Obecná chemie: Učebnice / A. V. Zhulkhan; Ed. V. A. POPKOV, A.V. ZHOGLOVNA. - 2012. - 400 p.: IL.
Kapitola 8. Redoxní reakce a procesy
Kapitola 8. Redoxní reakce a procesy
Život je nepřetržitý řetězec redoxních procesů.
A.l. Lavoisier.
8.1. Biologický význam redoxních procesů
Metabolické procesy, dýchání, hnijící, fermentace, fotosyntéza jsou založeny na redoxních procesech. V případě aerobního metabolismu je hlavní oxidační činidlo molekulární kyslík, a redukční činidlo - organické látky potravin. Indikátor, který organismus je založen na organismu organismu, jsou redukční reakce, jsou bioelektrické potenciály orgánů a tkání. Biopotenciální jsou kvalitativní a kvantitativní charakteristika směru, hloubka a intenzity toku biochemických procesů. Registrace biopotenciálních orgánů a tkání je proto široce používána v klinické praxi při studiu jejich činností, zejména při diagnostice kardiovaskulárních onemocnění se elektrokardiogram odstraní, při měření svalových biopotenciálů se odstraní elektromyogram. Registrace mozkových potenciálů - encefalografie - umožňuje posoudit patologické poruchy nervového systému. Zdroj energetické energie buněk je membránový potenciál rovný 80 mV, v důsledku výskytu iontového asymetrie, tj. Nerovnoměrné rozdělení na obou stranách membrány kationtů a aniontů. Membránový potenciál má iontovou povahu.V multi-core komplexů, procesy spojené s přenosem elektronů a protonů mezi částicemi, které jsou vyřešeny
změna stupně oxidace reakcí částic a výskytu redoxního potenciálu. Redox potenciál má elektronickou povahu.Tyto procesy mají reverzibilní cyklickou povahu a podléhají mnoho důležitých fyziologických procesů. Michaelis poznamenal důležitou roli redoxních procesů v životě: "Redoxní procesy vyskytující se v živých organismech patří do kategorie těch, které nejen spěchají a mohou být identifikovány, ale jsou nejdůležitější pro život a biologickými a od filozofického bodu Pohled. "
8.2. Podstata
Redox Procesy
V roce 1913, L.v. Pistarzhevsky udělal elektronickou teorii redoxních procesů, která je v současné době obecně přijímána. Tento typ reakce se provádí přerozdělováním hustoty elektronů mezi atomy reaktantových látek (přechodem elektronů), která se projevuje ve změně ve stupni oxidace.
Reakce vyplývající z nichž stupně oxidace atomů obsažených v reakčních látkách v důsledku přenosu elektronu mezi nimi se nazývají redox reakce.
Redoxní proces se skládá ze 2 elementárních akcí nebo polottvarů: oxidace a regenerace.
Oxidace- Jedná se o proces ztráty (návratu) elektronů atomem, molekuly nebo iontem. Při oxidaci stupně oxidace částic stoupá:
Částice, která dává elektrony, se nazývá redukční činidlo.Výrobek redukčního činidla se nazývá oxidovaná forma:
Redukční činidlo s oxidovanou formou je jedním párem redoxního systému (SN 2 + / SN 4 +).
Míra regenerační schopnosti jednoho nebo jiného prvku je ionizační potenciál.Čím menší je ionizační potenciál prvku, silnější redukční činidlo, které je, S-prvky a prvky ve spodním a mezilehlém stupni oxidace jsou silnými redukčními činidly. Schopnost částic dát elektrony (dárcovská schopnost) určuje jeho rehabilitační vlastnosti.
Restaurování -jedná se o proces spojování elektronů částicemi. Při obnově stupně oxidace klesá:
Částice (atomy, molekuly nebo ionty), spojující elektrony, se nazývá oxider.Obnovení produktu Oxidant je to nazývá obnovená forma:
Oxidační činidlo se sníženou formou je další pár (fe 3+ / fe 2+) oxidačního systému. Míra oxidační schopnosti částic je elektronová afinita.Čím více afinitu k elektronu, tj. Schopnost akceptoru elektronů částic, silnější oxidační činidlo je. Oxidace je vždy doprovázena restaurováním, a naopak obnovení je spojeno s oxidací.
Zvažte interakci FECL 3 s SNCL2. Proces se skládá ze dvou polodrům:
Redoxní reakce může být reprezentována jako kombinace dvou konjugovaných párů.
V průběhu reakcí se Oxider otáčí do konjugovaného redukčního činidla (regenerační produkt) a redukční činidlo k konjugovanému oxidátoru (oxidační produkt). Jsou považovány za redox páry:
Proto reakce redoxní reakce představují jednotu dvou protilehlých oxidačních a regeneračních procesů, které v systémech nemohou existovat bez sebe. V tom vidíme projev univerzálního práva jednoty a boj o protiklady. Reakce nastane, pokud je afinita k elektronu oxidačního prostředku větší než potenciál ionizace redukčního činidla. Pro to představilo koncept elektřina -hodnoty charakterizující schopnost atomů poskytovat nebo přijímat elektrony.
Sestavování rovnic oxidační reakce provádí elektronickou rozvahu a poloviční tvorbou. Musí být výhodná metoda napůl tvorba. Použití je spojeno s použitím iontů, které skutečně existují, je viditelná role média. Při přípravě rovnic je nutné zjistit, který z reakčních látek provádějí úlohu oxidačního prostředku a což je redukční činidlo, což je vliv na průběh reakce telefonu a jaké jsou možné reakční produkty. Redoxní vlastnosti vykazují sloučeniny, které obsahují atomy velké číslo Valenční elektrony s různou energií. Tyto vlastnosti mají spoje D-Elements (IB, VIIB, VIIIB skupiny) a P-elementy (VIIIA, VIIA, VA skupiny). Připojení obsahující prvek v nejvyšší oxidaci, pouze oxidační vlastnosti(KMNO 4, H 2 SO 4), ztracené - pouze vlastnosti zotavení(H 2 s), v mezilehlém - Bico se může chovat(Na2S03). Po kompilaci poloviční reakčních rovnic, iontová rovnice Doplňte reakční rovnici v molekulární formě:
Kontrola správnosti kompilace rovnice: počet atomů a nábojů levé části rovnice by měl být roven počtu atomů a nábojů na pravé části rovnice pro každý prvek.
8.3. Koncept potenciálu elektrody. Mechanismus výskytu potenciálu elektrody. Galvanická buňka. Nernsta rovnice
Míra oxidační a redukční kapacity látek je redoxní potenciály. Zvážit potenciální mechanismus. Když je chemicky aktivní kov ponořen (Zn, AL) do roztoku jeho soli, například Zn do roztoku ZNSO 4, dojde k dalšímu rozpuštění kovu v důsledku oxidačního procesu, tvorba dvojice , dvojitá elektrická vrstva na kovovém povrchu a vznik zátka Zn 2 + / Zn.
Kov, ponořený do roztoku jeho soli, například zinku v roztoku sulfátu zinečnatého, se nazývá elektroda prvního druhu. Jedná se o dvoufázovou elektrodu, která se negativně nabíjí. Potenciál je vytvořen v důsledku oxidační reakce (podle prvního mechanismu) (obr. 8.1). Při ponoření do roztoku nízkoenergetických solí kovů (CU) je pozorován opačný proces. Na hranici kovu se solným roztokem je kov vysrážen v důsledku procesu regenerace iontů s vysokou akceptorovou schopností elektronu, který je způsoben vysokým nábojem jádra a nízkým poloměrem iontu. Elektroda se nabití pozitivně, v attivotním prostoru, nadměrné soli tvoří druhou vrstvu, nastane potenciál elektrody dvojice Cu2 + / Cu °. Potenciál je vytvořen v důsledku procesu regenerace podle druhého mechanismu (obr. 8.2). Mechanismus, velikost a znamení potenciálu elektrody stanoví strukturu atomů účastníků. proces elektrody.
Potenciál se tedy vyskytuje na okraji kovu s roztokem v důsledku oxidačních a redukčních procesů, ke kterým dochází s účastí kovu (elektrody) a tvorba dvojité elektrické vrstvy se nazývá elektrodový potenciál.
Pokud vyjmete elektrony z zinkové desky na měď, pak je rovnováha na deskách rozbití. K tomu spojte zinek a měděnou desku, ponořenou do roztoků jejich solí, vodiče kovů, roztoků elektrod - můstek elektrolytu (trubka s roztokem K2S04) k uzavření řetězu. Na elektrodě zinek probíhá oxidační poloformace:
a na měděném zotavení napůl reakce:
Elektrický proud je způsoben celkovým redoxní reakcí:
V okruhu se zobrazí elektrický proud. Příčina výskytu a toku elektrického proudu (EDC) v galvanickém prvku je rozdíl potenciálu elektrod (E) - Obr. 8.3.
Obr. 8.3.Elektrický prvek elektrického obvodu
Galvanická buňka- Jedná se o systém, ve kterém se chemická energie procesu redoxní
v elektrickém. Chemický řetězec elektrolytického prvku je obvykle napsán ve formě stručného schématu, kde je vlevo vlevo, kde je na levé straně umístěna záporná elektroda, označte pár vytvořený na této elektrodě, svislý prvek, zobrazit potenciální skok. Dva funkce označují hranici mezi roztoky. Nabínač elektrody je indikován v závorkách: (-) Zn ° | Zn 2 + || CU 2 + | Cu ° (+) - schéma chemického řetězce elektrolytického prvku.
Redox potenciály párů závisí na povaze účastníků procesu elektrody a poměrem rovnovážných koncentrací oxidovaných a obnovených forem účastníků elektrodového procesu v roztoku, teploty roztoku a jsou popsány nervovou rovnicí. Kvantitativní charakteristika redoxního systému je potenciál redoxního potenciálu vznikajícího na hranici fázové separace platinového vodného roztoku. Velikost potenciálu v jednotkách C se měří ve voltech (b) a vypočítá se rovnice nernst-peters:
kde A (OH) a (červená) je aktivita oxidovaných a snížených forem, resp. R.- univerzální plynová konstanta; T.- termodynamická teplota, K; F.- permanentní faraday (96 500 cb / mol); n.- počet elektronů, kteří se účastní elementárního redoxního procesu; A - činnost hydroxonitových iontů; m.- Stoichiometrický koeficient před vodíkovým iontem v poloviční reakci. Hodnota φ ° je standardní redox potenciál, tj. Potenciál měřený za podmínek A (OX) \u003d A (červená) \u003d A (H +) \u003d 1 a tato teplota.
Standardní potenciál systému 2N + / H2 je přijat rovný 0 V. Standardní potenciály jsou referenční hodnoty, tabulky při teplotách 298K. Silné médium není typické pro biologické systémy, proto pro charakteristiky procesů vyskytujících se v životních systémech, formální potenciál stanovený pod podmínkou A (OX) \u003d A (červená), pH 7,4 a teplota 310K (červená). Používá se fyziologická úroveň. Při záznamu je parní potenciál indikován ve formě frakce a oxidační činidlo je napsáno v čitateli a redukční činidlo v denominátoru.
Po dobu 25 ° C (298K) po substituci konstantních hodnot (R \u003d 8,31 J / mol / mol; F.\u003d 96 500 Cl / mol) Nernsta rovnice vezme následující formulář:
kde φ ° je standardní redoxní potenciál dvojice, v; s O.FYU a V.F. - produkt rovnovážných koncentrací oxidovaných a snížených forem; X a Y - stechiometrické koeficienty v poloviční reakční rovnici.
Potenciál elektrody je vytvořen na povrchu kovové desky ponořené do roztoku jeho soli a závisí pouze na koncentraci oxidované formy [m n +], protože koncentrace sníženého tvaru se nemění. Závislost potenciálu elektrody z koncentrace stejného jména s ním stanoví rovnici:
kde [m n +] je rovnovážná koncentrace iontu kovů; n.- počet elektronů zapojených do polo-reakce, a odpovídá stupni oxidace kovového iontu.
Redox Systems jsou rozděleny do dvou typů:
1) V systému se provádí pouze přenos elektronů Fe 3 + + ē \u003d \u003d Fe 2 +, SN 2 + - 2E \u003d SN 2 +. to samostatný bilance redoxu;
2) Systémy, kdy je přenos elektronů doplněn přenosem protonů, tj. pozorovaný kombinovaná rovnováha různých typů:protolytická (kyselá báze) a redox regenerace s možnou konkurencí dvou částic protonů a elektronů. V biologických systémech se k tomuto typu týkají důležitých redoxních systémů.
Příkladem druhého typového systému je proces recyklace peroxidu vodíku v těle: H202 + 2N + + 2 ° C 2H20, stejně jako redukce kyselého média mnoha oxidačních činidel obsahujících kyslík: CRO 4 2-, CR 2O 7 2-, MNO 4 -. Například MNO 4 - + 8H + + 5E \u003d \u003d MN 2 + + 4N 2 O. V této polo-reakci se podílejí elektrony a protony a protony. Výpočet potenciálu páru olovo vzorcem:
V širším kruhu konjugátu páry, oxidované a obnovené formy páru jsou v roztoku v různých stupních oxidace (MNO 4 - / MN 2 +). Jako měřicí elektroda
v tomto případě se použije elektroda z inertního materiálu (PT). Elektroda není členem procesu elektrody a hraje roli pouze elektronových nosičů. Potenciál vytvořený oxidačním a redukčním procesem vyskytující se v roztoku se nazývá oxidační a redukční potenciál.
Měření se provádí redox Electrode.- Jedná se o inertní kov umístěný v roztoku obsahujícím oxidovaný a obnovený tvar dvojice. Například při měření E o.fe 3 + / FE 2 + páry naneste Redox Electrode - Platinum měřicí elektroda. Srovnávací elektroda je vodík, potenciál je z nich známý.
Reakce teče v galvanickém prvku:
Schéma chemického řetězce: (-) PT | (H 2 °), H + || Fe 3 +, Fe 2 + | PT (+).
Redoxní potenciál je měřítkem oxidace a redukční kapacity látek. Hodnota standardních parametrů párů je uvedena v referenčních tabulkách.
Následující vzory uvedené v řadě redoxních potenciálů.
1. Pokud je standardní redoxní potenciál dvojice negativní, například φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 b, potom vzhledem k dvojici vodíku, jehož potenciál je vyšší Tento pár působí jako redukční činidlo. Potenciál je vytvořen podle prvního mechanismu (oxidační reakce).
2. Pokud je párový potenciál pozitivní, například φ ° (Cu 2 + (P) / Cu (t)) \u003d +0,345 V vzhledem k vodíku nebo jinému dvojici konjugátu, jehož potenciál je nižší, tento pár je oxidační činidlo. Potenciál tohoto páru je vytvořen podle druhého mechanismu (reakce regenerace).
3. Pro výše uvedené, algebraická hodnota standardního potenciálu dvojice, tím vyšší je oxidační kapacita oxidovaného tvaru a pod regenerační schopností snížené formy
pár. Snížení hodnoty pozitivního potenciálu a zvýšení negativu odpovídá poklesu oxidačního a růstu regenerační aktivity. Například:
8.4. Vodíková elektroda, měření redoxních potenciálů
Redoxní potenciál dvojice je určen potenciálem dvojité elektrické vrstvy, ale bohužel neexistuje žádná metoda pro měření. Proto ne absolutní, ale relativní hodnota, výběr jakékoli jiné páry pro srovnání. Měření potenciálu se provádí za použití potenciometrické instalace, která je založena na galvanickém prvku mající schéma: elektroda testovaného páru (měřicí elektroda) je připojena k elektrodě 2 vodíku (H + / H °) nebo jiné, Potenciál je známý (srovnávací elektroda). Galvanický prvek je připojen k zesilovači a elektroměru elektrického proudu (obr. 8.4).
Vodíková pára je vytvořena na vodíkové elektrodě v důsledku redoxního procesu: 1 / 2H20 (g) ↔ h + (p) + e -. Vodíková elektroda je polotovarem sestávající
z platinové desky potažené tenkou, volnou vrstvou platiny, snížena v 1 h roztoku kyseliny sírové. Prostřednictvím roztoku prochází vodík, v porézní vrstvě platiny, část to projde do atomového stavu. To vše je uzavřeno ve skleněné nádobě (ampule). Vodíková elektroda je třífázová elektroda prvního druhu (gumometaltické). Analyzovat potenciální rovnici elektrody pro vodíkovou elektrodu, lze dospět k závěru, že potenciál vodíkové elektrody je lineárně rostoucí
Obr. 8.4.Vodíková elektroda
s poklesem indikačního vodíku pH (zvyšující se kyselost) média a snížení dílčího tlaku plynného vodíku nad roztokem.
8.5. Prognóza směr
Změnou volné energie látek a velikostí standardních redoxních potenciálů
Při směru oxidační redukční reakce může být posuzována změnou isobaro-izotermického potenciálu systému (Gibbs Energy), volnou energii (ΔG) procesu. Reakce je zásadně možná při 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:
kde F.- permanentní faraday, rovný 96,5 kk / mol; n.- počet elektronů zapojených do procesu oxidace a regenerace, na 1 mol látky; E o.- množství rozdílu ve standardní oxidaci a regeneračním potenciálům dvou dvojic konjugátu systému, který se nazývá elektromotorický výkon reakcí (EMF). Tato rovnice odráží fyzický význam vztahu E o.a volnou energii gibbové reakce.
Pro spontánní tok redoxní reakce je nutné, aby rozdíl v potenciálech konjugovaných párů byl pozitivní, který vyplývá z rovnice, tj. Pára, jejíž potenciál je vyšší, role oxidačního prostředku může provádět. Reakce je tak dlouho, dokud se potenciál obou dvojic stávají rovni. V důsledku toho odpovědět na otázku, zda tento redukční činidlo bude oxidovat tento oxidační činidlo nebo naopak, musíte znát ΔE : ΔE o. \u003d φ ° Oxid. - φ ° obnoveno. Reakce probíhá ve směru, který vede k tvorbě slabšího oxidačního prostředku a slabším redukčním činidlem. Srovnání potenciálů dvou dvojic konjugátu, je možné zásadně řešit problematiku směru procesu.
Úkol.Je možné obnovit iontové ionty Fe + T1 + podle navrhovaného schématu:
Reakce ΔE ° má zápornou hodnotu:
Reakce není možná, protože oxidovaný páru tvaru Fe 3+ Fe 3+ / FE 2 + nemůže oxidovat T1 + páry T1 3 + / T1 +.
Pokud je EMF reakce záporná hodnota, reakce je v opačném směru. Větší δе °, reakce probíhá intenzivněji.
Úkol.Jaké je chemické chování FC13 v roztoku obsahujícím:
a) Nai; B) NABR?
Uděláme poloviční reakci a najít potenciály pro par:
ale) E.reakce 2I - + 2FE 3 + \u003d I 2 + 2FE 2 + bude 0,771-0,536 \u003d \u003d 0,235 V, E.má kladnou hodnotu. Proto reakce přejde do tvorby volného jodu a fe 2+.
b) reakce e ° 2BR - + 2FE 3 + \u003d BR 2 + 2FE 2 + bude 0,771-1,065 \u003d \u003d -0,29 V. Negativní hodnota E o.ukazuje se, že chlorid železa nebude oxidován bromidem draselným.
8.6. Rovnovážná konstanta
Redox reakce
V některých případech je nutné znát nejen směr a intenzitu redoxních reakcí, ale také úplnost reakčního toku (pro kolik procent výchozích látek se převede na reakční produkty). Například v kvantitativní analýze je možné spoléhat pouze na tyto reakce, které prakticky vyskytují 100%. Proto před použitím jedné nebo jiné reakce k vyřešení jakéhokoliv úkolu určete konstantu
nOVASSIA (K P) o-v systému. Pro stanovení CD redoxních procesů se používá tabulka standardních redoxních potenciálů a nernst rovnice:
infoFar as.když je dosaženo rovnováhy, potenciály konjugovaných párů oxidačního činidla a redukčního činidla procesu redoxu se stávají stejné: φ ° oxid. - φ ° obnoveno. \u003d 0, pak E o.= 0. Z rovnice nernst v rovnovážných podmínkách E o.reakce se rovnou:
kde n.- počet elektronů zapojených do oxidační reakce; P.S. Prod. P-JCC a P.S. Výměna B-B - produkt rovnovážných koncentrací reakčních produktů a výchozí materiály do stupně jejich stechiometrických koeficientů v reakční rovnici.
Rovnovážná konstanta ukazuje, že rovnovážný stav této reakce probíhá, když produkt rovnovážných koncentrací reakčních produktů bude 10 násobek produktu rovnovážných koncentrací výchozích látek. Kromě toho velká hodnota Kyrgyzské republiky naznačuje, že reakce probíhá zleva doprava. Znalost Kyrgyzské republiky, můžete, aniž byste se uchýlili k zkušeným datům, vypočítat úplnost reakce.
8.7. Redoxní reakce v biologických systémech
V procesu životně důležité aktivity v buňkách a tkáních mohou dojít k rozdílům v elektrických potenciálech. Elektrochemické transformace v těle lze rozdělit do 2 hlavní skupiny.
1. Zvedací procesy v důsledku přenosu elektronu z jednoho molekul na ostatní. Tyto procesy mají elektronickou povahu.
2.ReProcesy spojené s přenosem iontů (bez změny jejich poplatků) as tvorbou biopotenciálů. Biopotenciály registrované v těle jsou převážně membránové potenciály. Mají iontovou povahu. V důsledku těchto procesů vznikají potenciál mezi různými vrstvami tkanin umístěných v různých fyziologických podmínkách. Jsou spojeny s různou intenzitou toku fyziologických redoxních procesů. Například potenciály vytvořené v povrchových tkáních plechu na osvětlené a neomezené straně v důsledku odlišné intenzity procesu fotosystému. Osvětlená oblast se ukáže, že je pozitivně obviněna s ohledem na nešťastné.
V oxidačních a regeneračních procesech s elektronickou povahou lze rozlišit tři skupiny.
První skupina obsahuje procesy spojené s přenosem elektronů mezi látkami bez kyslíku a vodíku. Tyto procesy se provádějí za účasti komplexů přenosu elektronů - heterovalentních a heteroyantických komplexů. Přenos elektronu se vyskytuje ve složitých sloučeninách stejného kovu nebo atomů různých kovů, ale v různých stupních oxidace. Aktivním začátkem přenosu elektronů jsou přechodné kovy, které ukazují několik stabilních oxidačních stupňů a velké náklady na energii nejsou nutné pro elektron a protony, přenos může být proveden na dlouhé vzdálenosti. Reverzibilita procesů umožňuje opakovaně se účastnit cyklických procesů. Tyto vibrační procesy byly detekovány v enzymatické katalýze (cytochromy), protein syntézy, metabolické procesy. Tato skupina Transformace se podílí na zachování antioxidační homeostázy a ochrany organismu z oxidačního stresu. Jedná se o aktivní regulátory volných radikálních procesů, systém využití účinných forem kyslíku, peroxidu vodíku, se účastní oxidace substrátů
typ katalázy, peroxidázy, dehydrogenáza. Tyto systémy provádějí antioxidant, antiperační účinek.
Druhá skupina zahrnuje redoxní procesy spojené s účastí kyslíku a vodíku. Například oxidace aldehydové skupiny substrátu do kyselého:
Třetí skupina zahrnuje procesy spojené s přenosem protonů a elektronů z substrátu, které jsou v závislosti na pH v přírodě, postupují v přítomnosti dehydrogenázových enzymů (E) a koenzymů (KO) tvorbou aktivovaného komplexního enzymu-koenzymu Substrát (E-KO-S), spojovací elektrony a vodíkové kationty od substrátu a způsobují jeho oxidaci. Takový koherentní je nikotinyndadenindinuukleotid (přes +), který připojí dva elektrony a jeden proton:
V biochemických procesech jsou kombinované chemické rovnováhy: redox, protolytické a komplexovací procesy. Procesy jsou obvykle enzymatické. Typy enzymatické oxidace: dehydrogenáza, oxidáza (cytochrom, volný radikální oxidační prostředek). Oxidační a redukční procesy vyskytující se v těle mohou být rozděleny do následujících typů: 1) Reakce intramolekulárního dumpingu (nepřiměřené vznícení) v důsledku atomů uhlíku substrátu; 2) Intermolekulární reakce. Přítomnost atomů uhlíku širokého rozsahu oxidačních stupňů od -4 do +4 označuje jeho dualitu. Proto v organické chemii, reakci oxidace a regeneračního dumpingu v důsledku atomů uhlíku, které postupují uvnitř a intermolekulárně.
8.8. Membránový potenciál
Od té doby, kdy je R. Virchova znám Živá buňka.- Jedná se o elementární buňku biologické organizace, která zajišťuje všechny funkce těla. Průtok mnoha fyziologických procesů v těle je spojen s přenosem iontů v buňkách a tkáních a je doprovázen výskytem rozdílu v potenciálech. Velká role v membránové dopravě patří k pasivním dopravním látkám: osmózu,
filtrace a bioelektrgeneze. Tyto jevy jsou určeny bariérovými vlastnostmi buněčných membrán. Potenciální rozdíl mezi roztoky různých koncentrací, oddělených membránou s povolovatelností voleb, se nazývá membránový potenciál. Membránový potenciál má iontový, ne elektronický charakter. Je to způsobeno výskytem iontové asymetrie, tj. Nerovnoměrné rozdělení iontů na obou stranách membrány.
Kationtová kompozice mezibuněčného média je blízká iontové složení mořské vody: sodík, draslík, vápník, hořčík. V procesu evoluce, příroda vytvořila speciální způsob, jak přenášet ionty, nazvaný název pasivní dopravadoprovázený vznikem rozdílu v potenciálech. V mnoha případech je základem přenosu látek difúze, proto se někdy nazývá potenciál, který je vytvořen na buněčné membráně difuzní potenciál.Existuje, zatímco koncentrace iontů není zarovnána. Velikost potenciálu je malá (0,1 V). Světelná difúze se provádí přes iontové kanály. Ion asymetrie se používá pro generování excitace v nervových a svalových buňkách. Přítomnost iontové asymetrie na obou stranách membrány je však důležitá pro ty buňky, které nejsou schopny vytvářet vzrušující potenciál.
8.9. Otázky a úkoly pro self-test
Připravenost pro třídy
A zkoušky
1. Nechte koncept elektrod a redox potenciál.
2. Odstraňte základní vzory pozorované v sérii redoxních potenciálů.
3. Jaká je míra restorativní schopnosti látek? Uveďte příklady nejběžnějších reproduktorů.
4. Jaké je měřítko oxidační schopnosti látky? Uveďte příklady nejběžnějších oxidačních činidel.
5. Jak může experimentálně určit velikost redoxního potenciálu?
6. Jak bude potenciál systému CO 3+ / CO 2+, když do něj zavede ionty kyanidů? Odpověď vysvětlete odpověď.
7. Příklad reakcí, ve kterém peroxid vodíku hraje roli oxidačního činidla (redukční činidlo) v kyselých a alkalických médiích.
8. Jaký je fenomén identifikace ligandického prostředí centrálního atomu na redoxní potenciál pro fungování životních systémů?
9. Cyklus KREBS s biologickou oxidací glukózy přímo předchází reakci:
kde pošta a na + - obnovené a oxidované uniformu Nico-Tinamiddinukleotide. Ve kterém směru probíhá tato redoxní reakce za standardních podmínek?
10. Jak se látky nazývají reverzibilní reakce s oxidačními činidly a preventivními substráty?
11. Příklady působení baktericidních látek na bázi oxidačních vlastností.
12. Reakce Základní metody permanganateometrie a metry jodu. Pracovní řešení a metody jejich přípravy.
13. Jaká je biologická úloha reakcí, ve kterých se změní stupeň oxidace manganů a molybdenu?
14. V jakém je mechanismus toxických účinků sloučenin dusíku (III), dusík (IV), dusík (v)?
15. Jak se iontový superoxid neutralizuje? Reakční rovnici. Jaká je role iontů kovů v tomto procesu?
16. Existuje biologická úloha semi-zdrojů: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ cu +; CO 3+ + ē ↔ CO 2+? Dát příklad.
17. Jak je standardní EMF spojena se změnou energie Gibbs procesu redoxu?
18. Vytvořte oxidační schopnost ozonu, kyslíku a kapsa vodíku s ohledem na vodný roztok jodidu draselného. Odpověď Potvrďte tabulkovou daty.
19. Jaké chemické procesy podloží neutralizaci radikálu superoxidového aniontu a peroxidu vodíku v těle? Přineste poloviční tvorbě rovnice.
20. Příklady redoxních procesů v živých systémech, doprovázené změnou stupňů oxidace D-prvků.
21. Příklady použití redoxních reakcí pro detoxikaci.
22. Příklad toxického působení oxidačních činidel.
23. V roztoku jsou částice CR3+, CR 2O 7 2-, I 2, I -. Stanovte mezi nimi, který spontánně interaguje ve standardních podmínkách?
24. Co specifikovaných částic je silnější oxidační činidlo v kyselém prostředí KMNO 4 nebo K 2 CR 2 O 7?
25. Jak určit disociační konstantu slabého elektrolytu za použití potenciometrické metody? Proveďte diagram chemického řetězce galvanického prvku.
26. Je paušální správa do organismu RMNO 4 a Nano 2 řešení?
8.10. Testovací úkoly
1. Jaký druh halogenových molekul (jednoduché látky) show redox duality?
a) Žádný, všichni z nich jen oxidační;
b) všechno kromě fluoru;
c) všechno kromě jódu;
d) všechny halogeny.
2. Jaký halogenidový ion má největší redukční aktivitu?
a) f -;
b) C1 -;
c) I -;
d) br -.
3. Jaké halogeny zadávají disproporce?
a) všechno kromě fluoru;
b) vše, kromě fluoridu, chloru, bromu;
c) vše s výjimkou chlónu;
d) Žádný z halogenu se nezúčastní.
4. Ve dvou trubkách jsou zde řešení KVR a KI. Roztok FECL3 se přidá do obou zkumavek. V jakém případě je halogenidový ion oxidován na volný halogen, pokud E O (Fe 3+ / Fe 2+) \u003d 0,77 V; E ° (BR 2 / 2BR -) \u003d 1,06 V; E o (i2 / 2i -) \u003d 0,54 v?
a) KBR a KI;
b) ki;
c) KVR;
d) v každém případě.
5. Nejsilnější redukční činidlo:
6. Ve které reakci s účastí peroxidu vodíku bude plynovitý kyslík jeden z reakčních produktů?
7. Který z navrhovaných prvků má největší hodnotu relativní elektronegable?
a) o;
b) C1;
c) n;
d) s.
8. Uhlík v organických spojích vykazuje vlastnosti:
a) oxidační činidlo;
b) redukční činidlo;
takový způsob interakce mezi dvěma látkami, ve kterých dochází k reverzibilní reakci oxidace jedné látky v důsledku obnovení druhé a ve středně se vytvoří směs oxidovaných a snížených iontů, například. - Fe "a Fe", Sn "a Sn", atd. Úroveň intenzity redoxního systému je určena velikostí potenciálu oxidačního snižování EH, který je vyjádřen ve voltech s ohledem na potenciál normálu vodíková elektroda.
Čím více pozitivním potenciálem systému, tím více oxidačních vlastností má. Potenciály, které se získají v systémech obsahujících stejné koncentrace oxidované a obnovené iontové, nazývané. Normální.
O. O.-v. z. Velikost normálních potenciálů může být umístěna v řadě a každý systém je oxidačním činidlem vzhledem k systému s negativnějším normálním potenciálem a redukčním činidlem ve vztahu k systému s pozitivním normálním potenciálem. Reduktivní systémy hrají velkou roli při tvorbě minerálů, konverzi organických látek v sedimentárních horninách atd.
Ekvivalent látek nebo Ekvivalent - Jedná se o skutečnou nebo konvenční částici, která může připevnit, uvolňovat nebo jinak ekvivalentní kationtové vody v iontoměničových reakcích nebo elektronu v oxidačních reakčních reakcích.
Například v reakci:
NaOH + HCL \u003d NaCl + H 2 O
ekvivalentní bude skutečná částice - iont na +, v reakci
ekvivalent bude imaginární částice ½Zn (OH) 2.
Pod ekvivalentem látky také často znamená počet ekvivalentů látky nebo ekvivalentní množství látky - Počet mol látky je ekvivalentní jedné molu vodíkové kationty v závažné reakci.
[upravit překlad] ekvivalentní hmotnost
Ekvivalentní hmotnost - To je hmotnost jednoho ekvivalentu této látky.
[upravit překlad] Ekvivalentní molární hmotnost látky
Molární hmotnost ekvivalentů je obvykle označena jako nebo. Poměr ekvivalentní molární hmotnosti látky k jeho vlastně molární hmotnosti se nazývá faktor ekvivalence (Obvykle je označován jako).
Molární hmotnost ekvivalentů látky je hmotnost jedné modlivené ekvivalenty rovné produktu faktoru ekvivalence na molární hmotnosti této látky.
M eq \u003d f eq × m
[upravit překlad] faktor ekvivalence
Poměr ekvivalentní molární hmotnosti k vlastní molární hmoty se nazývá faktor ekvivalence (Obvykle je označován jako).
[upravit překlad] Číslo ekvivalence
Počet rovnocennosti z. Jedná se o mírné pozitivní celé číslo odpovídající počtu ekvivalentů některé látky obsažené v 1 mol této látky. Faktor ekvivalence je spojen s počtem rovnocennosti z. Následující poměr: \u003d 1 / z.
Například v reakci:
Zn (OH) 2 + 2HCI \u003d ZNCL 2 + 2H 2 O
Ekvivalent je částice ½Zn (OH) 2. Číslo ½ je faktor ekvivalence, z. V tomto případě je 2
* - Pro inertní plyny Z. = 1
Faktor ekvivalence pomáhá formulovat zákon o ekvivalenci.
[upravit překlad] ekvivalenty
V důsledku prací I. V. Richter (1792-1800) byl otevřen zákon ekvivalentů:
§ Všechny látky reagují v ekvivalentních vztazích.
§ Formula vyjadřující zákon ekvivalentů: m 1 E 2 \u003d m 2 E 1
§ Elektrochemický ekvivalent - množství látky, která by měla být izolována na elektrodě, podle zákona Faraday, při průchodu elektrolytu jednotky množství elektřiny:
§ Kde je Stálý Faraday.
§ Stálý Faraday. - Fyzikální konstanta, určující vztah mezi elektrochemickými a fyzikálními vlastnostmi látky.
§ Stálý Faraday se rovná CL · mol -1.
§ Faradayova konstanta vstupuje jako konstanta druhý zákon Faraday (Právo elektrolýzy).
§ Numericky konstantní faraday se rovná elektrickému náboji, během jejich průchodu přes elektrolytu na elektrodě (1 / z) mol a ve vzorci:
Kde: 
- počet elektronů zapojených do reakce.
§ Pro konstantní Faraday, následující poměr je pravdivý:
§ Kde je základní náboje a počet avogadro.
Isotopes (od Dr.-řečtiny. ισος - "rovnat se", "stejný"a τόπος - "místo") - Odrůdy atomů (a jádra) jednoho chemického prvku s různým počtem neutronů v jádře. Jméno je způsobeno tím, že izotopy jsou na stejném místě (v jedné buňce) tabulky MENDELEEV. Chemické vlastnosti atomu závisí téměř pouze ze struktury elektronické skořepiny, které se zase stanoví hlavně nábojem jádra Z. (to znamená, že počet protonů v něm) a téměř nezávisí na svém hmotnostním čísle A. (tj. Celkový počet protonů Z. a neutrony N.). Všechny izotopy jednoho prvku mají stejné jádro jádro, lišící se pouze počtem neutronů. Obvykle je izotop je indikován symbolem chemického prvku, ke kterému se týká přidávání horního levého indexu, což znamená hmotnostní číslo (například 12 C, 222 RN). Můžete také napsat název prvku přidáním hmotnostního čísla přes pomlčku (například uhlík-12, radon-222). Některé izotopy mají tradiční vlastní jména (například Deuterium, Actinon).
Příklad izotopů: 16 8 °, 17 8 ° C, 18 8O - tři stabilní isotop kyslíku.
[upravit překlad] Terminologie
Hlavní pozici Židovo je, že správný termín v jediném počtu pro označení atomů (nebo jader) jednoho chemického prvku se stejnou atomovou hmotností je nuklid, a termín isotopes Je dovoleno použít pro označení sady nuklidů jednoho prvku. Období isotopes byl navržen a byl zpočátku použita více číselVzhledem k tomu, že pro srovnání je nezbytné alespoň dva typy atomů. V budoucnu byla také široce zahrnuta spotřeba termínu v singulární izotop. Kromě toho je termín ve více číslech často používán k označení jakékoli sady nuklidů, a ne jen jeden prvek, který je také nesprávný. V současné době nejsou pozice mezinárodních vědeckých organizací dána jednotnosti a termínu izotop Je i nadále široce používán, a to i v oficiálních materiálech různých divizí Žida a Jupad. Jedná se o jeden z příkladů bodu termínu, zpočátku v něm položené, přestane splnit koncept, pro označení, z nichž tento termín používá (další příklad učebnice je atom, který v rozporu s názvem, který není nedělitelný).
[upravit překlad] Historie otevření izotopů
První důkaz, že látky, které mají stejné chemické chování, mohou mít různé fyzikální vlastnosti, bylo získáno ve studiu radioaktivních transformací těžkých prvků atomů. V 1906-07 se ukázalo, že produkt radioaktivního rozkladu uranu - ioniu a produkt radioaktivní dekompresory - radiotorií má stejné chemické vlastnosti jako thorium, ale liší se od IT atomové hmoty a vlastnosti radioaktivního rozpadu . Bylo objeveno později, že všechny tři produkty jsou stejné optické a rentgenové spektra. Takové látky identické v chemických vlastnostech, ale různé atomy a některé fyzikální vlastnostiPři návrhu anglického vědce F. Soddy, začal zavolat izotopy.
[upravit překlad] izotopy v přírodě
Předpokládá se, že izotopová složení prvků na Zemi je stejná ve všech materiálech. Některé fyzikální procesy v přírodě vedou ke zhoršené izotopové složení prvků (přírodní zlomky Izotopes charakteristické světelných prvků, stejně jako izotopické posuny během rozpadu přírodních dlouhotrvajících isotopů). Postupná akumulace v minerálových jaderech - rozpadové produkty některých dong-žil nuklidů se používají v jaderné geochronologii.
[upravit překlad] Použití izotopů člověkem
V technologických činnostech se lidé dozvěděli, jak změnit izotopovou kompozici prvků, aby se dosáhlo jakýchkoliv specifických vlastností materiálů. Například 235 je požádán o řetězovou reakci dělení tepelných neutronů a může být použita jako palivo pro jaderné reaktory nebo jaderné zbraně. Nicméně, v přírodním uranu, pouze 0,72% tohoto nuklidu, zatímco řetězová reakce je prakticky realizována pouze s obsahem 235 U alespoň 3%. Vzhledem k blízkosti fyzikálně-chemických vlastností izotopů těžkých prvků je postup pro izotopové obohacení uranu extrémně složitý technologický úkol, což je jen tucet států na světě. V mnoha větvích vědy a technologie (například v analýze radioimmune) se používají izotopové tagy.
Disociační konstanta - pohled na rovnovážnou konstantu, která ukazuje sklon velkého předmětu k disociaci (rozdělené) na malé předměty, jako například komplex rozkládá se do složek molekuly, nebo když je sůl rozdělena do vodného roztoku iontů . Disociační konstanta je obvykle uvedena K D. a inverzní konstanta sdružení. V případě solí se disociační konstanta někdy nazývá ionizační konstanta.
Obecně reakce
kde komplex A. X.B. y. zlomen x. Jednotky I. y. Jednotky B, Disociační konstanta se stanoví následovně:
kde [a], [b] a je koncentrace A, B a komplexu A X B Y, resp.
[upravit překlad] Definice
Electrolytická disociace slabý elektrolytPodle teorie Arrheniusu je reverzibilní reakce, to znamená, že může schematicky představovat rovnice (pro monovalentní ionty :):
Ka ↔ k + + a -,
§ kA - purzable připojení;
§ k + - kation;
§ A - - anion.
Rovnovážná konstanta takové reakce může být vyjádřena rovnicí:
 ,
| (1) |
§ - koncentrace nedokončené sloučeniny v roztoku;
§ - Koncentrace kationtů v roztoku;
§ - Koncentrace aniontů v roztoku.
Konstantní rovnováha ve vztahu k disociační reakci se nazývá konstantní disociace.
[upravit překlad] Disociace elektrolytů s mnohotvárnými ionty
V případě disociace elektrolytů s mnohostrannými ionty se disociace dochází v krocích a pro každý stupeň, dochází k podílu disociační konstanty.
Příklad: Disociace polyshnaya (narozené) kyseliny [ zdroj není zadán 332 dní] :
Stage I: H 3 bo3 ↔ H + + H 2 bo 3 -,
Stupeň II: H 2 bo3 - ↔ H + + HBO 3 2-,
III Stage: HBO 3 2- ↔ H + + BO 3 3-,
První stupeň disociace pro takové elektrolyty je vždy mnohem následnější, což znamená, že disociace těchto sloučenin je hlavně v prvním stupni.
[upravit překlad] Připojení disociační konstanty a stupně disociace
Na základě stanovení stupně disociace pro elektrolytu kA v odezvě disociace \u003d \u003d α · C, \u003d C - a · C \u003d C · (1 - a), kde α je stupeň disociačního elektrolytu.
| , | (2) |
Tento výraz se nazývá zákon ředění Ostelalda. S velmi malými α (α<<1) K=cα² и
s nárůstem koncentrace elektrolytu je tedy snížen stupeň disociace, se snížením zvyšováním. Podrobnosti Spojení disociační konstanty a disociační stupně je popsáno v článku zákonem ředění OZEL.
[upravit překlad] Rozdíl experimentálních výsledků z modelu Arrženia, uzavření disociační konstanty prostřednictvím činnosti
Výše uvedené výpočty jsou založeny na teorii Arrženištiny, což je příliš hrubé, bez ohledu na faktory elektrostatické interakce iontů. Odchylky od ideálního stavu v roztokech elektrolytů se vyskytují při velmi nízkých koncentracích, protože směsi síly jsou nepřímo proporcionální náměstívzdálenosti mezi ionty centrem, zatímco intermolekulární síly jsou nepřímo proporcionální sedmý stupeň Vzdálenosti, tj. Mezhionické síly i v zředěných roztokech jsou mnohem více intermolekulární.
Lewis ukázal, že pro skutečná řešení je možné zachovat jednoduché rovnice (viz výše), pokud místo koncentrací iontů zavádějí svou funkci, tzv. aktivita. Aktivita (a) koreluje s koncentrací (c) prostřednictvím korekčního koeficientu γ, nazývá koeficient aktivity:
a. = γ c.
Exprese pro rovnovážnou konstantu, podle Arrhrenius popsaného podle rovnice (1), Lewis bude vypadat jako:
§ 
;
§ 
;
V Lewis teorii, spojení mezi konstantou a stupněm disociace (v teorii Arrhenius, záznam rovnice (2) je vyjádřeno vztahem:
Pokud nejsou žádné jiné vlivy, které odjezují roztok z ideálního stavu, pak se nedokončené molekuly chovají jako ideální plyny a y ka \u003d 1, a skutečné vyjádření zákona OZEL ředění bude mít formu:
§ - Průměrný součinitel aktivity elektrolytu.
S c → 0 a γ → 1, výše uvedená rovnice zákona OZEL ŘÍZENÍ VLASTNOSTI (2). Silnější disociuje elektrolyt, tím rychleji hodnota koeficientu aktivity se odchyluje od jednotky a rychlejší je porušení klasického zákona chovu.
[upravit překlad] Konstantní disociace silných elektrolytů
Silné elektrolyty disociaci se téměř zaměřují (reakce je nevratná), tedy v expresním jmenovateli pro disociační konstantu je nulový, a celý exprese má tendenci k nekonečnu. Pro silné elektrolyty tedy je termín "disociační konstanta" zbaven smyslu.
[upravit překlad] Příklady výpočtů
[upravit překlad] Disociace vody
Voda je slabým elektrolytem disociátorem v souladu s rovnicí
Konstanta disociace vody při 25 ° C je
Vzhledem k tomu, že ve většině řešení je voda v molekulární formě (koncentrace iontů H + a OH je malá), a s ohledem na to, že molární hmotnost vody je 18,0153 g / mol, a hustota při teplotě 25 ° C - 997.07 G / L, čistá voda odpovídá koncentraci \u003d 55,346 mol / l. Proto může být předchozí rovnice přepsána jako
Aplikace přibližného vzorce dává chybu o cca 15%:
Na základě nalezené hodnoty disociačního stupně najdu řešení pH:
Stupeň disociace - hodnota, která charakterizuje stav rovnováhy v reakci disociace v homogenních (homogenních) systémech.
Stupeň disociace α se rovná poměru počtu disociovaných molekul n. k součetu n. + N.kde N. - Číslo je notefeded molekuly. Často α jsou vyjádřeny v procentech. Stupeň disociace závisí na povaze rozpuštěného elektrolytu, tak koncentraci roztoku.
[upravit překlad] Příklad
U kyseliny octové CH3 COOH, hodnota α je 4% (v roztoku 0,01 m). To znamená, že ve vodném roztoku kyseliny se disociuje 4 z každé 100 molekul, to znamená, že jsou ve formě iontů H + a CH3 SOO, zbývajících 96 molekul nejsou disociovány.
[upravit překlad] Metody definice
§ Na elektrickou vodivost roztoku
§ Chcete-li snížit teplotu zmrazení
[upravit překlad] Disociace imprese
Vzhledem k tomu, že silné elektrolyty se distancují téměř úplně, může být izotonický koeficient očekávat, že je pro ně stejné počtu iontů (nebo polarizovaných atomů) ve vzorci (molekulu). Ve skutečnosti je však tento koeficient vždy menší než definovaný vzorec. Například izotonický koeficient pro 0,05 molanový roztok NaCl je 1,9 místo 2,0, (pro roztok síranu hořečnatého stejné koncentrace a vůbec i. I. \u003d 1,3). To je vysvětleno silným elektrolytu, vyvinutým v roce 1923 P. Debayem a E. Hyukkelem: pohyb iontů v roztoku je obtížné pro výslednou solvační plášť. Kromě toho se ionty spolupracují: nejrůznější účtované jsou přitahovány, zatímco nabitý je odpuzován; Vzájemné přitažlivé síly vedou k tvorbě skupin iontů pohybujících se řešením společně. Takové skupiny se nazývají iON Associates. nebo pár iontů. Řešení se tedy chová, jako by obsahuje méně částic než ve skutečnosti, protože svoboda jejich pohybu je omezená. Nejzřejmější příklad týkající se elektrické vodivosti λ který se zvyšuje s ředěním roztoku. Prostřednictvím poměru skutečné elektrické vodivosti k takovému nekonečným ředěním imaginární stupeň disociace silné elektrolyty, také označené α :
,
kde n img. - imaginární a n dislv. - Reálný počet částic v roztoku.
(Y) a ob--elektrody.
V závislosti na oxidačním mechanismu - regenerace různých systémů OS lze rozdělit do dvou typů:
1. typu.: OB - systémy, ve kterých je proces redukce spojena s přenosem pouze elektronů, například: Fe³ + + ē ↔ Fe² +
2. typ: OS Systémy, ve kterých proces Redox je spojen nejen s přenosem elektronů, ale také protony:
C6N4O 2 + 2N + 2ē ↔ C 6N 4 (OH) 2
hinon Hydroquinone.
MNO 4 - + 8H + + 5E ↔ MN² + + 4H 2 o
Inertní kov v kombinaci s operačním systémem OS se nazývá redox nebo redox elektroda a potenciál se vyskytuje na této elektrodě se nazývá redox (s) nebo redox potenciál.
Inertní kov trvá pouze nepřímou účast v potenciální stanovení reakce, je zprostředkovatelem v přenosu elektronů ze snížené formy látky červené na oxidovanou oxidovanou.
Při ponoření inertního kovu do roztoku obsahujícího přebytek oxidovaného tvaru železa je kovová deska nabitá kladně (obr. 10 a)
S přebytkem redukované formy železa se povrch platiny nabitý negativně (obr. 10 b).
Obr. 10. Vznik OS potenciálu
Přenos elektronů z jedné iontů na druhý kovu vede k tvorbě na kovovém povrchu DES.
Mezhione výměna elektronů je možná bez kovu. Fe2 + a Fe³ + ionty jsou solvovány různými způsoby a přenášet elektrony k překonání energetické bariéry. Přechod elektronů z Fe2 + iontů na kovu a z povrchu kovu do Fe³ + ion je charakterizován menší aktivační energií.
S rovnou aktivitou Fe2 + a Fe³ + iontů + platinové desky účtované pozitivně, protože Elektron - schopnost akceptorů iontů Fe³ + je větší než elektronicky dárcovská schopnost Fe2 +.
Petersová rovnice.
Kvantitativní závislost OS - potenciálu povahy systému OS (φ ° R), poměr aktivity oxidovaných a redukovaných forem, teploty a aktivity vodíku iontů je stanovena rovnicí peterů.
1. typu.: φR \u003d φ ° r + ∙ ln
2. typ: φR \u003d φ ° r + ∙ ln
kde φr - potenciál, v;
φ ° R - standardní oba - potenciál;
z je počet elektronů zapojených do procesu;
a (OH) - aktivita oxidovaného tvaru, mol / l;
a (červená) - aktivita redukční formy, mol / l;
m - počet protonů;
a (H +) - aktivita vodíkových iontů, mol / l.
Standardní rally se nazývá potenciál, který se vyskytuje na rozhraní inertního kovu - roztok, ve kterém aktivita oxidované formy se rovná aktivitě snížené formy, a pro systém druhého typu, navíc aktivitu druhého typu ionty vodíku se rovná jedné.
Klasifikace reverzibilních elektrod.
S ohledem na principu fungování elektrod, lze konstatovat, že podle vlastností látek zapojených do potenciálních procesů definujících, jakož i na zařízení jsou všechny reverzibilní elektrody rozděleny do následujících skupin:
Elektrody prvního druhu;
Sekundové elektrody;
ION-selektivní elektrody;
Redox - redukční elektrody.
1. Galvanický prvek je systém, který vyrábí práci, spíše než spotřebovávat, takže EDC prvku je vhodné zvážit pozitivní hodnotu.
2. EMF Element je vypočten, odečten od číselné hodnoty potenciálu pravé elektrody Počet potenciálu levé elektrody je pravidlem "vpravo plus". Diagram prvku je proto napsán tak, že levá elektroda je negativní a právo je pozitivní.
3. Omezení sekce mezi vodiči prvního a druhého řádku je jedna funkce: Zn | ZnS4; Cu | cuso4.
4. Hranice sekce mezi vodiči druhého druhu je znázorněna tečkovanou čarou: ZNS04 (P): CUSO4 (P)
5. Pokud je elektrolytický můstek používán na okraji sekce dvou vodičů druhého rodu, je označen dvěma funkcemi: ZnS4 (p) || cuso4 (p).
6. Složky stejné fáze jsou zaznamenány přes čárku:
PT | Fe³ +, Fe2 +; PT, H2 | HC1 (P)
7. Rovnice elektrodové reakce je napsána vlevo od látek v oxidační formě a vpravo v rysteraci.
Redox potenciál (synonymum redox potenciál; od lat. Reductio - zotavení a oxydatio - oxidace) - potenciál vyplývající z inertního (obvykle platinové) elektrody ponořené do roztoku obsahujícího jeden nebo více reverzibilních redoxních systémů.
Reverzibilní redox systém (Redox System) je roztok obsahující oxidované a obnovené formy látek, z nichž každý je vytvořen od druhého pomocí reverzibilní redukční reakce.
Nejjednodušší redoxní systémy zahrnuje například kationty stejného kovu různých valencí
nebo anionty stejné kompozice, ale například různých valencí
V takových systémech se proces redox provádí přenosem elektronů ze snížené formy na oxidovaně. Tyto redoxní systémy zahrnují řadu respiračních enzymů obsahujících geminu, jako jsou cytochromy. Redoxní potenciál takových systémů může být vypočítán Peters:
kde e. - redox potenciál ve voltech, t - teplota nad absolutním stupni, n je počet elektronů ztracených jedním molekuly nebo ionem redukovaného tvaru během jeho přechodu do oxidovaného tvaru; [OH] a - molární koncentrace (přesněji aktivita) oxidované a snížené formy; E0 je normální oxidační a redukční potenciál tohoto systému, který se rovný jeho redoxnímu potenciálu za předpokladu, že \u003d. Normální redox potenciály mnoha redoxních systémů naleznete v fyzikálně-chemických a biochemických referenčních knihách.
V mnoha biologických systémech se redox reakce provádějí převodem ze snížené formy na oxidované nejen elektrony, ale také rovné počtu protonů, například 
Velikost oxidace a redukčního potenciálu takových systémů se stanoví nejen poměrem [OH]: a pH \u003d 0; zbývající hodnoty jsou stejné významy jako v rovnici (1). Redoxní potenciál biologických systémů je typicky určen pH \u003d 7 a hodnota E0-1,984 · 10-4 · T · pH je označena E0. V tomto případě má rovnici (2) formulář:
Experimentálně je redox potenciál určen potenciometricky (viz potenciometrie). Redoxní potenciál izolovaných buněk a dalších biologických objektů je často měřen kolorimetrií s pomocí redox ukazatelů (viz). Velikost redoxního potenciálu je měřítkem oxidační nebo redukční kapacity tohoto systému. Redox systém, mající vyšší redoxní potenciál, oxiduje systém s nižším redoxním potenciálem. Znalosti velikosti redoxního potenciálu biologických redoxních systémů, můžete určit směr a posloupnost redoxních reakcí v nich. Znalost reedoxního potenciálu umožňuje vypočítat množství energie, která je osvobozena v určitém stupni oxidačních procesů vyskytujících se v biologických systémech. Viz také biologická oxidace.
Strana 4 z 8
Redoxní procesy a redox systémy ve víně
Obecné informace o redoxních procesech
Látka se oxiduje, když váže kyslík nebo dává vodík; Například se síry síry, je-li vytvořeno 2 sírové, takže 2 sulfium s oxidací H2S03 je kyselina sírová kyselina H5SO4 a při oxidaci sulfidu vodíku H2S - síry S; Když se sulfát bivalentní železo oxiduje v přítomnosti kyseliny, je tvořen trojmocný síran železitý
4FESO "+ 2H 2 SO4 + 02 \u003d 2FE2 (SO4) 3 + 2N20.
nebo když je divalentní sulfát zkažen na anionu, takže je kace Fe ++ dostane
4FE ++ + 6SO "+ 4H + + 02 \u003d 4FE +++ + + 6SO ~~ + 2H 2 0,
Nebo, snižování aniontů, ne účastnící se reakce, najít
4FE ++ + 4N + + 02 \u003d 4FE +++ + 2N20.
Druhá reakce je identická v případě oxidace jiné soli bivalentního železa; Nezáleží na povaze aniontu. V důsledku toho, oxidace bivalentní iontovaného železa v trojmocném železo iontu je zvýšení jeho kladného náboje v důsledku vodíku, která ztrácí jeho náboj, tvoří atom vodíku, který je spojen s kyslíkem, čímž se připojuje k vodě. Výsledkem je, že s takovou oxidací je stejný nárůst kladného náboje kationtů, nebo, snížení negativního náboje aniontu. Například oxidace sulfidu sulfidu vodíku H2S je transformace iontů síry v síru (S). Ve skutečnosti v obou případech existuje ztráta negativních elektrických nábojů nebo elektronů.
Naproti tomu při zotavení, snížení pozitivního náboje kationtu nebo zvýšení negativního náboje aniontu. Například, předchozí reakce lze říci, že je pozorována restaurování H + iontového atomového vodíku a že v opačném směru reakce je iontem Fe +++ obnoven na Fe ++ Ion. Obnovení je tedy sníženo na zvýšení počtu elektronů.
Pokud však přijde na oxidaci organických molekul, termín "oxidace" si zachovává svůj význam konverze jedné molekuly na druhý nebo sada dalších, bohatých na kyslík nebo méně bohatý na vodík. Restaurování je obrácený proces, například oxidace alkoholu SNZ-CH2ON v Aldehydu CH3-SNO, pak do kyseliny octové z CH3-Coxy:
-2N + N, 0-2N
CH3-CH2On -\u003e CH3-SNO -\u003e
-\u003e CH3-Coxy.
Oxidační procesy organických molekul v buňce, které jsou neustále nalezeny v biologické chemii a v mikrobiologii, se vyskytují nejčastěji dehydrogenací. Jsou kombinovány s obnovovacími procesy a tvoří redoxní procesy, jako je oxidace s alkoholem fermentace mezi glycerinem a acetickým aldehydem, katalyzovaným codextrusím a vedením alkoholu:
CH2On-Sony-SNO + CH3-SNO + H20 - + CH2On-Sony-Coon + CH3-CH2On.
Zde mluvíme o nevratném procesu redoxu, který se však může stát reverzibilním v přítomnosti katalyzátoru, jak bude uvedeno níže. Příklad snížení oxidace pomocí elektronové výměny a reverzní i v nepřítomnosti jakéhokoliv katalyzátoru je rovnováha
Fe +++ + CU + Fe ++ + CU ++.
Jedná se o součet dvou elementárních reakcí, které elektronicky zásobují
Fe ++++ E Fe ++ a CU + CU ++ + E.
Takové elementární reverzibilní reakce tvoří redoxní systémy nebo redoxní systém.
Jsou přímým zájmem Enet. Na jedné straně, jak bylo ukázáno, že Fe ++ a Cu + ionty jsou zobrazeny, to znamená, že jsou oxidovány přímo, aniž by katalyzátor rozpustil molekulární kyslík a oxidované formy mohou znovu oxidovat jiné látky, tedy Systémy jsou oxidační katalyzátory. Na druhé straně jsou indiskriminárníci, které jsou vždy nebezpečné z hlediska praxe vinařství, a to je tato okolnost, která je úzce spjata s jejich majetkem z jedné valence do druhé.
Obecný pohled na ionizovaný redoxový systém, ionizované ionty vytvořenými v roztoku, nabitý pozitivně nebo negativně, lze vyjádřit následovně:
Červená \u003d 5 ± OH + E (nebo PE).
Obecný výskyt organického redoxního systému, ve kterém se vyskytne přechod složky obnovený k oxidovaně uvolněním vodíku a ne elektrony:
Červená * oh + h2.
Zde, červená a oh, představují molekuly, které nemají elektrické náboje. Ale v přítomnosti katalyzátoru, například jeden z výše uvedených redoxních systémů nebo některých buněčných enzymů N, 2 je v rovnováze s ionty a je redoxní redukčním systémem prvního typu.
H2 * ± 2n + 2E,
Kde se tyto dvě reakce pocházejí při sčítání dvou reakcí
Červená * OX + 2H + + 2E.
Tak jsme se dostáváme podobně jako typ ionizovaných systémů, které přidělují elektrony současně se výměnou vodíku. V důsledku toho tyto systémy, jako předchozí, elektrostatika.
Není možné určit absolutní potenciál systému; Můžete měřit pouze rozdíl mezi dvěma redoxními systémy:
Redi + OX2 * Red2 + OXJ.
V tomto principu je stanovena definice a měření oxidačního a redukčního potenciálu takového roztoku jako víno.
Klasifikace redoxních systémů
Aby bylo možné lépe zvážit oxidační a rehabilitační systémy vína a pochopit jejich úlohu, je vhodné použít klasifikaci Vürcer, která je rozděluje do tří skupin:
1) Látky jsou přímo elektroaktivní, které jsou v roztoku i jeden, jsou přímo vyměňovány elektrony s inertním platinovou elektrodou, která má zcela definovaný potenciál. Tyto izolované látky tvoří redoxní systém.
Mezi ně patří: a) ionty těžkých kovů tvořících systémy CU ++ / CU + a FE ++ / FE +++; b) mnoho barviv, tzv barviva redukční oxidace použité pro kolorimetrické stanovení redoxního potenciálu; c) riboflavin nebo vitamin VG, a dehydrogenáza, ve kterém zahrnuje (žlutý enzym), který se účastní buněčného dýchání v hroznech nebo v kvasinkách v aerobiasis. Jedná se o auto-sistené systémy, tj. V přítomnosti kyslíku, mají oxidovanou formu. Pro jejich oxidaci, kyslík nevyžaduje katalyzátor;
2) látky se slabou elektrostativitou, které nereagují nebo slabě reagují na platinovou elektrodu a nezávisle neposkytují podmínky pro rovnováhu, ale stávají se elektroaktivní, když jsou v roztoku v přítomnosti látek první skupiny ve velmi slabých koncentracích a v tomto případě určitý potenciál. Látky druhé skupiny reagují s prvními katalyzovat jejich redoxní transformaci a provést nevratné systémy reverzibilní. V důsledku toho, barviva zotavení oxidace umožňují prozkoumat látky této skupiny, určit normální potenciál pro ně a klasifikovat je. Stejným způsobem, přítomnost v závadě iontů železa a mědi dělá elektroaktivní systémy, které jsou izolovány, nejsou oxidačními a regeneračními systémy.
Mezi ně patří: a) látky s funkcí ENOL s dvojnou vazbou (-En \u003d spánek spánku), v rovnováze s di-ketonovou funkcí (-zo-co-), jako je vitamín C nebo askorbický, kyselina, redukci , digiidximalea nová kyselina; b) cytochrom, který hraje hlavní roli v buněčném dýchání v rostlinách i zvířatech;
3) elektrické látky v přítomnosti diastázy. Jejich dehydrogenace je katalyzována dehydrogenázami, jejichž úlohou je zajistit přenos vodíku z jedné molekuly na druhý. Obecně tyto systémy připojují elektrostataci, které potenciálně mají, přidávají katalyzátory k médiu, poskytují transformace redoxu do média; Pak vytvářejí podmínky pro redox rovnováhy a určitý potenciál.
Jedná se o systémy kyseliny mléčné - peyrogradiční kyselina v přítomnosti autolyzátu mléčných bakterií, které vedou k oxidačním redukčním rovnovážnému ekvilibrium CH3-Sonya-brzy a SNZ-Co-Co-Coxy - systém zapojený do fermentace kyseliny mléčné; Ethanol je ethanal, který odpovídá pohybu aldehydu do alkoholu v procesu fermentace alkoholu, nebo systémový butadiol - acetoin. Nedávné systémy nezáleží na samotné víno, i když lze předpokládat, že víno může obsahovat dehydrázy v nepřítomnosti mikrobiálních buněk, ale záleží na alkoholu nebo laktátové fermentaci, stejně jako pro hotové víno obsahující živé buňky. Vysvětlí například obnovu etanálu v přítomnosti kvasinek nebo bakterií - skutečnost známá po dlouhou dobu.
Pro všechny tyto oxidační nebo redukční látky může být redoxní potenciál stanoven, normální nebo možný, pro který je systém poloviční oxidován a polovina obnovena. To jim umožňuje klasifikovat v pořadí oxidační nebo obnovovací síly. Je také možné předem předpokládat předem, v jaké formě (oxidované nebo obnovené) je tento systém v roztoku se známým redoxním potenciálem; předpovídat změny obsahu rozpuštěného kyslíku; Určete látky, které jsou oxidovány nebo obnoveny jako první. Tato otázka je zvýrazněna v sekci "Koncepce redoxního potenciálu".