У дома

Помийна яма

биологично окисление. Видове редокс (редокс) реакции в човешкото тяло

Биологично окисление -това е съвкупност от редокс трансформации на различни вещества в живите организми. Редокс реакциите се наричат реакции, които протичат с промяна в степента на окисление на атомите поради преразпределението на електрони между тях.

Видове процеси на биологично окисление:

1)аеробно (митохондриално) окислениее предназначен за извличане на енергия от хранителни вещества с участието на кислород и натрупването му под формата на АТФ. Аеробното окисление се нарича още тъканно дишане, тъй като по време на протичането му тъканите консумират активно кислород.

2) анаеробно окисление- това е спомагателен начин за извличане на енергията на веществата без участието на кислород. Анаеробното окисление е от голямо значение при недостиг на кислород, както и при извършване на интензивна мускулна работа.

3) микрозомално окислениеПредназначен е за неутрализиране на лекарства и отрови, както и за синтез на различни вещества: адреналин, норепинефрин, меланин в кожата, колаген, мастни киселини, жлъчни киселини, стероидни хормони.

4) свободнорадикално окислениенеобходими за регулиране на обновяването и пропускливостта на клетъчните мембрани.

Основният път на биологично окисление е митохондриаленсвързани с осигуряване на тялото с енергия в достъпна форма. Източници на енергия за хората са различни органични съединения: въглехидрати, мазнини, протеини. В резултат на окисление хранителните вещества се разлагат до крайни продукти, главно до CO 2 и H 2 O (по време на разграждането на протеините се образува и NH 3). Освободената в този случай енергия се натрупва под формата на енергия на химични връзки на макроергични съединения, главно АТФ.

Макроергичен наричат се органични съединения на живи клетки, съдържащи богати на енергия връзки. По време на хидролизата на макроергичните връзки (обозначени с криволичеща линия ~) се освобождават повече от 4 kcal / mol (20 kJ / mol). Макроергичните връзки се образуват в резултат на преразпределението на енергията на химичните връзки в процеса на метаболизма. Повечето високоенергийни съединения са фосфорни анхидриди, като ATP, GTP, UTP и др. Аденозинтрифосфатът (АТФ) заема централно място сред веществата с макроергични връзки.

аденин - рибоза - P ~ P ~ P, където P е остатък от фосфорна киселина

АТФ се намира във всяка клетка в цитоплазмата, митохондриите и ядрата. Реакциите на биологично окисление се придружават от прехвърляне на фосфатна група към ADP с образуването на ATP (този процес се нарича фосфорилиране). Така енергията се съхранява под формата на молекули на АТФ и, ако е необходимо, се използва за извършване на различни видове работа (механична, електрическа, осмотична) и за осъществяване на процеси на синтез.

Системата за обединяване на окислителните субстрати в човешкото тяло

Директното използване на химическата енергия, съдържаща се в молекулите на хранителните вещества, е невъзможно, тъй като при разкъсването на вътрешномолекулните връзки се освобождава огромно количество енергия, което може да доведе до увреждане на клетките. За да влязат в тялото хранителните вещества, те трябва да претърпят серия от специфични трансформации, по време на които се извършва многоетапно разграждане на сложни органични молекули в по-прости. Това прави възможно постепенното освобождаване на енергия и съхраняването й под формата на АТФ.

Процесът на превръщане на различни сложни вещества в един енергиен субстрат се нарича обединение.Има три етапа на обединение:

1. Подготвителен етапсреща се в храносмилателния тракт, както и в цитоплазмата на телесните клетки . Големите молекули се разпадат на съставните си структурни блокове: полизахариди (нишесте, гликоген) - до монозахариди; протеини - към аминокиселини; мазнини - към глицерол и мастни киселини. Това освобождава малко количество енергия (около 1%), което се разсейва под формата на топлина.

2. тъканни трансформациизапочва в цитоплазмата на клетките и завършва в митохондриите. Образуват се още по-прости молекули и броят на техните типове значително намалява. Получените продукти са общи за метаболитните пътища на различни вещества: пируват, ацетил-коензим А (ацетил-КоА), α-кетоглутарат, оксалоацетат и др. коензим А - активната форма на витамин B 3 (пантотенова киселина). Процесите на разграждане на протеини, мазнини и въглехидрати се събират на етапа на образуване на ацетил-КоА, впоследствие образувайки единен метаболитен цикъл. Този етап се характеризира с частично (до 20%) освобождаване на енергия, част от която се натрупва под формата на АТФ, а част се разсейва под формата на топлина.

3. Митохондриален стадий. Продуктите, образувани във втория етап, влизат в цикличната окислителна система - цикъла на трикарбоксилната киселина (цикъл на Кребс) и свързаната митохондриална дихателна верига. В цикъла на Кребс ацетил-CoA се окислява до CO 2 и водород, свързан с носители - NAD + H 2 и FAD H 2. Водородът навлиза в дихателната верига на митохондриите, където се окислява от кислород до Н 2 О. Този процес е придружен от освобождаване на приблизително 80% от енергията на химичните връзки на веществата, част от които се използва за образуване на АТФ, а част се отделя под формата на топлина.

		Въглехидрати (полизахариди)
I подготвителна; 1% от хранителната енергия се освобождава (като топлина);	аминокиселини		глицерол, мастна киселина
II тъканни трансформации; 20% енергия като топлина и ATP	ацетил-CoA (CH 3 -CO ~ SKoA)
III митохондриален стадий; 80% от енергията (около половината е под формата на АТФ, останалото е под формата на топлина).	Цикъл на трикарбоксилната киселина Дихателна верига на митохондриите O2

Класификация и характеристика на основните оксидоредуктази в тъканите

Важна особеност на биологичното окисление е, че то протича под действието на определени ензими. (оксидоредуктаза).Всички необходими ензими за всеки етап се комбинират в ансамбли, които като правило са фиксирани върху различни клетъчни мембрани. В резултат на координираното действие на всички ензими, химическите трансформации се извършват постепенно, като на конвейер. В този случай реакционният продукт от един етап е изходното съединение за следващия етап.

Класификация на оксидоредуктазите:

1. Дехидрогенази извършва елиминиране на водород от окисления субстрат:

SH 2 + A → S + AH 2

В процесите, свързани с извличането на енергия, най-често срещаният тип реакции на биологично окисление е дехидрогениране, тоест елиминирането на два водородни атома от окисления субстрат и тяхното прехвърляне към окислителя. Всъщност водородът в живите системи не е под формата на атоми, а е сбор от протон и електрон (H + и ē), чиито пътища на движение са различни.

Дехидрогеназите са сложни протеини, техните коензими (непротеинова част от сложен ензим) могат да бъдат както окислител, така и редуциращ агент. Чрез вземане на водород от субстрати коензимите се превръщат в редуцирана форма. Редуцираните форми на коензими могат да дарят водородни протони и електрони на друг коензим, който има по-висок редокс потенциал.

1) НАД + - и NADP + -зависими дехидрогенази(коензими - OVER + и NADP + - активни форми на витамин РР ). Два водородни атома са прикрепени от окисления субстрат SH 2 и се образува редуцирана форма - NAD + H 2:

SH 2 + НАД + ↔ S + НАД + H 2

2) FAD-зависими дехидрогенази(коензими - FAD и FMN - активни форми на витамин B 2). Окислителните способности на тези ензими им позволяват да приемат водород както директно от оксидиращия субстрат, така и от редуцирания NADH 2 . В този случай се образуват редуцирани форми на FAD·H2 и FMN·H2.

SH 2 + FAD ↔ S + FAD H 2

НАД + N 2 + FMN ↔ НАД + + FMN N 2

3) коензимQили убихинон,който може да дехидрогенира FAD H 2 и FMN H 2 и да прикрепи два водородни атома, превръщайки се в KoQ H 2 ( хидрохинон):

FMN N 2 + KoQ ↔ FMN + KoQ N 2

2. Желязосъдържащи електронни носители с хемична природа – цитохромиb, c 1 , в, а, а 3 . Цитохромите са ензими, принадлежащи към класа на хромопротеините (оцветени протеини). Небелтъчната част на цитохромите е представена от хемсъдържащи желязо и подобни по структура на хема на хемоглобина.Една цитохромна молекула е в състояние обратимо да приеме един електрон, докато степента на окисление на желязото се променя:

цитохром (Fe 3+) + ē ↔ цитохром (Fe 2+)

Цитохроми а, а 3 образуват комплекс т.нар цитохромоксидаза. За разлика от други цитохроми, цитохромоксидазата може да взаимодейства с кислорода, крайния акцептор на електрони.

Обща химия: учебник / А. В. Жолнин; изд. В. А. Попкова, А. В. Жолнина. - 2012. - 400 с.: ил.

Глава 8. РЕДОКС РЕАКЦИИ И ПРОЦЕСИ

Животът е непрекъсната верига от редокс процеси.

А.-Л. Лавоазие

8.1. БИОЛОГИЧНО ЗНАЧЕНИЕ НА РЕДОКС ПРОЦЕСИТЕ

Процесите на метаболизъм, дишане, гниене, ферментация, фотосинтеза са основно окислително-възстановителни процеси. В случай на аеробен метаболизъм основният окислител е молекулярният кислород, а редуциращият агент е органичните хранителни вещества. Биоелектричните потенциали на органите и тъканите са показател за това, че жизнената дейност на организма се основава на окислително-възстановителни реакции. Биопотенциалите са качествена и количествена характеристика на посоката, дълбочината и интензивността на биохимичните процеси. Поради това регистрирането на биопотенциалите на органите и тъканите се използва широко в клиничната практика при изследване на тяхната активност, по-специално при диагностицирането на сърдечно-съдови заболявания се прави електрокардиограма, а при измерване на мускулните биопотенциали се прави електромиограма. Регистрацията на мозъчните потенциали - енцефалография - ви позволява да прецените патологичните нарушения на нервната система. Мембранният потенциал, равен на 80 mV, поради появата на йонна асиметрия, е източник на енергия за жизнената активност на клетките. неравномерно разпределение на катиони и аниони от двете страни на мембраната. Мембранният потенциал има йонен характер.В многоядрените комплекси има процеси, свързани с преноса 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 има електронен характер.Тези процеси са обратими циклични и са в основата на много важни физиологични процеси. Михаелис отбеляза важната роля на окислително-възстановителните процеси в живота: „Окислително-възстановителните процеси, протичащи в живите организми, принадлежат към категорията на тези, които не само привличат окото и могат да бъдат идентифицирани, но също така са най-важните за живота, както биологично, така и от философска гледна точка.

8.2. СЪЩНОСТ

РЕДОКС ПРОЦЕСИ

През 1913 г. Л.В. Писаржевски излезе с електронната теория на редокс процесите, която в момента е общоприета. Този тип реакции се извършват поради преразпределението на електронната плътност между атомите на реагиращите вещества (преход на електрони), което се проявява в промяна на степента на окисление.

Реакциите, в резултат на които степента на окисление на атомите, съставляващи реагентите, се променят поради прехвърлянето на електрон между тях, се наричат окислително-редукционни реакции.

Редокс процесът се състои от 2 елементарни акта или полуреакции: окисление и редукция.

Окисляванее процес на загуба (връщане) на електрони от атом, молекула или йон. Когато се окислява, степента на окисление на частиците се увеличава:

Нарича се частица, която отдава електрони редуциращ агент.Продуктът от окисляването на редуциращ агент се нарича негов окислена форма:

Редукторът с неговата окислена форма представлява една двойка от редокс системата (Sn 2 +/Sn 4 +).

Мярка за редукционната способност на даден елемент е йонизационен потенциал.Колкото по-нисък е йонизационният потенциал на даден елемент, толкова по-силен е редуциращият агент, s-елементите и елементите в по-ниски и междинни степени на окисление са силни редуциращи агенти. Способността на една частица да отдава електрони (донорна способност) определя нейните редуциращи свойства.

Възстановяване -е процес на прикрепване на електрони към частица. Когато се редуцира, степента на окисление намалява:

Нарича се частица (атоми, молекули или йони), която приема електрони окислител.Продуктът от редукция на окислител се нарича негов възстановена форма:

Окислителят с неговата редуцирана форма представлява друга двойка (Fe 3+ /Fe 2+) от редокс системата. Мярка за окислителната способност на частиците е електронен афинитет.Колкото по-голям е електронният афинитет, т.е. способността на частицата да изтегля електрони, толкова по-силен е окислителят. Окисляването винаги е придружено от редукция и обратно, редукцията е свързана с окисление.

Разгледайте взаимодействието на FeCl3 с SnCl2. Процесът се състои от две полуреакции:

Редокс реакцията може да бъде представена като комбинация от две конюгирани двойки.

По време на реакциите окислителят се превръща в конюгиран редуциращ агент (редукционен продукт), а редукторът се превръща в конюгиран окислител (продукт на окисление). Те се считат за редокс двойки:

Следователно окислително-редукционните реакции представляват единството на 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 настъпи, ако афинитетът към електрона на окислителя е по-голям от йонизационния потенциал на редуциращия агент. За това концепцията електроотрицателност -количество, което характеризира способността на атомите да отдават или приемат електрони.

Съставянето 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 средата е видима. При съставяне на уравнения е необходимо да се установи кои от веществата, които влизат в реакцията, действат като окислител и кои действат като редуциращ агент, ефектът на рН на средата върху хода на реакцията, и какви са възможните продукти на реакцията. Редокс свойства се проявяват от съединения, които съдържат атоми, които имат голям брой валентни електрони с различни енергии. Такива свойства имат 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 долната - само възстановителни свойства(H 2 S), в междинния - може да се държи по два начина(Na2SO3). След компилиране на уравненията на полуреакцията, йонното уравнение съставя уравнението на реакцията в молекулярна форма:

Проверка на правилността на уравнението: броят на атомите и зарядите в лявата страна на уравнението трябва да бъде равен на броя на атомите и зарядите в дясната страна на уравнението за всеки елемент.

8.3. КОНЦЕПЦИЯТА ЗА ЕЛЕКТРОДЕН ПОТЕНЦИАЛ. МЕХАНИЗЪМ НА ПОЯВА НА ЕЛЕКТРОДЕН ПОТЕНЦИАЛ. ГАЛВАНИЧЕН КЛЕТЪК. УРАВНЕНИЕ НА НЕРНСТ

Мярка за редокс способността на веществата са редокс потенциалите. Нека разгледаме механизма на възникване на потенциала. Когато реактивен метал (Zn, Al) се потопи в разтвор на неговата сол, например Zn в разтвор на ZnSO 4, металът се разтваря допълнително в резултат на процеса на окисление, образува се двойка, двоен електрически слой върху металната повърхност и потенциалът на двойката Zn 2+/Zn° се появява.

Метал, потопен в разтвор на неговата сол, като например цинк в разтвор на цинков сулфат, се нарича електрод от първи вид. Това е двуфазен електрод, който е отрицателно зареден. Потенциалът се образува в резултат на реакцията на окисление (според първия механизъм) (фиг. 8.1). При потапяне на нискоактивни метали (Cu) в разтвор на тяхната сол се наблюдава обратният процес. На границата между метала и солевия разтвор се отлага метал в резултат на редукция на йон, който има висок акцепторен капацитет за електрон, което се дължи на големия ядрен заряд и малкия радиус на йона. Електродът е положително зареден, излишните солеви аниони образуват втори слой в околоелектродното пространство и възниква електроден потенциал на двойката Cu 2 +/Cu°. Потенциалът се формира в резултат на процеса на възстановяване по втория механизъм (фиг. 8.2). Механизмът, големината и знакът на електродния потенциал се определят от структурата на атомите, участващи в електродния процес.

И така, потенциалът възниква на границата между метала и разтвора в резултат на процесите на окисление и редукция, протичащи с участието на метала (електрода) и образуването на двоен електрически слой се нарича електроден потенциал.

Ако електроните се отстранят от цинкова плоча към медна, тогава равновесието на плочите се нарушава. За да направите това, ние свързваме цинкови и медни плочи, потопени в разтвори на техните соли, с метален проводник, близки до електродите разтвори с електролитен мост (тръба с разтвор на K 2 SO 4), за да затворим веригата. Полуреакцията на окисление протича върху цинковия електрод:

и върху медта - редукционната полуреакция:

Електрическият ток се дължи на общата редокс реакция:

Във веригата се появява електрически ток. Причината за възникването и протичането на електрически ток (ЕМП) в галваничен елемент е разликата в електродните потенциали (E) - фиг. 8.3.

Ориз. 8.3.Електрическа схема на галваничен елемент

Галваничен елементе система, в която се преобразува химическата енергия на редокс процес

в електрически. Химическата верига на галваничния елемент обикновено се записва като кратка диаграма, където отляво е поставен по-отрицателен електрод, двойката, образувана на този електрод, е обозначена с вертикална линия и е показан потенциалният скок. Две линии маркират границата между разтворите. Зарядът на електрода е посочен в скоби: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - схема на химическата верига на галваничен елемент.

Редокс потенциалите на една двойка зависят от природата на участниците в електродния процес и съотношението на равновесните концентрации на окислените и редуцирани форми на участниците в електродния процес в разтвор, температурата на разтвора и се описват с уравнението на Нернст. Количествената характеристика на окислително-възстановителната система е окислително-възстановителният потенциал, който възниква на границата между фазите платина - воден разтвор. Потенциалната стойност в единици SI се измерва във волтове (V) и се изчислява от уравнението на Нернст-Питерс:

където a(Ox) и a(Red) са активностите съответно на окислената и редуцирана форма; Р- универсална газова константа; T- термодинамична температура, K; Е- константа на Фарадей (96 500 C/mol); не броят на електроните, участващи в елементарния редокс процес; а - активност на хидрониеви йони; м- стехиометричен коефициент пред водородния йон в полуреакцията. Стойността на φ° е стандартният редокс потенциал, т.е. потенциал, измерен при условията a(Oх) = a(Red) = a(H +) = 1 и дадена температура.

Стандартният потенциал на системата 2H + /H 2 се приема равен на 0 V. Стандартните потенциали са референтни стойности и са таблични при температура 298K. Силно киселинната среда не е характерна за биологичните системи, следователно, за да се характеризират процесите, протичащи в живите системи, по-често се използва формалният потенциал, който се определя при условие a (Ox) = a (Red), pH 7,4 и температура 310 K (физиологично ниво). При изписване на потенциала парите се посочват като дроб, като в числителя се записва окислителят, а в знаменателя - редукторът.

За 25 °C (298K) след заместване на постоянни стойности (R = 8,31 J/mol deg; Е= 96 500 C/mol) уравнението на Нернст приема следната форма:

където φ° е стандартният редокс потенциал на двойката, V; с о.фу и с в.ф. - произведението на равновесните концентрации съответно на окислената и редуцираната форма; x и y са стехиометрични коефициенти в уравнението на полуреакцията.

Електродният потенциал се формира 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 потенциала на електрода от концентрацията на едноименния йон с него 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 извършва само електронен трансфер Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 +. то изолирано редокс равновесие;

2) системи, при които преносът на електрони се допълва от пренос на протони, т.е. наблюдаваното комбинирано равновесие от различни видове:протолитичен (киселинно-основен) и редокс с възможна конкуренция на две частици от протони и електрони. В биологичните системи важни редокс системи са от този тип.

Пример за система от втори тип е процесът на използване на водороден пероксид в тялото: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O, както и редуцирането в кисела среда на много окислители, съдържащи кислород: CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, MnO 4 -. Например, MnО 4 - + 8Н + + 5ē = = Mn 2 + + 4Н 2 О. В тази полуреакция участват електрони и протони. Изчисляването на потенциала на двойка се извършва по формулата:

В по-широк диапазон от спрегнати двойки, окислената и редуцирана 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 носител на електрони. Потенциалът, образуван поради редокс процеса, протичащ в разтвора, се нарича редокс потенциал.

Измерва се на редокс електроде инертен метал в разтвор, съдържащ окислени и редуцирани форми на двойка. Например при измерване E oдвойки Fe 3 +/Fe 2 + използвайте редокс електрод - платинен измервателен електрод. Еталонният електрод е водород, потенциалът на двойката от които е известен.

Реакцията, протичаща в галваничния елемент:

Схема на химическата верига: (-) Pt | (H 2 °), H + | | Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

Редокс потенциалът е мярка за редокс способността на веществата. Стойността на стандартните двойки потенциали е посочена в референтните таблици.

В поредицата от редокс потенциали се отбелязват следните закономерности.

1. Ако стандартният редокс потенциал на двойката е отрицателен, например φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 V, тогава по отношение на водородната двойка, чийто потенциал е по-висок, тази двойка действа като редуциращ агент. Потенциалът се формира от първия механизъм (окислителни реакции).

2. Ако потенциалът на двойката е положителен, например φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) \u003d +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 според втория механизъм (редукционни реакции).

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 това

двойки. Намаляването на стойността на положителния потенциал и увеличаването на отрицателния потенциал съответства на намаляване на окислителната и повишаване на редукционната активност. Например:

8.4. ВОДОРОДЕН ЕЛЕКТРОД, ИЗМЕРВАНЕ НА РЕДОКС

Редокс потенциалът на една двойка се определя от потенциала на двойния електрически слой, но, за съжаление, няма метод за измерването му. Следователно се определя не абсолютна, а относителна стойност, като се избира друга двойка за сравнение. Измерването на потенциала се извършва с помощта на потенциометрична инсталация, която се основава на галванична клетка с верига: електродът на тестовата двойка (измервателен електрод) е свързан към електрода на водородната двойка (H + / H °) или някакъв друг , чийто потенциал е известен (референтен електрод) . Галваничният елемент е свързан към усилвател и електромер (фиг. 8.4).

Водородна двойка се образува на водородния електрод в резултат на редокс процеса: 1/2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e - . Водородният електрод е половин клетка, състояща се от

от платинена плоча, покрита с тънък, свободен слой платина, потопена в 1 N разтвор на сярна киселина. Водородът преминава през разтвора, в порестия слой на платината 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 стойността на рН (повишаване на киселинността) на средата и намаляване на парциалното налягане на водородния газ над разтвора.

8.5. ПРОГНОЗА НА ПОСОКАТА

ВЪРХУ ПРОМЯНАТА НА СВОБОДНАТА ЕНЕРГИЯ НА ВЕЩЕСТВАТА И ВЪРХУ СТОЙНОСТТА НА СТАНДАРТНИТЕ РЕДОКС ПОТЕНЦИАЛИ

Посоката на редокс реакцията може да се съди по промяната на изобарно-изотермичния потенциал на системата (енергия на Гибс), свободната енергия (ΔG) на процеса. Реакцията е принципно 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 Е- константа на Фарадей, равна на 96,5 kK/mol; н- броят на електроните, участващи в редокс процеса, на 1 mol вещество; E o- стойността на разликата в стандартните редокс потенциали на две конюгирани двойки на системата, която се нарича електродвижеща сила на реакциите (ЕМС). Това уравнение отразява физическия смисъл на връзката E oи свободната енергия на реакцията на Гибс.

За спонтанното протичане на окислително-редукционна реакция е необходимо потенциалната разлика на конюгираните двойки да бъде положителна стойност, която следва от уравнението, т.е. двойката, чийто потенциал е по-висок, може да действа като окислител. Реакцията продължава, докато потенциалите на двете двойки се изравнят. Следователно, за да се отговори на въпроса дали даден редуциращ агент ще се окисли от даден окислител или, обратно, трябва да се знае ΔE o : ∆Eo = φ°оксид. - φ° почивка. Реакцията протича в посока, която води до образуването на по-слаб окислител и по-слаб редуциращ агент. По този начин, чрез сравняване на потенциалите на две конюгирани двойки, може фундаментално да се реши проблемът за посоката на процеса.

Задача.Възможно ли е да се редуцира Fe 3+ йон с T1+ йони съгласно предложената схема:

ΔЕ° на реакцията има отрицателна стойност:

Реакцията е невъзможна, тъй като окислената Fe 3+ форма на 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 по-голямо е ΔE°, толкова по-интензивна е реакцията.

Задача.Какво е химичното поведение на FeC1 3 в разтвор, съдържащ:

а) NaI; б) NaBr?

Съставяме полуреакции и намираме потенциалите за двойки:

а) дреакции 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + ще бъдат равни на 0,771-0,536 = = 0,235 V, дима 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 E oпоказва, че железен хлорид няма да се окисли от калиев бромид.

8.6. РАВНОВЕСНА КОНСТАНТА

РЕДОКС РЕАКЦИЯ

В някои случаи е необходимо да се знае не само посоката и интензивността на окислително-редукционните реакции, но и пълнотата на реакциите (с какъв процент изходните материали се превръщат в реакционни продукти). Например при количествен анализ може да се разчита само на онези реакции, които практически протичат 100%. Ето защо, преди да използвате тази или онази реакция за решаване на някакъв проблем, определете константата, равна на

novesia (K R) на този остров на системата. За определяне на Kp на редокс процеси се използват таблица със стандартни редокс потенциали и уравнението на Нернст:

тъй катокогато се постигне равновесие, потенциалите на конюгираните двойки на окислителя и редуциращия агент на редокс процеса стават еднакви: φ ° оксид. - φ° почивка. = 0, тогава E o= 0. От уравнението на Нернст в условия на равновесие E oреакцията е:

където н- броят на електроните, участващи в редокс реакцията; P.S. произв. районен и П.С. реф. c-c - съответно произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти и изходните вещества в степента на техните стехиометрични коефициенти в уравнението на реакцията.

Константата на равновесие показва, че състоянието на равновесие на дадена реакция настъпва, когато произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти стане 10 пъти по-голямо от произведението 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. РЕДОКС РЕАКЦИИ В БИОЛОГИЧНИТЕ СИСТЕМИ

В процеса на жизнена дейност в клетките и тъканите могат да възникнат разлики в електрическите потенциали. Електрохимичните трансформации в организма 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 техните заряди) и с образуването на биопотенциали. Биопотенциалите, регистрирани в тялото, са главно мембранни потенциали. Те са йонни по природа. В резултат на тези процеси възникват потенциали между различни слоеве тъкани в различно физиологично състояние. 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 е положително заредена спрямо неосветената зона.

При окислително-възстановителните процеси, които имат електронен характер, могат да се разграничат три групи.

Първата група включва процеси, свързани с пренос на електрони между вещества без участието на кислород и водород. Тези процеси се осъществяват с участието на електронопреносни комплекси - хетеровалентни и хетероядрени комплекси. Електронният трансфер се осъществява в сложни съединения на един и същи метал или атоми на различни метали, но в различна степен на окисление. Активният принцип на преноса на електрони са преходните метали, които показват няколко стабилни състояния на окисление, а преносът на електрони и протони не изисква големи разходи за енергия, прехвърлянето може да се извърши на големи разстояния. Обратимостта на процесите позволява многократно участие в циклични процеси. Тези осцилаторни процеси се срещат в ензимната катализа (цитохроми), протеиновия синтез и метаболитните процеси. Тази група от трансформации участва в поддържането на антиоксидантната хомеостаза и в защитата на тялото 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.

каталаза, пероксидаза, дехидрогеназа. Тези системи имат антиоксидантно, антипероксидно действие.

Втората група включва редокс процеси, свързани с участието на кислород и водород. Например, окисляването на алдехидната група на субстрата в кисела:

Третата група включва процеси, свързани с преноса на протони и електрони от субстрата, които са зависими от рН, протичат в присъствието на ензими дехидрогеназа (Е) и коензим (Со) с образуването на активиран комплекс ензим-коензим-субстрат (E-Co-S), прикрепяйки електрони и водородни катиони от субстрата, и причиняват неговото окисляване. Такъв коензим е никотинамид аденин динуклеотид (NAD +), който свързва два електрона и един протон:

В биохимичните процеси протичат комбинирани химични равновесия: редокс, протолитични и комплексообразуващи процеси. Процесите обикновено имат ензимен характер. Видове ензимно окисление: дехидрогеназа, оксидаза (цитохроми, свободнорадикално окисление-редукция). Редокс процесите, протичащи в тялото, могат условно да бъдат разделени на следните типове: 1) реакции на вътрешномолекулна дисмутация (диспропорциониране) поради въглеродните атоми на субстрата; 2) междумолекулни реакции. Наличието на широк диапазон от степени на окисление на въглеродните атоми от -4 до +4 показва неговата двойственост. Следователно в органичната химия реакциите на редокс дисмутация, дължащи се на въглеродни атоми, са често срещани, които се случват вътре- и междумолекулно.

8.8. МЕМБРАНЕН ПОТЕНЦИАЛ

От времето на Р. Вирхов е известно, че жива клетка- това е елементарната клетка на биологичната организация, осигуряваща 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. Голяма роля в мембранния транспорт принадлежи на пасивния транспорт на вещества: осмоза,

филтрация и биоелектрогенеза. Тези явления се определят от бариерните свойства на клетъчните мембрани. Потенциалната разлика между разтвори с различни концентрации, разделени от мембрана със селективна пропускливост, се нарича мембранен потенциал. Мембранният потенциал е йонен, а не електронен по природа. Дължи се на 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, т.нар пасивен транспорт,придружен от потенциална разлика. В много случаи основата за пренос на вещества е дифузията, така че потенциалът, който се образува върху клетъчната мембрана, понякога се нарича дифузионен потенциал.Той съществува, докато концентрацията на йони се изравни. Потенциалната стойност 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 САМОПРОВЕРКА

ПОДГОТВЕН ЗА УРОЦИ

И ИЗПИТИТЕ

1. Дайте концепцията за електродни и редокс потенциали.

2. Отбележете основните закономерности, наблюдавани в серията от редокс потенциали.

3. Каква е мярката за редукционната способност на веществата? Дайте примери за най-разпространените редуциращи агенти.

4. Каква е мярката за окислителната способност на дадено вещество? Дайте примери за най-разпространените окислители.

5. Как може експериментално да се определи редокс потенциалът?

6. Как ще се промени потенциалът на системата Co 3+ /Co 2+, когато в нея се въведат цианидни йони? Обяснете отговора.

7. Дайте пример за реакции, при които водородният пероксид играе ролята на окислител (редуциращ агент) в кисела и алкална среда.

8. Какво е значението на явлението за разкриване на лигандната среда на централния атом върху редокс потенциала за функционирането на живите системи?

9. Цикълът на Кребс при биологичното окисление на глюкозата се предшества непосредствено от реакцията:

където NADH и NAD + са редуцирана и окислена форма на никотинамид динуклеотид. В каква посока протича тази редокс реакция при стандартни условия?

10. Как се наричат веществата, които обратимо реагират с окислители и предпазват субстратите?

11. Дайте примери за действието на бактерицидни вещества, базирани на окислителни свойства.

12. Реакции в основата на методите перманганатометрия и йодометрия. Работни разтвори и методи за приготвянето им.

13. Каква е биологичната роля на реакциите, при които степента на окисление на манган и молибден се променя?

14. Какъв е механизмът на токсично действие на азотни (III), азотни (IV), азотни (V) съединения?

15. Как супероксидният йон се детоксикира 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 стандартната ЕМП е свързана с промяната в енергията на Гибс на редокс процеса?

18. Сравнете окислителната способност на озона, кислорода и водородния пероксид по отношение на воден разтвор на калиев йодид. Подкрепете отговора си с таблични данни.

19. Какви химични процеси са в основата на неутрализирането на супероксидния анионен радикал и водородния пероксид в тялото? Дайте уравненията на полуреакциите.

20. Дайте примери за редокс процеси в живите системи, придружени от промяна в степента на окисление на d-елементите.

21. Дайте примери за използването на редокс реакции за детоксикация.

22. Дайте примери за токсичния ефект на окислителите.

23. В разтвора има частици Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I -. Определете кои от тях взаимодействат спонтанно при стандартни условия?

24. Коя от посочените частици е по-силен окислител в кисела среда KMnO 4 или K 2 Cr 2 O 7?

25. Как да се определи константата на дисоциация на слаб електролит с помощта на потенциометричния метод? Начертайте схема на химическата верига на галваничен елемент.

26. Възможно ли е едновременно въвеждане на разтвори RMnO 4 и NaNO 2 в тялото?

8.10. ТЕСТОВЕ

1. Кои халогенни молекули (прости вещества) проявяват редокс двойственост?

а) нито един, всички те са само окислители;

б) всичко освен флуор;

в) всичко освен йод;

г) всички халогени.

2. Кой халиден йон има най-висока редуцираща активност?

а) F - ;

б) C1 - ;

в) аз - ;

г) Br - .

3. Кои халогени претърпяват реакции на диспропорциониране?

а) всичко освен флуор;

б) всичко с изключение на флуор, хлор, бром;

в) всичко с изключение на хлора;

г) нито един от халогените не е включен.

4. Две епруветки съдържат разтвори на KBr и KI. Към двете епруветки се добавя разтвор на FeCl3. В който случай халидният йон се окислява до свободен халоген, ако E o (Fe 3+ / Fe 2+) = 0,77 V; E ° (Br 2 /2Br -) \u003d 1,06 V; E o (I2 / 2I -) \u003d 0,54 V?

а) KBr и KI;

б) KI;

в) KVR;

г) в никакъв случай.

5. Най-мощният редуциращ агент:

6. В коя от реакциите, включващи водороден пероксид, газообразният кислород ще бъде един от реакционните продукти?

7. Кой от предложените елементи има най-висока стойност на относителна електроотрицателност?

а)О;

b) C1;

в) N;

г) С.

8. Въглеродът в органичните съединения проявява следните свойства:

а) окислител;

б) редуциращ агент;

Редокс реакции. Ролята на редокс процесите в организма. Редокс потенциал. Уравнение на Нернст.

Дишането и метаболизма, гниенето и ферментацията, фотосинтезата и нервната дейност на живите организми са свързани с окислително-възстановителните реакции. Редокс процесите са в основата на изгаряне на гориво, корозия на метали, електролиза, металургия 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 окислява, тогава другият трябва да се редуцира. 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 отдава електрони и повишава степента на окисление. Редуциращият агент се окислява в резултат на реакцията. Редукторът в предложената реакция е йонът I - . Източникът на електрическа енергия в елемента е химическата реакция на изместване на медта от цинк: Zn + Cu 2+ + Cu. Работата по окисление на цинка, равна на загубата на изобарно-изотермичния потенциал, може да бъде представена като произведение на пренесената електроенергия и стойността на e. d.s.: A \u003d - - dG 0 \u003d p EF, където p е зарядът на катиона; д- ч. д.с. елемент и Ф-Числото на Фарадей. От друга страна, според уравнението на изотермата на реакцията. Редокс потенциалите са от голямо значение за физиологията на човека и животните. Редокс системите включват такива системи в кръвта и тъканите като хем/хемация и цитохроми, които съдържат дву- и тривалентно желязо; аскорбинова киселина (витамин С), която е в окислена и редуцирана форма; системата на глутатион, цистин-цистеин на янтарна и фумарова киселина и др. Най-важният процес на биологично окисление, а именно прехвърлянето на електрони и протони от окислен субстрат към кислород, се извършва в тъканите с помощта на строго определена серия от междинни носители на ензими, също е верига от редокс процеси. Всяка връзка в тази верига съответства на една или друга редокс система, която се характеризира с определен редокс потенциал.

Определяне на посоката на окислително-възстановителните реакции чрез стандартни стойности на свободната енергия на образуване на реагентите и стойностите на окислително-редукционните потенциали.

Различни жизнени процеси са придружени от протичането в тялото на електрохимични процеси, които играят важна роля в метаболизма. Електрохимичните трансформации в тялото могат да бъдат разделени на две основни групи: процеси, свързани с преноса на електрони и възникването 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-възстановителните биохимични процеси. Те включват например фотосинтезните потенциали, които възникват между осветените и неосветените участъци на листа, като осветената зона се оказва положително заредена по отношение на неосветената област. Редокс процесите от първата група в тялото могат да бъдат разделени на три вида: 1. Директен пренос на електрони между вещества без участието на кислородни и водородни атоми, например пренос на електрони в цитохроми: цитохром (Fe 3+) + e - > цитохром (Re 2+ ) и пренос на електрони в ензима цитохромоксидаза: цитохромоксидаза (Cu 2+) + e -> цитохромоксидаза (Cu 1+). 2. Окислителни, свързани с участието на кислородни атоми и оксидазни ензими, например окисление на алдехидната група на субстрата в кисела: RСОН + O ó RСООН. 3. pH-зависими, възникващи в присъствието на ензими дехидрогеназа (E) и коензими (Co), които образуват активиран комплекс ензим-коензим-субстрат (E-Co-5), прикрепват електрони и водородни катиони от субстрата и причиняват 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 свързва два електрони 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 + KoQ ó S + KoQH 2.

66. Оксидометрия, йодометрия, перманганатометрия. Приложение в медицината.

В зависимост от използваните титранти има няколко вида редокс титруване: перманганометрично, йодиметрично, бихроматометрично и др. Перманганометричното титруване се основава на взаимодействието на стандартен разтвор на калиев перманганат с разтвор на редуциращ агент. Окисляването с калиев перманганат може да се извърши в кисела, алкална и неутрална среда, а продуктите от редукция на KMnO са различни в различните среди. Перманганометричното титруване се препоръчва да се извършва в кисела среда. Първо, в резултат на реакцията се образуват безцветни Mn 2+ йони и една излишна капка титрант KMnO 4 ще оцвети титрирания разтвор в розово. При окисляване в неутрална или алкална среда се утаява тъмнокафява утайка или се образуват тъмнозелени MnO 2-4 йони, което затруднява фиксирането на точката на еквивалентност. Второ, окислителната способност на калиевия перманганат в кисела среда е много по-голяма (E ° MnO 4 / Mn 2+ \u003d + 1,507v), отколкото в алкална и неутрална среда. Стандартният окислителен потенциал на двойката E) / 2G - е 0,54 V. Следователно вещества, чийто окислителен потенциал е под тази стойност, ще бъдат редуциращи агенти. И следователно те ще насочат реакцията отляво надясно, "поглъщайки" йод. Такива вещества включват, например, Na 2 83O3, калаен (II) хлорид и др. Вещества, чийто окислителен потенциал е по-висок от 0,54 V, ще бъдат окислители по отношение на йона и ще насочат реакцията към освобождаване на свободен йод: 2I + 2e \u003d I 2. Количеството освободен свободен йод се определя чрез титруване на неговите разтвори на Na 2 S 2 O 3 тиосулфат: I + 2e -> 2I - Натриевият тиосулфит абсорбира свободния йод, измествайки реакционното равновесие надясно. За да протече реакцията отляво надясно, е необходим излишък от свободен йод. Обикновено се извършва обратно титруване. Към редуциращия агент, който се определя, веднага се добавя излишък от титруван йоден разтвор. Част от него реагира с редуциращия агент, а останалата част се определя чрез титруване с разтвор на натриев тиосулфат.

67. Квантово - механичен модел на атома.

Квантовата (или вълновата) механика се основава на факта, че всички материални частици едновременно имат вълнови свойства. Това беше предсказано за първи път от L. de Broglie, който през 1924 г. теоретично показа, че частица с маса m и скорост v може да бъде свързана с вълново движение, чиято дължина на вълната X се определя от израза: L \u003d h / m v, където h (константа на Планк) = 6,6256-10-27 erg-s = 6,6256-10 34 J-s. Скоро това предположение беше потвърдено от явленията на електронната дифракция и интерференцията на два електронни лъча. Двойствената природа на елементарните частици (дуализъм частица-вълна) е частно проявление на общото свойство на материята, но трябва да се очаква само за микрообекти. Вълновите свойства на микрочастиците се изразяват в ограничената приложимост към тях на такива понятия, които характеризират макрочастица в класическата механика като координата (x, y, z) и импулс (p = m v). За микрочастиците винаги има несигурност в координатата и импулсът, свързани със съотношението на Хайзенберг: d x d p x > = h, където d x е несигурността на позицията, а d p x е несигурността на импулса. Съгласно принципа на неопределеността движението на микрочастицата не може да се опише с определена траектория и е невъзможно да се представи движението на електрона в атома под формата на движение по определена кръгова или елиптична орбита, както е прието в Модел на Бор. Описанието на движението на електрона може да се даде с помощта на вълните на де Бройл. Вълната, съответстваща на микрочастицата, се описва от вълновата функция y(x, y, Ж).Не е това, което има физическо значение; вълнова функция, а само произведението на квадрата на нейния модул и елементарния обем |у| 2 -dу, равна на вероятността за намиране на електрон в елементарен обем dv = dx -dу-dz. Вълновото уравнение на Шрьодингер е математически модел на атом. Той отразява единството на корпускулярните и вълновите свойства на електрона. Без да навлизаме в анализа на уравнението на Шрьодингер.

68. Орбитала на електронния облак.

Представата за електрона като материална точка не отговаря на истинската му физическа природа. Затова е по-правилно да се разглежда като схематично изображение на електрон, „размазан“ по целия обем на атома под формата на т.нар. електронен облак:колкото по-плътно са разположени точките на едно или друго място, толкова по-голяма е плътността на електронния облак тук. С други думи, плътността на електронния облак е пропорционална на квадрата на вълновата функция. денергията на електрона в атома зависи от главното квантово число П.Във водородния атом енергията на един електрон се определя изцяло от стойността П.Въпреки това, в многоелектронните атоми енергията на електрона също зависи от стойността на орбиталното квантово число. Следователно състоянията на електрона, характеризиращи се с различни стойности, обикновено се наричат енергийни поднива на електрона в атома. В съответствие с тези обозначения те говорят за s - подниво, p-подниво и т.н. Електроните, характеризиращи се със стойностите на страничното квантово число O, 1, 2 и съответно 3, се наричат s-електрони, p -електрони, d - електрони и f - електрони. За дадена стойност на главното квантово число П s-електроните имат най-ниска енергия, след това p-, d - и f-електрони. Състоянието на електрона в атома, което отговаря на определени стойности Пи l, се записва по следния начин: първо числото показва стойността на основното квантово число, а след това буквата показва орбиталното квантово число. По този начин обозначението 2p се отнася до електрон, за който П= 2 и l = 1, обозначението 3d - на електрон с n = 3 и l == 2. Електронният облак няма рязко очертани граници в пространството. Следователно концепцията за неговия размер и форма изисква изясняване.

69. Характеризиране на електрическото състояние на електрона чрез система от квантови числа: главни, орбитални, магнитни и спинови квантови числа.

В едномерен модел на атом енергията на електрона може да приема само определени стойности, с други думи, тя квантувано.Енергията на един електрон в реален атом също е квантована величина. Възможните енергийни състояния на електрона в атома се определят от стойността на основното квантово число П,които могат да приемат положителни цели числа: 1, 2, 3... и т.н. Електронът има най-ниска енергия при n =един; с увеличаване П.енергията на електрона нараства. Следователно състоянието на електрона, характеризиращо се с определена стойност на основното квантово число, обикновено се нарича енергийно ниво на електрона в атома: при n = 1 електронът е на първо енергийно ниво, при n = 2 при второто и т.н. Основното квантово число определя и размера на електронния облак.За да се увеличи размерът на електронния облак, е необходимо част от него да се премести на по-голямо разстояние от ядрото. Формата на електронния облак също не може да бъде произволна. Определя се от орбиталното квантово число (наричано още странично или азимутално квантово число), което може да приема цели числа от 0 до (П- 1), където Пе основното квантово число. различни значения Псъответства на различен брой възможни стойности. Така за i = 1 е възможна само една стойност; орбитално квантово число - нула (/ = 0), ат n= 2lможе да бъде равно на 0 или 1, за i = 3 са възможни стойностите / равни на 0, 1 и 2; като цяло, като се има предвид стойността на главното квантово число Пкореспондирам Празлични възможни стойности на орбиталното квантово число. От уравнението на Шрьодингер следва, че ориентацията на електронния облак в пространството не може да бъде произволна: тя се определя от стойността на третото, така нареченото магнитно квантово число и т.н. Магнитното квантово число може да приема всякакви цели числа, както положителни, така и отрицателни, вариращи от + L до - L. По този начин, за различни стойности, броят на възможните стойности m е различен. Така че за s-електрони (l = 0) е възможна само една стойност на m (m - 0); за p-електрони (L=1) са възможни три различни стойности т. Посвен квантовите числа н, ази m, електронът се характеризира с друго квантовано количество, което не е свързано с. от движението на електрона около ядрото, но чрез определяне на собственото му състояние. Това количество се нарича спиново квантово число или просто спин; спинът обикновено се обозначава с буквата S. Спинът на електрона може да има само две стойности. Така, както в случая с други квантови числа, възможните стойности на спиновото квантово число се различават с единица.

23. Уравнение на Арениус. Активираща енергия. Теория на активните сблъсъци.

27. Активиране и инхибиране на ензими.

25. Концепцията за кинетиката на сложните реакции. Паралелни, последователни, свързани и верижни реакции.

28. Ролята на разтворите в живота на организмите. Водата като разтворител.

29. Изоелектрично състояние и изоелектрична точка на амфолити

30. Концентрация на разтвори и методи за тяхното изразяване.

31. Солватна теория на разтворите.

32. Разтворимост на газове в течности. Кесонова болест.

33. Разтворимост на течности и твърди вещества в течности. Хидратира и кристално хидратира.

35. Вискозитет на разтворите. Аномален вискозитет на IMC разтвори.

34. Разтвори за ВМС. Подуване. Обща характеристика на разтворите на IUD.

36. Специфичен, намален, относителен и присъщ вискозитет.

37. Вискозиметрично определяне на молекулното тегло на полимерите.

38. Вискозитет на кръв и други биологични течности.

39. Колигативни свойства на разтворите.

40. Относително намаляване на налягането на наситените пари и закон на Раул. идеални решения.

41. Понижаване на точката на замръзване и повишаване на точката на кипене, тяхната зависимост от концентрацията на разтвора.

42. Осмоза и осмотично налягане. закон на вант хоф

43. Осмотично налягане в разтвори на биополимери. Мембранно равновесие Донан.

44. Ролята на осмозата и осмотичното налягане в биологичните системи.

45. Плазмолиза и хемолиза.

46. Разтвори на слаби и силни електролити. Степента и константата на дисоциация на слабите електролити.

48. Електролити в човешкото тяло. Електролитен състав на кръвта.

49. Понятие за водно-солевия метаболизъм. Антагонизъм и синегизъм на йони.

52. Дисоциация на водата. Производство на йонна вода. воден индикатор.

53. Интервали на стойностите на рН за различни течности на човешкото тяло.

54. Буферни системи, тяхната класификация и механизъм на действие. Капацитетът на буферните системи.

55. Буферни системи на кръвта.

56. Уравнение на Хендерсън Хаселбах.

57. Концепцията за киселинно-алкалното състояние на кръвта.

61. Киселинно-алкално титруване. Криви на титруване. Точка на еквивалентност. Избор на индикатор. Приложение в медицината.

58. Хидролиза на соли. Степен на хидролиза в биологичните процеси.

62. Реакцията на утаяване и разтваряне. Производни на разтворимостта. Аргентометрия. Приложение в медицината.

63. Редокс реакции. Ролята на редокс процесите в организма. Редокс потенциал. Уравнение на Нернст.

65. Определяне на посоката на окислително-редукционните реакции чрез стандартни стойности на свободната енергия на образуване на реагенти и чрез стойностите на редокс-потенциалите.

66. Оксидометрия, йодометрия, перманганатометрия. Приложение в медицината.

67. Квантово - механичен модел на атома.

68. Орбитала на електронния облак.

72. Методът на валентните връзки. Механизмът на образуване на валентни връзки.

70. Принцип на Паули. Правилото на Хунд. Основно и възбудено състояние на атома.

73. Видове връзки. Комуникационна множественост.

74. Наситеност, насоченост и продължителност на комуникацията.

75. Концепцията за хибридизация на атомни орбитали. Геометрия на молекулите.

76. Йонна връзка като изключително поляризирана ковалентна връзка.

77. Метод на молекулярните орбитали. Свързващи и разхлабващи орбитали.

78. Водородна връзка. Молекулни и вътрешномолекулни водородни връзки.

79. Комплексни съединения. Теория на Вернер за координация.

80. Централен атом, лиганди, координационно число на централния атом.

82. Междукомплексни съединения. (хелати).

83. Комплексони и тяхното приложение в медицината.

85. Реакция на комплексообразуване.

84. Номенклатура на комплексните съединения.

86. Йонно равновесие в разтвори на комплексни съединения.

87. Константа на нестабилност и устойчивост на комплексни йони.

88. Водата и нейните физични и химични свойства. Стойността на водата за биосферата и жизнеността на организмите. Човекът и биосферата.

102. Обща характеристика на s - елементите.

103. Обща характеристика на p - елементите.

63. Редокс реакции. Ролята на редокс процесите в организма. Редокс потенциал. Уравнение на Нернст.

Дишането и метаболизма, гниенето и ферментацията, фотосинтезата и нервната дейност на живите организми са свързани с окислително-възстановителните реакции. Редокс процесите са в основата на изгаряне на гориво, корозия на метали, електролиза, металургия 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 окислява, тогава другият трябва да се редуцира. 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 отдава електрони и повишава степента на окисление. Редуциращият агент се окислява в резултат на реакцията. Редукторът в предложената реакция е йонът I - . Източникът на електрическа енергия в елемента е химическата реакция на изместване на медта от цинк: Zn + Cu 2+ + Cu. Работата по окисление на цинка, равна на загубата на изобарно-изотермичния потенциал, може да бъде представена като произведение на пренесената електроенергия и стойността на e. d.s.: A \u003d - - dG 0 \u003d p EF, където p е зарядът на катиона; д- ч. д.с. елемент и Е- Числото на Фарадей. От друга страна, според уравнението на изотермата на реакцията. Редокс потенциалите са от голямо значение за физиологията на човека и животните. Редокс системите включват такива системи в кръвта и тъканите като хем/хемация и цитохроми, които съдържат дву- и тривалентно желязо; аскорбинова киселина (витамин С), която е в окислена и редуцирана форма; системата на глутатион, цистин-цистеин на янтарна и фумарова киселина и др. Най-важният процес на биологично окисление, а именно прехвърлянето на електрони и протони от окислен субстрат към кислород, се извършва в тъканите с помощта на строго определена серия от междинни носители на ензими, също е верига от редокс процеси. Всяка връзка в тази верига съответства на една или друга редокс система, която се характеризира с определен редокс потенциал.

65. Определяне на посоката на окислително-редукционните реакции чрез стандартни стойности на свободната енергия на образуване на реагенти и чрез стойностите на редокс-потенциалите.

Различни жизнени процеси са придружени от протичането в тялото на електрохимични процеси, които играят важна роля в метаболизма. Електрохимичните трансформации в тялото могат да бъдат разделени на две основни групи: процеси, свързани с преноса на електрони и възникването 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-възстановителните биохимични процеси. Те включват например фотосинтезните потенциали, които възникват между осветените и неосветените участъци на листа, като осветената зона се оказва положително заредена по отношение на неосветената област. Редокс процесите от първата група в тялото могат да бъдат разделени на три вида: 1. Директен пренос на електрони между вещества без участието на кислородни и водородни атоми, например пренос на електрони в цитохроми: цитохром (Fe 3+) + e - > цитохром (Re 2+ ) и пренос на електрони в ензима цитохромоксидаза: цитохромоксидаза (Cu 2+) + e -> цитохромоксидаза (Cu 1+). 2. Окислителни, свързани с участието на кислородни атоми и оксидазни ензими, например окисление на алдехидната група на субстрата в кисела: RСОН + O  RСООН. 3. pH-зависими, възникващи в присъствието на ензими дехидрогеназа (E) и коензими (Co), които образуват активиран комплекс ензим-коензим-субстрат (E-Co-5), прикрепват електрони и водородни катиони от субстрата и причиняват 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 свързва два електрони 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 + KoQ  S + KoQH 2.

Много разрушителни процеси в нашия живот са свързани с окисляването, т.е. протичат с участието на кислород. Въпреки това, окислителните реакции са просто необходими за нормалното функциониране на тялото. Те засягат производството на енергия, възстановяването, процесите на хомеостаза и други жизненоважни функции. Основното нещо тук е да запазим баланса и да не позволим на границата да премине, когато окисляването стане наш враг.

Процесите, протичащи в човешкото тяло, са неизменно свързани с окислителната реакция. В този случай сложните вещества се разлагат (окисляват) до по-прости и се освобождава необходимата за живота енергия.

Резултатите от такива окислителни процеси обаче могат да имат два резултата: положителен и отрицателен.

Резултати от окислителни реакции

Балансът на окислителните и антиоксидантните процеси е ключът към дълголетието

Необходимо условие за нормалното функциониране на всички системи на организма и здравето на човека е балансът между окислителните и антиоксидантните процеси. Изместването на това явление в една или друга посока може да бъде както патология, така и адаптивна реакция.

Ако има повече окислителни процеси, тогава тялото ни е трудно. Голям брой свободни радикали (които се образуват по време на процеса на окисление) причиняват оксидативен стрес, който засяга здравите клетки в тялото.

Това може да доведе до развитие на злокачествени тумори, преждевременно стареене и сериозни заболявания. Различните вируси навлизат в тялото по-активно, тъй като то не е защитено и ставаме по-уязвими към инфекциозни заболявания.

Когато тялото е отслабено, вредното UV-A лъчение започва процеса на окисляване, причинявайки непоправими щети както на кожата, така и на тялото като цяло. Това засяга имунната система и ДНК.

Фактори на дисбаланс на окислителните процеси:

Йонизиращо лъчение.
Химикали.
Бактерии, вируси.
Алкохол, тютюнопушене.
Замърсяване на околната среда.
Неправилно хранене.

Едно от решенията е възстановяване или навременно поддържане на баланса между окислителните и антиоксидантните процеси. Това е възможно с регулирането на окислителните процеси с помощта на диетата и качественото подобряване на начина на живот.

Това е особено важно за жителите на големите градове, където изгорелите газове и недохранването разрушават антиоксидантната система в организма. Вътре в човека постепенно се натрупват вредни вещества, които водят до оксидативен стрес и причиняват различни патологии.

Антиоксиданти – цялостна защита на организма

Днес са известни повече от 3000 различни антиоксиданти. Те обикновено се разделят на 4 групи:

растителни биофлавоноиди. Те действат като капан: улавят свободните радикали и токсините и ги извеждат от тялото. Те могат да помогнат за намаляване на риска от сърдечни заболявания и рак. Източник: катехин, който се съдържа в зеления чай, червеното вино, цитрусовите плодове.
витамини. Те абсорбират излишната енергия от агресивните свободни радикали, а също така спират или забавят развитието на верижна реакция. Има два вида: мастноразтворими (защита на мастната тъкан) и водоразтворими (защита на мускулите и кръвоносните съдове). Например витамини А, Е, С, бета-каротин.
Минерали, които човек не е в състояние да произведе сам. Поддържат нормални нива на витамини в организма и предпазват от инфекции. Пример: селен, манган, калций, цинк.
Ензими. Те действат като катализатори, дезинфекцират и ускоряват процеса на отстраняване на свободните радикали. Пример: ензим коензим Q10.

В зависимост от произхода могат да се разграничат два вида антиоксиданти:

Естествен (намира се в храната и се усвоява най-добре от тялото).
Синтетични (препарати, произведени от фармацевтичната индустрия).

Най-богатият източник на антиоксиданти са растителните храни. Между другото, кората, семената и коренищата са най-богати на тези ценни елементи. Някои учени предполагат, че най-ефективните антиоксиданти са биофлавоноидите, които се намират в корите на ярко оцветени растения, като грозде, цвекло, боровинки, патладжани и лилаво зеле.

Основните източници на най-силните антиоксиданти са:

портокали, кайсии, папая, дини, мандарини, нектарини, киви, манго, ядки;
моркови, горчица, слънчогледови семки, тиква, спанак;
броколи, цвекло, царевица, домати, аспержи, спанак;
риба тон, птиче месо, говеждо, стриди, зърнен хляб, млечни продукти;
червено месо, стриди, боб, червена риба.

Балансът на антиоксидантните и окислителните процеси е незаменима профилактика на много опасни заболявания. Удължете младостта и доброто си настроение с редовен прием на антиоксиданти!

Заглавия:

Тагове:

Раздели