Détermination d'une glycémie : Bts analyses biologiques médicales 2014

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Le peroxyde d'hydrogène de formule chimique H2O2, appelé couramment eau oxygénée, existe naturellement chez les êtres vivants comme sous-produit de la respiration cellulaire. Synthétisé pour la première fois en 1818, il s’avère d’une grande utilité et d’une grande importance économique. Ses propriétés oxydantes sont exploitées au cours d’analyses de biologie médicale, notamment lors de la détermination de la glycémie.
Partie 1 : exploitation de la méthode de détermination de la glycémie
La glycémie exprime la teneur en glucose dans le sang. Les valeurs normales à jeun se situent entre 3,5 et 6,1 mmol.L-1. Le contrôle de la glycémie est un examen d’analyse biologique courant, il permet de détecter une hypoglycémie, une hyperglycémie, un diabète. Presque toutes les techniques actuelles reposent sur l’utilisation d’une enzyme, la glucose-oxydase, couplée à une réaction colorimétrique.
En présence de glucose-oxydase, le glucose (C6H12O6) en solution aqueuse est oxydé par le dioxygène dissous en acide gluconique avec formation de peroxyde d’hydrogène H2O2.
L’équation chimique de cette réaction, notée par la suite (1), est la suivante :
C6H12O6 aq +H2O(l) + O2(aq) ---> C6H12O7 aq +H2O2(l). (1).
En présence d’une seconde enzyme, la peroxydase, le peroxyde d’hydrogène formé par cette réaction est dosé selon la réaction de Trinder :
2
H2O2(l) +phénol + amino-4-antipyrine ---> quinonéimine +4H2O(l). (2).
Les réactions (1) et (2) étant totales, la concentration de quinonéimine en solution est proportionnelle à la concentration initiale de glucose. La quinonéimine étant la seule espèce colorée, la détermination de la glycémie s’effectue alors indirectement par spectrophotométrie UV-visible.
Détermination de la glycémie d’un patient.
Pour déterminer la glycémie d’un patient, on travaille sur le plasma sanguin obtenu après centrifugation, puis on lui ajoute le mélange d’espèces chimiques nécessaires au bon déroulement des réactions (1) et (2).
Après une trentaine de minutes, on mesure l’absorbance de la solution pour une longueur d’onde de 505 nm. La valeur affichée est de 1,30. Parallèlement, on réalise une gamme d’étalonnage à partir de solutions de glucose de concentrations C connues auxquelles on fait subir les mêmes opérations que celles réalisées sur le plasma.
Les mesures effectuées permettent de tracer la courbe suivante représentative de la fonction A = f(t).
La courbe expérimentale ci-dessous permet d’affirmer que la loi de Beer-Lambert est
respectée. Justifier pourquoi
.
La courbe est une droite passant par l'origine. L'absorbance est proportionnelle à la concentration. La loi de Beer-Lambert est vérifiée. A = 0,8 C avec C en g/L.

À l’aide de cette courbe, déterminer si la valeur de la glycémie dans le plasma étudié est située dans les valeurs normales.
M (glucose) = 6*12+12+6*16=180 g/mol ; 1,6 / 180 = 8,9 10-3 mol/L = 8,9 mmol/L.
Les valeurs normales à jeun se situent entre 3,5 et 6,1 mmol.L-1. La glycémie est donc trop élevée.



Pouvoir séparateur du monochromateur.
Le spectrophotomètre utilisé est constitué de plusieurs parties distinctes : une source de lumière polychromatique, un monochromateur, une cuve pour contenir la solution à étudier et un détecteur. La source de lumière utilisée est une lampe à arc au xénon, dont le spectre d’émission s’étend de 300 à 1100 nm. Le monochromateur comprend entre
autres, un réseau de diffraction par transmission comportant n = 1 200 traits / mm utilisé en incidence normale. La longueur utile, c'est-à-dire éclairée du réseau, vaut L = 1,0 cm.

 Ce spectrophotomètre permettrait-il des mesures en dehors du domaine visible ?
Le spectre d’émission s’étend de 300 à 1100 nm ; il couvre une partie du proche UV ( 300 à 400 nm), le visible ( 400 à 800 nm) et une partie du proche IR ( 800 nm à 1100 nm ).
Proposer une couleur pour la quinonéimine.
La quinnéimine présente un maximum d'absorption vers 505 nm ( vert). Sa couleur est la couleur complémentaire du vert, c'est à dire le rouge pourpre.

Le pouvoir séparateur ou pouvoir de résolution, R, d’un réseau permet d’apprécier sa capacité à séparer deux radiations de longueurs d’onde différentes. Il a pour expression :
R = kN = l / Dl  avec N : nombre de fentes éclairées et k l’ordre du spectre.
Montrer qu’à l’ordre 1, le pouvoir séparateur du réseau utilisé vaut R = 12000.
n = 1 200 traits / mm. La longueur utile, c'est-à-dire éclairée du réseau, vaut L = 1,0 cm.
R = N = 1200*10 = 12000.
Le spectrophotomètre permet-il d’isoler la radiation de travail des radiations voisines dont les longueurs d’onde diffèrent au minimum de 0,1 nm par rapport à 505 nm ?
Dl = l / R =505 / 12000 = 4,2 10-2 nm.
Cette valeur étant inférieure à 0,1 nm, le spectrophotomètre permet d'isoler la longueur d'onde de travail.
Lorsque l’ordre augmente, comment évolue la qualité de la séparation des deux longueurs d’onde ?
N est constant, si k augmente alors R croît et en conséquence
Dl diminue. La qualité de la séparation augmente.

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Partie 2 : étude de la dismutation de l’eau oxygénée
Dans la partie 1, les propriétés oxydantes de l’eau oxygénée ont été mises en avant. L’eau oxygénée possède également des propriétés réductrices, ce qui lui confère un caractère amphotère. Les couples d’oxydoréduction associés sont O2(g) / H2O2(l) et H2O2(l) / H2O(l) dont les potentiels standard ont pour valeurs respectives E°1 = 0,69 V et E°2 = 1,76 V.
L’eau oxygénée se dismute, c'est-à-dire se décompose, spontanément mais lentement, selon la réaction notée par la suite (3), d’équation :
H2O2(l) = H2O(l) +½O2(g) (3)
Écrire les demi-équations associées aux couples précédents, justifier le caractère spontané de la réaction de décomposition de l’eau oxygénée et retrouver son équation bilan (3).
2 -E°1 étant supérieur à 0,3 V, la réaction de décomposition de l'eau oxygénée sera totale.
H2O2(l) est l'oxydant le plus fort : H2O2(l) +2H+aq + 2e- =2 H2O(l).
H2O2(l) est également le réducteur le plus fort : H2O2(l) = O2(g) + 2H+aq +2e-.
Ajouter : 2H2O2(l) +2H+aq + 2e- =2 H2O(l) + O2(g) + 2H+aq +2e-.
Simplifier : H2O2(l)  =  H2O(l) + ½O2(g).
On conserve généralement l’eau oxygénée dans des armoires réfrigérées. Proposer une justification à ce mode de stockage.
La température est un facteur cinétique. A basse température, la décomposition de l'eau oxygénée est ralentie.
La réaction (3) peut être catalysée de différentes façons : catalyse hétérogène par le platine, catalyse homogène par les ions fer III ou par une enzyme comme la catalase.
Définir le terme catalyse en précisant ce qui différencie une catalyse homogène d’une catalyse hétérogène.
Un catalyseur augmente la vitesse d'une réaction thermodynamiquement possible. Il n'apparaît pas dans le bilan, étant régénéré lors de la dernière étape.
Catalyse homogène : réactifs et catalyseur sont dans la même phase ; catalyse hétérogène : réactifs et catalyseur sont dans des phases différentes.
On cherche à déterminer l’ordre de la réaction de décomposition de l’eau oxygénée. Pour cela, on ajoute à l’eau oxygénée une petite quantité de solution de chlorure de fer III. On récupère par
déplacement d’eau, dans un récipient adapté aux mesures de volume, le dioxygène formé au cours du temps. On peut alors en déduire la valeur de la concentration C en eau oxygénée en fonction du temps.
On obtient ainsi les courbes suivantes.

On suppose pour cette étude que le volume de solution reste constant.
Exprimer la vitesse volumique de réaction, v, en fonction de la concentration C en eau oxygénée restante au temps t.
v = 1/V dx/dt avec V volume de la solution et x, l'avancement en mol.

avancement (mol)
H2O2(l)    =  H2O(l) + ½O2(g)
initial
0
C0V
solvant
0
en cours
x
C =C0V-x ½x
d [H2O2]dt = d(C0-x/V)dt = -1/Vdx/dt ; or v = 1/V dx/dt ; v = -d [H2O2]dt =-dC/dt.
La vitesse volumique de réaction est également donnée par la relation v = k Ca  où a est l’ordre de la réaction par rapport à l’eau oxygénée et k la constante de vitesse associée.
Montrer, sans aucun calcul numérique, que les résultats expérimentaux sont compatibles avec un ordre 1 par rapport à l’eau oxygénée.
-dC/dt = k C ; dC / C = -kdt ; par intégration ln C = -kt + constante.
à t = 0 : ln C0 = constante ; ln (C / C0) = -kt.
ln C = -kt + ln C0 ou bien C = C0 exp(-kt).
Ces équations sont en accord avec les courbes proposées.








  

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