Обща химия: учебник / А. В. Жълкхан; Ед. V. А. Попков, A.V. Zhoglovna. - 2012. - 400 p.: IL.

Глава 8. Редукционни реакции и процеси

Глава 8. Редукционни реакции и процеси

Животът е непрекъсната верига от редокс процеси.

A.L. Lavoisier

8.1. Биологична значимост на редокс процесите

Метаболитните процеси, дишането, гниенето, ферментацията, фотосинтезата са базирани на редокс процеси. В случай на аеробния метаболизъм, основният окислител е молекулен кислород и редуциращ агент - органични вещества на храната. Показател, че организмът се основава на организма на организма, е редукционните реакции, са биоелектрическите потенциали на органи и тъкани. Биопротегиите са качествена и количествена характеристика на посоката, дълбочината и интензивността на потока от биохимични процеси. Следователно регистрацията на биокоторни органи и тъкани се използва широко в клиничната практика при изучаването на техните дейности, по-специално, когато се диагностицират сърдечно-съдови заболявания, се отстранява електрокардиограма, при измерване на мускулните биоколковци, се отстранява електромиограма. Регистрация на мозъчни потенциали - енцефалография - ви позволява да прецените патологичните нарушения на нервната система. Източникът на енергия на клетките е мембранна потенциал, равна на 80 mV, поради появата на йонна асиметрия, т.е. Неравномерно разпределение от двете страни на мембраната на катиони и аниони. Мембранният потенциал има йонна природа.В многоядрените комплекси, процесите, свързани с прехвърлянето на електрони и протони между частиците, които са разрешени

промяна в степента на окисление на взаимодействие на частици и появата на рекоксиален потенциал. Редоксиалният потенциал има електронен характер.Тези процеси имат обратим цикличен характер и са в основата на много важни физиологични процеси. Michaelis отбеляза важна роля на редокс процесите в живота: "Процесите на редуксове, които се срещат в живите организми, принадлежат към категорията на онези, които не и да бързат и могат да бъдат идентифицирани, но са най-важни за живота и с биологични, и от философска точка на изглед. "

8.2. Същност

Редоксирани процеси

През 1913 г., l.v. Pistarzhevsky направи електронна теория на редокс процесите, която в момента е общоприето. Този тип реакция се извършва чрез преразпределение на електронната плътност между атомите на реагентните вещества (чрез прехода на електроните), което се проявява в промяната в степента на окисление.

Реакциите в резултат на които степените на окисление на атомите, включени в реакционните вещества, дължащи се на прехвърлянето на електрон между тях, се наричат \u200b\u200bредокс реакции.

Процесът Redox се състои от 2 елементарни действия или полуформации: окисление и възстановяване.

Окисление- Това е процес на загуба (връщане) на електроните чрез атом, молекула или йон. При окисляване степента на окисление на частиците се повишава:

Частица, която дава електрони се нарича редуциращ агент.Продуктът на редуциращия агент го нарича окислена форма:

Редуциращият агент с окислена форма е една двойка Redox система (SN 2 + / SN 4 +).

Измерване на възстановителната способност на един или друг елемент е потенциал за йонизация.По-малкият йонизационен потенциал на елемента, по-силното редуциращо средство, S-елементи и елементи в долната и междинната степен на окисление са силни редуциращи агенти. Способността на частицата да даде електрони (способност на донорите) определя нейните рехабилитационни свойства.

Възстановяване -това е процесът на свързване на електрони чрез частица. При възстановяването на степента на окисление намалява:

Извиква се частици (атоми, молекули или йони), свързващи електрони, се нарича окислител.Реставрацията на продукта на окислителя се нарича възстановена форма:

Окислителният агент с намалената му форма е друга двойка (FE 3+ / FE 2+) на окислителната система. Мярката за окислителната способност на частиците е електронен афинитет.Колкото по-афинитет към електрона, т.е. Електронната акцентска способност на частицата, по-силният окислител. Окислението винаги е придружено от реставрация, а напротив, възстановяването е свързано с окисление.

Помислете за взаимодействието на FECL 3 с SNCL 2. Процесът се състои от два полу-ресурса:

Редукционната реакция може да бъде представена като комбинация от две конюгирани двойки.

В хода на реакциите, окислителят се превръща в конюгиран редуциращ агент (редукционен продукт) и редуциращият агент към конюгатен окислител (окислителен продукт). Те се считат за редукционни двойки:

Следователно редуксовите реакции представляват единството на две противоположни процеси на окисление и възстановяване, които в системите не могат да съществуват един без друг. В това виждаме проявлението на универсалния закон на единството и борбата на противоположностите. Реакцията ще се появи, ако афинитетът към електрона на окислителя е по-голям от потенциала на йонизацията на редуциращия агент. За това въведе концепция електричество -стойностите, характеризиращи способността на атомите да дават или приемат електрони.

Компилирането на уравнения на окислителната реакция се извършва от електронния баланс и чрез полуформация. Методът на полуобразуване трябва да бъде предпочитан. Използването му е свързано с използването на йони, които наистина съществуват, се вижда ролята на средата. При подготовката на уравненията е необходимо да се установи коя от реакционните вещества извършва ролята на окислител и който е редуциращ агент, ефект върху напредъка на реакцията на телефона и какви са възможните реакционни продукти. Redox свойства показват съединения, които съдържат атоми голям номер Валентни електрони с различна енергия. Такива свойства имат връзки на D-елементи (IB, VIIB, VIIIB групи) и P-Elements (VIIIa, VIIa, VA групи). Връзки, които съдържат елемент в най-високо окисление, само окислителни свойства показват(Kmno 4, H 2S0 4), загубени - само за възстановяване(H 2S), в междинното съединение - BICO може да се държи(Na2S03). След компилиране на уравненията на полуакцията, йон уравнение Съставляват уравнението на реакцията в молекулярна форма:

Проверка на коректността на съставянето на уравнението: броят на атомите и таксите на лявата част на уравнението трябва да бъде равен на броя на атомите и таксите на дясната част на уравнението за всеки елемент.

8.3. Концепцията за потенциал за електроди. Механизма на възникване на потенциал за електроди. Галванична клетка. Уравнение на Nernsta.

Мярката за капацитета на окисление и намаляване на веществата е редокс потенциала. Разгледайте потенциалния механизъм. Когато химически активният метал е потопен (Zn, al) в разтвора на неговата сол, например, ZN в разтвор на ZNSO 4, като в резултат на окислителния процес се появява допълнително разтваряне на метала, образуването на двойка , двоен електрически слой върху металната повърхност и появата на Pary на Zn 2 + / ZN.,

Метал, потопен в разтвор на неговата сол, например цинк в разтвор на цинков сулфат, се нарича електрод от първия вид. Това е двуфазен електрод, който се зарежда отрицателно. Потенциалът се образува в резултат на окислителната реакция (съгласно първия механизъм) (Фиг. 8.1). Когато се потапя в разтвор на ниски метални соли (CU), се наблюдава обратният процес. При метална граница със солен разтвор метал се утаява в резултат на процеса на йонно възстановяване с висока акцепторна способност на електрон, който се дължи на високия заряд на ядрото и ниския радиус на йона. Електродът се зарежда положително, в атексичното пространство, прекомерните соли образуват втория слой, настъпва електродния потенциал на двойката CU 2 + / CU °. Потенциалът се образува в резултат на процеса на възстановяване съгласно втория механизъм (фиг. 8.2). Механизмът, величината и знакът на потенциала на електрода се определят от структурата на атомите на участниците. процес на електрода..

Така че, потенциалът се осъществява на границата на металната секция с разтвор в резултат на окислителни и редуциращи процеси, които възникват с участието на метал (електрод) и образуването на двоен електрически слой се нарича електроден потенциал.

Ако извадите електроните от цинковата плоча на медта, тогава равновесието върху плочите е счупено. За да направите това, свържете цинк и медна плоча, потопена в разтвори на техните соли, метален проводник, електродни разтвори - електролитния мост (тръба с разтвор на K2S04) за затваряне на веригата. На цинков електрод продължава полуформацията на окислението:

и върху възстановяването на мед - полу-реакция:

Електрическият ток се дължи на общата редукционна реакция:

Във веригата се появява електрически ток. Причината за появата и потока на електрическия ток (EDC) в галваничния елемент е разликата в потенциала на електрода (Е) - Фиг. 8.3.

Фиг. 8.3.Електрически схема електрически елемент

Галванична клетка- Това е система, в която се превръща химическата енергия на редокс процеса

в електрически. Химическата верига на галваничния елемент обикновено е написана под формата на кратка схема, където отляво е поставен отрицателен електрод, показват двойка, оформена на този електрод, вертикална функция, показващ потенциален скок. Две функции показват границата между решенията. Зарядът на електрода е показан в скоби: (-) Zn ° | Zn 2 + || cu 2 + | cu ° (+) - диаграма на химическата верига на галваничния елемент.

Редоксиалните потенциали на двойките зависят от естеството на участниците в процеса на електрода и съотношението на равновесните концентрации на окислени и възстановени форми на участниците в процеса на електрода в разтвора, температурата на разтвора и са описани от уравнението на Nernst. Количествената характеристика на Redox системата е потенциалът на редокс, който възниква в границата на фазовото разделяне на платина - воден разтвор. Мащабът на потенциала в единици С се измерва в Volts (B) и се изчислява от уравнение на петерите на Nernst:

където (о) и а (червено) е активността на окислени и намалени форми, съответно; R.- Универсална газова константа; T.- термодинамична температура, К; Е.- постоянен фарадей (96 500 cb / mol); н.- броя на електроните, участващи в елементарния редуксен процес; А - активност на хидроосковите йони; м.- стехиометричен коефициент пред водородния йон в полуаквата реакция. Стойността φ ° е стандартен рекоксиален потенциал, т.е. Потенциалът, измерен при условия А (вол) \u003d А (червен) \u003d А (Н +) \u003d 1 и тази температура.

Стандартният потенциал на системата 2N + / H2 е приет равен на 0 V. Стандартните потенциали са референтни стойности, таблични при 298K температури. Следователно силна киселинната среда не е типична за биологичните системи, следователно, за характеристиките на процесите, които се срещат в живите системи, формалният потенциал, определен при условие А (вол) \u003d а (червено), рН 7.4 и температура от 310k ( Използва се физиологично ниво). При запис на паровия потенциал е показан под формата на фракция и окислителят е написан в числителя и редуциращия агент в знаменателя.

За 25 ° C (298K) след заместване на постоянни стойности (R \u003d 8.31 J / mol / mol; Е.\u003d 96 500 CL / mol) Уравнението на Nernsta приема следната форма:

където ° е стандартът Redox потенциал на двойката; с o.fyu и v.f. - съответно продуктът от равновесни концентрации на окислени и редуцирани форми; X и Y - стехиометрични коефициенти в полуаквестиционното уравнение.

Електродният потенциал се оформя върху повърхността на металната плоча, потопена в разтвора на неговата сол и зависи само от концентрацията на окислената форма [m n +], тъй като концентрацията на намалената форма не се променя. Зависимостта на потенциала на електрода от концентрацията на едно и също име се определя от уравнението:

където [m n +] е равновесната концентрация на металния йон; н.- броя на електроните, участващи в полуакциацията и съответства на степента на окисление на металния йон.

Редоксните системи се разделят на два вида:

1) В системата се извършва само прехвърлянето на електрони Fe 3 + + ē \u003d \u003d fe 2 +, sn 2 + - 2ē \u003d sn 2 + се извършва. то изолиран баланс на редокс;

2) Системи, когато прехвърлянето на електрони се допълва от прехвърлянето на протони, т.е. наблюдаваното комбинирано равновесие на различни видове:protolytic (киселинна основа) и редуксово възстановяване с възможна конкуренция на два частици протони и електрони. В биологичните системи важните рекоксиални системи се отнасят до този тип.

Пример за втора система за тип е процес на рециклиране на водороден пероксид в тялото: Н20 2 + 2N + + 2 ° 2H20, както и намаляване на киселата среда на много окислители, съдържащи кислород: CRO 4 2-, CR2O 7 2-, MNO 4 -. Например, MNO 4 - + 8H + + 5Z \u003d \u003d MN 2 + + 4N 2 O. Електрони и протони и протони са включени в тази полуакментар. Изчисляване на потенциала на двойката воден по формулата:

В по-широк кръг от конюгатна пара, окислени и реставрирани форми на двойката са в разтвор в различна степен на окисление (MNO 4 - / MN 2 +). Като измервателен електрод

в този случай се използва електрод от инертен материал (PT). Електродът не е член на процеса на електрода и играе ролята на само електронните превозвачи. Появява се потенциалът, образуван от процеса на окисление и намаляване, който се наблюдава в разтвор оксидативен и намален потенциал.

Измерване, което се извършва редуксен електрод- Това е инертен метал, разположен в разтвор, съдържащ окислена и възстановена форма на двойката. Например, когато измервате E O.fE 3 + / FE 2 + двойки Нанесете редуксен електрод - платинен измервателен електрод. Сравнителен електрод е водород, потенциалът на двойката е известен.

Реакцията, която тече в галваничния елемент:

Схема на химическата верига: (-) pt | (Н2 °), H + || Fe 3 +, FE 2 + | PT (+).

Редоксиалният потенциал е мярка за окислението и редукцията на веществата. Стойността на стандартните параметри на двойките са посочени в референтните таблици.

Следните модели, отбелязани в поредица от редокс потенциала.

1. Ако стандартът Redox потенциал на двойката е отрицателен, например φ ° (Zn2 + (р) / zn ° (t)) \u003d -0.76 b, след това по отношение на водородна двойка, потенциалът на който е по-висок Тази двойка действа като редуциращ агент. Потенциалът се образува съгласно първия механизъм (окислителна реакция).

2. Ако потенциалът за двойката е положителен, например φ ° (CU 2 + (p) / cu (t)) \u003d +0.345 V по отношение на водород или друга конюгатна двойка, потенциалът на който е по-нисък, тази двойка е окислител. Потенциалът на тази двойка се образува съгласно втория механизъм (реакция на възстановяване).

3. за горепосочената алгебрична стойност на стандартния потенциал на двойката, толкова по-висок е окислителният капацитет на окислената форма и под възстановителната способност на намалената форма на това

двойка. Намаляването на стойността на положителния потенциал и увеличаването на отрицателността съответства на спада в окислителността и растежа на регенеративната активност. Например:

8.4. Водороден електрод, измерване на редокс потенциала

Редоксиалният потенциал на двойката се определя от потенциала на двойния електрически слой, но за съжаление няма метод за измерване. Следователно, не абсолютна, а относителна стойност, избор на друга двойка за сравнение. Потенциалното измерване се извършва с потенциометрична инсталация, която се основава на галваничен елемент с диаграма: електродът на тестовата двойка (измервателен електрод) е свързан към електрод с водороден двойка (Н + / h °) или всеки друг, потенциалът на който е известен (сравнителен електрод). Галваничният елемент е свързан към усилвателя и електрическия токмер (Фиг. 8.4).

Водородната пара се образува на водороден електрод в резултат на редуксиран процес: 1 / 2Н20 (g) h + (p) + e -. Водородният електрод е полуелемент, състоящ се

от платинена плоча, покрита с тънък, хлабав слой платина, спуснат в 1 Н разтвор на сярна киселина. През разтвора преминава водород, в порест слой платина, част от нея преминава в атомно състояние. Всичко това е затворено в стъклен съд (ампула). Водородният електрод е трифазен електрод от първия ви вид (Gasometallic). Анализ на електрода потенциално уравнение за водородния електрод, може да се заключи, че потенциалът на водородния електрод е линейно увеличаване

Фиг. 8.4.Водороден електрод

с намаление на рН на водородния индикатор (повишаване на киселинността) на средата и намаление на частичното налягане на газообразен водород върху разтвора.

8.5. Посока на прогнозиране

Чрез промяна на свободната енергия на веществата и по величината на стандартните редовни потенциали

По посока на реакцията на намаляване на окисляването може да се прецени чрез промяна на изобаро-изотермичния потенциал на системата (Gibbs Energy), свободна енергия (ΔG) на процеса. Реакцията е фундаментално възможно при ΔG O < 0. В окислительно-восстановительной реакции изменение свободной энергии равно электрической работе, совершаемой системой, в результате которой ē переходит от восстановителя к окислителю. Это находит отражение в формуле:

където Е.- постоянен фарадей, равен на 96,5 kk / mol; н.- броя на електроните, участващи в процеса на окисление и възстановяване, на 1 mol на веществото; E O.- Количеството на разликата в стандартното окисление и възстановителни потенциали на две конюгирани двойки на системата, която се нарича електромоторна сила на реакциите (ЕМП). Това уравнение отразява физическия смисъл на връзката E O.и свободната енергия на реакцията на Гибс.

За спонтанен поток на Redox реакцията е необходимо разликата в потенциала на конюгиращите двойки да е положителна, която следва от уравнението, т.е. Пара, чийто потенциал е по-висока, ролята на окислителя може да изпълнява. Реакцията е толкова дълго, колкото потенциалите на двете двойки стават равни. Следователно, за да отговорим на въпроса дали този редуциращ агент ще оксидира този окислител или, напротив, трябва да знаете ΔE : ΔE O. \u003d φ ° оксид. - φ ° Възстановено. Реакцията протича в посоката, което води до образуване на по-слаб окислител и по-слаб редуциращ агент. По този начин, сравнявайки потенциала на две конюгирани двойки, е възможно фундаментално да се реши въпросът за посоката на процеса.

Задача.Възможно ли е да се възстановят Fe 3+ йонни йони T1 + съгласно предложената схема:

ΔE ° Реакцията има отрицателна стойност:

Реакцията не е възможна, тъй като окисленият Fe 3+ форма FE 3+ / FE2 + не може да оксидира Т1 + двойки T1 3 + / T1 +.

Ако ЕМФ на реакцията е отрицателна стойност, реакцията е в обратна посока. Колкото по-голямо е δ °, реакцията протича по-интензивно.

Задача.Какво е химичното поведение на FEC1 3 в разтвор, съдържащ:

а) Nai; Б) NABR?

Ние правим полу-реакция и намират потенциали за PAR:

но) Д.реакции 2И - + 2FE 3 + \u003d I 2 + 2FE2 + ще бъде 0.771-0.536 \u003d \u003d 0.235 V, Д.тя има положителна стойност. Следователно реакцията преминава към образуването на свободен йод и Fe2+.

b) Е ° Реакция 2BR - + 2FE3 + \u003d BR 2 + 2FE2 + ще бъде 0.771-1.065 \u003d \u003d -0.29 V. Отрицателна стойност E O.той показва, че железният хлорид няма да бъде окислен от калиев бромид.

8.6. Равновесна константа

Редукционна реакция

В някои случаи е необходимо да се знае не само посоката и интензивността на редоксните реакции, но и пълнотата на реакционния поток (колко процент изходните материали се превръщат в реакционни продукти). Например, в количествен анализ, е възможно да се разчитат само на тези реакции, които на практика се срещат със 100%. Следователно, преди да използвате една или друга реакция за решаване на всяка задача, определете постоянната

novassia (k p) от това о-в системата. За да се определи компактдискът Redox процеси, се използват таблица от стандартни редокс потенциала и уравнението на нернестота:

дотолкова доколкотокогато се достигне равновесието, потенциалите на конюгатите двойки на окислителния агент и редуциращия агент на редокс процеса става същото: φ ° оксид. - φ ° Възстановено. \u003d 0, тогава E O.= 0. От уравнението на нурнестите в равновесни условия E O.реакциите са равни на:

където н.- броя на електроните, участващи в окислителната реакция; P.S. Прод. P-JCC и P.S. Обмяна B-B - съответно, продукта на равновесни концентрации на реакционни продукти и изходни материали в степента на техните стехиометрични коефициенти в уравнението на реакцията.

Константата на равновесието показва, че равновесното състояние на тази реакция възниква, когато продуктът на равновесните концентрации на реакционните продукти ще бъде 10 пъти повече от продукта на равновесните концентрации на изходните материали. В допълнение, голяма стойност на република Киргизстан показва, че реакцията продължава отляво надясно. Знаейки Киргизката република, можете, без да прибягвате до опитни данни, изчислете пълнотата на реакцията.

8.7. Редукционни реакции в биологични системи

В процеса на жизнена активност в клетките и тъканите могат да възникнат разликите в електрическите потенциали. Електрохимичните трансформации в организма могат да бъдат разделени на 2 основни групи.

1. Процеси на възстановяване, дължащи се на електронния трансфер от една молекули към други. Тези процеси имат електронен характер.

2.Преприкаси, свързани с прехвърлянето на йони (без промяна на техните такси) и с образуването на биокотенци. Регистрираните в тялото биокотенци са предимно мембранни потенциали. Те имат йонна природа. В резултат на тези процеси възникват потенциали между различни пластове от тъкани, разположени в различни физиологични състояния. Те са свързани с различната интензивност на потока на физиологични редуксови процеси. Например, потенциалите, оформени в повърхностните тъкани на листа върху осветената и не едната страна в резултат на различната интензивност на процеса на фотосентитит. Осветената зона се оказва положително обвинена по отношение на нещастните.

В процесите на окислително и възстановяване с електронния характер могат да бъдат разграничени три групи.

Първата група включва процеси, свързани с прехвърлянето на електрони между вещества без кислород и водород. Тези процеси се извършват с участието на електронни трансферни комплекси - хетеролентни и хетероянски комплекси. Електронният трансфер възниква в сложни съединения със същия метал или атоми с различни метали, но в различни степени на окисление. Активното начало на електронния трансфер са преходни метали, които показват няколко стабилни окислителни степени, а големите енергийни разходи не се изискват за електрони и протони, прехвърлянето може да се извърши на дълги разстояния. Реверсификацията на процесите позволява многократно да участват в циклични процеси. Тези вибрационни процеси бяха открити в ензимматични катализа (цитохроми), синтез на протеин, метаболитни процеси. Тази група Трансформациите участват в поддържането на антиоксидантния хомеостаза и в защитата на организма от оксидативен стрес. Те са активни регулатори на свободните радикални процеси, използваната система за използване на активните форми на кислород, водороден пероксид, участват в окислението на субстратите

тип каталаза, пероксидаза, дехидрогеназа. Тези системи извършват антиоксидантно действие, антипиверсионно действие.

Втората група включва редокс процеси, свързани с участието на кислород и водород. Например, окислението на алдехидната група на субстрата на кисела:

Третата група включва процеси, свързани с прехвърлянето на протони и електрони от субстрата, които са зависими от рН, продължават в присъствието на дехидрогеназни ензими (Е) и коензими (KO) с образуването на активиран комплекс ензим-коензим Субстрат (E-KO-S), свързващи електрони и водородни катиони от субстрата и причинява окислението. Такава кохерент е никотининdadenindinucleotide (над +), който прикрепя два електрона и един протон:

В биохимичните процеси съществуват комбинирани химически равновесии: редокс, протолитични и сложни процеси. Процесите обикновено са ензимни. Видове ензимно окисление: дехидрогеназа, оксидаза (цитохром, свободно радикално окисление). Окислителните и редуциращите процеси, настъпили в организма, могат да бъдат разделени на следните типове: 1) реакцията на вътремолекулен дъмпинг (непропорционално запалване), дължащ се на субстратните въглеродни атоми; 2) междумолекулни реакции. Наличието на въглеродни атоми на широка гама окислителни степени от -4 до +4 показва нейната двойственост. Ето защо, в органична химия, реакцията на окисление и възстановителен дъмпинг поради въглеродни атоми, които продължават вътре и междумолекулно.

8.8. Мембранна потенциал

От времето, когато е известно време, когато е известно, че Р. Вирчова е известна това жива клетка.- Това е елементарна клетка на биологична организация, която осигурява всички функции на тялото. Потокът от много физиологични процеси в тялото е свързан с прехвърлянето на йони в клетки и тъкани и е придружен от появата на разликата в потенциала. Голяма роля в транспорта на мембраната принадлежи на пасивни транспортни вещества: осмоза,

филтрация и биоелектризация. Тези явления се определят от бариерните свойства на клетъчните мембрани. Потенциалната разлика между разтворите на различни концентрации, разделени с мембрана с избирателна пропускливост, се нарича мембрански потенциал. Мембранният потенциал има йонна, а не електронна природа. Това се дължи на появата на йонна асиметрия, т.е. Неравномерно разпределение на йони от двете страни на мембраната.

Катионният състав на междуклетъчната среда е близо до йонния състав на морската вода: натрий, калий, калций, магнезий. В процеса на еволюцията природата е създала специален начин за прехвърляне на йони, наречен име пасивен транспортпридружени от появата на разликата в потенциала. В много случаи, основата на прехвърлянето на вещества е дифузия, поради което понякога се нарича потенциалът, който е оформен върху клетъчната мембрана, понякога се нарича дифузия.Той съществува, докато концентрацията на йони не е подравнена. Мащабът на потенциала е малък (0.1 V). Леката дифузия се извършва чрез йонни канали. Една асиметрия се използва за генериране на възбуждане в нервни и мускулни клетки. Въпреки това, наличието на йонна асиметрия от двете страни на мембраната е важно за тези клетки, които не са в състояние да генерират вълнуващ потенциал.

8.9. Въпроси и задачи за самолечение

Подготовка за класове

И изпити

1. Позволете на концепцията за електрод и редокс потенциала.

2. Отстранете основните модели, наблюдавани в серия от редокси потенциали.

3. Каква е мярката на възстановителната способност на веществата? Дайте примери за най-често срещаните програми.

4. Каква е мярката за окислителната способност на веществото? Дайте примери за най-често срещаните окислители.

5. Как може един експериментално да определи величината на редоксиалния потенциал?

6. Как ще се промени потенциалът на системата от CO 3+ / CO 2+, когато са въведени цианидни йони? Отговорът обясни отговора.

7. Примерът на реакциите, при които водороден пероксид възпроизвежда ролята на окислител (редуциращ агент) в кисела и алкална среда.

8. Какво е явлението за идентифициране на лигандичната среда на централния атом на редоксиалния потенциал за функционирането на живите системи?

9. Цикълът на Krebs с биологично окисление на глюкозата директно предхожда реакцията:

където пост и на + - възстановени и окислени униформени нико-tinamiddinucleotide. В каква посока тази редукционна реакция е в ход при стандартни условия?

10. Как са веществата, наречени обратимо реагиране с окислители и превенционни субстрати?

11. Примерите за действието на бактерицидни вещества, основани на окислителни свойства.

12. Реакция на методите на перманганатетометрия и йодо. Работни решения и методи за тяхното подготовка.

13. Каква е биологичната роля на реакциите, при които степента на окисляване на манган и молибден се променя?

14. В какъв е механизмът на токсични ефекти на азотни съединения (III), азот (IV), азот (V)?

15. Как се неутрализира йоният супероксид? Привеждане на реакционното уравнение. Каква е ролята на метални йони в този процес?

16. Има биологична роля на полу-ресурсите: Fe 3+ + ē ↔ fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ cu +; CO 3+ + ē ↔ CO 2+? Дай примери.

17. Как стандартният ЕМП се свързва с промяна в енергията на Gibbs на Redox процеса?

18. Създайте окислителната способност на джоба на озона, кислород и водород по отношение на водния разтвор на калиев йодид. Отговорът потвърждава с таблични данни.

19. Какви химични процеси са в основата на неутрализацията на супероксидния анион радикал и водороден пероксид в тялото? Донесе полуобразуването уравнения.

20. Примерите за редокс процесите в живите системи, придружени от промяна на степените на окислението на D-елементи.

21. Примерите за използването на редокс реакции за детоксикация.

22. Пример за токсичното действие на окислителите.

23. В разтвора има частици CR 3+, CR2O 7 2-, I 2, I -. Определете между които спонтанно взаимодействат в стандартните условия?

24. Какво от посочените частици е по-силен окислителен агент в кисела среда KMNO 4 или K2 CR2O 7?

25. Как да се определи дисоциацията Константа на слаб електролит, използвайки потенциометричния метод? Направете диаграма на химическата верига на галваничен елемент.

26. Е администрацията на еднократната сума в организма на RMNO 4 и Nano 2 решения?

8.10. Задачи за тестване

1. Какви халогенни молекули (прости вещества) показват лиокс двойственост?

а) Няма, всички само окислители;

б) всичко, с изключение на флуора;

в) всичко, с изключение на йод;

г) всички халогени.

2. Какъв халид йон има най-голяма редуцираща активност?

а) f -;

б) С1 -;

в) I -;

г) Br -.

3. Какви халогени влизат в непропорционалността?

а) всичко, с изключение на флуора;

б) всичко, с изключение на флуорид, хлор, бром;

в) всичко освен хлор;

г) Нито един от халогена не участва.

4. В две тръби има решения на KVR и Ki. Разтворът FECL3 се добавя към двата тестови тръби. В какъв случай халид-йонът се окислява до свободен халоген, ако е (Fe 3+ / Fe2+) \u003d 0.77 V; E ° (BR 2 / 2BR -) \u003d 1.06 V; E O (I2 / 2I -) \u003d 0.54 V?

а) kBr и ki;

б) ki;

в) KVR;

г) във всеки случай.

5. Най-силното намаляващо средство:

6. В коя реакция с участието на водороден пероксид, газов кислород ще бъде една от реакционните продукти?

7. Кой от предложените елементи има най-голяма стойност на относителната електричество?

а) o;

б) С1;

в) n;

г) s.

8. Въглерод в органични връзки експонати свойства:

а) окислител;

б) редуциращ агент;

такъв процес на взаимодействие между две вещества, в който възниква обратима реакция на окисление на едно вещество, поради възстановяването на другата и в средата се образува смес от окислени и намалени йони, например. - Fe "и Fe", SN "и SN" и т.н. Нивото на интензивността на редукционната система се определя от величината на потенциала за намаляване на окислението, който се изразява в волта по отношение на потенциала на нормалното водороден електрод.

Колкото по-положителен е потенциалът на системата, толкова повече оксидативни свойства притежават. Потенциали, които са получени в системи, съдържащи равни концентрации на окислен и възстановен йон, наречени. Нормално.

O. O.-v. от. Мащабът на нормалните потенциали може да бъде разположен подред и всяка система е окислител по отношение на система с по-отрицателен нормален потенциал и редуциращ агент по отношение на система с по-положителен нормален потенциал. Редуктивните системи играят голяма роля в минералната формация, превръщането на органични вещества в седиментни скали и др.

Еквивалент на вещества или Еквивалентен - Това е реална или конвенционална частица, която може да се прикрепи, освобождава или по друг начин да бъде еквивалентна на катионата на водата в йонообменни реакции или електрон в окислителни реакционни реакции.

Например, в реакцията:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H20

еквивалент ще бъде истински частица - йон Na +, в реакцията

еквивалент ще бъде въображаемата частица ½zn (о) 2.

При еквивалента на веществото често често предполага броя на еквивалентите на веществото или еквивалентно количество вещество - броят на мола на веществото е еквивалентен на един мол водород в разглежданата реакция.

[редактиране] еквивалентно тегло

Еквивалентна маса - Това е масата на един еквивалент на това вещество.

[редактиране] еквивалентна моларна маса вещество

Моларната маса на еквивалентите обикновено се посочва като или. Съотношението на еквивалентната моларна маса на веществото към действителната му моларна маса се нарича еквивалентност фактор (Обикновено се нарича).

Моларната маса на еквивалентите на веществото е масата на един молитвен еквивалент, равен на продукта на еквивалентния фактор върху моларната маса на това вещество.

M eq \u003d f eq × m

[редактиране] еквивалентност фактор

Нарича се съотношението на еквивалентната моларна маса към собствената си моларна маса еквивалентност фактор (Обикновено се нарича).

[редактиране] еквивалентност номер

Брой еквивалентност z. Това е леко положително цяло число, еквивалентно на броя на еквивалентите на някакво вещество, съдържащо се в 1 mol от това вещество. Еквивалентността е свързана с броя на еквивалентността z. Следното съотношение: \u003d 1 / z.

Например, в реакцията:

Zn (OH) 2 + 2HCL \u003d ZnCl 2 + 2H20

Еквивалент е частица ½zn (о) 2. Номерът ½ е еквивалентност фактор, z. В този случай е 2

* - за инертни газове Z. = 1

Еквивалентността фактор помага да се формулира законът за еквивалентност.

[редактиране] еквиваленти

В резултат на произведенията на I. В. Рихтер (1792-1800) е открит законът на еквивалентите:

§ Всички вещества реагират в еквивалентни взаимоотношения.

§ формула, изразяваща закона на еквивалентите: \\ t m 1 e 2 \u003d m 2 e 1

§ Електрохимичен еквивалент - количеството вещество, което трябва да бъде изолирано върху електрода, съгласно закона на Фарадей, когато преминава през електролита на единицата на количеството електроенергия: \\ t

§ Къде е постоянният фармада.

§ Постоянен фарадей - физическа константа, определяща връзката между електрохимичните и физичните свойства на веществото.

§ Постоянният фармад е равен на CL · MOL -1.

§ Константата на Фарадей влиза като постоянна вторият закон на Фарадей (Закон за електролизата).

§ Числено постоянен фарада е равен на електрическия заряд, по време на преминаването през електролита върху електрода (1 / z) mol а във формулата:

Където:
- броя на електроните, участващи в реакцията.

§ За постоянен фарадей следното съотношение е вярно:

§ Къде е елементарната такса и броят на avogadro.

Изотопи (от д-р-гръцки. ισος - "равен", "същото"и τόπος - "място") - разновидности на атомите (и ядра) на един химичен елемент с различен брой неутрони в ядрото. Името се дължи на факта, че изотопите са на едно и също място (в една клетка) на масата на Менделеев. Химичните свойства на атома зависят почти само от структурата на електронната обвивка, която от своя страна се определя главно от заряда на ядрото Z. (т.е. броят на протоните в него) и почти не зависи от нейния масов номер А. (т.е. общия брой протони Z. и неутрони Н.). Всички изотопи от един елемент имат същото ядро \u200b\u200bзареждане, което се различават само от броя на неутроните. Обикновено изотопът е обозначен със символа на химичния елемент, към който се отнася до добавянето на горния ляв индекс, което означава масовия номер (например 12 ° С, 222 rn). Можете също така да напишете името на елемента с добавянето на масов номер през тире (например, въглерод-12, радон-222). Някои изотопи имат традиционни собствени имена (например деутерий, Actinon).

Пример за изотопи: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O - три стабилна кислородна изотопа.

[редактиране] терминология

Основното положение на евреите е, че правилният термин в единствения номер за обозначаване на атоми (или ядра) на един химичен елемент със същата атомна маса е нудтид и терминът изотопи Допуска се да се прилага за определяне на набора от нуклиди от един елемент. Срок изотопи е бил предложен и е бил използван първоначално множество номерТъй като за сравнение е необходимо най-малко два вида атоми. В бъдеще потреблението на срока в единствено число също беше широко включено - изотоп. В допълнение, терминът в множество номера често се използва за обозначаване на всеки набор от нуклиди, а не само един елемент, който също е неправилен. Понастоящем позициите на международните научни организации не се предоставят на еднаквост и срок изотоп Тя продължава да се използва широко, включително в официалните материали от различни дивизии на евреите и Юпад. Това е един от примерите на точката на срока, първоначално положен в него, престава да спазва концепцията, за обозначението, за което се използва този термин (друг пример за учебник е атом, който, в противоречие с заглавието, \\ t не е неделимо).

[редактиране] История на отварянето на изотопите

Първото доказателство, че веществата, имащи същото химическо поведение, могат да имат различни физични свойства, то е получено в изследването на радиоактивни трансформации на тежки елементи на атомите. През 1906-2007 г. се оказа, че продуктът на радиоактивното разлагане на уран - йоний и продукта на радиоактивните декомпресори - радитории, имат същите химични свойства като торий, но се различават от нея от атомната маса и характеристиките на радиоактивното гниене . По-късно е открито, че и трите продукта са същите оптични и рентгенови спектри. Такива вещества, идентични в химични свойства, но различни атоми и някои физически свойстваВ предложението на английския учен Ф. Солди започна да нарича изотопи.

[редактиране] изотопи в природата

Смята се, че изотопният състав на елементите на земята е един и същ във всички материали. Някои физически процеси в природата водят до нарушен изотопен състав на елементите (естествени фракции Изотопи характерни за леки елементи, както и изотопични смени по време на разпадането на естествени дълготрайни изотопи). Постепенното натрупване в минералите ядра - продуктовете на разпадане на някои дългоживи нуклиди се използват в ядрената геохронология.

[редактиране] използването на изотопи от човека

В технологичните дейности хората са научили как да променят изотопния състав на елементите, за да се получат специфични свойства на материалите. Например, 235 се иска за верижната реакция на разделяне на топлинни неутрони и може да се използва като гориво за ядрени реактори или ядрени оръжия. Въпреки това, в естествен уран, само 0,72% от този нуклид, докато верижната реакция на практика се реализира само със съдържание от 235 u най-малко 3%. Поради близостта на физикохимичните свойства на изотопите на тежки елементи, процедурата за изотопно обогатяване на уран е изключително сложна технологична задача, която е само дузина държави в света. В много отрасли на науката и технологиите (например в радиоимунен анализ) се използват изотопни тагове.

Константна дисоциация - изгледът на равновесибриката, който показва склонността на голям обект да се дисоциира (разделен) на малки предмети, като такъв, като комплексът се разлага в компонентите на молекулата, или когато солта е разделена на воден разтвор на йони . Обикновено се посочва константа за дисоциация К Д. и обратна на константата на сдружението. В случай на соли, постоянната дисоциация понякога се нарича постоянна йонизация.

В обща реакция

където е сложен А. Х.Б. y. счупено х. Единици I. y. Блокове B, константа за дисоциация се определя, както следва:

където [a], [b] и е концентрацията на a, b и комплекс a x b y, съответно.

[редактиране] определение

Електролитна дисоциация слаби електролитСпоред теорията на arrhenius е реверсивна реакция, т.е. схематично представлява уравнения (за моновалентни йони :):

Ka ↔ k + + a -,

§ Ka - новата връзка;

§ k +-катион;

§ А - анион.

Равновесната константа на такава реакция може да бъде изразена от уравнението:

,

(1)

§ - концентрацията на недовършеното съединение в разтвора;

§ - концентрация на катиони в разтвора;

§ - концентрация на аниони в разтвор.

Постоянно равновесие по отношение на реакцията на дисоциация се нарича постоянно дисоциация.

[редактиране] дисоциация на електролити с многостранни йони

В случай на дисоциация на електролити с многостранни йони, дисоциацията възниква на стъпки и за всеки етап има съотношение на дисоциация.

Пример: Дисоциация на полишная (родена) киселина [ източникът не е посочен 332 дни] :

Етап I: H 3 BO 3 ↔ H + + H2 BO 3 -,

Етап II: H2 BO 3 - ↔ H + + HBO 3 2-,

III Етап: HBO 3 2- ↔ H + + BO 3 3-,

Първата степен на дисоциация за такива електролити е винаги много по-следващ, което означава, че дисоциацията на такива съединения е главно на първия етап.

[редактиране] връзката на постоянната дисоциация и степента на дисоциация

Въз основа на определянето на степента на дисоциация, за електролита Ka в отговора на дисоциация \u003d \u003d · С, \u003d С - а · С \u003d С · (1 - α), където α е степента на дисоциация електролит.

,

(2)

Този израз се нарича закон за разреждане на Остелалд. С много малък α (α<<1) K=cα² и

по този начин, с увеличаване на концентрацията на електролита, степента на дисоциация се намалява, като намалява. Подробности за свързването на константата на дисоциация и степента на дисоциация е описана в изделието по правото на разреждането на отстраняването.

[редактиране] Разликата на експерименталните резултати от модела на Arrénius, заключение на постоянната дисоциация чрез дейност

Горните изчисления се основават на теорията на Arrhenius, която е твърде груба, без да се вземат предвид факторите на електростатичното взаимодействие на йони. Отклонения от идеалното състояние в разтвори на електролити се появяват при много ниски концентрации, тъй като силите на сместа са обратно пропорционални квадратразстоянията между центровете на йони, докато междумолекулните сили са обратно пропорционални седма степен Разстоянията, т.е. межионските сили дори в разредени решения са много повече интермолекулярни.

Люис показа, че за реални решения е възможно да се поддържат прости уравнения (виж по-горе), ако вместо концентрациите на йони въвеждат функцията му, така наречените дейност. Дейност (а) корелира с концентрация (c) чрез корекционния коефициент γ, наречен коефициент на дейност:

а. = γ ° С.

По този начин, изразът за равновесието, според Arrhenius, описан от уравнението (1), Lewis ще изглежда като:

§ ;

§ ;

В теорията на Луис връзката между постоянната и степента на дисоциация (в теорията на Arrhenius записването на уравнение (2) се изразява от връзката: \\ t

Ако няма други влияния, които отклоняват разтвора от идеалното състояние, то незавършени молекули се държат като идеални газове и γ ka \u003d 1, а истинският израз на закона на разреждането на колата ще бъде под формата:

§ - Среден коефициент на електролитна активност.

С C → 0 и γ → 1, горното уравнение на закона за разреждане на отстраняване приема формата (2). Колкото по-силен дисоциира електролита, толкова по-бързо, стойността на коефициента на активност γ се отклонява от единицата, а по-бързото идва нарушение на класическия закон за размножаване.

[редактиране] постоянно дисоциация на силни електролити

Силните електролити дисоциират почти насочени (реакцията е необратима), следователно в експресионния знаменател за константа на дисоциация, той е нула, а целият израз има безкрайност. Така за силни електролити терминът "констант на дисоциация" е лишен от значение.

[редактиране] Примери за изчисления

[редактиране] дисоциация на водата

Водата е слаб електролитен дисоциация в съответствие с уравнението

Константа на дисоциация на вода при 25 ° C е

Като се има предвид, че в повечето разтвори водата е в молекулярна форма (концентрацията на Н + и ОН йони е малка) и като се има предвид, че моларната маса на водата е 18.0153 g / mol, и плътността при температура 25 ° С - 997.07 g / l, чистата вода съответства на концентрация \u003d 55.346 mol / l. Следователно предишното уравнение може да бъде пренаписано като

Прилагането на приблизителна формула дава грешка около 15%:

Въз основа на установената стойност на дисоциация ще намеря рН решение:

Степента на дисоциация - стойността, която характеризира състоянието на равновесието в отговора на дисоциацията в хомогенни (хомогенни) системи.

Степента на дисоцииране α е равна на съотношението на броя на дисоциираните молекули н. да обобщим н. + Н.където Н. - номерът е известен с желания молекули. Често α са изразени в проценти. Степента на дисоциация зависи както от естеството на разтворения електролит и върху концентрацията на разтвора.

[редактиране] пример

За оцетна киселина CH3СООН стойността на α е 4% (в 0.01M разтвор). Това означава, че във воден разтвор на киселина само 4 от всяка 100 молекули се дисоциират, т.е. те са под формата на йони Н + и СНЗО, останалите 96 молекули не се дисоциират.

[редактиране] методи за дефиниция

§ върху електрическата проводимост на решението

§ Да се \u200b\u200bнамали температурата на замръзване

[редактиране] дисоциация

Тъй като силните електролити се разграничават почти напълно, може да се очаква изотоничен коефициент, равен на броя йони (или поляризирани атоми) във формула единица (молекула). В действителност обаче този коефициент винаги е по-малък от дефинираната формула. Например, изотоничен коефициент за 0.05-молонов разтвор NaCl е 1.9 вместо 2.0, (за разтвор на магнезиев сулфат със същата концентрация и изобщо i. \u003d 1,3). Това е обяснено от силния електролит, разработен през 1923 г. от P. Debay и E. Hyukkel: движението на йони в разтвора е трудно за получената солвационна обвивка. В допълнение, йоните взаимодействат заедно: най-важните таксувани са привлечени, докато обвинението е отблъснато; Взаимните атракционни сили водят до образуването на групи от йони, движещи се по решение заедно. Такива групи се наричат ion Associates. или йонна двойка. Съответно, решението се държи така, сякаш съдържа по-малко частици, отколкото в действителност, защото свободата на тяхното движение е ограничена. Най-очевидният пример за електрическата проводимост λ което се увеличава с разреждането на разтвора. Чрез съотношението на реалната електрическа проводимост към такива с безкрайно разреждане определят въображаема степен на дисоциация Силни електролити също се обозначават α :

,

където n img. - въображаеми и n disslv. - реален брой частици в разтвор.

(S) и ob -electrodes.

В зависимост от механизма на окисление - възстановяването на различни системи на ОС може да бъде разделено на два вида:

1-ви тип: OB - системи, при които процесът на намаляване е свързан с прехвърлянето на само електрони, например: Fe³ + + ē ↔ fe² +

2-ри тип: OS системи, в които Redox процесът е свързан не само с електронната предавка, но и протони, например:

C6 N4O 2 + 2N + 2ē C 6N 4 (OH) 2

hinon хидрохинон

MNO 4 - + 8H + + 5Z ↔ mn² + + 4H 2O

Инертният метал в комбинация с операционната система се нарича Redox или Redox електрод и потенциалът се случва на този електрод се нарича Redox (S) или Redox потенциал.

Инертният метал приема само непряко участие в потенциалната определяща реакция, като посредник при предаването на електрони от намалената форма на веществото червено до окислен вол.

Когато потапяне на инертния метал в разтвор, съдържащ излишък от окислена желязна форма, металната плоча се зарежда положително (фиг. 10 а)

С излишък от редуцирана форма на желязо, повърхността на платината се зарежда отрицателно (фиг. 10б).

Фиг. 10. Появата на потенциала на операционната система

Прехвърлянето на електрони от един йон към другия през метала води до образуването на металната повърхност на DES.

Размяната на електрони на Mezhione е възможна без метал. Но FE² + и Fe³ + йони се разрешават по различни начини и да прехвърлят електрони за преодоляване на енергийната бариера. Преминаването на електрони от Fe² + йони на метал и от металната повърхност към FE3 + йона се характеризира с по-малка активационна енергия.

С еднаква активност на FE² + и FE3 + йони + платинени пластини, заредени положително, защото Електрон - акцепторната способност на Fe³ + йони е по-голяма от способността на електронната донория FE² +.

Уравнение на петерите.

Количествената зависимост на операционната система на естеството на системата на ОС (φ ° R), съотношението на активността на окислимите и намалените форми, температурата и върху активността на водородните йони се определя от уравнението на Peters.

1-ви тип: φR \u003d φ ° R + ∙ ln

2-ри тип: φR \u003d φ ° R + ∙ ln

където φR - потенциал, в;

φ ° R - стандартен OB - потенциал;

z е броят на електроните, участващи в процеса;

a (о) - активността на окислена форма, mol / l;

а (червено) - активността на редуциращата форма, mol / l;

m - броя на протоните;

a (H +) - активността на водородните йони, mol / l.

Стандартната рали се нарича потенциал, който възниква върху инертен метал на интерфейса - разтворът, в който активността на окислената форма е равна на активността на намалената форма, и за системата от втория тип, в допълнение, активността на водородните йони са равни на един.

Класификация на реверсивни електроди.

След като се счита за принципа на експлоатация на електродите, може да се заключи, че съгласно свойствата на веществата, участващи в потенциалните процеси, определени, както и на устройството, всички обратими електроди са разделени на следните групи:

Електроди от първия вид;

Електроди втора сортиране;

Йони-селективни електроди;

Редокс - намаляване на електродите.

1. Галваничният елемент е система, която произвежда работа, вместо да я консумира, така че EDC на елемента е препоръчително да се вземе предвид положителната стойност.

2. Елементът на EMF се изчислява, изважда се от цифровата стойност на потенциала на правилния електрод, че броят на потенциала на левия електрод е правилото на "десния плюс". Следователно диаграмата на елемента е написана така, че левият електрод да е отрицателен, а правото е положително.

3. Границата на участъка между проводниците на първия и втория ред е една характеристика: Zn | ZnSo4; Cu | cuso4.

4. Границата на участъка между диригентите от втория вид е изобразена от пунктирана линия: ZNSO4 (P): CUSO4 (P) \\ t

5. Ако електролитният мост се използва на границата на раздела на два проводника от втория род, той се обозначава с две характеристики: ZnSo4 (P) || CUSO4 (P).

6. Компонентите на една и съща фаза се записват чрез запетая:

Pt | fe³ +, fe² +; Pt, H2 | HCl (p)

7. Уравнението на реакцията на електрода се записва вляво от веществата в окислителната форма и отдясно в възстановителния.

Редоксиален потенциал (потенциал за синоним на редукцията; от лат. Reductio - възстановяване и оксидация - окисление) - потенциалът, произтичащ от инертния (обикновено платина) електрод, потопен в разтвор, съдържащ една или повече реверсивни рекоркирани системи.

Реверсивната система Redox (Redox система) е разтвор, съдържащ окислени и възстановени форми на вещества, всеки от които е оформен от друг посредством реверсивна релажна реакция.

Най-простите редукционни системи включват катиони на същия метал с различна валентност, например

или аниони от същия състав, но на различни валенции, например

В такива системи, процесът на редокс се извършва чрез прехвърляне на електрони от намалената форма до окислената. Такива редукционни системи включват редица респираторни ензими, съдържащи gemina, като цитохроми. Редоксиалният потенциал на такива системи може да бъде изчислен от Питърс:

където д. - Redox потенциал в волта, Т - температурата над абсолютната скала, п е броят на електроните, загубени с една молекула или йон на намалената форма по време на преминаването му в окислената форма; [OH] и - моларни концентрации (по-точно активност), съответно окислени и редуцирани форми; E0 е нормалният окислителен и редукционен потенциал на тази система, равен на своя рекоксиален потенциал, при условие че \u003d. Нормалните рекоксиални потенциали на много редуксови системи могат да бъдат намерени във физикохимични и биохимични справочници.

В много биологични системи, редукционните реакции се извършват чрез прехвърляне от намалена форма за окислени не само електрони, но също и равно на броя на протоните, например

Мащабът на потенциала за окисление и намаляване на тези системи се определя не само от съотношението [OH]: \u003d и рН \u003d 0; останалите стойности са същите значения, както в уравнението (1). Редоксиалният потенциал на биологичните системи обикновено се определя чрез рН \u003d 7 и стойността на E0-1.984 · 10-4 · рН се обозначава с E0. В този случай уравнението (2) приема формата:

Експериментално, редоксиалният потенциал се определя чрез потенциометрично (виж потенциометрия). Редоксиалният потенциал на изолираните клетки и други биологични обекти често се измерва чрез колориметрия с помощта на редокс индикатори (виж). Мащабът на редоксиалния потенциал е мярката за окислителния или редуктен капацитет на тази система. Редуксираната система, която има по-висок рекоксиален потенциал, окислява системата с по-нисък рекоксиален потенциал. По този начин, познаване на величините на редоксиалния потенциал на биологичните редуксове системи, можете да определите посоката и последователността на редокс реакциите в тях. Познаването на редоксиалния потенциал дава възможност да се изчисли количеството енергия, което е освободено на определен етап от окислителни процеси, протичащи в биологични системи. Виж също биологично окисление.

Страница 4 от 8

Редоксирани процеси и редуксирани системи във виното

Обща информация за редокс процесите

Веществото се окислява, когато свързва кислород или дава водород; Например, със сярна сяра, така се образува 2 сулфрид, така че 2 сулфий с окисление Н2СО3 е сярна киселина H5S04 и при окисляване на водород сулфид Н2S-сяра; Когато сулфатът на двувалентно желязо се окислява в присъствието на киселина, се образува тривалентен железен сулфат
4feso "+ 2H2S04 + 02 \u003d 2FE2 (SO4) 3 + 2N20.
или когато дивалентният сулфат е разложен на анион, така че трябва да ++ получава
4FE ++ + 6so "+ 4N + + 02 \u003d 4FE +++ + + 6SO ~~ + 2H2 0,
Или, намалявайки анионите, които не участват в реакцията, намерете
4FE ++ + 4N + + 02 \u003d 4FE +++ + 2N20.
Последната реакция е идентична в случай на окисление на друга сол на двувалентното желязо; Тя не зависи от естеството на аниона. Следователно, окислението на двувалентния йон на желязо в тривалентния йон е да увеличи положителния си заряд, дължащ се на водороден йон, който губи заряда, образувайки водороден атом, който е свързан с кислород, за да се получи вода. В резултат на това, с такова окисление, увеличаването на положителното зареждане на катионата или е същото, намаляването на отрицателния заряд на аниона. Например, окислението на сероводород Н2S е да се трансформират сяра йон s в сяра (и). Всъщност и в двата случая има загуба на отрицателни електрически заряди или електрони.
За разлика от това, когато възстановяването, намаляването на положителния заряд на катионата или увеличаването на отрицателния заряд на аниона се нарязва. Например, предишната реакция може да се каже, че се наблюдава възстановяването на Н + йон към атомния водород и в обратна посока на реакцията, Fe +++ йон се възстановява на Fe ++ йона. По този начин възстановяването се намалява до увеличаване на броя на електроните.
Въпреки това, когато става въпрос за окисление на органични молекули, терминът "окисление" запазва значението на превръщането на една молекула към друга или набор от други, богати на кислород или по-малко богат на водород. Възстановяването е обратен процес, например окисляването на алкохола на SNZ-CH2ON в алдехид СН3-СНО, след това в оцетна киселина на CH3-Coxy:
-2N + N, 0-2N
CH3-Ch2ON -\u003e CH3-SNO -\u003e
-\u003e ch3-coxy.
Окислите процесите на органични молекули в клетката, които постоянно се срещат в биологичната химия и в микробиологията, се срещат най-често чрез дехидрогениране. Те са комбинирани с процеси на възстановяване и представляват редуксирани процеси, като окисление с ферментация на алкохол между глицерин и оцетен алдехид, катализиран от кодекстрация и водещи до алкохол:
Ch2on-sony-sno + ch3-sno + h20 - + ch2on-sony-coon + ch3-ch2он.
Тук говорим за необратим редуксен процес, който обаче може да стане обратим в присъствието на катализатор, както ще бъде показано по-долу. Пример за намаляване на окислението чрез електронния обмен и обратим дори при липса на катализатор е равновесие
FE +++ + CU + FE ++ + CU ++.
Това е сумата от две елементарни реакции, които електронно доставят
FE ++++ E FE ++ и CU + CU ++ + e.
Такива елементарни реверсивни реакции съставляват Redox системи или Redox система.
Те са пряк интерес към по-евтините. Всъщност, от една страна, както е показано, са показани Fe ++ и CU + йони, т.е. те се окисляват директно, без катализатор, разтварят се от молекулен кислород, и окислени форми могат да окисляват други вещества, следователно, тези Системите са окислителни катализатори. От друга страна, те са безразборници, които винаги са опасни от гледна точка на практиката на винопроизводството, и това обстоятелство е тясно свързано със собствеността им от една валенция на друга.
Общ изглед на йонизирана редукционна система, йонизирана чрез йони, образувани в разтвор, заредена положително или отрицателно, може да бъде изразена, както следва:
Red \u003d 5 ± OH + E (или PE).
Общото външен вид на системата на органичната рекоксис, при която преходът на компонент, възстановен до окислен, се осъществява чрез освобождаване на водород, а не електрони:
Red * OH + H2.
Тук, червено и о, представляват молекули, които нямат електрически заряди. Но в присъствието на катализатор, например, една от горните показани Redox системи или някои клетъчни ензими N, 2 е в равновесие с неговите йони и е редукционна система от първия тип.
H2 * ± 2N + 2E,
Къде са били двете реакции от сумирането на две реакции, ние получаваме равновесие
Червен * вол + 2H + + 2E.
По този начин стигаме до формата, подобна на вида на йонизираните системи, които разпределят електроните едновременно с обмена на водород. Следователно тези системи, като предишната, електросацията.
Невъзможно е да се определи абсолютният потенциал на системата; Можете да измерите потенциалната разлика между двете редуксови системи:
Redi + Ox2 * Red2 + Oxj.
В този принцип определението и измерването на потенциала за окисление и намаляване на такова решение като вино се основава.

Класификация на Redox системи

За да се попита по-добре окислителните и рехабилитационните системи на виното и да разберат тяхната роля, е препоръчително да се използва класификацията на непредпазката, която ги разделя на три групи:
1) Веществата са директно електроактивни, които в разтвор, дори един, се обменят директно от електрони с инертен планов електрод, който води до напълно определен потенциал. Тези изолирани вещества съставляват рекоксилна система.
Те включват: а) йони на тежки метали, представляващи CU ++ / CU + и FE ++ / FE +++ системи; б) много багрила, така наречените багрила на редукционното окисление, използвани за колориметричното определяне на редоксиалния потенциал; в) рибофлавин или витамин VG и дехидрогеназа, в която включва (жълт ензим), участващ в клетъчна дишане в грозде или в дрожди в аеробиаза. Това са авточувствени системи, т.е. в присъствието на кислород, те приемат окислена форма. За тяхното окисление, кислородът не изисква катализатор;
2) вещества със слаба електроставтичност, които не реагират или реагират слабо на платиновия електрод и независимо не осигуряват условия за равновесие, но стават електроактивни, когато са в разтвора в присъствието на вещества от първата група в много слаби концентрации и Дайте в този случай определен потенциал. Веществата от втората група реагират с първата, която катализира тяхната редуксирана трансформация и правят необратими системи обратими. Следователно багрилата на окислението на окисляването ви позволяват да проучите веществата на тази група, за да определите нормалния потенциал за тях и да ги класифицирате. По същия начин присъствието в вина на желязо и медни йони прави електроактивни системи, които, които са изолирани, не са оксидативни и системи за възстановяване.
Те включват: а) вещества с енолова функция с двойна връзка (-онен \u003d сън), в равновесие с ди-кетон (-С-СО-), като витамин С, или аскорбинова, киселина, редукта дигидимала-нова киселина; б) цитохром, който играе основната роля в клетъчното дишане в растенията и животните;
3) електрически вещества в присъствието на диастаза. Тяхното дехидрогениране се катализира чрез дехидрогенази, чиято роля е да се осигури трансфер на водород от една молекула към друга. Като цяло тези системи придават електростанция, която те потенциално притежават, като се добавят катализатори в средата, като осигуряват редуксове трансформации в средата; След това те създават условия за повторен равновесие и определен потенциал.
Това са млечни киселинни системи - пероградска киселина в присъствието на автолизат на млечни бактерии, които водят до окислително намаляване на равновесието на СН3-скоро и SNZ-Co-Coxy - система, свързана с ферментация в млечна киселина; Етанолът е етанкал, който съответства на движението на алдехид в алкохол в процеса на ферментация на алкохол или системата бутадиол - ацетоин. Последните системи нямат значение за самата вина, въпреки че може да се предположи, че виното може да съдържа дехидрази в отсъствието на микробни клетки, но те имат значение за алкохол или млечна ферментация, както и за готово вино, съдържащо живи клетки. Те обясняват, например, възстановяването на етана в присъствието на дрожди или бактерии - факт, известен дълго време.
За всички тези окислителни или редуциращи вещества, редоксиалният потенциал може да бъде определен, нормален или възможно, за който системата е наполовина окислена и наполовина възстановена. Това им позволява да ги класифицират по реда на окисляване или възстановяване сила. Също така е възможно предварително да се предвиди, в каква форма (окислена или възстановена) е тази система в разтвор с известен редоксиален потенциал; прогнозиране на промените в съдържанието на разтворен кислород; Определят първо веществата, които се окисляват или възстановяват. Този въпрос е доста подчертан в раздела "Понятието за повторен потенциал".