ppt_Eau, (diapo) 2022.pdf

Biophysique du : Milieu Intérieur
Eau, Solutions & Transport Moléculaire
Dr K CHATTI
MCA Biophysique Médecine Nucléaire
Faculté de médecine de Monastir, Tunisie
kaouthar.chatti@fmm.rnu.tn
République Tunisienne
Ministère de l’enseignement supérieur
et de la recherche scientifique
Université de Monastir
Faculté De Médecine De Monastir
2022-2023
Epreuve 2 : Biophysique-Histologie-Physiologie
Thème 1 : Constitution de base de l’organisme

Déshydratation? Hémorragie? Anémie?
2

Sommaire
• États physiques de la matière
• L’eau & solutions
• L’eau
• Les solutions
• Les transports moléculaires
• Selon gradient de concentration: Diffusion
• Selon gradient de potentiel électrique
• Selon « gradient » ou travail osmotique)
• Selon phénomène de Donnan
• selon gradient de pression
5

6
T
L
Vitesse =
]
[ 2
]
[
T
ML
force = 2
2
]
[
T
ML
Energie =

États physique de la matière
7
Solidification
Fusion
Liquide
Solide
Gaz

8
TENDANCE AU RASSEMBLEMENT
Forces de liaisons
intermoléculaires
énergie de liaison EL
1. forte énergie, liaison covalente
(400 à 800 KJ/mol), H20, ADN, Prot
2. faible énergie (Van der Waals)
des interactions momentanées :
• reconnaissance hormone ou
médiateur par récepteur,
• maintien des structures
macromoléculaires (enzymes, AN),
• interactions réversibles…..
TENDANCE À LA DISPERSION
Agitation thermique
(Mouvement Brownien)
énergie cinétique moyenne EC
• agitation incessante, désordonnée,
aléatoire,
• observable au microscope,
• résultante macroscopique de
l’agitation moléculaire,
• proportionnelle à la température,
• fait intervenir la constante de
Boltzmann.

Dissolution d’un gaz
• Les gaz peuvent diffuser
• D’un liquide vers un milieu gazeux
• D’un milieu gazeux vers un milieu liquide.
Loi de Henry
• lorsqu’un gaz, à une température et sous une pression donnée, est
en équilibre avec un liquide dans lequel il est soluble, la quantité de
gaz dissoute dans un volume donné de liquide est proportionnelle à
la pression
• V=aP a: coefficient de solubilité
9

Loi de Henry
La quantité d’un gaz (C ) ou Volume (V)
V=aP a: coefficient de solubilité
• a02
=0,003ml O2/100ml sang/mmHg.
• aCO2
=0,03ml CO2/100ml sang/mmHg.
Selon cette loi, en l’absence de réaction chimique (ex: azote, gaz
inerte), la quantité de gaz dissous dans un liquide est proportionnelle
à la pression qu’exerce ce gaz au-dessus du liquide.
En cas de baisse de pression, le gaz peut ressortir du liquide et
retrouver sa forme initiale. ATTENTION LORS DE PLONGEE!
10

11
Exemple : Pression partielle d’un gaz (P) dans l’air atmosphérique
Composition de l’air : O2=20% ; N2=80% ; PT = 760mmHg
PO2 = xO2 PT = (20/100) x 760 = 152mmHg
PN2 = xN2 PT = (80 / 100)x 760 = 608mmHg
Pression partielle d’un gaz dans un mélange gazeux
P=xiPT

12
P = PT – f = 760 – 47 = 713 mmHg
Composition de l’air alvéolaire sec :
O2 = 14.4 % - CO2 = 5.6 % - N2 = 80 %
f = Pression de vapeur d'eau à 37°C= 47mmHg
Pression partielle des gaz alvéolaires : O2 , CO2, N2
PT = PO2 + PCO2 + PN2 + f = 760 mmHg

Sommaire
• États physiques de la matière
• L’eau
• Les solutions
13

L’eau et la Vie
Sur terre : aucun processus vivant n’est possible en absence d’eau
Propriétés physico-chimiques:
- Dipôle électrique et liaisons hydrogènes.
- Capacité calorifiques.
- Conductivité électriques
- Permittivité.
- Solubilité.
- Viscosité.
14

l’eau un dipôle permanent, a l’un des moments
dipolaires les plus élevés. 15

Liaisons Hydrogènes
16
• Les liaisons H
• plus intenses que les forces de liaison intermoléculaire
dites de Van Der Waals (16,7 à 20,9 / 4 ou 5 kcal.mol-1)
•reste inférieure à celle des liaisons chimiques : liaisons
covalentes (une covalence développe 100 kcal.mol -1 soit
418 kJ . mol-1).

17
L’eau à l‘état liquide est fortement organisé:
Structure pseudo cristalline
L’eau à l’état de glace a une structure
cristalline

États Physiques de l’Eau
• le point triple de l’eau :
• P=611,2 Pa
• t= 0,01°C
18
611,2Pa
0,01°C
100 k Pa
 Les conditions ambiantes
(produit ionique de l’eau = 10-14M)
o t=25 ℃
o P= 100 kPa

Masse Volumique
19
Masse volumique = 1g.cm-3 à 4°C
=1kg.L-1
=103 kg.m-3

Tension Superficielle
20
La tension superficielle est un
phénomène physico-chimique lié aux
interactions moléculaires d'un fluide.
• La tension superficielle () est un
phénomène d'augmentation de l'énergie à
la surface d'un fluide et qui en augmente
la cohésion localement.
S
E
l
f
=
=

[] : N.m-1 ou J.m-2
Liquide
Température
(°C)
Tension de
surface γ
(10-3
N·m-1
)
Glycérol 20 63
Eau 20 72,8

Capacités Calorifiques
21
➢Chaleur massique (c) : c’est la quantité de chaleur nécessaire pour élever
la température de 1g de matériau de 1 calorie (cal)
Eau c=1 cal . g-1 , à 15°C, benzène, éther c < 0,6 cal . g-1
➢Chaleur de vaporisation latente (L) C’est la quantité de chaleur
nécessaire pour vaporiser 1g de matériau à température constante. À
20°C, L=593 cal . g-1
✓ L’homme est homéotherme, des mécanismes thermorégulateurs
maintiennent la température du milieu interne à 37°C. L’eau joue un rôle
essentiel car elle représente une masse d’inertie vis-à-vis de toute
élévation de température

Conductivité de l’Eau
• La conductivité électrique est l'aptitude d’un matériau à laisser les
charges électriques se déplacer librement, donc à permettre le passage
d'un courant électriques
• Elle est faible
pour l’eau pure :
5,5×10-6 S·m-1
22

Permittivité & Constante Diélectrique
23
✓ La permittivité, est une propriété physique qui décrit
la réponse d‘un milieu donné à un champ électrique appliqué.
✓ La permittivité d’un milieu peut aussi être exprimée par la permittivité
relative ou constante diélectrique, normalisée par rapport à l’air (milieu de
référence).
✓ La Constante diélectrique de l’eau 0 = 80 (parmi les plus élevée) →
responsable du fort pouvoir ionisant et dissolvant de l’eau.

Polarité et solvatation : l’eau est un solvant
• L’eau dissout rapidement le réseau cristallin des sels en dépit des fortes
interactions électrostatiques entre ions positifs et négatifs, en raison des propres
intéractions entre les molécules dipolaires de l’eau avec les ions pour former des
enveloppes d’hydratation. Ces dernières isolent ces ions, on dit alors qu’ils sont
solvatés.
• La nature polaire de l’eau fait de l’eau liquide un puissant solvant des substances
ionisables et des substances polaires
24
Représentation schématique de la solvatation par des molécules d’eau

Eau : Solvant
➢Substances hydrophiles : l’eau est un bon solvant polaire, elle
solubilise, les substances à caractère polaires dites hydrophiles. Petites
molecules neutres cristalloidales.
➢Substances hydrophobes macromolecules sans caractère dipolaire
permanent (acides gras, lipides) ne sont pas solubles dans l’eau. Elles
sont hydrophobes et s’organisent en membranes.
25

Viscosité
26
Corps
Température
(°C)
Viscosité (PI)
Mercure 20 1,526 × 10-3
Eau 20 1,002× 10-3
La viscosité : la résistance à l'écoulement uniforme et sans turbulence se
produisant dans la masse d'une matière
f = 6r s’exprime en poiseuille 1PI = 1Pa.s
 Le coefficient de viscosité peut être défini par le rapport de contrainte de
cisaillement (qui est la force nécessaire au déplacement d’une couche
liquide par rapport à une autre) par le taux de cisaillement.

Sommaire
• États physique de l matière
• L’eau
• Les solutions
• Selon gradient de pression
27

SOLUTIONS
28
Solution = Solvant + solutés (liquide, gaz, solide )
- Composé plus abondant : solvant.
L’eau est le solvant le plus répandu → solution aqueuse : solution
fibrinogène
nm
nm nm
nm

Solutions Vraies ou Moléculaires
❖Solutions cristalloïdales ou micromoléculaires : soluté<1nm
Solution ionisée: solution aqueuse de NaCl
Solutions non ionisées: solution de glucose
29
Taille < 1nm
Taille : 1-100 nm
Solution colloïdale Solution cristalloïdale
❖ Solutions colloïdales ou macromoléculaires Solutés 1-
100 nm .
Ex. protéines et les acides nucléiques
Soluti
on
crista
lloïdale
Soluti
on
Colloï
dale
Soluti
on
Micel
laire

Pseudo-Solutions
30
solutions micellaires: membranes
Dispersions
- Suspension
- Émulsion

Quantification
• Concentrations : avec unités
• molaires et molales
• Ionique et équivalente
• Osmolaire et osmolale
• pondérale
• Titres: sans unités
• Fraction
• Titre pondéral
31

COMPOSITION QUANTITATIVE D’UNE SOLUTION
Concentration mesure Unité SI Sous-unités usuelles
Pondérale La masse par unité de volume1 Kg/m3 g/l, ng/ml, etc.
Molaire La quantité de matière par unité
de volume de solution
mol/m3 mmol/l, etc.
Molale La quantité de matière par unité
de masse de solvant
mol/kg mmol/l d’eau
Osmolaire Le nombre d’unité cinétiques
par unité de volume de solution
osm/m3 mosm/l, etc.
Osmolale Le nombre d’unité cinétiques
par unité de masse de solvant
osm/kg mosm/l d’eau
Equivalente Le nombre de charges par unité
de volume1
Eq/m3 meq/l

 −
=
+ )
(
)
( i
i Z
Z
Principe de l’électroneutralité

.
✓ Si la solution contient plusieurs solutés, la molarité de la solution est
donnée pour chacun des solutés présents dans la solution.
✓ Une solution est dite molaire (notée solution 1M) pour un soluté donné
lorsque CM = 1 mol.L-1
▪ Elle est dite décimolaire lorsque CM = 10-1 mol.L-1
▪ Elle est dite millimolaire lorsque CM = 10-3 mol.L-1
Concentration molaire ou molarité cM
𝐶𝑀 =
𝑛𝑜𝑚𝑏𝑟𝑒 total de mole d′un soluté
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 total de la solution
=
n
V
En mol.L-1
n L
33

.
- Dans le cas des solutions aqueuses suffisamment diluées, la molarité et la molalité
sont numériquement égales (CM = Cm).
- On parle d’une solution molale, décimolale, … pour un soluté donné lorsque celle-ci
contient une mole, 0,1 mole, …de ce soluté par kilogramme de solvant.
Concentration molale ou molalité Cm
n kg
En mol.kg-1
𝐶𝑚 =
𝑛𝑜𝑚𝑏𝑟𝑒 total de moles de soluté
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑒 totale du solvant
=
𝑛
𝑚
34

.
Concentration pondérale c
m
La concentration pondérale est la masse du soluté contenu dans l’unité de
volume de la solution. On l’exprime habituellement en g soluté par litre.
en gL-1
1
180
1
M
m
M
mmolL
55
,
5
1
V
C −
=
=
=
V
m
c =
35
Exp. La gycémie normale est de 1gL-1
Connaissant M glucose (180 daltons ou gmol-1)

Exemples Numériques
1. Soit une solution de 1 L contenant 0,12 g d’urée (PM = 60, vol=0,048L)
➢ cM = 0,12 g.L-1
➢ CM = (0,12/60)/1 = 0,002 mol.L-1 = 2 mmol.L-1
Vurée = 0,048 L, Veau=1-0,048=0,952L → 0,952 Kg
➢ cm = 0,12/0,952 = 0,126 g.kg-1
➢ Cm = 0,002/0,952 = 0,0021 mol.kg-1 = 2,1mmol.kg-1
36

Fraction Molaire
ni
La fraction molaire d’un composé est le rapport entre le nombre de moles ni
de ce composé i sur la somme de toutes les moles présentes dans la solution,
y compris les moles du solvant.

=
=
ni
ni
ts
constituan
les
tous
de
moles
de
total
nombre
t
constituan
du
moles
de
nombre
Xi
∑Xi = 1
37

Fraction Molaire
ni
Soit une solution de 36 g de glucose (M = 180) dans un litre de solution (M
= 18 pour l'eau)
2
,
0
180
36
nglucose =
= 56
,
53
18
36
1000
neau =
−
=
𝑋𝑔𝑙𝑢 cos 𝑒 =
0,2
0,2 + 53,56
= 0,0037
𝑋𝑒𝑎𝑢 = 100 − 𝑋glucose =
53,56
0,2 + 53,56
= 0,9963
38

Titre Pondéral
mi
Le titre pondéral est la masse d’un soluté rapportée à la masse de la
solution, on l’exprime en général en %.
solution
la
de
masse
la
soluté
du
totale
masse
la
x
100
=

Exemple :
• La solution de glucose à 5% :
• dans 100g de solution, il y a 5g de glucose
• Le sérum physiologique NaCl à 9‰
• dans 1000g de solution, il y a 9g de NaCl
39

Concentrations & fractions
40
▪ c = concentration pondérale en g/(volume ou masse)
▪ C = concentration particulaire en nombre de moles / (volume ou masse)
▪ L’exposant en majuscule: V (volume) ; « -rité », dépendant de la température
▪ L’exposant en minuscule: m (masse) ; « -lité », indépendant de la température.
Concentrations et
titres
Par Volume de solution
(V)
Par masse de
solvant (m)
Pondérales
(m = masse de
soluté)
Titre:
Particulaires
(n = moles de
soluté)
Fraction Molaire
X =
Molarité Molalité
eau
m
m
m
100
+
=

V
m
cM
=
eau
m
m
m
c =
eau
n
n
n
+ V
n
CM
=
eau
m
m
n
C =
n (mol) V
(L)
Masse
eau

Solution Ionique
❖Une solution ionique est une solution
dans laquelle les espèces dissoutes sont des ions.
➢ le soluté se dissocie dans une solution en cations (charges positives)
et en anions (charges négatives).
❖Électrolyte : soluté qui produit suffisamment d’ions pour rendre une
Solution conductrice : Solution ionique : solution électrolytique
41
❖  = taux de dissociation
❖  = nombre d’espèces dissociées. Ex. pour NaCl:  =2

•  : le nombre d’ions fournis par la dissociation
• α : le coefficient de dissociation du soluté
• Un ion gramme est défini par une quantité ionique
égale à N ions issus de la dissociation des solutés quelle que soit leur
provenance.
Ex. NaCl:  = 2, α =1 → CI = 2.CM
Ex. CH3COOH: α= 0,1,  = 2 → CI = 0,1 x 2 x CM
42
N, , nI+, nI-
Concentration ionique ou Ionarité CI
CI = CM en iong.L-1

=


=
n
1
i
M
i
i
i
I
C
C

.
Ionarité d’une solution avec un seul soluté
=
nc , na
Exemples :
Considérons une solution décimolaire de CaCl2 dissociable à 90%.
La concentration molaire est CM= 0,1mol.L-1
Le degré de dissociation est α = 0,9
Le nombre d’ions fournis par la dissociation est v = 3
L’ionarité de la solution est donc : CI = 0,9 x 3 x 0,1 = 0,27 iong.L-1
43

.
-Un équivalent gramme est défini par la quantité de soluté
susceptible de mettre en jeu un transfert de charges électriques
égales à N.e-
Concentration Equivalente ou Normalité CN
CN =
𝑛𝑜𝑚𝑏𝑟𝑒 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑′é𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑚𝑒
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛
en Eqg.L-1
nc , na
44

.
Normalité en cas d’un seul soluté
=
CN = na.za.CM = nc.zc.CM
Normalité en cas de plusieurs solutés
CN = ∑nai.zai.Cm
i = nci.zci.CM
i
nc , na
45
n: nombre d’ion (positif ou négatifs)
z : valence en valeur absolue

.
* Une mole de NaCl, totalement dissocié, correspond à 1Eqg ;
* Une mole de CaCl2, totalement dissocié, correspond à 2Eqg ; car la
dissociation d’une molécule est accompagnée d’un transfert d’une charge
électrique égale à 2e-.
* Une mole de CH3COOH, partiellement dissocié, correspond à 1Eqg.
* Une mole d’urée correspond à 0Eqg, car le soluté est non dissociable.
Exemples
nc , na
46

.
Exemple
=
Un litre d’une solution aqueuse de NaCl contient 5,85g de soluté. M NaCl =
58g (58,5x10-3 kg.mol-1 = 58,5g.mol-1 ou daltons)
on a na = nc = 1 et za = zc= 1
=1; =2
1
M
L
.
mol
1
,
0
5
,
58
85
,
5
C −
= =
CI = α v CM = 1x 2x 0,1 = 0,2 iong.L-1
CN = na.za.CM = nc.zc.CM = 1 x 1 x 0,1 = 1 x 1 x 0,1 = 0,1 Eqg.L-1
nc , na
47

Solutions ioniques et solvatation
 Solvatation des ions : (sphère de
solvatation ou sphère d’hydratation) les
molécules d’eau orientent leur pôle
positif vers les anions et leur pôle
négatif vers les cations.
Les forces d’attraction F entre anions et cations
obéissent à la loi de coulomb
La constante diélectrique de l ‘eau est élevée
→F est faible: les ions sont séparés
→ c’est la dissociation électrolytique.
²
r
'
qq
4
1
F
0

=
r
48

Force ionique d’une solution

=
=
n
i
i
I
iq
C
I
1
2
2
1
• Elle caractérise l’état de la solution à l’égard de ses propriétés
électrostatiques.
Lorsque le circuit est fermé, la lumière reste éteinte si la
Solution ne conduit pas le courant et elle s’allume si elle laisse
passer le courant. L’intensité lumineuse varie
en fonction de la force de l’électrolyte: force ionique
•La force ionique dépend de la charge de l'ion (z) et de sa concentration .
I: force ionique
S.I.
q=ze
49

 = taux de dissociation
 = nombre d’espèces dissociées. Ex. pour NaCl:  =2
50
NaCl,
électrolyte fort, =1
CH3CH2OH,
non-électrolyte
CH3COOH,
électrolyte faible, =0,1

C’est la vitesse de cet ion dans un champ électrique unité
U =
𝒒
𝒇
f= 6r
 : le coefficient de viscosité du milieu
r : rayon de l’ion (souvent solvaté)
Ex. U(H+) = 36 .10-8(SI) ou m²s-1V-1
U(OH-)= 20 .10-8
U(K+) = 7,62 .10-8
U(Cl-) = 7,91 .10-8
U(Na+) = 5 .10-8
Mobilité ionique
51

Potentiel chimique
µ : Equivalent à une énergie potentielle physique molaire (gravitationnelle,
électrique…)
µ = µ° + RT Log C R = 8.31 joule.moL-1 degré-1
µ évolue vers la valeur la plus faible, lorsque l’eau à l’état pur µ = µ°
▪µ ne peut que décroitre
▪ dans l’organisme l’eau passe spontanément d’un compartiment où
son µ est élevé vers un compartiment où son µ estmoindre
à l’équilibre d µ = 0
52

Conductivité d’une solution
La loi de Kohlrausch : énonce le fait que, pour
une solution diluée, la conductivité électrique d'un
électrolyte est proportionnelle, toutes choses
égales par ailleurs, à sa concentration
 = F CM z  (U+ + U-)
F : constante de Faraday = e . N
z = valence de l’électrolyte
U+ et U- : mobilités des ions
53

Conductivité : Titrage acidobasique
L’ajout de NaOH aboutit à remplacer des ions H+ par des ions Na+ moins mobiles
(U(H +) > U(Na+))
Au point d’équilibre : C1V1 = C2V2 → C1 = C2V2/V1
Cette méthode permet de calculer la concentration de HCl : Titration
Soit la neutralisation de solution (1) de HCl
(volume V1, C1 ?) par la solution (2) de
NaOH (V2, C2).
NaOH + HCl ---> NaCl- + H2O
Na+ +OH- + Cl- + H+ ---> Na+ + Cl- + H2O
54

Concentration Osmolaire ou Osmolarité CO
V
N
solution
la
de
total
volume
osmoles
d'
total
nombre
C
ca
O
=
=
L'osmole : N particules cinétiquement actives présentes en solution. Les
particules cinétiquement actives représentent la totalité des particules (ions
ou molécules neutres) excluant celles du solvant.
Nca
56

.
Unités Cinétiquement Actives Nca
Nca
Le nombre total d’ions : Ni = Nd .v =  v N
Le nombre de molécules non dissociées est N - α N
Nca = Ni + (N – Nd) = N α v + (N - α N) = N [(1 + α (v – 1)] = N.i
i : le coefficient d‘ionisation de Van’t Hoff
i = 1 + α (v – 1)
Une osmole = une unité cinétique
Permet d’ajouter des espèces chimiques différentes (ce que ne
permettent pas les moles).
Dépend à la fois du nombre de moles et du taux de dissociation
N
N
i
ca
=
57

.
Concentration Osmolaire ou
Osmolarité CO
Nca
Expression de l’osmolarité en cas d’un seul soluté
i : le coefficient d‘ionisation de Van’t Hoff
i = 1 + α (v – 1)
Le coefficient i permet de calculer l’osmolarité en fonction de CM
CO = i. CM
58

Nca
Osmolarité en cas de plusieurs solutés
CO = ∑ in. CM
n
CAS PARTICULIERS
*Lorsque le soluté est non dissociable, i= 1.
CO = CM
*Lorsque le soluté est totalement dissocié, i= v.
CO = Ci = v .CM
59

.
Concentration Osmolale ou Osmolalité
COm
Nca
L’Osmolalité ou la concentration osmolale est le nombre
d’Osmoles contenus dans un kilogramme de solvant.
COm = i Cm
En cas de solution à plusieurs solutés :
COm = ∑ in Cm
n
Pour les solutions aqueuses suffisamment diluées, l’osmolarité
et l’Osmolalité sont numériquement égales.
60

Iso-Osmolarité
L’osmolarité plasmatique est donnée par la formule :
CO = CM
(Na) + CM
(Cl-) + CM
(glucose) + CM
(urée) = 300 mosmol.L-1
Une solution de 300mosmol.L-1 est iso-osmolaire au plasma
Une solution : CO < 300 mosmol.L-1 est hypoosmolaire au plasma
Une solution : CO > 300 mosmol.L-1 est hypeosmolaire au plasma.
Ex. en cas de diabète non traité, la CM
(glucose) est augmentée et ça peut
entraîner des troubles allant au coma (coma hyperosmolaire)
61

Qq Définitions
Solution idéale
• La dissociation des substances qui forme une solution se fait sans
dégagement ou absorption de chaleur
• L’énergie de liaison est la même entre toutes les molécules
(solvant-solvant, solvant-soluté)
• Une solution idéale correspond à un mélange de deux substances
s’effectuant sans variation de volume et sans effet thermique.
62

Solution concentrée et solution diluée
• Lorsque le volume de soluté n’est plus négligeable devant
celle du soluté on parle d‘une solution concentrée: Forte
présence de soluté.
• Lorsque la concentration des solutés dans une solution est
très faible on dit que la solution est diluée. Le volume de
soluté est beaucoup très faible ou presque négligeable
devant celle de solvant
63

Sommaire
• États physique de la matière
• L’eau
• Les solutions
66

Le transport moléculaire
• Selon la nature de la tendance au mouvement on distingue trois
modes de déplacements:
.Migration
. Convection
. Diffusion
Selon l’existence ou non d’une membrane, on distingue
- transport passif
-transport facilité
-transport actif
67

UNE MEMBRANE
• Une membrane est une barrière de quelques centaines de
nanomètres à quelques millimètres d’épaisseur, sélective, qui
sous l’effet d’une force de transfert, va permettre ou interdire le
passage de certains composants entre deux milieux qu’elle
sépare.
• C’est une interface entre deux compartiments liquidiens soit:
- Réellement une membrane comme la membrane cellulaire
séparant le compartiment cellulaire et le compartiment
extracellulaire
- Non pas une vrai membrane comme la paroi capillaire séparant
le compartiment plasmatique du compartiment interstitiel
68

MEMBRANE PERMÉABLE
• Elle laisse passer les molécules de solvants et les molécules de solutés.
Pour les membrane c’est le diamètre des pores qui interviennent à la
perméabilité:
- S’il est plus grand la membrane est perméable
- S’il est plus petit la perméabilité est nulle
MEMBRANE SEMI-PERMÉABLE OU MEMBRANE HÉMIPERMÉABLE C’est la
membrane qui ne laisse passer librement que les molécules du solvant
(l’eau) et qui arrête complètement tous les autres molécules dissous
(solutés). Exemple: La paroi cellulaire
MEMBRANE SÉLECTIVES Une membrane dont la perméabilité n’est pas
identique pour le solvant et tous les soluté présents dans la solution. Il
existe une certain sélectivité membranaire entre le solvant et certaine
soluté ou entre les différents solutés.
69

Notion de gradient
•Le gradient d’une fonction mesure la variation d’une
fonction dans l’espace et s’exprime alors par unité de
longueur.
•Par exemple un gradient de 3V/m signifie que le
potentiel varie de 3V quant on se déplace de 1m.
•Le gradient est dirigé vers le sommet de cette fonction.
• le gradient d’une fonction uniforme est nul.
• si la fonction non uniforme varie aussi avec le temps, son
gradient varie aussi avec le temps.
70

71
La diffusion moléculaire est un transport de
matière sous l’effet de l’agitation thermique.
Ex. La diffusion d’un colorant dans un liquide ; la diffusion reste un
phénomène assez lent en général.
DIFFUSION
La diffusion est un déplacement dans une solution:
• de la molécule considérée dans une direction et un sens précis.
• est en rapport avec l’agitation thermique et avec l’existence
gradient de concentration (et donc d’une différence de
concentration entre deux points de l’espace).
• est libre en l’absence ou présence de membrane.

LA MIGRATION
• Est un déplacement caractérisé par:
- l’existence d’une force appliquée sur la molécule de direction et de sens bien définies
- Le fait que la molécule utilise son énergie interne nécessaire pour se déplacer.
→EXEMPLE: MIGRATION ÉLECTRIQUE Dans la présence d’une différence de potentiels
entre deux points d’une solution : L’anion migre vers le potentiel positifs Le cation
vers le potentiel négatifs Donc la force appliquée sur la molécule est la force
électrique de coulomb Le déplacement de la molécule se fait aux dépens d’une
diminution de son énergie potentielle.
→EXEMPLE 2: MIGRATION DE PESANTEUR En solution elle est négligeable parce que
l’énergie potentielle de pesanteur est négligeable devant son énergie cinétique
moyenne d’agitation thermique 72

LA CONVECTION
Est un type de déplacement caractériser par:
• l’existence d’une force appliquée à la molécule de sens et de
direction parfaitement définis
• Le fait que l’énergie nécessaire au déplacement de la molécule
est apportée par l’extérieur
EXEMPLE: DÉPLACEMENT LIÉ À UNE DIFFÉRENCE DE PRESSION
Il en en est ainsi de la circulation du sang dans les vaisseaux où
l’énergie est apportée par la pompe cardiaque à l’origine d’un
gradient de pression hydrostatique artério-vineux.
73

DIFFUSION
75
 Les molécules peuvent se déplacer les unes par rapport aux autres.
Ce mouvement va s’opposer à une résistance liée à la viscosité de la
solution.
 La diffusion est le transport net de particules (solutés) qui se fait
spontanément (passivement) d’une région où la concentration est
élevée vers une région où celle ci est plus faible.
 La concentration d’un soluté peut
varier dans l’espace et dans le temps.

Flux De Diffusion: Loi De Fick
76
Le flux de diffusion JD est la quantité nette de matière transportée par diffusion à
travers une section unité (surface perpendiculaire à la direction de transport)
pendant l’unité de temps.
La diffusion va cesser lorsque : 0
dx
dC
=
x
la loi de Fick.

Débit massique
• On appelle débit massique de diffusion QDm la quantité nette de
matière qui est transportée pendant l’unité de temps à travers une
surface S.
77

Relation d’ Einstein :
* k = constante de BOLTZMANN k =
𝑅
N
(R : constante des gaz parfaits)
* T température absolue (°K),
* f : coefficient de friction de la particule diffusante,
en cas de particule sphérique : f = 6...r
D dépend donc de la masse et de la forme des molécules, de la température et de la
viscosité du solvant.
Molécule Masse Molaire D (10-5 cm2 .s-1)
H2 2 5.2
O2 32 2
NaCl 58.5 1.4
Lactose 342 0.5
Myoglobine 17500 0.1
Hémoglobine 68000 0.06
f
kT
D =
Exemples de coefficients de diffusion D
78

DIFFUSION À TRAVERS UNE MEMBRANE
(DIALYSE)
79
La dialyse: diffusion à travers les pores d’une membrane
C’est la Phénomène associé par déplacement des
molécules d’un liquide qui sont animés par agitation
thermique qui tend à homogénéiser le système
Membranes cellulaires (lipophile): Certains minéraux,
lipides et alcools

Perméabilité Membranaire
= constante
Et la loi de Fick s’écrit :
avec
Pe est la perméabilité membranaire ou diffusionnelle. Elle est exprimée en
[ms-1] ou [cms-1].
Elle dépend de la membrane, du solvant et du soluté et représente le flux de
diffusion pour C1-C2 = 1
80
C1 C2
X0 = x
x
c
o
x
dx
dC 1
2 C
-
C
=
)
C
-
Pe(C
)
C
-
(C
x
D
-
J 2
1
1
2
o
D =
=
o
e
x
D
P =

La Dialyse
• La dialyse est une méthode de séparation utilisée pour séparer au sein
d’un mélange les petites molécules des plus grosses. Elle est basée sur
la diffusion à travers une membrane dialysante formant un sac à
dialyse.
• Par définition une membrane dialysante est une membrane qui
empêche le passage des grosses molécules tout en étant perméable
aux particules cristalloidales incluant celles du solvant.
81
Sac à dialyse

Hémodialyse
Épuration sanguine
extra-rénale
82
1 S 2
V1 V2 = 
Sang Bain de dialyse
Soit C(t) la concentration sanguine en une substance déchet
(ex. urée) à un instant t et V le volume de distribution de l’urée
dans l’organisme (volume intracellulaire et volume extracellulaire)
Q(t) = C(t).V

Échanges Alvéolo-Capillaires
83

• Pour décrire les échanges gazeux, il est plus
commode d’utiliser les pressions partielles,
celles-ci sont reliées au volume du gaz dissous
par la loi thermodynamique de Henry :
84
alvéoles sang
O2
CO2
Va Vc
P = pression partielle
V = Volume du gaz dissous,
a = solubilité du gaz
a(O2) = 0,024 mlo2/1ml sg, a(CO2) = 0.50 ml CO2/1ml sg
Les coefficients de solubilité sont calculés pour des pressions exprimées en atm
Échanges gazeux alvéoles -sang
V=aP

85
La capacité de transfert d’un gaz transporté à travers la
membrane alvéolo-capillaire, appelée également capacité de
diffusion T, est définit par la relation :
Pc
-
Pa
Q
T
*
=
Représente le débit massique de diffusion du gaz. Pa : pression
artérielle, Pc: pression capillaire
.
Q
Capacité de transfert

Plongée Sous Marine
•loi de Boyle-Mariotte : à température constante, le
produit de la pression par le volume, , est constant
lorsque la pression est faible
P.V =cte
• Plus la Pression augmente et plus le Volume diminue en
s’enfonçant sous l’eau
• Ou plus la Pression diminue et plus le Volume augmente en
remontant vers la surface
86

• A la pression atmosphérique, l’air que nous
respirons se compose de 20% O2 et de 80 %
d’azote, (l’azote est éliminé par l’expiration.
• Lorsque la pression ambiante augmente lors
de l’immersion, la pression partielle d’azote
augmente également.
87
• En cours de plongée :
• à la descente, il peut encore dissoudre de l’azote, il est en sous saturation.
• à la remontée, la pression partielle d’azote diminue avec la pression
ambiante, l’azote retrouve sa forme gazeuse, mais il est éliminé moins vite
que ne décroît la pression ambiante, il y a effet de sursaturation. Au-delà
d’une valeur critique, il y a risque de libération anarchique des bulles.

88
Ordinateur de plongée
* profondeur instantanée.
* temps de plongée.
* paliers de décompression / DTR (durée totale de remontée)
* alarme de vitesse de remontée.
http://rene.souty.free.fr/local/cache-vignettes/L520xH415/LoiMariottePlongee-01c9c.jpg
Remontée par palier: Palier de décompression

→ DIFFUSION
89
 La diffusion est le transport net de particules (solutés) qui se fait
spontanément (passivement) d’une région où la concentration est
élevée vers une région où celle ci est plus faible.
 loi de Fick
 La dialyse et membrane dialysante : membrane qui ne laisse passer que
les petites molécules y compris celles du solvant
 Application
 Hémodialyse, échanges alvéolocapillaire
)
C
-
Pe(C
)
C
-
(C
x
D
-
J 2
1
1
2
o
D =
=
f
kT
D =

Sommaire
• L’eau
◦ Propriétés physico-chimiques
• Les solutions
◦ Types / Quantifications
◦ Compartiments hydriques
90

91
Les transferts passifs sont dus à
- Différence de concentration : diffusion,
- Différence de potentiel électrique : ions.
- Transfert de solvant : osmose,
- Différence de pression : filtration

Transport Induit Par Un Gradient De Potentiel Electrique
92

93
q=ze
f : constante de friction ou de frottement visqueux
µ : mobilité ionique
f
q
E
v
µ =
=
µE
E
f
q
v =
=
→
→
= v
f
-
FV
→
→
= E
q
F
Force électrique

Mobilité Ionique
• La mobilité ionique est la vitesse limite acquise par la particule lorsque le
champ électrique est égal à l’unité. C’est aussi la vitesse acquise par unité
de champ électrique appliqué.
= m².Volt-1.s-1 Avec q=ze
• La mobilité d’une espèce donnée :
• est indépendante de l’intensité du champ électrique.
• dépend de la nature de la particule (forme, taille et charge).
• dépend de la nature du milieu dans lequel se trouve la particule (pH,
température, forme ionique, viscosité)
94
f
q
E
v
µ =
= m
.
volt
s
.
m 1
−

Le flux électrique JE
• C’est la quantité ionique transportée à travers l’unité de surface pendant
l’unité de temps. Ce flux est défini pour chaque espèce ionique.
95
l’intensité du courant i traversant la surface S
f
E
e²
z²
S
n
E
f
e
z
e
z
S
n
i
0
0 =
=
i
Q
.
=
dt
dQ
QE
.
=

96
dx
dV
f
e²
z²
n
S
i
J
0
E =
=
D
kT
f =
dx
dV
f
e²
z²
n
S
i
J
0
E =
=
E
.
Q
Le débit ionique est la quantité de charge transportée à travers
une surface S pendant l’unité de temps.

97
dx
dV
f
e²
z²
n
S
i
J
0
E =
=
D
kT
f =
Le flux électrique JE est la quantité ionique transportée à travers
l’unité de surface pendant l’unité de temps.
En tenant compte des relations suivantes
Gradient de potentiel électrique
dx
dV
E
E x =
=

98
dx
dV
)
x
(
C
.
D
T
.
R
F
.
z
-
)
x
(
JE =
z: valence de l’ion (en valeur algébrique)
D : constante de diffusion
R : constante des gaz parfait
N : nombre d’Avogadro
F : Faraday
Dx/dv : Gradient de potentiel électrique
dx
dV
f
e²
z²
n
S
i
J
0
E =
=
dx
dV
RT
z
F
e
z
n
D
)
x
(
J
.
0
E =

Transport Ionique A Travers Une Membrane Polarisée
99
Il s’agit de considérer les transports ioniques à travers une
membrane lorsque celle-ci est soumise à une différence de
potentiel électrique Vm.

• Considérons une espèce ionique dont la répartition d’équilibre de part et
d’autre d’une membrane polarisée est obtenue uniquement sous l’effet de
la diffusion et du champ électrique transmembranaire.
100
La condition d’équilibre est que le flux de diffusion JD soit égal et
opposé au flux électrique JE et ceci en tout point de la membrane

101
2
1
ms
1
2
C
C
ln
F
z
T
R
V
V
V =

=
−
Équation de NERNST
Elle exprime une différence de potentiel (potentiel de NERNST) qu’il
faut appliquer de part et d’autre de la membrane pour que la
répartition d’équilibre de l’espèce ionique soit due uniquement à des
phénomènes passifs.

102
𝑉2 − 𝑉1 = Δ𝑉 =
𝑅 𝑇
𝑧 𝐹
ln
𝐶1
𝐶2
Équation de NERNST
L’équation de NERNST permet de juger la nature du transport d’une espèce ionique à
travers une membrane biologique polarisée soumise à un potentiel transmembranaire
Vm;
Si Vm= V → Transport passif de l’ion en question
Si Vm  V → Transport passif et actif de l’ion en question

Transport Ionique Passif
• Pour une membrane biologique donnée, les différentes espèces
ioniques qui s’équilibrent de part et d’autre de cette membrane
n’auront pas forcément des potentiels de NERNST identiques.
Seules en effet les espèces ioniques dont les répartitions
d’équilibre sont passives, possèdent le même potentiel de
NERNST qui est égal au potentiel membranaire
103

• Le flux passif net J pour une espèce ionique est la résultante des deux
flux passifs JD et JE
• J = J21 - J12
• J21 est le flux unidirectionnel à travers la membrane, du
compartiment (2) vers le compartiment (I). Son expression est égale à
celle du flux passif net J lorsque C1 est nulle.
104
Équation d’USSING

• Le flux passif net J pour une espèce ionique est la résultante des
deux flux passifs JD et JE
• V2m – V1m : ddp mesurée
105
Équation D’USSING
e
V1m)
(V2m
RT
zF
1
2
2
1
1
2
C
C
J
J −
→
→
=

106
Deux cas se présentent :
❖ → J = 0 et le transport est purement passif
❖ J0 et le transport est en partie actif.
o le transport actif se fait de (1) vers (2).
o le transport actif se fait de(2) vers (1) car
le transport passif net se fait de (1) vers (2)
1
J
J
12
21
=
1
J
J
12
21

1
J
J
12
21

Transport passif et transport actif
1
J
J
12
21


→ Transport Induit Par Un Gradient De Potentiel Electrique
• Flux électrique: C’est la quantité ionique transportée à travers l’unité de
surface pendant l’unité de temps. Ce flux est défini pour chaque espèce
ionique
107
dx
dV
f
e²
z²
n
S
i
J
0
E =
=
o Le flux électrique JE est la quantité ionique transportée à
travers l’unité de surface pendant l’unité de temps.
2
1
ms
1
2
C
C
ln
F
z
T
R
V
V
V =

=
−
Équation de NERNST
Équation d’USSING
e
V1m)
(V2m
RT
zF
1
2
2
1
1
2
C
C
J
J −
→
→
=

Sommaire
• L’eau
• Les solutions
• Selon « gradient » ou travail osmotique
108

Les Phénomènes Osmotiques
109
CO = ∑ in. CM
n

Le Phénomène d’Osmose
• La diffusion de l’eau se fait
de l’endroit où elle est la
plus « concentrée » vers
l’endroit où elle est la moins
concentrée c’est-à-dire
dans le sens du gradient de
concentration de la solution.
110
Diffusion du solvant = osmose

Mise en évidence de la Pression Osmotique2
111
h
 = gh
Elle peut être contrée par
une force mécanique de
pression exercée sur le
milieu le plus concentré.
 masse volumique de
la solution
g: champ de pesanteur

Expérience de DUTROCHET
112
h
P = gh
H2O
(I)
PMi= gH +gh
PMe = gH
P = PMi – PMe=  = gh
• L’unité Pascal (Pa) dans le système MKS.
• L’unité Atmosphère (Atm). 1 Atm 105 Pa
• L’unité hauteur : une pression exprimée en hauteur d’un liquide de référence
• 1 mm Hg est une pression développée par une colonne de 1mm de mercure
1mm Hg = Hg .g . 10-3 = 13,6 x 103 x 9,81 x 10-3 = 133,3 Pa
La pression osmotique  d’une solution est une pression de nature
physico-chimique développée par cette solution contre son solvant à
travers une membrane semi-perméable.

Relation de Pfeffer Van’t Hoff
113
 est donnée par la relation de
Pfeffer Van’t Hoff
 = RTCO

Pression Oncotique
114
Solution 1 Solution 2
MSP
2 1
21
CO 1 CO2
21 = RT (CO
2 – CO
1)
MSP
La pression oncotique du plasma sanguin est la pression osmotique
développée par le plasma contre le milieu interstitiel à travers la
membrane capillaire supposée semi-perméable. Cette pression oncotique
est donc très faible devant la pression osmotique du plasma, laquelle est
définit par rapport au solvant pur.
Concentrations
Osmotiques à l’Équilibre
Osmolarité Efficace

Osmomètre de Dutrochet
115
Méthode directe de mesure : Osmomètre de Dutrochet
 = gh
 est donnée par la relation de Pfeffer Van’t Hoff
 = RTCO h
RT
gh
Co 
=
→ Pression osmotique d’une solution colloïdale

Delta Cryoscopique
116
Il s’agit de l’abaissement de la température de congélation du solvant en
solution par rapport à celle du solvant à l’état pur (pour la même
pression): c’est une proprièté colligative de la solution.
ΔT = k.CO k est appelé constante cryoscopique du solvant.
pour l’Eau : k = 1,86 osm-1.L.degré.
CO =

T

Osmomètre Cryoscopique
• La méthode indirecte utilise habituellement un osmomètre
cryoscopique qui mesure l’abaissement cryoscopique T de la
solution
• Et on a
117
T
K
RT

 =
K : constante cryoscopique du solvant = 1,86 degré.osmol.L-1
→ pression osmotique des solutions cristalloïdes.

Exemple :
• L’abaissement cryoscopique du plasma normal est de 0,56° (sous la
pression atmosphérique). L’osmolarité du plasma normal (du milieu
intérieur) est donc :
• CO = = 0,3 osm.L-1
118
86
,
1
56
,
0

Iso-osmoticité Et Iso-tonicité
• Iso-osmoticitè : Deux solutions sont dites iso-osmotiques (iso-
osmolaires) lorsqu’elles présentent la même osmolarité. Elles
développent donc la même pression osmotique.
• iso-tonicité : L’isotonicité de deux solutions est toujours définie par
rapport à une membrane donnée même si celle si n’est pas
strictement semi-perméable. Dans ces conditions, deux solutions
sont dites isotoniques par rapport à une membrane donnée lorsque
leur mise en contact à travers cette membrane n’entraîne aucun
transfert net de solvant dans un sens ou dans l’autre.
119

Iso-tonicité
• Deux solutions sont dites isotoniques par rapport à une membrane
donnée lorsque leur mise en contact à travers cette membrane
n’entraîne aucun transfert net de solvant dans un sens ou dans
l’autre: donc ont la même osmolalité efficace.
• En revanche lorsque la mise en contact des deux solutions à travers
la membrane aboutit à un transfert de solvant, ces deux solutions ne
sont pas isotoniques et le transfert de solvant se fait de la solution
dite hypotonique vers la solution dite hypertonique.
120

Intérêt de l’iso-tonacité 1
• Chez l’homme Co (pasma)  300 mosmol.L-1
• L’osmolalité efficace cellulaire est un reflet de l’état
d’hydratation cellulaire.
• cellules qui baignent dans une solution isotonique
• (SG 5%, NaCl 0,9%)
✓Osmolalité efficace et donc hydratation ne changent pas
• dans une solution hypertonique (SG 10%)
• L’eau est donc plus concentrée à l’intérieur de la cellule
qu’en extracellulaire
→diffusion de l’eau de l’intérieur de la cellule vers l’extérieur
→Déshydratation cellulaire
121

Intérêt de l’iso-tonacité 2
• Chez l’homme Co (plasma)  300 mosmol.L-1
• L’osmolalité efficace cellulaire est un reflet de l’état
d’hydratation cellulaire.
• cellules qui baignent dans une solution isotonique
• (SG 5%, NaCl 0,9%)
✓Osmolalité efficace et donc hydratation ne changent pas
• Dans une solution hypotonique (SG 2,5%)
• L’eau est donc plus concentrée à l’extérieur de la cellule
qu’en intracellulaire
→diffusion de l’eau de l’extérieur de la cellule vers l’intérieur
→ Hyperhydratation cellulaire
122

Plasmolyse & Hémolyse
• Un globule rouge placé dans une solution hypotonique →entrée massive d’eau
pure → gonflement puis l'éclatement du globule
rouge : hémolyse
123

Travail Contra-Osmotique
• Pour un déplacement élémentaire
de la membrane,
124
(A) (B)
Solution
Eau
P= 
Membrane semi-perméable Piston
B
O
A
O
C
C
nRT
w −
=
•Lorsque l’osmolarité initiale CO
A est supérieure à l’osmolarité finale CO
B(
CO
A> CO
B ), le travail osmotique W est négatif. C’est un travail de dilution,
appelé travail osmotique. Il correspond à un processus spontané.
•Lorsque CO
A< CO
B : le travail échangé est positif. C’est un travail de
concentration appelé travail contra-osmotique. C’est donc le travail qu’il
faut fournir pour concentrer une solution.

→ Osmose
• Membrane semi-permébale: laisse passer le solvant
• Pression osmotique :  = RTCO = gh
• Concentration osmotique :
Osmomètre de Dutrochet:
delta cryoscopique : C
O
=
125
RT
gh
Co

=

T
h
H2O(2)
(1)
MSP 

Sommaire
• L’eau
• Les solutions
126

PHENOMENE DE DONNAN
• Le phénomène de DONNAN (ou de
GIBBS-DONNAN) est le phénomène qui
caractérise la répartition d’équilibre
passive d’ions diffusibles de part et
d’autre d’une membrane en présence
d’une espèce ionique non diffusible.
• Équation de DONNAN à l’équilibre
127
[Ion-]1* [Ion+]1 = [Ion-]2 *[Ion+]2
Membrane de
dialyse
+ +
+
- -
-
+
-
Pr-+
-
-
1 2
-
+

▪Dans une cuve séparée en deux compartiments de 1l chacun par une
membrane dialysante .
▪ on place 4 millimoles de PNa5 dans (1)
▪ on place 8 millimoles de NaCl dans (2)
Application
État initial
1 2
Pr-=4 Na+=8
Na+=4 Cl-=8
1 2
Pr-=4 Na+=8-x
Na+=4+x Cl-=8-x
Cl-=x
État final ou à l’équilibre

129
À l’équilibre
✓ x millimoles d’ions Cl- vont diffuser de 2 vers 1 mais pour une raison
d’électroneutralité, x millimoles d’ions Na+ vont diffuser de 2 vers 1.
✓ L’ion protéinate bloqué dans le compartiment 1 va créer un effet Donnan.
➢ A l’équilibre, on aura donc :
- Dans le compartiment 1 :
▪4 millimoles de Pr -
▪4 + x millimoles de Na+
▪x millimoles de Cl-
- Dans le compartiment 2 :
▪8 – x millimoles de Na+
▪8 – x millimoles de Cl-
1 2
Pr-=4 Na+=8-x
Na+=4+x Cl-=8-x
Cl-=x
X=?

130
▪Calcul des concentrations finales dans chacun des compartiments passe par
l’établissement du potentiel de Nernst :
▪ l’électroneutralité permet d’écrire dans le compartiment 2
▪En remplaçant :
 
 
 
 
 
 
1
Cl
2
Cl
ln
IzIF
RT
2
Cl
1
Cl
ln
IzIF
RT
2
Na
1
Na
ln
zF
RT
V
V 1
2 −
−
−
−
+
+
=
−
=
=
−
 
 
 
 
1
Cl
2
Cl
2
Na
1
Na
−
−
+
+
=      
2
.
2
1
.
1 +
−
−
+
= Na
Cl
Cl
Na
   
2
Cl
2
Na −
+
=
     
2
.
2
1
.
1 +
−
−
+
= Na
Cl
Cl
Na )
x
8
).(
x
8
(
x
).
x
4
( −
−
=
+ 64
16
4 2
2
+
−
=
+ x
x
x
x
64
20 =
x 2
,
3
x =

131
▪A l’équilibre, on aura donc :
▪Dans le compartiment 1 :
▪4 millimoles de Pr-
▪7.2 millimoles de Na+
▪3.2 millimoles de Cl-
▪Dans le compartiment 2 :
▪4.8 millimoles de Na+
▪4.8 millimoles de Cl-
▪Calcul de la différence de potentiel
membranaire pour une température de 27°C :
(on donne R=8.31 J.mol-1.°K-1, et Q0=96500 C)
 
 
 
 
1
Cl
2
Cl
ln
IzIF
RT
2
Na
1
Na
ln
IzIF
RT
V
V 1
2 −
−
+
+
=
=
−
V
405
,
0
5
,
1
ln
0258
,
0
2
,
3
8
,
4
ln
96500
300
.
31
,
8
8
,
4
2
,
7
ln
96500
300
.
31
,
8
V
V 1
2
=
=
=
=
−
1 2
Pr-=4 Na+=8-x
Na+=4+x Cl-=8-x
Cl-=x

Présence d’un excès d’ions diffusibles
132
x(c1 + x) = (c2 – x)² →
2
1
2
c
2
c
²
c
x
+
=

Existence d’une Pression oncotique
Relation de Donnan
• (Cl-)1(Na+)1 = (Cl-)2(Na+)2
133
D’après la relation de Donnan
x(zC1 + x) = (C2 – x)²
•xzC1 + x² C2² -2xC2 + x²
•x = C2²/(zC1 + 2C2)
x < (C2 – x) < zC1 + x
•(Cl-)1 < (Cl-)2 Et (Na+)1 > (Na+)2
Rz- Na+ Cl-
C1 zC1+x x
Cl- Na+
C2-x C2-x
Rz- Na+
C1 zC1
Cl- Na+
C2 C2

Pression oncotique
134
Rz- Na+ Cl-
zC1 zC1+x x
Cl- Na+
C2-x C2-x
Rz- Na+
zC1 zC1
Cl- Na+
C2 C2
CO(1) – CO(1) = (C1+zC1+2x) – 2(C2-x)
 = 1 - 2 = RT((C1+zC1+2x)-2(C2-x))
Avec x =C2²/(zC1+2C2)
 = RT (C1 + z²C1/(zC1+2C2)
 représente la pression oncotique
= RTC1 ( 1 + z²C1/(zC1+2C2)) z la valence de la protéine en valeur absolue
Terme correctif

Etude du terme de correction
 = RT C1 (1 + z²C1/(zC1+2C2))
• Si C2 = 0
RNa est oppsosé à du solvant pur
 = RTC1(1+z)
• Si C2 >> C1
(z²C1/(zC1 + 2C2))  0
  RTC1 → effet Donnan disparait
• Si z=0
  RTC1 → effet Donnan disparait
135

Potentiel de GIBBS-DONNAN
• Na+]1 [Na+]2 et [Cl- ]1 [Cl- ]2
136
]
[c
]
[c
ln
.
F
.
z
T
.
R
V
V
V
V
1
2
2
1
m
2
m
1 =
−
=
−

Sommaire
• L’eau
• Les solutions
137

Transport Induit Par Un Gradient De Pression
• Le débit volumique va conduire à un flux convectif de solutés (les
particules vont être entraînées par l’écoulement de solution) c’est à dire
un flux massique qui est la quantité de matière de soluté qui traverse
l’unité de surface et pendant l’unité de temps sous l’effet de gradient de
pression.
138
Le flux massique par unité de surface d’un soluté donné faisant suite à
ce type de transfert est :
JSO = JV.C C : étant la concentration du soluté.

139
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Transport Induit Par Un Gradient De Pression
• C’est un transport du solvant sous l’effet d’un gradient de pression.
• Ce type de transport conduit à un écoulement de liquide de la
région où la pression est élevée vers la région où la pression est
plus faible.
• Le flux volumique :
140
S
Q
J V
V
.
= en m.s-1
Le flux massique d’un soluté donné faisant suite à ce type de transfert,
à travers la surface S, est :
JSO = JV.C = kSP C : étant la concentration du soluté.
P : différence de pression

• Compartiment 1 : p1= P1+ 2.
• Compartiment 2 p2= P2+ 1.
• Supposons : p1 > p2
• Par analogie avec la diffusion on définit le flux de
filtration à travers la membrane JV par la relation :
JV = Ph (p1- p2)
• Ph définit par la perméabilité hydraulique de la membrane.
• On appelle convection le flux de solvant entrainé par le gradient
de pression
141
Mise En Évidence

Convection
142
C’est l’entrainement des molécules solutés sous l’influence d’un gradient
de pression hydrostatique.

Filtration
• C’est le transfert convectif de solvant
• La filtration est un procédé de séparation permettant de séparer les
constituants d'un mélange qui possède une phase liquide et une
phase solide au travers d'un milieu poreux.
• Le transfert convectif de soluté: c’est un transfert de soluté en rapport
avec le débit volumique
143

Ultrafiltration
• L'ultrafiltration (UF) est une méthode de séparation membranaire
par laquelle des particules en solution ou en suspension
(nanoparticules, macromolécules, la plupart des virus) sont
séparées du mélange liquide (sang, eau, lait, etc.) qui les
contenait. La taille de ces matières varie entre 102 - 100
nanomètre (nm).
144

• Filtration d’une solution à travers une membrane dialysante
• La filtration du solvant Qf
• La Diffusion du solvant : Qd
• Flux net d’ultrafiltration
• Quf = Qf – Qd = Ph.S.P – Ph.S.= Ph S (P- )
145
Ultrafiltration

146
▪Le débit de liquide (ou de solution) qui traverse une membrane dont
les pores sont de tailles >> aux molécules sous l'influence d'une
pression est proportionnel à la pression.
J=KSP
▪ La constante KS est fonction de la surface de la membrane, de la
surface des pores et du coefficient de filtration PF, en m.s-1 qui varie
selon le type de paroi capillaire.
Relation Débit – Pression

Echange Liquidien
147
Membrane de dialyse
1 2
P1
P2
W1
W2
P: Pression hydrostatique
W: Pression oncotique
Les échanges liquidiens se font entre :
▪le milieu extérieur (lumière intestinale) et le plasma,
▪Le plasma et le liquide interstitiel,
▪Le plasma et le milieu extérieur (filtration rénale)
▪ Exemple l’absorption intestinale

Relation Débit – Pression
148
▪Le débit de liquide filtré par les reins est 120 ml.min-1 chez le sujet
sain, très diminué en cas de maladie (par diminution de la surface de
filtration et/ou de pression sanguine).
▪Le rein fait passer du plasma à 310 mOsm à l'urine 1800 mOsm, soit
donc un travail de concentration non spontané, puisque dans le sens
des potentiels chimiques croissant.
▪ n moles extraites du plasma à concentration osmolaire Cp dans urine
Cu.
▪ Ce travail est de l'ordre de 9000 J pour un litre d'urine.
Cp
Cu
Ln
.
T
.
R
.
n
W =

149
Phénomène de Starling
Le phénomène de Starling provoque un appel d’eau du milieu interstitiel
(pauvre en proteines) vers le plasma à travers l’endothélium des
capillaires :
P: Pression sanguine, Pa ou Pv
 : Pression oncotique
Artériole Veinule
Pv=12
 =28
Pi: Pression interstitielle
 i: Pression oncotique interstitielle
=28
Pa=32
Pi=6  i=6
  KS
KS
J
J a
i
p 2
6
32
28
6
)
( +
=
−
+
−
=
−
  KS
KS
v
J
J i
p 14
6
12
28
6
)
( −
=
−
+
−
=
−
Glucose
H2O, O2
Lactate
H2O, CO2

Artériole Veinule
Pv=12
 =28
 =28
Pa=32
Pi=6  i=6
Glucose
H2O, O2
Lactate
H2O, CO2
Au pôle veineux, la pression veineuse
est inférieure à la pression oncotique
ce qui permet la résorption des
métabolites.
▪La membrane du capillaire ~ membrane dyalisante,
▪la P oncotique  s’exerce par les prot du sang sur l’interstitium
▪Il existe une différence de pression hémodynamique Pa entre le milieu
interstitiel et le capillaire qui varie entre pôle veineux et artériel.
Anse capillaire et Phénomène de Starling
Au pôle artériel la pression artérielle
est toujours supérieure à la pression
oncotique et permet une sortie de
l’eau et des petites molécules vers
l’interstitium.

Phénomène De STARLING
• Il s’établit un équilibre d’échange volumique à travers la
membrane capillaire appelé équilibre de STARLING.
151

→ Transport Induit Par Un Gradient De Pression
• JV = Ph (p1- p2)
• J=KSP
• Ultrafiltration du glomérule rénal
• Phénomène de Starling
152

Expression Générale du flux
• Le flux J pour une espèce chimique donnée à travers une
surface dépend :
• Du gradient de concentration,
• Du gradient de pression,
• Du gradient de potentiel,
153
ionique
p
D
tot
J
J
J
J +
+
=

Echange liquidien
• Les échanges liquidiens se font entre :
▪ le milieu extérieur (lumière intestinale) et le sang,
▪ Le sang et le liquide interstitiel,
▪ Le sang et le milieu extérieur (filtration rénale).
154
Membrane de dialyse
1 2
P1
P2
W1
W2
P: Pression hydrostatique
W: Pression oncotique
2
1 J
J
J
J p
tot −
=
=

TRANSPORT ACTIF
• C’est un transport moléculaire ou de particules chargées réalisé à
travers les membranes biologiques contre leur gradient chimique ou
électrochimique par l’intermédiaire de protéines de transport
membranaires appelées pompes.
• Transport actif primaire
• Transport actif secondaire
155

Transport Ionique Actif
Par La Pompe Na+/K+
• C’est une ATPase qui transporte activement les ions Na+ et K+ à
travers la membrane, chaque cycle correspond à une excrétion
de 3Na+ et à l’internalisation de 2K+. Cette pompea plusieurs
rôles :
→ ORIGINE DU POTENTIEL MEMBRANAIRE
•Le Contrôle Du Volume Cellulaire
•La Commande de Transport Actif Secondaire
156

Merci ;)
• Références
• Livres Biophysiques PCEM ou PACES (France)
• Web (adresses indiquées)
• Avec mes remerciements
• Pr S Saguem, FMS, Sousse
• Pr MH Bedoui, FMM, Monastir
157

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