DOSAGE DU CALCIUM, DU MAGNESIUM ET DU PHOSPHORE

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Potassium

Le potassium a beaucoup de ressemblance chimique avec le sodium. Il n’existe pas non plus sous forme pure dans la nature mais combiné avec d’autres éléments. Il représente environ 2,58 % du poids total de la croûte terrestre, dont il est l’un des 7 éléments les plus abondants.
Le potassium est synthétisé par réduction de KClquideli par de la vapeur de sodium à 870 °C puis distillation.
Comme les autres métaux alcalins, l’eau se décompose à son contact avec formation de dihydrogène. Lorsqu’il est plongé dans l’eau, il réagit violemment en produisant du dihydrogène qui peut s’enflammer, voire détoner, enprésence d’oxygène à température élevée.
Il est très utilisé dans la composition des engraiscar c’est un élément essentiel pour la croissance des plantes.
En chimie et en pharmacie, le potassium est utilisé comme de réactif dans de nombreuses réactions pour ses propriétés réductrices.
Sous forme d’hydroxyde de potassium (potasse) il est utilisé comme agents détergents [11, 14, 15].

Phosphore

Le phosphore est largement répandu dans la nature, jamais à l’état libre, mais généralement sous forme de phosphate et d’apatite (Ca5(PO4)3+). Il existe également à l’état combiné dans tout sol fertile et dans de nombreuses eaux naturelles.
Le phosphore blanc est commercialement préparé en hauffantc du phosphate de calcium en présence de dioxyde de silicium et de coke dans un four. Lorsqu’il est chauffé entre 230° et 300 °C en l’absence d’air, il se convertit en phosphore rouge. Le phosphore noir est obtenu par chauffage du phosphore blanc à 200 °C, à pressi on très élevée.
La plupart des composés du phosphore sont trivalents ou quinquavalents, mais il possède six états d’oxydation (Tableau 6). Le phosphore se combine facilement avec l’oxygène pour former des oxydes. Les plus importants sont l’oxyde de phosphore (III) (P2O3) et l’oxyde de phosphore (V) (P2O5). L’oxyde de phosphore, solide blanc cristallin, est utilisé comme agent réducteur. Il est déliquescent, c’est-à-dire dissou par l’humidité de l’air. Sa vapeur est toxique. L’oxyde de phosphore (V), solide blanc, déliquescent et amorphe, est sublimé à 250°C. Il réagit avec l’eau pour former de l’acidephosphorique et s’utilise comme agent de séchage.
Le phosphore blanc réagit assez vite avec l’oxygènede l’air. Ce sont surtout les phosphates qui sont les plus réactifs pour former des sels avec d’autres éléments.
Le phosphore forme des hydrures avec l’hydrogène, dont le plus important est PH3, comparable à l’ammoniac (NH3). Tous les halogènes se combinent spontanément avec le phosphore pour former des halogénures, utilisés dans la préparation des acides halogénés et de certains composés organiques.
L’acide phosphorique et les phosphates, sont de loin les composés les plus utilisés du phosphore. La majeure partie des composés phosphoreux est utilisée comme engrais. On utilise également les composés du phosphore pour clarifier les solutions de sucre, pour charger la soie, dans l’ignifugation et dans certains alliages, tels que le bronze phosphoreux et le cuivre phosphoreux. Le phosphore blanc est utilisé dans certains poisons et le phosphore rouge dans les allumettes [11, 14,15, 19].

Magnésium

Le magnésium est le huitième élément le plus abondant de la croûte terrestre, le troisième métal derrière l’aluminium et le fer. C’est aussie ltroisième composant des sels dissous dans l’eau de mer. On peut le trouver dans les minerais rocheux, comme la dolomite, la magnétite, l’olivine et la serpentine.
Deux méthodes de production de magnésium sont utilisées commercialement. La principale méthode est la précipitation sous forme d’hydroxydede magnésium par un traitement à la chaux (oxyde de calcium), suivi d’un traitement à l a chaux et enfin par l’électrolyse du chlorure de magnésium fondu, qui est utilisé dans’extractionl du magnésium à partir d’eau de mer (la source principale) et de la dolomite. Une deuxième méthode de production de magnésium, appelé le processus de ferro-silicium, mplique la réduction de l’oxyde de magnésium (préparée par calcination de la dolomie)avec un alliage fer-silicium.
Le magnésium se ternit légèrement une fois exposél’airà par formation d’un oxycarbonate.
En poudre, ce métal s’échauffe et s’enflamme spontanément par oxydation avec l’oxygène de l’air.
Le magnésium est chimiquement très actif, il remplace l’hydrogène dans l’eau bouillante et un grand nombre de métaux peuvent être produits par laréduction thermique des sels et formes oxydées du magnésium. Il réagit avec la plupart desnon-métaux et presque chaque acide. Le magnésium réagit seulement légèrement ou presque spaavec la plupart des alcalins et des substances organiques, comme les hydrocarbures, les aldéhydes, les alcools, les phénols, les amines, les esters et la plupart des huiles. Utilisé comme catalyseur, le magnésium favorise des réactions organiques de condensation, de réduction, d’addition et de deshalogénization. Il a été employé pendant longtemps pour synthétiser s lecomposants organiques spéciaux et complexes par la réaction bien connue de Grignard.
Industriellement, le magnésium est utilisé dans lesalliages. Les ingrédients principaux des alliages sont: aluminium, manganèse, zirconium, zinc, métaux de terres rares et thorium.
Le magnésium, sous forme d’hydrate, d’oxyde hydraté, de carbonate, de chlorure est très utilisé en milieu pharmaceutique [11, 14, 15, 20].

Calcium

Le calcium ne se trouve jamais à l’état de corps pur dans la nature. C’est le cinquième élément le plus abondant de la croûte terrestre (3,64 %) et le troisième métal le plus abondant La distribution du calcium est large, il se trouve quasiment dans toutes les surfaces terrestres du monde. Il se trouve dans des minerais de roches calcaires, composés principalement de carbonate de calcium (CaCO3).
Le calcium métallique se prépare dans l’industrie arp électrolyse du chlorure de calcium. Celui-ci s’obtient par traitement des minerais de carbonate avec de l’acide chlorhydrique ou par récupération des déchets du procédé Solvay descarbonates. Il est possible de l’obtenir par réduction de la chaux par aluminothermie.
2 Al + 6 CaO Ca3Al2O6 + 3 Ca
Il est moins réactif chimiquement que les métaux calins et que les alcalino-terreux.
Le calcium forme une pellicule fine d’oxyde et de nitrure dans l’air, qui le protège d’une attaque postérieure. Il se décompose dans l’air à auteh température pour former principalement du nitrure. Il réagit facilement avec l’eau et les acides pour produire de l’hydrogène qui contient des quantités non négligeables d’ammoniac et d’hydrocarbure comme impuretés.
Il est principalement utilisé dans l’industrie d’extraction, comme agent réducteur dans la préparation des métaux et pour la fabrication des lliages.
L’oxyde de calcium, CaO, est produit par décomposition thermique de carbonates dans des fours, selon un procédé avec différents lits (étages). Cet oxyde est utilisé dans des arcs de haute intensité lumineuse pour son spectre caractéristique unique. Il est également utilisé comme agent déshydratant dans l’industrie. L’industrie métallurgique l’emploie énormément pour la réduction d’alliage ferreux.
L’hydroxyde de calcium, Ca(OH)2, a de nombreuses applications où l’ion hydroxyde est nécessaire. Il peut être utilisé pour casser les errespi ou les le bois.
Le silicate de calcium, CaSi, préparé à partir de al chaux, de la silice et de la réduction d’agents carbonés, est couramment utilisé en tant u’agentq de désoxydation de l’acier.
Le carbure de calcium est un acétylate, produit enportant un mélange de chaux et de carbone à 3000°C dans un four. C’est la base matérielle d’un grand nombre d’importants composés chimiques pour l’industrie de la chimie organique.
Le chlorure de calcium possède, sous sa forme anhydrique, une grande capacité de déliquescence, qui le rend très utile dans l’industrie en tant qu’agent déshydratant, ainsi que dans la composition du sable dans les routes en tant qu’agent stabilisateur. L’hypochlorite de calcium (poudre blanche) est produit dans l’industrie en faisant passer du dichlore à travers une solution de chaux. Il a été utilisé comme agentde blanchiment ainsi que comme purificateur d’eau.
Le sulfate de calcium correspond au minéral du gypse. Le chauffage du gypse à haute température produit du sulfate de calcium semi-hydrate [11, 14, 15, 21].

Risques biochimiques

D’une manière générale, il est fortement conseilléde ne pas laisser entrer des produits chimiques dans l’environnement parce qu’ils y persistent. Le contact avec des produits chimiques dont les composés des éléments minérauxn efont partie, présente des risques sanitaires et biologiques non négligeables.

Fer

Le fer peut causer des conjonctivites, des problèmes de rétines s’il est en contact et reste dans les tissus. L’inhalation chronique de concentrations excessives de vapeurs d’oxyde de fer peut avoir comme conséquence le développement d’une pneumoconiose bénigne, appelée la sidérose, qui est observable lorsqu’il y a changement de rayon X. Les fonctions des poumons ne sont pas affaiblies avec la sidérose. L’inhalation de concentrations excessives d’oxyde de fer peut augmenter le risque de développement de cancer du poumon, particulièrement pour les ouvriers exposés. La dose létale oral (LD50) pour le rat est de 30 mg/kg [22].
L’accumulation de fer dans l’organisme entraîne lamort cellulaire. Des chercheurs de l’Inserm suspectent, à cause de cela, que l’excès de fer pourrait être impliqué dans la dégénérescence des neurones chez les patients atteints de la maladie de Parkinson [23].

Chlore

En général, on s’expose au chlore sur le lieu de travail industriel. Les effets du chlore sur la santé dépendent de la quantité de chlore présent,e dla longueur et de la fréquence des expositions. Ils dépendent aussi de la santé de la personne ou des conditions environnementales lorsque l’exposition a lieu. Dans son état gazeux, il irrite les membranes des muqueuses et dans son état liquide, il brûle lapeau. Il suffit de 3,5 ppm pour distinguer son odeur, mais ce gaz est mortel à partir de 1000 ppm pour une bouffée d’environ une minute. L’exposition à ce gaz ne devrait donc pas excéder 0,5 ppm (valeur d’exposition moyenne pondérée sur 8 heures, 40 heures par semaine). Sur les sites industriels la détection du chlore est primordiale pour la sécurité des personnes. Les personnes utilisant des agents de blanchiment pour vêtements ou les produits chimiques pour piscine contenant des produits chlorés ne sont en général pas exposées au chlore lui-même.
Le chlore peut être absorbé par inhalation lorsqu’on respire de l’air contaminé ou par ingestion lorsqu’on consomme de l’eau ou de la nouriture contaminée. Il ne reste pas dans le corps du fait de sa réactivité.
Le chlore irrite le système respiratoire, spécialement chez les enfants et les personnes âgées. Une forte exposition au chlore peut entraîner un asthme induit ou syndrome de Brooks. Respirer de petites quantités de chlore pendant despériodes courtes peut affecter le système respiratoire. Cela peut aller de toux et de douleur à la poitrine à la rétention d’eau dans les poumons. Le chlore irrite la peau, les yeux et le système respiratoire. Ces effets ne sont pas susceptibles de se développer aux concentrations en chlore normalement trouvées dans l’environnement [18].
Des études récentes montrent une influence de la chloration des piscines sur le risque d’asthme et de rhinites allergiques [24].
Les effets sur la santé de l’absorption de petitesquantités de chlore sur une longue période ne sont pas connus. Certaines études montrent que les travailleurs développent certains problèmes lors d’expositions répétées par inhalation, et d’autres non [18].

Sodium

Le contact du sodium avec de l’eau, y compris la transpiration cause la formation des vapeurs d’hydroxyde de sodium, qui sont fortement irritantes pour la peau, les yeux, le nez et la gorge. Ceci peut causer l’éternuement et la toux. Les expositions très graves peuvent occasionner une respiration difficile, une toux ou une bronchite. Le contact avec la peau peut donner des démangeaisons, des picotements, des brûlures et desdommages permanents. Le contact avec les yeux peut avoir comme conséquence des dommagespermanents voire la perte de vue.
Les nitrates et nitrite de sodium sont les sels les plus utilisés à dose létale les plus faibles des composés du sodium [25].

Potassium

L’inhalation de la poussière de potassium peut irriter les yeux, le nez, la gorge, les poumons avec l’éternuement, la toux et la gorge endolorie.Des expositions plus élevées peuvent causer une accumulation de liquide dans les poumons, ceci pouvant causer la mort. Le contact avec la peau et l’œil peut causer des brûlures graves me nant à des dommages permanents [25].

Phosphore

Le phosphore blanc est la forme la plus dangereuse du phosphore que l’on connaît. Il est extrêmement toxique et, dans beaucoup de cas, l’exposition est fatale.
Dans la plupart des cas les personnes qui meurent d’une exposition au phosphore blanc ont accidentellement avalé de la mort-aux-rats. Avant de mourir, on souffre généralement de nausées, de crampes d’estomac, et de somnolence.
Le phosphore blanc peut provoquer des brûlures de la peau. En brûlant, le phosphore blanc peut endommager le foie, le cœur ou les reins.
L’inhalation des vapeurs de phosphore entraînait, c hez les ouvriers des fabriques d’allumettes, une nécrose des os de la mâchoire, connue sous le nom de nécrose phosphorée [18, 25].

Magnésium

La poudre de magnésium est de basse toxicité et nonconsidérée comme dangereux à la santé. L’inhalation de la poussière peut irriter les membranes muqueuses ou la région respiratoire supérieure. Le contact avec les yeux crée des dommages mécaniques. Regarder la poudre brûlante de magnésium sans protection peut avoir comme conséquence le « flash du soudeur », dû à la flamme blanche intense.
Le magnésium n’a pas été testé, mais il est suspecté d’être cancérogène, mutagène ou tératogène. L’exposition à la vapeur d’oxyde de magnésium suite à la brûlure, à la soudure ou au travail en métal fondu peut avoir comme conséquence les symptômes provisoires suivants: fièvre, froid, nausée, vomissement et douleur de muscle. Ceux-ci se produisent habituellement pendant 4-12 heures après exposition et jusqu’à 48 heures [19, 25].

Calcium

Pour le calcium, aucun donné n’a pu être référencésur sa toxicité. La chaux est le composé du calcium le plus utilisé, il représente des risques potentiels de corrosion lors de contact avec la peau [26].

Table des matières

INTRODUCTION
PREMIERE PARTIE : PARTIE THEORIQUE
I- GENERALITE
I-1- LA CHIMIE MINERALE
I-2- LE SANG
I-3- LES ANALYSES DE SANG
II- LES IONS MINERAUX DU SANG
II-1- PROPRIETES PHYSICO-CHIMIQUES
II-2- ABONDANCE NATURELLE, REACTIVITES ET UTILISATIONS CHIMIQUES
II-3- RISQUES BIOCHIMIQUES
III- METABOLISMES DES ELEMENTS CHIMIQUES
III-1- REPARTITION ET ROLE BIOLOGIQUE
III-2- ASSIMILATION DE L’ORGANISME
III-3- CARENCES ET EXCES
DEUXIEME PARTIE : PARTIE EXPERIMENTALE
I- MATERIEL
I- 1- SPECTROPHOTOMETRE
I-2- PHOTOMETRE DE FLAMME
I-3- LES REACTIFS
II- METHODES
II-1- DOSAGE DU FER
II-2- DOSAGE DU CALCIUM, DU MAGNESIUM ET DU PHOSPHORE
II-3- DOSAGE DU SODIUM
II-4- DOSAGE DU POTASSIUM
II-5- DOSAGE DU CHLORE
III- RESULTATS ET DISCUSSIONS
III-1- LE DOSAGE DU FER
III-2- LA CALCEMIE
III-3- LA MAGNESEMIE
III-4- LA PHOSPHOREMIE
III-5- LA NATREMIE
III-6- LA KALIEMIE
III-7- LA CHLOREMIE
CONCLUSION
REFERENCES BIBLIOGRAPHIQUES

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