Electrode de référence interne ou électrode de mesure

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Solutés isotoniques

Ces solutés se caractérisent par une osmolarité comprise entre 275 et 311 mosmol / l. Ils sont indiqués pour la compensation des hypo volémies modérées [9,10].

Solution de NaCl 0,9%

Couramment appelée sérum salé isotonique ou sérum physiologique, la solution de NaCl 0,9% est un cristalloïde appartenant aux solutés de remplissage. C’est un cristalloïde qui a la même pression osmotique que le plasma sanguin [6].
C’est un agent de réhydratation administré en intraveineuse pour remonter la tension sanguine et restituer au sang le liquide perdu à la suite d’une hémorragie, d’une diarrhée ou de vomissements [8]. C’est également un véhicule pour l’administration de médicaments par voie intraveineuse.

Ringer

C’est une solution injectable isotonique de chlorure de sodium, potassium et calcium dans l’eau pour préparations injectables. Cette solution est destinée au remplissage vasculaire et à la rééquilibration hydro électrolytique. Elle possède une composition ionique très proche du liquide extracellulaire, mais est dépourvue de pouvoir tampon [5,6].

Ringer lactate (Hartmann)

La solution de Ringer lactate, encore appelée solution de Hartmann, est une solution injectable isotonique de chlorure de sodium, potassium, calcium additionnée de lactate de sodium dans l’eau pour préparations injectables. Elle possède une composition ionique très proche du liquide extracellulaire. Elle est destinée au remplissage vasculaire et à la rééquilibration hydro électrolytique. L’ion lactate est un anion tampon précurseur de bicarbonate participant ainsi à la régulation de l’équilibre acido-basique [11].

Soluté de glucose à 5%

C’est une solution injectable isotonique de glucose à 5% dans de l’eau pour préparations injectables. Il permet un apport calorique en nutrition parentérale. Il est indiqué dans la prévention des déshydratations sans perte électrolytique ou les déshydratations à prédominance intracellulaire. C’est un véhicule pour administration médicamenteuse par perfusion intraveineuse [6,8].

Solutés hypertoniques

Ces solutés ont une osmolarité supérieure à 311 mosmol/l [5]. Ils provoquent un apport massif de sodium entraînant une mobilisation de l’eau intracellulaire vers le milieu extracellulaire. Cela entraîne une vasodilatation pré capillaire (rein, coronaires, vaisseaux splanchniques), une vasoconstriction réflexe veineuse, une augmentation de la contractilité myocardique, une baisse de la pression intracrânienne et de l’eau pulmonaire [7,12].

Solution de chlorure de sodium hypertonique à 7,5% et 30%

Ce sont des solutions injectables hypertoniques de chlorure de sodium dans l’eau pour préparations injectables.
Le soluté de NaCl à 7,5% permet une expansion volémique. Il restaure le débit cardiaque et les différentes circulations locales. Il s’oppose de plus à l’activation des leucocytes et protège la cellule endothéliale [13].
Le soluté de NaCl à 30% est pour la plupart du temps utilisé pour le lavage des kystes hydatiques [6].

Solution de Ringer lactate glucose

Ce sont des solutions hypertoniques qui permettent un apport en glucose en quantité importante. Elles permettent aussi de maintenir l’équilibre ionique, d’assurer les besoins métaboliques de base et de limiter l’hyperglycémie péri opératoire [14].

Solution de glucose à 15%, 20%, 30%

Ce sont des solutions injectables hypertoniques de glucose dans de l’eau pour préparations injectables. Elles permettent un apport calorique en nutrition parentérale. Elles sont indiquées dans les hypoglycémies sévères.

Solutés hypotoniques

Ces solutés ont une osmolarité inférieure à 275mosm/l. Ils sont d’usage moins fréquent du fait de leurs effets indésirables. Parmi ces solutés, nous avons les solutions de chlorure de sodium à 0,6%, de glucose à 2,5%. Ces solutions sont indiquées dans la déshydratation extracellulaire avec légère hyper osmolarité.

Composition du sérum physiologique

La solution injectable de chlorure de sodium à 0,9% ou sérum salé isotonique est une solution injectable isotonique de chlorure de sodium dans l’eau pour préparations injectables à la concentration de 0,9g pour 100 ml.

Eau pour préparations injectables

Définition

L’eau pour préparations injectables doit répondre aux exigences de la pharmacopée européenne, 3e édition : Eau pour préparations injectables « Aqua ad injectabilia », 1997, 0169.
Elle est obtenue à partir de l’eau potable ou de l’eau déjà purifiée soit par distillation, soit à l’aide d’un échange d’ions, ou par d’autres procédés comme l’osmose inverse [6,8].

Propriétés physico-chimiques

L’eau pour préparations injectables est un liquide limpide, incolore, inodore, insipide, exempt de pyrogènes. La stérilisation se fait par la chaleur à l’autoclave.

Propriétés pharmacologiques

L’eau représente généralement 50 à 70% du poids corporel total avec des variations notables selon l’âge, le sexe et certaines maladies organiques ou systémiques.
L’eau est présente dans l’organisme sous deux formes:
− l’eau libre, qui représente l’eau circulante, telle qu’elle se rencontre dans le sang ou la lymphe et qui se comporte principalement comme un solvant ;
− l’eau liée, qui est l’eau d’imbibition des colloïdes et qui semble former des complexes avec les diverses molécules du contenu protoplasmique, les protéines en particulier.
Les mouvements de l’eau entre les compartiments liquidiens sont régis par les gradients de pression osmotique et sont sous la dépendance de transports actifs.

Indication

L’eau pour préparations injectables est utilisée comme vecteur pour apport de médicaments ou d’électrolytes perfusables (dissolution ou dilution des substances ou préparations pour une administration parentérale) [6].

Electrolytes

Les électrolytes interviennent dans la plupart des fonctions métaboliques de l’organisme. Le sodium et le chlore font partie des ions physiologiques les plus importants et des électrolytes les plus explorés [15].
Le sérum physiologique permet un apport simultané de sodium et de chlore, électrolytes indispensables à la vie. Ces électrolytes jouent un rôle majeur dans la répartition et la régulation de l’eau entre le milieu intérieur et le milieu extérieur [5].

QUELQUES METHODES DE DOSAGE

Quelques notions d’électrochimie

Généralités sur l’oxydoréduction

L’oxydoréduction peut se définir comme étant un échange d’électrons entre deux composés. L’oxydation correspond à la perte totale ou partielle des électrons par l’un des composés, tandis que la réduction correspond au gain de ces électrons par l’autre composé. Dans ce phénomène, la forme au degré d’oxydation supérieure ou forme oxydée se transforme en la forme à degré d’oxydation inférieur ou forme réduite en fixant des électrons [20].
Exemple : action de H2O sur Na :
Na + H+ → Na+ 1⁄2H2
H2O → H+ + OH-
H+ + e- → 1⁄2H2
Dans cet exemple, le métal sodium (Na) est oxydé en Na+ par l’eau qui à son tour subit une réduction.

Couple redox

La définition précédente nous montre qu’on ne peut pas avoir une oxydation sans réduction. L’ensemble de la forme oxydée d’un élément et de sa forme réduite constitue le couple redox représenté par les équations suivantes :
Exemple : Ox1 + ne- → Red1 1⁄2Cl2 + e- → Cl- (Cl-⁄ Cl2) (1);
Red2 → Ox2 + ne- Na → Na+ + e- (Na+⁄ Na) (2).
L’addition des deux réactions partielles, que l’on appelle demi-réactions, donne (1) + (2) :
Ox1 + Red2 1 Red1 + Ox2.
Le sens de cette réaction dite réaction <redox> peut se prévoir aisément : si Ox1 est plus oxydant que Ox2 donc fixe plus facilement les électrons, l’évolution de la réaction se fera dans le sens (1) ; si Red2 est plus réducteur que Red1, donc libère plus facilement des électrons, la réaction évoluera vers le sens (2).
C’est cette notion qui va permettre de classer les halogènes selon leur électronégativité croissante ou les halogénures selon leur électronégativité décroissante.
Exemple : Pouvoir oxydant de la famille F2 Cl2 Br2 I2 :
• F2 est plus oxydant que Cl2, donc Cl2 en présence de F2 se réduit en Cl-; Pouvoir réducteur des ions I- > Br- > Cl- > F- :
• En présence de Br- en solution, I- va s’oxyder en I2 car plus apte à libérer des électrons.
Le pouvoir oxydant ou réducteur joue un rôle important en électrochimie car permet d’expliquer les interférences ioniques au niveau des électrodes de mesure.

Réaction redox

Pour un couple redox donné, la concentration, le pH et le nombre d’oxydation sont les facteurs essentiels qui interviennent dans la réaction redox.

Concentration

La concentration de l’espèce chimique est d’autant plus importante à connaître que toute solution renferme également divers agents chimiques minéraux ou organiques pouvant intervenir dans la réaction.

pH

Son rôle peut être illustré par la réduction du permanganate (MnO4-) qui sera différente selon qu’il se trouve en milieu acide, neutre ou basique :
• en milieu acide : la forme réduite du permanganate (MnO4-) sera l’ion manganeux (Mn2+), et le couple redox résultant est donc : MnO4-/Mn2+ ;
• en milieu neutre : la forme réduite du permanganate (MnO4-) sera le dioxyde de manganèse (MnO2), et le couple redox résultant est donc : MnO4-/MnO2 ;
• en milieu basique ; la forme réduite du permanganate (MnO4-) sera l’ion manganate (MnO42-), et le couple redox résultant est : MnO4-/MnO4 2-.

Influence de la force du couple antagoniste

La réaction redox peut se prévoir en fonction des formes chimiques
présentes et de leur pouvoir oxydant. Par exemple la réduction de SO4 faire de deux manières :
• en présence d’un réducteur faible, la forme réduite SO42- sera SO2 (anhydride sulfureux) et le couple sera SO4 2-/SO2 ;
• en présence d’un réducteur de plus en plus fort, on a les formes réduites successives : S, S2-, et les couples redox seront SO4 2-/S, et SO4 2-/S2-.

Nombre d’oxydation

L’équilibre d’une réaction d’oxydoréduction met en jeu des électrons produits par une demi réaction qui seront consommés par l’autre demi réaction de façon à ce que dans l’équation globale, le bilan ne fasse pas apparaître d’électrons.
Pour équilibrer le nombre d’électrons d’une demi réaction, il faut que la forme oxydée se réduise (ou que la forme réduite s’oxyde) ; on équilibre alors en respectant dans les deux membres de la réaction la neutralité des charges électriques.
Par exemple la réduction de MnO4- en milieu acide en présence de Fe3+/Fe2+ s’écrira :
MnO4- + 8H+ + ne- → Mn2+ + 4H2O (1);
Fe3+ + e- → Fe2+ (2).
Pour équilibrer le nombre d’électrons de (1) il faut :
• (1). (-1) + (8). (+1) +ne- = (1). (+2).
Il faut donc 5 électrons dans (1) pour respecter l’égalité des charges électriques. Ces 5 électrons seront consommés par (2) où il faut également 5 électrons.
Globalement nous aurons :
MnO4- + 8H+ + 5e- →Mn2+ + 4H2O;
Fe3+ + e- → Fe2+;
MnO4- +8H+ +5Fe2+ → Mn2+ +5Fe3+ +4H2O.
La notion de nombre d’oxydation permet de définir le degré d’oxydation ou de réduction d’un élément chimique. Par convention, c’est un nombre algébrique qu’on attribue de telle sorte que la somme des nombres d’oxydation des éléments soit nulle pour une molécule neutre, et égale à sa charge électrique pour un ion. Ces nombres sont déterminés de proche en proche en attribuant dans la plus part des cas la valeur +1 à l’hydrogène [21].
Exemple :
• H2O : (+1). (2) +x= 0 ; d’où x= -2. Ce qui donne : H = 1 et O = -2 ;
• MnO4- : x +(4) (-2) = -1 ; d’où x =7. On aura O =-2 et Mn = +7.

Table des matières

INTRODUCTION :
PREMIERE PARTIE : GENERALITES
CHAPITRE I: LES SOLUTES DE PERFUSION
I.1- Historique
I.2- Définition
I.3- Caractéristiques
I.4- Les différents types de solutés de perfusion
I.4.1- Solutés isotoniques
I.4.2- Solutés hypertoniques
I.4.3- Solutés hypotoniques
I.5- Composition du sérum physiologique
I.5.1- Eau pour préparations injectables
I.5.2- Electrolytes
I.5.2.1- Sodium
I.5.2.2- Chlore
CHAPITRE II : QUELQUES METHODES DE DOSAGE
II.1- Quelques notions d’électrochimie
II.1.1- Généralités sur l’oxydoréduction
II.1.1.1- Définition
II.1.1.2- Couple rédox
II.1.1.3- Réaction rédox
II.1.2- Notions d’activité
II.1.2.1- Activité et concentration
II.1.2.2- Concentration et facteur d’activité
II.2- Electrodes spécifiques
II.2.1- Principe de la mesure
II.2.1.1- Electrode de référence interne ou électrode de mesure
II.2.1.2- Membrane sensible
II.2.2- Caractéristiques des électrodes spécifiques
II.2.2.1- Spécificité
II.2.2.2- Sensibilité
II.2.2.3- Grande dynamique de concentration
II.2.3- Facteurs influençant une mesure par électrode spécifique
II.2.3.1- Force ionique
II.2.3.2- Nature des autres ions présents dans la solution
II.2.3.3- pH de la solution
II.2.3.4- Température du milieu
II.2.3.5- Présence d’agents complexants
II.3- Photométrie de flamme
II.3.1- Principe
II.3.2- Montage spectral
II.3.2.1- Sources
II.3.2.2- Dispositif de mesure
II.3.2.3- Technique analytique
II.4- Dosage volumétrique par précipitation : Argentimétrie
II.4.1- Méthode de Mohr
II.4.1.1- Principe
II.4.1.2- Réactions chimiques.
II.4.1.3- Domaine de travail
II.4.1.4- Application
II.4.2- Méthode de Charpentier-Volhard
II.4.2.1- Principe
II.4.2.2- Réactions chimiques.
II.4.2.3- Domaine de travail
II.4.2.4- Application
DEUXIEME PARTIE: TRAVAIL EXPERIMENTAL
I- MATERIEL ET METHODE
I.1- Cadre d’étude
I.2- Echantillons
I.3- Matériel
I.4- Méthodes de dosage
I.4.1- Méthode potentiométrique
I.4.1.1- Dosage des chlorures
I.4.1.1.1- Electrode spécifique aux chlorures
I.4.1.1.2- Electrode de référence
I.4.1.1.3- Réactifs
I.4.1.1.4- Etalonnage
I.4.1.1.4.1- Préparations préalables
I.4.1.1.4.2- Préparations des solutions étalons de NaCl
I.4.1.1.4.3- Préparations des échantillons
I.4.1.1.4.4- Mode opératoire
I.4.1.2- Dosage du sodium
I.4.1.2.1- Electrode spécifique au sodium
I.4.1.2.2- Electrode de référence
I.4.1.2.3- Réactifs
I.4.1.2.4- Etalonnage
I.4.1.2.4.1- Préparations préalables
I.4.1.2.4.2- Préparations des solutions étalons
I.4.1.2.4.3- Préparation des échantillons
I.4.1.2.4.4- Mode opératoire
I.4.2- Photométrie de flamme
I.4.2.1- Réactifs
I.4.2.2- Méthode
I.4.2.2.1- Préparations des solutions étalons de NaCl
I.4.2.2.2- Mode opératoire
I.4.3- Dosage des chlorures par précipitation : Argentimétrie
I.4.3.1- Méthodes de Mohr
I.4.3.2- Méthode de Charpentier Volhard
II- RESULTATS
II.1- Méthode potentiométrique
II.2- Photométrie de flamme
II.3- Méthode de Mohr
II.4- Méthode de Charpentier Volhard
III- DISCUSSION
CONCLUSION :
BIBLIOGRAPHIE

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