Перш ніж електроди будуть застосовуватися вперше, вони повинні бути відкалібровані. Для цього є спеціальні калібрувальні розчини, які буферирован на певні значення pH. Буферизація діє таким чином, що потрапляння незначної кількості води при зануренні електроду не заважає калібрування. Сенс калібрування полягає в тому, щоб похибка електрода, пов'язану з виготовленням і використанням от'юстіровать на певні значення. При цьому слід розглянути дві помилки: відхилення нульової точки і «крутизна» похибки.

Обидві похибки призводять до загальної вимірювальної помилку. Отже, повинна проводитися калібрування двох точок з тим, щоб обидві помилки вимірювання могли бути виправлені.

Похибка нульової точки. Розташований вгорі малюнок показує криву вимірювання і еталонну криву. У цьому прикладі крива вимірювання очевидно відхиляється від еталонної кривої при pH 7, тобто в нейтральній точці ми фіксуємо очевидну похибка нульової точки, яка повинна усуватися. Електроди спочатку вводяться в калібрувальний розчин з pH 7. При цьому важливо, щоб, як мінімум, були занурені в розчин скляна мембрана і діафрагма. У нашому прикладі яка вимірюється величина лежить вище необхідної, отже, відхиляється від номінальної. На потенціометрі з мінливим опором вимірюється величина юстіруется на правильне значення. При цьому вся крива вимірювань паралельно зміщується на похибка нульової точки так, щоб вона точно проходила через нейтральну точку. Таким чином, вимірювальний прилад виставляється на нульову точку і готовий до застосування.

Для калібрування pH-електродів спочатку необхідна установка нульової точки

Похибка крутизни. Після калібрування нульової точки ми отримуємо ситуацію, зображену на поруч розташованому малюнку. Нуль визначається точно, але яка вимірюється величина все ще має значну помилку, так як ще не визначено точку крутизни. Тепер вибирається калібрувальний розчин, значення pH якого відрізняється від 7. Здебільшого використовуються буферні розчини в області pH від 4 до 9. Електрод занурюється в другій буферний розчин і з використанням потенціометра знаходиться відхилення крутизни від номінального (стандартного) значення. І лише тепер крива вимірювань збігається з необхідною кривої; прилад відкалібрований.

Якщо виставлена \u200b\u200bнульова точка, повинна бути виставлена \u200b\u200bдруга відносна величина - крутизна

Вплив температури. На зміни значень pH впливає температура води. При цьому не ясно, чи необхідна компенсація температури в наших вимірювальних приладах. Розташована поруч таблиця показує залежність значень pH від температури, причому прилад відкалібрований при температурі 20 ° C. Слід зазначити, що для цікавлять нас температур і значень pH помилка вимірів через відхилення в температурі обмежена другим знаком після коми. Тому така помилка вимірювань для акваріумістів не має практичного значення і температурна компенсація не потрібно. Поряд з відхиленнями чисто вимірювального характеру на основі різної напруги на електродах, слід мати на увазі температурні відхилення каліброваних розчинів, які наводяться в розташованій поруч таблиці.

Ми бачимо тут, що ці відхилення відносно малі і складають не більше ніж ± 2%.

Відхилення виміряних значень pH в залежності від температури

значення pH
	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

Залежність температури від буферних розчинів

Температура ° С	значення pH	відхилення%	значення pH	відхилення%	значення pH	відхилення%
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

Контроль. Для контролю рекомендується ще раз занурити електроди в буферний розчин при pH 7 та проконтролювати, чи сходяться значення. Якщо значення pH електрода узгоджується з вимірювальним приладом, він може застосовуватися для вимірювань проб води. Якщо є персональні претензії до точності, калібрування повинна повторюватися в установлені терміни. В якості рекомендації можна запропонувати від однієї до двох тижнів. При калібрування pH електродів повинно також звертатися увага на те, наскільки швидко значення pH на приладі наближається до значення pH в буферному розчині.

Цілі вивчення теми:
- предметні результати: вивчення понять «електролітична дисоціація», «ступінь електролітичноїдисоціації», «електроліт», розвиток знань про водневому показнику, розвиток навичок роботи з речовинами на основі дотримання правил техніки безпеки;
- метапредметние результати: формування навичок проведення експерименту з використанням цифрового обладнання (отримання експериментальних даних), обробки та представлення отриманих результатів;
- особистісні результати: формування навичок проведення навчального дослідження на основі постановки лабораторного експерименту.

Доцільність використання проекту «рН і температура»
1. Робота над проектом сприяє формуванню інтересу до вивчення складної для даного віку (13-14 років) теоретичної теми «Теорія електролітичної дисоціації». В даному випадку, визначаючи рН, учні встановлюють залежність ступеня дисоціації кислоти і температури розчину. Робота з розчином соди носить пропедевтичний характер в 8-му класі і дозволяє повернутися до результатів проекту в 9-му класі (позаурочна діяльність), 11-му класі (загальний курс) при вивченні гідролізу солей.
2. Доступність реактивів (лимонна кислота, харчова сода) і обладнання (за відсутності цифрових датчиків рН можна скористатися індикаторним папером) для дослідження.
3. Надійність методики експерименту забезпечує безперешкодний хід роботи, гарантований від зривів і методичних невдач.
4. Безпека проведення експерименту.

інструментальний розділ
устаткування:
1) цифровий датчик pH або лабораторний pH-метр, лакмусові папірці або інший індикатор кислотності;
2) спиртової термометр (від 0 до 50 0С) або цифровий датчик температури;
3) лимонна кислота (1 чайна ложка);
4) питна сода (1 чайна ложка);
5) дистильована вода (300 мл);
6) ємність для водяній лазні (алюмінієва або емальована каструля або миска), можна охолоджувати розчини струменем холодної води або снігом, а нагрівати гарячою водою;
7) хімічні склянки з притертою кришкою ємністю 50-100 мл (3 шт.).

Заняття №1. Постановка проблеми
План заняття:
1. Обговорення понять «електролітична дисоціація», «ступінь електролітичноїдисоціації», «електроліт».
2. Постановка проблеми. Планування інструментального експерименту.

зміст діяльності
діяльність учителя
1. Організовує обговорення понять «електролітична дисоціація», «ступінь електролітичноїдисоціації», «електроліт». питання:
- Які бувають електроліти?
- Що таке ступінь електролітичноїдисоціації?
- Яка форма запису рівняння дисоціації сильних (на прикладі сірчаної кислоти, сульфату алюмінію) і слабких електролітів (на прикладі оцтової кислоти)?
- Як впливає на ступінь дисоціації концентрація розчину?
Відповідь можна обговорити на прикладі розведеного і концентрованого розчинів оцтової кислоти. При наявності можливості для визначення електропровідності можна продемонструвати різну електропровідність оцтової есенції і столового оцту

Сприймають нову інформацію по темі Розвиток уявлень про ступінь дисоціації, які сформовані на уроках хімії Пізнавальна

Оцінюють повноту розуміння теми Уміння аналізувати розуміння питання Регулятивна

діяльність учителя
2. Організовує планування і підготовку проведення інструментального експерименту:
- знайомство з інформацією проекту «рН і температура»;
- обговорення мети проекту, гіпотези;
- організація робочих груп (три групи);
- підготовка обладнання

Здійснювані дії Формовані способи діяльності Діяльність учнів
Сприймають інформацію про правила техніки безпеки при роботі з кислотами (лимонна кислота) Розвиток поняття про необхідність дотримання правил техніки безпеки Пізнавальна
Уточнюють то, що залишилося незрозумілим Уміння сформулювати питання по темі Комунікативна
Оцінюють повноту розуміння методики роботи над проектом Уміння аналізувати розуміння питання Регулятивна

Заняття №2. проведення експерименту
План заняття:
1. Підготовка до роботи цифрових датчиків рН і температури.
2. Проведення дослідження залежності рН від температури:
1-я група: вимір рН розчину лимонної кислоти при 10 0С, 25 0С, 40 0С;
2-я група: вимір рН розчину харчової соди при 10 0С, 25 0С, 40 0С;
3-тя група: вимір рН дистильованої води при 10 0С, 25 0С, 40 0С.
3. Первинний аналіз отриманих результатів. Заповнення анкет проекту GlobalLab.

діяльність учителя
1. Організовує робочі місця для кожної групи учнів:
- пояснює, як охолодити розчини, а потім поступово нагрівати їх і робити заміри температури та рН;
- відповідає на питання учнів

Здійснювані дії Формовані способи діяльності Діяльність учнів
Сприймають інформацію за методикою роботи Розвиток уявлень про роботу цифрових датчиків Пізнавальна
Уточнюють то, що залишилося незрозумілим Уміння сформулювати питання по темі Комунікативна
Оцінюють повноту розуміння роботи над проектом Уміння аналізувати розуміння питання Регулятивна

діяльність учителя
2. Організовує роботу учнів в групах. Учитель контролює хід роботи в групах, відповідає на можливі запитання учнів, слідкує за заповненням таблиці результатів дослідження на дошці

Здійснювані дії Формовані способи діяльності Діяльність учнів
1. Підключають цифрові датчики до ПК.
2. Готують розчини:
1-я група - лимонної кислоти;
2-я група - харчової соди;
3-тя група - дистильована вода.
3. Охолоджують розчини і вимірюють рН при 10 0С.
4. Поступово нагрівають розчини і вимірюють рН при 25 0С і 40 0С.
5. Результати вимірювань вносять в загальну таблицю, яка накреслена на дошці (зручно для обговорення) Формування навичок проведення інструментальних досліджень Пізнавальна
Працюють в групах Навчальне співробітництво в групах Комунікативна
Працюють над спільною проблемою, оцінюючи темп і повноту проведеної роботи Уміння аналізувати свої дії і коригувати їх на основі спільної роботи всього класу Регулятивна

діяльність учителя
3. Організовує первинний аналіз результатів дослідження. Організовує роботу учнів щодо заповнення анкет проекту GlobalLab «рН і температура»

Здійснювані дії Формовані способи діяльності Діяльність учнів
Знайомляться з результатами роботи інших груп Формування уявлень про залежність рН від температури Пізнавальна
Задають питання представникам інших груп Навчальне співробітництво з однокласниками. розвиток усного мовлення комунікативна
Аналізують результати роботи, заповнюють анкету проекту Уміння аналізувати свої дії і представляти результати своєї роботи Регулятивна

Заняття №3. Аналіз і представлення отриманих результатів
зміст діяльності
1. Представлення результатів: виступи учнів.
2. Обговорення висновків, які є значущими для учасників проектів з використанням цифрових датчиків рН.

діяльність учителя
1. Організовує виступи учнів. Підтримує виступаючих. Робить висновок по роботі над проектом, дякує всім учасникам

Здійснювані дії Формовані способи діяльності Діяльність учнів
Представляють результати своєї діяльності, слухають виступи однокласників Формування уявлень про форму представлення результатів проекту Пізнавальна
Беруть участь в обговоренні виступів Навчальне співробітництво з однокласниками. Розвиток усного мовлення Комунікативна
Аналізують результати своєї роботи, коментують висловлювання однокласників Уміння аналізувати результати своєї діяльності і роботу інших людей Регулятивна

діяльність учителя
2. Організовує обговорення питання, який представлений в проекті «Як поведе себе рН розчину, якщо його охолодити або підігріти? Чому вчені намагаються проводити вимірювання pH при одній і тій же температурі і який висновок з цього необхідно зробити учасникам проекту ГлобалЛаб? ».
Організовує обговорення результатів, що підтверджують або спростовують гіпотезу проекту «При зміні температури розчинів змінюється константа дисоціації розчинених кислот і лугів і, отже, величина рН»

Здійснювані дії Формовані способи діяльності Діяльність учнів
Обговорюють взаємозв'язок рН розчину і температури Розвиток уявлень про ступінь електролітичноїдисоціації Пізнавальна
Висловлюють свої думки з приводу гіпотези проекту і формулюють висновок Навчальне співробітництво з однокласниками. Розвиток усного мовлення Комунікативна
Оцінюють гіпотезу проекту на основі отриманих результатів Уміння оцінити гіпотезу на основі вже отриманих результатів та сформулювати висновок Регулятивна

Потенціометрія - один з електрохімічних методів аналізу, заснований на визначенні концентрації електролітів шляхом вимірювання потенціалу електрода, зануреного в досліджуваний розчин.

Потенціал (від лат. potentia- сила) - поняття, харак-теризують фізичні силові поля (електричне, магнітне, гравітаційне) і взагалі поля векторних фізичних величин.

Метод потенціометричного вимірювання концентрації-ції іонів в розчині заснований на вимірюванні різниці електричних потенціалів двох спеціальних електро-дів, поміщених в випробовуваний розчин, причому один електрод - допоміжний - в процесі вимірювання має постійний потенціал.

потенціал Еокремого електрода визначають за рівнянням Нернста (W.Nernst- німецький фізико-хімік, 1869 - 1941) через його стандартний (нормальний) потенціал Е 0 і активність іонів а +, Які беруть участь в електродному процесі

Е \u003d Е 0 + 2,3 lg a + , (4.1)

де E 0 - складова межфазной різниці потенціалів, яка визначається властивостями електроду і не залежить від концентрації іонів в розчині; R- універсальна газова постійна; n- валентність іона; Т -абсолютна температура; F – число Фарадея (M.Faraday- англійський фізик ХIХ століття).

Рівняння Нернста, виведене для вузького класу електрохімічних систем метал - розчин катіонів цього ж металу, справедливо в значно більш широких межах.

Потенциометрический метод найбільш широко застосовують для визначення активності іонів водню, що характеризує кислотні або лужні властивості розчину.

Поява водневих іонів в розчині викликано дисоціацією (від лат. dissociatio- роз'єднання) частини молекул води, що розпадаються на іони водню і гідроксилу:

H 2 O↔
+
. (4.2)

Згідно із законом діючих мас константа Дорівноваги реакції дисоціації води дорівнює K=
.
/
.

Концентрація недіссоціірованних молекул у воді настільки велика (55,5 М), що її можна вважати сталою, тому рівняння (5.2) спрощують:
= 55,5 =
.
, де
- константа, яка називається іонним добутком води,
\u003d 1,0 ∙ 10 -14 при температурі 22 о С.

При дисоціації молекул води іони водню і гідроксилу утворюються в рівних кількостях, отже, їх концентрації однакові (нейтраль-ний розчин). Виходячи з рівності концентрацій і відомої величини іонного добутку води, маємо

[Н +] \u003d
=
= 1∙10 -7 . (4.3)

Для більш зручного вираження концентрації іонів водню хімік Зеренсен (P.Sarensen- датський фізико-хімік і біохімік) ввів понятіеpH (p- початкова буква датського словаPotenz- ступінь, H- хімічний символ водню).

Водневий показник рН - величина, характери-зує концентрацію (активність) іонів водню в розчинах. Він чисельно дорівнює десятковому логарифму концентрації іонів водню
, Взятому з протилежним знаком, тобто

рН = - lg
. (4.4)

Водні розчини можуть мати рН в інтервалі від 1 до 15. У нейтральних розчинах при температурі 22 о С рН \u003d 7, в кислих рН< 7, в щелочных рН > 7.

При зміні температури контрольованого розчину електродний потенціал скляного електрода змінюється через наявність коефіцієнта S = 2,3∙в рівнянні (4.1). Внаслідок цього однією і тією ж величиною рН при різних температурах розчину відповідають різні значення ЕРС електродної системи.

Залежність ЕРС електродної системи від рН при різних температурах являє собою пучок прямих (рис. 4.1), що перетинаються в одній точці. Ця точка відповідає величині рН розчину, при якій ЕРС електродної системи не залежить від температури, її називають ізопотенціальної (від грец.  - рівний, однаковий і ... потенційна) Точкою. Координати ізопотенціальної точки ( Е І і рН І) є найважливішими характеристиками електродної системи. З урахуванням температури статична характеристика (4.1) набуде вигляду

240 мкмоль / хв

0,002 мкмоль

Молярна активність вказує, скільки молекул субстрату перетворюється од ної молекулою ферменту за I хвилину (молярна активність іноді позначають як «число оборотів»), В табл. 2.5 приведена молярна активність деяких ферментів.

Таблиця 2.5. Молярна активність деяких ферментів

	Л кги вн осгь.
Карбоангидраза З		(3-галактозидази
Л5-3-кетостероідізомераза		Фосфоглюкомутаза
супероксиддисмутаза		Cyкцінатдегідрогеназа
каталаза		біфункціональний
(3-Амілаза
фумарази

Так званий біфункціональний фермент має найбільш низьку моляр ву активність серед відомих. Однак це не означає, що його фізіологічесій кая роль теж низька (докладніше про це фермент см. Рис. 9.31).

Залежність швидкості ферментативної реакції від температури, pH і часу інкубації

Залежність швидкості реакції від температури.Швидкість ферментативних ре акцій, як і будь-яких інших, залежить від температури: при підвищенні температу ри на кожні 10 0C швидкість збільшується приблизно вдвічі (правило Вант-Гоф фа). Однак для ферментативних реакцій це правило справедливо лише в обла сті низьких температур - до 50-60 ° С. При більш високих температурах прискорюється денатурація ферменту, що означає зменшення його кількості; зі відповідально знижується і швидкість реакції (рис. 2.17, г). При 80-90 0C блешні ство ферментів денатурируется практично миттєво. Кількісне визна ня ферментів рекомендується проводити при 25 ° С.

Залежність швидкості реакції від pH.Зміна pH призводить до зради нию ступеня іонізації йоногенних груп в активному центрі, а це впливає на спорідненість субстрату до активного центру і на каталітичний механізм. Крім того, зміна іонізації білка (не тільки в області активного центру) викли кість конформаційні зміни молекули ферменту. Колоколообразная фор ма кривої (рис. 2.17, д) означає, що існує деякий оптимальний перебуваючи ня іонізації ферменту, що забезпечує найкраще поєднання з субстратом і каталіз реакції. Оптимум pH для більшості ферментів лежить в межах від 6 до 8. Однак є й винятки: наприклад, пепсин найбільш активний при pH 2. Кількісне визначення ферментів проводять при оптимальному для данно го ферменту pH.

Залежність швидкості реакції від часу.У міру збільшення часу інкубації швидкість реакції знижується (рис. 2.17, е). Це може відбуватися

внаслідок зменшення концентрації субстрату, збільшення швидкості зворотної реакції (в результаті накопичення продукту прямої реакції), блоку ферменту продуктом реакції, денатурації ферменту. При кількісному оп ределеніі ферментів і кінетичних дослідженнях вимірюють початкову ско кість реакції (швидкість безпосередньо після початку реакції). Час, в тече ние якого швидкість з допустимим наближенням можна вважати початковою, для кожного ферменту і для даних умов підбирається експериментально, на основі графіка, представленого на рис. 2.17, е. Прямолінійний ділянку графи ка, що починається від позначки нульового часу, відповідає інтервалу време ні, протягом якого швидкість реакції дорівнює початковій швидкості або близька до неї (на малюнку цей інтервал відзначений пунктирною лінією).

ІНГІБІТОРИ ФЕРМЕНТІВ

Інгібіторами ферментів називають речовини, що знижують їх активність. Най більший інтерес представляють інгібітори, які взаємодіють з активним центром ферменту. Такі інгібітори найчастіше є структурними анало гами субстрату і, отже, комплементарні активному центру ферменту. Тому вони пригнічують активність тільки одного ферменту або групи фермен тов з дуже подібним пристроєм активного центру. Розрізняють інгібітори кін конкурентні і неконкурентні, оборотні і необоротні.

Малонова кислота HOO C -CH2-COOH є структурним аналогом ян тарної кислоти, тому вона може приєднуватися до активного центру сукцинатдегідрогенази (див. Вище). Ho дегидрирование малоновой кислоти невозмож але. Якщо в реакційній суміші є одночасно і бурштинова, і малонова кислоти, то відбуваються такі процеси:

E + S J ± E S «2 E + P

Деякі молекули ферменту виявляються зайнятими інгібітором (I) і не беруть участі в реакції перетворення субстрату: отже, швидкість утворення продукту знижується. Якщо підвищувати концентрацію субстрату, то частка комплексу ES збільшується, а комплексу EI зменшується: субстрат і інгібітор конкурують за активний центр. Це приклад конкурентного гальмування. При до статочно високої концентрації субстрату весь фермент буде в формі комплексу ES і швидкість реакції буде максимальною, незважаючи на присутність інгібітора.

Деякі інгібітори утворюють комплекс не з вільним ферментом, а з фермент-субстратним комплексом:

В І тут підвищення концентрації субстрату не применшує дію ін гібітора; такі інгібітори називаються неконкурентними.

В деяких випадках інгібітор може піддаватися хімічному перетворений нию під дією ферменту. наприклад,n-нітрофенілацетат гідролізується протеолітичних ферментів химотрипсином; гідроліз відбувається в дві ста дии (рис. 2.18).

a O2 N-
E- О С CH, + Н, О - E- ОН + HO- С- CH3 + H0O

Рис. 2.18. Гідроліз л-нітрофенілацетата химотрипсином

Спочатку ацетильную залишок приєднується до гідроксильної групі залишку серину в активному центрі ферменту (реакція а), а потім відбувається гідроліз ацетил-ферменту (реакція б). Перша стадія протікає швидко, а друга - дуже повільно, тому навіть при невеликих концентраціях і-нітрофенілацетата значна частина молекул ферменту знаходиться в ацетильованій формі, і швидкість гідролізу природного субстрату (пептидів) знижується. Такі інгібі тори називають псевдосубстратамі або поганими субстратами.

Іноді хімічне перетворення інгібітора в активному центрі приводить до утворення проміжного продукту, дуже міцно, необоротно пов'язаного з ферментом: таке явище називають суїцидні катализом. Наприклад, 3-хлора- цетолфосфат необоротно інгібує тріозофосфатізомерази. Цей інгібітор є структурним аналогом діоксиацетонфосфат: він дехлорирует і нео братімо приєднується до залишку глутамінової кислоти в активному центрі фер

	мента (рис. 2.19).
				CH2 - O P O 3 H2

	C Th 2

Рис. 2.19. Необоротне інгібування тріозофосфатізомерази

Інгібіторами можуть бути не тільки аналоги субстратів, але і аналоги коферментів, здатні займати місце справжнього коферменту, але не здатні виконувати його функцію.

Взаємодія ферменту з інгібітором часто в такій же мірі специфічний але, як і взаємодія з субстратом або коферментом. На цьому засновано

застосування інгібіторів для виборчого придушення активності того чи іншого ферменту в складній ферментної системі або в організмі. Зокрема, багато лікарських речовин є інгібіторами певних ф ер ментів.

Є інгібітори, що діють менш вибірково. Наприклад, і-хлормерку- рібензоат є специфічним реагентом на сульфгідрильні групи в бел ках (рис. 2.20). Тому і-хлормеркурібензоат пригнічує ферменти, кото риє мають SH-групи, які беруть участь в каталізі.

Cys- SH + Cl- Hg-

COOH ™ Cys- S- Hg- (^ j\u003e - COOH

Рис. 2.20. Реакція л-хлормеркурібензоата з сульфгідрильними групами білків

Іншим прикладом може служити інгібування діізопропілфторфосфатом пептідгідролаз і естераз, що мають серин в активному центрі. Інгібітор необр Тімо приєднується до залишку серину (рис. 2.21).

H3C - C H - C H 3

Рис. 2.21. Інгібування діізопропілфторфосфатом серінових ферментів

Залишки серина поза активного центру при цьому залишаються непорушними; сле послідовно, фермент сам каталізує реакцію, яка губить його. Діізопропілфторфосфат - представник групи фосфорорганічних сполук, про Лада надзвичайно високою токсичністю. Токсична дія обусловле але саме пригніченням ферментів, і перш за все ацетилхолінестерази (див. Гл. 22).

Пеніцилін, одне з найвідоміших і поширених ліків, примі няется для лікування ряду інфекційних захворювань. Пеніцилін необоротно інгібує фермент бактерій глікопептид-трансферазу. Цей фермент що беруть ет в синтезі бактеріальної стінки, і тому в присутності пеніциліну размно ються бактерій неможливо. Глікопептид-трансфераза містить залишок сери на в активному центрі (серинові Пептідгідролази). У молекулі пеніциліну є амидная зв'язок, за властивостями схожа з пептидним зв'язком (рис. 2.22). В результаті розриву зв'язку з цим, що каталізує ферментом, залишок пеніциліну оказива ється необоротно пов'язаним з ферментом.

Інгібітори - дуже ефективні інструменти для дослідження будови активного центру ферментів і механізму каталізу. Інгібітори, необоротно

Водневий показник, pH (Лат. pondus Hydrogenii - «вага водню», вимовляється «Пе аш») - міра активності (в сильно розбавлених розчинах еквівалентна концентрації) іонів водню в розчині, яка кількісно виражає його кислотність. Дорівнює по модулю і протилежний за знаком десяткового логарифму активності водневих іонів, яка виражена в молях на один літр:

Історія водневого показника pH.

поняття водневого показникавведено датським хіміком Сёренсеном в 1909 році. показник називається pH (За першими літерами латинських слів potentia hydrogeni - сила водню, або pondus hydrogeni - вага водню). У хімії поєднанням pX зазвичай позначають величину, яка дорівнює lg X, А буквою H в цьому випадку позначають концентрацію іонів водню ( H +), Або, вірніше, термодинамічну активність Гидроксоній-іонів.

Рівняння, що зв'язують pH і pOH.

Висновок значення pH.

У чистій воді при 25 ° C концентрації іонів водню ([ H +]) І гідроксид-іонів ([ OH -]) виявляються однаковими і дорівнюють 10 -7 моль / л, це чітко випливає з визначення іонного добутку води, що дорівнює [ H +] · [ OH -] і дорівнює 10 -14 моль² / л² (при 25 ° C).

Якщо концентрації двох видів іонів в розчині виявляться однаковими, в такому випадку йдеться про те, що у розчину нейтральна реакція. При додаванні кислоти до води, концентрація іонів водню зростає, а концентрація гідроксид-іонів знижується, при додаванні підстави - навпаки, збільшується вміст гідроксид-іонів, а концентрація іонів водню зменшується. коли [ H +] > [OH -] говориться, що розчин виявляється кислим, а при [ OH − ] > [H +] - лужним.

Щоб було зручніше представляти, для позбавлення від негативного показника ступеня, замість концентрацій іонів водню використовують їх десятковий логарифм, який береться з протилежним знаком, що є водневим показником - pH.

Показник основності розчину pOH.

Трохи меншу популяризацію має зворотний pH величина - показник основності розчину, pOH, Яка дорівнює десятковому логарифму (негативному) концентрації в розчині іонів OH − :

як у всякому водному розчині при 25 ° C, значить, при цій температурі:

Значення pH в розчинах різної кислотності.

• Врозріз з поширеною думкою, pH може змінюватися крім інтервалу 0 - 14, також може і виходити за ці межі. Наприклад, при концентрації іонів водню [ H +] \u003d 10 -15 моль / л, pH \u003d 15, при концентрації іонів гідроксиду 10 моль / л pOH = −1 .

Оскільки при 25 ° C (стандартних умовах) [ H +] [OH − ] = 10 −14 , То ясно, що при такій температурі pH + pOH \u003d 14.

Оскільки в кислих розчинах [ H +]\u003e 10 -7, значить, у кислих розчинів pH < 7, соответственно, у щелочных растворов pH > 7 , pH нейтральних розчинів дорівнює 7. При більш високих температурах константа електролітичноїдисоціації води збільшується, значить, збільшується іонний добуток води, тоді нейтральній буде pH \u003d 7 (що відповідає одночасно зрослим концентрацій як H +, так і OH -); з пониженням температури, навпаки, нейтральна pH збільшується.

Методи визначення значення pH.

Існує кілька методів визначення значення pH розчинів. Водневий показник приблизно оцінюють за допомогою індикаторів, точно вимірювати за допомогою pHлічильник або визначати аналітичним шляхом, проводячи ацидиметрія.

1. Для грубої оцінки концентрації водневих іонів часто використовують кислотно-основні індикатори- органічні речовини-барвники, колір яких залежить від pH середовища. Найпопулярніші індикатори: лакмус, фенолфталеїн, метиловий оранжевий (метилоранж) і ін. Індикатори можуть бути в 2х по-різному забарвлених формах - або в кислотній, або в основний. Зміна кольору всіх індикаторів відбувається в своєму інтервалі кислотності, найчастіше становить 1-2 одиниці.
2. Для збільшення робочого інтервалу вимірювання pH застосовують універсальний індикатор, Який є сумішшю з кількох індикаторів. Універсальний індикатор послідовно змінює колір з червоного через жовтий, зелений, синій до фіолетового при переході з кислою області в лужну. визначення pH індикаторним способом утруднене для митних або забарвлених розчинів.
3. Застосування спеціального приладу - pHлічильник - дає можливість вимірювати pH в більш широкому діапазоні і більш точно (до 0,01 одиниці pH), Ніж за допомогою індикаторів. Іонометріческіх метод визначення pH грунтується на вимірі милливольтметром-іонометри ЕРС гальванічного ланцюга, яка включає скляний електрод, потенціал якого залежимо від концентрації іонів H + в навколишньому розчині. Спосіб має високу точність і зручністю, особливо після калібрування індикаторного електрода в обраному діапазоні рН, Що дає вимірювати pH непрозорих і кольорових розчинів і тому часто застосовується.
4. Аналітичний об'ємний метод — ацидиметрія - теж дає точні результати визначення кислотності розчинів. Розчин відомої концентрації (титрант) краплями додають до розчину, який досліджується. При їх змішуванні відбувається хімічна реакція. Точка еквівалентності - момент, коли титранту точно вистачає, для повного завершення реакції, - фіксується за допомогою індикатора. Після цього, якщо відома концентрація і обсяг доданого розчину титранту, визначається кислотність розчину.
5. pH:

0,001 моль / Л HCl при 20 ° C має pH \u003d 3, При 30 ° C pH \u003d 3,

0,001 моль / Л NaOH при 20 ° C має pH \u003d 11,73, При 30 ° C pH \u003d 10,83,

Вплив температури на значення pH пояснюють разчной дисоціацією іонів водню (H +) і не є помилкою експерименту. Температурний ефект можна компенсувати за рахунок електроніки pHлічильник.

Роль pH в хімії та біології.

Кислотність середовища має важливе значення для більшості хімічних процесів, і можливість протікання або результат тієї чи іншої реакції часто залежить від pH середовища. Для підтримки певного значення pH в реакційній системі при проведенні лабораторних досліджень або на виробництві застосовують буферні розчини, що дозволяють зберігати майже постійне значення pH при розведенні або при додаванні в розчин невеликих кількостей кислоти або лугу.

Водневий показник pH часто застосовують для характеристики кислотно-основних властивостей різних біологічних середовищ.

Для біохімічних реакцій сильне значення має кислотність реакційної середовища, що протікають в живих системах. Концентрація в розчині іонів водню часто впливає на фізико-хімічні властивості і біологічну активність білків і нуклеїнових кислот, тому для нормального функціонування організму підтримання кислотно-основного гомеостазу є завданням виняткової важливості. Динамічне підтримка оптимального pH біологічних рідин досягається під дією буферних систем організму.

У людському організмі в різних органах водневий показник виявляється різним.

деякі значення pH.
речовина
Електроліт в свинцевих акумуляторах
Шлунковий сік
Лимонний сік (5% р-р лимонної кислоти)
харчовий оцет
Кока Кола
Яблучний сік
Шкіра здорової людини
Кислотний дощ
Питна вода
Чиста вода при 25 ° C
Морська вода
Мило (жирове) для рук
Нашатирний спирт
Відбілювач (хлорне вапно)
Концентровані розчини лугів