Redoxreaktionen in lebenden Organismen. Die Rolle von Redoxreaktionen im Körper

allgemeine Chemie: Lehrbuch / A. V. Zholnin; ed. V. A. Popkova, A. V. Zholnina. - 2012. - 400 S.: mit Abb.

Kapitel 8. REDOX-REAKTIONEN UND -VERFAHREN

Das Leben ist eine kontinuierliche Kette von Redoxprozessen.

A.-L. Lavoisier

8.1. BIOLOGISCHE BEDEUTUNG VON REDOX-PROZESSEN

Die Prozesse Stoffwechsel, Atmung, Fäulnis, Fermentation, Photosynthese sind im Grunde Redoxprozesse. Im Fall des aeroben Stoffwechsels ist das Hauptoxidationsmittel molekularer Sauerstoff und das Reduktionsmittel organische Lebensmittelsubstanzen. Die bioelektrischen Potentiale von Organen und Geweben sind ein Indikator dafür, dass die Lebenstätigkeit des Organismus auf Redoxreaktionen beruht. Biopotentiale sind ein qualitatives und quantitatives Merkmal der Richtung, Tiefe und Intensität biochemischer Prozesse. Daher wird die Registrierung von Biopotentialen von Organen und Geweben in der klinischen Praxis häufig zur Untersuchung ihrer Aktivität verwendet, insbesondere bei der Diagnose von Herz-Kreislauf-Erkrankungen wird ein Elektrokardiogramm erstellt, und bei der Messung von Muskelbiopotentialen wird ein Elektromyogramm erstellt. Die Registrierung von Gehirnpotentialen - Enzephalographie - ermöglicht es Ihnen, die pathologischen Störungen des Nervensystems zu beurteilen. Das Membranpotential von 80 mV ist aufgrund des Auftretens der Ionenasymmetrie die Energiequelle für die lebenswichtige Aktivität der Zellen. ungleichmäßige Verteilung von Kationen und Anionen auf beiden Seiten der Membran. Das Membranpotential ist ionischer Natur. In mehrkernigen Komplexen gibt es Prozesse, die mit der Übertragung von Elektronen und Protonen zwischen Teilchen verbunden sind, die Widerstand leisten

werden durch eine Änderung des Oxidationszustands der reagierenden Teilchen und das Auftreten eines Redoxpotentials angetrieben. Das Redoxpotential ist elektronischer Natur. Diese Prozesse sind reversibel zyklisch und unterliegen vielen wichtigen physiologischen Prozessen. Michaelis bemerkte wichtige Rolle Redox-Prozesse im Leben: „Die in lebenden Organismen ablaufenden Redox-Prozesse gehören zu den nicht nur auffälligen und identifizierbaren, sondern auch aus biologischer und philosophischer Sicht zu den wichtigsten für das Leben“.

8.2. WESEN

REDOX-VERFAHREN

1913 L.V. Pisarzhevsky entwickelte die heute allgemein anerkannte elektronische Theorie der Redoxprozesse. Diese Art von Reaktionen wird aufgrund der Umverteilung der Elektronendichte zwischen den Atomen der reagierenden Substanzen (Elektronenübergang) durchgeführt, was sich in einer Änderung des Oxidationsgrades äußert.

Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen der Atome, aus denen die Reaktanten bestehen, durch die Übertragung eines Elektrons zwischen ihnen ändern, werden als Redoxreaktionen bezeichnet.

Der Redoxprozess besteht aus 2 elementaren Handlungen oder Halbreaktionen: Oxidation und Reduktion.

Oxidation ist der Prozess des Verlustes (Rückgabe) von Elektronen durch ein Atom, Molekül oder Ion. Bei der Oxidation erhöht sich der Oxidationszustand der Partikel:

Ein Teilchen, das Elektronen abgibt, wird genannt Reduktionsmittel. Das Produkt der Oxidation eines Reduktionsmittels wird als It bezeichnet oxidierte Form:

Das Reduktionsmittel bildet mit seiner oxidierten Form ein Paar des Redoxsystems (Sn 2+ /Sn 4+ ).

Ein Maß für die Reduktionsfähigkeit eines Elements ist Ionisationspotential. Je niedriger das Ionisationspotential eines Elements ist, desto stärker ist das Reduktionsmittel, s-Elemente und Elemente in den niedrigeren und mittleren Oxidationsstufen sind starke Reduktionsmittel. Die Fähigkeit eines Teilchens, Elektronen abzugeben (Donatorfähigkeit), bestimmt seine reduzierenden Eigenschaften.

Wiederherstellung - ist der Vorgang, bei dem Elektronen an ein Teilchen gebunden werden. Beim Reduzieren nimmt die Oxidationsstufe ab:

Ein Teilchen (Atome, Moleküle oder Ionen), das Elektronen aufnimmt, wird genannt Oxidationsmittel. Das Reduktionsprodukt eines Oxidationsmittels wird als It bezeichnet restaurierte Form:

Das Oxidationsmittel mit seiner reduzierten Form bildet ein weiteres Paar (Fe 3+ /Fe 2+) des Redoxsystems. Ein Maß für die Oxidationskraft von Partikeln ist Elektronenaffinität. Je größer die Elektronenaffinität, d.h. die elektronenziehende Fähigkeit des Partikels, desto stärker ist das Oxidationsmittel. Oxidation ist immer von Reduktion begleitet, und umgekehrt ist Reduktion mit Oxidation verbunden.

Betrachten Sie die Wechselwirkung von FeCl 3 mit SnCl 2 . Der Prozess besteht aus zwei Halbreaktionen:

Die Redoxreaktion kann als Kombination zweier konjugierter Paare dargestellt werden.

Während der Reaktionen wird das Oxidationsmittel in ein konjugiertes Reduktionsmittel (Reduktionsprodukt) und das Reduktionsmittel in ein konjugiertes Oxidationsmittel (Oxidationsprodukt) umgewandelt. Sie werden als Redoxpaare betrachtet:

Redoxreaktionen stellen daher die Einheit zweier gegensätzlicher Oxidations- und Reduktionsprozesse dar, die in Systemen nicht ohne einander existieren können. Darin sehen wir die Manifestation des universellen Gesetzes der Einheit und des Kampfes der Gegensätze. Die Reaktion findet statt, wenn die Elektronenaffinität des Oxidationsmittels größer als das Ionisationspotential des Reduktionsmittels ist. Dazu das Konzept Elektronegativität - eine Größe, die die Fähigkeit von Atomen charakterisiert, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen.

Die Formulierung der Gleichungen von Redoxreaktionen erfolgt nach dem Verfahren elektronische Balance und das Halbreaktionsverfahren. Das Halbreaktionsverfahren sollte bevorzugt werden. Seine Verwendung ist mit der Verwendung von tatsächlich existierenden Ionen verbunden, die Rolle des Mediums ist sichtbar. Beim Aufstellen von Gleichungen ist es notwendig herauszufinden, welche der an der Reaktion beteiligten Substanzen als Oxidationsmittel und welche als Reduktionsmittel wirken, die Auswirkung des pH-Werts des Mediums auf den Reaktionsverlauf, und was sind die möglichen Reaktionsprodukte. Redoxeigenschaften werden von Verbindungen gezeigt, die Atome mit enthalten große Nummer Valenzelektronen mit unterschiedlichen Energien. Verbindungen von d-Elementen (Gruppen IB, VIIB, VIIIB) und p-Elementen (Gruppen VIIA, VIA, VA) haben solche Eigenschaften. Verbindungen, die ein Element in enthalten der höchste Grad Oxidation, nur oxidierende Eigenschaften aufweisen(KMnO 4, H 2 SO 4), im unteren - nur restaurative Eigenschaften(H 2 S), in der Zwischenstufe - kann sich auf zwei Arten verhalten(Na2SO3). Nach Erstellung der Halbreaktionsgleichungen setzt die Ionengleichung die Reaktionsgleichung in molekularer Form zusammen:

Überprüfung der Richtigkeit der Gleichung: Die Anzahl der Atome und Ladungen auf der linken Seite der Gleichung muss für jedes Element gleich der Anzahl der Atome und Ladungen auf der rechten Seite der Gleichung sein.

8.3. DAS KONZEPT DES ELEKTRODENPOTENZIALS. DER MECHANISMUS DES ERSCHEINUNGSBILDES VON ELEKTRODENPOTENZIAL. GALVANISCHE ZELLE. NERNST-GLEICHUNG

Ein Maß für die Redoxfähigkeit von Stoffen sind Redoxpotentiale. Betrachten wir den Mechanismus der Potentialentstehung. Beim chemischen Eintauchen aktives Metall(Zn, Al) in eine Lösung seines Salzes, beispielsweise Zn in eine Lösung von ZnSO 4 , kommt es durch den Oxidationsprozess zu einer zusätzlichen Auflösung des Metalls, der Bildung eines Paares, einer doppelten elektrischen Schicht auf der Oberfläche des Metalls und die Entstehung des Potentials des Zn 2 + / Zn ° -Paares.

Ein Metall, das in eine Lösung seines Salzes eingetaucht ist, wie Zink in eine Lösung von Zinksulfat, wird eine Elektrode der ersten Art genannt. Dies ist eine zweiphasige Elektrode, die negativ geladen ist. Das Potential entsteht durch die Oxidationsreaktion (nach dem ersten Mechanismus) (Abb. 8.1). Wenn niederaktive Metalle (Cu) in eine Lösung ihres Salzes getaucht werden, wird der umgekehrte Vorgang beobachtet. An der Grenzfläche zwischen Metall und Salzlösung wird Metall durch Reduktion eines Ions abgeschieden, das eine hohe Akzeptorkapazität für ein Elektron hat, was auf die hohe Kernladung und den kleinen Radius des Ions zurückzuführen ist. Die Elektrode wird positiv geladen, überschüssige Salzanionen bilden eine zweite Schicht im elektrodennahen Raum und es stellt sich ein Elektrodenpotential des Paares Cu 2+ /Cu° ein. Das Potential entsteht durch den Erholungsprozess nach dem zweiten Mechanismus (Abb. 8.2). Mechanismus, Größe und Vorzeichen Elektrodenpotential bestimmt durch die Struktur der am Elektrodenprozess beteiligten Atome.

Das Potential entsteht also an der Grenzfläche zwischen Metall und Lösung durch die unter Beteiligung des Metalls (Elektrode) ablaufenden Oxidations- und Reduktionsprozesse und die Bildung einer doppelten elektrischen Schicht wird als Elektrodenpotential bezeichnet.

Wenn Elektronen von einer Zinkplatte auf eine Kupferplatte übertragen werden, dann wird das Gleichgewicht auf den Platten gestört. Dazu verbinden wir Zink- und Kupferplatten, die in Lösungen ihrer Salze getaucht sind, mit einem Metallleiter, elektrodennahe Lösungen mit einer Elektrolytbrücke (einem Rohr mit einer Lösung von K 2 SO 4), um den Stromkreis zu schließen. An der Zinkelektrode läuft die Oxidationshalbreaktion ab:

und auf Kupfer - die Reduktionshalbreaktion:

Der elektrische Strom ist auf die gesamte Redoxreaktion zurückzuführen:

Im Stromkreis tritt ein elektrischer Strom auf. Der Grund für das Auftreten und Fließen von elektrischem Strom (EMF) in einer galvanischen Zelle ist die Differenz der Elektrodenpotentiale (E) - Abb. 8.3.

Reis. 8.3. Elektrischer Schaltplan einer galvanischen Zelle

Galvanische Zelle ist ein System, in dem die chemische Energie eines Redoxprozesses umgewandelt wird

in die Elektrik. Der chemische Kreislauf einer galvanischen Zelle wird üblicherweise geschrieben als kurzes Schema, wo eine negativere Elektrode auf der linken Seite platziert ist, zeigen das auf dieser Elektrode gebildete Paar mit einer vertikalen Linie an, zeigen den Potentialsprung. Zwei Linien markieren die Grenze zwischen Lösungen. Die Elektrodenladung ist in angegeben Klammern: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - Schema des chemischen Kreislaufs einer galvanischen Zelle.

Die Redoxpotentiale eines Paares hängen von der Art der am Elektrodenprozess Beteiligten und dem Verhältnis der Gleichgewichtskonzentrationen der oxidierten und reduzierten Formen der am Elektrodenprozess Beteiligten in Lösung, der Temperatur der Lösung ab und werden durch beschrieben die Nernst-Gleichung. Quantitatives Merkmal Redoxsystem ist das Redoxpotential, das an der Grenzfläche Platin - Wasserlösung. Der Potentialwert in SI-Einheiten wird in Volt (V) gemessen und daraus berechnet die Nernst-Peters-Gleichung:

wobei a(Ox) und a(Red) die Aktivitäten der oxidierten bzw. reduzierten Form sind; R- Universelle Gas Konstante; T- thermodynamische Temperatur, K; F- Faraday-Konstante (96.500 C/mol); n ist die Anzahl der am elementaren Redoxprozess beteiligten Elektronen; a - Aktivität von Hydroniumionen; m- Stöchiometrischer Koeffizient vor dem Wasserstoffion in der Halbreaktion. Der Wert von φ° ist das Standard-Redoxpotential, d.h. Potential gemessen unter den Bedingungen a(Oх) = a(Red) = a(H +) = 1 und einer gegebenen Temperatur.

Das Standardpotential des 2H + /H 2 -Systems wird gleich 0 V genommen. Die Standardpotentiale sind Referenzwerte und sind bei einer Temperatur von 298 K tabelliert. Eine stark saure Umgebung ist für biologische Systeme nicht charakteristisch, daher wird zur Charakterisierung der in lebenden Systemen ablaufenden Prozesse häufiger das formale Potential verwendet, das unter der Bedingung a(Ox) = a(Red), pH 7,4, und bestimmt wird eine Temperatur von 310 K (physiologisches Niveau). Beim Schreiben des Potentials wird der Dampf als Bruch angegeben, wobei das Oxidationsmittel im Zähler und das Reduktionsmittel im Nenner geschrieben wird.

Für 25 °C (298 K) nach Austausch Konstanten(R = 8,31 J/mol Grad; F\u003d 96 500 C / mol) nimmt die Nernst-Gleichung an nächste Ansicht:

wobei φ° das Standard-Redoxpotential des Paares V ist; mit o.fu und mit v.f. - das Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen der oxidierten bzw. reduzierten Form; x und y sind stöchiometrische Koeffizienten in der Halbreaktionsgleichung.

Das Elektrodenpotential wird auf der Oberfläche einer in eine Lösung seines Salzes eingetauchten Metallplatte gebildet und hängt nur von der Konzentration der oxidierten Form [M n+ ] ab, da sich die Konzentration der reduzierten Form nicht ändert. Die Abhängigkeit des Elektrodenpotentials von der Konzentration des gleichnamigen Ions wird durch die Gleichung bestimmt:

wobei [M n+ ] die Gleichgewichtskonzentration des Metallions ist; n- die Anzahl der an der Halbreaktion beteiligten Elektronen und entspricht der Oxidationsstufe des Metallions.

Redoxsysteme werden in zwei Typen unterteilt:

1) im System wird nur der Elektronentransfer Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 + durchgeführt. Das isoliertes Redoxgleichgewicht;

2) Systeme, bei denen die Übertragung von Elektronen durch die Übertragung von Protonen ergänzt wird, d.h. beobachtet kombiniertes Gleichgewicht verschiedener Typen: protolytisch (Säure-Base) und Redox mit möglicher Konkurrenz zweier Teilchen von Protonen und Elektronen. In biologischen Systemen sind wichtige Redoxsysteme dieser Art.

Ein Beispiel für ein System des zweiten Typs ist der Prozess der Verwertung von Wasserstoffperoxid im Körper: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O sowie die Rückgewinnung in saure Umgebung viele sauerstoffhaltige Oxidationsmittel: CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, MnO 4 -. Zum Beispiel MnО 4 - + 8Н + + 5² = = Mn 2 + + 4Н 2 О An dieser Halbreaktion sind Elektronen und Protonen beteiligt. Die Berechnung des Potentials eines Paares erfolgt nach der Formel:

In mehr eine Vielzahl konjugierte Paare, die oxidierten und reduzierten Formen des Paares sind in Lösung in verschiedenen Oxidationsgraden (MnO 4 – /Mn 2+ ). Als Messelektrode

in diesem Fall wird eine Elektrode aus einem inerten Material (Pt) verwendet. Die Elektrode ist nicht am Elektrodenprozess beteiligt und spielt nur die Rolle eines Elektronenträgers. Das Potential, das aufgrund des in Lösung ablaufenden Redoxprozesses entsteht, wird als bezeichnet Redoxpotential.

Es wird an gemessen Redox-Elektrode ist ein inertes Metall in Lösung, das oxidierte und reduzierte Formen eines Paares enthält. Zum Beispiel beim Messen E o Paare von Fe 3 +/Fe 2 + verwenden eine Redox-Elektrode - eine Platin-Messelektrode. Die Referenzelektrode ist Wasserstoff, dessen Potential bekannt ist.

Die in der galvanischen Zelle ablaufende Reaktion:

Chemisches Kettenschema: (-) Pt | (H 2 °), H + | | Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

Das Redoxpotential ist ein Maß für die Redoxfähigkeit von Stoffen. Der Wert der genormten Paarpotentiale ist in den Referenztabellen angegeben.

In der Reihe der Redoxpotentiale werden die folgenden Regelmäßigkeiten festgestellt.

1. Wenn das Standard-Redoxpotential des Paares negativ ist, zum Beispiel φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 V, dann in Bezug auf das Wasserstoffpaar, dessen Potential ist höher, dieses Paar fungiert als Restaurator. Das Potential wird durch den ersten Mechanismus (Oxidationsreaktionen) gebildet.

2. Wenn das Potential des Paares positiv ist, zum Beispiel φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) \u003d +0,345 V in Bezug auf ein Wasserstoff- oder anderes konjugiertes Paar, dessen Potential niedriger ist, ist dieses Paar ein Oxidationsmittel. Das Potential dieses Paares wird nach dem zweiten Mechanismus gebildet (Reduktionsreaktionen).

Paare. Eine Abnahme des Werts des positiven Potentials und eine Zunahme des negativen Potentials entspricht einer Abnahme der oxidativen und einer Zunahme der Reduktionsaktivität. Zum Beispiel:

8.4. WASSERSTOFFELEKTRODE, REDOX-MESSUNG

Das Redoxpotential eines Paares wird durch das Potential der elektrischen Doppelschicht bestimmt, aber leider gibt es keine Methode, es zu messen. Daher ist es nicht absolut, aber relativer Wert, ein anderes Paar zum Vergleich auswählen. Die Potentialmessung wird mit einer potentiometrischen Einrichtung durchgeführt, die auf einer galvanischen Zelle mit einer Schaltung basiert: Die Elektrode des Testpaares (Messelektrode) wird mit der Elektrode verbunden Wasserstoffpaar(H + / H °) oder ein anderes, dessen Potential bekannt ist (Referenzelektrode). Die galvanische Zelle ist mit einem Verstärker und einem Stromzähler verbunden (Abb. 8.4).

Als Ergebnis des Redoxprozesses bildet sich an der Wasserstoffelektrode ein Wasserstoffpaar: 1/2 H 2 o (g) ↔ H + (p) + e – . Die Wasserstoffelektrode ist eine Halbzelle bestehend aus

von einer Platinplatte, die mit einer dünnen, losen Platinschicht überzogen ist und in eine 1 N Schwefelsäurelösung getaucht wird. Durch die Lösung wird Wasserstoff geleitet, der in der porösen Platinschicht teilweise in den atomaren Zustand übergeht. All dies ist in einem Glasgefäß (Ampulle) eingeschlossen. Die Wasserstoffelektrode ist eine Dreiphasenelektrode erster Art (Gas-Metall). Aus der Analyse der Elektrodenpotentialgleichung für die Wasserstoffelektrode können wir schließen, dass das Potential der Wasserstoffelektrode linear ansteigt

Reis. 8.4. Wasserstoffelektrode

mit einer Abnahme des pH-Werts (Anstieg des Säuregehalts) des Mediums und einer Abnahme des Partialdrucks von Wasserstoffgas über der Lösung.

8.5. RICHTUNG VORHERSAGE

ÜBER ÄNDERUNG DER FREIEN ENERGIE VON STOFFEN UND ÜBER DEN WERT VON STANDARD-REDOX-POTENZIALE

Die Richtung der Redoxreaktion kann anhand der Änderung des isobar-isothermen Potentials des Systems (Gibbs-Energie) beurteilt werden, freie Energie(ΔG)-Prozess. Die Reaktion ist grundsätzlich bei ΔG o möglich < 0. В окислительно-восстановительной реакции изменение свободной энергии равно elektrische Arbeit erfolgt durch das System, wodurch ē vom Reduktionsmittel zum Oxidationsmittel übergeht. Dies spiegelt sich in der Formel wider:

wo F- Faraday-Konstante gleich 96,5 kK/mol; n- die Anzahl der am Redoxprozess beteiligten Elektronen pro 1 Mol Substanz; E o- der Wert der Differenz der Standard-Redoxpotentiale zweier konjugierter Paare des Systems, die als elektromotorische Reaktionskraft (EMF) bezeichnet wird. Diese Gleichung spiegelt die physikalische Bedeutung der Beziehung wider E o und freie Energie der Gibbs-Reaktion.

Für das spontane Auftreten einer Redoxreaktion ist es notwendig, dass die Potentialdifferenz konjugierter Paare einen positiven Wert hat, was aus der Gleichung folgt, d.h. das Paar, dessen Potential höher ist, kann als Oxidationsmittel wirken. Die Reaktion setzt sich fort, bis die Potentiale beider Paare gleich werden. Um also die Frage zu beantworten, ob ein bestimmtes Reduktionsmittel durch ein bestimmtes Oxidationsmittel oxidiert wird oder umgekehrt, muss man ΔE o kennen : ∆Eo = φ°oxid. - φ°Ruhe. Die Reaktion verläuft in der Richtung, die zur Bildung eines schwächeren Oxidationsmittels und eines schwächeren Reduktionsmittels führt. Durch den Vergleich der Potentiale zweier konjugierter Paare kann man also das Problem der Prozessrichtung grundsätzlich lösen.

Aufgabe. Ist es möglich, das Fe 3+ -Ion mit T1+-Ionen nach dem vorgeschlagenen Schema zu reduzieren:

Δµ° der Reaktion hat einen negativen Wert:

Die Reaktion ist unmöglich, da die oxidierte Fe 3+ -Form des Fe 3+ /Fe 2+ -Paares das T1+ des T1 3+ / T1 + -Paares nicht oxidieren kann.

Wenn die EMF der Reaktion negativ ist, dann die Reaktion läuft In die andere Richtung. Je größer ΔE°, desto intensiver die Reaktion.

Aufgabe. Wie ist das chemische Verhalten von FeC1 3 in einer Lösung, die Folgendes enthält:

a) NaI; b) NaBr?

Wir komponieren Halbreaktionen und finden die Potenziale für Paare:

a) E Reaktionen 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + werden gleich 0,771-0,536 = = 0,235 V sein, E hat einen positiven Wert. Folglich geht die Reaktion in Richtung der Bildung von freiem Jod und Fe 2+ .

b) E ° der Reaktion 2Br - + 2Fe 3 + = Br 2 + 2Fe 2 + ist gleich 0,771-1,065 = = -0,29 V. Negativer Wert E o zeigt, dass Eisenchlorid nicht durch Kaliumbromid oxidiert wird.

8.6. GLEICHGEWICHTSKONSTANTE

REDOX REAKTION

In einigen Fällen ist es notwendig, nicht nur die Richtung und Intensität von Redoxreaktionen zu kennen, sondern auch die Vollständigkeit der Reaktionen (um wie viel Prozent die Ausgangsstoffe in Reaktionsprodukte umgewandelt werden). Zum Beispiel im quantitative Analyse man kann sich nur auf solche Reaktionen verlassen, die praktisch zu 100 % ablaufen. Bevor Sie diese oder jene Reaktion zur Lösung eines Problems verwenden, bestimmen Sie daher die Konstante gleich

novesia (K R) dieser Insel des Systems. Zur Bestimmung von Kp von Redoxprozessen werden eine Tabelle von Standard-Redoxpotentialen und die Nernst-Gleichung verwendet:

soweit wenn das Gleichgewicht erreicht ist, werden die Potentiale der konjugierten Paare des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels des Redoxprozesses gleich: φ ° oxid. - φ°Ruhe. = 0, dann E o= 0. Aus der Nernst-Gleichung im Gleichgewicht E o Reaktion ist:

wo n- die Anzahl der an der Redoxreaktion beteiligten Elektronen; P.S. Prod. Bezirk und P.S. Ref. c-c - jeweils das Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsprodukte und Ausgangsmaterialien im Grad ihrer stöchiometrischen Koeffizienten in der Reaktionsgleichung.

Die Gleichgewichtskonstante gibt an, dass der Gleichgewichtszustand einer gegebenen Reaktion eintritt, wenn das Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsprodukte zehnmal größer wird als das Produkt der Gleichgewichtskonzentrationen der Ausgangsstoffe. Außerdem, großer Wert Kp zeigt an, dass die Reaktion von links nach rechts abläuft. Bei Kenntnis von Kp ist es möglich, ohne auf experimentelle Daten zurückzugreifen, die Vollständigkeit der Reaktion zu berechnen.

8.7. REDOX-REAKTIONEN IN BIOLOGISCHEN SYSTEMEN

Bei lebenswichtigen Aktivitäten in Zellen und Geweben können Unterschiede in den elektrischen Potentialen auftreten. Elektrochemische Umwandlungen im Körper lassen sich in 2 Hauptgruppen einteilen.

1. Redoxprozesse aufgrund der Übertragung von Elektronen von einem Molekül auf ein anderes. Diese Prozesse sind elektronischer Natur.

2. Prozesse im Zusammenhang mit der Übertragung von Ionen (ohne ihre Ladung zu ändern) und mit der Bildung von Biopotentialen. Im Körper aufgenommene Biopotentiale sind hauptsächlich Membranpotentiale. Sie sind ionischer Natur. Als Ergebnis dieser Prozesse entstehen Potentiale zwischen verschiedenen Gewebeschichten in unterschiedlichen physiologischen Zuständen. Sie sind mit unterschiedlicher Intensität physiologischer Redoxprozesse verbunden. Zum Beispiel die Potentiale, die sich in den Geweben der Blattoberfläche auf der beleuchteten und unbeleuchteten Seite infolge unterschiedlicher Intensität des Photosyntheseprozesses bilden. Die beleuchtete Fläche ist gegenüber der unbeleuchteten Fläche positiv geladen.

Bei Redoxprozessen, die elektronischer Natur sind, können drei Gruppen unterschieden werden.

Die erste Gruppe umfasst Prozesse, die mit der Übertragung von Elektronen zwischen Substanzen ohne Beteiligung von Sauerstoff und Wasserstoff verbunden sind. Diese Prozesse werden unter Beteiligung von Elektronentransferkomplexen - heterovalenten und heteronuklearen Komplexen - durchgeführt. Elektronentransfer findet statt in komplexe Verbindungen des gleichen Metalls oder Atome verschiedener Metalle, aber in unterschiedliche Grade Oxidation. Das aktive Prinzip der Elektronenübertragung sind Übergangsmetalle, die mehrere stabile Oxidationsstufen aufweisen, und die Übertragung von Elektronen und Protonen erfordert keine großen Energiekosten, die Übertragung kann über große Entfernungen durchgeführt werden. Die Reversibilität von Prozessen ermöglicht eine mehrfache Teilnahme an zyklischen Prozessen. Diese oszillierenden Prozesse finden sich in enzymatische Katalyse(Cytochrome), Proteinsynthese, metabolische Prozesse. Diese Gruppe Transformationen ist an der Aufrechterhaltung der antioxidativen Homöostase und am Schutz des Körpers vor oxidativem Stress beteiligt. Sie sind aktive Regulatoren von Radikalprozessen, ein System zur Verwertung von reaktiven Sauerstoffspezies, Wasserstoffperoxid, und beteiligen sich an der Oxidation von Substraten.

Katalase, Peroxidase, Dehydrogenase. Diese Systeme führen antioxidative, antiperoxidische Wirkung aus.

Die zweite Gruppe umfasst Redoxprozesse, die mit der Beteiligung von Sauerstoff und Wasserstoff verbunden sind. Zum Beispiel die Oxidation der Aldehydgruppe des Substrats in eine saure:

Die dritte Gruppe umfasst Prozesse, die mit der Übertragung von Protonen und Elektronen aus dem Substrat verbunden sind, die pH-abhängig sind, bei der Bildung von Enzymen in Gegenwart von Dehydrogenase (E) und Coenzymen (Co) auftreten aktivierter Komplex Enzym-Coenzym-Substrat (E-Co-S), Elektronen und Wasserstoffkationen vom Substrat anlagern und dessen Oxidation bewirken. Ein solches Coenzym ist Nicotinamid-Adenin-Dinukleotid (NAD+), das zwei Elektronen und ein Proton anlagert:

BEIM biochemische Prozesse kombinierte chemische Gleichgewichte stattfinden: Redox-, Protolyse- und Komplexbildungsprozesse. Die Prozesse sind in der Regel enzymatischer Natur. Arten der enzymatischen Oxidation: Dehydrogenase, Oxidase (Cytochrome, Oxidations-Reduktion durch freie Radikale). Die im Körper ablaufenden Redoxprozesse können bedingt in die folgenden Typen eingeteilt werden: 1) Reaktionen der intramolekularen Dismutation (Disproportionierung) aufgrund der Kohlenstoffatome des Substrats; 2) intermolekulare Reaktionen. Das Vorhandensein eines breiten Bereichs von Oxidationsstufen von Kohlenstoffatomen von -4 bis +4 weist auf seine Dualität hin. Daher sind in der organischen Chemie Redox-Dismutationsreaktionen durch Kohlenstoffatome üblich, die intra- und intermolekular ablaufen.

8.8. MEMBRANPOTENZIAL

Seit R. Virchow ist das bekannt lebende Zelle- Das Elementarzelle biologische Organisation Bereitstellung aller Körperfunktionen. Der Ablauf vieler physiologischer Prozesse im Körper ist mit der Übertragung von Ionen in Zellen und Geweben verbunden und wird vom Auftreten einer Potentialdifferenz begleitet. spielt eine wichtige Rolle beim Membrantransport passiver Transport Substanzen: Osmose,

Filtration und Bioelektrolyse. Diese Phänomene werden durch die Barriereeigenschaften bestimmt Zellmembranen. Die Potentialdifferenz zwischen Lösungen unterschiedlicher Konzentration, die durch eine Membran mit selektiver Permeabilität getrennt sind, wird als Membranpotential bezeichnet. Das Membranpotential ist ionischer und nicht elektronischer Natur. Es ist auf das Auftreten von ionischer Asymmetrie zurückzuführen, d.h. ungleiche Ionenverteilung auf beiden Seiten der Membran.

Die kationische Zusammensetzung des interzellulären Mediums kommt der ionischen Zusammensetzung von Meerwasser nahe: Natrium, Kalium, Calcium, Magnesium. Im Laufe der Evolution hat die Natur eine spezielle Art des Ionentransports geschaffen, die so genannte passiver Transport, begleitet von einer Potentialdifferenz. Grundlage für den Stofftransport ist in vielen Fällen die Diffusion, also auch das Potential, das sich an der Zellmembran ausbildet Diffusionspotential. Es existiert, bis die Ionenkonzentration sich einpendelt. Der Potentialwert ist klein (0,1 V). Eine erleichterte Diffusion erfolgt durch Ionenkanäle. Ionenasymmetrie wird verwendet, um Erregung in Nerven- und Muskelzellen zu erzeugen. Das Vorhandensein von ionischer Asymmetrie auf beiden Seiten der Membran ist jedoch auch für jene Zellen wichtig, die kein anregendes Potential erzeugen können.

8.9. FRAGEN UND AUFGABEN ZUR SELBSTPRÜFUNG

FÜR DEN UNTERRICHT VORBEREITET

UND PRÜFUNGEN

1. Geben Sie den Begriff der Elektroden- und Redoxpotentiale an.

2. Beachten Sie die Hauptmuster, die in der Reihe der Redoxpotentiale beobachtet werden.

3. Was ist ein Maß für das Reduktionsvermögen von Stoffen? Nennen Sie Beispiele für die gebräuchlichsten Reduktionsmittel.

4. Was ist ein Maß für die Oxidationsfähigkeit eines Stoffes? Nennen Sie Beispiele für die gebräuchlichsten Oxidationsmittel.

5. Wie kann das Redoxpotential experimentell bestimmt werden?

6. Wie ändert sich das Potential des Co 3+ /Co 2+ -Systems, wenn Cyanid-Ionen darin eingebracht werden? Erklären Sie die Antwort.

7. Nennen Sie ein Beispiel für Reaktionen, bei denen Wasserstoffperoxid in sauren und alkalischen Medien die Rolle eines Oxidationsmittels (Reduktionsmittels) spielt.

8. Welche Bedeutung hat das Phänomen der Aufdeckung der Ligandenumgebung des Zentralatoms über das Redoxpotential für das Funktionieren lebender Systeme?

9. Dem Krebs-Zyklus bei der biologischen Oxidation von Glucose geht unmittelbar die Reaktion voraus:

wobei NADH und NAD + die reduzierte und oxidierte Form von Nicotinamiddinukleotid sind. In welche Richtung verläuft diese Redoxreaktion unter Standardbedingungen?

10. Wie heißen Stoffe, die reversibel mit Oxidationsmitteln reagieren und Substrate schützen?

11. Nennen Sie Beispiele für die Wirkung von bakteriziden Substanzen, die auf oxidierenden Eigenschaften beruhen.

12. Reaktionen, die den Methoden der Permanganatometrie und Jodometrie zugrunde liegen. Arbeitslösungen und Methoden zu ihrer Herstellung.

13. Was ist biologische Rolle Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufe von Mangan und Molybdän ändert?

14. Was ist der Mechanismus der toxischen Wirkung von Stickstoff(III)-, Stickstoff(IV)- und Stickstoff(V)-Verbindungen?

15. Wie werden Superoxidionen im Körper entgiftet? Geben Sie die Reaktionsgleichung an. Welche Rolle spielen Metallionen in diesem Prozess?

16. Welche biologische Rolle spielen Halbreaktionen: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ Cu + ; Co 3+ + ē ↔ Co 2+ ? Nenne Beispiele.

17. Wie hängt die Standard-EMK mit der Änderung der Gibbs-Energie des Redoxprozesses zusammen?

18. Vergleichen Sie die Oxidationskraft von Ozon, Sauerstoff und Wasserstoffperoxid in Bezug auf eine wässrige Lösung von Kaliumiodid. Untermauern Sie Ihre Antwort mit tabellarischen Daten.

19. Welche chemischen Prozesse liegen der Neutralisierung von Superoxid-Anion-Radikalen und Wasserstoffperoxid im Körper zugrunde? Geben Sie die Gleichungen der Halbreaktionen an.

20. Nennen Sie Beispiele für Redoxprozesse in lebenden Systemen, die von einer Änderung der Oxidationsstufen von d-Elementen begleitet werden.

21. Nennen Sie Beispiele für die Verwendung von Redoxreaktionen zur Entgiftung.

22. Nennen Sie Beispiele für die toxische Wirkung von Oxidationsmitteln.

23. In der Lösung befinden sich Partikel von Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I -. Bestimmen Sie, welche davon spontan unter Standardbedingungen interagieren?

24. Welches der angegebenen Teilchen ist ein stärkeres Oxidationsmittel im sauren Milieu, KMnO 4 oder K 2 Cr 2 O 7?

25. Bestimmung der Dissoziationskonstante schwacher Elektrolyt mit der potentiometrischen Methode? Zeichnen Sie ein Diagramm des chemischen Kreislaufs einer galvanischen Zelle.

26. Ist es möglich, RMnO 4 - und NaNO 2 -Lösungen gleichzeitig in den Körper einzuführen?

8.10. TESTS

1. Welche Halogenmoleküle (einfache Substanzen) weisen Redoxdualität auf?

a) keine, alle sind nur Oxidationsmittel;

b) alles außer Fluor;

c) alles außer Jod;

d) alle Halogene.

2. Welches Halogenidion hat die höchste Reduktionsaktivität?

a) F – ;

b) C1-;

c) ich - ;

d) Br - .

3. Welche Halogene gehen Disproportionierungsreaktionen ein?

a) alles außer Fluor;

b) alles außer Fluor, Chlor, Brom;

c) alles außer Chlor;

d) keines der Halogene ist beteiligt.

4. Zwei Röhrchen enthalten KBr- und KI-Lösungen. In beide Röhrchen wurde FeCl 3 -Lösung gegeben. In diesem Fall wird das Halogenidion zu freiem Halogen oxidiert, wenn E o (Fe 3+ / Fe2+) = 0,77 V; E ° (Br 2 /2Br -) \u003d 1,06 V; Eo (I2 / 2I -) \u003d 0,54 V?

a) KBr und KI;

b) KI;

c) KVR;

d) auf keinen Fall.

5. Das stärkste Reduktionsmittel:

6. Bei welcher der Reaktionen mit Wasserstoffperoxid ist gasförmiger Sauerstoff eines der Reaktionsprodukte?

7. Welches der vorgeschlagenen Elemente hat den höchsten Wert der relativen Elektronegativität?

a)O;

b)C1;

c)N;

d)S.

8. Kohlenstoff in organischen Verbindungen weist folgende Eigenschaften auf:

a) ein Oxidationsmittel;

b) Reduktionsmittel;

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Gesundheitsministerium der Republik Belarus

Bildungseinrichtung

"Staatliche Medizinische Universität Gomel"

Institut für Allgemeine und Bioorganische Chemie

Die Rolle von Redoxreaktionen im Körper

Abgeschlossen:

Kupreichik V.V.

Geprüft:

Odinzowa M.V.

Homel 2016

Einführung

1. Kurze Geschichte

2. OVR im Körper

3. OVR in Medizin und Pharmazie

4. Redoxpotential

Fazit

Literaturverzeichnis

Einführung

Biologische Oxidation hat großer Wert für lebende Organismen. Großer Teil Die zum Leben notwendige Energie entsteht durch Redoxreaktionen.

Die Oxidation von Stoffen kann auf folgende Weise erfolgen: a) Entfernung von Wasserstoff aus dem Substrat, das oxidiert wird (Dehydrierungsprozess), b) Abgabe eines Elektrons durch das Substrat, c) Zugabe von Sauerstoff zum Substrat. Alle folgenden Typen kommen in lebenden Zellen vor. oxidative Reaktionen, katalysiert durch die entsprechenden Enzyme - Oxidoreduktasen. Der Oxidationsprozess findet nicht isoliert statt, er ist mit einer Reduktionsreaktion verbunden: Reaktionen der Wasserstoff- oder Elektronenaddition finden gleichzeitig statt, d.h. Redoxreaktionen stattfinden. Als Oxidation bezeichnet man alle chemischen Reaktionen, bei denen Elektronen freigesetzt werden, was mit einer Zunahme positiver Wertigkeiten einhergeht. Gleichzeitig mit der Oxidation eines Stoffes muss aber auch eine Reduktion erfolgen, d.h. die Anlagerung von Elektronen an einen anderen Stoff.

Somit sind biologische Oxidation und Reduktion Antwortreaktionen des Elektronentransfers, der in lebenden Organismen auftritt, und die Gewebeatmung ist ein solcher Typ biologische Oxidation, bei dem der Elektronenakzeptor molekularer Sauerstoff ist.

1. Kurzgeschichte

Die Erforschung biologischer Oxidationsprozesse begann im 18. Jahrhundert. A. Lavoisier. Er machte auf das Vorhandensein einer gewissen Identität zwischen den Verbrennungsprozessen organischer Substanzen außerhalb des Körpers und der Atmung von Tieren aufmerksam. Es stellte sich heraus, dass sowohl beim Atmen als auch beim Verbrennen Sauerstoff aufgenommen und CO2 und H2O gebildet werden, der Prozess des „Brennens“ im Körper jedoch ohne Flamme sehr langsam ist.

Nach den Arbeiten von A. Lavoisier wurde die Wissenschaft lange Zeit von der Meinung dominiert, dass die Phänomene der Verbrennung und der langsamen Oxidation identisch seien. Nährstoffe im Körper. Es blieb jedoch unklar, warum dieses spezielle langsame „Brennen“ im Körper auftritt, wenn nicht normale Bedingungen. bei einer bestimmten niedrigen Temperatur (36-37 ° C), ohne das Auftreten einer Flamme (wie es bei der Verbrennung auftritt) und in Gegenwart von Wasser, dessen Gehalt in Geweben 75-80% erreicht Gesamtgewicht und die unter normalen Bedingungen eine Verbrennung verhindert. Dies deutete darauf hin, dass sich die langsame Oxidation organischer Substanzen im Körper in ihrem Mechanismus stark von der üblichen Verbrennung organischer Substanzen (Holz, Kohle etc.) in der Luft unterscheidet, obwohl die Endprodukte in beiden Fällen CO2 und Wasser sind.

Wissenschaftler versuchten zunächst, den Grund für einen so eigenartigen Ablauf oxidativer Prozesse in lebenden Organismen durch die „Aktivierung“ von Sauerstoff in den Körperzellen zu erklären.

Eine der ersten Theorien der biologischen Oxidation im Zusammenhang mit der „Aktivierung“ von Sauerstoff wurde von dem russischen Wissenschaftler O.M. in seinem Molekül (-OO-) entwickelt. Eine Aktivierung tritt insbesondere dann auf, wenn im Medium Verbindungen vorhanden sind, die leicht oxidiert werden (z Beispiel haben Doppelbindungen), unter Beteiligung von Oxygenase-Enzymen.

Verbindungen sind leicht oxidierbar, beispielsweise ungesättigt Fettsäure reagieren mit Sauerstoff zu Peroxiden. Bei diesen Reaktionen verläuft die Oxidation parallel zur Reduktion. Also O.M. Bach formulierte als Erster die Idee der Konjugation von Redoxprozessen während der Atmung. Theorie von A. N. Bach wurde die „Peroxidtheorie“ der Sauerstoffaktivierung genannt.

Der wahre Mechanismus der Sauerstoffaktivierung während der Oxidation verschiedener Atmungssubstrate stellte sich jedoch als anders heraus.

Eine bedeutende Rolle bei der Entwicklung der Theorie der biologischen Oxidation spielte die Arbeit eines anderen russischen Wissenschaftlers, V.I. Palladina (1907). Er entwickelte das Konzept der Atmung als System enzymatischer Prozesse und legte dabei besonderen Wert auf die Oxidation von Substraten durch Wasserstoffabspaltung (Prozess der Dehydrierung).

Untersuchung der Oxidation von Substraten in Pflanzen, V.I. Palladin fand heraus, dass es ohne Sauerstoff auftreten kann, wenn das Medium Substanzen enthält, die in der Lage sind, bei der Oxidation abgespaltenen Wasserstoff hinzuzufügen. Solche Substanzen können Pigmente oder Chromogene und andere Substanzen sein, die als Zwischenträger von Wasserstoff wirken. Durch Anlagerung von Wasserstoff aus den Substraten werden diese oxidiert, die Chromogene werden wiederhergestellt und werden farblos. So hat V.I. Palladin beigefügt sehr wichtig Oxidationsprozess als Dehydrierungsprozess und wies auch auf die wichtige Rolle von Sauerstoff als Wasserstoffakzeptor in biologischen Oxidationsprozessen hin.

Forschung von V.I. Palladin wurden durch die Arbeiten von G. Wieland bestätigt, der am Beispiel der Aldehydoxidation feststellte, dass der Prozess der Substratdehydrierung der Hauptprozess ist, der der biologischen Oxidation zugrunde liegt, und Sauerstoff bereits mit aktivierten Wasserstoffatomen wechselwirkt. So entstand das Konzept der Oxidation von Substanzen durch ihre Dehydrierung, das als Pal-Ladin-Wieland-Theorie bekannt wurde. Große Rolle Diese Theorie wurde durch die Entdeckung und Untersuchung einer Reihe von Dehydrogenase-Enzymen bestätigt, die die Eliminierung von Wasserstoffatomen aus verschiedenen Substraten katalysieren.

Anschließend wurde Folgendes untersucht: die Beziehung der Atmung zu anderen Stoffwechselprozessen, einschließlich des Phosphorylierungsprozesses; Eigenschaften von Enzymen, die biologische Oxidationsreaktionen katalysieren; Lokalisierung dieser Enzyme in der Zelle; Energiespeicher- und -umwandlungsmechanismus usw.

Einen wesentlichen Beitrag zum Studium der biologischen Oxidation leisteten O. Warburg, D. Keilin, G. Krebs, P. Mitchell, D. Green, A. Lehninger, B. Chance, E. Reker, V.O. Engelhardt, V.A. Belitzer, S.E. Severin, V. P. Skulachev und andere.

2. OVR im Körper

Redoxreaktionen spielen eine herausragende Rolle im Stoffwechsel und Energiehaushalt des menschlichen und tierischen Körpers. Die Oxidationsreaktion ist von der Reduktionsreaktion untrennbar, und beide Prozesse müssen als untrennbare Einheit betrachtet werden. Bei jeder Redoxreaktion bleibt die algebraische Summe der Oxidationsstufen von Atomen unverändert. Viele Redoxreaktionen werden nur auf das Zusammenwirken eines Oxidationsmittels und eines Reduktionsmittels reduziert. Am häufigsten aber, wenn die Reaktion in wässrigem Medium durchgeführt wird, hat der Ablauf des Redoxprozesses zur Folge großen Einfluss Wechselwirkung von Reagenzien mit Wasserstoff- und Hydroxylionen von Wasser sowie in der Lösung vorhandenen Säuren und Laugen. Manchmal ist der Einfluss der Umgebung auf den Ablauf des Redoxprozesses so groß, dass einige Reaktionen nur im sauren oder alkalischen Milieu durchgeführt werden können. Aus Säure-Basen-Gleichgewicht Die Umgebung hängt von der Richtung der Redoxreaktion, der Anzahl der Elektronen ab, die vom Molekül (Ion) des Oxidationsmittels angehängt und vom Molekül (Ion) des Reduktionsmittels abgegeben werden usw. Beispielsweise die Reaktion zwischen Jodiden und Jodaten mit der Freisetzung von Jodelementen erfolgt nur in Gegenwart starke Säuren, und in stark alkalischem Medium kann beim Erhitzen die Rückreaktion eintreten.

Der Stoffwechsel, in dem Redoxprozesse eine so bedeutende Rolle spielen, hat zwei Seiten: 1) Plastik, das auf die Synthese komplexer organischer Substanzen hinausläuft, die der Körper als " Baumaterial"für die Erneuerung von Geweben und Zellen, von Substanzen, die hauptsächlich mit der Nahrung aufgenommen werden (dies sind anabole Prozesse oder Assimilationsprozesse, die Energiekosten erfordern) - 2) Energie, die auf den Abbau (Oxidation) komplexer hochmolekularer Substanzen hinausläuft die die Rolle biologischer Brennstoffe spielen, zu einfacheren - in Wasser, Kohlendioxid usw. (dies sind katabolische Prozesse oder Dissimilationsprozesse, die von der Freisetzung von Energie begleitet werden).

Redoxreaktionen sind wesentliche Glieder in einer komplexen Kette von sowohl anabolen als auch katabolen Prozessen, aber ihre Rolle als Hauptenergiequelle für einen lebenden Organismus ist besonders groß. Organismen, die unter aeroben Bedingungen (d. h. in einer oxidierenden Atmosphäre aus Sauerstoff in der Luft) existieren, erhalten diese Energie durch den Atmungsprozess, wodurch Nährstoffe, die in Zellen und Gewebe in den Körper gelangen, zu Kohlendioxid, Wasser und Ammoniak oxidiert werden , Harnstoff und andere Abfallprodukte, die durch relativ gekennzeichnet sind kleine Werte Energie und hohe Entropiewerte (aus dem Griechischen - Wende, Transformation - ein Maß für die Unordnung eines aus vielen Elementen bestehenden Systems).

Der Atmungsprozess basiert auf einer Redoxreaktion, bei der ein Molekül Kieselgur-Sauerstoff zwei Moleküle Wasser bildet. Bei der äußeren Atmung bindet Luftsauerstoff an Hämoglobin und wird in Form von Oxyhämoglobin mit dem Blutfluss zu den Kapillaren des Gewebes transportiert. Im Prozess des Gewebes, oder Zellatmung, Gewebe und Zellen nehmen diesen Sauerstoff auf, wodurch die Oxidation von Sauerstoff, der in den Körper gelangt, abläuft Außenumgebung Proteine, Fette und Kohlenhydrate. das gleichzeitig gebildete Kohlendioxid mit dem Fluss von venösem Blut wird in die Lunge geleitet und dort durch die Diffusion durch die Wände der Alveolen als Teil der ausgeatmeten Luft entpuppt. Aber bei diesen Prozessen der biologischen Oxidation sind die direkt dem Sauerstoff ausgesetzten Substrate nicht gleich Makromolekulare Verbindungen, die ursprünglich Bestandteil von Lebensmitteln waren und durch hydrolytische Spaltung im Magen-Darm-Trakt entstehen, sind einfachere, niedermolekulare Produkte.

In der ersten Stufe der Dissimilation als Folge der Hydrolyse komplexe Kohlenhydrate- Stärke, Saccharose, Glykogen und andere unter Beteiligung von Amylasen werden in Glucose und andere Monosaccharide umgewandelt. Fette werden unter Beteiligung von Lipasen in Fettsäuren und Glycerin umgewandelt. Proteine werden unter der Wirkung proteolytischer Enzyme in niedermolekulare Peptide und Aminosäuren umgewandelt. In diesem Stadium wird Energie freigesetzt, die nicht mehr als 1% der gesamten chemischen Energie ausmacht. Nährstoffe. Ein Teil der Produkte, die in der ersten Stufe der Dissimilation entstanden sind, verwendet der menschliche Körper als Ausgangsmaterialien für anabole Reaktionen, die mit der Produktion von Materialien für den Aufbau von Geweben und Zellen verbunden sind, sowie als Versorgung mit chemischem Brennstoff.

Ein anderer Teil der Hydrolyseprodukte unterliegt einer Oxidation, bei der neben Kohlendioxid, Wasser, Ammoniak, Harnstoff etc. auch unvollständige Oxidationsprodukte entstehen.

In der zweiten Stufe der Dissimilation etwa 1/3 gesamt Energie, aber die freigesetzte Energie wird noch nicht durch die Bildung hochenergetischer Substanzen akkumuliert.

In der dritten Dissimilationsphase vollständige Oxidation alle in der zweiten Stufe gebildet Zwischenprodukte: Wasser, Kohlendioxid, Ammoniak, Harnstoff usw., und die restlichen 2/3 der chemischen Energie, die der Körper aus Nahrungsmitteln erhält, werden freigesetzt. Dieser komplexe chemische Prozess, der zehn aufeinanderfolgende Reaktionen umfasst, die jeweils durch das entsprechende Enzym katalysiert werden, wird Tricarbonsäurezyklus oder Krebszyklus genannt. Die Enzyme, die zur Durchführung dieser sequentiellen Reaktionen benötigt werden, sind in der Membran lokalisiert Strukturelemente Zellen sind Mitochondrien. Oxidation Thiosulfat Antidot Wasser

In der dritten Dissimilationsstufe werden 40–60 % der Energie freigesetzt, die der Körper für die Synthese hochenergetischer Substanzen verwendet.

Somit zeigen die betrachteten Stadien der Dissimilation von Nährstoffen im Körper, dass die Energieversorgung des Körpers zu 99% durch das Auftreten von Redoxprozessen in ihm bereitgestellt wird.

Darüber hinaus mit Hilfe von Redox-Reaktionen im Körper, einige giftige Substanzen während des Stoffwechsels gebildet. Auf diese Weise wird der Körper die schädlichen Auswirkungen von Zwischenprodukten der biochemischen Oxidation los.

3. OVR in Medizin und Pharmazie

Angaben zu den Redoxeigenschaften verschiedener Medikamente ermöglichen es Ihnen, Fragen der Vereinbarkeit mit ihrer gleichzeitigen Ernennung zum Patienten sowie der Zulässigkeit ihrer gemeinsamen Lagerung zu lösen. Unter Berücksichtigung dieser Daten wird die Inkompatibilität der Serie deutlich. Medikamente(wie Kaliumjodid und Natriumnitrit, Kaliumpermanganat und Natriumthiosulfat, Wasserstoffperoxid und Jodide usw.).

In vielen Fällen pharmazeutische Eigenschaften medizinische Präparate stehen in direktem Zusammenhang mit ihren Redoxeigenschaften. Beispielsweise sind viele der antiseptischen, antimikrobiellen und desinfizierenden Mittel (Jod, Kaliumpermanganat, Wasserstoffperoxid, Kupfer-, Silber- und Quecksilbersalze) gleichzeitig starke Oxidationsmittel.

Die Verwendung von Natriumthiosulfat als universelles Antidot (Antidot) beruht auf seiner Fähigkeit, sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel an Redoxreaktionen teilzunehmen. Bei Vergiftungen mit Arsen, Quecksilber und Bleiverbindungen führt die Einnahme einer Lösung von Natriumthiosulfat zur Bildung schwerlöslicher und damit praktisch ungiftiger Sulfate. Im Falle einer Vergiftung Blausäure oder Cyanide, Natriumthiosulfat ermöglicht deren Umwandlung giftige Substanzen in weniger giftige Rhodanidverbindungen. Bei Vergiftungen mit Halogenen und anderen starken Oxidationsmitteln beruht die antitoxische Wirkung von Natriumtriosulfat auf seinen mäßigen Reduktionseigenschaften.

4. Redoxpotential

Apropos Redoxprozesse, es sollte beachtet werden, dass während Oxidations- oder Reduktionsreaktionen die elektrisches Potenzial oxidierter oder reduzierter Stoff: Ein Stoff, der seine Elektronen abgibt und positiv geladen wird, wird oxidiert, der andere, der Elektronen aufnimmt und negativ geladen wird, wird wiederhergestellt. Der Unterschied im elektrischen Potential zwischen ihnen ist das Redoxpotential (ORP).

Das Redoxpotential ist ein Maß chemische Aktivität Elemente oder ihre Verbindungen in reversiblen chemischen Prozessen, die mit einer Änderung der Ladung von Ionen in Lösungen verbunden sind. Das heißt, das ORP, auch Redoxpotential genannt (von englisch RedOx - Reduktion / Oxidation), charakterisiert den Grad der Elektronenaktivität bei Redoxreaktionen, also bei Reaktionen, die mit der Anlagerung oder Übertragung von Elektronen verbunden sind. Bei Messungen (in der Elektrochemie) wird die Größe dieses Unterschieds als Eh bezeichnet und in Millivolt ausgedrückt. Je höher die Konzentration von oxidationsfähigen Komponenten zu der Konzentration von wiederherstellbaren Komponenten ist, desto höher ist das Redoxpotential. Stoffe wie Sauerstoff und Chlor neigen zur Aufnahme von Elektronen und haben ein hohes elektrisches Potential, daher können nicht nur Sauerstoff, sondern auch andere Stoffe (insbesondere Chlor) ein Oxidationsmittel sein, während Stoffe wie Wasserstoff dagegen leicht geben Elektronen ab und haben ein niedriges elektrisches Potential. Sauerstoff hat die größte Oxidationsfähigkeit und Wasserstoff die größte Reduktionsfähigkeit, aber zwischen ihnen gibt es andere Substanzen, die im Wasser vorhanden sind und weniger intensiv die Rolle von Oxidationsmitteln oder Reduktionsmitteln spielen.

Der ORP-Wert für jede Redoxreaktion kann entweder positiv oder negativ sein.

In natürlichem Wasser beispielsweise liegt der Eh-Wert zwischen -400 und +700 mV, was durch die Gesamtheit der darin ablaufenden Oxidations- und Reduktionsprozesse bestimmt wird. Unter Gleichgewichtsbedingungen charakterisiert der ORP-Wert in gewisser Weise aquatische Umgebung, und ihr Wert erlaubt uns, einige allgemeine Schlussfolgerungen darüber zu ziehen chemische Zusammensetzung Wasser.

In der Biochemie werden die Werte des Redoxpotentials nicht in Millivolt ausgedrückt, sondern in konventionellen Einheiten von rH (Reduktion Hydrogenii).

Die Skala der willkürlichen Einheiten rH enthält 42 Unterteilungen.

"0" bedeutet reiner Wasserstoff,

"42" - reiner Sauerstoff,

"28" ist eine neutrale Umgebung.

pH und rH sind eng miteinander verbunden.

Oxidative Prozesse senken das Säure-Basen-Gleichgewicht (je höher die rH, desto niedriger der pH-Wert), während die reduzierenden Prozesse zu einer Erhöhung des pH-Werts beitragen. Der pH-Wert wiederum beeinflusst den rH-Wert.

Im menschlichen Körper wird die bei Redoxreaktionen freigesetzte Energie zur Aufrechterhaltung der Homöostase (der relativen dynamischen Konstanz der Zusammensetzung und Eigenschaften) aufgewendet interne Umgebung und die Stabilität der grundlegenden physiologischen Funktionen des Körpers) und die Regeneration von Körperzellen, d. h. die Gewährleistung der lebenswichtigen Prozesse des Körpers.

ORP der inneren Umgebung des menschlichen Körpers, gemessen an einer Platinelektrode relativ zu einer Silberchlorid-Referenzelektrode, ist immer normal weniger als Null, d.h. hat negative Werte, die typischerweise im Bereich von –100 bis –200 Millivolt liegen. Das auf die gleiche Weise gemessene ORP von Trinkwasser ist fast immer größer als Null, normalerweise im Bereich von +100 bis +400 mV. Das gilt für fast alle Arten von Trinkwasser, das in allen Städten der Welt aus Hähnen fließt, das in Glas verkauft und verkauft wird Plastikflaschen, die nach der Reinigung im Mund erhalten wird

Umkehrosmoseanlagen und die meisten der verschiedenen großen und kleinen Wasseraufbereitungsanlagen.

Diese Unterschiede im ORP der inneren Umgebung des menschlichen Körpers und des Trinkwassers bedeuten, dass die Aktivität von Elektronen in der inneren Umgebung des menschlichen Körpers viel höher ist als die Aktivität von Elektronen im Trinkwasser.

Die Aktivität von Elektronen ist das wichtigste Merkmal der inneren Umgebung des Körpers, da sie in direktem Zusammenhang damit steht grundlegende Prozesse lebenswichtige Tätigkeit.

Wenn das Übliche Trinkwasser in das Gewebe des menschlichen (oder anderen) Organismus eindringt, nimmt es Elektronen aus Zellen und Geweben auf, die zu 80–90 % aus Wasser bestehen. Infolge biologische Strukturen Organismus (Zellmembranen, Zellorganellen, Nukleinsäuren und andere) einem oxidativen Abbau unterliegen. So nutzt sich der Körper ab, altert, lebenswichtige Organe verlieren ihre Funktion. Aber diese negativen Prozesse können verlangsamt werden, wenn mit Nahrung und Getränken Wasser in den Körper gelangt, das die Eigenschaften des inneren Milieus des Körpers hat, also schützende und aufbauende Eigenschaften hat.

Damit der Körper das Trinkwasser optimal verwerten kann positiver Wert Redoxpotential, sein ORP muss dem Wert des ORP der inneren Umgebung des Körpers entsprechen. Benötigte Änderung ORP des Wassers im Körper tritt aufgrund des Verbrauchs elektrischer Energie von Zellmembranen auf, d.h. der Energie der hohes Level, Energie, die eigentlich das Endprodukt der biochemischen Kette der Nährstoffumwandlung ist.

Die Menge an Energie, die der Körper aufwendet, um die Biokompatibilität von Wasser zu erreichen, ist proportional zu seiner Menge und der Differenz zwischen dem ORP von Wasser und der inneren Umgebung des Körpers.

Wenn das in den Körper eintretende Trinkwasser ein ORP hat, das nahe dem Wert des ORP der inneren Umgebung des menschlichen Körpers liegt, dann Elektrische Energie Zellmembranen ( Lebensnotwendige Energie Körper) wird nicht für die Korrektur der Aktivität von Wasserelektronen aufgewendet und Wasser wird sofort absorbiert, da es in diesem Parameter biologisch verträglich ist. Wenn Trinkwasser ein negativeres ORP als das ORP der inneren Umgebung des Körpers hat, dann speist es es mit dieser Energie, die von den Zellen als Energiereserve für den antioxidativen Schutz des Körpers vor den nachteiligen Auswirkungen der äußeren Umgebung verwendet wird.

Fazit

Atmung, Aufnahme von Kohlendioxid durch Pflanzen unter Freisetzung von Sauerstoff, Stoffwechsel und eine Reihe anderer chemischer Prozesse sind im Wesentlichen Redoxreaktionen. Verbrennung von Brennstoff in Öfen von Dampfkesseln und Motoren Verbrennungs, elektrolytische Abscheidung von Metallen, umfassen die in galvanischen Zellen und Batterien ablaufenden Prozesse Oxidations-Reduktions-Reaktionen.

Erhalt elementare Substanzen(Eisen, Chrom, Mangan, Gold, Silber, Schwefel, Chlor, Jod usw.) und wertvollen chemischen Produkten (Ammoniak, Laugen, Salpeter-, Schwefel- und andere Säuren) basiert auf Redoxreaktionen.

Auf Redox-in analytische Chemie volumetrische Analysemethoden wurden gegründet: Permanganatometrie, Jodometrie, Bromatometrie und andere, die eine wichtige Rolle bei der Kontrolle von Produktionsprozessen und der Durchführung wissenschaftlicher Forschung spielen.

So werden die meisten chemischen Prozesse, die in der Natur vorkommen und vom Menschen in seinem durchgeführt werden praktische Tätigkeiten, sind Redoxreaktionen. Diese Reaktionen sind die Hauptprozesse, die die lebenswichtige Aktivität eines jeden Organismus sicherstellen, und sind in Theorie und Praxis von großer Bedeutung.

Ein tiefgreifendes Wissen über Art und Muster chemischer Reaktionen ermöglicht es, diese zu kontrollieren und für die Synthese neuer Substanzen zu nutzen. Assimilation allgemeine Muster Der Ablauf chemischer Reaktionen ist für die anschließende Untersuchung der Eigenschaften anorganischer und organischer Substanzen erforderlich, was für das Verständnis der im menschlichen Körper ablaufenden Prozesse wichtig ist.

Literaturverzeichnis

1. Glinka N.L. Allgemeine Chemie: Lernprogramm für Universitäten. / Ed. KI Ermakov. - M.: Integral-Press, 2002. - 728 S.

2. Allgemeine Chemie. Biophysikalische Chemie. Chemie Nährstoffe. / Ed. Ershova Yu.A. - 3. Aufl., M .: Vyssh.shk., 2002. - 560

3. Enzyklopädisches Wörterbuch junger Chemiker. / Komp. Kritsman V.A., Stanzo V.V. - 2. Aufl. - M.: Pädagogik, 1990. - 320 S.

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Die Gefahr freier Radikale

Freie Radikale sind gefährliche Substanzen, die durch unzureichende Sauerstoffreduktion entstehen, handelt es sich um aktive „Schadstoffe“. Sie sind in der Lage zu evozieren Kettenreaktion und Zellschäden verursachen. Unser Körper ist in der Lage, freien Radikalen zu widerstehen, die Wirkung von Gift- und Fremdstoffen so weit wie möglich zu neutralisieren, aber wann oxidativer ProzessÜberschreitet die Schutzfähigkeit des Körpers, beginnt die Krankheit.

Freie Radikale sind die Erreger von Krebs. Unter ihrer Wirkung treten Schlaganfälle und Herzinfarkte auf, eine ganze Reihe von Autoimmunerkrankungen und Geisteskrankheit. Einschließlich einer Reihe von Suchterkrankungen oder psychischen Abhängigkeiten.

Einer der Hauptgründe für den Anstieg freie Radikale im Körper isst In dieser Richtung haben viele führende Ärzte und Wissenschaftler gearbeitet und arbeiten, Akademiker Neurochirurg G. Shatalova, Akademiker Physiologe A. Ugolev, Professor Onkologe I. Petrov, Biochemiker C. Campbell, Kardiologe D. Ornish, Kardiochirurg E. Wareham, Doktor der Onkologie V. Elburg.

Was ist nötig, um eine Zunahme freier Radikale im Körper zu vermeiden?

Wir brauchen Antioxidantien!
Antioxidantien können künstlich in Form von Vitaminen und Nahrungsergänzungsmitteln und natürlich sein.
Natürliche Antioxidantien sind alle Arten von Pflanzen, Obst, Gemüse, Getreide.

Antioxidantien kommen NUR in lebenden pflanzlichen Lebensmitteln vor, und überschüssiges tierisches Protein verursacht eine Zunahme freier Radikale.

Die reichsten an Antioxidantien sind frische Früchte und Gemüse von heller, gesättigter Farbe mit ausgeprägter Pigmentierung. Antioxidantien sind normalerweise gefärbt, weil dieselbe Chemikalie, die für die Absorption überschüssiger Elektronen verantwortlich ist, auch sichtbare Farben erzeugt. Einige Antioxidantien werden Carotinoide genannt, und es gibt Hunderte von Arten. Ihre Farbe reicht von gelbem Beta-Carotin (Kürbis) über rotes Lycopin (Tomaten) bis hin zu orangefarbenem Cryptoxanthin (Orangen). Andere Antioxidantien sind farblos, wie z Chemikalien wie Ascorbinsäure (Zitrusfrüchte, Gemüse) und Vitamin E (Nüsse, Getreide).

Viele glauben, dass die Einnahme künstlicher Antioxidantien sie vor den schädlichen Auswirkungen anderer Faktoren schützt. Wir erklären jedoch mit Nachdruck, dass Wissenschaftler im Laufe zahlreicher Studien festgestellt haben, dass Antioxidantien in Darreichungsform verhindern nicht die zerstörerische Wirkung freier Radikale auf Zellen und verlangsamen nicht den Alterungsprozess des Körpers. Leider macht es keinen Sinn, Vitamine einzunehmen, während man eine proteinreiche Ernährung beibehält. In diesem Fall ist es notwendig.

Alle menschlichen Geschmäcker werden erworben, außer Muttermilch, bedeutet dies, dass eine Person in jedem Alter ihre Geschmackspräferenzen ändern kann.
Wall Street Journal (2014.1)

1. Dehydrierungsreaktion: SH 2 + HAD + = S + HADH + H +

2. Verlust eines Elektrons: O 2 0 + 1eàO 2 -

3. Übertragung von 2H + vom reduzierten Substrat auf molekularen Sauerstoff: SH 2 + O 2 0 + 2e \u003d S + H 2 O

4. Anlagerung von Sauerstoff an das Substrat: SH 2 + 1 / 2O 2 0 + 2e \u003d HO - S -H

2. Entstehungsmechanismus von Elektroden- und Redoxpotentialen. Nernst-Peters-Gleichungen.

Ein Maß für die Redoxfähigkeit von Stoffen sind Redoxpotentiale. Betrachten wir den Mechanismus der Potentialentstehung. Wenn ein reaktives Metall (Zn, Al) in eine Lösung seines Salzes getaucht wird, beispielsweise Zn in eine ZnSO 4 -Lösung, wird das Metall zusätzlich aufgelöst, infolge des Oxidationsprozesses bildet sich ein Paar, eine elektrische Doppelschicht auf die Metalloberfläche und das Potential des Zn 2+ /Zn°-Paares erscheint.

Ein Metall, das in eine Lösung seines Salzes eingetaucht ist, wie Zink in eine Lösung von Zinksulfat, wird eine Elektrode der ersten Art genannt. Dies ist eine zweiphasige Elektrode, die negativ geladen ist. Das Potential entsteht durch die Oxidationsreaktion (Abb. 8.1). Wenn niederaktive Metalle (Cu) in eine Lösung ihres Salzes getaucht werden, wird der umgekehrte Vorgang beobachtet. An der Grenzfläche zwischen Metall und Salzlösung wird Metall durch Reduktion eines Ions abgeschieden, das eine hohe Akzeptorkapazität für ein Elektron hat, was auf die hohe Kernladung und den kleinen Radius des Ions zurückzuführen ist. Die Elektrode wird positiv geladen, überschüssige Salzanionen bilden eine zweite Schicht im elektrodennahen Raum und es stellt sich ein Elektrodenpotential des Paares Cu 2+ /Cu° ein. Das Potential wird als Ergebnis des Erholungsprozesses gebildet (Abb. 8.2). Mechanismus, Größe und Vorzeichen des Elektrodenpotentials werden durch die Struktur der am Elektrodenprozess beteiligten Atome bestimmt.

So wird das Potential genannt, das an der Grenzfläche zwischen Metall und Lösung infolge der unter Beteiligung des Metalls (Elektrode) ablaufenden Oxidations- und Reduktionsprozesse und der Bildung einer doppelten elektrischen Schicht entsteht Elektrodenpotential.

und auf Kupfer - die Reduktionshalbreaktion:

Der elektrische Strom ist auf die gesamte Redoxreaktion zurückzuführen:

Reis. 8.3. Elektrischer Schaltplan einer galvanischen Zelle

Galvanische Zelle- ein System, in dem die chemische Energie des Redoxprozesses in elektrische Energie umgewandelt wird. Der chemische Kreislauf einer galvanischen Zelle wird üblicherweise als kurzes Diagramm geschrieben, wobei links eine negativere Elektrode platziert ist, das auf dieser Elektrode gebildete Paar durch eine vertikale Linie angezeigt wird und der Potentialsprung angezeigt wird. Zwei Linien markieren die Grenze zwischen Lösungen. Die Ladung der Elektrode ist in Klammern angegeben: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - Schema des chemischen Kreislaufs einer galvanischen Zelle.

Die quantitative Eigenschaft des Redoxsystems ist Redoxpotential, entstehend an der Phasengrenze Platin - wässrige Lösung. Der Potentialwert in SI-Einheiten wird in Volt (V) gemessen und daraus berechnet die Nernst-Peters-Gleichung:

Das Standardpotential des 2H + /H 2 -Systems wird gleich 0 V genommen. Die Standardpotentiale sind Referenzwerte, tabelliert bei einer Temperatur von 298 K. Eine stark saure Umgebung ist für biologische Systeme nicht charakteristisch, daher wird zur Charakterisierung der in lebenden Systemen ablaufenden Prozesse häufiger das formale Potential verwendet, das unter der Bedingung a(Ox) = a(Red), pH 7,4, und bestimmt wird eine Temperatur von 310 K (physiologisches Niveau). Beim Schreiben des Potentials wird der Dampf als Bruch angegeben, wobei das Oxidationsmittel im Zähler und das Reduktionsmittel im Nenner geschrieben wird.

Für 25 °C (298K) nach Substitution konstanter Werte (R = 8,31 J/mol deg; F= 96 500 C/mol) nimmt die Nernst-Gleichung folgende Form an:

wobei [M n+ ] die Gleichgewichtskonzentration des Metallions ist; n- die Anzahl der an der Halbreaktion beteiligten Elektronen und entspricht der Oxidationsstufe des Metallions.

Redoxsysteme werden in zwei Typen unterteilt:

1) nur Elektronentransfer Fe 3 + + ² = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2² = Sn 4 + wird im System durchgeführt. Das isoliertes Redoxgleichgewicht;

2) Systeme, bei denen der Elektronentransfer durch einen Protonentransfer ergänzt wird, d.h. beobachtet kombiniertes Gleichgewicht verschiedener Typen: protolytisch (Säure-Base) und Redox mit möglicher Konkurrenz zweier Teilchen von Protonen und Elektronen. In biologischen Systemen sind wichtige Redoxsysteme dieser Art.

Ein Beispiel für ein System der zweiten Art ist der Prozess der Verwertung von Wasserstoffperoxid im Körper: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O sowie die Reduktion vieler sauerstoffhaltiger Oxidationsmittel im sauren Milieu: CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, MnO 4 -. Zum Beispiel MnО 4 - + 8Н + + 5² = = Mn 2 + + 4Н 2 О An dieser Halbreaktion sind Elektronen und Protonen beteiligt. Die Berechnung des Potentials eines Paares erfolgt nach der Formel:

In einem weiteren Bereich von konjugierten Paaren sind die oxidierten und reduzierten Formen des Paares in verschiedenen Oxidationsgraden (MnO 4 – /Mn 2+ ) in Lösung. Als Messelektrode

in diesem Fall wird eine Elektrode aus einem inerten Material (Pt) verwendet. Die Elektrode ist nicht am Elektrodenprozess beteiligt und spielt nur die Rolle eines Elektronenträgers.

Das Potential, das aufgrund des in Lösung ablaufenden Redoxprozesses entsteht, wird als bezeichnet Redoxpotential.

Die in der galvanischen Zelle ablaufende Reaktion:

Chemisches Kettenschema: (-) Pt | (H 2 °), H + | | Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

Also das Redoxpotential (ORP) ist das Potential des Systems, in dem sich die Aktivitäten der oxidierenden und reduzierenden Formen befinden gegebene Substanz gleich eins sind. ORP wird mit Redox-Elektroden in Kombination mit Standard-Referenzelektroden gemessen.

Jede Redoxreaktion hat ihre eigene Redox-Paar- dieses Paar hat eine Substanz in oxidierter und reduzierter Form (Fe +3 /Fe +2).

Ein quantitatives Maß für die Aktivität eines Redoxpaares ist sein ORP-Wert.

ORP-Dampf >>>Oxidationsmittel

Paare ORP<<<восстановитель

Redox hängt ab von:

1. Die Natur des Redoxpaares,

2. Konzentrationen

3.Temperaturen

3. Vergleichende Stärke von Oxidations- und Reduktionsmitteln. Vorhersage der Richtung von Redoxprozessen anhand der Werte von Redoxpotentialen.

Das Redoxpotential ist ein Maß für die Redoxfähigkeit von Stoffen. Der Wert der genormten Paarpotentiale ist in den Referenztabellen angegeben.

Die Standardpotentiale der Elektroden (E°), die gegenüber Wasserstoff als Reduktionsmittel wirken, sind mit dem "-"-Zeichen und das "+"-Zeichen mit den Standardpotentialen der als Oxidationsmittel wirkenden Elektroden versehen.

Metalle, angeordnet in aufsteigender Reihenfolge ihrer Standard-Elektrodenpotentiale, bilden die sog Elektrochemische Spannungsreihe von Metallen : Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

In der Reihe der Redoxpotentiale werden die folgenden Regelmäßigkeiten festgestellt.

1. Wenn das Standard-Redoxpotential des Paares negativ ist, zum Beispiel φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 V, dann in Bezug auf das Wasserstoffpaar, dessen Potential ist höher wirkt dieses Paar als Reduktionsmittel. Das Potential wird durch den ersten Mechanismus (Oxidationsreaktionen) gebildet.

3. Je höher der algebraische Wert des Standardpotentials des Paares ist, desto höher ist die Oxidationsfähigkeit der oxidierten Form und desto geringer die Reduktionsfähigkeit der reduzierten Form dieses Paares. Eine Abnahme des Werts des positiven Potentials und eine Zunahme des negativen Potentials entspricht einer Abnahme der oxidativen und einer Zunahme der Reduktionsaktivität. Zum Beispiel.

Die Alkalisierung des Körpers ist äußerst wichtig unter Bedingungen, unter denen die Umwelt zu wünschen übrig lässt, unsere Ernährung nicht ausgewogen ist und wir Medikamente einnehmen. Die Alkalisierung des Körpers unter idealen Existenzbedingungen ist den Mechanismen des Menschen von Natur aus inhärent. Aber derzeit sind wir so weit von der Natur entfernt, dass der Körper die Neutralisierung von Säuren nicht bewältigen kann und es eine Grundlage für die Entwicklung verschiedener Krankheiten gibt.

Verringerter pH-Wert im Körper

Ändert sich der pH-Wert des Blutes nur um 0,01 in Richtung saures Milieu, sinkt die Sauerstoffsättigung des Blutes um 40 Prozent. Infolgedessen erfüllen Immunzellen ihre Schutzfunktionen nicht vollständig, die Enzymaktivität nimmt ab und Stoffwechselprozesse verlangsamen sich.

Der Wert des Säure-Basen-Gleichgewichts (pH) des Blutes eines gesunden Menschen schwankt in sehr engen Grenzen: von 7,35 bis 7,45, und schon eine geringfügige Veränderung des Blut-pH-Werts, die über diese Grenzen hinausgeht, kann zu Krankheiten führen.

Wenn das Blut, das die Körperzellen umspült, saurer wird, sind die Zellen gezwungen, ihre eigenen Mineralreserven zu opfern, um es zu neutralisieren, was zu einer erhöhten Säure in der Zelle selbst führt. In einer sauren Umgebung nimmt die Aktivität der meisten Enzyme ab. Dadurch werden interzelluläre Interaktionen gestört. Krebszellen gedeihen in einer sauren Umgebung.

Das saure Milieu des Urins ist eine ideale Voraussetzung für die Bildung von Nierensteinen, führt zu chronischem Nierenversagen, entzündlichen Erkrankungen und Nierenversagen.

Das saure Milieu des Speichels "hilft" bereits in jungen Jahren, Zähne zu zerstören, gibt Anstoß zur Entwicklung von Stomatitis.

So führt eine Abnahme des pH-Werts im Körper zu einer Abnahme der Immunität und dem Auftreten von mehr als 200 Krankheiten. Wenn eine Person mehrere Krankheiten gleichzeitig manifestiert, kommt es zu einem deutlichen Abfall des Blut-pH-Werts. Wenn der pH-Wert wieder normal ist, wird die Gesundheit natürlich wiederhergestellt.

Bereits 1932 erhielt Otto Warburg den Nobelpreis für Chemie für die Bestimmung der Lebensbedingungen von bösartigen Tumoren. Tumorzellen (sowie Bakterien und pathogene Mikroorganismen) gedeihen, wenn das Blut angesäuert wird, d. wenn der pH-Wert unter 7,2 - 7,3 Einheiten fällt. Als sich der pH-Wert normalisierte, hörten die Tumore zuerst auf zu wachsen und lösten sich dann auf! Wenn der pH-Wert des Blutes normal ist, haben fremde Bakterien und Mikroorganismen keine Fortpflanzungsbedingungen.

Die Lebensmittel, die wir essen, werden in zwei Gruppen eingeteilt: oxidierende und alkalisierende. Die Entkalkung des Körpers wird vor allem durch Gemüse, Obst und Milch gefördert. Und die stärksten Oxidationsmittel sind Fleisch- und Fischprodukte.

Nachdem Sie die verschiedenen Produkte sorgfältig studiert haben, können Sie sich selbstbewusst die Frage beantworten, welche Lebensmittel in Ihnen vorherrschen: oxidieren oder alkalisieren den Körper?

ALKALISIERENDE PRODUKTE

Produkte	Alkalisierungskoeffizient
Sellerie	4
frische Gurken	4
Salat	4
frische Tomaten	4
frische Rüben	4
frische Karotte	4
getrocknete Aprikosen	4
Frische Aprikosen	3
Wassermelonen	3
Melonen	3
Pflaumen	3
Früchte (fast alle)	3
Weißkohl	3
Blumenkohl	3
Löwenzahngrün	3
Rettich	3
Pfeffer	3
Kartoffel	3
frische Bohnen	3
Hafergrütze	3
Milchserum	3
Beeren (alle)	2-3
Mandel	2
Zwiebel	2
grüne Erbse	2
Rosine	2
Termine	2

PRODUKTE, DIE DEN KÖRPER OXIDIEREN

KURZE LISTE DER PRODUKTE

Basierend auf Computeranalysen haben amerikanische Wissenschaftler eine Tabelle der Säurebelastung von Grundnahrungsmitteln zusammengestellt:
Säurebelastung von Grundnahrungsmitteln (Milliäquivalente pro 240 Kilokalorien)

ALKALISIERUNG DES KÖRPERS

Der erste Weg, um den gewünschten pH-Wert im Körper aufrechtzuerhalten, besteht darin, das richtige Wasser in einer Menge von 30-33 Millilitern pro 1 kg menschlichem Gewicht zu verwenden. Mit Hilfe eines Reinigers können Sie solches Wasser unter allen Bedingungen zubereiten.

Alkalisierung von Produkten

Wie man Nüsse, Samen, Getreide und Bohnen gesünder macht.

Sie müssen wissen, dass die meisten Hülsenfrüchte sowie alle Körner außer Buchweizen und Hirse den Säuregehalt des Blutes während des normalen Kochens erhöhen. Nach dem Einweichen oder Keimen erlangen jedoch alle Hülsenfrüchte und Hülsenfrüchte die Fähigkeit, eine alkalisierende Wirkung zu haben. Sie werden am besten roh als Beigabe zu Salaten gegessen. Das Vorweichen erhöht die Verdaulichkeit von Nüssen und Samen, da es dabei hilft, enzymhemmende Stoffe aus der Schale zu entfernen. Darüber hinaus fördert das Einweichen von Getreide, Hülsenfrüchten, Nüssen und Samen durch die Wirkung von Enzymen den Abbau von Fetten in Fettsäuren, Proteinen in Aminosäuren und Kohlenhydraten in Einfachzucker, was den Verdauungstrakt erheblich entlastet.

Ein paar einfache Tipps.

Weichen Sie alle rohen Nüsse und Samen eine halbe Stunde vor den Mahlzeiten ein.
Das Müsli vor dem Kochen 30 Minuten einweichen, dann das Wasser abgießen und den Brei in frischem Wasser kochen.
Bohnen über Nacht einweichen. Sie können sie eine Minute kochen lassen, dann eine Stunde unter geschlossenem Deckel stehen lassen, das Wasser abgießen und das Gericht in frischem Wasser kochen.

Alle Saaten, Körner und Hülsenfrüchte können im Voraus zubereitet werden. Dazu werden sie eine Stunde eingeweicht, dann getrocknet und an einem dunklen Ort gelagert.

Den pH-Wert des Körpers messen

Anders als der pH-Wert von Blut und Lymphe variiert der pH-Wert von Speichel und Urin mit der Säurebelastung und kann uns daher als Indikator für die Qualität unserer Nahrung dienen.

Mit Hilfe von pH-Teststreifen können Sie den pH-Wert einfach, schnell und genau bestimmen, ohne das Haus zu verlassen. Wenn der pH-Wert des Urins morgens zwischen 6,0 und 6,4 und abends zwischen 6,4 und 7,0 schwankt, funktioniert Ihr Körper normal. Zu diesem Zweck können Sie Indikator-Lackmusstreifen verwenden, die für den schulischen Chemieunterricht und für Diabetiker hergestellt werden. Optimale Messung von 10 bis 12 Uhr.

Es ist auch sinnvoll, den pH-Wert des Speichels zu kennen, wenn der pH-Wert im Speichel den ganzen Tag über zwischen 6,4 und 6,8 bleibt - dies zeigt auch die Gesundheit Ihres Körpers an. Die Testergebnisse zeigen die Aktivität von Verdauungstraktenzymen, insbesondere von Leber und Magen.

Was tun, wenn der pH-Wert von Speichel und Urin niedriger als normal ist?

Erhöhen Sie den Gehalt an basischen Lebensmitteln in der Ernährung (siehe Tabelle),
- Gehen Sie regelmäßig spazieren oder üben Sie andere sanfte körperliche Aktivitäten aus.
- Verwenden Sie das richtige Wasser in einer Menge von 30-33 Millilitern pro 1 kg menschlichem Gewicht.

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Redoxreaktionen in lebenden Organismen. Die Rolle von Redoxreaktionen im Körper

Kapitel 8. REDOX-REAKTIONEN UND -VERFAHREN

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