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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
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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
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Glucose 5 % Chlorure de sodium 0,9 %
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Résultats Valeurs de référence
Résultats d’un BES (bilan électrolytique sanguin)
Sodium, potassium, chlore = ions formés à partir d’atomes
Urée, créatinine, glucose = molécules
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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
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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
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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
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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 = …
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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
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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)
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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
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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
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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.
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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
![Page 15: LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de Toulouse Université Paul Sabatier – Facultés de Médecine U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentale Professeur Hugues](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062512/551d9dda497959293b8e7960/html5/thumbnails/15.jpg)
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.
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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)
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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
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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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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
![Page 20: LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de Toulouse Université Paul Sabatier – Facultés de Médecine U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentale Professeur Hugues](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062512/551d9dda497959293b8e7960/html5/thumbnails/20.jpg)
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
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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)
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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)
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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
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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
![Page 25: LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de Toulouse Université Paul Sabatier – Facultés de Médecine U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentale Professeur Hugues](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062512/551d9dda497959293b8e7960/html5/thumbnails/25.jpg)
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
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Liaisons doubles ou triples
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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
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Liaisons polarisées (2)
• Eléments fortement électronégatifs :
N ; O ; Cl
• Eléments fortement électropositifs :
Li, Na, K, Mg, Ca, H
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Un cas extrême de liaison polarisée : la liaison ionique
Cl- Na+
Cristal de chlorure de sodium (NaCl)
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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
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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
![Page 32: LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de Toulouse Université Paul Sabatier – Facultés de Médecine U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentale Professeur Hugues](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062512/551d9dda497959293b8e7960/html5/thumbnails/32.jpg)
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 -
+
+
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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
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Interaction de composés hydrophiles avec des molécules d’eau
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Exemple de séparation entre un composé hydrophobe (huile) et l’eau
![Page 36: LMD Soins Infirmiers - IFSI Croix-Rouge de Toulouse Université Paul Sabatier – Facultés de Médecine U.E. 2.1.S1 : Biologie fondamentale Professeur Hugues](https://reader035.vdocuments.site/reader035/viewer/2022062512/551d9dda497959293b8e7960/html5/thumbnails/36.jpg)
Un flacon de propofol (Diprivan®) injectable
(http://en.wikipedia.org/wiki/Emulsions)
« le lait de l’amnésie »
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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
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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
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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
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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
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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
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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
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Le comportement d’un globule rouge dans des milieux de tonicités différentes
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Glucose 5 % Chlorure de sodium 0,9 %
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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