Biologinė oksidacija
Organizmo šarminimas itin svarbus tokiomis sąlygomis, kai skurdi aplinka, nesubalansuota mityba, vartojame vaistus. Kūno šarminimas idealaus egzistavimo sąlygomis yra būdingas žmogaus mechanizmams iš pačios gamtos. Tačiau šiuo metu mes esame taip toli nuo gamtos, kad organizmas negali susidoroti su rūgščių neutralizavimu ir yra pagrindas įvairių ligų vystymuisi.
Sumažėjęs pH organizme
Jei kraujo pH pakinta tik 0,01 link rūgštinės aplinkos, tai kraujo prisotinimas deguonimi sumažėja 40 procentų. Dėl to imuninės ląstelės nevisiškai atlieka apsaugines funkcijas, mažėja fermentų aktyvumas, sulėtėja medžiagų apykaitos procesai.
Sveiko žmogaus kraujo rūgščių-šarmų balanso (pH) reikšmė svyruoja labai siaurose ribose: nuo 7,35 iki 7,45. Ir net nedidelis kraujo pH pokytis už šių ribų gali sukelti ligas.
Jei organizmo ląsteles plaunantis kraujas rūgštėja, ląstelės yra priverstos aukoti savo mineralines atsargas, kad jį neutralizuotų, o tai padidina rūgštingumą pačioje ląstelėje. Rūgščioje aplinkoje daugumos fermentų aktyvumas mažėja. Dėl to sutrinka tarpląstelinė sąveika. Vėžio ląstelės klesti rūgštinėje aplinkoje.
Rūgšti šlapimo aplinka yra ideali sąlyga inkstų akmenims formuotis, sukeliantiems lėtinius inkstų funkcijos sutrikimus, uždegimines ligas ir inkstų nepakankamumą.
Rūgšti seilių aplinka jau ankstyvame amžiuje „padeda“ sunaikinti dantis, suteikia impulsą stomatito vystymuisi.
Taigi, sumažėjus pH organizme, sumažėja imunitetas ir atsiranda daugiau nei 200 ligų. Jei vienas žmogus vienu metu serga keliomis ligomis, akivaizdžiai sumažėja kraujo pH. Natūralu, kad atstačius pH iki normalaus, sveikata atsistato.
Dar 1932 metais Otto Warburgas gavo Nobelio chemijos premiją už piktybinių navikų gyvenimo sąlygų nustatymą. Auglio ląstelės (taip pat bakterijos ir patogeniniai mikroorganizmai) puikiai vystosi rūgštėjant kraujui, t.y. kai pH nukrenta žemiau 7,2 – 7,3 vienetų. Kai pH normalizavosi, augliai iš pradžių nustojo augti, o paskui rezorbuojasi! Jei kraujo pH normalus, svetimos bakterijos ir mikroorganizmai neturi sąlygų daugintis.
Maistas, kurį valgome, skirstomas į dvi grupes: oksiduojantis ir šarminantis organizmą. Kūno šarminimą pirmiausia skatina daržovės, vaisiai ir pienas. O galingiausias oksidatorius yra mėsos ir žuvies produktai.
Atidžiai išstudijavę skirtingus maisto produktus, galite drąsiai atsakyti į klausimą, koks maistas jumyse vyrauja: oksiduojantis ar šarminantis organizmą?
ODOS GAMINIAI
| Produktai | Šarminimo faktorius |
|---|---|
| salierų | 4 |
| švieži agurkai | 4 |
| salotos | 4 |
| švieži pomidorai | 4 |
| švieži burokėliai | 4 |
| šviežios morkos | 4 |
| džiovintų abrikosų | 4 |
| švieži abrikosai | 3 |
| arbūzai | 3 |
| melionai | 3 |
| slyvos | 3 |
| vaisiai (beveik visi) | 3 |
| Baltasis kopūstas | 3 |
| žiedinių kopūstų | 3 |
| kiaulpienių žalumynų | 3 |
| ridikėliai | 3 |
| paprikos | 3 |
| bulvė | 3 |
| šviežios pupelės | 3 |
| avižų kruopos | 3 |
| pieno serumas | 3 |
| uogų (visų rūšių) | 2-3 |
| migdolų | 2 |
| svogūnas | 2 |
| žaliasis žirnis | 2 |
| razinų | 2 |
| datos | 2 |
OKSIDUOJAMI PRODUKTAI
TRUMPAS PRODUKTŲ SĄRAŠAS
Remdamiesi kompiuterine analize, amerikiečių mokslininkai sudarė pagrindinių maisto produktų rūgšties kiekio lentelę:
Pagrindinių maisto produktų rūgšties kiekis (miliekvivalentais 240 kilokalorijų)
KŪNO LAIKYMAS
Pirmasis būdas palaikyti norimą ph organizme yra naudoti tinkamą vandenį, kurio norma yra 30-33 mililitrų 1 kg kūno svorio. Valytuvo pagalba tokį vandenį galite paruošti bet kokiomis sąlygomis.
Produktų šarminimas
Kaip padaryti, kad riešutai, sėklos, grūdai ir pupelės būtų sveikesni.
Reikia žinoti, kad dauguma ankštinių augalų, taip pat visi grūdai, išskyrus grikius ir soras, normalaus virimo metu padidina kraujo rūgštingumą. Tačiau po mirkymo ar daiginimo visos ankštinės ir ankštinės daržovės įgauna šarminį poveikį. Juos geriausia vartoti žalius kaip priedą prie salotų. Išankstinis mirkymas padidina riešutų ir sėklų virškinamumą, nes padeda iš jų lukštų pašalinti medžiagas, kurios slopina fermentų veiklą. Be to, mirkant grūdus, ankštinius augalus, riešutus ir sėklas, veikiant fermentams skatinamas riebalų skaidymas į riebalų rūgštis, baltymai – į aminorūgštis, o angliavandeniai – į paprastą cukrų, o tai labai palengvina virškinamojo trakto apkrovą.
Keletas paprastų patarimų.
- Visus žalius riešutus ir sėklas pamirkykite pusvalandį prieš valgį.
- Prieš gamindami dribsnius pamirkykite 30 minučių, tada nupilkite vandenį ir išvirkite košę gėlame vandenyje.
- Mirkykite ankštines daržoves per naktį. Galite leisti jiems virti minutę, tada palikti valandai po uždarytu dangčiu, nupilti vandenį ir virti patiekalą gėlame vandenyje.
Visas sėklas, grūdus ir ankštinius augalus galima paruošti iš anksto virti. Norėdami tai padaryti, jie mirkomi valandą, tada išdžiovinami ir laikomi tamsioje vietoje.
Kūno pH matavimas
Skirtingai nuo kraujo ir limfos pH, seilių ir šlapimo pH kinta priklausomai nuo rūgščių apkrovos ir todėl gali būti mūsų maisto kokybės rodiklis.
PH testo juostelių pagalba galite lengvai, greitai ir tiksliai nustatyti pH lygį neišeidami iš namų. Jei jūsų šlapimo pH yra 6,0–6,4 ryte ir 6,4–7,0 vakare, tada jūsų organizmas veikia normaliai. Tam galima naudoti indikacines lakmuso juosteles, kurios gaminamos mokyklinėms chemijos pamokoms ir diabetikams. Optimalus matavimas nuo 10 iki 12 val.
Taip pat racionalu žinoti seilių pH lygį, jei pH lygis seilėse visą dieną išlieka tarp 6,4 - 6,8 – tai taip pat rodo jūsų organizmo sveikatą. Tyrimo rezultatai rodo virškinamojo trakto, ypač kepenų ir skrandžio, fermentų aktyvumą.
Ką daryti, jei seilių ir šlapimo pH yra žemesnis nei normalus?
Padidinkite šarminių maisto produktų kiekį dietoje (žr. lentelę),
- reguliariai vaikščiokite ar užsiimkite kita švelnia fizine veikla.
- naudokite tinkamą vandenį 30–33 mililitrų 1 kg žmogaus svorio.
Su redokso reakcijomis siejamas gyvų organizmų kvėpavimas ir medžiagų apykaita, skilimas ir fermentacija, fotosintezė ir nervinė veikla. Redokso procesai yra kuro degimo, metalo korozijos, elektrolizės, metalurgijos ir kt. Reakcijos, vykstančios pasikeitus atomų, sudarančių reaguojančias molekules, oksidacijos būsenai, vadinamos redokso reakcijomis. Oksidacijos ir redukcijos procesai vyksta vienu metu: jei vienas reakcijoje dalyvaujantis elementas oksiduojasi, tai kitas turi būti redukuojamas. Oksidatorius yra medžiaga, turinti elementą, kuris priima elektronus ir mažina oksidacijos būseną. Dėl reakcijos oksidatorius sumažinamas. Taigi, reakcijoje 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Reduktorius – medžiaga, turinti elementą, kuris atiduoda elektronus ir padidina oksidacijos būseną. Reakcijos metu reduktorius oksiduojasi. Siūlomoje reakcijoje reduktorius yra I - jonas. Elektros energijos šaltinis ląstelėje yra cheminė vario išstūmimo cinku reakcija: Zn + Cu 2+ + Cu. Cinko oksidacijos darbas, lygus izobarinio-izoterminio potencialo praradimui, gali būti pavaizduotas kaip perduotos elektros sandauga e reikšme. d. puslapis: A = - dG 0 = p EF, kur n yra katijono krūvis; E- s. ir tt su. elementas ir F- Faradėjaus numeris. Kita vertus, pagal reakcijos izotermos lygtį. Redokso potencialai turi didelę reikšmę žmonių ir gyvūnų fiziologijoje. Retos sistemos apima tokias kraujo ir audinių sistemas, kaip hemo / hematija ir citochromai, kuriuose yra geležies ir geležies; askorbo rūgštis (vitaminas C) oksiduota ir redukuota forma; glutationo, cistino-cisteino, gintaro ir fumaro rūgščių sistema ir kt. Svarbiausias biologinės oksidacijos procesas, būtent elektronų ir protonų perkėlimas iš oksiduoto substrato į deguonį, atliekamas audiniuose naudojant griežtai apibrėžtą tarpinio nešiklio seriją. fermentai, taip pat yra redokso procesų grandinė ... Kiekviena šios grandinės grandis atitinka vieną ar kitą redokso sistemą, kuriai būdingas tam tikras redokso potencialas.
Redokso reakcijų krypties nustatymas pagal standartines reagentų susidarymo laisvosios energijos vertes ir redokso potencialų vertes.
Įvairius gyvybinius procesus lydi elektrocheminių procesų atsiradimas organizme, kurie atlieka esminį vaidmenį metabolizme. Elektrochemines transformacijas organizme galima suskirstyti į dvi pagrindines grupes: procesus, susijusius su elektronų pernešimu ir redokso potencialų atsiradimu; procesai, susiję su jonų pernešimu (nekeičiant jų krūvių) ir su bioelektrinių potencialų susidarymu. Dėl šių procesų atsiranda potencialių skirtumų tarp skirtingų audinių sluoksnių skirtingose fiziologinėse būsenose. Jie yra susiję su skirtingo intensyvumo redokso biocheminiais procesais. Tai apima, pavyzdžiui, fotosintezės potencialus, atsirandančius tarp apšviestų ir neapšviestų lapo sričių, o apšviesta sritis yra teigiamai įkrauta neapšviesto atžvilgiu. Pirmosios grupės redokso procesus organizme galima suskirstyti į tris tipus: 1. Tiesioginis elektronų pernešimas tarp medžiagų, nedalyvaujant deguonies ir vandenilio atomams, pvz., elektronų pernešimas citochromuose: citochromas (Fe 3+) + e - > citochromas (Fe 2+ ) ir elektronų pernešimas fermente citochromo oksidazė: citochromo oksidazė (Cu 2+) + e -> citochromo oksidazė (Cu 1+). 2. Oksidacinis, susijęs su deguonies atomų ir oksidazės fermentų dalyvavimu, pavyzdžiui, substrato aldehidinės grupės oksidacija į rūgštinę: RСОН + O ó RСООН. 3. Nuo pH priklausomas, atsirandantis esant dehidrogenazės fermentams (E) ir kofermentams (Co), kurie sudaro aktyvuotą fermento-kofermento-substrato kompleksą (E-Co-5), prijungia elektronus ir vandenilio katijonus iš substrato ir sukelia jo oksidaciją.kofermentai yra nikotinamido-adenino nukleotidas (NAD +), kuris prijungia du elektronus ir vieną protoną: S-2H - 2e + NAD * ó S + NADH + H +, flavin-adenino dinukleotidas (FAD), kuris prisijungia du elektronai ir du protonai: S - 2H - 2e + FAD óS + FADH 2 ir ubichinonas arba kofermentas Q (CoO), kuris taip pat prijungia du elektronus ir du protonus: S-2H - 2e + CoQ ó S + CoQH 2.
Fotosintezė.
Fotosintezė yra vienintelis procesas biosferoje, dėl kurio dėl išorinio šaltinio padidėja jos laisvoji energija. Fotosintezės produktuose sukaupta energija yra pagrindinis žmonijos energijos šaltinis. Kasmet dėl fotosintezės Žemėje susidaro 150 milijardų tonų organinių medžiagų ir išsiskiria apie 200 milijonų tonų laisvo deguonies. Deguonies, anglies ir kitų fotosintezėje dalyvaujančių elementų ciklas palaiko dabartinę atmosferos sudėtį, reikalingą gyvybei Žemėje. Fotosintezė neleidžia didėti CO2 koncentracijai, užkertant kelią Žemės perkaitimui dėl vadinamojo „šiltnamio efekto“. Kadangi žalieji augalai yra tiesioginė arba netiesioginė visų kitų heterotrofinių organizmų maisto bazė, fotosintezė patenkina visų mūsų planetos gyvų būtybių maisto poreikius. Jis yra svarbiausias žemės ir miškų ūkio pagrindas. Kvadratinis metras lapų paviršiaus per vieną valandą pagamina apie vieną gramą cukraus; tai reiškia, kad visi augalai, apytiksliais skaičiavimais, per metus iš atmosferos pašalina nuo 100 iki 200 milijardų tonų C. Žalias augalas gali ne tik panaudoti anglies dioksidą ir gaminti cukrų, bet ir azoto junginius bei sieros junginius paversti medžiagomis, kurios sudaro jo kūną. Per šaknų sistemą augalas gauna dirvožemio vandenyje ištirpusius nitratų jonus ir savo ląstelėse juos perdirba į aminorūgštis – pagrindinius visų baltymų junginių komponentus. Riebalų komponentai taip pat atsiranda iš junginių, susidarančių medžiagų apykaitos ir energijos procesuose. Riebalai ir aliejai susidaro iš riebalų rūgščių ir glicerino, kurie augalui daugiausia tarnauja kaip saugojimo medžiagos. Sėklų, riebalų ir aliejaus gamyba atlieka svarbų vaidmenį žemės ūkio ir maisto pramonėje. Reakcijos lygtis, vaizduojanti fotosintezės procesą:
CO 2 + H 2 O = C 6 H 12 O 6 + O 2
Degimas
Jei esame sušalę ar norime gaminti maistą, tada įkuriame ugnį. Degimo reakcija taip pat yra redokso reakcija.
C + O 2 = CO 2
Ar žinote, kad sušilti galite net ir be ugnies, pasitelkę cheminius kaitinimo pagalvėles. Pavyzdžiui, tai: visiškai sausą geležies (Fe) arba aliuminio (Al) drožlių mišinį su vario druskomis (pvz., CuCl 2) galima laikyti gana ilgai, o įpylus vandens temperatūra iškart pakyla iki beveik 100 ° C dėl reakcijos:
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu.
Šiuo atveju kaitinimo padėklas, kuriame vario chloridas CuCl 2 paverčiamas geležies chloridu FeCl 2, išlaiko šilumą apie dešimt valandų.
Kvėpuoti
Kvėpavimas būdingas daugumai gyvų organizmų, jis tiesiog neatsiejamas nuo gyvybės. Kvėpavimas yra sudėtingas nenutrūkstamas procesas, kurio metu žmogaus organizme vykstantys redokso procesai palaikomi optimaliame lygyje. Kvėpavimo procese įprasta išskirti tris grandis: plaučių kvėpavimą, dujų transportavimą krauju, audinių kvėpavimą.
Esant atmosferos slėgiui, lygiam 760 mm Hg. Art. kvėpavimo procesas yra normalus. Sumažėjus atmosferos slėgiui, tai yra kopiant į aukštus kalnus, skrydžio lėktuvu metu deguonies kiekis ore mažėja. Dėl deguonies trūkumo organizme (hipoksijos) žmogui pasireiškia aukščio ligos požymiai: padažnėja kvėpavimas, pulsas, atsiranda galvos skausmas, mirgėjimas akyse, pykinimas. Jei tuo pat metu žmogus negauna reikiamo deguonies kiekio, jis gali netekti sąmonės. Todėl skrydžio lėktuvu metu į orą papildomai tiekiamas deguonis.
Kalnų gyventojai yra prisitaikę gyventi tokiomis sąlygomis. Jų kraujyje padidėja eritrocitų kiekis, o tai prisideda prie didelio oro deguonies įsisavinimo. Asmenys, gyvenantys normalaus atmosferos slėgio sąlygomis, jei reikia kopti į aukštus kalnus, į aukštį turėtų kilti ne iš karto, o palaipsniui, leisdami organizmui prisitaikyti.
Plaučių kvėpavimas yra dujų mainai tarp kūno ir aplinkinio atmosferos oro. Jis skirstomas į du etapus: dujų mainai tarp atmosferos ir alveolių oro, dujų mainai tarp alveolių oro ir kraujo.
Audinių kvėpavimas taip pat skirstomas į du etapus. Pirmasis etapas yra dujų mainai tarp kraujo ir audinių, antrasis yra susijęs su deguonies suvartojimu ląstelėse ir anglies dioksido išsiskyrimu iš jų. Kvėpavimo ciklas susideda iš įkvėpimo, iškvėpimo ir kvėpavimo pauzės. Įkvėpimas paprastai yra trumpesnis nei iškvėpimas. Optimalus įkvėpimo / iškvėpimo santykis yra 1/2.
Iš viso kvėpavimo procesą galima išreikšti šia lygtimi:
C 6 H 12 O 6 + O 2 = CO 2 + H 2 O + Q
Puvimas
Skilimo procesų dėka gamtoje vyksta medžiagų apykaita. Atrodo, kad puvimo bakterijos, organines medžiagas paverčiančios neorganinėmis, pradeda gyvybės ciklą. Tačiau tuo pačiu metu puvimas yra organinių azoto turinčių junginių, daugiausia baltymų, sunaikinimo procesas, veikiant mikrobiniams fermentams; yra vienas iš svarbių gamtos medžiagų ciklo etapų. Skilimo metu iš sudėtingų organinių junginių - amoniako, anglies dioksido, vandens, vandenilio sulfido, fosforo, azoto, azoto ir sieros rūgščių - susidaro paprasčiausios medžiagos, kurios gyvojoje gamtoje tarnauja kaip pradinės medžiagos naujai sintezei (neogenezei) sudėtingų organinių junginių. Mėsai ir žuviai pūvant susidaro ptomainai (kadaverinas, neurinas, cholinas ir kt.), kurie pasižymi toksinėmis savybėmis. Žmogaus organizme puvimo procesas daugiausia vyksta storojoje žarnoje, kur yra optimalios sąlygos gyvuoti puvimo bakterijoms. Toksiški junginiai, susidarę puvimo baltymams žarnyne metu, su krauju patenka į kepenis, kur yra neutralizuojami. Puvimo procesų intensyvumas žmogaus žarnyne yra mažas, tačiau esant daugeliui patologinių būklių, lydinčių kraujo, įvairių eksudatų išsiskyrimą į žarnyno spindį arba esant žarnyno nepraeinamumui, jis didėja, o tai gali sukelti endogeninę intoksikaciją. . Pavojinga žaizdose išsivystyti puvimo infekcija.
Medicina ir redokso reakcijos
Redokso reakcijos aktyviai vyksta tiek organizmų skilimo, tiek žaizdų gijimo, gijimo nuo ligų stadijose. Galite ne tik stebėti vieną iš paprasčiausių redokso reakcijų, bet ir atlikti bent kartą gyvenime!
H 2 O 2 = H 2 O + O 2
Vandenilio peroksidas – populiariai žinoma medžiaga, plačiai naudojama tiek medicinoje, tiek buityje. Visų pirma vandenilio peroksidas rekomenduojamas kaip dezinfekavimo priemonė. Peroksidas veikia dėl to, kad susilietus su gyvu audiniu jis pradeda greitai irti. Tuo pačiu metu išsiskiria molekulinis deguonis, kuris prisideda prie įvairių ląstelių organinių komponentų oksidacijos. Peroksidui skylant, deguonis išsiskiria taip stipriai, kad tirpalas putoja. Susidariusios putos susilietus su audiniais padeda mechaniškai išvalyti sužeidimus ir žaizdas. Kartu su putomis iš žaizdų pašalinamos šiukšlės, mikroorganizmai, negyvų audinių dalelės, pūlingos išskyros ir pan. Vandenilio peroksido tirpalas gali paskatinti trombų susidarymą dėl putojimo ir turi hemostazinį poveikį su nedideliu kraujavimu.
Balinimo ir dezinfekcijos tikslais naudojamos tokios gerai žinomos medžiagos kaip vandenilio peroksidas, chloras ir chloras arba baliklis, kalkės.
Jei reikia oksiduoti bet kokią lengvai sunaikinamą medžiagą nuo gaminio paviršiaus, naudokite vandenilio peroksidą. Jis naudojamas šilkui, plunksnoms ir kailiui balinti. Su jo pagalba restauruojami ir seni paveikslai. Dėl nekenksmingumo organizmui vandenilio peroksidas maisto pramonėje naudojamas šokoladui, randams ir apvalkalams balinti gaminant dešras.
Chloras kaip stiprus oksidatorius naudojamas švaraus vandens sterilizavimui ir nuotekų dezinfekcijai. Chloras sunaikina daugybę spalvų, todėl jis naudojamas balinant popierių ir audinius. Chlorinės, arba balinančios, kalkės yra vienas iš labiausiai paplitusių oksidantų tiek kasdieniame gyvenime, tiek pramoniniu mastu.
Korozija
Metalų korozija – tai fizikinė ir cheminė metalo (lydinio) ir terpės sąveika, dėl kurios pablogėja metalo (lydinio), terpės ar juos apimančios techninės sistemos funkcinės savybės.
Koroziją sukelia cheminė metalo reakcija su aplinkos medžiagomis, vykstanti metalo ir terpės sąsajoje. Dažniausiai tai yra metalo oksidacija, pavyzdžiui, su atmosferos deguonimi arba rūgštimis, esančiomis tirpaluose, su kuriais metalas liečiasi. Ypač jautrūs tam yra metalai, esantys įtampų eilėje (aktyvumo eilutėje) į kairę nuo vandenilio, įskaitant geležį.
Daugelis metalų, tarp jų ir gana aktyvūs (pavyzdžiui, aliuminis), korozijos metu yra padengiami tankia oksido plėvele, kuri gerai sukimba su metalais, kuri neleidžia oksidantams prasiskverbti į gilesnius sluoksnius ir todėl apsaugo metalą nuo korozijos. Nuėmus šią plėvelę, metalas pradeda sąveikauti su oro drėgme ir deguonimi.
Aliuminis normaliomis sąlygomis yra atsparus orui ir vandeniui, net verdant, tačiau jei ant aliuminio paviršiaus užtepamas gyvsidabris, susidariusi amalgama sunaikina oksido plėvelę:
Al + H 2 O + O 2 = Al (OH) 3
Kai kurie santykinai mažai reaktyvūs metalai taip pat yra korozijos objektai. Drėgname ore dėl bazinių druskų mišinio susidarymo vario paviršius pasidengia žalsva danga (patina).
Metalų korozija taip pat gali apimti jų ištirpimą skystuose išlydytuose metaluose (natrio, švino, bismuto), kurie ypač naudojami kaip aušinimo skysčiai branduoliniuose reaktoriuose.
Korozija dažniausiai atsiranda elektrolitų aplinkoje. Kai kuriuose technologiniuose procesuose metalai liečiasi su elektrolitų lydalais. Tačiau dažniausiai korozija atsiranda elektrolitų tirpaluose. Metalas neturi būti visiškai panardintas į skystį. Elektrolitų tirpalai ant metalinio paviršiaus gali būti plonos plėvelės pavidalu. Jie dažnai prasiskverbia į metalą supančią aplinką (dirvožemį, betoną ir kt.).
Statant metro tiltą ir Leninskie Gory stotį Maskvoje į betoną buvo įpilta daug natrio chlorido, kad betonas neužšaltų. Stotis buvo pastatyta per trumpiausią įmanomą laiką (tik 15 mėnesių) ir atidaryta 1959 m. sausio 12 d. Tačiau natrio chlorido buvimas betone lėmė plieno armatūros sunaikinimą. Nustatyta, kad 60% gelžbetoninių konstrukcijų yra korozija, todėl stotis buvo uždaryta rekonstrukcijai, kuri truko beveik 10 metų. Tik 2002 metų sausio 14 dieną vėl atidarytas metro tiltas ir stotis, gavusi „Vorobjovy Gory“ pavadinimą.
Druskų (dažniausiai natrio arba kalcio chlorido) naudojimas sniego ir ledo šalinimui nuo kelių ir šaligatvių taip pat pagreitina metalų naikinimą. Smarkiai nukenčia transporto priemonės ir požeminės komunikacijos. Apskaičiuota, kad vien Jungtinėse Valstijose dėl druskos panaudojimo kovojant su sningu ir ledu kasmet patiriama apie 2 mlrd. USD nuostolių dėl variklio korozijos ir 0,5 mlrd.
Elektrolitų aplinkoje koroziją sukelia ne tik deguonies, vandens ar rūgščių poveikis metalams, bet ir elektrocheminiai procesai.
Dėl elektrocheminės korozijos greitai sunaikinami aktyvesni metalai, kurie įvairiuose mechanizmuose ir įrenginiuose liečiasi su mažiau aktyviais metalais, esančiais elektrocheminėje įtampų serijoje dešinėje. Varinių arba žalvarinių dalių naudojimas geležies ar aliuminio konstrukcijose, kurios veikia jūros vandenyje, žymiai padidins koroziją. Yra žinomi laivų, kurių geležinis apvalkalas buvo tvirtinamas varinėmis kniedėmis, sunaikinimo ir užliejimo atvejų.
Atskirai aliuminis ir titanas yra atsparūs jūros vandeniui, tačiau susilietus tame pačiame gaminyje, pavyzdžiui, povandeninėje fotografijos dėžutėje, aliuminis labai greitai subyra ir dėžutė nuteka.
Viena iš elektrocheminės korozijos priežasčių – klaidžiojančios srovės, atsirandančios dėl dalies srovės nutekėjimo iš elektros grandinių į gruntą ar vandeninius tirpalus, kur patenka ant metalinių konstrukcijų. Tose vietose, kur iš šių konstrukcijų išeina srovė, metalas vėl pradeda tirpti į dirvą ar vandenį. Tokios metalų sunaikinimo zonos, veikiamos klaidžiojančių srovių, ypač dažnai pastebimos antžeminio elektrinio transporto (tramvajaus linijos, geležinkelių transportas elektrine trauka) zonose. Šios srovės gali siekti kelis amperus, todėl gali atsirasti didelė korozijos žala. Pavyzdžiui, vienerius metus pratekėjus 1 A srovei, ištirps 9,1 kg geležies, 10,7 kg cinko, 33,4 kg švino.
Visiškai apsisaugoti nuo korozijos galima tik inertinėje aplinkoje, pavyzdžiui, argono atmosferoje, tačiau realiai tokios aplinkos sukurti eksploatuojant konstrukcijas ir mechanizmus daugeliu atvejų neįmanoma. Praktikoje, siekiant sumažinti terpės koroziškumą, iš jos stengiamasi pašalinti reaktyviausius komponentus, pavyzdžiui, sumažinti vandeninių tirpalų ir gruntų, su kuriais gali liestis metalai, rūgštingumą. Vienas iš kovos su geležies ir jos lydinių, vario, žalvario, cinko, švino korozija būdų yra deguonies ir anglies dioksido pašalinimas iš vandeninių tirpalų. Energetikos pramonėje ir kai kuriose technologijos srityse vanduo taip pat išlaisvinamas iš chloridų, kurie skatina vietinę koroziją. Kalkinimas atliekamas siekiant sumažinti dirvožemio rūgštingumą.
Atmosferos agresyvumas labai priklauso nuo drėgmės. Bet kuriam metalui yra tam tikra kritinė santykinė drėgmė, žemiau kurios jis nepatiria atmosferos korozijos.
Vienas iš apsaugos nuo korozijos būdų yra pagrįstas naujų medžiagų, turinčių didesnį atsparumą korozijai, kūrimu. Dažnai naudojamas nebrangių geležies lydinių paviršinis legiravimas cinku, aliuminiu, chromu.
Korozijai sulėtinti metalinis paviršius padengiamas lakais ir dažais, mineralinėmis alyvomis ir riebalais. Požeminės konstrukcijos yra padengtos storu bitumo arba polietileno sluoksniu.
Vienas iš efektyviausių kovos su korozija būdų yra elektrocheminė apsauga. Gręžimo platformų, suvirintų metalinių pamatų, požeminių vamzdynų apsaugai jie kaip katodas jungiami prie išorinio maitinimo šaltinio. Kaip anodas naudojami pagalbiniai inertiniai elektrodai.
Vieno metalo apsauga kitu, aktyvesniu metalu, esančiu kairėje įtampų eilėje, yra efektyvi net ir neįvedant potencialų skirtumo. Aktyvesnis metalas (pavyzdžiui, geležies paviršiuje esantis cinkas) apsaugo mažiau aktyvų metalą nuo sunaikinimo.
Apie žalingą korozijos poveikį žino visi, tačiau nevertėtų nuvertinti ir jos svarbos. Geležies pavertimo plienu per rūdijimą būdas buvo žinomas nuo seniausių laikų. Iš viso rūdijimo procesą galima išreikšti lygtimi:
Fe + H 2 O + O 2 = Fe (OH) 3
Kaukazo čerkesai juostines geležį įkasdavo į žemę, o po 10-15 metų ją išrausę, sukaldavo iš jos kardus, kuriais galėdavo perpjauti net šautuvo vamzdį, priešo skydą. Iškasus surūdijusi geležis kartu su organinėmis medžiagomis buvo kaitinama kalvėse, kalama, o po to atšaldoma vandeniu – grūdinama.
Elektrolizė
Daiktų auksavimas žinomas nuo seno, nes paauksuoti dirbiniai yra labai gražūs. Anksčiau, kai dar nebuvo išrasta elektrolizė ir galvanizavimas, metalo gaminiai buvo auksuojami taip: ant jų buvo tepama pastos pavidalo aukso (jo lydinio su gyvsidabriu) amalgama; tada švytėjo raudonai; tuo pat metu gyvsidabris išgaravo, bet auksas liko. Bet gyvsidabrio garai yra labai nuodingi, pavyzdžiui, per Sankt Peterburgo Šv.Izaoko katedros kupolų auksavimą, nuo apsinuodijimo gyvsidabriu mirė 60 darbininkų.
Pirotechnika
Redokso reakcijos taip pat naudojamos kariniams tikslams. Jie naudojami ginklų, sviedinių, signalinių raketų ir padegamųjų mišinių gamybai, ugniai atsparių medžiagų, įrangos ir kt. Tačiau redokso reakcijos pirotechnikos požiūriu atlieka ne tik destruktyvią misiją, bet ir įneša į mūsų gyvenimą šviesos bei grožio. Šiuo atveju turime omenyje fejerverkus.
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O
© 2015-2019 svetainė
Visos teisės priklauso jų autoriams. Ši svetainė nepretenduoja į autorystę, tačiau suteikia galimybę nemokamai naudotis.
Puslapio sukūrimo data: 2016-04-11
63. Redokso reakcijos. Redokso procesų vaidmuo organizme. Redokso potencialas. Nernsto lygtis.
Su redokso reakcijomis siejamas gyvų organizmų kvėpavimas ir medžiagų apykaita, skilimas ir fermentacija, fotosintezė ir nervinė veikla. Redokso procesai yra kuro degimo, metalo korozijos, elektrolizės, metalurgijos ir kt. Reakcijos, vykstančios pasikeitus atomų, sudarančių reaguojančias molekules, oksidacijos būsenai, vadinamos redokso reakcijomis. Oksidacijos ir redukcijos procesai vyksta vienu metu: jei vienas reakcijoje dalyvaujantis elementas oksiduojasi, tai kitas turi būti redukuojamas. Oksidatorius yra medžiaga, turinti elementą, kuris priima elektronus ir mažina oksidacijos būseną. Dėl reakcijos oksidatorius sumažinamas. Taigi, reakcijoje 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Reduktorius – medžiaga, turinti elementą, kuris atiduoda elektronus ir padidina oksidacijos būseną. Reakcijos metu reduktorius oksiduojasi. Siūlomoje reakcijoje reduktorius yra I - jonas. Elektros energijos šaltinis ląstelėje yra cheminė vario išstūmimo cinku reakcija: Zn + Cu 2+ + Cu. Cinko oksidacijos darbas, lygus izobarinio-izoterminio potencialo praradimui, gali būti pavaizduotas kaip perduotos elektros sandauga e reikšme. d. puslapis: A = - dG 0 = p EF, kur n yra katijono krūvis; E- s. ir tt su. elementas ir F- Faradėjaus numeris. Kita vertus, pagal reakcijos izotermos lygtį. Redokso potencialai turi didelę reikšmę žmonių ir gyvūnų fiziologijoje. Retos sistemos apima tokias kraujo ir audinių sistemas, kaip hemo / hematija ir citochromai, kuriuose yra geležies ir geležies; askorbo rūgštis (vitaminas C) oksiduota ir redukuota forma; glutationo, cistino-cisteino, gintaro ir fumaro rūgščių sistema ir kt. Svarbiausias biologinės oksidacijos procesas, būtent elektronų ir protonų perkėlimas iš oksiduoto substrato į deguonį, atliekamas audiniuose naudojant griežtai apibrėžtą tarpinio nešiklio seriją. fermentai, taip pat yra redokso procesų grandinė ... Kiekviena šios grandinės grandis atitinka vieną ar kitą redokso sistemą, kuriai būdingas tam tikras redokso potencialas.
65. Redokso reakcijų krypties nustatymas pagal reagentų susidarymo laisvosios energijos standartines vertes ir redokso potencialų reikšmes.
Įvairius gyvybinius procesus lydi elektrocheminių procesų atsiradimas organizme, kurie atlieka esminį vaidmenį metabolizme. Elektrochemines transformacijas organizme galima suskirstyti į dvi pagrindines grupes: procesus, susijusius su elektronų pernešimu ir redokso potencialų atsiradimu; procesai, susiję su jonų pernešimu (nekeičiant jų krūvių) ir su bioelektrinių potencialų susidarymu. Dėl šių procesų atsiranda potencialių skirtumų tarp skirtingų audinių sluoksnių skirtingose fiziologinėse būsenose. Jie yra susiję su skirtingo intensyvumo redokso biocheminiais procesais. Tai apima, pavyzdžiui, fotosintezės potencialus, atsirandančius tarp apšviestų ir neapšviestų lapo sričių, o apšviesta sritis yra teigiamai įkrauta neapšviesto atžvilgiu. Pirmosios grupės redokso procesus organizme galima suskirstyti į tris tipus: 1. Tiesioginis elektronų pernešimas tarp medžiagų, nedalyvaujant deguonies ir vandenilio atomams, pvz., elektronų pernešimas citochromuose: citochromas (Fe 3+) + e - > citochromas (Fe 2+ ) ir elektronų pernešimas fermente citochromo oksidazė: citochromo oksidazė (Cu 2+) + e -> citochromo oksidazė (Cu 1+). 2. Oksidacinis, susijęs su deguonies atomų ir oksidazės fermentų dalyvavimu, pavyzdžiui, substrato aldehidinės grupės oksidacija į rūgštinę: RСОН + O RСООН. 3. Nuo pH priklausomas, kuris atsiranda esant dehidrogenazės fermentams (E) ir kofermentams (Co), kurie sudaro aktyvuotą fermento-kofermento-substrato kompleksą (E-Co-5), prijungia elektronus ir vandenilio katijonus iš substrato ir sukelia jo oksidaciją.kofermentai yra nikotinamido-adenino nukleotidas (NAD +), kuris prijungia du elektronus ir vieną protoną: S-2H - 2e + NAD * S + NADH + H +, flavin-adenino dinukleotidas (FAD), kuris prisijungia du elektronai ir du protonai: S - 2H - 2e + FAD S + FADH 2 ir ubichinonas arba kofermentas Q (CoO), kuris taip pat prijungia du elektronus ir du protonus: S-2H - 2e + CoQ S + CoQH 2.
Bendroji chemija: vadovėlis / A. V. Žolninas; red. V. A. Popkova, A. V. Žolnina. - 2012 .-- 400 p .: iliustr.
8 skyrius. SUMAŽINIMO REAKCIJOS IR PROCESAI
8 skyrius. SUMAŽINIMO REAKCIJOS IR PROCESAI
Gyvybė yra nenutrūkstama redokso procesų grandinė.
A.-L. Lavoisier
8.1. OKSIDAVIMO-REDUKCIJOS PROCESŲ BIOLOGINĖ REIKŠMĖ
Metabolizmo, kvėpavimo, irimo, fermentacijos, fotosintezės procesai iš esmės yra redokso procesai. Aerobinio metabolizmo atveju molekulinis deguonis yra pagrindinis oksidatorius, o maisto organinės medžiagos yra reduktorius. Rodiklis, kad gyvybinė organizmo veikla pagrįsta redokso reakcijomis, yra organų ir audinių bioelektriniai potencialai. Biopotencialai – tai kokybinė ir kiekybinė biocheminių procesų krypties, gylio ir intensyvumo charakteristika. Todėl organų ir audinių biopotencialų registravimas plačiai taikomas klinikinėje praktikoje tiriant jų veiklą, ypač diagnozuojant širdies ir kraujagyslių ligas, atliekama elektrokardiograma, o elektromiograma – matuojant raumenų biopotencialus. Smegenų potencialų registravimas – encefalografija – leidžia spręsti apie patologinius nervų sistemos sutrikimus. Ląstelių gyvybinės veiklos energijos šaltinis yra membranos potencialas, lygus 80 mV, dėl joninės asimetrijos atsiradimo, t.y. nevienodas katijonų ir anijonų pasiskirstymas abiejose membranos pusėse. Membranos potencialas yra joninis. Daugiabranduoliuose kompleksuose vyksta procesai, susiję su elektronų ir protonų pernešimu tarp dalelių, kurios priešinasi.
Tai lemia reaguojančių dalelių oksidacijos būsenos pasikeitimas ir redokso potencialo atsiradimas. Redokso potencialas yra elektroninio pobūdžio.Šie procesai yra grįžtami, cikliški ir yra daugelio svarbių fiziologinių procesų pagrindas. Michaelis pažymėjo svarbų redokso procesų vaidmenį gyvenime: „Gyvuose organizmuose vykstantys redokso procesai priklauso kategorijai tų, kurie yra ne tik ryškūs ir gali būti atpažįstami, bet ir yra svarbiausi gyvybei tiek biologiniu, tiek filosofiniu požiūriu. požiūrio“.
8.2. ESMĖ
OKSIDAVIMO-REDUKCIJOS PROCESAI
1913 metais L.V. Pisarževskis pateikė elektroninę redokso procesų teoriją, kuri šiuo metu yra visuotinai priimta. Tokio tipo reakcija vykdoma dėl elektronų tankio perskirstymo tarp reaguojančių medžiagų atomų (elektronų perėjimo), kuris pasireiškia oksidacijos būsenos pasikeitimu.
Reakcijos, kurių metu pasikeičia atomų, sudarančių reaguojančias medžiagas, oksidacijos būsenos dėl elektrono perdavimo tarp jų, vadinamos redokso reakcijomis.
Redokso procesas susideda iš 2 elementarių veiksmų arba pusinių reakcijų: oksidacijos ir redukcijos.
Oksidacija yra elektronų praradimo (atatrankos) procesas dėl atomo, molekulės ar jono. Oksidacijos metu padidėja dalelių oksidacijos būsena:
Dalelė, kuri dovanoja elektronus, vadinama reduktorius. Redukuojančio agento oksidacijos produktas vadinamas juo oksiduota forma:
Reduktorius su oksiduota forma sudaro vieną redoksinės sistemos porą (Sn 2 + / Sn 4 +).
Elemento regeneracinio gebėjimo matas yra jonizacijos potencialas. Kuo mažesnis elemento jonizacijos potencialas, tuo jis yra stipresnis reduktorius; s-elementai ir žemiausios bei vidutinės oksidacijos būsenos elementai yra stiprūs reduktoriai. Dalelės gebėjimas atiduoti elektronus (donoro gebėjimas) lemia jos redukcines savybes.
Atkūrimas - tai elektronų prijungimo prie dalelės procesas. Redukuojant oksidacijos būsena sumažėja:
Dalelė (atomai, molekulės arba jonai), jungianti elektronus, vadinama oksidatorius. Oksidatoriaus redukcijos produktas vadinamas juo atkurta forma:
Oksidatorius su redukuota forma sudaro dar vieną redokso sistemos porą (Fe 3+ / Fe 2+). Dalelių oksidacinio gebėjimo matas yra elektronų giminingumas. Kuo didesnis elektronų giminingumas, t.y. dalelės gebėjimas priimti elektronus, tuo galingesnis oksidatorius. Oksidaciją visada lydi redukcija, ir, atvirkščiai, redukcija yra susijusi su oksidacija.
Apsvarstykite FeCl 3 sąveiką su SnCl 2. Procesas susideda iš dviejų pusinių reakcijų:
Redokso reakcija gali būti pavaizduota kaip dviejų konjuguotų porų derinys.
Reakcijų metu oksidatorius paverčiamas konjuguotu reduktoriumi (redukcijos produktu), o reduktorius - konjuguotu oksidatoriumi (oksidacijos produktu). Jie laikomi redokso poromis:
Todėl redokso reakcijos yra dviejų priešingų oksidacijos ir redukcijos procesų, kurie sistemose negali egzistuoti vienas be kito, vienybė. Čia matome visuotinio priešybių vienybės ir kovos dėsnio pasireiškimą. Reakcija įvyks, jei oksiduojančio agento elektronų afinitetas yra didesnis nei redukuojančio agento jonizacijos potencialas. Tam buvo pristatyta koncepcija elektronegatyvumas - dydis, apibūdinantis atomų gebėjimą duoti arba priimti elektronus.
Redokso reakcijų lygtys formuluojamos elektroninės balanso ir pusinės reakcijos metodu. Pirmenybė turėtų būti teikiama pusinės reakcijos metodui. Jo naudojimas siejamas su realiai egzistuojančių jonų naudojimu, matomas aplinkos vaidmuo. Sudarant lygtis, reikia išsiaiškinti, kurios iš medžiagų, patenkančių į reakciją, atlieka oksidatoriaus vaidmenį, o kurios - reduktorius, terpės pH įtaką reakcijos eigai. , ir kokie galimi reakcijos produktai. Redokso savybes demonstruoja junginiai, kuriuose yra atomų, turinčių daug skirtingos energijos valentinių elektronų. Tokiomis savybėmis pasižymi d-elementų (IB, VIIB, VIIIB grupės) ir p-elementų (VIIA, VIA, VA grupės) junginiai. Junginiai, kurių sudėtyje yra aukščiausios oksidacijos būsenos elemento, pasižymi tik oksidacinėmis savybėmis(KMnO 4, H 2 SO 4), žemiausioje – tik atkuriamosios savybės(H 2 S), tarpinėje – gali elgtis dvejopai(Na2SO3). Sudarius pusinių reakcijų lygtis, joninė lygtis sudaroma molekulinės formos reakcijos lygtimi:
Lygties teisingumo patikrinimas: atomų ir krūvių skaičius kairėje lygties pusėje turi būti lygus kiekvieno elemento atomų ir krūvių skaičiui dešinėje lygties pusėje.
8.3. ELEKTRODO POTENCIALO SAMPRATA. ELEKTRODO POTENCIALO AVARIJOS MECHANIZMAS. GALVANINĖ LĄSTELĖ. NERNSTO LYGTIS
Redokso potencialai yra medžiagų redokso pajėgumo matas. Panagrinėkime galimo atsiradimo mechanizmą. Kai reaktyvusis metalas (Zn, Al) panardinamas į jo druskos tirpalą, pavyzdžiui, Zn ZnSO 4 tirpale, dėl oksidacijos proceso atsiranda papildomas metalo tirpimas, susidaro pora, elektrinis dvigubas. sluoksnis ant metalinio paviršiaus ir Zn 2 + / Zn ° poros potencialo atsiradimas ...
Metalas, panardintas į jo druskos tirpalą, pavyzdžiui, cinkas cinko sulfato tirpale, vadinamas pirmos rūšies elektrodu. Tai dvifazis elektrodas, kuris kraunasi neigiamai. Potencialas susidaro dėl oksidacijos reakcijos (pagal pirmąjį mechanizmą) (8.1 pav.). Panardinus į mažo aktyvumo metalų (Cu) druskos tirpalą, stebimas priešingas procesas. Metalo ir druskos tirpalo sąsajoje metalas nusėda redukuojant joną, turintį didelį elektrono akceptorių, kuris atsiranda dėl didelio branduolio krūvio ir mažo jono spindulio. . Elektrodas įkraunamas teigiamai, šalia elektrodo erdvėje druskos anijonų perteklius sudaro antrą sluoksnį, atsiranda Cu 2 + / Cu ° poros elektrodo potencialas. Potencialas susidaro kaip atsigavimo proceso rezultatas antrojo mechanizmo pagalba (8.2 pav.). Elektrodo potencialo mechanizmą, reikšmę ir ženklą lemia elektrodo proceso dalyvių atomų sandara.
Taigi potencialas atsiranda metalo ir tirpalo sąsajoje dėl oksidacijos ir redukcijos procesų, vykstančių dalyvaujant metalui (elektrodui), o elektrinio dvigubo sluoksnio susidarymas vadinamas elektrodo potencialu.
Jei elektronai pašalinami iš cinko plokštės į varinę, tada plokštelių pusiausvyra sutrinka. Tam į jų druskų tirpalus panardintas cinko ir vario plokštes sujungiame metaliniu laidininku, o artimųjų elektrodų tirpalus – elektrolito tilteliu (vamzdis su K 2 SO 4 tirpalu), kad uždarytų grandinę. Pusinė oksidacijos reakcija vyksta ant cinko elektrodo:
o ant vario - redukcijos pusinė reakcija:
Elektros srovė atsiranda dėl bendros redokso reakcijos:
Grandinėje atsiranda elektros srovė. Elektros srovės (EMF) atsiradimo ir tekėjimo galvaniniame elemente priežastis yra elektrodų potencialų skirtumas (E) - pav. 8.3.
Ryžiai. 8.3. Galvaninio elemento elektros grandinės schema
Galvaninis elementas yra sistema, kurioje paverčiama redokso proceso cheminė energija
į elektrą. Galvaninio elemento cheminė grandinė dažniausiai rašoma trumpos diagramos forma, kur kairėje dedamas labiau neigiamas elektrodas, nurodykite ant šio elektrodo susidariusią porą, vertikalią liniją, parodykite potencialų šuolį. Dvi linijos žymi ribą tarp sprendinių. Elektrodo krūvis nurodomas skliausteliuose: (-) Zn ° | Zn 2 + || Cu 2 + | Cu ° (+) - galvaninio elemento cheminės grandinės schema.
Poros oksidacijos-redukcijos potencialai priklauso nuo elektrodų proceso dalyvių pobūdžio ir elektrodinio proceso dalyvių oksiduotų ir redukuotų formų pusiausvyros koncentracijų santykio tirpale, tirpalo temperatūros ir yra. aprašyta Nernsto lygtimi. Kiekybinė redokso sistemos charakteristika yra redokso potencialas, atsirandantis sąsajoje tarp platinos ir vandeninio tirpalo fazių. Potencialo dydis SI vienetais matuojamas voltais (V) ir apskaičiuojamas pagal prie Nernst-Peters lygties:
kur a (Ox) ir a (raudona) yra atitinkamai oksiduotų ir redukuotų formų aktyvumas; R- universali dujų konstanta; T- termodinaminė temperatūra, K; F- Faradėjaus konstanta (96 500 C / mol); n- elektronų, dalyvaujančių elementariame redokso procese, skaičius; a - hidronio jonų aktyvumas; m yra stechiometrinis koeficientas prieš vandenilio joną pusinės reakcijos metu. φ ° reikšmė yra standartinis redokso potencialas, t.y. potencialas, išmatuotas esant sąlygoms a (Ox) = a (Raudona) = a (H +) = 1 ir tam tikra temperatūra.
Standartinis 2H + / H 2 sistemos potencialas laikomas 0 V. Standartiniai potencialai yra atskaitos vertės, pateiktos lentelėje esant 298 K temperatūrai. Stipriai rūgštinė aplinka biologinėms sistemoms nebūdinga, todėl gyvosiose sistemose vykstantiems procesams apibūdinti dažniau naudojamas formalusis potencialas, nustatomas esant sąlygai a (Ox) = a (raudona), pH 7,4 ir temperatūra 310K (fiziologinis lygis). Įrašant garų potencialą, jis nurodomas trupmena, skaitiklyje rašomas oksidatorius, o vardiklyje – reduktorius.
25 ° C (298 K) pakeitus pastovias vertes (R = = 8,31 J / mol deg; F= 96 500 C / mol), Nernsto lygtis yra tokia:
čia φ ° yra standartinis poros redokso potencialas, V; su o.fyu ir su v.f. - atitinkamai oksiduotų ir redukuotų formų pusiausvyros koncentracijų sandauga; х ir у - stechiometriniai koeficientai pusinių reakcijų lygtyje.
Elektrodo potencialas susidaro ant metalinės plokštės, panardintos į jos druskos tirpalą, paviršiuje ir priklauso tik nuo oksiduotos formos koncentracijos [M n +], nes redukuotos formos koncentracija nekinta. Elektrodo potencialo priklausomybė nuo to paties pavadinimo jono koncentracijos nustatoma pagal lygtį:
čia [M n +] yra metalo jono pusiausvyrinė koncentracija; n- pusinės reakcijos metu dalyvaujančių elektronų skaičius atitinka metalo jono oksidacijos būseną.
Redox sistemos skirstomos į du tipus:
1) sistemoje Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 + vyksta tik elektronų perdavimas. tai izoliuota redokso pusiausvyra;
2) sistemos, kai elektronų perdavimą papildo protonų perdavimas, t.y. Pastebėjus kombinuotas įvairių tipų balansas: protolitinė (rūgštis-bazė) ir redoksas su galima dviejų dalelių, protonų ir elektronų, konkurencija. Biologinėse sistemose tokio tipo yra svarbios redokso sistemos.
Antrojo tipo sistemos pavyzdys yra vandenilio peroksido panaudojimo organizme procesas: Н 2 О 2 + 2Н + + 2ē ↔ 2Н 2 О, taip pat daugelio oksiduojančių medžiagų, turinčių deguonį, redukcija rūgštinėje terpėje. : CrО 4 2-, Cr 2 О 7 2-, MnO 4 -. Pavyzdžiui, MnO 4 - + 8H + + 5ē = = Mn 2 + + 4H 2 O. Šioje pusinėje reakcijoje dalyvauja elektronai ir protonai. Poros potencialas apskaičiuojamas pagal formulę:
Platesniame konjuguotų porų diapazone oksiduotos ir redukuotos poros formos yra tirpale skirtingomis oksidacijos būsenomis (MnO 4 - / Mn 2 +). Kaip matavimo elektrodas
šiuo atveju naudojamas inertinės medžiagos (Pt) elektrodas. Elektrodas nėra elektrodo proceso dalyvis ir atlieka tik elektronų nešiklio vaidmenį. Potencialas, susidaręs dėl tirpale vykstančio redokso proceso, vadinamas redokso potencialas.
Jis matuojamas redokso elektrodas yra inertiškas metalas tirpale, kuriame yra oksiduotos ir redukuotos poros formos. Pavyzdžiui, matuojant E o Fe 3 + / Fe 2 + garams naudojamas redokso elektrodas - platinos matavimo elektrodas. Etaloninis elektrodas yra vandenilis, kurio poros potencialas yra žinomas.
Reakcija galvaniniame elemente:
Cheminės grandinės diagrama: (-) Pt | (H 2 °), H + || Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).
Redokso potencialas yra medžiagų redokso pajėgumo matas. Standartinių porų potencialų vertės nurodytos atskaitos lentelėse.
Tarp redokso potencialų pastebimi šie dėsningumai.
1.Jei poros standartinis redokso potencialas yra neigiamas, pvz., φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) = -0,76 V, tai vandenilio poros atžvilgiu, kurios potencialas yra didesnis , ši pora veikia kaip reduktorius. Potencialas susidaro dėl pirmojo mechanizmo (oksidacijos reakcijos).
2. Jei poros potencialas yra teigiamas, pvz., φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) = +0,345 V vandenilio ar kitos konjuguotos poros atžvilgiu, kurios potencialas yra mažesnis, ši pora yra oksidatorius. Šios poros potencialą formuoja antrasis mechanizmas (redukcijos reakcija).
(3) Kuo didesnė poros standartinio potencialo algebrinė vertė, tuo didesnis oksiduotos formos oksidacinis gebėjimas ir tuo mažesnis šios redukuotos formos redukcinis gebėjimas.
poros. Teigiamo potencialo vertės sumažėjimas ir neigiamo padidėjimas atitinka oksidacinio aktyvumo sumažėjimą ir redukcinio aktyvumo padidėjimą. Pavyzdžiui:
8.4. VANDENILINIS ELEKTRODAS, SUMAŽINIMO POTENCIALŲ MATAVIMAS
Poros redokso potencialą lemia elektrinio dvigubo sluoksnio potencialas, bet, deja, nėra jo matavimo metodo. Todėl ne absoliuti, o santykinė reikšmė nustatoma palyginimui pasirenkant kokią nors kitą porą. Potencialas matuojamas naudojant potenciometrinį prietaisą, kurio pagrindą sudaro galvaninis elementas, turintis grandinę: bandomosios poros elektrodas (matavimo elektrodas) yra prijungtas prie vandenilio poros elektrodo (H + / H °). arba kitas, kurio potencialas yra žinomas (atskaitos elektrodas) ... Galvaninis elementas yra prijungtas prie stiprintuvo ir elektros srovės matuoklio (8.4 pav.).
Vandenilio garai susidaro prie vandenilio elektrodo kaip redokso proceso rezultatas: 1 / 2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e -. Vandenilio elektrodas yra pusląstelė, susidedanti iš
iš platinos plokštelės, padengtos plonu, biriu platinos sluoksniu, panardintos į 1 N sieros rūgšties tirpalą. Per tirpalą praleidžiamas vandenilis, akytoje platinos sluoksnyje dalis jo pereina į atominę būseną. Visa tai įdėta į stiklinį indą (ampulę). Vandenilio elektrodas yra pirmos rūšies trifazis elektrodas (dujinis metalas). Analizuodami vandenilio elektrodo elektrodo potencialo lygtį, galime daryti išvadą, kad vandenilio elektrodo potencialas didėja tiesiškai
Ryžiai. 8.4. Vandenilio elektrodas
sumažėjus terpės pH (padidėjus rūgštingumui) ir sumažėjus daliniam vandenilio dujų slėgiui virš tirpalo.
8.5. PROGNOZAVIMO KRYPTYS
DĖL LAISVOS MEDŽIAGŲ ENERGIJOS KAITINIMO IR DĖL STANDARTINIŲ MAŽINIMO POTENCIALŲ VERTĖS
Redokso reakcijos kryptį galima spręsti pagal sistemos izobarinio-izoterminio potencialo (Gibso energijos), laisvosios proceso energijos (ΔG) kitimą. Reakcija iš esmės įmanoma esant 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:
kur F- Faradėjaus konstanta lygi 96,5 kK / mol; n- redokso procese dalyvaujančių elektronų skaičius 1 moliui medžiagos; E o- dviejų konjuguotų sistemos porų standartinių redokso potencialų skirtumo vertė, kuri vadinama reakcijų elektrovaros jėga (EMF). Ši lygtis atspindi fizinę santykių prasmę E o ir reakcijos Gibso laisvoji energija.
Kad redokso reakcija įvyktų savaime, būtina, kad konjuguotų porų potencialų skirtumas būtų teigiamas, kas išplaukia iš lygties, t.y. garai, kurių potencialas didesnis, gali veikti kaip oksidatorius. Reakcija tęsiasi tol, kol abiejų porų potencialai tampa lygūs. Todėl, norint atsakyti į klausimą, ar tam tikras reduktorius bus oksiduojamas šiuo oksidatoriumi, ar, priešingai, reikia žinoti ΔE o : ΔE o = φ ° oksidas. - φ ° poilsis. Reakcija vyksta ta kryptimi, dėl kurios susidaro silpnesnis oksidatorius ir silpnesnis reduktorius. Taigi, palyginus dviejų konjuguotų porų potencialus, galima iš esmės išspręsti proceso krypties klausimą.
Užduotis. Ar galima atkurti Fe 3+ joną T1 + jonais pagal siūlomą schemą:
Reakcijos ΔЕ ° turi neigiamą reikšmę:
Reakcija neįmanoma, nes Fe 3+ / Fe 2 + poros oksiduota Fe 3+ forma negali oksiduoti T1 + T1 3 + / T1 + poros.
Jei reakcijos EML yra neigiamas, tada reakcija vyksta priešinga kryptimi. Kuo daugiau ΔЕ °, tuo intensyvesnė reakcija.
Užduotis. Kokia yra FeCl 3 cheminė elgsena tirpale, kuriame yra:
a) NaI; b) NaBr?
Sudarome pusines reakcijas ir randame porų potencialus:
a) E reakcija 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + bus lygi 0,771-0,536 = = 0,235 V, E turi teigiamą vertę. Vadinasi, reakcija vyksta link laisvo jodo ir Fe 2+ susidarymo.
b) reakcijos 2Br - + 2Fe 3 + = Br 2 + 2Fe 2 + E ° bus lygus 0,771-1,065 = = -0,29 V. Neigiama reikšmė E o rodo, kad geležies chlorido neoksiduos kalio bromidas.
8.6. BALANSAS PASTOVI
OKSIDAVIMO-REDUKCIJOS REAKCIJA
Kai kuriais atvejais reikia žinoti ne tik redokso reakcijų kryptį ir intensyvumą, bet ir reakcijų eigos užbaigtumą (kiek procentų pradinių medžiagų virsta reakcijos produktais). Pavyzdžiui, kiekybinė analizė gali remtis tik tomis reakcijomis, kurios yra beveik 100 % baigtos. Todėl prieš naudodami tą ar kitą reakciją bet kokiai problemai išspręsti, nustatykite konstantą, lygią
Duotos sistemos salelės naujovė (K R). Norėdami nustatyti redokso procesų Kp, naudokite standartinių redokso potencialų lentelę ir Nernsto lygtį:
kiek pasiekus pusiausvyrą oksidatoriaus ir redokso proceso redukuojančio agento konjuguotų porų potencialai tampa vienodi: φ ° oksidas. - φ ° poilsis. = 0, tada E o= 0. Iš Nernsto lygties pusiausvyros sąlygomis E o reakcija lygi:
kur n- redokso reakcijoje dalyvaujančių elektronų skaičius; P.S. prod. rajone ir P.S. ref. c-c - atitinkamai reakcijos produktų ir pradinių medžiagų pusiausvyros koncentracijų sandauga jų stechiometrinių koeficientų laipsniu reakcijos lygtyje.
Pusiausvyros konstanta rodo, kad šios reakcijos pusiausvyros būsena atsiranda tada, kai reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijų sandauga tampa 10 kartų didesnė už pradinių medžiagų pusiausvyros koncentracijų sandaugą. Be to, didelė Kp reikšmė rodo, kad reakcija vyksta iš kairės į dešinę. Žinant Kp, galima, nesinaudojant eksperimentiniais duomenimis, apskaičiuoti reakcijos užbaigtumą.
8.7. OKSIDAVIMO-REDUKCINĖS REAKCIJOS BIOLOGINĖSE SISTEMOSE
Vykstant gyvybinei veiklai ląstelėse ir audiniuose, gali atsirasti elektrinių potencialų skirtumų. Elektrocheminius pokyčius organizme galima suskirstyti į 2 pagrindines grupes.
1. Redokso procesai dėl elektronų perkėlimo iš vienos molekulės į kitą. Šie procesai yra elektroninio pobūdžio.
2. Procesai, susiję su jonų pernešimu (nekeičiant jų krūvių) ir su biopotencialų susidarymu. Kūne registruojami biopotencialai daugiausia yra membraniniai potencialai. Jie yra joninio pobūdžio. Dėl šių procesų potencialai atsiranda tarp skirtingų audinių sluoksnių, kurie yra skirtingos fiziologinės būklės. Jie susiję su skirtingu fiziologinių redokso procesų intensyvumu. Pavyzdžiui, apšviestose ir neapšviestose pusėse esančiuose lapų paviršiaus audiniuose dėl skirtingo intensyvumo fotosintezės proceso susiformavo potencialai. Apšviesta sritis pasirodo esanti teigiamai įkrauta neapšviestos srities atžvilgiu.
Elektroninio pobūdžio redokso procesuose galima išskirti tris grupes.
Pirmoji grupė apima procesus, susijusius su elektronų perkėlimu tarp medžiagų, nedalyvaujant deguoniui ir vandeniliui. Šie procesai vykdomi dalyvaujant elektronų perdavimo kompleksams – heterovalentiniams ir heterobranduoliniams kompleksams. Elektronų perdavimas vyksta sudėtinguose to paties metalo junginiuose arba skirtingų metalų atomuose, bet skirtingose oksidacijos būsenose. Aktyvus elektronų perdavimo principas yra pereinamieji metalai, kurie pasižymi keliomis stabiliomis oksidacijos būsenomis, o elektronų ir protonų perkėlimas nereikalauja didelių energijos sąnaudų, perkėlimas gali būti atliekamas dideliais atstumais. Procesų grįžtamumas leidžia pakartotinai dalyvauti cikliniuose procesuose. Šie svyravimo procesai randami fermentinėje katalizėje (citochromai), baltymų sintezėje, medžiagų apykaitos procesuose. Ši transformacijų grupė yra susijusi su antioksidantų homeostazės palaikymu ir kūno apsauga nuo oksidacinio streso. Jie yra aktyvūs laisvųjų radikalų procesų reguliatoriai, reaktyviųjų deguonies rūšių, vandenilio peroksido panaudojimo sistema, dalyvauja substratų oksidavime.
katalazės, peroksidazės, dehidrogenazės tipas. Šios sistemos atlieka antioksidacinį, antiperoksidinį poveikį.
Antroji grupė apima redokso procesus, susijusius su deguonies ir vandenilio dalyvavimu. Pavyzdžiui, substrato aldehido grupės oksidacija į rūgštinę:
Trečioji grupė apima procesus, susijusius su protonų ir elektronų perkėlimu iš substrato, kurie priklauso nuo pH, vyksta esant dehidrogenazės fermentams (E) ir kofermentams (Co), susidarant aktyvuotam fermento-kofermento-substrato kompleksui. (E-Co-S), prijungdamas elektronus ir vandenilio katijonus nuo substrato ir sukelia jo oksidaciją. Toks kofermentas yra nikotinamido adenino dinukleotidas (NAD+), kuris jungia du elektronus ir vieną protoną:
Biocheminiuose procesuose yra kombinuotos cheminės pusiausvyros: redokso, protolizės ir kompleksavimo procesai. Procesai dažniausiai būna fermentiniai. Fermentinės oksidacijos rūšys: dehidrogenazė, oksidazė (citochromai, laisvųjų radikalų oksidacija-redukcija). Organizme vykstančius redokso procesus sąlyginai galima suskirstyti į šiuos tipus: 1) intramolekulinės dismutacijos (disproporcijos) reakcijos dėl substrato anglies atomų; 2) tarpmolekulinės reakcijos. Įvairios oksidacijos būsenos anglies atomuose nuo -4 iki +4 rodo jo dvilypumą. Todėl organinėje chemijoje redokso dismutacijos reakcijos yra plačiai paplitusios dėl anglies atomų, kurie vyksta viduje ir tarpmolekuliškai.
8.8. MEMBRANOS POTENCIALAS
Nuo R. Virchovo laikų žinoma, kad gyva ląstelė– Tai elementari biologinės organizacijos ląstelė, teikianti visas organizmo funkcijas. Daugelio fiziologinių procesų eiga organizme yra susijusi su jonų pernešimu ląstelėse ir audiniuose ir kartu atsiranda potencialų skirtumo. Svarbų vaidmenį pernešant membraną turi pasyvus medžiagų pernešimas: osmosas,
filtravimas ir bioelektrogenezė. Šiuos reiškinius lemia ląstelių membranų barjerinės savybės. Potencialų skirtumas tarp skirtingų koncentracijų tirpalų, atskirtų selektyvaus pralaidumo membrana, vadinamas membranos potencialu. Membranos potencialas yra joninis, o ne elektroninis. Ją sukelia joninės asimetrijos atsiradimas, t.y. nevienodas jonų pasiskirstymas abiejose membranos pusėse.
Tarpląstelinės terpės katijoninė sudėtis yra artima joninei jūros vandens sudėčiai: natrio, kalio, kalcio, magnio. Evoliucijos procese gamta sukūrė ypatingą jonų transportavimo būdą, kuris vadinamas pasyvus transportas, lydimas potencialų skirtumo atsiradimo. Daugeliu atvejų medžiagų perdavimo pagrindas yra difuzija, todėl ant ląstelės membranos susidarantis potencialas kartais vadinamas difuzijos potencialas. Jis egzistuoja tol, kol jonų koncentracija išsilygins. Potencialo vertė yra maža (0,1 V). Palengvinta difuzija vyksta jonų kanalais. Joninė asimetrija naudojama nervų ir raumenų ląstelių sužadinimui. Tačiau joninės asimetrijos buvimas abiejose membranos pusėse taip pat svarbus toms ląstelėms, kurios negali generuoti sužadinimo potencialo.
8.9. SAVITIKRINIMO KLAUSIMAI IR UŽDUOTYS
PARUOŠIMAS PRATYTIMS
IR EGZAMINAI
1. Pateikite elektrodo ir redokso potencialų sampratą.
2. Atkreipkite dėmesį į pagrindinius dėsningumus, pastebėtus redokso potencialų serijoje.
3. Koks yra medžiagų atkuriamojo gebėjimo matas? Pateikite dažniausiai naudojamų redukuojančių medžiagų pavyzdžius.
4. Koks yra medžiagos oksidacinio gebėjimo matas? Pateikite dažniausiai naudojamų oksidantų pavyzdžių.
5. Kaip galite eksperimentiškai nustatyti redokso potencialo vertę?
6.Kaip pasikeis Co 3+ / Co 2+ sistemos potencialas, kai į ją bus įvedami cianido jonai? Paaiškinkite atsakymą.
7. Pateikite reakcijų pavyzdį, kai vandenilio peroksidas atlieka oksidatoriaus (redukcijos agento) vaidmenį rūgštinėje ir šarminėje terpėje.
8. Kokią reikšmę gyvųjų sistemų funkcionavimui turi centrinio atomo ligando aplinkos atskleidimo reiškinys redokso potencialui?
9. Krebso ciklas vykstant biologinei gliukozės oksidacijai iš karto prasideda reakcija:
kur NADH ir NAD + yra redukuota ir oksiduota nikotinamido dinukleotido forma. Kokia kryptimi vyksta ši redokso reakcija standartinėmis sąlygomis?
10. Kaip vadinamos medžiagos, kurios grįžtamai reaguoja su oksidatoriais ir apsaugo substratus?
11. Pateikite baktericidinių medžiagų veikimo pavyzdžių, pagrįstų oksiduojančiomis savybėmis.
12. Reakcijos, kuriomis grindžiami permanganatometrijos ir jodometrijos metodai. Darbiniai sprendimai ir jų paruošimo būdai.
13. Koks yra reakcijų, kurių metu keičiasi mangano ir molibdeno oksidacijos būsena, biologinis vaidmuo?
14. Koks yra azoto (III), azoto (IV), azoto (V) junginių toksinio veikimo mechanizmas?
15.Kaip vyksta superoksido jonų detoksikacija organizme? Pateikite reakcijos lygtį. Koks metalo jonų vaidmuo šiame procese?
16. Koks yra pusinių reakcijų biologinis vaidmuo: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ Cu +; Co 3+ + ē ↔ Co 2+? Pateikite pavyzdžių.
17. Kaip standartinis EML yra susijęs su redokso proceso Gibso energijos pokyčiu?
18. Palyginkite ozono, deguonies ir vandenilio peroksido gebėjimą oksiduoti, palyginti su vandeniniu kalio jodido tirpalu. Patvirtinkite atsakymą lentelės duomenimis.
19. Kokie yra cheminiai procesai, lemiantys superoksido anijonų radikalo ir vandenilio peroksido detoksikaciją organizme? Pateikite pusinių reakcijų lygtis.
20. Pateikite redokso procesų gyvose sistemose pavyzdžius kartu su d-elementų oksidacijos būsenų pasikeitimu.
21. Pateikite redokso reakcijų panaudojimo detoksikacijai pavyzdžių.
22. Pateikite oksidantų toksinio poveikio pavyzdžių.
23 Tirpale yra Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I - dalelių. Nustatykite, kuris iš jų spontaniškai sąveikauja standartinėmis sąlygomis?
24. Kuri iš šių dalelių yra stipresnis oksidatorius rūgščioje terpėje KMnO 4 ar K 2 Cr 2 O 7?
25. Kaip potenciometriniu metodu nustatyti silpno elektrolito disociacijos konstantą? Nubraižykite galvaninio elemento cheminės grandinės schemą.
26. Ar vienu metu į organizmą patenka RMnO 4 ir NaNO 2 tirpalai?
8.10. BANDYMO PROBLEMOS
1. Kurios halogeno molekulės (paprastos medžiagos) turi redokso dvilypumą?
a) nėra, visi jie yra tik oksidatoriai;
b) viskas, išskyrus fluorą;
c) viskas, išskyrus jodą;
d) visi halogenai.
2. Kuris halogenido jonas turi didžiausią redukcinį aktyvumą?
a) F -;
b) C1-;
c) aš -;
d) Br -.
3. Kokie halogenai patiria disproporcijos reakcijas?
a) viskas, išskyrus fluorą;
b) viskas, išskyrus fluorą, chlorą, bromą;
c) viskas, išskyrus chlorą;
d) nedalyvauja nė vienas iš halogenų.
4. Dviejuose mėgintuvėliuose yra KBr ir KI tirpalai. FeCl3 tirpalas buvo įpiltas į abu mėgintuvėlius. Tokiu atveju halogenido jonas oksiduojamas iki laisvo halogeno, jei E o (Fe 3+ / Fe 2+) = 0,77 V; E ° (Br 2 / 2Br -) = 1,06 V; E o (I2 / 2I -) = 0,54 V?
a) KBr ir KI;
b) KI;
c) KBr;
d) jokiu būdu.
5. Galingiausia reduktorius:
6. Kurioje iš reakcijų, kuriose dalyvauja vandenilio peroksidas, vienas iš reakcijos produktų bus dujinis deguonis?
7. Kuris iš siūlomų elementų turi didžiausią santykinio elektronegatyvumo reikšmę?
a) O;
b) C1;
c) N;
d) S.
8. Organiniuose junginiuose esanti anglis pasižymi šiomis savybėmis:
a) oksidatorius;
b) reduktorius;
