Allgemeine Chemie: Lehrbuch / A. V. Zhulkhan; Ed. V. A. Popkov, A.V. Zhoglovna. - 2012. - 400 p.: Il.

Kapitel 8. Redoxreaktionen und -prozesse

Kapitel 8. Redoxreaktionen und -prozesse

Das Leben ist eine kontinuierliche Kette von Redoxprozessen.

A.l. Lavoisier

8.1. Biologische Bedeutung von Redox-Prozessen

Die metabolischen Prozesse, Atmung, Verrottung, Gärung, Photosynthese basieren auf Redoxprozessen. Im Falle des aeroben Metabolismus ist der Hauptoxidationsmittel molekularer Sauerstoff und ein Reduktionsmittel - organische Substanzen von Lebensmitteln. Ein Indikator, den der Organismus auf dem Organismus des Organismus beruht, ist die reduktiven Reaktionen, sind bioelektrische Potenziale von Organen und Gewebe. Biopotentiale sind ein qualitatives und quantitatives Merkmal der Richtung, die Tiefe und Intensität des Flusses biochemischer Prozesse. Daher wird die Registrierung von Biopotentialen von Organen und Gewebe in der klinischen Praxis allgemein in der klinischen Praxis eingesetzt, wenn sie ihre Aktivitäten untersuchen, insbesondere bei der Diagnose von Herz-Kreislauf-Erkrankungen, ein Elektrokardiogramm, wenn ein Elektrokardiogramm entfernt wird, wenn die Muskelbiokotentials gemessen wird, wird ein Elektromyogramm entfernt. Die Registrierung von Gehirnpotentialen - Enzephalographie - ermöglicht es Ihnen, die pathologischen Erkrankungen des Nervensystems zu beurteilen. Die Quelle der Energieenergie von Zellen ist ein Membranpotential, das 80 mV entspricht, aufgrund des Auftretens von Ionenasymmetrie, d. H. Eine ungleiche Verteilung auf beiden Seiten der Membran von Kationen und Anionen. Das Membranpotenzial hat eine ionische Natur.In den Multi-Core-Komplexen, Prozessen, die mit der Übertragung von Elektronen und Protonen zwischen Partikeln verbunden sind, die aufgelöst werden

eine Änderung des Oxidationsgrades von reagierenden Partikeln und dem Auftreten von Redoxpotential. Redoxpotential hat eine elektronische Natur.Diese Prozesse haben eine reversible zyklische Natur und unterliegen vielen wichtigen physiologischen Prozessen. Michaelis stellte eine wichtige Rolle von Redox-Prozessen im Leben fest Aussicht. "

8.2. Wesen

Redox-Prozesse

1913 l.v. Pistarzhevsky machte eine elektronische Theorie von Redox-Prozessen, die derzeit allgemein angenommen wird. Diese Art der Reaktion wird durch die Umverteilung der Elektronendichte zwischen den Atomen der Reaktandensubstanzen (durch den Übergang von Elektronen) durchgeführt, der sich bei der Änderung des Oxidationsgrades manifestiert.

Die Reaktionen, aus denen die Grade der Oxidation von Atomen, die in den umlaufenden Substanzen aufgrund der Übertragung eines Elektrons zwischen ihnen enthalten sind, werden als Redoxreaktionen bezeichnet.

Der Redox-Prozess besteht aus 2 Elementarakten oder Halbformationen: Oxidation und Erholung.

Oxidation- Dies ist der Prozess des Verlusts (Rendite) von Elektronen durch ein Atom, Molekül oder Ion. Wenn der Grad der Oxidation von Partikeln oxidiert wird:

Partikel, das Elektronen gibt, wird genannt reduktionsmittel.Das Produkt des Reduktionsmittels wird es genannt oxidierte Form:

Das Reduktionsmittel mit seiner oxidierten Form ist ein Paar von Redox-System (SN 2 + / Sn 4 +).

Maßnahme der Wiederherstellungsfähigkeit eines oder eines anderen Elements ist ionisierungspotenzial.Je kleiner das Ionisierungspotential des Elements, das stärkere Reduktionsmittel ist, ist S-Elemente und Elemente im unteren und mittelgroßen Oxidationsgrad starke Reduktionsmittel. Die Fähigkeit des Partikels, Elektronen (Donor-Fähigkeiten) zu ergeben, bestimmt seine Rehabilitationseigenschaften.

Restaurierung -dies ist der Prozess des Verbindens von Elektronen durch ein Partikel. Beim Wiederherstellen des Oxidationsgrades nimmt ab:

Partikel (Atome, Moleküle oder Ionen), Verbindungselektronen, wird genannt oxidationsmittel.Die Produktwiederherstellung des Oxidationsmittels wird es genannt wiederhergestellte Form:

Das Oxidationsmittel mit seiner reduzierten Form ist ein weiteres Paar (FE 3+ / FE 2+) des Oxidationssystems. Das Maß der oxidativen Fähigkeit der Partikel ist elektronenaffinität.Je mehr Affinität zum Elektron, d. H. Die Elektronenakzeptorfähigkeit des Partikels, das stärkere Oxidationsmittel ist es. Die Oxidation wird immer mit der Restaurierung begleitet, und im Gegenteil, der Wiederherstellung ist mit Oxidation verbunden.

Betrachten Sie die Wechselwirkung von FCL 3 mit SNCL 2. Der Prozess besteht aus zwei Halbmittel:

Die Redoxreaktion kann als Kombination von zwei konjugierten Paaren dargestellt werden.

Im Zuge von Reaktionen wird der Oxidiermittel in ein konjugiertes Reduktionsmittel (Rückgewinnungsprodukt) und das Reduktionsmittel an dem konjugierten Oxidationsmittel (Oxidationsprodukt). Sie gelten als Redox-Paare:

Daher repräsentieren die Redoxreaktionen die Einheit zweier gegenüberliegender Oxidations- und Wiederherstellungsverfahren, die in Systemen ohne einander nicht existieren können. In diesem Fall sehen wir die Manifestation des Universalgesetzes und des Kampfes von Gegensätzen. Die Reaktion tritt auf, wenn die Affinität für das Elektron des Oxidationsmittels größer ist als das Potential der Ionisierung des Reduktionsmittels. Dafür hat ein Konzept eingeführt elektrizität -die Werte, die die Fähigkeit von Atomen kennzeichnen, um Elektronen zu geben oder zu akzeptieren.

Die Zusammenstellung von Gleichungen der Oxidationsreaktion erfolgt durch die elektronische Bilanz und durch die Hälftebildung. Die Halbbildungsmethode muss bevorzugt sein. Die Verwendung davon ist mit der Verwendung von Ionen verbunden, die wirklich existieren, die Rolle des Mediums ist sichtbar. Bei der Herstellung der Gleichungen ist es notwendig, herauszufinden, welcher der Reaktionsubstanzen die Rolle eines Oxidationsmittels durchführt, und ein Reduktionsmittel ist ein Auswirkungen auf den Fortschritt der Reaktion des Telefons und was mögliche Reaktionsprodukte ist. Redox-Eigenschaften zeigen Verbindungen, die Atome aufweisen große Nummer Valenzelektronen mit unterschiedlicher Energie. Solche Eigenschaften haben Verbindungen von D-Elementen (IB, VIIB, VIIIB-Gruppen) und P-Elemente (VIIIA, VIIA, VA-Gruppen). Verbindungen, die ein Element in der höchsten Oxidation enthalten, nur oxidative Eigenschaften aufweisen(KMNO 4, H 2 SO 4), verloren - nur Erholungseigenschaften(H 2 s), im Zwischenprodukt kann Bico sich verhalten(Na 2 SO 3). Nach dem Kompilieren der Halbreaktionsgleichungen, ionengleichung. Machen Sie die Reaktionsgleichung in molekularer Form:

Überprüfen der Richtigkeit der Zusammenstellung der Gleichung: Die Anzahl der Atome und Ladungen des linken Teils der Gleichung sollten gleich der Anzahl der Atome und Ladungen des rechten Teils der Gleichung für jedes Element sein.

8.3. Das Konzept des Elektrodenpotentials. Der Mechanismus des Auftretens des Elektrodenpotentials. GALVANISCHE ZELLE. Nernsta Gleichung.

Das Maß der Oxidations- und Reduktionsfähigkeit von Substanzen ist die Redoxpotentiale. Betrachten Sie den potenziellen Mechanismus. Wenn das chemisch aktive Metall (Zn, Al) in die Lösung seines Salzes eingetaucht ist, beispielsweise Zn in eine Lösung von ZNSO 4, tritt eine zusätzliche Auflösung des Metalls infolge des Oxidationsprozesses, der Bildung eines Paares auf Eine doppelte elektrische Schicht auf der Metalloberfläche und der Entstehung des PARAY von Zn 2 + / Zn..

Metall, in eine Lösung ihres Salzes eingetaucht, zum Beispiel Zink in Zinksulfatlösung, wird als Elektrode der ersten Art genannt. Dies ist eine zweiphasige Elektrode, die negativ aufgeladen wird. Das Potential ist infolge der Oxidationsreaktion (gemäß dem ersten Mechanismus) (Fig. 8.1) ausgebildet. Wenn in einer Lösung von niedrig wirksamen Metallsalzen (Cu) eingetaucht ist, wird der entgegengesetzte Prozess beobachtet. An einer Metallgrenze mit einer Salzlösung wird ein Metall als Ergebnis eines Ionengewinnungsprozesses mit hoher Akzeptorfähigkeit an ein Elektron ausgefällt, das auf die hohe Ladung des Kernels und des niedrigen Radius des Ions zurückzuführen ist. Die Elektrode wird positiv aufgeladen, in dem athectealer Raum, übermäßige Salze bilden die zweite Schicht, wobei das Elektrodenpotential des Cu 2 + / Cu ° -a-Paars auftritt. Das Potential ist als Ergebnis des Erholungsprozesses gemäß dem zweiten Mechanismus (Fig. 8.2) ausgebildet. Der Mechanismus, die Größe und das Vorzeichen des Elektrodenpotentials werden durch die Struktur der Teilnehmeratome bestimmt. elektrodenprozess.

So tritt das Potential an der Grenze des Metallabschnitts mit einer Lösung infolge oxidativer und reduzierender Verfahren auf, die mit der Beteiligung von Metall (Elektrode) auftreten, und die Bildung einer doppelten elektrischen Schicht wird als Elektrodenpotential bezeichnet.

Wenn Sie die Elektronen aus der Zinkplatte auf dem Kupfer entfernen, ist das Gleichgewicht auf den Platten unterbrochen. Verbinden Sie dazu eine Zink- und Kupferplatte, die in Lösungen ihrer Salze, einem Metallleiter, der Elektrodenlösungen - der Elektrolytbrücke (Rohr mit einer Lösung von K 2 SO 4) eingetaucht ist, um die Kette zu schließen. Auf der Zinkelektrode erfolgt die Oxidations-Halbformation:

und auf der Kupfer-Halbreaktionswiederherstellung:

Der elektrische Strom ist auf die gesamte Redoxreaktion zurückzuführen:

Der elektrische Strom erscheint in der Kreislauf. Die Ursache des Ereignisses und des Flusses des elektrischen Stroms (EDC) im galvanischen Element ist die Differenz der Elektrodenpotentiale (E) - 8.3.

Feige. 8.3.Stromkreis-Stromkreis-Galvanisierungselement

Galvanische Zelle- Dies ist ein System, in dem die chemische Energie des Redoxprozesss dreht

in elektrisch. Die chemische Kette des Galvanisierungselements wird üblicherweise in Form eines kurzen Schemas geschrieben, in dem eine negative Elektrode auf der linken Seite angeordnet ist, ein Paar angibt, das auf dieser Elektrode, ein vertikales Merkmal, zeigt einen potenziellen Sprung. Zwei Funktionen zeigen die Grenze zwischen Lösungen an. Die Elektrodenladung ist in Klammern angedeutet: (-) Zn ° | Zn 2 + || cu 2 + | cu ° (+) - das Diagramm der chemischen Kette des Galvanisierungselements.

Redoxpotentiale von Paaren hängen von der Art der Teilnehmer des Elektrodenverfahrens und des Verhältnisses der Gleichgewichtskonzentrationen von oxidierten und wiederhergestellten Formen der Elektrodenprozess-Teilnehmer in Lösung, der Temperatur der Lösung und werden von der Nernst-Gleichung beschrieben. Die quantitativen Merkmale des Redoxsystems ist das Redoxpotential, das an der Grenze der Phasentrennung der platin-wässrigen Lösung entsteht. Die Größe des Potentials in Einheiten von C wird in Volt (B) gemessen und von berechnet von nernst-Peters-Gleichung:

wobei A (OH) und A (rot) die Aktivität oxidierter und reduzierter Formen ist; R.- Universelle Gas Konstante; T.- thermodynamische Temperatur, k; F.- Dauerhafter Faraday (96.500 cb / mol); n.- die Anzahl der im Elementar Redox-Prozess beteiligten Elektronen; A - Aktivität von Hydroxonieionen; m.- stöchiometrischer Koeffizient vor dem Wasserstoffion in der Halbreaktion. Der Wert φ ° ist ein Standard-Redoxpotential, d. H. Das unter den Bedingungen A (OX) \u003d A (rot) \u003d A (H +) \u003d 1 und diese Temperatur gemessene Potential.

Das Standardpotential des 2N + / h 2 -Systems wird gleich 0 V angenommen. Standardpotentiale sind Referenzwerte, die bei 298.000 tabelliert sind. Das starke Saurenmedium ist nicht typisch für biologische Systeme, daher für die Eigenschaften der in lebenden Systeme auftretenden Prozesse, das formale Potential, das unter dem Zustand A (OX) \u003d A (rot), pH 7,4 und einer Temperatur von 310k bestimmt wird ( Physiologisches Niveau) wird verwendet. Bei der Aufzeichnung des Dampftpotentials ist in Form einer Fraktion angegeben, und der Oxidationsmittel ist in den Zähler und das Reduktionsmittel in dem Nenner geschrieben.

Für 25 ° C (298k) nach Substitution konstanter Werte (R \u003d 8,31 J / Mol / Mol; F.\u003d 96 500 CL / MOL) Nernsta Gleichung nimmt das folgende Formular an:

wobei φ ° das Standard-Redoxpotential des Paares ist; mit o.fyu und v.f. - das Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen von oxidierten und reduzierten Formen; X und Y - stöchiometrische Koeffizienten in der Halbreaktionsgleichung.

Das Elektrodenpotential ist auf der Oberfläche der in der Lösung ihres Salzes eingetauchten Metallplatte ausgebildet und hängt nur von der Konzentration der oxidierten Form [M n +] ab, da sich die Konzentration der reduzierten Form nicht ändert. Die Abhängigkeit des Elektrodenpotentials aus der gleichnamigen Konzentration wird durch die Gleichung bestimmt:

wobei [m n +] die Gleichgewichtskonzentration des Metalliones ist; n.- Die Anzahl der Elektronen, die an der Halbreaktion beteiligt sind, und entspricht dem Oxidationsgrad des Metallions.

Redox-Systeme sind in zwei Typen unterteilt:

1) In dem System wird nur die Übertragung von Elektronen Fe 3 + + ē \u003d \u003d Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē \u003d SN 2 + durchgeführt. Das isolierte Redox-Gleichgewicht;

2) Systeme, wenn die Übertragung von Elektronen durch den Transfer von Protonen ergänzt wird, d. H. beobachtete kombiniertes Gleichgewicht verschiedener Typen:protolytische (saure Basis) und Redoxwiederherstellung mit möglichem Wettbewerb von zwei Teilchen von Protonen und Elektronen. In biologischen Systemen beziehen sich auf diese Art wichtige Redoxsysteme.

Ein Beispiel eines Systems eines zweiten Typs ist der Prozess des Recyclings von Wasserstoffperoxid im Körper: H 2 O 2 + 2N + + 2 ↔ 2h 2 o sowie die Verringerung des sauren Mediums vieler Oxidationsmittel, die Sauerstoff enthalten: CRO 4 2-, CR 2 O 7 2-, MNO 4 -. Beispielsweise sind MNO 4 - + 8H + + 5º \u003d \u003d MN 2 + + 4N 2 O. Elektronen und Protonen und Protonen sind an dieser Halbreaktion beteiligt. Berechnung des Potentials der Paarleitung durch die Formel:

In einem breiteren Kreis aus konjugierter Dampf sind oxidierte und wiederhergestellte Formen des Paares in lösenden Oxidationsgraden (MNO 4 - / MN 2 +) in Lösung. Als Messelektrode

in diesem Fall wird eine Elektrode aus einem inerten Material (PT) verwendet. Die Elektrode ist kein Mitglied des Elektrodenprozesses und spielt nur die Rolle von Elektronenträgern. Das durch den Oxidations- und Reduktionsprozess, der in Lösung auftretende Oxidations- und Reduktionsprozesses gebildet wird, wird aufgerufen oxidatives und Reduktionspotenzial.

Messung wird es ausgeführt redox-Elektrode- Es ist ein inertes Metall, das sich in einer Lösung befindet, die oxidierte und restaurierte Form des Paares enthält. Zum Beispiel beim Messen E O.fE 3 + / FE 2 + Paare Tragen Sie eine Redoxelektrode auf - Platinmesselektrode. Die Vergleichselektrode ist Wasserstoff, dessen Potential des Paares bekannt ist.

Die im galvanische Element fließende Reaktion:

Schema der chemischen Kette: (-) Pt | (H 2 °), H + || Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

Redoxpotential ist ein Maß für die Oxidations- und Reduktionsfähigkeit von Substanzen. Der Wert der Standardparameter von Paaren ist in den Referenztabellen angegeben.

Die folgenden Muster in einer Reihe von Redoxpotentialen.

Wenn das Standard-Redoxpotential des Paares negativ ist, beispielsweise φ ° (Zn 2+ (P) / Zn ° (t)) \u003d -0,76b, dann in Bezug auf ein Wasserstoffpaar, dessen Potenzial höher ist Dieses Paar fungiert als Reduktionsmittel. Das Potential wird nach dem ersten Mechanismus (Oxidationsreaktion) gebildet.

2. Wenn das Paarpotential positiv ist, beispielsweise φ ° (Cu 2 + (P) / cu (t)) \u003d +0.345 V in Bezug auf einen Wasserstoff oder ein anderes Konjugatpaar, dessen Potenzial niedriger ist, ist dieses Paar ein Oxidationsmittel. Das Potential dieses Paares wird nach dem zweiten Mechanismus gebildet (Rückgewinnungsreaktion).

3. Für den oben genannten, der algebraische Wert des Standardpotentials des Paares, desto höher ist die oxidative Kapazität der oxidierten Form und unter der Wiederherstellungsfähigkeit der reduzierten Form davon

paar. Die Reduzierung des Wertes positivem Potential und der Erhöhung des Negativs entspricht dem Tropfen des oxidativen und wachstums der regenerativen Aktivität. Beispielsweise:

8.4. Wasserstoffelektrode, Messung von Redoxpotentialen

Das Redoxpotential des Paars wird durch das Potential der doppelten elektrischen Schicht bestimmt, aber leider gibt es kein Verfahren zum Messen. Daher nicht absoluter, aber relativer Wert, wählt ein anderes Paar zum Vergleich. Die potentielle Messung erfolgt mit einer potentiometrischen Anlage, die auf einem galvanischen Element mit einem Diagramm basiert: Die Elektrode des Testpaares (Messelektrode) ist mit einer Wasserstoffpaarelektrode (H + / H °) oder einem anderen verbunden, Das Potenzial davon ist bekannt (Vergleichselektrode). Das galvanische Element ist mit dem Verstärker und dem elektrischen Stromzähler (Abb. 8.4) verbunden.

Der Wasserstoffdampf ist an einer Wasserstoffelektrode als Ergebnis eines Redox-Prozesses ausgebildet: 1 / 2H 2 O (g) ↔ H + (P) + E -. Die Wasserstoffelektrode ist ein Halbelement bestehend

von einer mit einer dünnen, lockeren Platinschicht, die mit einer dünnen, lockeren Platinschicht in 1 H-Lösung von Schwefelsäure abgesenkt wird. Durch die Lösung passiert Wasserstoff in der porösen Platinschicht, ein Teil davon in einen atomaren Zustand. All dies ist in einem Glasgefäß (Ampulle) eingeschlossen. Die Wasserstoffelektrode ist eine dreiphasige Elektrode der ersten Art (gasometallisch). Analysieren der Elektrodenpotentialgleichung für die Wasserstoffelektrode kann geschlossen werden, dass das Potential der Wasserstoffelektrode linear ansteigt

Feige. 8.4.Wasserstoffelektrode.

mit einer Abnahme des Wasserstoffindikators pH-Wert (zunehmender Säuregehalt) des Mediums und einer Abnahme des Partialdrucks von gasförmigem Wasserstoff über der Lösung.

8.5. Prognoserichtung

Durch Änderung der freien Energieeergie der Substanzen und durch die Größe von Standard-Redoxpotentialen

In Richtung der Oxidationsreduzierreaktion kann es beurteilt werden, indem das isobaro-isotherme Potential des Systems (Gibbs-Energie), freien Energie (ΔG) des Prozesses geändert wird. Die Reaktion ist grundsätzlich bei ΔG o möglich < 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:

wo F.- Dauerhafter Faraday, gleich 96,5 kk / mol; n.- die Anzahl der Elektronen, die an dem Oxidations- und Rückgewinnungsverfahren beteiligt sind, pro 1 Mol der Substanz; E O.- Die Menge der Differenz der Standard-Oxidation und zum restaurativen Potentialen von zwei konjugierten Paaren des Systems, das als elektromotorische Kraft der Reaktionen (EMF) bezeichnet wird. Diese Gleichung spiegelt die physikalische Bedeutung der Beziehung wider E O.und die freie Energie der Gibbs-Reaktion.

Für den spontanen Fluss der Redoxreaktion ist es notwendig, dass der Unterschied in den Potentialen von konjugierten Paaren positiv war, was aus der Gleichung folgt, d. H. Ein Dampf, dessen Potenzial höher ist, kann die Rolle des Oxidationsmittels durchgeführt werden. Die Reaktion ist, solange die Potentialde beider Paare gleich werden. Um die Frage zu beantworten, ob dieses Reduktionsmittel dieses Oxidationsmittel oxidiert, oder im Gegenteil, müssen Sie ΔE wissen : Δe O. \u003d φ ° oxid. - φ ° restauriert. Die Reaktion verläuft in die Richtung, was zur Bildung eines schwächeren Oxidationsmittels und eines schwächeren Reduktionsmittels führt. Somit ist es daher möglich, das Problem der Prozessrichtung grundsätzlich zu vergleichen, um das Potential von zwei Konjugatpaaren zu vergleichen.

Eine Aufgabe.Ist es möglich, die Fe 3.+ -Ionen-Ionen T1 + gemäß dem vorgeschlagenen Schema wiederherzustellen:

ΔE- \u003d Reaktion hat einen negativen Wert:

Die Reaktion ist nicht möglich, da das oxidierte Fe 3+ -F-Formpaar FE 3+ / FE 2 + T1 + -Paare T1 3 + / T1 + nicht oxidieren kann.

Wenn das EMF der Reaktion ein negativer Wert ist, liegt die Reaktion in entgegengesetzter Richtung. Je größer Δе ° ist die Reaktion intensiver.

Eine Aufgabe.Was ist das chemische Verhalten von FEC1 3 in einer Lösung, die Folgendes enthält:

a) Nai; B) Nabr?

Wir machen eine halbe Reaktion und finden Potenziale für Par:

aber) E.reaktionen 2i - + 2FE 3 + \u003d i 2 + 2FE 2 + beträgt 0,771-0.536 \u003d \u003d 0,235 V, E.es hat einen positiven Wert. Folglich geht die Reaktion zur Bildung von freiem Jod und FE 2+.

b) E- Reaktion 2BR - + 2FE 3 + \u003d BR 2 + 2FE 2 + WIRD 0,771-1.065 \u003d \u003d -0,29 V. Negativer Wert E O.es zeigt, dass Eisenchlorid nicht durch das Kaliumbromid oxidiert wird.

8.6. Gleichgewichtskonstante

Redox Reaktion

In einigen Fällen ist es notwendig, nicht nur die Richtung und Intensität von Redoxreaktionen, sondern auch die Vollständigkeit des Reaktionsflusss (für wie viele Prozent der Ausgangsmaterialien in Reaktionsprodukte umgewandelt) zu wissen. In einer quantitativen Analyse ist es beispielsweise möglich, sich nur auf die Reaktionen zu verlassen, die praktisch um 100% auftreten. Bevor Sie eine oder andere Reaktion auf die Lösung einer Aufgabe verwenden, bestimmen Sie die Konstante

novassia (k p) davon o-In-System. Um die CD von Redox-Prozessen zu bestimmen, werden eine Tabelle mit Standard-Redoxpotentialen und der Nernst-Gleichung verwendet:

soweitwenn das Gleichgewicht erreicht ist, werden die Potentiale von konjugierten Paaren des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels des Redoxprozesses gleich: φ ° Oxid. - φ ° restauriert. \u003d 0, dann E O.= 0. Von der Nernst-Gleichung in Gleichgewichtsbedingungen E O.reaktionen sind gleich:

wo n.- die Anzahl der in der Oxidationsreaktion beteiligten Elektronen; P. Prod. P-JCC und P.S. Austausch B-B - jeweils das Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen von Reaktionsprodukten und Ausgangsmaterialien in den Grad ihrer stöchiometrischen Koeffizienten in der Reaktionsgleichung.

Die Gleichgewichtskonstante zeigt an, dass der Gleichgewichtszustand dieser Reaktion auftritt, wenn das Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsprodukte das Zehnfache des Produkts der Gleichgewichtskonzentrationen der Ausgangsmaterialien betragen. Darüber hinaus deutet der große Wert der Kirgisischen Republik an, dass die Reaktion von links nach rechts abläuft. Wenn Sie die Kirgisischen Republik kennen, können Sie, ohne auf erfahrene Daten zurückgreifen, die Vollständigkeit der Reaktion zu berechnen.

8.7. Redoxreaktionen in biologischen Systemen

Im Prozess der vitalen Tätigkeit in Zellen und Geweben können die Unterschiede in elektrischen Potentialen auftreten. Die elektrochemischen Transformationen im Körper können in 2 Hauptgruppen unterteilt werden.

1. Wiederherstellungsprozesse aufgrund von Elektronentransfer von einem Molekülen an andere. Diese Prozesse haben elektronische Natur.

2.Reprozesse mit der Übertragung von Ionen (ohne Änderung ihrer Gebühren) und mit der Bildung von Biopotentials verbunden. Biopotentiale, die im Körper registriert sind, sind hauptsächlich Membranpotenziale. Sie haben eine ionische Natur. Infolge dieser Prozesse ergeben sich Potentiale zwischen verschiedenen Stoffschichten, die sich in verschiedenen physiologischen Bedingungen befinden. Sie sind mit der unterschiedlichen Intensität des Flusses physiologischer Redoxprozesses verbunden. Beispielsweise sind die Potentiale in den Oberflächengeweben der Folie auf der beleuchteten und unmittelbaren Seite infolge der unterschiedlichen Intensität des Verfahrens von Photoseeintit ausgebildet. Der beleuchtete Bereich stellt sich als positiv in Bezug auf die Unglück auf.

In oxidativen und Erholungsprozessen mit elektronischer Natur können drei Gruppen unterschieden werden.

Die erste Gruppe umfasst Prozesse, die mit der Übertragung von Elektronen zwischen Substanzen ohne Sauerstoff und Wasserstoff verbunden sind. Diese Prozesse erfolgen mit der Beteiligung von Elektronentransferkomplexen - heterovierende und heteroyantische Komplexe. Die Elektronentransfer tritt in komplexen Verbindungen desselben Metalls oder Atoms verschiedener Metalle auf, jedoch in unterschiedlichen Oxidationsgraden. Der aktive Start der Elektronentransfere sind Übergangsmetalle, die mehrere stabile Oxidationsgrade zeigen, und für Elektronen- und Protonen sind keine großen Energiekosten erforderlich, die Übertragung kann über lange Entfernungen durchgeführt werden. Die Umkehrbarkeit von Prozessen ermöglicht es, wiederholt an zyklischen Prozessen teilzunehmen. Diese Schwingungsprozesse wurden in enzymatischen Katalyse (Cytochrome), Proteinsynthese, metabolischen Prozessen nachgewiesen. Diese Gruppe Transformationen sind an der Aufrechterhaltung der antioxidativen Homöostase und im Schutz des Organismus durch oxidativen Stress beteiligt. Sie sind aktive Regulatoren von radikalischen Prozessen, das Verwendungssystem der aktiven Sauerstoffformen von Sauerstoff, Wasserstoffperoxid, beteiligt sich an der Oxidation von Substraten

art der Katalase, Peroxidase, Dehydrogenase. Diese Systeme führen eine Antioxidationsmittel-, Anpassionsaktion durch.

Die zweite Gruppe umfasst Redox-Prozesse, die mit der Beteiligung von Sauerstoff und Wasserstoff verbunden sind. Zum Beispiel die Oxidation der Aldehydgruppe des Substrats in sauren:

Die dritte Gruppe umfasst Prozesse, die mit der Übertragung von Protonen und Elektronen aus dem Substrat verbunden sind, die pH-abhängig sind, in Gegenwart von Dehydrogenase-Enzymen (E) und Coenzymen (KO) mit der Bildung eines aktivierten komplexen Enzym-Coenzyms vorgehen Substrat (E-KO-S), Verbinden von Elektronen und Hydrogenkationen aus dem Substrat und verursachen ihre Oxidation. Ein solches kohärent ist Nicotinyndadenindinukleotid (über +), das zwei Elektronen und ein Proton befestigt:

In biochemischen Verfahren gibt es kombinierte chemische Gleichgewichtsgleiche: die Redox-, Protolyt- und Komplexierungsprozesse. Prozesse sind in der Regel enzymatisch. Arten von enzymatischer Oxidation: Dehydrogenase, Oxidase (Cytochrom, freie radikale Oxidationswiederherstellung). Die im Körper auftretenden oxidativen und Reduktionsprozessen können in die folgenden Arten unterteilt werden: 1) Die Reaktion des intramolekularen Dumpings (unverhältnismäßige Zündung) aufgrund der Substrat-Kohlenstoffatome; 2) intermolekulare Reaktionen. Das Vorhandensein von Kohlenstoffatomen eines breiten Bereichs von Oxidationsgraden von -4 bis +4 zeigt seine Dualität an. Daher in der organischen Chemie, der Reaktion von Oxidation und zum restaurativen Dumping aufgrund von Kohlenstoffatomen, die innen und intermolekular fortfahren.

8.8. Membranpotential

Seit dem Zeitpunkt R. Virchova ist das bekannt live-Zelle.- Dies ist eine elementare Zelle einer biologischen Organisation, die alle Funktionen des Körpers gewährleistet. Der Fluss vieler physiologischer Prozesse im Körper ist mit der Übertragung von Ionen in Zellen und Geweben verbunden und wird von dem Auftreten der Potentialdifferenz begleitet. Eine große Rolle im Membrantransport gehört zu passiven Transportsubstanzen: Osmose,

filtration und Bioelektratenseese. Diese Phänomene werden durch die Barriereeigenschaften von Zellmembranen bestimmt. Der Potentialdifferenz zwischen Lösungen verschiedener Konzentrationen, von einer Membran mit Wahlpermeabilität getrennt, wird als Membranpotential bezeichnet. Das Membranpotential hat eine ionische, nicht elektronische Natur. Es ist auf das Auftreten von Ionenasymmetrie zurückzuführen, d. H. Eine ungleiche Verteilung von Ionen auf beiden Seiten der Membran.

Die kationische Zusammensetzung des interzellulären Mediums liegt nahe an der ionischen Zusammensetzung von Meerwasser: Natrium, Kalium, Calcium, Magnesium. Im Prozess der Evolution hat die Natur einen besonderen Weg zur Übertragung von Ionen geschaffen, denn Namen passiver Transportbegleitet von der Entstehung des Unterschieds in den Potenzialen. In vielen Fällen ist die Basis der Übertragung von Substanzen diffusion, daher wird das Potenzial, das auf der Zellmembran gebildet wird, manchmal genannt diffusionspotentialEs existiert, während die Konzentration der Ionen nicht ausgerichtet ist. Die Größe des Potentials ist klein (0,1 V). Die leichte Diffusion erfolgt durch Ionenkanäle. Ionenasymmetrie wird verwendet, um Anregung in Nerven- und Muskelzellen zu erzeugen. Das Vorhandensein von Ionenasymmetrie auf beiden Seiten der Membran ist jedoch wichtig für diese Zellen, die kein aufregendes Potenzial erstellen können.

8.9. Fragen und Aufgaben zum Selbsttest

Bereitschaft für Klassen

Und Prüfungen

1. Lassen Sie das Konzept der Elektroden- und Redoxpotentiale.

2. Entfernen Sie die in einer Reihe von Redox-Potentialen beobachteten Grundmuster.

3. Was ist das Maß der Wiederherstellungsfähigkeit von Substanzen? Geben Sie Beispiele für die häufigsten Removeure an.

4. Was ist das Maß der oxidativen Fähigkeit der Substanz? Geben Sie Beispiele für die häufigsten Oxidationsmittel an.

5. Wie kann man die Größe des Redoxpotentials experimentell bestimmen?

6. Wie wird das Potenzial des Systems von CO 3+ / CO 2+ -Arwechsel, wenn Cyanidionen in ihn eingeführt wird? Antwort erklären die Antwort.

Das Beispiel der Reaktionen, in denen Wasserstoffperoxid die Rolle des Oxidationsmittels (Reduktionsmittel) in sauren und alkalischen Medien spielt.

8. Was ist das Phänomen der Identifizierung der ligandischen Umgebung des zentralen Atoms auf dem Redoxpotential für das Funktionieren von lebenden Systemen?

9. Der Krebs-Zyklus mit biologischer Oxidation von Glukose geht direkt vor der Reaktion voraus:

wo Post und auf + - restauriertes und oxidiertes einheitliches Nico-Tinamiddinukleotid. In welche Richtung ist diese Redoxreaktion unter Standardbedingungen im Gange.

10. Wie werden Substanzen als reversibles Reaktion mit Oxidationsmitteln und Präventionssubstraten?

11. Die Beispiele für die Wirkung bakterizider Substanzen basierend auf oxidativen Eigenschaften.

12. Reaktionsgründe zugrunde liegende Methoden der Permanganatometrie und der Iodo-Metry. Arbeitslösungen und Methoden ihrer Vorbereitung.

13. Wie ist die biologische Rolle von Reaktionen, in denen der Grad der Oxidation von Mangan und Molybdän ändert?

14. Wie ist der Mechanismus toxischer Wirkungen von Stickstoffverbindungen (III), Stickstoff (IV), Stickstoff (V)?

15. Wie ist ein Ionen-Superoxid neutralisiert? Bringen Sie die Reaktionsgleichung. Was ist die Rolle der Metallionen in diesem Prozess?

16. Es gibt eine biologische Rolle von Semi-Ressourcen: Fe 3+ + ē ↔ FE 2+; Cu 2+ + ē ↔ Cu +; CO 3+ + ē ↔ co 2+? Nenne Beispiele.

17. Wie ist der Standard-EMF mit einer Änderung der Energie von Gibbs des Redox-Prozesses verbunden?

18. Erstellen Sie die oxidative Fähigkeit von Ozon, Sauerstoff und Wasserstofftasche in Bezug auf wässrige Lösung von Kaliumjodid. Antwort mit tabellarischen Daten bestätigen.

19. Welche chemischen Prozesse unterliegen der Neutralisierung des Superoxidanion-Radikals und des Wasserstoffperoxids im Körper? Bringen Sie die Halbbildungsgleichungen mit.

20. Die Beispiele der Redoxprozesse in lebenden Systemen, begleitet, begleitet, indem die Grade der Oxidation von D-Elementen geändert werden.

Die Beispiele für die Verwendung von Redoxreaktionen zur Entgiftung.

Das Beispiel der toxischen Wirkung von Oxidationsmitteln.

23. In der Lösung gibt es Partikel Cr 3+, CR 2 O 7 2-, I 2, I -. Bestimmen Sie, zwischen wem man in Standardbedingungen spontan interagieren?

24. Was der angegebenen Partikel ist ein stärkeres Oxidationsmittel in einer sauren Umgebung KMNO 4 oder K 2 CR 2 O 7?

25. So bestimmen Sie die Dissoziationskonstante des schwachen Elektrolyts mit der potentiometrischen Methode? Machen Sie ein Diagramm der chemischen Kette eines galvanischen Elements.

26. ist die Pauschalverwaltung in den Organismus von RMNO 4- und Nano 2-Lösungen?

8.10. Testaufgaben

1. Welche Art von Halogenmolekülen (einfache Substanzen) zeigen Redox-Dualität?

a) Keine, alle von ihnen nur Oxidationsmittel;

b) alles außer Fluor;

c) alles außer Jod;

d) alle Halogene.

2. Welches Halogenidion hat die größte reduzierende Aktivität?

a) f -;

b) c1 -;

c) i -;

d) br -.

3. Welche Halogene treten eine Disproportionierung ein?

a) alles außer Fluor;

b) alles, außer Fluorid, Chlor, Brom;

c) alles außer Chlor;

d) Keines der Halogen beteiligt sich.

4. In zwei Röhren gibt es Lösungen von KVR und KI. FCL 3 -Lösung wird zu beiden Reagenzgläsern hinzugefügt. In diesem Fall wird Halogenidionen zu einem freien Halogen oxidiert, wenn 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 und ki;

b) ki;

c) kVr;

d) auf jeden Fall.

5. Das stärkste Reduktionsmittel:

In welcher Reaktion mit der Beteiligung von Wasserstoffperoxid ist ein gasartiger Sauerstoff eine der Reaktionsprodukte?

7. Welches der vorgeschlagenen Elemente hat den größten Wert der relativen Elektronenfähigkeit?

a) o;

b) c1;

c) n;

d) s.

8. Kohlenstoff in organischen Verbindungen zeigt Eigenschaften:

a) Oxidationsmittel;

b) Reduktionsmittel;

ein solcher Prozess der Wechselwirkung zwischen zwei Substanzen, bei dem eine reversible Reaktion der Oxidation einer Substanz aufgrund der Wiederherstellung des anderen und in dem Medium ein Gemisch von oxidierten und reduzierten Ionen auftritt, ist beispielsweise ausgebildet. - Fe "und Fe", Sn "und Sn" usw. Der Niveau der Intensität des Redoxsystems wird durch die Größe des oxidationsreduzierenden Potentials EH bestimmt, das in Volt in Bezug auf das Potential des Normalens ausgedrückt wird Wasserstoffelektrode.

Je positiver das Potenzial des Systems, desto mehr oxidative Eigenschaften, die es besitzt. Potentiale, die in Systemen erhalten werden, die gleiche Konzentrationen von oxidiertem und restauriertem Ion enthalten, genannt werden. Normal.

O. O.-V. von. Die Größe normaler Potentiale kann sich in einer Reihe befinden, und jedes System ist ein Oxidationsmittel in Bezug auf ein System mit einem negativeren Normalpotential und einem Reduktionsmittel in Bezug auf ein System mit einem positiveren normalen Potential. Reduktive Systeme spielen eine große Rolle in der mineralischen Formation, wodurch organische Substanzen in Sedimentgesteinen umgewandelt werden usw.

Äquivalent von Substanzen oder Gleichwertig - Dies ist ein echtes oder herkömmliches Teilchen, das an der Kation von Wasser in Ionenaustauschreaktionen oder einem Elektron in oxidativen Reaktionsreaktionen an der Kation von Wasser äquivaliert, freibleibend sein kann.

Zum Beispiel in der Reaktion:

NaOH + HCl \u003d NACL + H 2 O

Äquivalent wird in der Reaktion ein echtes Teilchen-Ionen-Na + sein

Äquivalent ist das imaginäre Teilchen ½zn (oh) 2.

Unter dem Äquivalent der Substanz impliziert auch oft die Anzahl der Äquivalente der Substanz oder Äquivalente Substanzmenge - Die Anzahl der Mol-Substanz ist in der berücksichtigten Reaktion einem Molhydrogenkationen gleichwertig.

[Bearbeiten] gleichwertiges Gewicht

Gleichwertige Masse - Dies ist die Masse eines Äquivalents dieser Substanz.

[edit] äquivalente molare Masse der Substanz

Die Molarmasse der Äquivalente wird üblicherweise als oder angezeigt. Das Verhältnis der äquivalenten molaren Masse der Substanz zu seiner eigentlichen Molmasse wird genannt Äquivalenzfaktor (Es wird normalerweise als bezeichnet).

Die Molmasse der Äquivalente der Substanz ist die Masse eines betenteten Äquivalenten gleich dem Produkt des Äquivalenzfaktors auf der Molmasse dieser Substanz.

M EQ \u003d F EQ × M

[Bearbeiten] Äquivalenzfaktor

Das Verhältnis der äquivalenten molaren Masse zu seiner eigenen Molmasse wird genannt Äquivalenzfaktor (Es wird normalerweise als bezeichnet).

[Bearbeiten] Äquivalenz-Nummer

Anzahl der Äquivalenz. z. Es ist eine leichte positive Ganzzahl, die der Anzahl der Äquivalente einiger Substanz entspricht, die in 1 Mol dieser Substanz enthalten ist. Äquivalenzfaktor ist mit der Anzahl der Äquivalenz verbunden z. Das folgende Ratio: \u003d 1 / z.

Zum Beispiel in der Reaktion:

Zn (oh) 2 + 2HCl \u003d ZNCl 2 + 2H 2 O

Äquivalent ist ein Teilchen ½zn (oh) 2. Die Nummer ½ ist Äquivalenzfaktor, z. In diesem Fall ist 2

* - Für Inertgase Z. = 1

Äquivalenzfaktor hilft, ein Äquivalenzgesetz zu formulieren.

[Bearbeiten] Äquivalente

Als Ergebnis der Werke von I. V. Richter (1792-1800) wurde das Gesetz der Äquivalenten geöffnet:

§ Alle Substanzen reagieren in äquivalenten Beziehungen.

§ Formel, die das Vorsatz der Äquivalenten ausdrückt: m 1 E 2 \u003d M 2 E 1

§ Elektrochemisches Äquivalent. - Die Menge an Substanz, die auf der Elektrode isoliert werden sollte, gemäß dem Faraday-Gesetz, wenn Sie durch den Elektrolyten der Einheit der Elektrizitätsmenge gehen:

§ Wo ist der dauerhafte Faraday.

§ Dauerhafter Faraday. - Physikalische Konstante, Bestimmen der Beziehung zwischen den elektrochemischen und physikalischen Eigenschaften der Substanz.

§ Permanenter Faraday ist gleich CL · Mol -1.

§ Faradays Konstante betritt als Konstante in das zweite Gesetz von Faraday (Elektrolysegesetz).

§ Numerisch konstanter Faraday ist gleich der elektrischen Ladung, während der Durchtritt von diesem durch den Elektrolyten auf der Elektrode (1 / z) Mol A in der Formel:

Wo:
- Die Anzahl der in der Reaktion beteiligten Elektronen.

§ Für ständige Faraday ist das folgende Ratio wahr:

§ Wo ist die Grundlagenladung und die Anzahl der Avogadro.

Isotope (von Dr.-Griechisch. ισος - "gleich", "gleich"und τόπος - "ein Ort") - ATOMS-Sorten von Atomen (und Kernen) eines chemischen Elements mit unterschiedlicher Anzahl von Neutronen im Kernel. Der Name ist darauf zurückzuführen, dass Isotope an derselben Stelle (in einer Zelle) der Mendeleev-Tabelle sind. Die chemischen Eigenschaften des Atoms hängen fast nur von der Struktur der elektronischen Hülle ab, die wiederum hauptsächlich durch die Ladung des Kerns ermittelt wird Z. (das heißt, die Anzahl der Protonen darin) und hängt fast nicht von seiner Massennummer ab EIN. (d. H. Die Gesamtzahl der Protonen Z. und Neutronen N.). Alle Isotope eines Elements haben die gleiche Kernladung, die sich nur durch die Anzahl der Neutronen unterscheiden. Normalerweise wird das Isotope durch das Symbol des chemischen Elements angezeigt, auf das er sich auf die Zugabe des oberen linken Index bezieht, was die Massenzahl (beispielsweise 12 c, 222 RN) bedeutet. Sie können den Namen des Elements auch mit der Zugabe einer Massenzahl durch einen Bindestrich (z. B. Kohlenstoff-12, Radon-222) schreiben. Einige Isotope haben traditionelle eigene Namen (z. B. Deuterium, Actinon).

Beispiel für Isotope: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O - drei stabile Sauerstoff-Isotop.

[edit] Terminologie

Die Hauptposition des Jewo ist, dass der richtige Laufzeit in der einzigen Zahl für die Bezeichnung von Atomen (oder Kernen) eines chemischen Elements mit der gleichen Atommasse Nuklid und dem Begriff ist isotope Es dürfen auftragen, den Satz von Nukliden eines Elements zu bezeichnen. Begriff isotope wurde vorgeschlagen und wurde anfangs verwendet mehrfachzahlDa zum Vergleich zumindest zwei Arten von Atomen erforderlich ist. In der Zukunft war der Verbrauch des Begriffs im Singular ebenfalls weithin enthalten - isotop. Außerdem wird der Begriff in mehreren Zahl häufig verwendet, um einen beliebigen Satz von Nukliden zu bezeichnen, und nicht nur ein Element, das auch falsch ist. Derzeit werden die Positionen internationaler wissenschaftlicher Organisationen nicht der Einheitlichkeit und der Begriffe gegeben isotop Es ist weiterhin weit verbreitet, auch in den offiziellen Materialien verschiedener Abteilungen des Juden und Jupads. Dies ist eines der Beispiele des anfänglichen Zeitpunkts, der zunächst darin legte, hört auf, das Konzept einzuhalten, für die Bezeichnung, für die dieser Begriff verwendet wird (ein anderes Lehrbuchbeispiel ist ein Atom, das im Widerspruch zum Titel ist, ist nicht unteilbar).

[edit] Geschichte der Eröffnung von Isotopen

Der erste Nachweis, dass Substanzen mit dem gleichen chemischen Verhalten unterschiedliche physikalische Eigenschaften aufweisen können, wurde in der Untersuchung radioaktiver Transformationen von schweren Elementatomen erhalten. 1906-07 stellte sich heraus, dass das Produkt der radioaktiven Zersetzung von Uran - Ionium und des Produkts der radioaktiven Dekompressions-Radiose die gleichen chemischen Eigenschaften wie das Thorium aufweist, jedoch von der IT-Atommasse und den Eigenschaften des radioaktiven Zerfalls unterscheiden . Es wurde später entdeckt, dass alle drei Produkte die gleichen optischen und Röntgenspektren sind. Solche Substanzen, die in chemischen Eigenschaften identisch sind, aber verschiedene Atome und einige physikalische EigenschaftenBei dem Vorschlag des englischen Wissenschaftlers F. Soddy begann die Isotope anzurufen.

[Bearbeiten] Isotope in der Natur

Es wird angenommen, dass die isotopische Zusammensetzung von Elementen auf der Erde in allen Materialien gleich ist. Einige körperliche Prozesse in der Natur führen zur beeinträchtigen isotopischen Zusammensetzung von Elementen (natürlich) fraktionen Isotope charakteristisch für leichte Elemente sowie isotopische Verschiebungen während des Zerfalls natürlicher langlebiger Isotope). Die allmähliche Anhäufung in Mineralienkerne - Die Zerfallsprodukte einiger langlebiger Nuklide werden in der Kerngochronologie eingesetzt.

[edit] Die Verwendung von Isotopen durch den Menschen

In technologischen Aktivitäten lernten die Menschen, die isotopische Zusammensetzung der Elemente zu ändern, um bestimmte Materialeigenschaften zu erhalten. Zum Beispiel wird 235 auf die Kettenreaktion von Teilen von thermischen Neutronen gebeten und kann als Kraftstoff für Kernreaktoren oder Atomwaffen verwendet werden. In natürlichem Uran ist jedoch nur 0,72% dieses Nuklids, während die Kettenreaktion praktisch nur mit einem Gehalt von 235 U mindestens 3% realisiert wird. Aufgrund der Nähe der physikochemischen Eigenschaften der Isotope von schweren Elementen ist das Verfahren zur isotopischen Anreicherung von Uran eine äußerst komplexe technologische Aufgabe, die nur ein Dutzend Staaten der Welt ist. In vielen Zweigen von Wissenschaft und Technologie (zum Beispiel in der Radioimmunanalyse) werden isotopische Tags verwendet.

Dissoziationskonstante - die Ansicht der Gleichgewichtskonstante, die die Neigung eines großen Objekts zeigt, um (geteilt) an kleine Objekte dissoziieren, als solchen Komplex zersetzt sich in die Komponenten des Moleküls, oder wenn das Salz in eine wässrige Lösung auf Ionen unterteilt ist . Dissoziationskonstante wird normalerweise angezeigt K D. und umgekehrt die Konstante des Verbandes. Im Falle von Salzen wird die Dissoziationskonstante manchmal als Ionisierungskonstante bezeichnet.

Im Allgemeinen Reaktion.

wo komplex A. X.B. y. aufgebrochen x. Einheiten A I. y. Einheiten B, Dissoziationskonstante wird wie folgt bestimmt:

wobei [a], [b] und ist die Konzentration von a, b bzw. der komplex a x b y.

[Bearbeiten] Definition

Elektrolytische Dissoziation. schwacher ElektrolytNach der Theorie von Arrhenius ist eine reversible Reaktion, dh es kann schematisch Gleichungen darstellen (für einwertige Ionen :):

Ka ↔ k + + a -,

§ KA - eine empfohlene Verbindung;

§ k + kation;

§ A - Anion.

Die Gleichgewichtskonstante einer solchen Reaktion kann durch die Gleichung ausgedrückt werden:

,

(1)

§ - Die Konzentration der unfertigen Verbindung in der Lösung;

§ - Konzentration der Kationen in Lösung;

§ - Konzentration von Anionen in Lösung.

Ein konstantes Gleichgewicht in Bezug auf die Dissoziationsreaktion wird genannt ständige Dissoziation..

[Bearbeiten] Dissoziation von Elektrolyten mit vielfältigen Ionen

Bei einer Dissoziation von Elektrolyten mit vielfältigen Ionen tritt Dissoziation in Schritten auf, und für jede Stufe ist ein Anteil an Dissoziation konstant.

Beispiel: Dissoziation von Polyshnaya (Born) Säure [ die Quelle ist nicht 332 Tage angegeben] :

Bühne I: H 3 Bo 3 ↔ H + + H 2 BO 3 -,

Stufe II: H 2 Bo 3 - ↔ H + + HBO 3 2-,

III Bühne: HBO 3 2- ↔ H + + BO 3 3-,

Der erste Dissoziation für solche Elektrolyte ist immer noch viel mehr nachträglich, was bedeutet, dass die Dissoziation solcher Verbindungen hauptsächlich in der ersten Stufe ist.

[Bearbeiten] Die Verbindung der Dissoziationskonstante und den Dissoziationgrad

Basierend auf der Bestimmung des Dissoziationsgrades, für den Elektrolyt KA in der Reaktion der Dissoziation \u003d \u003d α · c, \u003d c α · c \u003d c · (1 - α), wobei α der Grad des Dissoziationelektrolyten ist.

,

(2)

Dieser Ausdruck wird als Gesetz der Verdünnung von Ostelald bezeichnet. Mit sehr kleinem α (α<<1) K=cα² и

somit wird mit einer Erhöhung der Konzentration des Elektrolyten der Dissoziationsgrad verringert, wobei ein Abnehmen erhöht wird. Details Der Anschluss der Dissoziationskonstante und der Dissoziationsabschluss wird im Artikel durch das Gesetz der Ostelverdünnung beschrieben.

[edit] Die Differenz der experimentellen Ergebnisse des Arrhenius-Modells, der Schlussfolgerung der Dissoziationskonstante durch Aktivität

Die obigen Berechnungen basieren auf der Theorie von Arrhenius, was zu grob ist, wobei die Faktoren der elektrostatischen Wechselwirkung von Ionen nicht berücksichtigt werden. Abweichungen vom idealen Zustand in Lösungen von Elektrolyten treten bei sehr geringen Konzentrationen auf, da die Gemischkräfte umgekehrt proportional sind quadratentfernungen zwischen den Ionenzentren, während intermolekulare Kräfte umgekehrt proportional sind siebter Grad Distanzen, das heißt, mezhionische Kräfte sind selbst in verdünnten Lösungen viel intersolzulärer.

Lewis zeigte, dass es für echte Lösungen möglich ist, einfache Gleichungen (siehe oben) aufrechtzuerhalten, wenn anstelle von Ionenkonzentrationen seine Funktion einführen, die sogenannten aktivität. Die Aktivität (A) korreliert mit einer Konzentration (c) durch den Korrekturkoeffizienten γ, der als Aktivitätskoeffizient bezeichnet wird:

eIN. = γ c.

Somit wird der Expression für das Gleichgewicht konstant, entsprechend dem von der Gleichung (1) beschriebenen Arrhenius, der Lewis aussehen:

§ ;

§ ;

In der Lewis-Theorie wird die Verbindung zwischen dem Konstanten und dem Dissoziationgrad (in der Theorie von Arrhenius, der Aufzeichnung der Gleichung (2) durch die Beziehung:

Wenn es keine anderen Einflüsse gibt, die die Lösung aus dem idealen Zustand ablenken, verhalten sich unfertige Moleküle wie ideale Gase und γ ka \u003d 1, und der wahre Ausdruck des Gesetzes der Ostelverdünnung wird das Formular annehmen:

§ - Durchschnittlicher Elektrolytaktivitätskoeffizient.

Mit C → 0 und γ → 1 nimmt die obige Gleichung des Ostelverdünnungsgesetzes die Form (2). Je stärker den Elektrolyten dissoziiert, desto schneller ist der Wert des Aktivitätskoeffizienten γ von der Einheit abweicht, und desto schneller gibt es eine Verletzung des klassischen Zuchtgesetzes.

[Bearbeiten] Konstante Dissoziation von starken Elektrolyten

Starke Elektrolyte dissoziieren fast zielig (die Reaktion ist irreversibel), daher ist es im Ausdruck Nenner zur Dissoziationskonstante nicht , und der gesamte Ausdruck neigt bis unendlich. Für starke Elektrolyte wird somit der Begriff "Dissoziationskonstante" der Bedeutung beraubt.

[Bearbeiten] Beispiele für Berechnungen

[edit] Wasserdissoziation

Wasser ist ein schwacher Elektrolyt, der in Übereinstimmung mit der Gleichung dissoziiert wird

Wasserdissoziation konstant bei 25 ° C ist

In Anbetracht dessen, dass in den meisten Lösungen Wasser in molekularer Form ist (die Konzentration von H + und OH-Ionen ist gering), und wenn man bedenkt, dass die Molmasse von Wasser 18,0153 g / mol ist, und die Dichte bei einer Temperatur von 25 ° C - 997.07 g / l, sauberes Wasser entspricht einer Konzentration \u003d 55,346 mol / l. Daher kann die vorherige Gleichung als neu geschrieben werden

Die Anwendung einer ungefähren Formel ergibt einen Fehler von etwa 15%:

Basierend auf dem gefundenen Dissoziationsgrad-Wert finden Sie eine pH-Lösung:

Der Grad der Dissoziation - Der Wert, der den Zustand des Gleichgewichts in der Reaktion der Dissoziation in homogenen (homogenen) Systemen charakterisiert.

Der Dissoziationsgrad α ist gleich dem Verhältnis der Anzahl dissoziierter Moleküle n. zusammenfassen n. + N.wo N. - Die Zahl ist nicht ausgezahlte Moleküle. Oft werden α in Prozent ausgedrückt. Der Dissoziationgrad hängt sowohl von der Art des gelösten Elektrolyts als auch von der Konzentration der Lösung ab.

[Bearbeiten] Beispiel

Für Essigsäure CH 3 COOH beträgt der Wert von α 4% (in 0,01 Melösung). Dies bedeutet, dass in wässriger Säurelösung nur 4 von jeweils 100 Molekülen dissoziiert werden, dh in Form von Ionen H + und CH 3 SOO, die restlichen 96-Moleküle werden nicht dissoziiert.

[Bearbeiten] Definitionsmethoden

§ zur elektrischen Leitfähigkeit der Lösung

§ Um die Gefriertemperatur zu reduzieren

[Bearbeiten] Unbekannten Dissoziation

Da starke Elektrolyte fast vollständig dissoziieren, kann ein isotonischer Koeffizient von ihnen erwarten, dass sie gleich der Anzahl der Ionen (oder polarisierten Atome) in einer Formeleinheit (Molekül) gleich ist. In Wirklichkeit ist dieser Koeffizient jedoch immer weniger als die definierte Formel. Beispielsweise beträgt ein isotonischer Koeffizient für eine 0,05-Molan-Lösung NaCl 1,9 anstelle von 2,0 (für eine Lösung von Magnesiumsulfat derselben Konzentration und überhaupt iCH. \u003d 1,3). Dies wird von dem starken Elektrolyten erklärt, der 1923 von P. Debay und E. Hyukkel entwickelt wurde: Die Bewegung von Ionen in der Lösung ist für die resultierende Solvatationshüllung schwierig. Darüber hinaus interagieren die Ionen zusammen: Die abwechslungsreiche Angelegenheit werden angezogen, während die aufgeladene sie abgestoßen wird; Gegenseitige Anziehungskräfte führen zur Bildung von Gruppen von Ionen, die sich durch Lösung bewegen. Solche Gruppen werden aufgerufen iON Associates. oder ionen-Paar. Dementsprechend verhält sich die Lösung, als ob es weniger Partikel enthält als tatsächlich, da die Bewegungsfreiheit begrenzt ist. Das offensichtlichste Beispiel in Bezug auf die elektrische Leitfähigkeit λ was mit der Verdünnung der Lösung zunimmt. Durch das Verhältnis der echten elektrischen Leitfähigkeit zu solchen mit unendlicher Verdünnung bestimmen imaginärer Dissoziation starke Elektrolyte, die auch durch bezeichnet werden α :

,

wo n img. - imaginär und n Dislv. - echte Anzahl von Partikeln in Lösung.

(S) und ob -elektroden.

Je nach Oxidationsmechanismus kann die Wiederherstellung einer Vielzahl von Betriebssystemsystemen in zwei Typen unterteilt werden:

1. Typ.: Ob - Systeme, in denen der Reduktionsprozess mit der Übertragung von nur Elektronen verbunden ist, zum Beispiel: Fe³ + + ē ↔ fe² +

2. Typ.: Betriebssystemsysteme, in denen der Redoxprozess nicht nur bei der Elektronenübertragung, sondern auch Protonen verbunden ist, zum Beispiel:

C 6 N 4 O 2 + 2N + 2 ↔ c 6n 4 (oh) 2

hinon Hydrochinon.

MNO 4 - + 8H + + 52 ↔ Mn² + + 4h 2 o

Das inerte Metall in Kombination mit dem OS-System wird als Redox- oder Redox-Elektrode bezeichnet, und das Potential auf dieser Elektrode erfolgt auf dieser Elektrode als Redox (S) oder Redoxpotential.

Das inerte Metall dauert nur die indirekte Beteiligung an der potentiellen Bestimmungsreaktion, wobei ein Zwischenmittel bei der Übertragung von Elektronen aus der reduzierten Form der Substanz rot bis oxidiertem Ochsen ist.

Wenn ein Eintauchen des inerten Metalls in eine Lösung, die einen Überschuss an oxidierter Eisenform enthält, wird eine Metallplatte positiv aufgeladen (Fig. 10 A)

Mit einem Überschuss der reduzierten Eisenform wird die Platinoberfläche negativ aufgeladen (Abb. 10 b).

Feige. 10. Die Entstehung des Betriebssystempotentials

Die Übertragung von Elektronen von einem Ion auf die andere durch das Metall führt zur Bildung auf der Metalloberfläche des Des.

Mezhione-Austausch von Elektronen ist ohne Metall möglich. Aber Fe² +- und Fe³ + -Ionen sind auf verschiedene Weise löslich und um Elektronen übertragen, um die Energiebarriere zu überwinden. Der Übergang von Elektronen aus Fe² + Ionen pro Metall und von der Metalloberfläche bis zum Fe³ + -Ionen ist durch eine geringere Aktivierungsenergie gekennzeichnet.

Mit der gleichen Aktivität von Fe² + und Fe³ + -Ionen + Platinplatten, die positiv aufgeladen sind, weil Elektron - Die Akzeptorfähigkeit von Fe³ + -Ionen ist größer als die elektronische Donor-Fähigkeit Fe² +.

Peters-Gleichung.

Die quantitative Abhängigkeit des OS-Potentials der Art des OS-Systems (φ ° R), dem Verhältnis der Aktivität von oxidierten und reduzierten Formen, der Temperatur und der Aktivität von Wasserstoffionen wird durch die Gleichung der Peters eingestellt.

1. Typ.: φr \u003d φ ° r + ∙ ln

2. Typ.: φr \u003d φ ° r + ∙ ln

wo φr - potential, in;

φ ° R - Standard OB - Potenzial, in;

z ist die Anzahl der an dem Prozess beteiligten Elektronen;

a (oh) - die Aktivität der oxidierten Form, MOL / L;

a (rot) - die Aktivität der Reduktionsform, MOL / L;

m - die Anzahl der Protonen;

a (H +) - Die Aktivität von Wasserstoffionen, Mol / l.

Die Standardrallye wird als Potential bezeichnet, das auf dem internen inerten Metall auftritt - die Lösung, in der die Aktivität der oxidierten Form gleich der Aktivität der reduzierten Form ist, und für das System des zweiten Typs, zusätzlich die Aktivität von Wasserstoffionen entsprechen einem.

Klassifizierung von reversiblen Elektroden.

Nachdem er das Prinzip des Betriebs der Elektroden betrachtet hat, kann geschlossen werden, dass gemäß den Eigenschaften von Substanzen, die in potentialen definierenden Prozessen beteiligt sind, sowie auf das Gerät alle reversiblen Elektroden in die folgenden Gruppen unterteilt sind:

Elektroden der ersten Art;

Zweitsortierende Elektroden;

Ionenselektive Elektroden;

Redox - Reduzier von Elektroden.

1. Das galvanische Element ist ein System, das Arbeit erzeugt, anstatt sie zu konsumieren, so dass der EDC des Elements ratsam ist, den positiven Wert zu berücksichtigen.

2. Das EMF-Element wird berechnet, subtrahiert vom numerischen Wert des Potentials der rechten Elektrode, wobei die Anzahl des Potentials der linken Elektrode die Regel des "Rechts plus" ist. Daher ist das Diagramm des Elements so geschrieben, dass die linke Elektrode negativ ist, und das Recht ist positiv.

3. Der Rand des Abschnitts zwischen den Leitern der ersten und der zweiten Zeile ist ein Merkmal: Zn | Znso4; Cu | cuso4.

4. Der Rand des Abschnitts zwischen den Leitern der zweiten Art ist durch eine gestrichelte Linie dargestellt: znso4 (p): cuso4 (p)

5. Wenn die Elektrolytbrücke an dem Rand des Abschnitts von zwei Leitern der zweiten Gattung verwendet wird, wird es mit zwei Merkmalen bezeichnet: ZNO 4 (P) || cuso4 (p).

6. Die Komponenten derselben Phase werden über das Komma aufgezeichnet:

Pt | FE³ +, Fe² +; PT, H2 | HCl (P)

Die Gleichung der Elektrodenreaktion wird in die linke Substanzen in der oxidativen Form und rechts in der Restauration geschrieben.

Redoxpotential (Synonym-Redoxpotential; aus Lat. Reduktio - Erholung und Oxydatio-Oxidation) - das Potential, das aus der inerten (üblicherweise Platin) -elektrode ergab, in eine Lösung eingetaucht, die ein oder mehrere reversible Redoxsysteme enthält.

Das reversible Redox-System (Redox-System) ist eine Lösung, die oxidierte und wiederhergestellte Substanzenformen enthält, von denen jeder mittels einer reversiblen Reduktionsreaktion aus einem anderen gebildet ist.

Die einfachsten Redoxsysteme umfassen beispielsweise Kationen desselben Metalls verschiedener Valenz

oder Anionen derselben Zusammensetzung, aber beispielsweise von verschiedenen Valenzen

In solchen Systemen erfolgt der Redoxprozess durch die Übertragung von Elektronen aus der reduzierten Form an die oxidierte Form. Solche Redox-Systeme umfassen eine Anzahl von Atmungsenzymen, die Gemina, wie zytochrome, enthalten. Das Redoxpotential solcher Systeme kann von Peters berechnet werden:

wo e. - Redoxpotential in Volt, T - Temperatur über der absoluten Skala, N ist die Anzahl der Elektronen, die durch ein Molekül oder das Ionen der reduzierten Form während des Übergangs in die oxidierte Form verloren gehen; [Oh] und - Molar-Konzentrationen (genauer Aktivität) oxidierte und reduzierte Formen; E0 ist das normale oxidative und Reduktionspotential dieses Systems, das seinem Redoxpotential gleich ist, vorausgesetzt, dass \u003d. Normale Redoxpotentiale vieler Redox-Systeme finden Sie in physikochemischen und biochemischen Referenzbüchern.

In vielen biologischen Systemen werden Redoxreaktionen durch Übertragen von einer reduzierten Form, um nicht nur Elektronen zu oxidiert, sondern auch gleich der Anzahl der Protonen

Die Größe des Oxidations- und Reduktionspotentials solcher Systeme wird nicht nur durch das Verhältnis [oh]: \u003d und pH \u003d 0 bestimmt; Die übrigen Werte sind die gleichen Bedeutungen wie in Gleichung (1). Das Redoxpotential von biologischen Systemen wird typischerweise durch pH \u003d 7 bestimmt, und der Wert von E0-1.984 · 10-4 · t · p pH wird von E0 bezeichnet. In diesem Fall nimmt Gleichung (2) das Formular an:

Experimentell wird das Redoxpotential durch potentiometrisch (siehe Potentiometrie) bestimmt. Das Redoxpotential von isolierten Zellen und anderen biologischen Objekten wird häufig anhand der Farbmetallindustrie mit Hilfe von Redox-Indikatoren (siehe) gemessen. Die Größe des Redoxpotentials ist das Maß der oxidativen oder reduktiven Kapazität dieses Systems. Redox-System mit einem höheren Redoxpotential, oxidiert das System mit einem niedrigeren Redoxpotential. Um die Größen des Redoxpotentials biologischer Redoxsysteme zu kennen, können Sie somit die Richtung und die Reihenfolge von Redoxreaktionen in ihnen bestimmen. Das Wissen über das Redoxpotenzial ermöglicht es, den Energiebetrag zu berechnen, der in einem bestimmten Stadium von oxidativen Prozessen ausgenommen ist, die in biologischen Systemen auftreten. Siehe auch biologische Oxidation.

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Redox-Prozesse und Redox-Systeme im Wein

Allgemeine Informationen zu Redox-Prozessen

Die Substanz wird oxidiert, wenn sie Sauerstoff bindet oder Wasserstoff ergibt; B. mit Schwefelschwefel, so 2 Sulfurid ausgebildet ist, so 2 Sulfium mit Oxidation H 2 SO3 ist Schwefelsäure H5SO 4 und beim Oxidationswasserstoffsulfid H 2 S-Schwefel s; Wenn das Sulfat von zweiwertigem Eisen in Gegenwart eines sauren, in Gegenwart einer sauren, riesigen Eisensulfat gebildet wird
4FeSO "+ 2H 2 SO4 + 02 \u003d 2FE2 (SO4) 3 + 2N20.
oder wenn das zweiwertige Sulfat auf einem Anion verfallen ist, erhält man also ~ H Cation Fe ++
4FE ++ + 6SO "+ 4n + + 02 \u003d 4FE +++ + + 6SO ~~ + 2H 2 0,
Oder reduziert die Anionen, die nicht an der Reaktion teilnehmen, finden
4FE ++ + 4n + + 02 \u003d 4FE +++ + 2N20.
Die letztere Reaktion ist im Fall der Oxidation eines anderen Salzes von zweiwertigem Eisen identisch; Es hängt nicht von der Art des Anion ab. Folglich besteht die Oxidation des bivalenten Eisenions in dem dreiwertigen Eisen Ion darin, ihre positive Ladung aufgrund von Wasserstoffionen zu erhöhen, das seine Ladung verliert, wodurch ein Wasserstoffatom bildet, das mit Sauerstoff verbunden ist, der mit Sauerstoff verbunden ist, um Wasser zu ergeben. Infolgedessen ist mit einer solchen Oxidation eine Erhöhung der positiven Ladung der Kation oder ist die Verringerung der negativen Ladung von Anionen. Zum Beispiel besteht die Oxidation von Schwefelwasserstoff-Sulfid H 2 S darin, das Schwefelion S in Schwefel (S) umzuwandeln. In beiden Fällen besteht in beiden Fällen einen Verlust negativer elektrischer Ladungen oder Elektronen.
Im Gegensatz dazu ist bei der Erholung die Verringerung der positiven Ladung der Kation oder einer Erhöhung der negativen Anion von Anion abgebrochen. Beispielsweise kann die vorherige Reaktion gesagt werden, dass die Wiederherstellung des H + -Ionen an Atomwasserstoff beobachtet wird und in der entgegengesetzten Reaktionsrichtung das Fe +++ -Ionen auf das Fe ++ -Ionen wiederhergestellt wird. Somit wird die Erholung auf eine Erhöhung der Anzahl der Elektronen reduziert.
Wenn es um die Oxidation von organischen Molekülen geht, behält der Begriff "Oxidation" jedoch seine Bedeutung der Umwandlung eines Moleküls an einen anderen oder einen Satz anderer, reicher Sauerstoff oder weniger reichhaltiger Wasserstoff. Die Restauration ist ein umgekehrter Prozess, beispielsweise die Oxidation des Alkohols des SNZ-CH2ON in Aldehyd CH3-SNO, dann in Essigsäure des CH3-Coxy:
-2n + n, 0-2n
CH3-CH2ON -\u003e CH3-SNO -\u003e
-\u003e CH3-Coxy.
Die Oxidationsprozesse von organischen Molekülen in der Zelle, die ständig in der biologischen Chemie und in der Mikrobiologie zu finden sind, treten meistens durch Dehydrierung auf. Sie werden mit Erholungsprozessen kombiniert und bilden Redox-Prozesse, wie Oxidation mit Alkoholfermentierung zwischen Glycerin und Essigsäurealdehyd, katalysiert durch eine Codextrusion und führt zu Alkohol:
Ch2ON-SONY-SNO + CH3-SNO + H20 - + CH2ON-SONY-COON + CH3-CH2ON.
Hier sprechen wir von einem irreversiblen Redoxprozess, der jedoch in Gegenwart eines Katalysators reversibel werden kann, wie er unten gezeigt wird. Ein Beispiel für die Reduktion der Oxidation mittels Elektronenaustausch und reversibel ist auch in Abwesenheit eines Katalysators gleichermaßen
Fe +++ + Cu + Fe ++ + Cu ++.
Es ist die Summe zweier elementarer Reaktionen, die elektronisch liefert
Fe ++++ E FE ++ und Cu + Cu ++ + E.
Solche elementaren reversiblen Reaktionen bilden Redox-Systeme oder ein Redoxsystem.
Sie sind direktes Interesse an ENNET. In der Tat sind wie gezeigt, wie gezeigt, Fe ++- und Cu + -Ionen gezeigt, dh sie sind direkt oxidiert, ohne dass sie ohne einen von molekularen Sauerstoff gelösten Katalysator oxidiert sind, und oxidierte Formen können auch andere Substanzen wieder oxidieren Systeme sind Oxidationskatalysatoren. Andererseits sind sie indiskriminarierische, die aus Sicht der Windenpraxis immer gefährlich sind, und es ist dieser Umstand, der sich eng mit ihrem Eigentum aus einer Valenz zu einem anderen zusammenhängt.
Die allgemeine Ansicht eines ionisierten Redoxsystems, das durch in Lösung gebildete Ionen ionisiert ist, kann wie folgt ausgedrückt oder negativ ausgedrückt werden:
Rot \u003d 5 ± oh + e (oder pe).
Das allgemeine Erscheinungsbild des organischen Redoxsystems, bei dem der Übergang einer an oxidierten Komponente durch Befreiung des Wasserstoffs und nicht von Elektronen auftritt:
Rot * oh + h2.
Hier repräsentieren rotes und oh Moleküle, die keine elektrischen Anklage haben. In Anwesenheit eines Katalysators, zum Beispiel beispielsweise eines der oben gezeigten Redoxsysteme oder einige Zellenzyme n, 2, ist in Gleichgewicht mit seinen Ionen und ist ein redox-reduzierendes System des ersten Typs.
H2 * ± 2n + 2e,
Wo haben wir die beiden Reaktionen von der Summierung von zwei Reaktionen gemacht, wir bekommen das Gleichgewicht
Rot * ox + 2h + + 2e.
Somit kommen wir in die Form, die der Art von ionisierten Systemen ähnlich ist, die Elektronen gleichzeitig mit dem Wasserstoffaustausch zuordnen. Folglich sind diese Systeme wie frühere Elektrostation.
Es ist unmöglich, das absolute Potenzial des Systems zu bestimmen; Sie können nur den potentiellen Unterschied zwischen den beiden Redox-Systemen messen:
Redi + ox2 * red2 + oxj.
In diesem Prinzip basiert die Definition und Messung des Oxidations- und Reduktionspotentials einer solchen Lösung wie Wein.

Klassifizierung von Redox-Systemen

Um die Oxidations- und Rehabilitationssysteme des Weins besser in Betracht ziehen zu können und ihre Rolle zu verstehen, ist es ratsam, die Klassifizierung von Kurscer zu nutzen, die sie in drei Gruppen unterteilt:
1) Substanzen sind direkt elektroaktiv, die in Lösung, auch einer, direkt durch Elektronen mit einer inerten Platinelektrode ausgetauscht werden, die ein vollständig definiertes Potential annimmt. Diese isolierten Substanzen bilden ein Redox-System.
Dazu gehören: a) Die Ionen der Schwermetalle, die die Cu ++ / Cu +- und Fe ++ / Fe +++ -Systeme bilden; b) viele Farbstoffe, die sogenannten Farbstoffe der Reduktionsoxidation, die zur kolorimetrischen Bestimmung des Redoxpotentials verwendet werden; c) Riboflavin oder Vitamin-VG und Dehydrogenase, in der er (gelbes Enzym) beinhaltet (gelbes Enzym), die an der zellulären Atmung in Trauben oder in Hefe in Aerobiasis teilnehmen. Dies sind automatisch feststehende Systeme, d. H. In Gegenwart von Sauerstoff, ergreifen sie eine oxidierte Form. Für ihre Oxidation erfordert Sauerstoff keinen Katalysator;
2) Substanzen mit schwacher Elektrostatio, die nicht schwach auf die Platinelektrode reagieren oder reagieren und unabhängig voneinander keine Bedingungen für das Gleichgewicht bieten, sondern werden jedoch elektroaktiv, wenn sie in der Lösung in Gegenwart von Substanzen der ersten Gruppe in sehr schwachen Konzentrationen in der Lösung sind, und Geben Sie in diesem Fall ein gewisses Potenzial. Die Substanzen der zweiten Gruppe reagieren mit der ersten, um ihre Redox-Transformation zu katalysieren und irreversible Systeme umkehrbar zu machen. Folglich ermöglichen die Farbstoffe der Wiederherstellungsoxidation, dass Sie die Substanzen dieser Gruppe untersuchen, um ein normales Potenzial für sie zu ermitteln und sie zu klassifizieren. In gleicher Weise macht die Anwesenheit im Fehler von Eisen- und Kupferionen elektroaktive Systeme, die, isoliert werden, keine oxidativen und Erholungssysteme sind.
Dazu gehören: a) Substanzen mit einer ENOL-Funktion mit einer Doppelbindung (-ONE \u003d SLEEP-SLEEP), im Gleichgewicht mit einer Di-Keton-Funktion (-zo-co-), wie Vitamin C oder Ascorbic, Säure, Reduktone , digidximalea-neue Säure; b) Cytochrom, der die Hauptrolle in der zellulären Atmung in Pflanzen und Tieren spielt;
3) Elektrische Substanzen in Anwesenheit von Diastasis. Ihre Dehydrierung wird durch Dehydrogenasen katalysiert, deren Rolle ist, um die Übertragung von Wasserstoff von einem Molekül in einen anderen zu gewährleisten. Im Allgemeinen befestigen diese Systeme die Elektrostation, die sie möglicherweise besitzen, wobei sie dem Medium Katalysatoren hinzufügen, wodurch Redox-Transformationen in das Medium bereitgestellt werden; Dann schaffen sie Bedingungen für das Redoxgleichgewicht und ein gewisses Potenzial.
Dies sind Milchsäuresysteme - Peyrogradinsäure in Gegenwart von Autolysat von Milchbakterien, die zu oxidativ reduzierendem Gleichgewicht CH3-Sonya - bald und dem SNZ-Co-Co-Coxy führen - ein System, das an der Fermentation in Milchsäure beteiligt ist; Ethanol ist ethanal, was der Bewegung von Aldehyd in Alkohol bei der Alkoholfermentierung oder dem System Butadiol - Acetoin entspricht. Die jüngsten Systeme spielt keinen Rolle für den Wein selbst, obwohl davon ausgegangen werden kann, dass der Wein Dehydrasen in Abwesenheit von mikrobiellen Zellen enthalten kann, aber sie sind für Alkohol- oder Milch-Gärung sowie für fertige Wein, der Lebendellen enthält. Sie erklären zum Beispiel die Wiederherstellung von Ethannel in Gegenwart von Hefe oder Bakterien - eine Tatsache, die seit langem bekannt ist.
Für alle diese oxidierenden oder reduzierenden Substanzen kann das Redoxpotential bestimmt, normal oder möglich, für den das System halb oxidiert und halb wiederhergestellt ist. Dadurch können sie sie in der Reihenfolge der Oxidations- oder Wiederherstellungskraft klassifizieren. Es ist auch möglich, im Voraus vorzubereiten, in welche Form (oxidiert oder restauriert) dieses System in Lösung mit einem bekannten Redoxpotential ist; Vorhersagen von Änderungen des Inhalts des gelösten Sauerstoffs; Bestimmen Sie die Substanzen, die zuerst oxidiert oder wiederhergestellt werden. Diese Frage ist im Abschnitt "das Konzept des Redoxpotentials" ziemlich hervorgehoben.