Acasă

Hazna

oxidare biologică. Tipuri de reacții redox (redox) în corpul uman

Oxidare biologică - este un ansamblu de transformări redox ale diferitelor substanțe din organismele vii. Reacțiile redox se numesc reacții care apar cu o schimbare a stării de oxidare a atomilor datorită redistribuirii electronilor între ei.

Tipuri de procese biologice de oxidare:

1)oxidare aerobă (mitocondrială). este conceput pentru a extrage energia nutrienților cu participarea oxigenului și acumularea acestuia sub formă de ATP. Oxidarea aerobă se mai numește respirația tisulară, deoarece pe parcursul cursului său țesuturile consumă activ oxigen.

2) oxidare anaerobă- aceasta este o modalitate auxiliară de a extrage energia substanțelor fără participarea oxigenului. Oxidarea anaerobă este de mare importanță atunci când există o lipsă de oxigen, precum și atunci când se efectuează o muncă musculară intensă.

3) oxidare microzomală Este destinat neutralizării medicamentelor și otrăvurilor, precum și sintezei diferitelor substanțe: adrenalină, norepinefrină, melanină în piele, colagen, acizi grași, acizi biliari, hormoni steroizi.

4) oxidarea radicalilor liberi necesare pentru reglarea reînnoirii și permeabilității membranelor celulare.

Principala cale de oxidare biologică este mitocondrială asociat cu furnizarea energiei corpului într-o formă accesibilă. Sursele de energie pentru oameni sunt o varietate de compuși organici: carbohidrați, grăsimi, proteine. Ca urmare a oxidării, nutrienții se descompun în produși finali, în principal în CO 2 și H 2 O (în timpul descompunerii proteinelor, se formează și NH 3). Energia eliberată în acest caz se acumulează sub forma energiei legăturilor chimice ale compușilor macroergici, în principal ATP.

Macroergic compușii organici ai celulelor vii care conțin legături bogate în energie se numesc. În timpul hidrolizei legăturilor macroergice (indicată printr-o linie sinuoasă ~), se eliberează mai mult de 4 kcal / mol (20 kJ / mol). Legăturile macroergice se formează ca urmare a redistribuirii energiei legăturilor chimice în procesul de metabolism. Majoritatea compușilor cu energie înaltă sunt anhidride fosforice, cum ar fi ATP, GTP, UTP etc. Adenozin trifosfat (ATP) ocupă un loc central printre substanțele cu legături macroergice.

adenină - riboză - P ~ P ~ P, unde P este un rest de acid fosforic

ATP se găsește în fiecare celulă din citoplasmă, mitocondrii și nuclei. Reacțiile biologice de oxidare sunt însoțite de transferul unei grupări fosfat la ADP cu formarea de ATP (acest proces se numește fosforilarea). Astfel, energia este stocată sub formă de molecule de ATP și, dacă este necesar, utilizată pentru a efectua diverse tipuri de lucrări (mecanice, electrice, osmotice) și pentru a efectua procese de sinteză.

Sistemul de unificare a substraturilor de oxidare din corpul uman

Utilizarea directă a energiei chimice conținute în moleculele substanțelor alimentare este imposibilă, deoarece atunci când legăturile intramoleculare sunt rupte, se eliberează o cantitate imensă de energie, care poate duce la deteriorarea celulelor. Pentru ca nutrienții să intre în organism, aceștia trebuie să sufere o serie de transformări specifice, în timpul cărora are loc o descompunere în mai multe etape a moleculelor organice complexe în altele mai simple. Acest lucru face posibilă eliberarea treptată a energiei și stocarea acesteia sub formă de ATP.

Procesul de transformare a diferitelor substanțe complexe într-un singur substrat energetic se numește unificare. Există trei etape de unificare:

1. Etapa pregătitoare apare în tractul digestiv, precum și în citoplasma celulelor corpului . Moleculele mari se descompun în blocurile lor structurale constitutive: polizaharide (amidon, glicogen) - la monozaharide; proteine - la aminoacizi; grăsimi - la glicerol și acizi grași. Aceasta eliberează o cantitate mică de energie (aproximativ 1%), care este disipată sub formă de căldură.

2. transformări tisulareîncepe în citoplasma celulelor și se termină în mitocondrii. Se formează și molecule mai simple, iar numărul tipurilor lor este redus semnificativ. Produsele rezultate sunt comune pentru căile metabolice ale diferitelor substanțe: piruvat, acetil-coenzima A (acetil-CoA), α-cetoglutarat, oxaloacetat etc. coenzima A - forma activă a vitaminei B 3 (acid pantotenic). Procesele de descompunere a proteinelor, grăsimilor și carbohidraților converg în stadiul de formare a acetil-CoA, formând ulterior un singur ciclu metabolic. Această etapă se caracterizează prin eliberarea parțială (până la 20%) de energie, din care o parte se acumulează sub formă de ATP, iar o parte este disipată sub formă de căldură.

3. Stadiul mitocondrial. Produsele formate în a doua etapă intră în sistemul de oxidare ciclică - ciclul acidului tricarboxilic (ciclul Krebs) și lanțul respirator mitocondrial asociat. În ciclul Krebs, acetil-CoA este oxidat la CO 2 și hidrogen asociat cu purtători - NAD + H 2 și FAD H 2. Hidrogenul intră în lanțul respirator al mitocondriilor, unde este oxidat de oxigen la H 2 O. Acest proces este însoțit de eliberarea a aproximativ 80% din energia legăturilor chimice ale substanțelor, din care o parte este folosită pentru a forma ATP și o parte. se eliberează sub formă de căldură.

		Carbohidrați (polizaharide)
I pregătitoare; 1% din energia nutritivă este eliberată (sub formă de căldură);	aminoacizi		glicerol, acid gras
II transformări tisulare; 20% energie sub formă de căldură și ATP	acetil-CoA (CH3-CO ~ SKoA)
stadiul III mitocondrial; 80% din energie (aproximativ jumătate este sub formă de ATP, restul este sub formă de căldură).	Ciclul acidului tricarboxilic Lanțul respirator al mitocondriilor O2

Clasificarea și caracterizarea principalelor oxidoreductaze din țesuturi

O caracteristică importantă a oxidării biologice este că aceasta se desfășoară sub acțiunea anumitor enzime. (oxidoreductaza). Toate enzimele necesare pentru fiecare etapă sunt combinate în ansambluri, care, de regulă, sunt fixate pe diferite membrane celulare. Ca urmare a acțiunii coordonate a tuturor enzimelor, transformările chimice sunt efectuate treptat, ca pe o bandă transportoare. În acest caz, produsul de reacție dintr-o etapă este compusul de pornire pentru etapa următoare.

Clasificarea oxidoreductazelor:

1. Dehidrogenaze efectuați eliminarea hidrogenului din substratul oxidat:

SH 2 + A → S + AH 2

În procesele asociate cu extracția energiei, cel mai frecvent tip de reacții de oxidare biologică este dehidrogenare, adică eliminarea a doi atomi de hidrogen din substratul oxidat și transferul lor la agentul oxidant. De fapt, hidrogenul din sistemele vii nu este sub formă de atomi, ci este suma unui proton și a unui electron (H + și ē), ale căror căi de mișcare sunt diferite.

Dehidrogenazele sunt proteine complexe, coenzimele lor (parte neproteică a unei enzime complexe) pot fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător. Prin preluarea hidrogenului din substraturi, coenzimele sunt transformate într-o formă redusă. Formele reduse de coenzime pot dona protoni și electroni de hidrogen unei alte coenzime care are un potențial redox mai mare.

1) TERMINAT + - și NADP + -dehidrogenaze dependente(coenzime - OVER + și NADP + - forme active de vitamina PP ). Doi atomi de hidrogen sunt atașați de la substratul oxidat SH 2 și se formează forma redusă - NAD + H 2:

SH 2 + Peste + ↔ S + Peste + H 2

2) Dehidrogenaze dependente de FAD(coenzime - FAD și FMN - forme active ale vitaminei B 2). Abilitățile de oxidare ale acestor enzime le permit să accepte hidrogen atât direct din substratul oxidat, cât și din NADH2 redus. În acest caz, se formează forme reduse de FAD·H2 şi FMN·H2.

SH 2 + FAD ↔ S + FAD H 2

Peste + N 2 + FMN ↔ Peste + + FMN N 2

3) coenzimaQsau ubichinona, care poate dehidrogena FAD H 2 și FMN H 2 și poate atașa doi atomi de hidrogen, transformându-se în KoQ H 2 ( hidrochinonă):

FMN N 2 + KoQ ↔ FMN + KoQ N 2

2. Purtători de electroni de natură hemică cu conținut de fier – citocromib, c 1 , c, a, a 3 . Citocromii sunt enzime aparținând clasei de cromoproteine (proteine colorate). Partea neproteică a citocromilor este reprezentată de heme conţinând fier şi similară ca structură cu hemul hemoglobinei.O moleculă de citocrom este capabilă să accepte reversibil un electron, în timp ce starea de oxidare a fierului se modifică:

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

Citocromi a, a 3 formează un complex numit citocrom oxidaza. Spre deosebire de alți citocromi, citocrom oxidaza este capabilă să interacționeze cu oxigenul, acceptorul final de electroni.

Chimie generală: manual / A. V. Zholnin; ed. V. A. Popkova, A. V. Zholnina. - 2012. - 400 p.: ill.

Capitolul 8. REACȚII ȘI PROCESE REDOX

Viața este un lanț continuu de procese redox.

A.-L. Lavoisier

8.1. SEMNIFICAȚIA BIOLOGICĂ A PROCESELOR REDOX

Procesele de metabolism, respirație, putrefacție, fermentație, fotosinteză sunt în principiu procese redox. În cazul metabolismului aerob, principalul agent oxidant este oxigenul molecular, iar agentul reducător sunt substanțele alimentare organice. Un indicator al faptului că reacțiile redox stau la baza vieții corpului sunt potențialele bioelectrice ale organelor și țesuturilor. Biopotențialele sunt o caracteristică calitativă și cantitativă a direcției, profunzimii și intensității proceselor biochimice. Prin urmare, înregistrarea biopotențialelor organelor și țesuturilor este utilizată pe scară largă în practica clinică în studiul activității lor, în special, în diagnosticul bolilor cardiovasculare, se face o electrocardiogramă, iar la măsurarea biopotențialelor musculare, se ia o electromiogramă. Înregistrarea potențialelor cerebrale - encefalografia - vă permite să judecați tulburările patologice ale sistemului nervos. Potențialul de membrană egal cu 80 mV, datorită apariției asimetriei ionice, este sursa de energie pentru activitatea vitală a celulelor. distribuția neuniformă a cationilor și anionilor pe ambele părți ale membranei. Potențialul de membrană are natură ionică.În complexele multinucleare, există procese asociate cu transferul de electroni și protoni între particulele care rezistă

sunt determinate de o modificare a stării de oxidare a particulelor care reacţionează şi de apariţia unui potenţial redox. Potențialul redox are natură electronică. Aceste procese sunt ciclice reversibile și stau la baza multor procese fiziologice importante. Michaelis a remarcat rolul important al proceselor redox în viață: „Procesele redox care apar în organismele vii aparțin categoriei celor care nu numai că sunt vizibile și pot fi identificate, dar sunt și cele mai importante pentru viață, atât din punct de vedere biologic, cât și din punct de vedere filosofic. Punct de vedere.

8.2. ESENȚĂ

PROCESELE REDOX

În 1913 L.V. Pisarzhevsky a venit cu teoria electronică a proceselor redox, care este în prezent general acceptată. Acest tip de reacții se desfășoară datorită redistribuirii densității electronice între atomii substanțelor care reacţionează (tranziția electronilor), care se manifestă printr-o modificare a gradului de oxidare.

Reacțiile, în urma cărora stările de oxidare ale atomilor care alcătuiesc reactanții se modifică datorită transferului unui electron între ei, se numesc reacții redox.

Procesul redox constă din 2 acte sau semireacții elementare: oxidare și reducere.

Oxidare este procesul de pierdere (return) de electroni de către un atom, moleculă sau ion. Când sunt oxidate, starea de oxidare a particulelor crește:

O particulă care donează electroni se numește agent de reducere. Produsul oxidării unui agent reducător se numește acestuia forma oxidata:

Agentul reducător cu forma sa oxidată constituie o pereche a sistemului redox (Sn 2 +/Sn 4 +).

O măsură a capacității reducătoare a unui element este potenţial de ionizare. Cu cât este mai mic potențialul de ionizare al unui element, cu atât agentul reducător este mai puternic, elementele s și elementele în stările de oxidare inferioară și intermediară sunt agenți reducători puternici. Capacitatea unei particule de a dona electroni (capacitatea donorului) determină proprietățile sale reducătoare.

recuperare - este procesul prin care electronii sunt atașați la o particulă. Când este redusă, starea de oxidare scade:

O particulă (atomi, molecule sau ioni) care acceptă electroni se numește agent oxidant. Produsul de reducere a unui agent oxidant se numește acestuia forma restaurata:

Oxidantul cu forma sa redusă constituie o altă pereche (Fe 3+ /Fe 2+) a sistemului redox. O măsură a puterii de oxidare a particulelor este afinitate electronică. Cu cât afinitatea electronică este mai mare, adică capacitatea de atragere de electroni a particulei, cu atât agentul de oxidare este mai puternic. Oxidarea este întotdeauna însoțită de reducere, iar invers, reducerea este asociată cu oxidarea.

Luați în considerare interacțiunea FeCl 3 cu SnCl 2 . Procesul constă din două semireacții:

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

În timpul reacțiilor, agentul de oxidare este transformat într-un agent reducător conjugat (produs de reducere), iar agentul de reducere este transformat într-un agent de oxidare conjugat (produs de oxidare). Sunt considerate perechi redox:

Prin urmare, reacțiile redox reprezintă unitatea a două procese opuse de oxidare și reducere, care în sisteme nu pot exista unul fără celălalt. În aceasta vedem manifestarea legii universale a unității și a luptei contrariilor. Reacția va avea loc dacă afinitatea electronică a agentului de oxidare este mai mare decât potențialul de ionizare al agentului reducător. Pentru aceasta, conceptul electronegativitate - o cantitate care caracterizează capacitatea atomilor de a dona sau de a accepta electroni.

Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox se realizează prin metoda balanței electronice și metoda semireacțiilor. Ar trebui să fie preferată metoda semireacției. Utilizarea sa este asociată cu utilizarea ionilor care există efectiv, rolul mediului fiind vizibil. Atunci când se elaborează ecuații, este necesar să se afle care dintre substanțele care intră în reacție acționează ca agent oxidant și care acționează ca agent reducător, efectul pH-ului mediului asupra cursului reacției, și care sunt posibilii produși de reacție. Proprietățile redox sunt prezentate de compușii care conțin atomi care au un număr mare de electroni de valență cu energii diferite. Compușii elementelor d (grupări IB, VIIB, VIIIB) și elementelor p (grupări VIIA, VIA, VA) au astfel de proprietăți. Compușii care conțin un element în cea mai mare stare de oxidare prezintă numai proprietăți oxidante.(KMnO4, H2SO4), în partea inferioară - numai proprietăți de restaurare(H2S), la intermediar – se poate comporta în două moduri(Na2SO3). După compilarea ecuațiilor semireacției, ecuația ionică compune ecuația reacției în formă moleculară:

Verificarea corectitudinii ecuației: numărul de atomi și sarcini din partea stângă a ecuației trebuie să fie egal cu numărul de atomi și sarcini din partea dreaptă a ecuației pentru fiecare element.

8.3. CONCEPTUL DE POTENȚIAL DE ELECTROD. MECANISMUL APARIȚII POTENȚIALULUI ELECTRODULUI. CELULA GALVANICĂ. ECUAȚIA NERNST

O măsură a capacității redox a substanțelor sunt potențialele redox. Să luăm în considerare mecanismul apariției potențialului. Când un metal reactiv (Zn, Al) este scufundat într-o soluție de sare, de exemplu Zn într-o soluție de ZnSO4, metalul este dizolvat suplimentar ca urmare a procesului de oxidare, se formează o pereche, un strat electric dublu pe apare suprafaţa metalică şi potenţialul de pereche Zn 2 + / Zn ° .

Un metal scufundat într-o soluție de sare, cum ar fi zincul într-o soluție de sulfat de zinc, este numit un electrod de primul fel. Acesta este un electrod cu două faze care este încărcat negativ. Potenţialul se formează ca urmare a reacţiei de oxidare (după primul mecanism) (Fig. 8.1). Când metalele cu activitate scăzută (Cu) sunt scufundate într-o soluție de sare lor, se observă procesul opus. La interfața dintre metal și soluția de sare, metalul se depune ca urmare a reducerii unui ion care are o capacitate mare de acceptoare pentru un electron, care se datorează încărcăturii nucleare mari și razei mici a ionului. Electrodul este încărcat pozitiv, excesul de anioni de sare formează un al doilea strat în spațiul apropiat de electrod și apare potențialul de electrod al perechii Cu 2 +/Cu°. Potenţialul se formează ca urmare a procesului de recuperare conform celui de-al doilea mecanism (Fig. 8.2). Mecanismul, mărimea și semnul potențialului electrodului sunt determinate de structura atomilor implicați în procesul electrodului.

Deci, potențialul apare la interfața dintre metal și soluție ca urmare a proceselor de oxidare și reducere care au loc cu participarea metalului (electrod) și formarea unui strat electric dublu se numește potențial electrod.

Dacă electronii sunt îndepărtați dintr-o placă de zinc într-una de cupru, atunci echilibrul pe plăci este perturbat. Pentru a face acest lucru, conectăm plăci de zinc și cupru scufundate în soluții ale sărurilor lor cu un conductor metalic, soluții apropiate de electrod cu o punte de electrolit (un tub cu o soluție de K 2 SO 4) pentru a închide circuitul. Semireacția de oxidare are loc pe electrodul de zinc:

iar pe cupru - semireacția de reducere:

Curentul electric se datorează reacției redox totale:

În circuit apare un curent electric. Motivul apariției și fluxului de curent electric (EMF) într-o celulă galvanică este diferența de potențialele electrodului (E) - fig. 8.3.

Orez. 8.3. Schema circuitului electric al unei celule galvanice

Celulă galvanică este un sistem în care energia chimică a unui proces redox este convertită

în electric. Circuitul chimic al unei celule galvanice este de obicei scris ca o diagramă scurtă, unde un electrod mai negativ este plasat în stânga, perechea formată pe acest electrod este indicată printr-o linie verticală și este afișat saltul de potențial. Două linii marchează granița dintre soluții. Sarcina electrodului este indicată în paranteze: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - schema circuitului chimic al unei celule galvanice.

Potențialele redox ale unei perechi depind de natura participanților la procesul de electrod și de raportul dintre concentrațiile de echilibru ale formelor oxidate și reduse ale participanților la procesul de electrod în soluție, temperatura soluției și sunt descrise de ecuația lui Nernst. Caracteristica cantitativă a sistemului redox este potențialul redox care apare la interfața dintre fazele platină - soluție apoasă. Valoarea potențială în unități SI se măsoară în volți (V) și se calculează din ecuația Nernst-Peters:

unde a(Ox) și a(Roșu) sunt activitățile formelor oxidate și, respectiv, reduse; R- constanta universala a gazului; T- temperatura termodinamica, K; F- constanta lui Faraday (96.500 C/mol); n este numărul de electroni implicați în procesul redox elementar; a - activitatea ionilor de hidroniu; m- coeficientul stoichiometric în fața ionului de hidrogen în semireacție. Valoarea lui φ° este potențialul redox standard, adică. potențial măsurat în condițiile a(Oх) = a(Roșu) = a(H +) = 1 și o temperatură dată.

Potențialul standard al sistemului 2H + /H 2 este luat egal cu 0 V. Potențialele standard sunt valori de referință, tabulate la o temperatură de 298K. Un mediu puternic acid nu este caracteristic sistemelor biologice, prin urmare, pentru a caracteriza procesele care au loc în sistemele vii, se utilizează mai des potențialul formal, care este determinat în condiția a(Ox) = a(Roșu), pH 7,4 și o temperatură de 310 K (nivel fiziologic). La scrierea potențialului, vaporii sunt indicați ca o fracție, oxidantul fiind scris la numărător și agentul reducător la numitor.

Pentru 25 °C (298K) după înlocuirea valorilor constante (R = 8,31 J/mol deg; F= 96 500 C/mol) ecuația lui Nernst ia următoarea formă:

unde φ° este potențialul redox standard al cuplului, V; cu o.fu și cu v.f. - produsul concentraţiilor de echilibru ale formelor oxidate, respectiv reduse; x și y sunt coeficienți stoichiometrici în ecuația semireacției.

Potențialul electrodului se formează pe suprafața unei plăci de metal scufundată într-o soluție de sare a acesteia și depinde numai de concentrația formei oxidate [M n+ ], deoarece concentrația formei reduse nu se modifică. Dependența potențialului electrodului de concentrația ionului cu același nume cu acesta este determinată de ecuația:

unde [M n+ ] este concentrația de echilibru a ionului metalic; n- numărul de electroni implicați în semireacție și corespunde stării de oxidare a ionului metalic.

Sistemele redox sunt împărțite în două tipuri:

1) în sistem se efectuează numai transferul de electroni Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 +. Aceasta este echilibru redox izolat;

2) sisteme în care transferul de electroni este suplimentat de transferul de protoni, adică. observat echilibru combinat de diferite tipuri: protolitic (acido-bazic) și redox cu posibilă competiție a două particule de protoni și electroni. În sistemele biologice, sistemele redox importante sunt de acest tip.

Un exemplu de sistem de al doilea tip este procesul de utilizare a peroxidului de hidrogen în organism: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O, precum și reducerea într-un mediu acid a multor agenți oxidanți care conțin oxigen: Cr042-, Cr2072-, Mn04-. De exemplu, MnО 4 - + 8Н + + 5ē = = Mn 2 + + 4Н 2 О. Electronii și protonii participă la această semireacție. Calculul potențialului unei perechi se efectuează după formula:

Într-o gamă mai largă de perechi conjugate, formele oxidate și reduse ale perechii sunt în soluție în diferite grade de oxidare (MnO 4 - /Mn 2 +). Ca electrod de măsurare

în acest caz, se utilizează un electrod dintr-un material inert (Pt). Electrodul nu este un participant la procesul electrodului și joacă doar rolul unui purtător de electroni. Se numește potențialul format ca urmare a procesului redox care are loc în soluție potenţial redox.

Se măsoară pe electrod redox este un metal inert în soluție care conține forme oxidate și reduse ale unei perechi. De exemplu, la măsurare E o perechile de Fe 3 +/Fe 2 + folosesc un electrod redox - un electrod de măsurare de platină. Electrodul de referință este hidrogen, potențialul perechii căruia este cunoscut.

Reacția care are loc în celula galvanică:

Schema lanțului chimic: (-) Pt | (H 2 °), H + | | Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

Potențialul redox este o măsură a capacității redox a substanțelor. Valoarea potențialelor standard de pereche este indicată în tabelele de referință.

În seria potenţialelor redox se notează următoarele regularităţi.

1. Dacă potențialul redox standard al perechii este negativ, de exemplu φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 V, atunci în ceea ce privește perechea de hidrogen, al cărei potențial este mai mare, această pereche acționează ca agent reducător. Potențialul este format prin primul mecanism (reacții de oxidare).

2. Dacă potențialul perechii este pozitiv, de exemplu φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) \u003d +0,345 V față de un hidrogen sau altă pereche conjugată al cărei potențial este mai mic, această pereche este un agent oxidant. Potențialul acestei perechi se formează conform celui de-al doilea mecanism (reacții de reducere).

3. Cu cât valoarea algebrică a potențialului standard al perechii este mai mare, cu atât capacitatea de oxidare a formei oxidate este mai mare și capacitatea de reducere a formei reduse a acesteia este mai mare.

cupluri. O scădere a valorii potențialului pozitiv și o creștere a potențialului negativ corespunde unei scăderi a oxidativului și unei creșteri a activității de reducere. De exemplu:

8.4. ELECTROD DE HIDROGEN, MĂSURARE REDOX

Potențialul redox al unei perechi este determinat de potențialul stratului dublu electric, dar, din păcate, nu există o metodă de măsurare a acestuia. Prin urmare, nu se determină o valoare absolută, ci o valoare relativă, alegând o altă pereche pentru comparație. Măsurarea potențialului se efectuează utilizând o instalație potențiometrică, care se bazează pe o celulă galvanică având un circuit: electrodul perechii de testare (electrodul de măsurare) este conectat la electrodul perechii de hidrogen (H + / H °) sau un alt , al cărui potențial este cunoscut (electrodul de referință) . Celula galvanică este conectată la un amplificator și un contor de curent electric (Fig. 8.4).

Pe electrodul de hidrogen se formează perechea de hidrogen ca urmare a procesului redox: 1/2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e - . Electrodul de hidrogen este o jumătate de celulă formată din

dintr-o placă de platină acoperită cu un strat subțire, liber de platină, scufundată într-o soluție 1 N de acid sulfuric. Hidrogenul este trecut prin soluție; în stratul poros de platină, o parte din acesta trece în stare atomică. Toate acestea sunt închise într-un vas de sticlă (fiolă). Electrodul de hidrogen este un electrod trifazat de primul fel (gaz-metal). Analizând ecuația potențialului electrodului pentru electrodul de hidrogen, putem concluziona că potențialul electrodului de hidrogen crește liniar

Orez. 8.4. Electrod cu hidrogen

cu o scădere a valorii pH-ului (creșterea acidității) a mediului și o scădere a presiunii parțiale a hidrogenului gazos peste soluție.

8.5. PREDICȚIE DE DIRECȚIE

PRIVIND SCHIMBAREA ENERGIEI LIBERE A SUBSTANȚELOR ȘI PRIVIND VALOAREA POTENȚIALULUI REDOX STANDARD

Direcția reacției redox poate fi judecată după modificarea potențialului izobar-izotermic al sistemului (energia Gibbs), energia liberă (ΔG) a procesului. Reacția este posibilă în mod fundamental la ΔG o < 0. В окислительно-восстановительной реакции изменение свободной энергии равно электрической работе, совершаемой системой, в результате которой ē переходит от восстановителя к окислителю. Это находит отражение в формуле:

Unde F- constanta lui Faraday egală cu 96,5 kK/mol; n- numarul de electroni implicati in procesul redox, la 1 mol de substanta; E o- valoarea diferenței dintre potențialele redox standard a două perechi conjugate ale sistemului, care se numește forța electromotoare a reacțiilor (EMF). Această ecuație reflectă semnificația fizică a relației E oși energia liberă a reacției Gibbs.

Pentru apariția spontană a unei reacții redox, este necesar ca diferența de potențial a perechilor conjugate să fie o valoare pozitivă, care rezultă din ecuație, i.e. perechea, al cărei potențial este mai mare, poate acționa ca un agent oxidant. Reacția continuă până când potențialele ambelor perechi devin egale. Prin urmare, pentru a răspunde la întrebarea dacă un anumit agent reducător va fi oxidat de un anumit agent oxidant sau, dimpotrivă, trebuie să cunoaștem ΔE o : ∆Eo = φ°oxid. - φ°repaus. Reacția se desfășoară în direcția care duce la formarea unui agent oxidant mai slab și a unui agent reducător mai slab. Astfel, comparând potențialele a două perechi conjugate, se poate rezolva în mod fundamental problema direcției procesului.

O sarcină. Este posibil să se reducă ionul Fe 3+ cu ioni T1+ conform schemei propuse:

ΔЕ° al reacției are o valoare negativă:

Reacția este imposibilă, deoarece forma oxidată Fe 3+ a perechii Fe 3+ / Fe 2 + nu poate oxida T1+ a perechii T1 3 + / T1 +.

Dacă EMF al reacției este negativă, atunci reacția merge în direcția opusă. Cu cât ΔE° este mai mare, cu atât reacția este mai intensă.

O sarcină. Care este comportamentul chimic al FeC1 3 într-o soluție care conține:

a) NaI; b) NaBr?

Compunem semireacții și găsim potențialele pentru perechi:

A) E reacțiile 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + vor fi egale cu 0,771-0,536 = = 0,235 V, E are o valoare pozitivă. În consecință, reacția merge spre formarea de iod liber și Fe 2+.

b) E ° reacției 2Br - + 2Fe 3 + = Br 2 + 2Fe 2 + va fi egal cu 0,771-1,065 = = -0,29 V. Valoare negativă E o arată că clorura ferică nu va fi oxidată de bromura de potasiu.

8.6. CONSTANTĂ DE ECHILIBRI

REACTIE REDOX

În unele cazuri, este necesar să se cunoască nu numai direcția și intensitatea reacțiilor redox, ci și caracterul complet al reacțiilor (în ce procent materiile prime sunt transformate în produși de reacție). De exemplu, în analiza cantitativă, se poate baza doar pe acele reacții care decurg practic 100%. Prin urmare, înainte de a utiliza cutare sau cutare reacție pentru a rezolva orice problemă, determinați constanta egală cu

novesia (K R) a acestei insule a sistemului. Pentru a determina Kp proceselor redox, se utilizează un tabel cu potențiale redox standard și ecuația Nernst:

pentru că la atingerea echilibrului, potenţialele perechilor conjugate ale agentului oxidant şi agentului reducător al procesului redox devin aceleaşi: φ ° oxid. - φ°repaus. = 0, atunci E o= 0. Din ecuația Nernst în condiții de echilibru E o reactia este:

Unde n- numarul de electroni implicati in reactia redox; P.S. prod. raion și P.S. ref. c-c - respectiv, produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție și ale substanțelor inițiale în gradul coeficienților lor stoechiometrici în ecuația reacției.

Constanta de echilibru indică faptul că starea de echilibru a unei reacții date apare atunci când produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție devine de 10 ori mai mare decât produsul concentrațiilor de echilibru ale substanțelor inițiale. În plus, o valoare Kp mare indică faptul că reacția se desfășoară de la stânga la dreapta. Cunoscând Kp, este posibil, fără a recurge la date experimentale, să se calculeze completitudinea reacției.

8.7. REACȚII REDOX ÎN SISTEME BIOLOGICE

În procesul de activitate vitală în celule și țesuturi, pot apărea diferențe de potențiale electrice. Transformările electrochimice din organism pot fi împărțite în 2 grupe principale.

1. Procese redox datorate transferului de electroni de la o moleculă la alta. Aceste procese sunt de natură electronică.

2. Procese asociate cu transferul ionilor (fără modificarea sarcinilor acestora) și cu formarea de biopotențiale. Biopotenţialele înregistrate în organism sunt în principal potenţiale membranare. Sunt de natură ionică. Ca rezultat al acestor procese, apar potențiale între diferite straturi de țesuturi în diferite stări fiziologice. Ele sunt asociate cu intensitate diferită a proceselor redox fiziologice. De exemplu, potențialele formate în țesuturile suprafeței frunzei pe partea iluminată și neluminată ca urmare a intensității diferite a procesului de fotosinteză. Zona iluminată este încărcată pozitiv în raport cu zona neluminată.

În procesele redox care au natură electronică se pot distinge trei grupuri.

Primul grup include procese asociate cu transferul de electroni între substanțe fără participarea oxigenului și a hidrogenului. Aceste procese sunt efectuate cu participarea complexelor de transfer de electroni - complexe heterovalente și heteronucleare. Transferul de electroni are loc în compuși complecși ai aceluiași metal sau atomi de metale diferite, dar în grade diferite de oxidare. Principiul activ al transferului de electroni sunt metalele de tranziție, care prezintă mai multe stări de oxidare stabile, iar transferul de electroni și protoni nu necesită costuri mari de energie, transferul putând fi efectuat pe distanțe mari. Reversibilitatea proceselor permite participarea multiplă la procesele ciclice. Aceste procese oscilatorii se găsesc în cataliza enzimatică (citocromi), sinteza proteinelor și procesele metabolice. Acest grup de transformări este implicat în menținerea homeostaziei antioxidante și în protejarea organismului de stresul oxidativ. Sunt regulatori activi ai proceselor cu radicali liberi, un sistem de utilizare a speciilor reactive de oxigen, peroxid de hidrogen și participă la oxidarea substraturilor.

catalază, peroxidază, dehidrogenază. Aceste sisteme au acțiune antioxidantă, antiperoxidică.

Al doilea grup include procese redox asociate cu participarea oxigenului și a hidrogenului. De exemplu, oxidarea grupării aldehide a substratului într-una acidă:

Al treilea grup include procese asociate cu transferul de protoni și electroni de pe substrat, care sunt dependente de pH, se desfășoară în prezența enzimelor dehidrogenază (E) și coenzimă (Co) cu formarea unui complex activat enzimă-coenzimă-substrat. (E-Co-S ), atașând electroni și cationi de hidrogen de la substrat și provoacă oxidarea acestuia. O astfel de coenzimă este nicotinamida adenin dinucleotida (NAD +), care atașează doi electroni și un proton:

În procesele biochimice au loc echilibre chimice combinate: procese redox, protolitice și complexe de formare. Procesele sunt de obicei de natură enzimatică. Tipuri de oxidare enzimatică: dehidrogenază, oxidază (citocromi, oxido-reducere a radicalilor liberi). Procesele redox care au loc în organism pot fi împărțite condiționat în următoarele tipuri: 1) reacții de dismutare intramoleculară (disproporționare) datorită atomilor de carbon ai substratului; 2) reacții intermoleculare. Prezența unei game largi de stări de oxidare a atomilor de carbon de la -4 la +4 indică dualitatea sa. Prin urmare, în chimia organică sunt frecvente reacțiile de dismutare redox datorate atomilor de carbon, care apar intra și intermolecular.

8.8. POTENȚIAL DE MEMBRANĂ

De pe vremea lui R. Virchow se ştie că celula vie- aceasta este celula elementara a organizarii biologice, asigurand toate functiile organismului. Cursul multor procese fiziologice din organism este asociat cu transferul de ioni în celule și țesuturi și este însoțit de apariția unei diferențe de potențial. Un rol important în transportul membranar revine transportului pasiv de substanțe: osmoza,

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

Compoziția cationică a mediului intercelular este apropiată de compoziția ionică a apei de mare: sodiu, potasiu, calciu, magneziu. În procesul de evoluție, natura a creat un mod special de transport al ionilor, numit transport pasiv,însoţită de o diferenţă de potenţial. În multe cazuri, baza transferului de substanțe este difuzia, astfel încât potențialul care se formează pe membrana celulară este uneori numit potenţial de difuzie. Ea există până când concentrația ionilor scade. Valoarea potențială este mică (0,1 V). Difuzia facilitată are loc prin canalele ionice. Asimetria ionică este utilizată pentru a genera excitație în celulele nervoase și musculare. Cu toate acestea, prezența asimetriei ionice pe ambele părți ale membranei este, de asemenea, importantă pentru acele celule care nu sunt capabile să genereze un potențial excitator.

8.9. ÎNTREBĂRI ȘI SARCINI DE AUTOVERIFICARE

PREGĂTIT PENTRU LECȚII

SI EXAMENELE

1. Dați conceptul de electrod și potențiale redox.

2. Observați principalele modele observate în seria potențialelor redox.

3. Care este o măsură a capacității reducătoare a substanțelor? Dați exemple cu cei mai comuni agenți reducători.

4. Care este o măsură a capacității de oxidare a unei substanțe? Dați exemple cu cei mai comuni agenți oxidanți.

5. Cum poate fi determinat experimental potențialul redox?

6. Cum se va schimba potențialul sistemului Co 3+ /Co 2+ atunci când ionii de cianură sunt introduși în acesta? Explicați răspunsul.

7. Dați un exemplu de reacții în care peroxidul de hidrogen joacă rolul de agent oxidant (agent reducător) în medii acide și alcaline.

8. Care este semnificația fenomenului de dezvăluire a mediului ligand al atomului central asupra potențialului redox pentru funcționarea sistemelor vii?

9. Ciclul Krebs în oxidarea biologică a glucozei este imediat precedat de reacția:

unde NADH și NAD + sunt forma redusă și oxidată a dinucleotidei nicotinamide. În ce direcție se desfășoară această reacție redox în condiții standard?

10. Cum se numesc substantele care reactioneaza reversibil cu agentii oxidanti si protejeaza substraturile?

11. Dați exemple de acțiune a substanțelor bactericide pe baza proprietăților oxidante.

12. Reacții care stau la baza metodelor de permanganatometrie și iodometrie. Soluții de lucru și metode de preparare a acestora.

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

14. Care este mecanismul de acțiune toxică a compușilor cu azot (III), azot (IV), azot (V)?

15. Cum se detoxifică ionul de superoxid în organism? Dați ecuația reacției. Care este rolul ionilor metalici în acest proces?

16. Care este rolul biologic al semireacțiilor: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ Cu + ; Co 3+ + ē ↔ Co 2+ ? Dă exemple.

17. Cum este legată EMF standard de modificarea energiei Gibbs a procesului redox?

18. Comparați puterea de oxidare a ozonului, oxigenului și peroxidului de hidrogen cu o soluție apoasă de iodură de potasiu. Sprijiniți-vă răspunsul cu date tabelare.

19. Ce procese chimice stau la baza neutralizării radicalului anion superoxid și a peroxidului de hidrogen în organism? Dați ecuațiile semireacțiilor.

20. Dați exemple de procese redox în sistemele vii, însoțite de o modificare a stărilor de oxidare ale elementelor d.

21. Dați exemple de utilizare a reacțiilor redox pentru detoxifiere.

22. Dați exemple de efect toxic al agenților oxidanți.

23. În soluție există particule de Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I -. Determinați care dintre ele interacționează spontan în condiții standard?

24. Care dintre particulele indicate este un agent oxidant mai puternic într-un mediu acid, KMnO 4 sau K 2 Cr 2 O 7?

25. Cum se determină constanta de disociere a unui electrolit slab folosind metoda potențiometrică? Desenați o diagramă a circuitului chimic al unei celule galvanice.

26. Este posibil să se introducă simultan soluții de RMnO 4 și NaNO 2 în organism?

8.10. TESTE

1. Ce molecule de halogen (substanțe simple) prezintă dualitate redox?

a) niciunul, toți sunt doar oxidanți;

b) totul cu excepția fluorului;

c) totul cu excepția iodului;

d) toți halogenii.

2. Care ion halogenură are cea mai mare activitate reducătoare?

a) F -;

b) C1 -;

c) I - ;

d) Br - .

3. Ce halogeni suferă reacții de disproporționare?

a) totul, cu excepția fluorului;

b) totul în afară de fluor, clor, brom;

c) totul cu excepția clorului;

d) niciunul dintre halogeni nu este implicat.

4. Două tuburi conțin soluții de KBr și KI. Soluția de FeCl3 a fost adăugată în ambele tuburi. În care caz ionul halogenură este oxidat la halogen liber dacă E o (Fe 3+ / Fe2+) = 0,77 V; E ° (Br 2 /2Br -) \u003d 1,06 V; E o (I2 / 2I -) \u003d 0,54 V?

a) KBr și KI;

b) KI;

c) KVR;

d) nu în niciun caz.

5. Cel mai puternic agent reducător:

6. În care dintre reacțiile care implică peroxidul de hidrogen, oxigenul gazos va fi unul dintre produșii de reacție?

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

a)O;

b)C1;

c)N;

d)S.

8. Carbonul din compușii organici prezintă următoarele proprietăți:

a) un agent oxidant;

b) agent reducător;

Reacții redox. Rolul proceselor redox în organism. Potential redox. Ecuația Nernst.

Respirația și metabolismul, putrefacția și fermentația, fotosinteza și activitatea nervoasă a organismelor vii sunt asociate cu reacții redox. Procesele redox stau la baza arderii combustibilului, coroziunii metalelor, electroliza, metalurgiei etc. Reacțiile care apar cu modificarea stării de oxidare a atomilor care alcătuiesc moleculele care reacţionează se numesc reacţii redox. Procesele de oxidare și reducere au loc simultan: dacă un element care participă la reacție este oxidat, atunci celălalt trebuie redus. Un agent oxidant este o substanță care conține un element care acceptă electroni și scade starea de oxidare. Agentul de oxidare este redus ca rezultat al reacției. Deci, în reacția 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Agent reducător - o substanță care conține un element care donează electroni și crește starea de oxidare. Agentul reducător este oxidat ca rezultat al reacției. Agentul reducător în reacția propusă este ionul I-. Sursa de energie electrică din element este reacția chimică de deplasare a cuprului de zinc: Zn + Cu 2+ + Cu. Lucrul de oxidare a zincului, egal cu pierderea potențialului izobaric-izoterm, poate fi reprezentat ca produsul energiei electrice transferate și valoarea lui e. d.s.: A \u003d - - dG 0 \u003d p EF, unde p este sarcina cationului; E- h. d.s. element și F- Numărul Faraday. Pe de altă parte, conform ecuației izotermei reacției. Potențialele redox sunt de mare importanță în fiziologia umană și animală. Sistemele redox includ astfel de sisteme din sânge și țesuturi precum hem/hematia și citocromi, care conțin fier bi- și trivalent; acid ascorbic (vitamina C), care este sub formă oxidată și redusă; sistemul de glutation, cistină-cisteină a acizilor succinic și fumaric etc. Cel mai important proces de oxidare biologică, și anume transferul de electroni și protoni de la un substrat oxidat la oxigen, efectuat în țesuturi folosind o serie strict definită de enzime purtătoare intermediare, este, de asemenea, un lanț de procese redox. Fiecare verigă din acest lanț corespunde unuia sau altuia sistem redox, care se caracterizează printr-un anumit potențial redox.

Determinarea direcției reacțiilor redox prin valori standard ale energiei libere de formare a reactivilor și prin valorile potențialelor redox.

Diverse procese de viață sunt însoțite de apariția în organism a unor procese electrochimice care joacă un rol semnificativ în metabolism. Transformările electrochimice din organism pot fi împărțite în două grupe principale: procese asociate cu transferul de electroni și apariția potențialelor redox; procese asociate cu transferul ionilor (fără modificarea sarcinilor acestora) şi cu formarea potenţialelor bioelectrice. Ca rezultat al acestor procese, apar diferențe de potențial între diferite straturi de țesuturi în diferite stări fiziologice. Ele sunt asociate cu intensitate diferită a proceselor biochimice redox. Acestea includ, de exemplu, potențialele de fotosinteză care apar între zonele iluminate și neluminate ale frunzei, iar zona iluminată se dovedește a fi încărcată pozitiv în raport cu zona neluminată. Procesele redox ale primului grup din organism pot fi împărțite în trei tipuri: 1. Transferul direct de electroni între substanțe fără participarea atomilor de oxigen și hidrogen, de exemplu, transferul de electroni în citocromi: citocrom (Fe 3+) + e - > citocrom (Re 2+ ) și transfer de electroni în enzima citocrom oxidază: citocrom oxidază (Cu 2+) + e -> citocrom oxidază (Cu 1+). 2. Oxidativ, asociat cu participarea atomilor de oxigen și a enzimelor oxidaze, de exemplu, oxidarea grupării aldehidice a substratului într-una acidă: RСОН + O ó RСООН. 3. dependent de pH, care apare în prezența enzimelor dehidrogenază (E) și coenzime (Co), care formează un complex activat enzimă-coenzimă-substrat (E-Co-5), atașează electroni și cationi de hidrogen din substrat și provoacă oxidarea acestuia.coenzimele sunt nicotinamida-adenina-nucleotida (NAD+), care ataseaza doi electroni si un proton: S-2H - 2e + NAD * ó S + NADH + H +, flavin-adenina dinucleotida (FAD), care ataseaza doi electroni și doi protoni: S - 2H - 2e + FAD óS + FADH 2 și ubichinonă sau coenzima Q (CoO), care atașează și doi electroni și doi protoni: S-2H - 2e + KoQ ó S + KoQH 2.

66. Oxidometrie, iodometrie, permanganatometrie. Aplicație în medicină.

În funcție de titrantul utilizați, există mai multe tipuri de titrare redox: permanganometrică, iodometrică, bicromatometrică și altele. Titrarea permanganometrică se bazează pe interacțiunea unei soluții standard de permanganat de potasiu cu o soluție de agent reducător. Oxidarea cu permanganat de potasiu poate fi efectuată în medii acide, alcaline și neutre, iar produsele de reducere a KMnO sunt diferite în diferite medii. Titrarea permanganometrică se recomandă să fie efectuată într-un mediu acid. În primul rând, ca rezultat al reacției, se formează ioni incolori de Mn 2+ și o picătură în exces de titrant KMnO 4 va colora soluția titrată în roz. Când este oxidat într-un mediu neutru sau alcalin, precipită un precipitat maro închis sau se formează ioni de MnO 2-4 verde închis, ceea ce face dificilă fixarea punctului de echivalență. În al doilea rând, capacitatea de oxidare a permanganatului de potasiu într-un mediu acid este mult mai mare (E ° MnO 4 / Mn 2+ \u003d + 1,507v) decât într-un mediu alcalin și neutru. Potențialul de oxidare standard al perechii E) / 2G - este de 0,54 V. Prin urmare, substanțele al căror potențial de oxidare este sub această valoare vor fi agenți reducători. Și, prin urmare, vor dirija reacția de la stânga la dreapta, „absorbind” iodul. Astfel de substanțe includ, de exemplu, Na 2 83Oz, clorura de staniu (II), etc. Substanțele al căror potențial de oxidare este mai mare de 0,54 V vor fi agenți oxidanți în raport cu ionul și vor direcționa reacția către eliberarea de iod liber: 2I + 2e \u003d I 2. Cantitatea de iod liber eliberat se determină prin titrarea soluțiilor sale de tiosulfat de Na 2 S 2 O 3: I + 2e -> 2I - Tiosulfitul de sodiu absoarbe iodul liber, deplasând echilibrul de reacție la dreapta. Pentru ca reacția să se desfășoare de la stânga la dreapta, este necesar un exces de iod liber. De obicei, se efectuează o titrare inversă. La agentul de reducere, care este determinat, se adaugă imediat un exces de soluție de iod titrată. O parte din acesta reacționează cu agentul reducător, iar restul este determinat prin titrare cu o soluție de tiosulfat de sodiu.

67. Cuantic - model mecanic al atomului.

Mecanica cuantică (sau ondulatorie) se bazează pe faptul că orice particule de material au simultan proprietăți de undă. Acest lucru a fost prezis pentru prima dată de L. de Broglie, care în 1924 a arătat teoretic că o particulă cu masa m și viteza v poate fi asociată cu mișcarea undei, a cărei lungime de undă X este determinată de expresia: L \u003d h / m v, unde h (constanta lui Planck) = 6,6256-10-27 erg-s = 6,6256-10 34 J-s. Curând această presupunere a fost confirmată de fenomenele de difracție a electronilor și interferența a două fascicule de electroni. Natura duală a particulelor elementare (dualismul particule-undă) este o manifestare particulară a proprietății generale a materiei, dar ar trebui să fie așteptată numai pentru micro-obiecte. Proprietățile de undă ale microparticulelor sunt exprimate în aplicabilitatea limitată la ele a unor astfel de concepte care caracterizează o macroparticulă în mecanica clasică ca coordonate (x, y, z) și impuls (p = m v). Pentru microparticule, există întotdeauna incertitudini în coordonata și impulsul, legate prin relația Heisenberg : d x d p x > = h, unde d x este incertitudinea poziției, iar d p x este incertitudinea impulsului. Conform principiului incertitudinii, mișcarea unei microparticule nu poate fi descrisă printr-o anumită traiectorie și este imposibil să se reprezinte mișcarea unui electron într-un atom sub formă de mișcare de-a lungul unei orbite circulare sau eliptice specifice, așa cum era acceptat în Modelul Bohr. Descrierea mișcării unui electron poate fi dată cu ajutorul undelor de Broglie. Unda corespunzătoare microparticulei este descrisă de funcția de undă y(x, y, G). Nu ea însăși are sens fizic; funcția de undă, ci numai produsul dintre pătratul modulului său și volumul elementar |у| 2 -dу, egală cu probabilitatea de a găsi un electron într-un volum elementar dv = dx -dу-dz. Ecuația de undă Schrödinger este un model matematic al unui atom. Reflectă unitatea proprietăților corpusculare și ondulatorii ale unui electron. Fără a intra în analiza ecuației Schrödinger.

68. Orbital nor de electroni.

Ideea unui electron ca punct material nu corespunde adevăratei sale naturi fizice. Prin urmare, este mai corect să o considerăm ca o reprezentare schematică a unui electron „untat” pe întregul volum al atomului sub forma așa-numitului nor de electroni: cu cât punctele sunt mai dense într-un loc sau altul, cu atât este mai mare densitatea norului de electroni aici. Cu alte cuvinte, densitatea norului de electroni este proporțională cu pătratul funcției de undă. E energia unui electron într-un atom depinde de numărul cuantic principal P.Într-un atom de hidrogen, energia unui electron este complet determinată de valoare P. Cu toate acestea, în atomii cu mulți electroni, energia electronilor depinde și de valoarea numărului cuantic orbital. Prin urmare, stările unui electron, caracterizate prin valori diferite, sunt de obicei numite subniveluri energetice ale unui electron dintr-un atom. În conformitate cu aceste notații, ei vorbesc despre s - subnivel, p-subnivel etc. Electronii caracterizați prin valorile numărului cuantic lateral O, 1, 2 și respectiv 3, se numesc s-electroni, p -electroni, d - electroni si f - electroni. Pentru o valoare dată a numărului cuantic principal P electronii s au cea mai mică energie, apoi p-, d - și electroni f. Starea unui electron într-un atom care corespunde anumitor valori Pși l, se scrie după cum urmează: mai întâi, numărul indică valoarea numărului cuantic principal, iar apoi litera indică numărul cuantic orbital. Astfel, denumirea 2p se referă la un electron pentru care P= 2 și l = 1, denumirea 3d - la un electron cu n = 3 și l == 2. Norul de electroni nu are granițe clar definite în spațiu. Prin urmare, conceptul de dimensiune și formă necesită clarificare.

69. Caracterizarea stării electrice a unui electron printr-un sistem de numere cuantice: numere cuantice principale, orbitale, magnetice și de spin.

Într-un model unidimensional al unui atom, energia unui electron poate lua doar anumite valori, cu alte cuvinte, cuantificat. Energia unui electron într-un atom real este, de asemenea, o mărime cuantificată. Posibilele stări de energie ale unui electron dintr-un atom sunt determinate de valoarea numărului cuantic principal P, care poate lua valori întregi pozitive: 1, 2, 3... etc. Electronul are cea mai mică energie la n = unu; cu creşterea P. energia electronului crește. Prin urmare, starea unui electron, caracterizată printr-o anumită valoare a numărului cuantic principal, se numește de obicei nivelul de energie al electronului din atom: la n = 1, electronul se află la primul nivel de energie, la n = 2 la al doilea etc.Numărul cuantic principal determină şi dimensiunea norului de electroni. Pentru a crește dimensiunea norului de electroni, este necesar să mutați o parte a acestuia la o distanță mai mare de nucleu. Nici forma norului de electroni nu poate fi arbitrară. Este determinat de numărul cuantic orbital (numit și numărul cuantic lateral sau azimutal), care poate lua valori întregi de la 0 la (P- 1), unde P este numărul cuantic principal. sensuri diferite P corespunde unui număr diferit de valori posibile. Astfel, pentru i = 1, este posibilă o singură valoare; număr cuantic orbital - zero (/ = 0), la n= 2l poate fi egal cu 0 sau 1, pentru i = 3 valorile / egale cu 0, 1 și 2 sunt posibile; în general, având în vedere valoarea numărului cuantic principal P corespund P diferite valori posibile ale numărului cuantic orbital. Din ecuația Schrödinger rezultă că orientarea norului de electroni în spațiu nu poate fi arbitrară: este determinată de valoarea celui de-al treilea, așa-numitul număr cuantic magnetic etc. Numărul cuantic magnetic poate lua orice valori întregi, atât pozitive, cât și negative, variind de la + L la - L. Astfel, pentru valori diferite, numărul de valori posibile m este diferit. Deci, pentru electronii s (l = 0) este posibilă o singură valoare a lui m (m - 0); pentru electronii p (L=1) sunt posibile trei valori diferite t.P pe lângă numerele cuantice n, euși m, electronul este caracterizat de o altă mărime cuantificată, care nu are legătură cu. prin mișcarea unui electron în jurul nucleului, ci prin determinarea propriei stări. Această cantitate se numește număr cuantic de spin sau pur și simplu spin; spinul este de obicei notat cu litera S. Spinul unui electron poate avea doar două valori. Astfel, ca și în cazul altor numere cuantice, valorile posibile ale numărului cuantic de spin diferă cu unu.

23. Ecuația lui Arrhenius. Energie activatoare. Teoria coliziunilor active.

27. Activarea și inhibarea enzimelor.

25. Conceptul de cinetică a reacțiilor complexe. Reacții paralele, secvențiale, cuplate și în lanț.

28. Rolul soluțiilor în viața organismelor. Apa ca solvent.

29. Starea izoelectrică și punctul izoelectric al amfoliților

30. Concentrarea solutiilor si metode de exprimare a acestora.

31. Teoria soluțiilor soluțiilor.

32. Solubilitatea gazelor în lichide. boala caisson.

33. Solubilitatea lichidelor și solidelor în lichide. Hidratează și hidrați cristalini.

35. Vâscozitatea soluțiilor. Vâscozitatea anormală a soluțiilor IMC.

34. Soluții DIU. Umflătură. Caracteristicile generale ale soluțiilor DIU.

36. Vâscozitate specifică, redusă, relativă și intrinsecă.

37. Determinarea viscometrică a masei moleculare a polimerilor.

38. Vâscozitatea sângelui și a altor fluide biologice.

39. Proprietățile coligative ale soluțiilor.

40. Scăderea relativă a presiunii vaporilor saturați și legea lui Raoult. solutii ideale.

41. Scăderea punctului de îngheț și creșterea punctului de fierbere, dependența acestora de concentrația soluției.

42. Osmoza si presiunea osmotica. legea lui van't hoff

43. Presiunea osmotică în soluții de biopolimeri. Echilibrul membranei Donnan.

44. Rolul osmozei și presiunii osmotice în sistemele biologice.

45. Plasmoliza si hemoliza.

46. Soluții de electroliți slabi și puternici. Gradul și constanta de disociere a electroliților slabi.

48. Electroliții din corpul uman. Compoziția electrolitică a sângelui.

49. Conceptul de metabolism apă – sare. Antagonismul și sinegismul ionilor.

52. Disocierea apei. Producția de apă ionică. indicator de apă.

53. Intervale ale valorilor pH-ului pentru diferite fluide ale corpului uman.

54. Sisteme tampon, clasificarea lor și mecanismul de acțiune. Capacitatea sistemelor tampon.

55. Sisteme tampon de sânge.

56. Ecuația lui Henderson Hasselbach.

57. Conceptul de stare acido-bazică a sângelui.

61. Titrare acido-bazică. Curbele de titrare. Punct de echivalare. Selectarea indicatorului. Aplicație în medicină.

58. Hidroliza sărurilor. Gradul de hidroliză în procesele biologice.

62. Reacția de precipitare și dizolvare. Derivați de solubilitate. Argentometrie. Aplicație în medicină.

63. Reacții redox. Rolul proceselor redox în organism. Potential redox. Ecuația Nernst.

65. Determinarea direcției reacțiilor redox prin valori standard ale energiei libere de formare a reactivilor și prin valorile potențialelor redox.

66. Oxidometrie, iodometrie, permanganatometrie. Aplicație în medicină.

67. Cuantic - model mecanic al atomului.

68. Orbital nor de electroni.

69. Caracterizarea stării electrice a unui electron printr-un sistem de numere cuantice: numere cuantice principale, orbitale, magnetice și de spin.

72. Metoda legăturilor de valență. Mecanismul de formare a legăturilor de valență.

70. Principiul Pauli. regula lui Hund. Starea fundamentală și excitată a atomului.

73. Tipuri de conexiuni. Multiplicitatea comunicării.

74. Saturație, directivitate și lungimea comunicării.

75. Conceptul de hibridizare a orbitalilor atomici. Geometria moleculelor.

76. Legătura ionică ca legătură covalentă extrem de polarizată.

77. Metoda orbitalilor moleculari. Legarea și slăbirea orbitalilor.

78. Legătura de hidrogen. Legături de hidrogen moleculare și intramoleculare.

79. Compuși complecși. Teoria coordonării Werner.

80. Atom central, liganzi, numărul de coordonare al atomului central.

82. Compuși intercomplex. (chelați).

83. Complexonii și aplicarea lor în medicină.

85. Reacția de formare a complexului.

84. Nomenclatura compușilor complecși.

86. Echilibrul ionic în soluții de compuși complecși.

87. Constanta de instabilitate si stabilitate a ionilor complexi.

88. Apa și proprietățile ei fizice și chimice. Valoarea apei pentru biosferă și vitalitatea organismelor. Omul și biosfera.

102. Caracteristici generale ale s - elemente.

103. Caracteristicile generale ale p - elementelor.

63. Reacții redox. Rolul proceselor redox în organism. Potential redox. Ecuația Nernst.

65. Determinarea direcției reacțiilor redox prin valori standard ale energiei libere de formare a reactivilor și prin valorile potențialelor redox.

Diverse procese de viață sunt însoțite de apariția în organism a unor procese electrochimice care joacă un rol semnificativ în metabolism. Transformările electrochimice din organism pot fi împărțite în două grupe principale: procese asociate cu transferul de electroni și apariția potențialelor redox; procese asociate cu transferul ionilor (fără modificarea sarcinilor acestora) şi cu formarea potenţialelor bioelectrice. Ca rezultat al acestor procese, apar diferențe de potențial între diferite straturi de țesuturi în diferite stări fiziologice. Ele sunt asociate cu intensitate diferită a proceselor biochimice redox. Acestea includ, de exemplu, potențialele de fotosinteză care apar între zonele iluminate și neluminate ale frunzei, iar zona iluminată se dovedește a fi încărcată pozitiv în raport cu zona neluminată. Procesele redox ale primului grup din organism pot fi împărțite în trei tipuri: 1. Transferul direct de electroni între substanțe fără participarea atomilor de oxigen și hidrogen, de exemplu, transferul de electroni în citocromi: citocrom (Fe 3+) + e - > citocrom (Re 2+ ) și transfer de electroni în enzima citocrom oxidază: citocrom oxidază (Cu 2+) + e -> citocrom oxidază (Cu 1+). 2. Oxidativ, asociat cu participarea atomilor de oxigen și a enzimelor oxidaze, de exemplu, oxidarea grupării aldehidice a substratului într-una acidă: RСОН + O  RСООН. 3. dependent de pH, care apare în prezența enzimelor dehidrogenază (E) și coenzime (Co), care formează un complex activat enzimă-coenzimă-substrat (E-Co-5), atașează electroni și cationi de hidrogen din substrat și provoacă oxidarea lui.coenzimele sunt nicotinamida-adenina-nucleotida (NAD+), care ataseaza doi electroni si un proton: S-2H - 2e + NAD *  S + NADH + H +, flavin-adenina dinucleotida (FAD), care ataseaza doi electroni și doi protoni: S - 2H - 2e + FAD S + FADH 2 și ubichinonă sau coenzima Q (CoO), care atașează și doi electroni și doi protoni: S-2H - 2e + KoQ  S + KoQH 2.

Multe procese distructive din viața noastră sunt asociate cu oxidarea, adică au loc cu participarea oxigenului. Cu toate acestea, reacțiile oxidative sunt pur și simplu necesare pentru funcționarea normală a organismului. Ele afectează producția de energie, recuperarea, procesele de homeostazie și alte funcții vitale. Principalul lucru aici este să păstrăm echilibrul și să nu lăsăm granița să treacă atunci când oxidarea devine inamicul nostru.

Procesele care au loc în corpul uman sunt invariabil asociate cu reacția de oxidare. În acest caz, substanțele complexe se descompun (se oxidează) în altele mai simple și se eliberează energia necesară vieții.

Cu toate acestea, rezultatele unor astfel de procese oxidative pot avea două rezultate: pozitive și negative.

Rezultatele reacțiilor oxidative

Echilibrul proceselor oxidative și antioxidante este cheia longevității

O condiție necesară pentru funcționarea normală a tuturor sistemelor corpului și a sănătății umane este un echilibru între procesele oxidative și antioxidante. Deplasarea acestui fenomen într-o direcție sau alta poate fi atât o patologie, cât și o reacție adaptativă.

Dacă există mai multe procese oxidative, atunci organismul nostru are dificultăți. Un număr mare de radicali liberi (care se formează în timpul procesului de oxidare) provoacă stres oxidativ, care afectează celulele sănătoase din organism.

Acest lucru poate duce la dezvoltarea de tumori maligne, îmbătrânire prematură și boli grave. Diversi virusi patrund in organism mai activ, deoarece acesta nu este protejat, iar noi devenim mai vulnerabili la bolile infectioase.

Atunci când organismul este slăbit, radiațiile UV-A dăunătoare începe procesul de oxidare, provocând daune ireparabile atât pielii, cât și corpului în ansamblu. Acest lucru afectează sistemul imunitar și ADN-ul.

Factori de dezechilibru ai proceselor oxidative:

Radiații ionizante.
Produse chimice.
Bacterii, viruși.
Alcool, fumat.
Poluarea mediului.
Alimentație greșită.

Una dintre soluții este restabilirea sau menținerea în timp util a unui echilibru între procesele oxidative și antioxidante. Acest lucru este posibil prin reglarea proceselor de oxidare cu ajutorul dietei și îmbunătățirea calitativă a stilului de viață.

Acest lucru ar trebui să fie amintit în special de locuitorii orașelor mari, unde gazele de eșapament și malnutriția distrug sistemul antioxidant din organism. Substanțele nocive se acumulează treptat în interiorul unei persoane, ceea ce duce la stres oxidativ și provoacă diverse patologii.

Antioxidanții - o apărare completă a organismului

Astăzi, sunt cunoscuți peste 3.000 de antioxidanți diferiți. Acestea sunt de obicei împărțite în 4 grupuri:

bioflavonoide vegetale. Acţionează ca o capcană: captează radicalii liberi şi toxinele şi le elimină din organism. Ele pot ajuta la reducerea riscului de boli de inima și cancer. Sursa: catechina, care se gaseste in ceaiul verde, vin rosu, citrice.
Vitamine. Ele absorb excesul de energie de la radicalii liberi agresivi și, de asemenea, opresc sau încetinesc dezvoltarea unei reacții în lanț. Există două tipuri: liposolubile (protecția țesutului adipos) și hidrosolubile (protecția mușchilor și a vaselor de sânge). De exemplu, vitaminele A, E, C, beta-caroten.
Minerale pe care o persoană nu este capabilă să le producă singură. Menține nivelurile normale de vitamine din organism și protejează împotriva infecțiilor. Exemplu: seleniu, mangan, calciu, zinc.
Enzime. Acţionează ca catalizatori, dezinfectând şi accelerând procesul de îndepărtare a radicalilor liberi. Exemplu: enzima coenzima Q10.

În funcție de origine, se pot distinge două tipuri de antioxidanți:

Natural (se găsește în alimente și este cel mai bine absorbit de organism).
Sintetice (preparate produse de industria farmaceutică).

Cea mai bogată sursă de antioxidanți sunt alimentele vegetale. Apropo, coaja, semințele și rizomii sunt cele mai bogate în aceste elemente valoroase. Unii oameni de știință sugerează că cei mai eficienți antioxidanți sunt bioflavonoidele, care se găsesc în pielea plantelor viu colorate, cum ar fi strugurii, sfecla, afinele, vinetele și varza mov.

Principalele surse ale celor mai puternici antioxidanți sunt:

portocale, caise, papaya, pepeni verzi, mandarine, nectarine, kiwi, mango, nuci;
morcovi, muștar, semințe de floarea soarelui, dovleac, spanac;
broccoli, sfeclă, porumb, roșii, sparanghel, spanac;
ton, pasare, vita, stridii, paine cu cereale, produse lactate;
carne rosie, stridii, fasole, peste rosu.

Echilibrul proceselor antioxidante și oxidative este o prevenire indispensabilă a multor boli periculoase. Prelungește-ți tinerețea și buna dispoziție cu un aport regulat de antioxidanți!

Titluri:

Etichete:

Secțiuni