Înainte ca electrozii să fie utilizați pentru prima dată, trebuie să fie calibrați. Pentru aceasta, există soluții speciale de calibrare care sunt tamponate la valori specifice de pH. Tamponarea funcționează în așa fel încât pătrunderea unei cantități mici de apă atunci când electrodul este scufundat să nu interfereze cu calibrarea. Punctul de calibrare este de a regla eroarea electrodului asociată fabricării și utilizării la valori specifice. Procedând astfel, ar trebui luate în considerare două erori: abaterea punctului zero și „panta” erorii.

Ambele erori duc la o eroare comună de măsurare. Prin urmare, trebuie punctate două puncte, astfel încât ambele erori de măsurare să poată fi corectate.

Eroare punct zero. Figura de mai sus prezintă curba de măsurare și curba de referință. În acest exemplu, curba de măsurare se abate evident de la curba de referință la pH 7, adică la punctul neutru, reparăm o eroare evidentă de punct zero, care trebuie eliminată. Electrozii sunt introduși mai întâi în soluția de calibrare a pH-ului 7. Este important ca cel puțin membrana de sticlă și diafragma să fie scufundate în soluție. În exemplul nostru, valoarea măsurată se află peste valoarea cerută, prin urmare, deviază de la valoarea nominală. Valoarea măsurată este ajustată la valoarea corectă pe un potențiometru cu rezistență variabilă. În acest caz, întreaga curbă de măsurare este deplasată în paralel de eroarea punctului zero, astfel încât să treacă exact prin punctul neutru. Astfel, dispozitivul de măsurare este punct zero și gata de utilizare.

Pentru calibrarea electrozilor pH, este necesar mai întâi un punct zero.

Eroare de pantă. După calibrarea punctului zero, obținem situația descrisă în figura alăturată. Zero este determinat cu precizie, dar valoarea măsurată are încă o eroare semnificativă, deoarece punctul de pantă nu a fost încă determinat. O soluție de calibrare este acum selectată cu o valoare a pH-ului diferită de 7. În majoritatea cazurilor soluțiile tampon sunt utilizate în domeniul pH-ului de la 4 la 9. Electrodul este scufundat în a doua soluție tampon și deviația pantei de la valoarea nominală (standard) este determinată cu ajutorul unui potențiometru. Și abia acum curba de măsurare coincide cu curba necesară; dispozitivul este calibrat.

Dacă punctul zero este setat, al doilea trebuie setat. magnitudine relativă - abruptitate

Influența temperaturii. Modificările valorilor pH-ului sunt influențate de temperatura apei. Cu toate acestea, nu este clar dacă compensarea temperaturii este necesară în instrumentele noastre de măsurare. Tabelul alăturat arată dependența de temperatură a valorilor pH-ului, cu instrumentul calibrat la 20 ° C. Trebuie remarcat faptul că pentru temperaturile și valorile pH-ului care ne interesează, eroarea de măsurare datorată abaterilor de temperatură este limitată la a doua zecimală. Prin urmare, această eroare de măsurare nu are nicio importanță practică pentru acvaristi și nu este necesară compensarea temperaturii. Împreună cu abaterile de natură pur măsuratoare bazate pe diferite tensiuni ale electrozilor, ar trebui să se țină cont de abaterile de temperatură ale soluțiilor calibrate, care sunt date în tabelul de lângă acesta.

Vedem aici că aceste abateri sunt relativ mici și nu depășesc ± 2%.

Abaterea valorilor măsurate ale pH-ului în funcție de temperatură

Valoarea pH-ului
	4	5	6	7	8	9
0 ° C	3,78	4,85	5,93	7,00	8,07	9,15
5 ° C	3,84	4,89	5,95	7,00	8,05	9,11
10 ° C	3,89	4,93	5,96	7,00	8,04	9,07
15 ° C	3,95	4,97	5,98	7,00	8,02	9,03
20 ° C	4,00	5,00	6,00	7,00	8,00	9,00
25 ° C	4,05	5,03	6,02	7,00	7,98	8,97
30 ° C	4,10	5,07	6,03	7,00	7,97	8,93
35 ° C	4,15	5,10	6,05	7,00	7,95	8,90

Dependența de temperatură de soluțiile tampon

Temperatura ° С	Valoarea pH-ului	Deviere%	Valoarea pH-ului	Deviere%	Valoarea pH-ului	Deviere%
5	4,01	0,25	7,07	1,00	9,39	1,84
10	4,00	0,00	7,05	0,71	9,33	1,19
15	4,00	0,00	7,03	0,43	9,27	0,54
20	4,00	0,00	7,00	0,00	9,22	0,00
25	4,01	0,25	7,00	0,00	9,18	-0,43
30	4,01	0,25	6,97	-0,43	9,14	-0,87
35	4,02	0,50	6,96	-0,57	9,10	-1,30

Control. Pentru control, se recomandă să scufundați din nou electrozii în soluția tampon la pH 7 și să verificați dacă valorile converg. Dacă valoarea pH-ului electrodului este în concordanță cu contorul, acesta poate fi utilizat pentru măsurarea probelor de apă. Dacă există reclamații personale cu privire la acuratețe, calibrarea trebuie repetată într-un interval de timp specificat. Ca recomandare, puteți sugera de la una până la două săptămâni. La calibrarea electrozilor de pH, trebuie acordată atenție și vitezei cu care valoarea pH-ului instrumentului se apropie de valoarea pH-ului din soluția tampon.

Obiectivele studierii subiectului:
- rezultatele subiectului: studiul conceptelor de „disociere electrolitică”, „grad de disociere electrolitică”, „electrolit”, dezvoltarea cunoștințelor despre indicele hidrogenului, dezvoltarea abilităților de lucru cu substanțe pe baza respectării regulilor de siguranță;
- rezultate metasubiect: formarea abilităților în efectuarea unui experiment folosind echipamente digitale (obținerea datelor experimentale), prelucrarea și prezentarea rezultatelor;
- rezultate personale: formarea abilităților în efectuarea cercetărilor educaționale pe baza unui experiment de laborator.

Fezabilitatea utilizării proiectului „pH și temperatură”
1. Lucrările la proiect contribuie la formarea interesului în studiul unui subiect teoretic dificil pentru o anumită vârstă (13-14 ani) „Teoria disocierii electrolitice”. În acest caz, prin determinarea pH-ului, elevii stabilesc relația dintre gradul de disociere a acidului și temperatura soluției. Lucrul cu soluție de sodă este propedeutic în clasa a VIII-a și vă permite să reveniți la rezultatele proiectului în clasa a IX-a (activități extracurriculare), clasa a XI-a (curs general) în studiul hidrolizei sărate.
2. Disponibilitatea reactivilor (acid citric, bicarbonat de sodiu) și a echipamentelor (în absența senzorilor digitali de pH, puteți utiliza hârtie indicatoare) pentru cercetare.
3. Fiabilitatea tehnicii experimentale asigură un curs de lucru lin, garantat împotriva întreruperilor și eșecurilor metodologice.
4. Siguranța experimentului.

Secțiunea instrumentală
Echipament:
1) senzor digital de pH sau pH-metru de laborator, hârtie de turnesol sau alt indicator de aciditate;
2) termometru pentru alcool (de la 0 la 50 0С) sau senzor digital de temperatură;
3) acid citric (1 linguriță);
4) bicarbonat de sodiu (1 linguriță);
5) apă distilată (300 ml);
6) un recipient pentru o baie de apă (oală sau vas din aluminiu sau email), soluțiile pot fi răcite cu un curent de apă rece sau zăpadă și încălzite cu apă fierbinte;
7) pahare cu capac de împământare cu o capacitate de 50-100 ml (3 buc.).

Lecția numărul 1. Formularea problemei
Planul lecției:
1. Discutarea conceptelor „disociere electrolitică”, „grad de disociere electrolitică”, „electrolit”.
2. Enunțarea problemei. Planificarea unui experiment instrumental.

Conținutul activității
Activitatea profesorului
1. Organizează o discuție asupra conceptelor de „disociere electrolitică”, „grad de disociere electrolitică”, „electrolit”. Întrebări:
- Ce sunt electroliții?
- Care este gradul de disociere electrolitică?
- Care este forma de scriere a ecuației pentru disocierea electroliților puternici (de exemplu, acid sulfuric, sulfat de aluminiu) și slabi (de exemplu, acid acetic)?
- Cum afectează concentrația soluției gradul de disociere?
Răspunsul poate fi discutat folosind exemplul soluțiilor diluate și concentrate de acid acetic. Dacă este posibil să se determine conductivitatea, este posibil să se demonstreze conductivitatea diferită a esenței de oțet și a oțetului de masă.

Percepți informații noi pe tema Dezvoltarea ideilor despre gradul de disociere, care se formează în lecțiile de chimie Cognitive

Evaluați completitudinea înțelegerii subiectului Abilitatea de a analiza înțelegerea problemei Regulatorii

Activitatea profesorului
2. Organizează planificarea și pregătirea experimentului instrumental:
- cunoașterea informațiilor proiectului „pH și temperatură”;
- discutarea scopului proiectului, ipoteză;
- organizarea grupurilor de lucru (trei grupuri);
- pregătirea echipamentului

Acțiuni întreprinse Modalități formabile de activități Activități ale elevilor
Percepția informațiilor despre regulile de siguranță atunci când lucrați cu acizi (acid citric) Dezvoltarea conceptului de necesitate de a respecta regulile de siguranță Cognitive
Clarificați ceea ce rămâne neclar Abilitatea de a formula o întrebare pe un subiect Comunicativ
Evaluați completitudinea înțelegerii metodologiei de lucru la proiect Abilitatea de a analiza înțelegerea problemei de reglementare

Lecția numărul 2. Experimentarea
Planul lecției:
1. Pregătirea senzorilor digitali de pH și temperatură pentru funcționare.
2. Efectuarea unui studiu al dependenței pH-ului de temperatură:
Primul grup: măsurarea pH-ului soluției de acid citric la 10 ° C, 25 ° C, 40 ° C;
Al doilea grup: măsurarea pH-ului unei soluții de bicarbonat de sodiu la 10 0C, 25 0C, 40 0C;
Al treilea grup: măsurarea pH-ului apei distilate la 10 0C, 25 0C, 40 0C.
3. Analiza primară a rezultatelor obținute. Completarea chestionarelor proiectului GlobalLab.

Activitatea profesorului
1. Organizează locuri de muncă pentru fiecare grup de studenți:
- explică modul de răcire a soluțiilor, apoi încălzirea treptată și măsurarea temperaturii și pH-ului;
- răspunde la întrebările elevilor

Acțiuni întreprinse Modalități formabile de activități Activități ale elevilor
Percepți informații conform metodei de lucru Dezvoltarea ideilor despre activitatea senzorilor digitali Cognitive
Clarificați ceea ce rămâne neclar Abilitatea de a formula o întrebare pe un subiect Comunicativ
Evaluați completitudinea înțelegerii lucrărilor la proiect Abilitatea de a analiza înțelegerea problemei de reglementare

Activitatea profesorului
2. Organizează munca elevilor în grupuri. Profesorul monitorizează progresul muncii în grupuri, răspunde la posibile întrebări din partea elevilor, monitorizează completarea tabelului cu rezultatele cercetării pe tablă

Acțiuni întreprinse Modalități formabile de activități Activități ale elevilor
1. Conectați senzorii digitali la computer.
2. Pregătiți soluții:
Prima grupă - acid citric;
Grupul 2 - bicarbonat de sodiu;
Al treilea grup - apă distilată.
3. Răciți soluțiile și măsurați pH-ul la 10 ° C.
4. Încălziți treptat soluțiile și măsurați pH-ul la 25 ° C și 40 ° C.
5. Rezultatele măsurătorilor sunt introduse într-un tabel general, care este desenat pe tablă (convenabil pentru discuție) Formarea abilităților în cercetarea instrumentală Cognitive
Lucrul în grupuri Colaborarea învățării în grupuri Comunicativ
Lucrați la o problemă comună, evaluând ritmul și integralitatea muncii depuse Abilitatea de a analiza acțiunile lor și de a le corecta pe baza lucrului comun al întregii clase

Activitatea profesorului
3. Organizează analiza primară a rezultatelor cercetării. Organizează activitatea studenților pentru a completa chestionarele proiectului GlobalLab „pH și temperatură”

Acțiuni întreprinse Modalități formabile de activități Activități ale elevilor
Familiarizați-vă cu rezultatele muncii altor grupuri Formarea de idei despre dependența pH-ului de temperatură Cognitive
Punerea de întrebări reprezentanților altor grupuri Învățarea cooperării cu colegii de clasă. Dezvoltare vorbire orală Comunicativ
Analizați rezultatele muncii, completați chestionarul proiectului Abilitatea de a analiza acțiunile lor și de a prezenta rezultatele muncii lor Reglementare

Lecția numărul 3. Analiza și prezentarea rezultatelor
Conținutul activității
1. Prezentarea rezultatelor: performanțele elevilor.
2. Discutarea concluziilor care sunt semnificative pentru participanții la proiect utilizând senzori digitali de pH.

Activitatea profesorului
1. Organizează spectacole ale elevilor. Sprijină difuzoarele. Încheie lucrările la proiect, mulțumesc tuturor participanților

Acțiuni întreprinse Modalități formabile de activități Activități ale elevilor
Prezentați rezultatele activităților lor, ascultați discursurile colegilor de clasă Formarea ideilor despre forma de prezentare a rezultatelor proiectului Cognitive
Participați la discuțiile despre spectacole.Cooperarea educațională cu colegii de clasă. Dezvoltarea vorbirii orale Comunicativ
Analizează rezultatele muncii lor, comentează afirmațiile colegilor de clasă Abilitatea de a analiza rezultatele activităților lor și munca altor persoane Reglementare

Activitatea profesorului
2. Organizează o discuție cu privire la întrebarea prezentată în proiectul „Cum se va comporta pH-ul soluției dacă este răcit sau încălzit? De ce oamenii de știință încearcă să măsoare pH-ul la aceeași temperatură și ce concluzie ar trebui să se tragă din aceasta pentru participanții la proiectul GlobalLab? "
Organizează o discuție a rezultatelor care confirmă sau infirmă ipoteza proiectului „Când temperatura soluțiilor se schimbă, constanta de disociere a acizilor și alcalinilor dizolvați și, în consecință, a valorii pH-ului”

Acțiuni întreprinse Modalități formabile de activități Activități ale elevilor
Discutați relația dintre pH-ul soluției și temperatura Dezvoltarea ideilor despre gradul de disociere electrolitică Cognitiv
Exprimați-vă gândurile asupra ipotezei proiectului și formulați o concluzie.Colaborarea educațională cu colegii de clasă. Dezvoltarea vorbirii orale Comunicativ
Evaluarea ipotezei proiectului pe baza rezultatelor obținute Abilitatea de a evalua ipoteza pe baza rezultatelor deja obținute și de a formula o concluzie Regulator

Potențiometria este una dintre metodele de analiză electrochimică bazată pe determinarea concentrației de electroliți prin măsurarea potențialului unui electrod scufundat într-o soluție de testare.

Potențial (din lat. potentia- forță) - un concept care caracterizează câmpurile de forță fizice (electrice, magnetice, gravitaționale) și, în general, câmpul mărimilor fizice vectoriale.

Metoda de măsurare potențiometrică a concentrației ionilor într-o soluție se bazează pe măsurarea diferenței de potențial electric a doi electrozi speciali așezați în soluția de testare, iar un electrod auxiliar, în timpul măsurării, are un potențial constant.

Potenţial Eun electrod individual este determinat de ecuația Nernst (W. Nernst - fizician-chimist german, 1869 - 1941) prin potențialul său standard (normal) E 0 și activitatea ionică și +, care iau parte la procesul de electrod

E \u003d E 0 + 2,3 lg a + , (4.1)

unde E 0 - componenta diferenței de potențial interfazică, care este determinată de proprietățile electrodului și nu depinde de concentrația ionilor din soluție; R- constanta de gaz universala; n- valența ionului; T -temperatura absolută; F – numărul Faraday (M.Faraday - fizician englez al secolului al XIX-lea).

Ecuația Nernst, derivată pentru o clasă îngustă de sisteme electrochimice metal - o soluție de cationi din același metal, este valabilă în limite mult mai largi.

Metoda potențiometrică este cea mai larg utilizată pentru a determina activitatea ionilor de hidrogen, care caracterizează proprietățile acide sau alcaline ale unei soluții.

Apariția ionilor de hidrogen în soluție este cauzată de disociere (din lat. dissociatio- separarea) unei părți a moleculelor de apă care se descompun în ioni de hidrogen și hidroxil:

H 2 O↔
+
. (4.2)

Conform legii acțiunii în masă, constanta LAechilibrul reacției de disociere a apei este K=
.
/
.

Concentrația moleculelor nedisociate în apă este atât de mare (55,5 M) încât poate fi considerată constantă, prin urmare, ecuația (5.2) este simplificată:
= 55,5 =
.
Unde
- o constantă numită produsul ionic al apei,
\u003d 1,0 ∙ 10 -14 la o temperatură de 22 o C.

În timpul disocierii moleculelor de apă, ionii de hidrogen și hidroxil se formează în cantități egale, prin urmare, concentrațiile lor sunt aceleași (soluție neutră). Pe baza egalității concentrațiilor și a valorii cunoscute a produsului ionic al apei, avem

[H +] \u003d
=
= 1∙10 -7 . (4.3)

Pentru o expresie mai convenabilă a concentrației de ioni de hidrogen, chimistul Zerensen (P. Sarensen este un fizician și biochimist danez) a introdus conceptul de pH (p este litera inițială a cuvântului danez Potenz este gradul, H este simbolul chimic pentru hidrogen).

PH-ul este o valoare care caracterizează concentrația (activitatea) ionilor de hidrogen din soluții. Este numeric egal cu logaritmul zecimal al concentrației ionilor de hidrogen
luată cu semnul opus, adică

pH = - lg
. (4.4)

Soluțiile apoase pot avea un pH cuprins între 1 și 15. În soluții neutre la o temperatură de 22 ° C, pH \u003d 7, în pH acid< 7, в щелочных рН > 7.

Când temperatura soluției controlate se schimbă, potențialul de electrod al electrodului de sticlă se modifică datorită prezenței coeficientului S = 2,3∙în ecuația (4.1). Ca rezultat, diferite valori ale emf ale sistemului electrodului corespund aceleiași valori de pH la temperaturi diferite ale soluției.

Dependența emf a sistemului de electrozi de pH la temperaturi diferite este o grămadă de linii drepte (Fig. 4.1), care se intersectează la un punct. Acest punct corespunde valorii pH-ului soluției la care emf al sistemului de electrozi nu depinde de temperatură, se numește izopotențial (din grecescul  - egal, același și ... potențial) punct. Coordonatele punctului izopotențial ( E ȘI și pH I) sunt cele mai importante caracteristici ale sistemului de electrozi. Luând în considerare temperatura, caracteristica statică (4.1) ia forma

240 μmol / min

0,002 μmol

Activitatea molară indică câte molecule de substrat sunt convertite de o moleculă enzimatică în 1 minut (activitatea molară este denumită uneori „numărul de rotații”). 2.5 arată activitatea molară a unor enzime.

Tabelul 2.5. Activitatea molară a unor enzime

	L kgi vn osg.
Anhidrază carbonică C		(3-galactozidază
L5-3-ketosteroid izomeraza		Fosfoglucomutaza
Superoxid dismutază		Cicinat dehidrogenaza
Catalase		Bifuncțional
(3-amilază
Fumaraza

Așa-numita enzimă bifuncțională are cea mai mică activitate molară dintre cele cunoscute. Cu toate acestea, acest lucru nu înseamnă că rolul său fiziologic este, de asemenea, scăzut (pentru mai multe detalii despre această enzimă, vezi Fig. 9.31).

Dependența vitezei reacției enzimatice de temperatură, pH și timpul de incubație

Dependența vitezei de reacție de temperatură.Rata reacțiilor enzimatice, ca oricare alta, depinde de temperatură: pe măsură ce temperatura crește la fiecare 10 ° C, rata se dublează aproximativ (regula Van't Gough). Cu toate acestea, pentru reacțiile enzimatice, această regulă este valabilă numai în intervalul de temperatură scăzut - până la 50-60 ° С. La temperaturi mai ridicate, denaturarea enzimei este accelerată, ceea ce înseamnă o scădere a cantității acesteia; viteza de reacție scade, de asemenea, în consecință (Fig. 2.17, d). La 80-90 ° C, majoritatea enzimelor sunt denaturate aproape instantaneu. Se recomandă cuantificarea enzimelor la 25 ° C.

Dependența vitezei de reacție de pH.O modificare a pH-ului duce la o schimbare a gradului de ionizare a grupărilor ionogene din centrul activ și acest lucru afectează afinitatea substratului pentru centrul activ și mecanismul catalitic. În plus, o modificare a ionizării proteinelor (nu numai în regiunea situsului activ) determină modificări conformaționale ale moleculei enzimei. Forma în formă de clopot a curbei (Fig. 2.17, e) înseamnă că există o stare optimă de ionizare enzimatică, care asigură cea mai bună legătură cu substratul și cataliza reacției. PH-ul optim pentru majoritatea enzimelor se situează între 6 și 8. Cu toate acestea, există excepții: de exemplu, pepsina este cea mai activă la pH 2. Enzimele sunt cuantificate la pH-ul optim pentru enzima dată.

Dependența de timp a vitezei de reacție.Pe măsură ce timpul de incubație crește, viteza de reacție scade (Fig. 2.17, f). Acest lucru se poate întâmpla

datorită scăderii concentrației substratului, creșterii vitezei reacției inverse (ca urmare a acumulării produsului reacției directe), inhibării enzimei de către produsul reacției și denaturării enzimei. În studiile de cuantificare enzimatică și kinetică, se măsoară viteza inițială de reacție (viteza imediat după începerea reacției). Timpul în care rata cu o aproximare admisibilă poate fi considerată inițială este selectată experimental pentru fiecare enzimă și pentru condițiile date, pe baza graficului prezentat în Fig. 2.17, adică secțiunea de linie dreaptă a graficului, începând de la punctul zero al timpului, corespunde intervalului de timp în care rata de reacție este egală sau apropiată de rata inițială (în figură, acest interval este marcat cu o linie punctată).

INHIBITORI DE ENZIM

Inhibitorii enzimatici sunt substanțe care le reduc activitatea. Cei mai interesanți sunt inhibitorii care interacționează cu centrul activ al enzimei. Astfel de inhibitori sunt cel mai adesea analogi structurali ai substratului și, prin urmare, sunt complementari cu centrul activ al enzimei. Prin urmare, acestea suprimă activitatea unei singure enzime sau a unui grup de enzime cu o structură foarte similară a centrului activ. Există inhibitori competitivi și necompetitivi, inhibitori reversibili și ireversibili.

Acidul malonic HOO C-CH2-COOH este un analog structural al acidului succinic; prin urmare, se poate atașa la locul activ al succinat dehidrogenazei (vezi mai sus). Cu toate acestea, deshidrogenarea acidului malonic este imposibilă. Dacă amestecul de reacție conține atât acizi succinici, cât și acizi malonici, atunci au loc următoarele procese:

E + S J ± E S «2 E + P

Unele molecule enzimatice sunt ocupate de inhibitor (I) și nu participă la reacția de transformare a substratului: prin urmare, viteza de formare a produsului scade. Dacă concentrația substratului crește, proporția complexului ES crește și complexul EI scade: substratul și inhibitorul concurează pentru locul activ al enzimei. Acesta este un exemplu de inhibiție competitivă. La o concentrație de substrat suficient de mare, întreaga enzimă va fi sub forma unui complex ES, iar viteza de reacție va fi maximă, în ciuda prezenței unui inhibitor.

Unii inhibitori formează un complex nu cu o enzimă liberă, ci cu un complex enzimă-substrat:

ÎN În acest caz, o creștere a concentrației substratului nu scade efectul inhibitorului; astfel de inhibitori sunt numiți necompetitivi.

ÎN În unele cazuri, inhibitorul poate suferi transformări chimice de către o enzimă. De exemplu,acetat de n-nitrofenil este hidrolizat de enzima proteolitică chimotripsină; hidroliza are loc în două etape (Fig. 2.18).

un O2 N-
E- O- C- CH, + H, O - E- OH + HO- C- CH3 + H0O

Figura: 2.18. Hidroliza acetatului de l-nitrofenil cu chimotripsină

Mai întâi, reziduul de acetil este atașat la gruparea hidroxil a reziduului de serină în situsul activ al enzimei (reacția a), apoi apare hidroliza enzimei acetil (reacția b). Prima etapă este rapidă, iar a doua este foarte lentă, prin urmare, chiar și la concentrații scăzute de acetat de i-nitrofenil, o parte semnificativă a moleculelor enzimei se află sub formă acetilată, iar rata de hidroliză a substratului natural (peptide) scade. Astfel de inhibitori se numesc pseudosubstraturi sau substraturi slabe.

Uneori, transformarea chimică a inhibitorului în centrul activ duce la formarea unui produs intermediar care este foarte ferm, ireversibil legat de enzimă: acest fenomen se numește cataliză suicidă. De exemplu, fosfatul de 3-cloracetol inhibă ireversibil triosfosfatul izomeraza. Acest inhibitor este un analog structural al fosfatului de dioxiacetonă: este declorat și se leagă ireversibil de reziduul de acid glutamic din centrul activ al ferului.

	polițist (Fig.2.19).
				CH2 - O P O 3 H2

	C Th 2

Figura: 2.19. Inhibarea ireversibilă a triozei fosfat izomerazei

Inhibitorii pot fi nu numai analogi ai substraturilor, ci și analogi ai coenzimelor care pot lua locul unei coenzime reale, dar nu pot îndeplini funcția sa.

Interacțiunea unei enzime cu un inhibitor este adesea la fel de specifică ca interacțiunea cu un substrat sau coenzimă. Bazat pe acest lucru

utilizarea inhibitorilor pentru a suprima selectiv activitatea unei enzime într-un sistem enzimatic complex sau în organism. În special, multe substanțe medicamentoase sunt inhibitori ai anumitor enzime.

Există inhibitori care sunt mai puțin selectivi. De exemplu, n-cloromercuribenzoatul este un reactiv specific pentru grupările sulfhidril din proteine \u200b\u200b(Fig. 2.20). Prin urmare, i-cloromercuribenzoatul inhibă toate enzimele care au grupe SH implicate în cataliză.

Cys- SH + Cl- Hg-

COOH ™ Cys- S- Hg- (^ j\u003e - COOH

Figura: 2.20. Reacția l-cloromercuribenzoatului cu grupări sulfhidril de proteine

Un alt exemplu este inhibarea de către diizopropil fluorofosfat a hidrolazelor peptidice și esterazelor cu serină în situsul activ. Inhibitorul este atașat ireversibil la reziduul de serină (Fig. 2.21).

H3C - C H - C H 3

Figura: 2.21. Inhibarea enzimelor serine de către diizopropil fluorofosfat

Reziduurile de serină din afara sitului activ rămân neafectate; prin urmare, enzima însăși catalizează reacția care o distruge. Fluorofosfatul de diizopropil este un reprezentant al grupului de compuși organofosforici cu toxicitate extrem de mare. Efectul toxic se datorează tocmai inhibării enzimelor și în primul rând a acetilcolinesterazei (vezi capitolul 22).

Penicilina, unul dintre cele mai cunoscute și mai utilizate medicamente, este utilizată pentru a trata o serie de boli infecțioase. Penicilina inhibă ireversibil enzima bacteriană glicopeptidă transferază. Această enzimă este implicată în sinteza peretelui bacterian și, prin urmare, reproducerea bacteriană este imposibilă în prezența penicilinei. Glicopeptid transferaza conține un reziduu de serină în situsul activ (peptidă de serină hidrolază). În molecula de penicilină există o legătură amidică, asemănătoare ca proprietăți unei legături peptidice (Fig. 2.22). Ca urmare a clivării acestei legături, catalizată de enzimă, reziduul de penicilină este legat ireversibil de enzimă.

Inhibitorii sunt instrumente foarte eficiente pentru studierea structurii situsului activ al enzimelor și a mecanismului catalizei. Inhibitori, ireversibili

Exponent de hidrogen, pH (lat. pondus Hydrogenii - „greutatea hidrogenului”, pronunțată "Pe ash") Este o măsură a activității (în soluții foarte diluate este echivalentă cu concentrația) ionilor de hidrogen dintr-o soluție, care își exprimă cantitativ aciditatea. Egal în modul și opus în semn cu logaritmul zecimal al activității ionilor de hidrogen, care este exprimat în moli pe litru:

Istoricul pH-ului.

Concept valoarea pH-uluiintrodus de chimistul danez Sørensen în 1909. Indicatorul se numește pH (după primele litere ale cuvintelor latine potentia hydrogeni - puterea hidrogenului sau pondus hydrogeni Este greutatea hidrogenului). În chimie prin combinare pX denotă de obicei o valoare egală cu lg X, și scrisoarea H în acest caz denotați concentrația ionilor de hidrogen ( H +), sau, mai exact, activitatea termodinamică a ionilor de hidroniu.

Ecuații care leagă pH-ul și pOH.

Afișarea valorii pH-ului.

În apă pură la 25 ° C, concentrația ionilor de hidrogen ([ H +]) și ioni hidroxid ([ OH -]) sunt aceleași și egale cu 10 −7 mol / l, acest lucru rezultă în mod clar din definiția produsului ionic al apei, egal cu [ H +] · [ OH -] și este egal cu 10 −14 mol² / l² (la 25 ° C).

Dacă concentrațiile a două tipuri de ioni dintr-o soluție se dovedesc a fi aceleași, atunci se spune că soluția are o reacție neutră. Când se adaugă acid în apă, concentrația ionilor de hidrogen crește, iar concentrația ionilor de hidroxid scade, la adăugarea unei baze, dimpotrivă, conținutul de ioni de hidroxid crește, iar concentrația ionilor de hidrogen scade. Cand [ H +] > [OH -] se spune că soluția se dovedește a fi acidă și când [ OH − ] > [H +] - alcalin.

Pentru a face mai convenabilă reprezentarea, pentru a scăpa de exponentul negativ, în loc de concentrațiile ionilor de hidrogen, se folosește logaritmul lor zecimal, care este luat cu semnul opus, care este exponentul de hidrogen - pH.

Indicele de bază al soluției de pOH.

Reversul este puțin mai popular pH valoare - indicele de basicitate al soluției, pOH, care este egal cu logaritmul zecimal (negativ) al concentrației în soluția ionică OH − :

ca în orice soluție apoasă la 25 ° C, ceea ce înseamnă la această temperatură:

Valorile PH în soluții de aciditate diferită.

• Contrar credinței populare pH se poate schimba, cu excepția intervalului 0 - 14, poate depăși și aceste limite. De exemplu, la o concentrație de ioni de hidrogen [ H +] \u003d 10 −15 mol / l, pH \u003d 15, la o concentrație de ioni hidroxid de 10 mol / l pOH = −1 .

pentru că la 25 ° C (condiții standard) [ H +] [OH − ] = 10 −14 , este clar că la o astfel de temperatură pH + pOH \u003d 14.

pentru că în soluții acide [ H +]\u003e 10 −7, ceea ce înseamnă că în soluțiile acide pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH soluțiile neutre sunt egale cu 7. La temperaturi mai ridicate, constanta disocierii electrolitice a apei crește, ceea ce înseamnă că produsul ionic al apei crește, atunci neutrul va fi pH \u003d 7 (care corespunde concentrațiilor crescute simultan ca H +și OH -); cu scăderea temperaturii, dimpotrivă, neutru pH crește.

Metode de determinare a valorii pH-ului.

Există mai multe metode pentru determinarea valorii pH soluții. Valoarea pH-ului este aproximativ estimată folosind indicatori, măsurată cu precizie folosind pH-măsurați sau determinați analitic, efectuând titrarea acido-bazică.

1. Pentru o estimare aproximativă a concentrației de ioni de hidrogen, se folosește adesea indicatori acid-bazici- substanțe organice-coloranți, a căror culoare depinde de pH Miercuri. Cei mai populari indicatori: turnesol, fenolftaleină, metil portocaliu (metil portocaliu) etc. Indicatorii pot fi în 2 forme diferit colorate - fie în acid, fie în bazic. Schimbarea culorii tuturor indicatorilor are loc în intervalul lor de aciditate, adesea 1-2 unități.
2. Pentru a mări intervalul de măsurare de lucru pH aplica indicator universalcare este un amestec de mai mulți indicatori. Indicatorul universal schimbă secvențial culoarea de la roșu la galben, verde, albastru la violet atunci când trece dintr-o regiune acidă în una alcalină. Definiții pH metoda indicatorului este dificilă pentru soluțiile tulburi sau colorate.
3. Aplicarea unui dispozitiv special - pH-metru - face posibilă măsurarea pH într-o gamă mai largă și mai precisă (până la 0,01 unități pH) decât folosirea indicatorilor. Metoda de determinare ionometrică pH bazat pe măsurarea forței electromotoare a circuitului galvanic cu un milivoltmetru-ionometru, care include un electrod de sticlă, al cărui potențial depinde de concentrația ionilor H + în soluția înconjurătoare. Metoda are o precizie și comoditate ridicate, mai ales după calibrarea electrodului indicator în intervalul selectat pHcare dă la măsură pH soluții opace și colorate și, prin urmare, este adesea folosit.
4. Metoda volumetrică analitică — titrarea acid-bazică - oferă, de asemenea, rezultate precise pentru determinarea acidității soluțiilor. O soluție de concentrație cunoscută (titrant) este adăugată prin picurare la soluția care urmează să fie investigată. Când sunt amestecate, are loc o reacție chimică. Punctul de echivalență - momentul în care titrantul este exact suficient pentru finalizarea completă a reacției - este fixat folosind un indicator. După aceea, dacă se cunoaște concentrația și volumul soluției de titrant adăugate, se determină aciditatea soluției.
5. pH:

0,001 mol / L acid clorhidric la 20 ° C are pH \u003d 3, la 30 ° C pH \u003d 3,

0,001 mol / L NaOH la 20 ° C are pH \u003d 11,73, la 30 ° C pH \u003d 10,83,

Influența temperaturii asupra valorilor pH explicată prin disocierea diferită a ionilor de hidrogen (H +) și nu este o eroare experimentală. Efectul temperaturii nu poate fi compensat electronic pH-metru.

Rolul pH-ului în chimie și biologie.

Aciditatea mediului este importantă pentru majoritatea proceselor chimice, iar posibilitatea apariției sau a rezultatului unei anumite reacții depinde adesea de pH Miercuri. Pentru a menține o anumită valoare pH în sistemul de reacție, în timpul cercetărilor de laborator sau în producție, se utilizează soluții tampon, care permit menținerea unei valori aproape constante pH când se diluează sau când se adaugă la soluție cantități mici de acid sau alcali.

Exponent de hidrogen pH adesea folosit pentru a caracteriza proprietățile acido-bazice ale diferitelor medii biologice.

Pentru reacțiile biochimice, aciditatea mediului de reacție care are loc în sistemele vii are o mare importanță. Concentrația ionilor de hidrogen într-o soluție afectează adesea proprietățile fizico-chimice și activitatea biologică a proteinelor și acizilor nucleici, prin urmare, pentru funcționarea normală a organismului, menținerea homeostaziei acido-bazice este o sarcină de o importanță excepțională. Întreținere dinamică optimă pH fluidele biologice se realizează sub acțiunea sistemelor tampon ale corpului.

În corpul uman, valoarea pH-ului este diferită în diferite organe.

Unele semnificații pH.
Substanţă
Electrolit în bateriile cu plumb-acid
Suc gastric
Suc de lămâie (soluție de acid citric 5%)
Oțet alimentar
Coca Cola
suc de mere
Piele umană sănătoasă
Ploaie acidă
Bând apă
Apă pură la 25 ° C
Apa de mare
Săpun pentru mâini (grăsime)
Amoniac
Înălbitor (înălbitor)
Soluții alcaline concentrate