U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentale 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 2013-2014 Plan général du cours Chapitre I : Atomes, ions, molécules Chapitre II : Les molécules caractéristiques de la matière vivante 1

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 2

Glucose 5 % Chlorure de sodium 0,9 %

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

600 000 milliards de milliards Corps purs Eau (18 g) 6 x 1023 molécules Alcool 100° (46 g) Ether (74 g) Sucre (342 g) 600 000 milliards de milliards Molécule = plus petite partie d’un corps qui en possède toutes les propriétés

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 Al : aluminium Li : lithium P : phosphore C : carbone S : soufre N : azote (nitrogenium) Cl : chlore O : oxygène K : potassium (kalium) F : fluor Ca : calcium Na : sodium (natrium) Fe : fer Mg : magnésium 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 9 9

Hydrogène (H) Carbone (C) 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  L’atome est électriquement neutre (charge globale 0)  La matière est pleine de vide

ZX Un atome est caractérisé par - son nombre de protons (ou électrons): Numéro atomique Z - son nombre de nucléons (protons + neutrons): Nombre de masse A ZX A 1H 1 1 proton (1 électron), 0 neutron 6C 12 6 protons (6 électrons), 6 neutrons 16 8O protons ( électrons), neutrons 31 15P protons ( électrons), neutrons

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

Scintigraphie thyroïdienne au 99Tc A 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.

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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. Chaque atome a une masse atomique, pratiquement égale au nombre de masse A et exprimée en u.m.a. 1H 1 1 u.m.a. 6C 12 12 u.m.a. u.m.a. 16 8O 31 15P 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. u.m.a. = unité de masse atomique

Une mole renferme 6,022 x 1023 molécules Définition de la mole Molécule Mole Eau : H2O 18 u.m.a. 18 g Glucose : C6H12O6 180 u.m.a. 180 g Alcool : C2H6O 46 u.m.a. 46 g Sucre : C12H22O11 342 u.m.a. 342 g 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 * mmole (micromole) : 1 mmol = 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

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Classification périodique des éléments (1) 2 3 4 5 6 7 8 1H 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 19K 20Ca 1 e 2 e 3 e 4 e 5 e 6 e 7 e 8 e H Ca Al C N O Cl Ne e célibataire Doublet ou paire d’e

Classification périodique des éléments (2) 1 2 3 4 5 6 7 8 1H 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 19K 20Ca H Ca Al C N O Cl Ne H+ 1e Ca2+ 2e 3e Al3+ 1e Cl– Ions positifs (cations) Ion négatif (anion)

Principaux ions * Cations monovalents : H+ ; Li+ ; Na+ ; K+ H+ est responsable de l’acidité des solutions Le pH mesure le degré d’acidité 7 14 Acide Basique Neutre Le pH physiologique (plasma, cellules) est proche de la neutralité (7,4) * Cations divalents : Mg2+ ; Ca2+ * Anions monovalents : Cl– ; I– (chlorure et iodure)

Classification périodique des éléments (3) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K 19 Ca 20 Sc 21 Ti 22 V 23 Cr 24 Mn 25 Fe 26 Co 27 Ni 28 Cu 29 Zn 30 Ga 31 Ge 32 As 33 Se 34 Br 35 Kr 36 Rb 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 Composés organiques Composés minéraux Oligo-éléments

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

Liaisons doubles ou triples

Liaisons polarisées (1)

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 Cristal de chlorure de sodium (NaCl)

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

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Polarisation de la molécule d’eau H 2 d- d+

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 « le lait de l’amnésie » (http://en.wikipedia.org/wiki/Emulsions)

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 37 37

Le dioxygène O2 est indispensable à la vie des espèces aérobies* Le diazote N2 représente 80 % de l’air ambiant mais est un gaz inerte sur le plan biologique *Inverse = anaérobies

Le monoxyde de carbone CO entre en compétition avec le dioxygène au niveau de l’hémoglobine Le dioxyde de carbone CO2 est le produit d’oxydation complète du carbone au cours de la combustion et de la respiration cellulaire C O

Réserve alcaline – Acidose – Alcalose 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 41 41

Résultats d’un BES (bilan électrolytique sanguin) Valeurs de référence Na+ K+ Cl – HCO3 – C6H12O6 Osmolarité calculée = (Na + K) x 2 + glycémie + urée = (140 + 4) x 2 + 4,8 + 5,4 = 288 + 10,2 = 298,2

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

Glucose 5 % Chlorure de sodium 0,9 %

Mais Na+ + Cl–  154 x 2 = 308 mmol/l 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