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Electrodes sélectives pour la mesure du sodium et du potassium Théorie et probl

Electrodes sélectives pour la mesure du sodium et du potassium Théorie et problèmes Jean-Luc LAFOND Introduction La mesure par potentiométrie du sodium et du potassium dans les milieux biologiques, ne s'est vraiment développée en biologie du soin quotidienne que depuis une vingtaine d'années, et ceci pour plusieurs raisons: Les progrès technologiques ont permis le développement, à un coût acceptable, de système électronique suffisamment performant pour pouvoir mesurer et amplifier sans trop de parasites les très faibles signaux électriques émis par ces électrodes. Des raisons médicales: les ions en solution dans les liquides biologiques se trouvent sous différents états et seul l'état dit libre ou actif permet à ces ions d'être véritablement efficace. La mesure de cette partie active des ions est encore marginale. Elle est couramment réalisée pour les H+ et calcium, mais tendra à se développer. Des raisons pratiques: Ces électrodes sélectives sont encore chères mais maintenant, leur utilisation est aussi facile que celle des appareils à flamme. La période actuelle reste encore une période transitoire. Nous verrons que les mesures par potentiométrie ne sont pas exactement superposables à celles faites par photométrie de flamme ou par absorption atomique. Or cette dernière grâce à son ancienneté et sa grande diffusion, est toujours considérée comme la méthode de référence. Il faut bien connaître les problèmes que posent ces deux types de mesure pour éviter de grossières erreurs. Nous examinerons les problèmes de correspondance qui existent entre ces deux techniques, dans certaines circonstances pathologiques. Historique C'est au début du siècle que fut inventée, sur le principe de la pile, la première de ces électrodes sélectives. Sa membrane était en verre et permettait la mesure des ions H+ en solution. Plus tard on s’aperçut qu'en modifiant la composition du verre on pouvait rendre ces électrodes sensibles à d'autres ions. Ce n'est que vers la fin des années cinquante que le physiologiste américain EISENMAN, donna une explication théorique des potentiels de membrane, ceci en étudiant les membranes cellulaires et les différences de concentration ionique intra et extra cellulaire. Plus récemment, en appliquant les propriétés chélatrices de certains antibiotiques, purent être développé les électrodes à membrane liquide. Les bases théoriques de la potentiométrie. Définition La potentiométrie permet la mesure d'une force électromotrice crée à l'intérieure d'une solution par des particules chargées. Les électrodes spécifiques vont être capables de mesurer l'activité A d'un ion M en solution, en évaluant la différence de potentiel formée de part et d'autre d'une membrane sensible à l'ion M. Cette membrane sépare un liquide de composition stable, de la solution à mesurer. Un système de mesure par potentiométrie se compose de 2 électrodes, une de référence caractérisée par un potentiel stable et une de mesure dont le potentiel changera en fonction de l'activité de l'ion M. C'est en mesurant la variation de différence de potentiel entre ces 2 électrodes que l'on connaîtra l'activité et la concentration de l'ion M. JL L Electrodes sélectives 2003 10 /conversion/tmp/scratch/377386987.doc Le fonctionnement des électrodes est soumis à la loi de NERNST: E E Ep RT nF LogA    0 2 3 , où E est la différence de potentiel mesurée aux bornes du système. E0 est la somme des potentiels fixes dépendant de la structure des électrodes de mesure et de référence. Ep est la somme des potentiels dits parasites. R est la constante des gaz parfaits. T est la température absolue. n est la valence. F est le nombre de Faraday. A est l'activité de l'ion à mesurer. Tous ces paramètres sont des constantes, sauf A qui sera mesuré, l'équation peut donc s'écrire E K A Cons   log tante K RT nF 2 3 , C’est la pente de la droite. R et T étant des constantes, cette pente va dépendre de la valence (n) et de la température T. En appliquant l'équation de NERNST on constate que dans le cas du sodium ou du potassium, lorsque l'on travaille à température ambiante, la différence de potentiel E mesurée aux bornes du système, varie d'environ 60 mV lorsque l'activité de ces ions change d'un facteur 10. on dit que l'électrode à une réponse NERNSTienne. Examinons les autres paramètres que nous avons considérés comme étant des constantes. E0: C'est la somme des potentiels dits fixes. Ils doivent, pour que le système fonctionne correctement, être le plus stable possible. Ils dépendent de la structure des électrodes. Ep C'est la somme des potentiels considérés comme parasites et qu'il faudra minimiser au maximum, ou du moins stabiliser le plus possible. Ces potentiels sont influencés par les différences de viscosité, de force ionique, par la présence ou l'absence de protéines ou de cellules, entre les solutions étalons et les solutions à mesurer. De l'équation de NERNST nous pouvons déduire que, dans des conditions expérimentales précises, la différence de potentiel mesurée aux bornes du système est une fonction logarithmique de l'activité de l'ion à mesurer. JL L Electrodes sélectives 2003 10 /conversion/tmp/scratch/377386987.doc Relation activité / concentration. Voyons maintenant la relation qui existe entre l'activité de l'ion et sa concentration. C’est cette dernière qui finalement nous intéresse pour rendre des résultats. On appelle activité le rapport ion actif/ion libre. Dans une solution très diluée tous les ions sont libres et se déplacent dans toutes les directions. Leur activité est proche de 1. Lorsque la concentration augmente les ions se rapprochent, se gênent et leur activité diminue. L'activité d'un ion en solution est liée à la concentration par la relation: A  C A est l'activité C est la concentration  est le coefficient d'activité.  dépend de la force ionique de la solution. cette force ionique est égale à la demie somme du produit de la concentration par le carré de la valence, pour chacun des ions de la solution. fi Cn   1 2 2 ( ) C la concentration en mole/l et n la valence On constate donc que l'activité d'un ion ne dépend pas uniquement de sa propre concentration dans la solution mais également de la concentration de tous les ions présents dans le milieu. Comment se fait une mesure en potentiométrie ? La méthode de mesure avec une électrode consiste à comparer la différence de potentiel obtenue avec une solution étalon (Eet) avec celle obtenue avec la solution inconnue ( Einc). En appliquant la loi de NERNST on peut formuler ces ddp ainsi: Eet E Ep K Aet Einc E Ep K Ainc       0 0 log log C'est E E E et inc   , la différence entre la mesure sur la solution étalon et celle sur la solution inconnue, qui nous intéresse et va nous permettre de déduire la concentration dans la solution inconnue. En se plaçant dans des conditions expérimentales telles que, la température, la force ionique, la viscosité ne varient pas entre la mesure de l'étalon et celle de la solution inconnue, on peut admettre que la somme E E p 0  reste constante et égale. L'équation peut donc s'écrire: E K Aet Ainc  log La performance d'un système va dépendre de la valeur relative de E par rapport aux variations possibles de Ep.. Nous voyons une fois de plus la nécessité, pour rendre les résultats interprétables, d'avoir les conditions suivantes réunies: - Température très stable. - une composition aussi voisine que possible de l'étalon et de la solution inconnue. A ce stade, la différence de potentiel mesurée aux bornes du système, n'est toujours pas convertie en concentration. JL L Electrodes sélectives 2003 10 /conversion/tmp/scratch/377386987.doc L'électrode mesurant une activité, l'équation précédente peut s'écrire: Ainc Aet e E k  / ou, si nous voulons exprimer les résultats en concentration:     i n c C i n c e t C e t e E k C i n c e t i n c C e t e E k          / / Les coefficients d'activité ne sont pas mesurables or la mesure n'est interprétable que si les coefficients inc Cinc et sont voisins de 1. Mais ceux ci ne tendent vers 1 que dans des solutions très diluées (force ionique voisine de 10 -7 M). La force ionique du plasma est de l'ordre de 1,5 10-1 M et dans ces conditions, les  pour Na et K sont voisin de 0,75. Donc pour que la formule soit applicable, le rapport et /inc devra être le plus proche possible de 1. L'étalon devra avoir une fi très proche de celle du plasma. Si cela ne pose habituellement pas de problème pour les mesures dans le sang, il faudra quand même faire attention aux valeurs rendues lorsque l'on s'écartera fortement des valeurs normales du sodium (forte hyper et hyponatrémie). Cet ion est le composé majoritaire dans la force ionique du plasma. Par contre avec les urines le problème est important car dans ce liquide la force ionique varie fortement (de 10 à 1000 mmol). Pour respecter le rapport il faudrait disposer d'une gamme d'étalon de force ionique croissante et utiliser uploads/Finance/biochimie-electrodes 1 .pdf