LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de ToulouseUniversité Paul Sabatier – Facultés de Médecine
U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentaleProfesseur Hugues Chap
Faculté de Médecine de Toulouse-PurpanAnnée 2013-2014
Plan général du cours
Chapitre I : Atomes, ions, molécules
Chapitre II : Les molécules caractéristiques de la matière vivante
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
Glucose 5 % Chlorure de sodium 0,9 %
Résultats Valeurs de référence
Résultats d’un BES (bilan électrolytique sanguin)
Sodium, potassium, chlore = ions formés à partir d’atomes
Urée, créatinine, glucose = molécules
Corps purs
Eau (18 g)
Alcool 100° (46 g)
Ether (74 g)
Sucre (342 g)
6 x 1023 molécules
Molécule = plus petite partie d’un corps qui en possède toutes les propriétés
600 000 milliards de
milliards
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
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
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
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)
Un atome est caractérisé par
- son nombre de protons (ou électrons):Numéro atomique Z
- son nombre de nucléons (protons + neutrons): Nombre de masse A
1H1 1 proton (1 électron), 0 neutron
6C12 6 protons (6 électrons), 6 neutrons
protons ( électrons), neutrons168O
3115P protons ( électrons), neutrons
ZXA
Certains atomes possèdent le même Z et diffèrent par A :
isotopes d’un même élément
1H1
1H2
Deutérium1H3
Tritium (radioactif)
L’élément hydrogène 1H comporte 3 isotopes
53I127
Iode 131 (radioactif)
53I131
Scintigraphie thyroïdienne
Scintigraphie thyroïdienne au 99TcA 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.
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
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
1H1 1 u.m.a.
6C12 12 u.m.a.
u.m.a.168O
3115P 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.
Chaque atome a une masse atomique, pratiquement égale au nombre de masse A et exprimée en u.m.a.
Eau : H2O 18 u.m.a. 18 g
Glucose : C6H12O6 180 u.m.a. 180 g
Alcool : C2H6O 46 u.m.a. 46 g
Définition de la mole
Sucre : C12H22O11 342 u.m.a. 342 g
Molécule Mole
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
* mole (micromole) : 1 mol = 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
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
1 2 3 4 5 6 7 8
1 1H 2He
2 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
3 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
4 19K 20Ca
1 e 2 e 3 e 5 e 6 e 7 e 8 e
H Ca Al C N O Cl Ne
Classification périodique des éléments (1)
e célibataire
Doublet ou paire d’e
4 e
1 2 3 4 5 6 7 8
1 1H 2He
2 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
3 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
4 19K 20Ca
Al C N O Cl Ne
Classification périodique des éléments (2)
H
H+
1e
Ca
Ca2+
2e 3e
Al3+
1e
Cl–
Ions positifs (cations) Ion négatif (anion)
Principaux ions
* Cations monovalents : H+ ; Li+ ; Na+ ; K+
* Cations divalents : Mg2+ ; Ca2+
* Anions monovalents : Cl– ; I– (chlorure et iodure)
- H+ est responsable de l’acidité des solutions
- Le pH mesure le degré d’acidité
0 7 14Acide BasiqueNeutre
- Le pH physiologique (plasma, cellules) est proche de la neutralité (7,4)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H1
He2
2 Li3
Be4
B5
C6
N7
O8
F9
Ne10
3 Na11
Mg12
Al13
Si14
P15
S16
Cl17
Ar18
4 K19
Ca20
Sc21
Ti22
V23
Cr24
Mn25
Fe26
Co27
Ni28
Cu29
Zn30
Ga31
Ge32
As33
Se34
Br35
Kr36
5 Rb37
Sr38
Y39
Zr40
Nb41
Mo42
Tc43
Ru44
Rh45
Pd46
Ag47
Cd48
In49
Sn50
Sb51
Te52
I53
Xe54
Classification périodique des éléments (3)
Composés organiques
Oligo-éléments
Composés minéraux
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
Liaisons simples
2 H + O O H Eau, H2O
H
2 H + O O H Eau, H2O
H
H + H H H ou H H Dihydrogène
Doublet commun
Liaisons doubles ou triples
Liaisons polarisées (1)
Doublet plus proche de Cl
Charges partielles sur
H et Cl
+
Cl plus électronégatif que H
H + Cl H Cl ou H Cl Acide chlorhydrique
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
Cl- Na+
Cristal de chlorure de sodium (NaCl)
Un cas particulier de liaison covalente : la liaison dative ou donneur-accepteur
N H
H
H
H+
Ammoniac NH3
N+ H
H
H
H
Ion ammonium quaternaire NH4
+
N H
H
H
H
+
ou
Le doublet de liaison est fourni par un seul des atomes
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 H + O O H Eau, H2O
H
2 H + O O H Eau, H2O
H
O
H
H
Polarisation de la molécule d’eau
O
H
H
2 -
+
+
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
(http://en.wikipedia.org/wiki/Emulsions)
« le lait de l’amnésie »
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
Le dioxygène O2 est indispensable à la vie des espèces aérobies*
*Inverse = anaérobies
Le diazote N2 représente 80 % de l’air ambiant mais est un gaz inerte sur le plan biologique
Le monoxyde de carbone CO entre en compétition avec le dioxygène au niveau de l’hémoglobine
C OC O
Le dioxyde de carbone CO2 est le produit d’oxydation complète du carbone au cours de la combustion et de la
respiration cellulaire
C OC OO O
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
Résultats Valeurs de référence
Résultats d’un BES (bilan électrolytique sanguin)
Osmolarité calculée = (Na + K) x 2 + glycémie + urée = (140 + 4) x 2 + 4,8 + 5,4 = 288 + 10,2 = 298,2
Na+
K+
Cl –
HCO3 –
C6H12O6
Le comportement d’un globule rouge dans des milieux de tonicités différentes
Glucose 5 % Chlorure de sodium 0,9 %
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