Domov

Žumpa

biologická oxidácia. Typy redoxných (redoxných) reakcií v ľudskom tele

Biologická oxidácia - je to súbor redoxných premien rôznych látok v živých organizmoch. Redoxné reakcie sú reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene oxidačného stavu atómov v dôsledku prerozdelenia elektrónov medzi nimi.

Typy biologických oxidačných procesov:

1)aeróbna (mitochondriálna) oxidácia je určený na extrakciu energie živín za účasti kyslíka a jeho akumuláciu vo forme ATP. Aeróbna oxidácia sa tiež nazýva tkanivové dýchanie, pretože počas jeho priebehu tkanivá aktívne spotrebúvajú kyslík.

2) anaeróbna oxidácia- ide o pomocný spôsob získavania energie látok bez účasti kyslíka. Anaeróbna oxidácia má veľký význam pri nedostatku kyslíka, ako aj pri vykonávaní intenzívnej svalovej práce.

3) mikrozomálna oxidácia Je určený na neutralizáciu liekov a jedov, ako aj na syntézu rôznych látok: adrenalínu, norepinefrínu, melanínu v koži, kolagénu, mastných kyselín, žlčových kyselín, steroidných hormónov.

4) oxidácia voľných radikálov nevyhnutné pre reguláciu obnovy a priepustnosti bunkových membrán.

Hlavná cesta biologickej oxidácie je mitochondriálna spojené s poskytovaním telu energie v dostupnej forme. Zdroje energie pre ľudí sú rôzne organické zlúčeniny: sacharidy, tuky, bielkoviny. V dôsledku oxidácie sa živiny rozkladajú na konečné produkty, hlavne na CO 2 a H 2 O (pri rozklade bielkovín vzniká aj NH 3). Uvoľnená energia sa v tomto prípade akumuluje vo forme energie chemických väzieb makroergických zlúčenín, hlavne ATP.

Makroergický organické zlúčeniny živých buniek obsahujúce energeticky bohaté väzby sa nazývajú. Počas hydrolýzy makroergických väzieb (označené kľukatou čiarou ~) sa uvoľní viac ako 4 kcal / mol (20 kJ / mol). Makroergické väzby vznikajú v dôsledku redistribúcie energie chemických väzieb v procese metabolizmu. Väčšina vysokoenergetických zlúčenín sú anhydridy kyseliny fosforečnej, ako sú ATP, GTP, UTP atď. Adenozíntrifosfát (ATP) zaujíma ústredné miesto medzi látkami s makroergickými väzbami.

adenín - ribóza - P ~ P ~ P, kde P je zvyšok kyseliny fosforečnej

ATP sa nachádza v každej bunke v cytoplazme, mitochondriách a jadrách. Biologické oxidačné reakcie sú sprevádzané prenosom fosfátovej skupiny na ADP s tvorbou ATP (tento proces je tzv. fosforylácia). Energia sa teda ukladá vo forme molekúl ATP a v prípade potreby sa používa na vykonávanie rôznych druhov prác (mechanická, elektrická, osmotická) a na uskutočňovanie procesov syntézy.

Systém zjednotenia oxidačných substrátov v ľudskom tele

Priame využitie chemickej energie obsiahnutej v molekulách potravinových látok je nemožné, pretože pri porušení intramolekulárnych väzieb sa uvoľňuje obrovské množstvo energie, čo môže viesť k poškodeniu buniek. Aby sa živiny, ktoré sa dostali do tela, musia prejsť sériou špecifických premien, pri ktorých dochádza k viacstupňovému rozkladu zložitých organických molekúl na jednoduchšie. To umožňuje postupne uvoľňovať energiu a ukladať ju vo forme ATP.

Proces premeny rôznych zložitých látok na jeden energetický substrát je tzv zjednotenie. Existujú tri stupne zjednotenia:

1. Prípravná fáza sa vyskytuje v tráviacom trakte, ako aj v cytoplazme buniek tela . Veľké molekuly sa rozkladajú na ich základné štrukturálne bloky: polysacharidy (škrob, glykogén) - na monosacharidy; proteíny - na aminokyseliny; tuky – na glycerol a mastné kyseliny. Tým sa uvoľní malé množstvo energie (asi 1 %), ktoré sa rozptýli vo forme tepla.

2. tkanivové premeny začína v cytoplazme buniek a končí v mitochondriách. Vznikajú ešte jednoduchšie molekuly a počet ich typov sa výrazne znižuje. Výsledné produkty sú spoločné pre metabolické dráhy rôznych látok: pyruvát, acetyl-koenzým A (acetyl-CoA), α-ketoglutarát, oxalacetát atď. koenzým A - aktívna forma vitamínu B 3 (kyselina pantoténová). Procesy rozkladu bielkovín, tukov a uhľohydrátov sa zbiehajú v štádiu tvorby acetyl-CoA a následne tvoria jeden metabolický cyklus. Toto štádium je charakterizované čiastočným (do 20 %) uvoľnením energie, ktorej časť sa akumuluje vo forme ATP a časť sa odvádza vo forme tepla.

3. Mitochondriálne štádium. Produkty vznikajúce v druhom stupni vstupujú do cyklického oxidačného systému - cyklu trikarboxylových kyselín (Krebsov cyklus) a súvisiaci mitochondriálny dýchací reťazec. V Krebsovom cykle sa acetyl-CoA oxiduje na CO2 a vodík spojený s nosičmi - NAD + H2 a FAD H2. Vodík sa dostáva do dýchacieho reťazca mitochondrií, kde sa oxiduje kyslíkom na H 2 O. Tento proces je sprevádzaný uvoľnením približne 80 % energie chemických väzieb látok, z ktorých časť sa využíva na tvorbu ATP a časť sa uvoľňuje vo forme tepla.

		Sacharidy (polysacharidy)
I prípravné; Uvoľní sa 1 % energie živín (ako teplo);	aminokyseliny		glycerol, mastné kyseliny
II tkanivové transformácie; 20 % energie vo forme tepla a ATP	acetyl-CoA (CH 3 -CO ~ SKoA)
III mitochondriálne štádium; 80% energie (asi polovica je vo forme ATP, zvyšok je vo forme tepla).	Cyklus trikarboxylovej kyseliny Respiračný reťazec mitochondrií O2

Klasifikácia a charakterizácia hlavných oxidoreduktáz v tkanivách

Dôležitým znakom biologickej oxidácie je, že prebieha pôsobením určitých enzýmov. (oxidoreduktáza). Všetky potrebné enzýmy pre každý stupeň sú spojené do súborov, ktoré sú spravidla fixované na rôznych bunkových membránach. V dôsledku koordinovaného pôsobenia všetkých enzýmov sa chemické premeny uskutočňujú postupne, akoby na bežiacom páse. V tomto prípade je reakčný produkt jedného stupňa východiskovou zlúčeninou pre ďalší stupeň.

Klasifikácia oxidoreduktáz:

1. dehydrogenázy vykonať elimináciu vodíka z oxidovaného substrátu:

SH 2 + A → S + AH 2

V procesoch spojených s získavaním energie je najbežnejším typom biologických oxidačných reakcií dehydrogenácii, teda eliminácia dvoch atómov vodíka z oxidovaného substrátu a ich prenos do oxidačného činidla. V skutočnosti vodík v živých systémoch nie je vo forme atómov, ale je súčtom protónu a elektrónu (H + a ē), ktorých cesty pohybu sú rôzne.

Dehydrogenázy sú komplexné proteíny, ich koenzýmy (neproteínová časť komplexného enzýmu) môžu byť oxidačným aj redukčným činidlom. Odoberaním vodíka zo substrátov sa koenzýmy premieňajú na redukovanú formu. Redukované formy koenzýmov môžu darovať vodíkové protóny a elektróny inému koenzýmu, ktorý má vyšší redoxný potenciál.

1) KONIEC + - a NADP + -dependentné dehydrogenázy(koenzýmy - OVER + a NADP + - aktívne formy vitamínu PP ). Z oxidovaného substrátu SH 2 sú pripojené dva atómy vodíka a vzniká redukovaná forma - NAD + H 2:

SH 2 + OVER + ↔ S + OVER + H 2

2) FAD-dependentné dehydrogenázy(koenzýmy - FAD a FMN - aktívne formy vitamínu B 2). Oxidačné schopnosti týchto enzýmov im umožňujú prijímať vodík ako priamo z oxidačného substrátu, tak aj z redukovaného NADH 2 . V tomto prípade sa tvoria redukované formy FAD·H2 a FMN·H2.

SH 2 + FAD ↔ S + FAD H 2

NAD + N 2 + FMN ↔ NAD + + FMN N 2

3) koenzýmQalebo ubichinón, ktorý môže dehydrogenovať FAD H2 a FMN H2 a pripojiť dva atómy vodíka, čím sa zmení na KoQ H2 ( hydrochinón):

FMN N 2 + KoQ ↔ FMN + KoQ N 2

2. Nosiče elektrónov hemickej povahy obsahujúce železo – cytochrómyb, c 1 , c, a, a 3 . Cytochrómy sú enzýmy patriace do triedy chromoproteínov (zafarbené proteíny). Neproteínovú časť cytochrómov predstavujú heme s obsahom železa a štruktúrou podobnou hemu hemoglobínu jedna molekula cytochrómu je schopná reverzibilne prijať jeden elektrón, pričom oxidačný stav železa sa mení:

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

Cytochrómy a, a 3 tvoria komplex tzv cytochróm oxidáza. Na rozdiel od iných cytochrómov je cytochrómoxidáza schopná interagovať s kyslíkom, konečným akceptorom elektrónov.

Všeobecná chémia: učebnica / A. V. Žolnin; vyd. V. A. Popková, A. V. Žolnina. - 2012. - 400 b.: chor.

Kapitola 8. REDOXNÉ REAKCIE A PROCESY

Život je nepretržitý reťazec redoxných procesov.

A.-L. Lavoisier

8.1. BIOLOGICKÝ VÝZNAM REDOXNÝCH PROCESOV

Procesy metabolizmu, dýchania, hniloby, fermentácie, fotosyntézy sú v podstate redoxné procesy. V prípade aeróbneho metabolizmu je hlavným oxidačným činidlom molekulárny kyslík a redukčným činidlom sú organické potravinové látky. Indikátorom toho, že redoxné reakcie sú základom života tela, sú bioelektrické potenciály orgánov a tkanív. Biopotenciály sú kvalitatívnou a kvantitatívnou charakteristikou smeru, hĺbky a intenzity biochemických procesov. Preto je registrácia biopotenciálov orgánov a tkanív široko používaná v klinickej praxi pri štúdiu ich aktivity, najmä pri diagnostike kardiovaskulárnych ochorení sa odoberá elektrokardiogram a pri meraní svalových biopotenciálov sa odoberá elektromyogram. Registrácia mozgových potenciálov - encefalografia - umožňuje posúdiť patologické poruchy nervového systému. Membránový potenciál rovný 80 mV v dôsledku výskytu iónovej asymetrie je zdrojom energie pre životne dôležitú činnosť buniek. nerovnomerné rozloženie katiónov a aniónov na oboch stranách membrány. Membránový potenciál má iónový charakter. Vo viacjadrových komplexoch prebiehajú procesy spojené s prenosom elektrónov a protónov medzi časticami, ktoré odolávajú

sú poháňané zmenou oxidačného stavu reagujúcich častíc a objavením sa redoxného potenciálu. Redoxný potenciál má elektronický charakter. Tieto procesy sú reverzibilné a cyklické a sú základom mnohých dôležitých fyziologických procesov. Michaelis poznamenal dôležitú úlohu redoxných procesov v živote: „Redox procesy vyskytujúce sa v živých organizmoch patria do kategórie tých, ktoré sú nielen nápadné a dajú sa identifikovať, ale sú aj najdôležitejšie pre život, či už z biologického alebo filozofického hľadiska. uhol pohľadu.

8.2. PODSTATA

REDOXNÉ PROCESY

V roku 1913 L.V. Pisarzhevsky prišiel s elektronickou teóriou redoxných procesov, ktorá je v súčasnosti všeobecne akceptovaná. Tento typ reakcií sa uskutočňuje v dôsledku redistribúcie elektrónovej hustoty medzi atómami reagujúcich látok (prechod elektrónov), čo sa prejavuje zmenou stupňa oxidácie.

Reakcie, v dôsledku ktorých sa menia oxidačné stavy atómov tvoriacich reaktanty v dôsledku prenosu elektrónu medzi nimi, sa nazývajú redoxné reakcie.

Redoxný proces pozostáva z 2 základných aktov alebo polovičných reakcií: oxidácie a redukcie.

Oxidácia je proces straty (návratu) elektrónov atómom, molekulou alebo iónom. Pri oxidácii sa oxidačný stav častíc zvyšuje:

Častica, ktorá daruje elektróny, sa nazýva redukčné činidlo. Produkt oxidácie redukčného činidla sa nazýva jeho oxidovaná forma:

Redukčné činidlo so svojou oxidovanou formou tvorí jeden pár redoxného systému (Sn 2 +/Sn 4 +).

Mierou redukčnej schopnosti prvku je ionizačný potenciál.Čím nižší je ionizačný potenciál prvku, tým je silnejšie redukčné činidlo, silné redukčné činidlá sú s-prvky a prvky v nižšom a strednom oxidačnom stupni. Schopnosť častice darovať elektróny (donorová schopnosť) určuje jej redukčné vlastnosti.

zotavenie - je proces pripájania elektrónov na časticu. Pri znížení oxidačný stav klesá:

Častica (atómy, molekuly alebo ióny), ktorá prijíma elektróny, sa nazýva oxidačné činidlo. Produkt redukcie oxidačného činidla sa nazýva jeho obnovená forma:

Oxidačné činidlo so svojou redukovanou formou tvorí ďalší pár (Fe 3+ /Fe 2+) redoxného systému. Meradlom oxidačnej sily častíc je elektrónová afinita.Čím väčšia je elektrónová afinita, t.j. schopnosť častice priťahovať elektróny, tým silnejšie je oxidačné činidlo. Oxidáciu vždy sprevádza redukcia a naopak, redukcia je spojená s oxidáciou.

Zvážte interakciu FeCl3 s SnCl2. Proces pozostáva z dvoch polovičných reakcií:

Redoxná reakcia môže byť reprezentovaná ako kombinácia dvoch konjugovaných párov.

Počas reakcií sa oxidačné činidlo premení na konjugované redukčné činidlo (redukčný produkt) a redukčné činidlo sa premení na konjugované oxidačné činidlo (oxidačný produkt). Sú považované za redoxné páry:

Preto redoxné reakcie predstavujú jednotu dvoch opačných procesov oxidácie a redukcie, ktoré v systémoch nemôžu existovať jeden bez druhého. V tom vidíme prejav univerzálneho zákona jednoty a boja protikladov. Reakcia nastane, ak je elektrónová afinita oxidačného činidla väčšia ako ionizačný potenciál redukčného činidla. Pre toto, koncept elektronegativita - veličina, ktorá charakterizuje schopnosť atómov darovať alebo prijímať elektróny.

Zostavovanie rovníc redoxných reakcií sa vykonáva metódou elektrónovej rovnováhy a metódou polovičných reakcií. Mala by sa uprednostňovať metóda polovičnej reakcie. Jeho použitie je spojené s použitím iónov, ktoré skutočne existujú, úloha média je viditeľná. Pri zostavovaní rovníc je potrebné zistiť, ktoré z látok, ktoré vstupujú do reakcie, pôsobia ako oxidačné činidlo a ktoré ako redukčné činidlo, vplyv pH média na priebeh reakcie, a aké sú možné produkty reakcie. Redoxné vlastnosti vykazujú zlúčeniny, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú veľký počet valenčných elektrónov s rôznymi energiami. Takéto vlastnosti majú zlúčeniny d-prvkov (skupiny IB, VIIB, VIIIB) a p-prvkov (skupiny VIIA, VIA, VA). Zlúčeniny, ktoré obsahujú prvok v najvyššom oxidačnom stave, vykazujú iba oxidačné vlastnosti.(KMn04, H2S04), v spodnej - iba obnovovacie vlastnosti(H2S), v medziprodukte - môže sa správať dvoma spôsobmi(Na2S03). Po zostavení rovníc polovičnej reakcie iónová rovnica zostaví rovnicu reakcie v molekulárnej forme:

Kontrola správnosti rovnice: počet atómov a nábojov na ľavej strane rovnice sa musí rovnať počtu atómov a nábojov na pravej strane rovnice pre každý prvok.

8.3. KONCEPCIA POTENCIÁLU ELEKTRÓD. MECHANIZMUS VZNIKU POTENCIÁLU ELEKTRÓD. GALVANICKÝ ČLÁNOK. NERNSTOVA ROVNICE

Meradlom redoxnej schopnosti látok sú redoxné potenciály. Pozrime sa na mechanizmus vzniku potenciálu. Keď sa reaktívny kov (Zn, Al) ponorí do roztoku jeho soli, napríklad Zn v roztoku ZnSO 4, kov sa v dôsledku oxidačného procesu dodatočne rozpustí, vytvorí sa pár, dvojitá elektrická vrstva na objaví sa povrch kovu a párový potenciál Zn 2 + / Zn ° .

Kov ponorený do roztoku svojej soli, ako je zinok v roztoku síranu zinočnatého, sa nazýva elektróda prvého druhu. Ide o dvojfázovú elektródu, ktorá je záporne nabitá. Potenciál vzniká ako výsledok oxidačnej reakcie (podľa prvého mechanizmu) (obr. 8.1). Keď sú nízkoaktívne kovy (Cu) ponorené do roztoku ich soli, pozorujeme opačný proces. Na rozhraní medzi kovom a roztokom soli sa kov ukladá v dôsledku redukcie iónu, ktorý má vysokú akceptornú kapacitu pre elektrón, čo je spôsobené vysokým jadrovým nábojom a malým polomerom iónu. Elektróda je kladne nabitá, prebytočné anióny soli tvoria druhú vrstvu v blízkoelektródovom priestore a vzniká elektródový potenciál páru Cu 2 +/Cu°. Potenciál vzniká ako výsledok procesu obnovy podľa druhého mechanizmu (obr. 8.2). Mechanizmus, veľkosť a znamienko elektródového potenciálu sú určené štruktúrou atómov zapojených do elektródového procesu.

Potenciál teda vzniká na rozhraní medzi kovom a roztokom v dôsledku oxidačných a redukčných procesov prebiehajúcich za účasti kovu (elektródy) a tvorba dvojitej elektrickej vrstvy sa nazýva elektródový potenciál.

Ak sú elektróny odstránené zo zinkovej platne na medenú, potom je rovnováha na platniach narušená. K tomu spojíme zinkové a medené platne ponorené do roztokov ich solí kovovým vodičom, blízkoelektródové roztoky elektrolytickým mostíkom (rúrka s roztokom K 2 SO 4), aby sme uzavreli obvod. Oxidačná polovičná reakcia prebieha na zinkovej elektróde:

a na meď - redukčná polovičná reakcia:

Elektrický prúd vzniká v dôsledku celkovej redoxnej reakcie:

V obvode sa objaví elektrický prúd. Dôvodom vzniku a toku elektrického prúdu (EMF) v galvanickom článku je rozdiel elektródových potenciálov (E) - obr. 8.3.

Ryža. 8.3. Schéma elektrického obvodu galvanického článku

Galvanický článok je systém, v ktorom sa premieňa chemická energia redoxného procesu

do elektriky. Chemický obvod galvanického článku sa zvyčajne píše ako krátka schéma, kde vľavo je umiestnená negatívnejšia elektróda, pár vytvorený na tejto elektróde je označený zvislou čiarou a je znázornený potenciálny skok. Dve čiary označujú hranicu medzi riešeniami. Nabitie elektródy je uvedené v zátvorkách: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - schéma chemického obvodu galvanického článku.

Redoxné potenciály páru závisia od povahy účastníkov elektródového procesu a pomeru rovnovážnych koncentrácií oxidovaných a redukovaných foriem účastníkov elektródového procesu v roztoku, teploty roztoku a sú opísané pomocou Nernstova rovnica. Kvantitatívnou charakteristikou redoxného systému je redoxný potenciál, ktorý sa vyskytuje na rozhraní medzi fázami platina – vodný roztok. Hodnota potenciálu v jednotkách SI sa meria vo voltoch (V) a počíta sa z Nernst-Petersova rovnica:

kde a(Ox) a a(Red) sú aktivity oxidovaných a redukovaných foriem; R- univerzálna plynová konštanta; T- termodynamická teplota, K; F- Faradayova konštanta (96 500 C/mol); n je počet elektrónov zapojených do elementárneho redoxného procesu; a - aktivita hydróniových iónov; m- stechiometrický koeficient pred vodíkovým iónom v polovičnej reakcii. Hodnota φ° je štandardný redoxný potenciál, t.j. potenciál meraný za podmienok a(Oх) = a(Červená) = a(H +) = 1 a danej teploty.

Štandardný potenciál systému 2H + /H2 sa rovná 0 V. Štandardné potenciály sú referenčné hodnoty a sú uvedené v tabuľke pri teplote 298 K. Silne kyslé prostredie nie je charakteristické pre biologické systémy, preto sa na charakterizáciu procesov vyskytujúcich sa v živých systémoch častejšie používa formálny potenciál, ktorý sa určuje za podmienky a(Ox) = a(Red), pH 7,4 a teplota 310 K (fyziologická úroveň). Pri zápise potenciálu sa para uvádza ako zlomok, pričom oxidant sa zapíše do čitateľa a redukčné činidlo do menovateľa.

Pre 25 °C (298 K) po dosadení konštantných hodnôt (R = 8,31 J/mol stup.; F= 96 500 C/mol) má Nernstova rovnica nasledujúci tvar:

kde φ° je štandardný redoxný potenciál páru, V; s o.fu a s v.f. - produkt rovnovážnych koncentrácií oxidovaných a redukovaných foriem; x a y sú stechiometrické koeficienty v rovnici polovičnej reakcie.

Elektródový potenciál sa tvorí na povrchu kovovej platne ponorenej do roztoku jej soli a závisí len od koncentrácie oxidovanej formy [M n+ ], keďže koncentrácia redukovanej formy sa nemení. Závislosť elektródového potenciálu od koncentrácie iónu s rovnakým názvom s ním je určená rovnicou:

kde [Mn+] je rovnovážna koncentrácia kovového iónu; n- počet elektrónov zapojených do polovičnej reakcie a zodpovedá oxidačnému stavu kovového iónu.

Redoxné systémy sú rozdelené do dvoch typov:

1) v systéme sa uskutočňuje iba prenos elektrónov Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 +. to izolovaná redoxná rovnováha;

2) systémy, kde je prenos elektrónov doplnený o prenos protónov, t.j. pozorované kombinovaná rovnováha rôznych typov: protolytické (acidobázické) a redoxné s možnou konkurenciou dvoch častíc protónov a elektrónov. V biologických systémoch sú dôležité redoxné systémy tohto typu.

Príkladom systému druhého typu je proces využitia peroxidu vodíka v tele: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O, ako aj redukcia v kyslom prostredí mnohých oxidačných činidiel obsahujúcich kyslík: Cr042-, Cr2072-, Mn04-. Napríklad MnО 4 - + 8Н + + 5ē = = Mn 2 + + 4Н 2 О. Elektróny a protóny sa zúčastňujú tejto polovičnej reakcie. Výpočet potenciálu páru sa vykonáva podľa vzorca:

V širšom rozsahu konjugovaných párov sú oxidované a redukované formy páru v roztoku v rôznych stupňoch oxidácie (MnO 4 - /Mn 2 +). Ako meracia elektróda

v tomto prípade sa používa elektróda vyrobená z inertného materiálu (Pt). Elektróda nie je účastníkom elektródového procesu a hrá len úlohu nosiča elektrónov. Potenciál vytvorený v dôsledku redoxného procesu vyskytujúceho sa v roztoku sa nazýva redoxný potenciál.

Meria sa na redoxná elektróda je inertný kov v roztoku, ktorý obsahuje oxidované a redukované formy páru. Napríklad pri meraní E o párov Fe 3 +/Fe 2 + používajú redoxnú elektródu - platinovú meraciu elektródu. Referenčnou elektródou je vodík, ktorého potenciál je známy.

Reakcia prebiehajúca v galvanickom článku:

Schéma chemického reťazca: (-) Pt | (H 2 °), H + | | Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

Redoxný potenciál je mierou redoxnej schopnosti látok. Hodnota štandardných párových potenciálov je uvedená v referenčných tabuľkách.

V sérii redoxných potenciálov sú zaznamenané nasledujúce zákonitosti.

1. Ak je štandardný redoxný potenciál páru negatívny, napríklad φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 V, potom vzhľadom na vodíkový pár, ktorého potenciál je vyšší, tento pár pôsobí ako redukčné činidlo. Potenciál vzniká prvým mechanizmom (oxidačné reakcie).

2. Ak je potenciál páru kladný, napríklad φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) \u003d +0,345 V vzhľadom na vodík alebo iný konjugovaný pár, ktorého potenciál je nižší, tento pár je oxidačné činidlo. Potenciál tohto páru sa tvorí podľa druhého mechanizmu (redukčné reakcie).

3. Čím vyššia je algebraická hodnota štandardného potenciálu dvojice, tým vyššia je oxidačná schopnosť oxidovanej formy a tým nižšia je redukčná schopnosť redukovanej formy tejto

páry. Zníženie hodnoty pozitívneho potenciálu a zvýšenie negatívneho potenciálu zodpovedá zníženiu oxidačnej a zvýšeniu redukčnej aktivity. Napríklad:

8.4. VODÍKOVÁ ELEKTRÓDA, REDOXNÉ MERANIE

Redoxný potenciál páru je určený potenciálom elektrickej dvojvrstvy, ale bohužiaľ neexistuje žiadna metóda na jeho meranie. Preto sa neurčuje absolútna, ale relatívna hodnota, pričom sa na porovnanie vyberie nejaký iný pár. Meranie potenciálu sa vykonáva pomocou potenciometrickej inštalácie, ktorá je založená na galvanickom článku s obvodom: elektróda testovacieho páru (meracia elektróda) je pripojená k elektróde vodíkového páru (H + / H °) alebo inému , ktorého potenciál je známy (referenčná elektróda) . Na galvanický článok je pripojený zosilňovač a merač elektrického prúdu (obr. 8.4).

Na vodíkovej elektróde sa ako výsledok redoxného procesu vytvára vodíkový pár: 1/2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e - . Vodíková elektróda je polovičný článok pozostávajúci z

z platinovej platne potiahnutej tenkou, voľnou vrstvou platiny, ponorenej do 1 N roztoku kyseliny sírovej. Cez roztok prechádza vodík, v poréznej vrstve platiny časť prechádza do atómového stavu. To všetko je uzavreté v sklenenej nádobe (ampule). Vodíková elektróda je trojfázová elektróda prvého druhu (plyn-kov). Analýzou elektródovej potenciálovej rovnice pre vodíkovú elektródu môžeme konštatovať, že potenciál vodíkovej elektródy sa zvyšuje lineárne

Ryža. 8.4. Vodíková elektróda

s poklesom hodnoty pH (zvýšenie kyslosti) média a poklesom parciálneho tlaku plynného vodíka nad roztokom.

8.5. PREDPOVEĎ SMERU

O ZMENE VOĽNEJ ENERGIE LÁTOK A O HODNOTE ŠTANDARDNÝCH REDOXNÝCH POTENCIÁLOV

Smer redoxnej reakcie možno posúdiť podľa zmeny izobaricko-izotermického potenciálu systému (Gibbsova energia), voľnej energie (ΔG) procesu. Reakcia je v zásade možná pri ΔGo < 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:

kde F- Faradayova konštanta rovná 96,5 kK/mol; n- počet elektrónov zapojených do redoxného procesu na 1 mol látky; E o- hodnota rozdielu štandardných redoxných potenciálov dvoch konjugovaných párov systému, ktorá sa nazýva elektromotorická sila reakcií (EMF). Táto rovnica odráža fyzikálny význam vzťahu E o a voľná energia Gibbsovej reakcie.

Pre spontánny vznik redoxnej reakcie je potrebné, aby potenciálny rozdiel konjugovaných párov bol kladnou hodnotou, čo vyplýva z rovnice, t.j. pár, ktorého potenciál je vyšší, môže pôsobiť ako oxidačné činidlo. Reakcia pokračuje, kým sa potenciály oboch párov nezrovnajú. Preto na zodpovedanie otázky, či dané redukčné činidlo bude oxidované daným oxidačným činidlom alebo naopak, treba poznať ΔE o : ∆Eo = φ°oxid. - φ°odpočinok. Reakcia prebieha v smere, ktorý vedie k tvorbe slabšieho oxidačného činidla a slabšieho redukčného činidla. Porovnaním potenciálov dvoch konjugovaných párov sa teda dá zásadne vyriešiť problém smerovania procesu.

Úloha. Je možné redukovať ión Fe 3+ iónmi T1+ podľa navrhovanej schémy:

ΔЕ° reakcie má zápornú hodnotu:

Reakcia nie je možná, pretože oxidovaná forma Fe3+ páru Fe3+/Fe2+ nemôže oxidovať T1+ páru T13+/T1+.

Ak je EMF reakcie negatívne, reakcia prebieha v opačnom smere. Čím väčšia AE°, tým intenzívnejšia je reakcia.

Úloha. Aké je chemické správanie FeC1 3 v roztoku obsahujúcom:

a) Nal; b) NaBr?

Poskladáme polovičné reakcie a nájdeme potenciály pre páry:

a) E reakcie 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + sa bude rovnať 0,771-0,536 = = 0,235 V, E má kladnú hodnotu. Následne reakcia smeruje k tvorbe voľného jódu a Fe2+.

b) E° reakcie 2Br - + 2Fe 3 + = Br 2 + 2Fe 2 + sa bude rovnať 0,771-1,065 = = -0,29 V. Záporná hodnota E o ukazuje, že chlorid železitý nebude oxidovaný bromidom draselným.

8.6. ROVNOVÁHA KONŠTANTA

REDOXNÁ REAKCIA

V niektorých prípadoch je potrebné poznať nielen smer a intenzitu redoxných reakcií, ale aj úplnosť reakcií (o koľko percent sa východiskové látky premenia na reakčné produkty). Napríklad pri kvantitatívnej analýze sa možno spoľahnúť iba na tie reakcie, ktoré prakticky prebiehajú na 100 %. Preto pred použitím tejto alebo tej reakcie na vyriešenie akéhokoľvek problému určite konštantu rovnajúcu sa

novesia (K R) tohto ostrova sústavy. Na určenie Kp redoxných procesov sa používa tabuľka štandardných redoxných potenciálov a Nernstova rovnica:

pretože keď sa dosiahne rovnováha, potenciály konjugovaných párov oxidačného činidla a redukčného činidla redoxného procesu sa stanú rovnakými: φ ° oxid. - φ°odpočinok. = 0 teda E o= 0. Z Nernstovej rovnice v podmienkach rovnováhy E o reakcia je:

kde n- počet elektrónov zapojených do redoxnej reakcie; P.S. prod. okres a P.S. ref. c-c - respektíve súčin rovnovážnych koncentrácií reakčných produktov a východiskových látok v miere ich stechiometrických koeficientov v reakčnej rovnici.

Rovnovážna konštanta udáva, že rovnovážny stav danej reakcie nastáva vtedy, keď sa súčin rovnovážnych koncentrácií reakčných produktov stane 10-krát väčším ako súčin rovnovážnych koncentrácií východiskových látok. Okrem toho veľká hodnota Kp naznačuje, že reakcia prebieha zľava doprava. Pri znalosti Kp je možné bez použitia experimentálnych údajov vypočítať úplnosť reakcie.

8.7. REDOXNÉ REAKCIE V BIOLOGICKÝCH SYSTÉMOCH

V procese vitálnej aktivity v bunkách a tkanivách môžu nastať rozdiely v elektrických potenciáloch. Elektrochemické premeny v organizme možno rozdeliť do 2 hlavných skupín.

1. Redoxné procesy v dôsledku prenosu elektrónov z jednej molekuly do druhej. Tieto procesy majú elektronický charakter.

2. Procesy spojené s prenosom iónov (bez zmeny ich náboja) a s tvorbou biopotenciálov. Biopotenciály zaznamenané v tele sú hlavne membránové potenciály. Majú iónový charakter. V dôsledku týchto procesov vznikajú potenciály medzi rôznymi vrstvami tkanív v rôznych fyziologických stavoch. Sú spojené s rôznou intenzitou fyziologických redoxných procesov. Napríklad potenciály vznikajúce v tkanivách povrchu listov na osvetlenej a neosvetlenej strane v dôsledku rozdielnej intenzity procesu fotosyntézy. Osvetlená plocha je kladne nabitá vo vzťahu k neosvetlenej ploche.

V redoxných procesoch, ktoré majú elektronickú povahu, možno rozlíšiť tri skupiny.

Do prvej skupiny patria procesy spojené s prenosom elektrónov medzi látkami bez účasti kyslíka a vodíka. Tieto procesy sa uskutočňujú za účasti komplexov prenosu elektrónov - heterovalentných a heteronukleárnych komplexov. K prenosu elektrónov dochádza v komplexných zlúčeninách rovnakého kovu alebo atómov rôznych kovov, ale v rôznych stupňoch oxidácie. Aktívnym princípom prenosu elektrónov sú prechodné kovy, ktoré vykazujú niekoľko stabilných oxidačných stavov a prenos elektrónov a protónov si nevyžaduje veľké náklady na energiu, prenos sa môže uskutočniť na veľké vzdialenosti. Reverzibilita procesov umožňuje viacnásobnú účasť na cyklických procesoch. Tieto oscilačné procesy sa nachádzajú v enzymatickej katalýze (cytochrómy), syntéze bielkovín a metabolických procesoch. Táto skupina premien sa podieľa na udržiavaní antioxidačnej homeostázy a na ochrane organizmu pred oxidačným stresom. Sú aktívnymi regulátormi procesov voľných radikálov, systémom využitia reaktívnych foriem kyslíka, peroxidu vodíka a podieľajú sa na oxidácii substrátov.

kataláza, peroxidáza, dehydrogenáza. Tieto systémy vykonávajú antioxidačné, antiperoxidové pôsobenie.

Do druhej skupiny patria redoxné procesy spojené s účasťou kyslíka a vodíka. Napríklad oxidácia aldehydovej skupiny substrátu na kyslú:

Do tretej skupiny patria procesy spojené s prenosom protónov a elektrónov zo substrátu, ktoré sú závislé od pH, prebiehajú v prítomnosti enzýmov dehydrogenázy (E) a koenzýmu (Co) s tvorbou aktivovaného komplexu enzým-koenzým-substrát. (E-Co-S), prichytáva elektróny a katióny vodíka zo substrátu a spôsobuje jeho oxidáciu. Takýmto koenzýmom je nikotínamid adenín dinukleotid (NAD +), ktorý pripája dva elektróny a jeden protón:

V biochemických procesoch prebiehajú kombinované chemické rovnováhy: redoxné, protolytické a komplexné formačné procesy. Procesy sú zvyčajne enzymatického charakteru. Typy enzymatickej oxidácie: dehydrogenáza, oxidáza (cytochrómy, oxidačno-redukcia voľných radikálov). Redoxné procesy vyskytujúce sa v tele možno podmienečne rozdeliť do nasledujúcich typov: 1) reakcie intramolekulárnej dismutácie (disproporcionácie) v dôsledku atómov uhlíka substrátu; 2) medzimolekulové reakcie. Prítomnosť širokého spektra oxidačných stavov atómov uhlíka od -4 do +4 naznačuje jeho dualitu. Preto sú v organickej chémii bežné redoxné dismutačné reakcie v dôsledku atómov uhlíka, ktoré sa vyskytujú intra- a intermolekulárne.

8.8. MEMBRÁNOVÝ POTENCIÁL

Od čias R. Virchowa sa vie, že živá bunka- je to základná bunka biologickej organizácie, ktorá zabezpečuje všetky funkcie tela. Priebeh mnohých fyziologických procesov v tele je spojený s prenosom iónov v bunkách a tkanivách a je sprevádzaný objavením sa potenciálneho rozdielu. Veľkú úlohu v membránovom transporte má pasívny transport látok: osmóza,

filtrácia a bioelektrogenéza. Tieto javy sú určené bariérovými vlastnosťami bunkových membrán. Potenciálny rozdiel medzi roztokmi rôznych koncentrácií oddelených membránou so selektívnou permeabilitou sa nazýva membránový potenciál. Membránový potenciál je iónovej a nie elektronickej povahy. Je to spôsobené objavením sa iónovej asymetrie, t.j. nerovnomerné rozloženie iónov na oboch stranách membrány.

Katiónové zloženie medzibunkového prostredia je blízke iónovému zloženiu morskej vody: sodík, draslík, vápnik, horčík. V procese evolúcie príroda vytvorila zvláštny spôsob transportu iónov, tzv pasívna doprava, sprevádzaný potenciálnym rozdielom. V mnohých prípadoch je základom prenosu látok difúzia, preto potenciál, ktorý vzniká na bunkovej membráne, sa niekedy nazýva tzv. difúzny potenciál. Existuje, kým sa koncentrácia iónov nevyrovná. Hodnota potenciálu je malá (0,1 V). Uľahčená difúzia prebieha cez iónové kanály. Iónová asymetria sa používa na generovanie excitácie v nervových a svalových bunkách. Prítomnosť iónovej asymetrie na oboch stranách membrány je však dôležitá aj pre tie bunky, ktoré nie sú schopné generovať excitačný potenciál.

8.9. OTÁZKY A ÚLOHY NA SAMOKONTROLU

PRIPRAVENÉ NA VYUČOVANIE

A SKÚŠKY

1. Uveďte pojem elektródového a redoxného potenciálu.

2. Všimnite si hlavné vzorce pozorované v sérii redoxných potenciálov.

3. Čo je meradlom redukčnej schopnosti látok? Uveďte príklady najbežnejších redukčných činidiel.

4. Čo je mierou oxidačnej schopnosti látky? Uveďte príklady najbežnejších oxidačných činidiel.

5. Ako možno experimentálne určiť redoxný potenciál?

6. Ako sa zmení potenciál systému Co 3+ /Co 2+, keď sa do neho zavedú kyanidové ióny? Vysvetlite odpoveď.

7. Uveďte príklad reakcií, pri ktorých hrá peroxid vodíka úlohu oxidačného činidla (redukčného činidla) v kyslom a alkalickom prostredí.

8. Aký význam má fenomén odhaľovania ligandového prostredia centrálneho atómu na redoxný potenciál pre fungovanie živých systémov?

9. Krebsovmu cyklu pri biologickej oxidácii glukózy bezprostredne predchádza reakcia:

kde NADH a NAD+ sú redukovaná a oxidovaná forma nikotínamiddinukleotidu. Akým smerom prebieha táto redoxná reakcia za štandardných podmienok?

10. Ako sa nazývajú látky, ktoré reverzibilne reagujú s oxidačnými činidlami a chránia substráty?

11. Uveďte príklady pôsobenia baktericídnych látok na základe oxidačných vlastností.

12. Reakcie, ktoré sú základom metód manganatometrie a jodometrie. Pracovné roztoky a spôsoby ich prípravy.

13. Aká je biologická úloha reakcií, pri ktorých sa mení oxidačný stav mangánu a molybdénu?

14. Aký je mechanizmus toxického pôsobenia zlúčenín dusíka (III), dusíka (IV), dusíka (V)?

15. Ako sa v tele detoxikuje superoxidový ión? Uveďte reakčnú rovnicu. Aká je úloha kovových iónov v tomto procese?

16. Aká je biologická úloha polovičných reakcií: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ Cu + ; Co 3+ + ē ↔ Co 2+ ? Uveďte príklady.

17. Ako súvisí štandardné EMF so zmenou Gibbsovej energie redoxného procesu?

18. Porovnajte oxidačnú silu ozónu, kyslíka a peroxidu vodíka vzhľadom na vodný roztok jodidu draselného. Podporte svoju odpoveď tabuľkovými údajmi.

19. Aké chemické procesy sú základom neutralizácie superoxidového aniónového radikálu a peroxidu vodíka v tele? Uveďte rovnice polovičných reakcií.

20. Uveďte príklady redoxných procesov v živých systémoch sprevádzaných zmenou oxidačných stavov d-prvkov.

21. Uveďte príklady využitia redoxných reakcií na detoxikáciu.

22. Uveďte príklady toxického účinku oxidačných činidiel.

23. V roztoku sa nachádzajú častice Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I -. Určte, ktoré z nich spontánne interagujú za štandardných podmienok?

24. Ktorá z uvedených častíc je v kyslom prostredí silnejším oxidačným činidlom KMnO 4 alebo K 2 Cr 2 O 7?

25. Ako určiť disociačnú konštantu slabého elektrolytu pomocou potenciometrickej metódy? Nakreslite schému chemického obvodu galvanického článku.

26. Je možné súčasne zavádzať do tela roztoky RMnO 4 a NaNO 2?

8.10. TESTY

1. Ktoré halogénové molekuly (jednoduché látky) vykazujú redoxnú dualitu?

a) žiadne, všetky sú iba okysličovadlami;

b) všetko okrem fluóru;

c) všetko okrem jódu;

d) všetky halogény.

2. Ktorý halogenidový ión má najvyššiu redukčnú aktivitu?

a) F-;

b) Cl-;

c) I-;

d) Br-.

3. Ktoré halogény podliehajú disproporcionačným reakciám?

a) všetko okrem fluóru;

b) všetko okrem fluóru, chlóru, brómu;

c) všetko okrem chlóru;

d) nejde o žiadny z halogénov.

4. Dve skúmavky obsahujú roztoky KBr a KI. Do oboch skúmaviek sa pridal roztok FeCl3. V takom prípade sa halogenidový ión oxiduje na voľný halogén, ak E o (Fe 3+ / Fe2+) = 0,77 V; E° (Br2/2Br-) \u003d 1,06 V; E o (I2 / 2I -) \u003d 0,54 V?

a) KBr a KI;

b) KI;

c) KVR;

d) v žiadnom prípade nie.

5. Najsilnejšie redukčné činidlo:

6. Pri ktorej z reakcií peroxidu vodíka bude jedným z produktov reakcie plynný kyslík?

7. Ktorý z navrhovaných prvkov má najvyššiu hodnotu relatívnej elektronegativity?

a)O;

b) Cl;

c)N;

d) S.

8. Uhlík v organických zlúčeninách má tieto vlastnosti:

a) oxidačné činidlo;

b) redukčné činidlo;

Redoxné reakcie. Úloha redoxných procesov v tele. Redoxný potenciál. Nernstova rovnica.

S redoxnými reakciami súvisí dýchanie a metabolizmus, hniloba a fermentácia, fotosyntéza a nervová činnosť živých organizmov. Redoxné procesy sú základom spaľovania paliva, korózie kovov, elektrolýzy, metalurgie atď. Reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reagujúce molekuly, sa nazývajú redoxné reakcie. Procesy oxidácie a redukcie prebiehajú súčasne: ak je jeden prvok zúčastňujúci sa reakcie oxidovaný, musí sa druhý redukovať. Oxidačné činidlo je látka obsahujúca prvok, ktorý prijíma elektróny a znižuje oxidačný stav. Oxidačné činidlo sa v dôsledku reakcie redukuje. Takže v reakcii 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I20 + 2Fe +2 Cl2 - + 2K + Cl -. Redukčné činidlo - látka obsahujúca prvok, ktorý daruje elektróny a zvyšuje oxidačný stav. Redukčné činidlo sa v dôsledku reakcie oxiduje. Redukčným činidlom v navrhovanej reakcii je ión I-. Zdrojom elektrickej energie v prvku je chemická reakcia vytesňovania medi zinkom: Zn + Cu 2+ + Cu. Prácu oxidácie zinku, rovnajúcu sa strate izobaricko-izotermického potenciálu, možno znázorniť ako súčin odovzdanej elektriny a hodnoty e. d.s.: A \u003d - - dG 0 \u003d p EF, kde p je náboj katiónu; E- h. d.s. prvok a F- Faradayovo číslo. Na druhej strane podľa rovnice reakčnej izotermy. Redoxný potenciál má veľký význam vo fyziológii ľudí a zvierat. Redoxné systémy zahŕňajú také systémy v krvi a tkanivách, ako je hem/hemátia a cytochrómy, ktoré obsahujú dvoj- a trojmocné železo; kyselina askorbová (vitamín C), ktorá je v oxidovanej a redukovanej forme; systém glutatiónu, cystín-cysteínu kyseliny jantárovej a fumarovej atď. Najdôležitejší proces biologickej oxidácie, a to prenos elektrónov a protónov z oxidovaného substrátu na kyslík, uskutočňovaný v tkanivách pomocou presne definovaného radu medzinosičových enzýmov, je tiež reťazcom redoxných procesov. Každý článok v tomto reťazci zodpovedá jednému alebo druhému redoxnému systému, ktorý sa vyznačuje určitým redoxným potenciálom.

Určenie smeru redoxných reakcií štandardnými hodnotami voľnej energie tvorby činidiel a hodnotami redoxných potenciálov.

Rôzne životné procesy sú sprevádzané výskytom v organizme elektrochemických procesov, ktoré zohrávajú významnú úlohu v metabolizme. Elektrochemické premeny v organizme možno rozdeliť do dvoch hlavných skupín: procesy spojené s prenosom elektrónov a výskytom redoxných potenciálov; procesy spojené s prenosom iónov (bez zmeny ich nábojov) a s tvorbou bioelektrických potenciálov. V dôsledku týchto procesov vznikajú potenciálne rozdiely medzi rôznymi vrstvami tkanív v rôznych fyziologických stavoch. Sú spojené s rôznou intenzitou redoxných biochemických procesov. Patria sem napríklad potenciály fotosyntézy, ktoré vznikajú medzi osvetlenými a neosvetlenými oblasťami listu a osvetlená oblasť sa ukáže ako kladne nabitá vzhľadom na neosvetlenú oblasť. Redoxné procesy prvej skupiny v organizme možno rozdeliť do troch typov: 1. Priamy prenos elektrónov medzi látkami bez účasti atómov kyslíka a vodíka, napríklad prenos elektrónov v cytochrómoch: cytochróm (Fe 3+) + e - > cytochróm (Re 2+ ) a prenos elektrónov v enzýme cytochróm oxidáza: cytochróm oxidáza (Cu 2+) + e -> cytochróm oxidáza (Cu 1+). 2. Oxidačné, spojené s účasťou atómov kyslíka a oxidázových enzýmov, napríklad oxidácia aldehydovej skupiny substrátu na kyslú: RСОН + O ó RСООН. 3. závislé od pH, vyskytujúce sa v prítomnosti enzýmov dehydrogenázy (E) a koenzýmov (Co), ktoré tvoria aktivovaný komplex enzým-koenzým-substrát (E-Co-5), pripája elektróny a katióny vodíka zo substrátu a spôsobuje jeho oxidácia.koenzýmy sú nikotínamid-adenín-nukleotid (NAD +), ktorý pripája dva elektróny a jeden protón: S-2H - 2e + NAD * ó S + NADH + H +, flavín-adenín dinukleotid (FAD), ktorý pripája dva elektróny a dva protóny: S - 2H - 2e + FAD óS + FADH 2 a ubichinón alebo koenzým Q (CoO), ktorý tiež pripája dva elektróny a dva protóny: S-2H - 2e + KoQ ó S + KoQH 2.

66. Oxidometria, jodometria, permanganatometria. Aplikácia v medicíne.

V závislosti od použitých titrantov existuje niekoľko typov redoxnej titrácie: permanganometrické, jodimetrické, bichromatometrické a iné. Permanganometrická titrácia je založená na interakcii štandardného roztoku manganistanu draselného s roztokom redukčného činidla. Oxidácia manganistanom draselným sa môže uskutočňovať v kyslom, alkalickom a neutrálnom médiu a produkty redukcie KMnO sú v rôznych médiách rôzne. Permanganometrická titrácia sa odporúča vykonávať v kyslom prostredí. Najprv sa v dôsledku reakcie vytvoria bezfarebné ióny Mn 2+ a jedna prebytočná kvapka titračného činidla KMnO 4 zafarbí titrovaný roztok na ružovo. Pri oxidácii v neutrálnom alebo alkalickom médiu sa vyzráža tmavohnedá zrazenina alebo sa vytvoria tmavozelené ióny MnO 2-4, čo sťažuje stanovenie bodu ekvivalencie. Po druhé, oxidačná schopnosť manganistanu draselného v kyslom prostredí je oveľa väčšia (E ° MnO 4 / Mn 2+ \u003d + 1,507v) ako v alkalickom a neutrálnom prostredí. Štandardný oxidačný potenciál páru E) / 2G - je 0,54 V. Preto látky, ktorých oxidačný potenciál je pod touto hodnotou, budú redukčnými činidlami. A preto budú nasmerovať reakciu zľava doprava a „absorbujú“ jód. Medzi takéto látky patrí napríklad Na 2 83Oz, chlorid cínatý a pod. Látky, ktorých oxidačný potenciál je vyšší ako 0,54 V, budú oxidačnými činidlami vzhľadom na ión a budú smerovať reakciu k uvoľňovaniu voľného jódu: 2I + 2e \u003d I 2. Množstvo uvoľneného voľného jódu sa stanoví titráciou jeho roztokov tiosíranu Na 2 S 2 O 3: I + 2e -> 2I - Tiosulfit sodný absorbuje voľný jód, čím sa reakčná rovnováha posúva doprava. Aby reakcia prebiehala zľava doprava, je potrebný nadbytok voľného jódu. Zvyčajne sa vykonáva spätná titrácia. K redukčnému činidlu, ktoré sa stanoví, ihneď pridajte nadbytok titrovaného roztoku jódu. Časť zreaguje s redukčným činidlom a zvyšok sa stanoví titráciou roztokom tiosíranu sodného.

67. Kvantovo - mechanický model atómu.

Kvantová (alebo vlnová) mechanika je založená na skutočnosti, že akékoľvek častice materiálu majú súčasne vlnové vlastnosti. Prvýkrát to predpovedal L. de Broglie, ktorý v roku 1924 teoreticky ukázal, že častica s hmotnosťou m a rýchlosťou v môže byť spojená s pohybom vĺn, ktorých vlnová dĺžka X je určená výrazom: L \u003d h / m v, kde h (Planckova konštanta) = 6,6256-10-27 erg-s = 6,6256-1034 J-s. Čoskoro tento predpoklad potvrdili javy elektrónovej difrakcie a interferencie dvoch elektrónových lúčov. Duálna povaha elementárnych častíc (dualizmus časticových vĺn) je osobitným prejavom všeobecnej vlastnosti hmoty, ale treba ju očakávať len pri mikroobjektoch. Vlnové vlastnosti mikročastíc sú vyjadrené v obmedzenej použiteľnosti takých konceptov, ktoré charakterizujú makročastice v klasickej mechanike ako súradnice (x, y, z) a hybnosť (p = m v). Pre mikročastice vždy existujú neistoty v súradnica a hybnosť súvisiace Heisenbergovým vzťahom: d x d p x > = h, kde d x je neistota polohy a d p x je neistota hybnosti. Podľa princípu neurčitosti nie je možné pohyb mikročastice opísať určitou trajektóriou a nie je možné znázorniť pohyb elektrónu v atóme vo forme pohybu po špecifickej kruhovej alebo eliptickej dráhe, ako to bolo prijaté v Bohrov model. Opis pohybu elektrónu možno poskytnúť pomocou de Broglieho vĺn. Vlna zodpovedajúca mikročastici je opísaná vlnovou funkciou y(x, y, G). Nie je to samo o sebe, čo má fyzický význam; vlnová funkcia, ale iba súčin druhej mocniny jej modulu a elementárneho objemu |у| 2 -dу, rovná pravdepodobnosti nájdenia elektrónu v elementárnom objeme dv = dx -dу-dz. Schrödingerova vlnová rovnica je matematický model atómu. Odráža jednotu korpuskulárnych a vlnových vlastností elektrónu. Bez toho, aby sme sa zaoberali analýzou Schrödingerovej rovnice.

68. Orbitál elektrónového oblaku.

Myšlienka elektrónu ako hmotného bodu nezodpovedá jeho skutočnej fyzickej podstate. Preto je správnejšie považovať ho za schematické znázornenie elektrónu „rozmazaného“ po celom objeme atómu v podobe tzv. elektrónový oblak:čím hustejšie sú body umiestnené na jednom alebo druhom mieste, tým väčšia je hustota elektrónového oblaku. Inými slovami, hustota elektrónového oblaku je úmerná druhej mocnine vlnovej funkcie. E energia elektrónu v atóme závisí od hlavného kvantového čísla P. V atóme vodíka je energia elektrónu úplne určená hodnotou P. V mnohoelektrónových atómoch však energia elektrónu závisí aj od hodnoty orbitálneho kvantového čísla. Preto sa stavy elektrónu, charakterizované rôznymi hodnotami, zvyčajne nazývajú energetické podúrovne elektrónu v atóme. V súlade s týmito zápismi sa hovorí o s - podúrovni, p-podúrovni atď. Elektróny charakterizované hodnotami bočného kvantového čísla O, 1, 2 a 3 sa nazývajú s-elektróny, p -elektróny, d - elektróny a f - elektróny. Pre danú hodnotu hlavného kvantového čísla P s-elektróny majú najnižšiu energiu, potom p-, d - a f-elektróny. Stav elektrónu v atóme, ktorý zodpovedá určitým hodnotám P a l, sa píše takto: najprv číslo označuje hodnotu hlavného kvantového čísla a potom písmeno označuje orbitálne kvantové číslo. Označenie 2p teda označuje elektrón, pre ktorý P= 2 a l = 1, označenie 3d - na elektrón s n = 3 a l == 2. Elektrónový oblak nemá v priestore ostro ohraničené hranice. Preto si pojem jeho veľkosti a tvaru vyžaduje objasnenie.

69. Charakterizácia elektrického stavu elektrónu systémom kvantových čísel: hlavné, orbitálne, magnetické a spinové kvantové čísla.

V jednorozmernom modeli atómu môže energia elektrónu nadobudnúť iba určité hodnoty, inými slovami, kvantované. Energia elektrónu v reálnom atóme je tiež kvantovaná veličina. Možné energetické stavy elektrónu v atóme sú určené hodnotou hlavného kvantového čísla P, ktorý môže nadobúdať kladné celočíselné hodnoty: 1, 2, 3... atď. Elektrón má najnižšiu energiu pri n = jeden; s rastúcim P. energia elektrónu sa zvyšuje. Preto sa stav elektrónu, charakterizovaný určitou hodnotou hlavného kvantového čísla, zvyčajne nazýva energetická hladina elektrónu v atóme: pri n = 1 je elektrón na prvej energetickej hladine, pri n = 2 pri druhom atď Hlavné kvantové číslo určuje a veľkosť elektrónového oblaku. Aby sa veľkosť elektrónového oblaku zväčšila, je potrebné presunúť jeho časť do väčšej vzdialenosti od jadra. Ani tvar elektrónového oblaku nemôže byť ľubovoľný. Je určené orbitálnym kvantovým číslom (nazývaným aj bočné alebo azimutálne kvantové číslo), ktoré môže nadobúdať celočíselné hodnoty od 0 do (P- 1), kde P je hlavné kvantové číslo. rôzne významy P zodpovedá inému počtu možných hodnôt. Pre i = 1 je teda možná iba jedna hodnota; orbitálne kvantové číslo - nula (/ = 0), at n = 2 1 môže sa rovnať 0 alebo 1, pre i = 3 sú možné hodnoty / rovné 0, 1 a 2; vo všeobecnosti, vzhľadom na hodnotu hlavného kvantového čísla P korešpondovať P rôzne možné hodnoty orbitálneho kvantového čísla. Zo Schrödingerovej rovnice vyplýva, že orientácia elektrónového oblaku v priestore nemôže byť ľubovoľná: je určená hodnotou tretiny, takzvaného magnetického kvantového čísla atď. Magnetické kvantové číslo môže nadobúdať akékoľvek celočíselné hodnoty, kladné aj záporné, v rozsahu od + L do - L. Pre rôzne hodnoty je teda počet možných hodnôt m odlišný. Takže pre s-elektróny (l = 0) je možná len jedna hodnota m (m - 0); pre p-elektróny (L=1) sú možné tri rôzne hodnoty t. P okrem kvantových čísel n, I a m, elektrón je charakterizovaný inou kvantovanou veličinou, nesúvisiacou s. pohybom elektrónu okolo jadra, ale určením vlastného stavu. Táto veličina sa nazýva spinové kvantové číslo alebo jednoducho spin; spin sa zvyčajne označuje písmenom S. Spin elektrónu môže mať iba dve hodnoty. Tak, ako v prípade iných kvantových čísel, možné hodnoty spinového kvantového čísla sa líšia o jednu.

23. Arrheniova rovnica. Aktivačná energia. Teória aktívnych zrážok.

27. Aktivácia a inhibícia enzýmov.

25. Pojem kinetiky komplexných reakcií. Paralelné, sekvenčné, združené a reťazové reakcie.

28. Úloha roztokov v živote organizmov. Voda ako rozpúšťadlo.

29. Izoelektrický stav a izoelektrický bod amfolytov

30. Koncentrácia roztokov a spôsoby ich vyjadrenia.

31. Solačná teória riešení.

32. Rozpustnosť plynov v kvapalinách. Kesonova choroba.

33. Rozpustnosť kvapalín a tuhých látok v kvapalinách. Hydratuje a kryštalizuje.

35. Viskozita roztokov. Anomálna viskozita roztokov IMC.

34. Roztoky IUD. Opuch. Všeobecná charakteristika roztokov IUD.

36. Špecifická, redukovaná, relatívna a vnútorná viskozita.

37. Viskozimetrické stanovenie molekulovej hmotnosti polymérov.

38. Viskozita krvi a iných biologických tekutín.

39. Koligatívne vlastnosti roztokov.

40. Relatívny pokles tlaku nasýtených pár a Raoultov zákon. ideálne riešenia.

41. Zníženie bodu tuhnutia a zvýšenie bodu varu, ich závislosť od koncentrácie roztoku.

42. Osmóza a osmotický tlak. van't hoffov zákon

43. Osmotický tlak v roztokoch biopolymérov. Membránová rovnováha Donnan.

44. Úloha osmózy a osmotického tlaku v biologických systémoch.

45. Plazmolýza a hemolýza.

46. Roztoky slabých a silných elektrolytov. Stupeň a konštanta disociácie slabých elektrolytov.

48. Elektrolyty v ľudskom tele. Elektrolytické zloženie krvi.

49. Pojem metabolizmus voda - soľ. Antagonizmus a synegizmus iónov.

52. Disociácia vody. Výroba iónovej vody. indikátor vody.

53. Intervaly hodnôt pH pre rôzne tekutiny ľudského tela.

54. Nárazníkové systémy, ich klasifikácia a mechanizmus účinku. Kapacita vyrovnávacích systémov.

55. Pufrové systémy krvi.

56. Rovnica Hendersona Hasselbacha.

57. Pojem acidobázického stavu krvi.

61. Acidobázická titrácia. Titračné krivky. Bod ekvivalencie. Výber indikátora. Aplikácia v medicíne.

58. Hydrolýza solí. Stupeň hydrolýzy v biologických procesoch.

62. Reakcia zrážania a rozpúšťania. Deriváty rozpustnosti. Argentometria. Aplikácia v medicíne.

63. Redoxné reakcie. Úloha redoxných procesov v tele. Redoxný potenciál. Nernstova rovnica.

65. Určenie smeru redoxných reakcií štandardnými hodnotami voľnej energie tvorby činidiel a hodnotami redoxných potenciálov.

66. Oxidometria, jodometria, permanganatometria. Aplikácia v medicíne.

67. Kvantovo - mechanický model atómu.

68. Orbitál elektrónového oblaku.

69. Charakterizácia elektrického stavu elektrónu systémom kvantových čísel: hlavné, orbitálne, magnetické a spinové kvantové čísla.

72. Metóda valenčných väzieb. Mechanizmus tvorby valenčných väzieb.

70. Pauliho princíp. Hundovo pravidlo. Prízemný a excitovaný stav atómu.

73. Typy spojení. Komunikačná multiplicita.

74. Sýtosť, smerovosť a dĺžka komunikácie.

75. Koncept hybridizácie atómových orbitálov. Geometria molekúl.

76. Iónová väzba ako extrémne polarizovaná kovalentná väzba.

77. Metóda molekulových orbitálov. Spájanie a uvoľňovanie orbitálov.

78. Vodíková väzba. Molekulové a intramolekulárne vodíkové väzby.

79. Komplexné zlúčeniny. Wernerova teória koordinácie.

80. Centrálny atóm, ligandy, koordinačné číslo centrálneho atómu.

82. Interkomplexné zlúčeniny. (cheláty).

83. Komplexóny a ich aplikácia v medicíne.

85. Reakcia tvorby komplexu.

84. Názvoslovie komplexných zlúčenín.

86. Iónová rovnováha v roztokoch komplexných zlúčenín.

87. Konštanta nestability a stability komplexných iónov.

88. Voda a jej fyzikálne a chemické vlastnosti. Hodnota vody pre biosféru a vitalitu organizmov. Človek a biosféra.

102. Všeobecná charakteristika s - prvkov.

103. Všeobecná charakteristika p - prvkov.

63. Redoxné reakcie. Úloha redoxných procesov v tele. Redoxný potenciál. Nernstova rovnica.

65. Určenie smeru redoxných reakcií štandardnými hodnotami voľnej energie tvorby činidiel a hodnotami redoxných potenciálov.

Rôzne životné procesy sú sprevádzané výskytom v organizme elektrochemických procesov, ktoré zohrávajú významnú úlohu v metabolizme. Elektrochemické premeny v organizme možno rozdeliť do dvoch hlavných skupín: procesy spojené s prenosom elektrónov a výskytom redoxných potenciálov; procesy spojené s prenosom iónov (bez zmeny ich nábojov) a s tvorbou bioelektrických potenciálov. V dôsledku týchto procesov vznikajú potenciálne rozdiely medzi rôznymi vrstvami tkanív v rôznych fyziologických stavoch. Sú spojené s rôznou intenzitou redoxných biochemických procesov. Patria sem napríklad potenciály fotosyntézy, ktoré vznikajú medzi osvetlenými a neosvetlenými oblasťami listu a osvetlená oblasť sa ukáže ako kladne nabitá vzhľadom na neosvetlenú oblasť. Redoxné procesy prvej skupiny v organizme možno rozdeliť do troch typov: 1. Priamy prenos elektrónov medzi látkami bez účasti atómov kyslíka a vodíka, napríklad prenos elektrónov v cytochrómoch: cytochróm (Fe 3+) + e - > cytochróm (Re 2+ ) a prenos elektrónov v enzýme cytochróm oxidáza: cytochróm oxidáza (Cu 2+) + e -> cytochróm oxidáza (Cu 1+). 2. Oxidačné, spojené s účasťou atómov kyslíka a oxidázových enzýmov, napríklad oxidácia aldehydovej skupiny substrátu na kyslú: RСОН + O  RСООН. 3. závislé od pH, vyskytujúce sa v prítomnosti enzýmov dehydrogenázy (E) a koenzýmov (Co), ktoré tvoria aktivovaný komplex enzým-koenzým-substrát (E-Co-5), pripája elektróny a katióny vodíka zo substrátu a spôsobuje jeho oxidácia.koenzýmy sú nikotínamid-adenín-nukleotid (NAD +), ktorý pripája dva elektróny a jeden protón: S-2H - 2e + NAD *  S + NADH + H +, flavín-adenín dinukleotid (FAD), ktorý pripája dva elektróny a dva protóny: S - 2H - 2e + FAD S + FADH 2 a ubichinón alebo koenzým Q (CoO), ktorý tiež pripája dva elektróny a dva protóny: S-2H - 2e + KoQ  S + KoQH 2.

Mnohé deštruktívne procesy v našom živote sú spojené s oxidáciou, to znamená, že sa vyskytujú za účasti kyslíka. Oxidačné reakcie sú však pre normálne fungovanie tela jednoducho nevyhnutné. Ovplyvňujú produkciu energie, obnovu, procesy homeostázy a ďalšie životne dôležité funkcie. Tu ide hlavne o to udržať rovnováhu a nenechať prekročiť hranicu, keď sa oxidácia stane naším nepriateľom.

Procesy prebiehajúce v ľudskom tele sú vždy spojené s oxidačnou reakciou. V tomto prípade sa zložité látky rozkladajú (oxidujú) na jednoduchšie a uvoľňuje sa energia potrebná pre život.

Výsledky takýchto oxidačných procesov však môžu mať dva výsledky: pozitívny a negatívny.

Výsledky oxidačných reakcií

Rovnováha oxidačných a antioxidačných procesov je kľúčom k dlhovekosti

Nevyhnutnou podmienkou pre normálne fungovanie všetkých telesných systémov a zdravia človeka je rovnováha medzi oxidačnými a antioxidačnými procesmi. Posun tohto javu jedným alebo druhým smerom môže byť patológiou aj adaptívnou reakciou.

Ak je tam viac oxidačných procesov, tak to má naše telo ťažké. Veľké množstvo voľných radikálov (ktoré vznikajú pri oxidačnom procese) spôsobuje oxidačný stres, ktorý ovplyvňuje zdravé bunky v tele.

To môže viesť k rozvoju zhubných nádorov, predčasnému starnutiu a vážnym ochoreniam. Rôzne vírusy sa do tela dostávajú aktívnejšie, keďže nie je chránené a stávame sa zraniteľnejšími voči infekčným chorobám.

Keď je telo oslabené, škodlivé UV-A žiarenie naštartuje proces oxidácie, čo spôsobí nenapraviteľné škody ako na koži, tak aj na tele ako celku. To ovplyvňuje imunitný systém a DNA.

Faktory nerovnováhy oxidačných procesov:

Ionizujúce žiarenie.
Chemikálie.
Baktérie, vírusy.
Alkohol, fajčenie.
Environmentálne znečistenie.
Nesprávna výživa.

Jedným z riešení je obnovenie alebo včasné udržanie rovnováhy medzi oxidačnými a antioxidačnými procesmi. To je možné reguláciou oxidačných procesov pomocou stravy a kvalitatívneho zlepšenia životného štýlu.

To je dôležité najmä pre obyvateľov veľkých miest, kde výfukové plyny a podvýživa ničia antioxidačný systém v tele. Vo vnútri človeka sa postupne hromadia škodlivé látky, ktoré vedú k oxidačnému stresu a spôsobujú rôzne patológie.

Antioxidanty – úplná obrana organizmu

Dnes je známych viac ako 3000 rôznych antioxidantov. Zvyčajne sú rozdelené do 4 skupín:

rastlinné bioflavonoidy. Pôsobia ako pasca: zachytávajú voľné radikály a toxíny a odstraňujú ich z tela. Môžu pomôcť znížiť riziko srdcových chorôb a rakoviny. Zdroj: katechín, ktorý sa nachádza v zelenom čaji, červenom víne, citrusových plodoch.
Vitamíny. Absorbujú prebytočnú energiu z agresívnych voľných radikálov a tiež zastavujú alebo spomaľujú rozvoj reťazovej reakcie. Existujú dva typy: rozpustné v tukoch (ochrana tukového tkaniva) a rozpustné vo vode (ochrana svalov a ciev). Napríklad vitamíny A, E, C, betakarotén.
Minerály, ktoré si človek nie je schopný sám vyrobiť. Udržujte normálnu hladinu vitamínov v tele a chráňte sa pred infekciami. Príklad: selén, mangán, vápnik, zinok.
Enzýmy. Pôsobia ako katalyzátory, dezinfikujú a urýchľujú proces odstraňovania voľných radikálov. Príklad: enzým koenzým Q10.

V závislosti od pôvodu možno rozlíšiť dva typy antioxidantov:

Prírodné (nachádza sa v potrave a najlepšie absorbované telom).
Syntetické (prípravky vyrábané farmaceutickým priemyslom).

Najbohatším zdrojom antioxidantov je rastlinná strava. Mimochodom, kôra, semená a podzemky sú najbohatšie na tieto cenné prvky. Niektorí vedci tvrdia, že najúčinnejšie antioxidanty sú bioflavonoidy, ktoré sa nachádzajú v šupkách pestrofarebných rastlín, ako je hrozno, repa, čučoriedky, baklažány a fialová kapusta.

Hlavnými zdrojmi najsilnejších antioxidantov sú:

pomaranče, marhule, papája, vodné melóny, mandarínky, nektárinky, kivi, mango, orechy;
mrkva, horčica, slnečnicové semienka, tekvica, špenát;
brokolica, repa, kukurica, paradajky, špargľa, špenát;
tuniak, hydina, hovädzie mäso, ustrice, obilný chlieb, mliečne výrobky;
červené mäso, ustrice, fazuľa, červené ryby.

Rovnováha antioxidačných a oxidačných procesov je nevyhnutnou prevenciou mnohých nebezpečných chorôb. Predĺžte si mladosť a dobrú náladu pravidelným príjmom antioxidantov!

nadpisy:

Značky:

Sekcie