Chimie generală: manual / A. V. Zhulkhan; Ed. V. A. Popkov, A.V. Zhoglovna. - 2012. - 400 p.: Il.

Capitolul 8. Reacții și procese redox

Capitolul 8. Reacții și procese redox

Viața este un lanț continuu de procese redox.

A.L. Lavoisier.

8.1. Semnificația biologică a proceselor redox

Procesele metabolice, respirația, putrezirea, fermentarea, fotosinteza se bazează pe procesele redox. În cazul metabolismului aerobic, principalul oxidant este oxigenul molecular și un agent reducător - substanțe organice de alimente. Un indicator că organismul se bazează pe organismul organismului este reacțiile reductive, sunt potențiale bioelectrice ale organelor și țesuturilor. Biopotențialele sunt o caracteristică calitativă și cantitativă a direcției, adâncimea și intensitatea fluxului proceselor biochimice. Prin urmare, înregistrarea biopotențelor de organe și țesuturi este utilizată pe scară largă în practica clinică atunci când studiază activitățile, în special atunci când diagnosticarea bolilor cardiovasculare, se îndepărtează o electrocardiogramă atunci când se măsoară biopotențiale musculare, este îndepărtată o electromiogramă. Înregistrarea potențialului creierului - Encefalografie - vă permite să judecați tulburările patologice ale sistemului nervos. Sursa energiei energetice a celulelor este un potențial de membrană egal cu 80 mV, datorită apariției asimetriei ionice, adică O distribuție inegală pe ambele părți ale membranei de cationi și anioni. Potențialul membranei are o natură ionică.În complexele multi-core, procesele asociate cu transferul de electroni și protoni între particule care sunt rezolvate

o schimbare a gradului de oxidare a reacției particulelor și a apariției potențialului redox. Potențialul redox are o natură electronică.Aceste procese au o natură ciclică reversibilă și subliniază multe procese fiziologice importante. Michaelis a observat un rol important al proceselor redox în viață: "Procesele redox care apar în organismele vii aparțin categoriei celor care nu numai se grăbesc și pot fi identificați, dar sunt cele mai importante pentru viață și cu un punct filozofic Vedere. "

8.2. Esență

Procesele redox

În 1913, L.V. Pistarzhevsky a făcut o teorie electronică a proceselor redox, care este în general acceptată. Acest tip de reacție se efectuează prin redistribuirea densității de electroni între atomii substanțelor reactivi (prin trecerea electronilor), care se manifestă în schimbarea gradului de oxidare.

Reacțiile rezultate din care gradele de oxidare a atomilor incluse în substanțele de reacție datorate transferului unui electron între ele se numesc reacții redox.

Procesul REDOX constă din 2 acte elementare sau semi-formațiuni: oxidare și recuperare.

Oxidare- Acesta este procesul de pierdere (retur) de electroni printr-un atom, moleculă sau ioni. La oxidarea gradului de oxidare a particulelor:

Particulele care dă electroni este numită agent de reducere.Produsul agentului reducător este numit formă oxidată:

Agentul reducător cu forma sa oxidată este o pereche de sistem redox (SN 2 + / SN 4 +).

Măsura capacității de restaurare a unuia sau a unui alt element este potențialul de ionizare.Cu cât este mai mic potențialul de ionizare al elementului, agentul de reducere mai puternic este, elementele și elementele din gradul inferior și intermediar de oxidare sunt agenți de reducere puternici. Abilitatea particulei de a da electroni (capacitatea donatorului) determină proprietățile sale de reabilitare.

Restaurare -acesta este procesul de conectare a electronilor printr-o particulă. La restabilirea gradului de oxidare scade:

Particulele (atomi, molecule sau ioni), se numește electroni de legătură oxidant.Restaurarea produsului oxidantului este numită formular restaurat:

Agentul de oxidare cu forma redusă este o altă pereche (Fe 3+ / Fe 2+) a sistemului de oxidare. Măsura capacității oxidative a particulelor este afinitatea electronică.Cu atât mai multă afinitate față de electron, adică Abilitatea acceptorului electronic a particulei, este mai puternic oxidant. Oxidarea este întotdeauna însoțită de restaurare și, dimpotrivă, recuperarea este asociată cu oxidarea.

Luați în considerare interacțiunea FECL 3 cu SNCL2. Procesul este alcătuit din două semi-resurse:

Reacția redox poate fi reprezentată ca o combinație de două perechi conjugate.

În cursul reacțiilor, oxidatorul se transformă într-un agent de reducere conjugat (produs de recuperare) și agentul reducător la oxidantul conjugat (produs de oxidare). Ele sunt considerate cupluri redox:

Prin urmare, reacțiile redox reprezintă unitatea a două procese de oxidare și recuperare opuse, care în sisteme nu pot exista unul fără celălalt. În aceasta, vedem manifestarea Legii universale a unității și lupta împotriva opuselor. Reacția va apărea dacă afinitatea pentru electronul oxidantului este mai mare decât potențialul ionizării agentului reducător. Căci acest lucru a introdus un concept electricitate -valorile care caracterizează capacitatea atomilor de a da sau de a accepta electroni.

Compilarea ecuațiilor de reacție de oxidare este efectuată de bilanțul electronic și pe jumătate de formare. Metoda de formare trebuie preferată. Utilizarea acestuia este asociată cu utilizarea de ioni care există cu adevărat, rolul mediului este vizibil. În pregătirea ecuațiilor, este necesar să se afle care dintre substanțele de reacție efectuează rolul unui oxidant și care este un agent reducător, un efect asupra progresului reacției telefonului și a ceea ce este posibil produse de reacție. Proprietățile redox prezintă compuși care conțin atomi care au număr mare. Electroni de valență cu energie diferită. Astfel de proprietăți au conexiuni ale elementelor D (Grupuri IB, VIIb, VIIIb) și P-Elements (VIIIA, VIIA, Grupuri VA). Conexiuni care conțin un element în cea mai mare oxidare, numai proprietățile oxidative expune(KMNO 4, H 2S04), proprietăți pierdute numai de recuperare(H 2 s), În intermediar - Bico se poate comporta(Na2S03). După compilarea ecuațiilor de jumătate de reacție, ecuația ionului Alcătuiesc ecuația de reacție în formă moleculară:

Verificarea corectitudinii compilării ecuației: Numărul de atomi și taxele din partea stângă a ecuației trebuie să fie egale cu numărul de atomi și de încărcările părții drepte a ecuației pentru fiecare element.

8.3. Conceptul de potențial de electrod. Mecanismul apariției potențialului electrodului. Celula galvanică. Ecuația Nernsta.

Măsura capacității de oxidare și reducere a substanțelor este potențialul redox. Luați în considerare mecanismul potențial. Când metalul activ din punct de vedere chimic este scufundat (Zn, Al) în soluția de sare, de exemplu, Zn într-o soluție de ZNSO4, o dizolvare suplimentară a metalului are loc ca urmare a procesului de oxidare, formarea unei perechi , un strat electric dublu pe suprafața metalică și apariția salariului Zn 2 + / Zn..

Metal, scufundat într-o soluție de sare, de exemplu zinc în soluție de sulfat de zinc, se numește electrodul de primul tip. Acesta este un electrod în două faze care se încarcă negativ. Potențialul este format ca rezultat al reacției de oxidare (conform primului mecanism) (figura 8.1). Când este scufundat într-o soluție de săruri metalice reduse (CU), se observă procedeul opus. La o limită de metal cu o soluție de sare, un metal este precipitat ca rezultat al unui proces de recuperare a ionilor cu capacitate mare de acceptor față de un electron, care se datorează încărcării mari a kernelului și a razei scăzute a ionului. Electrodul este încărcat pozitiv, în spațiul atecteric, sărurile excesive formează al doilea strat, apare potențialul electrodului de pereche cu 2 + / cu °. Potențialul este format ca rezultat al procesului de recuperare conform celui de-al doilea mecanism (figura 8.2). Mecanismul, magnitudinea și semnul potențialului electrodului sunt determinate de structura atomilor participanților. procesul electrodului.

Astfel, potențialul are loc la marginea secțiunii metalice cu o soluție ca urmare a proceselor oxidative și reducătoare care apar cu participarea metalelor (electrodului) și formarea unui strat electric dublu se numește potențial de electrod.

Dacă scoateți electronii de pe placa de zinc de pe cupru, atunci echilibrul de pe plăci este rupt. Pentru a face acest lucru, conectați o placă de zinc și cupru, scufundată în soluții ale sărurilor lor, un conductor metalic, soluțiile electrodului - podul de electroliți (tubul cu o soluție de K2S04) pentru a închide lanțul. Pe electrodul de zinc continuă semi-formarea de oxidare:

Și pe recuperarea de cupru - jumătate de reacție:

Curentul electric se datorează reacției redox totale:

Curentul electric apare în circuit. Cauza apariției și a fluxului de curent electric (ECD) în elementul galvanic este diferența dintre potențialul electrodului (E) - Fig. 8.3.

Smochin. 8.3.Element de galvanizare a circuitului circuitului electric

Celula galvanică- Acesta este un sistem în care se transformă energia chimică a procesului redox

în electric. Lanțul chimic al elementului de galvanizare este de obicei scris sub forma unei scheme scurte, în care un electrod negativ este plasat în stânga, indicați o pereche formată pe acest electrod, o caracteristică verticală, arată un salt potențial. Două caracteristici indică limita între soluții. Încărcarea electrodului este indicată în paranteze: (-) zn ° | Zn 2 + || cu 2 + | cu ° (+) - diagrama lanțului chimic al elementului de galvanizare.

Potențialul redox al perechilor depind de natura participanților la procesul de electrod și de raportul dintre concentrațiile de echilibru ale formelor oxidate și restaurate ale participanților la procesul de electrod în soluție, temperatura soluției și sunt descrise de ecuația Nernst. Caracteristica cantitativă a sistemului Redox este potențialul redox care apare la limita separării fazei a soluției apoase de platină. Mărimea potențialului în unitățile C este măsurată în volți (b) și este calculată de ecuația Nernst-Peters:

unde un (OH) și A (roșu) este activitatea formelor oxidate și reduse, respectiv; R.- constantă universală de gaz; T.- temperatura termodinamică, K; F.- Faraday permanentă (96.500 CB / mol); n.- numărul de electroni care participă la procesul de redox elementar; A - Activitatea ionilor de hidroxoni; m.- Coeficientul stoichiometric din fața ionului de hidrogen în jumătatea reacției. Valoarea φ ° este un potențial redox standard, adică Potențialul măsurat în condițiile A (Ox) \u003d A (roșu) \u003d A (H +) \u003d 1 și această temperatură.

Potențialul standard al sistemului 2N + / H2 este adoptat egal cu 0 V. Potențialele standard sunt valorile de referință, tabelate la temperaturi de 298k. Mediul puternic de acid nu este tipic pentru sistemele biologice, prin urmare, pentru caracteristicile proceselor care apar în sistemele vii, potențialul formal determinat sub condiția A (Ox) \u003d A (roșu), pH 7,4 și o temperatură de 310k ( Nivelul fiziologic) este utilizat. La înregistrarea potențialului de abur este indicat sub formă de fracțiune, iar oxidatorul este scris în numărător și agentul reducător din numitor.

Pentru 25 ° C (298k) după substituirea valorilor constante (R \u003d 8,31 J / mol / mol; F.\u003d 96 500 CL / mol) Ecuația Nernsta ia următoarea formă:

unde φ ° este potențialul standard redox al perechii; cu O.fyu și V.F. - produsul concentrațiilor de echilibru de forme oxidate și reduse, respectiv; x și y - coeficienții stoichiometrici în ecuația de jumătate de reacție.

Potențialul electrodului se formează pe suprafața plăcii metalice imersate în soluția de sare și depinde numai de concentrația formei oxidate [M N +], deoarece concentrația formei reduse nu se schimbă. Dependența potențialului electrodului de concentrația de același nume cu acesta este determinată de ecuația:

unde [M N +] este concentrația de echilibru a ionului metalic; n.- numărul de electroni implicați în semi-reacție și corespunde gradului de oxidare a ionului metalic.

Sistemele redox sunt împărțite în două tipuri:

1) În sistem, se efectuează numai transferul de electroni FE 3 + + ē \u003d \u003d FE 2 +, SN 2 + - 2ē \u003d SN 2 +. aceasta echilibrul redox izolat;

2) sisteme atunci când transferul de electroni este completat de transferul de protoni, adică observat echilibrul combinat de diferite tipuri:protoltic (bază acidă) și recuperare redox cu posibilă concurență a două particule de protoni și electroni. În sistemele biologice, sistemele importante redox se referă la acest tip.

Un exemplu de sistem de tip al doilea este procesul de reciclare a peroxidului de hidrogen în corp: H202 + 2N + + 2ē ↔ 2H20, precum și reducerea mediului acid al multor agenți oxidanți care conțin oxigen: CRO 4 2-, CR2O7 2-, MNO4 -. De exemplu, MNO 4 - + 8H + + 5ē \u003d \u003d MN 2 + + 4N2 O. Electronii și protonii și protoni sunt implicați în această semi-reacție. Calculul potențialului perechii plumb cu formula:

Într-un cerc mai larg de abur conjugat, formele oxidate și restaurate ale perechii sunt în soluție în diferite grade de oxidare (MNO4 - / Mn 2 +). Ca electrod de măsurare

În acest caz, se utilizează un electrod dintr-un material inert (PT). Electrodul nu este membru al procesului de electrod și joacă rolul numai a purtătorilor de electroni. Potențialul format din procesul de oxidare și reducere care apare în soluție se numește potențialul oxidativ și de reducere.

Măsurarea este efectuată pe electrod de redox.- Este un metal inert situat într-o soluție care conține o formă oxidată și restaurată a perechii. De exemplu, atunci când măsurați E O.fe 3 + / Fe 2 + Aplicați un electrod de măsurare a electrodelor redox - platină. Electrodul de comparație este hidrogen, potențialul perechii care este cunoscut.

Reacția care curge în elementul galvanic:

Schema lanțului chimic: (-) PT | (H 2 °), H + || FE 3 +, FE 2 + | PT (+).

Potențialul redox este o măsură a oxidării și capacității reductive a substanțelor. Valoarea parametrilor standard ai perechilor este indicată în tabelele de referință.

Următoarele modele menționate într-o serie de potențiale redox.

1. Dacă potențialul standard redox al perechii este negativ, de exemplu φ ° (Zn2+ (P) / Zn ° (T)) \u003d -0,76 B, atunci în ceea ce privește o pereche de hidrogen, a căror potențial este mai mare , această pereche acționează ca agent reducător. Potențialul este format în conformitate cu primul mecanism (reacție de oxidare).

2. Dacă potențialul perechilor este pozitiv, de exemplu φ ° (CU2 + (P) / Cu (T)) \u003d +0.345 V În ceea ce privește un hidrogen sau o altă pereche de conjugat, potențialul este mai mic, această pereche este un agent de oxidare. Potențialul acestei perechi este format conform celui de-al doilea mecanism (reacția de recuperare).

3. Pentru cele de mai sus, valoarea algebrică a potențialului standard al perechii, cu atât este mai mare capacitatea oxidativă a formei oxidate și sub capacitatea de restaurare a formei reduse a acestui lucru

cuplu. Reducerea valorii potențialului pozitiv și creșterea negativului corespunde scăderii activității oxidante și de creștere a activității regenerative. De exemplu:

8.4. Electrod de hidrogen, măsurarea potențialului redox

Potențialul redox al perechii este determinat de potențialul stratului electric dublu, dar, din păcate, nu există nicio metodă de măsurare a acestuia. Prin urmare, nu valoare absolută, dar relativă, alegerea oricărei alte perechi pentru comparație. Măsurarea potențială se efectuează utilizând o instalație potențiometrică, care se bazează pe un element galvanic având o diagramă: electrodul perechii de testare (electrodul de măsurare) este conectat la un electrod de hidrogen (H + / H °) sau oricare altul, a cărui potențial este cunoscut (electrod de comparație). Elementul galvanic este conectat la amplificator și la contorul de curent electric (figura 8.4).

Aburul de hidrogen este format pe un electrod de hidrogen ca rezultat al unui procedeu redox: 1/2H20 (G) ↔ H + (P) + E -. Electrodul de hidrogen este un semi-element constând

de la o placă de platină acoperită cu un strat subțire, slăbit de platină, coborât în \u200b\u200bsoluție de 1 H de acid sulfuric. Prin soluția trece hidrogen, în stratul poros al platinei, o parte din ea trece într-o stare atomică. Toate acestea sunt închise într-un vas de sticlă (fiolă). Electrodul de hidrogen este un electrod trifazat de primul tip (gazometalic). Analizând ecuația potențială a electrodului pentru electrodul de hidrogen, se poate concluziona că potențialul electrodului de hidrogen este în creștere liniar

Smochin. 8.4.Electrod de hidrogen

cu o scădere a indicatorului de hidrogen (creșterea acidității) a mediului și o scădere a presiunii parțiale a hidrogenului gazos peste soluție.

8.5. Direcția de prognoză

Prin schimbarea energiei libere a substanțelor și prin magnitudinea potențialului de redox standard

Pe direcția reacției de reducere a oxidării, acesta poate fi judecat prin schimbarea potențialului izobaro-izotermic al sistemului (Energia Gibbs), energia liberă (ΔG) a procesului. Reacția este posibilă în mod fundamental la 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:

unde F.- Faraday permanentă, egală cu 96,5 kK / mol; n.- numărul de electroni implicați în procesul de oxidare și recuperare, pe 1 mol de substanță; E O.- valoarea diferenței dintre oxidarea standard și potențialul de restaurare a două perechi conjugate ale sistemului, numită puterea electromotoare a reacțiilor (EMF). Această ecuație reflectă sensul fizic al relației E O.și energia liberă a reacției Gibbs.

Pentru fluxul spontan al reacției redox, este necesar ca diferența dintre potențialul perechilor conjugate să fie pozitivă, care rezultă din ecuația, adică. Un abur al cărui potențial este mai mare, rolul oxidantului poate efectua. Reacția este atâta timp cât potențialul ambelor perechi devine egal. În consecință, pentru a răspunde la întrebarea dacă acest agent reducător va oxida acest agent de oxidare sau, dimpotrivă, trebuie să știți ΔE : Δe O. \u003d φ ° oxid. - φ ° Restaurat. Reacția se desfășoară în direcție, ceea ce duce la formarea unui oxidant mai slab și a unui agent de reducere mai slab. Astfel, compararea potențialului a două perechi conjugate, este posibil să rezolve în mod fundamental problema direcției procesului.

O sarcină.Este posibil să se restabilească ionii de ioni TE 3+ T1 + conform schemei propuse:

Reacția ΔE ° are o valoare negativă:

Reacția nu este posibilă, deoarece perechea de formă FE 3+ oxidată Fe 3+ / Fe 2 + nu poate oxida T1 + perechi T1 3 + / T1 +.

Dacă EMF-ul reacției este o valoare negativă, reacția este în direcția opusă. Cu cât este mai mare, reacția se desfășoară mai intens.

O sarcină.Care este comportamentul chimic al FEC1 3 într-o soluție care conține:

a) NAI; B) NABR?

Facem o jumătate de reacție și găsim potențiale pentru par:

dar) E.reacții 2i - + 2FE 3 + \u003d I2 + 2FE 2 + va fi de 0,771-0,536 \u003d \u003d 0,235 V, E.are o valoare pozitivă. În consecință, reacția se îndreaptă spre formarea iodului liber și FE 2+.

b) E ° Reacție 2Bro - + 2FE 3 + \u003d BR2 + 2FE 2 + va fi de 0,771-1.065 \u003d \u003d -0,29 V. Valoare negativă E O.aceasta arată că clorura de fier nu va fi oxidată de bromura de potasiu.

8.6. Constanta de echilibru

Reactie redox

În unele cazuri, este necesar să se cunoască nu numai direcția și intensitatea reacțiilor redox, ci și caracterul complet al fluxului de reacție (pentru câte procente sunt convertite materiile prime în produse de reacție). De exemplu, într-o analiză cantitativă, este posibil să se bazeze numai pe acele reacții care să apară practic cu 100%. Prin urmare, înainte de a utiliza una sau o altă reacție pentru a rezolva orice sarcină, determinați constanta

novassia (K P) din acest lucru o-IN SYSTEM. Pentru a determina CD-ul proceselor redox, se utilizează un tabel de potențiale de redox standard și ecuația NERNST:

în măsura în careatunci când se atinge echilibrul, potențialul perechilor de conjugat ale agentului de oxidare și agentul reducător al procesului redox devine același: φ ° oxid. - φ ° Restaurat. \u003d 0, atunci E O.= 0. Din ecuația NERNst în condiții de echilibru E O.reacțiile sunt egale cu:

unde n.- numărul de electroni implicați în reacția de oxidare; P.S. PROD. P-JCC și P.S. schimb valutar B-b - respectiv, produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție și a materiilor prime în gradul de coeficienți stoichiometrici în ecuația de reacție.

Constanța de echilibru indică faptul că starea de echilibru a acestei reacții are loc atunci când produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție va fi de 10 ori produsul concentrațiilor de echilibru ale materiilor prime. În plus, valoarea mare a Republicii Kârgâz indică faptul că reacția trece de la stânga la dreapta. Cunoașterea Republicii Kârgâz, puteți, fără a recurge la date cu experiență, calculați caracterul complet al reacției.

8.7. Reacții redox în sistemele biologice

În procesul de activitate vitală în celule și țesuturi, pot apărea diferențele în potențialul electric. Transformările electrochimice din organism pot fi împărțite în 2 grupe principale.

1. Procese de recuperare datorate transferului de electroni de la o molecule la altele. Aceste procese au natură electronică.

2.Reprocese asociate cu transferul de ioni (fără a-și schimba taxele) și cu formarea biopotențiilor. Biopotențiale înregistrate în organism sunt în principal potențiale de membrană. Ei au o natură ionică. Ca urmare a acestor procese, apar potențiale între diferite straturi de țesături situate în diferite condiții fiziologice. Ele sunt asociate cu intensitatea diferită a fluxului de procese fiziologice redox. De exemplu, potențialele formate în țesuturile de suprafață ale foii de pe partea iluminată și nevăzută ca urmare a intensității diferită a procesului de fotosintitul. Zona iluminată se dovedește a fi încărcată pozitiv în ceea ce privește ghinionul.

În procesele de oxidare și de recuperare cu natura electronică, se pot distinge trei grupe.

Primul grup include procese asociate cu transferul de electroni între substanțe fără oxigen și hidrogen. Aceste procese sunt efectuate cu participarea complexelor de transfer de electroni - complexe heterrovalente și heteroornetice. Transferul de electroni are loc în compuși complexi ai aceluiași metal sau atomi de diferite metale, dar în diferite grade de oxidare. Începerea activă a transferului de electroni sunt metalele tranzitorii, care prezintă mai multe grade de oxidare stabile, iar costurile mari de energie nu sunt necesare pentru electroni și protoni, transferul poate fi efectuat pe distanțe lungi. Reversibilitatea proceselor permite participarea în mod repetat la procesele ciclice. Aceste procese vibraționale au fost detectate în cataliză enzimatică (citocromuri), sinteza proteinelor, procesele metabolice. Acest grup Transformările sunt implicate în menținerea homeostazelor antioxidante și în protecția organismului din stresul oxidativ. Acestea sunt regulatori activi ai proceselor radicale libere, sistemul de utilizare al formelor active de oxigen, peroxid de hidrogen, participă la oxidarea substraturilor

tipul catalazei, peroxidazei, dehidrogenazei. Aceste sisteme efectuează o acțiune antipersională antioxidantă.

Al doilea grup include procesele redox asociate cu participarea oxigenului și a hidrogenului. De exemplu, oxidarea grupului aldehidic al substratului în acid:

Cel de-al treilea grup include procese asociate cu transferul de protoni și electroni din substrat, care sunt dependente de pH-uri, procedează în prezența enzimelor de dehidrogenază (E) și a coenzimelor (KO) cu formarea unei enzime-coenzime complexe activate Substrat (E-KO-S), conectarea electronilor și a cationi de hidrogen din substrat și determină oxidarea acesteia. O astfel de coerentă este NicotinyNendininucleotidă (peste +), care atașează doi electroni și un proton:

În procesele biochimice există echilibruri chimice combinate: procesele redox, protolitic și de complexare. Procesele sunt de obicei enzimatice. Tipuri de oxidare enzimatică: dehidrogenază, oxidază (citocrom, oxidare radicală liberă). Procesele de oxidare și de reducere care apar în organism pot fi împărțite în următoarele tipuri: 1) reacția dumpingului intramolecular (cu aprindere disproporționată) datorită atomilor de carbon al substratului; 2) Reacții intermoleculare. Prezența atomilor de carbon dintr-o gamă largă de grade de oxidare de la -4 la +4 indică dualitatea sa. Prin urmare, în chimia organică, reacția de oxidare și dumping de restaurare datorată atomilor de carbon, care se desfășoară în interior și intermoleculară.

8.8. Potențial de membrană

De la vremea lui R. Virchova este cunoscută celula live.- Aceasta este o celulă elementară a unei organizații biologice care asigură toate funcțiile corpului. Fluxul multor procese fiziologice din organism este asociat cu transferul de ioni în celule și țesuturi și este însoțit de apariția diferenței de potențiale. Un rol important în transportul cu membrană aparține substanțelor de transport pasive: osmoza,

filtrare și bioelectroceză. Aceste fenomene sunt determinate de proprietățile barieră ale membranelor celulare. Diferența potențială dintre soluțiile de diferite concentrații, separate de o membrană cu permeabilitate electorală, se numește potențial membrană. Potențialul membranei are o natură ionică, nu o natură electronică. Se datorează apariției asimetriei ionice, adică O distribuție inegală a ionilor pe ambele părți ale membranei.

Compoziția cationică a mediului intercelular este aproape de compoziția ionică a apei de mare: sodiu, potasiu, calciu, magneziu. În procesul de evoluție, natura a creat o modalitate specială de a transfera ionii, numit nume transport pasivînsoțită de apariția diferenței de potențiale. În multe cazuri, baza transferului de substanțe este difuzată, prin urmare, se numește uneori potențialul care se formează pe membrana celulară potențialul de difuzie.Există în timp ce concentrația de ioni nu este aliniată. Mărimea potențialului este mică (0,1 V). Difuzarea luminii este efectuată prin canalele de ioni. Asimetria Ion este utilizată pentru a genera excitație în celulele nervoase și musculare. Cu toate acestea, prezența asimetriei ionilor pe ambele părți ale membranei este importantă pentru acele celule care nu sunt capabile să genereze un potențial interesant.

8.9. Întrebări și sarcini pentru auto-test

Pregătirea pentru clase

Și examene

1. Lăsați conceptul de electrod și potențial redox.

2. Scoateți modelele de bază observate într-o serie de potențiale redox.

3. Care este măsura capacității de restaurare a substanțelor? Dați exemple de recuperări cele mai frecvente.

4. Care este măsura capacității oxidative a substanței? Dați exemple de agenți de oxidare cei mai frecvenți.

5. Cum poate determina experimental magnitudinea potențialului redox?

6. Cum va schimba potențialul sistemului de CO 3+ / CO 2+ atunci când ionii de cianură este introdus în ea? Răspuns Explicați răspunsul.

7. Exemplul reacțiilor în care peroxidul de hidrogen joacă rolul agentului de oxidare (agent de reducere) în medii acide și alcaline.

8. Care este fenomenul identificării mediului ligandic al atomului central asupra potențialului redox pentru funcționarea sistemelor vii?

9. Ciclul Krebs cu oxidarea biologică a glucozei precede direct reacția:

În cazul în care post și pe + - restaurate și oxidate uniforme nico-tinamiddinucleotidă. În ce direcție această reacție redox este în curs de desfășurare în condiții standard?

10. Cum sunt substanțele numite reactive reactive cu agenți de oxidare și substraturi de prevenire?

11. Exemplele acțiunii substanțelor bactericide bazate pe proprietăți oxidative.

12. Reacția Metode de bază ale permanendometroși Iodo. Soluții de lucru și metode de pregătire a acestora.

13. Care este rolul biologic al reacțiilor în care se schimbă gradul de oxidare a manganului și al molibdenului?

14. În ce este mecanismul efectelor toxice ale compușilor de azot (III), azot (IV), azot (V)?

15. Cum neutralizează un ion superoxid? Aduceți ecuația de reacție. Care este rolul ionilor metalici în acest proces?

16. Există un rol biologic al semi-resurselor: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ cu +; CO 3+ + ē ↔ CO 2+? Dă exemple.

17. Cum se asociază standardul EMF cu o schimbare în energia Gibbs a procesului redox?

18. Creați capacitatea oxidativă a buzunarului de ozon, oxigenului și hidrogenului în raport cu soluția apoasă de iodură de potasiu. Răspunsul Confirmați cu datele tabulare.

19. Ce procese chimice stabilesc neutralizarea radicalului anionului superoxid și a peroxidului de hidrogen din organism? Aduceți ecuațiile de jumătate de formare.

20. Exemplele proceselor redox în sistemele vii, însoțite de schimbarea gradului de oxidare a elementelor D.

21. Exemple de utilizare a reacțiilor redox pentru detoxificare.

22. Exemplul acțiunii toxice a agenților oxidanți.

23. În soluția există particule CR 3+, CR2O7 2-, I 2, I -. Determină între care se interacționează spontan în condițiile standard?

24. Care dintre particulele specificate este un agent de oxidare mai puternic într-un mediu acid KMNO 4 sau K2 CR 2 O 7?

25. Cum de a determina constanta de disociere a electrolitului slab folosind metoda potentiometrica? Faceți o diagramă a lanțului chimic al unui element galvanic.

26. Este administrația forfetară în organismul soluțiilor RMNO 4 și Nano 2?

8.10. Sarcini de testare

1. Ce fel de molecule de halogen (substanțe simple) arată dualitatea redoxului?

a) nici unul, toate numai oxidanții;

b) totul, cu excepția fluorului;

c) totul, cu excepția iodului;

d) toți halogeni.

2. Ce halide ion are cea mai mare activitate reducătoare?

a) f -;

b) C1 -;

c) I -;

d) br -.

3. Ce halogeni intră în disproporție?

a) totul, cu excepția Fluorinei;

b) totul, cu excepția fluorului, clorului, bromului;

c) totul, cu excepția clorului;

d) niciunul dintre halogen nu participă.

4. În două tuburi există soluții de KVR și Ki. Soluția FEL 3 este adăugată la ambele tuburi de testare. Caz în care halide-ionul este oxidat la un halogen liber dacă e o (Fe 3+ / Fe 2+) \u003d 0,77 V; E ° (BR2 / 2Br -) \u003d 1,06 V; E O (i2 / 2i -) \u003d 0,54 V?

a) KBR și Ki;

b) ki;

c) kvr;

d) în orice caz.

5. Cel mai puternic agent de reducere:

6. În ce reacție cu participarea peroxidului de hidrogen, un oxigen de tip gazos va fi unul dintre produsele de reacție?

7. Care dintre elementele propuse are cea mai mare valoare a electronizabilității relative?

a) o;

b) C1;

c) n;

d) s.

8. Carbon în conexiuni organice Expuneri Proprietăți:

a) a) agent de oxidare;

b) reducând agentul;

un astfel de proces de interacțiune între două substanțe, în care se produce o reacție reversibilă a oxidării unei substanțe datorită restaurării celeilalte și a mediului, este formată un amestec de ioni oxidați și redusi, de exemplu. - Fe "și Fe", SN "și SN", etc. Nivelul intensității sistemului redox este determinat de magnitudinea potențialului de reducere a oxidării EH, care este exprimat în volți față de potențialul normalului electrod de hidrogen.

Cu cât este mai pozitiv potențialul sistemului, proprietățile mai oxidative pe care le posedă. Potențiale care sunt obținute în sisteme care conțin concentrații egale de ioni oxidați și restaurați, numiți. Normal.

O. O.-V. din. Mărimea potențialului normal poate fi localizată într-un rând, iar fiecare sistem este un agent de oxidare în raport cu un sistem normal mai negativ și un agent reducător în raport cu un sistem normal mai pozitiv. Sistemele reductive joacă un rol important în formarea minerală, convertirea substanțelor organice în roci sedimentare etc.

Echivalentul substanțelor sau Echivalent - Aceasta este o particulă reală sau convențională care poate atașa, elibera sau altfel echivalentă cu cationul apei în reacțiile schimbătoare de ioni sau la un electron în reacții de reacție oxidativă.

De exemplu, în reacție:

NaOH + HCI \u003d NaCI + H20

echivalent va fi o adevărată particulă Na +, în reacție

echivalent va fi particula imaginară ½zn (OH) 2.

Sub echivalentul substanței, de asemenea, presupune adesea numărul de echivalenți ai substanței sau cantitate echivalentă de substanță - Numărul de molii de substanță este echivalent cu un mol de hidrogen cationi în reacția luată în considerare.

[edit] Greutate echivalentă

Masa echivalentă. - Aceasta este masa unui echivalent al acestei substanțe.

[edit] masa molară echivalentă a substanței

Masa molară a echivalenților este de obicei indicată ca OR. Raportul masei molare echivalente a substanței la masa molară de fapt este numită factorul de echivalență (Este de obicei menționată).

Masa molară a echivalentă a substanței este masa unui echivalent de rugăciune egal cu produsul factorului de echivalență asupra masei molare a acestei substanțe.

M eq \u003d f eq × m

[edit] factorul de echivalență

Raportul dintre masa molară echivalentă la propria sa masă molară este numită factorul de echivalență (Este de obicei menționată).

[edit] numărul de echivalență

Numărul de echivalență z. Este un număr întreg pozitiv echivalent cu numărul de echivalenți ai unei substanțe conținute în 1 mol de această substanță. Factorul de echivalență este asociat cu numărul de echivalență z. Raportul următor: \u003d 1 / z.

De exemplu, în reacție:

Zn (OH) 2 + 2HCI \u003d zncl 2 + 2H20 o

Echivalent este o particulă ½zn (OH) 2. Numărul ½ este factorul de echivalență, z. În acest caz, este 2

* - Pentru gazele inerte Z. = 1

Factorul de echivalență ajută la formularea unei legi de echivalență.

[edit] echivalenți

Ca urmare a lucrărilor lui I. V. Richter (1792-1800), legea echivalenților a fost deschisă:

§ Toate substanțele reacționează în relații echivalente.

§ Formula care exprimă legea echivalentă: m 1 E 2 \u003d m 2 E 1

§ Echivalent electrochimic - cantitatea de substanță care ar trebui izolată pe electrod, în conformitate cu Legea Faraday, când trece prin electrolitul unității de energie electrică:

§ Unde este Faraday permanentă.

§ Faraday permanent - Constant fizic, determinând relația dintre proprietățile electrochimice și fizice ale substanței.

§ Faraday permanentă este egală cu CL · MOL -1.

§ Constanța lui Faraday intră ca o constantă în a doua lege a Faraday (Legea de electroliză).

§ Faradadă constantă numerică este egală cu încărcarea electrică, în timpul trecerii căreia prin electrolitul de pe electrodul (1 / z) mol A în formula:

Unde:
- numărul de electroni implicați în reacție.

§ Pentru Faraday constant, raportul următor este adevărat:

§ Unde este taxa elementară și numărul de avogadro.

Izotopii (de la Dr.-greacă. ισος - "egal", "la fel", și τόπος - "un loc") - soiuri de atomi (și nuclee) a unui element chimic cu număr diferit de neutroni din nucleu. Numele se datorează faptului că izotopii sunt în același loc (într-o singură celulă) a mesei Mendeleev. Proprietățile chimice ale atomului depind aproape numai de structura cochiliei electronice, care, la rândul său, este determinată în principal de acuzația nucleului Z. (adică numărul de protoni din ea) și aproape nu depinde de numărul său de masă A. (adică numărul total de protoni Z. și neutronii N.). Toți izotopii unui element au aceeași încărcătură de nucleu, care diferă numai de numărul de neutroni. De obicei, izotopul este indicat de simbolul elementului chimic la care se referă la adăugarea indicelui din stânga sus, ceea ce înseamnă numărul de masă (de exemplu, 12 C, 222 RN). De asemenea, puteți scrie numele elementului cu adăugarea unui număr de masă printr-o cratimă (de exemplu, Carbon-12, Radon-222). Unii izotopi au nume proprii tradiționale (de exemplu, deuteriu, Actinon).

Exemplu de izotopi: 16 8 o, 17 8 o, 18 8 o - trei izotop de oxigen stabil.

[edit] terminologia

Poziția principală a evreii este că termenul corect în singurul număr pentru desemnarea atomilor (sau nuclei) a unui element chimic cu aceeași masă atomică este nuclidul și termenul izotopii Este permisă aplicarea pentru a desemna setul de nuclide ale unui element. Termen izotopii a fost propus și a fost utilizat inițial numărul multipluDeoarece pentru comparație este necesar cel puțin două tipuri de atomi. În viitor, consumul termenului în singular a fost, de asemenea, inclus pe scară largă - izotop. În plus, termenul din mai multe numere este adesea folosit pentru a desemna orice set de nuclizi și nu doar un element, care este, de asemenea, incorect. În prezent, pozițiile organizațiilor științifice internaționale nu sunt acordate uniformității și termenului izotop Continuă să fie utilizat pe scară largă, inclusiv în materialele oficiale ale diferitelor diviziuni ale evreului și ale Jupadului. Acesta este unul dintre exemplele de punct al termenului, stabilit inițial în el, încetează să se conformeze conceptului, pentru desemnarea acestui termen (un alt exemplu de manual este un atom, care, în contradicție cu titlul, nu este indivizibilă).

[edit] Istoria deschiderii izotopilor

Prima dovadă că substanțele care au același comportament chimic pot avea proprietăți fizice diferite, au fost obținute în studiul transformărilor radioactive ale atomilor de elemente grele. În perioada 1906-07, sa dovedit că produsul descompunerii radioactive a uraniului - ioniului și produsul descompresoarelor radioactive - radioteci, au aceleași proprietăți chimice ca și toriu, dar diferă de masa atomică și caracteristicile decăderii radioactive . A fost descoperită mai târziu că toate cele trei produse sunt aceleași spectre optice și cu raze X. Astfel de substanțe identice în proprietățile chimice, dar diverse atomi și unele proprietăți fiziceLa sugestia omului de știință englez F. Soddy, a început să numească izotopii.

[edit] izotopi în natură

Se crede că compoziția izotopică a elementelor de pe Pământ este aceeași în toate materialele. Unele procese fizice în natură conduc la compoziția izotopică afectată a elementelor (naturale fracțiuni Izotopi caracteristice elementelor luminoase, precum și schimbările izotopice în timpul dezintegrării izotopilor naturali de lungă durată). Acumularea treptată în nucleele mineralelor - produsele de degradare ale unor nuclee de lungă durată sunt utilizate în geochronologia nucleară.

[edit] Utilizarea izotopilor de către om

În activitățile tehnologice, oamenii au învățat cum să schimbe compoziția izotopică a elementelor pentru a obține orice proprietăți specifice ale materialelor. De exemplu, 235 este solicitat de reacția în lanț a neutronilor termici și poate fi utilizată ca combustibil pentru reactoarele nucleare sau arme nucleare. Cu toate acestea, în uraniu natural, doar 0,72% din acest nuclid, în timp ce reacția în lanț este practic realizată numai cu un conținut de 235 u de cel puțin 3%. Datorită proximității proprietăților fizico-chimice ale izotopilor elementelor grele, procedura de îmbogățire izotopică a uraniului este o sarcină tehnologică extrem de complexă, care este doar o duzină de state din lume. În multe ramuri ale științei și tehnologiei (de exemplu, în analiza radiimunică), sunt utilizate etichete izotopice.

Constanță de disociere - punctul de vedere al constantei de echilibru, care arată tendința unui obiect mare de a disocia (împărțit) la obiecte mici, ca atare, cum ar fi complexul se descompune în componentele moleculei sau când sarea este împărțită într-o soluție apoasă la ioni . Constanta de disociere este de obicei indicată K D. și inversează constanta asociației. În cazul sărurilor, constanta de disociere este uneori numită constantă de ionizare.

În reacția generală

unde complexul A. X.B. Y. spart on. x. Unități A I. y. Unitățile B, constanta de disociere se determină după cum urmează:

unde [a], [b] și este concentrația de a, b și complexul A x B y, respectiv.

[edit] definiție

Disocierea electrolitică electrolitul slabConform teoriei lui Arrhenius, este o reacție reversibilă, adică să reprezinte schematic ecuații (pentru ioni monovalenți :):

KA ↔ K + + A -,

§ KA - o conexiune nobilă;

§ k + cation;

§ A - Anion.

Constanta de echilibru a unei astfel de reacții poate fi exprimată prin ecuație:

,

(1)

§ - concentrația compusului neterminat în soluție;

§ - Concentrarea cationilor în soluție;

§ - Concentrarea anionilor în soluție.

Se numește echilibru constant în raport cu reacția de disociere disocierea constantă.

[edit] Disocierea electroliților cu ioni multipați

În cazul unei disocieri ale electroliților cu ioni multifumați, disocierea are loc în pași, iar pentru fiecare etapă există o proporție de constantă de disociere.

Exemplu: disocierea acidului polyshnaya (născut) [ sursa nu este specificată 332 de zile] :

Etapa I: H3 Bo 3 ↔ H + + H 2 Bo 3 -,

Etapa II: H 2 BO 3 - ↔ H + + HBO 3 2-,

Etapa III: HBO 3 2- ↔ H + + BO 3 3-,

Primul grad de disociere pentru astfel de electroliți este întotdeauna mult mai ulterior, ceea ce înseamnă că disocierea acestor compuși este în principal în prima etapă.

[edit] Conectarea constantă de disociere și gradul de disociere

Pe baza determinării gradului de disociere, pentru electrolitul KA în răspunsul disocierii \u003d \u003d a · C, \u003d C-a · C \u003d C · (1-a), în care α este gradul de electrolit de disociere.

,

(2)

Această expresie se numește legea diluției osteladului. Cu foarte mici α (α<<1) K=cα² и

astfel, cu o creștere a concentrației electrolitului, gradul de disociere este redus, cu o scădere - creșteri. Detalii Conectarea constanta de disociere si gradul de disociere este descrisa in articol de legea diluției Ostel.

[edit] Diferența de rezultate experimentale din modelul Arrhenius, încheierea constantă de disociere prin activitate

Calculele de mai sus se bazează pe teoria lui Arrhenius, care este prea grosieră, fără a lua în considerare factorii de interacțiune electrostatică a ionilor. Abaterile de la starea ideală în soluții de electroliți apar la concentrații foarte scăzute, deoarece forțele de amestec sunt invers proporționale pătratdistanțele dintre centrele de ioni, în timp ce forțele intermoleculare sunt invers proporționale al șaptelea grad Distanțele, adică forțele mezhionale chiar și în soluții diluate sunt mult mai intermoleculare.

Lewis a arătat că pentru soluții reale, este posibil să se mențină ecuații simple (vezi mai sus) dacă în loc de concentrații de ioni își introduc funcția, așa-numitul așa-zis activitate. Activitatea (a) se corelează cu o concentrație (c) prin coeficientul de corecție γ, numit coeficientul de activitate:

a. = γ c.

Astfel, expresia pentru constanta de echilibru, conform lui Arrinius descrisă de ecuația (1), Lewis va arăta ca:

§ ;

§ ;

În teoria Lewis, legătura dintre constanta și gradul de disociere (în teoria Arrhenius, înregistrarea ecuației (2) este exprimată prin relația:

Dacă nu există alte influențe care deflectează soluția din starea ideală, atunci moleculele neterminate se comportă ca gazele ideale și γ KA \u003d 1, iar adevărata expresie a legii diluției Ostel va lua forma:

§ - Coeficientul mediu de activitate al electroliților.

Cu C → 0 și γ → 1, ecuația de mai sus a legii de diluare Ostel ia forma (2). Cei mai puternici disociază electrolitul, cu atât este mai rapid valoarea coeficientului de activitate γ se abate de la unitate și cu atât mai repede există o încălcare a legii clasice de reproducere.

[edit] disocierea constantă a electroliților puternici

Electroliții puternici disociază aproape vizibil (reacția este ireversibilă), prin urmare, în exprimarea numitorului pentru disocierea constantă, este zero, iar întreaga expresie tinde la infinit. Astfel, pentru electroliți puternici, termenul "constantă de disociere" este lipsită de semnificație.

[edit] Exemple de calcule

[edit] disocierea apei

Apa este o dizolvare slabă a electrolitului în conformitate cu ecuația

Constanta de disociere a apei la 25 ° C este

Având în vedere că în majoritatea soluțiilor, apa este în formă moleculară (concentrația de ioni H + și OH este mică) și având în vedere că masa molară a apei este de 18,0153 g / mol și densitatea la o temperatură de 25 ° C - 997,07 g / l, apă curată corespunde unei concentrații \u003d 55,346 mol / l. Prin urmare, ecuația anterioară poate fi rescrisă ca

Aplicarea unei formule aproximative oferă o eroare de aproximativ 15%:

Pe baza valorii gradului de disociere găsită, voi găsi o soluție de pH:

Gradul de disociere - valoarea care caracterizează starea de echilibru în răspunsul disocierii în sisteme omogene (omogene).

Gradul de disociere a este egal cu raportul dintre numărul de molecule disociate n. la suma n. + N.Unde N. - Numărul este moleculele notexate. Adesea α sunt exprimate în procente. Gradul de disociere depinde atât de natura electrolitului dizolvat, cât și de concentrația soluției.

[edit] exemplu

Pentru acidul acetic CH3COH, valoarea α este de 4% (în soluție de 0,01m). Aceasta înseamnă că în soluție apoasă de acid numai 4 din fiecare 100 de molecule sunt disociate, adică sunt sub formă de ioni H + și CH3OO, restul 96 molecule nu sunt disociate.

[edit] Metode de definiție

§ privind conductivitatea electrică a soluției

§ Pentru a reduce temperatura de îngheț

[edit] disocierea imuzului

Deoarece electroliții puternici se disociază aproape complet, un coeficient izotonic poate aștepta ca acestea egale cu numărul de ioni (sau atomii polarizați) într-o unitate de formula (moleculă). Cu toate acestea, în realitate, acest coeficient este întotdeauna mai mic decât formula definită. De exemplu, un coeficient izotonic pentru o soluție de 0,05 molare NaCI este de 1,9 în loc de 2,0, (pentru o soluție de sulfat de magneziu de aceeași concentrație și deloc i. \u003d 1,3). Acest lucru se explică de către electrolitul puternic, dezvoltat în 1923 de către P. Debay și E. Hyukkel: mișcarea ionilor în soluție este dificilă pentru mantaua de solvație rezultată. În plus, ionii interacționează împreună: încărcarea variabilă sunt atrase, în timp ce încărcarea este respinsă; Forțele de atracție reciprocă conduc la formarea de grupuri de ioni care se deplasează împreună prin soluție. Astfel de grupuri sunt numite ion Associates. sau ion cuplu. În consecință, soluția se comportă ca și cum ar conține mai puține particule decât de fapt, deoarece libertatea mișcării lor este limitată. Cel mai evident exemplu privind conductivitatea electrică λ care crește cu diluarea soluției. Prin raportul dintre conductivitatea electrică reală la astfel de diluare infinită determină gradul imaginar de disociere electroliți puternici, de asemenea, denotați α :

,

unde n img. - imaginar și n disLv. - Numărul real de particule în soluție.

(S) și OB-Electrod.

În funcție de mecanismul de oxidare - recuperarea unei varietăți de sisteme OS poate fi împărțită în două tipuri:

Primul tip.: OB - sisteme în care procesul de reducere este asociat cu transferul de electroni, de exemplu: Fe³ + + ē ↔ Fe² +

Tipul 2: Sistemele OS în care procesul redox este asociat nu numai cu transmisia de electroni, ci și protoni, de exemplu:

C6N4O2 + 2N + 2ē ↔ C 6N 4 (OH) 2

hinon Hydrochinone.

MNO 4 - + 8H + + 5ē ↔ Mn² + + 4h 2 o

Metalul inert în asociere cu sistemul OS se numește electrod redox sau redox, iar potențialul are loc pe acest electrod se numește redox (e) sau potențial redox.

Metalul inert ia doar o participare indirectă la reacția de determinare potențială, fiind un intermediar în transmiterea electronilor din forma redusă a substanței roșii la oxidarea boului.

Când imersiunea metalului inert într-o soluție care conține un exces de formă de fier oxidat, o placă metalică este încărcată pozitiv (figura 10a)

Cu un exces de forma redusă de fier, suprafața de platină este încărcată negativ (figura 10 b).

Smochin. 10. Apariția potențialului de sistem

Transferul electronilor de la un ion la altul prin metal duce la formarea pe suprafața metalică a des.

Mezhione Schimbul de electroni este posibil fără metal. Dar ionii Fe² + și Fe³ + sunt soluționați în diferite moduri și pentru a transfera electronii pentru a depăși bariera energetică. Tranziția electronilor din ionii Fe² + pe metal și de pe suprafața metalică la ionul Fe3 + este caracterizată printr-o energie mai mică de activare.

Cu activitatea egală a Fe² + și Fe³ + ionii + plăci de platină percepute pozitiv, deoarece Electron - Abilitatea acceptorului de ioni FE³ + este mai mare decât capacitatea de donator electronic FE² +.

Ecuația lui Peters.

Dependența cantitativă a sistemului de operare a naturii sistemului de OS (φ ° R), raportul dintre activitatea formelor oxidate și reduse, temperatura și activitatea ionilor de hidrogen este stabilită de ecuația lui Peters.

Primul tip.: φr \u003d φ ° R + ∙ LN

Tipul 2: φr \u003d φ ° R + ∙ LN

unde potențialul φr;

φ ° R - potențial standard, în;

z este numărul de electroni implicați în acest proces;

a (OH) - activitatea formei oxidate, mol / l;

a (roșu) - activitatea formei reducătoare, mol / l;

m - numărul de protoni;

a (H +) - Activitatea ionilor de hidrogen, mol / l.

Raliul standard se numește potențialul care apare pe interfața metalului inert - soluția în care activitatea formei oxidate este egală cu activitatea formei reduse și pentru sistemul celui de-al doilea tip, în plus, activitatea de activitate Ionii de hidrogen sunt egali cu unul.

Clasificarea electrozilor reversibili.

Având în vedere principiul funcționării electrozilor, se poate concluziona că, în conformitate cu proprietățile substanțelor implicate în procesele potențiale de definire, precum și pe dispozitiv, toți electrozii reversibili sunt împărțiți în următoarele grupe:

Electrozi de prim rang;

Electrozi de sortare;

Electrozi selectivi ioni;

Redox - Reducerea electrozilor.

1. Elementul galvanic este un sistem care produce lucrare, mai degrabă decât consumă, astfel încât ECD-ul elementului este recomandabil să se ia în considerare valoarea pozitivă.

2. Elementul EMF este calculat, scăzut din valoarea numerică a potențialului electrodului drept Numărul potențialului electrodului stâng este regula "plus plus". Prin urmare, diagrama elementului este scrisă astfel încât electrodul stâng să fie negativ, iar dreptul este pozitiv.

3. Frontalitatea secțiunii dintre conductorii primului și al doilea rând este o caracteristică: Zn | ZNSO4; CU | CUSO4.

4. Frontiera secțiunii dintre conductorii celui de-al doilea tip este descrisă de o linie punctată: ZNSO4 (P): CUSO4 (P)

5. Dacă podul de electroliți este utilizat la marginea secțiunii a doi conductori ai celui de-al doilea gen, acesta este notat de două caracteristici: ZNSO4 (P) || CUSO4 (P).

6. Componentele aceleiași faze sunt înregistrate prin virgulă:

PT | Fe³ +, Fe² +; PT, H2 | HCI (P)

7. Ecuația reacției electrodului este scrisă în partea stângă a substanțelor din forma oxidativă și în partea dreaptă în restabilire.

Potențial redox (potențial redox sinonim; de la lat reductio - recuperare și oxidatio-oxidare) - potențialul care rezultă din electrodul inert (de obicei platină) imersat într-o soluție care conține unul sau mai multe sisteme reversibile reversionale.

Sistemul redox reversibil (sistemul redox) este o soluție care conține forme de substanțe oxidate și restaurate, fiecare dintre acestea fiind formată din alta prin intermediul unei reacții reversibile reductoare.

Cele mai simple sisteme redox includ cationi de același metal de diferite valenți, de exemplu

sau anioni de aceeași compoziție, dar de diferite valențe, de exemplu

În astfel de sisteme, procesul redox este realizat prin transferul de electroni de la forma redusă la oxidat. Astfel de sisteme redox includ o serie de enzime respiratorii care conțin Gemena, cum ar fi citocromas. Potențialul redox al unor astfel de sisteme poate fi calculat de către Peters:

unde e. - potențialul redox în volți, T - temperatura față de scara absolută, N este numărul de electroni pierduți de o moleculă sau ionul formei reduse în timpul tranziției sale în forma oxidată; [OH] și - concentrații molare (mai precis activități) forme oxidate și reduse, respectiv; E0 este potențialul normal oxidativ și de reducere a acestui sistem, egal cu potențialul său redox, cu condiția ca \u003d. Potențialul normal redox al multor sisteme redox pot fi găsite în cărțile de referință fizico-chimice și biochimice.

În multe sisteme biologice, reacțiile redox sunt efectuate prin transferarea de la o formă redusă la oxidat nu numai electronii, ci și egal cu numărul de protoni, de exemplu

Mărimea potențialului de oxidare și reducere a unor astfel de sisteme este determinată nu numai de raportul [OH]: \u003d și pH \u003d 0; valorile rămase sunt aceleași semnificații ca în ecuația (1). Potențialul redox al sistemelor biologice este de obicei determinat prin pH \u003d 7 și valoarea E0-1.984 · 10-4 · T · pH-ul este indicat de E0. În acest caz, ecuația (2) ia formularul:

Experimental, potențialul redox este determinat de potențiometric (vezi potențiometria). Potențialul redox al celulelor izolate și al altor obiecte biologice este adesea măsurat prin colorimetrie cu ajutorul indicatorilor redox (vezi). Amploarea potențialului redox este măsura capacității oxidative sau reductive a acestui sistem. Sistemul redox, având un potențial redox mai mare, oxidează sistemul cu potențial redox inferior. Astfel, cunoscând magnitudinile potențialului redox al sistemelor biologice redox, puteți determina direcția și secvența reacțiilor redox în ele. Cunoașterea potențialului redox face posibilă calcularea cantității de energie care este scutită într-o anumită etapă a proceselor oxidative care apar în sistemele biologice. A se vedea și oxidarea biologică.

Pagina 4 din 8

Procesele redox și sistemele redox în vin

Informații generale despre procesele redox

Substanța este oxidată atunci când se leagă de oxigen sau dă hidrogen; De exemplu, cu sulf sulf, se formează SO2 Sulfuridă, SO 2 sulfiu cu oxidare H2S03 este acidul sulfuric H5S04 și la oxidarea hidrogenului H2S-sulf S; Când sulfatul de fier bivalent este oxidat în prezența unui sulfat de fier trivalent, se formează un sulfat de fier trivalent
4feso "+ 2H2S04 + 02 \u003d 2FE2 (SO4) 3 + 2N20.
sau când sulfatul divalent este decăzut pe un anion așa ~ H cation FE ++ devine
4Fe ++ + 6S0 "+ 4N + + 02 \u003d 4FE +++ + + 6SO ~~ + 2H 2 0,
Sau, reducând anionii, fără a participa la reacție, găsiți
4Fe ++ + 4N + + 02 \u003d 4FE +++ + 2N20.
Ultima reacție este identică în cazul oxidării unei alte sare a fierului bivalent; Nu depinde de natura anionului. În consecință, oxidarea ionului de fier bivalent în ionul de fier trivalent este de a crește încărcarea pozitivă datorată ionului de hidrogen, care își pierde încărcarea, formând un atom de hidrogen care este conectat la oxigen pentru a da apă. Ca urmare, cu o asemenea oxidare, o creștere a sarcinii pozitive a cationii sau, este aceeași, reducerea încărcării negative a anionului. De exemplu, oxidarea hidrogenului sulfurat H 2S este de a transforma sulful s în sulf (e). De fapt, în ambele cazuri, există o pierdere de încărcături electrice negative sau electroni.
În schimb, la recuperare, reducerea încărcării pozitive a cationii sau creșterea încărcării negative a anionului este ciopată. De exemplu, reacția anterioară se poate spune că se observă o restaurare a hidrogenului H + la hidrogenul atomic și că, în direcția opusă reacției, ionul Fe +++ este restabilit la ionul Fe ++. Astfel, recuperarea este redusă la o creștere a numărului de electroni.
Cu toate acestea, atunci când vine vorba de oxidarea moleculelor organice, termenul "oxidare" își păstrează sensul conversiei unei molecule la altul sau un set de alți bogați în oxigen sau mai puțin bogat în hidrogen. Restaurarea este un procedeu invers, de exemplu, oxidarea alcoolului SNZ-CH2ON în aldehidă CH3-SNO, apoi în acidul acetic al CH3-COXY:
-2n + n, 0-2N
Ch3-ch2on -\u003e ch3-sno -\u003e
-\u003e CH3-COXY.
Procesele de oxidare ale moleculelor organice din celulă, care sunt găsite în mod constant în chimia biologică și în microbiologie, apar cel mai adesea prin dehidrogenare. Acestea sunt combinate cu procese de recuperare și constituie procese redox, cum ar fi oxidarea cu fermentația alcoolică între glicerină și aldehidă acetică, catalizată de o codextruuză și conducând la alcool:
Ch2on-Sony-sno + CH3-SNO + H20 - + CH2ON-SONY-COON + CH3-CH2ON.
Aici vorbim despre un proces redox ireversibil, care, totuși, poate deveni reversibil în prezența unui catalizator, așa cum se va arăta mai jos. Un exemplu de oxidare a reducerii prin schimb de electroni și reversibile chiar și în absența oricărui catalizator este echilibrul
Fe +++ + Cu + FE ++ + Cu ++.
Este suma a două reacții elementare care provoacă electronic
Fe ++++ E Fe ++ și Cu + Cu ++ + E.
Astfel de reacții reversibile elementare reprezintă sisteme redox sau un sistem redox.
Acestea sunt interesate direct pentru Enet. Într-adevăr, pe de o parte, așa cum sa arătat, sunt arătați ionii Fe ++ și Cu +, că sunt oxidați direct, fără ca un catalizator dizolvat de oxigenul molecular, iar formele oxidate pot re-oxida prin urmare, aceste substanțe Sistemele sunt catalizatori de oxidare. Pe de altă parte, ele sunt indiscriminerieni, care sunt întotdeauna periculoase din punctul de vedere al practicii vinificației și este această circumstanță care este strâns legată de proprietatea lor de la o valență la alta.
Vedere generală a unui sistem redox ionizat, ionizat de ioni format în soluție, încărcat pozitiv sau negativ, poate fi exprimat după cum urmează:
Roșu \u003d 5 ± OH + E (sau PE).
Apariția generală a sistemului de redox organic, în care tranziția unei componente restabilite la oxidate apare prin eliberarea hidrogenului și nu prin electroni:
Roșu * OH + H2.
Aici, roșu și Oh, reprezintă molecule care nu au taxe electrice. Dar, în prezența unui catalizator, de exemplu, unul dintre sistemele redox prezentate mai sus sau unele enzime de celule N, 2 este în echilibru cu ionii săi și este un sistem reducător redox de primul tip.
H2 * ± 2N + 2E,
Unde provin cele două reacții la rezumarea a două reacții
Roșu * Ox + 2H + + 2E.
Astfel, ajungem la forma similară tipului de sisteme ionizate care alocă electroni simultan cu schimbul de hidrogen. În consecință, aceste sisteme, cum ar fi anteriorul, electrostația.
Este imposibil să se determine potențialul absolut al sistemului; Puteți măsura numai diferența potențială dintre cele două sisteme redox:
Redi + Ox2 * Red2 + Oxj.
În acest principiu, definiția și măsurarea potențialului de oxidare și reducere a unei astfel de soluții pe măsură ce se bazează vinul.

Clasificarea sistemelor redox

Pentru a lua în considerare mai bine sistemele oxidative și de reabilitare ale vinului și să înțeleagă rolul lor, este recomandabil să se utilizeze clasificarea Vurcer, care le împarte în trei grupe:
1) Substanțele sunt direct electroactive, care, în soluție, chiar și una, sunt schimbate direct de către electroni cu un electrod de platină inert, care are un potențial complet definit. Aceste substanțe izolate reprezintă un sistem redox.
Acestea includ: a) ionii metalelor grele care constituie sistemele Cu ++ / Cu + și Fe ++ / Fe +++; b) multe coloranți, așa-numitele coloranți ai oxidării de reducere utilizate pentru determinarea colorimetrică a potențialului redox; c) riboflavină sau vid vigină și dehidrogenază, în care aceasta include (enzima galbenă), care participă la respirația celulară în struguri sau în drojdie în aerobiu. Acestea sunt sisteme de auto-sistență, adică în prezența oxigenului, ele iau o formă oxidată. Pentru oxidarea lor, oxigenul nu necesită catalizator;
2) Substanțe cu electrostativitate slabă, care nu reacționează sau nu reacționează slab la electrodul de platină și nu oferă în mod independent condiții pentru echilibru, ci devin electroactivi atunci când sunt în soluție în prezența unor substanțe din primul grup în concentrații foarte slabe și dați în acest caz un anumit potențial. Substanțele celui de-al doilea grup reacționează cu primele pentru a cataliza transformarea redox și a face sisteme ireversibile reversibile. În consecință, coloranții de oxidare a recuperării vă permit să investigăm substanțele acestui grup, să determinați potențialul normal pentru ei și să le clasificați. În același mod, prezența în vina de ioni de fier și de cupru face sistemele electroactive, care, izolate, nu sunt sisteme de oxidare și de recuperare.
Acestea includ: a) substanțe cu o funcție enol cu \u200b\u200bo legătură dublă (-on \u003d somn-somn), în echilibru cu o funcție de di-ketonă (-ZO-CO-), cum ar fi vitamina C sau ascorbică, acid, reductons , digidximalea-nou-acid; b) citocromul, care joacă rolul principal în respirația celulară atât în \u200b\u200bplante, cât și în animale;
3) substanțe electrice în prezența diastazelor. Dehidrogenarea lor este catalizată de dehidrogenaze, a cărei rol este de a asigura transferul de hidrogen de la o moleculă la alta. În general, aceste sisteme atașează electrostația pe care le posedă, adăugând catalizatori la mediu, oferind transformări redox în mediu; Apoi creează condiții pentru echilibrul redox și un anumit potențial.
Acestea sunt sisteme de acid lactic - acid peyrogradic în prezența autolizită a bacteriilor lapte, care duc la echilibrul de reducere a oxidativului CH3-Sonya - în curând și SNZ-co-co-co-coxi - un sistem implicat în fermentarea în acidul lactic; Etanolul este etanal, care corespunde mișcării aldehidicului în alcool în procesul de fermentare a alcoolului sau a sistemului Butadiol - Acetoin. Sistemele recente nu contează pentru vinul în sine, deși se poate presupune că vinul poate conține deshidraze în absența celulelor microbiene, dar contează pentru alcool sau fermentație lactică, precum și pentru vinul finit care conține celule live. Ele explică, de exemplu, restaurarea de către etalon în prezența drojdiei sau a bacteriilor - fapt cunoscut de mult timp.
Pentru toate aceste substanțe oxidante sau reducătoare, potențialul redox poate fi determinat, normal sau posibil, pentru care sistemul este pe jumătate oxidat și jumătate restaurat. Acest lucru le permite să le clasifice în ordinea forței de oxidare sau restaurare. De asemenea, este posibil să se prevadă în prealabil, în ce formă (oxidată sau restaurată) este acest sistem în soluție cu un potențial redox cunoscut; prezice modificări ale conținutului oxigenului dizolvat; Determinați substanțele care sunt oxidate sau restaurate mai întâi. Această întrebare este destul de evidențiată în secțiunea "Conceptul de potențial redox".