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Sommaire

  • 1Des particules dissoutes à l’effet osmotique
  • 2Osmolarité et osmolalité
  • 3Tonicité et osmoles efficaces lock — section verrouillée
  • 4Réponse d’une cellule à son milieu lock — section verrouillée
  • 5Conséquences pour les solutés de perfusion lock — section verrouillée
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B7 · États de la matière et solutions

Osmolarité, tonicité et applications cliniques

Distinguer osmolarité, osmolalité et tonicité et calculer l'osmolarité d'une solution d'électrolytes. Prévoir le comportement d'une cellule placée en milieu hypo-, iso- ou hypertonique et l'appliquer aux solutés de perfusion.

Biophysique·schedule6 min de lecture·quiz15 QCM corrigés

Des particules dissoutes à l’effet osmotique

Lorsqu’un soluté est dissous, ses particules contribuent aux propriétés colligatives de la solution. Ces propriétés dépendent du nombre de particules présentes, et non directement de leur masse ou de leur nature chimique. Le mécanisme physique de l’osmose et la pression osmotique sont étudiés dans la fiche précédente du sous-bloc.

Définition

Osmole

Quantité de matière correspondant à une mole de particules osmotiquement actives. Une osmole peut provenir d’une mole de molécules non dissociées ou de la dissociation d’une quantité plus faible d’électrolyte.

Un électrolyte est un composé qui forme des ions lorsqu’il se dissout. Sa concentration particulaire peut donc être supérieure à sa concentration molaire. À l’inverse, un soluté non électrolytique qui reste sous forme moléculaire fournit idéalement une particule par molécule dissoute.

Le facteur de Van’t Hoff, noté iii, exprime le nombre effectif de particules obtenues par entité de soluté. Pour un non-électrolyte, iii vaut idéalement 111. Pour un électrolyte complètement dissocié en ν\nuν ions, iii est approximativement égal à ν\nuν.

Formule

Facteur de Van’t Hoff avec dissociation partielle

i=1+α(ν−1)i = 1 + \alpha\left(\nu - 1\right)i=1+α(ν−1)
  • iii : facteur de Van’t Hoff, sans unité
  • α\alphaα : fraction des entités dissociées, comprise entre 000 et 111
  • ν\nuν : nombre de particules obtenues par dissociation complète d’une entité, sans unité

Cette relation est une approximation idéale. Dans une solution réelle, les interactions électrostatiques entre ions diminuent leur indépendance osmotique apparente, surtout lorsque la concentration augmente.

Osmolarité et osmolalité

Définition

Osmolarité

Concentration totale en particules osmotiquement actives rapportée au volume de solution. Elle s’exprime en osmoles par litre de solution, Osm ⋅ L−1\pu{Osm.L^{-1}}Osm⋅L−1, ou en milliosmoles par litre, mOsm ⋅ L−1\pu{mOsm.L^{-1}}mOsm⋅L−1.

Pour une solution contenant plusieurs solutés, chaque concentration molaire doit être multipliée par le facteur de Van’t Hoff correspondant, puis les contributions doivent être additionnées.

Formule

Osmolarité totale d’une solution

Cosm=∑jijCjC_{\mathrm{osm}} = \sum_{j} i_{j}C_{j}Cosm​=j∑​ij​Cj​
  • CosmC_{\mathrm{osm}}Cosm​ : osmolarité totale de la solution, en Osm ⋅ L−1\pu{Osm.L^{-1}}Osm⋅L−1
  • jjj : indice désignant chaque soluté de la solution
  • iji_{j}ij​ : facteur de Van’t Hoff du soluté jjj, sans unité
  • CjC_{j}Cj​ : concentration molaire du soluté jjj, en mol ⋅ L−1\pu{mol.L^{-1}}mol⋅L−1
Exemple

Calculer l’osmolarité d’un mélange de chlorure de sodium et de glucose

Une solution contient 100 mmol ⋅ L−1\pu{100 mmol.L^{-1}}100 mmol⋅L−1 de chlorure de sodium et 50 mmol ⋅ L−1\pu{50 mmol.L^{-1}}50 mmol⋅L−1 de glucose.

  • Le chlorure de sodium est complètement dissocié et son facteur vaut i=2i = 2i=2. Sa contribution est : 2×0,100 mol ⋅ L−1=0,200 Osm ⋅ L−12 \times \pu{0,100 mol.L^{-1}} = \pu{0,200 Osm.L^{-1}}2×0,100 mol⋅L−1=0,200 Osm⋅L−1.
  • Le glucose ne se dissocie pas et son facteur vaut i=1i = 1i=1. Sa contribution est : 1×0,050 mol ⋅ L−1=0,050 Osm ⋅ L−11 \times \pu{0,050 mol.L^{-1}} = \pu{0,050 Osm.L^{-1}}1×0,050 mol⋅L−1=0,050 Osm⋅L−1.

L’osmolarité totale vaut donc : 0,200 Osm ⋅ L−1+0,050 Osm ⋅ L−1=0,250 Osm ⋅ L−1\pu{0,200 Osm.L^{-1}} + \pu{0,050 Osm.L^{-1}} = \pu{0,250 Osm.L^{-1}}0,200 Osm⋅L−1+0,050 Osm⋅L−1=0,250 Osm⋅L−1, soit 250 mOsm ⋅ L−1\pu{250 mOsm.L^{-1}}250 mOsm⋅L−1.

Chaque ion issu du chlorure de sodium compte comme une particule osmotiquement active, contrairement au glucose qui reste sous forme d’une seule molécule.

Méthode

Calculer l’osmolarité d’une solution d’électrolytes

  1. Recenser tous les solutés présents dans la solution
  2. Déterminer la concentration molaire CjC_jCj​ de chacun
  3. Écrire la dissociation de chaque électrolyte et déterminer son facteur iji_jij​
  4. Calculer chaque contribution osmotique ijCji_jC_jij​Cj​
  5. Additionner les contributions de tous les solutés
  6. Convertir si nécessaire les osmoles en milliosmoles en utilisant 1 Osm=1000 mOsm\pu{1 Osm} = \pu{1000 mOsm}1 Osm=1000 mOsm
Définition

Osmolalité

Concentration totale en particules osmotiquement actives rapportée à la masse de solvant. Elle s’exprime en osmoles par kilogramme de solvant, Osm ⋅ kg−1\pu{Osm.kg^{-1}}Osm⋅kg−1, ou en milliosmoles par kilogramme.

Formule

Osmolalité d’une solution

bosm=nosmmsolvantb_{\mathrm{osm}} = \frac{n_{\mathrm{osm}}}{m_{\mathrm{solvant}}}bosm​=msolvant​nosm​​
  • bosmb_{\mathrm{osm}}bosm​ : osmolalité, en Osm ⋅ kg−1\pu{Osm.kg^{-1}}Osm⋅kg−1
  • nosmn_{\mathrm{osm}}nosm​ : quantité de particules osmotiquement actives, en osmoles
  • msolvantm_{\mathrm{solvant}}msolvant​ : masse de solvant, en kilogrammes

L’osmolarité dépend du volume de la solution, lequel varie légèrement avec la température et la pression. L’osmolalité repose sur une masse, donc reste plus stable. Elle peut notamment être déterminée à partir d’une propriété colligative, selon les principes exposés dans la fiche consacrée à la cryométrie.

Comparaison

Osmolarité, osmolalité et tonicité

CritèreOsmolaritéOsmolalitéTonicité
Référencevolume de solutionmasse de solvanteffet sur le volume cellulaire
Unité usuellemOsm ⋅ L−1\pu{mOsm.L^{-1}}mOsm⋅L−1mOsm ⋅ kg−1\pu{mOsm.kg^{-1}}mOsm⋅kg−1pas d’unité propre
Particules prises en comptetoutes les particulestoutes les particulesseulement les particules efficacement non perméantes
Dépendance à la membraneaucuneaucuneessentielle

Tonicité et osmoles efficaces

Définition

Tonicité

Capacité d’une solution à modifier le volume d’une cellule par déplacement osmotique d’eau. Elle dépend de la concentration en particules qui ne traversent pas librement la membrane considérée.

Une particule non perméante reste d’un côté de la membrane et maintient un gradient osmotique durable. Elle constitue une osmole efficace. Une particule très perméante peut initialement attirer de l’eau, mais elle diffuse ensuite jusqu’à réduire son propre gradient. Elle contribue donc à l’osmolarité sans nécessairement déterminer la tonicité finale.

L’efficacité osmotique d’un soluté est décrite par son coefficient de réflexion σ\sigmaσ. Il tend vers 111 pour un soluté totalement retenu par la membrane et vers 000 pour un soluté librement perméant.

Formule

Concentration osmotique efficace

Ceff=∑jσjijCjC_{\mathrm{eff}} = \sum_{j} \sigma_{j}i_{j}C_{j}Ceff​=j∑​σj​ij​Cj​
  • CeffC_{\mathrm{eff}}Ceff​ : concentration osmotique efficace, en Osm ⋅ L−1\pu{Osm.L^{-1}}Osm⋅L−1
  • jjj : indice désignant chaque soluté
  • σj\sigma_jσj​ : coefficient de réflexion membranaire du soluté jjj, sans unité
  • iji_jij​ : facteur de Van’t Hoff du soluté jjj, sans unité
  • CjC_jCj​ : concentration molaire du soluté jjj, en mol ⋅ L−1\pu{mol.L^{-1}}mol⋅L−1
Exemple

Distinguer iso-osmolarité et tonicité avec l’urée et le mannitol

Un milieu extracellulaire a une osmolarité totale de 0,300 Osm ⋅ L−1\pu{0,300 Osm.L^{-1}}0,300 Osm⋅L−1. Il contient 0,150 mol ⋅ L−1\pu{0,150 mol.L^{-1}}0,150 mol⋅L−1 d’urée, librement perméante avec σ=0\sigma = 0σ=0, et 0,150 mol ⋅ L−1\pu{0,150 mol.L^{-1}}0,150 mol⋅L−1 de mannitol, non perméant avec σ=1\sigma = 1σ=1. Les deux solutés ont i=1i = 1i=1.

La concentration osmotique efficace est :

Ceff=0×1×0,150 mol ⋅ L−1+1×1×0,150 mol ⋅ L−1=0,150 Osm ⋅ L−1C_{\mathrm{eff}} = 0 \times 1 \times \pu{0,150 mol.L^{-1}} + 1 \times 1 \times \pu{0,150 mol.L^{-1}} = \pu{0,150 Osm.L^{-1}}Ceff​=0×1×0,150 mol⋅L−1+1×1×0,150 mol⋅L−1=0,150 Osm⋅L−1.

Si la concentration osmotique efficace intracellulaire est 0,300 Osm ⋅ L−1\pu{0,300 Osm.L^{-1}}0,300 Osm⋅L−1, ce milieu est hypotonique malgré son iso-osmolarité totale. L’urée compte dans l’osmolarité, mais son passage libre à travers la membrane ne maintient pas de gradient durable.

Attention

Iso-osmolarité et isotonicité ne sont pas synonymes

Une solution iso-osmolaire possède la même osmolarité totale que le milieu cellulaire. Elle n’est isotonique que si ses particules sont suffisamment non perméantes pour ne pas provoquer de déplacement net et durable d’eau.

Réponse d’une cellule à son milieu

L’eau traverse la membrane plasmique beaucoup plus facilement que de nombreux solutés. Elle se déplace vers le compartiment ayant la concentration la plus élevée en osmoles efficaces, jusqu’à ce que les forces osmotiques soient équilibrées.

Comparaison

Effets des milieux sur le volume cellulaire

Milieu extracellulaireGradient d’eauEffet sur la cellule
Hypotoniqueentrée nette d’eaugonflement, avec risque de lyse
Isotoniqueabsence de flux net durablevolume cellulaire stable
Hypertoniquesortie nette d’eaudiminution du volume cellulaire

La tonicité est toujours relative à une cellule et à sa membrane. Un même soluté peut être efficacement retenu par une membrane et perméant à travers une autre. La classification hypo-, iso- ou hypertonique ne peut donc être déduite de la seule composition chimique sans connaître la perméabilité membranaire.

À retenir

Le sens du mouvement d’eau est déterminé par le gradient d’osmoles efficaces : l’eau se dirige vers le milieu dont la tonicité est la plus élevée.

Conséquences pour les solutés de perfusion

Un soluté de perfusion est d’abord introduit dans le compartiment vasculaire, puis ses constituants se répartissent selon leur capacité à traverser les membranes. L’organisation détaillée des compartiments hydriques relève de la fiche suivante ; ici, seule la conséquence osmotique est considérée.

Une solution destinée à préserver le volume cellulaire doit être effectivement isotonique avec le plasma. Sa seule osmolarité affichée ne suffit pas : il faut aussi connaître le devenir de ses solutés.

  • Une solution hypotonique apporte proportionnellement davantage d’eau libre. L’eau quitte en partie le secteur extracellulaire pour entrer dans les cellules, qui augmentent de volume.
  • Une solution isotonique ne crée pas de gradient osmotique efficace durable. Elle augmente principalement le volume extracellulaire sans modifier fortement le volume cellulaire.
  • Une solution hypertonique augmente la concentration extracellulaire en osmoles efficaces. Elle attire alors de l’eau hors des cellules et diminue leur volume.

Une solution contenant uniquement un soluté rapidement capté ou métabolisé peut être initialement iso-osmolaire mais devenir fonctionnellement hypotonique. Une fois le soluté éliminé du compartiment extracellulaire, l’eau qu’il accompagnait se comporte comme de l’eau libre.

À l’inverse, des ions majoritairement maintenus dans le secteur extracellulaire exercent un effet tonique plus durable. Leur administration excessive peut provoquer une sortie d’eau cellulaire. Le choix d’une perfusion dépend donc simultanément de son osmolarité, de la perméabilité membranaire à ses constituants et de leur devenir biologique.

À retenir

Raisonnement devant une perfusion

Il faut distinguer la concentration particulaire immédiate de l’effet cellulaire durable : l’osmolarité compte toutes les particules, tandis que la tonicité ne retient que les osmoles efficaces.

Points clés
  • L’osmolarité est rapportée au volume de solution, alors que l’osmolalité est rapportée à la masse de solvant
  • L’osmolarité d’un mélange se calcule par ∑jijCj\sum_j i_jC_j∑j​ij​Cj​
  • La tonicité dépend des solutés non perméants et de la membrane considérée
  • Un milieu hypotonique fait gonfler la cellule, un milieu hypertonique la fait diminuer de volume
  • Une solution iso-osmolaire n’est pas nécessairement isotonique
  • L’effet d’une perfusion dépend de son osmolarité, de la perméabilité de ses solutés et de leur devenir biologique

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