent à 10-3 mol.L-1 vaut -0,62V Le potentiel de la lame d’argent vaut 1,32 V Le potentiel de la lame d’argent vaut 0,62 V

70 QCM10… On réalise la pile suivante : Zn/Zn2+//Pb2+/Pb
Volume des solutions V=100ml [Zn2+]=5, mol.L-1, [Pb2+]= 1, mol.L-1 La constante de réaction ayant pour réactifs les ions Zn2+ et le métal Pb a pour valeur K= Un voltmètre est inséré dans le circuit extérieur, sa borne + est reliée à la lame de zinc et sa borne – à la lame de plomb

71 QCM10 L’équation de réaction de la pile est :
Pb2+ + Zn= Zn2++ Pb Zn2++ Pb = Pb2+ + Zn La valeur de la tension affichée au voltmètre est positive À l’intérieur de la pile, les électrons se déplacent de la lame de zinc vers la lame de plomb Quand la pile s’arrête de fonctionner, le quotient de réaction a pour valeur Qr=5.

72 Exemple 13 Solution 1 : Fe (NO3)2 -Electrode en Fer
Solution 2 : Ag(NO3) - Electrode en Ag Solutions reliées par un conducteur Activité de Fe (NO3)2 : a = 2 mol/l Molarité de Ag(NO3) : c = 2 mol/l ddp mesurée entre les 2 solutions : 1241 mv Coefficient d’activité de Ag+ ?

73 Exemple 13

74 Transports et équilibres ioniques
5 Transports et équilibres ioniques

75 Potentiel de diffusion
1 2 m - A + B - + + [A ] = [A-] [B ] = [B ] 1 2 1 2

76 Potentiel d’équilibre : Equ. Gibbs-Donnan
[A-]1 . [B+]1 = [A-]2 . [B+]2

77 Equation de Nernst

78 Condition d’équilibre

79 Exemple14 Solution contenant des ions Cl-, Na+, K+, CO3H-, Ca++, diffusibles à travers une membrane. Quel est le potentiel équilibre?

80 Exemple 14

81 Exemple 15 On considère 2 compartiments A et B séparés par une membrane perméable au K+. Les concentrations en A et B sont respectivement 0,1M et 0,01M. Calculer la ddp VA-VB pour laquelle l’ion K+ est à l’équilibre? Pour cette ddp, quelle est la valeur du flux net de K+?

82 Exemple 15 A l’équilibre le flux net d’ions K+ est nul.

83 Exemple 16 On considère 2 compartiments A et B séparés par une membrane perméable contenant HCO3- aux concentrations 1M et 0,1M, respectivement. La ddp entre A et B est VA-VB = +100 mV L’ion est-il à l’équilibre ? Satisfait-il à l’équation de Nernst? Si l’ion n’est pas à l’équilibre, dans quel sens la force électrochimique va-t-elle le faire migrer?

84 Exemple 16 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 VA-VB Pas d’équilibre électrochimique pour l’ion z(VA-VB) <z (VA-VB) eq : Diff BA z(VA-VB) >z (VA-VB) eq : Diff AB  Flux B A

85 Macromolécule neutre : Phénomène de Donnan
Membrane dialysante séparant deux solutions ioniques de concentrations différentes : dans un des compartiments se trouve une macromolécule électriquement neutre incapable de traverser la membrane Equilibre de Donnan

86 Etat d’équilibre de Donnan
Electroneutralité de part et d’autre de la membrane Concentrations ioniques égales de part et d’autre ddp nulle entre les côtés de la membrane Contre pression osmotique liée à la concentration de la molécule neutre non diffusible

87 Macromolécule chargée : Phénomène de Donnan
Membrane dialysante séparant deux solutions ioniques de concentrations différentes: dans un des compartiments une macromolécule non diffusible chargée électriquement ( Ex : RNaz Rz- + z Na+)

88 Equilibre de Donnan Etat initial  - + membrane dialysante Etat final
- - O+ O+ - O- O+ O+ O+ - O+ O- O+ O- - - O+ O+ O+ O+ - O- O- O+ O- O+ O+ O- O+ O+ - - O+ O+ O+ O- O- - O+ - O- O- - O+ O+ - + U membrane dialysante Etat initial Etat final

89 Etat d’équilibre de Donnan…
Electroneutralité de part et d’autre de la membrane ( ex : capillaire sanguin, glomérule rénal …) La non égalité des concentrations de chaque ion diffusible ( Présence macro-ion) de part et d’autre de la membrane ddp non nulle entre les côtés de la membrane Pression osmotique plus forte que celle due au macro-ion ( Pression oncotique>Pression protéines)

90 Etat d’équilibre de Donnan
Le macro ion repousse les ions de son signe de l’autre côté de la membrane Le potentiel de Donnan V2-V1 est tel que le côté de la membrane où est présent le macro ion non diffusible se charge de son signe

91 Exemple 17 On 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 M Compartiment B : [K+]B = [Cl-]B= 0,1 M En quoi la membrane est-elle de Donnan? Les ions sont-ils à l’équilibre? A l’équilibre, quelles sont les concentrations des différents ions dans chaque compartiment? Quelle sera la ddp entre A et B.

92 Exemple 17 … Membrane de Donnan, puisqu’ elle est perméable à K+, Cl- , mais pas à Y-. Au départ l’ion Cl- n’est pas à l’équilibre. Le flux Cl- va de B vers A (VA-VB) < 0  Flux K+ de B vers A.

93 Exemple 17 … 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)

94 Exemple 17 … + (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)

95 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

96 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= x2 -0,2x+0,01 0,3 x =0,01  x = 0,01/0,3 =0,033 M x=[Cl-]A=0,033M,[K+]A=x+0,1 =0,133M [Cl-]B=0,1-0,033=0,066M= [K+]B

97 QCM11 De part et d’autre d’une membrane de dialyse, on a, à 27°C, 2 solutions à l’équilibre avec : [H+]2= 10 mmol/L [H+]2= 4 mmol/L [H+]2= 8 mmol/L [H+]2= 2 mmol/L Autre réponse P-10 en mmol/L HCO3- en mmol/L H+ en mmol/L Solution 1 1,5 ? 16 Solution 2

98 QCM12 La différence de potentiel (V1-V2) de part et d’autre de la membrane vaut : -24 mV -18 mV -10,5 mV -36 mV Autre réponse

99 QCM13… Soit une cellule excitable avec les données suivantes :
Parmi les réponses proposées -89 mV -78 mV -65 mV 50 mV 78mV Concentration (mEq/L) Intracellulaire Extracellulaire Na+ 36 240 K+ 210 7 Cl- 15 300

100 QCM13 Choisir celle qui correspond à 27°C: Au potentiel de repos
Au potentiel d’action Au post-potentiel Au potentiel d’équilibre des ions K+

101 QCM13

102 QCM13 Potentiel de repos = -78 mV Potentiel d’action = 50 mV
Post potentiel = -89 mV Potentiel d’équilibre des ions K+ = -89 mV

103 Diagramme de davenport et troubles acido-basiques
6 Diagramme de davenport et troubles acido-basiques

104 Définition On appelle diagramme de Davenport les graphes donnant l’évolution des ions carbonate HCO3- (aq) en fonction du pH de l’organisme

105 Lois de variation de [HCO3-]

106 Définitions On appelle point normal, le point N représentant un état acido-basique normal soit [HCO3-]=24 mmol.L-1 et pH=7,40. L’isobare passant par le point normal est appelé isobare normale. La droite normale d’équilibration (DNE) correspond à la droite d’équilibration passant par N.

107 Isobares et droites d’équilibration
[HCO3-] mmol/L >40 40 <40 PCO2  mmHg Isobare normale 24 N DNE pH 7,4

108 UNa UCl UK vi - ve (mV) Activité électrique de la cellule Stimulation
Potentiel d’action  +50 Activité électrique de la cellule Stimulation UCl Potentiel de repos  - 78  - 89 t Post Potentiel UK Perméabilité PNa+ PK+  50 ms t

109 Mécanismes de compensation
I et III : compensation II et IV : double agression métabolique et respiratoire [HCO3-] mmol/L P2. III .P1 24 IV N .M1 II I . M2 Acidose Alcalose pH 7,4

110 Exemple 18 Placer sur le diagramme de Davenport le point représentatif d’un sujet: A atteint d’une acidose respiratoire non compensée B atteint d’une alcalose métabolique non compensée C atteint d’une alcalose respiratoire partiellement compensée D atteint d’une acidose mixte avec [HCO3-] normal E atteint d’une agression totalement compensée par perfusion de bicarbonates

111 Exemple 18 .E [HCO3-] mmol/L .B .A .D 24 N .C pH 7,4

112 Exemple 19 … Soit le LEC d’un sujet avec un pH de 7,4, [HCO3-]=28 mmol.L-1, [CO2]=1,4 mmol.L-1 Loi d’Henderson-Hasselbach :  pH= 6,1 + log 20 = 7,4 Si on ajoute 14 mmol de HCl par litre de LEC : en absence de tampon carbonique ou autres 14 mEq/L de H+  pH =1,85

113 Exemple 19 … Avec tampon carbonique : HCO3- + H+  CO2 + H2O
[HCO3-] =28-14 = 14 mEq/L [CO2]=1, = 15,4 mEq/L pH = 6,1 + log 14/15,4 = 6,06 ->[H+ ] fois plus faible que sans tampon Avec les autres tampons : pH >6,06

114 Exemple 19 [CO2] tend à rester en équilibre avec la PCO2.
Si PCO2= Cte = 40 mmHg --> CO2 éliminé et revient à 1,4 mmol/L pH= 6,1 + log 14/1,4 = 7,1 Intervention du système respiratoire pour l’hypercapnie -> PCO2 passe à 23 mmHg  [CO2] =0,6 mmol/L pH= 6,1 + log 14 / 0,7 = 7,4 Le rein va finalement éliminer les 14 mmol en excès, et régénérer les bicarbonates et ramener [HCO3-] à sa valeur initiale , la ventilation diminue et PCO2 revient à 40 mmHg.

115 Les Phénomènes de surface
CHAP. 6 Les Phénomènes de surface

116 Tension superficielle des liquides
1 Tension superficielle des liquides

117 Forces intermoléculaires
Energie de surface δW= σ δS (σ >0) Force d’interaction moléculaire

118 Energie de cohésion C’est le travail à fournir pour vaincre les forces de cohésion

119 Exemple 1 Quel travail faut-il fournir ?
Pour casser un bâton de craie de section S en deux morceaux, σcr étant la tension superficielle de la craie Pour pulvériser une goutte d’eau de surface S en n gouttelettes de surface s. On donne σE de l’eau.

120 Exemple 1 Deux surfaces S sont nouvellement crées Wc = 2 σcr. S
Surface initiale = Si Surface finale = Sf = n.s Wc = σE(Sf - Si)

121 Energie d’adhésion C’est le travail à fournir pour séparer deux phases ( liquide-solide par exemple) de surface S Wa = (σL+ σS – σL/S) S σL= Cte tension superficielle du liquide σS= Cte tension superficielle du solide σL/S = Cte tension superficielle du mélange liquide-solide

122 Potentiel d’électrode
Métal plongé dans une solution contenant l’un de ses sels  Potentiel d’électrode Ex : Fe (NO3)2 et une électrode en Fer Ag(NO3) et une électrode en Ag

123 Formule du potentiel d’électrode : Loi de Nernst
Zn 2e- Zn Zn++ Métal Solution EM0= Potentiel Normal Zn/Zn++=-0,76 1 Zn++ 2 ZnSO4 EM= Vmét-Vsol =

124 Mesure de ddp M M+ N N+ Pont de KCl concentré ddp =VM-VN= EM-EN

125 Exemple 9 Solution 1 : Fe (NO3)2 -Electrode en Fer
Solution 2 : Ag(NO3) - Electrode en Ag Solutions reliées par un conducteur Activité de Fe (NO3)2 : a = 2 mol/l Molarité de Ag(NO3) : c = 2 mol/l ddp mesurée entre les 2 solutions : 1241 mv Coefficient d’activité de Ag+ ?

126 Exemple 9

127 QCM2 La mobilité d’un ion dans un champ électrique:
est fonction de la ddp électrique dépend de la concentration est à la base de l’analyse par électrophorèse est fonction de la charge de l’ion est sa vitesse de migration

128 Réponses QCM2 La mobilité d’un ion dans un champ électrique:
dépend de la concentration est à la base de l’analyse par électrophorèse est fonction de la charge de l’ion

129 QCM3 Un cristal de glace fond dans de l’eau pure à 0°C mais il ne fond pas dans une solution à 0°C Dans ce phénomène l’interface glace-liquide joue le rôle de la membrane hémiperméable Osmomètrie et cryoscopie sont de même nature mais ont des domaines d’applications différents Une solution de NaCl décimolaire à 27°C développe une pression osmotique équivalente de 5m H2O et un T de 0,37°C Le T cryoscopique du plasma est de 0,56°C

130 Réponses QCM3 Dans ce phénomène l’interface glace-liquide joue le rôle de la membrane hémiperméable Osmomètrie et cryoscopie sont de même nature mais ont des domaines d’applications différents Le T cryoscopique du plasma est de 0,56°C

131 QCM4 Les dosages sanguins d'un patient donnent les résultats suivants en mmol/l : Urée = 3.5. Magnésium=1; Sodium=142; Chlore=103. Potassium=5.4; Protéines=3; Glucose=3.8; Calcium=1.9. Si la masse molaire du glucose est de 180 g, on peut en déduire une glycémie de 684 g/l Céq(Ca++)=3.8 mEq/l L'osmolarité réelle peut se mesurer par la méthode du  cryoscopique Ceq(Na+)=142 Eq/l Les données ci-dessus nous permettent d'avoir une estimation de l'osmolarité de l'ordre de mosm.

132 Réponses QCM4 Les dosages sanguins d'un patient donnent les résultats suivants en mmol/l : Urée = 3.5. Magnésium=1; Sodium=142; Chlore=103. Potassium=5.4; Protéines=3; Glucose=3.8; Calcium=1.9. Céq(Ca++)=3.8 mEq/l L'osmolarité réelle peut se mesurer par la méthode du  cryoscopique Les données ci-dessus nous permettent d'avoir une estimation de l'osmolarité de l'ordre de mosm.

133 QCM5 Chez un sujet normal, suite à une restriction de la diète hydrique, on observe une augmentation de 10 mEq/l de la concentration plasmatique de l’ion Na+; les autres modifications cationiques peuvent être considérées comme négligeables, le cation principal étant l’ion sodium. Quelle est l’augmentation associée de l’osmolarité plasmatique (en mOsm/l)? A. 0,06 B. 0,5 C. 1,5 D. 10 E. 20

134 Réponses QCM5 Chez un sujet normal, suite à une restriction de la diète hydrique, on observe une augmentation de 10 mEq/l de la concentration plasmatique de l’ion Na+; les autres modifications cationiques peuvent être considérées comme négligeables, le cation principal étant l’ion sodium. Quelle est l’augmentation associée de l’osmolarité plasmatique (en mOsm/l)? A. B. C. D. E. 20

135 QCM6 (suite QCM5) Le delta cryoscopique du plasma lu au 1/100 de degré s’en trouve: réduit de 0,56°C réduit de 0,04°C réduit de 0, 02°C accru de 0,04°C accru de 1,86°C

136 Réponses QCM6 Le delta cryoscopique du plasma lu au 1/100 de degré s’en trouve: accru de 0,04°C

137 QCM7 (suite QCM5) La correction de cette anomalie pourra se faire par : une évolution vers l’hypernatrémie une sortie d’eau plasmatique vers l’espace interstitiel une hypervolémie à partir de l’eau interstitielle une fuite de protéines plasmatiques vers le secteur extravasculaire une hyperhydratation intracellulaire

138 Réponses QCM7 (suite QCM5)
La correction de cette anomalie pourra se faire par : une hypervolémie à partir de l’eau interstitielle

139 QCM8 Concernant la mobilité d’un ion soumis à l’action d’un champ électrique Elle est indépendante de la viscosité du milieu Elle est toujours identique pour deux ions de même charge Elle dépend de l’intensité du champ électrique Elle s’effectue toujours à vitesse croissante Elle génère une force de frottement

140 QCM9 La technique d’électrophorèse
Ne peut s’appliquer qu’à des molécules neutres sans charge électrique Nécessite l’application d’un champ électrique Permet l’analyse des protéines plasmatiques Sépare les molécules en fonction de leur solubilité dans les lipides Peut entraîner un déplacement dans l’albumine plasmatique

141 QCM10 La présence d’un macro ion non diffusible d’un côté d’une membrane de dialyse Est responsable d’un phénomène d’osmose N’empêche pas l’homogénéisation des concentrations en ions diffusibles Entraîne l’apparition d’une ddp rapidement résolutive Aboutit à l’équilibre de Donnan Constitue une situation que l’on observe « in vivo » au niveau de la membrane capillaire

142 Exemple 4 On réalise l’électrophorèse sur papier d’une solution de 2 protéines A et B. Une goutte de solution déposée sur la ligne de départ détermine une tache de diamètre d=5 mm. Les conditions expérimentales sont U=100V; distance entre les électrodes : l=10cm; mobilités électrophorétiques :UA=4, SI; UB=5,5.10-7SI. Au bout de combien de temps et à quelle distance du point de départ peut-on considérer que les deux protéines sont séparées?Que se passe t-il si la diffusion n’est plus négligeable?

143 Exemple 4 Les distances parcourues par A et B au bout d’un temps t :
lA = vA.t = uA.E.t et lB = vB.t = uB.E.t soit lA = uA.E.t0 = 2,25 cm ; lB = uB.E.t0 = 2,75 cm Si la diffusion n’est plus négligeable , elle augmente le diamètre de la tache au cours de sa migration, le temps pour séparer A et B est plus long (intérêt de la petite taille de la tache)

144 QCM11 Concernant la membrane cellulaire : Elle est perméable au sodium
Elle a une face interne électronégative Elle a une face externe électropositive Elle est imperméable à l’eau Elle est le siége de mécanismes de transport actif

145 QCM12 L’équation de Nernst : Donne la ddp transmembranaire
Concerne l’équilibre ionique Est vérifiée si le courant de filtration compense le courant de migration Donne la ddp qui annule le courant pour un ion donné S’applique au phénomène de Donnan

146 QCM13 Une membrane dialysante sépare deux solutions électrolytiques de concentration inégale, dans l’un des compartiments se trouve une macromolécule neutre, l’état d’équilibre est tel que : L’électroneutralité de part et d’autre de la membrane L’égalité des concentrations de chaque ion de part et d’autre L’existence d’un potentiel de diffusion entre les côtés de la membrane L’établissement d’une contre-pression osmotique Identique à la membrane du glomérule rénal

147 QCM13 L’équilibre de Donnan :
Est dû à la présence d’un ion non diffusible Entraîne une pression supérieure à celle prévue par la loi de Van’t Hoff Entraîne une égalisation de la concentration des ions non diffusibles Entraîne une ddp de part et d’autre de la membrane Est dû à la présence d’une molécule neutre non diffusible

148 Membrane cellulaire Na+ K+ + + - - Cl- + - 145 mEq/l 4 mEq/l D
ddpeq= +65 mV K+ ddpeq= -95 mV + + - - 145 mEq/l 4 mEq/l D 12 mEq/l 155 mEq/l M Cl- Membrane cellulaire + 120 mEq/l - 4 mEq/l ddpeq= -90 mV

149 QCM14 Concernant une membrane de Donnan :
Pour supprimer l’effet Donnan il suffit de travailler au pH isoélectrique pHi du macro-ion On peut rendre l’effet négligeable si on dialyse le macro-ion contre une solution très concentrée d’électrolyte L’effet Donnan diminue avec le rapport de Donnan La pression osmotique due à l’effet Donnan est maximale si le macro-ion est opposé à de l’eau pure Lorsque le pH de la solution est inférieure au pHi la protéine est chargée négativement

150 QCM15 Concernant 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=4 Na+ tend fortement à rentrer dans la cellule K+ tend à sortir de la cellule Cl- est à l’équilibre La perméabilité de Na+ est environ 50 fois celle de K+ La constance observée des concentrations ioniques EC et IC s’explique par le transport actif des ions.

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152 QCM15 Concernant 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=4 Na+ tend fortement à rentrer dans la cellule K+ tend à sortir de la cellule Cl- est à l’équilibre La perméabilité de Na+ est environ 50 fois celle de K+ La constance observée des concentrations ioniques EC et IC s’explique par le transport actif des ions.

153 Effet Donnan

154 QCM13 Une membrane cellulaire au repos, à 37°C, sépare 2 milieux dans lesquels les concentrations ioniques sont les suivantes: Intra : [Na+]i= 12 mmol/L; [K+]i=150 mmol/L Extra:[Na+]e=140 mmol/L; [K+]e=6 mmol/L Le potentiel de repos est égal à -78,8 mV. Le rapport des mobilités uK/uNa est de l’ordre de: 40 50 60 70 Autre réponse

155 QCM13 suite A un instant du potentiel d’action, la cellule étant en cours d’activité, le rapport des mobilités devient uK/uNa= 20 ( les concentrations sont considérées inchangées). La valeur du potentiel de membrane est de l’ordre de : +70,5 mV +59,7 mV +52,7 mV +48,9 mV Autre réponse