Biophysique des solutions Généralités sur les solutions Diffusion en phase liquide Propriétés générales des solutions micromoléculaires Les solutions macromoléculaires et les colloïdes

GENERALITES SUR LES SOLUTIONS Ch2 GENERALITES SUR LES SOLUTIONS

SOLUTION BINAIRE Une solution binaire est un mélange homogène en phase condensée ( liquide ou solide) de deux corps différents.

SOLUTION BINAIRE Une seule phase : Solvant (Grande proportion) + Soluté

TITRE m = masse du soluté m0 = masse du solvant

CONCENTRATION PONDERALE m = masse du soluté V = volume de la solution V dépend de la température

CONCENTRATION MOLAIRE OU MOLARITE

EXEMPLE 1 Solution de glucose (M = 180 g) à 18 g/l Molarité ? m = 18 / 180 = 0.1 : Solution DECIMOLAIRE Solution MOLAIRE = M =1 mole / l = N molécules/l

MOLALITE Solution aqueuse et diluée : Molalité = Molarité

UNITES MOLARITE MOLE = M = 1 (mole /l ) MILLIMOLE = mM = 10-3 (mole /l ) MICROMOLE=M = 10-6 (mole /l ) NANOMOLE =nM = 10-9 (mole /l )

REMARQUES Concentrations pondérales non additives Molarités additives

FRACTION MOLAIRE n1 = nombre de moles de soluté n0 = nombre de moles du solvant

EXEMPLE 2 Solution aqueuse de glucose à 36 g/l n1 = 36 / 180=0,2 ; n0=(1000-36)/18= 53,55 FSOLUTE=0,2/ (0,2+53,55)=0,0037 FSOLVANT =53,55/(0,2+53,55)=0,9962 F soluté + Fsolvant = 1

QCM1 On mélange 1 dl d’une solution aqueuse de NaCl à 58 g.l-1 avec 0.9 l d’eau. Quelle est la concentration pondérale de la solution résultante ? 58 g.l-1 5,8 g.l-1 580 g.l-1 5,8 kg.m-3 58 kg.m-3

Réponses QCM1 58 g.l-1 5,8 g.l-1 580 g.l-1 5,8 kg.m-3 58 kg.m-3

QCM2 Quelle est la concentration molaire résultant du mélange de la question précédente? 580 g.m-3 100 mol. m-3 5,8 g.l-1 0,1 mol. l-1 5,8 mol. l-1

Réponses QCM2 580 g.m-3 100 mol. m-3 5,8 g.l-1 0,1 mol. l-1

QCM3 Une solution d’albumine à 70 g/l a une masse volumique de 1,03 g/ml. Le plasma peut être assimilé à une solution d’albumine. [Na+]plasma= 142 mmol/l Un litre de plasma contient 55,56 moles d’eau Un litre de plasma contient 53,33 moles d’eau Cela correspond à un volume d’eau pure de 960ml La masse de sodium par litre de plasma est de 3,27g La molalité en sodium est de 142 mmol/kg d’eau

QCM3 1 litre de plasma = 1030 g Masse d’eau/litre plasma =1030 –70 =960 g Nombre de moles d’eau / litre de plasma = 960 / 18 = 53,33 Eau : 1 kg/litre = 1 g /ml Donc 960 g d’eau = 960 ml Masse Na+ /litre plasma = 142 10-3 23 = 3,266 g Molalité Na+ = 142 mmol / 0,96 = 147,96 mmol/kg d’eau

Réponses QCM3 Un litre de plasma contient 55,56 moles d’eau Cela correspond à un volume d’eau pure de 960ml La masse de sodium par litre de plasma est de 3,27g La molalité en sodium est de 142 mmol/kg d’eau

Le Faraday Si une molécule gramme donne après dissociation un anion et un cation ( Na+, Cl- par exemple) ----> 6,02.1023 x 1,6.10-19 = 96 500 coulombs à l’anode et à la cathode 1 Eq = 96500 coulombs = 1 Faraday ( F)

Concentration équivalente Molécules avec ions monovalents : Concentration équivalente = Concentration molaire Molécules avec ions bivalents : Concentration équivalente = Concentration molaire x2 Molécule non ionisée : Ceq = 0

NOTION D’EQUIVALENT Solutions ioniques ou électrolytiques CONDUCTRICES D’ELECTRICITE ( Cation = + , Anion = -) 1 ion gramme de Na+ = 1 Equivalent 1 ion gramme de Ca++, = 2 Equivalents 1 ion gramme de Al+++ = 3 Equivalents

Exemple 3 Soit 14,2 g de cristaux de Na2 SO4 ( M =142g ) dissous dans 500 ml d’eau Na2 SO4 --- 2 Na + + SO4 2- n(Na2 SO4 ) = 14,2 / 142 = 0,1 mole Molarité de la solution : m = 0,1/0,5 =0,2 mole/l [Na+] = 2 x 0,2 = 0,4 mole/l, Valence z+=1 [SO4 2-] = 1 x 0,2 = 0,2 mole/l, z-=-2 Ceq ( Na+) = 0,4 x 1 = 0,4 Eq/l Ceq (SO4 2-) = 0,2 x 2 = 0,4 Eq/l Concentration équivalente solution : Ceq = 0,8 Eq/l

MASSE D’UN EQUIVALENT

EXEMPLE 4 Na+ : Poids atomique : 23 Valence : 1 Masse d’un équivalent = 23/1 = 23 g Ca++ : Poids atomique : 40; Valence : 2 Masse d’un équivalent = 40 / 2

CONCENTRATION EQUIVALENTE D’UNE SOLUTION Concentrations équivalentes ADDITIVES Concentration totale en Eq = Ceq anioniques + Ceq cationiques

ELECTRONEUTRALITE = Ceq cationique  Ceq = m .n-. Z- = m .n+. Z+ Ceq anionique = Ceq cationique  Ceq = m .n-. Z- = m .n+. Z+

Solution glucose : Ceq=0 EXEMPLE 5 Plasma : par litre 155 mEq anioniques 155 mEq cationiques Total de 310 mEq Solution glucose : Ceq=0

NOMBRE DE mEQ 1 mEq = 10-3 Eq

EXEMPLE 6 Na+ = 3,25 g/l = 142 mEq/l K+=0,20 g/l = 5 mEq/l Sérum sanguin normal Na+ = 3,25 g/l = 142 mEq/l K+=0,20 g/l = 5 mEq/l Ca++ = 0,100 g/l = 5 mEq/l Cl- = 3,60 g/l = 103 mEq/l CO3H- = 1,65 g/l = 27 mEq/l

FORCE IONIQUE

EXEMPLE 6 C1 = C(NH4)+= 4M ; v1 = 1 C2 = C(SO42-) = 2M ; v2 = 2 Solution de (NH4)2SO4, de molarité 2M (NH4)2SO42(NH4)+ + SO42- C1 = C(NH4)+= 4M ; v1 = 1 C2 = C(SO42-) = 2M ; v2 = 2

QCM4 On considère une solution contenant des ions à la concentration : [Na+] = 150 mmol.L-1, [K+] = 5 mmol.L-1, [Ca2+] = 2,5 mmol.L-1, [Mg2+] =1,5 mmol.L-1. La concentration pondérale en sodium est de 3,45g. L-1. La molalité en magnésium est de 3,0 mmol.kg-1. La concentration équivalente en calcium est de 2,5 mEq.L-1. La concentration équivalente de la solution est de 163 mEq.L-1. La fraction molaire en potassium est de 3,1 %.

QCM4 [Na+] = 150 . 10-3 . 23 = 3,45 g . L-1 [K+] = 5 . 10-3 . 39 = 0,95 g. L-1 [Ca2+] = 2,5 . 10-3 . 40 = 0,1 g. L-1 [Mg2+] = 1,5 . 10-3 . 24 = 0,036 g. L-1 [H2O] = 1000 – (3,45 + 0,95 + 0,1 + 0,036) = 995,46 g. L-1 = 55,30 mol. L-1 F K+ = 5 / (150 + 5 + 2,5 + 1,5 + 55300) = 5/55304 = 0,009 %

Réponses QCM4 La molalité en magnésium est de 3,0 mmol.kg-1. La concentration pondérale en sodium est de 3,45g. L-1. La molalité en magnésium est de 3,0 mmol.kg-1. La concentration équivalente en calcium est de 2,5 mEq.L-1. La concentration équivalente de la solution est de 163 mEq.L-1. La fraction molaire en potassium est de 3,1 %.

QCM5 Un volume V=500 mL d’une solution est obtenu par dissolution de : 3,73 g de KCl; 5,55 g de CaCl2; 7,10 g de Na2SO4 ; 4,50 g de glucose; 0,15 g d’urée. KCl = 74,6; CaCl2 =111; Na2SO4=142 ; Glucose = 180; Urée = 60. La concentration en Cl- est égale à 200 mmol/L La concentration en Na+ est égale à 100 mmol/L La concentration éq en urée est 2,5 mEq/L Céq de la solution est de 1 Eq/L La molarité de la solution est de 355 mmol/L

QCM5 KCl (3,73 g) CaCl2 (5,55 g) Na2SO4 (7,10 g) Glucose (4,50g ) Cp (g/L) m (mmol/L) Ceq(mEq/L) KCl (3,73 g) 7,46 100 200 CaCl2 (5,55 g) 11,1 400 Na2SO4 (7,10 g) 14,2 Glucose (4,50g ) 9,00 50 Urée (0,15 g ) 0,300 5

Réponses QCM5 La concentration en Cl- est égale à 200 mmol/L La concentration en Na+ est égale à 100 mmol/L La concentration éq en urée est 2,5 mEq/L Céq de la solution est de 1 Eq/L La molarité de la solution est de 355 mmol/L

QCM6 On a dosé dans le sang d’un patient l’ensemble des cations, le glucose et l’urée. [Na+] = 145 mmol.L-1, [K+] = 5 mmol.L-1, [Ca2+] = 2,5 mmol.L-1, [Mg2+] =1,5 mmol.L-1, Glucose=1g.L-1 et urée = 1,81 g.L-1. La concentration éq totale du sérum de ce patient est : 313 mEq.L-1 158 mEq.L-1 156 mEq.L-1 323 mEq.L-1 316 mEq.L-1

Réponses QCM6 313 mEq.L-1 158 mEq.L-1 156 mEq.L-1 323 mEq.L-1

OSMOLE Important pour les phénomènes NON ELECTRIQUES (Diffusion, osmose etc.…). C’est toute particule : Molécules ou ions d’une solution

EXEMPLE 7 Glucose 0,1 mol.L-1 0,1 Osmol.L-1 NaCl 0,1 mol.L-1 0,2 Osmol.L-1 PO4Na3 0,015 mol.L-1 0,06 Osmol.L-1 CaCl2 0,1 mol.L-1 0,3 Osmol.L-1

OSMOLARITE ou Concentration molaire particulaire  = Nombre d’OSMOLES par unité de volume de solution ( Osm.L-1 ou mOsmol.L-1)

EXEMPLE 9 = m(1- )+ m + 2m =m(1+2) Pour m= 0,1 mol.L-1 et =0,6 : Solution de molarité m de chlorure de calcium de coefficient de dissociation  CaCl2  2 Cl- + Ca++ 2m ions-g ou osmoles de Cl- par litre m ions-g ou osmoles de Ca++ par litre m(1- ) moles non dissociées = m(1- )+ m + 2m =m(1+2) Pour m= 0,1 mol.L-1 et =0,6 : = 0,1 ( 1+1,2) = 0,1.2,2 = 0,22 Osmol.L-1 Ceq= 4m = 4. 0,1. 0.6 = 0,24 mEq.L-1

QCM7 On mélange une solution de NaCl d’osmolarité 300 osmol.m-3 avec une solution de KCl d’osmolarité 300 osmol.m-3. Quelle est la molarité de la solution résultante ? 600 mol.m-3 300 mol.m-3 0,6 mol.l-1 150 mol.m-3 300 mmol.l-1

Réponses QCM7 600 mol.m-3 300 mol.m-3 0,6 mol.l-1 150 mol.m-3

QCM8 Une solution contenant 1 mole de CaCl2 par litre d’eau a : une molarité égale à 1 mole/m3 une molalité égale à 1 mole/kg une osmolarité égale à 3000 Osmol/ m3 si le coefficient de dissociation est égal à 1 une osmolalité égale à 3 moles/kg si le coefficient de dissociation est égal à 1 une osmolarité égale à 0 si le coefficient de dissociation est égal à 0

Réponses QCM8 une molarité égale à 1 mole/m3 une molalité égale à 1 mole/kg une osmolarité égale à 3000 Osmol/ m3 si le coefficient de dissociation est égal à 1 une osmolalité égale à 3 moles/kg si le coefficient de dissociation est égal à 1 une osmolarité égale à 0 si le coefficient de dissociation est égal à 0

QCM9 La sensation de soif provient d’une hyperosmolarité plasmatique et se traduit pour les cellules par: une hyperhydratation une augmentation de volume une déshydratation une lyse une diminution de volume

Réponses QCM9 une hyperhydratation une augmentation de volume une déshydratation une lyse une diminution de volume

A RETENIR Osmolarité plasma normal = 300 mOsmoles /L Concentration normale uréique sanguine = 0,25-0,30 g/L Concentration normale du glucose dans le sang = 1g/L

Electrolytes forts Tout électrolyte qui se dissocie totalement dans l’eau ( NaCl, NaOH, KOH, HCl) Dans la solution on ne trouve que des ions majoritaires ( dissociation du cristal ou de la molécule) et les molécules du solvant.

Electrolytes faibles L’ionisation du soluté est partielle. La solution contient donc les ions du soluté, des molécules du soluté et celles du solvant.

TAUX DE DISSOCIATION

CONSTANTE D’EQUILIBRE ( Electrolyte faible binaire) AB + H2O = A- + B+ Etat initial m Etat final m(1- ) m m

Remarques La constante d’équilibre K : dépend du soluté dépend de la nature du solvant Augmente avec la température ne dépend pas de  ou de m

EXEMPLE 10 On dissout 0,1 mol d’acide faible, noté AH dans un volume V=1 L d’eau. Le coeff de dissociation de cet acide est = 0,08. Constante K et  de la solution ? AH + H2O = A- + H3O + m= 0,1 mol.L-1 , K = 0,1.( (0,08)2 / (1-0,08) = 6,96.10-4; = m(1- ) +m + m = m(1+ ) =0,1 x (1+0,08) =0,108 osmol.L-1 = 108 mosm.L-1

Détermination du taux de dissociation

Electrolyte du type BA2 BA2 = B 2+ + 2A- m(1- ) m 2m

VARIATION DE   m

COEFF. D’ IONISATION

EXPRESSION DU COEFF. IONISATION m : molarité électrolyte Ni: Nb d’ions / molécule dissociée  = Nb particules neutres + Nb ions = m(1 - ) + m .Ni  = m[1+ (Ni – 1)]

Exemple 11 CH3COOH = CH3COO- + H+ α = 0,1  i = 1 + 0,1(2-1)= 1,1  Solution 2M ;  = 2,2 Osm.l-1

EXEMPLE 12 Solution aqueuse 3,28 g/l de PO4 Na3 PO4 Na3 ↔ PO4 3-+ 3 Na+ m = 3,28/164 = 20 mmol.l-1 i = 4   = 4. 20 = 80 mOsm. l-1 C- = 1.20 = 20 mmol.l-1= 1,9 g.l-1 C+ = 3.20 = 60 mmol.l-1 = 1,38 g.l-1 CEq-=20.3=60 mEq CEq=120mEq

LOI de DILUTION D’OSTWALD m0 (Solution infiniment diluée), 1: A dilution infinie un électrolyte faible est totalement dissocié ( Electrolyte fort) m, 0 : A l’état pur un électrolyte faible ne se dissocie pas.

QCM3 Une solution de NaCl isotonique au plasma a une osmolarité de : O,3 mosmol.l-1 300 mosmol.l-1 300 osmol.m-3 3 mosmol.l-1 3 osmol.m-3

Réponses QCM3 Une solution de NaCl isotonique au plasma a une osmolarité de : 300 mosmol.l-1 300 osmol.m-3

QCM4 Cette solution correspond à une molarité de NaCl de : 600 mol.m-3 0,6 mol.l-1 0,15 mol.l-1 150 mmol.l-1 6 mol.l-1

Réponses QCM4 Cette solution correspond à une molarité de NaCl de : 150 mmol.l-1

QCM5 La sensation de soif provient d’une hyperosmolarité plasmatique et se traduit pour les cellules par: une hyperhydratation une augmentation de volume une déshydratation une lyse une diminution de volume