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Chimie du milieu aqueux
Chimie pour les techniques biologiques

Chimie du milieu aqueux - cheneliere / ccmd - 9782894702529 -
Chimie du milieu aqueux 

Auteur : 

Editeur : Cheneliere / Ccmd

Date parution :

Nombreux sont les élèves qui, à la sortie de leurs études secondaires, considèrent la chimie comme une matière difficile et abstraite.

Pourquoi ont-ils cette impression? Est-ce parce que l'enseignement de la chimie, contrairement à celui de la biologie, est abordé tardivement dans les programmes?
Ou parce que les chimistes ont fourni moins d'efforts que les autres scientifiques pourfaire connaître leur spécialité, comme le suggère le peu d'ouvrages de vulgarisation parus dans ce domaine?

L'auteurs n'apporte pas ici de réponses à ces questions, mais elle tente, tout au long de son ouvrage, d'atténuer les préjugés attachés à une discipline scientifique malaimée, afin de faciliter la tâche des étudiants et des professeurs.

Ce manuel, conçu pour les élèves des programmes techniques du collégial, aborde la chimie d'une façon concrète et imagée.

La majeure partie des explications sont construites autour d'une situation réelle tirée du laboratoire ou du milieu naturel. Les exemples d'application de la théorie sont traités à l'aide de figures mettant en relief les étapes de la démarche logique. Des phrases en marge attirent l'attention sur les points importants, la section des mots clés permet de retrouver facilement les définitions, et enfin, des résumés de fin de chapitre facilitent la rétroaction.

Destiné principalement aux personnes qui se proposent de travailler dans des champs spécialisés de la biologie, tels que la santé animale, la bioécologie, les biotechnologies et les analyses biomédicales, ce livre leur offre un grand nombre d'exemples appliqués sous forme de textes intitulés « Pour en savoir plus ».

Relation entre l'acidité des sols et la santé des poissons, évaluation des risques de calculs urinaires chez le chien, importance du pH pour le dosage d'enzymes, formation de grottes, autant d'éléments expliqués dans l'un des six chapitres du volume:

  •     Chapitre 1 Chimie quantitative et préparation des solutions
  •     Chapitre 2 Acides, bases sels et mesure du pH
  •     Chapitre 3 Modification et maintien du pH
  •     Chapitre 4 Équilibres de dissociation des composés peu solubles
  •     Chapitre 5 Oxydoréduction en solution aqueuse
  •     Chapitre 6 Propriétés physiques et colligatives des solutions

L'auteurs enseigne au Département de chimie du cégep de Sherbrooke depuis 1986. Auparavant, elle a travaillé dans le domaine de la synthèse de molécules naturelles, puis dans celui des protéines du tissu conjonctif. Elle est titulaire d'une maîtrise en chimie de l'Université de Montpellier, diplômée (ingénieurs-chimiste) de l'École nationale de chimie de Montpellier et détentrice d'un Ph.D. de l'Université de Sherbrooke. En 1995, elle a publié l'ouvrage Chimie générale et organique, dont la réédition par le CCDMD est en préparation.

Auteurs :

L'auteure enseigne au Département de chimie du cégep de Sherbrooke depuis 1986. Auparavant, elle a travaillé dans le domaine de la synthèse de molécules naturelles, puis dans celui des protéines du tissu conjonctif. Elle est titulaire d'une maîtrise en chimie de l'Université de Montpellier, diplômée (ingénieure-chimiste) de l'École nationale de chimie de Montpellier et détentrice d'un Ph D de l'Université de Sherbrooke. En 1995, elle a publié l'ouvrage Chimie générale et organique, dont la réédition par le CCDMD est en préparation.


En suivant ce lien, retrouvez tous les livres dans la spécialité Chimie - Biochimie.

Descriptif : 

Reliure :
Relié
Nbr de pages :
508
Dimension :
20.9 x 26 x 3.1 cm
Poids :
1293 gr
ISBN 10 :
2894702523
ISBN 13 :
9782894702529
40,00 €
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Sommaire

Table des matières


Avant-propos XIX

Remerciements xxiii
CHAPITRE 1 -Chimie quantitative et préparation de solutions
,
1.1
DÉFINITIONS GÉNÉRALES 2

1.1.1
Solution, soluté et solvant 2

1.1.2
Grandeurs extensive et intensive 5

1.1.3
Multiples et sous-multiples usuels en science ,'...... 6

1.2
GRANDEURS CARACTÉRISANT UNE SUBSTANCE PURE 7

1.2.1
Masse volumique 9

A.
Identification d'une substance 10

B.
Mesure précise d'un volume :............ 12

1.2.2
Densité 12

1.2.3
Quantité de matière 15

A.
Calcul d'une quantité de matière pour un ion 16

B.
Calcul d'une quantité de matière pour un composé hydraté 19

1.2.4
Équivalent :......................................................................................................... 20

A.
Définitions de l'équivalent pour quelques propriétés chimiques 20

B.
Exemples de nombre d'équivalents par mole 21

C.
Calcul du nombre d'équivalents dans un échantillon de substance 22

1.2.5
Composition élémentaire ou pourcentage massique des éléments 22

A.
Calcul d'une composition élémentaire à partir de la formule 23

B.
Détermination d'une formule à partir de la composition élémentaire 25

1.2.6
Degré de pureté des substances chimiques commerciales 26

1.3
GRANDEURS CARACTÉRISANT LES SOLUTIONS 28

1.3.1
Définition générale de la concentration 29

1.3.2
Masse volumique et densité 30

1.3.3
Fraction massique et pourcentage poids/poids ou pourcentage massique 31

A.
Calcul d'une masse de soluté à partir du pourcentage massique 32

B.
Application à une solution contenant plusieu~s solutés 34

C.
Propriété des fractions massiques et des pourcentages massiques 36

D.
Pourcentage massique d'un ion du soluté 37

1.3.4
Fraction volumique et pourcentage volume/volume 39

1.3.5
Concentration massique et pourcentage poids/volume 39

1.3.6
Concentration de quantité de matière ou concentration 41

A.
Calcul de la concentration à partir de la masse de soluté et du volume de solution 44

B.
Calcul de la concentration à partir des grandeurs physiques de la solution 44

1.3.7
Normalité 49

1.3.8
Molalité 52

1.3.9
Fraction molaire 54

1.4
PRÉPARATION DE SOLUTIONS 54

1.4.1
Qualité de l'eau de laboratoire :.................... 54

1.4.2
Verrerie de précision 55

A.
fiole jaugée et incertitude sur la verrerie 55

B.
Pipettes volumétriques 57

C.
Pipettes sérologiques 58

D.
Pipettes graduées et burettes 58

E.
Autres instruments de mesure de volume 58

'1.4.3
Préparation par pesée du soluté 59

A.
Masse à peser pour obtenir une concentration de quantité de matière 60

B.
Masse à peser pour obtenir un pourcentage massique ,......................... 62

C.
Masse à peser pour obtenir une concentration massique 63

1.4.4
Préparation par dilution d'une solution mère 63

A.
Méthode de calcul 63

B.
Calcul de volumes de solution mère :.................................... 66

C.
Calcul du volume maximal de solution diluée possible 66

D.
Adaptation aux autres grandeurs de concentration 68

1.4.5
Rapport de dilution et dilutions successives 69

A.
Rapport de dilution et dilutions simples 69

B.
Dilutions successives......................................................................................... 71

1.5 STŒCHIOMÉTRIE 72
1.5.1 Loi des proportions définies 73
1.5.2 Rapports stœchiométriques 73
1.5.3 Calculs à partir des rapports stœchiométriques 74
A. Calcul d'une masse de réactif 75
B. Calcul à partir des concentrations de quantité de matière 75
RÉSUMÉ 78 AU1'O-ÉVALUATION 78 MOTS-CLÉS '' 82 POUR EN SAVOIR PLUS SUR . La sécurité et les substances gazeuses et volatiles.. 14 La spéciation chimique.................................................................................................. 24 Les consignes de sécurité pour la dilution des acides et des bases concentrés................... 69
CHAPITRE 2 -Acides, bases, sels et mesure du pH
2.1 LOI D'ACTION DE MASSE ET PRINCIPE DE LE CHATELIER 84
2.1.1 Rappel de la loi d'action de masse 84
A. Expression de la loi en solution aqueuse 84
B. Expression de la loi en phase gazeuse 86
C. Valeurs de constantes d'équilibre 87
2.1.2 Démarche logique appliquée aux équilibres chimiques 88
2.1.3 Calcul des concentrations à l'équilibre 89
2.1.4 Calcul de constante d'équilibre 94
2.1.5 Détermination du sens de la réaction 97
2.1.6 Principe de Le Chatelier 100
2.2 NOTIONS GÉNÉRALES SUR LES ACIDES ET LES BASES 104
2.2.1 Définitions 105
A. Acide 105
B. Base 106
C. Substance amphotère 111
2.2.2 Constats expérimentaux 112
2.2.3 Constantes d'acidité, de basicité et force des acides et des bases 113
A. Constante d'acidité, Ka' et force relative des acides 113
B. Distinction entre acide fort et acide faible 115
C. Polyacides 116
D. Constante de basicité, Kb 118
E. Distinction entre base forte et base faible 119
F. Bases ayant plus d'un groupe hydroxyde ou plus d'un atome d'azote 120
2.2.4
Concept d'acide et de base conjugués 120

2.2.5
Relation entre les constantes d'espèces conjuguées 126

2.3
MESURE EXPÉRIMENTALE DU pH 128

2.3.1
Définitions et échelle de pH 128

A.
Définition de l'opérateur «p' ;.................... 128

B.
Mesure du pH 129

C.
Échelle de pH :.......................................................... 130

D.
Utilisation de la calculatrice 131

2.3.2
Description du pHmètre 132

2.3.3
Utilisation et entretien du pHmètre 135

A.
Étalonnage du pHmètre et mesure du pH 135

B.
Entretien des électrodes 136

2.4
MESURES ET CALCUL DU pH DE SOLUTIONS D'ACIDE
OU DE BASE 137

2.4.1
Constats expérimentaux 137

A.
Précision des mesures 137

B.
Prévision du pH de la solution 138

2.4.2
Démarche logique pour le calcul du pH......... 139

2.4.3
Solution concentrée à 0,050 molli en chlorure d'hydrogène, HCI 140

2.4.4
Solution concentrée à 0,050 molli en acide éthanoïque, CH3COOH 143

2.4.5
Solution concentrée à 0,050 molli en hydroxyde de sodium, NaOH 146

2.4.6
Solution concentrée à 0,050 molll en benzylamine, C6H5CH2NH2 149

2.4.7
Repères pour le calcul du pH 150

2.5
SOLUTIONS DE SELS DANS L'EAU 152

2.5.1
Notions d'ion spectateur et d'ion amphotère 153

A.
Ion spectateur :............................................................................ 153

B.
Ion amphotère 154

2.5.2
Démarche logique pour le calcul du pH d'un sel dans l'eau 155

2.5.3
Exemples de solutions de sels dans l'eau 156

A.
Solution concentrée à 0,050 molll en NH4Cl 156

B.
Solution concentrée à 0,050 molll en éthanoate de sodium, NaCH3 COO . 159

C.
Solution concentrée à 0,050 molll en NaHC03 159

RÉSUMÉ 163

AUTO-ÉVALUATION 166

MOTS-CLÉS 168

POUR EN SAVOIR PLUS SUR...
La résolution d'équation du deuxième degré dans les équilibres chimiques 92

Le rôle des étapes réversibles et irréversibles dans le métabolisme 102

L'évaluation du Ka deH20 etdu Ka de l'ion H30+ 117

La relation entre le Ka et le Kb de deux espèces conjuguées 127

La relation entre l'acidité des sols et la croissance des végétaux 133

Le caractère corrosif des acides et des bases 148

Le calcul du pH d'une solution d'ion amphotère 160

CHAPITRE 3 -Modification et maintien du pH
3.1
MODIFICATION DU pH PAR ADDITION D'ACIDE OU DE BASE 170

3.1.1
Réactions acidobasiques 170

3.1.2
Exemples de modification du pH 174

A.
Réaction entre 10,00 ml de solution concentrée à 0,050 molli en NaOH ml

et 4,50 ml de .>olution concentrée à 0,100 molli en HCI 175

B.
Réaction entre 10,00 ml de solution concentrée à 0,050 molli en NaCHaCOO

et 2,50 ml de solution concentrée à 0,200 molli en HCI 178

C.
Réaction entre 10,00 ml de solution concentrée à 0,050 molli en NaHCOa

et 5,00 ml de solution concentrée à 0,100 molli en NaOH 181

D.
Réaction entre 10,0 ml de sollftion concentrée à 0,050 molli en NaHCOa

et 5,0 ml de solution concentrée à 0,100 molli en HCI 183

3.2
MAINTIEN DU pH D'UNE SOLUTION 186

3.2.1
Observations expérimentales de l'effet tampon 186

3.2.2
Constitution et propriétés d'une solution tampon 187

3.2.3
Calcul du pH d'une solution tampon 189

A.
Solution d'ammoniac et de chlorure d'ammonium :............... 190

B.
Solution d'éthanoate de sodium et d'acide éthanoïque 190

C.
Expression de Henderson-Hasselbach 193

3.2.3
Modes de préparation d'une solution tampon 198

A.
Addition d'un sel à une solution d'acide faible 200

B.
Mélange de deux solutions, l'une d'acide, H2POi, et l'autre de sa base conjuguée, HPOi-202 C. Préparation d'une solution tampon par neutralisation partielle d'un acide faible 204

D.
Préparation d'une solution tampon par neutralisation partielle d'une base faible 210

E.
Utilisation des tableaux disponibles dans des ouvrages de référence .. 212

3.3 TITRAGES '' , , , '' '' 214

3.3.1 Déroulement d'un titrage 214
A. Première partie du titrage 215
B. Point équivalent et point de demi-équivalence 215
C. Troisième partie d'un titrage 216 3.3;2 Utilisation du point équivalent d'un titrage 216
A. Calcul d'une concentration à partir des volumes de solutions 216
B. Calcul de la concentration à partir de la masse d'un des réactifs 217
C. Évaluation du volume au point équivalent 218
3.3.3 Courbes de titrage 220
A. Titrage d'un acide fort par une base forte ,. 221
B. Influence des concentrations initiales 223
C. Influence de la force de l'acide ou de la base 224
D. Courbe de titrage d'un ion dibasique 228
3.4 DÉTERMINATION EXPÉRIMENTALE DU POINT ÉQUIVALENT 233
3.4.1 Utilisation des courbes de titrage 233
A. Méthode des cercles 233
B. Méthode du quadrilatère 235
C. Précision de la détermination du point équivalent 235
3.4.2 Utilisation d'indicateurs colorés :....... 237

A. Caractéristiques des principaux indicateurs colorés disponibles 237
B. Comportement d'un indicateur coloré lors d'un titrage 239
C. Choix d'un indicateur pour un titrage :..................................... 239

D. Papier indicateur de pH 243
RÉSUMÉ 245 AUTO-ÉVALUATION :...................... 246 MOTS-CLÉS 250 POUR EN SAVOIR PLUS SUR . La constante d'équilibre d'une réaction acidobasique 173 Les systèmes tampons du sang , :..... .196 Les activités enzymatiques comme symptômes de maladies 208 Les anthocyanes, la couleur des fleurs et le chou rouge................................................... 243
CHAPITRE 4 -Équilibres de dissociation des composés peu solubles
4.1
DISSOCIATION DES COMPOSÉS PEU SOLUBLES 252

4.1.1
Distinction entre composés solubles et composés peu solubles 252

A.
Familles de composés soluble.5 et de composés peu solubles 252

B.
Dissociation dans l'eau 254

C.
Solubilité 257

4.1.2
Constante d'équilibre de dissociation ou produit de solubilité 257

4.1.3
Expression de la solubilité dans l'eau pure ~........................................... 260

A.
Solubilité d'un composé formé de deux ions 260

B.
Composé comprenant plU.5 de deux ions 262

C.
Comparaison de la solubilité de deux ou plusieurs composés 264

D.
Calcul du produit de solubilité à partir des mesures de concentrations à l'équilibre........ 265

4.1.4
Diminution de la solubilité en présence d'ions, effet d'ion commun 268

A.
Exemple du difluorure de calcium en présence d'ion calcium 269

B.
Condition de simplification de.5 calculs ' '.................................................. 269

C.
Exemple du sulfate de baryum, BaS04 , dans une solution de sulfate de disodium 271

4.2
PHÉNOMÈNE DE PRÉCIPITATION 274

4.2.1
Conditions qualitatives pour une précipitation 274

4.2.2
Conditions quantitatives de précipitation et produit ionique de l'état initial.......... 276

A.
Comparaison entre le produit ionique initial et le produit de solubilité 277

B.
Application à l'exemple du bi.5(trioxoiodate) de cuivre 277

C.
Application à un mélange de deux solutions 279

4.2.3
Calcul de la quantité limite donnant naissance à la précipitation.................. 281

4.3
TITRAGE PAR PRÉCIPITATION 282

4.3.1
Titrage des halogénures par précipitation, dit méthode de Mohr 282

A.
Déroulement du titrage 283

B.
Étalonnage de la solution de AgN03 285

C.
Calcul de la concentration en chlorure dans une solution aqueuse 286

D.
Calcul de la teneur en chlorure et en eau d'un composé solide hydraté 286

E.
Composition d'un mélange de KCl et de NaCl 288

4.3.2
Validation de la méthode de Mohr 290

A.
Précipitation immédiate :..................................................... 291

B.
Précipitation totale au point équivalent 291

C.
Précipitation de l'indicateur coloré 292

4.3.3
Dosage par gravimétrie 294

4.4 ( ÉQUILIBRES DE FORMATION ET DE DISSOCIATION DE COMPLEXES 295
4.4.1 Formation de complexes.... 295
A. Principaux ligands :................................................................ 295

B. Tendance des cations à former des complexes 296
4.4.2 Constantes d'équilibre des réactions de complexation 298
4.4.3 Influence de la formation de complexes sur la solubilité d'un composé 299
4.4.4 Propriétés acides des ions complexes hydratés 302
4.5 PRÉCIPITATION ET SOLUBILISATION DANS LE DOMAINE BIOLOGIQUE 304
4.5.1 Formation des grottes en région calcaire 304
4.5.2 Résistance des lacs aux précipitations acides 307
4.5.3 Effet des pluies acides sur la concentration en métaux toxiques et en aluminium dans l'eau 309
A. Solubilisation des sulfures :.......................... 309

B. Calcul appliqué au sulfure de cadmium 310
C. Solubilisation de l'aluminium 310
RÉSUMÉ 313 AUTO-ÉVALUATION ,.............................................................................. 314 MOTS-CLÉS 317 POUR EN SAVOIR PLUS SUR .
La pollution des eaux douces par les nitrates 254
Les calculs urinaires, l'alimentation et le pH de l'urine 267
Les ions complexes et l'extraction d'or 297
La toxicité de l'aluminium pour la vie aquatique 312
CHAPITRE 5 -Oxydoréduction en solution aqueuse
5.1 DÉFINITIONS FONDAMENTALES 320
5.1.1 Oxydation et réduction, réducteur et oxydant 320
A. Oxydation, réduction et degré d'oxydation 320
B. Réducteur et oxydant 322
C. Demi-réaction d'oxydation ou de réduction 324
5.1.2 Couple oxydant/réducteur 324
5.2 FORCE DES OXYDANTS ET DES RÉDUCTEURS 325
5.2.1 Potentiel normal de réduction 325
A. Définition 326
B. Valeurs des potentiels normau.'/: de réduction 326 '
C. Utilisation des valeurs de potentiel '.. 328
D. Exemple qe l'oxydation des sels de chrome, Cr (III) 329
5.2.2 Constitution des piles et mesure des potentiels normaux d'oxydoréduction 332
A. Fonctionnement d'une pile dans les conditions standards 334
B. Force électromotrice d'une pile aux conditions standards .. 335
C. Caractère additif des fe.m. de piles 336
5.2.3 Équation de Nernst et piles dans des conditions non standards 338
A. Équation de Nernst :................................................................ 338

B. Application de l'équation de Nernst à quelques piles non standards .. 339
C. Mesure d'ion chlorure en solution et du ~s de AgCI .. 344
D. Principe des mesures potentiométriques 345
5.2.4 Équation de Nernst et énergie d'une réaction d'oxydoréduction 348
A. Relation entre laf.e.m., la constante d'équilibre et l'énergie d'une réaction :........................................................................ 348
B. Application à l'étude d'une réaction biochim'ique 350
C. Application à l'étude des équilibres d'oxydoréduction 352
5.3 ÉQUILIBRAGE DES RÉACTIONS D'OXYDORÉDUCTIONS PAR DEMI-RÉACTION 354
5.3.1 Étapes préparatoires 354
5.3.2 Étapes d'équilibrage de chaque demi-réaction 356
5.3.3 Réunion des deux demi-réactions 358
5.4 TITRAGE PAR OXYDORÉDUCTION 359
5.4.1 Caractéristiques des titrages par oxydoréduction 359
5.4.2 Titrage de la vitamine C par le diiode 361
A. Première étape du titrage 361
B. Oxydation de la vitamine C 363
C. Titrage de l'excès de diiode 363
D. Calcul de la concentration en vitamine C :........... 363

RÉSUMÉ 366 AUTO-ÉVALUATION 367 MOTS-CLÉS '.. 370 POUR EN SAVOIR PLUS SUR . La pollution par l'arsenic au bengale occidental 331 La vitaoùne C et le scorbut 365
CHAPITRE 6 -Propriétés physiques et colligatives des solutions
6.1
MÉLANGES GAZEUX 372

6.1.1
Rappels des principales lois régissant le comportement des gaz ,. 373

A.
Observations expérimentales , '' 373

B.
Loi des gaz parfaits ~............................................................................ 374

C.
Volume molaire d'un gaz dans les conditions normales de température
et de pression (TPN) ' '' .., 375

D.
Application de la loi des gaz parfaits , ,'' 375

6.1.2
Pressions partielles et loi de Dalton '' 378

A.
Définitions, observations expérimentales et démonstration de la loi de Dalton 378

B.
Relation entre la pression partielle, la fraction molaire et le

pourcentage volumique, %V/V 381

C.
Application des pres.çions partielles à la variation de pression totale
au cours d'une réaction 386

D.
Pression partielle sous l'eau 390

6.1.3
Effet de la pression sur la solubilité des gaz, loi de Henry 393

A.
Observations expérimentale.ç et énoncé de la loi de Henry 393

B.
Loi de Henry, pression totale et pressions partielles 396

C.
Application de la loi de Henry au dioxyde de carbone 396

6.2
PRESSION OSMOTIQUE 402

6.2.1
Observations et définition de la pression osmotique 402

A.
Observat'ions expérimentale,ç 402

B.
Définition de la pression osmotique 405

C.
Autre,ç observations 405

6.2.2
Calcul de la pres~ion osmotique 406

6.2.3
Solutions isotonique et isoosmotique 413

6.2.4
Coefficient de Van T'Hoff et phénomènes d'ionisation ou de dissociation 419

6.2.5
Applications de la pression osmotique et de l'osmose 422

A.
Détermination d'une masse molaire par la mesure de pression osmotique 422

B.
Purification de protéines par dialyse 424

6.3
LOIS DE RAOULT 426

6.3.1
Diagrammes de phase d'une substance pure 426

6.3.2
Diagramme de phases d'une solution aqueuse 428

6.3.3
Température de congélation 429

A.
Application au calcul de la salinité des eaux 430

B.
Applicat'ion à la détermination de la pression osmotique 436

6.3.4
Température d'ébullition 438

A.
Application au calcul de la température d'ébullition de l'eau de mer 439

B.
Application au calcul de la masse d'antigel d'un liquide de refroidissement 440


6.3.5 Pression de vapeur pour un mélange de solvant volatil et de soluté non volatil 442
6.3.6 Loi de Raoult sur la pression de vapeur d'un mélange de deux substances volatiles............................................................................................ 448
A. Obsel'valions expél'imentales et énoncé de la loi de Raoult 448
B. Repl'ésentation gmphique de la Loi de Raoult 451
C. Composition de la vapeur :..................... 453

D. Solutions non idéales . 458
RÉSUMÉ 460 AUTO-ÉVALUATION 461 MOTS-CLÉS 466 POUR EN SAVOIR PLUS SUR .
Le transport du dioxygène par l'hémoglobine des globules rouges....... 383

Des lacs meurtriers dans les régions volcaniques 400
L'adaptation des animaux aquatiques aux variations osmotiques de leur milieu 412
Les rôles respectifs de la pression osmotique et de la pression hydrostatique
dans l'œdème 417
La survie de quelques animaux à la congélation 434
La composition de l'haleine comme outil de diagnostic médical..................................... 446

La loi de Raoult et le principe de la distillation 457
ANNEXE -Rappels de mathématiques 467
1 NOTATIONS ÉQUIVALENTES ET OPÉRATIONS SUR LES PUISSANCES DE DIX 468
2 RÉSOLUTION D'ÉQUATIONS ALGÉBRIQUES 469
2.1 Équation du premier degré à une inconnue 469
2.2 Équations du premier degré à deux inconnues 470
2.3 Équation du deuxième degré ou équation quadratique 471
3 GRAPHIQUES ET FONCTIONS MATHÉMATIQUES 471
Réponses aux exercices du texte 473
Réponses aux exercices d'auto-évaluation 489
Index 505
Tableau périodique des éléments 509