A SA + 2H + 2, (XI
XX + de 7 >. (XIT)
soit en substituant dans lPéquation (VIIT) la valeur de [e] tirée de l’équilibre (X 1) :
RT 1 AH RT { = Be 55" 64343 LE Eire 02848 24 eau E, est le potentiel normal du système AH, € A.
Ce mode de représentation est plus satisfaisant, non seulement, comme la montré MAnsFiEL» CLARK, en ce qui concerne le corps électroactif, mais aussi en ce qui concerne le corps non électroactif AH,, selon la conception de G. URBAIN (5).
Parexemple,dansle cas de l'oxydation de l’acide lactique au lieu de considérer que les 2 atomes d'hydrogène qu'il perd en se transformant en acide pyruvique, passent à l’état neutre dans le corps intermédiaire électroactif, et que dans ce corps seulement ils sont capables de s’ioniser, il est plus conforme aux principes de lélectronique, d'admettre que dans lacide lactique ils sont déjà à l’état d’ions, mais dissimulés.
On écrira alors l'ion de Pacide lactique de la manière suivante :
4 AT , CO; se (H+)/ No(H+)
C’est le carbone de la fonction alcool secondaire qui fournit les 2 électrons; son électrovalence s'accroît de 2 unités au cours de l'oxydation.
2. Conditions pratiques d'application de la méthode. — Ainsi, la détermination d’un équilibre d’oxyde-réduction AH, 7” A entre corps non électroactifs, comme sont l’hypoxanthine, la xanthine et Facide urique suppose la recherche préliminaire. d’un catalyseur convenable et d’un intermédiaire électroactif approprié. Nous examinerons successivement les conditions générales auxquelles doivent satisfaire ces deux agents: 7
we.
SABINA FILITTI
a) Corps électroactif. — Le système intermédiaire n’atteint RSR son équilibre avec le système AH, € A que si cet équilibre ne pare ne à un rapport extrêmement faible de la forme oxydée X à la forme réqui e : . sinon quand la concentration de X devient très petite, la vitesse d’oxydation
s’annule pratiquement et le potentiel mesuré ne correspondrait qu'après un temps considérable à l’équilibre entre les systèmes X+ 2 X— et AHSA
En outre, une électrode inerte plongée dans un système oxydoréducteur très éloigné de son potentiel normal n’a un potentiel défini que si la concentration de ce système est suffisamment importante. Or le système X+ 2 X— doit se trouver en très petite quantité pour ne pas inhiber le catalyseur quand celuiei se trouve être une diastase.
En définitive il est nécessaire de disposer d’une série de systèmes électro-
SUR L’ÉQUILIBRE D'OXYDORÉDUCTION DES OXYPURINES g
actifs afin d’en choisir un dont le potentiel normal soit peu différent de celui du système non électroactif étudié.
Les indicateurs de potentiel d’oxydoréduction constituent une telle série. Ces indicateurs sont constitués par des corps en équilibre d’oxydoréduction ayant une couleur différente, suivant qu’ils sont oxydés ou réduits.
Leur variation de couleur, au voisinage de leur potentiel normal, peut servir à déterminer le potentiel d’oxydoréduction d’un milieu, pourvu que ces corps soient employés toujours à une concentration assez faible pour ne pas déplacer l’équilibre de ce milieu. C’est là le principe de la détermination colorimétrique des potentiels d’oxydo-réduction, au moyen de ces indicateurs.
MANSsFiELD CLARK a étudié toute une série de colorants électroactifs, devenant incolores par réduction, et a tracé à divers pH les courbes représentant les potentiels en fonction du pourcentage de forme réduite.
À cette série d'indicateurs d’oxydo-réduction, s'ajoutent maintenant ceux étudiés par RaPpkine, Srruyk et Wurmser (1929), Micuagurs et EAGLE (1930), MicaELis (1931), Conen et PreisLer (1931), Friepneim et MicHaezts (1931), LETorT (1932).
La figure 1 représente pour un certain nombre de ces indicateurs, dont il est question dans ce travail, les variations en fonction du pH, du potentiel (E,') correspondant à la demi-réduction de ces colorants, à 300 C.
Ces indicateurs ont rendu de très grands services dans l’expérimentation biologique. Ce n’est pas toutefois comme moyens de mesure colorimétrique du potentiel qu’ils nous intéressent ici, mais comme constituants d’une échelle de corps pouvant servir d’intermédiaires avec des systèmes non électroactifs.
b) Catalyseur. — Les catalyseurs employés pour mettre en équilibre un système oxydoréducteur non électroactif avec un système électroactif ont Jusqu'ici toujours été des diastases : la succinodéshydrase dans le cas du système acide succinique > acide fumarique, l’acide lactique-déshydrase dans celui du système acide lactique acide pyruvique. Il existe de très nombreuses préparations extraites de tissus qui catalysent le transfert de l'hydrogène sur des colorants réductibles : chacune de ces déshydrases peut en principe servir à déterminer le potentiel d’oxydation du donateur d'hydrogène correspondant. Toutefois, il faut que les préparations diastasiques puissent être obtenues avec un degré de pureté assez élevé. La multiplicité des diastases dans un même tissu a pour effet qu’en préparant une certaine déshydrase on entraine avec elle une quantité plus ou moins grande d’autres diastases susceptibles d’agir sur les constituants de la réaction étudiée et de favoriser des transformations secondaires. Par exemple la présence de fumarase trouble la mesure de Péquilibre acide succinique € acide fumarique
“00C-CH:-CH::C00- =257000:CH : CH:C007 + Hs
La présence d’une diastase oxydant l’acide pyruvique trouble de même la mesure de l’équilibre acide lactique +7 acide pyruvique.
