Полипептидная цепь с определенной последовательностью остатков аминокислот характеризует первичную структуру белка вторичную структуру белка третичную структуру белка четвертичную структуру белка

первичную структуру белка

Объяснение:

Потенциометрический метод анализа
Потенциометрические методы анализа основаны на измерении электродвижущих сил (ЭДС):

E=E1-E2

где E - электродвижущая сила (ЭДС);
E1 и E2 - потенциалы электродов исследуемой цепи.

Потенциал электрода E связан с активностью и концентрацией веществ, участвующих в электродном процессе, уравнением Нернста: (1)

где E0 - стандартный потенциал редокс-системы;
R - универсальная газовая постоянная, равная 8,312 Дж/(моль К);
T - абсолютная температура, К;
F - постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль;
n - число электронов, принимающих участие в электродной реакции;
aox, ared - активности соответственно окисленной и восстановленной форм редокс-системы;
[ox], [red] - их молярные концентрации;
Гox, Гred - коэффициенты активности.

E=E0 при aox = ared = 1, причем имеется в виду гипотетический стандартный 1 М раствор, в котором коэффициент активности каждого растворенного вещества равен 1, а чистые вещества находятся в наиболее устойчивом физическом состоянии при данной температуре и нормальном атмосферном давлении.

Подставляя T=298,15 и числовые значения констант в уравнение, получаем для 25 °C (2)

Однако потенциал отдельного электрода экспериментально определить невозможно. Относительные значения электродного потенциала находят, комбинируя данный электрод со стандартным водородным электродом, который является общепринятым международным стандартом. Потенциал водородного электрода принят равным нулю при всех температурах, поэтому потенциал данного электрода - это, в сущности, ЭДС элемента, состоящего из данного и стандартного водородного электрода.

Конструктивно стандартный водородный электрод представляет собой платинированную платиновую пластинку, омываемую газообразным водородом при давлении 1,013.105 Па (1 атм) и погруженную в раствор кислоты с активностью ионов H+, равной единице. При работе водородного электрода протекает реакция

H2(г) = 2H+ + 2e-

В практической работе вместо хрупкого и нередко капризного водородного электрода применяют специальные, более удобные в работе стабильные электроды сравнения, потенциал которых по отношению к стандартному водородному электроду точно известен.

Уравнение (2) можно переписать (3)

где

Величину E0' называют формальным потенциалом. Как видно, формальный потенциал характеризует систему, в которой концентрации (а не активности) всех участников равны 1,0 моль/л. Формальный потенциал включает в себя коэффициенты активности, т.е. зависит от ионной силы раствора. Если коэффициент активности равен 1, то E0'=E0, т.е. формальный потенциал совпадает со стандартным. Точность такого приближения для многих расчетов оказывается достаточной.

Природа возникновения потенциала различна. Можно выделить следующие три основные классы потенциалов, которые не исчерпывают, конечно, всего многообразия. Это:
Электродные потенциалы.
Редокс-потенциалы.
Мембранные потенциалы.

Хотя по термином "электродный потенциал" нередко имеют в виду любой потенциал, независимо от механизма его возникновения, в более узком понимании - это потенциал непосредственно связанный с материалом электрода. Например, цинковый электрод:

Zn2+ + 2e- = Zn

Активность свободного металла принимается равной единице. Электродные потенциалы отличаются от редокс-потенциалов, для которых материал электрода не имеет значения, так как они химически инертны по отношению ко всем веществам в растворе, и от мембранных, для которых разность потенциалов на мембране измеряется с пары других (в принципе, возможно, одинаковых) электродов.

Потенциометрические методы анализа известны с конца века, когда Нернст вывел (1889) известное уравнение (1), а Беренд сообщил (1883) о первом потенциометрическом титровании. Интенсивное развитие потенциометрии в последние годы связано, главным образом, с появлением разнообразных типов ионоселективных электродов, позволяющих проводить прямые определения концентрации многих ионов в растворе, и успехами в конструировании и массовом выпуске приборов для потенциометрических измерений.

Потенциометрические методы анализа подразделяют на прямую потенциометрию (ионометрию) и потенциометрическое титрование. Методы прямой потенциометрии основаны на прямом применении уравнения Нернста (1) для нахождения активности или концентрации участника электродной реакции по экспериментально измеренной ЭДС цепи или потенциалу соответствующего электрода. При потенциометрическом титровании точку эквивалентности определяют по резкому изменению (скачку) потенциала вблизи точки эквивалентности.

pH-метры, иономеры

1)Напишем уравнение реакции:

           252 г                х г

NaOH+HCl>NaCl + H2O  

        M=36,5г/моль     58,5г/моль

        m= 36,5г             58,5 г

Составляем пропорцию: 252/36,5=x/58,5

Выводим: x=252*58,5/36,5 =404 г(примерно)

2)Это мы узнали сколько на теории должно было выйти.Теперь узнаем сколько вышло на практике,так как на практике всегда выходит меньше(всякие погрешности во время опыта)

Формула: w(выхода)=m(практическая)*100%/m(теоритическая)

Выводим: m(практическая)=w*m(теоритическая)/100% 

m(практ.)=90% * 404г/100% =363,6 г

ответ:363,6 г.