Les Molecules

nts majeurs (C, H, O, N, Ca, Mg, P…) oligoéléments - eau : environ 70 % du poids de la cellule - dérivés des éléments majeurs (ex :dioxygène, H2O2…) Les molécules organiques - petites molécules : glucides, acides aminés, acides gras, nucléotides… (PM 100 à 1000) -macromolécules, polymères des petites molécules : acides nucléiques et protéines (PM = 10 000 à 1million)

Teneur en éléments chimiques du corps humain Eléments majeurs Métalloïdes Oxygène 62,43% Carbone 21,15% 96,5 % Hydrogène 9,86% Azote 3,10% Phosphore 0,95% Soufre 0,16% Chlore 0,08%

Métaux Calcium 1,90% Potassium 0,23% Sodium 0,08% Magnésium 0,027%

Oligoéléments : Fer, fluor, zinc, cuivre, iode….

RAPPELS sur les éléments chimiques: atomes, molécules et ions

Éléments chimiques Atome

Noyau + Électrons

massif, chargé + en nuage autour du noyau chargés - et maintenus en orbite par attraction électrostatique

Le Noyau de l’atome

Protons + Neutrons chargé + électriquement neutre, même masse que le proton . Assurent la stabilité structurale du noyau.

Caractéristiques atomiques des éléments les plus abondants dans les tissus vivants.

Numéro atomique = nombre de protons de chaque noyau, définit chaque élément de manière unique Masse atomique = protons + neutrons du noyau (varie avec l’isotope particulier de l ’élément) Les masses atomiques données dans ce tableau sont celles de l’isotope le plus fréquent de chaque élément.

Isotopes

Formes physiquement distinguables et chimiquement identiques d ’un élément. Même nombre de protons, nombre différent de neutrons Exemple : C . Carbone C12 : 6 protons 6 neutrons = isotope stable C14 : 6 protons 8 neutrons = isotope radioactif

Masse atomique = nombre de protons + nombre de neutrons (en unité

atomique) Masse par rapport à celle d ’un atome d’Hydrogène (masse atomique 1) ex : H =1 et O = 16 1g d’Hydrogène = 6 x 1023 atomes = Nombre d ’Avogadro

Masse moléculaire = masse d’une molécule exprimée en unité atomique ex : H2O 2x1+16 = 18 Masse molaire = masse d’une mole exprimée en g par mole.

1 Mole = 1 M = quantité de matière d’une substance contenant contient 6 x 1023 molécules de la substance. ex : 1 mole d’H2O 18 g/mole

Tous les éléments retrouvés dans les organismes vivants ont des orbites externes non remplies (en rouge), et ils peuvent ainsi participer à des réactions chimiques avec d ’autres atomes. Certains éléments dont les orbites sont complètement remplies (en jaune) sont montrés pour comparaison ; ils ne sont pas réactifs chimiquement.

Orbites électroniques remplies et non remplies de certains éléments fréquents.

Orbite électronique incomplètement remplie => possibilité de liaisons chimiques. liaison covalente : électrons en paires partagés par 2 atomes ex : H2O

Liaisons chimiques

liaison ionique : électrons donnés par un atome à un autre ionisation en solution ex : NaCl en solution : Na+ et Cl-

A.Un atome de sodium (Na) réagit avec un atome de chlore (Cl). Les électrons de chaque atome sont présentés à leurs différents niveaux d’énergie ; les électrons en orbite chimiquement réactive (incomplète) sont colorés en rouge. La réaction a lieu avec le transfert d ’un unique électron du sodium vers le chlore, formant deux atomes chargés électriquement, ou ions, chacun avec un groupe complet d ’électrons sur sa couche externe. Les 2 ions de charge opposée sont maintenus ensemble par interaction électrostatique. B. Le produit de la réaction entre le sodium et le chlore, le cristal de chlorure de sodium, se compose d’ions sodium et chlorure rangés en un ordre régulier dans lequel les charges sont exactement équilibrées. C. Photographie en couleurs des cristaux de chlorure de sodium.

Chlorure de sodium : un exemple de formation ionique.

Comparaison entre liaisons covalentes et liaisons ioniques.

Des atomes peuvent acquérir un arrangement plus stables des électrons dans leur orbite externe en interagissant l’un avec l’autre. Une liaison covalente est formée quand des électrons sont partagés entre des atomes. Ces 2 cas représentent des extrêmes ; des liaisons covalentes se forment souvent avec un transfert partiel (partage inégal des électrons) créant une liaison covalente polaire.

A Les molécules inorganiques 1 – Carbone, Oxygène, Hydrogène

-

Entrent dans la composition des : - composés ternaires (C,H,O + S,P) : glucides et lipides - composés quaternaires (C,H,O, N + S,P) : acides aminés, protéines, enzymes, nucléotides, acides nucléiques L'hydrogène H principal constituant de toute matière vivante représente 63 % des atomes du corps humain et 10% de la masse du corps humain composés les plus courants dihydrogène H2 ; H2O ; proton = H+ Molécules organiques

Le Carbone représente 21 % de la masse du corps humain composés les plus courant Petites molécule et ions : CO2, CO, H2CO3, CO32-, HCO3Molécules organiques L’oxygène Représente 62,5 % de la masse du corps humain. composés les plus courants dioxygène O2, ozone (trioxygène) H2O, CO2, CO, H2CO3, CO32-, HCO3Molécules organiques

2 - L’eau

d’hydrogène et d’un atome d’oxygène mise en commun d’1 électron de chaque atome d’H avec un électron de l’O (liaison covalente)

structure : molécule formée de 2 atomes

Formule chimique H2O

Charge totale neutre : même nombre électrons et protons mais distribution asymétrique molécule polaire - Atome d’oxygène faiblement négatif - Atomes d’hydrogène faiblement positifs responsable de la réactivité chimique de l’eau

L’eau

50-70% du poids corporel Répartition inégale : variation en fonction des tissus (poumon 79%, os 20%), des liquides (LCR 99%, sang 79%)… Rôles multiples : eau = constituant essentiel de l’organisme - Constitutionnel (eau liée des macromolécules et de colloides) - Solubilisation : solvant de nombreuses substances - nutritionnel : constituant primordial et vital, doit être renouvelée réactions chimiques d’hydrolyse ou de - Métabolique déshydratation - Echange des nutriments, déchets et produits vitaux entre les différents milieux - équilibre thermique : rôle dans le maintien de la t° corporel (se refroidit rapidement, se réchauffe lentement) 20

Répartition de l’eau dans l’organisme

eau interstitielle (intercellulaire ; MEC; tissu conjonctif ; lymphe) et eau transcellulaire (contenue dans des poches : LCR, LP, L. synovial…)

1/3

SEC

20% du poids corporel Mb cellulaire

4/5 1/5

Eau interstitielle

Paroi capillaire

plasma

2/3

SIC

40% du poids corporel

Eau totale corporelle 60% du poids corporel

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Bilan de l’eau : entrées = sorties (bilan nul)

contenu en eau de l’organisme constant Entrées : eau de boisson (1.2 L) et des aliments (1L), eau métabolique (0.3L) Régulées par la sensation de soif Sorties : cutanée (0.5 L), respiratoire (0.4L), digestive (0.1L) et rénale (1.5L) Régulées uniquement par le rein La perte de 3% de la masse d’eau déclenche la sensation de soif et la perte de 20% est souvent mortelle Déséquilibres biologiques : déshydratation et hyperhydratation des SEC et/ou SIC

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Intoxication à l’eau : un apport excessif d’eau peut entraîner un oedème cérébral (trouble comportement et de la conscience, convulsion, mort). Mécanisme : hémodilution, transfert d’eau vers le SIC (osmose) et hyperhydratation intracellulaire (ex : les hématies deviennent turgescentes et peuvent éclater = hémolyse qui peut être mortelle si le volume ingéré est supérieur à 5 l en un temps court) Rem : polydipsie = soif excessive origines : traitement au lithium, désordre psychique, diabète insipide (absence de sécrétion de l’ADH, hormone antidiurétique d’où polyurie (augmentation de l’excrétion urinaire et par conséquence polydipsie)

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3-Eau oxygénée ou peroxyde d'hydrogène H2O2

Naturellement synthétisée au niveau des peroxysomes (organites cellulaires)