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>>Osmolarité d’une solution. Forme longue.

9 août 2013
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Niveau de mise à jour : 5

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Ceci est la forme longue de la fiche brève Osmolarité : principe.

Mise à jour : 09/08/2013.

1. Le principe :

Chaque particule – ionique ou non ionique - présente dans une solution participe à l’osmolarité - ou pression osmotique - de cette solution ; la valeur de l’osmolarité de la solution correspond à la somme de la concentration molaire de chacune des particules présentes.

2. En conséquence :

2.1. S’il s’agit d’une solution de particule(s) non ionique(s), c’est-à-dire non dissociable(s) l’osmolarité de cette solution est égale à sa concentration molaire

Considérons 2 exemples, qui illustreront cette donnée :

— > 2.1.1. Une solution aqueuse de glucose à la concentration pondérale de 50 g /l

- Pour déterminer la concentration moléculaire (ou molaire) il est nécessaire de connaître la masse moléculaire (MM) de cette molécule dont la formule chimique brute est C6H12O6 

MM = (12 x 6) + (1 x 12) + (6 x 16) = 180

ce qui revient à dire que 180 grammes de glucose équivalent à 1 osmole = 1.000 milli osmoles et que 50 g de glucose équivalent à 50 / 180 = 0,278 osmoles = 278 milli osmoles.

L’osmolarité de la solution de glucose à 50 g/l est donc 278 milli osmoles/l.

— > 2.1.2. Une solution aqueuse contenant 35g de glucose + 15g de saccharose par litre

- Saccharose formule chimique brute : C12 H22 O11 —> masse moléculaire : (12 x 12) + (1 x 22)+ (16 x 11) = 342
Dans cette solution la concentration molaire du :
- glucose est : 35 / 180 = 0,194 mole / litre
- saccharose est : 15 / 342 = 0,044 mole / litre

La concentration molaire globale est 0,194 + 0,044 = 0,238 mole / litre.
L’osmolarité d’une telle solution est donc 0,238 osmole / litre = 238 milli osmoles / litre

2.2. S’il s’agit d’une solution de particules ioniques

S’agissant d’une molécule (sel, acide, base) dont la dissociation dans l’eau est totale l’osmolarité de cette solution est égale à la somme de la concentration molaire de chaque particule ionique.

Remarque : il est facile de déterminer la concentration molaire de chacune des particules lorsque la dissociation de la molécule initiale est totale, ce qui est le cas pour un acide fort, une base forte ou un sel d’acide fort et de base forte.
Lorsque la molécule initiale est un acide faible, une base faible, un sel d’acide faible ou de base faible le taux de dissociation varie selon plusieurs facteurs (concentration, température, pH …) ; il est donc très difficile de connaître le nombre de particules ioniques présentes dans la solution et donc de déterminer, par le simple calcul, l’osmolarité de la solution.

Considérons 2 exemples relatifs à des sels dont la dissociation est totale :

— > 2.2.1. une solution de ClNa à 9 g / litre.

- En solution 1 molécule de ClNa se dissocie en 2 particules ioniques : ClNa → Cl- + Na+.
- La MM de Cl est 35,5 ; celle de Na est 23 et celle de ClNa est donc 58,5.
- La concentration molaire de ClNa dans la solution à 9 g/l est donc 0,154 mole/l.
- La concentration en ion Cl- est donc 0,154 mole/litre et celle de Na+ est 0,154 mole/litre.

L’osmolarité de la solution est 0,154 + 0,154 = 0,308 osmole/l = 308 milliosmoles/l

— > 2.2.2. une solution de SO4Na2 à 3 g/l + Cl2Ca à 6 g/l

Pour ce qui concerne SO4Na2 tout d’abord :
- 1 molécule de SO4Na2 se dissocie en 3 particules ioniques : SO4Na2 → SO4- - + 2 Na+.
- La MM de SO4- - est 96, celle de Na est de 23 et celle de SO4Na2 est donc de 142.
- La concentration molaire de SO4Na2 dans la solution à 3 g/l est donc 0,021 mole/l.
- Dans cette solution la concentration en ion SO4- - est donc 0,021 mole/l
et celle des ions Na+ est 0,021 x 2 = 0,042 mole/litre.
- L’osmolarité imputable au SO4Na2 est donc 0,021 + (0,021 x2) = 0,063 osmole/l.

Pour ce qui concerne le Cl2Ca ensuite :
- 1 molécule de Cl2Ca se dissocie en 3 particules ioniques : Cl2Ca → 2 Cl- + 1 Ca++.
- La MM de Cl- est 35,5, celle de Ca++ est de 40 et celle de Cl2Ca est donc de 111.
- La concentration molaire de Cl2Ca dans la solution à 6 g/l est donc 0,054 mole/litre.
- Dans cette solution la concentration en ion Cl- est donc 0,054 x 2 = 0,108 mole/l. Celle des ions Ca++ est 0,054 mole/litre.
- L’osmolarité imputable au Cl2Ca est donc 0,108 + 0,054 = 0,162 osmole/l.

L’osmolarité d’une solution contenant 3 g de SO4Na2 + 6 g de Cl2Ca dans 1 litre est donc : 0,225 osmoles/l ou 225 milliosmoles)

2.3. Pour ce qui concerne un plasma sanguin humain normal

Les principaux constituants qui participent à l’osmolarité (i-e à la pression osmotique) sont :

- Des cations

  • Na+ : 140 mmoles/l
  • K+ : 4 mmoles/l
  • Ca++ : 2,5 mmoles/l

- Des anions :

  • Cl- : 100 mmoles/l
  • CO3H- : 25 mmoles/l
  • PO4- - - : 1 mmole/l

- Des molécules non ionisables :

  • glucose : 5 mmole/l
  • urée : 5 mmole/l
  • la pression osmotique exercée par les protéines (dite pression oncotique) est négligeable (malgré leur forte concentration et en raison de leur MM élevée)

L’osmolarité du plasma est approximativement la somme des concentrations molaires de ces 8 constituants, soit entre 280 et 300 mmoles/l.

L’intérieur des cellules sanguines (essentiellement les hématies), bien que constitué différemment du plasma, a une osmolarité identique à celle du plasma ; la pression osmotique (PO) à l’intérieur des hématies et dans le liquide où elles se trouvent en suspension est la même : les 2 milieux sont isotoniques.
Il en est de même pour les liquides extraplasmatiques (liquides interstitiels), à la pression oncotique près.

L’apparition d’une différence de pression osmotique provoque un mouvement d’eau entre ces différents secteurs, un appel d’eau se faisant à partir du secteur de PO la plus basse vers le secteur de PO la plus élevée afin de rétablir l’isotonicité entre chacun des secteurs physiologiques.


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