biološka oksidacija - je skupek redoks transformacij različnih snovi v živih organizmih. Redoks reakcije imenujemo reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskega stanja atomov zaradi prerazporeditve elektronov med njimi.

Vrste bioloških oksidacijskih procesov:

1)aerobna (mitohondrijska) oksidacija je zasnovan za pridobivanje energije hranil s sodelovanjem kisika in njegovega kopičenja v obliki ATP. Imenuje se tudi aerobna oksidacija tkivno dihanje, saj med potekom tkiva aktivno porabljajo kisik.

2) anaerobna oksidacija- to je pomožni način za pridobivanje energije snovi brez sodelovanja kisika. Anaerobna oksidacija je zelo pomembna pri pomanjkanju kisika, pa tudi pri intenzivnem mišičnem delu.

3) mikrosomska oksidacija Namenjen je nevtralizaciji zdravil in strupov ter sintezi različnih snovi: adrenalina, norepinefrina, melanina v koži, kolagena, maščobnih kislin, žolčnih kislin, steroidnih hormonov.

4) oksidacija prostih radikalov potrebno za uravnavanje obnove in prepustnosti celičnih membran.

Glavna pot biološke oksidacije je mitohondrijska povezana z zagotavljanjem energije telesu v dostopni obliki. Viri energije za človeka so različne organske spojine: ogljikovi hidrati, maščobe, beljakovine. Zaradi oksidacije se hranila razgradijo do končnih produktov, predvsem na CO 2 in H 2 O (pri razgradnji beljakovin nastane tudi NH 3). Energija, ki se v tem primeru sprosti, se akumulira v obliki energije kemičnih vezi makroergičnih spojin, predvsem ATP.

Makroergični imenujemo organske spojine živih celic, ki vsebujejo energijsko bogate vezi. Med hidrolizo makroergičnih vezi (označenih z vijugasto črto ~) se sprosti več kot 4 kcal / mol (20 kJ / mol). Makroergične vezi nastanejo kot posledica prerazporeditve energije kemičnih vezi v procesu presnove. Večina visokoenergetskih spojin so fosforni anhidridi, kot so ATP, GTP, UTP itd. Adenozin trifosfat (ATP) zavzema osrednje mesto med snovmi z makroergičnimi vezmi.

adenin - riboza - P ~ P ~ P, kjer je P ostanek fosforne kisline

ATP se nahaja v vsaki celici v citoplazmi, mitohondrijih in jedrih. Biološke oksidacijske reakcije spremlja prenos fosfatne skupine na ADP s tvorbo ATP (ta proces se imenuje fosforilacija). Tako se energija shranjuje v obliki molekul ATP in se po potrebi uporablja za opravljanje različnih vrst dela (mehansko, električno, osmotsko) in za izvajanje procesov sinteze.

Sistem poenotenja oksidacijskih substratov v človeškem telesu

Neposredna uporaba kemične energije, ki jo vsebujejo molekule živilskih snovi, je nemogoča, saj se ob prekinitvi intramolekularnih vezi sprosti ogromna količina energije, ki lahko povzroči poškodbe celic. Da bi hranila vstopila v telo, morajo opraviti vrsto specifičnih transformacij, med katerimi poteka večstopenjska razgradnja kompleksnih organskih molekul v enostavnejše. To omogoča postopno sproščanje energije in njeno shranjevanje v obliki ATP.

Imenuje se proces pretvorbe različnih kompleksnih snovi v en energijski substrat poenotenje. Obstajajo tri stopnje združevanja:

1. Pripravljalna faza se pojavlja v prebavnem traktu, pa tudi v citoplazmi telesnih celic . Velike molekule se razgradijo na svoje sestavne strukturne bloke: polisaharide (škrob, glikogen) - do monosaharidov; beljakovine - do aminokislin; maščobe - do glicerola in maščobnih kislin. Pri tem se sprosti majhna količina energije (približno 1%), ki se razprši v obliki toplote.

2. transformacije tkiva Začne se v citoplazmi celic in konča v mitohondrijih. Nastanejo še enostavnejše molekule, število njihovih vrst pa se znatno zmanjša. Nastali produkti so skupni za presnovne poti različnih snovi: piruvat, acetil-koencim A (acetil-CoA), α-ketoglutarat, oksaloacetat itd. koencim A - aktivna oblika vitamina B 3 (pantotenska kislina). Procesi razgradnje beljakovin, maščob in ogljikovih hidratov se zbližajo na stopnji tvorbe acetil-CoA, nato pa tvorijo en sam presnovni cikel. Za to stopnjo je značilno delno (do 20 %) sproščanje energije, katere del se akumulira v obliki ATP, del pa se razprši v obliki toplote.

3. Mitohondrijska faza. Produkti, ki nastanejo v drugi stopnji, vstopijo v ciklični oksidacijski sistem - cikel trikarboksilne kisline (Krebsov cikel) in s tem povezano mitohondrijsko dihalno verigo. V Krebsovem ciklu se acetil-CoA oksidira v CO 2 in vodik, povezan z nosilci - NAD + H 2 in FAD H 2. Vodik vstopi v dihalno verigo mitohondrijev, kjer ga kisik oksidira v H 2 O. Ta proces spremlja sproščanje približno 80 % energije kemičnih vezi snovi, od katerih se del porabi za tvorbo ATP, del se sprošča v obliki toplote.

Razvrstitev in karakterizacija glavnih oksidoreduktaz v tkivih

Pomembna značilnost biološke oksidacije je, da poteka pod delovanjem določenih encimov. (oksidoreduktaza). Vsi potrebni encimi za vsako stopnjo so združeni v ansamble, ki so praviloma pritrjeni na različne celične membrane. Zaradi usklajenega delovanja vseh encimov se kemične transformacije izvajajo postopoma, kot na tekočem traku. V tem primeru je reakcijski produkt ene stopnje izhodna spojina za naslednjo stopnjo.

Razvrstitev oksidoreduktaz:

1. Dehidrogenaze izvedemo odstranitev vodika iz oksidiranega substrata:

SH 2 + A → S + AH 2

V procesih, povezanih z ekstrakcijo energije, je najpogostejša vrsta bioloških oksidacijskih reakcij dehidrogenacija, to je eliminacija dveh vodikovih atomov iz oksidiranega substrata in njihov prenos na oksidant. Pravzaprav vodik v živih sistemih ni v obliki atomov, ampak je vsota protona in elektrona (H + in ē), katerih poti gibanja so različne.

Dehidrogenaze so kompleksne beljakovine, njihovi koencimi (nebeljakovinski del kompleksnega encima) so lahko tako oksidant kot redukcijsko sredstvo. Z odvzemom vodika iz substratov se koencimi pretvorijo v reducirano obliko. Reducirane oblike koencimov lahko darujejo vodikove protone in elektrone drugemu koencimu, ki ima večji redoks potencial.

1) KONČAN + - in NADP + -odvisne dehidrogenaze(koencimi - OVER + in NADP + - aktivne oblike vitamina PP ). Iz oksidiranega substrata SH 2 sta vezana dva atoma vodika in nastane reducirana oblika - NAD + H 2:

SH 2 + NAD + ↔ S + NAD + H 2

2) FAD odvisne dehidrogenaze(koencimi - FAD in FMN - aktivne oblike vitamina B 2). Oksidacijske sposobnosti teh encimov jim omogočajo, da sprejmejo vodik tako neposredno iz oksidacijskega substrata kot iz reduciranega NADH 2 . V tem primeru nastanejo reducirane oblike FAD·H 2 in FMN·H 2.

SH 2 + FAD ↔ S + FAD H 2

NAD + N 2 + FMN ↔ NAD + + FMN N 2

3) koencimQali ubikinon, ki lahko dehidrogenira FAD H 2 in FMN H 2 in veže dva atoma vodika ter se spremeni v KoQ H 2 ( hidrokinon):

FMN N 2 + KoQ ↔ FMN + KoQ N 2

2. Nosilci elektronov hemične narave, ki vsebujejo železo – citokromib, c 1 , c, a, a 3 . Citokromi so encimi, ki spadajo v razred kromoproteinov (obarvanih beljakovin). Nebeljakovinski del citokromov predstavlja heme vsebuje železo in je po strukturi podoben hemu hemoglobina.Ena molekula citokroma je sposobna reverzibilno sprejeti en elektron, medtem ko se oksidacijsko stanje železa spremeni:

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

Citokromi a, a 3 tvorijo kompleks, imenovan citokrom oksidaza. Za razliko od drugih citokromov je citokrom oksidaza sposobna komunicirati s kisikom, končnim akceptorjem elektronov.

Splošna kemija: učbenik / A. V. Zholnin; ur. V. A. Popkova, A. V. Žolnina. - 2012. - 400 str.: ilustr.

Poglavje 8. REDOX REAKCIJE IN PROCESI

Poglavje 8. REDOX REAKCIJE IN PROCESI

Življenje je neprekinjena veriga redoks procesov.

A.-L. Lavoisier

8.1. BIOLOŠKI POMEN REDOX PROCESOV

Procesi presnove, dihanja, gnitja, fermentacije, fotosinteze so v bistvu redoks procesi. Pri aerobnem metabolizmu je glavni oksidant molekularni kisik, redukcijsko sredstvo pa organske živilske snovi. Indikator dejstva, da so redoks reakcije osnova življenja telesa, so bioelektrični potenciali organov in tkiv. Biopotenciali so kvalitativna in kvantitativna značilnost smeri, globine in intenzivnosti biokemičnih procesov. Zato se registracija biopotencialov organov in tkiv pogosto uporablja v klinični praksi pri preučevanju njihove aktivnosti, zlasti pri diagnostiki srčno-žilnih bolezni, se odvzame elektrokardiogram, pri merjenju mišičnih biopotencialov pa se odvzame elektromiogram. Registracija možganskih potencialov - encefalografija - vam omogoča presojo patoloških motenj živčnega sistema. Membranski potencial, enak 80 mV, je zaradi pojava ionske asimetrije vir energije za vitalno aktivnost celic. neenakomerna porazdelitev kationov in anionov na obeh straneh membrane. Membranski potencial ima ionsko naravo. V večjedrskih kompleksih potekajo procesi, povezani s prenosom elektronov in protonov med delci, ki se upirajo.

jih poganja sprememba oksidacijskega stanja reagiranih delcev in pojav redoks potenciala. Redoks potencial ima elektronsko naravo. Ti procesi so reverzibilni ciklični in so osnova za številne pomembne fiziološke procese. Michaelis je opozoril na pomembno vlogo redoks procesov v življenju: »Redoks procesi, ki se pojavljajo v živih organizmih, spadajo v kategorijo tistih, ki ne le pritegnejo oči in jih je mogoče identificirati, ampak so tudi najpomembnejši za življenje, tako biološko kot iz filozofsko stališče.

8.2. BISTVO

REDOX PROCESI

Leta 1913 je L.V. Pisarzhevsky je ustvaril elektronsko teorijo redoks procesov, ki je trenutno splošno sprejeta. Ta vrsta reakcij se izvaja zaradi prerazporeditve elektronske gostote med atomi reagirajočih snovi (prenos elektronov), kar se kaže v spremembi stopnje oksidacije.

Reakcije, zaradi katerih se zaradi prenosa elektrona med njimi spremenijo oksidacijska stanja atomov, ki sestavljajo reaktante, se imenujejo redoks reakcije.

Redoks proces je sestavljen iz dveh osnovnih dejanj ali polovičnih reakcij: oksidacije in redukcije.

Oksidacija je proces izgube (vrnitve) elektronov zaradi atoma, molekule ali iona. Ko se oksidirajo, se oksidacijsko stanje delcev poveča:

Imenuje se delec, ki daruje elektrone redukcijsko sredstvo. Produkt oksidacije reducira se imenuje njegov oksidirana oblika:

Reduktor s svojo oksidirano obliko sestavlja en par redoks sistema (Sn 2 +/Sn 4 +).

Merilo redukcijske sposobnosti elementa je ionizacijski potencial. Nižji kot je ionizacijski potencial elementa, močnejši je reducir, s-elementi in elementi v nižjih in vmesnih oksidacijskih stanjih so močna redukcijska sredstva. Sposobnost delca, da daruje elektrone (donorska sposobnost), določa njegove redukcijske lastnosti.

Okrevanje - je proces vezave elektronov na delce. Ko se zmanjša, se oksidacijsko stanje zmanjša:

Imenuje se delec (atomi, molekule ali ioni), ki sprejema elektrone oksidant. Produkt redukcije oksidanta se imenuje njegov obnovljena oblika:

Oksidator s svojo reducirano obliko sestavlja še en par (Fe 3+ /Fe 2+) redoks sistema. Merilo oksidacijske moči delcev je afiniteta do elektronov. Večja kot je elektronska afiniteta, t.j. sposobnost delca za umik elektronov, močnejši je oksidant. Oksidacijo vedno spremlja redukcija, in obratno, redukcija je povezana z oksidacijo.

Razmislite o interakciji FeCl 3 s SnCl 2 . Postopek je sestavljen iz dveh polovičnih reakcij:

Redoks reakcijo lahko predstavimo kot kombinacijo dveh konjugiranih parov.

Med reakcijami se oksidant pretvori v konjugirano redukcijsko sredstvo (redukcijski produkt), redukcijsko sredstvo pa v konjugirano oksidacijsko sredstvo (oksidacijski produkt). Štejejo se za redoks pare:

Zato redoks reakcije predstavljajo enotnost dveh nasprotnih procesov oksidacije in redukcije, ki v sistemih drug brez drugega ne moreta obstajati. V tem vidimo manifestacijo univerzalnega zakona enotnosti in boja nasprotij. Reakcija se zgodi, če je elektronska afiniteta oksidacijskega sredstva večja od ionizacijskega potenciala redukcijskega sredstva. Za to koncept elektronegativnost - količina, ki označuje sposobnost atomov, da darujejo ali sprejemajo elektrone.

Izdelava enačb redoks reakcij poteka po metodi elektronskega ravnotežja in po metodi polreakcij. Prednost je treba dati metodi polovične reakcije. Njegova uporaba je povezana z uporabo ionov, ki dejansko obstajajo, vidna je vloga medija. Pri sestavljanju enačb je treba ugotoviti, katere od snovi, ki vstopajo v reakcijo, delujejo kot oksidant, katere pa kot redukcijsko sredstvo, vpliv pH medija na potek reakcije, in kakšni so možni reakcijski produkti. Redoks lastnosti kažejo spojine, ki vsebujejo atome, ki imajo veliko število valenčnih elektronov z različnimi energijami. Takšne lastnosti imajo spojine d-elementov (skupine IB, VIIB, VIIIB) in p-elementov (skupine VIIA, VIA, VA). Spojine, ki vsebujejo element v najvišjem oksidacijskem stanju, kažejo le oksidacijske lastnosti.(KMnO 4, H 2 SO 4), v spodnjem - samo obnovitvene lastnosti(H 2 S), v vmesnem - se lahko obnaša na dva načina(Na2SO3). Po sestavi polovičnih enačb ionska enačba sestavi reakcijsko enačbo v molekularni obliki:

Preverjanje pravilnosti enačbe: število atomov in nabojev na levi strani enačbe mora biti enako številu atomov in nabojev na desni strani enačbe za vsak element.

8.3. POJAM POTENCIJALA ELEKTRODE. MEHANIZEM POJAVA POTENCIJALA ELEKTRODE. GALVANSKE CELICE. NERNSTOVA ENAČBA

Merilo redoks sposobnosti snovi so redoks potenciali. Poglejmo si mehanizem nastanka potenciala. Ko reaktivno kovino (Zn, Al) potopimo v raztopino njene soli, na primer Zn v raztopini ZnSO 4, se kovina zaradi oksidacijskega procesa dodatno raztopi, nastane par, dvojna električna plast na pojavi se kovinska površina in se pojavi parni potencial Zn 2 + / Zn ° .

Kovina, potopljena v raztopino svoje soli, kot je cink v raztopini cinkovega sulfata, se imenuje elektroda prve vrste. To je dvofazna elektroda, ki je negativno nabita. Potencial nastane kot posledica oksidacijske reakcije (po prvem mehanizmu) (slika 8.1). Ko nizkoaktivne kovine (Cu) potopimo v raztopino njihove soli, opazimo nasproten proces. Na vmesniku med kovino in raztopino soli se kovina odlaga kot posledica redukcije iona, ki ima visoko akceptorsko kapaciteto za elektron, kar je posledica velikega jedrskega naboja in majhnega polmera iona. Elektroda je pozitivno nabita, presežni solni anioni tvorijo drugo plast v bližnjem elektrodnem prostoru in nastane elektrodni potencial para Cu 2 +/Cu°. Potencial nastane kot posledica procesa okrevanja po drugem mehanizmu (slika 8.2). Mehanizem, velikost in znak elektrodnega potenciala so določeni s strukturo atomov, ki sodelujejo v elektrodnem procesu.

Torej potencial nastane na vmesniku med kovino in raztopino kot posledica oksidacijskih in redukcijskih procesov, ki potekajo s sodelovanjem kovine (elektrode) in nastanek dvojne električne plasti, se imenuje elektrodni potencial.

Če elektrone odstranimo s cinkove plošče na bakreno, se ravnotežje na ploščah poruši. Da bi to naredili, povežemo cinkove in bakrene plošče, potopljene v raztopine njihovih soli, s kovinskim prevodnikom, raztopine blizu elektrode z elektrolitskim mostom (cev z raztopino K 2 SO 4), da zapremo vezje. Na cinkovi elektrodi poteka pol-reakcija oksidacije:

in na bakru - polovična reakcija redukcije:

Električni tok je posledica celotne redoks reakcije:

V vezju se pojavi električni tok. Razlog za nastanek in pretok električnega toka (EMF) v galvanskem elementu je razlika v potencialih elektrod (E) – sl. 8.3.

riž. 8.3. Shema električnega tokokroga galvanskega elementa

Galvanska celica je sistem, v katerem se pretvori kemična energija redoks procesa

v električne. Kemično vezje galvanskega elementa je običajno zapisano kot kratek diagram, kjer je na levi strani postavljena bolj negativna elektroda, z navpično črto je označen par, ki nastane na tej elektrodi, prikazan pa je potencialni skok. Dve črti označujeta mejo med rešitvami. Naboj elektrode je označen v oklepaju: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - diagram kemičnega vezja galvanskega elementa.

Redoks potenciali para so odvisni od narave udeležencev elektrodnega procesa in razmerja ravnotežnih koncentracij oksidirane in reducirane oblike udeležencev v elektrodnem procesu v raztopini, temperature raztopine in so opisani z Nernstova enačba. Kvantitativna značilnost redoks sistema je redoks potencial, ki se pojavi na meji med fazama platina - vodna raztopina. Potencialna vrednost v enotah SI se meri v voltih (V) in se izračuna iz Nernst-Petersova enačba:

kjer sta a(Ox) in a(Red) aktivnosti oksidirane oziroma reducirane oblike; R- univerzalna plinska konstanta; T- termodinamična temperatura, K; F- Faradayeva konstanta (96.500 C/mol); n je število elektronov, vključenih v elementarni redoks proces; a - aktivnost hidronijevih ionov; m- stehiometrični koeficient pred vodikovim ionom v polovični reakciji. Vrednost φ° je standardni redoks potencial, t.j. potencial, izmerjen pri pogojih a(Oх) = a(Red) = a(H +) = 1 in dani temperaturi.

Standardni potencial sistema 2H + /H 2 je vzet enak 0 V. Standardni potenciali so referenčne vrednosti, prikazane v tabeli pri temperaturi 298K. Močno kislo okolje ni značilno za biološke sisteme, zato se za karakterizacijo procesov v živih sistemih pogosteje uporablja formalni potencial, ki se določi pod pogojem a(Ox) = a(Red), pH 7,4 in temperatura 310 K (fiziološka raven). Pri zapisovanju potenciala je para označena kot ulomek, pri čemer je oksidant napisan v števcu in redukcijsko sredstvo v imenovalcu.

Za 25 °C (298K) po zamenjavi konstantnih vrednosti (R = 8,31 J/mol deg; F= 96 500 C/mol) Nernstova enačba ima naslednjo obliko:

kjer je φ° standardni redoks potencial para, V; z o.fu in z v.f. - produkt ravnotežnih koncentracij oksidirane in reducirane oblike; x in y sta stehiometrična koeficienta v enačbi polovične reakcije.

Potencial elektrode nastane na površini kovinske plošče, potopljene v raztopino njene soli, in je odvisen le od koncentracije oksidirane oblike [M n+ ], saj se koncentracija reducirane oblike ne spreminja. Odvisnost potenciala elektrode od koncentracije istoimenskega iona z njim je določena z enačbo:

kjer je [M n+] ravnotežna koncentracija kovinskega iona; n- število elektronov, vključenih v polovično reakcijo, in ustreza oksidacijskemu stanju kovinskega iona.

Redox sistemi so razdeljeni na dve vrsti:

1) v sistemu se izvaja samo prenos elektronov Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 +. to je izolirano redoks ravnotežje;

2) sistemi, kjer se prenos elektronov dopolnjuje s prenosom protonov, t.j. opazili kombinirano ravnotežje različnih vrst: protolitično (kislinsko-bazično) in redoks z možno konkurenco dveh delcev protonov in elektronov. V bioloških sistemih so pomembni redoks sistemi te vrste.

Primer sistema druge vrste je proces izrabe vodikovega peroksida v telesu: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O, pa tudi redukcija v kislem okolju številnih oksidantov, ki vsebujejo kisik: CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, MnO 4 -. Na primer, MnО 4 - + 8Н + + 5ē = = Mn 2 + + 4Н 2 О. V tej polovični reakciji sodelujejo elektroni in protoni. Izračun potenciala para se izvede po formuli:

V širšem razponu konjugiranih parov sta oksidirana in reducirana oblika para v raztopini v različnih stopnjah oksidacije (MnO 4 - /Mn 2 +). Kot merilna elektroda

v tem primeru se uporablja elektroda iz inertnega materiala (Pt). Elektroda ni udeleženec elektrodnega procesa in igra le vlogo nosilca elektronov. Potencial, ki nastane zaradi redoks procesa, ki poteka v raztopini, se imenuje redoks potencial.

Meri se na redoks elektroda je inertna kovina v raztopini, ki vsebuje oksidirane in reducirane oblike para. Na primer pri merjenju E o pari Fe 3 +/Fe 2 + uporabljajo redoks elektrodo - platinasto merilno elektrodo. Referenčna elektroda je vodik, katerega potencial je znan.

Reakcija, ki poteka v galvanskem elementu:

Shema kemične verige: (-) Pt | (H 2 °), H + | | Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

Redoks potencial je merilo redoks sposobnosti snovi. Vrednost standardnih parnih potencialov je navedena v referenčnih tabelah.

V seriji redoks potencialov so ugotovljene naslednje pravilnosti.

1. Če je standardni redoks potencial para negativen, na primer φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 V, potem glede na par vodikov, katerega potencial je višji, je ta par deluje kot redukcijsko sredstvo. Potencial nastane po prvem mehanizmu (oksidacijske reakcije).

2. Če je potencial para pozitiven, na primer φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) \u003d +0,345 V glede na vodik ali drug konjugiran par, katerega potencial je nižji, je ta par oksidant. Potencial tega para se oblikuje po drugem mehanizmu (redukcijske reakcije).

3. Višja kot je algebraična vrednost standardnega potenciala para, večja je oksidacijska sposobnost oksidirane oblike in manjša je redukcijska sposobnost reducirane oblike te

pari. Zmanjšanje vrednosti pozitivnega potenciala in povečanje negativnega potenciala ustreza zmanjšanju oksidativne in povečanju redukcijske aktivnosti. Na primer:

8.4. VODIKOVA ELEKTRODA, MERITEV REDOKS

Redoks potencial para je določen s potencialom dvojne električne plasti, vendar na žalost ni metode za njegovo merjenje. Zato se ne določi absolutna, temveč relativna vrednost, pri čemer se za primerjavo izbere kakšen drug par. Merjenje potenciala se izvaja s potenciometrično inštalacijo, ki temelji na galvanski celici z vezjem: elektroda testnega para (merilna elektroda) je povezana z elektrodo vodikovega para (H + / H °) ali kakšno drugo , katerega potencial je znan (referenčna elektroda) . Galvanski element je priključen na ojačevalnik in merilnik električnega toka (slika 8.4).

Vodikov par nastane na vodikovi elektrodi kot posledica redoks procesa: 1/2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e - . Vodikova elektroda je polovična celica, sestavljena iz

iz platinaste plošče, prevlečene s tanko, ohlapno plastjo platine, potopljene v 1 N raztopino žveplove kisline. Skozi raztopino prehaja vodik, v porozni plasti platine del preide v atomsko stanje. Vse to je zaprto v stekleni posodi (ampuli). Vodikova elektroda je trifazna elektroda prve vrste (plinsko-kovinska). Z analizo enačbe elektrodnega potenciala za vodikovo elektrodo lahko sklepamo, da se potencial vodikove elektrode linearno povečuje

riž. 8.4. Vodikova elektroda

z zmanjšanjem pH vrednosti (povečanje kislosti) medija in zmanjšanjem parcialnega tlaka vodikovega plina nad raztopino.

8.5. NAKID SMER

O SPREMEMBI PROSTE ENERGIJE SNOVI IN O VREDNOSTI STANDARDNIH REDOX POTENCIALOV

Smer redoks reakcije lahko sodimo po spremembi izobarično-izotermnega potenciala sistema (Gibbsova energija), proste energije (ΔG) procesa. Reakcija je v osnovi možna pri 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:

kje F- Faradayeva konstanta enaka 96,5 kK/mol; n- število elektronov, vključenih v redoks proces, na 1 mol snovi; E o- vrednost razlike standardnih redoks potencialov dveh konjugiranih parov sistema, ki jo imenujemo elektromotorna sila reakcij (EMF). Ta enačba odraža fizični pomen razmerja E o in proste energije Gibbsove reakcije.

Za spontani pojav redoks reakcije je potrebno, da je potencialna razlika konjugiranih parov pozitivna vrednost, kar izhaja iz enačbe, t.j. par, katerega potencial je večji, lahko deluje kot oksidant. Reakcija se nadaljuje, dokler potenciala obeh parov ne postaneta enaka. Zato je za odgovor na vprašanje, ali bo dano redukcijsko sredstvo oksidirano z danim oksidantom ali, nasprotno, treba poznati ΔE o : ∆Eo = φ°oksid. - φ° počitek. Reakcija poteka v smeri, ki vodi do tvorbe šibkejšega oksidanta in šibkejšega redukcijskega sredstva. Tako lahko s primerjavo potencialov dveh konjugiranih parov v osnovi rešimo problem smeri procesa.

Naloga. Ali je mogoče zmanjšati ion Fe 3+ z ioni T1+ po predlagani shemi:

ΔE° reakcije ima negativno vrednost:

Reakcija je nemogoča, saj oksidirana oblika Fe 3+ para Fe 3+ / Fe 2 + ne more oksidirati T1+ para T1 3 + / T1 +.

Če je EMF reakcije negativen, potem reakcija poteka v nasprotni smeri. Večji kot je ΔE°, intenzivnejša je reakcija.

Naloga. Kakšno je kemično obnašanje FeC1 3 v raztopini, ki vsebuje:

a) NaI; b) NaBr?

Sestavimo polovične reakcije in najdemo potenciale za pare:

a) E reakcije 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + bodo enake 0,771-0,536 = = 0,235 V, E ima pozitivno vrednost. Posledično gre reakcija proti tvorbi prostega joda in Fe 2+.

b) E ° reakcije 2Br - + 2Fe 3 + = Br 2 + 2Fe 2 + bo enak 0,771-1,065 = = -0,29 V. Negativna vrednost E o kaže, da železov klorid ne bo oksidiran s kalijevim bromidom.

8.6. RAVNOTEŽNA KONSTANTA

REDOX REAKCIJA

V nekaterih primerih je treba poznati ne le smer in intenzivnost redoks reakcij, temveč tudi popolnost reakcij (v kolikšnem odstotku se izhodne snovi pretvorijo v reakcijske produkte). Na primer, pri kvantitativni analizi se lahko zanesemo le na tiste reakcije, ki se praktično nadaljujejo 100%. Zato, preden uporabite to ali ono reakcijo za rešitev katerega koli problema, določite konstanto, ki je enaka

novesia (K R) tega otoka sistema. Za določitev Kp redoks procesov se uporablja tabela standardnih redoks potencialov in Nernstova enačba:

v kolikor ko je doseženo ravnotežje, postaneta potenciala konjugiranih parov oksidacijskega sredstva in reducirajočega sredstva redoks procesa enaka: φ ° oksid. - φ° počitek. = 0, torej E o= 0. Iz Nernstove enačbe v ravnotežnih pogojih E o reakcija je:

kje n- število elektronov, ki sodelujejo v redoks reakciji; P.S. prod. okrožje in P.S. ref. c-c - produkt ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov in izhodnih snovi v stopnji njihovih stehiometričnih koeficientov v reakcijski enačbi.

Ravnotežna konstanta kaže, da se stanje ravnotežja dane reakcije pojavi, ko produkt ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov postane 10-krat večji od produkta ravnotežnih koncentracij izhodnih snovi. Poleg tega velika vrednost Kp kaže, da reakcija poteka od leve proti desni. Če poznamo Kp, je mogoče brez poseganja po eksperimentalnih podatkih izračunati popolnost reakcije.

8.7. REDOX REAKCIJE V BIOLOŠKIH SISTEMIH

V procesu vitalne aktivnosti v celicah in tkivih lahko pride do razlik v električnih potencialih. Elektrokemične transformacije v telesu lahko razdelimo v 2 glavni skupini.

1. Redoks procesi zaradi prenosa elektronov z ene molekule na drugo. Ti procesi so elektronske narave.

2. Procesi, povezani s prenosom ionov (brez spreminjanja njihovih nabojev) in z nastankom biopotencialov. Biopotenciali, zabeleženi v telesu, so predvsem membranski potenciali. So ionske narave. Zaradi teh procesov nastanejo potenciali med različnimi plastmi tkiv v različnih fizioloških stanjih. Povezani so z različno intenzivnostjo fizioloških redoks procesov. Na primer, potenciali, ki nastanejo v tkivih listne površine na osvetljeni in neosvetljeni strani kot posledica različne intenzivnosti procesa fotosinteze. Osvetljeno območje je pozitivno nabito glede na neosvetljeno območje.

Pri redoks procesih, ki imajo elektronsko naravo, lahko ločimo tri skupine.

Prva skupina vključuje procese, povezane s prenosom elektronov med snovmi brez sodelovanja kisika in vodika. Ti procesi se izvajajo s sodelovanjem kompleksov za prenos elektronov - heterovalentnih in heteronuklearnih kompleksov. Prenos elektronov poteka v kompleksnih spojinah iste kovine ali atomov različnih kovin, vendar v različnih stopnjah oksidacije. Aktivni princip prenosa elektronov so prehodne kovine, ki kažejo več stabilnih oksidacijskih stanj, prenos elektronov in protonov pa ne zahteva velikih stroškov energije, prenos se lahko izvaja na dolge razdalje. Reverzibilnost procesov omogoča večkratno sodelovanje v cikličnih procesih. Te oscilatorne procese najdemo v encimski katalizi (citokromi), sintezi beljakovin in presnovnih procesih. Ta skupina transformacij je vključena v vzdrževanje antioksidantne homeostaze in pri zaščiti telesa pred oksidativnim stresom. So aktivni regulatorji prostoradikalnih procesov, sistem za izkoriščanje reaktivnih kisikovih vrst, vodikovega peroksida in sodelujejo pri oksidaciji substratov.

katalaza, peroksidaza, dehidrogenaza. Ti sistemi izvajajo antioksidativno, antiperoksidno delovanje.

Druga skupina vključuje redoks procese, povezane s sodelovanjem kisika in vodika. Na primer, oksidacija aldehidne skupine substrata v kislo:

V tretjo skupino spadajo procesi, povezani s prenosom protonov in elektronov iz substrata, ki so odvisni od pH, potekajo v prisotnosti encimov dehidrogenaze (E) in koencima (Co) s tvorbo aktiviranega kompleksa encim-koencim-substrat. (E-Co-S), ki vežejo elektrone in vodikove katione s substrata in povzročijo njegovo oksidacijo. Tak koencim je nikotinamid adenin dinukleotid (NAD +), ki veže dva elektrona in en proton:

V biokemičnih procesih potekajo kombinirana kemijska ravnotežja: redoks, protolitični in kompleksni procesi tvorbe. Procesi so običajno encimske narave. Vrste encimske oksidacije: dehidrogenaza, oksidaza (citokromi, oksidacija-redukcija prostih radikalov). Redoks procese, ki se pojavljajo v telesu, lahko pogojno razdelimo na naslednje vrste: 1) reakcije intramolekularne dismutacije (nesorazmernosti) zaradi ogljikovih atomov substrata; 2) medmolekularne reakcije. Prisotnost širokega razpona oksidacijskih stanj ogljikovih atomov od -4 do +4 kaže na njegovo dvojnost. Zato so v organski kemiji pogoste reakcije redoks dismutacije zaradi ogljikovih atomov, ki se pojavljajo znotraj in medmolekularno.

8.8. MEMBRANSKI POTENCIAL

Že od časa R. Virchowa je znano, da živa celica- to je osnovna celica biološke organizacije, ki zagotavlja vse funkcije telesa. Potek številnih fizioloških procesov v telesu je povezan s prenosom ionov v celicah in tkivih in ga spremlja pojav potencialne razlike. Veliko vlogo pri membranskem transportu ima pasivni transport snovi: osmoza,

filtracija in bioelektrogeneza. Te pojave določajo pregradne lastnosti celičnih membran. Potencialna razlika med raztopinami različnih koncentracij, ločenimi z membrano s selektivno prepustnostjo, se imenuje membranski potencial. Membranski potencial je ionske in ne elektronske narave. To je posledica pojava ionske asimetrije, t.j. neenakomerna porazdelitev ionov na obeh straneh membrane.

Kationska sestava medceličnega medija je blizu ionski sestavi morske vode: natrij, kalij, kalcij, magnezij. V procesu evolucije je narava ustvarila poseben način transporta ionov, imenovan pasivni transport, spremlja potencialna razlika. V mnogih primerih je osnova za prenos snovi difuzija, zato potencial, ki nastane na celični membrani, včasih imenujemo difuzijski potencial. Obstaja, dokler se koncentracija ionov ne izenači. Vrednost potenciala je majhna (0,1 V). Olajšana difuzija poteka skozi ionske kanale. Ionska asimetrija se uporablja za ustvarjanje vzbujanja v živčnih in mišičnih celicah. Vendar pa je prisotnost ionske asimetrije na obeh straneh membrane pomembna tudi za tiste celice, ki ne morejo ustvariti ekscitatornega potenciala.

8.9. VPRAŠANJA IN NALOGE ZA SAMOPREVERJANJE

PRIPRAVLJENI NA POUKE

IN IZPITI

1. Podajte pojem elektrodnega in redoks potenciala.

2. Upoštevajte glavne vzorce, opažene v seriji redoks potencialov.

3. Kaj je merilo redukcijske sposobnosti snovi? Navedite primere najpogostejših redukcijskih sredstev.

4. Kaj je merilo oksidacijske sposobnosti snovi? Navedite primere najpogostejših oksidantov.

5. Kako je mogoče eksperimentalno določiti redoks potencial?

6. Kako se bo spremenil potencial sistema Co 3+ /Co 2+, ko se vanj vnesejo cianidni ioni? Pojasni odgovor.

7. Navedite primer reakcij, pri katerih ima vodikov peroksid vlogo oksidanta (reducenta) v kislih in alkalnih medijih.

8. Kakšen je pomen pojava razkrivanja ligandnega okolja osrednjega atoma na redoks potencial za delovanje živih sistemov?

9. Pred Krebsovim ciklom pri biološki oksidaciji glukoze takoj sledi reakcija:

kjer sta NADH in NAD + reducirana in oksidirana oblika nikotinamid dinukleotida. V kateri smeri poteka ta redoks reakcija pri standardnih pogojih?

10. Kako se imenujejo snovi, ki reverzibilno reagirajo z oksidanti in ščitijo substrate?

11. Navedite primere delovanja baktericidnih snovi na podlagi oksidacijskih lastnosti.

12. Reakcije na podlagi metod permanganatometrije in jodometrije. Delovne rešitve in metode za njihovo pripravo.

13. Kakšna je biološka vloga reakcij, pri katerih se spremeni oksidacijsko stanje mangana in molibdena?

14. Kakšen je mehanizem toksičnega delovanja dušikovih (III), dušikovih (IV), dušikovih (V) spojin?

15. Kako se superoksidni ion razstruplja v telesu? Podajte reakcijsko enačbo. Kakšna je vloga kovinskih ionov v tem procesu?

16. Kakšna je biološka vloga polovičnih reakcij: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ Cu + ; Co 3+ + ē ↔ Co 2+ ? Navedite primere.

17. Kako je standardna EMF povezana s spremembo Gibbsove energije redoks procesa?

18. Primerjaj oksidacijsko moč ozona, kisika in vodikovega peroksida glede na vodno raztopino kalijevega jodida. Svoj odgovor podkrepite s tabelarnimi podatki.

19. Kateri kemični procesi so osnova nevtralizacije superoksidnega anionskega radikala in vodikovega peroksida v telesu? Podajte enačbe polovičnih reakcij.

20. Navedite primere redoks procesov v živih sistemih, ki jih spremlja sprememba oksidacijskih stanj d-elementov.

21. Navedite primere uporabe redoks reakcij za razstrupljanje.

22. Navedite primere toksičnega učinka oksidantov.

23. V raztopini so delci Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I -. Ugotovite, kateri od njih spontano delujejo pod standardnimi pogoji?

24. Kateri od navedenih delcev je v kislem okolju močnejši oksidant, KMnO 4 ali K 2 Cr 2 O 7?

25. Kako s potenciometrično metodo določiti disociacijsko konstanto šibkega elektrolita? Narišite diagram kemičnega vezja galvanskega elementa.

26. Ali je možno v telo sočasno vnašati raztopine RMnO 4 in NaNO 2?

8.10. TESTI

1. Katere molekule halogenov (preproste snovi) kažejo redoks dvojnost?

a) nobena, vsi so samo oksidanti;

b) vse razen fluora;

c) vse razen joda;

d) vsi halogeni.

2. Kateri halogenidni ion ima največjo redukcijsko aktivnost?

a) F - ;

b) C1 - ;

c) jaz - ;

d) Br - .

3. Kateri halogeni so podvrženi nesorazmernim reakcijam?

a) vse razen fluora;

b) vse razen fluora, klora, broma;

c) vse razen klora;

d) nobeden od halogenov ni vključen.

4. Dve cevi vsebujeta raztopini KBr in KI. V obe epruveti smo dodali raztopino FeCl 3. V tem primeru se halogenidni ion oksidira v prosti halogen, če E o (Fe 3+ / Fe 2+) = 0,77 V; E ° (Br 2 /2Br -) \u003d 1,06 V; E o (I2 / 2I -) \u003d 0,54 V?

a) KBr in KI;

b) KI;

c) KVR;

d) v nobenem primeru ne.

5. Najmočnejše redukcijsko sredstvo:

6. V kateri od reakcij, ki vključujejo vodikov peroksid, bo plinasti kisik eden izmed reakcijskih produktov?

7. Kateri od predlaganih elementov ima najvišjo vrednost relativne elektronegativnosti?

a)O;

b)C1;

c)N;

d) S.

8. Ogljik v organskih spojinah ima naslednje lastnosti:

a) oksidant;

b) redukcijsko sredstvo;

Redoks reakcije. Vloga redoks procesov v telesu. Redoks potencial. Nernstova enačba.

Z redoks reakcijami so povezani dihanje in presnova, gnitje in fermentacija, fotosinteza in živčna aktivnost živih organizmov. Redoks procesi so osnova zgorevanja goriva, korozije kovin, elektrolize, metalurgije itd. Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskega stanja atomov, ki sestavljajo reakcijske molekule, imenujemo redoks reakcije. Procesi oksidacije in redukcije potekajo hkrati: če je en element, ki sodeluje v reakciji, oksidiran, je treba drugega zmanjšati. Oksidacijsko sredstvo je snov, ki vsebuje element, ki sprejema elektrone in znižuje oksidacijsko stanje. Zaradi reakcije se oksidant zmanjša. Torej, v reakciji 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Reducir - snov, ki vsebuje element, ki daruje elektrone in povečuje oksidacijsko stanje. Redukcijsko sredstvo se zaradi reakcije oksidira. Redukcijsko sredstvo v predlagani reakciji je ion I-. Vir električne energije v elementu je kemična reakcija izpodrivanja bakra s cinkom: Zn + Cu 2+ + Cu. Delo oksidacije cinka, enako izgubi izobarično-izotermnega potenciala, lahko predstavimo kot produkt prenesene električne energije in vrednosti e. d.s.: A \u003d - - dG 0 \u003d p EF, kjer je p naboj kationa; E- h. d.s. element in F- Faradayeva številka. Po drugi strani pa v skladu z enačbo izoterme reakcije. Redoks potenciali so velikega pomena v fiziologiji ljudi in živali. Redoks sistemi vključujejo sisteme v krvi in ​​tkivih, kot so hem/hematija in citokromi, ki vsebujejo dvo- in trivalentno železo; askorbinska kislina (vitamin C), ki je v oksidirani in reducirani obliki; sistem glutationa, cistin-cistein jantarne in fumarne kisline itd. Najpomembnejši proces biološke oksidacije, in sicer prenos elektronov in protonov iz oksidiranega substrata na kisik, ki se izvaja v tkivih z uporabo strogo določene serije vmesni nosilec encimov, je tudi veriga redoks procesov. Vsak člen v tej verigi ustreza enemu ali drugemu redoks sistemu, za katerega je značilen določen redoks potencial.

Določanje smeri redoks reakcij s standardnimi vrednostmi proste energije tvorbe reagentov in z vrednostmi redoks potencialov.

Različne življenjske procese spremljajo v telesu elektrokemični procesi, ki igrajo pomembno vlogo pri presnovi. Elektrokemične transformacije v telesu lahko razdelimo v dve glavni skupini: procesi, povezani s prenosom elektronov in pojavom redoks potencialov; procesi, povezani s prenosom ionov (brez spreminjanja njihovih nabojev) in s tvorbo bioelektričnih potencialov. Zaradi teh procesov nastanejo potencialne razlike med različnimi plastmi tkiv v različnih fizioloških stanjih. Povezani so z različno intenzivnostjo redoks biokemičnih procesov. Sem spadajo na primer fotosintezni potenciali, ki nastanejo med osvetljenimi in neosvetljenimi območji lista, pri čemer se izkaže, da je osvetljeno območje pozitivno nabito glede na neosvetljeno območje. Redoks procese prve skupine v telesu lahko razdelimo na tri vrste: 1. Neposreden prenos elektronov med snovmi brez sodelovanja atomov kisika in vodika, na primer prenos elektronov v citokromih: citokrom (Fe 3+) + e - > citokrom (Re 2+ ) in prenos elektronov v encimu citokrom oksidaza: citokrom oksidaza (Cu 2+) + e -> citokrom oksidaza (Cu 1+). 2. Oksidativno, povezano s sodelovanjem kisikovih atomov in oksidaznih encimov, na primer oksidacija aldehidne skupine substrata v kislo: RСОН + O ó RСООН. 3. pH odvisen, ki se pojavi v prisotnosti encimov dehidrogenaze (E) in koencimov (Co), ki tvorijo aktiviran kompleks encim-koencim-substrat (E-Co-5), veže elektrone in vodikove katione iz substrata in povzroča koencimi so nikotinamid-adenin-nukleotid (NAD +), ki veže dva elektrona in en proton: S-2H - 2e + NAD * ó S + NADH + H +, flavin-adenin dinukleotid (FAD), ki veže dva elektroni in dva protona: S - 2H - 2e + FAD óS + FADH 2 ter ubikinon ali koencim Q (CoO), ki prav tako veže dva elektrona in dva protona: S-2H - 2e + KoQ ó S + KoQH 2.

66. Oksidometrija, jodometrija, permanganatometrija. Uporaba v medicini.

Glede na uporabljene titrance obstaja več vrst redoks titracije: permanganometrična, jodimetrična, bikromatometrična in druge. Permanganometrična titracija temelji na interakciji standardne raztopine kalijevega permanganata z raztopino reducirnega sredstva. Oksidacijo s kalijevim permanganatom lahko izvajamo v kislih, alkalnih in nevtralnih medijih, produkti redukcije KMnO pa so v različnih medijih različni. Permanganometrično titracijo priporočamo v kislem okolju. Najprej kot rezultat reakcije nastanejo brezbarvni ioni Mn 2+, ena presežna kapljica titranta KMnO 4 pa bo titrirano raztopino obarvala rožnato. Ko se oksidira v nevtralnem ali alkalnem mediju, se obori temno rjava oborina ali pa nastanejo temno zeleni ioni MnO 2-4, zaradi česar je težko določiti ekvivalenčno točko. Drugič, oksidacijska sposobnost kalijevega permanganata v kislem okolju je veliko večja (E ° MnO 4 / Mn 2+ \u003d + 1,507v) kot v alkalnem in nevtralnem okolju. Standardni oksidacijski potencial para E) / 2G - je 0,54 V. Zato bodo snovi, katerih oksidacijski potencial je pod to vrednostjo, redukci. In zato bodo usmerili reakcijo od leve proti desni in "absorbirali" jod. Takšne snovi vključujejo na primer Na 2 83O3, kositrov (II) klorid itd. Snovi, katerih oksidacijski potencial je višji od 0,54 V, bodo oksidanti glede na ion in bodo usmerili reakcijo v sproščanje prostega joda: 2I + 2e \u003d I 2. Količino sproščenega prostega joda določimo s titriranjem njegovih raztopin Na 2 S 2 O 3 tiosulfata: I + 2e -> 2I - Natrijev tiosulfit absorbira prosti jod in reakcijsko ravnotežje premakne v desno. Da bi reakcija potekala od leve proti desni, je potreben presežek prostega joda. Običajno se izvede povratna titracija. Reduktorju, ki ga določimo, takoj dodamo presežek titrirane raztopine joda. Del reagira z reducirnim sredstvom, preostanek pa določimo s titracijo z raztopino natrijevega tiosulfata.

67. Kvantno - mehanski model atoma.

Kvantna (ali valovna) mehanika temelji na dejstvu, da imajo kateri koli materialni delci hkrati valovne lastnosti. To je prvi napovedal L. de Broglie, ki je leta 1924 teoretično pokazal, da je delec z maso m in hitrostjo v mogoče povezati z valovnim gibanjem, katerega valovna dolžina X je določena z izrazom: L \u003d h / m v, kjer je h (Planckova konstanta) = 6,6256-10-27 erg-s = 6,6256-10 34 J-s. Kmalu so to domnevo potrdili pojavi elektronske difrakcije in interferenca dveh elektronskih snopov. Dvojna narava elementarnih delcev (dualizem delcev in valov) je posebna manifestacija splošne lastnosti materije, vendar jo je treba pričakovati le za mikroobjekte. Valovne lastnosti mikrodelcev so izražene v omejeni uporabnosti zanje takšnih konceptov, ki označujejo makrodelec v klasični mehaniki kot koordinata (x, y, z) in zagon (p = m v). ​​Za mikrodelce vedno obstajajo negotovosti pri koordinata in zagon, povezana s Heisenbergovo relacijo: d x d p x > = h, kjer je d x negotovost položaja, d p x pa je negotovost zagona. Po načelu negotovosti gibanja mikrodelca ni mogoče opisati z določeno trajektorijo in je nemogoče predstaviti gibanje elektrona v atomu v obliki gibanja po določeni krožni ali eliptični orbiti, kot je bilo sprejeto v Bohrov model. Opis gibanja elektrona lahko podamo s pomočjo de Brogliejevih valov. Val, ki ustreza mikrodelcu, je opisan z valovno funkcijo y(x, y, G). Ni sama po sebi tista, ki ima fizični pomen; valovno funkcijo, ampak le produkt kvadrata njenega modula in osnovne prostornine |у| 2 -dу, enako verjetnosti, da najdemo elektron v osnovnem volumnu dv = dx -dу-dz. Schrödingerjeva valovna enačba je matematični model atoma. Odraža enotnost korpuskularnih in valovnih lastnosti elektrona. Ne da bi se spuščali v analizo Schrödingerjeve enačbe.

68. Orbitala elektronskega oblaka.

Ideja o elektronu kot materialni točki ne ustreza njegovi resnični fizični naravi. Zato ga je bolj pravilno obravnavati kot shematično predstavitev elektrona, "razmazanega" po celotnem volumnu atoma v obliki t.i. elektronski oblak: gostejša kot so točke na enem ali drugem mestu, večja je gostota elektronskega oblaka tukaj. Z drugimi besedami, gostota elektronskih oblakov je sorazmerna s kvadratom valovne funkcije. E energija elektrona v atomu je odvisna od glavnega kvantnega števila P. V atomu vodika je energija elektrona v celoti določena z vrednostjo P. Vendar pa je pri večelektronskih atomih energija elektronov odvisna tudi od vrednosti orbitalnega kvantnega števila. Zato stanje elektrona, za katerega so značilne različne vrednosti, običajno imenujemo energijske podravni elektrona v atomu. V skladu s temi zapisi govorijo o s - podnivoju, p-podnivoju itd. Elektroni, za katere so značilne vrednosti stranskega kvantnega števila O, 1, 2 in 3, se imenujejo s-elektroni, p -elektroni, d - elektroni in f - elektroni. Za dano vrednost glavnega kvantnega števila P s-elektroni imajo najnižjo energijo, nato p-, d - in f-elektronov. Stanje elektrona v atomu, ki ustreza določenim vrednostim P in l, se zapiše takole: najprej številka označuje vrednost glavnega kvantnega števila, nato pa črka označuje orbitalno kvantno število. Tako se oznaka 2p nanaša na elektron, za katerega P= 2 in l = 1, oznaka 3d - do elektrona z n = 3 in l == 2. Elektronski oblak nima ostro definiranih meja v prostoru. Zato je treba razjasniti koncept njegove velikosti in oblike.

69. Karakterizacija električnega stanja elektrona s sistemom kvantnih števil: glavno, orbitalno, magnetno in spinsko kvantno število.

V enodimenzionalnem modelu atoma lahko energija elektrona prevzame le določene vrednosti, z drugimi besedami, kvantiziran. Energija elektrona v resničnem atomu je tudi kvantizirana količina. Možna energijska stanja elektrona v atomu so določena z vrednostjo glavnega kvantnega števila P, ki ima lahko pozitivne cele vrednosti: 1, 2, 3 ... itd. Najnižjo energijo ima elektron pri n = ena; z naraščanjem P. energija elektrona se poveča. Zato se stanje elektrona, za katerega je značilna določena vrednost glavnega kvantnega števila, običajno imenuje energijska raven elektrona v atomu: pri n = 1 je elektron na prvi energijski ravni, pri n = 2 pri drugem itd. Glavno kvantno število določa in velikost elektronskega oblaka. Da bi povečali velikost elektronskega oblaka, je treba del premakniti na večjo razdaljo od jedra. Tudi oblika elektronskega oblaka ne more biti poljubna. Določa ga orbitalno kvantno število (imenovano tudi stransko ali azimutno kvantno število), ki lahko prevzame cele vrednosti od 0 do (P- 1), kje P je glavno kvantno število. različne pomene P ustreza drugačnemu številu možnih vrednosti. Tako je za i = 1 možna samo ena vrednost; orbitalno kvantno število - nič (/ = 0), at n= 2l je lahko enako 0 ali 1, za i = 3 so možne vrednosti / enake 0, 1 in 2; na splošno glede na vrednost glavnega kvantnega števila P ustrezajo P različne možne vrednosti orbitalnega kvantnega števila. Iz Schrödingerjeve enačbe izhaja, da orientacija elektronskega oblaka v prostoru ne more biti poljubna: določa jo vrednost tretjega, tako imenovanega magnetnega kvantnega števila itd. Magnetno kvantno število lahko sprejme poljubne cele vrednosti, tako pozitivne kot negativne, v razponu od + L do - L. Tako je za različne vrednosti število možnih vrednosti m različno. Torej, za s-elektrone (l = 0) je možna samo ena vrednost m (m - 0); za p-elektrone (L=1) so možne tri različne vrednosti t. P poleg kvantnih številk n, jaz in m, je za elektron značilna druga kvantizirana količina, ki ni povezana z. z gibanjem elektrona okoli jedra, ampak z določanjem lastnega stanja. Ta količina se imenuje spin kvantno število ali preprosto spin; spin je običajno označen s črko S. Spin elektrona ima lahko samo dve vrednosti. Tako kot v primeru drugih kvantnih števil, se možne vrednosti spinskega kvantnega števila razlikujejo za eno.

63. Redoks reakcije. Vloga redoks procesov v telesu. Redoks potencial. Nernstova enačba.

Z redoks reakcijami so povezani dihanje in presnova, gnitje in fermentacija, fotosinteza in živčna aktivnost živih organizmov. Redoks procesi so osnova zgorevanja goriva, korozije kovin, elektrolize, metalurgije itd. Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskega stanja atomov, ki sestavljajo reakcijske molekule, imenujemo redoks reakcije. Procesi oksidacije in redukcije potekajo hkrati: če je en element, ki sodeluje v reakciji, oksidiran, je treba drugega zmanjšati. Oksidacijsko sredstvo je snov, ki vsebuje element, ki sprejema elektrone in znižuje oksidacijsko stanje. Zaradi reakcije se oksidant zmanjša. Torej, v reakciji 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Reducir - snov, ki vsebuje element, ki daruje elektrone in povečuje oksidacijsko stanje. Redukcijsko sredstvo se zaradi reakcije oksidira. Redukcijsko sredstvo v predlagani reakciji je ion I-. Vir električne energije v elementu je kemična reakcija izpodrivanja bakra s cinkom: Zn + Cu 2+ + Cu. Delo oksidacije cinka, enako izgubi izobarično-izotermnega potenciala, lahko predstavimo kot produkt prenesene električne energije in vrednosti e. d.s.: A \u003d - - dG 0 \u003d p EF, kjer je p naboj kationa; E- h. d.s. element in F- Faradayeva številka. Po drugi strani pa v skladu z enačbo izoterme reakcije. Redoks potenciali so velikega pomena v fiziologiji ljudi in živali. Redoks sistemi vključujejo sisteme v krvi in ​​tkivih, kot so hem/hematija in citokromi, ki vsebujejo dvo- in trivalentno železo; askorbinska kislina (vitamin C), ki je v oksidirani in reducirani obliki; sistem glutationa, cistin-cistein jantarne in fumarne kisline itd. Najpomembnejši proces biološke oksidacije, in sicer prenos elektronov in protonov iz oksidiranega substrata na kisik, ki se izvaja v tkivih z uporabo strogo določene serije vmesni nosilec encimov, je tudi veriga redoks procesov. Vsak člen v tej verigi ustreza enemu ali drugemu redoks sistemu, za katerega je značilen določen redoks potencial.

65. Določanje smeri redoks reakcij s standardnimi vrednostmi proste energije tvorbe reagentov in z vrednostmi redoks potencialov.

Različne življenjske procese spremljajo v telesu elektrokemični procesi, ki igrajo pomembno vlogo pri presnovi. Elektrokemične transformacije v telesu lahko razdelimo v dve glavni skupini: procesi, povezani s prenosom elektronov in pojavom redoks potencialov; procesi, povezani s prenosom ionov (brez spreminjanja njihovih nabojev) in s tvorbo bioelektričnih potencialov. Zaradi teh procesov nastanejo potencialne razlike med različnimi plastmi tkiv v različnih fizioloških stanjih. Povezani so z različno intenzivnostjo redoks biokemičnih procesov. Sem spadajo na primer fotosintezni potenciali, ki nastanejo med osvetljenimi in neosvetljenimi območji lista, pri čemer se izkaže, da je osvetljeno območje pozitivno nabito glede na neosvetljeno območje. Redoks procese prve skupine v telesu lahko razdelimo na tri vrste: 1. Neposreden prenos elektronov med snovmi brez sodelovanja atomov kisika in vodika, na primer prenos elektronov v citokromih: citokrom (Fe 3+) + e - > citokrom (Re 2+ ) in prenos elektronov v encimu citokrom oksidaza: citokrom oksidaza (Cu 2+) + e -> citokrom oksidaza (Cu 1+). 2. Oksidativno, povezano s sodelovanjem kisikovih atomov in oksidaznih encimov, na primer oksidacija aldehidne skupine substrata v kislo: RСОН + O  RСООН. 3. pH odvisen, ki se pojavi v prisotnosti encimov dehidrogenaze (E) in koencimov (Co), ki tvorijo aktiviran kompleks encim-koencim-substrat (E-Co-5), veže elektrone in vodikove katione iz substrata in povzroča njegova oksidacija.koencimi so nikotinamid-adenin-nukleotid (NAD+), ki veže dva elektrona in en proton: S-2H - 2e + NAD *  S + NADH + H +, flavin-adenin dinukleotid (FAD), ki veže dva elektroni in dva protona: S - 2H - 2e + FAD S + FADH 2 ter ubikinon ali koencim Q (CoO), ki prav tako veže dva elektrona in dva protona: S-2H - 2e + KoQ  S + KoQH 2.

Številni destruktivni procesi v našem življenju so povezani z oksidacijo, torej se pojavljajo s sodelovanjem kisika. Vendar pa so oksidativne reakcije preprosto potrebne za normalno delovanje telesa. Vplivajo na proizvodnjo energije, okrevanje, homeostazne procese in druge vitalne funkcije. Glavna stvar pri tem je ohraniti ravnotežje in ne pustiti meje prečkati, ko oksidacija postane naš sovražnik.

Procesi, ki se pojavljajo v človeškem telesu, so vedno povezani z oksidacijsko reakcijo. V tem primeru se kompleksne snovi razgradijo (oksidirajo) na enostavnejše in sprosti se energija, potrebna za življenje.

Vendar pa imajo lahko rezultati takšnih oksidativnih procesov dva izida: pozitiven in negativen.

Rezultati oksidativnih reakcij

Ravnovesje oksidativnih in antioksidativnih procesov je ključ do dolgoživosti

Pomemben pogoj za normalno delovanje vseh telesnih sistemov in zdravje ljudi je ravnovesje med oksidativnimi in antioksidativnimi procesi. Premik tega pojava v eno ali drugo smer je lahko tako patologija kot prilagoditvena reakcija.

Če je oksidativnih procesov več, potem ima naše telo težko. Veliko število prostih radikalov (ki nastanejo v procesu oksidacije) povzročajo oksidativni stres, ki vpliva na zdrave celice v telesu.

To lahko privede do razvoja malignih tumorjev, prezgodnjega staranja in resnih bolezni. Različni virusi bolj aktivno vstopajo v telo, saj ni zaščiteno in postajamo bolj ranljivi za nalezljive bolezni.

Ko je telo oslabljeno, škodljivo UV-A sevanje sproži proces oksidacije, ki povzroči nepopravljivo škodo tako koži kot telesu kot celoti. To vpliva na imunski sistem in DNK.

Dejavniki neravnovesja oksidativnih procesov:

• Ionizirajoče sevanje.
• Kemikalije.
• Bakterije, virusi.
• Alkohol, kajenje.
• Onesnaževanje okolja.
• Napačna prehrana.

Ena od rešitev je obnoviti oziroma pravočasno vzdrževati ravnovesje med oksidativnimi in antioksidativnimi procesi. To je mogoče z uravnavanjem oksidacijskih procesov s pomočjo prehrane in kvalitativnega izboljšanja življenjskega sloga.

To je še posebej pomembno za prebivalce velikih mest, kjer izpušni plini in podhranjenost uničujejo antioksidativni sistem v telesu. V človeku se postopoma kopičijo škodljive snovi, ki vodijo v oksidativni stres in povzročajo različne patologije.

Antioksidanti - popolna obramba telesa

Danes je znanih več kot 3000 različnih antioksidantov. Običajno so razdeljeni v 4 skupine:

1. rastlinski bioflavonoidi. Delujejo kot past: ujamejo proste radikale in toksine ter jih odstranijo iz telesa. Lahko pomagajo zmanjšati tveganje za srčne bolezni in raka. Vir: katehin, ki ga najdemo v zelenem čaju, rdečem vinu, citrusih.
2. vitamini. Absorbirajo odvečno energijo iz agresivnih prostih radikalov in tudi ustavijo ali upočasnijo razvoj verižne reakcije. Obstajata dve vrsti: topni v maščobi (zaščita maščobnega tkiva) in vodotopni (zaščita mišic in krvnih žil). Na primer vitamini A, E, C, beta-karoten.
3. Minerali, ki jih človek sam ne more proizvesti. Ohranite normalno raven vitaminov v telesu in zaščitite pred okužbami. Primer: selen, mangan, kalcij, cink.
4. Encimi. Delujejo kot katalizatorji, dezinficirajo in pospešujejo proces odstranjevanja prostih radikalov. Primer: encim koencim Q10.

Glede na izvor lahko ločimo dve vrsti antioksidantov:

1. Naravno (najdemo ga v hrani in ga telo najbolje absorbira).
2. Sintetični (pripravki, ki jih proizvaja farmacevtska industrija).

Najbogatejši vir antioksidantov je rastlinska hrana. Mimogrede, s temi dragocenimi elementi so najbogatejša lupina, semena in korenike. Nekateri znanstveniki menijo, da so najučinkovitejši antioksidanti bioflavonoidi, ki jih najdemo v kožicah svetlo obarvanih rastlin, kot so grozdje, pesa, borovnice, jajčevci in škrlatno zelje.

Glavni viri najmočnejših antioksidantov so:

• pomaranče, marelice, papaje, lubenice, mandarine, nektarine, kivi, mango, oreščki;
• korenje, gorčica, sončnična semena, buča, špinača;
• brokoli, pesa, koruza, paradižnik, šparglji, špinača;
• tuna, perutnina, govedina, ostrige, žitni kruh, mlečni izdelki;
• rdeče meso, ostrige, fižol, rdeče ribe.

Ravnovesje antioksidativnih in oksidativnih procesov je nepogrešljivo preprečevanje številnih nevarnih bolezni. Podaljšajte mladost in dobro razpoloženje z rednim vnosom antioksidantov!