1. Forces entre ions

Etats de la matière
Cours de Biophysique
1ère année Médecine
Mme le Professeur N. BEN RAIS AOUAD
N BEN RAIS AOUAD
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Mme Pr N Ben Raïs Aouad
Directeur de la Formation et la recherche en
biophysique et médecine nucléaire
Faculté de médecine et de pharmacie Rabat
Chef de service de médecine nucléaire
Hôpital Ibn SINA Rabat
Equipe de médecine nucléaire Ibn Sina
Pr N Ben Rais,Pr As I Ghfir, Pr As H Guerrouj
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Plan
I. Généralités
II. Liaisons intermoléculaires
A- Causes d’attraction
B- Causes de répulsion
III. Notions élémentaires de certains
changements d’état
A- Transfert réciproque Solide-Liquide
B- Transformation Liquide -Vapeur
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I- Généralités:
• Selon les conditions physiques (température,
pression…...), la matière peut se trouver
généralement sous 3 états : solide, liquide
ou gazeux.
• Dans ces différents états, les molécules sont
les mêmes: la différence dépend de la nature
des interactions entre les molécules.
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I- Généralités:
• Un état de la matière est la conséquence
d’une compétition entre des forces d’attraction
qui tendent à rapprocher les particules et des
causes d’éloignement qui les dissocient.
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II- Liaisons intermoléculaires:
A- Causes d’attraction:
Les forces d’attraction entre particules
donnent à distinguer:
- Les forces entre ions.
- Les forces entre molécules neutres.
- Et les forces entre ions et molécules.
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1. Forces entre ions:
Les forces d’attraction F entre anions et cations
obéissent à la loi de coulomb:
F = k.q.q’
ε.d2
d : distance entre ions;
ε : constante diélectrique.
q et q’ : charges opposées;
k: constante
Cette loi indique que la force d’attraction entre ions de
signes opposés est inversement proportionnelle à la
constante diélectrique ε.
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Exemples:
La constante diélectrique de l ‘eau est élevée :F est
faible: les ions sont séparés: c’est la dissociation
électrolytique.
La constante diélectrique de l ‘alcool est faible :F est
élevée: les ions se regroupent
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2. Forces entre molécules neutres :
Forces de liaison physique =Forces de Van
Der Waals: F=K/r7
• Il existe des forces d’attraction dues à
l’inégalité de répartition des charges
électriques à l’intérieur de la molécule;
celle-ci se comporte alors comme un dipôle
électrique et produit donc un champ électrique
capable d’attirer d’autres dipôles.
r= distance entre deux dipôles
Force
d’attraction
+
-
+
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3. Forces entre ions et dipôles moléculaires:
Lorsque des ions et des dipôles moléculaires sont en
présence, les ions attirent la partie du dipôle qui porte
une charge opposée à la leur.
Ils se trouvent ainsi entourés d’une ou de plusieurs
Molécules de solvant: c’est le phénomène de
solvatation.
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B- Causes de répulsion:
1- Forces de répulsion intermoléculaire : F=K/r13
Elles n’interviennent que lorsque les molécules sont très
rapprochées. Ces forces sont dues à l’impossibilité de deux
nuages électroniques de s’interpénétrer : c’est la
Règle d’exclusion de Pauli.
2- Agitation thermique : Mouvement Brownien:Brown1827
Elle est la principale cause d’éloignement entre les molécules.
Toute particule (atome, molécule, ion…) est spontanément
soumise à une agitation désordonnée, c’est-à-dire s’effectuant
dans toutes les directions, dont l’intensité augmente de façon
proportionnelle à la température absolue.
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III- Notions élémentaires de certains
changements d’état:
A- Transfert réciproque Solide-Liquide:
1- Fusion:
C’est une transformation de l’état solide à
l’état liquide.
2- Congélation:
C’est une transformation de l’état liquide à
l’état solide.
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3- L’intérêt biomédical capital de la congélation:
La température de congélation (θs) d’une solution
est inférieure à la température de congélation
(θ°) du solvant.
La différence ∆θ = θ° - θs appelée abaissement
cryoscopique est proportionnelle à l’osmolalité (en
mole/kg) de la solution.
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Loi de Raoult:
∆θ = K. Osmolalité
∆θ:
∆θ Abaissement cryoscopique en °C.
K = 1,86 (lorsque le solvant est l’eau, sachant que
le plasma peut être assimilé à de l’eau).
Intérêt:
La détermination de l’abaissement cryoscopique est
en général utilisée pour la mesure de l’osmolalité
des liquides biologiques.
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B- Transformation Liquide
Vapeur:
1- Vaporisation: Liquide
Gaz
Il convient de distinguer deux phénomènes : l’ébullition et
l’évaporation.
a- Ebullition : phénomène brutal et rapide durant lequel
coexiste le liquide, et à l’intérieur de celui-ci, des bulles
de vapeur.
La température d’ébullition dépend de la nature du liquide
et de la pression.
Exemple: la température d’ébullition de l’eau sous une
pression de 1 Atm a été conventionnellement fixée à
100 °C.
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Dans une solution:
θ°ébullition du soluté > θ°ébullition du solvant pur
∆θ = Elévation ébulliométrique
∆θ = Ke. Osmolalité
Ke: dépend du solvant (Ke = 0,52 pour l’eau)
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b-Evaporation :
Phénomène progressif où les molécules de liquide à
la surface passe à l’état de vapeur sans qu’il y ait
formation de bulles de vapeur à l’intérieur du liquide.
2- Passage de l’état gazeux à l’état liquide
(liquéfaction):
Elle correspond à une condensation des gaz tels que
l’oxygène ou l’azote. Elle présente un intérêt capital pour
les applications médicales en particulier en réanimation.
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