Биологично окисление
Алкализирането на организма е изключително важно при условия, когато околната среда е лоша, диетата ни е небалансирана и приемаме лекарства. Алкализирането на тялото в условия на идеално съществуване е присъщо на механизмите на човека от самата природа. Но в момента сме толкова далеч от природата, че тялото не може да се справи с неутрализацията на киселините и има основа за развитието на различни заболявания.
Намалено pH в тялото
Ако pH на кръвта се промени само с 0,01 към кисела среда, тогава насищането на кръвта с кислород намалява с 40 процента. В резултат на това имунните клетки не изпълняват напълно защитни функции, ензимната активност намалява, метаболитните процеси се забавят.
Стойността на киселинно-алкалния баланс (рН) на кръвта на здрав човек се колебае в много тесни граници: от 7,35 до 7,45. И дори лека промяна в рН на кръвта извън тези граници може да доведе до заболявания.
Ако кръвта, която измива клетките на тялото, стане по-кисела, тогава клетките са принудени да жертват собствените си минерални запаси, за да я неутрализират, което води до повишена киселинност в самата клетка. В кисела среда активността на повечето ензими намалява. В резултат на това се нарушават междуклетъчните взаимодействия. Раковите клетки се развиват в кисела среда.
Киселата среда на урината е идеално условие за образуване на камъни в бъбреците, водещи до хронично увреждане на бъбречната функция, възпалителни заболявания и бъбречна недостатъчност.
Киселата среда на слюнката още в ранна възраст "помага" за унищожаване на зъбите, дава тласък за развитието на стоматит.
По този начин намаляването на pH в организма води до намаляване на имунитета и появата на повече от 200 заболявания. Ако един човек има няколко заболявания едновременно, има ясен спад на pH на кръвта. Естествено, когато pH се възстанови до нормалното, здравето се възстановява.
Още през 1932 г. Ото Варбург получава Нобелова награда по химия за определяне на условията на живот на злокачествените тумори. Туморните клетки (както и бактериите и патогенните микроорганизми) се развиват отлично при подкиселяване на кръвта, т.е. когато pH падне под 7,2 - 7,3 единици. Когато pH се нормализира, туморите първо спират да растат и след това се резорбират! Ако pH на кръвта е нормално, чуждите бактерии и микроорганизми нямат условия за размножаване.
Храните, които приемаме, се разделят на две групи: окислителни и алкализиращи тялото. Алкализирането на организма се улеснява преди всичко от зеленчуци, плодове и мляко. А най-мощният окислител са месните и рибните продукти.
След като внимателно изучавате различни храни, можете уверено да отговорите на въпроса коя храна преобладава във вас: окисляваща или алкализираща тялото?
ИЗДЕЛИЯ ОТ КОЖА
| продукти | Фактор на алкализиране |
|---|---|
| целина | 4 |
| пресни краставици | 4 |
| салата | 4 |
| пресни домати | 4 |
| прясно цвекло | 4 |
| пресни моркови | 4 |
| сушени кайсии | 4 |
| пресни кайсии | 3 |
| дини | 3 |
| пъпеши | 3 |
| сливи | 3 |
| плодове (почти всички) | 3 |
| Бяло зеле | 3 |
| карфиол | 3 |
| зелени от глухарче | 3 |
| репичка | 3 |
| чушки | 3 |
| картофи | 3 |
| пресен боб | 3 |
| овесени ядки | 3 |
| млечен серум | 3 |
| горски плодове (всички видове) | 2-3 |
| бадем | 2 |
| лук | 2 |
| зелен грах | 2 |
| стафиди | 2 |
| дати | 2 |
ОКИСЛЯВАЩИ ПРОДУКТИ
КРАТЪК СПИСЪК С ПРОДУКТИ
Въз основа на компютърен анализ американски учени съставиха таблица на киселинното натоварване на основните хранителни продукти:
Киселинно натоварване на основните хранителни продукти (в милиеквиваленти на 240 килокалории)
НАГОН НА ТЯЛО
Първият начин да поддържате желания ph в тялото е да използвате правилната вода в размер на 30-33 милилитра на 1 kg телесно тегло. С помощта на пречиствател можете да приготвите такава вода при всякакви условия.
Алкализиране на продуктите
Как да направим ядки, семена, зърнени храни и боб по-здравословни.
Трябва да знаете, че повечето бобови растения, както и всички зърнени храни, с изключение на елдата и просото, повишават киселинността на кръвта при нормално готвене. След накисване или покълване обаче всички варива и варива придобиват алкализиращ ефект. Най-добре е да се консумират сурови като добавка към салати. Предварителното накисване повишава смилаемостта на ядките и семената, тъй като помага за отстраняването на веществата от черупките им, които потискат активността на ензимите. Освен това, накисването на зърнени храни, бобови растения, ядки и семена насърчава разграждането на мазнините до мастни киселини, протеините до аминокиселини и въглехидратите до прости захари чрез действието на ензими, което значително облекчава натоварването на храносмилателния тракт.
Няколко прости съвета.
- Накиснете всички сурови ядки и семена за половин час преди хранене.
- Накиснете зърнените храни за 30 минути преди готвене, след това изцедете водата и сварете кашата в прясна вода.
- Накиснете варивата за една нощ. Можете да ги оставите да се варят за минута, след което оставете за един час под затворен капак, отцедете водата и сварете ястието в прясна вода.
Всички семена, зърнени храни и бобови растения могат да се приготвят предварително за готвене. За да направите това, те се накисват за един час, след което се изсушават и се съхраняват на тъмно място.
Измерване на pH на тялото
За разлика от pH на кръвта и лимфата, pH на слюнката и урината се променя в зависимост от киселинното натоварване и следователно може да служи като индикатор за качеството на нашата храна за нас.
С помощта на pH тест ленти можете лесно, бързо и точно да определите нивото на pH, без да напускате дома си. Ако pH на урината ви е в диапазона от 6,0 - 6,4 сутрин и 6,4 - 7,0 вечер, тогава тялото ви функционира нормално. За целта можете да използвате индикаторни лакмусови ленти, които се произвеждат за училищни уроци по химия и за диабетици. Оптимално измерване от 10 до 12 часа.
Също така е рационално да знаете нивото на pH на слюнката, ако нивото на pH в слюнката остава между 6,4 - 6,8 през целия ден - това също показва здравето на тялото ви. Резултатите от теста показват активността на ензимите в храносмилателния тракт, особено черния дроб и стомаха.
Какво да направите, ако pH на слюнката и урината е по-ниско от нормалното?
Увеличете съдържанието на алкални храни в диетата (вижте таблицата),
- правете редовни разходки или използвайте друга лека физическа активност.
- използвайте правилната вода в размер на 30-33 милилитра на 1 кг човешко тегло.
Дишането и метаболизмът, разпадането и ферментацията, фотосинтезата и нервната дейност на живите организми са свързани с редокс реакции. Редокс процесите са в основата на изгарянето на горивото, корозията на металите, електролизата, металургията и др. Реакциите, протичащи с промяна в степента на окисление на атомите, които изграждат реагиращите молекули, се наричат редокс реакции. Процесите на окисление и редукция протичат едновременно: ако един елемент, участващ в реакцията, се окисли, тогава другият трябва да бъде редуциран. Окислителят е вещество, съдържащо елемент, който приема електрони и понижава степента на окисление. Окислителят се редуцира в резултат на реакцията. И така, в реакцията 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Редуциращ агент - вещество, съдържащо елемент, който дарява електрони и повишава степента на окисление. Редуциращият агент се окислява в резултат на реакцията. Редуциращият агент в предложената реакция е I - йонът. Източникът на електрическа енергия в клетката е химическата реакция на изместване на медта от цинк: Zn + Cu 2+ + Cu. Работата на окисление на цинк, която е равна на загубата на изобарно-изотермичния потенциал, може да се представи като произведение на предаденото електричество от стойността на e. г. страница: A = - dG 0 = p EF, където n е зарядът на катиона; Е- с. пр. с. елемент и F-Числото на Фарадей. От друга страна, според уравнението на изотермата на реакцията. Редокс потенциалите са от голямо значение във физиологията на хората и животните. Редките системи включват такива системи в кръвта и тъканите като хем/хематия и цитохроми, които съдържат фери и фери желязо; аскорбинова киселина (витамин С) в окислена и редуцирана форма; системата от глутатион, цистин-цистеин, янтарна и фумарова киселини и др. Най-важният процес на биологично окисление, а именно прехвърлянето на електрони и протони от окисления субстрат към кислород, се осъществява в тъканите с помощта на строго определена серия от междинен носител ензими, също е верига от редокс процеси ... Всяко звено в тази верига съответства на една или друга редокс система, характеризираща се с определен редокс потенциал.
Определяне на посоката на окислително-редукционните реакции чрез стандартни стойности на свободната енергия на образуване на реагенти и по стойностите на редокс потенциалите.
Различни жизненоважни процеси са придружени от възникване на електрохимични процеси в организма, които играят съществена роля в обмяната на веществата. Електрохимичните трансформации в тялото могат да се разделят на две основни групи: процеси, свързани с преноса на електрони и появата на редокс потенциали; процеси, свързани с преноса на йони (без промяна на техните заряди) и с образуването на биоелектрични потенциали. В резултат на тези процеси възникват потенциални разлики между различните слоеве тъкани в различни физиологични състояния. Те са свързани с различна интензивност на окислително-редукционните биохимични процеси. Те включват например потенциалите на фотосинтезата, които възникват между осветени и неосветени зони на листа, като осветената област се оказва положително заредена спрямо неосветената. Редокс процесите от първата група в тялото могат да бъдат разделени на три вида: 1. Директен трансфер на електрони между вещества без участието на кислородни и водородни атоми, например пренос на електрони в цитохромите: цитохром (Fe 3+) + e - > цитохром (Fe 2+ ) и електронен трансфер в ензима цитохром оксидаза: цитохром оксидаза (Cu 2+) + e -> цитохром оксидаза (Cu 1+). 2. Окислителен, свързан с участието на кислородни атоми и оксидазни ензими, например окисление на алдехидната група на субстрата в кисела: RСОН + O ó RСООН. 3.pH-зависим, който възниква в присъствието на ензими дехидрогеназа (E) и коензими (Co), които образуват активиран комплекс ензим-коензим-субстрат (E-Co-5), прикрепва електрони и водородни катиони от субстрата и причинява окислението му. Коензимите са никотинамид-аденин-нуклеотид (NAD+), който свързва два електрона и един протон: S-2H - 2e + NAD * ó S + NADH + H +, флавин-аденин динуклеотид (FAD), който се свързва два електрона и два протона: S - 2H - 2e + FAD óS + FADH 2 и убихинон или коензим Q (CoO), който също свързва два електрона и два протона: S-2H - 2e + CoQ - S + CoQH 2.
Фотосинтеза.
Фотосинтезата е единственият процес в биосферата, водещ до увеличаване на свободната й енергия поради външен източник. Енергията, съхранявана в продуктите на фотосинтезата, е основният източник на енергия за човечеството. Всяка година в резултат на фотосинтезата на Земята се образуват 150 милиарда тона органична материя и се отделят около 200 милиона тона свободен кислород. Цикълът на кислород, въглерод и други елементи, участващи във фотосинтезата, поддържа настоящия състав на атмосферата, необходим за живота на Земята. Фотосинтезата предотвратява увеличаването на концентрацията на CO2, предотвратявайки прегряването на Земята поради така наречения „парников ефект“. Тъй като зелените растения са пряката или непряка хранителна база на всички други хетеротрофни организми, фотосинтезата задоволява хранителните нужди на всички живи същества на нашата планета. Той е най-важната основа за селското и горското стопанство. Един квадратен метър листна повърхност произвежда около един грам захар за един час; това означава, че всички растения, според груба оценка, отстраняват от атмосферата от 100 до 200 милиарда тона C годишно. Зеленото растение е способно не само да използва въглероден диоксид и да създава захар, но и да превръща азотните и серните съединения в вещества, които съставляват тялото му. Чрез кореновата система растението получава разтворени в почвената вода нитратни йони и ги преработва в клетките си в аминокиселини – основните компоненти на всички протеинови съединения. Компонентите на мазнините също възникват от съединения, образувани в метаболитни и енергийни процеси. Мазнините и маслата се образуват от мастни киселини и глицерин, които служат на растението главно като вещества за съхранение. Производството на семена, мазнини и масла играе важна роля в селскостопанската и хранително-вкусовата промишленост. Реакционното уравнение, представящо процеса на фотосинтеза:
CO 2 + H 2 O = C 6 H 12 O 6 + O 2
Изгаряне
Ако сме замразени или искаме да сготвим храна, тогава запалваме огън. Реакцията на горене също е редокс реакция.
C + O 2 = CO 2
Знаете ли, че можете да се стоплите и без огън, с помощта на химически нагревателни подложки. Например това: напълно суха смес от железни (Fe) или алуминиеви (Al) стърготини с медни соли (например CuCl 2) може да се съхранява доста дълго време и когато се добави вода, температурата веднага се повишава до почти 100 ° C поради реакцията:
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu.
В този случай нагревателна подложка, в която медният хлорид CuCl 2 се превръща в железен хлорид FeCl 2, задържа топлината за около десет часа.
Дъх
Дишането е типично за повечето живи организми, то е просто неотделимо от живота. Дишането е сложен непрекъснат процес за поддържане на редокс процесите в човешкото тяло на оптимално ниво. В процеса на дишане е обичайно да се разграничават три връзки: белодробно дишане, транспорт на газ чрез кръв, тъканно дишане.
При атмосферно налягане, равно на 760 mm Hg. Изкуство. дихателният процес е нормален. С намаляване на атмосферното налягане, тоест при изкачване на високи планини, по време на полет в самолет, съдържанието на кислород във въздуха намалява. В резултат на недостиг на кислород в организма (хипоксия) човек развива признаци на височинна болест: дишането и пулсът се зачестяват, появяват се главоболие, трептене в очите и гадене. Ако в същото време човек не получи кислород в необходимото количество, той може да загуби съзнание. Следователно, по време на полета в самолет, кислородът се подава допълнително във въздуха.
Планинските жители са приспособени към живота в такива условия. Съдържанието на еритроцити в кръвта им се увеличава, което допринася за усвояването на кислород от въздуха в големи количества. Хората, живеещи в условия на нормално атмосферно налягане, при необходимост за изкачване на високи планини, не трябва да се изкачват на височина веднага, а постепенно, позволявайки на тялото да се адаптира.
Белодробното дишане е газообмен между тялото и околния атмосферен въздух. Разделя се на два етапа: газообмен между атмосферния и алвеоларен въздух, газообмен между алвеоларен въздух и кръв.
Тъканното дишане също се разделя на два етапа. Първият етап е обменът на газове между кръвта и тъканите, вторият е свързан с консумацията на кислород от клетките и отделянето на въглероден диоксид от тях. Дихателният цикъл се състои от вдишване, издишване и дихателна пауза. Вдишването обикновено е по-кратко от издишването. Оптималното съотношение вдишване/издишване е 1/2.
Като цяло процесът на дишане може да се изрази със следното уравнение:
C 6 H 12 O 6 + O 2 = CO 2 + H 2 O + Q
Гниене
Благодарение на процесите на гниене се осъществява циркулацията на веществата в природата. Гнилостните бактерии, превръщайки органичната материя в неорганична, изглежда започват цикъла на живот. Но в същото време гниенето е процес на разрушаване на органични азотсъдържащи съединения, главно протеинови вещества, под действието на микробни ензими; представлява един от важните етапи в кръговрата на веществата в природата. В резултат на разпадането се образуват най-простите вещества от сложни органични съединения - амоняк, въглероден диоксид, вода, сероводород, фосфорна, азотна, азотна и сярна киселини, които в живата природа служат като изходни материали за нов синтез (неогенеза) на сложни органични съединения. При гниене на месото и рибата се образуват птомаини (кадаверин, неурин, холин и др.), които имат токсични свойства. В човешкото тяло процесът на гниене протича главно в дебелото черво, където има оптимални условия за живота на гнилостните бактерии. Токсичните съединения, образувани по време на гнилостния разпад на белтъка в червата, влизат с кръв в черния дроб, където се неутрализират. Интензивността на процесите на гниене в човешкото черво е ниска, но при редица патологични състояния, придружени от отделяне на кръв, различни ексудати в чревния лумен или с чревна непроходимост, се увеличава, което може да доведе до ендогенна интоксикация . Опасно е развитието на гнилостна инфекция в раните.
Медицина и редокс реакции
Редокс реакциите се проявяват активно както на етапите на разлагане на организмите, така и на етапа на заздравяване на рани, изцеление от заболявания. Можете не само да наблюдавате една от най-простите окислително-редукционни реакции, но и да извършите поне веднъж в живота си!
H 2 O 2 = H 2 O + O 2
Водородният пероксид е популярно вещество, което се използва широко както в медицината, така и за домакински цели. По-специално, водороден пероксид се препоръчва като дезинфектант. Действието на пероксида се дължи на факта, че при контакт с жива тъкан той започва бързо да се разлага. В същото време се отделя молекулен кислород, който допринася за окисляването на органичните компоненти на различни клетки. Когато пероксидът се разлага, кислородът се отделя толкова енергично, че разтворът се пени. Получената пяна при контакт с тъканта помага при механичното почистване на наранявания и рани. Заедно с пяната от раните се отстраняват остатъци, микроорганизми, мъртви тъканни частици, гнойни секрети и т.н. Разтвор на водороден пероксид е способен да стимулира образуването на тромби поради образуване на пяна и има хемостатичен ефект с леко кървене.
За целите на избелването и дезинфекцията се използват окислителните свойства на такива добре познати агенти като водороден прекис, хлор и хлор или белина, вар.
Ако е необходимо да се окисли всяко лесно разрушимо вещество от повърхността на продукта, използвайте водороден прекис. Използва се за избелване на коприна, пера и козина. С негова помощ се реставрират и стари картини. Поради безвредността за организма водородният прекис се използва в хранително-вкусовата промишленост за избелване на шоколад, белези и обвивки при производството на колбаси.
Хлорът като силен окислител се използва за стерилизация на чиста вода и дезинфекция на отпадъчни води. Хлорът унищожава много цветове, което е в основата на използването му при избелване на хартия и тъкани. Хлорната, или избелващата, вар е един от най-разпространените окислители както в ежедневието, така и в промишлен мащаб.
корозия
Корозията на металите е физикохимично или химично взаимодействие между метал (сплав) и среда, което води до влошаване на функционалните свойства на метал (сплав), среда или техническа система, която ги включва.
Корозията се причинява от химическа реакция на метал с вещества от околната среда, която възниква на границата между метала и средата. Най-често това е окисляване на метала, например, с атмосферен кислород или киселини, съдържащи се в разтвори, с които металът влиза в контакт. Особено податливи на това са металите, разположени в реда от напрежения (ред активност) вляво от водорода, включително желязото.
Много метали, включително доста активни (например алуминий), по време на корозия са покрити с плътен оксиден филм, който е добре свързан с металите, което не позволява на окислителите да проникнат в по-дълбоки слоеве и следователно предпазва метала от корозия. Когато този филм се отстрани, металът започва да взаимодейства с влагата и кислорода във въздуха.
Алуминият при нормални условия е устойчив на въздух и вода, дори на кипене, но ако се приложи живак върху алуминиевата повърхност, получената амалгама разрушава оксидния филм:
Al + H 2 O + O 2 = Al (OH) 3
Някои сравнително ниско реактивни метали също са подложени на корозия. При влажен въздух повърхността на медта се покрива със зеленикаво покритие (патина) в резултат на образуването на смес от основни соли.
Корозията на металите може да включва и разтварянето им в течни разтопени метали (натрий, олово, бисмут), които се използват по-специално като охлаждащи течности в ядрени реактори.
Корозията е най-често срещана в електролитни среди. При някои технологични процеси металите влизат в контакт с електролитни стопилки. Най-често обаче корозия се появява в електролитни разтвори. Металът не трябва да бъде напълно потопен в течността. Разтворите на електролита могат да бъдат под формата на тънък филм върху металната повърхност. Те често проникват в околната среда около метала (почва, бетон и др.).
По време на строителството на метромост и станция Leninskie Gory в Москва към бетона е добавено голямо количество натриев хлорид, за да се предотврати замръзване на бетона. Станцията е построена в най-кратки срокове (само 15 месеца) и е открита на 12 януари 1959 г. Въпреки това, наличието на натриев хлорид в бетона причинява разрушаване на стоманената армировка. Установено е, че корозия е 60% от стоманобетонните конструкции, така че станцията е затворена за реконструкция, която продължи почти 10 години. Едва на 14 януари 2002 г. метромостът и станцията, която получи името "Воробьови гори", бяха отворени отново.
Използването на соли (обикновено натриев или калциев хлорид) за премахване на сняг и лед от пътища и тротоари също ускорява разрушаването на металите. Превозните средства и подземните комуникации са силно засегнати. Само в Съединените щати се смята, че използването на сол за борба с снеговалеж и лед води до около 2 милиарда долара годишно загуби поради корозия на двигателя и 0,5 милиарда долара допълнителни ремонти на пътища, подземни магистрали и мостове.
В електролитни среди корозията се причинява не само от действието на кислород, вода или киселини върху металите, но и от електрохимични процеси.
Електрохимичната корозия води до бързо разрушаване на по-активни метали, които в различни механизми и устройства влизат в контакт с по-малко активни метали, разположени в електрохимичния ред от напрежения вдясно. Използването на медни или месингови части в железни или алуминиеви конструкции, които работят в морска вода, значително ще увеличи корозията. Известни са случаи на унищожаване и наводняване на кораби, чиято желязна обшивка е била закрепена с медни нитове.
Отделно, алуминият и титанът са устойчиви на морска вода, но ако влязат в контакт в един и същи продукт, например в кутия за подводна фотография, алуминият се срива много бързо и кутията изтича.
Една от причините за електрохимичната корозия са блуждаещи токове, които се появяват поради изтичане на част от тока от електрически вериги в почвата или водните разтвори, където попадат върху метални конструкции. На местата, където токът излиза от тези структури, разтварянето на метала започва отново в почвата или водата. Такива зони на разрушаване на метали под въздействието на блуждаещи токове се наблюдават особено често в райони на наземния електротранспорт (трамвайни линии, железопътен транспорт с електрическа тяга). Тези токове могат да бъдат високи до няколко ампера, което води до големи повреди от корозия. Например, преминаването на ток от 1 А за една година ще разтвори 9,1 кг желязо, 10,7 кг цинк, 33,4 кг олово.
Корозията може да бъде напълно предотвратена само в инертна среда, например в атмосфера на аргон, но е невъзможно да се създаде такава среда по време на работа на конструкции и механизми в преобладаващото мнозинство от случаите. На практика, за да намалят корозивността на средата, те се опитват да премахнат най-реактивните компоненти от нея, например, намаляват киселинността на водните разтвори и почвите, с които металите могат да влязат в контакт. Един от методите за борба с корозията на желязото и неговите сплави, мед, месинг, цинк, олово е отстраняването на кислород и въглероден диоксид от водни разтвори. В енергетиката и някои отрасли на техниката водата също се освобождава от хлориди, които стимулират локалната корозия. Варуването се извършва за намаляване на киселинността на почвата.
Агресивността на атмосферата е силно зависима от влажността. За всеки метал има определена критична относителна влажност, под която не се подлага на атмосферна корозия.
Един от методите за защита от корозия се основава на разработването на нови материали с по-висока устойчивост на корозия. Често се използва повърхностно легиране на евтини железни сплави с цинк, алуминий, хром.
За забавяне на корозията върху металната повърхност се нанасят лакове и бои, минерални масла и грес. Подземните конструкции са покрити с дебел слой битум или полиетилен.
Един от най-ефективните методи за борба с корозията е електрохимичната защита. За защита на сондажни платформи, заварени метални основи, подземни тръбопроводи, те са свързани като катод към външен източник на захранване. Като анод се използват спомагателни инертни електроди.
Защитата на един метал от друг, по-активен метал, разположен вляво в поредицата от напрежения, е ефективна дори без налагане на потенциална разлика. По-активният метал (например цинк на повърхността на желязото) предпазва по-малко активния метал от разрушаване.
Всеки знае за вредното въздействие на корозията, но не бива да се подценява и нейното значение. Метод за превръщане на желязото в стомана чрез ръждясване е известен от древни времена. Като цяло процесът на ръждясване може да се изрази с уравнението:
Fe + H 2 O + O 2 = Fe (OH) 3
Черкезите в Кавказ заровиха лентово желязо в земята и след като го изкопаха след 10-15 години, изковаха от него своите саби, които дори можеха да отрежат цев на пушка, щит на врага. След разкопки ръждясалото желязо, заедно с органични вещества, се нагрява в ковачници, изковава се и след това се охлажда с вода - втвърдява.
Електролиза
Позлатяването на предмети е известно отдавна, тъй като позлатените предмети са много красиви. Преди, когато електролизата и галваничното покритие не бяха изобретени, металните изделия се позлатяваха така: върху тях се нанасяше пастообразна амалгама от злато (неговата сплав с живак); след това свети до червено; в същото време живакът се изпари, но златото остана. Но живачните пари са много отровни, например по време на позлатяването на куполите на Исакиевската катедрала в Санкт Петербург 60 работници загинаха от отравяне с живак.
Пиротехника
Редокс реакциите се използват и за военни цели. Използват се за производство на оръжия, снаряди, сигнални ракети и запалителни смеси, производство на огнеупорни материали, оборудване и др. Но окислително-редукционните реакции от гледна точка на пиротехниката изпълняват не само разрушителна мисия, но и внасят светлина и красота в живота ни. В този случай имаме предвид фойерверки.
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O
© 2015-2019 сайт
Всички права принадлежат на техните автори. Този сайт не претендира за авторство, но предоставя безплатно използване.
Дата на създаване на страницата: 2016-04-11
63. Редокс реакции. Ролята на окислително-редукционните процеси в организма. Редокс потенциал. Уравнение на Нернст.
Дишането и метаболизмът, разпадането и ферментацията, фотосинтезата и нервната дейност на живите организми са свързани с редокс реакции. Редокс процесите са в основата на изгарянето на горивото, корозията на металите, електролизата, металургията и др. Реакциите, протичащи с промяна в степента на окисление на атомите, които изграждат реагиращите молекули, се наричат редокс реакции. Процесите на окисление и редукция протичат едновременно: ако един елемент, участващ в реакцията, се окисли, тогава другият трябва да бъде редуциран. Окислителят е вещество, съдържащо елемент, който приема електрони и понижава степента на окисление. Окислителят се редуцира в резултат на реакцията. И така, в реакцията 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Редуциращ агент - вещество, съдържащо елемент, който дарява електрони и повишава степента на окисление. Редуциращият агент се окислява в резултат на реакцията. Редуциращият агент в предложената реакция е I - йонът. Източникът на електрическа енергия в клетката е химическата реакция на изместване на медта от цинк: Zn + Cu 2+ + Cu. Работата на окисление на цинк, която е равна на загубата на изобарно-изотермичния потенциал, може да се представи като произведение на предаденото електричество от стойността на e. г. страница: A = - dG 0 = p EF, където n е зарядът на катиона; Е- с. пр. с. елемент и Ф- Числото на Фарадей. От друга страна, според уравнението на изотермата на реакцията. Редокс потенциалите са от голямо значение във физиологията на хората и животните. Редките системи включват такива системи в кръвта и тъканите като хем/хематия и цитохроми, които съдържат фери и фери желязо; аскорбинова киселина (витамин С) в окислена и редуцирана форма; системата от глутатион, цистин-цистеин, янтарна и фумарова киселини и др. Най-важният процес на биологично окисление, а именно прехвърлянето на електрони и протони от окисления субстрат към кислород, се осъществява в тъканите с помощта на строго определена серия от междинен носител ензими, също е верига от редокс процеси ... Всяко звено в тази верига съответства на една или друга редокс система, характеризираща се с определен редокс потенциал.
65. Определяне на посоката на окислително-редукционните реакции по стандартни стойности на свободната енергия на образуване на реагентите и по стойностите на редокс потенциалите.
Различни жизненоважни процеси са придружени от възникване на електрохимични процеси в организма, които играят съществена роля в обмяната на веществата. Електрохимичните трансформации в тялото могат да се разделят на две основни групи: процеси, свързани с преноса на електрони и появата на редокс потенциали; процеси, свързани с преноса на йони (без промяна на техните заряди) и с образуването на биоелектрични потенциали. В резултат на тези процеси възникват потенциални разлики между различните слоеве тъкани в различни физиологични състояния. Те са свързани с различна интензивност на окислително-редукционните биохимични процеси. Те включват например потенциалите на фотосинтезата, които възникват между осветени и неосветени зони на листа, като осветената област се оказва положително заредена спрямо неосветената. Редокс процесите от първата група в тялото могат да бъдат разделени на три вида: 1. Директен трансфер на електрони между вещества без участието на кислородни и водородни атоми, например пренос на електрони в цитохромите: цитохром (Fe 3+) + e - > цитохром (Fe 2+ ) и електронен трансфер в ензима цитохром оксидаза: цитохром оксидаза (Cu 2+) + e -> цитохром оксидаза (Cu 1+). 2. Окислителен, свързан с участието на кислородни атоми и оксидазни ензими, например окисление на алдехидната група на субстрата в кисела: RСОН + O RСООН. 3.pH-зависим, който възниква в присъствието на ензими дехидрогеназа (E) и коензими (Co), които образуват активиран комплекс ензим-коензим-субстрат (E-Co-5), прикрепва електрони и водородни катиони от субстрата и причинява окислението й. коензимите са никотинамид-аденин-нуклеотид (NAD+), който свързва два електрона и един протон: S-2H - 2e + NAD * S + NADH + H +, флавин-аденин динуклеотид (FAD), който се свързва два електрона и два протона: S - 2H - 2e + FAD S + FADH 2 и убихинон или коензим Q (CoO), който също свързва два електрона и два протона: S-2H - 2e + CoQ S + CoQH 2.
Обща химия: учебник / А. В. Жолнин; изд. В. А. Попкова, А. В. Жолнина. - 2012 .-- 400 с .: ил.
Глава 8. РЕДАКЦИОННО-РЕДУКЦИОННИ РЕАКЦИИ И ПРОЦЕСИ
Глава 8. РЕДАКЦИОННО-РЕДУКЦИОННИ РЕАКЦИИ И ПРОЦЕСИ
Животът е непрекъсната верига от редокс процеси.
A.-L. Лавоазие
8.1. БИОЛОГИЧНО ЗНАЧЕНИЕ НА ОКИСЛЕНО-РЕДУКЦИОННИТЕ ПРОЦЕСИ
Процесите на метаболизъм, дишане, разпад, ферментация, фотосинтеза са основно окислително-редукционни процеси. В случай на аеробен метаболизъм, молекулярният кислород е основният окислител, а органичната материя на храната е редуциращият агент. Показател, че жизнената дейност на организма се основава на редокс реакции, са биоелектричните потенциали на органите и тъканите. Биопотенциалите са качествена и количествена характеристика на посоката, дълбочината и интензивността на биохимичните процеси. Следователно регистрирането на биопотенциалите на органи и тъкани се използва широко в клиничната практика при изследване на тяхната активност, по-специално при диагностициране на сърдечно-съдови заболявания, се прави електрокардиограма и се взема електромиограма при измерване на биопотенциалите на мускулите. Регистрирането на мозъчните потенциали - енцефалография - позволява да се прецени за патологични нарушения на нервната система. Източникът на енергия за жизнената активност на клетките е мембранният потенциал, равен на 80 mV, поради възникването на йонна асиметрия, т.е. неравномерно разпределение на катиони и аниони от двете страни на мембраната. Потенциалът на мембраната е йонен.В многоядрените комплекси протичат процеси, свързани с прехвърлянето на електрони и протони между частици, които се съпротивляват
се задвижват от промяна в степента на окисление на реагиращите частици и появата на редокс потенциал. Редокс потенциалът е електронен по природа.Тези процеси са обратими, циклични и лежат в основата на много важни физиологични процеси. Михаелис отбеляза важната роля на окислително-редукционните процеси в живота: „Окисно-редукционните процеси, протичащи в живите организми, принадлежат към категорията на онези, които не само са поразителни и могат да бъдат идентифицирани, но са и най-важните за живота, както биологични, така и от философска гледна точка на изглед."
8.2. СЪЩНОСТ
ОКИСЛЕНО-РЕДУКЦИОННИ ПРОЦЕСИ
През 1913 г. L.V. Писаржевски излезе с електронна теория на редокс процесите, която в момента е общоприета. Този тип реакция се осъществява поради преразпределението на електронната плътност между атомите на реагиращите вещества (преход на електрони), което се проявява в промяна в степента на окисление.
Реакции, в резултат на които се променят степените на окисление на атомите, съставляващи реагиращите вещества, поради прехвърлянето на електрон между тях, се наричат редокс реакции.
Редокс процесът се състои от 2 елементарни акта или полуреакции: окисление и редукция.
Окислениее процес на загуба (откат) на електрони от атом, молекула или йон. По време на окисляването степента на окисление на частиците се увеличава:
Нарича се частица, която дарява електрони редуциращ агент.Окислителният продукт на редуктора се нарича той окислена форма:
Редуциращият агент с неговата окислена форма съставлява една двойка от редокс системата (Sn 2 + / Sn 4 +).
Мярката за регенеративната способност на елемент е йонизационен потенциал.Колкото по-нисък е йонизационният потенциал на даден елемент, толкова по-мощен е редуциращ агент; s-елементите и елементите в най-ниско и междинно окислително състояние са силни редуциращи агенти. Способността на частицата да дарява електрони (донорна способност) определя нейните редукционни свойства.
Възстановяване -това е процес на прикрепване на електрони към частица. При редукция степента на окисление намалява:
Нарича се частица (атоми, молекули или йони), свързваща електрони окислител.Редукционният продукт на окислителя се нарича той възстановена форма:
Окислителят с редуцираната си форма съставлява друга двойка (Fe 3+ / Fe 2+) от редокс системата. Мярка за окислителната способност на частиците е електронен афинитет.Колкото по-голям е афинитетът към електроните, т.е. електрон-акцепторната способност на частицата, толкова по-мощен окислител е тя. Окислението винаги е придружено от редукция и, обратно, редукцията е свързана с окисляване.
Помислете за взаимодействието на FeCl 3 със SnCl 2. Процесът се състои от две полуреакции:
Редокс реакцията може да бъде представена като комбинация от две конюгирани двойки.
В хода на реакциите окислителят се превръща в конюгиран редуктор (редукционен продукт), а редуциращият агент в конюгиран окислител (продукт на окисление). Те се считат за редокс двойки:
Следователно окислително-редукционните реакции представляват единство от два противоположни процеса на окисление и редукция, които в системите не могат да съществуват един без друг. В това виждаме проявлението на универсалния закон за единството и борбата на противоположностите. Реакцията ще се случи, ако електронният афинитет на окислителя е по-голям от йонизационния потенциал на редуциращия агент. За това беше въведена концепцията електроотрицателност -величина, характеризираща способността на атомите да отдават или приемат електрони.
Формулирането на уравненията на редокс реакциите се извършва по метода на електронния баланс и метода на полуреакциите. Трябва да се предпочита методът на полуреакция. Използването му е свързано с използването на йони, които реално съществуват, ролята на околната среда е видима. При съставянето на уравнения е необходимо да се установи кои от веществата, които влизат в реакцията, играят ролята на окислител и кои - редуциращ агент, ефектът на pH на средата върху хода на реакцията и какви са възможните реакционни продукти. Редокс свойствата се проявяват от съединения, които съдържат атоми, които имат голям брой валентни електрони с различни енергии. Такива свойства притежават съединения на d-елементи (IB, VIIB, VIIIB групи) и p-елементи (VIIA, VIA, VA групи). Съединенията, които съдържат елемент в най-висока степен на окисление, проявяват само окислителни свойства(KMnO 4, H 2 SO 4), в най-ниските - само възстановяващи свойства(H 2 S), в междинния - може да се държи по два начина(Na2S03). След съставяне на уравненията на полуреакциите, йонното уравнение се формира от уравнението на реакцията в молекулярна форма:
Проверка на правилността на уравнението: броят на атомите и зарядите от лявата страна на уравнението трябва да е равен на броя на атомите и зарядите от дясната страна на уравнението за всеки елемент.
8.3. ПОНЯТИЕ ЗА ЕЛЕКТРОДЕН ПОТЕНЦИАЛ. МЕХАНИЗЪМ НА АВАРИЙНИЯ ПОТЕНЦИАЛ НА ЕЛЕКТРОДНИЯ ПОТЕНЦИАЛ. ГАЛВАНИЧНА КЛЕТКА. УРАВНЕНИЕ НА НЕРНСТ
Редокс потенциалите са мярка за редокс капацитета на веществата. Нека разгледаме механизма на потенциална поява. Когато реактивен метал (Zn, Al) е потопен в разтвор на неговата сол, например Zn в разтвор на ZnSO 4, настъпва допълнително разтваряне на метала в резултат на процеса на окисление, образуване на двойка, електрически двойник слой върху металната повърхност и появата на потенциал на двойка Zn 2 + / Zn ° ...
Метал, потопен в разтвор на неговата сол, например цинк в разтвор на цинков сулфат, се нарича електрод от първи вид. Това е двуфазен електрод, който се зарежда отрицателно. Потенциалът се образува в резултат на реакцията на окисление (по първия механизъм) (фиг. 8.1). При потапяне в разтвор на неговата сол на нискоактивни метали (Cu) се наблюдава обратният процес. На границата между метала и солевия разтвор металът се отлага в резултат на редукцията на йон с висока акцепторна способност за електрон, което се дължи на високия заряд на ядрото и малкия радиус на йона . Електродът е зареден положително, в пространството около електрода излишните солни аниони образуват втори слой, възниква електродният потенциал на двойката Cu 2 + / Cu °. Потенциалът се формира в резултат на процеса на възстановяване от втория механизъм (фиг. 8.2). Механизмът, стойността и знакът на електродния потенциал се определят от структурата на атомите на участниците в електродния процес.
И така, потенциалът възниква на границата между метала и разтвора в резултат на окислителни и редукционни процеси, които протичат с участието на метала (електрод) и образуването на електрически двоен слой се нарича електроден потенциал.
Ако електроните се отстранят от цинковата плоча към медната, тогава равновесието върху плочите се нарушава. За да направите това, свързваме цинковите и медните плочи, потопени в разтвори на техните соли, с метален проводник, а близките електродни разтвори с електролитен мост (тръба с разтвор на K 2 SO 4), за да затворите веригата. Полуреакцията на окисление протича върху цинковия електрод:
и на мед - полуреакция на редукция:
Електрическият ток се дължи на общата редокс реакция:
Във веригата се появява електрически ток. Причината за възникването и протичането на електрически ток (EMF) в галванична клетка е разликата в електродните потенциали (E) - фиг. 8.3.
Ориз. 8.3.Електрическа схема на галванична клетка
Галванична клеткае система, в която се преобразува химическата енергия на окислително-редукционния процес
в електрически. Химическата верига на галваничната клетка обикновено се записва под формата на кратка диаграма, където отляво е поставен по-отрицателен електрод, посочете двойката, образувана на този електрод, вертикална линия, показва потенциален скок. Две линии маркират границата между решенията. Зарядът на електрода е посочен в скоби: (-) Zn ° | Zn 2 + || Cu 2 + | Cu ° (+) - диаграма на химическата верига на галваничната клетка.
Окислително-редукционните потенциали на двойката зависят от естеството на участниците в електродния процес и съотношението на равновесните концентрации на окислената и редуцираната форма на участниците в електродния процес в разтвора, температурата на разтвора и са описва се с уравнението на Нернст. Количествената характеристика на редокс системата е редокс потенциалът, възникващ на границата между фазите платина - воден разтвор. Големината на потенциала в SI единици се измерва във волтове (V) и се изчислява чрез към уравнението на Нернст-Петерс:
където a (Ox) и a (Red) са активността на окислената и редуцираната форма, съответно; Р- универсална газова константа; T- термодинамична температура, К; Ф- константа на Фарадей (96 500 C / mol); н- броят на електроните, участващи в елементарния редокс процес; а - активност на хидрониеви йони; ме стехиометричният коефициент пред водородния йон в полуреакцията. Стойността φ ° е стандартният редокс потенциал, т.е. потенциал, измерен при условията a (Ox) = a (Red) = a (H +) = 1 и дадена температура.
Стандартният потенциал на системата 2H + / H 2 се приема за 0 V. Стандартните потенциали са референтни стойности, таблични при температура от 298K. Силно киселинната среда не е типична за биологичните системи, следователно, за характеризиране на процесите, протичащи в живите системи, по-често се използва формалния потенциал, определен при условието a (Ox) = a (Red), pH 7,4 и температура от 310K (физиологично ниво). При записване на парния потенциал той се обозначава като дроб, като окислителят се записва в числителя, а редукторът в знаменателя.
За 25 ° C (298 K) след заместване на постоянни стойности (R = = 8,31 J / mol deg; Ф= 96 500 C / mol), уравнението на Нернст приема следната форма:
където φ ° е стандартният редокс потенциал на двойката, V; с о.фю и с в.ф. - произведението на равновесните концентрации съответно на окислената и редуцираната форма; х и у - стехиометрични коефициенти в уравнението на полуреакциите.
Потенциалът на електрода се образува върху повърхността на метална плоча, потопена в разтвор на нейната сол, и зависи само от концентрацията на окислената форма [M n +], тъй като концентрацията на редуцираната форма не се променя. Зависимостта на електродния потенциал от концентрацията на едноименния йон се определя от уравнението:
където [M n +] е равновесната концентрация на металния йон; н- броят на електроните, участващи в полуреакцията и съответства на степента на окисление на металния йон.
Редокс системите са разделени на два вида:
1) в системата се осъществява само пренос на електрони Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 +. то изолирано редокс равновесие;
2) системи, когато преносът на електрони се допълва от преноса на протони, т.е. наблюдаваното комбиниран баланс от различни видове:протолитичен (киселинно-основен) и редокс с възможната конкуренция на две частици, протони и електрони. В биологичните системи важни редокс системи са от този тип.
Пример за система от втори тип е процесът на оползотворяване на водороден пероксид в организма: Н 2 О 2 + 2Н + + 2ē ↔ 2Н 2 О, както и редуцирането в кисела среда на много окислители, съдържащи кислород : CrО 4 2-, Cr 2 О 7 2-, MnO 4 -. Например MnO 4 - + 8H + + 5ē = = Mn 2 + + 4H 2 O. Тази полуреакция включва електрони и протони. Изчисляването на потенциала на една двойка се извършва по формулата:
В по-широк диапазон от конюгирани двойки, окислената и редуцираната форма на двойката са в разтвор в различни степени на окисление (MnO 4 - / Mn 2 +). Като измервателен електрод
в този случай се използва електрод от инертен материал (Pt). Електродът не е участник в електродния процес и играе само ролята на електронен носител. Потенциалът, образуван поради окислително-редукционния процес, протичащ в разтвора, се нарича редокс потенциал.
Измерва се на редокс електроде инертен метал в разтвор, съдържащ окислени и редуцирани форми на двойката. Например при измерване Е оИзпаренията на Fe 3 + / Fe 2 + използват редокс електрод - платинен измервателен електрод. Референтният електрод е водород, потенциалът на двойката е известен.
Реакция в галванична клетка:
Диаграма на химическата верига: (-) Pt | (H 2 °), H + || Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).
Редокс потенциалът е мярка за редокс капацитета на веществата. Стойностите на потенциалите на стандартната двойка са посочени в референтните таблици.
Сред редокс потенциалите се отбелязват следните закономерности.
1.Ако стандартният редокс потенциал на една двойка е отрицателен, например φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) = -0,76 V, то по отношение на водородна двойка, чийто потенциал е по-висок , тази двойка действа като редуктор. Потенциалът се образува по първия механизъм (окислителна реакция).
2. Ако потенциалът на двойката е положителен, например φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) = +0,345 V по отношение на водород или друга конюгирана двойка, чийто потенциал е по-нисък, тази двойка е окислител. Потенциалът на тази двойка се формира от втория механизъм (реакция на редукция).
(3) Колкото по-висока е алгебричната стойност на стандартния потенциал на двойката, толкова по-висока е окислителната способност на окислената форма и толкова по-ниска е редукционната способност на редуцираната форма на тази
двойки. Намаляването на стойността на положителния потенциал и увеличаването на отрицателния съответства на спад на окислителната и увеличаване на редукционната активност. Например:
8.4. ВОДОРОДЕН ЕЛЕКТРОД, ИЗМЕРВАНЕ НА РЕДУКЦИОННИ ПОТЕНЦИАЛИ
Редокс потенциалът на двойка се определя от потенциала на електрическия двоен слой, но за съжаление няма метод за измерването му. Следователно не абсолютна, а относителна стойност се определя чрез избор на друга двойка за сравнение. Измерването на потенциала се извършва с помощта на потенциометрично устройство, което се основава на галванична клетка с верига: електродът на тестовата двойка (измервателен електрод) е свързан към електрода на водородна двойка (H + / H °) или някакъв друг, чийто потенциал е известен (референтен електрод) ... Галваничната клетка е свързана с усилвател и електромер (фиг. 8.4).
Водородните пари се образуват при водородния електрод в резултат на окислително-редукционния процес: 1 / 2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e -. Водородният електрод е полуклетка, състояща се от
от платинена плоча, покрита с тънък, рехав слой платина, потопен в 1 N разтвор на сярна киселина. Водородът преминава през разтвора; в порестия платинен слой част от него преминава в атомно състояние. Всичко това е затворено в стъклен съд (ампула). Водородният електрод е трифазен електрод от първи вид (газ-метал). Анализирайки уравнението на електродния потенциал за водородния електрод, можем да заключим, че потенциалът на водородния електрод нараства линейно
Ориз. 8.4.Водороден електрод
с намаляване на pH (увеличаване на киселинността) на средата и намаляване на парциалното налягане на водородния газ над разтвора.
8.5. ПРОГНОЗИРАНЕ НА ПОСОКИ
ЗА ПРОМЯНАТА НА СВОБОДНАТА ЕНЕРГИЯ НА ВЕЩЕСТВАТА И ЗА СТОЙНОСТТА НА СТАНДАРТНИ РЕДУКТИРАЩ ПОТЕНЦИАЛ
Посоката на редокс реакцията може да се прецени по промяната в изобарно-изотермичния потенциал на системата (енергия на Гибс), свободната енергия (ΔG) на процеса. Реакцията по принцип е възможна при ΔG o < 0. В окислительно-восстановительной реакции изменение свободной энергии равно электрической работе, совершаемой системой, в результате которой ē переходит от восстановителя к окислителю. Это находит отражение в формуле:
където Ф- константа на Фарадей, равна на 96,5 kK / mol; н- броят на електроните, участващи в окислително-редукционния процес, на 1 мол вещество; Е о- стойността на разликата между стандартните редокс потенциали на две конюгирани двойки от системата, която се нарича електродвижеща сила на реакциите (EMF). Това уравнение отразява физическото значение на връзката Е ои свободната енергия на Гибс на реакцията.
За спонтанната поява на редокс реакцията е необходимо потенциалната разлика на конюгираните двойки да е положителна, което следва от уравнението, т.е. пара, чийто потенциал е по-висок, може да действа като окислител. Реакцията продължава, докато потенциалите на двете двойки станат равни. Следователно, за да се отговори на въпроса дали даден редуциращ агент ще бъде окислен от този окислител, или, обратно, трябва да се знае ΔE o : ΔE o = φ ° оксид. - φ ° почивка. Реакцията протича в посока, която води до образуването на по-слаб окислител и по-слаб редуктор. По този начин, сравнявайки потенциалите на две конюгирани двойки, е възможно да се реши фундаментално въпроса за посоката на процеса.
Задача.Възможно ли е да се възстанови йонът Fe 3+ с йони T1 + съгласно предложената схема:
ΔЕ ° на реакцията има отрицателна стойност:
Реакцията е невъзможна, тъй като окислената форма на Fe 3+ от двойката Fe 3+ / Fe 2 + не може да окисли T1 + на двойката T1 3 + / T1 +.
Ако ЕМП на реакцията е отрицателна, тогава реакцията протича в обратна посока. Колкото повече ΔЕ °, толкова по-интензивна е реакцията.
Задача.Какво е химичното поведение на FeCl 3 в разтвор, съдържащ:
а) NaI; б) NaBr?
Съставяме полуреакциите и намираме потенциалите за двойките:
а) Ереакция 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + ще бъде равна на 0,771-0,536 = = 0,235 V, Еима положителна стойност. Следователно, реакцията върви към образуването на свободен йод и Fe 2+.
б) E° на реакцията 2Br - + 2Fe 3 + = Br 2 + 2Fe 2 + ще бъде равно на 0,771-1,065 = = -0,29 V. Отрицателна стойност Е опоказва, че железният хлорид няма да се окислява от калиев бромид.
8.6. БАЛАНС КОНСТАНТА
ОКИСЛЕНО-РЕДУКЦИОННА РЕАКЦИЯ
В някои случаи е необходимо да се знае не само посоката и интензивността на окислително-редукционните реакции, но и пълнотата на протичането на реакциите (с какъв процент от изходните материали се превръщат в реакционни продукти). Например, количественият анализ може да разчита само на онези реакции, които са почти 100% завършени. Следователно, преди да използвате тази или онази реакция за решаване на някакъв проблем, определете константата, равна на
Новост (K R) на дадения остров на системата. За да определите Kp на редокс процесите, използвайте таблицата на стандартните редокс потенциали и уравнението на Нернст:
дотолкова доколкотокогато се достигне равновесие, потенциалите на спрегнатите двойки на окислителя и редуктора на окислително-редукционния процес стават еднакви: φ ° оксид. - φ ° почивка. = 0, тогава Е о= 0. От уравнението на Нернст в условия на равновесие Е ореакцията е равна на:
където н- броят на електроните, участващи в редокс реакцията; P.S. прод. област и П.С. ref. c-c - съответно произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти и изходните вещества в степента на техните стехиометрични коефициенти в уравнението на реакцията.
Равновесната константа показва, че състоянието на равновесие на тази реакция настъпва, когато продуктът на равновесните концентрации на реакционните продукти стане 10 пъти по-голям от продукта на равновесните концентрации на изходните вещества. В допълнение, голяма стойност на Kp показва, че реакцията протича отляво надясно. Познавайки Kp, е възможно, без да се прибягва до експериментални данни, да се изчисли пълнотата на реакцията.
8.7. ОКИСЛЕНО-РЕДУКЦИОННИ РЕАКЦИИ В БИОЛОГИЧНИТЕ СИСТЕМИ
В процеса на жизнена дейност в клетките и тъканите могат да възникнат разлики в електрическите потенциали. Електрохимичните трансформации в тялото могат да бъдат разделени на 2 основни групи.
1. Редокс процеси, дължащи се на прехвърляне на електрони от една молекула към друга. Тези процеси са електронни по природа.
2. Процеси, свързани с преноса на йони (без промяна на зарядите им) и с образуването на биопотенциали. Регистрираните в тялото биопотенциали са предимно мембранни потенциали. Те са йонни по природа. В резултат на тези процеси възникват потенциали между различни слоеве тъкани, които са в различни физиологични състояния. Те са свързани с различна интензивност на физиологичните редокс процеси. Например потенциалите, образувани в тъканите на листната повърхност от осветената и неосветената страна в резултат на различна интензивност на процеса на фотосинтеза. Осветената зона се оказва положително заредена спрямо неосветената зона.
При окислително-редукционните процеси с електронен характер могат да се разграничат три групи.
Първата група включва процесите, свързани с прехвърлянето на електрони между вещества без участието на кислород и водород. Тези процеси се осъществяват с участието на електронопреносни комплекси - хетеровалентни и хетероядрени комплекси. Пренасянето на електрони става в сложни съединения на един и същ метал или атоми на различни метали, но в различни степени на окисление. Активният принцип на преноса на електрони са преходните метали, които проявяват няколко стабилни състояния на окисление, а преносът на електрони и протони не изисква големи енергийни разходи, прехвърлянето може да се извърши на дълги разстояния. Обратимостта на процесите ви позволява многократно да участвате в циклични процеси. Тези осцилаторни процеси се намират в ензимната катализа (цитохроми), протеиновия синтез, метаболитните процеси. Тази група трансформации участва в поддържането на антиоксидантната хомеостаза и в защитата на организма от оксидативен стрес. Те са активни регулатори на свободнорадикалните процеси, система за оползотворяване на реактивни кислородни видове, водороден пероксид и участват в окисляването на субстратите.
вид каталаза, пероксидаза, дехидрогеназа. Тези системи осъществяват антиоксидантно, антипероксидно действие.
Втората група включва редокс процеси, свързани с участието на кислород и водород. Например, окисляване на алдехидната група на субстрата до киселинната:
Третата група включва процеси, свързани с прехвърлянето на протони и електрони от субстрата, които са pH-зависими, протичат в присъствието на ензими дехидрогеназа (E) и коензими (Co) с образуването на активиран комплекс ензим-коензим-субстрат (E-Co-S), прикрепя електрони и водородни катиони от субстрата и причиняват неговото окисление. Такъв коензим е никотинамид аденин динуклеотид (NAD +), който свързва два електрона и един протон:
В биохимичните процеси съществуват комбинирани химични равновесия: редокс, протолитични и комплексообразуващи процеси. Процесите обикновено са ензимни. Видове ензимно окисление: дехидрогеназа, оксидаза (цитохроми, окисляване-редукция на свободните радикали). Редокс процесите, протичащи в тялото, могат условно да бъдат разделени на следните видове: 1) реакции на вътрешномолекулна дисмутация (диспропорциониране) поради въглеродни атоми на субстрата; 2) междумолекулни реакции. Наличието на широк спектър от степени на окисление при въглеродни атоми от -4 до +4 показва неговата двойственост. Следователно в органичната химия реакциите на редокс дисмутация са широко разпространени поради въглеродни атоми, които се срещат вътре- и междумолекулно.
8.8. МЕМБРАНЕН ПОТЕНЦИАЛ
Още от времето на Р. Вирхов се знае, че жива клетка- Това е елементарна клетка от биологична организация, която осигурява всички функции на тялото. Протичането на много физиологични процеси в организма е свързано с преноса на йони в клетките и тъканите и е придружено от появата на потенциална разлика. Важна роля в мембранния транспорт принадлежи на пасивния транспорт на вещества: осмоза,
филтрация и биоелектрогенеза. Тези явления се определят от бариерните свойства на клетъчните мембрани. Разликата в потенциала между разтвори с различни концентрации, разделени от мембрана със селективна пропускливост, се нарича мембранен потенциал. Потенциалът на мембраната е йонен, а не електронен. Причинява се от появата на йонна асиметрия, т.е. неравномерно разпределение на йони от двете страни на мембраната.
Катионният състав на междуклетъчната среда е близък до йонния състав на морската вода: натрий, калий, калций, магнезий. В процеса на еволюция природата е създала специален начин за транспортиране на йони, който се нарича пасивен транспорт,придружено от появата на потенциална разлика. В много случаи основата на преноса на вещества е дифузията; следователно потенциалът, който се образува върху клетъчната мембрана, понякога се нарича дифузионен потенциал.Той съществува, докато концентрацията на йони се изравни. Стойността на потенциала е малка (0,1 V). Улеснената дифузия се осъществява чрез йонни канали. Йонната асиметрия се използва за генериране на възбуждане в нервните и мускулните клетки. Въпреки това, наличието на йонна асиметрия от двете страни на мембраната също е важно за тези клетки, които не са в състояние да генерират възбуждащ потенциал.
8.9. ВЪПРОСИ И ЗАДАЧИ ЗА САМОТЕСТ
ПОДГОТОВКА ЗА УПРАЖНЕНИЕ
И ИЗПИТИ
1. Дайте понятието електрод и редокс потенциали.
2. Отбележете основните закономерности, наблюдавани в поредицата от редокс потенциали.
3. Каква е мярката за възстановителния капацитет на веществата? Дайте примери за най-често срещаните редуциращи агенти.
4. Каква е мярката за окислителната способност на дадено вещество? Дайте примери за най-често срещаните окислители.
5. Как можете експериментално да определите стойността на редокс потенциала?
6.Как ще се промени потенциалът на системата Co 3+ / Co 2+, когато в нея се въвеждат цианидни йони? Обяснете отговора.
7. Дайте пример за реакции, при които водородният прекис играе ролята на окислител (редуциращ агент) в киселинни и алкални среди.
8. Какво е значението на феномена на разкриване на лигандната среда на централния атом върху редокс потенциала за функционирането на живите системи?
9. Цикълът на Кребс при биологично окисление на глюкозата е непосредствено предшестван от реакцията:
където NADH и NAD + са редуцираната и окислена форма на никотинамид динуклеотид. В каква посока протича тази редокс реакция при стандартни условия?
10. Как се наричат веществата, които взаимодействат обратимо с окислителите и защитават субстратите?
11. Дайте примери за действието на бактерицидни вещества на базата на окислителни свойства.
12. Реакции в основата на методите на перманганатометрията и йодометрията. Работни разтвори и методи за тяхното приготвяне.
13. Каква е биологичната роля на реакциите, при които се променя степента на окисление на мангана и молибдена?
14. Какъв е механизмът на токсичното действие на азотни (III), азотни (IV), азотни (V) съединения?
15.Как протича детоксикацията на супероксидните йони в тялото? Дайте уравнението на реакцията. Каква е ролята на металните йони в този процес?
16. Каква е биологичната роля на полуреакциите: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ Cu +; Co 3+ + ē ↔ Co 2+? Дай примери.
17. Как е свързана стандартната ЕМП с промяната в енергията на Гибс на окислително-редукционния процес?
18. Сравнете окислителната способност на озона, кислорода и водородния пероксид по отношение на воден разтвор на калиев йодид. Потвърдете отговора с таблични данни.
19. Кои са химичните процеси в основата на детоксикацията на супероксидния анион радикал и водородния пероксид в организма? Дайте уравненията на полуреакциите.
20. Дайте примери за редокс процеси в живите системи, придружени от промяна в степените на окисление на d-елементите.
21. Дайте примери за използване на редокс реакции за детоксикация.
22. Дайте примери за токсичните ефекти на оксидантите.
23 Разтворът съдържа частици Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I -. Определете кой от тях спонтанно взаимодейства при стандартни условия?
24. Коя от тези частици е по-силен окислител в кисела среда KMnO 4 или K 2 Cr 2 O 7?
25. Как да определим константата на дисоциация на слаб електролит по потенциометричен метод? Начертайте диаграма на химическата верига на галваничния елемент.
26. Едновременното въвеждане на разтвори на RMnO 4 и NaNO 2 в организма ли е?
8.10. ПРОБЛЕМИ ЗА ТЕСТ
1. Кои халогенни молекули (прости вещества) проявяват редокс двойственост?
а) никакви, всички те са само окислители;
б) всичко освен флуор;
в) всичко освен йод;
г) всички халогени.
2. Кой халиден йон има най-голяма редукционна активност?
а) F -;
б) С1-;
в) аз -;
г) Br -.
3. Какви халогени претърпяват реакции на диспропорциониране?
а) всичко освен флуор;
б) всичко освен флуор, хлор, бром;
в) всичко освен хлора;
г) нито един от халогените не участва.
4. Две епруветки съдържат разтвори на KBr и KI. Към двете епруветки се добавя разтвор на FeCl3. В този случай халогенният йон се окислява до свободен халоген, ако E o (Fe 3+ / Fe2+) = 0,77 V; E° (Br 2 / 2Br -) = 1,06 V; E o (I2 / 2I -) = 0,54 V?
а) KBr и KI;
б) KI;
в) KBr;
г) в никакъв случай.
5. Най-мощният редуциращ агент:
6. При коя от реакциите с участието на водороден прекис един от реакционните продукти ще бъде газообразният кислород?
7. Кой от предложените елементи има най-голяма относителна стойност на електроотрицателност?
а) О;
б) C1;
в) N;
г) С.
8. Въглеродът в органичните съединения проявява следните свойства:
а) окислител;
б) редуциращ агент;
