itthon

Emésztőgödör

biológiai oxidáció. A redox (redox) reakciók típusai az emberi szervezetben

Biológiai oxidáció - ez egy sor redox átalakulás különböző anyagok élő szervezetekben. Redoxreakcióknak nevezzük azokat a reakciókat, amelyek az atomok oxidációs állapotának megváltozásával jönnek létre az elektronok közötti újraeloszlás következtében.

A biológiai oxidációs folyamatok típusai:

1)aerob (mitokondriális) oxidáció A tápanyagok energiájának kinyerésére szolgál az oxigén részvételével és annak ATP formájában történő felhalmozódásával. Aerob oxidációnak is nevezik szöveti légzés, hiszen lefolyása során a szövetek aktívan fogyasztanak oxigént.

2) anaerob oxidáció- ez egy segédmódszer az anyagok energiájának kinyerésére oxigén részvétele nélkül. Az anaerob oxidációnak nagy jelentősége van oxigénhiány esetén, valamint intenzív izommunka végzésekor.

3) mikroszomális oxidáció Gyógyszerek és mérgek semlegesítésére, valamint különféle anyagok szintézisére szolgál: adrenalin, noradrenalin, melanin a bőrben, kollagén, zsírsavak, epesavak, szteroid hormonok.

4) szabad gyökök oxidációja szükséges a sejtmembránok megújulásának és permeabilitásának szabályozásához.

A biológiai oxidáció fő útja a mitokondriális a test számára hozzáférhető formában történő energiaellátáshoz kapcsolódik. Az ember energiaforrásai különféle szerves vegyületek: szénhidrátok, zsírok, fehérjék. Az oxidáció következtében a tápanyagok végtermékekké bomlanak le, elsősorban CO 2 -ra és H 2 O -ra (a fehérjék lebomlása során NH 3 is képződik). Az ebben az esetben felszabaduló energia makroerg vegyületek, elsősorban az ATP kémiai kötéseinek energiája formájában halmozódik fel.

Makroergikus az élő sejtek energiadús kötéseket tartalmazó szerves vegyületeit ún. A makroerg kötések hidrolízise során (kanyargós vonallal ~ jelölve) több mint 4 kcal/mol (20 kJ/mol) szabadul fel. A makroerg kötések a kémiai kötések energiájának újraelosztása eredményeként jönnek létre az anyagcsere folyamatában. A legtöbb nagy energiájú vegyület foszforsav-anhidrid, például ATP, GTP, UTP stb. Az adenozin-trifoszfát (ATP) központi helyet foglal el a makroerg kötésekkel rendelkező anyagok között.

adenin - ribóz - P ~ P ~ P, ahol P egy foszforsav maradék

Az ATP minden sejtben megtalálható a citoplazmában, a mitokondriumokban és a sejtmagokban. A biológiai oxidációs reakciókat egy foszfátcsoport ADP-be történő átvitele kíséri ATP képződésével (ezt a folyamatot ún. foszforiláció). Így az energia ATP-molekulák formájában tárolódik, és szükség esetén különféle típusú (mechanikus, elektromos, ozmotikus) munkák elvégzésére, szintézis folyamatok végzésére szolgál.

Az oxidációs szubsztrátok egységesítésének rendszere az emberi szervezetben

Az élelmiszer-anyagok molekuláiban lévő kémiai energia közvetlen felhasználása lehetetlen, mert az intramolekuláris kötések felbomlásakor hatalmas mennyiségű energia szabadul fel, ami sejtkárosodáshoz vezethet. Ahhoz, hogy a tápanyagok bejussanak a szervezetbe, egy sor specifikus átalakuláson kell keresztülmenniük, melynek során összetett szerves molekulák többlépcsős, egyszerűbbre bomlása megy végbe. Ez lehetővé teszi az energia fokozatos felszabadítását és ATP formájában való tárolását.

A különféle összetett anyagok egyetlen energiahordozóvá alakításának folyamatát ún egyesítés. Az egyesülésnek három szakasza van:

1. Előkészületi szakasz az emésztőrendszerben, valamint a testsejtek citoplazmájában fordul elő . A nagy molekulák alkotó szerkezeti blokkjaikra bomlanak: poliszacharidok (keményítő, glikogén) - monoszacharidokká; fehérjék - aminosavakhoz; zsírok - glicerinre és zsírsavakra. Ezáltal kis mennyiségű (kb. 1%) energia szabadul fel, ami hő formájában eloszlik.

2. szöveti átalakulások a sejtek citoplazmájában kezdődik és a mitokondriumokban végződik. Még egyszerűbb molekulák is keletkeznek, típusaik száma jelentősen lecsökken. A keletkező termékek közösek a különböző anyagok anyagcsereútjaiban: piruvát, acetil-koenzim A (acetil-CoA), α-ketoglutarát, oxálacetát stb. A koenzim - a B3-vitamin (pantoténsav) aktív formája. A fehérjék, zsírok és szénhidrátok lebontási folyamatai az acetil-CoA képződésének szakaszában konvergálnak, majd egyetlen metabolikus ciklust alkotnak. Ezt a szakaszt az energia részleges (legfeljebb 20%-os) felszabadulása jellemzi, melynek egy része ATP formájában felhalmozódik, egy része pedig hő formájában disszipálódik.

3. Mitokondriális stádium. A második szakaszban képződött termékek belépnek a ciklikus oxidáló rendszerbe - a trikarbonsav ciklusba (Krebs-ciklus) és a kapcsolódó mitokondriális légzőlánc. A Krebs-ciklusban az acetil-CoA CO 2 -dá és hidrogénné oxidálódik, amely hordozókkal - NAD + H 2 és FAD H 2 - kapcsolódik. A hidrogén belép a mitokondriumok légzési láncába, ahol oxigén hatására H 2 O-vá oxidálódik. Ez a folyamat az anyagok kémiai kötései energiájának körülbelül 80%-ának felszabadulásával jár, amelynek egy része az ATP, egy része pedig az ATP képzésére szolgál. hő formájában szabadul fel.

		Szénhidrát (poliszacharidok)
I előkészítő; a tápanyag energia 1%-a szabadul fel (hőként);	aminosavak		glicerin, zsírsav
II szöveti átalakulások; 20% energia hőként és ATP-ként	acetil-CoA (CH 3 -CO ~ SKoA)
III mitokondriális stádium; Az energia 80%-a (körülbelül a fele ATP, a többi hő formájában).	Trikarbonsav ciklus A mitokondriumok légzőlánca O 2

A főbb oxidoreduktázok osztályozása és jellemzése a szövetekben

A biológiai oxidáció fontos jellemzője, hogy bizonyos enzimek hatására megy végbe. (oxidoreduktáz). Az egyes szakaszokhoz szükséges összes enzimet együttesekké egyesítik, amelyek általában különböző sejtmembránokon vannak rögzítve. Az összes enzim összehangolt működésének eredményeként a kémiai átalakulások fokozatosan, mintegy futószalagon mennek végbe. Ebben az esetben az egyik lépés reakcióterméke a következő lépés kiindulási vegyülete.

Az oxidoreduktázok osztályozása:

1. Dehidrogenázok végezze el a hidrogén eltávolítását az oxidált szubsztrátumból:

SH 2 + A → S + AH 2

Az energia kinyerésével kapcsolatos folyamatokban a biológiai oxidációs reakciók leggyakoribb típusa az dehidrogénezés, vagyis két hidrogénatom eltávolítása az oxidált szubsztrátumból és átvitele az oxidálószerbe. Valójában a hidrogén az élő rendszerekben nem atomok formájában van jelen, hanem egy proton és egy elektron (H + és ē) összege, amelyek mozgási útvonalai eltérőek.

A dehidrogenázok összetett fehérjék, koenzimeik (egy komplex enzim nem fehérje része) egyaránt lehetnek oxidálószer és redukálószer. A szubsztrátokból hidrogén felvételével a koenzimek redukált formává alakulnak. A koenzimek redukált formái hidrogén protonokat és elektronokat adhatnak át egy másik koenzimnek, amelynek magasabb a redoxpotenciálja.

1) VÉGE + - és a NADP + -függő dehidrogenázok(koenzimek - OVER + és NADP + - a PP-vitamin aktív formái ). Az oxidált SH 2 szubsztrátumhoz két hidrogénatom kapcsolódik, és kialakul a redukált forma - NAD + H 2:

SH 2 + OVER + ↔ S + OVER + H 2

2) FAD-függő dehidrogenázok(koenzimek - FAD és FMN - a B 2-vitamin aktív formái). Ezeknek az enzimeknek az oxidáló képessége lehetővé teszi számukra, hogy közvetlenül az oxidált szubsztrátból és a redukált NADH 2 -ből is hidrogént fogadjanak el. Ebben az esetben a FAD·H 2 és FMN·H 2 redukált formái képződnek.

SH 2 + FAD ↔ S + FAD H 2

OVER + N 2 + FMN ↔ OVER + + FMN N 2

3) koenzimKvagy ubikinon, amely dehidrogénezheti a FAD H 2 -t és az FMN H 2 -t, és két hidrogénatomot ad hozzá, és KoQ H 2 -dá alakul ( hidrokinon):

FMN N 2 + KoQ ↔ FMN + KoQ N 2

2. Hemikus jellegű vastartalmú elektronhordozók - citokrómokidőszámításunk előtt 1 , c, a, a 3 . A citokrómok a kromoproteinek (festett fehérjék) osztályába tartozó enzimek. A citokrómok nem fehérje részét a hem vasat tartalmazó és a hemoglobin heméhez hasonló szerkezetű Egy citokróm molekula egy elektront reverzibilisen képes befogadni, míg a vas oxidációs állapota megváltozik:

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

Citokrómok a, a 3 nevű komplexet alkotnak citokróm-oxidáz. Más citokrómoktól eltérően a citokróm-oxidáz képes kölcsönhatásba lépni az oxigénnel, a végső elektronakceptorral.

Általános kémia: tankönyv / A. V. Zholnin; szerk. V. A. Popkova, A. V. Zsolna. - 2012. - 400 p.: ill.

8. fejezet REDOX REAKCIÓK ÉS FOLYAMATOK

Az élet redox folyamatok folyamatos láncolata.

A.-L. Lavoisier

8.1. A REDOX FOLYAMATOK BIOLÓGIAI JELENTŐSÉGE

Az anyagcsere, a légzés, a rothadás, az erjedés, a fotoszintézis folyamatai alapvetően redox folyamatok. Aerob anyagcsere esetén a fő oxidálószer a molekuláris oxigén, a redukálószer pedig a szerves élelmiszeranyagok. A szervek és szövetek bioelektromos potenciálja jelzi, hogy a redoxreakciók a szervezet életének alapja. A biopotenciálok a biokémiai folyamatok irányának, mélységének és intenzitásának minőségi és mennyiségi jellemzői. Ezért a szervek és szövetek biopotenciáljának regisztrálását széles körben használják a klinikai gyakorlatban aktivitásuk tanulmányozására, különösen a szív- és érrendszeri betegségek diagnosztizálására, elektrokardiogramot készítenek, és az izom biopotenciáljának mérésekor elektromiogramot készítenek. Az agyi potenciálok regisztrálása - encephalográfia - lehetővé teszi az idegrendszer kóros rendellenességeinek megítélését. A sejtek élettevékenységének energiaforrása a 80 mV-nak megfelelő membránpotenciál, az ionos aszimmetria fellépése miatt, pl. a kationok és anionok egyenetlen eloszlása a membrán mindkét oldalán. A membránpotenciál ionos természetű. A többmagvú komplexekben olyan folyamatok vannak, amelyek az elektronok és protonok átviteléhez kapcsolódnak az ellenálló részecskék között

a reagáló részecskék oxidációs állapotának megváltozása és a redoxpotenciál megjelenése okozza. A redox potenciál elektronikus természetű. Ezek a folyamatok reverzibilis ciklikusak és számos fontos élettani folyamat hátterében állnak. Michaelis felhívta a figyelmet a redox folyamatok fontos szerepére az életben: „Az élő szervezetekben végbemenő redox folyamatok azon kategóriájába tartoznak, amelyek nemcsak szembetűnőek és azonosíthatók, hanem biológiailag és filozófiailag is a legfontosabbak az élet számára. nézőpont.

8.2. LÉNYEG

REDOX FOLYAMATOK

1913-ban L.V. Pisarzhevsky előállt a redox folyamatok elektronikus elméletével, amely jelenleg általánosan elfogadott. Az ilyen típusú reakciók a reagáló anyagok atomjai közötti elektronsűrűség újraeloszlása (az elektronok átmenete) miatt valósulnak meg, ami az oxidáció mértékének változásában nyilvánul meg.

Redox reakcióknak nevezzük azokat a reakciókat, amelyek eredményeként a reaktánsokat alkotó atomok oxidációs állapota megváltozik a köztük lévő elektron átadása miatt.

A redox folyamat 2 elemi aktusból vagy félreakcióból áll: oxidációból és redukcióból.

Oxidáció- ez az elektronok elvesztésének (visszatérésének) folyamata egy atom, molekula vagy ion által. Oxidálva a részecskék oxidációs állapota megnő:

Az elektronokat adományozó részecskét ún redukálószer. A redukálószer oxidációjának termékét annak nevezzük oxidált forma:

A redukálószer oxidált formájával a redox rendszer egy párját alkotja (Sn 2 +/Sn 4 +).

Egy elem redukáló képességének mértéke az ionizációs potenciál. Minél kisebb egy elem ionizációs potenciálja, annál erősebb a redukálószer, az s-elemek és az alacsonyabb és közepes oxidációs állapotú elemek erős redukálószerek. Egy részecske elektrondonor képessége (donor képessége) határozza meg redukáló tulajdonságait.

Felépülés - az a folyamat, amikor elektronok kapcsolódnak egy részecskéhez. Ha csökkentik, az oxidációs állapot csökken:

Az elektronokat befogadó részecskéket (atomokat, molekulákat vagy ionokat) nevezzük oxidálószer. Az oxidálószer redukciójának termékét annak nevezzük helyreállított forma:

A redukált formájú oxidálószer a redox rendszer egy másik párja (Fe 3+ /Fe 2+). A részecskék oxidáló erejének mértéke az elektronaffinitás. Minél nagyobb az elektronaffinitás, pl. a részecske elektronszívó képessége annál erősebb az oxidálószer. Az oxidációt mindig redukció kíséri, és fordítva, a redukció oxidációval jár.

Tekintsük a FeCl 3 és az SnCl 2 kölcsönhatását. A folyamat két félreakcióból áll:

A redox reakciót két konjugált pár kombinációjaként ábrázolhatjuk.

A reakciók során az oxidálószer konjugált redukálószerré (redukciós termékké), a redukálószer pedig konjugált oxidálószerré (oxidációs termékké) alakul. Redox pároknak tekinthetők:

Ezért a redoxreakciók két ellentétes oxidációs és redukciós folyamat egységét képviselik, amelyek a rendszerekben nem létezhetnek egymás nélkül. Ebben az egység és az ellentétek harcának egyetemes törvényének megnyilvánulását látjuk. A reakció akkor megy végbe, ha az oxidálószer elektronaffinitása nagyobb, mint a redukálószer ionizációs potenciálja. Ehhez a koncepció elektronegativitás - olyan mennyiség, amely az atomok elektronadó vagy -fogadó képességét jellemzi.

A redoxreakciók egyenleteinek felállítása az elektronikus mérleg módszerével és a félreakciók módszerével történik. Előnyben kell részesíteni a félreakciós módszert. Használata a ténylegesen létező ionok felhasználásával függ össze, látható a közeg szerepe. Az egyenletek felállításakor ki kell deríteni, hogy a reakcióba belépő anyagok közül melyek oxidálószerként, és melyek redukálószerként, a közeg pH-jának hatása a reakció lefolyására, és melyek a lehetséges reakciótermékek. Redox tulajdonságokat mutatnak azok a vegyületek, amelyek olyan atomokat tartalmaznak, amelyek nagyszámú, különböző energiájú vegyértékelektronnal rendelkeznek. Ilyen tulajdonságokkal rendelkeznek a d-elemek (IB, VIIB, VIIIB csoportok) és p-elemek (VIIA, VIA, VA csoportok) vegyületei. A legmagasabb oxidációs állapotú elemet tartalmazó vegyületek csak oxidáló tulajdonságokat mutatnak.(KMnO 4, H 2 SO 4), az alsóban - csak helyreállító tulajdonságok(H 2 S), a köztesben - kétféleképpen viselkedhet(Na2SO3). A félreakció egyenletek összeállítása után az ionos egyenlet összeállítja a reakcióegyenletet molekuláris formában:

Az egyenlet helyességének ellenőrzése: az egyenlet bal oldalán lévő atomok és töltések számának minden elemnél meg kell egyeznie az egyenlet jobb oldalán lévő atomok és töltések számával.

8.3. AZ ELEKTÓDAPOTENCIÁL FOGALMA. AZ ELEKTÓDA POTENCIÁL MEGJELENÉSÉNEK MECHANIZMUSA. GALVÁNCELL. NERNST EGYENLET

Az anyagok redox-képességének mércéje a redoxpotenciál. Tekintsük a potenciál megjelenésének mechanizmusát. Ha egy reaktív fémet (Zn, Al) sójának oldatába, például Zn-t ZnSO 4-oldatba merítünk, az oxidációs folyamat eredményeként a fém járulékosan feloldódik, egy pár keletkezik, kettős elektromos réteg megjelenik a fémfelület és a Zn 2 + / Zn ° párpotenciál .

A sóoldatba mártott fémet, például a cinket a cink-szulfát oldatában, az első típusú elektródának nevezzük. Ez egy kétfázisú elektróda, amely negatív töltésű. A potenciál az oxidációs reakció eredményeként keletkezik (az első mechanizmus szerint) (8.1. ábra). Ha az alacsony aktivitású fémeket (Cu) sójuk oldatába merítjük, az ellenkező folyamatot figyeljük meg. A fém és a sóoldat határfelületén egy nagy elektron akceptor kapacitással rendelkező ion redukciója következtében fém rakódik le, ami a nagy magtöltésnek és az ion kis sugarának köszönhető. Az elektróda pozitív töltésű, a felesleges sóanionok második réteget képeznek az elektródközeli térben, és a Cu 2 +/Cu° pár elektródpotenciálja keletkezik. A potenciál a második mechanizmus szerinti helyreállítási folyamat eredményeként alakul ki (8.2. ábra). Az elektródpotenciál mechanizmusát, nagyságát és előjelét az elektródfolyamatban részt vevő atomok szerkezete határozza meg.

Tehát a potenciál a fém és az oldat határfelületén keletkezik a fém (elektróda) részvételével lejátszódó oxidációs és redukciós folyamatok eredményeként, és a kettős elektromos réteg kialakulását elektródpotenciálnak nevezzük.

Ha a cinklemezről az elektronokat eltávolítjuk egy rézlemezre, akkor a lemezeken az egyensúly megbomlik. Ehhez a sóik oldatába merített cink- és rézlemezeket fémvezetővel, az elektródközeli oldatokat elektrolithíddal (K 2 SO 4 oldatos cső) kötjük össze az áramkör lezárására. Az oxidációs félreakció a cinkelektródán megy végbe:

és réznél - a redukciós félreakció:

Az elektromos áram a teljes redox reakciónak köszönhető:

Az áramkörben elektromos áram jelenik meg. Az elektromos áram (EMF) előfordulásának és áramlásának oka a galvánelemben az elektródapotenciálok különbsége (E) - ábra. 8.3.

Rizs. 8.3. A galvánelem elektromos kapcsolási rajza

Galvanikus cella egy olyan rendszer, amelyben a redox folyamat kémiai energiája átalakul

elektromosba. A galvánelem kémiai áramkörét általában rövid diagramként írják fel, ahol balra egy negatívabb elektródát helyeznek el, az ezen az elektródán kialakult párat függőleges vonal jelzi, és a potenciálugrás látható. Két vonal jelöli a megoldások közötti határt. Az elektróda töltése zárójelben van feltüntetve: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - a galvánelem kémiai áramkörének diagramja.

Egy pár redoxpotenciálja az elektródfolyamat résztvevőinek természetétől és az elektródfolyamat résztvevőinek oldatban lévő oxidált és redukált formáinak egyensúlyi koncentrációinak arányától, az oldat hőmérsékletétől függ, és leírható: a Nernst-egyenlet. A redox rendszer mennyiségi jellemzője a platina-vizes oldat fázisai közötti határfelületen fellépő redoxpotenciál. Az SI-egységben megadott potenciálértéket voltban (V) mérik, és ebből számítják ki a Nernst-Peters egyenlet:

ahol a(Ox) és a(Vörös) az oxidált, illetve a redukált forma aktivitása; R- univerzális gázállandó; T- termodinamikai hőmérséklet, K; F- Faraday-állandó (96 500 C/mol); n az elemi redox folyamatban részt vevő elektronok száma; a - hidrogénionok aktivitása; m- sztöchiometrikus együttható a hidrogénion előtt a félreakcióban. A φ° értéke a standard redoxpotenciál, azaz. a(Oх) = a(Red) = a(H +) = 1 feltételek mellett és adott hőmérsékleten mért potenciál.

A 2H + /H 2 rendszer standard potenciálját 0 V-nak tekintjük. A standard potenciálok referenciaértékek, táblázatos formában 298 K hőmérsékleten. A biológiai rendszerekre nem jellemző az erősen savas környezet, ezért az élő rendszerekben lezajló folyamatok jellemzésére gyakrabban alkalmazzák a formális potenciált, amelyet az a(Ox) = a(Vörös), pH 7,4, ill. 310 K hőmérséklet (fiziológiai szint). A potenciál felírásakor a gőzt törtként tüntetjük fel, a számlálóba az oxidálószert, a nevezőbe pedig a redukálószert írjuk.

25 °C-on (298 K) az állandó értékek helyettesítése után (R = 8,31 J/mol deg; F= 96 500 C/mol) a Nernst-egyenlet a következő formában jelenik meg:

ahol φ° a pár standard redoxpotenciálja, V; o.fu-val és v.f-vel. - az oxidált, illetve a redukált forma egyensúlyi koncentrációjának szorzata; x és y sztöchiometrikus együtthatók a félreakció egyenletében.

Az elektródpotenciál a sóoldatba mártott fémlemez felületén jön létre, és csak az oxidált forma koncentrációjától függ [M n+ ], mivel a redukált forma koncentrációja nem változik. Az elektródpotenciál függőségét a vele azonos nevű ion koncentrációjától a következő egyenlet határozza meg:

ahol [M n+ ] a fémion egyensúlyi koncentrációja; n- a félreakcióban részt vevő elektronok száma, és megfelel a fémion oxidációs állapotának.

A redox rendszerek két típusra oszthatók:

1) a rendszerben csak Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 + elektronátvitel történik. azt izolált redox egyensúly;

2) olyan rendszerek, ahol az elektronok átvitelét protonok átvitele egészíti ki, azaz. megfigyelt különböző típusú kombinált egyensúly: protolitikus (sav-bázis) és redox két részecske proton és elektron lehetséges versengésével. A biológiai rendszerekben a fontos redox rendszerek ilyen típusúak.

A második típusú rendszerre példa a hidrogén-peroxid hasznosításának folyamata a szervezetben: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O, valamint számos oxigént tartalmazó oxidálószer savas környezetben történő redukálása: CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, MnO 4 -. Például MnО 4 - + 8Н + + 5ē = = Mn 2 + + 4Н 2 О. Ebben a félreakcióban elektronok és protonok vesznek részt. Egy pár potenciáljának kiszámítása a következő képlet szerint történik:

A konjugált párok szélesebb körében a pár oxidált és redukált formái különböző oxidációs fokú oldatban vannak (MnO 4 - /Mn 2 +). Mérőelektródaként

ebben az esetben inert anyagból (Pt) készült elektródát használnak. Az elektróda nem vesz részt az elektróda folyamatában, és csak az elektronhordozó szerepét tölti be. Az oldatban végbemenő redox folyamat következtében kialakuló potenciált ún redoxpotenciál.

Rá van mérve redox elektróda egy inert fém oldatban, amely egy pár oxidált és redukált formáját tartalmazza. Például méréskor E o Fe 3 +/Fe 2 + párok redox elektródát használnak - platina mérőelektródát. A referenciaelektród a hidrogén, amelynek a párjának potenciálja ismert.

A galvánelemben végbemenő reakció:

Kémiai láncséma: (-) Pt | (H 2 °), H + | | Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

A redoxpotenciál az anyagok redox-képességének mértéke. A standard párpotenciálok értéke a referenciatáblázatokban van feltüntetve.

A redoxpotenciálok sorozatában a következő törvényszerűségek figyelhetők meg.

1. Ha a pár standard redoxpotenciálja negatív, például φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 V, akkor a hidrogénpárhoz képest, amelynek potenciálja nagyobb, ez a pár redukálószerként működik. A potenciált az első mechanizmus (oxidációs reakciók) alakítja ki.

2. Ha a pár potenciálja pozitív, például φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) \u003d +0,345 V egy olyan hidrogénhez vagy más konjugált párhoz képest, amelynek a potenciálja kisebb, ez a pár oxidálószer. Ennek a párnak a potenciálja a második mechanizmus (redukciós reakciók) szerint alakul ki.

3. Minél nagyobb a pár standardpotenciáljának algebrai értéke, annál nagyobb az oxidált forma oxidáló képessége, és annál kisebb a redukáló képessége ennek a párnak.

párok. A pozitív potenciál értékének csökkenése és a negatív potenciál növekedése az oxidatív csökkenésnek és a redukciós aktivitás növekedésének felel meg. Például:

8.4. HIDROGÉN ELEKTRÓDA, REDOX MÉRÉS

Egy pár redoxpotenciálját az elektromos kettős réteg potenciálja határozza meg, de sajnos ennek mérésére nincs módszer. Ezért nem abszolút, hanem relatív értéket határoznak meg, más pár választva összehasonlításra. A potenciálmérés potenciometrikus berendezéssel történik, amely egy áramkörrel rendelkező galvánelemen alapul: a tesztpár elektródája (mérőelektróda) csatlakozik a hidrogénpár elektródájához (H + / H °) vagy máshoz. , melynek potenciálja ismert (referenciaelektróda) . A galvánelem egy erősítőhöz és egy elektromos árammérőhöz csatlakozik (8.4. ábra).

A hidrogénelektródán a redox folyamat eredményeként hidrogénpár jön létre: 1/2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e - . A hidrogénelektróda egy félcella, amelyből áll

vékony, laza platinaréteggel bevont platinalemezről, 1 N kénsavoldatba mártva. Az oldaton hidrogén áramlik át, a porózus platinarétegben egy része atomi állapotba kerül. Mindezt üvegedénybe (ampullába) zárják. A hidrogénelektróda az első típusú háromfázisú elektróda (gáz-fém). A hidrogénelektród elektródpotenciálegyenletét elemezve megállapíthatjuk, hogy a hidrogénelektród potenciálja lineárisan növekszik

Rizs. 8.4. Hidrogén elektróda

a közeg pH-értékének csökkenésével (a savasság növekedésével) és az oldat feletti hidrogéngáz parciális nyomásának csökkenésével.

8.5. IRÁNY ELŐREJELZÉSE

AZ ANYAGOK SZABADENERGIÁJÁNAK VÁLTOZÁSÁRÓL ÉS A SZABVÁNYOS REDOXPOTENCIÁL ÉRTÉKÉRŐL

A redoxreakció iránya a rendszer izobár-izoterm potenciáljának (Gibbs-energia), a folyamat szabadenergiájának (ΔG) változásából ítélhető meg. A reakció alapvetően ΔG o-nál lehetséges < 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:

ahol F- Faraday-állandó 96,5 kK/mol; n- a redox folyamatban részt vevő elektronok száma 1 mol anyagra vonatkoztatva; E o- két konjugált rendszerpár standard redoxpotenciáljának különbségének értéke, amelyet reakciók elektromotoros erejének (EMF) nevezünk. Ez az egyenlet tükrözi a kapcsolat fizikai jelentését E oés a Gibbs-reakció szabad energiája.

A redoxreakció spontán bekövetkezéséhez szükséges, hogy a konjugált párok potenciálkülönbsége pozitív érték legyen, ami az egyenletből következik, i.e. a nagyobb potenciálú pár oxidálószerként működhet. A reakció addig folytatódik, amíg a két pár potenciálja egyenlővé nem válik. Ezért annak a kérdésnek a megválaszolásához, hogy egy adott redukálószer oxidálódik-e egy adott oxidálószer hatására, vagy fordítva, ismerni kell a ΔE o-t. : ∆Eo = φ°oxid. - φ°pihenés. A reakció abban az irányban megy végbe, amely egy gyengébb oxidálószer és egy gyengébb redukálószer képződéséhez vezet. Így két konjugált pár potenciáljának összehasonlításával alapvetően megoldható a folyamat irányának problémája.

Egy feladat. Lehetséges-e a Fe 3+ iont T1+ ionokkal redukálni a javasolt séma szerint:

A reakció ΔЕ° értéke negatív:

A reakció nem lehetséges, mivel a Fe 3+ / Fe 2 + pár oxidált Fe 3+ formája nem tudja oxidálni a T1 3 + / T1 + pár T1+-ját.

Ha a reakció EMF negatív, akkor a reakció az ellenkező irányba megy. Minél nagyobb a ΔE°, annál intenzívebb a reakció.

Egy feladat. Milyen a FeC1 3 kémiai viselkedése egy olyan oldatban, amely:

a) NaI; b) NaBr?

Félreakciókat állítunk össze, és megkeressük a párok potenciálját:

a) E a 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + reakció 0,771-0,536 = = 0,235 V, E pozitív értéke van. Következésképpen a reakció szabad jód és Fe 2+ képződése felé halad.

b) A 2Br - + 2Fe 3 + = Br 2 + 2Fe 2 + reakció E ° értéke 0,771-1,065 = = -0,29 V. Negatív érték E o azt mutatja, hogy a vas-kloridot nem oxidálja a kálium-bromid.

8.6. EGYENSÚLYÁLLÓ

REDOX REAKCIÓ

Bizonyos esetekben nemcsak a redoxreakciók irányát és intenzitását kell ismerni, hanem a reakciók teljességét is (hány százalékban alakulnak át reakciótermékekké a kiindulási anyagok). Például a kvantitatív elemzésben csak azokra a reakciókra lehet támaszkodni, amelyek gyakorlatilag 100%-ban lezajlanak. Ezért, mielőtt ezt vagy azt a reakciót bármilyen probléma megoldására használná, határozza meg az állandót, amely egyenlő

novesia (K R) a rendszer ezen szigetének. A redoxfolyamatok Kp-jének meghatározásához a standard redoxpotenciálok táblázatát és a Nernst-egyenletet használjuk:

mert a az egyensúly elérésekor a redox folyamat oxidálószer és redukálószer konjugált párjainak potenciálja azonos lesz: φ ° oxid. - φ°pihenés. = 0, akkor E o= 0. A Nernst-egyenletből egyensúlyi körülmények között E o reakció a következő:

ahol n- a redox reakcióban részt vevő elektronok száma; P.S. prod. kerületben és P.S. ref. c-c - a reakciótermékek és a kiindulási anyagok egyensúlyi koncentrációinak szorzata a reakcióegyenletben szereplő sztöchiometrikus együtthatójuk mértékében.

Az egyensúlyi állandó azt jelzi, hogy egy adott reakció egyensúlyi állapota akkor következik be, amikor a reakciótermékek egyensúlyi koncentrációinak szorzata 10-szer nagyobb lesz, mint a kiindulási anyagok egyensúlyi koncentrációinak szorzata. Ezenkívül a nagy Kp érték azt jelzi, hogy a reakció balról jobbra halad. Kp ismeretében kísérleti adatok igénybevétele nélkül ki lehet számítani a reakció teljességét.

8.7. REDOX REAKCIÓK BIOLÓGIAI RENDSZEREKBEN

A sejtekben és szövetekben végbemenő létfontosságú tevékenység során az elektromos potenciálok különbségei léphetnek fel. Az elektrokémiai átalakulások a szervezetben 2 fő csoportra oszthatók.

1. Redox folyamatok, amelyek az elektronok egyik molekulából a másikba való átviteléből adódnak. Ezek a folyamatok elektronikus jellegűek.

2. Az ionok átvitelével (töltésük megváltoztatása nélkül) és a biopotenciálok kialakulásával kapcsolatos folyamatok. A szervezetben rögzített biopotenciálok főként membránpotenciálok. Ionos természetűek. E folyamatok eredményeként potenciálok keletkeznek a szövetek különböző rétegei között, különböző fiziológiás állapotban. Különböző intenzitású fiziológiás redox folyamatokhoz kapcsolódnak. Például a levélfelület szöveteiben a megvilágított és a megvilágítatlan oldalon a fotoszintézis folyamat eltérő intenzitása következtében kialakuló potenciálok. A megvilágított terület pozitív töltésű a meg nem világított területhez képest.

Az elektronikus természetű redox folyamatokban három csoport különböztethető meg.

Az első csoportba az anyagok közötti elektronok oxigén és hidrogén részvétele nélkül történő átvitelével kapcsolatos folyamatok tartoznak. Ezeket a folyamatokat elektrontranszfer komplexek - heterovalens és heteronukleáris komplexek - részvételével hajtják végre. Az elektrontranszfer ugyanazon fém összetett vegyületeiben vagy különböző fémek atomjaiban megy végbe, de az oxidáció eltérő foka. Az elektrontranszfer aktív elve az átmeneti fémek, amelyek több stabil oxidációs állapotot mutatnak, és az elektronok és protonok átvitele nem igényel nagy energiaköltséget, az átvitel nagy távolságokra is végrehajtható. A folyamatok visszafordíthatósága lehetővé teszi a ciklikus folyamatokban való többszörös részvételt. Ezek az oszcillációs folyamatok megtalálhatók az enzimatikus katalízisben (citokrómok), a fehérjeszintézisben és az anyagcsere folyamatokban. Az átalakulások ezen csoportja részt vesz az antioxidáns homeosztázis fenntartásában és a szervezet oxidatív stresszel szembeni védelmében. A szabadgyökös folyamatok aktív szabályozói, a reaktív oxigénfajták, a hidrogén-peroxid hasznosításának rendszere, részt vesznek a szubsztrátok oxidációjában.

kataláz, peroxidáz, dehidrogenáz. Ezek a rendszerek antioxidáns, antiperoxid hatást fejtenek ki.

A második csoportba tartoznak az oxigén és a hidrogén részvételével kapcsolatos redox folyamatok. Például a szubsztrát aldehidcsoportjának savas oxidációja:

A harmadik csoportba tartoznak a protonok és elektronok szubsztrátról történő átvitelével kapcsolatos folyamatok, amelyek pH-függőek, dehidrogenáz (E) és koenzim (Co) enzimek jelenlétében zajlanak le, és aktivált enzim-koenzim-szubsztrát komplex képződik. (E-Co-S ), elektronokat és hidrogénkationokat köt le a szubsztrátról, és oxidációt okoz. Ilyen koenzim a nikotinamid-adenin-dinukleotid (NAD +), amely két elektront és egy protont köt össze:

A biokémiai folyamatokban kombinált kémiai egyensúlyok mennek végbe: redox, protolitikus és komplexképző folyamatok. A folyamatok általában enzimatikus jellegűek. Az enzimatikus oxidáció típusai: dehidrogenáz, oxidáz (citokrómok, szabad gyökös oxidáció-redukció). A szervezetben végbemenő redox folyamatok feltételesen a következő típusokra oszthatók: 1) a szubsztrát szénatomjai miatti intramolekuláris diszmutációs (diszproporcionálási) reakciók; 2) intermolekuláris reakciók. A szénatomok -4 és +4 közötti oxidációs állapotok széles skálájának jelenléte kettősségét jelzi. Ezért a szerves kémiában gyakoriak a szénatomok miatti redox-diszmutációs reakciók, amelyek intra- és intermolekulárisan mennek végbe.

8.8. MEMBRÁNPOTENCIÁL

R. Virchow kora óta ismert, hogy élő sejt- ez a biológiai szervezet elemi sejtje, amely a szervezet összes funkcióját biztosítja. A szervezetben számos fiziológiai folyamat lefolyása a sejtekben és szövetekben történő iontranszferhez kapcsolódik, és potenciálkülönbség megjelenésével jár. A membrántranszportban nagy szerepe van az anyagok passzív transzportjának: az ozmózisnak,

szűrés és bioelektrogenezis. Ezeket a jelenségeket a sejtmembránok barrier tulajdonságai határozzák meg. A szelektív permeabilitású membránnal elválasztott, különböző koncentrációjú oldatok közötti potenciálkülönbséget membránpotenciálnak nevezzük. A membránpotenciál ionos és nem elektronikus jellegű. Ennek oka az ionos aszimmetria megjelenése, pl. az ionok egyenlőtlen eloszlása a membrán mindkét oldalán.

Az intercelluláris közeg kationos összetétele közel áll a tengervíz ionos összetételéhez: nátrium, kálium, kalcium, magnézium. Az evolúció során a természet az ionok szállításának egy speciális módját, az ún passzív szállítás, potenciálkülönbség kíséri. Az anyagok átvitelének alapja sok esetben a diffúzió, ezért a sejtmembránon kialakuló potenciált néha ún. diffúziós potenciál. Addig létezik, amíg az ionkoncentráció ki nem csökken. A potenciálérték kicsi (0,1 V). A megkönnyített diffúzió ioncsatornákon keresztül történik. Az ionos aszimmetriát az ideg- és izomsejtek gerjesztésének generálására használják. Azonban az ionos aszimmetria jelenléte a membrán mindkét oldalán fontos azon sejtek számára is, amelyek nem képesek serkentő potenciált generálni.

8.9. KÉRDÉSEK ÉS FELADATOK AZ ÖNELLENŐRZÉSHEZ

ÓRÁKRA KÉSZÜLT

ÉS VIZSGÁK

1. Adja meg az elektróda és a redoxpotenciál fogalmát!

2. Jegyezze fel a redoxpotenciálok sorozatában megfigyelt főbb mintázatokat.

3. Mi a mércéje az anyagok redukáló képességének? Mondjon példákat a leggyakoribb redukálószerekre!

4. Mi az anyag oxidációs képességének mértéke? Mondjon példákat a leggyakoribb oxidálószerekre!

5. Hogyan határozható meg kísérletileg a redoxpotenciál?

6. Hogyan változik a Co 3+ /Co 2+ rendszer potenciálja, ha cianidionokat vezetünk bele? Magyarázza meg a választ.

7. Mondjon példát olyan reakciókra, amelyekben a hidrogén-peroxid oxidálószer (redukálószer) szerepét tölti be savas és lúgos közegben!

8. Mi a jelentősége az élő rendszerek működése szempontjából a központi atom ligandumkörnyezetét feltáró jelenségnek a redoxpotenciálra?

9. A glükóz biológiai oxidációjában a Krebs-ciklust közvetlenül megelőzi a reakció:

ahol a NADH és a NAD + a nikotinamid-dinukleotid redukált és oxidált formája. Milyen irányban megy végbe ez a redoxreakció standard körülmények között?

10. Mi a neve azoknak az anyagoknak, amelyek reverzibilisen reagálnak oxidálószerekkel és védik a szubsztrátumokat?

11. Mondjon példákat a baktériumölő anyagok hatására oxidáló tulajdonságok alapján!

12. A permanganatometria és a jodometria módszereinek hátterében álló reakciók. Munkamegoldások és elkészítésük módszerei.

13. Mi a biológiai szerepe azoknak a reakcióknak, amelyekben a mangán és a molibdén oxidációs állapota megváltozik?

14. Mi a nitrogén (III), nitrogén (IV), nitrogén (V) vegyületek toxikus hatásmechanizmusa?

15. Hogyan történik a szuperoxid ion méregtelenítése a szervezetben? Adja meg a reakcióegyenletet! Mi a fémionok szerepe ebben a folyamatban?

16. Mi a félreakciók biológiai szerepe: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ Cu + ; Co 3+ + ē ↔ Co 2+ ? Adj rá példákat.

17. Hogyan kapcsolódik a standard EMF a redox folyamat Gibbs-energiájának változásához?

18. Hasonlítsa össze az ózon, az oxigén és a hidrogén-peroxid oxidáló erejét kálium-jodid vizes oldatához viszonyítva! Támogassa válaszát táblázatos adatokkal!

19. Milyen kémiai folyamatok állnak a szuperoxid-anion gyök és a hidrogén-peroxid semlegesítésének hátterében a szervezetben? Adja meg a félreakciók egyenleteit!

20. Mondjon példákat élő rendszerek redox folyamataira, amelyek a d-elemek oxidációs állapotának megváltozásával járnak együtt!

21. Mondjon példákat a redox reakciók méregtelenítési felhasználására!

22. Mondjon példákat az oxidálószerek toxikus hatására!

23. Az oldatban Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I - részecskék vannak. Határozza meg, melyikük lép spontán kölcsönhatásba standard körülmények között?

24. A jelzett részecskék közül melyik erősebb oxidálószer savas környezetben, KMnO 4 vagy K 2 Cr 2 O 7?

25. Hogyan határozható meg egy gyenge elektrolit disszociációs állandója potenciometrikus módszerrel? Rajzolja fel a galvánelem kémiai áramkörét!

26. Lehetséges-e egyidejűleg RMnO 4 és NaNO 2 oldatot juttatni a szervezetbe?

8.10. TESZTEK

1. Mely halogénmolekulák (egyszerű anyagok) mutatnak redox kettősséget?

a) egyik sem, mindegyik csak oxidálószer;

b) minden, kivéve a fluort;

c) minden, kivéve a jódot;

d) minden halogén.

2. Melyik halogenidionnak van a legnagyobb redukáló aktivitása?

a) F-;

b) C1-;

c) I - ;

d) Br-.

3. Mely halogéneken mennek keresztül aránytalanítási reakciók?

a) minden, kivéve a fluort;

b) mindent, kivéve a fluort, klórt, brómot;

c) minden, kivéve a klórt;

d) a halogének egyike sem érintett.

4. Két cső KBr és KI oldatot tartalmaz. Mindkét csőbe FeCl 3 oldatot adtunk. Ebben az esetben a halogenidion szabad halogénné oxidálódik, ha 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?

a) KBr és KI;

b) KI;

c) KVR;

d) semmi esetre sem.

5. A legerősebb redukálószer:

6. A hidrogén-peroxiddal végzett reakciók közül melyik lesz az egyik reakciótermék a gázhalmazállapotú oxigén?

7. A javasolt elemek közül melyiknek a legmagasabb a relatív elektronegativitása?

a)O;

b) C1;

c)N;

d)S.

8. A szerves vegyületekben lévő szén a következő tulajdonságokkal rendelkezik:

a) egy oxidálószert;

b) redukálószer;

Redox reakciók. A redox folyamatok szerepe a szervezetben. Redoxpotenciál. Nernst egyenlet.

Az élő szervezetek légzése és anyagcseréje, rothadása és fermentációja, fotoszintézise és idegi tevékenysége a redox reakciókhoz kapcsolódik. Redox folyamatok állnak az üzemanyag elégetésének, fémkorróziónak, elektrolízisnek, kohászatnak stb. Azokat a reakciókat, amelyek a reagáló molekulákat alkotó atomok oxidációs állapotának megváltozásával jönnek létre, redox reakcióknak nevezzük. Az oxidáció és a redukció folyamata egyszerre megy végbe: ha a reakcióban részt vevő egyik elem oxidálódik, akkor a másikat redukálni kell. Az oxidálószer olyan anyag, amely elektronokat fogadó és az oxidációs állapotot csökkentő elemet tartalmaz. A reakció eredményeként az oxidálószer redukálódik. Tehát a reakcióban 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Redukálószer - olyan elemet tartalmazó anyag, amely elektronokat ad és növeli az oxidációs állapotot. A redukálószer a reakció eredményeként oxidálódik. A javasolt reakcióban a redukálószer az I- ion. Az elektromos energia forrása az elemben a réz cink általi kiszorításának kémiai reakciója: Zn + Cu 2+ + Cu. A cink oxidációjának munkája, amely megegyezik az izobár-izoterm potenciál veszteséggel, az átvitt elektromosság és e érték szorzataként ábrázolható. d.s.: A \u003d - - dG 0 \u003d p EF, ahol p a kation töltése; E- h. d.s. elem és F- Faraday szám. Másrészt a reakcióizoterma egyenlet szerint. A redoxpotenciálok nagy jelentőséggel bírnak az emberi és állati élettanban. A redox rendszerek közé tartoznak a vérben és a szövetekben olyan rendszerek, mint a hem/hematia és a citokrómok, amelyek két- és háromértékű vasat tartalmaznak; aszkorbinsav (C-vitamin), amely oxidált és redukált formában van; a glutation, a borostyánkő- és fumársav cisztin-cisztein stb. rendszere. A biológiai oxidáció legfontosabb folyamata, nevezetesen az elektronok és protonok átvitele az oxidált szubsztrátumból az oxigénbe, amelyet szövetekben hajtanak végre szigorúan meghatározott sorozat segítségével. közbenső hordozó enzimek, szintén redox folyamatok láncolata. Ebben a láncban minden láncszem egy vagy másik redox rendszernek felel meg, amelyet egy bizonyos redoxpotenciál jellemez.

A redoxreakciók irányának meghatározása a reagensek képződésének szabad energiájának standard értékeivel és a redoxpotenciálok értékeivel.

A különféle életfolyamatokat az anyagcserében jelentős szerepet játszó elektrokémiai folyamatok fellépése kíséri a szervezetben. A testben zajló elektrokémiai átalakulások két fő csoportra oszthatók: az elektrontranszferrel és a redoxpotenciálok előfordulásával kapcsolatos folyamatok; az ionok átvitelével (töltésük megváltoztatása nélkül) és a bioelektromos potenciálok kialakulásával kapcsolatos folyamatok. E folyamatok eredményeként potenciális különbségek keletkeznek a különböző fiziológiás állapotú szövetrétegek között. Különböző intenzitású redox biokémiai folyamatokhoz kapcsolódnak. Ide tartoznak például a fotoszintézis potenciálok, amelyek a levél megvilágított és meg nem világított területei között keletkeznek, és a megvilágított terület pozitív töltésűnek bizonyul a meg nem világított területhez képest. Az első csoportba tartozó redox folyamatok a szervezetben három típusra oszthatók: 1. Elektronok közvetlen átvitele anyagok között oxigén- és hidrogénatomok részvétele nélkül, például elektrontranszfer citokrómokban: citokróm (Fe 3+) + e - > citokróm (Re 2+ ) és elektrontranszfer a citokróm oxidáz enzimben: citokróm oxidáz (Cu 2+) + e -> citokróm oxidáz (Cu 1+). 2. Oxidatív, oxigénatomok és oxidáz enzimek részvételével kapcsolatos, például a szubsztrát aldehidcsoportjának savas oxidációja: RСОН + O ó RСООН. 3. pH-függő, dehidrogenáz (E) és koenzimek (Co) enzimek jelenlétében előforduló, aktivált enzim-koenzim-szubsztrát komplexet (E-Co-5) képezve elektronokat és hidrogén kationokat köt a szubsztrátból és okoz oxidációja.koenzimek a nikotinamid-adenin-nukleotid (NAD +), amely két elektront és egy protont köt: S-2H - 2e + NAD * ó S + NADH + H +, flavin-adenin-dinukleotid (FAD), amely két elektront köt elektronok és két proton: S - 2H - 2e + FAD óS + FADH 2, valamint ubikinon vagy koenzim Q (CoO), amely két elektront és két protont is köt: S-2H - 2e + KoQ ó S + KoQH 2.

66. Oxidometria, jodometria, permanganatometria. Alkalmazás az orvostudományban.

Az alkalmazott titrálószerektől függően többféle redox-titrálás létezik: permanganometrikus, jodimetriás, bikromatometriás és mások. A permanganometrikus titrálás egy standard kálium-permanganát oldat és egy redukálószer-oldat kölcsönhatásán alapul. A kálium-permanganáttal végzett oxidáció savas, lúgos és semleges közegben is végrehajtható, és a KMnO redukciójának termékei különböző közegekben eltérőek. A permanganometrikus titrálást savas környezetben javasolt elvégezni. Először a reakció eredményeként színtelen Mn 2+ ionok képződnek, és egy csepp KMnO 4 titráló feleslegben rózsaszínre színezi a titrált oldatot. Semleges vagy lúgos közegben oxidálva sötétbarna csapadék válik ki, vagy sötétzöld MnO 2-4 ionok képződnek, ami megnehezíti az ekvivalenciapont rögzítését. Másodszor, a kálium-permanganát oxidációs képessége savas környezetben sokkal nagyobb (E ° MnO 4 / Mn 2+ \u003d + 1,507v), mint lúgos és semleges környezetben. Az E) / 2G - pár standard oxidációs potenciálja 0,54 V. Ezért azok az anyagok, amelyek oxidációs potenciálja ez alatt van, redukálószerek lesznek. Ezért balról jobbra irányítják a reakciót, "elnyelik" a jódot. Ilyen anyagok például a Na 2 83O3, az ón(II)-klorid stb. Azok az anyagok, amelyek oxidációs potenciálja nagyobb, mint 0,54 V, oxidálószerek az ionokhoz képest, és a reakciót a szabad jód felszabadulása felé irányítják: 2I + 2e \u003d I 2. A felszabaduló szabad jód mennyiségét a Na 2 S 2 O 3 tioszulfát oldatainak titrálásával határozzuk meg: I + 2e -> 2I - A nátrium-tioszulfit elnyeli a szabad jódot, jobbra tolva ezzel a reakcióegyensúlyt. Ahhoz, hogy a reakció balról jobbra haladjon, többlet szabad jód szükséges. Általában visszatitrálást végeznek. A meghatározott redukálószerhez azonnal adjunk feleslegben titrált jódoldatot. Ennek egy része reakcióba lép a redukálószerrel, a maradékot nátrium-tioszulfát-oldattal végzett titrálással határozzuk meg.

67. Az atom kvantum-mechanikai modellje.

A kvantum (vagy hullám) mechanika azon a tényen alapszik, hogy bármely anyagrészecskének egyidejűleg hullámtulajdonságai is vannak. Ezt először L. de Broglie jósolta meg, aki 1924-ben elméletileg kimutatta, hogy egy m tömegű és v sebességű részecske összefüggésbe hozható a hullámmozgással, amelynek X hullámhosszát a következő kifejezés határozza meg: L \u003d h / m v, ahol h (Planck-állandó) = 6,6256-10-27 erg-s = 6,6256-10 34 J-s. Hamarosan ezt a feltevést megerősítették az elektrondiffrakciós jelenségek és a két elektronsugár interferenciája. Az elemi részecskék kettős természete (részecske-hullám dualizmus) az anyag általános tulajdonságának sajátos megnyilvánulása, de ez csak a mikroobjektumok esetében várható. A mikrorészecskék hullámtulajdonságait abban fejezik ki, hogy a klasszikus mechanikában a makrorészecskéket koordinátaként (x, y, z) és impulzusként (p = m v) jellemző fogalmak korlátozottan alkalmazhatók rájuk. A mikrorészecskék esetében mindig vannak bizonytalanságok a koordináta és az impulzus, amelyet a Heisenberg-reláció kapcsol össze: d x d p x > = h, ahol d x a helyzet bizonytalansága, d p x pedig az impulzus bizonytalansága. A bizonytalansági elv szerint a mikrorészecske mozgása nem írható le egy bizonyos pályával, és lehetetlen az atomban lévő elektron mozgását egy meghatározott kör- vagy elliptikus pálya mentén történő mozgás formájában ábrázolni, ahogyan azt a Bohr modell. Egy elektron mozgásának leírása a de Broglie hullámok segítségével adható meg. A mikrorészecskének megfelelő hullámot az y(x, y, G). Nem magának van fizikai jelentése; hullámfüggvény, hanem csak modulusa négyzetének és az elemi térfogatának szorzata |у| 2 -dу, egyenlő annak valószínűségével, hogy egy elemi térfogatban elektront találunk dv = dx -dу-dz. A Schrödinger hullámegyenlet egy atom matematikai modellje. Az elektron korpuszkuláris és hullám tulajdonságainak egységét tükrözi. Anélkül, hogy belemennénk a Schrödinger-egyenlet elemzésébe.

68. Elektronfelhő-pálya.

Az elektron mint anyagi pont elképzelése nem felel meg valódi fizikai természetének. Ezért helyesebb egy, az atom teljes térfogatára „elkenődött” elektron sematikus ábrázolásának tekinteni az ún. elektronfelhő: minél sűrűbbek a pontok egy-egy helyen, annál nagyobb itt az elektronfelhő sűrűsége. Más szavakkal, az elektronfelhő sűrűsége arányos a hullámfüggvény négyzetével. E az atomban lévő elektron energiája a főkvantumszámtól függ P. A hidrogénatomban az elektron energiáját teljesen az érték határozza meg P. A sokelektronos atomokban azonban az elektronenergia a pályakvantumszám értékétől is függ. Ezért az elektronok különböző értékekkel jellemezhető állapotait általában az atomban lévő elektron energia alszintjeinek nevezik. Ezeknek a jelöléseknek megfelelően s - alszintről, p-alszintről stb. beszélnek. Az O, 1, 2 és 3 oldalkvantumszám értékeivel jellemezhető elektronokat s-elektronoknak nevezzük, p. -elektronok, d - elektronok és f - elektronok. A főkvantumszám adott értékére P az s-elektronok energiája a legkisebb, akkor p-, d - és f-elektronok. Az elektron állapota egy atomban, amely megfelel bizonyos értékeknek Pés l, a következőképpen írható: először a szám jelzi a fő kvantumszám értékét, majd a betű a pályakvantumszámot. Így a 2p jelölés olyan elektronra utal, amelyre P= 2 és l = 1, a megjelölés 3d - egy elektronhoz n = 3 és l == 2. Az elektronfelhőnek nincsenek térben élesen meghatározott határai. Ezért a méretének és alakjának fogalma pontosítást igényel.

69. Elektron elektromos állapotának jellemzése kvantumszámok rendszerével: fő-, pálya-, mágnes- és spinkvantumszámok.

Egy atom egydimenziós modelljében az elektron energiája csak bizonyos értékeket vehet fel, más szóval kvantált. Egy valós atomban lévő elektron energiája is kvantált mennyiség. Az atomban lévő elektron lehetséges energiaállapotait a főkvantumszám értéke határozza meg P, amelyek pozitív egész értékeket vehetnek fel: 1, 2, 3... stb. Az elektronnak a legkisebb energiája n = egy; növekedésével P. az elektron energiája nő. Ezért az elektron állapotát, amelyet a fő kvantumszám egy bizonyos értéke jellemez, általában az elektron energiaszintjének nevezik az atomban: n = 1-nél az elektron az első energiaszinten van, n = 2-nél. a másodiknál stb. A fő kvantumszám határozza meg és az elektronfelhő mérete. Az elektronfelhő méretének növelése érdekében egy részét az atommagtól nagyobb távolságra kell mozgatni. Az elektronfelhő alakja sem lehet tetszőleges. Ezt az orbitális kvantumszám határozza meg (más néven oldal- vagy azimutkvantumszám), amely 0-tól egész számot vehet fel. (P- 1), hol P a fő kvantumszám. különböző jelentések P eltérő számú lehetséges értéknek felel meg. Így i = 1 esetén csak egy érték lehetséges; orbitális kvantumszám - nulla (/ = 0), at n = 2l 0 vagy 1 lehet, i = 3 esetén a / értékek 0, 1 és 2 lehetségesek; általában véve a főkvantumszám értékét figyelembe véve P megfelelnek P az orbitális kvantumszám különböző lehetséges értékei. A Schrödinger-egyenletből következik, hogy az elektronfelhő térbeli tájolása nem lehet tetszőleges: azt a harmadik, az úgynevezett mágneses kvantumszám stb. értéke határozza meg. A mágneses kvantumszám bármilyen egész értéket vehet fel, mind pozitív, mind negatív, + L és - L között. Így a különböző értékeknél a lehetséges m értékek száma eltérő. Tehát s-elektronok esetén (l = 0) m-nek csak egy értéke (m - 0) lehetséges; p-elektronoknál (L=1) három különböző érték lehetséges t. P a kvantumszámok mellett n, Iés m, az elektront egy másik kvantált mennyiség jellemzi, amelyhez nem kapcsolódik. egy elektronnak az atommag körüli mozgásával, hanem saját állapotának meghatározásával. Ezt a mennyiséget spinkvantumszámnak vagy egyszerűen spinnek nevezik; A spint általában S betűvel jelöljük. Egy elektron spinjének csak két értéke lehet. Így, mint más kvantumszámok esetében, a spinkvantumszám lehetséges értékei eggyel különböznek.

23. Arrhenius-egyenlet. Aktiválási energia. Az aktív ütközések elmélete.

27. Enzimek aktiválása és gátlása.

25. A komplex reakciók kinetikájának fogalma. Párhuzamos, szekvenciális, kapcsolt és láncreakciók.

28. Az oldatok szerepe az élőlények életében. Víz, mint oldószer.

29. Az amfolitok izoelektromos állapota és izoelektromos pontja

30. A megoldások koncentrációja és kifejezési módjai.

31. Megoldások megoldáselmélete.

32. Gázok oldhatósága folyadékokban. Caisson-kór.

33. Folyadékok és szilárd anyagok oldhatósága folyadékokban. Hidrátok és kristályos hidrátok.

35. Oldatok viszkozitása. Az IMC oldatok rendellenes viszkozitása.

34. IUD oldatok. Duzzanat. Az IUD-oldatok általános jellemzői.

36. Fajlagos, redukált, relatív és belső viszkozitás.

37. Polimerek molekulatömegének viszkozimetriás meghatározása.

38. A vér és más biológiai folyadékok viszkozitása.

39. Az oldatok kolligatív tulajdonságai.

40. A telített gőznyomás relatív csökkenése és Raoult-törvény. ideális megoldások.

41. A fagyáspont csökkentése és a forráspont emelése, ezek függése az oldat koncentrációjától.

42. Ozmózis és ozmotikus nyomás. van't Hoff törvénye

43. Ozmózisnyomás biopolimerek oldataiban. Donnan membránegyensúly.

44. Az ozmózis és az ozmotikus nyomás szerepe a biológiai rendszerekben.

45. Plazmolízis és hemolízis.

46. Gyenge és erős elektrolitok oldatai. A gyenge elektrolitok disszociációjának mértéke és állandója.

48. Elektrolitok az emberi szervezetben. A vér elektrolitikus összetétele.

49. A víz – só anyagcsere fogalma. Az ionok antagonizmusa és szinegizmusa.

52. A víz disszociációja. Ionos víztermelés. vízjelző.

53. Az emberi test különböző folyadékainak pH-értékeinek intervallumai.

54. Pufferrendszerek, osztályozásuk és hatásmechanizmusuk. A pufferrendszerek kapacitása.

55. A vér pufferrendszerei.

56. Henderson Hasselbach egyenlete.

57. A vér sav-bázis állapotának fogalma.

61. Sav-bázis titrálás. Titrálási görbék. Egyenértékűségi pont. Indikátor kiválasztása. Alkalmazás az orvostudományban.

58. Sók hidrolízise. A hidrolízis mértéke a biológiai folyamatokban.

62. A kicsapódás és az oldódás reakciója. Oldhatósági származékok. Argentometry. Alkalmazás az orvostudományban.

63. Redox reakciók. A redox folyamatok szerepe a szervezetben. Redoxpotenciál. Nernst egyenlet.

65. A redoxreakciók irányának meghatározása a reagensek képződésének szabad energiájának standard értékeivel és a redoxpotenciálok értékeivel.

66. Oxidometria, jodometria, permanganatometria. Alkalmazás az orvostudományban.

67. Az atom kvantum-mechanikai modellje.

68. Elektronfelhő-pálya.

69. Elektron elektromos állapotának jellemzése kvantumszámok rendszerével: fő-, pálya-, mágnes- és spinkvantumszámok.

72. A vegyértékkötések módszere. A vegyértékkötések kialakulásának mechanizmusa.

70. Pauli-elv. Hund szabálya. Az atom alap- és gerjesztett állapota.

73. Kapcsolatok típusai. Kommunikációs sokféleség.

74. A kommunikáció telítettsége, irányítottsága és hossza.

75. Az atompályák hibridizációjának fogalma. Molekulák geometriája.

76. Az ionos kötés, mint rendkívül polarizált kovalens kötés.

77. Molekulapályák módszere. A pályák kötése és lazítása.

78. Hidrogénkötés. Molekuláris és intramolekuláris hidrogénkötés.

79. Összetett vegyületek. Werner koordinációs elmélet.

80. Központi atom, ligandumok, a központi atom koordinációs száma.

82. Interkomplex vegyületek. (kelátok).

83. Komplexonok és alkalmazásuk az orvostudományban.

85. Komplex képződés reakciója.

84. A komplex vegyületek nómenklatúrája.

86. Ionegyensúly komplex vegyületek oldataiban.

87. Komplex ionok instabilitási és stabilitásának állandója.

88. A víz és fizikai és kémiai tulajdonságai. A víz értéke a bioszféra és az élőlények életereje szempontjából. Az ember és a bioszféra.

102. Az s - elemek általános jellemzői.

103. A p - elemek általános jellemzői.

63. Redox reakciók. A redox folyamatok szerepe a szervezetben. Redoxpotenciál. Nernst egyenlet.

65. A redoxreakciók irányának meghatározása a reagensek képződésének szabad energiájának standard értékeivel és a redoxpotenciálok értékeivel.

A különféle életfolyamatokat az anyagcserében jelentős szerepet játszó elektrokémiai folyamatok fellépése kíséri a szervezetben. A testben zajló elektrokémiai átalakulások két fő csoportra oszthatók: az elektrontranszferrel és a redoxpotenciálok előfordulásával kapcsolatos folyamatok; az ionok átvitelével (töltésük megváltoztatása nélkül) és a bioelektromos potenciálok kialakulásával kapcsolatos folyamatok. E folyamatok eredményeként potenciális különbségek keletkeznek a különböző fiziológiás állapotú szövetrétegek között. Különböző intenzitású redox biokémiai folyamatokhoz kapcsolódnak. Ide tartoznak például a fotoszintézis potenciálok, amelyek a levél megvilágított és meg nem világított területei között keletkeznek, és a megvilágított terület pozitív töltésűnek bizonyul a meg nem világított területhez képest. Az első csoportba tartozó redox folyamatok a szervezetben három típusra oszthatók: 1. Elektronok közvetlen átvitele anyagok között oxigén- és hidrogénatomok részvétele nélkül, például elektrontranszfer citokrómokban: citokróm (Fe 3+) + e - > citokróm (Re 2+ ) és elektrontranszfer a citokróm oxidáz enzimben: citokróm oxidáz (Cu 2+) + e -> citokróm oxidáz (Cu 1+). 2. Oxidatív, oxigénatomok és oxidáz enzimek részvételével kapcsolatos, például a szubsztrát aldehidcsoportjának savas oxidációja: RСОН + O  RСООН. 3. pH-függő, dehidrogenáz (E) és koenzimek (Co) enzimek jelenlétében előforduló, aktivált enzim-koenzim-szubsztrát komplexet (E-Co-5) képezve elektronokat és hidrogén kationokat köt a szubsztrátból és okoz oxidációja.koenzimek a nikotinamid-adenin-nukleotid (NAD +), amely két elektront és egy protont köt össze: S-2H - 2e + NAD *  S + NADH + H +, flavin-adenin-dinukleotid (FAD), amely két elektront köt elektronok és két proton: S - 2H - 2e + FAD S + FADH 2, valamint ubikinon vagy koenzim Q (CoO), amely szintén két elektront és két protont köt: S-2H - 2e + KoQ  S + KoQH 2.

Életünkben számos pusztító folyamat kapcsolódik az oxidációhoz, vagyis oxigén részvételével megy végbe. Az oxidatív reakciók azonban egyszerűen szükségesek a szervezet normális működéséhez. Befolyásolják az energiatermelést, a visszanyerést, a homeosztázis folyamatait és más létfontosságú funkciókat. Itt a legfontosabb az egyensúly megtartása, és ne hagyjuk átlépni a határt, amikor az oxidáció ellenségünkké válik.

Az emberi szervezetben lezajló folyamatok mindig az oxidációs reakcióhoz kapcsolódnak. Ilyenkor az összetett anyagok egyszerűbbekre bomlanak (oxidálódnak), és az élethez szükséges energia szabadul fel.

Az ilyen oxidatív folyamatok eredményeinek azonban két eredménye lehet: pozitív és negatív.

Az oxidatív reakciók eredményei

Az oxidatív és antioxidáns folyamatok egyensúlya a hosszú élettartam kulcsa

Az összes testrendszer normál működésének és az emberi egészségnek szükséges feltétele az oxidatív és antioxidáns folyamatok egyensúlya. Ennek a jelenségnek az egyik vagy másik irányba való eltolódása lehet patológia és adaptív reakció is.

Ha több az oxidációs folyamat, akkor a szervezetünk nehezen megy. A szabad gyökök nagy száma (amelyek az oxidációs folyamat során keletkeznek) oxidatív stresszt okoznak, ami a szervezet egészséges sejtjeit érinti.

Ez rosszindulatú daganatok kialakulásához, idő előtti öregedéshez és súlyos betegségekhez vezethet. A különböző vírusok aktívabban jutnak be a szervezetbe, mivel az nem védett, és sebezhetőbbé válunk a fertőző betegségekkel szemben.

Ha a szervezet legyengül, a káros UV-A sugárzás beindítja az oxidációs folyamatot, helyrehozhatatlan károkat okozva mind a bőrben, mind a szervezet egészében. Ez hatással van az immunrendszerre és a DNS-re.

Az oxidatív folyamatok egyensúlyának felbomlását okozó tényezők:

Ionizáló sugárzás.
Vegyszerek.
Baktériumok, vírusok.
Alkohol, dohányzás.
Környezetszennyezés.
Helytelen táplálkozás.

Az egyik megoldás az oxidatív és antioxidáns folyamatok közötti egyensúly helyreállítása vagy időbeni fenntartása. Ez az oxidációs folyamatok diéta segítségével történő szabályozásával és az életmód minőségi javításával lehetséges.

Ez különösen fontos a nagyvárosok lakói számára, ahol a kipufogógázok és az alultápláltság tönkreteszi a szervezet antioxidáns rendszerét. Az emberben fokozatosan felhalmozódnak a káros anyagok, amelyek oxidatív stresszhez vezetnek, és különféle patológiákat okoznak.

Antioxidánsok - a szervezet teljes védelme

Ma több mint 3000 különféle antioxidánst ismerünk. Általában 4 csoportra osztják őket:

növényi bioflavonoidok. Csapdaként működnek: felfogják a szabad gyököket és a méreganyagokat, és eltávolítják azokat a szervezetből. Segíthetnek csökkenteni a szívbetegségek és a rák kockázatát. Forrás: katekin, amely zöld teában, vörösborban, citrusfélékben található.
Vitaminok. Elnyelik a felesleges energiát az agresszív szabad gyököktől, és megállítják vagy lelassítják a láncreakció kialakulását. Két típusa van: zsírban oldódó (a zsírszövet védelme) és vízoldható (az izmok és az erek védelme). Például A-, E-, C-vitamin, béta-karotin.
Ásványi anyagok, amelyeket az ember önmagában nem képes előállítani. Fenntartja a szervezet normál vitaminszintjét, és véd a fertőzésektől. Például: szelén, mangán, kalcium, cink.
Enzimek. Katalizátorként működnek, fertőtlenítik és felgyorsítják a szabad gyökök eltávolításának folyamatát. Példa: Q10 koenzim.

Eredetüktől függően az antioxidánsok két típusa különböztethető meg:

Természetes (élelmiszerekben található, és a legjobban felszívódik a szervezetben).
Szintetikus (a gyógyszeripar által előállított készítmények).

Az antioxidánsok leggazdagabb forrása a növényi élelmiszerek. Egyébként ezekben az értékes elemekben a héja, a magvak és a rizómák a leggazdagabbak. Egyes tudósok szerint a leghatékonyabb antioxidánsok a bioflavonoidok, amelyek az élénk színű növények, például a szőlő, a répa, az áfonya, a padlizsán és a lila káposzta héjában találhatók.

A legerősebb antioxidánsok fő forrásai:

narancs, sárgabarack, papaya, görögdinnye, mandarin, nektarin, kivi, mangó, dió;
sárgarépa, mustár, napraforgómag, sütőtök, spenót;
brokkoli, cékla, kukorica, paradicsom, spárga, spenót;
tonhal, baromfi, marhahús, osztriga, gabonakenyér, tejtermékek;
vörös hús, osztriga, bab, vörös hal.

Az antioxidáns és oxidatív folyamatok egyensúlya számos veszélyes betegség nélkülözhetetlen megelőzése. Hosszabbítsa meg fiatalságát és jó hangulatát antioxidánsok rendszeres bevitelével!

Címsorok:

Címkék:

szakaszok