MINISTERE DE L’ENSEINEMENT SUPERIEUR ET DE LA RECHERCHE SCIENTIFIQUE

FACULTE DES SCIENCES

DEPARTEMENT DE CHIMIE

THESE DE DOCTORAT

en Chimie

Spécialité : Chimie-physique

présentée par

FERGOUG TEFFAHA

intitulée

CARACTERISATION PHYSICO-CHIMIQUE ET

THERMODYNAMIQUE DE COMPLEXES D’INCLUSION

CYCLODEXTRINE/TETRACAINE

Soutenue le 22-04-2010 devant le jury composé de :

Mr. S. OuldKada Pr., Université d'Oran Président

Mme. N. Benharrats Pr., USTO Mohamed Boudiaf Examinateur

Mr. A.Krallafa Pr., Université d'Oran Examinateur

Mr. B. Meddah MCA, Université de Mascara Examinateur

Mme F. Bouanani MCA, ENSET d’Oran Examinateur

Mme D. Bendedouch Pr., Université d'Oran Rapporteur

REMERCIEMENTS

Cette thèse a été réalisée sous la direction de Madame Bendedouch Dalila, responsable

de l’équipe de physico-chimique du Laboratoire de Chimie Physique Macromoléculaire

(LCPM) à l’Université d’ORAN, Es-Senia. Je tiens à lui exprimer ma profonde

reconnaissance pour la confiance et le soutient qu’elle m’a toujours témoignés et de m’avoir

encadré tout au long de ce parcours. Ce travail n’aurait pas pu être ce qu’il est sans sa

compétence, son soutien scientifique et sa disponibilité. A travers nos nombreuses discussions

scientifiques, elle m’a fait partager ses grandes connaissances et son enthousiasme pour la

recherche. Qu’elle soit ici assurée de ma profonde reconnaissance.

Je suis également infiniment reconnaissante à Monsieur E. Aicart, Directeur de

recherches à l’Université Complutense de Madrid, de m’avoir accueillie dans son laboratoire

afin d’accomplir une partie de ce travail auquel je tiens à l’associer. Je le remercie pour son

amitié, son aide et sa disponibilité. Qu’il soit également assuré de mon profond respect.

Je remercie sincèrement Monsieur S. Ould Kada, pour l’honneur qu’il m’a fait en

acceptant de présider le jury de cette thèse.

Je tiens à remercier vivement Monsieur A. Krallafa, Professeur à l’Université d’Oran

Es-Sénia, Madame N. Benharrats, Professeur à l’USTO, Madame F. Bouanani, Maitre de

Conférences A à l’ENSET d’Oran et Mr B. Meddah, Maitre de Conférences A à l’Université

de Mascara, qui ont bien voulu porter de l’intérêt à ce travail en l’examinant malgré leurs

nombreuses taches pédagogiques et scientifiques.

Je tiens à remercier tout particulièrement Monsieur Bouhadda Youcef Maitre de

Conférences A à l’Université de Mascara pour m’avoir apporté un soutien sans faille, pour ses

discussions incontournables et pour son aide dans la réalisation des expériences de RMN et de

spectroscopie de masse.

Dédicaces

A mes très cher parents, à ma très

chère petite famille: Youcef mon mari et mes

enfants Mohamed, Amine et Meriem, présents

dans les bons comme dans les pires moments.

1

Table des matières

TABLE DES MATIERES ............................................................................................................. 1

INTRODUCTION GENERALE ................................................................................................. 4

CHAPITRE I

ETUDE BIBLIOGRAPHIQUE

I.A. LES ANESTHESIQUES LOCAUX …….…………………….……………….....9

I.A.1. PHARMACOLOGIE………………………………………….……………...9

I.A.1.1. Cellule et fibre nerveuses……………………………….…............9

I.A.1.2. Mode d’administration …………………………………………..12

I.A.1.3. Effets indésirables et toxicité……………………….…….............13

I.A.2. PROPRIETES CHIMIQUES ……………...………………………………...13

I.A.2.1.Structure…....………………………………………………..........13

I.A.2.2. Classification …………………………. …………………….......14

I.A.2.3. Propriétés acido-basiques ..………………………………………15

I.A.2.4. Relation entre structure et activité………….……….…………....16

I.A.3. PROPRIETES SURFACTIVES.………...………………………………......18

I.A.3.1. Formation des micelles..………………………….……………....18

I.A.3.2. Concentration micellaire critique ……………….……………….20

I.A.3.3. Classification et notion de température critique...…..……………20

I.A.3.4.Taille et forme des micelles..… . ………….…………….………..23

I.A.3.5. Détermination de la CMC……………………….………………..23

I.A.3.6. Application ………..……………………………….…………......24

I.B. LES CYCLODEXTRINES……………………………………………………...25

I.B.1. STRUCTURE MOLECULAIRE………………...…………..………………26

I.B.2. COMPORTEMENT EN MILIEUX AQUEUX. ......……………………….....28

I.B.3.CYCLODEXTRINES MODIFIEES………………….....………………………..30

2

I.B.4. VECTORISATION DE PRINCIPES ACTIFS PAR LES CYCLODEXTRINE…...31

I.C. COMPLEXATION D’INCLUSION DES CYCLODEXTRINES………...........34

I.C.1. GENERALITES……….…………………….………………………………34

I.C.2. FACTEURS INFLUENÇANT LA COMPLEXATION …........……………........35

I.C.2.1.Taille………...……………………………………….……………35

I.C.2.2. Hydrophobicité…….……………………………………………...36

I.C.2.3. Solubilité……………….………………………………………....36

I.C.2.4.Milieu environnant……….………………………………………..37

I.C.3. PREPARATION D’UN COMPLEXE ..……………………………………...38

I.C.4. METHODES D’INVESTIGATION.…….....……….……………………….. 39

I.C.5. APPLICATIONS.....……......…………………………..…………………..40

I.C.5.1.Modèle enzymatique et chiralité……..…………………………….40

I.C.5.2.Dépollution des sols………………….……….……………………40

CHAPITRE II

THEORIES ET METHODES D’ANALYSE

II.1.CONDUCTIVIMETRIE……………..…………...……………………………....44

II.1.1.CONDUCTIVITE DES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES..……….……..........44

II.1.1.1.Définitions…………………………………………………………44

II.1.1.2.Loi de Kohlrauch…………...……………………………...………45

II.1.1.3.Loi d’additivité …….…………………………...…………………46

II.1.2.THEORIE DE DEBYE-HÜCKEL .....................………………………………..46

II.1.2.1. Principes fondamentaux…………………………………………..46

II.1.2.2.Loi restreinte………………………………………………………47

II.1.2.3. Loi étendue………………………………………………………..52

II.1.3.TRAITEMENT D’ONSAGER........……………..………………………………54

II.1. 3.1.Mobilité d’un ion solvaté ………….………………………………....54

II.1.3.2. Effet électrophorétique. .......…………..………………………………55

II.1.3.3.Effet de relaxation…..………………..………………………………....55

3

II.1.3.4.Mobilité effective…..…..…………………..……………………….........56

II.1.3.4 Conductivité équivalente…....………….……..………………….........56

II.1.4. APPLICATION A LA MICELLISATION…. ………………...................….....….57

II.1.4.1.Concentration micellaire critique ……….………….……………...57

II.1.4.2.Degré de dissociation(d) ………………………......………………58

II.1.4.3.Variation thermique de la solubilité et température de Kraft(TK).....61

II.1.4.4.Nombre d’agrégation (n)……… ……….…………….....…………61

II.2. SPECTROPHOTOMETRIE UV-VISIBLE………..……………………................62

II.2.1. ABSORPTION DE LA LUMIERE...…..…....………………………..………..62

II.2.2. POINT ISOBESTIQUE.….………………......……………………………...........62

II.3. SPECTOMETRIE RMN…………….…..........…………………………………….....63

II.3.1 DEPLACEMENT CHIMIQUE..…………….. …………………………….....64

II.3.2.MISE EN EVIDENCE DE LA COMPLEXATION D’UNE CYCLODIXTRINE..….64

II .4. SPECTROMETRIE DE MASSE ESI ….……..............…….………………….65

II.5.TENSIOMETRIE.………………………………..…………………………………...…66

II. 6. DETERMINATION DE LA CONSTANTE DE FORMATION D’UN

COMPLEXE 1:1………………….............................……………………..….67

II.6. 1.ECHANGE CHIMIQUE ET CONFORMATIONNEL..…...…..……………….68

II.6. 2.METHODE DE BENESI-HILDEBRAND….……..………………….............70

II.6. 3.METHODE ITERATIVE ...........…….……..……..……………………….73

CHAPITRE III

ETUDE PHYSICO-CHIMIQUE DE LA TETRACAINE

III.1. MATERIELS ET METHODES …….................……………………………….76

III.2.RESULTATS ET DISCUSSION..........................….....………………………...78

III.2.1.TENSIOMETRIE ........……………………………………………………78

III.2.2.CONDUCTIVIMETRIE......………………………………………………..80

III.2.2.1.Températures de Krafft et de fusion …..…………………………….80

III.2.2.2.Concentration micellaire critique…………..……….………………..82

4

III.2.2.3.Concentrations à l’équilibre de dissolution (solubilité)....………..84

III.2.2.4. Nombre d’agrégation ……………………………………...…………88

III.2.2.5.Diagramme de phases……………………………….......……….88

III.2.3. SPECTROPHOTOMETRIE UV-VISIBLE…………………………….............90

III.2.4. PHMETRIE............……………………………...........…………………………..93

III.2.4.1. Détermination du pKa .........……....…………………………….94

III.2.4.2. Diagramme de répartition des espèces ................. ……………….95

CHAPITRE IV

INCLUSION DE LA TC,HCL PAR UNE CD

IV.1.MATERIELS ET METHODES ………...............………………………………99

IV.2. RESULTATS ET DISCUSSION......……………….………………………..102

IV.2.1. MISE EN EVIDENCE DE LA COMPLEXATION.......….……………......…..102

IV.2.1.1. pHmétrie………………………………………………………..102

IV.2.1.2. Spectroscopie RMN……………….....…………………………106

IV.2.1.3. Spectrométrie de masse électro-spray….……………………….115

IV.2.1.4. Spectrophotométrie UV-visible………...………………………118

IV.2.1.5. Conductivimétrie………………………………………………..121

IV.2.2.DETERMINATION DE LA CONSTANTE D’ASSOCIATION DU COMPLEXE..127

IV.2.2.1.Spectrophotomètrie.……………………………………………..127

IV.2.2.2. Conductivimétrie..…………………………...………………….130

IV.2.3. ANALYSE THERMODYNAMIQUE...........….....…........................……132

CONCLUSION GENERALE ….……………………………………………………...137

ANNEXE……………………………………………………………………………139

LISTE DES FIGURES

LISTE DES TABLEAUX

LISTE DES SYMBOLES

5

Introduction Générale

Les médicaments à effet anesthésiant local comme la tétracaine ou la procaine,

sont utilisés pour réduire les douleurs liées aux interventions chirurgicales.

Néanmoins, l’administration de ces substances dans l’organisme est souvent

accompagnée par des effets secondaires indésirables, particulièrement toxiques. Ainsi,

des problèmes d’insolubilité, de stabilité chimique et de faible adsorption

membranaire du principe actif sont généralement à l’origine de la réduction de son

efficacité thérapeutique et de l’irritation des tissus dans le corps humain1, 2, 3

. Mais

depuis ces vingt ou trente dernières années, une nouvelle technologie est apparue, qui

consiste à vectoriser ces médicaments sous forme de complexes vers leur site

d’absorption, ou encore mieux, vers leur site d’activité. Dans cette optique, des

systèmes destinés à la délivrance d’une variété de principes actifs ont été mis au point.

Parmi les plus récents, on peut retenir les complexes avec des cyclodextrines (CD)4,

les liposomes, les nano et microparticules. En particulier, les CD comme nouvelle

famille d’excipients pharmaceutiques et transporteurs de médicaments, sont de plus en

plus privilégiées en raison de leur biodégrabilité et non toxicité et autres propriétés

exceptionnelles qui les caractérisent. Elles se présentent sous forme d’oligomères

cycliques comportant de 6 à 12 unités de glucose, et sont souvent schématisées sous

forme d’un tore ayant une cavité interne dont les dimensions varient selon le nombre

d’unités glucose . La nature duale de ces substances (hydrophilie de l’enveloppe

externe et hydrophobie de la paroi interne) en a fait des composés organiques

biocompatibles parmi les plus importants et intéressants car capables de former des

complexes d’inclusion avec une large variété de molécules actives lipophiles, en

mettant en jeu des liaisons non covalentes5,6

permettant la délivrance du

1 D. O. Thompson, Crit. Rev. Therap. Drug Carrier Syst., 1997, 14, 1. 2 T. Loftsson, H. Fridriksdottir, B.J. Olafsdottir, and O. Gudmundsson, Acat. Pharm. Nord., 1991, 3, 215. 3 B. G. Covino and H. G. Vassallo, Local anesthetics mechanisms of action in clinical use, Grune & Stratton, New York,

1976. 4 K. A. Connors, The Measurement of Molecular Complex Stability, John Wiley & Sons, New York, 1987. 5 K. Harata, Chem. Rev., 1998, 98, 1803. 6 Y. Bakkour, G. Vermeesch, M. Morcellet, F. Boschin, B. Martel, N. Azaroual, J. Incl. Phenom. Macrocycl. Chem., 2006,

54, 109.

6

médicament au site envisagé sous certaines conditions. Dans ce processus de

formation des complexes d’inclusion, la CD molécule « hôte » admet à l’intérieur de

sa cavité une ou plusieurs autres molécules « invitées ». La stabilité du complexe ne

repose donc que sur la compatibilité entre les deux partenaires.

Etant donné que le but de cet inclusion est d’aboutir à des complexes présentant

des propriétés physiques, chimiques et biologiques améliorées par rapport à celles de la

molécule active libre, la conception réussie d’une formulation pharmaceutique incluant

une CD exige donc une bonne connaissance du processus d'encapsulation sur un plan

structural, en particulier la stœchiométrie et la géométrie du complexe, et sur un plan

thermodynamique, en l’occurrence la constante d'association et l’effet de la

température et du pH. Cette problématique constitue l’essentiel des objectifs que nous

nous sommes proposé d’atteindre.

Les travaux entrepris dans le cadre de cette thèse concernent ainsi l’inclusion

de la tétracaine hydrochlorée (TC,HCl) dans une CD. Le choix s’est porté sur la

molécule de TC,HCl car elle appartient à une classe importante de molécules

synthétiques dont la structure chimique ressemble à celle des composés naturels se

trouvant dans le corps humain et participant activement dans la transmission des

impulsions nerveuses. C’est un ester de l’acide para-amino-benzoïque de la famille des

amino- esters qui en solution aqueuse se trouve sous la forme d’un acide faible selon le

schéma suivant :

N

O

O

NH

CH3

CH3CH3NH

+

O

O

NH

CH3

CH3CH3

+ Cl-

ClH

CH4

Sa forme cationique est le principe actif qui en pénétrant dans la membrane

d’une cellule nerveuse bloque le mécanisme de transmission des impulsions nerveuses

H2O

TCH+ TC,HCl

2-(dimethylamino) ethyl

4-(butylamino)benzoate

7

et réduit ainsi la sensation de douleur7,

8. Cette molécule étant par ailleurs dotée de

propriétés tensio-actives, la connaissance de son diagramme de phases en milieu

aqueux devrait permettre de déterminer les meilleures conditions d’activité ainsi que

son conditionnement (conservation et stabilité). En effet, un excès de produit entraine

le risque de former des agrégats micellaires qui peuvent diminuer l’efficacité du

principe actif libre.

Le contenu du mémoire est organisé en quatre chapitres. Le premier est

consacré à une étude bibliographique de TC,HCl, d’une part d’un point de vue

pharmacologique, donc comme molécule anesthésiante au niveau local, et d’autre part

d’un point de vue chimique comme molécule surfactive et agent acido-basique. Ce

chapitre comprend également une synthèse bibliographique sur les CD et leurs

propriétés d’inclusion. Dans le deuxième chapitre, les méthodes d’analyse employées

sont décrites, y compris leur mise en œuvre expérimentale. Par ailleurs, et en

particulier, les théories relatives à la conductivité des ions en solution sont brièvement

développées, étant donné l’impact considérable de la conductivimétrie sur l’ensemble

de nos travaux. Les différentes expériences menées pour déterminer les propriétés

physico-chimiques essentielles de TC,HCl se rapportant à nos objectifs sont décrites

et les résultats discutés dans le troisième chapitre. Le quatrième, quant à lui , traite de

la mise en évidence de la formation du complexe d’inclusion ainsi que de sa

caractérisation physico-chimique en relation avec nos préoccupations. Enfin, ce

mémoire s’achève par une conclusion générale qui présente le bilan global des

principaux résultats obtenus ainsi que les perspectives de recherche projetées.

7 W.C. Archer and M. J. Rand, Manual of Pharmacology, Backwell, Cambridge, 1990.

8 C. Avendaño, Introducción une La Química Farmacética, McGraw Hill Interamaricana, Madrid, 1993.

Chapitre I

8

Chapitre I

Etude bibliographique

Chapitre I

9

1.A. LES ANESTHESIQUES LOCAUX

I.A.1.PHARMACOLOGIE8-12

9,10,11,12

Les anesthésiques sont des médicaments capables de supprimer de façon

réversible la sensibilité sensorielle. Selon l‟étendue de leur action, on distingue les

anesthésiques locaux (AL) et les anesthésiques généraux. Les AL inhibent

momentanément l‟activité des éléments sensoriels et des fibres nerveuses (qui existent

au voisinage de la moëlle d‟une région du corps) vis-à-vis de la douleur en laissant les

autres sensibilités (pression, chaleur et toucher) plus ou moins actives.

Le premier AL répertorié est la cocaïne découverte en 1864 par Niemann. Sa

première utilisation clinique eut lieu en 1884 à Vienne par S. Freud et K. Koller, mais

en raison de ses redoutables propriétés toxicomanogènes, elle n‟est plus prescrite

actuellement. En 1905, Einhom et Braun synthétisèrent le premier anesthésiant local,

la procaine, caractérisée par un faible effet psychostimulant mais qui peut engendrer à

forte dose des états convulsifs. Depuis, de nombreux AL ont été découverts comme la

tétracaine (1930), la prilocaine (1960), l‟étidocaine (1972) et plus récemment la

tétrodotoxine qui est 2500 fois plus puissante que la procaine.

I.A.1.1. Cellule et fibre nerveuses

La douleur est une sensation qui résulte de la stimulation des récepteurs

spécifiques portés par les terminaisons nerveuses libres de la cellule nerveuse

schématisée sur la figure I.1. Ces terminaisons se prolongent par l‟axone qui est

constitué d‟une fibre nerveuse de diamètre variable entourée de myéline. La membrane

d‟une fibre nerveuse est composée de molécules phospholipidiques organisées en

bicouches et intégrant des structures protéiniques dont certaines constituent des canaux

sodiques perméables non seulement aux ions Na+ mais également aux ions K

+. La

conduction de l‟influx nerveux (ou potentiel d‟action) le long des fibres est liée aux

9 H. Schmit, Eléments de pharmacologie, Flammarion, Paris, 1957.

10 L. Lecron, Choix d'un anesthésique local dans l‟anesthésie locorégionale, Arnette, Paris, 1990.

11 P. Gauthier-Lafaye, Anesthésie locorégionale et traitement de la douleur, Masson, Paris, 2009.

12 R. Norbert et T. Holger, Atlas de poche d‟anesthésie, Flammarion, Paris, 2003.

Chapitre I

10

modifications du gradient électrique de part et d‟autre de leur membrane. Elle dépend

essentiellement des mouvements entre le milieu intérieur, riche en ions K+, et le milieu

extérieur, riche en ions Na+, comme nous allons brièvement l‟expliquer.

Figure I.1 : Schéma d’une cellule nerveuse. Adapté de la référence 10.

Polarité de la fibre nerveuse

Au repos, la fibre nerveuse est polarisée car la concentration en ion Na+

est plus

élevée à l‟extérieur qu‟à l‟intérieur de la cellule nerveuse qui contient en revanche un

excès en ions K+. Entre la cellule nerveuse et le milieu extracellulaire existe donc un

gradient électrochimique déterminant un potentiel électrique de repos d‟environ

-80mV comme indiqué sur la figure I.2. Au repos, ce gradient est maintenu constant

du fait de la perméabilité membranaire relativement élevée aux ions K+

vers le milieu

intracellulaire, et de transports actifs d‟ions Na+

vers le milieu extracellulaire.

Figure I.2 : Propagation du potentiel d’action le long d’un segment de la fibre

nerveuse. Adapté de la référence 10.

Chapitre I

11

Stimulation nerveuse

Lors de la stimulation d‟une fibre nerveuse, on assiste à une augmentation du

potentiel de repos de l‟ordre de -80 mV au dessus d‟une valeur seuil, aux environs de

-50mV, en raison d‟une entrée brutale et massive d‟ions Na+

à travers les canaux

sodiques. Ceci conduit provisoirement à inverser le potentiel transmembranaire

(dépolarisation) aux environs de +30mV, valeur qui constitue le potentiel d‟action

(PA). Ensuite, après inactivation des canaux sodiques et une sortie passive d‟ion K+, le

potentiel transmembranaire tend à revenir à sa valeur de repos (re-polarisation), car les

ions K+ qui passent à l‟extérieur vont compenser les ions Na

+ qui sont passés à

l‟intérieur. En fait, comme on vient de le mentionner, la dépolarisation est due à un

mouvement de Na+ vers l‟intérieur de la cellule à travers le canal sodique, tandis que

lors de la re-polarisation, c‟est la migration des ions K+ qui a lieu en sens inverse. Le

déséquilibre ionique résultant de la dépolarisation est corrigé par un processus

(repolarisation) mettant en jeu un mécanisme connu sous le nom de pompe ionique

Na+/K

+ ou pompe sodique qui rétabli l‟équilibre existant avant la stimulation. La

dépolarisation se transmet de segment en segment et propage ainsi le PA le long du

nerf, ce qui se traduit par une propagation de la sensibilité.

Mécanisme d’action des anesthésiques locaux

L‟effet analgésique résulte du blocage de l‟influx nerveux dans les fibres

sensitives. Effectivement, les AL entraînent une stabilisation du potentiel de repos en

bloquant de façon réversible les canaux sodiques, rendant difficile ou empêchant la

dépolarisation et donc la création d‟un PA. Ainsi, la propagation de l‟influx nerveux

est inhibée.

Les AL diffusent sous forme basique à travers la membrane nerveuse puis se

dissocient du fait d‟un pH intracellulaire inferieur comme cela est schématisé sur la

figure I.3. Les cations (forme protonique de l‟anesthésique local) se fixent alors au

niveau des canaux sodiques sur des récepteurs spécifiques (lipoprotéines) situés sur le

segment interne du canal, bloquant ainsi l‟entrée rapide des ions Na+. Leur forme non

ionisée peut également contribuer directement à l‟activité de l‟anesthésique local par

Chapitre I

12

diffusion à travers la bicouche phospholipidique en étant capable d‟entrainer des

modifications conformationnelles de la matrice lipoprotéique.

Figure I.3 : Action d’un anesthésique local sur les canaux sodiques 10

.

I.A.1.2. Mode d’administration 13

Anesthésie de surface

On utilise en général la forme non ionisée incorporée dans des pommades

grasses (application cutanées) ou des gels inertes (application sur muqueuses).

Certains anesthésiques qui ne seraient efficaces qu‟à des concentrations très

importantes comme par exemple la procaïne, ne sont pas utilisés de ce fait dans

l‟anesthésie de surface.

Anesthésie d’infiltration

Par injection intradermique ou sous cutanée, on recherche un blocage des

terminaisons nerveuses. Les AL trop puissants et présentant de ce fait une trop grande

toxicité potentielle, ne sont pas en général utilisés de cette manière sauf à des

concentrations très inférieures à celles généralement en usage.

Anesthésie de conduction

Elle se fait par injection au voisinage d‟un nerf ou d‟un tronc nerveux ou de

ganglions vertébraux postérieurs (dans l‟anesthésie spinale) ou encore de nerfs spinaux

para-vertébraux.

13

P. Lechat, G. Lagier, B. Rouveix et M. Vincens Weber, Pharmacologie médicale, Masson, Paris, 1982.

Chapitre I

13

I.A.1.3. Effets indésirables et toxicité14

Réactions allergiques

Relativement rares, mais classiquement décrites, la plupart des cas d‟allergie

sont en réalité liés au stress; l‟augmentation brutale du taux d‟adrénaline entraîne une

tachycardie parfois importante, s‟accompagnant d‟une sensation de malaise.

Manifestations cutanées

Les rares éruptions cutanées sont essentiellement dues aux conservateurs

utilisés, plus rarement aux solvants ou aux lubrifiants. Quelques cas d‟eczéma de

contact ont aussi été rapportés.

Nécrose

L‟injection rapide d‟une quantité trop importante d‟AL trop froid avec une

concentration trop élevée de vasoconstricteur peut entraîner l‟apparition d‟une nécrose,

surtout chez les sujets diabétiques.

I.A.2. PROPRIETES CHIMIQUES 15, 16

I.A.2.1. Structure

Tous les AL sont des composés dont l‟architecture moléculaire est constituée de

trois éléments schématisés sur la figure I.4.

1- Un groupement aromatique (acide benzoïque ou para-amino-benzoïque) qui

constitue le pôle lipophile et joue un rôle dans la diffusion et la fixation du

médicament. Etant donné que la liaison aux protéines conditionne la durée

d‟action, les AL fortement liés aux lipoprotéines des membranes nerveuses ont

un effet prolongé.

14 M. Freysz, L. Bealj, O. Timour et G. Faucon, Ann. Fran. Anesth. Réa., 1988, 7, 181. 15 D. Attwood and A. T. Florence, Surfactant Systems, Their Chemistry, Pharmacy and Biology, Chapman and Hall,

NewYork, 1983. 16

G. Lagan and H. A. McLure, J. Current Anaesth. critical care, 2004, 15, 247.

Chapitre I

14

Figure I.4: Anesthésiques locaux : structures chimiques générales. Adapté de la

référence13.

2- Une chaîne intermédiaire, de type ester ou amide, dont la longueur influence

directement la lipo-solubilité (allongement) ou l‟hydro-solubilité

(raccourcissement).

3- Un groupement fonctionnel, généralement une amine tertiaire, qui en se

quaternarisant constitue le pôle hydrophile qui conditionne la répartition et la

diffusion du médicament dans le sang.

Du fait de leur structure particulière duale (hydrophobe/ hydrophile), ces

composés possèdent des propriétés tensioactives. Cet aspect fondamental sera traité

ultérieurement.

I.A.2.2. Classification16

Les AL sont classés en fonction de leur chaîne intermédiaire en 2 groupes

principaux : les amino–esters ou amino-amides.

Dérivés amino-esters

Ces dérivés de l‟acide para-amino-benzoïque, possèdent une fonction amine en

position para comme par exemple la procaine:

Chapitre I

15

et la tétracaine qui est l‟objet de nos travaux :

Dérivés amino-amides

Ces composés ne possèdent pas de fonction amine en position para du cycle

aromatique comme par exemple la lidocaine (ou xylocaine ) :

I.A.2.3. Propriétés acido-basiques

Les propriétés pharmaco-chimiques des AL découlent de leur structure et nature

chimique qui dépendent en partie du milieu environnant. En solution aqueuse, les AL

existent soit sous forme ionisée (acide) soit sous forme non ionisée (basique) suivant

l‟équilibre chimique habituel:

.

BH+ + H2O B + H3O

+ (I.1)

caractérisé par la constante d‟acidité

Ka [B].[ H3O+]/ [BH

+] (I.2)

Dans l‟expression ci –dessus les interactions sont négligées et les activités remplacées

par les concentrations des différentes espèces. La proportion relative de chacune des

Chapitre I

16

deux formes de l‟AL dépend du pH du milieu et de son pKa selon l‟équation bien

connue d‟Henderson-Hasselbach :

pH pKa – log [B]/[BH+] (I.3)

Lorsque le pKa est égal au pH du milieu, les quantités en forme ionisée et non

ionisée sont équivalentes, comme illustré sur la figure I.517

. Pour la lidocaïne par

exemple, dont le pKa est de 7,89, la proportion de la forme non ionisée est de 10% à un

pH de 7 contre 40% à un PH de 7,40. L‟alcalinisation du milieu augmente donc la

proportion de molécules sous forme non ionisée.

6,0 6,5 7,0 7,5 8,0 8,5 9,0

10

20

30

40

50

60

70

pH physiologique pKa=8,5

pKa=7,6

fra

ctio

n n

on

-io

nis

ée

pH

Figure I.5 : Relation entre le pKa d’un AL et la prévalence en forme non ionisée en

fonction du pH17

.

I.A.2.4. Relation entre structure et activité

Les propriétés structurales des AL expliquent en grande partie leur variabilité

d‟action. Leur diffusion transmembranaire dans les cellules nerveuses sera dépendante

du gradient de concentration et des coefficients de diffusion propres à chaque AL. La

gaine nerveuse étant de nature lipidique, l‟anesthésique doit avoir un degré de

17

D. Chassard, K. Berrada and P. Bouletreau, J. Anaesth., 1996, 43, 384.

Chapitre I

17

liposolubilité suffisant pour pouvoir la traverser18

. En effet, l‟allongement de la chaîne

intermédiaire (jusqu‟à 0,9 nm) du composé ainsi que l‟augmentation du poids

moléculaire de l‟un de ses pôles (R, R1 et R2, sur la figure I.4) favorise la

liposolubilité. Cette affinité favorise également la fixation des AL sur la partie

hydrophobe des protéines membranaires en contact avec les phospholipides, ce qui se

traduit par une augmentation de l‟activité intrinsèque de l‟AL et une réduction du

délai d‟action, comme le montre le tableau I-1. En effet, la tétracaine, qu‟on peut

réduire à une molécule de procaine à laquelle un groupement butyle a été attaché à

l‟amine liée au noyau aromatique, présente une lipo-solubilité et un taux de liaison aux

protéines nettement supérieurs à ceux de la procaine. Néanmoins, il faut souligner que

cet aspect n‟est pas toujours prépondérant comme le montre le cas de la lidocaine et de

la bupivacaine. Cette dernière bien que possédant des groupements butyles au lieu des

éthyles sur sa fonction amine a un délai d‟action plus long que celui de la lidocaine en

raison de la valeur du pKa car plus celui ci est élevé, plus la quantité de la forme

basique qui traverse la membrane est faible et par conséquent plus long sera le délai

d‟action. Par conséquent, il est important de noter que c‟est l‟état d‟ionisation qui va

conditionner l‟activité et la distribution des AL19

. En effet, bien que ce soit la forme

ionisée qui contribue essentiellement à l‟activité de l‟AL, il faut souligner le fait que la

forme non ionisée est la seule forme capable de diffuser à travers les membranes

Tableau I-1 : Propriétés physicochimiques de quelques anesthésiques locaux18

.

AL

Délai

d‟action (mn)

pKa

Liposolubilité

% de base

à pH 7,4

Puissance

anesthésiante relative

Procaïne 14 -18 8,9 0,02 2 1

Tétracaïne 10 – 15 8,5 4,1 5 8

Lidocaïne 2 – 4 7,8 2,9 20 2

Bupivacaïne 5 -8 8,1 28 35 8

18

M. Cathim, Anesthésiques locaux, Arnette, Paris, 1976. 19

J. F. Buttterworth and G. R. Strichartz, Anesth. Rev., 1990, 72, 711.

Chapitre I

18

nerveuses avant de s‟ioniser à l‟intérieur de l‟axone comme cela est schématisé sur la

figure I.310

. Effectivement, Richie et al.20

ont montré que la lidocaine est plus efficace

à réduire le PA d‟un nerf lorsque celui-ci baigne dans un milieu de conservation alcalin

(pH=8,8) que dans un milieu neutre (pH =7,2). Strobel et al.21 ont confirmé ces données

en montrant que la pénétration de la procaïne ainsi que celle de la lidocaine sont deux

fois plus rapides à pH =8,2 qu‟à pH =7,2. Plus le pKa de l‟AL sera alcalin, plus le délai

d‟action au pH physiologique sera long étant donné que la fraction de la forme non

ionisée sera plus faible dans ces conditions. De la même façon, au pH physiologique,

ces différences expliquent que les AL dont les pKa sont les plus acides (amides) aient

des délais d‟action plus courts que ceux des AL ayant des pKa plus alcalins (esters).

I.A.3. PROPRIETES SURFACTIVES22, 23

Les agents de surface ou tensioactifs, connus également sous le nom de

« surfactants » de l‟anglais „„surface active agent‟‟ sont des substances très actives

aux interfaces (liquide/liquide, liquide/solide et liquide/gaz). Ces substances

s‟adsorbent à l‟interface selon des orientations adéquates afin de former une mono-

couche moléculaire. Cette activité se manifeste surtout par la réduction de la tension

inter-faciale, même à de très faibles concentrations. Ces propriétés physico-chimiques

particulières leurs permettent de couvrir un large domaine d‟applications allant de la

synthèse organique à la conversion et au stockage de l‟énergie solaire, en passant par

la détergence et le traitement des surfaces.

Du point de vue chimique, l‟originalité de ces molécules découle du fait

qu‟elles sont constituées de deux parties antagonistes : l'une hydrophobe, peu ou non

polaire, insoluble dans l‟eau; l‟autre hydrophile, ionique ou polaire, soluble dans l‟eau.

C‟est la raison pour laquelle ces molécules sont aussi appelées des amphiphiles. La

partie hydrophobe correspond généralement à une longue chaîne hydrocarbonée

20

J. Ritchie, B. Ritchie and P. Greengard, J. Pharma. Exp. Therap., 1965, 150, 160. 21

G. E. Strobel and C.Bianchi, J. Pharma. Exp. Therap., 1970, 172, 1. 22

H. Clint, Surfactant agrégation,. Chapman and Hall, New york, 1992. 23

C. Tanford, The hydrophobic Effect : Formation of Micelles and Biological Membranes, Wiley & Sons, New

York, 1975.

Chapitre I

19

(queue) linéaire ou bien branchée qui peut contenir des hétéroatomes comme

l‟oxygène, l‟azote, le soufre ou le fluor. La partie hydrophile (tête) est habituellement

constituée d‟un atome, d‟un groupement d‟atomes ou d‟un ion. Le schéma

conventionnel de la représentation d‟une molécule tensioactive est indiqué sur la

figure I.6 .

Figure I.6 : Représentation schématique des différentes parties d’une molécule

tensioactive.

I.A.3.1. Formation des micelles

Lors de leur introduction en milieu aqueux, les molécules tensioactives

commencent à se rassembler à la surface et finissent par la saturer lorsqu‟on augmente

la concentration. Ensuite, lorsque la solution est saturée en molécules solvatées, les

molécules supplémentaires vont créer un milieu satisfaisant à leurs exigences

antagonistes au sein de la solution. Ce milieu est constitué d‟agrégats auto-associatifs,

appelés micelles, dont le cœur est un milieu apolaire (voir figure I.7) et peut exister

sous différentes architectures (sphère, cylindre, vésicule, lamelle, etc…)24,25

.

Aniansson26

a montré que les micelles ne sont absolument pas des structures figées

mais sont le siège de processus de formation et de destruction de l‟entité micellaire en

équilibre thermodynamique avec les molécules libres solvatées et celles adsorbées en

surface. Leur formation est expliquée par différents modèles, le plus simple et le plus

24

T. Yasunaga, K. Takeda and S. Harada, J. Coll. Inter. Sci., 1973, 42, 457. 25

E. A. G. Aniansson, S. N. Wall, M. Almgren, H. Hoffmann, I. Kielmann, W. Ulbricht, R. Zana, J. Lanng and C. Tondre, J.

Phys. Chem., 1976, 80, 905. 26

E. A. G. Aniansson, S. N. Wall, J. Phys. Chem., 1974, 78, 1024.

Partie hydrophile

Tête

Partie hydrophobe

Queue

Chapitre I

20

utilisé est le modèle basée sur la loi d‟action de masse27

qui s‟appuie sur l‟équilibre

(a) de la figure I.7 entre les micelles et les molécules libres solvatées28

.

Figure I.7 : Représentation schématique des trois états dans lesquels un surfactant

peut se trouver dans l’eau : adsorbé en surface, solubilisé et micellisé en

accord avec les équilibres (a) et (b). Adapté de la référence 28.

I. A.3.2 Concentration micellaire critique

La concentration micellaire critique (CMC) est définie comme la concentration

minimale en tensioactif nécessaire pour que l‟agrégation micellaire soit amorcée. Cette

CMC est influencée par plusieurs facteurs (qui favorisent ou parfois perturbent la

micellisation) liés à la nature des molécules surfactives, et à la formulation globale

dans laquelle se trouve le tensioactif comme la force ionique du milieu, et enfin à la

température. Par exemple, l‟introduction d‟un groupement hydrophile diminue

l‟hydrophobicité effective des groupes alkyles dans sa proximité et augmente ainsi la

valeur de la CMC. Par contre, une augmentation de la longueur de la chaîne carbonée

mène à des valeurs très faibles de la CMC.

I.A.3. 3. Classification et notion de température critique.

27

Y. Moroi, R. Suji and R. Matura, J. Coll. Interf. Sci., 1984, 98, 184. 28 K. Teixeira, Thèse de doctorat : Approche thermodynamique et cinétique de l‟extration à deux phases aqueuses à l‟aide

de tensioactifs non ioniques, Univ. Toulouse, France, 2004.

Chapitre I

21

Il existe plusieurs types de surfactants et leur classement est fondé sur la

nature de leur partie hydrophile ou tête polaire : ionique ou non ionique.

Les tensioactifs ioniques, dans lesquels se classe la tétracaine, sont caractérisés

par la possession d‟une tête polaire qui s‟ionise en solution aqueuse. Cette famille de

composés se divise en trois branches : anionique, cationique et zwiterionique. Elle est

caractérisée par la température de Krafft (TK) qui correspond à la température seuil à

partir de laquelle les cristaux hydratés de surfactant amorcent leur dissolution dans

l‟eau et forment des micelles. TK est formellement défini comme étant le point

d‟intersection de la courbe de variation thermique de la CMC avec celle de la

solubilité29

,30

comme le montre le diagramme de phases partiel typique de la figure I.8.

Figure I.8 : Allure typique d’un diagramme de phases partiel d’un surfactant ionique

dans l’eau ( Sh : solide hydraté; m: solution moléculaire; M : solution

micellaire) 31

.

En effet, au-delà de TK, la solution peut atteindre la CMC tout en étant saturée :

coexistence de molécules à l‟état libre, micellisé et solide32,

. C‟est la raison pour

laquelle les experiences sont généralement menées au-delà de la température de fusion

29

K.Shinoda and E.Hutchinson, J. Phys.Chem., 1962, 66,577. 30

R. Gaboriaud, G. Charbit et F. Dorion, J. Chem. Phys, 1984, 81(7/8), 497. 31

T. Fergoug, Thèse de Magister: Etude du comportement physico chimique d‟un surfactant partiellement fluoré à tête

pyridinium, Univ. Oran, Algérie, 2000. 32

E. Kissa, Florinated Surfactants, Marcel Dekker, New York, 1994.

m

M+m+ Sh

cx c

x c

x

Sh

Courbe de CMC

TK Température

Courbe de solubilité

M+m

Conce

ntr

atio

n

Chapitre I

22

du dernier cristal hydraté (Tf), c'est-à-dire dans le domaine délimité par la courbe de

solubilité au delà de TK.

TK constitue donc à la CMC un pseudo point triple du diagramme de

phases du système binaire du tensioactif dans l‟eau, associé à l‟équilibre chimique

global suivant :

Solide hydraté

Solution moléculaire

Solution micellaire

Les agents de surface non ioniques quant à eux, ne donnent naissance à aucun

ion en solution aqueuse, ce qui a pour conséquence une moindre sensibilité aux

électrolytes et aux changements de pH. L‟hydrophilie de ces molécules provient de

groupements polaires tels que les : éthers (ROR‟), alcools (ROH), carbonyles

(RCOR‟), amines (R-NH-R‟) et esters ( R-COO-R‟). Comme propriété particulière,

ces tensioactifs possèdent un point de trouble (Tt) correspondant à la température

critique de séparation de phases d‟une solution macroscopiquement homogène. Selon

une interprétation classique, ce phénomène est attribué à une déshydratation de la

chaine polyéthoxylée constituant généralement la tête du tensioactif non ionique. Cette

déshydratation est supposée être induite par le changement conformationnel de la

chaine polyéthoxylée associé à l‟élévation de la température 33

entrainant une baisse de

solubilité. Rupert 34

interprète le phénomène du point de trouble comme un point triple

lié à l‟existence simultanée des équilibres suivants :

Solution

moléculaire

33

T. Nakagawa and E.Schick, Nonionic surfactants, Marcel Dekker, New York, 1966. 34

L.A. M. Rupert, J. Coll. interf. Sc, 1992, 153, 92.

Chapitre I

23

Coacervat

Solution micellaire

Juste au-delà de Tt, les agrégats micellaires s‟associent pour former une phase très

riche en tensioactif, appelée « coacervat » qui est en équilibre avec une autre phase

aqueuse plus diluée, ce qui se traduit macroscopiquement par l‟apparition d‟un trouble

de la solution micellaire.

I. A.3.4. Taille et forme des micelles

La forme et la taille des micelles résultent des différentes interactions attractives

et répulsives directement liées à la nature et à la concentration des molécules, ainsi

qu‟à la température. Généralement, au voisinage de la CMC, les micelles sont plus au

moins sphériques et de tailles uniformes, mais lorsque la concentration augmente, la

taille des micelles peut croitre et pour des concentrations nettement supérieures à la

CMC, les micelles forment par exemple des bâtonnets cylindriques35

qui peuvent eux

même s‟associer pour construire une structure hexagonale puis éventuellement

lamellaire36

. Ces transitions morphologiques dépendent de la nature du tensioactif et

de celle du contre-ion éventuellement, de la température et de la force ionique de la

solution en particulier pour les systèmes ioniques37

.

I.A.3.5. Détermination de la CMC

La micellisation des tensioactifs entraîne des modifications relativement

importantes des propriétés physico-chimiques de la solution (tension de surface,

solubilité, viscosité, conductivité, turbidité, etc...). Le suivi de la variation d‟une de ces

propriétés en fonction de la concentration permet de déterminer avec une bonne

précision la CMC qui correspond à une discontinuité plus ou moins nette dans la

35

D.F. Evans et W. B. Ninham , J. Phys . Chem, 1986, 90, 226. 36

J. H. Flendler, Menbrane chemistry, Wiley & sons, New York, 1982. 37

K.Bijima, E.Rank et J.B.F.N.Enghert, J. Coll. interf. Sc., 1998, 205, 245.

Chapitre I

24

courbe observée lors des mesures. Toutefois, tout changement du comportement d‟une

propriété donnée ne correspond pas forcément à une CMC. Ainsi, une transition par

exemple de la forme des micelles au-dessus de la CMC provoque le même type de

modification. Le passage des micelles sphériques aux micelles cylindriques en est un

exemple classique38

.

I.A.3.6. Applications 39-42 39, 40, 41, 42

Les premiers travaux remontant aux années trente du siècle dernier ont traité

de l‟influence des milieux micellaires sur les constantes d‟acidité. Ces études se

développèrent ensuite à partir des années soixante en particulier en explorant la

catalyse micellaire. Cette dernière était initialement limitée aux milieux micellaires

aqueux dilués, et s‟est étendue par la suite à d‟autres structures ordonnées telles que

les microémulsions, les micelles inverses, les monocouches et les vésicules. Par

ailleurs, les surfactants sont également employés comme émulsifiants lors de la

polymérisation en émulsion ou en suspension de divers monomères. Durant les

dernières décennies, ils ont été utilisés comme des vecteurs de médicaments sous la

forme de capsules ou particules, de vésicules ou liposomes, d‟émulsions simples ou

multiples. Ils peuvent transporter également des cellules vivantes, enzymes, protéines,

huiles de saveur, vitamines, adhésifs, produits agro-chimiques, etc… Ils offrent de

nombreux avantages à l‟utilisation : les substances sensibles peuvent être protégées

des effets destructeurs de l‟environnement; les matériaux toxiques peuvent être

manipulés sans danger et la diffusion des médicaments peut être contrôlée et ciblée.

Les domaines d‟application technologique des tensioactifs qu‟ils soient

classiques, fluorés ou sous forme de mélanges sont multiples. Ils jouent le rôle soit de

matière première de base pour la formulation de produits détergents et cosmétiques,

soit de produits auxiliaires dans les procédés et les étapes de fabrication de l‟industrie

38

G.Pote, Y. Poggi, J. Appell and G. Maret, J. Phys. Chem., 1984, 88, 57. 39

E. A. Bekturov, S. E. Kudabergenov and S. R. Rafikov, J. Macromol. Sci., 1990, 30, 233. 40

F. Bouanani, D. Bendedouch, P. Hemery and B. Bounaceur, J. Coll. Interf. A: Phys. Eng. Asp., 2008, 317, 751. 41

R.Bordes, Thèse de Doctorat : Synthèse, physicochimie et polymérisation de tensioactifs paires d‟ions dérivés du

norbornene , Univ. Toulouse III - Paul Sabatier, France, 2007. 42

C. Onesippe, Thèse de Doctorat : Etude des systèmes poly électrolyte/tensioactif en phase aqueuse et à l‟interface

liquide/gaz, Univ. Montpellier II, France, 2005.

Chapitre I

25

textile, des métaux, du cuir, du pétrole, etc… Ils interviennent aussi dans le

dégraissage ou le décapage des métaux et facilitent les dépôts électrolytiques. Ils

servent par ailleurs dans le domaine du dessalement de l‟eau de mer.

I.B. LES CYCLODEXTRINES

Les CD sont des molécules naturelles obtenues par dégradation enzymatique de

l‟amidon43

. Elles se présentent sous forme d‟oligomères cycliques du glucose et

comportent de 6 à 12 unités. Les plus abondantes dans la nature sont l‟hexamère

(αCD), l‟heptamère (βCD) et l‟octamère (γCD).

En 1891, Villiers 44

isolait pour la première fois un groupe d‟oligosaccharides non

réducteurs provenant de la dégradation enzymatique de l‟amidon par une amylase

(cyclodextrine glucosyl transférase) produite par différents bacilles. Il a mis en

évidence la présence de deux produits, probablement l‟αCD et la βCD, possédant des

propriétés physico-chimiques proches de celles de la cellulose et les a donc baptisé

«cellulosines ». Plus tard, Schardinger45

a pu séparer la souche microbienne

responsable de la formation de ces cellulosines, qu‟il a dénommé Bacillus Macerans et

a décrit le mode de purification et de préparation de ces oligosaccharides. Il a montré

que ces dextrines (appellation générale des produits de dégradation de l‟amidon) sont

capables de former des adduits particuliers avec les molécules de di-iode. En effet, sur

la base de la couleur des complexes cristallins formés avec l‟iode, il a pu faire la

distinction entre l‟αCD et la βCD.

C‟est en 1932 que Prigsheim 46

et son équipe ont démontré que ces produits ont la

propriété de former des complexes avec des molécules organiques. Ensuite, durant les

années 1930-40, K. Freudenberg et al.47

contribuèrent à leur tour à la caractérisation

43

H. Khalil, Thèse de Doctorat : Etude de faisabilité de l‟utilisation de molécules cages dans la dépollution des sols,

solubilisation et extraction de polluants organiques par la cyclodextrine, INSA, Lyon, France, 2004. 44

A.Villiers, C. R. Acad. Sci., 1891, 112, 536. 45

F.Schardinger, Wien. Klin.Wochschr., 1904, 17, 207. 46

H.Prigshein, Chemistry of the saccharide, McGraw Hill, NewYork, 1932. 47

K. Freudenberg, G. Blomquist, L. Ewald and K.Soff, Ber. Dutsch. Chem. Ges., 1936, 69, 1258.

Chapitre I

26

des CD et à l‟élucidation de leur structure. Ils démontrèrent que ces oligosaccharides

sont constitués d‟un enchaînement cyclique de n unités α-D-glucopyranosidiques.

C‟est cette même équipe qui, en 1948, a découvert la γCD et déterminé entièrement sa

structure.

La forte tendance des CD à former des complexes d‟inclusion devient alors le

sujet d‟études intensives. Le tout premier brevet concernant l‟application des CD pour

la mise en forme d‟un composé à activité biologique est déposé en 195348

. A partir de

ce moment, on observe une recrudescence des études sur les CD, tant du point de vue

de leur fabrication et usage industriels49

, que de l‟exploitation de leurs propriétés

chimiques50-52.

50 ,51,52

I.B.1 STRUCTURE MOLECULAIRE

Les CD sont des oligomères cycliques de formule brute (C6H10O5)n comportant

de 6 à 12 unités α-D-glucopyranose comme le montre la figure I.9 pour les CD natives

α, β, et γCD. La spectroscopie RMN a montré que chaque unité glucose adopte une

conformation de type chaise53

, également schématisée sur la figure I.9. Les CD sont

souvent représentées sous forme d‟un tore avec une cavité interne dont les dimensions

varient selon le nombre d‟unités glucose43. Tous les groupes polaires hydroxyles sont

localisés à l‟extérieur de la structure de la molécule de CD et confèrent donc un caractère

hydrophile à l‟enveloppe externe. Les fonctions alcools primaires (une par unité glucose en

position C6) sont orientées vers la partie la plus étroite du tronc de cône appelée aussi face

primaire. Les fonctions alcools secondaires en position C2 et C3 sont situées à l‟opposé sur

la partie large de la couronne ou face secondaire. Cette organisation moléculaire délimite

ainsi une cavité interne rendue relativement apolaire, donc hydrophobe. C‟est grâce à ce

caractère amphiphile remarquable (hydrophile à l‟extérieur, hydrophobe à l‟intérieur) que

48

K. Freudenberg, F. Cramer and H. Plieninger, German Patent, 1953, 895, 769. 49

D.Duchène, Cyclodextrins and their industrial use, Santé, Paris, 1987. 50

G.Wenz, Angew. Chem. Int., 1994, 33, 803 51

J.L. Atwood, J.E.D. Davies, D. D. MacNicol, F.Vogtle and J.Lehn, Physical Methods in Supra molecular Chemistry,

Comprehensive Supramolecular Chemistry, Elsevier Science, Oxford, 1996. 52

C. G. Floare, Thèse de doctorat : Dynamique réactionnelle dans des environnements Restreints, Univ. Grenoble, France,

2005. 53

J.Szejtli, Cyclodextins and their inclusion complexes, Akademiai Kiado, Budapest, 1982.

Chapitre I

27

les CD sont capables d‟inclure dans leur cavité apolaire des molécules hydrophobes pour

former des complexes d‟inclusion solubles dans l‟eau 54.

Les CD cristallisent sous forme d‟hydrates non définis [CD, nH2O] et leur taux

d‟hydratation est largement dépendant de la pression de vapeur de l‟eau du milieu

environnant55

. Concernant par exemple la βCD qui a été la plus étudiée, l‟hydratation

Unité α- D-glucopyranose (Glu)

F igure I.9 : Structures des cyclodextrines natives. Adapté des références 43 et 52.

54

K.Matsunga, M.Imanaka et T.Ishida, Anal. Chem., 1984, 56, 1982. 55

M. Bilal, C.H. De Brauer, P.C. Laudy, P.Germain and J.M. Létoffé, J.Thermochimica Acta, 1995, 249, 63.

Chapitre I

28

moyenne indiquée sur le tableau I. 2 est de 10 à 12 molécules d‟eau. D‟un point de vue

énergétique, les mesures d‟enthalpies de dissolution des CD anhydres et hydratées ont

permis de déduire les enthalpies de déshydratation56

. Les résultats montrent que les énergies

de liaison H2O/ CD sont de l‟ordre d‟une dizaine de kJ par molécule d‟eau, valeur cohérente

avec les énergies mises en jeu dans les liaisons hydrogène (H).

I.B.2. COMPORTEMENT EN MILIEUX AQUEUX

Solubilité

Les valeurs de la solubilité pour les CD natives sont indiqués sur le tableau I.257

.

Elles montrent que malgré une forte similitude structurale, les différentes CD n‟ont pas un

comportement comparable vis-à-vis des molécules d‟eau. Etant donné que certaines études

ont montré qu‟il existe effectivement un échange permanent des molécules d‟eau intra- et

inter-moléculaire dans le cas de la βCD58

, sa solubilité limitée a été attribuée aux liaisons H

interglucosiques qui s‟établissent entre les fonctions alcools secondaires59

(C2 et C3)

contribuant à renforcer la stabilité du macrocycle. Cette effet rend sa structure très rigide et

peut justifier sa faible solubilité dans l‟eau par rapport aux autres CD, et par conséquent, sa

tendance plus prononcée à s‟auto-associer53. La solubilité dépend ainsi de la distance

moyenne entre les atomes d‟hydrogène et d‟oxygène des groupements OH en C2 et C3, qui

est fonction du nombre d‟unités glucose de la CD60

. Dans le cas de αCD, cette ceinture de

liaisons H est incomplète : l‟une des unités étant dans une position distordue, il n‟y a

donc que 4 liaisons formées au lieu des 6 prévues, laissant libres certains groupements

OH de former des liaisons H avec l‟eau. CD, de taille supérieure, se présente sous

forme d‟un cylindre non régulier, effondré en son centre et de ce fait non seulement sa

cavité déformée est plus accessible à l‟eau mais en plus elle se trouve être

effectivement plus petite que celle de la CD et donc moins hydrophobe (comme

56

M.P. Merlin, Thèse de doctorat : Energétique des interactions moléculaires eau/cycloodextrines, Univ. Lyon,

France, 1998. 57

M. J. Jozwiakowski and K.A.Connors, Carbohyd. Res., 1985, 143, 51. 58

P. Claudy, P.Gerrmain, J.M.Letoffe, A.Bayol et B.Gonzales, J.Thermochimica Acta, 1990, 161, 75. 59

S. Weisse, Thèse de doctorat : Complexes cyclodextrines / ester de vitamine A, solubilisation et promotion de

l‟absorption cutanée, Univ. Paris XI, France, 2002. 60

C. De Brauer, M.P. Merlin, P.Germain and T.Guerandel, J. incl. Phenom., 2000, 1(37), 75.

Chapitre I

29

illustré sur la figure I.10), ce qui augmente sa solubilité et agit de façon défavorable

sur les propriétés d‟inclusion59.

Tableau I.2 : Propriétés physico-chimiques des cyclodextrines57

CD α

β

γ

Masse molaire anhydre

[g.mol-1

] 972

1135

1297

Solubilité aqueuse à 25°C

[g.l-1

] 145

18,5

232

pKa 12,33

12,20

12,08

n

Hydratation du solide [CD,nH2O]

6 à 7

10 à 12

7 à 13

F igure.I.10: Structures tridimensionnelles des CD naturelles, avec de haut en bas:

une vue de la face des hydroxyles secondaires (« grand côté »), une vue

latérale et, une vue de la face des hydroxyles primaires « petit côté »59

.

Chapitre I

30

Stabilité

Les valeurs des constantes d‟acidité (pKa) pour les α, β, et γCD sont relativement

proches les unes des autres comme on peut l‟observer à partir du tableau I.3. C‟est la raison

pour laquelle les différentes CD ont un comportement similaire vis-à-vis du pH. En fait, la

stabilité des CD en solution est relativement peu influencée par les conditions de pH et de

température. Toutefois, selon Rajewski et Stella 61

, l‟hydrolyse des ponts glucosidique des

CD peut avoir lieu dans certaines conditions de pH très acide (< 1) et à 80°C, alors qu‟en

milieu très basique41, il y a possibilité de former des ions alcoolates plus solubles que les

CD neutres.

I.B.3 CYCLODEXTRINES MODIFIEES

La modification chimique des CD natives permet d‟obtenir des dérivés possédant

des propriétés physico-chimiques diversifiées et d‟élargir ainsi leurs champs d‟application.

Les objectifs attendus de ces modifications sont :

- l‟augmentation de la solubilité aqueuse ;

- la modification de la capacité de complexation (constante de stabilité,

sélectivité) ;

- l‟introduction de groupements à fonctions spécifiques (catalytique,

de complexation de cations métalliques, etc…)

Ces modifications chimiques portent sur :

- la substitution d‟un ou plusieurs groupements hydroxyles par des

halogènes, des groupements amines ou autres ;

- l‟oxydation des alcools primaires pour former des aldéhydes ou des acides

carboxyliques ;

- la substitution nucléophile interne avec la formation d‟époxyde.

Les modifications les plus courantes consistent à substituer un ou plusieurs atomes

d‟hydrogène des hydroxyles primaires ou secondaires pour former des éthers ou des esters.

61

R. A. Rajewski and V.J. Stella, J. Pharm. Sci., 1996, 85, 1142.

Chapitre I

31

Les CD modifiées les plus étudiées et utilisées sont l‟hydroxypropyl-β-cyclodextrine

(HPβCD), la méthyl-β-cyclodextrine (MβCD) et la carboxyméthyl-β-cyclodextrine

(CMβCD). Ces molécules possèdent une solubilité aqueuse relativement importante qui

peut être de l‟ordre de 100 à 1000g.l-1

. Pour illustration, la figure I.11 présente la

structure de la CMβCD ayant un degré de substitution moyen d‟environ 1 (une

fonction carboxylique par unité de glucose).

Figure I.11 : Structure moléculaire de la carboxyméthyl-β-cyclodextrine43

.

I.B.4 VECTORISATION DE PRINCIPES ACTIFS PAR LES CD41, 57, 62

Les CD sont couramment utilisés comme excipients de formulation dans les

médicaments. Les principes actifs étant souvent des molécules hydrophobes, ce qui

peut poser des problèmes d‟assimilation par voie orale lors de la digestion, leur

inclusion dans un complexe permet de mieux contrôler leur passage dans le circuit

sanguin ou la progressivité de leur diffusion. Par ailleurs, les CD permettent de

transformer des composés liquides en solides (poudres, comprimés) par précipitation

des complexes d‟inclusion.

62

T.Loftsonn, Cyclodextrins in pharmaceutical formulation, Nordic industrial fund Report, 1998.

Chapitre I

32

Comme mentionné précédemment, les membranes biologiques forment une

barrière lipophile vis à vis de la pénétration des molécules. Les principes actifs

relativement lipophiles sont donc capables de passer à travers ces membranes par

diffusion passive. Une plus grande perméabilité peut être obtenue avec des principes

actifs qui sont à la fois lipophiles et très solubles dans le milieu aqueux extérieur. C‟est

la raison pour laquelle les CD sont utilisées comme un outil pour améliorer la

pénétration de certains principes actifs. Pourtant, ce passage des CD à travers les films

membranaires a longtemps été considéré comme très improbable du fait de leur

hydrophilie et de leur haut poids moléculaire. Gerloczy et al.63

ont ainsi montré que

seule une très faible quantité de diméthyl-CD radiomarquée est absorbée

transdermiquement. Ainsi, les CD naturelles et leurs dérivés plus hydrophiles

traverseraient difficilement les membranes biologiques lipophiles telles la cornée, les

muqueuses ou la peau. Cette hypothèse a ensuite été démentie par Arima et al.64

qui

ont mis en évidence le passage important des CD à travers la peau dans les heures qui

suivirent leur application. Ces résultats apparemment contradictoires ont trouvé une

tentative d‟explication car il a été ensuite établi qu‟il existe une couche de diffusion

aqueuse à la surface de la peau et que le processus peut s‟expliquer par le modèle

classique de double diffusion membranaire, aqueuse puis lipophile.

La CD fonctionne comme un vecteur, amenant le principe actif de la phase

aqueuse donneuse constituant le médicament vers la barrière aqueuse à partir de

laquelle il passe dans la couche lipophile de la peau en fonction de son coefficient de

partition. Il est ainsi actuellement largement reconnu que les CD se comportent comme

de véritables vecteurs du principe actif qui est ainsi maintenu en solution, et le

redistribuent dans les membranes cellulaires. Ces dernières ayant peu d‟affinité pour

les molécules de CD, la majeure partie de celles-ci reste toutefois dans le milieu

aqueux extérieur environnant.

Les promoteurs d‟absorption classiques, comme les alcools ou les acides gras,

agissent en bouleversant les couches lipidiques de la membrane. Ce n‟est pas le cas

pour les CD malgré leur faculté à inclure dans leur cavité le cholestérol et les lipides.

63

A.Gerlocsy, S.Antal and J. Szejtli, 4th Int. Symp. on cyclodextrins, Munich, 1988. 64

H.Arima, H.Adachi, T. Irie and K.Uekama, Drug. Invest., 1990, 2, 155.

Chapitre I

33

En effet, le prétraitement de la peau par une solution de CD non complexée n‟améliore

pas le passage cutané d‟un principe actif. De plus, les CD présentes à la surface le sont

généralement sous forme déjà complexée et leur aptitude à capter les constituants

membranaires dépend alors des différentes constantes d‟affinité mises en jeu. En fait,

les CD exercent leur rôle de promoteur d‟absorption en augmentant la solubilité du

principe actif et donc la quantité disponible à la surface de la barrière biologique.

Toutes les études de toxicité ont démontré que l‟administration orale de CD est

non-toxique, ceci étant dû à sa très faible absorption gastro-intestinale (0,1 à 3%). Le

caractère hémolytique des CD est bien connu mais n‟apparaît en fait qu‟à fortes

concentrations. En effet, à faible concentration les CD protègent les globules rouges

contre l‟hémolyse alors qu‟à forte concentration elles provoquent l‟hémolyse en

complexant et relarguant le cholestérol des membranes cellulaires. En raison de ce

pouvoir hémolytique et de leur capacité potentielle à inclure les différents constituants

des membranes, les CD ont longtemps été rendues responsables des irritations lors de

leur application cutanée65

. Mais des études basées sur des tests d‟application de CD

naturelles sur la peau ont démontré clairement l‟absence d‟effets irritants 66

. Bien au

contraire, il a été montré que l‟utilisation du complexe d‟inclusion CD/acide rétinoïque

permettait de réduire significativement l‟irritation cutanée produite par le principe actif

seul 67

.

65

K. Uekama, T. Irie, M. Sunada, M. Otagiri, Y.Arimatsu and S. Nomura, Chem. Pharm. Bull, 1982, 30, 3860. 66

P. Montassier, Thèse de doctorat : Inclusion de la trétinoine dans les cyclodextrines, Univ. Paris XI, France, 1996. 67

D. Amdidouche, P. Montassier, M. C. Poelman and D. Duchêne, Int. J. Pharm., 1994, 111, 111.

Chapitre I

34

I.C. COMPLEXATION D’INCLUSION DES CYCLODEXTRINES

I.C.1. GENERALITES

Par définition, un composé d‟inclusion est formé à partir d‟une espèce réceptrice

qui inclue plus ou moins profondément en son sein un substrat moléculaire ou ionique.

Cette inclusion n‟est pas en général accompagnée de la formation d‟une liaison

covalente ou de coordination. Dans le cas des CD, le caractère hydrophobe de la cavité

permet d‟insérer des molécules dont l‟hydrophobicité est comparable à celle de la

cavité, tandis que les fonctions hydroxyles assurent la solubilisation des complexes

dans l‟eau. Une ou plusieurs molécules peuvent être encapsulées simultanément dans

une, deux et même parfois trois molécules de CD68, 69

. Un des facteurs déterminants est

d‟ordre géométrique : la partie incluse doit évidemment avoir une taille ajustée par

rapport à celle de la cavité de la CD considérée. Les tailles de la molécule de CD et

celle du substrat conditionnent généralement la stœchiométrie du complexe70

.

Les interactions mises en jeu dans la formation d‟un composé d‟inclusion font

appel aux forces électrostatiques, de van der Waals, hydrophobes ainsi qu‟aux liaisons

H. En effet, la stabilisation énergétique du système gouvernant la formation de ces

complexes est associée au remplacement, dans la cavité, des molécules d‟eau par des

molécules hydrophobes qui créent des associations plus favorables de type hydrophobe

(apolaire-apolaire). En fait, l‟exclusion des molécules d‟eau suite à l‟inclusion du

composé invité dans la cavité de la CD peut être considérée comme une des étapes clés

de la complexation56, 71 . Toutefois, l‟équilibre qui s‟établit entre les molécules invitées

68

X.Wang and M. L. Brusseau, Environ. Sci. Technol., 1995, 27, 2346. 69

Y.Bakkour, Thèse de Doctorat : Etude par RMN des complexes d‟inclusion avec des cyclodextrines natives et

polymérisées, Univ. de Lille 1, France, 2005. 70

F. Cramer and H. Hettler, Naturwiss., 1967, 54 ,624. 71

L. Lui and Q.S Gao, J. Incl. Phenom., 2002, 42, 1.

Chapitre I

35

à l‟état libre et complexé, ne permet d‟aboutir qu‟à des constantes de complexation de

l‟ordre de 103M

-1 59

pour toutes les CD natives.

La stabilité dépend par ailleurs du contexte physico-chimique du milieu

environnant. La destruction du complexe peut se faire soit par effet thermique, soit par

hydrolyse en modifiant le pH, ou en utilisant des solvants organiques72

. Une molécule

hydrophobe pourra avoir plus d‟affinité pour un solvant apolaire que pour la cavité de

la CD. La décomplexation a alors lieu par transfert de la molécule invitée dans la

phase organique, ce qui régénère de ce fait la CD. Par contre, cela peut permettre de

séparer physiquement les constituants du mélange ou de recycler la CD pour des

usages ultérieurs.

I.C.2. FACTEURS INFLUENÇANT LA COMPLEXATION

I.C.2.1.Taille

La taille des molécules de CD peut être un facteur limitatif important quant à

leur capacité à former des complexes d‟inclusion comme nous venons de le

mentionner. En effet, des molécules trop volumineuses pour pénétrer, même

partiellement, dans la cavité de la CD ne pourront pas former de complexes stables; il

en est de même pour des molécules très petites qui bien que pouvant pénétrer dans les

cavités auront des interactions trop faibles pour les y maintenir. Par conséquent, plus

la taille de la molécule invitée est ajustée par rapport à celle de la cavité de la CD, plus

le complexe sera stable: plus de contacts avec la cavité induisent plus d‟interactions

attractives de van der Waals72,73

. A titre d‟exemple, le naphtalène est trop volumineux

pour αCD mais forme un complexe stable avec βCD, par contre l‟anthracène ne peut

pénétrer que dans γCD. Les complexes d‟inclusion les plus fréquents sont de type 1:1. Par

contre, si une molécule est trop volumineuse pour s‟infiltrer entièrement au sein de la cavité,

son extrémité laissée libre peut alors à son tour être encapsulée par une autre CD, et on

aboutit dans ce cas à un complexe de type 2:159

.

72

L.A Blyshak, T.M.Rossi, G.Patonay and I.Warner, Anal. Chem., 1988, 60, 2127. 73

Wang.J and M.L Brusseau, Environ. Sci. Technol., 1998, 32, 1907.

Chapitre I

36

I.C.2.2. Hydrophobicité

Le caractère hydrophobe des molécules invitées joue un rôle déterminant dans leurs

aptitudes à être encapsulée. En effet, si les molécules invitées sont ajustées par rapport à

la nature de la cavité, il existera une bonne corrélation (linéaire) entre les constantes de

complexation et l‟hydrophobicité73. En d‟autres termes, plus la molécule est

hydrophobe, plus le complexe formé est stable. Ainsi, les AL qui ont une nature

amphiphile présentent généralement un caractère hydrophile faible qui les rend peu solubles

dans l‟eau, mais une hydrophobicité suffisante pour les prédisposer à être inclus dans la

cavité d‟une CD, comme c‟est d‟ailleurs le cas de la tétracaine.

I.C.2.3. Solubilité

La solubilité des complexes d‟inclusion des CD peut varier considérablement en

fonction de la nature de la molécule invitée et de celle de la CD. A titre d‟exemple,

l‟inclusion de l‟anion décanoate par βCD présente une constante d‟association 10 fois

plus grande que celle du complexe formé avec γCD74

, bien que la βCD présente une plus

faible solubilité aqueuse, comme souligné auparavant. Ainsi, la βCD possède un pouvoir

solubilisant de l‟ion décanoate plus important que celui de γCD.

D‟autre part, les CD modifiées, en fonction de leur degré de substitution,

présentent en général une capacité plus importante que les formes natives à solubiliser

les composés organiques75,76

. Il est même possible de synthétiser des CD “sur mesure”,

c‟est à dire modifiées de façon à accroître leur affinité pour une molécule précise77

.

Par exemple, parmi les CD modifiées, MβCD semble présenter une efficacité plus

74

M. Meier, M. Luiz, P. Farmar and B.Szpoganicz, J. Incl. Phenom., 2001, 40, 291. 75

M. Sazuki and Y.Sazaki, Chem. Pharm. Bull, 1979, 27, 609. 76

S. Gao, L.Wang, Q.Huang and S.Han, Chemosphere, 1998, 37, 1299. 77

P. F. Djedaïni, B. Perly, S. Dupas, M. Miocque and H. Galons, Tetrahedron Letters, 1993, 34, 1145.

Chapitre I

37

importante que HPβCD pour inclure les composés chlorés, cette capacité étant

probablement due au caractère hydrophobe remarquable de la cavité de MβCD78

. De plus,

Kawasaki et al.79 ont montré que le pouvoir solubilisant de HPβCD vis à vis du 4-

nonylphénol dépend de son degré de substitution.

I.C.2.4.Milieu environnant

Force ionique et pH80

Selon le pH, les acides et bases faibles existent en solution sous différentes

espèces chimiques qui ne présentent pas les mêmes caractéristiques physicochimiques

(solubilité, hydrophobicité, constante d‟acidité, etc…). Par conséquent, l‟affinité de la

CD pour ces substances ne sera pas la même selon le pH. La complexation des CD

avec des molécules ionisables devra donc nécessairement prendre en compte

l‟influence du pH. Ainsi, l‟inclusion d‟un AL (base faible) par une CD depend du pH

du milieu car les proportions relatives des formes ionisée et non ionisée varient.

L‟effet de la force ionique sur la solubilité aqueuse des molécules invitées ainsi que sur

leur complexation par les CD est fonction de leur nature, selon évidemment qu‟elles soient

ionisables ou non. Par exemple, la solubilisation de la pancratistatine (qui est une

molécule ionisable) dans HPβCD augmente lorsqu‟on ajoute un sel d‟hydroxyde

d‟ammonium81

. Par contre, Brusseau et al.82

ont montré que la solubilisation de

l‟anthracène par CMβCD n‟est pas affectée par la présence de CaCl2.

Présence d’un solvant organique en milieu aqueux

Bien que les CD peuvent former des composés d‟inclusion dans certains solvants

organiques comme les alcools, le diméthylsulfoxyde ou le diméthylformamide,

l‟association est en général plus faible que celle observée pour le même composé en milieu

78

T. Boving, X.Wang and M.L Brusseau, Environ. Sci. Technol., 1999, 33, 764. 79

N. Kawasaki, M. Araki and S. Tanada, J. Coll. Inter. Sci., 2001, 238, 215. 80

K. T. Valsaraj, Element of Environemental Engineering, Thermodynamics and kinetics, CRC Lewis publishers,

1995. 81

H. Torras, Clinics in Dermatology, 1996, 14, 207. 82

M.L. Brusseau, X. Wang and Q. Hu, J. Sci. Technol., 1994, 28, 952.

Chapitre I

38

aqueux72. Par exemple, Pitha83

a indiqué que la présence d‟éthanol ( 30%) inhibe la

formation du complexe d‟inclusion de la testostérone dans βCD. Brusseau et al. 82 ont utilisé

le mélange eau / méthanol (50/50) pour dissocier les complexes de CD avec des

hydrocarbures aromatiques polycycliques. Ainsi, l‟addition d‟un solvant organique au

milieu aqueux peut modifier les solubilités individuelles du complexant et du soluté 73 et

donc déplacer les équilibres de complexation CD/soluté. L‟influence du cosolvant sur la

complexation va dépendre évidemment de sa nature et de sa concentration.

Température43, 84

Généralement, il apparait qu‟une augmentation de la température a souvent un effet

défavorable sur la formation des complexes. En effet, bien que la plupart des complexes

commencent à se dissocier vers 50-60°C, certains peuvent demeurer stables à de plus

hautes températures, particulièrement si la molécule invitée est fortement hydrophobe. Par

exemple, le rendement de la complexation de dérivés d‟imidazoles par CD diminue

considérablement quand la température augmente de 8 à 70°C. Par contre, le rendement de

la complexation de CD avec l‟acide chlorogénique augmente quand la température

augmente jusqu‟à 25°C à l‟inverse de celles avec αCD et γCD pour lesquelles une

diminution est relevée dans le même domaine thermique. Notons toutefois que la stabilité

du complexe dépend aussi comme discuté précédemment de la solubilité, et de la nature

du substrat et de la CD.

I.C3. PREPARATION D’UN COMPLEXE 52

I l y a deux méthodes générales de préparation des complexes d‟inclusion : à partir

d‟une phase liquide ou en phase solide.

En phase liquide, la méthode courante consiste soit à mélanger deux solutions

aqueuses (froides ou chaudes, neutres ou acides) contenant dans l‟une la CD et dans

l‟autre la molécule invitée (C‟est cette méthode qui a été utilisée lors des expériences

83

J. Pitha, Pharmacological role of hydroxypropylβcyclodextrin, In New trends in cyclodextrins and derivatives,

Santé, Paris, 1993. 84

E.Simer et C. Kurvits, Thermochimica Acta, 1998, 140, 161.

Chapitre I

39

menées dans le cadre de cette thèse), soit à ajouter l‟un des constituants à l‟état solide

dans la solution aqueuse de l‟autre. La molécule invitée s‟ajoute le plus souvent dans la

solution chaude de CD. Le complexe est obtenu par agitation intense suivi d‟un

refroidissement lent pendant quelques heures. Pour isoler le complexe, l‟eau est

généralement éliminée par séchage à froid.

En phase solide, le complexe est obtenu par la méthode de pétrissage. Dans ce

cas la CD n‟est pas dissoute, elle se malaxe avec une petite quantité d‟eau dans laquelle

la substance invitée a été rajoutée préalablement.

I.C.4. METHODES D’INVESTIGATION

Il existe diverses méthodes expérimentales permettant d‟une part de confirmer

la formation effective des complexes d‟inclusion et d‟autre part de déterminer leur

stœchiométrie et leur stabilité. Elles reposent toutes sur l‟observation des

modifications, liées à la solubilité ou au microenvironnement, de propriétés physico-

chimiques ou optiques de la molécule (CD ou invitée) au cours de la complexation.

Les plus couramment utilisées dépendent en premier lieu de la nature de la molécule

invitée. Ainsi, si cette dernière est ionique , alors la conductivimétrie ou

l‟électrophorèse capillaire sont recommandées4 ; si elle est dotée d‟un caractère

amphiphile, la tensiométrie51 est adéquate ; si le substrat contient des chromophores,

alors la spectroscopie d‟absorbance (UV et visible) 76 et la spectroscopie d‟émission

moléculaire (fluorescence) 85

sont recommandées. Par exemple, pour ce dernier cas, le

passage d‟une molécule de la phase aqueuse vers la cavité de la CD modifie la polarité

de son microenvironnement. Ceci provoque une modification de sa capacité

d‟absorption ou d‟émission qui devrait permettre de suivre l‟avancement de la

complexation et de déterminer la constante de stabilité du complexe en dosant la

quantité de CD non complexée dans l‟eau86

. Enfin, les méthodes telles que les mesures

85

H. Reeuwijik and T. Irth, J. chroma., 1993, 614, 95. 86

M. E. L McBain and E. Hutchinson, solubilization and related phenomena, Academic Press, New York, 1955.

Chapitre I

40

de solubilité87

, la résonance magnétique nucléaire (RMN)88

et la titration

microcalorimétrique89

sont aussi utilisées.

I.C.5. APPLICATIONS

Le phénomène d‟inclusion dans les molécules cages amphiphiles que sont les CD,

fournit à la recherche fondamentale un modèle d‟étude des réactions enzymatiques,

catalytiques ou de complexation. De nombreuses et diverses applications des CD sont

décrites dans la littérature49,62. Toutes ces applications découlent des propriétés

complexantes des CD en milieu aqueux avec une large gamme de molécules invitées

dont la stabilité, la solubilité, la bio-disponibilité, la durée de vie et la toxicité se

trouvent favorablement modifiées90

.

I.C.5.1.Modèle enzymatique et chiralité

Les CD ont été largement étudiées en tant que modèle enzymatique de l‟α-

chymotrypsine, de l‟anhydrase carbonique et des ribonucléases ainsi que comme

inducteur de chiralité dans des réactions aussi diverses que la réduction de céto-acides,

l‟halogénation, l‟oxydation de sulfures, l‟époxidation, certains réarrangements

sigmatropiques, l‟addition de Michaël, les réactions de Diels-Alder et de Wittig, en

utilisant un réactif achiral et un substrat prochiral 91

.

Les CD sont également utilisés en séparation énantiomérique par électrophorèse

capillaire, chromatographie en phase gazeuse ou liquide à haute performance.

L‟emploi de CD permet de changer l‟affinité des composés à analyser pour la phase

stationnaire, et donc de modifier leur temps de rétention. Les CD ont aussi été utilisées

en RMN comme auxiliaires chiraux pour la discrimination entre les énantiomères 92

.

87

F. Cramer, W. Saenger and H. C. Spatz, J. Am. Chem. Soc., 1967, 89, 14. 88

Y. Inoue, Ann. Rep. NMR Spectrosc., 1993, 27, 59. 89

P. Irwin, P. Pteffer, L. Doner, G.Sapers, J.Brewster and K.Hicks, Carbohydrate Research, 1994, 256, 13. 90

J.Szejtli and T.Osa, Cyclodextrin, Pergamon,Oxford, 1996. 91

R. Breslow, S.D. Dong, Chem. Rev., 1998, 98, 1997. 92

M. Gosnat, Thèse de doctorat : Relations entre paramètres thermodynamiques et géométriques dans la résolution chirale

Chapitre I

41

I.C.5.2. Dépollution des sols

Les CD présentent de bonnes caractéristiques pour être utilisées en dépollution

des sols41. D‟une part, elles peuvent agir comme des surfactants éco-compatibles pour

améliorer fortement la biodisponibilité de molécules polluantes très peu solubles et

donc leur dégradation dans le biofilm où se trouve la microflore du sol. Leur faible

coût relatif, leur biocompatibilité et leur effet accélérateur significatif de la

biodégradation du polluant en font un choix pertinent pour des usages en

bioremédiation. D‟autre part, de par leur nature chimique, les CD constituent une source de

carbone et d‟énergie aisément utilisable par les micro-organismes présents dans les sols93

.

Fava et al.94

ont montré que les bactéries endogènes du sol se multiplient en présence de CD

avec un taux de croissance proportionnel à la concentration. La biodégradabilité dans les

sols des CD natives est rapide et complète tandis que celle des CD ramifiées est plus faible

et dépend du degré de substitution95

. Selon Verstichel et al.96

, dans des conditions

expérimentales idéales, le pourcentage de biodégradation des CD natives atteint 90% après

15 jours d‟incubation, tandis que seulement 5,6% de dégradation des CD acétylées a été

observé après 45 jours.

Une autre approche de décontamination est l‟extraction des polluants. Cette

méthode est traditionnellement réalisée à l‟aide de surfactants ou dans certains cas de

solvants organiques, qui servent à évacuer dans une solution de lavage les polluants.

Ces décontaminants étant plus ou moins toxiques pour l‟écosystème du sol, leur

remplacement par des CD apparaît comme une amélioration majeure de ce procédé41.

par des cyclodextrines modifiées, Univ. Paris XII, 2000.

93

E.Fenyvesi, K.Casabi, M.Molanr, K.Gruiz, L.Leitgib, G.Balgoh and A.Murany, J. Incl. Phenom., 2002, 44, 413. 94

F. Fava, L.Bertin, S. Fedi and D. Zannoni, Biotechn. and Bioeng., 2002, 81, 1. 95

M. Singh, R. Sharma, U.C. Banerjee, Biotechnol. Adv., 2002, 20, 341. 96 S.Verstichel, B. De Wilde, E. Fenyvesi and J. Szejtli, J. polym. Env., 2004, 12, 1.

42

Chapitre II

Théories et méthodes

d’analyses

Chapitre II

43

De nombreuses techniques d’analyse physico-chimiques telles que les

spectroscopies UV-visible, RMN et de masse, ou bien encore les méthodes

électrochimiques, permettent de mettre en évidence la formation du complexe formé par

l’encapsulation d’une molécule invitée au sein de la cavité d’une molécule de CD. La

démarche générale se base sur l’analyse de la variation d’une propriété physico-

chimique donnée, entrainée par l’ajout dans le milieu réactionnel de l’un des deux

composés au sein d’un échantillon contenant l’autre. Néanmoins, la détection de

l’inclusion n’est que l’étape préliminaire pour une description complète du complexe et

donc une caractérisation plus approfondie est nécessaire pour explorer la topologie du

complexe et sa stabilité thermodynamique, par exemple. Il devient alors indispensable

de choisir parmi les diverses techniques disponibles celles qui s’adaptent au mieux à la

nature de la molécule invitée en question ou à celle de la CD.

Etant donné que TC,HCl s’ionise en milieux aqueux, la conductivimétrie

constitue une technique de choix. En effet, la théorie des électrolytes offre des

potentialités pour mettre en évidence et analyser les différents mécanismes et

interactions mis en jeu aussi bien lors de la micellisation de cette molécule tensioactive

que lors de sa complexation avec la CD. De ce fait, la conductivimétrie sera traitée en

détails dans ce chapitre. Ainsi, les équations fondamentales décrivant le phénomène

électrodynamique sont explicitées de manière à mettre en relief l’importance des

contributions de chaque espèce chimique. L’influence de la force ionique d’un

électrolyte sur la mobilité des ions en solution est exprimée selon les équations de

Debye-Hückel dérivées des théories classiques des électrolytes. Dans un premier

temps, les notions de conductivité équivalente et de mobilité ionique sont rappelées

pour aboutir à l’équation de Debye-Hückel qui permet de déterminer les coefficients

d’activité des ions en solution. Ensuite, les principales étapes menant à l’équation

générale d’Onsager sont exposées afin d’évaluer les conductivités équivalentes et les

mobilités des ions en solution.

Généralement, la formation du complexe produit des modifications dans les

spectres d’absorption UV-visible et RMN de la molécule invitée sous la forme d’un

déplacement et/ou d’un élargissement d’une ou plusieurs bandes. Ces variations

Chapitre II

44

peuvent être attribuées au changement d’environnement accompagnant l’encapsulation

de la molécule invitée.

Concernant la détermination de la constante d’équilibre et de la stœchiométrie du

complexe, nous présentons les deux méthodes les plus courantes et mises en œuvre

utilisées dans le cadre de ce travail. D’une part, la méthode de Benesi Hildebrand qui

consiste à produire une dépendance linéaire entre la variation de la propriété observée et

la constante d’équilibre, et d’autre part la méthode itérative utilisant un ajustement non-

linéaire des données expérimentales n’exigeant aucune approximation.

II.1. CONDUCTIVIMETRIE

II.1.1.CONDUCTIVITE DES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES42, 97-99.

97

II.1.1.1.Définitions

Soit une solution aqueuse d’un électrolyte (AB) de type 1:1 tel que sa

dissociation dans l’eau soit totale suivant la réaction :

𝐴𝐵 𝐴+ + 𝐵− (II.1)

Sous l’effet d’u champ électrique E

, chaque type d’ion acquiert une vitesse limite v

proportionnelle à E

; les ions positifs se déplacent dans le sens du champ et les ions

négatifs en sens opposé. On a donc :

Eu

(II.2)

et

Eu

(II.3)

où u et u désignent les mobilités électrique des ions A

+ et B

-, respectivement. Les deux

types d’ions contribuent à la densité de courant total j

:

j = j + + j − = CF ν + + ν − = CF u + + u − = CFuΕ (II.4)

97

C. Audigie, G.Dupont, F.Zouszain, Principes et méthodes d’analyses biochimiques, Doin, Paris, 1982.

Chapitre II

45

C étant la concentration molaire en électrolyte et F la constante de Faraday; CF

représente la charge positive par unité de volume et u la mobilité totale de l’électrolyte.

Les termes F u et F u désignent respectivement la conductivité ionique des cations ( )

et celle des anions ( ). La conductivité de la solution qui est par définition le

coefficient de proportionnalité entre j et Ε , selon l’équation

j = κ Ε (II.5)

est donc égale à :

CFu = neu (II.6)

n = C 𝒩A (II.7)

e étant la charge élémentaire, 𝒩A le nombre d’Avogadro et n la concentration

moléculaire. de la solution est reliée à la conductance par la relation :

κ = σΚcell (II.8)

où la constante de cellule Κcell dépend de la géométrie de la cellule électrolytique. Etant

donné que les conductivités de solutions de différentes concentrations ne sont pas

directement comparables, il est quelquefois préférable d’utiliser la conductivité

équivalente (nommée également conductivité molaire, , pour le cas particulier d’un

électrolyte 1:1) telle que :

Λ = 𝜅/𝐶 (II.9)

d’où

Λ = 𝜆+ + 𝜆− (II.10)

II.1.1.2.Loi de Kohlrausch

Kohlrausch a montré en 1900 que pour les électrolytes forts la variation de de

solutions très diluées est linéairement dépendante de la racine carrée de la concentration

selon l’expression :

CA 0

(II.11)

Chapitre II

46

où Λ0 représente la conductivité équivalente limite à dilution infinie, et A est une

constante liée au solvant. La linéarité observée est perdue quand les ions libérés sont de

type divalent ou bien que l’électrolyte est faiblement dissocié.

II.1.1.3.Loi d’additivité

Selon Kohlrausch, à dilution infinie la contribution de chaque ion à la

conductivité est indépendante des autres ions présents, ce qui permet d’écrire que :

Λ0 = λ+

0 + λ−0 (II.12)

λ𝑖0 désigne la conductivité ionique à dilution infinie d’un ion donné i. Sa connaissance

pour chaque ion permet de calculer Λ0 pour les électrolytes faibles pour lesquels il est

impossible de procéder par extrapolation à concentration nulle de la variation de

avec C.

Pour les solutions réelles toutefois, il faut tenir compte des interactions électrostatiques

entre ions, ce qui impose l’utilisation des coefficients d’activité qui rendent compte de

ce phénomène.

II.1.2.THEORIE DE DEBYE-HUCKEL

II.1.2.1. Principes fondamentaux98

L’expression du potentiel chimique d'un composé neutre en solution peut se

mettre sous la forme:

µ = µ0 + 𝑅𝑇 ln𝑎 = µ0 + 𝑅𝑇 ln 𝛾𝐶

𝐶0 (II.13)

avec 𝑎 et 𝛾 représentant respectivement l’activité et le coefficient d’activité du

composé. C0 désigne la concentration molaire dans les conditions standards (1mol/l). R

est la constante des gaz parfait et T est la température absolue.

Pour les solutions électrolytiques et par analogie avec les espèces neutres, les

potentiels chimiques d’un cation (μ+) et d’un anion (μ-) s’écrivent :

98

J.B. Hasted, Aqueous dielectrics, Chapman and hall London, 1973.

Chapitre II

47

µ+ = 𝜇+0 + 𝑅𝑇 ln𝑎+ = 𝜇+

0 + 𝑅𝑇 ln 𝛾+𝐶+

𝐶0 (II.14)

µ− = 𝜇−0 + 𝑅𝑇 ln𝑎− = 𝜇−

0 + 𝑅𝑇 ln 𝛾−𝐶−

𝐶0 (II.15)

L’équilibre général de dissolution d’un électrolyte dans un solvant est donné par

l’équation chimique suivante :

AαBβ αΑ+β

+ βB-α

Comme en solution il est impossible d’étudier séparément une entité chargée car son

comportement dépend de celui de son contre-ion, on définit un potentiel chimique

moyen pour l’électrolyte tel que :

µ± =αµ++βµ−

α+β= µ±

0 + 𝑅𝑇 ln 𝛾±𝐶±

𝐶0 (II.16)

= µ±0 + 𝑅𝑇 ln

𝐶±

𝐶0 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝛾± (II.17)

Les expressions suivantes définissent chacun des termes moyens :

𝜇±0 =

α𝜇+0 +β𝜇−

0

α+β (II.18)

𝐶± = 𝐶+α𝐶−

β 1

α+β (II.19)

𝛾± = 𝛾+α𝛾−

β 1

α+β (II.20)

Dans la suite de ce mémoire le terme 𝛾± est remplacé par γ par commodité, étant donné

qu’il n’y a pas de confusion possible.

D’après l’expression (II.17), le terme 𝑅𝑇𝑙𝑛𝛾± représente l’excès d’énergie dû

aux interactions électrostatiques responsables de l’écart à l’idéalité.

II.1.2.2.Loi restreinte

En 1923, les physiciens Peter Debye et Erich Hückel ont élaboré une théorie

permettant de calculer le coefficient d'activité moyen γ d'un électrolyte en solution.

Dans cette théorie, l'écart à l'idéalité pour un ion est uniquement lié à la présence

Chapitre II

48

d'interactions électrostatiques avec les autres ions de la solution, les interactions de van

der Waals étant négligées. Pour ce faire, ils ont eu recours à un certain nombre

d’hypothèses visant à simplifier la prise en compte des interactions ioniques en solution.

En premier lieu, ils ont considéré un ion ponctuel unique comme système de référence.

Ensuite, ils ont supposé que seules les forces coulombiennes étaient importantes en

considérant le solvant comme un milieu continu de constante diélectrique ε. Enfin, ils

ont posé l’hypothèse que les ions entourant l’ion de référence ont une charge de valeur

égale mais de signe opposé à ce dernier. Ces contre-ions sont unis en un continuum

chargé appelé nuage ionique ou atmosphère ionique d’épaisseur D (longueur de Debye)

comme illustré sur la figure II.1. C'est l'interaction entre l'ion central et son

environnement électrostatique qui est responsable de l'écart à l'idéalité.

Figure II.1 : Représentation de l’atmosphère ionique autour d’une charge centrale par la

longueur de Debye (D) 99

.

La distribution spatiale ionique autour d’un ion central peut être décrite par la

distribution de Boltzmann, sachant que l’énergie thermique tend à distribuer les ions de

même nature de manière homogène dans la solution. Ainsi, la densité ionique pour

chaque espèce i s’écrit :

𝑛𝑖(𝑥,𝑦, 𝑧) = 𝑛𝑖∞𝑒−𝑧𝑖𝑒Φ(𝑥 ,𝑦 ,𝑧)

𝑘𝐵𝑇 (II.21)

où Ф(x,y,z) est le potentiel électrostatique créé par cette charge centrale ; ni

correspond à la population des charges i loin de l’ion central et peut être confondue

99 D.A.McQuarrie, Statistical Mechanics, University Science Books, California, 2000.

Chapitre II

49

avec la concentration moléculaire de l’espèce i (ni ~ 𝑛𝑖); kB est la constante de

Boltzmann et zi est la valence de l’ion i.

La distribution de charges est décrite par l’équation de Poisson qui lie Φ à la

densité de charge 𝜌 dans le milieu. Dans le cas isotrope, selon une direction x, on a :

𝜕2Φ(x)

𝜕𝑥2 = −𝜌(𝑥)/εε0 (II.22)

0 étant la permittivité du vide et

𝜌 𝑥 = i

𝑧𝑖𝑒 𝑛𝑖(𝑥) (II.23)

La combinaison de ces trois dernières équations nous donne l’expression connue sous le

nom d’équation de Poisson-Boltzmann. Pour illustration, dans le cas d’un électrolyte de

type1:1 de valence z, l’équation s’écrit :

−𝜕2Φ(x)

𝜕𝑥2 =𝑧𝑒𝑛

εε0 𝑒

−𝑧𝑒Φ(x )

𝑘𝐵𝑇 − 𝑒+𝑧𝑒Φ(x )

𝑘𝐵𝑇 (II.24)

ou bien encore

𝜕2Φ(x)

𝜕𝑥2 = 2𝑧𝑒𝑛

εε0𝑠𝑖𝑛ℎ

𝑧𝑒Φ(x)

𝑘𝐵𝑇 (II.25)

Suivant la valeur du potentiel qui agit à la surface de l’ion (Φ0

), deux cas peuvent se

présenter pour permettre la résolution analytique de cette équation.

1- Le premier correspond au cas où Φ0 évolu selon la concentration des contre-ions

entourant l’ion central. Ce cas correspond à la solution proposée par Gouy

Chapman et n’est pas traité ici.

2- Le second est lié au cas où l’énergie thermique kBT est prépondérante (𝑧𝑒Φ ≪

kB T).

Dans cette dernière hypothèse, le terme hyperbolique de l’équation II.25 se

simplifie pour donner l’équation bien connue :

𝜕2Φ(x)

𝜕𝑥2 = 2𝑧𝑒𝑛

εε0 𝑧𝑒Φ(x)

𝑘𝐵𝑇 . (II.26)

Chapitre II

50

Dans le cas plus général d’un système comportant plusieurs espèces ioniques i,

on peut développer au premier ordre, l'exponentielle intervenant dans l’équation II.21:

𝑒−𝑧𝑖𝑒Φ(x )

𝑘𝐵𝑇 ≃ 1 −𝑧𝑖𝑒Φ(x)

𝑘𝐵𝑇 . (II.27)

L'équation de Poisson-Boltzmann devient alors :

−𝜕2Φ(x)

𝜕𝑥2 =1

εε0

i

𝑧𝑖𝑒 𝑛𝑖(1 −𝑧𝑖𝑒Φ(x)

𝑘𝐵𝑇) (II.28)

La neutralité électrique de la solution imposant que :

i

𝑧𝑖𝑒 𝑛𝑖 = 0 (II.29)

on obtient finalement l’expression :

𝜕2Φ(x)

𝜕𝑥2 =Φ(x)

εε0𝑘𝐵𝑇

i

𝑧𝑖2𝑒2𝑛𝑖 = 𝐷−2Φ(x) (II.30)

en posant

𝐷−2 =1

εε0𝑘𝐵𝑇

i

𝑧𝑖2𝑒2𝑛𝑖 (II.31)

qui définit D. La valeur de ce paramètre indique l’amplitude de l’effet d'écrantage de

l'atmosphère ionique, plus l’écrantage est important est moins le nuage ionique est

étendu. L’équation II.31 peut être réécrite en introduisant la force ionique I du système :

I=1

2 i

𝑧𝑖2𝐶𝑖 (II.32)

d’où

𝐷−2 =2𝑒2𝒩A

εε0𝑘𝐵𝑇𝐼 (II.33)

et finalement

𝐷 = εε0𝑘𝐵𝑇

2𝑒2 𝒩A 𝐼

12 (II.34)

L’équation différentielle du second ordre (équation II.30) admet des solutions du type :

Φ(x) = 1

e−𝑥 𝐷 + 2

e 𝑥 𝐷 (II. 35)

Chapitre II

51

ou bien, en coordonnées polaires

𝑟Φ r = 1

e−𝑟 𝐷 + 2

e 𝑟 𝐷 (II.36)

1 et

2 sont des constantes qui dépendent des conditions limites. Sachant que le

potentiel s’annule pour r→ ∞, alors 2

= 0 et donc l’équation (II.36) devient :

𝑟Φ r = 1

e−𝑟 𝐷 (II.37)

En combinant les équations (II.22), (II.30) et (II.37), on obtient l’expression de la

densité de charge :

𝜌 𝑟 = −1εε0𝐷

−2 𝑒−𝑟 𝐷

𝑟 (II.38)

L’électro-neutralité imposant que

4𝜋𝑟2𝜌 𝑟 𝑑𝑟 = −𝑧𝑒∞

0 (II.39)

z étant ici la valence de l’ion central, la détermination de la constante 1 s’appuie alors

sur l’équation :

4𝜋1εε0𝐷

−2 𝑟𝑒−𝑟 𝐷 𝑑𝑟 = 𝑧𝑒∞

0 (II.40)

qui permet de déduire que

1 =𝑧𝑒

4𝜋εε0 . (II.41)

L’expression finale du potentiel est alors donnée par :

Φ r =𝑧𝑒

4𝜋εε0

e−𝑟 𝐷

r (II.42)

Au voisinage de l’ion central, le potentiel total peut être linéarisé de la manière

suivante :

Φ r =𝑧𝑒

4𝜋0

e−𝑟 𝐷

r≃

𝑧𝑒

4𝜋εε0r−

𝑧𝑒

4𝜋εε0𝐷 (II.43)

Cette expression montre que le potentiel peut se réduire à la somme de 2 contributions :

un terme en 1/r due à l’ion isolé; et un terme en D-1 qui rend compte de l’effet de

Chapitre II

52

l’atmosphère ionique autour de l’ion central. Ce dernier terme est équivalent au

potentiel induit par une charge unique –ze à la distance D. On peut donc écrire :

Φ r = Φion + Φatm (II.44)

L’écart à l’idéalité (ou l’énergie d’excès) comme souligné précédemment,

W = 𝑅𝑇𝑙𝑛𝛾 = 𝒩A 𝑘𝐵𝑇𝑙𝑛𝛾 . (II.45)

est due, aux interactions électrostatiques entre l’ion central et l’atmosphère ionique. Il

est par définition équivalent au travail électrique qu’il faut fournir pour créer la charge

globale q = ze de l’atmosphère ionique égale mais de signe opposé à celle de l’ion

central dans la configuration considérée. Ainsi, on peut écrire que pour 1mol

d’électrolyte :

W = 𝒩A Φatmze

0dq = 𝒩A −

𝑧𝑒

4𝜋εε0𝐷

ze

0dq = −𝒩A

𝑧𝑒 2

8𝜋εε0𝐷 (II.46)

En combinant les équations (II.45), (II.46) et (II.34), γ peut être défini en fonction de I

selon:

log𝛾 = −A𝑧2 𝐼 (II.47)

avec

𝐴 =𝑒3𝒩A

1/2

(2,303)4𝜋 2 εε0𝑘𝐵𝑇 3/2 (II.48)

A 25°C, la valeur de la constante A est égale à 0,5093 M-1/2

.

Notons toutefois que l’équation (II.47) constitue la loi limite de Debye et

n’est valable que pour les très faibles valeurs de I (< 10-2

M).

II.1.2.3. Loi étendue 100

Une hypothèse importante associée à l’équation restreinte de Debye-Huckel est

que l’ion de référence est ponctuel. Cette hypothèse reste parfaitement valable pour

des électrolytes dilués. En effet, par exemple, pour un électrolyte 1:1 dans une

solution de force ionique 10-3

M, on estime que la taille du nuage ionique est 100 fois

100 G.N. Lewis and M. Randall, Thermodynamics, McGrawHill, NewYork, 1961.

Chapitre II

53

supérieure au rayon de l’ion de référence. Pour des forces ioniques plus élevées (10-2

<I<10-1

M) par contre, l’ion de référence ne peut plus être assimilé à un point en

raison de la contraction de l’atmosphère ionique. C’est la raison pour laquelle

l’équation étendue de Debye-Huckel relative aux coefficients d’activité moyens fait

intervenir un terme supplémentaire qui prend en compte la taille finie de l’ion.

Soit « a » le rayon de l’ion central, alors l’équation (II.40) doit s’écrire de la façon

suivante :

4𝜋1εε0𝐷

−2 𝑒−𝑟 𝐷 𝑟𝑑𝑟 = 𝑧𝑒∞

𝑎 (II.49)

et par conséquent

1 =𝑧𝑒

4𝜋εε0

𝑒𝑎 𝐷

1+𝑎 𝐷 (II.50)

L’expression du potentiel électrique est alors :

Φ r =𝑧𝑒

4𝜋εε0

e−𝑟 𝐷

r 𝑒𝑎 𝐷

1+𝑎 𝐷 (II.51)

La contribution de l’atmosphère ionique au potentiel peut alors s’écrire dans ce cas

d’après les équations (II.43) et (II.44):

Φatm r =𝑧𝑒

4𝜋εε0

e−𝑟 𝐷

r 𝑒𝑎 𝐷

1+𝑎 𝐷 −

𝑧𝑒

4𝜋휀휀0𝑟 . (II.52)

Ainsi, le potentiel créé par l’atmosphère ionique au niveau de l’ion de dimension a

s’écrit :

Φatm a = −𝑧𝑒

4𝜋εε0

𝐷−1

1+𝑎 𝐷 (II.53)

Le travail qu’il faut fournir pour créer la charge ze de l’atmosphère est donc :

W = 𝒩A −𝑧𝑒

4𝜋εε0

𝐷−1

1+𝑎 𝐷

ze

0dq = −𝒩A

𝑧𝑒 2

8𝜋εε0

𝐷−1

1+𝑎 𝐷 (II.54)

Ce qui permet finalement de déduire que :

log 𝛾 = −A𝑧2 𝐼

1+B a 𝐼 (II.55)

avec

𝐵 = 2𝑒2𝒩A

εε0𝑘𝐵𝑇 (II.56)

A 25°C, la valeur de B est égale à 0,3287 Ǻ-1

M-1/2

.

Chapitre II

54

Il faut noter ici que le terme entre crochets de l’expression II.54 constitue le

terme correctif tenant compte de la taille finie de l’ion central.

Le paramètre a désigne en fait la distance minimale d’approche entre l’ion

central et les contre-ions environnants, c'est-à-dire le rayon minimum de l’atmosphère

ionique entourant l’ion central. Lorsque sa valeur est de l’ordre du diamètre d’un atome

soit environ 3Ǻ, le produit B.a est de l’ordre de 1 et l’équation (II.55) se réduit à :

log𝛾 ≃ −A𝑧2 𝐼

1+ 𝐼 (II.57)

En ce qui concerne le calcul des coefficients d’activité dans le cas d’une force

ionique pouvant aller au-delà de 0,5 M, une équation empirique a été proposée par

Davies :

log𝛾 = −A𝑧2 𝐼

1+B.a 𝐼− 0,3I (II.58)

II.1.3.TRAITEMENT D’ONSAGER , 101

Dans le cas d’un ion soumis à un champ électrique, les effets du nuage ionique

sont plus complexes car cet ion est en mouvement. Onsager a utilisé le modèle du

nuage ionique introduit par Debye et Huckel pour établir une expression relative aux

conductivités ioniques et équivalentes.

II.1.3.1.Mobilité d’un ion solvaté

L’évaluation de la mobilité d’un ion solvaté peut être obtenue en utilisant un

modèle mécanique dans lequel sa vitesse limite résulte de l’équilibre entre deux

forces : celle due au champ électrique et celle résultant du frottement avec le fluide

visqueux représentée par exemple par la loi de Stokes. Si l’on assimile l’ion solvaté à

une sphère de rayon a, l’équation de la dynamique donne pour la vitesse limite:

a

zeE

6 (II.59)

où désigne la viscosité du liquide environnant. La mobilité de l’ion qui résulte de ce

modèle est donc donnée par l’expression:

101 H.S.Harned and B.Owen , The physical chemistry of electrolytic solutions, Reinhold, New York, 1964 .

Chapitre II

55

a

ze

Eu

6 (II.60)

En utilisant la définition de la mobilité ionique électrochimique 0u , la mobilité d’un ion

peut être réécrite sous la forme suivante :

u zFu0 (II. 61)

avec 0u

1

a6 𝒩A

II. 1.3.2. Effet électrophorétique

Le champ électrique appliqué a un effet sur le nuage ionique, celui-ci étant poussé

à migrer dans le sens inverse de l’ion de référence et entraînant ainsi tous ses

composants dont l’ion de référence lui-même en retardant davantage la progression

de ce dernier. Ce phénomène est comparable à une augmentation locale de la

viscosité de l’électrolyte et est connu sous le nom d’effet électrophorétique . Les

forces coulombiennes attractives entre le nuage et l’ion ont ainsi tendance à freiner la

migration de ce dernier. Ainsi, à cause de cet effet électrophorétique, l’atmosphère

ionique de rayon moyen D se déplace en contre courant de l’ion avec une mobilité :

euzF

D6 𝒩A

(II.62)

En prenant en compte la correction due à la taille de l’ion, la mobilité

éléctrophorétique de l’atmosphère ionique devient :

eu

zF

6 𝒩A

Da

D

1

1 (II.63)

II.1.3.3.Effet de relaxation

Comme mentionné précédemment, lorsque le champ électrique E est appliqué

l’ion va se déplacer dans le même sens que la force électrique mais son nuage

électronique ne va le rejoindre qu’après un temps de relaxation τ. Le résultat est que

le nuage prend une forme allongée formant une traînée derrière l’ion de référence. Le

rapport entre la distance qui sépare l’ion du barycentre de son nuage et le rayon de

Chapitre II

56

Debye exprime la dissymétrie de l’atmosphère ionique. En effet, la rupture de la

symétrie sphérique se traduit par une force de rappel de l’atmosphère ionique sur

l’ion central. L’hypothèse d’Onsager est de considérer que le champ électrique E est

partiellement compensé par un champ de relaxation ∆E. Le terme correctif qui tient

compte de l’effet de relaxation corrigé de l’effet de la taille de l’ion pour le cas d’un

électrolyte 1:1 est donné par l’expression suivante :

E 22ez

12𝜋 TkB0

1

D−1

1+a D E.

(II.64)

avec ω = 0,5 dans ce cas.

II.1.3.4.Mobilité effective

La mobilité relative de l’ion central freiné par l’effet électrophorétique due à

l’atmosphère ionique est donnée par

𝑢𝑟𝑒𝑙 = 𝑢 + 𝑢𝑒

(II.65)

où 𝑢 est donnée par l’équation (II.61)

En tenant compte de l’effet de relaxation, qui ralentie également la vitesse de

l’ion central, la vitesse effective peut s’exprimer sous la forme :

𝑣𝑒𝑓𝑓 = 𝑢𝑟𝑒𝑙 𝐸 − ∆𝐸

(II.66)

Ce qui permet de déduire la mobilité effective de l’ion central pour un électrolyte 1:1:

𝑢𝑒𝑓𝑓 = 𝑣𝑒𝑓𝑓

𝐸=

𝑢𝑟𝑒𝑙 𝐸−∆𝐸

𝐸 (II.67)

𝑢𝑒𝑓𝑓 = 𝑢0𝑧𝐹 1 −1

6 0u 𝒩A

Da

D

1

1

𝐸−ΔE

𝐸 (II.68)

II.1.3.5. Conductivité équivalente

De manière générale, la conductivité ionique pour un ion donné de valence z

s’exprime par:

𝜆 = 𝑧 𝑢𝑒𝑓𝑓𝐹 (II.69)

En remplaçant les différents termes par leurs valeurs respectives et en négligeant les

Chapitre II

57

termes croisés, on obtient l’expression finale :

𝜆 = 𝜆0 − 𝜆0 𝑧2𝐹2

12𝜋𝒩A εε0RT

𝜔

1+ 𝜔 +

𝑧𝐹2

6𝒩A

D−1

1+a D (II.70)

où 𝜆0= 𝑢0𝑧2𝐹2, represente la conductivité ionique limite. La conductivité équivalente

de l’électrolyte étant la somme des conductivités ioniques des différents ions présents

(ion central et contre-ion), on obtient :

Λ = Λ0 − Λ0 𝑧2𝐹2

12𝜋𝒩A εε0RT

𝜔

1+ 𝜔 +

2𝑧𝐹2

6 𝒩A

D−1

1+a D (II.71)

qui peut être réécrite en fonction de I sous la forme :

Λ = Λ0 − Λ0𝐵1 + 𝐵2 𝐼

1+𝐵𝑎 𝐼 = Λ0 − 𝐴′

𝐼

1+𝐵𝑎 𝐼 (II.72)

𝐴′ = Λ0𝐵1 + 𝐵2 (II.73)

avec 𝐵1 =𝑧2𝐹3

3𝜋𝒩A εε02RT

𝜔

1+ 𝜔 (II.74)

et 𝐵2 =𝑧𝐹3

3 𝒩A

2

εε0𝑅𝑇 (II.75)

Par exemple à 25°, B1=0,23M-1/2

et B2=60,65 Ω-1

cm2 l

1/2mol

-3/2.

II.1.4 APPLICATION A LA MICELLISATION

II.1.4.1 Concentration micellaire critique

Nous avons vu précédemment que la conductivité d’une solution évolue en

fonction des concentrations de chaque espèce ionique en solution. Ainsi, lors de la

formation des micelles à partir d’un agent tensioactif ionique, les concentrations des

différentes espèces ioniques sont modifiées, ce qui se répercute sur la conductivité de la

solution.

La figure II.2 schématise le processus de micellisation et son impact sur la

conductivité d’une solution tensioactive d’un composé ionique AX dans l’eau.

Chapitre II

58

Figure II.2 : Représentation schématique de l’évolution de la conductivité en fonction

de la concentration selon l’état d’agrégation d’un tensioactif ionique. Les

pentes des droites avant et après la CMC sont notées S1 et S2,

respectivement. Adapté de la référence 28 .

La conductivité évolue linéairement (pente S1) en fonction de la concentration pour

les systèmes dilués, mais à la CMC la diminution de la mobilité des molécules

amphiphiles agrégées dans les micelles ainsi que le confinement partiel des contre-ions

dans l’atmosphère ionique des micelles, provoquent une rupture de pente (pente S2). Ce

comportement est mis à profit pour la détermination expérimentale de la CMC

identifiée comme étant la concentration à laquelle s’effectue le changement de pente.

II.1.4.2 Degré de dissociation (d) 102,103

Soient Cs , CA, CX, CM et C les concentrations respectives en tensioactif ionique

non agrégé, en ions tensioactifs libres, en contre-ions, en micelles et totale. Dans le

domaine pré-micellaire, la dissociation des molécules est totale et donc la conductivité

est la somme des conductivités individuelles des ions tensioactifs A et de celle des

contre-ions X.

C<𝐶𝑀𝐶 = 𝜆𝐴 + 𝜆𝑋 𝐶 (II.76)

La pente de la droite représentative de ce comportement est donc :

102 D. G. Hall, Aggregation Processes in Solution; Elsevier , Amsterdam, 1983. 103 J. Toullec et S. Couderc, C. R. Acad. Sci. Paris Série II b, 1997, 324, 773.

Chapitre II

59

𝑆1 = 𝜆𝐴 + 𝜆𝑋 (II.77)

En régime micellisé, l’expression de 𝐶>CMC comprend un terme supplémentaire

correspondant à la contribution des micelles :

C>𝐶𝑀𝐶 = 𝜆𝐶𝐴 + 𝜆𝑋 𝐶𝑥 + 𝜆𝑀 𝐶𝑀 (II.78)

𝜆𝑀 étant la conductivité ionique molaire des micelles. Sachant que dans ces conditions

CA=Cs ~ CMC, cette dernière équation peut se mettre sous la forme suivante :

𝐶>CMC = 𝜆𝐴 .𝐶𝑀𝐶 + 𝜆𝑋 𝑑𝐶 + 1 − 𝑑 𝐶𝑀𝐶 + 𝜆𝑀 𝐶−𝐶𝑀𝐶

𝑛 (II.79)

n étant le nombre d’agrégation moyen des micelles, et d le degré de dissociation ionique

micellaire. L’expression de 𝜆𝑀 diffère selon les modèles. Ainsi, Zana104

, suivi de

nombreux auteurs, a fait l’hypothèse qu’un ion tensioactif au sein d’une micelle dont la

charge n’est pas neutralisée par un contre-ion contribue à la conductivité de la solution

dans les mêmes proportions que s’il était libre, d’où :

𝜆𝑀 = 𝑛 𝑑𝜆𝐴 (II.80)

Si l’équation (II.80) est insérée dans l’équation (II.79), on obtient:

𝐶>CMC = 1 − 𝑑 𝜆𝐴 + 𝜆𝑋 𝐶𝑀𝐶 + 𝑑 𝜆𝐴 + 𝜆𝑋 𝐶 (II.81)

d’où 𝑆2 = 𝑑 𝜆𝐴 + 𝜆𝑋 (II.82)

Le rapport des pentes 𝑆1et 𝑆2 (équations (II.77) et (II.82)), permet de déterminer d :

𝑑 =𝑆2

𝑆1 (II.83)

Ainsi, dans le cadre de ce modèle, d est indépendant de la concentration en tensioactif.

L’expression (II.83) à été très largement utilisée pour déduire la valeur de d des

systèmes tensioactifs à partir des mesures conductivimétriques. Cependant,

l’approximation (II.80) sous-estime la contribution des micelles dans la conductivité

totale et conduit à des valeurs surestimées de d.

104 R. Zana, Surfactant Solutions, New Methods of Investigation, Marcel Dekker, New York, 1987.

Chapitre II

60

Une estimation de la conductivité ionique micellaire qui donne de meilleurs

résultats pour d est basée sur la théorie d’Evans 105

qui propose que:

𝜆𝑀 = 𝑛5/3𝑑2𝜆𝐴 (II.84)

Cette hypothèse permet de déduire que :

𝐶>𝐶𝑀𝐶 = 𝑆1 1 − 𝑛2

3𝑑2 + 𝜆𝑋𝑑 𝑑𝑛2

3 − 1 𝐶𝑀𝐶 + 𝑛2

3𝑑2 𝑆1 − 𝜆𝑋 + 𝑑𝜆𝑋 𝐶 (II.85)

et donc

𝑆2 = 𝑑2𝑛2

3(𝑆1 − 𝜆𝑋) + 𝑑𝜆𝑋 . (II.86)

Lorsque n peut être déterminé par une méthode indépendante, et que 𝜆𝑋 est connue, les

pentes S1 et S2 permettent de déterminer d.

Cependant, des méthodes plus élaborées et plus récentes d’analyse des données

expérimentales conductivimétriques basées sur la loi d’action de masse permettent de

déterminer simultanément les deux paramètres n et d. En particulier, celle de Shanks et

Frances106

, permet de déterminer la CMC, d et n par l’usage d’une régression non-

linéaire. Des améliorations à cette procédure ont été apportées ensuite, en particulier par

Herrington et al.107

. Ces auteurs assimilent la solution micellaire à une solution mixte de

deux électrolytes, d’une part les molécules libres solubilisées entièrement dissociées, et

d’autre part celles agrégées au sein des micelles partiellement dissociées. La

conductivité 𝜅 du système est alors exprimée selon la somme de deux termes . Le

premier terme correspond aux ions amphiphiles libres solubilisées associée à une

concentration équivalente de contre-ions, tandis que le deuxième est relatif à la

contribution des micelles et des contre-ions associés assurant la neutralité électrique.

L’expression de 𝜅 établie sur la base de la théorie de Debye-Huckel qui rend compte

des effets des interactions inter-ioniques sur la conductivité électrique (voir section

II.1.3.5) permet l’analyse des données expérimentales à l’aide d’une procédure itérative

tenant compte de la conservation des masses et des charges des différentes espèces

105 D. F. Evans, D.J. Mitchell and B.W. Ninham, J. Phys. Chem., 1984,88, 6344 . 106

P.C. Shanks and E.I. Franses, J. Phys. Chem., 1992, 96, 1794. 107

K.L. Herrington, E.W. Kaler, D.D. Miller, J.A. Zasadzinski and S. Chiruvolu, J. Phys. Chem., 1993, 97, 13792.

Chapitre II

61

chimiques présentes, et la déduction simultanée non seulement les paramètres d et n,

mais également de la CMC108

.

II.1.4.3. Variation thermique de la solubilité et température de Kraft (TK)

La conductivimétrie permet de suivre la dissolution d’un tensioactif ionique dans

l’eau en fonction de la température. Pour rappel, TK étant définie comme étant la

température à laquelle la solubilité devient égale à la CMC, il en découle que la

solubilité, et par suite la conductivité, présente une croissance plus rapide à partir de

cette température. Cette propriété est généralement exploitée pour la détermination de

TK. Ainsi, les variations thermiques des courbes de solubilité et de CMC sont sécantes

et la température correspondant à leur point d’intersection est TK.

TK et la variation thermique de la solubilité totale du surfactant dans l’eau sont

déterminées à partir de l’analyse des données expérimentales suivant la démarche de

Gaboriaud28 qui consiste à analyser les données expérimentales de la conductivité à

différentes concentrations, aussi bien supérieures qu’inferieures à la CMC, en fonction

de la température afin d’accéder aux variations individuelles des solubilités thermiques

des monomères et des micelles au sein de la solution aqueuse. Les détails de la

procédure seront explicités dans le prochain chapitre109.

II.1.4.4. Nombre d’agrégation (n)

La connaissance des variations des solubilités aussi bien micellaire que celle des

molécules non agrégées peut servir à la détermination de n. Une méthode relativement

simple d’évaluation de n basée sur la loi d’action de masse et développée par Maroi 27

liant la solubilité au voisinage de TK à la structure micellaire, en particulier n, est

valable pour des températures proches de TK

CM(T) = CM(TK) x CS(T) / CS(TK)n

(II.87)

Avec Ci(T) représentant la solubilité de l’espèce i à T donnée.

108 A.A.Dar, M.A.Bha and, G.M.Rather, J. Coll. Inter. Sci., A., 2004,248, 67. 109

T. Fergoug, D.Bendedouch and E.Aicart, J.Coll. Surf. A, 2004 ,237, 95.

Chapitre II

62

II.2. SPECTROPHOTOMETRIE UV-VISIBLE

II.2.1. ABSORPTION DE LA LUMIERE 110

Beer et Lambert ont montré que la proportion de lumière absorbée par un milieu

transparent est dépendante de l’intensité de la lumière incidente (I0), de l’épaisseur du

milieu traversé (l) par le rayonnement et de la concentration en composé absorbant (C).

L’absorbance A (ou densité optique) est ainsi définie par l’expression suivante :

A = log10 𝐼0

𝐼𝑡= 휀𝐶𝑙 (II.88)

où It est l’intensité de la lumière après passage à travers le milieu (ou intensité

transmise) et est le coefficient d’absorption molaire caractéristique du milieu et de la

longueur d'onde (λ) considérée. Cette loi étant additive, l’absorbance d’un mélange est

égale à la somme des absorbances de chacun des composants du mélange pour une

valeur de λ donnée.

Il s’avère cependant que cette loi n’est parfaitement valable que pour les faibles

concentrations pour lesquelles les interactions intermoléculaires sont négligeables.

II.2.2.POINT ISOBESTIQUE111

, 112

Soit une substance absorbante X susceptible de se transformer en composé Y. Le

spectre d’absorption de X est généralement différent de celui de Y, mais il peut exister

une longueur d'onde (λiso ) pour laquelle ces deux substances possèdent le même ε

(εx

= εy

= ε). Dans ce cas, les courbes d’absorption des mélanges de X et Y pour une

concentration totale C constante se coupent en un seul point appelé point isobestique,

comme le montre la figure II.3. En effet, comme X et Y sont en équilibre chimique, on

aura pour λ = λiso , la relation :

A = εx CX l + ε

y CY l = ε C l (II.89)

110 R. Ruyssem et L. Molle, Principe de chimie physique, 5éme édition. Paris, Vol. 55, 1965. 111

C. Merino, E. Junquera, J. Barbero and E. Aicart, Langmuir, 2000,16 , 1557. 112

O. Thomas and V. Cerda, UV-Visible Spectrophotometry of Water and Wastewater, Elsevier, 2007.

Chapitre II

63

La valeur de A reste donc indépendante des proportions respectives de X et Y pour

λiso

. En cinétique chimique, il peut exister plusieurs points isobestiques qui sont utilisés

comme points de référence dans l'étude des taux de réaction, A étant constante tout au

long de la réaction pour chacune de ces valeurs de λiso

. Inversement, si le mécanisme

Figure II. 3 : Courbes d'absorption typiques de mélanges de 2 composés en équilibre

chimique à une concentration totale constante112

.

d'une réaction suivie spectroscopiquement est inconnu, l'observation d'un point

isobestique prouve qu'il s'agit d'une réaction s’effectuant en une seule étape et se

traduisant par un équilibre entre le composé de départ et le produit de la réaction (ou un

mélange de produits dans des proportions fixes).

II.3. SPECTOMETRIE RMN113

La RMN utilise les propriétés magnétiques que possèdent certains noyaux

atomiques. En effet, Ces derniers placés dans un champ magnétique extérieur B 0

provoque une levée de dégénérescence des niveaux énergétiques de spin de ces noyaux

dont la séparation entre niveaux adjacents (ΔE) est proportionnelle à 𝐵0. Les transitions

énergétiques entre ces niveaux satisfont à la condition de Bohr : ΔE= h 𝜐 où 𝜐 est la

fréquence de résonnance, encore appelée fréquence de Larmor ou de précession.

L’ordre de grandeur des 𝜐 mises en jeu appartient au domaine des ondes radio.

113

H.Gunther, La spectroscopie RMN, Masson, Paris, 1993.

Chapitre II

64

II.3.1 DEPLACEMENT CHIMIQUE

Tous les atomes ne perçoivent pas de la même manière le champ magnétique

appliqué. En effet, les électrons liés à un noyau ou appartenant à d'autres créent leur

propre champ magnétique très faible mais opposé à B 0. Ce nuage électronique

spécifique pour chaque noyau dans une molécule induit une modification de 𝜐 exprimée

par la relation :

𝜐 =𝛾 1−𝜍

2𝜋B0 = 𝜐0 1 − 𝜍 (II.90)

où est un facteur de proportionnalité appelé rapport gyromagnétique, et est la

constante d'écran ou de blindage qui représente les modifications apportées au champ

subi par le noyau. 𝜐0 est la fréquence de résonance de fonctionnement de l'appareil. La

fréquence 𝜐 caractérise un noyau avec un environnement propre, mais dépend de

l’intensité de B0 de l'expérience. C’est pourquoi, on défini un paramètre appelé

déplacement chimique δ indépendamment de B0, selon l’expression:

𝛿(𝑝𝑝𝑚 ) =𝜐−𝜐𝑟𝑒𝑓

𝜐0106 (II.91)

où 𝜐𝑟𝑒𝑓 est la fréquence de résonance d’une substance de référence, en général le

tétramethylsilane (TMS).

II.3.2.MISE EN EVIDENCE DIRECTE DE LA COMPLEXATION DE LA CD69

L’encapsulation d’une molécule organique par une molécule de CD induit des

modifications de la densité électronique locale à l’intérieur de la cavité entraînant des

variations de 𝛿 de certains protons, aussi bien ceux de la molécule hôte que ceux de

l’invitée. Si la molécule invitée pénètre dans la cavité de la CD, on peut supposer que

les atomes d’hydrogène situés à l’intérieur de la cavité (H-3 et H-5) seront

considérablement perturbés, tandis que ceux qui se trouvent sur la surface externe (H-2,

H-4 et H-6) ne subiront pas d’influence notable. Comme la conversion entre la CD

complexée et non-complexée est généralement rapide et réversible, on n’observe

généralement que des signaux moyens pour H-3 et H-5. Dans l’éventualité où la

variation de 𝛿 de H-3 serait moins importante que celle de H-5, ce serait un signe clair

Chapitre II

65

que la molécule aurait pénétré profondément dans la cavité, H-5 se trouvant dans la

partie la plus étroite de la cavité. A partir de variations de de ces deux protons en

fonction de la concentration en CD, la constante d’association caractérisant la stabilité

du complexe peut être déterminée comme cela sera développé plus loin.

II.4. SPECTROMETRIE DE MASSE ESI114,115

La spectrométrie de masse est une technique d’analyse des ions selon leur

rapport masse/charge. Elle permet la détection, la caractérisation et la quantification de

substances. Le principe général est le même pour tous les spectromètres de masse :

l'échantillon, initialement en phase liquide, solide ou gazeuse est ionisé suite à une

éventuelle nébulisation ou désorption. Les ions produits acquièrent une énergie

cinétique qui conditionne leur trajectoire. Le trajet étant fonction du rapport

masse/charge, il provoque la séparation des ions et régit l’information contenue dans le

spectre de masse qui renseigne sur les espèces ioniques présentes ainsi que sur leur

éventuelle abondance.

Dans le domaine biologique, la spectrométrie de masse combinée à l’électro-

nébulisation capillaire (Electrospray Ionization - ESI) est maintenant considérée comme

incontournable. En effet, l’'ESI est l’une des techniques d'ionisation avec la

désorption /ionisation laser assistée par matrice (MALDI) conduisant à un gain minimal

d’énergie interne par les ions émis. L’attrait de cette technique d’ionisation est donc

qu’elle permet d’observer des composés fragiles comme des complexes non covalents

ou des composés à faible énergie de seuil de fragmentation ou de dissociation.

Un champ électrique intense appliqué à la sortie d’un capillaire contenant

l’échantillon en solution provoque la formation d'un nuage de gouttelettes chargées qui

traversent simultanément un gradient de champ électrique et un gradient de pression

dans la direction de l'analyseur du spectromètre de masse. Durant ce transport, la taille

des gouttelettes diminue en raison de l’évaporation du solvant par explosions

114 E.De Pauw, Thèse de doctorat : Caractérisation et Dissociation du Complexe Hydrosoluble C60, (γcyclodextrine)2 par

Spectrométrie de Masse, Univ. Liège, 2005. 115

J. Vinh, Thèse de doctorat : Etude et caractérisation structurale de modifications posttraductionnelles de la Tubuline par

spectrométrie de masse, Univ. Pierre et Marie Curie, Paris VI, France, 1999.

Chapitre II

66

"coulombiennes" successives, c’est à dire par des divisions spontanées (de la gouttelette

chargée en gouttelettes plus petites) provoquées par une charge surfacique très élevée,

comme on peut le voir sur la figure II.4. Les ions formés détectés en mode positif sont

des espèces généralement multi-protonées.

Figure II.4 : Schéma de principe du processus ESI. Adapté de la référence 117 .

II.5.TENSIOMETRIE

La tension superficielle (γ) est formellement l’énergie qu’il faut fournir à la

surface d’un liquide en équilibre pour provoquer l’extension de cette surface d’une

unité. Elle s’exprime en erg/cm2 ou en dyne/cm. Contrairement à la conductivimétrie, la

tensiométrie est applicable même aux tensioactifs non-ioniques puisqu’elle est

insensible aux électrolytes ; elle dépend directement du comportement de ces molécules

à la surface.

Les molécules tensioactives causent une déformation de la structure de l’eau

autour de leurs parties hydrophobes. Les torsions internes des chaînes hydrophobes se

trouvent alors limitées par cette structure plus ordonnée de l’eau qui agit alors comme

une barrière. Pour minimiser ces interactions défavorables avec l’eau, ces molécules se

concentrent préférentiellement à la surface en s’orientant avec la partie hydrophobe

dirigée directement hors de l’eau. Ce phénomène d’adsorption du tensioactif provoque

une diminution de γ qui va s’accentuer avec l’augmentation de la concentration bien au

delà de la saturation de la surface à la concentration Csat . γ ne se stabilise que lorsque la

Chapitre II

67

micellisation est amorcée, c'est-à-dire lorsque C=CMC, car alors la concentration des

molécules non associées reste relativement constante (voir figure II.5), toute quantité

supplémentaire de tensioactif se solubilisant sous forme micellaire.

Figure II.5 : Tracé typique de la tension superficielle en fonction du logarithme de la

concentration en surfactant116

.

Lorsque la température s’élève, les corps se dilatent et les forces d’attraction

mutuelles entre les molécules aussi bien au sein de la solution qu’en surface diminuent

entrainant un abaissement de γ.

II. 6. DETERMINATION DE LA CONSTANTE D’ASSOCIATION D’UN COMPLEXE 1:1

La mise en évidence de la formation d’un complexe peut être effectuée par

diverses méthodes, la RMN constituant l’outil le plus généralement utilisé88, 117. Dans le

cas d’une complexation faisant intervenir des espèces chargées ou acido-basiques,

d’autres techniques comme la conductivimétrie et la pH-métrie sont également

appropriées118

. Pour les composés qui présentent une activité dans le domaine UV-

visible, les spectroscopies d’absorption53 et de fluorescence sont bien adaptées71.

116

A.Sardi, Thèse de magister : Effet de la nature de la chaine hydrophobe sur les propriétés physico-chimique

d’un système mixte cationique dibranché non ionique fluoré, Univ. Oran, 2009. 117 S. Moutard, Thèse de Doctorat, Relation entre la structure et les propriétés d’organisation de nouvelles cyclodextrines

amphphiles, Univ. de Picardie Jules Verne, 2003. 118 K.Hirose,. J. Incl. Phenom., 39, 2001, 193.

Chapitre II

68

En ce qui concerne les méthodes spectroscopiques, il y a lieu de prendre en compte

les effets liés aux échanges chimiques et conformationnels. En fait, ces méthodes sont

restrictives quant aux conditions expérimentales comme c’est le cas pour un échange

rapide, comme nous le verrons dans la section suivante.

II.6.1.ECHANGE CHIMIQUE ET CONFORMATIONNEL115

La valeur d’une fréquence de résonnance ν résulte d’une moyenne temporelle et

orientationnelle de la molécule engagée dans un processus réactionnel ou bien

orientationnel au sein du milieu environnant. Dans le cas de la formation d’un complexe

entre deux molécules, l’existence de l’équilibre suivant :

molécules libres molécules liées

implique un échange caractérisé par une constante de vitesse totale : 𝒌𝒗𝒕 = 𝒌𝒗(𝟏) +

𝒌𝒗(−𝟏) . Les temps de vie dans chaque état sont respectivement : 𝜏lié = 1/𝒌𝒗(𝟏) , 𝜏libre =

1/𝒌𝒗(−𝟏) et le temps de relaxation global est 𝜏 = 1/𝒌𝒗𝒕 . A l’échelle du temps d’une

expérience spectroscopique et pour une fréquence d’observation donnée, trois cas sont à

envisager comme cela est schématisé sur la figure II.6.

Echange lent

Les populations relatives des molécules libres et associées sont alors détectées aux

fréquences νlibre et νlié, respectivement. Pour ce cas limite de l’échange, la largeur à

demi-hauteur de chacune des bandes spectrales concernées dépend de la cinétique

d’échange selon :

∆ν12 = (∆ν1

2 )0 +

𝒌𝒗𝒕

𝜋 (II.92)

(∆ν 1/2)0 étant la largeur à demi-hauteur en l’absence d’échange. C’est un régime pour

lequel les deux états moléculaires (libre et lié) sont observables séparément pendant le

temps caractéristique de l’expérience (1/∆ν).

(1)

(-1)

Chapitre II

69

Figure II.6 : Illustration de l’influence de la vitesse d’échange sur la forme des bandes

et sur les valeurs des déplacements chimiques obtenus en RMN115.

Ainsi, plus rapide sera l’échange, plus court sera le temps de vie dans un site et plus

large sera la raie en accord avec le principe d’incertitude d’Heisenberg.

Echange rapide

Une bande unique est observée et apparaît au barycentre de ν liée et ν libre , car en

moyenne une molécule passe 50% de son temps sur chaque site. A l’inverse de

l’échange lent, pour lequel chaque bande est élargie par le passage d’un état à l’autre, le

signal unique observé dans l’échange rapide s’affine lorsque la cinétique s’accélère.

Ceci traduit le fait que l’environnement d’un atome ou d’un groupement d’atomes est

de mieux en mieux moyenné. L’élargissement de la raie est exprimé alors par la

relation:

∆ν12 = (∆ν1

2 )0 +

𝜋(| ν lié− ν libre |)2

2𝑘𝑣𝑡 (II.93)

Echange intermédiaire (coalescence)

Il est associé aux cinétiques intermédiaires. Expérimentalement, on observe la

coalescence des deux bandes correspondant l’une à l’état libre et l’autre à l’état lié, et se

Chapitre II

70

traduit par la disparition de la vallée entre les deux bandes. Cette condition est remplie

pour :

𝑘𝑣𝑡 = π(|ν lié− ν libre |)

2 ≈2,2 (ν lié- ν libre) (II.94)

En résumé :

- si 𝒌𝒗𝒕 > 2,2 (ν lié- ν libre), alors une seule bande est observée ;

-si 𝒌𝒗𝒕 < 2,2 (ν lié- ν libre), alors deux bandes séparées sont observables.

II.6.2.METHODE DE BENESI-HILDEBRAND

Une des approches possibles adaptée à la détermination de la constante de

complexation d’une molécule invitée par la CD est la méthode développée par Benesi et

Hildebrand119

dans laquelle la concentration du ligand (L) est généralement maintenue

constante, alors que celle de la CD varie dans une gamme donnée de concentrations. Au

cours de la titration, la variable de la propriété physique observable dépend de la

technique adoptée et de la nature de la molécule invitée ainsi que celle de la CD. Cette

approche que nous allons développer permet de déterminer graphiquement la constante

de complexation d’un complexe 1:1 (K11 ) à condition que l’espèce non observée soit en

large excès (d’au moins un facteur 10) par rapport à l’espèce observée.

Soit l’équilibre de formation du complexe 1:1 :

CD + L CD/L (II.95)

Alors , en négligeant les interactions :

𝐾11 ≃ 𝐶𝐷/𝐿

𝐶𝐷 𝐿 (II.96)

où les crochets expriment les concentrations des espèces présentes en solution à

l’équilibre thermodynamique.

Soit une propriété physique P dont l’expression en fonction des concentrations

des différentes espèces i s’écrit sous la forme :

119

H. A. Benesi and J. h. Hidebrand, J. Am. Chem. Soc., 1949, 71, 2703.

Chapitre II

71

P = pi[i] (II.97)

pi ayant la signification soit d’un coefficient d’extinction en spectrophotométrie, soit

d’une conductivité ionique en conductivimétrie, soit d’un déplacement chimique en

RMN. Considérons la variation de la valeur de P définie par :

𝛥𝑃 = 𝑃 − 𝑃∗ (II.98)

où 𝑃 est la valeur observée à l’équilibre en présence de la CD, et 𝑃∗ celle du système

mesurée en l’absence de la CD.

Soient [CD/L] la concentration en complexe à l’équilibre, 𝐶𝐷 𝑡 et [L]t, les

concentrations totales en CD et en espèce invitée respectivement, alors 𝛥𝑃 peut être

exprimée sous la forme :

𝛥𝑃 = 𝐶𝐷/𝐿 𝑝𝐶𝐷/𝐿 + 𝐿 𝑡 − 𝐶𝐷/𝐿 𝑝𝐿 − 𝑃∗ (II.99)

avec 𝑃∗ = 𝐿 𝑡 𝑝𝐿 (II.100)

et donc 𝛥𝑃 = 𝐶𝐷/𝐿 𝑝𝐶𝐷/𝐿 − 𝐶𝐷/𝐿 𝑝𝐿 (II.101)

ou encore 𝛥𝑃 = 𝐶𝐷/𝐿 𝛥𝑝 (II.102)

avec 𝛥𝑝 = 𝑝𝐶𝐷/𝐿 − 𝑝𝐿 (II.103)

Toutefois, l’espèce observée étant généralement L, il est permis d’écrire également :

𝛥𝑃 = 𝑝𝑒𝑓𝑓 𝐿 𝑡 (II.104)

Par ailleurs, la conservation des masses se traduit par:

𝐾11 = 𝐶𝐷/𝐿

𝐶𝐷 𝑡− 𝐶𝐷/𝐿 𝐿 𝑡− 𝐶𝐷/𝐿 (II.105)

Chapitre II

72

Sous réserve que 𝐿 𝑡 soit faible devant 𝐶𝐷 , il est possible de négliger le terme

[CD/L]2

dans l’expression précédente, ce qui conduit à :

𝐾11 ≃ 𝐶𝐷/𝐿

𝐶𝐷 𝑡 𝐿 𝑡− 𝐿 𝑡 𝐶𝐷/𝐿 − 𝐶𝐷 𝑡 𝐶𝐷/𝐿 (II.106)

ou bien, en introduisant les équations (II.102) et (II.104) :

𝐾11 ≃𝑝𝑒𝑓𝑓

𝐶𝐷 𝑡𝛥𝑝− 𝐿 𝑡 𝑝𝑒𝑓𝑓 − 𝐶𝐷 𝑡 𝑝𝑒𝑓𝑓 (II.107)

A partir de cette équation et en négligeant 𝐿 𝑡 devant 𝐶𝐷 𝑡, on établit une relation

linéaire entre 𝐶𝐷 𝑡−1

et (𝑝𝑒𝑓𝑓 )−1:

1

𝑝𝑒𝑓𝑓≃

1

𝐾11 𝛥𝑝 𝐶𝐷 𝑡+

1

𝛥𝑝 =

𝐿 𝑡

𝛥𝑃 (II.108)

L’équation II.108 permet de déterminer les deux paramètres recherchés, à savoir

𝛥𝑝 et 𝐾11 , en portant sur un graphe les valeurs de 𝐿 𝑡/ 𝛥𝑃 en fonction de 𝐶𝐷 𝑡−1

.

Cette méthode n’est valable que pour des constantes d’association faibles et pour

une gamme de concentrations en CD très restreinte. En effet, lorsque la valeur de 𝐾11

devient importante, la pente de la droite décrite par l’équation II. 108 diminue fortement

et par voie de conséquence la précision sur la détermination de 𝐾11 diminue. Enfin,

cette procédure implique que la valeur de 𝑝𝐿 soit connue pour la substance invitée à

l’état libre.

Pour illustration, dans l’application à la spectrophotométrie d’absorption UV-visible,

l’équation II.108 s’écrit:

𝐿 𝑡

𝛥𝐴=

1

𝐾11 ∆ε 𝐶𝐷 𝑡+

1

∆ε (II.109)

avec, 𝛥𝐴 = 𝐴 – 𝐴∗ (équation II.98), où 𝐴 et 𝐴∗ sont respectivement les absorbances en

présence et en absence de CD, et Δε représentant la différence en valeur absolue entre

les ε du complexe et du soluté libre (équation II.103). Cette méthode n’est évidemment

applicable que si l’absorbance de la molécule invitée solubilisée est modifiée lorsqu’elle

est complexée par la CD.

Chapitre II

73

II.6.3.METHODE ITERATIVE117

Cette méthode numérique permet de s’affranchir de toutes les conditions

restrictives précédentes et consiste à utiliser la méthode des variations continues et les

données expérimentales de 𝑃 pour déterminer la stœchiométrie de l’association.

Sous réserve de l’applicabilité de la relation décrite par l’équation (II.102), la

combinaison des équations (II.98) ,(II.102) et (II.104), permet de déduire que :

𝛥𝑃

𝐿 𝑡=

∆𝑝 𝐾11 𝐶𝐷 𝐿

𝐶𝐷/𝐿 + 𝐿 =

∆𝑝 𝐾11 𝐶𝐷

1+𝐾11 𝐶𝐷 (II.110)

Par ailleurs, à partir de l’équation (II.96), il est possible de déterminer [CD]

comme solution de l’équation suivante :

𝐾11 𝐶𝐷 2 + 𝐶𝐷 𝑡 − 𝐿 𝑡 𝐾11 + 1 𝐶𝐷 − 𝐶𝐷 𝑡 = 0 (II.111)

La résolution des équations (II.110) et (II.111) fait intervenir deux données

expérimentales ( 𝐶𝐷 𝑡 et 𝛥𝑃) et deux paramètres libres d’ajustement (𝑲𝟏𝟏 et 𝛥𝑝) dans

une procédure de régression non linéaire des moindres carrés multiparamétriques.

Il est important de souligner ici qu’il est facile de se défaire de toute hypothèse

concernant les interactions entre les différentes espèces présentes, les concentrations

devront être simplement remplacées par les activités correspondantes comme nous le

verrons lors de l’application de cette méthode en conductivimétrie (détaillée dans le

chapitre IV).

Partie expérimentale

CHAPITRE III

75

Chapitre III

Etude physico-chimique de la tétracaine

CHAPITRE III

76

La particularité de TC,HCl est qu’elle est à la fois un sel d’acide faible et un

agent tensioactif. De ce fait, parmi toutes les méthodes dévolues à la caractérisation

physico-chimique, la conductivimétrie, la pH-métrie et la tensiométrie apparaissent

comme les plus appropriées pour sonder son comportement. En effet, l’information

concernant la nature de l’espèce chimique (TC,HCl ou TCH+) prépondérante dans un

milieu aqueux donné est une donnée cruciale quant à son inclusion au sein d’une

molécule de CD, sachant que seule la forme protonée est dotée d’une activité

thérapeutique. Par ailleurs, la connaissance du diagramme de phases de TC,HCl dans

l’eau, permettant de cerner les domaines d’existence des formes monomériques et

micellaires en fonction de la concentration et de la température, est aussi décisive pour

optimiser les conditions sous lesquelles la complexation devrait être conduite. En effet,

l’activité de la molécule de TC,HCl est directement associée à son état solubilisé mais

non agrégé, ce qui exige de travailler d’une part à une concentration inferieure à la

CMC, et d’autre part à une température supérieure à Tf pour s’affranchir des

problèmes liés à la présence de l’agrégat micellaire et du cristal hydraté.

La détermination de la constante de complexation par spectrophotométrie

d’absorption UV-visible impose par ailleurs une analyse spectrophotométrique de

TC,HCl. Il s’agit d’établir son spectre d’absorption, de déterminer les coefficients

d’absorption correspondants aux différentes bandes et de cerner l’applicabilité de la loi

de Beer Lambert.

Au passage, il faut noter que la caractérisation de la CD pure en solution

aqueuse est superflue car son comportement est généralement connu et largement

documenté 3,5

.

III.1. MATERIELS ET METHODES

TC,HCl fournie par la société Sigma est pur à plus de 99% et utilisé sans autres

purifications. Toutes les solutions ont été fraîchement préparées avec de l'eau distillée

et dé-ionisée, de conductivité égale à 4µS/cm et de tension superficielle de

75dynes/cm à 25°C. L’homogénéité des solutions mères a été assurée par sonification

pendant trois heures dans un bain ultrasonique.

CHAPITRE III

77

Les différentes mesures effectuées en fonction de la concentration ont été

réalisées sur des solutions obtenues à partir de dilutions successives d’une solution

mère de TC,HCl à 650 mM. En tensiomètrie et conductivimètrie, les dilutions ont été

effectuées directement dans la cellule de mesure. Pour assurer la reproductibilité des

mesures, chaque solution a été préparée au départ à température ambiante (~ 30°C)

puis chauffée lentement (0,1°C/min) jusqu’à dissolution complète du soluté et ensuite

refroidie (~2°C) jusqu’à la recristallisation complète. Une fois le système en équilibre,

la solution est chauffée de nouveau de la même manière jusqu’à la température choisie

pour l’expérience. La température de la solution est maintenue constante à

±0,01°C.

Tensiométrie

La tension superficielle (γ) a été mesurée au moyen d’un tensiomètre de type

Du Nouy. Il est constitué d’un anneau en platine suspendu par un fil à un dispositif en

forme de poulie qui permet d’exercer progressivement une force verticale nécessaire

pour arracher l’anneau immergé dans la solution, permettant ainsi de mesurer des γ

variant de 0 à 90 dynes/cm avec une précision de 0,05 dynes/cm, après étalonnage de

l’appareil.

Conductivimètrie

Les mesures de conductivité (κ) ont été effectuées à l’aide d’un conductimètre

de type EC 214 Bench Conductivity Meters (HANNA) avec une cellule de mesure à 4

pôles de constante de cellule égale à 0,805 cm- 1

placée dans une enceinte thermostatée.

L’appareil fonctionne en toute fiabilité dans une large plage de conductivité allant de

1,00 µS/cm à 1000 mS/cm avec une précision de 0,01 µS/cm.

Pour la détermination du point de Kraft (Tk) et du point de fusion du dernier

cristal hydraté (Tf), l’évolution de la conductivité de l’échantillon en fonction de la

CHAPITRE III

78

température est suivie au-delà de la disparition du dernier cristal pour différentes

concentrations.

Pour les mesures de la CMC, la variation de la conductivité en fonction de la

concentration est suivie à différentes températures.

pH-métrie

Le pH-mètre est de type Prolabo, utilisant une électrode de verre combinée

contenant une solution de KCl comme référence et est équipé d’une enceinte

thermostatée. L’appareil fonctionne avec une précision de 0,01 unité de pH.

Spectrophotométrie d’absorption UV-visible

Les absorbances (A) des échantillons placés dans des cuves en quartz, de

chemin optique de 1cm, ont été déterminées à l’aide d’un spectrophotomètre de

type Shimazu UV-Visible. Les spectres d’absorption situés dans une gamme de

longueurs d’onde () variant de 190 à 350nm ont été obtenus pour différentes

concentrations en TC, HCl à une température d’environ 25°C et une précision de 0,01

unité d’absorbance.

III.2.RESULTATS ET DISCUSSION

III.2.1.TENSIOMETRIE

La courbe de variation de γ en fonction de la concentration en TC,HCl à 30°C

visible sur la figure III.1permet d’accéder à la valeur de la CMC correspondant au

point de changement de pente. En effet, l’évolution de γ est d’abord linéairement

décroissante avec l’augmentation de la concentration, puis atteint un plateau (γ = γmin)

au-delà de la CMC. L’intersection des deux droites, qui représentent des ajustements

linéaires des points expérimentaux dans les domaines pré-micellaire et micellaire

correspond à une valeur de la CMC de 83 ± 0,4 mM. Cette valeur est comparable

à celle publiée par Miller et al.122

obtenue avec la même technique, et avec celle de

H.Satake123

.

10 100

40

45

50

55

60

65

70

CMC= 83 mM

[d

yne

/cm

]

C [mM]

Figure III.1:Variation de la tension superficielle de TC,HCl en fonction de la

concentration à 30°C. Les droites sont des ajustements linéaires.

L’abaissement de γ (γmin = 43 dynes/cm) observé sur la figure III.1, n’est pas

aussi prononcé que celui généralement observé dans le cas des molécules tensioactives

hydrocarbonées (γmin ~ 30 dynes/cm) ou bien fluoro-carbonées (γmin ~20 dynes/cm).

Cette aspect est sûrement lié à la présence du groupement polaire, en l’occurrence la

fonction ester, associée aux groupements benzyle et amine, encastrée dans la partie

hydrophobe de la molécule de TC,HCl et qui de ce fait réduit le caractère tensioactif

122

K.J. Miller II, S.R. Goodwin, G.B. Westermann Clark, and D.O. Shah, Langmuir, 1993, 9, 105. 123

H.Satake, H.Matsuki and S.Kaneshina , J. Coll. and interf. Sci., 1993, 71, 135

CHAPITRE III

80

du composé. Le fait que la courbe ne présente ni minimum dans la région de la CMC,

ni irrégularités dans la variation de γ au-delà de la CMC, confirme que le produit en

question est caractérisé par une grande pureté22, 31

, ce qui suggère fortement par

ailleurs que le composé ne subit pas d’hydrolyse détectable dans les conditions

expérimentales.

III.2.2.CONDUCTIVIMETRIE

III.2.2.1.Températures de Krafft et de fusion

La figure III.2 montre la variation de en fonction de la température pour une

concentration de 400mM. Les points d’intersections des ajustements linéaires des

différentes parties de la courbe correspondent, le premier à TK = 7,8 ± 0,2°C, et le

deuxième à Tf = 26,2±0,2°C.

0 10 20 30 40

0

1

2

3

4

Tf=26,2°C

TK=7,8°C

[S

/cm

]

T[°C]

Solution micellaire

+

Solide hydraté

Solution micellaire Solide hydraté

+

Solution saturée

Figure III.2: Détermination par conductivimètrie de TK et Tf de TC,HCl à une concentration

de 400mM à l’aide d’ajustements linéaires.

CHAPITRE III

81

L’allure générale de la courbe est caractéristique des équilibres de dissolution

successifs intervenant dans les systèmes de type tensioactif ionique/eau30

. En effet, la

portion qui caractérise le domaine des basses températures (T< TK) correspond à une

solution saturée qui ne contient que des espèces monomériques non agrégées en

équilibre avec le cristal hydraté. Elle est suivie d’une branche intermédiaire

caractérisée par une augmentation importante de la conductivité et donc de la solubilité

lorsque T augmente. Cet effet est directement lié à la formation micellaire. La limite

inférieure de ce domaine (dans lequel la phase solide se trouve alors en équilibre avec

la phase micellaire constituée par l’ensemble des micelles, les monomères libres ainsi

que la phase aqueuse) est associée à un point invariant (TK) par rapport à la

concentration. Cet aspect est mis en évidence sur la figure insérée dans la figure III.3

qui rassemble les courbes de variation de la conductivité en fonction de la température

pour différentes concentrations en TC,HCl. En effet, TK est par définition la

température d’équilibre lorsque la solubilité est égale à la CMC 32

. La limite supérieure

de ce domaine intermédiaire correspond à Tf qui diffère d’une concentration à l’autre

comme le montre la figure III.3. Au delà de Tf, la courbe présente une croissance plus

lente de la conductivité due essentiellement à l’effet thermique et reflétant la

disparition complète du solide hydraté en faveur de la phase micellaire qui s’opère à la

température Tf.

Sur la figure III.3, les valeurs de ont été normalisées à zéro à dilution infinie

afin de mettre en évidence les différences de comportement. Ces courbes diffèrent

selon la concentration par l’étendue du domaine entre TK et Tf, directement lié à la

micellisation. Plus la concentration est importante, plus Tf qui est lié à la solubilité

totale est élevée. La valeur de Tk retenue (8,4°C) est une moyenne des valeurs

déterminées à partir des différentes courbes et est proche de celle obtenue au moyen de

la calorimétrie différentielle à balayage par Matsuki et al.124

124

H. Matsuki, R. Ichikawa, S. Kaneshina, H. Kamaya and I. Ueda, J. Coll. Inter. Sci., 1996, 181, 362.

CHAPITRE III

82

Figure III.3: Variations thermiques de la conductivité normalisée pour différentes

concentrations en TC,HCl.

III.2.2.2.Concentration micellaire critique

Les variations de la conductivité en fonction de la concentration en TC,HCl

mesurées à des températures supérieures à Tf sont représentées sur la figure III.4. Elles

présentent toute un changement de pente caractéristique attribué à la formation des

micelles, c.à d. qu’au point de rupture, on a C= CMC. En effet, la présence croissante

des espèces chargées au sein de la solution augmente la conductivité linéairement

jusqu’à la CMC à partir de laquelle les monomères s’agrègent entrainant ainsi une

CHAPITRE III

83

baisse de mobilité des charges qui participent à cette auto-association. A partir

d’ajustements linéaires réalisés en régime pré et post- micellisation, les valeurs de la

CMC en fonction de la température sont obtenues avec une précision supérieure à 5 %,

et regroupées dans le tableau III.1

0.00 0.05 0.10 0.15 0.20

0

2

4

6

8

10

0.00 0.05 0.10 0.15 0.20 0.25

0

2

4

6

8

10

12

14

0.0 0.1 0.2 0.3 0.4

0

2

4

6

8

10

12

14

0.0 0.1 0.2 0.3 0.4

0

2

4

6

8

10

12

CMC

T=25°C

[

S/c

m]

C[M]

T=40°C

[

S/c

m]

C[M]

T=39°C

[

S/c

m]

C[M]

T=37°C

[

S/c

m]

C[M]

Figure III.4 : Variations de la conductivité en fonction de la concentration de TC,HCl

à différentes températures. Les droites sont des ajustements linéaires.

CHAPITRE III

84

Tableau III.1 : Valeurs de la CMC de TC, HCl en fonction de la température.

T [°C] 40 39 37 25

CMC[mM] 91 81 80 70

III.2.2.3.Concentrations à l’équilibre de dissolution (solubilité)

Afin d’établir le diagramme de phases de TC,HCl dans l’eau, la courbe de

solubilité thermique doit être établie aussi bien en régime pré-micellaire que

micellaire. Pour ce dernier, étant donnée la définition de Tf, il s’en suit que les

concentrations associées aux différentes valeurs de Tf sur la figure III.3

sont simplement égales, respectivement, aux concentrations liées à l’équilibre de

dissolution pour chacune des valeurs de Tf. En d’autres termes, ces concentrations sont

égales à la solubilité à la température Tf correspondante. Ces résultats sont reportés sur

le tableau III.2; les températures et les solubilités sont déterminées à 2 et 4% prés,

respectivement.

Tableau III.2 : Variation thermique de la solubilité de TC,HCl pour C > CMC .

Tf[°C] 28,7 26,2 24,5 20,4 17,2

C[mM] 614 400 300 203 105

Dans le domaine prémicellaire, correspondant par définition aux cas pour

lesquels la concentration totale est inférieure à la CMC, la solubilité a été déterminée

de la manière suivante. On considère la courbe de variation thermique de la

conductivité pour C=2mM (< CMC) reportée sur la figue III.5 qui met en évidence

une variation linéaire difficilement détectable sur la représentation de la figure III.3.

Les conductivités mesurées étant celles de la phase aqueuse en équilibre avec les

cristaux hydratés, il s’agit donc de déterminer les concentrations des molécules libres

de TC,HCl solubilisées correspond aux différentes concentrations totales. Pour ce

faire, une courbe de calibration (voir figure III.6) dans le domaine C<CMC est établie

CHAPITRE III

85

à une température (8°C) à laquelle les cristaux hydratés ne sont pas présents. Ainsi, à

partir des ajustements linéaires des données des figures III.5 et 6, une correspondance

est établie entre la solubilité CS de TC, HCl en dessous de la CMC et la température,

conduisant à adopter l’équation suivante :

LogCS (T)= 0,01 T - 3,21 (III.1)

avec CS (T) exprimée en mM et T en °C.

0 10 20 30 40

0

100

200

300

[

s/c

m]

T [°C]

Figure III.5 : Variation thermique de la conductivité pour TC,HCl à C= 2mM.

CHAPITRE III

86

1E-3 0.01

0

100

200

300

400

500

600

700

800

[S

/cm

]

C [mM]

Figure III.6: Courbe de calibration : variation de la conductivité de TC,HCl en

fonction de la concentration dans le domaine C<CMC à T=8°C.

Pour décrire la variation thermique de la solubilité totale, on admet que celle-ci

provient de la somme de deux contributions28

:

C(T) = CS(T) +CM(T) (III.2)

La première, résultant de la dissolution simple sous forme de monomères est décrite

par l’équation III.1. La deuxième, représentant la dissolution sous forme micellaire est

obtenue par différence entre les valeurs de la solubilité totale pour les C > CMC,

indiquées sur le tableau III.2, et les valeurs de CS(T) correspondantes et déduite de

l’équation III.1. Il en est déduit que CM(T) est donnée par l’équation suivante :

CHAPITRE III

87

LogCM (T) = 0,31 T - 8,51. (III. 3)

Ainsi, la concentration à saturation peut être décrite par l’expression empirique

suivante :

C(T) = 10 [0,01 T – 3,21]

+ 10 [0,31 T - 8,51]

(III. 4)

L’ensemble des résultats concernant la solubilité pour tout le domaine des

concentrations (C < CMC et C > CMC ) est regroupé sur la figure III.7, ainsi que les

5 10 15 20 25 30

1

10

100

Données expérimentales

CS(eq.III.1)

CM(eq.III.3)

C (eq.III.4)

C [

mM

]

T[°C]

ANDBF

Figure III.7: Variation thermique des solubilités monomérique, micellaire et totale

de TC,HCl.

CHAPITRE III

88

courbes d’ajustement des données relatives aux expressions III.1 (CS(T) ), III.3 (

CM(T) ) et III.4 ( C(T) ) qui expriment les corrélations entre la solubilité totale et les

solubilités partielles (monomérique et micellaire) avec la température. Cette figure met

également en relief l’additivité des solubilités partielles. La courbe correspondant à la

variation thermique de la solubilité totale obtenue par cette simulation numérique

permet de prévoir la solubilité du système aussi bien agrégé que non agrégé à

n’importe quelle température, sous réserve qu’il n’y ait pas de modification du

système micellaire (par exemple une transition structurale).

III.2.2.4. Nombre d’agrégation

Le nombre d’agrégation n est évalué à partir de l’équation de Moroi27

(équation

II.87) qui suppose que la solubilité au voisinage de TK (généralement pour TK T Tf)

est dépendante du mode de formation de la micelle, en particulier de n. Ainsi, et à titre

illustratif, n a été déterminé pour un échantillon dans les conditions de dissolution

totale à C=100mM et T= Tf=16°C. La valeur obtenue (n=27) est comparable à celle

trouvée dans la littérature pour des molécules de nature similaire125

.

III.2.2.5.Diagramme de phases

Le diagramme de phases partiel représenté sur la figure III.8 est établi pour

TC,HCl dans l’eau à des concentrations inferieures à 500mM dans l’intervalle de

température de 0 à 40°C, à partir des mesures de conductivité. La courbe

représentative de la variation thermique de la solubilité, celle de la variation thermique

de la CMC et la droite T = TK sont sécantes et leur point d’intersection correspond à la

CMC (5,6 ± 0,1 mM) au point critique TK 126

.

125

S. Schreier , S.V.P. Malheiros and E. de Paula , Biochim. Bioph. Acta, 2000, 1508, 210. 126

F. Krafft et H. Wiglow, Berichté, 1895, 28, 2566.

CHAPITRE III

89

Figure III.8 : Diagramme de phases partiel de TC,HCl dans l’eau.

Il existe 4 domaines délimités par ces courbes : (I) est constitué de solutions

aqueuses moléculaires non saturées; (II) est associé à un système biphasique constitué

d’une solution moléculaire en équilibre avec du tensioactif hydraté solide; (III)

correspond à l’existence de phases micellaires proprement dites, c.-à-d.

macroscopiquement homogènes et limpides ; (IV) est biphasique et constitué d’une

solution micellaire en équilibre avec la phase solide. Au point T=TK et C=CMC, il y a

un équilibre entre les solutions monomérique, micellaire et le cristal hydraté.

Ce diagramme de phases montre que le réchauffement d’une solution saturée

(domaine (II)) ne peut conduire à une solution micellaire homogène (domaine (III))

qu’en passant par le domaine (IV) où coexistent la phase solide et les micelles.

L’existence de ce 4ème domaine, c’est à dire d’une courbe de solubilité pour des

températures supérieures à TK, implique que les micelles ne peuvent, en toute rigueur,

être considérées comme constituant une phase distincte et l’équilibre entre les trois

0 200 400

0

5

10

15

20

25

30

35

40

45

50

solution micellaire solution

moléculaire

solution moléculaire

+ cristal hydraté

solution micellaire

+ cristal hydraté

Courbe de solubilité

Courbe

de CMC

T

[°C

]

C [mM]

(II)

(I) (III)

(IV)

CMC=5,6mM T=Tk

CHAPITRE III

90

phases solide─monomères─solution micellaire n’est pas invariant puisqu’elles

coexistent dans tout ce domaine. D’après la loi d’action de masse, la micelle est traitée

comme une espèce chimique qui présente un équilibre en solution avec les tensioactifs

libres. Dans ce cas et d’après la règle des phases, la variance donnée par l’équation de

Gibbs

v = 2+c-f-r

est égale à 2 étant donné que :

c: nombre de constituants (eau -surfactant libre-micelle) =3,

f: nombre de phases ( solution - solide) =2,

r: nombre de relations qui relient les constituants entre eux =1.

Ce diagramme de phases montre que la solubilité du surfactant en question est

définie par deux paramètres intensifs (variance=2), la température et la pression, dans

la région où s’établit l’équilibre de micellisation (domaine (IV)). Ce résultat est en

accord avec les lois régissant le modèle de la loi d’action de masse27, 30

, 32

. Ainsi, dans

un cas hypothétique expérimental pour lequel le domaine IV serait inexistant, ce

dernier se réduira au point invariant (v=0) (C= CMC et T = TK) en accord avec le

diagramme de phases théorique de Shinoda 29

à trois domaines basé sur le modèle de

séparation de phases, et qui assimile de manière erronée TK àTf.

III.2.3. SPECTROPHOTOMETRIE UV-VISIBLE

En raison de sa structure chimique comportant des chromophores, TC,HCl

présente un spectre d'absorption caractéristique dans le domaine de l’UV-visible. La

figure III.9 présente la variation de A en fonction de λ à différentes concentrations en

TC,HCl à 25°C. Chaque spectre comprend trois bandes centrées à 195, 225nm et

318nm. La bande centrée à 311 nm est caractéristique des transitions électroniques de

type π → π* au sein des liaisons insaturées de type C=C du cycle aromatique ; celle

centrée à 225 nm est associée aux transitions de type n → π* des doublets non liants

CHAPITRE III

91

des atomes d’azote127

; quant à la bande centrée à 195 nm, elle est généralement liée

aux transitions n → π* des doublets non liants des atomes d’oxygène mais peut

également contenir d’autres contributions comme celle des transitions π → π* .

200 250 300 350

0,0

0,5

1,0

1,5

2,0

2,5

C[mM]

0,057

0,044

0,031

0,022

0,008A

[nm]

Figure III.9 : Spectres d’absorption de TC,HCl à différentes concentrations à 25°C.

L’applicabilité de la loi de Beer Lambert est testée à partir des courbes de

variation de A en fonction de la concentration tracées sur la figure III.10 pour les λ

correspondant aux maxima des 3 bandes d’absorption. Les comportements linéaires

observés montrent que la loi est vérifiée dans le domaine de concentrations choisi et

permettent de déterminer les coefficients d’absorption (ε) pour chacune des 3 valeurs

caractéristiques de λ. Il faut cependant noter que pour λ =195 nm, la linéarité se perd à

des concentrations plus faibles que pour les autres valeurs de λ, suggérant que les

transitions électroniques prépondérantes associées sont affectées préférentiellement

127

E. Junquera and E. Aicart, J. intern. Pharma., 1999, 176, 169

CHAPITRE III

92

par les interactions intermoléculaires conséquentes à l’augmentation de la

concentration.

0.00 0.02 0.04 0.06 0.08 0.10

0.0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

3.0

[nm]

311

225

195

A

C[mM]

Figure III.10: Variation de l’absorbance en fonction de la concentration de TC,HCl pour

les pics d’absorbance.

Les valeurs de ε sont déterminées à partir d’ajustements linéaires des données

expérimentales et sont égales à 37522, 13547 et 19825M-1

.cm-1

respectivement pour λ

égale à 195, 225 et 311 nm, avec une précision de 8%.

Ces résultats nous permettent de sélectionner le domaine de travail approprié

en ce qui concerne les mesures de A lors de l’étude de la complexation.

CHAPITRE III

93

III.2.4. pH-METRIE

Comme l’ion TCH+ est un acide faible, sa dissociation en milieu aqueux

entraine l’apparition de l’espèce basique non ionisée TC128

. De ce fait, deux

équilibres de dissociation peuvent coexister (comme nous l’avons exposé dans le

chapitre I):

TCH+ + H2O TC + H30

+ (Ia)

𝐾𝑎= 𝑎H30+ . 𝑎TC / 𝑎TCH +

TC + H2O TCH+ + OH

- (Ib)

𝐾𝑏= 𝑎OH − . 𝑎TCH + / 𝑎TC

Ka et Kb étant les constantes d’équilibre de dissociation de l’acide et de la base

conjuguée, respectivement. En présence de βCD, chacune des deux espèces est

susceptible d’être incluse dans la cavité. Dans l’hypothèse que seuls les

complexes de stœchiométrie de type 1:1 peuvent être formés, alors les équilibres

d’association suivants peuvent avoir lieu:

βCD + TCH+ βCD/TCH

+ (II)

𝐾1= 𝑎βCD /TCH +/ 𝑎TCH +.𝑎βCD

βCD+ TC βCD /TC (III) 𝐾2= 𝑎βCD /TC / 𝑎TCH . 𝑎βCD

βCD/TCH+

+ H20 βCD/TC+ H30

+ (IV) 𝐾3= 𝑎βCD /TC . 𝑎H30+ /𝑎βCD /TCH +

K1 et K2 sont les constantes d’association du complexe formé par βCD et la forme

ionisée et non ionisée de la tétracaine, respectivement. A ce propos, Junquera et

Aicart127

ont montré que si le pH d’une solution de ce type d’acide faible est

maintenu à des valeurs éloignées de plus de ±2 unités de pH du pKa, alors seul

l’équilibre (II) (pH ≤ pKa-2) ou l’équilibre (III) (pH≥pKa+2) s’établit quand βCD

est ajoutée. La connaissance de la valeur de Ka est donc déterminante pour

l’étude de l'association de ces composés avec βCD à un pH donné, car elle

permet de prévoir quelle espèce sera présente dans des conditions

128

H. Satake, H. Matsuki, S. Kaneshina, J. Coll. Inter. Sci., A, 1993, 71, 135

CHAPITRE III

94

expérimentales données, d’où l’intérêt également d’établir le diagramme de

prédominance des espèces.

III.2.4.1. Détermination du pKa

Selon l’équilibre (Ia) de dissociation de l’acide, il est possible d’écrire les

relations habituelles suivantes :

- bilan de matière : C= [TCH+] +[TC] (III.5)

- bilan de charges : [TCH+] + [H30

+] = [OH

-] (III.6)

En combinant ces équations avec l’expression de Ka et en supposant en première

approximation que les coefficients d’activité des différentes espèces sont tous

égaux à 1, on peut écrire :

𝑝𝐻 ≃ −log −𝐾𝑎 + 𝐾𝑎

2+4𝐾𝑎𝐶

2 (III.7)

La figure III.11 montre la variation du pH mesuré en fonction de la

concentration de TC,HCl à 25°C. La valeur pKa = 8,4 est déduite à partir de

l’ajustement non linéaire des données expérimentales selon l’équation (III.7). Cette

valeur est comparable à celles relevées dans la littérature129

, 130

, et indique que

l’hydrolyse de l’ester n’a pas lieu , renforçant ainsi les résultats déduits à partir

de la tensiométrie. Par conséquent, la proportion entre les formes ionisée et non

ionisée présentes dépendra directement du pH du milieu. Ainsi, à titre

d’exemple, on peut noter que dans le cas où la cellule nerveuse baigne dans un

milieu de pH égal au pKa, les quantités présentes des formes ionisée et non

129

M. Lucia Bianconi , J. Biochemical Education, 1998, 26, 11 130 S.A. Fermandes , L.F. Cabeça, A.J. Marsaioli and E. de Paula, J. Inclu. Phenom. and Macrocycl. Chem., 2007, 57, 95

CHAPITRE III

95

ionisée de la tétracaine seront égales. Par ailleurs, sachant que seule la forme

non ionisée est capable de traverser la membrane nerveuse17

alors seulement la

moitié de la quantité de la tétracaine introduite interviendra comme matière

thérapeutique.

0 2 4 6 8 10

5,0

5,2

5,4

5,6

5,8

6,0

pH

C[mM]

Figure III.11 : Variation du pH en fonction de la concentration en TC,HCl. La courbe est un

ajustement non linéaire (équation III.7).

III.2.4.2.Diagramme de répartition des espèces

Les fractions molaires en TC et TCH+ liées à l’équilibre (Ia) sont définies

respectivement par :

𝑌𝑇𝐶 = 𝑇𝐶

𝐶= 1 +

𝐻3𝑂+

𝐾𝑎 −1

(III.8)

CHAPITRE III

96

et

Y𝑇𝐶𝐻+ = 1 − Y𝑇C ( III. 9)

Les courbes de variation de 𝑌𝑇𝐶 et 𝑌𝑇𝐶𝐻+ en fonction du pH constituent le

diagramme de répartition des différentes espèces qui est représenté sur la figure

III.12. Ainsi, pour pH ≤ 6,4 (pKa-2), l'équilibre de dissociation (Ia) est presque

totalement déplacé vers la formation de la forme ionisée (TCH+) avec une contribution

négligeable de la forme non ionisée (TC). De ce fait et dans ce cas, βCD va interagir

exclusivement avec la forme ionisée.

0 2 4 6 8 10 12 14

0,0

0,2

0,4

0,6

0,8

1,0

1,2

pKa

TC

TCH+

TCTCH+

Fra

ctio

n M

ola

ire

pH

Figure III.12: Diagramme de répartition des espèces de la tétracaine.

CHAPITRE VI

Chapitre IV

Inclusion de TC,HCl par une CD

CHAPITRE IV

98

L’étude de la formation du complexe d’inclusion peut être scindée en deux

étapes principales et complémentaires dont la première a pour priorité la mise en

évidence de la formation exclusive du complexe d’inclusion et la deuxième se focalise

sur sa caractérisation physicochimique.

Le choix des techniques sur les quelles s’appuie la première étape met à profit

nécessairement les caractéristiques de chacune des 2 molécules formant le complexe.

En raison de la nature ionique et acido/basique de la molécule invitée, la

conductivimétrie et la pHmétrie sont particulièrement appropriées. La spectroscopie de

masse ESI constitue également un choix adéquat car la structure chimique de TC,HCl

contient des hétéroatomes qui représentent des centres facilement ionisables. D’autres

techniques plus spécifiques comme la spectrophotométrie UV-Visible ou plus générale

comme la RMN peuvent être sollicitées pour mettre en évidence l’existence du

complexe. En effet, la RMN est une technique de choix pour détecter sans ambiguïté

l’occurrence de la complexation à condition qu’il n’y ait pas de recouvrement entre les

signaux des molécules des différents réactifs, que le complexe formé ait une durée de

vie suffisamment longue, et enfin que l’échange entre les espèces à l’équilibre soit

rapide, comme cela a déjà été mentionné dans le chapitre II.

La seconde étape de l’étude peut exploiter ces mêmes techniques pour la

détermination de la stœchiométrie du complexe, de sa constante d’équilibre et de la

topologie de l’encapsulation. Néanmoins, étant donné que la spectrophotométrie UV-

Visible et la conductivimétrie sont plus accessibles et faciles à mettre en œuvre, elles

ont été les plus généralement sollicitées.

Afin d’évaluer la valeur de la constante d’association, deux approches ont été

adoptées. La première développée par Benesi –Hildebrand (voir chapitre II), la plus

classique et la plus facile à mettre en œuvre, permet d’extraire la valeur de la constante

de complexation des données expérimentales à condition que la quantité en CD soit en

excès par rapport à celle de la molécule invitée. La seconde détermine la constante

d’équilibre directement en ajustant les données expérimentales aux équations

théoriques correspondantes grâce à un processus itératif de régression non linéaire.

Dans les deux approches citées, les différents échantillons doivent être analysées:

CHAPITRE IV

99

d’une part en fonction de la concentration en TC,HCl pour le système binaire constitué

de TC,HCl et d’eau (objet du chapitre III) ; et d’autre part en fonction de la

concentration en CD en gardant la concentration de TC,HCl constante pour le système

ternaire comprenant CD ,TC,HCl et l’eau.

Les CD utilisées dans ce travail sont βCD et HPβCD, cette dernière ayant été

utilisée exclusivement en conductivimétrie. Pour chaque méthode, les gammes de

concentrations en CD devront être sélectionnées de manière à garantir une

détermination appropriée de la constante d’équilibre 131

comme nous allons le développer

dans ce chapitre. Ensuite, une analyse thermodynamique s’appuyant sur la variation

thermique de la constante d’association sera développée, pour étudier la stabilité des

complexes (TC,HCl / βCD et TC,HCl/ HPβCD) vis- à-vis de la température et tenter

d’explorer les forces principales qui gouvernent ces inclusions.

IV.1.MATERIELS ET METHODES

βCD a été fournie par la société Sigma et HPβCD, contenant une moyenne de

0,64 groupement hydroxypropylique par unité de glucopyranose, a été fournie par

Janssen Biotech. Tous les composés sont purs à plus de 99% et ont été utilisés sans

autres purifications. L'analyse thermogravimétrique indique que βCD et HPβCD

contiennent respectivement 11,0 et 2,8% en masse d’eau. Toutes les solutions ont été

fraîchement préparées avec de l'eau distillée et dé-ionisée de conductivité inférieure à

18 µS.cm-1

. L’homogénéité des solutions mères a été assurée par sonification pendant

trois heures dans un bain ultrasonique.

Conductivimétrie

Les mesures de conductivité ont été effectuées à l’aide d’un conductivimètre

de type Hewlett-Packard 426ALCR et une électrode de verre combinée Metrohm, dont

le calibrage avec une solution standard de KCl a donné une constante de cellule égale à

0,8129 cm - 1

.

131

E. Junquera and E. Aicart, J. Phys. Chem. B, 1997, 101, 7163.

CHAPITRE IV

100

Le schéma de la figure IV.1 montre le processus fonctionnel de la méthode

conductivimétrique adoptée dans ce travail127

. L'échantillon est placé dans une

cellule de mesure dotée d’un couvercle pour prévenir toute évaporation. Une

burette numérique (Metrohm 665 Dosimat de capacité totale de 36ml avec une

précision de 0,002 ml), contient le liquide qui doit être ajouté à la cellule de

mesure. Un agitateur en polypropylène activé par un moteur externe qui lui impose

une vitesse constante garantit l’homogénéité du mélange. La cellule de mesure et la

burette sont maintenues à la même température à l’aide d’une pompe de Lauda qui

permet la circulation du fluide du bain thermostaté. Le conductivimètre ainsi que

la burette sont pilotés par ordinateur.

Figure IV.1: Schéma fonctionnel de l'équipement conductivimétrique: (1) conductivimètre,

(2,3) électrode de verre combinée, (4) cellule de mesure thermostatée, (5)

couvercle, (6) agitateur, (7) burette numérique thermostatée, (8) bain

thermostaté , (9) microordinateur 127

.

La préparation des solutions et leur placement dans la cellule de mesure ou

dans la burette, constituent les seules opérations effectuées manuellement par

l'opérateur. La molarité des solutions contenues dans la cellule et dans la burette,

ainsi que le volume initial introduit dans la cellule, sont les données initiales de la

CHAPITRE IV

101

programmation. La reproductibilité de la conductivité spécifique (κ) obtenue avec

une moyenne de 2400 mesures pour chaque concentration est de l’ordre de 0,03%. Les

compositions des mélanges sont déterminées avec une précision supérieure à

0,1%, et la température de la solution est maintenue constante à ± 0,001 °C.

pH-métrie

Les mesures sont effectuées à des intervalles de temps réguliers et suffisamment

longs pour garantir la stabilité du système avec une précision de l’appareillage de

± 0,01 unité de pH. La température de la solution est maintenue constante avec une

incertitude de l’ordre de ± 0,01 °C grâce à un bain thermostaté.

Spectroscopie 1H-RMN

Le spectromètre RMN de mesure est un Brucker 200 MHz à Transformée de

Fourier. Les échantillons sont préparés 24h à l’avance dans de l’eau deutérée à 298°K.

Les déplacements chimiques sont relatifs à ceux du tétra méthyle silane (TMS) pris

comme référence.

Spectroscopie de masse ESI

Les spectres de masse sont réalisés au moyen d’un appareil Waters-Micromass

(LCQ-DUO Finningan) équipé d’une source d’ions par électro-nébulisation capillaire

(ESI). L’azote est utilisé comme gaz de désolvatation et de nébulisation avec un débit

de 0,6l.mn-1

. Les températures de la source et du gaz de désolvatation sont

respectivement fixées à 80 et 150 °C. La tension du capillaire est de ± 35V et la

tension du cône à l’extrémité du capillaire métallique est de ± 5000V. L’échantillon

aqueux est directement introduit dans la source électro-spray par l’intermédiaire d’une

seringue avec un débit de 5µl.mn-1

.

CHAPITRE IV

102

Spectrophotométrie d’absorption UV-Visible

La concentration de TC,HCl de départ C = 4,4.10-2

mM est choisie d’après la

figure III.9 de manière à satisfaire la loi de Beer Lambert (car pour des concentrations

supérieures les bandes sont moins bien résolues) et est maintenue constante durant

toute l’expérience, alors que celle de βCD varie au cours de la titration dans une

gamme de concentrations correspondant à un rapport molaire βCD/TC,HCl variant de

0 à 200.

L’effet du pH du milieu sur la formation du complexe d'inclusion a été observé

à partir d’une solution aqueuse équimolaire, condition favorable à la formation du

complexe 1 :1 dans les conditions stœchiométriques comme nous le verrons

ultérieurement après l’analyse des résultats de différentes manipulations. En ce qui

concerne l’acide utilisé pour faire varier le pH, le choix s’est porté sur l’acide

sulfurique car l’ion SO42-

ne forme pas de complexe d’inclusion avec βCD étant plus

volumineux que la cavité d’une molécule de βCD132

.

IV.2. RESULTATS ET DISCUSSION

IV.2.1. MISE EN EVIDENCE DE LA COMPLEXATION

IV.2.1.1. pHmétrie

La figure IV.2 montre à titre d’illustration pour T=38°C, la variation du pH

normalisé (ΔpH) en fonction de la concentration en βCD pour une concentration C en

TC,HCl constante et égale à 1mM. ΔpH est simplement la variation du pH relative à

celle du pH (pris comme référence) du système en l’absence de βCD. L’augmentation

observée de ΔpH (et donc du pH) avec la concentration de βCD indique que la teneur en

ion H3O+ diminue du fait de l’inclusion progressive de TCH

+dans la βCD

127. Cet

accroissement a lieu selon deux régimes approximativement linéaires successifs. Le

premier est rapide et indique que la réaction est fortement orientée dans le sens de

132

G.Jun, Z.Yong and Pan Jnghao, J. Macrochemical, 1998, 60, 26

CHAPITRE IV

103

l’encapsulation car dans ce domaine la quantité en βCD est faible devant celle de

TC,HCl. Par contre, le second est plus lent et s’amorce à partir d’une concentration

(~1,1mM) qui correspond à celle de la complexation dans les conditions

stœchiométriques de la réaction1,59 ,127,133

. Ainsi, le point d’intersection des ajustements

linéaires correspondant à ces deux régimes informe sur le type de complexe formé,

dans le cas présent, il s’agirait principalement d’un complexe de type 1:1.

0 1 2 3

0,00

0,05

0,10

0,15

0,20

0,25

pH

[CD] [mM]

Figure IV.2: Variation du pH normalisé en fonction de la concentration en βCD pour des

mélanges aqueux à une concentration constante en TC,HCl d’environ1mM,

à 38°C. Les droites sont des ajustements linéaires.

La figure IV.3(a) rassemble les courbes de variation du ΔpH en fonction de la

concentration en βCD à différentes températures s'étalant de 15 à 40°C pour une

concentration en TC,HCl constante et égale à ~ 1mM. L’allure générale des courbes

est similaire à celle présentée sur la figure IV.2, le même traitement et analyse

effectués pour le cas à T=38°C peuvent être adoptés pour chaque température. La

133

V.T. Souza and K.B. Lipkowitz, Chem. Rev., 1998, 98, 1741

CHAPITRE IV

104

détermination du point d’intersection pour chaque courbe de la figure IV.3(a) permet

de calculer une valeur moyenne (1,1±0,1) du rapport [βCD] /[TC,HCl] correspondant

au rapport stœchiométrique de l’inclusion. Cette valeur indique que le complexe formé

serait constitué par l’association d’une molécule de βCD avec une seule molécule de

principe actif, en accord avec la plupart des résultats de la littérature pour des

complexes de βCD avec d’autres A.L1,59

. Ce résultat confirme à postériori l’hypothèse

de départ, en l’occurrence l’existence exclusive du complexe de type1:1. En effet, en

ne prenant en compte que la formation du complexe de type 1:1, lorsque la quantité en

βCD est en excès (au delà de 1mM), le surplus en βCD ne contribue alors que

faiblement au processus de complexation et de ce fait ΔpH augmente moins rapidement

avec la concentration, comme on peut le constater à partir de la figure IV.3.(a) pour

chacune des températures de l’expérience.

Figure IV.3. (a): Variation du pH normalisé en fonction de [βCD] pour des mélanges aqueux à

une concentration constante de TC,HCl d'environ 1mM, à différentes

températures.

0 1 2 3

0,0

0,1

0,2

0,3

0,4

T[°C]

40

38

30

25

15

p

H

[CD][mM]

CHAPITRE IV

105

15 20 25 30 35 40

0,05

0,10

0,15

0,20

0,25

0,30

pH

T[C°]

Figure IV.3. (b): Effet de la température sur la valeur du pH normalisé correspondant

à la formation du complexe 1:1 dans les conditions stœchiométriques.

A partir de la figure IV.3.(a), il est possible également de déduire l’affinité

entre les molécules hôte et invitée en fonction de la température. L’augmentation

de la température a un effet déstabilisant pour le complexe formé comme on peut le

constater à partir de la figure IV.3.(b) qui montre la variation du ΔpH correspondant

à la formation du complexe dans les conditions stœchiométriques en fonction de la

température. En effet, une affinité importante entre TC,HCl et βCD se traduit par une

variation de pH élevée. On observe également, que le taux de déstabilisation du

complexe (ou rendement de la dissociation du complexe) s’accélère à partir d’une

température comprise entre 30 et 38°C.

CHAPITRE IV

106

IV.2.1.2. Spectroscopie 1H-RMN

La figure 1V.4 représente le spectre 1H-RMN de βCD comprenant l’affectation

des bandes spectrales. L’analyse spectrale est réalisée en se référant à la littérature5.

Le doublet centré à 5,06 ppm est attribué aux signaux des protons H-1 qui sont plus

déblindés que les autres protons de la structure saccharidique, en raison de

l’électronégativité des atomes d’oxygène en position α qui réduisent très sensiblement

la densité électronique. Le triplet centré à 3,96 ppm est attribué aux signaux des

protons H-3 alors que les deux signaux dédoublés vers 3,64 et 3,57 ppm sont affectés

aux protons H-2 et H-4, respectivement. Le signal du proton H-6 est reconnaissable à

l’intensité de la bande centré à 3,86ppm, tandis que le proton H-5 résonne vers 3,84

ppm. Cette attribution, rassemblée dans le tableau IV.1, a été confirmée à l’aide du

logiciel ACD-NMR (version 6 du 11 juin 2002 et grâce au module ACD

SpectManager).

Tableau IV.1 : Déplacements chimiques du spectre 1H-RMN de βCD.

Protons multiplicité δ(ppm)

1

2

3

4

5

6

d

dd

t

dd

/

/

5,06

3,64

3,96

3,57

3,84

3,86

Le spectre de TC,HCl est donné sur la figure IV.5 et son allure générale

confirme que le produit est hautement pur. Etant donné qu’aucun pic n’est détecté aux

environs de 8-10 ppm, zone spectrale où les protons des acides carboxyliques

résonnent généralement, il est donc permis de conclure que l’hydrolyse de l’ester n’a

CHAPITRE IV

107

pas lieu de manière détectable dans les conditions expérimentales de ce travail. Ce

résultat est en accord avec les observations déduites des expériences de pHmétrie et de

tensiomètrie exposées précédemment. Les principales attributions spectrales déduites

de l’analyse spectrale sont compilées dans le tableau IV.2. L’analyse des différents

signaux a été réalisée grâce au logiciel ACD NMR et les résultats sont comparables à

ceux publiés dans la littérature134

. En effet, les protons du cycle benzénique 2, 6, 3 et 5

résonnent sous forme de doublets aux environs de 7,81 ppm, 7,76 ppm, 6,69 ppm et

6,64 ppm respectivement. Evidemment, ceux se trouvant du coté de la fonction ester( 2

et 6) d’acide sont plus déblindés que ceux se trouvant du coté de la fonction amine du

fait du pouvoir attracteur de la fonction carboxyle. Les protons 8 et 9, se trouvant

encastrés entre deux pôles électro-attracteurs (oxygène et azote quaternaire), résonnent

sous forme de deux triplets moins déblindés que ceux portés par le cycle benzénique.

De plus, étant donné que l’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome

d’azote quaternaire les protons 8 sont les plus déblindés et apparaissent à 4,53ppm

alors que les protons 9 sont observables à 3,45ppm. Toutefois, ces derniers sont plus

déblindés que ceux des deux groupements méthyliques équivalents, liés à l’atome

d’azote quaternaire, qui sont reconnaissables à l’intensité de leur pic singulier à

2,90ppm. Les protons 1’ de la chaine butylique liés à l’atome d’azote résonnent sous

forme d’un triplet à 3,09ppm suivi par deux multiplets à 1,28 et 1,51 ppm représentant

les signaux des protons en positions 3’ et 2’, respectivement. Finalement, le triplet à

0,83 ppm est attribuable aux protons du méthyle se trouvant en bout de la chaine n-

butylique.

134

L.Van Santvlier, K. Caljon, L. Pieters. and A. Ludwig, J. Inten. Pharm., 1998, 171, 147

CHAPITRE VI

108

Figure IV.4 : Spectre 1H-RMN de βCD dans D2O (1mM).

CHAPITRE VI

109

10 9 8 7 6 5 4 3 2 1

0,00

0,25

0,50

0,75

1,00

4'

ppm

2,6 3,58 9

1'

N-methyl

2'3'

Eau

Figure IV.5 : Spectre 1H-RMN de TC,HCl (1mM) .

CHAPITRE VI

110

Tableau IV. 2 : Déplacements chimiques du spectre 1H-RMN de TC,HCl.

Protons multiplicité δ(ppm)

2-6

3-5

8

9

N-methyl

1’

2’

3’

4’

d

d

t

t

s

t

m

m

t

7,81 -7,76

6,69-6,64

4,53

3,54

2,90

3,09

1,51

1,28

0,83

La mise en évidence de l’inclusion de TC,HCl dans βCD repose directement sur

l’observation des variations des δ des différents protons de chacune des molécules de

départ considérées à l’état isolé puis dans le mélange130,

69

. Toutefois, ces variations

pouvant être faibles, il est nécessaire au préalable de comparer les spectres de TC,HCl

dans l’eau, obtenus à différentes concentrations, afin de cerner l’amplitude des

variations attribuables à l’effet de concentration. A cet effet, la gamme de

concentration choisie (0,1 à 1 mM) comprend la concentration TC,HCl (0,5 mM) dans

le mélange équimolaire avec βCD soumis à l’analyse 1H.RMN. Les spectres obtenus

sont reproduits sur la figure IV.6. Il apparait à partir de cette analyse que pour ce

domaine de concentrations approprié il n’y a pas de variation détectable de δ pour les

différents protons, et que le seul changement observable se situe au niveau de

l’intensité des bandes.

CHAPITRE VI

111

8 6 4 2 0

8 6 4 2 0

8 6 4 2 0

a

b

c

Figure IV.6 : Spectre 1H-RMN de TC,HCl dans D2O à différentes concentrations :

a (1mM) ; b (0,5mM) ; c (0,1mM).

CHAPITRE VI

112

5,0 4,5 4,0 3,5

mélange CD et TC,HCl

ppm

4

2 CD

35

6

1

1

2

4

3 5

Figure IV.7: Spectres 1H-RMN de βCD isolée et du mélange équimolaire (0,5mM/0,5mM) βCD et TC,HCl dans D2O (1mM).

CHAPITRE VI

113

Les spectres 1H-RMN de βCD, dans l’eau pure (1mM) et en présence de

TC,HCl, dans des proportions équimolaires (0,5mM/0,5mM), sont visibles sur la

figure IV.7. L’analyse de ces spectres a permis de relever des variations de δ de l’ordre

de 0,06 ppm pour le proton 6 et respectivement 0,09 et 0,06 ppm pour les protons 3 et

5, tous deux situés à l’intérieur de la cavité de βCD (voir chapitre I), ainsi qu’une

variation plus faible de 0,01 ppm pour les autres protons.

L’analyse comparative des spectres 1H-RMN de TC,HCl dans l’eau pure et en

présence de βCD présentée sur la figure IV.8 montre une variation de δ de 0,03 ppm

au niveau du groupement N-méthyl, ainsi que des protons 3 et 5. Une variation plus

faible de 0,01 ppm est relevée pour les autres protons. Ces valeurs sont comparables à

celles trouvées par Van Santvliet et al. 134

pour un mélange équimolaire de TC,HCl

avec HPβCD.

Les résultats obtenus indiquent fortement que la complexation a bien eu lieu et

que l’extrémité portant la fonction dimethylaminoethyl est la plus concernée par

l’inclusion car les protons la constituant sont les plus perturbés mis à part H3 et H5 du

cycle benzénique. Cette conclusion est inattendue et intéressante du fait que la

présence de la charge positive sur l’atome d’azote du groupement dimethylaminoethyl

a pour effet de le rendre plus solvatable donc moins hydrophobe et du coup devrait

abaisser sa candidature pour être la partie encapsulable. Par conséquent, il semble que

l’inclusion au sein de la βCD n’est pas régie exclusivement par l’hydrophobicité de la

molécule invitée mais que d’autres paramètres y contribuent, hypothèse qui sera

renforcée comme cela apparaitra ultérieurement.

Par ailleurs, les faibles variations de δ observées à partir des figures IV.7 et IV.8

(la plus élevée étant égale à 0,09) constituent un argument en faveur de l’hypothèse

que le complexe d’inclusion formé possède une constante d’association faible5. En

effet, l’éventuelle présence d’interactions importantes permettant de stabiliser

fortement le complexe devrait probablement entrainer une perturbation plus

conséquente de l’environnement électronique des principaux protons mis en jeu, et par

conséquent des variations plus marqués des δ associés.

CHAPITRE VI

114

7.0 4 3 2 1 0

TC,HCl

3 5

N-methyl

9 1'2' 3'

4'

3 5

9

mélange CD et TC,HCl

6,5

Figure IV.8 : Spectre 1H RMN de TC,HCl isolée et du mélange équimolaire (0,5mM/0,5mM) βCD et TC,HCl dans D2O(1mM),

le domaine [4-6,5 ppm] à été volontairement omis pour faire apparaitre au mieux la variation des δ.

.

CHAPITRE VI

115

IV.2.1.3. Spectrométrie de masse électro- spray

Sur le spectre de masse de l’échantillon contenant TC ,HCl et βCD dans des

proportions équimolaires (1mM/1mM), apparaissant sur la Figure IV.9, plusieurs pics

de différentes intensités sont observables, en particulier les plus intenses correspondent

à des rapports m/z de 176, 265 et 1399. Le premier correspond à un ion formé suite à

la fragmentation de TCH+ et dont 4 structures chimiques possibles sont représentées

sur la figure IV.10; tandis que le deuxième, le plus intense, est associé à l’ion TCH+

qui est donc l’espèce prédominante. Les structures sur cette figure ont été obtenues au

moyen d’une simulation à l’aide du logiciel ACD-NMR , et représentent donc des

structures hypothétiques parfaitement compatibles avec les données expérimentales.

Enfin, le troisième pic signe la présence du complexe 1:1 de βCD avec la tétracaine

ionisée (βCD/TCH+). La présence de ce dernier pic démontre clairement que le

complexe se forme dans les conditions opératoires. D’autres pics moins intenses

existent comme en particulier ceux à 1154 et 1722. Le premier cité est attribuable à

l’adduit formé par une molécule de βCD et l’ion Na+, et le second correspond à

l’adduit mettant en jeu un complexe de type 1:2 (βCD / (TCH+)2) et un ion Na

+ plus un

ion K+ qui proviennent généralement de la verrerie de stockage des solvants. La

présence d’une faible proportion (~11%) de complexe 1 :2, le rapport des intensités

des pics correspondants étant d’environ 8/1, confirme le résultat sur la stœchiométrie

de la réaction (1 :1) obtenu par pHmétrie. Effectivement, cette dernière valeur peut

être interprétée comme une indication que 11% des molécules complexés de βCD

contiennent 2 ions TCH+

et le reste, soit 89%, n’en contiennent qu’un seul.

CHAPITRE VI

116

Figure.IV.9 : Spectre de masse du mélange aqueux équimolaire βCD et TC,HCl (1mM/1mM).

CHAPITRE VI

117

NH+

O

O

NH

CH3

CH3CH3

m/z 265

C15H25N2O2

M

O

NH

CH3

m/z 175

C11H13NO

M - C4H12NO

O

NH

CH3

m/z 175

C11H13NO

M - C4H12NO

OH+

NH

CH3

m/z 176

C11H14NO

M + H - C4H12NO

O

NH2+

CH3

m/z 176C11H14NO

M + H - C4H12NO

OH+

NH

CH3

m/z 176C11H14NO

M + H - C4H12NO

O

NH2+

CH3

m/z 176

C11H14NO

M + H - C4H12NO

-C4H12NO -C4H12NO

Figure IV. 10 : Structures chimiques hypothétiques suite à la fragmentation de l’ion

TCH+.

TCH+

CHAPITRE VI

118

IV.2.1.4. Spectrophotométrie UV-visible

De l’évolution de l’absorbance (A) en fonction de la concentration en βCD, à

T~25°C présentée sur la figure IV.11.(a) pour des mélanges aqueux ayant une

concentration en TC,HCl maintenue constante à environ 4,4.10-2

mM, on peut observer

200 250 300 350

0.0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

3.0

3.5

5

0

A

(nm)

245nm

290nm

Figure IV.11.(a) : Spectres d’absorption de mélanges aqueux de βCD et de TC,HCl à

concentration constante d'environ 4,4. 10-2

mM en TC,HCl et différentes

concentrations en βCD : (0) = 0,0mM; (1) = 0,5mM; (2)= 0,8mM;

(3) = 4,0mM ; (4) = 6,6mM ; (5) = 8,0mM

CHAPITRE VI

119

0 3 6 9

0,8

1,2

2,4

2,8

[nm]

311

225

195

A

[CD] [mM]

Figure IV.11.(b) : Variation de l’absorbance en fonction de la concentration

de βCD pour λ = 311, 225, et 195 nm

.

que les intensités des bandes positionnées à environ 195, 225 et 311 nm dépendent de

la concentration en βCD. Ce comportement révèle que la formation du complexe

βCD/TCH+135

,

113 a bien eu lieu étant donné que la concentration de TC,HCl est

maintenue constante et que βCD n’absorbe pas dans ce domaine de λ. Ces observations

permettent également de déduire que l’intensité spectrale reflète indirectement la

proportion des molécules de TC, HCl qui est concernée par l’inclusion comme on peut

le voir sur la figure IV.11 (b) qui présente les variations de A en fonction de la

concentration en βCD pour chacune des positions des bandes spectrales. Un autre

indicateur de la formation effective du complexe est la présence de points isobestiques

135

N.B. Li, S.P. Liu, H.Q. Luo, J. Analyt. Chimi Acta, 2002, 472, 89

CHAPITRE VI

120

à 245 et 290nm, prouvant l’existence d’un équilibre entre des molécules complexées

d’un coté et des molécules libres de βCD et TC,HCl de l’autre.

L’effet du pH sur le complexe est mis en évidence sur la figure IV.12 (a) qui

rassemble les courbes de variation de A en fonction de λ à différents pH, pour une

solution équimolaire de βCD et TC,HCl (4,4.10-2

mM/4,4.10-2

mM). L’évolution des

spectres indique que la formation du complexe est affectée par le pH du milieu. En

effet, l’intensité de chaque bande diminue avec l’augmentation de l’acidité du milieu

(comme illustré sur la figure IV.12(b)) et donc lorsque le pH croit la complexation

200 220 240 260 280 300 320 340

0.0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

pH

7,00

4,18

3,18

1,91

A

[nm]

Figure IV.12 (a): Spectres d’absorption pour un mélange aqueux équimolaire, de

βCD et TC,HCl (4,4.10-2mM/4,4.10

-2mM) à différents pH.

CHAPITRE VI

121

2 3 4 5 6 7

0,0

0,5

1,0

1,5

A

pH

Figure IV.12 (b): Variation de l’absorbance en fonction du pH pour λ=311nm.

est favorisée dans des proportions en rapport avec l’intensité du signal. Par ailleurs, il

en résulte d’après le diagramme de prédominance des espèces (figure III.12) que c’est

la forme de la tétracaine ionisée (TCH+) qui intervient principalement dans l’inclusion

lorsque pH 7,00. Ainsi, on peut en déduire que l’affinité de la cavité de βCD pour la

forme ionisée est plus élevée que pour la forme non ionisée. Ces résultats sont en

accord avec ceux déduits à partir des spectres 1H-RMN.

IV.2.1.5. Conductivimétrie

Dans cette section, la mise en évidence du complexe formé va être présentée

aussi bien pour βCD que pour son homologue modifiée HPβCD dont la structure

chimique est présentée pour rappel sur le schéma de la figure IV.13. Avant de procéder

aux mesures concernant le mélange βCD et TC,HCl, il est nécessaire de déterminer

les conductivités ioniques limites de la tétracaine à différentes températures.

CHAPITRE VI

122

Figure IV.13 : Structure chimique de :

- βCD avec R= H ;

- HPβCD avec R= CH2CH(OH)CH3 .

La figure IV.14 rassemble les courbes de variation de la conductivité (κ) de

solutions aqueuses de TC,HCl en fonction de la concentration à différentes

températures s'étalant de 15 à 40°C.

Un ajustement non linéaire des données expérimentales de la figure IV.14 à

l’équation (II.72) multipliée par C (κ= Λ. 𝐶) permet la détermination des valeurs de

λ0TCH

+ pour chaque température de l’expérience. Les détails de la procédure sont présentés

en annexe. L’incertitude sur les résultats rassemblés sur le tableau IV.3 est estimée à

moins de 0,4%. Les valeurs de λ0Cl

- à différentes températures, présentées dans le même

tableau, sont disponibles dans la littérature 136

avec une précision supérieure à 0,2%.

136

R.A. Robinson and R.H. Stokes, Electrolyte Solutions, Butterworth, London, 1965.

CHAPITRE VI

123

0,0 0,5 1,0 1,5 2,0

0

50

100

150

200

250

300

T [°C]

15

20

25

30

40

K [S

.cm

-1]

[TC,HCl] [mM]

Figure IV.14: Variation de la conductivité de solutions aqueuses de TC,HCl en fonction de

la concentration à différentes températures.

Tableau IV.3 : Conductivités molaires ioniques à dilution infinie de TCH+et de Cl

-

à différentes températures.

T

(°C)

λ 0

TC H+

(Scm2.mol

-1)

λ 0

Cl – 136

(Scm2.mol

-1)

15

20,5 61,4

20 23,0 68,9

25 24,6 76,4

30 29,0 84,2

40 36,7 100,4

CHAPITRE VI

124

La figure IV.15 montre les variations de κ pour des solutions à une concentration

de TC,HCl constante d'environ 1mM, en fonction de la concentration en βCD à

différentes températures. Des courbes de variation d’allure semblable ont été obtenues

dans les mêmes conditions opératoires pour le mélange HPβCD et TC,HCl et sont

présentées sur la figure IV.16. La formation des complexes d'inclusion aussi bien avec

βCD qu’avec HPβCD peut être plus facilement appréhendée sur la représentation de la

figure IV.17 sur laquelle les variations de κ pour les deux systèmes à une seule

température (25°C) sont regroupées. En effet, la décroissance de κ qui accompagne

l’ajout de la CD (aussi bien βCD que HPβCD) montre que l’inclusion de TCH+dans la

cavité de la CD a bien lieu car la vitesse limite et donc la mobilité du cation associé à la

CD est plus faible que celle qu’il possède à l’état libre.

0 1 2 3 4 5

7,5

9,0

10,5

12,0

13,5

T[°C]

15

20

25

30

40

K [S

.cm

-1]

[CD] [mM]

Figure IV.15 : Variation de la conductivité pour des solutions à une concentration de

TC,HCl constante d'environ 1mM, en fonction de la concentration en βCD,

à différentes températures.

CHAPITRE VI

125

0 1 2 3 4 5

7

8

9

10

11

12

13

T[°C]

15

20

25

30

40

K [S

.cm

-1]

[HPCD] [mM]

Figure IV.16 : Variation de la conductivité pour des solutions à une concentration de TC,HCl

constante d'environ 1mM, en fonction de la concentration en HPβCD, à

différentes températures.

La stœchiométrie du complexe d'inclusion a été estimée à partir de la

concentration en CD dans les conditions stœchiométriques de l’équilibre de

complexation qui est déterminée à partir de l’intersection des droites représentant les

ajustements linéaires des données de la figure IV.17 (voir figure insérée pour HPβCD),

la concentration initiale en principe actif étant gardée constante durant l'expérience

([TC,HCl] ~1 mM).

CHAPITRE VI

126

0 1 2 3 4 5

8.4

8.6

8.8

9.0

9.2

9.4

0 2 4

8.7

9.0

9.3

CD

HPCD

K[

S.c

m-1]

[CD] [mM]

Figure IV.17 : Variation de la conductivité pour des solutions à une concentration de TC,HCl

constante d'environ 1mM, en fonction de la concentration en CD, à 20°C. Les

droites sur la figure insérée sont des ajustements linéaires.

Pour chaque complexe d'inclusion, une valeur de 1,1 ± 0,1 (représentant la

moyenne de toutes les valeurs obtenues aux différentes températures) est déterminée

indiquant que les complexes βCD/TCH+ et HPβCD/TCH

+ sont majoritairement formés

par une association de type 1:1, en accord avec la littérature concernant une variété de

complexes de type CD/A.L 1, 59,

127, 137

. Par ailleurs, ce résultat est en accord complet

avec les conclusions déduites des expériences de pHmétrie et spectroscopie de masse.

137

E. Junquera, L. Peña and E. Aicart, J. Pharm. Sci., 1998, 87, 86.

CHAPITRE VI

127

IV.2.2. DETERMINATION DE LA CONSTANTE D’ASSOCIATION DU

COMPLEXE

L’ensemble des résultats précédents est en faveur de la formation de manière

préférentielle (>89%) d’un complexe de stœchiométrie 1:1. Pour cette raison, l’analyse

des données des différentes expériences présentée dans cette section sera basée, en

première approximation, sur l’hypothèse de la formation exclusive d’un complexe de

type 1:1.

IV.2.2.1.Spectrophotomètrie

La stœchiométrie du complexe d’inclusion étant déterminée, il est maintenant

possible de procéder à l’évaluation de la constante d’association du complexe (K11).

Pour cela, la méthode développée par Benesi et Hildebrand121

à été adoptée pour

analyser les données spectrophotometriques. Cette approche permet de déterminer

graphiquement K11 à condition que la quantité en βCD soit en excès par rapport à

celle de la molécule invitée (voir chapitre II).

Sachant que la loi de Beer-Lambert est valable dans le domaine de

concentrations sélectionnées pour chacune des espèces réactives présentes dans le

milieu (comme nous l’avons démontré précédemment) et en supposant que la loi

d’additivité des absorbances est valable, on peut écrire la relation suivante 138

:

𝐴 = 𝑇𝐶𝐻+[𝑇𝐶𝐻+]𝑙 + βCD /𝑇𝐶𝐻+[βCD/𝑇𝐶𝐻+]𝑙 (IV.1)

avec 𝑖 le coefficient d’absorption de l’espèce i et l le chemin optique. La valeur de A

est mesurée en fonction de la concentration de βCD pour le système ternaire constitué

de βCD, TC,HCl et d’eau, tout en gardant la concentration du principe actif constante.

Sous ces conditions , Benesi et Hildebrand ont établi la relation (équation (II.109 )) qui

lie 𝛥𝐴 =A-A* (A

* étant l’absorbance d’un échantillon pour lequel [βCD] = 0) à la

concentration totale en βCD:

138

Y. Dotsikas and Y.L. Loukas, J. Biochem. Biophys. Methods, 2002, 52, 121

CHAPITRE VI

128

TCH +

𝛥𝐴=

1

𝐾11 𝛥 βCD 𝑡+

1

𝛥 (IV.2)

avec

Δ = βCD /𝑇𝐶𝐻+ − 𝑇𝐶𝐻+

(IV.3)

C’est la relation (IV.2) qui permet de déterminer les valeurs de βCD /𝑇𝐶𝐻+ et de K11 en

procédant de la manière suivante.

1°/- La variation du rapport [TCH+]/ 𝛥𝐴, ou de manière équivalente

[TC,HCl]/ 𝛥𝐴 , en fonction de la concentration totale en βCD est représentée sur la

figure IV.18. Les données proviennent des spectres d’absorption UV (pour des

mélanges de différentes concentrations en βCD) de la figure IV.11, correspondant à la

valeur de =311 nm pour laquelle la variation de A, et par conséquent de 𝛥𝐴, est

maximale.

2°/- L’ajustement linéaire des données de la figure IV.18 selon la relation

( IV.2), apparaissant sur la même figure, est nommée courbe de Benesi. Elle permet de

déduire les valeurs de 𝛥 et K11.

3°/- La valeur de βCD /𝑇𝐶𝐻+ est déduite de l’équation (IV.3), sachant que 𝑇𝐶𝐻+

a été évalué précédemment à partir de la figure III.10.

Finalement, on obtient βCD /𝑇𝐶𝐻+= 35451 M-1

cm-1

et K11=208M-1

à T=25°C,

avec une précision supérieure à 12%. La valeur de K11 indique que l’interaction

TCH+/βCD est relativement faible mais néanmoins suffisante pour assurer le transport

et la livraison du médicament au cite ciblé137

.

CHAPITRE VI

129

Figure IV.18: Courbe de Benesi de la complexation de TC,HCl par βCD

(pour λ= 311 nm).

Néanmoins, cette valeur de K11 ne peut être qu’approchée car la méthode de

Benesi-Hildebrand s’appuie sur l’hypothèse que la concentration de la molécule

invitée est négligeable devant celle de βCD, en excès dans le mélange. En fait, il est

possible de déterminer K11 sans contraintes en utilisant un ajustement non linéaire des

données expérimentales et en adoptant la méthode dite de Job ou des variations

continues138

. Cette dernière méthode quoique simple, nécessite cependant des

variations importantes de A, ce qui n’est pas le cas pour le complexe étudié. Dans la

section suivante, une procédure, plus rigoureuse est développée permettant d’aboutir à

des résultats plus précis.

CHAPITRE VI

130

IV.2.2.2. Conductivimétrie

Cette technique ayant engendré des données expérimentales de très grande

précision, permet d’aboutir à une meilleure estimation de K11 à l’aide de la méthode

de régression non linéaire, basée sur l’algorithme de Marquardt et Newton–

Raphson décrite au chapitre II. En outre, l’effet de la température peut facilement être

exploré par l’intermédiaire de cette technique. C’est ce qui va être décrit dans cette

section.

Tableau IV.4 : Conductivité ionique à dilution infinie du complexe, et constante

d'association pour βCD et HPβCD à différentes températures.

T

[°C]

K 11 [M-1]

λ 0

CD/TCH + [Scm

2.mol

-1]

β CD HP β CD β CD HP β CD

15 293 205 11,7 11,1

20 260 177 11,4 12,7

25 225 138 11,3 14,0

30 180 108 13,8 13,3

40 111 73 17,9 18,5

Les constantes d’équilibre K11 des complexes TCH+/βCD et TCH

+/HPβCD sont

déterminées respectivement à partir des figures IV.15 et IV.16. Les détails de la

procédure sont présentés en annexe. Pour résumer, les données expérimentales de κ

en fonction de la concentration en βCD (ou HPβCD) sont ajustées à la relation

(II.110), afin d’accéder aux valeurs des paramètres d’ajustement, en l’occurrence

CHAPITRE VI

131

𝜆TCH +/CD0 𝑒𝑡 𝐾11 139. Les résultats obtenus à différentes températures sont

rassemblés dans le tableau IV4. Les incertitudes sur λ

0TCH

+/ CD

et 𝐾11

sont estimées à

moins de 0,9 et 8%, respectivement.

Les valeurs de K11 aux différentes températures, regroupées sur le tableau

IV.4, traduisent une affinité modérée de TC,HCl aussi bien pour βCD que pour

HPβCD, ce qui est favorable d'un point de vue pharmacologique137,138

.

Effectivement, une affinité élevée entre le principe actif et la CD se traduit par

une livraison difficile du premier à l'organisme, alors que dans le cas d’une

association très faible, il n'y a pas de différence significative entre

l'administration du médicament seul ou complexé49

. La comparaison des valeurs

de K11 à 25°C déduites à partir, d’une part, du traitement de Benesi-Hildbrand

des données expérimentales spectrophotométriques (section précédente), et

d’autre part, de la méthode de régression non linéaire des mesures de

conductivité, amène à noter le bon accord entre les deux, dans la limite de la

précision de la méthode la plus rigoureuse (~8%). Ainsi, la méthode de Benesi-

Hildbrand, malgré ses contraintes et limitations, a engendré des résultats

parfaitement acceptables avec l’avantage d’une mise en œuvre simple et plus

facilement accessible. Néanmoins, cette observation ne devrait être valable que si

l’échange est rapide car dans ce cas la variation de la propriété mesurée du

système est faible.

La figure IV.19 présente les variations de λ0

TCH+, λ

0Cl

-,

λ0TCH

+/βCD et

λ0TCH

+/HPβCD avec la température. Il apparait que ces variations sont linéaires et

que les valeurs λ0

TCH+

/βCD et λ0

TCH+

/ HPβCD sont inferieures à celles de λ0

TCH+ (autour

de 40 à 50%) quelque soit la température. Ce résultat peut être directement lié à la

baisse de mobilité des cations TCH+ piégés par l’association avec les molécules

de CD, en accord avec le comportement de κ avec la concentration de CD déduit

de l’analyse des figures IV.15 et IV.16. Par ailleurs, la différence entre les

valeurs de λ0

TCH+

/β CD et λ0

TCH+

/HPBCD est faible, quelque soit la température, ce qui

indique que les mobilités des deux complexes sont très proches. Ainsi, il

semblerait que la substitution d'un atome d'hydrogène par un groupe

139

T. Fergoug, E.Junquera and E.Aicart, J. Inclu. Phenom. Macroc. Chem., 2003, 47, 65.

CHAPITRE VI

132

hydroxypropylique sur le C6 d’une molécule de βCD n’entraine pas de

modification détectable de la mobilité de l’ion TCH+ à l’état lié.

280 285 290 295 300 305 310 315 320

0

20

40

60

80

100

120

°Cl

-

°TCH

+

°TCH

+/HPBCD

°TCH

+/CD

° i [

Scm

2.m

ol-1

]

T[°K]

Figure IV.19: Variations des conductivités ioniques à dilution infinie de différents

cations en fonction de la température. Les droites sont des ajustements

linéaires.

IV.2.3 ANALYSE THERMODYNAMIQUE

Cette analyse se base exclusivement sur les résultats obtenus par

conductivimétrie en raison de considérations liées à la précision des mesures.

CHAPITRE VI

133

Effectivement, le dispositif expérimental décrit précédemment permet d’atteindre

un niveau de précision suffisant.

Une dépendance inverse de K11 avec la température peut être notée à partir

du tableau IV.4. Ces données permettent d’effectuer l’analyse de Van’t Hoff

basée sur l’expression de l’énergie libre de la réaction de complexation:

R lnK11 = [∆H0+ (T – T

0) ∆Cp

0]/T + ∆Cp

0 ln[(T / T

0) ∆S

0]

(IV.4)

T0 = 298,15 °K étant la température de référence. Les résultats pour les processus

d’association de TCH+avec βCD et HPβCD, permettent de tracer ce qui est

habituellement nommé courbes de Van’t Hoff (figure IV.20), c'est-à-dire RlnK11

en fonction de T-1

. Un comportement linéaire de ces données indique que ∆H0

et ∆S0

sont indépendants de T et donc que ∆Cp0 ~ 0 , Cp

0 étant la capacité thermique molaire

standard ( à P constant). ∆H0 et ∆S

0 peuvent alors être déterminés à partir de la pente et

de l’ordonnée à l’origine, respectivement, de l’ajustement linéaire des données

expérimentales. Généralement, l'analyse de Van't Hoff suppose que ∆Cp0 est

négligeable, mais ce n’est pas toujours vrai pour ce genre de réaction140, 141

.

Toutefois, cette hypothèse permet d’appréhender au moins qualitativement le

caractère enthalpique ou entropique du processus.

Par contre, un comportement non linéaire indique que le processus

d’association se fait avec ∆C0

P 0. Alors dans ce cas, ∆H0, ∆S

0 et ∆Cp

0 peuvent être

déterminés à partir d’un ajustement non linéaire des données expérimentales. Le

tableau IV.5 regroupe les résultats obtenus pour les différents paramètres

thermodynamiques de la réaction d’association de TCH+ avec chacune des CD, selon

chacune des deux méthodes. Il apparait que pour HPβCD, les deux types d’ajustement

donnent des résultats identiques aux erreurs expérimentales prés, et donc dans ce

cas ∆C0

P est négligeable. Ce n’est pas le cas pour βCD pour laquelle seul

l’ajustement non linéaire doit être retenu.

140

S.J. Gill, S.F. Dec, G. Olofsson and I. Wadso, J. Phys. Chem., 1985, 89, 3758. 141

D.A. Stauffer, R.E. Barrans, and D.A. Dougherty, J. Org. Chem., 1990, 55, 2762.

CHAPITRE VI

134

3,15 3,20 3,25 3,30 3,35 3,40 3,45 3,50

35

40

45

50

CD

HPCD

R ln

K1

1 [

kJ.m

ol-1

]

T-1[ 10

-3K

-1]

Figure IV.20 : Courbes de van't Hoff de l’association de TCH+ avec chacune des CD.

Les courbes (trais plein) et les droites (tirés) représentent respectivement

des ajustements non linéaires et linéaires des données.

Tableau IV.5 : Valeurs des paramètres thermodynamiques liés à l’inclusion de TC,HCl

par CD selon l’analyse de Van’t Hoff (linéaire et non linéaire).

CD

Ajustement

∆H0

[kJ.mol-1

]

∆S0

[J.mol-1

.K-1

]

∆C0

P

[J.mol-1

.K-1

]

βCD linéaire -29 ± 3 -54 ± 10 /

Non-linéaire -26 ± 2 -44 ± 4 -1350 ± 90

HPβCD

linéaire -31 ± 2 -65 ± 5 /

Non -linéaire -31 ± 2 -64 ± 6 -300 ± 100

CHAPITRE VI

135

La valeur négative de ∆C0

P pour βCD apparaissant sur le tableau IV.5 est très

proche de valeurs généralement trouvée lors de l’inclusion de solutés apolaires dans les

CD 142,143

. Cette valeur est en particulier typique des processus de reconnaissance et

d’association biologiques mettant en jeu des liaisons hydrogène ou des groupements

polaires 142,

144

. La différence constatée dans les valeurs de ∆C0

P pour βCD et HPβCD

est due probablement à la substitution des groupements OH de la molécule de

βCD par des groupements hydroxypropyles dans la molécule de HPβCD qui

défavorise la formation de liaisons hydrogène avec l’eau environnante. Par

ailleurs, on notera l’erreur relativement importante sur ∆C0

P pour HPβCD,

suggérant qu’une étude complémentaire, avec éventuellement un intervalle de

température entre 2 mesures plus étroit, serait intéressante en perspective.

L'analyse de Van't Hoff indique par ailleurs d’après les résultats portés sur

le tableau IV.5 que l’encapsulation de l’espèce TCH+ par βCD, ou bien par

HPβCD, se déroule avec une contribution enthalpique favorable (∆H0

< 0) et un

terme entropique défavorable (∆S0< 0). Des observations de la même nature sont

souvent relevées pour les mécanismes exothermiques lors de l’inclusion de petites

molécules invitées dans des cavités apolaires en milieu aqueux comme les CD140,

141. Ce comportement thermodynamique est généralement associé à une

combinaison de facteurs, principalement l’effet hydrophobe (∆H0

~ 0 ; ∆S0

> 0), les

forces de van der Waals (∆H0

< 0 ; ∆S0 < 0 ) et une réorganisation du solvant

mettant en jeu les forces de solvatation et les liaisons hydrogène. Etant donné que

∆S0 et ∆H

0 sont tous les deux négatifs pour nos 2 complexes, il est possible d’en

déduire que les interactions hydrophobes ne sont pas prépondérantes. Dans la limite de

la précision avec laquelle ces paramètres sont obtenus, on voit que le terme

enthalpique varie peu pour l’association de TCH+ avec chacune des deux CD. Il

apparait donc que la contribution des différentes interactions de van der Waals et

de l’effet hydrophobe est comparable dans les deux mécanismes d’inclusion. Par

contre, le terme entropique est plus défavorable dans le cas de HPβCD. Cela peut

142

M.V. Rekharsky, R.N. Goldberg, F.P. Schwarz, Y.D. Tewari, P.D. Ross, Y. Yamashoji, and Y. Inoue, J. Am. Chem. Soc.,

1995, 117, 8830. 143

J.C.Harrison, M.R.Eftink, J. Biopolymers, 1982, 21, 1153 144

T.Hahashi, T.Miyahara, N.Koide, Y.Kato, H.Masuda, H.Ogoshi, J. of Am. Chem. Soc., 1997, 119, 7281.

CHAPITRE VI

136

être justifié par la contribution due à une réorganisation de l’eau environnante

plus importante dans ce dernier cas. Ce serait donc cet effet qui favoriserait de

manière prédominante la plus grande affinité de TCH+ pour βCD par rapport à

HPβCD. Cet effet pourrait trouver une explication si on considère que dans le cas

de la complexation avec HPβCD (possédant une enveloppe plus hydrophobe que

celle de βCD, donc moins susceptible de créer des liaisons hydrogène ou polaires

avec l’eau), les molécules d’eau se réorganisent de manière à régénérer les

liaisons hydrogène brisées, produisant une baisse plus importante de l’entropie.

137

Conclusion Générale

La problématique abordée concerne la vectorisation d’une molécule anesthésiante

au niveau local (TC,HCl) par une molécule hôte (ßCD) et son dérivé synthétique

(HPßCD) sous forme de complexes d’inclusion. Les résultats de cette étude convergent

pour indiquer que la vectorisation de TC,HCl par une de ces CD, en vue d’un usage

pharmaceutique, satisfait potentiellement à tous les critères de performance; des

essais in vivo étendus à différents sites d’action devraient en confirmer la

faisabilité et l’efficacité.

Bien que βCD d’origine naturelle soit relativement moins soluble (18,5g/l)

que HPβCD (450g/l), elle reste performante. En effet, son affinité pour TC,HCl est

supérieure à celle de HPßCD pour cet A.L. Par ailleurs, l’instabilité du complexe

βCD/TC,HCl observée en milieu acide n’est pas contraignante étant donné qu’en

pratique pour son conditionnement et mode d’administration le médicament est

rarement en contact avec un milieu acide, par contre cet aspect favorise la

délivrance du principe actif dans des sites acides.

Les complexes d'inclusion constitués par βCD (ou HPßCD) et TC,HCl se forment

avec une contribution enthalpique favorable et un terme entropique défavorable , effet

plus marqué pour l'association moléculaire mettant en jeu HPβCD. Ce comportement

thermodynamique indique que l’effet hydrophobe n’est pas prépondérant,

soulignant ainsi le rôle important des autres forces telles que celles de van der

Waals, de solvatation et les liaisons hydrogène. Un des aspects les plus intéressants

car inattendu des résultats de cette étude est que c’est le pôle chargé de la molécule

de TC,HCl qui semble être le plus directement affecté par l’inclusion, comme le

montre les résultats de RMN et ceux concernant l’effe t du pH par

spectrophotométrie U.V. En effet, la plupart des processus de formation de

complexes d’inclusion des CD sont régis principalement par des interactions

hydrophobes qui favorisent plutôt l’encapsulation du groupement le plus

hydrophobe de la molécule invitée. Afin d’élucider complètement le mécanisme et

138

la nature exacte des forces impliquées dans cette inclusion, une étude par des

méthodes adéquates de simulations numériques serait d’un apport certain.

En perspective, une prochaine étape concernerait l’analyse des données de

conductivité (par les méthodes décrites) en tenant compte de la formation

simultanée des complexes 1:1 et 1:2 afin de déterminer les constantes d’équilibre

relatives à chacun des équilibres de complexation. A cet effet, des mesures

expérimentales complémentaires devraient être effectuées sur des domaines de

concentrations et de températures plus étendus.

139

Annexe

140

A-Processus itératif pour la détermination de 𝝀 𝐓𝐂𝐇+𝟎

d’une solution de TC,HCl

I - Equations

Loi d’additivité de Kohlrausch de la conductivité :

κ = λTCH+ [TCH+] + λCl- [Cl-] = (λTCH+ + λCl-) [ TC,HCl] (1)

Théorie de Debye –Hückel- Onsager : conductivité ionique de chaque

espèce chargée(λi) est liée à la valeur correspondante à dilution infinie ( 𝜆𝑖0

) :

- λi = λi0 −

B1λ i0+B2 I

12

1 + Bai I12

(2)

avec

ai (Å) = 216 zi 1/2/ λi0 (3)

II - Constantes (pour une température donnée T)

Valeur de λ0Cl :

à partir du tableau IV.3

Valeur de aCl− d’après l’équation (3)

Paramètres de Debye –Hückel- Onsager

B = 2e2𝒩A

0kB T (4)

B1 =z2F3

3π𝒩A ε02RT

0,5

1+ 0,5 (5)

B2 =2z F3

6 𝒩A

2

εRT (6)

141

Tableau.A.1

T

[°C]

𝐵1

[M-1/2

]

𝐵2

[Ω-1

cm2 l

1/2mol

-3/2]

𝐵

[Ǻ-1

M-1/2

]

aCl−

[Å]

15

0, 2261 47,18 0, 3273 3,5

20 0, 2280 53,73 0, 3282 3,1

25 0, 2300 60,65 0, 3291 2,8

30 0, 2321 67,91 0, 3301 2,5

40 0, 2366 83,46 0, 3323 2,1

III- Paramètre d’ajustement : λ0TCH+

IV- Paramètres calculés:

Pour une concentration donnée de TC,HCl : I = [ TC,HCl]

1)- aTCH+ équation (3)

2)- λCl- équation (2)

3)- λTCH+ équation (2)

4)- κ théo = (λTCH+ + λCl-) [TCH+] équation (1)

142

V- TEST : calcul de 𝜒2

𝜒2 = (𝜅exp − 𝜅théo ) 2 ≤ =10-6

VI- Résultats

Tableau A.2

T

[°C]

λ 0

TC H+

[Scm2.mol

-1]

aTCH+

[Å]

15

20,5 10,5

20 23,0 9,4

25 24,6 8,7

30 29,0 7,4

40 36,7 5,8

143

B-Processus itératif pour la détermination de la

constante de complexation K11

I – Equations

Application de l’équation (II.110) aux mesures de conductivité

𝛥𝜅

𝑇𝐶𝐻+ 𝑡=

𝛥𝜆𝐾11 𝐶𝐷

1+𝐾11 𝐶𝐷 (7)

𝛥𝜅 = 𝜅 − 𝜅∗ (8)

𝜅 et 𝜅∗expriment respectivement, la conductivité en présence et en absence de la CD

𝛥𝜆 = 𝜆CD /TCH + − 𝜆TCH + (9)

Equilibre de complexation (équation II. 96) :

CD = solution de l’équation (II.111)

CD = − K11 TCH +

t−K11 CD t +1 + K11 TCH + t−K11 CD t +1 +4K11 CD t

2

2K11 (10)

II - Constantes (pour une température donnée T et I= [ TC,HCl] )

Valeurs de λ0Cl

- et λ

0TAC

+ : tableau IV.3

Valeur de aCl− : tableau A1

Valeur de a𝑇𝐶𝐻+ : tableau A2

Valeur de 𝐵 d’après l’équation (4)

Valeur de 𝐵1 d’après l’équation (5) Tableau A1

144

Valeur de 𝐵2 d’après l’équation (6)

Valeur de λCl- d’après l’équation (2)

Valeur de λTCH+ d’après l’équation (2)

Tableau.A. 3

T

[°C]

λ TC H

+

[Scm2.mol

-1]

𝜆 Cl−

[Scm2.mol

-1]

15

19,0 59,5

20 21,3 66,7

25 22,6 73,9

30 26,8 81,5

40 33,9 97,0

III- Paramètres d’ajustement :

λ0

CD/TCH+

𝐾11

VI. Paramètres calculés (pour une concentration donnée de CD)

1)- aCD/TCH+ équation (3)

2)- λCD/TCH+ équation (2)

3)- 𝛥𝜆 équation (9)

4)-[CD] équation (10)

Tableau A3

145

5)- 𝛥𝜅 théo équation (7)

V. TEST : calcul de 𝜒2

𝜒2 = (𝛥𝜅exp − 𝛥𝜅théo ) 2 ≤ =10-6

IV. Résultats

Tableau A. 4

T

[°C]

K 11 [M-1]

λ 0

CD/TCH + [Scm

2.mol

-1]

β CD HP β CD β CD HP β CD

15 293 205 11,7 11,1

20 260 177 11,4 12,7

25 225 138 11,3 14,0

30 180 108 13,8 13,3

40 111 73 17,9 18,5

146

Liste des figures

Figure I.1 : Schéma d’une cellule nerveuse ....................................................……………….. 10

Figure I.2

Figure I.3

Figure I.4

Figure I.5

Figure I.6

Figure I.7

Figure I.8

Figure I.9

Figure I.10

Figure I.11

Figure II.1

Figure II.2

Figure II.3

: Propagation du potentiel d’action (ou influx nerveux) le long d’un segment de la

fibre nerveuse ........................................................................................................

: Action d’un AL sur les canaux sodiques. B est la forme basique de l’AL...........

: Anesthésiques locaux : structures chimiques générales……….............…………

: Relation entre le pKa d’un AL et la prévalence en forme non ionisée en

fonction du pH …………………………………………………….………….......

: Représentation schématique des différentes parties d’une molécule tensioactive..

: Représentation schématique des trois états dans lesquels un surfactant peut se

trouver dans l’eau : adsorbé en surface, solubilisé et micellisé ici sous forme

sphérique) en accord avec les équilibres (a) et (b).................................................

: Allure typique d’un diagramme de phases partiel d’un surfactant ionique dans

l’eau ( Sh : solide hydraté ; m : solution moléculaire ; M : solution micellaire)..

: Structures des cyclodextrines natives…………………………….......................

: Structures tridimensionnelles des CD naturelles (α, β et γCD de gauche àdroite),

avec de haut en bas: une vue de la face des hydroxyles secondaires (grand

côté),une vue latérale et, une vue de la face des hydroxyles primaires (petit

côté) ......

: Structure moléculaire de la carboxyméthyl-β-cyclodextrine……….....................

: Représentation de l’atmosphère ionique autour d’une charge centrale par la

longueur de Debye (D) ………………………………………………….........….

: Représentation schématique de l’évolution de la conductivité en fonction de la

concentration selon l’état d’agrégation d’un tensioactif ionique. Les pentes des

droites avant et après la CMC sont notées S1 et S2, respectivement ......................

: Courbes d'absorption typiques de mélanges de 2 composés en équilibre

chimique à une concentration totale constante ......................................................

10

12

14

16

19

20

21

27

29

31

48

58

63

147

Figure II.4

Figure II.5

Figure II.6

Figure III.1

Figure III.2

Figure III.3

Figure III.4

Figure III.5

Figure III.6

Figure III.7

Figure III.8

Figure III.9

Figure III.10

Figure III.11

Figure III.12

Figure IV.1

Figure IV.2

: Schéma de principe du processus ESI……….........……………………..............

: Tracé typique de la tension superficielle en fonction du logarithme de la

concentration en surfactant ……………………………………………..............

: Illustration de l’influence de la vitesse d’échange sur la forme des raies et sur

les valeurs des déplacements chimiques des signaux obtenus en RMN..............

: Variation de la tension superficielle de TC,HCl en fonction de la concentration à

25°C. Les droites sont des ajustements linéaires ………................................…...

: Détermination par conductivimètrie de TK et Tf de TC,HCl à l’aide d’ajustements

linéaires à une concentration de 400Mm……………...........................................

: Variations thermiques de la conductivité normalisée pour différentes

concentrations en TC,HCl…………………………………….....…………….....

: Variations de la conductivité en fonction de la concentration de TC,HCl à

différentes températures. Les droites sont des ajustements linéaires……............

: Variation thermique de la conductivité pour TC,HCl à C= 2Mm…….........…….

: Courbe de calibration : variation de la conductivité de TC,HCl en fonction de la

concentration dans le domaine C<CMC à T=8°C………………...............……..

:Variation thermique des solubilités monomérique, micellaire et totale de TC,HC ..

: Diagramme de phases partiel de TC,HCl dans l’eau…..........……………………

: Spectre d’absorption de TC,HCl à différentes concentrations à 25°C…........…..

: Variation de l’absorbance en fonction de la concentration de TC,HCl pour les

pics d’absorbance………………………………………………...........…………

: Variation du pH en fonction de la concentration en TC,HCl. La courbe est un

ajustement non linéaire (équation III.7). …………………………...................…

: Diagramme de répartition des espèces de la tétracaine……….........…………….

: Schéma fonctionnel de l'équipement pour la mesure de la conductivité dans

les mélanges liquides:(1) conductivimètre, (2,3) électrode de verre combinée,

(4) cellule de mesure thermostatée, (5) couvercle, (6) agitateur, (7) burette

numérique thermostatée, (8) bain thermostaté, (9) microordinateur...............

: Variation du pH normalisé en fonction de la concentration en βCD pour des

mélanges aqueux à une concentration constante en TC,HCl d’environ 1mM à

38°C, les droites sont des ajustements linéaires…………………............………...

66

67

69

79

80

82

83

85

86

87

89

91

92

95

96

100

103

148

FigureIV.3.a

FigureIV.3b

Figure IV.4

Figure IV.5

Figure IV.6

Figure IV.7

Figure IV.8

Figure IV.9

FigureIV.10

FigureIV.11a

FigureIV.11b

FigureIV.12a

FigureIV.12b

Figure IV.13

Figure IV.14

Figure IV.15

Figure IV.16

: Variation du pH normalisé en fonction de [βCD] pour des mélanges aqueux à

une concentration constante de TC,HCl d'environ 1mM, à différentes

températures…………………………………………………………………......

: Effet de la température sur la valeur du pH normalisé correspondant à la

formation du complexe 1 :1 dans les conditions stœchiométriques……..............

: Spectre 1H-RMN de la βCD dans D2O (1mM)……………………………........

: Spectre 1H-RMN de la TC,HCl dans D2O (1mM)…………………...................

:Spectre 1H-RMN de la TC,HCl dans D2O à différentes concentrations a (1mM) ;

b (0,5mM) ; c (0,1mM)……………......................................................................

: Spectres1H-RMN de la βCD isolée et dans le mélange équimolaire βCD/TC,HCl

dans D2O…........……………………………………………………

: Spectre 1H RMN de TC,HCl isolée et dans le mélange équimolaire βCD/TC,HCl

dans D2O. Le domaine [4-6 ppm] à été volontairement omis pour montrer au

mieux la variation des δ………………………………..........................................

: Spectre de masse du mélange aqueux équimolaire βCD et TC,HCl(1mM/1mM).....

: Structures chimiques proposées suite à la fragmentation de l’ion TCH+….........

: Spectres d’absorption de mélanges aqueux de βCD et de TC,HCl à concentration

constante d'environ 4,4. 10-2

mM en TC,HCl et différentes concentrations en

βCD : (0) = 0M; (1) = 0,5mM; (2)= 0,8mM; (3) = 4mM ;(5) =6,6mM ;(5) =8mM........

: Variation de l’absorbance en fonction de la concentration en βCD pour =311,

225 et 195nm………………………………………………………….................

: Spectres de l’absorbance en fonction de la longueur d’onde pour une solution

équimolaire, βCD/TC,HCl (4,4.10-2Mm/4,4.10-2Mm) à différents pH. ..................

: Variation de l’absorbance en fonction du pH pour la longueur d’onde =311nm...

: Structure chimique de : βCD avec R= H ; HPβCD avec R= CH2CH(OH)CH3 ...

: Variation de la conductivité spécifique de solutions aqueuses de TC,HCl en

fonction de la concentration à différentes températures .......................................

: Variation de la conductivité spécifique pour des solutions, à une concentration de

TC,HCl constante d'environ 1mM, en fonction de la concentration en βCD, à

différentes températures………………… …….......................................................

: Variation de la conductivité spécifique pour des solutions, à une concentration de

TC,HCl constante d'environ 1mM, en fonction de la concentration en HPβCD, à

différentes températures.........................................................................................

104

105

108

109

111

112

114

116

117

118

119

120

121

122

123

124

125

149

Figure IV.17

Figure IV.18

Figure IV.19

Figure IV.20

: Variation de la conductivité pour des solutions à une concentration de TC,HCl

constante d'environ 1mM, en fonction de la concentration en CD, à 20°C. Les

droites sur la figure insérée sont des ajustements linéaires ...................................

: Courbe de Benesi de la complexation de TC,HCl par βCD (pour λ= 311nm).......

: Variations des conductivités molaires ioniques à dilution infinie de

différents cations en fonction de la température. Les droites sont des

ajustements linéaires ..................................................................................

: Courbes de van't Hoff de l’association de TCH+ avec chacune des CD. Les

courbes (trais plein) et les droites (tirés) représentent respectivement des

ajustements non linéaires et linéaires des données…………..........

126

129

132

134

150

Liste des tableaux

TableauI.1

Tableau I.2

Tableau III.1

Tableau III.2

Tableau IV.1

Tableau IV.2

Tableau IV.3

Tableau IV.4

Tableau IV.5

: Propriétés physicochimiques de quelques anesthésiques locaux………….

: Propriétés physico-chimiques des cyclodextrines………………………….

: Valeurs de la CMC de TC, HCl en fonction de la température……………...

: Variation thermique de la solubilité de TC,HCl pour C > CMC……………

: Déplacements chimiques du spectre 1H-RMN de βCD …………………..

: Déplacements chimiques du spectre 1H-RMN de TC,HCl……………….

: Conductivités molaires ioniques à dilution infinie de TCH+

et de Cl- à

différentes températures…………………………………………………..

: Conductivités molaires ioniques à dilution infinie du complexe, et

constantes d'association pour βCD et HPβCD à différentes températures....

: Paramètres thermodynamiques liés à l’inclusion de TC,HCl

par CD selon l’analyse de Van’t Hoff (linéaire et nonlinéaire) ...............

17

29

84

84

106

110

123

130

134

151

Liste des symboles

Remarque : Le même symbole peut avoir 2 ou plusieurs significations mais apparaissant dans

des contextes complètement différents et indépendants, il n’y a pas de confusion possible.

j : densité de courant total.

E : champ électrique

: niveau énergétique

𝑢𝑖 : mobilité électrique de l’espèce i

𝑢𝑒 : mobilité éléctrophorétique de l’atmosphère ionique

𝑢𝑒𝑓𝑓 : mobilité apparente de l’ion

0u : mobilité ionique électrochimique

: vitesse limite

a : rayon de l’ion central

𝑎𝑖 : activité de l’espèce i

: conductivité

: constante d'écrantage ou de blindage

: conductance

: coefficient d’absorption molaire

: constante diélectrique du milieu

0 : permittivité du vide

: tension superficielle

: rapport gyromagnétique en RMN

γmin : tension superficielle minimale à la micellisation

: viscosité

𝛬 : conductivité équivalente

: conductivité molaire dans le cas d’un électrolyte 1:1

𝛬𝑖0 : conductivité équivalente limite de l’espèce i

1, 2 : constantes dépendant des conditions limites du potentiel électrique (équation :

II.35).

𝐵 0 : champ magnétique extérieur

152

𝑌𝑖 : fraction molaire de l’espèce i

Ф : potentiel électrostatique

𝛷𝑎𝑡𝑚 : potentiel électrostatique créé par l’atmosphère ionique

𝐴𝑖′ : terme correctif de Debye-Huckel-Onsager dans l’expression de Λ pour l’espèce i

𝑘𝑣 𝑖 : constante de vitesse de la réaction dans le sens i

𝜐𝑖 : fréquence de résonance de l’espèce i

λi0 : conductivité ionique à dilution infinie de l’espèce i

𝜆𝑖 : conductivité ionique de l’espèce i

∆E : champ de relaxation

∆H0

: variation d’enthalpie standard

∆S0

: variation d’entropie standard

∆ν 1/2 : largeur d’une bande spectrale à mi-hauteur

µ : potentiel chimique

A : absorbance (ou densité optique)

: constante électrochimique (équation. II.48)

B : constante électrochimique (équation. II. 56)

𝐵1 : constante électrochimique (équation. II. 74)

𝐵2 : constante électrochimique (équation. II. 75)

𝐶𝑖 : concentration molaire de l’espèce i

n : concentration moléculaire

: nombre d’agrégation micellaire

ni : population des charges i loin de l’ion central

C0 : concentration molaire dans les conditions standards

CMC : concentration micellaire critique

Cp0 : capacité thermique molaire standard.

Csat : concentration en tensioactif à la saturation de la surface

D : longueur de Debye ou épaisseur de l’atmosphère ionique

e : charge élémentaire

F : constante de Faraday

h : constante de Planck

I : force ionique

I0 : intensité de la lumière incidente

It : intensité de la lumière transmise

153

Ki : constantes de l’équilibre i

kB : constante de Boltzmann

Kcell : constante de cellule de l’électrode

l : longueur

𝒩𝐴 : nombre d’Avogadro

P : propriété physique

R : constante des gaz parfait

Si : pentes d’une droite i

T : température

Tf : température de fusion du dernier cristal hydraté

TK : température de Krafft

Tt : température du point de trouble

TMS : tetramethylsilane

𝑊 : travail

zi : valence de l’ion i

𝛿 : déplacement chimique

τ : temps de relaxation

𝛾 : coefficient d’activité

𝜌 : densité de charge dans le milieu

Résumé

La problématique abordée concerne la vectorisation d’une molécule

anesthésiante au niveau local (TC,HCl) par une molécule hôte (ßCD) et son dérivé

synthétique (HPßCD) sous forme de complexes d’inclusion. Les résultats de cette

étude convergent pour indiquer que la vectorisation de TC,HCl par une de ces

CD, en vue d’un usage pharmaceutique, satisfait potentiellement à tous les

critères de performance. Bien que βCD d’origine naturelle soit relativement

moins soluble (18,5g/l) que HPβCD (450g/l), elle reste performante. En effet,

son affinité pour TC,HCl est supérieure à celle de HPßCD pour cet A.L. Les

complexes d'inclusion constitués par βCD (ou HPßCD) et TC,HCl se forment avec

une contribution enthalpique favorable et un terme entropique défavorable, effet

plus marqué pour l'association moléculaire mettant en jeu HPβCD. Ce

comportement thermodynamique indique que l’effet hydrophobe n’est pas

prépondérant, soulignant ainsi le rôle important des autres forces telles que

celles de van der Waals, de solvatation et les liaisons hydrogène. Un des aspects

les plus intéressants car inattendu des résultats de cette étude est que c’est le

pôle chargé de la molécule de TC,HCl qui semble être le plus directement

affecté par l’inclusion, comme le montre les résultats de RMN .

Mots clé : tétracaine, Cyclodextrine, complexe, vectorisation, diagramme de phase,

comportement thermodynamique, pH-métrie, conductivimétrie, UV-visible, RMN ,