Reações redox em organismos vivos. O papel das reações redox no corpo

química Geral: livro didático / A. V. Zholnin; ed. V. A. Popkova, A. V. Zholnina. - 2012. - 400 p.: il.

Capítulo 8. REAÇÕES E PROCESSOS REDOX

A vida é uma cadeia contínua de processos redox.

A.-L. Lavoisier

8.1. SIGNIFICADO BIOLÓGICO DOS PROCESSOS REDOX

Os processos de metabolismo, respiração, putrefação, fermentação, fotossíntese são basicamente processos redox. No caso do metabolismo aeróbio, o principal agente oxidante é o oxigênio molecular e o agente redutor são as substâncias orgânicas dos alimentos. Os potenciais bioelétricos de órgãos e tecidos são um indicador do fato de que a atividade vital do organismo é baseada em reações redox. Os biopotenciais são uma característica qualitativa e quantitativa da direção, profundidade e intensidade dos processos bioquímicos. Portanto, o registro de biopotenciais de órgãos e tecidos é amplamente utilizado na prática clínica no estudo de sua atividade, em particular, no diagnóstico de doenças cardiovasculares, é realizado um eletrocardiograma e, ao medir os biopotenciais musculares, é realizado um eletromiograma. O registro de potenciais cerebrais - encefalografia - permite julgar os distúrbios patológicos do sistema nervoso. O potencial de membrana igual a 80 mV, devido à ocorrência de assimetria iônica, é a fonte de energia para a atividade vital das células. distribuição desigual de cátions e ânions em ambos os lados da membrana. O potencial de membrana tem uma natureza iônica. Em complexos multinucleares, existem processos associados à transferência de elétrons e prótons entre partículas que resistem

são impulsionados por uma mudança no estado de oxidação das partículas reagentes e o aparecimento de um potencial redox. O potencial redox tem uma natureza eletrônica. Esses processos são cíclicos reversíveis e estão na base de muitos processos fisiológicos importantes. Michaelis observou papel importante processos redox na vida: “Os processos redox que ocorrem em organismos vivos estão entre aqueles que não são apenas conspícuos e podem ser identificados, mas também são os mais importantes para a vida do ponto de vista biológico e filosófico”.

8.2. ESSÊNCIA

PROCESSOS REDOX

Em 1913 L. V. Pisarzhevsky surgiu com a teoria eletrônica dos processos redox, que atualmente é geralmente aceita. Este tipo de reações é realizado devido à redistribuição da densidade eletrônica entre os átomos das substâncias reagentes (transição de elétrons), que se manifesta em uma mudança no grau de oxidação.

As reações, em que os estados de oxidação dos átomos que compõem os reagentes mudam devido à transferência de um elétron entre eles, são chamadas de reações redox.

O processo redox consiste em 2 atos elementares ou semi-reações: oxidação e redução.

Oxidaçãoé o processo de perda (retorno) de elétrons por um átomo, molécula ou íon. Quando oxidado, o estado de oxidação das partículas aumenta:

Uma partícula que doa elétrons é chamada de agente redutor. O produto da oxidação de um agente redutor é chamado de forma oxidada:

O agente redutor com sua forma oxidada constitui um par do sistema redox (Sn 2 +/Sn 4 +).

Uma medida da capacidade redutora de um elemento é potencial de ionização. Quanto menor o potencial de ionização de um elemento, mais forte é o agente redutor, elementos s e elementos nos estados de oxidação inferior e intermediário são agentes redutores fortes. A capacidade de uma partícula de doar elétrons (habilidade doadora) determina suas propriedades redutoras.

Recuperação -é o processo de elétrons sendo ligados a uma partícula. Quando reduzido, o estado de oxidação diminui:

Uma partícula (átomos, moléculas ou íons) que aceita elétrons é chamada de agente oxidante. O produto da redução de um agente oxidante é chamado de forma restaurada:

O oxidante com sua forma reduzida constitui outro par (Fe 3+ /Fe 2+) do sistema redox. Uma medida do poder oxidante das partículas é afinidade eletrônica. Quanto maior a afinidade eletrônica, ou seja, quanto maior for a capacidade de retirada de elétrons da partícula, mais forte será o agente oxidante. A oxidação é sempre acompanhada de redução e vice-versa, a redução está associada à oxidação.

Considere a interação de FeCl 3 com SnCl 2 . O processo consiste em duas semi-reações:

A reação redox pode ser representada como uma combinação de dois pares conjugados.

Durante as reações, o agente oxidante é convertido em um agente redutor conjugado (produto de redução), e o agente redutor é convertido em um agente oxidante conjugado (produto de oxidação). Eles são considerados como pares redox:

Portanto, as reações redox representam a unidade de dois processos opostos de oxidação e redução, que em sistemas não podem existir um sem o outro. Nisto vemos a manifestação da lei universal da unidade e luta dos opostos. A reação ocorrerá se a afinidade eletrônica do agente oxidante for maior que o potencial de ionização do agente redutor. Para isso, o conceito eletro-negatividade - uma quantidade que caracteriza a capacidade dos átomos de doar ou aceitar elétrons.

A formulação das equações das reações redox é realizada pelo método balanço eletrônico e o método de semi-reação. O método de semi-reação deve ser preferido. A sua utilização está associada à utilização de iões que realmente existem, sendo visível o papel do meio. Ao elaborar equações, é necessário descobrir quais das substâncias que entram na reação atuam como agente oxidante e quais atuam como agente redutor, o efeito do pH do meio no curso da reação, e quais são os possíveis produtos da reação. As propriedades redox são exibidas por compostos que contêm átomos com grande número elétrons de valência com diferentes energias. Compostos de elementos d (grupos IB, VIIB, VIIIB) e elementos p (grupos VIIA, VIA, VA) possuem tais propriedades. Compostos que contêm um elemento em o mais alto grau oxidação, exibem apenas propriedades oxidantes(KMnO4, H2SO4), na parte inferior - apenas propriedades restauradoras(H 2 S), no intermediário - pode se comportar de duas maneiras(Na2SO3). Depois de compilar as equações de semi-reação, a equação iônica compõe a equação de reação na forma molecular:

Verificando a exatidão da equação: o número de átomos e cargas no lado esquerdo da equação deve ser igual ao número de átomos e cargas no lado direito da equação para cada elemento.

8.3. O CONCEITO DE POTENCIAL DE ELETRODO. O MECANISMO DE APARÊNCIA DO POTENCIAL DE ELETRODO. CÉLULA GALVÂNICA. EQUAÇÃO NERNST

Uma medida da capacidade redox das substâncias são os potenciais redox. Consideremos o mecanismo do surgimento do potencial. Quando imerso quimicamente metal ativo(Zn, Al) em uma solução de seu sal, por exemplo Zn em uma solução de ZnSO 4 , há uma dissolução adicional do metal como resultado do processo de oxidação, a formação de um par, uma dupla camada elétrica no superfície do metal e o surgimento do potencial do par Zn 2 + / Zn °.

Um metal imerso em uma solução de seu sal, como o zinco em uma solução de sulfato de zinco, é chamado de eletrodo do primeiro tipo. Este é um eletrodo bifásico que é carregado negativamente. O potencial é formado como resultado da reação de oxidação (de acordo com o primeiro mecanismo) (Fig. 8.1). Quando metais de baixa atividade (Cu) são imersos em uma solução de seu sal, o processo oposto é observado. Na interface entre o metal e a solução salina, o metal é depositado como resultado da redução de um íon que tem alta capacidade de aceptação de um elétron, devido à alta carga nuclear e ao pequeno raio do íon. O eletrodo é carregado positivamente, o excesso de ânions de sal forma uma segunda camada no espaço próximo ao eletrodo e surge um potencial de eletrodo do par Cu 2 +/Cu°. O potencial é formado como resultado do processo de recuperação de acordo com o segundo mecanismo (Fig. 8.2). Mecanismo, magnitude e sinal potencial de eletrodo determinado pela estrutura dos átomos envolvidos no processo do eletrodo.

Assim, o potencial surge na interface entre o metal e a solução como resultado dos processos de oxidação e redução que ocorrem com a participação do metal (eletrodo) e a formação de uma dupla camada elétrica é chamada de potencial de eletrodo.

Se os elétrons são removidos de uma placa de zinco para uma de cobre, o equilíbrio nas placas é perturbado. Para fazer isso, conectamos placas de zinco e cobre imersas em soluções de seus sais com um condutor metálico, soluções próximas de eletrodos com uma ponte eletrolítica (um tubo com uma solução de K 2 SO 4) para fechar o circuito. A semi-reação de oxidação prossegue no eletrodo de zinco:

e no cobre - a semi-reação de redução:

A corrente elétrica é devido à reação redox total:

Uma corrente elétrica aparece no circuito. A razão para a ocorrência e fluxo de corrente elétrica (EMF) em uma célula galvânica é a diferença de potenciais de eletrodo (E) - fig. 8.3.

Arroz. 8.3. Diagrama de circuito elétrico de uma célula galvânica

Célula galvânicaé um sistema no qual a energia química de um processo redox é convertida

em elétrica. O circuito químico de uma célula galvânica é geralmente escrito como breve esquema, onde um eletrodo mais negativo é colocado à esquerda, indique o par formado neste eletrodo com uma linha vertical, mostre o salto de potencial. Duas linhas marcam o limite entre as soluções. A carga do eletrodo é indicada em parênteses: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - diagrama do circuito químico de uma célula galvânica.

Os potenciais redox de um par dependem da natureza dos participantes no processo do eletrodo e da razão entre as concentrações de equilíbrio das formas oxidada e reduzida dos participantes do processo do eletrodo em solução, a temperatura da solução e são descritos por a equação de Nernst. Característica quantitativa sistema redox é o potencial redox que ocorre na interface platina - solução de água. O valor potencial em unidades SI é medido em volts (V) e é calculado a partir a equação de Nernst-Peters:

onde a(Ox) e a(Red) são as atividades das formas oxidada e reduzida, respectivamente; R- constante de gás universal; T- temperatura termodinâmica, K; F- constante de Faraday (96.500 C/mol); né o número de elétrons envolvidos no processo redox elementar; a - atividade de íons hidrônio; m- coeficiente estequiométrico em frente ao íon hidrogênio na semi-reação. O valor de φ° é o potencial redox padrão, i.e. potencial medido nas condições a(Oх) = a(Red) = a(H +) = 1 e uma dada temperatura.

O potencial padrão do sistema 2H + /H 2 é considerado igual a 0 V. Os potenciais padrão são valores de referência e são tabulados a uma temperatura de 298K. Um ambiente fortemente ácido não é característico de sistemas biológicos, portanto, para caracterizar os processos que ocorrem em sistemas vivos, o potencial formal é mais frequentemente usado, que é determinado sob a condição a(Ox) = a(Vermelho), pH 7,4 e uma temperatura de 310 K (nível fisiológico). Ao escrever o potencial, o vapor é indicado como uma fração, com o oxidante sendo escrito no numerador e o agente redutor no denominador.

Para 25°C (298K) após substituição constantes(R = 8,31 J/mol graus; F\u003d 96 500 C / mol) a equação de Nernst leva próxima visualização:

onde φ° é o potencial redox padrão do par, V; com o.fu e com v.f. - o produto das concentrações de equilíbrio das formas oxidada e reduzida, respectivamente; xey são coeficientes estequiométricos na equação de semi-reação.

O potencial do eletrodo é formado na superfície de uma placa de metal imersa em uma solução de seu sal, e depende apenas da concentração da forma oxidada [M n+ ], pois a concentração da forma reduzida não muda. A dependência do potencial do eletrodo na concentração do íon com o mesmo nome é determinada pela equação:

onde [M n+ ] é a concentração de equilíbrio do íon metálico; n- o número de elétrons envolvidos na semi-reação, e corresponde ao estado de oxidação do íon metálico.

Os sistemas redox são divididos em dois tipos:

1) no sistema apenas a transferência de elétrons Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 + é realizada. isto equilíbrio redox isolado;

2) sistemas em que a transferência de elétrons é complementada pela transferência de prótons, ou seja, observado equilíbrio combinado de diferentes tipos: protolítico (ácido-base) e redox com possível competição de duas partículas de prótons e elétrons. Em sistemas biológicos, sistemas redox importantes são desse tipo.

Um exemplo de sistema do segundo tipo é o processo de utilização do peróxido de hidrogênio no organismo: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O, bem como a recuperação em ambiente ácido muitos agentes oxidantes contendo oxigênio: CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, MnO 4 -. Por exemplo, MnО 4 - + 8Н + + 5ē = = Mn 2 + + 4Н 2 О. Elétrons e prótons participam dessa semi-reação. O cálculo do potencial de um par é realizado de acordo com a fórmula:

Em mais uma grande variedade pares conjugados, as formas oxidada e reduzida do par estão em solução em vários graus de oxidação (MnO 4 - /Mn 2 +). Como eletrodo de medição

neste caso, é utilizado um eletrodo de material inerte (Pt). O eletrodo não é um participante do processo de eletrodo e desempenha apenas o papel de um transportador de elétrons. O potencial formado devido ao processo redox que ocorre em solução é chamado potencial redox.

É medido em eletrodo redoxé um metal inerte em solução contendo formas oxidadas e reduzidas de um par. Por exemplo, ao medir E o pares de Fe 3 +/Fe 2 + use um eletrodo redox - um eletrodo de medição de platina. O eletrodo de referência é o hidrogênio, cujo potencial do par é conhecido.

A reação que ocorre na célula galvânica:

Esquema de cadeia química: (-) Pt | (H 2 °), H + | | Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

O potencial redox é uma medida da capacidade redox das substâncias. O valor dos potenciais do par padrão é indicado nas tabelas de referência.

Na série de potenciais redox, as seguintes regularidades são observadas.

1. Se o potencial redox padrão do par for negativo, por exemplo, φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 V, então em relação ao par de hidrogênio, cujo potencial é mais alto, este par atua como restaurador. O potencial é formado pelo primeiro mecanismo (reações de oxidação).

2. Se o potencial do par for positivo, por exemplo φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) \u003d +0,345 V em relação a um hidrogênio ou outro par conjugado cujo potencial seja menor, esse par é um agente oxidante. O potencial deste par é formado de acordo com o segundo mecanismo (reações de redução).

3. Quanto maior o valor algébrico do potencial padrão do par, maior a capacidade oxidante da forma oxidada e menor a capacidade redutora da forma reduzida deste

casais. Uma diminuição no valor do potencial positivo e um aumento no potencial negativo correspondem a uma diminuição na atividade oxidativa e a um aumento na atividade de redução. Por exemplo:

8.4. ELETRODO DE HIDROGÊNIO, MEDIÇÃO REDOX

O potencial redox de um par é determinado pelo potencial da dupla camada elétrica, mas, infelizmente, não existe um método para medi-lo. Portanto, não é absoluto, mas valor relativo, escolhendo algum outro par para comparação. A medição de potencial é realizada usando uma instalação potenciométrica, que é baseada em uma célula galvânica com um circuito: o eletrodo do par de teste (eletrodo de medição) é conectado ao eletrodo par de hidrogênio(H + / H °) ou algum outro, cujo potencial é conhecido (eletrodo de referência). A célula galvânica é conectada a um amplificador e a um medidor de corrente elétrica (Fig. 8.4).

O par de hidrogênio é formado no eletrodo de hidrogênio como resultado do processo redox: 1/2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e - . O eletrodo de hidrogênio é uma meia célula composta por

de uma placa de platina revestida com uma camada fina e solta de platina, mergulhada em uma solução 1 N de ácido sulfúrico. O hidrogênio passa pela solução; na camada porosa de platina, parte dele passa para o estado atômico. Tudo isso é colocado em um recipiente de vidro (ampola). O eletrodo de hidrogênio é um eletrodo trifásico do primeiro tipo (gás-metal). Analisando a equação do potencial do eletrodo para o eletrodo de hidrogênio, podemos concluir que o potencial do eletrodo de hidrogênio aumenta linearmente

Arroz. 8.4. Eletrodo de hidrogênio

com diminuição do valor do pH (aumento da acidez) do meio e diminuição da pressão parcial do gás hidrogênio sobre a solução.

8.5. PREVISÃO DE DIREÇÃO

SOBRE A MUDANÇA DE ENERGIA LIVRE DE SUBSTÂNCIAS E SOBRE O VALOR DOS POTENCIAIS REDOX PADRÃO

A direção da reação redox pode ser julgada pela mudança no potencial isobárico-isotérmico do sistema (energia de Gibbs), energia livre(ΔG). A reação é fundamentalmente possível em ΔG o < 0. В окислительно-восстановительной реакции изменение свободной энергии равно trabalho elétrico realizado pelo sistema, pelo qual ē passa do agente redutor para o agente oxidante. Isso se reflete na fórmula:

Onde F- constante de Faraday igual a 96,5 kK/mol; n- o número de elétrons envolvidos no processo redox, por 1 mol de substância; E o- o valor da diferença nos potenciais redox padrão de dois pares conjugados do sistema, que é chamado de força eletromotriz das reações (FEM). Esta equação reflete o significado físico do relacionamento E o e energia livre da reação de Gibbs.

Para a ocorrência espontânea de uma reação redox, é necessário que a diferença de potencial dos pares conjugados seja um valor positivo, que decorre da equação, ou seja, o par, cujo potencial é maior, pode atuar como agente oxidante. A reação continua até que os potenciais de ambos os pares se tornem iguais. Portanto, para responder à pergunta se um determinado agente redutor será oxidado por um determinado agente oxidante ou, inversamente, é preciso saber ΔE o : ∆Eo = φ°óxido. - φ°repouso. A reação prossegue na direção que leva à formação de um agente oxidante mais fraco e um agente redutor mais fraco. Assim, comparando os potenciais de dois pares conjugados, pode-se resolver fundamentalmente o problema da direção do processo.

Uma tarefa.É possível reduzir o íon Fe 3+ com íons T1+ de acordo com o esquema proposto:

ΔЕ° da reação tem um valor negativo:

A reação é impossível, pois a forma oxidada Fe 3+ do par Fe 3+ / Fe 2 + não pode oxidar o T1+ do par T1 3 + / T1 +.

Se o EMF da reação for negativo, então a reação está acontecendo na direcção oposta. Quanto maior ΔE°, mais intensa é a reação.

Uma tarefa. Qual é o comportamento químico do FeC1 3 em uma solução contendo:

a) NaI; b) NaBr?

Compomos semi-reações e encontramos os potenciais para os pares:

a) E reações 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + será igual a 0,771-0,536 = = 0,235 V, E tem um valor positivo. Consequentemente, a reação vai para a formação de iodo livre e Fe 2+.

b) E° da reação 2Br - + 2Fe 3 + = Br 2 + 2Fe 2 + será igual a 0,771-1,065 = = -0,29 V. Valor negativo E o mostra que o cloreto férrico não será oxidado pelo brometo de potássio.

8.6. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

REACÇÃO REDOX

Em alguns casos, é necessário conhecer não apenas a direção e a intensidade das reações redox, mas também a completude das reações (por qual porcentagem os materiais de partida são convertidos em produtos de reação). Por exemplo, em análise quantitativa pode-se confiar apenas naquelas reações que praticamente procedem 100%. Portanto, antes de usar esta ou aquela reação para resolver qualquer problema, determine a constante igual a

novesia (K R) desta ilha do sistema. Para determinar Kp de processos redox, uma tabela de potenciais redox padrão e a equação de Nernst são usadas:

porque o quando o equilíbrio é atingido, os potenciais dos pares conjugados do agente oxidante e do agente redutor do processo redox tornam-se os mesmos: φ ° óxido. - φ°repouso. = 0, então E o= 0. Da equação de Nernst em condições de equilíbrio E o reação é:

Onde n- o número de elétrons envolvidos na reação redox; P.S. prod. distrito e P.S. ref. c-c - respectivamente, o produto das concentrações de equilíbrio dos produtos da reação e materiais iniciais no grau de seus coeficientes estequiométricos na equação da reação.

A constante de equilíbrio indica que o estado de equilíbrio de uma dada reação ocorre quando o produto das concentrações de equilíbrio dos produtos da reação se torna 10 vezes maior que o produto das concentrações de equilíbrio das substâncias iniciais. Além do mais, grande valor Kp indica que a reação prossegue da esquerda para a direita. Conhecendo Kp, é possível, sem recorrer a dados experimentais, calcular a completude da reação.

8.7. REAÇÕES REDOX EM SISTEMAS BIOLÓGICOS

No processo de atividade vital em células e tecidos, podem ocorrer diferenças nos potenciais elétricos. As transformações eletroquímicas no corpo podem ser divididas em 2 grupos principais.

1. Processos redox devido à transferência de elétrons de uma molécula para outra. Esses processos são de natureza eletrônica.

2. Processos associados à transferência de iões (sem alterar as suas cargas) e à formação de biopotenciais. Os biopotenciais registrados no corpo são principalmente potenciais de membrana. Eles são de natureza iônica. Como resultado desses processos, surgem potenciais entre diferentes camadas de tecidos em diferentes estados fisiológicos. Eles estão associados a diferentes intensidades de processos redox fisiológicos. Por exemplo, os potenciais formados nos tecidos da superfície da folha no lado iluminado e não iluminado como resultado de diferentes intensidades do processo de fotossíntese. A área iluminada é carregada positivamente em relação à área não iluminada.

Em processos redox de natureza eletrônica, três grupos podem ser distinguidos.

O primeiro grupo inclui processos associados à transferência de elétrons entre substâncias sem a participação de oxigênio e hidrogênio. Esses processos são realizados com a participação de complexos de transferência de elétrons - complexos heterovalentes e heteronucleares. A transferência de elétrons ocorre em compostos complexos do mesmo metal ou átomos de metais diferentes, mas em graus variantes oxidação. O princípio ativo da transferência de elétrons são os metais de transição, que apresentam vários estados de oxidação estáveis, e a transferência de elétrons e prótons não requer grandes custos energéticos, a transferência pode ser realizada a longas distâncias. A reversibilidade dos processos permite a participação múltipla em processos cíclicos. Esses processos oscilatórios são encontrados em catálise enzimática(citocromos), síntese de proteínas, processos metabólicos. Esse grupo As transformações estão envolvidas na manutenção da homeostase antioxidante e na proteção do corpo contra o estresse oxidativo. Eles são reguladores ativos de processos de radicais livres, um sistema para a utilização de espécies reativas de oxigênio, peróxido de hidrogênio, e participam da oxidação de substratos.

catalase, peroxidase, desidrogenase. Esses sistemas realizam ação antioxidante e antiperóxido.

O segundo grupo inclui processos redox associados à participação de oxigênio e hidrogênio. Por exemplo, a oxidação do grupo aldeído do substrato em um ácido:

O terceiro grupo inclui processos associados à transferência de prótons e elétrons do substrato, que são dependentes do pH, ocorrem na presença de enzimas desidrogenase (E) e coenzimas (Co) com a formação complexo ativado enzima-coenzima-substrato (E-Co-S), ligando elétrons e cátions de hidrogênio do substrato e causando sua oxidação. Essa coenzima é o dinucleotídeo de nicotinamida adenina (NAD +), que liga dois elétrons e um próton:

NO processos bioquímicos ocorrem equilíbrios químicos combinados: processos de formação redox, protolíticos e complexos. Os processos são geralmente de natureza enzimática. Tipos de oxidação enzimática: desidrogenase, oxidase (citocromos, oxidação-redução de radicais livres). Os processos redox que ocorrem no organismo podem ser divididos condicionalmente nos seguintes tipos: 1) reações de dismutação intramolecular (desproporcionamento) devido aos átomos de carbono do substrato; 2) reações intermoleculares. A presença de uma ampla gama de estados de oxidação de átomos de carbono de -4 a +4 indica sua dualidade. Portanto, em química orgânica, são comuns as reações de dismutação redox devido aos átomos de carbono, que ocorrem intra e intermolecularmente.

8.8. POTENCIAL DE MEMBRANA

Desde o tempo de R. Virchow, sabe-se que Célula viva- isto é célula elementar organização biológica proporcionando todas as funções do corpo. O curso de muitos processos fisiológicos no corpo está associado à transferência de íons nas células e tecidos e é acompanhado pelo aparecimento de uma diferença de potencial. desempenha um papel importante no transporte de membrana transporte passivo substâncias: osmose,

filtração e bioeletrogênese. Esses fenômenos são determinados pelas propriedades de barreira membranas celulares. A diferença de potencial entre soluções de diferentes concentrações separadas por uma membrana com permeabilidade seletiva é chamada de potencial de membrana. O potencial de membrana é iônico e não eletrônico por natureza. É devido ao aparecimento de assimetria iônica, ou seja, distribuição desigual de íons em ambos os lados da membrana.

A composição catiônica do meio intercelular é próxima da composição iônica da água do mar: sódio, potássio, cálcio, magnésio. No processo de evolução, a natureza criou uma forma especial de transporte de íons, chamada transporte passivo, acompanhado de uma diferença de potencial. Em muitos casos, a base para a transferência de substâncias é a difusão, de modo que o potencial que se forma na membrana celular às vezes é chamado de potencial de difusão. Ele existe até que a concentração de íons se estabilize. O valor potencial é pequeno (0,1 V). A difusão facilitada ocorre através de canais iônicos. A assimetria iônica é usada para gerar excitação nas células nervosas e musculares. No entanto, a presença de assimetria iônica em ambos os lados da membrana também é importante para aquelas células que são incapazes de gerar um potencial excitatório.

8.9. PERGUNTAS E TAREFAS PARA AUTO-VERIFICAÇÃO

PREPARADO PARA AULAS

E EXAMES

1. Dê o conceito de eletrodo e potenciais redox.

2. Observe os principais padrões observados na série de potenciais redox.

3. O que é uma medida da capacidade redutora das substâncias? Dê exemplos dos agentes redutores mais comuns.

4. O que é uma medida da capacidade oxidante de uma substância? Dê exemplos dos agentes oxidantes mais comuns.

5. Como o potencial redox pode ser determinado experimentalmente?

6. Como o potencial do sistema Co 3+ /Co 2+ mudará quando íons de cianeto forem introduzidos nele? Explique a resposta.

7. Dê um exemplo de reações em que o peróxido de hidrogênio desempenha o papel de agente oxidante (agente redutor) em meios ácidos e alcalinos.

8. Qual é o significado do fenômeno de revelar o ambiente ligante do átomo central sobre o potencial redox para o funcionamento dos sistemas vivos?

9. O ciclo de Krebs na oxidação biológica da glicose é imediatamente precedido pela reação:

onde NADH e NAD + são a forma reduzida e oxidada do dinucleotídeo de nicotinamida. Em que direção essa reação redox ocorre sob condições padrão?

10. Quais são os nomes das substâncias que reagem reversivelmente com os agentes oxidantes e protegem os substratos?

11. Dê exemplos da ação de substâncias bactericidas baseadas em propriedades oxidantes.

12. Reacções subjacentes aos métodos de permanganatometria e iodometria. Soluções de trabalho e métodos para a sua preparação.

13. O que é papel biológico reações nas quais o estado de oxidação do manganês e do molibdênio muda?

14. Qual é o mecanismo de ação tóxica dos compostos de nitrogênio (III), nitrogênio (IV), nitrogênio (V)?

15. Como o íon superóxido é desintoxicado no corpo? Dê a equação da reação. Qual é o papel dos íons metálicos nesse processo?

16. Qual é o papel biológico das semi-reações: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+; Cu 2+ + ē ↔ Cu + ; Co 3+ + ē ↔ Co 2+ ? Dar exemplos.

17. Como o EMF padrão está relacionado à mudança na energia de Gibbs do processo redox?

18. Comparar o poder oxidante do ozônio, oxigênio e peróxido de hidrogênio em relação a uma solução aquosa de iodeto de potássio. Comprove sua resposta com dados tabulares.

19. Que processos químicos estão por trás da neutralização do radical ânion superóxido e do peróxido de hidrogênio no corpo? Dê as equações das semi-reações.

20. Dê exemplos de processos redox em sistemas vivos, acompanhados por uma mudança nos estados de oxidação dos elementos d.

21. Dê exemplos do uso de reações redox para desintoxicação.

22. Dê exemplos do efeito tóxico dos agentes oxidantes.

23. Na solução existem partículas de Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I -. Determine quais deles interagem espontaneamente sob condições padrão?

24. Qual das partículas indicadas é um agente oxidante mais forte em meio ácido, KMnO 4 ou K 2 Cr 2 O 7?

25. Como determinar a constante de dissociação eletrólito fraco usando o método potenciométrico? Desenhe um diagrama do circuito químico de uma célula galvânica.

26. É possível introduzir simultaneamente soluções de RMnO 4 e NaNO 2 no organismo?

8.10. TESTES

1. Quais moléculas de halogênio (substâncias simples) exibem dualidade redox?

a) nenhum, todos são apenas oxidantes;

b) tudo, exceto flúor;

c) tudo, exceto iodo;

d) todos os halogênios.

2. Qual íon haleto tem a maior atividade redutora?

a) F - ;

b) C1 - ;

c) I - ;

d) Br - .

3. Quais halogênios sofrem reações de desproporção?

a) tudo, exceto flúor;

b) tudo exceto flúor, cloro, bromo;

c) tudo, exceto cloro;

d) nenhum dos halogênios está envolvido.

4. Dois tubos contêm soluções de KBr e KI. A solução de FeCl3 foi adicionada a ambos os tubos. Nesse caso, o íon haleto é oxidado a halogênio livre se E o (Fe 3+ / Fe2+) = 0,77 V; E° (Br 2 /2Br -) \u003d 1,06 V; E o (I2 / 2I -) \u003d 0,54 V?

a) KBr e KI;

b) KI;

c) KVR;

d) em nenhum caso.

5. O agente redutor mais poderoso:

6. Em qual das reações envolvendo peróxido de hidrogênio, o oxigênio gasoso será um dos produtos da reação?

7. Qual dos elementos propostos tem o maior valor de eletronegatividade relativa?

a)O;

b)C1;

c)N;

d) S.

8. O carbono em compostos orgânicos exibe as seguintes propriedades:

a) um agente oxidante;

b) agente redutor;

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Ministério da Saúde da República da Bielorrússia

instituição educacional

"Universidade Médica do Estado de Gomel"

Departamento de Química Geral e Bioorgânica

O papel das reações redox no corpo

Concluído:

Kupreichik V.V.

Verificado:

Odintsova M.V.

Gomel 2016

Introdução

1. Breve história

2. OVR no corpo

3. OVR em medicina e farmácia

4. Potencial redox

Conclusão

Bibliografia

Introdução

A oxidação biológica tem grande valor para organismos vivos. O máximo de a energia necessária para a vida é formada como resultado de reações redox.

A oxidação de substâncias pode ser realizada das seguintes formas: a) remoção de hidrogênio do substrato, que é oxidado (processo de desidrogenação), b) doação de um elétron pelo substrato, c) adição de oxigênio ao substrato. Todos os tipos a seguir são encontrados em células vivas. reações oxidativas, catalisada pelas enzimas correspondentes - oxidorredutases. O processo de oxidação não ocorre de forma isolada, está associado a uma reação de redução: reações de hidrogênio ou de adição de elétrons ocorrem simultaneamente, ou seja, reações redox ocorrem. A oxidação refere-se a todas as reações químicas nas quais os elétrons são liberados, que é acompanhado por um aumento nas valências positivas. Mas simultaneamente com a oxidação de uma substância, a redução também deve ocorrer, ou seja, a adição de elétrons a outra substância.

Assim, a oxidação e redução biológica são reações de resposta da transferência de elétrons que ocorrem em organismos vivos, e a respiração tecidual é um tipo oxidação biológica, no qual o aceptor de elétrons é o oxigênio molecular.

1. História curta

O estudo dos processos biológicos de oxidação começou no século XVIII. A. Lavoisier. Ele chamou a atenção para a presença de uma certa identidade entre os processos de combustão de substâncias orgânicas fora do corpo e a respiração dos animais. Descobriu-se que durante a respiração, assim como durante a combustão, o oxigênio é absorvido e CO2 e H2O são formados, no entanto, o processo de “queima” no corpo é muito lento, além disso, sem chama.

Após o trabalho de A. Lavoisier, a ciência por muito tempo foi dominada pela opinião de que os fenômenos de combustão e oxidação lenta eram idênticos. nutrientes no corpo. No entanto, não ficou claro por que essa "queima" lenta especial no corpo ocorre quando não condições normais. a uma certa temperatura baixa (36-37 ° C), sem o aparecimento de chama (como ocorre durante a combustão) e na presença de água, cujo conteúdo nos tecidos atinge 75-80% de peso total e que em condições normais impede a combustão. Isso indicou que a oxidação lenta de substâncias orgânicas no corpo difere nitidamente em seu mecanismo da combustão usual de substâncias orgânicas (madeira, carvão, etc.) no ar, embora os produtos finais em ambos os casos sejam CO2 e água.

A princípio, os cientistas tentaram explicar o motivo de um curso tão peculiar de processos oxidativos nos organismos vivos pela “ativação” do oxigênio nas células do corpo.

Uma das primeiras teorias de oxidação biológica associada à “ativação” do oxigênio foi desenvolvida pelo cientista russo O.M. em sua molécula (-OO-). exemplo, tendo ligações duplas), com a participação de enzimas oxigenase.

Os compostos são facilmente oxidados, por exemplo, insaturados ácido graxo reagem com o oxigênio para formar peróxidos. Nessas reações, a oxidação é paralela à redução. Assim O. M. Bach foi o primeiro a formular a ideia de conjugação de processos redox durante a respiração. Teoria de A. N. Bach foi chamado de "teoria do peróxido" da ativação do oxigênio.

No entanto, o verdadeiro mecanismo de ativação do oxigênio durante a oxidação de vários substratos respiratórios revelou-se diferente.

Um papel significativo no desenvolvimento da teoria da oxidação biológica foi desempenhado pelo trabalho de outro cientista russo, V.I. Palladina (1907). Ele desenvolveu o conceito de respiração como um sistema de processos enzimáticos e deu particular importância à oxidação de substratos por eliminação de hidrogênio (o processo de desidrogenação).

Estudando a oxidação de substratos em plantas, V.I. Palladin descobriu que pode ocorrer sem oxigênio se o meio contiver substâncias capazes de adicionar hidrogênio dividido durante a oxidação. Tais substâncias podem ser pigmentos ou cromógenos e outras substâncias que atuam como transportadores intermediários de hidrogênio. Ao anexar o hidrogênio dos substratos, eles são oxidados, os cromógenos são restaurados e tornam-se incolores. Assim, V. I. Palladino anexado grande importância processo de oxidação como um processo de desidrogenação, e também apontou o importante papel do oxigênio como aceptor de hidrogênio em processos biológicos de oxidação.

Pesquisa de V. I. Palladin foram confirmados pelos trabalhos de G. Wieland, que estabeleceu, usando o exemplo da oxidação de aldeídos, que o processo de desidrogenação do substrato é o principal processo subjacente à oxidação biológica, e o oxigênio já interage com átomos de hidrogênio ativados. Assim, foi criado o conceito de oxidação de substâncias por sua desidrogenação, que ficou conhecido como a teoria de Pal-Ladin-Wieland. Grande papel Esta teoria foi confirmada pela descoberta e estudo de várias enzimas desidrogenases que catalisam a eliminação de átomos de hidrogênio de vários substratos.

Posteriormente, foram estudados: a relação da respiração com outros processos metabólicos, incluindo o processo de fosforilação; propriedades de enzimas que catalisam reações de oxidação biológica; localização dessas enzimas na célula; mecanismo de acumulação e conversão de energia, etc.

Uma contribuição significativa para o estudo da oxidação biológica foi feita por O. Warburg, D. Keilin, G. Krebs, P. Mitchell, D. Green, A. Lehninger, B. Chance, E. Reker, V.O. Engelhardt, V. A. Belitzer, S. E. Severino, V. P. Skulachev e outros.

2. OVR no corpo

As reações redox desempenham um papel excepcional no metabolismo e na energia que ocorrem no corpo humano e animal. A reação de oxidação é inseparável da reação de redução, e ambos os processos devem ser considerados em uma unidade inseparável. Em qualquer reação redox, a soma algébrica dos estados de oxidação dos átomos permanece inalterada. Muitas reações redox são reduzidas apenas pela interação de um agente oxidante e um agente redutor. Mas na maioria das vezes, se a reação é realizada em meio aquoso, o curso do processo redox tem grande influência interação de reagentes com íons hidrogênio e hidroxila da água, bem como ácidos e álcalis presentes na solução. Às vezes, a influência do ambiente no curso do processo redox é tão grande que algumas reações só podem ser realizadas em um ambiente ácido ou alcalino. A partir de equilíbrio ácido-base O ambiente depende da direção da reação redox, do número de elétrons ligados pela molécula (íon) do agente oxidante e liberados pela molécula (íon) do agente redutor, etc. Por exemplo, a reação entre iodetos e iodatos com a liberação de elementos de iodo ocorre apenas na presença ácidos fortes, e em meio fortemente alcalino, quando aquecido, a reação inversa pode ocorrer.

O metabolismo, no qual os processos redox desempenham um papel tão significativo, tem dois lados: 1) o plástico, que se resume à síntese de substâncias orgânicas complexas necessárias ao corpo como " materiais de construção"para renovar tecidos e células, a partir de substâncias que vêm principalmente com os alimentos (são processos anabólicos, ou processos de assimilação que exigem custos de energia) - 2) energia, que se resume à quebra (oxidação) de substâncias macromoleculares complexas que desempenham o papel de combustível biológico, para outros mais simples - em água, dióxido de carbono, etc. (estes são processos catabólicos, ou processos de dissimilação, acompanhados pela liberação de energia).

As reações redox são elos essenciais em uma cadeia complexa de processos anabólicos e catabólicos, mas seu papel é especialmente grande como as principais fontes de energia para um organismo vivo. Organismos que existem em condições aeróbicas (ou seja, em uma atmosfera oxidante de oxigênio no ar) recebem essa energia através do processo de respiração, como resultado do qual os nutrientes que entram no corpo nas células e tecidos são oxidados em dióxido de carbono, água, amônia , ureia e outros. produtos residuais caracterizados por pequenos valores energia e altos valores de entropia (do grego - turno, transformação - uma medida da desordem de um sistema composto por muitos elementos).

O processo de respiração é baseado em uma reação redox na qual uma molécula de oxigênio diatomáceo forma duas moléculas de água. No processo de respiração externa, o oxigênio atmosférico se liga à hemoglobina e, na forma de oxiemoglobina, é entregue com o fluxo sanguíneo para os capilares dos tecidos. No processo de tecido, ou respiração celular, tecidos e células absorvem esse oxigênio, devido à oxidação do oxigênio que entra no corpo a partir de ambiente externo proteínas, gorduras e carboidratos. o dióxido de carbono formado simultaneamente com o fluxo de sangue venoso é enviado para os pulmões e ali, difundindo-se pelas paredes dos alvéolos, torna-se parte do ar exalado. Mas nesses processos de oxidação biológica, os substratos diretamente expostos ao oxigênio não são os mesmos compostos macromoleculares, que estavam originalmente na composição dos alimentos, e formados como resultado da clivagem hidrolítica no trato gastrointestinal, são produtos mais simples e de baixo peso molecular.

Na primeira fase de dissimilação como resultado da hidrólise carboidratos complexos- amido, sacarose, glicogênio e outros com a participação de amilases são convertidos em glicose e outros monossacarídeos. As gorduras com a participação de lipases são convertidas em ácidos graxos e glicerol. As proteínas sob a ação de enzimas proteolíticas são convertidas em peptídeos e aminoácidos de baixo peso molecular. Nesta fase, a energia é liberada, que não é mais do que 1% da energia química total. nutrientes. Parte dos produtos que surgiram na primeira fase de dissimulação, o corpo humano utiliza como matéria-prima para reações anabólicas associadas à obtenção de materiais para a construção de tecidos e células, bem como fornecimento de combustível químico.

Outra parte dos produtos da hidrólise sofre oxidação, na qual, juntamente com dióxido de carbono, água, amônia, uréia, etc., também são formados produtos de oxidação incompletos.

Na segunda fase de dissimilação, cerca de 1/3 total energia, mas a energia liberada ainda não é acumulada através da formação de substâncias de alta energia.

Na terceira fase de dissimilação, oxidação completa todos formados na segunda fase produtos intermediários: água, dióxido de carbono, amônia, uréia, etc., e os 2/3 restantes da energia química recebida pelo corpo a partir de substâncias alimentares são liberados. Esse processo químico complexo, que inclui dez reações consecutivas, cada uma delas catalisada pela enzima correspondente, é chamado de ciclo do ácido tricarboxílico ou ciclo de Krebs. As enzimas necessárias para realizar essas reações sequenciais estão localizadas na membrana elementos estruturais células são mitocôndrias. oxidação tiossulfato antídoto água

No terceiro estágio de dissimulação, 40 a 60% da energia é liberada, que é usada pelo corpo para a síntese de substâncias de alta energia.

Assim, as etapas consideradas de dissimilação de nutrientes no organismo mostram que o aporte energético do organismo é 99% proporcionado pela ocorrência de processos redox nele.

Além disso, com a ajuda de reações redox no corpo, alguns Substâncias toxicas formado durante o metabolismo. É assim que o corpo se livra dos efeitos nocivos dos produtos intermediários da oxidação bioquímica.

3. OVR em medicina e farmácia

Informações sobre as propriedades redox de vários medicamentos permitem resolver questões de compatibilidade com a sua consulta simultânea ao paciente, bem como a admissibilidade do seu armazenamento conjunto. Levando em conta esses dados, fica clara a incompatibilidade da série. medicamentos(como iodeto de potássio e nitrito de sódio, permanganato de potássio e tiossulfato de sódio, peróxido de hidrogênio e iodetos, etc.).

Em muitos casos, propriedades farmacêuticas preparações médicas estão diretamente relacionados com suas propriedades redox. Por exemplo, muitos dos antissépticos, antimicrobianos e desinfetantes (iodo, permanganato de potássio, peróxido de hidrogênio, sais de cobre, prata e mercúrio) são ao mesmo tempo fortes agentes oxidantes.

O uso do tiossulfato de sódio como antídoto universal (antídoto) é baseado em sua capacidade de participar de reações redox tanto como agente oxidante quanto como agente redutor. No caso de envenenamento com compostos de arsênio, mercúrio e chumbo, a ingestão de uma solução de tiossulfato de sódio leva à formação de sulfatos pouco solúveis e, portanto, praticamente não tóxicos. Em caso de envenenamento ácido cianídrico ou cianetos, o tiossulfato de sódio permite a conversão destes Substâncias toxicas em compostos de rodaneto menos venenosos. Em caso de envenenamento com halogênios e outros agentes oxidantes fortes, o efeito antitóxico do triossulfato de sódio deve-se às suas propriedades redutoras moderadas.

4. Potencial redox

Falando sobre processos redox, deve-se notar que durante as reações de oxidação ou redução, o potencial elétrico substância oxidada ou reduzida: uma substância, cedendo seus elétrons e sendo carregada positivamente, é oxidada, a outra, adquirindo elétrons e sendo carregada negativamente, é restaurada. A diferença de potencial elétrico entre eles é o potencial redox (ORP).

O potencial redox é uma medida atividade química elementos ou seus compostos em processos químicos reversíveis associados a uma mudança na carga de íons em soluções. Isso significa que o ORP, também chamado de potencial redox (do inglês RedOx - Reduction/Oxidation), caracteriza o grau de atividade eletrônica em reações redox, ou seja, em reações associadas à adição ou transferência de elétrons. Em medições (em eletroquímica), a magnitude dessa diferença é indicada como Eh e é expressa em milivolts. Quanto maior a concentração de componentes capazes de oxidação, até a concentração de componentes que podem ser restaurados, maior o potencial redox. Substâncias como oxigênio e cloro tendem a receber elétrons e possuem um potencial elétrico elevado; portanto, não apenas o oxigênio, mas também outras substâncias (em particular, o cloro) podem ser um agente oxidante, enquanto substâncias como o hidrogênio, ao contrário, doam elétrons e têm baixo potencial elétrico. O oxigênio tem a maior capacidade oxidante e o hidrogênio a maior capacidade redutora, mas entre eles existem outras substâncias que estão presentes na água e desempenham menos intensamente o papel de agentes oxidantes ou agentes redutores.

O valor de ORP para cada reação redox pode ser positivo ou negativo.

Por exemplo, em água natural, o valor de Eh varia de -400 a +700 mV, que é determinado pela totalidade dos processos de oxidação e redução que ocorrem nela. Sob condições de equilíbrio, o valor de ORP caracteriza de certa forma ambiente aquático, e seu valor nos permite tirar algumas conclusões gerais sobre composição química agua.

Em bioquímica, os valores do potencial redox são expressos não em milivolts, mas em unidades convencionais de rH (redução Hydrogenii).

A escala de unidades arbitrárias rH contém 42 divisões.

"0" significa hidrogênio puro,

"42" - oxigênio puro,

"28" é um ambiente neutro.

pH e rH estão intimamente relacionados.

Os processos oxidativos diminuem o equilíbrio ácido-base (quanto maior o rH, menor o pH), enquanto os processos redutores contribuem para o aumento do pH. Por sua vez, o valor de pH afeta o valor de rH.

No corpo humano, a energia liberada durante as reações redox é gasta na manutenção da homeostase (a constância dinâmica relativa da composição e propriedades ambiente interno e a estabilidade das funções fisiológicas básicas do corpo) e a regeneração das células do corpo, ou seja, para assegurar os processos vitais do corpo.

O ORP do ambiente interno do corpo humano, medido em um eletrodo de platina em relação a um eletrodo de referência de cloreto de prata, é sempre normal menos que zero, ou seja, tem valores negativos, que normalmente estão na faixa de -100 a -200 milivolts. O ORP da água potável, medido da mesma forma, é quase sempre maior que zero, geralmente na faixa de +100 a +400 mV. Isso vale para quase todos os tipos de água potável, aquela que sai das torneiras de todas as cidades do mundo, que é vendida em vidro e garrafas plásticas, que é obtido após a limpeza na boca

plantas de osmose reversa e a maioria dos vários grandes e pequenos sistemas de tratamento de água.

Essas diferenças no ORP do ambiente interno do corpo humano e da água potável significam que a atividade dos elétrons no ambiente interno do corpo humano é muito maior do que a atividade dos elétrons na água potável.

A atividade dos elétrons é a característica mais importante do ambiente interno do corpo, pois está diretamente relacionada à processos fundamentais atividade vital.

Quando o habitual água potável penetra nos tecidos do organismo humano (ou outro), leva elétrons de células e tecidos, que consistem em 80-90% de água. Como resultado estruturas biológicas organismo (membranas celulares, organelas celulares, ácidos nucleicos e outros) sofrem degradação oxidativa. Assim o corpo se desgasta, envelhece, órgãos vitais perdem sua função. Mas esses processos negativos podem ser retardados se a água entrar no corpo com comida e bebida, que tem as propriedades do ambiente interno do corpo, ou seja, tem propriedades protetoras e restauradoras.

Para que o corpo utilize de forma otimizada a água potável com valor positivo potencial redox, seu ORP deve corresponder ao valor do ORP do ambiente interno do corpo. Mudança necessária A ORP da água no corpo ocorre devido ao gasto de energia elétrica das membranas celulares, ou seja, a energia do alto nível, energia, que na verdade é o produto final da cadeia bioquímica de transformação de nutrientes.

A quantidade de energia gasta pelo organismo para atingir a biocompatibilidade da água é proporcional à sua quantidade e à diferença entre o ORP da água e o ambiente interno do corpo.

Se a água potável que entra no corpo tem um ORP próximo ao valor do ORP do ambiente interno do corpo humano, então Energia elétrica membranas celulares ( Energia vital corpo) não é gasto na correção da atividade dos elétrons da água e a água é imediatamente absorvida, pois possui compatibilidade biológica neste parâmetro. Se a água potável tem um ORP mais negativo que o ORP do ambiente interno do corpo, então ela a alimenta com essa energia, que é utilizada pelas células como reserva energética da proteção antioxidante do organismo contra os efeitos adversos do ambiente externo.

Conclusão

Respiração, assimilação de dióxido de carbono pelas plantas com liberação de oxigênio, metabolismo e uma série de outros processos químicos são basicamente reações redox. Combustão de combustível em fornos de caldeiras a vapor e motores combustão interna, deposição eletrolítica de metais, os processos que ocorrem em células galvânicas e baterias incluem reações de oxidação-redução.

Recibo substâncias elementares(ferro, cromo, manganês, ouro, prata, enxofre, cloro, iodo, etc.) e produtos químicos valiosos (amônia, álcalis, ácidos nítrico, sulfúrico e outros) é baseado em reações redox.

Em redox em química Analítica foram encontrados métodos de análise volumétrica: permanganatometria, iodometria, bromatometria e outros, que desempenham um papel importante no controle dos processos de produção e na realização de pesquisas científicas.

Assim, a maioria dos processos químicos que ocorrem na natureza e realizados pelo homem em sua atividades práticas, são reações redox. Essas reações são os principais processos que garantem a atividade vital de qualquer organismo e são de grande importância na teoria e na prática.

O profundo conhecimento da natureza e dos padrões das reações químicas permite controlá-las e utilizá-las para a síntese de novas substâncias. assimilação padrões gerais o curso das reações químicas é necessário para o estudo subsequente das propriedades das substâncias inorgânicas e orgânicas, o que é importante para entender os processos que ocorrem no corpo humano.

Bibliografia

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3. dicionário enciclopédico jovem químico. / Com. Kritsman V.A., Stanzo V.V. - 2ª edição. - M.: Pedagogia, 1990. - 320 p.

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A oxidação é o processo pelo qual átomos e moléculas perdem elétrons, reação química interação de algo com o oxigênio, resultando na formação de óxidos.

Esta é a reação química mais importante no corpo. A reação é natural e normal. Necessário para uma pessoa a energia é gerada pela oxidação de compostos orgânicos que vêm com os alimentos. Como resultado da oxidação biológica ou respiração celular, calor, água, dióxido de carbono, os aminoácidos são convertidos, os hormônios são formados.

No entanto, a oxidação descontrolada excessiva é processo destrutivo, são doenças e envelhecimento precoce.

antioxidantes - compostos químicos que evitam a superoxidação. Os radicais livres são compostos químicos que resultam da oxidação excessiva.

O perigo dos radicais livres

Os radicais livres são Substâncias nocivas, que são formados como resultado da redução inadequada de oxigênio, são "poluentes" ativos. Eles são capazes de evocar reação em cadeia e causar danos às células. Nosso corpo é capaz de resistir aos radicais livres, neutralizar ao máximo os efeitos de substâncias tóxicas e estranhas, mas quando processo oxidativo excede as capacidades de proteção do corpo, a doença começa.

Os radicais livres são os agentes causadores do câncer. Sob sua ação, ocorrem derrames e ataques cardíacos, toda uma gama de doenças autoimunes e doença mental. Incluindo uma série de vícios ou vícios psicológicos.

Um dos principais motivos do aumento radicais livres Nesse sentido, muitos médicos e cientistas importantes trabalharam e estão trabalhando, o neurocirurgião acadêmico G. Shatalova, o fisiologista acadêmico A. Ugolev, o professor oncologista I. Petrov, o bioquímico C. Campbell, o cardiologista D. Ornish, o cardiocirurgião E. Wareham, doutor em ciências oncologista V. Elburg.

O que é necessário para evitar um aumento de radicais livres no corpo?

Precisamos de antioxidantes!
Os antioxidantes podem ser artificiais na forma de vitaminas e suplementos alimentares e naturais.
Antioxidantes naturais são todos os tipos de plantas, frutas, legumes, cereais.

Os antioxidantes são encontrados APENAS em alimentos vegetais vivos, e o excesso de proteína animal causa um aumento nos radicais livres.

Os mais ricos em antioxidantes são frutas frescas e vegetais de cor brilhante e saturada, com pigmentação pronunciada. Os antioxidantes geralmente são coloridos porque o mesmo produto químico responsável por absorver o excesso de elétrons também cria cores visíveis. Alguns antioxidantes são chamados carotenóides, e existem centenas de tipos. Eles variam em cores, de beta-caroteno amarelo (abóbora) a licopeno vermelho (tomate) e criptoxantina laranja (laranja). Outros antioxidantes são incolores, como substancias químicas como ácido ascórbico (frutas cítricas, verduras) e vitamina E (nozes, grãos).

Muitos acreditam que tomar preparações antioxidantes artificiais os protegerá dos efeitos nocivos de outros fatores. No entanto, declaramos firmemente que, no decorrer de numerosos estudos, os cientistas descobriram que os antioxidantes em forma de dosagem não impede o efeito destrutivo dos radicais livres nas células e não retarda o processo de envelhecimento do corpo. Infelizmente, não faz sentido tomar vitaminas mantendo uma dieta rica em proteínas. Neste caso, é necessário.

Todos os gostos humanos são adquiridos, exceto leite materno, o que significa que, em qualquer idade, uma pessoa pode alterar suas preferências de sabor.
Wall Street Journal (2014.1)

1. Reação de desidrogenação: SH 2 + HAD + = S + HADH + H +

2. Perda de um elétron: O 2 0 + 1eàO 2 -

3. Transferência de 2H + do substrato reduzido para oxigênio molecular: SH 2 + O 2 0 + 2e \u003d S + H 2 O

4. Fixação de oxigênio ao substrato: SH 2 + 1 / 2O 2 0 + 2e \u003d HO - S -H

2. Mecanismo de ocorrência de potenciais de eletrodo e redox. Equações de Nernst-Peters.

Uma medida da capacidade redox das substâncias são os potenciais redox. Consideremos o mecanismo do surgimento do potencial. Quando um metal reativo (Zn, Al) é imerso em uma solução de seu sal, por exemplo Zn em uma solução de ZnSO 4, o metal é dissolvido adicionalmente como resultado do processo de oxidação, um par é formado, uma dupla camada elétrica em a superfície do metal e o potencial do par Zn 2 + / Zn° aparecem.

Um metal imerso em uma solução de seu sal, como o zinco em uma solução de sulfato de zinco, é chamado de eletrodo do primeiro tipo. Este é um eletrodo bifásico que é carregado negativamente. O potencial é formado como resultado da reação de oxidação (Fig. 8.1). Quando metais de baixa atividade (Cu) são imersos em uma solução de seu sal, o processo oposto é observado. Na interface entre o metal e a solução salina, o metal é depositado como resultado da redução de um íon que tem alta capacidade de aceptação de um elétron, devido à alta carga nuclear e ao pequeno raio do íon. O eletrodo é carregado positivamente, o excesso de ânions de sal forma uma segunda camada no espaço próximo ao eletrodo e surge um potencial de eletrodo do par Cu 2 +/Cu°. O potencial é formado como resultado do processo de recuperação (Fig. 8.2). O mecanismo, magnitude e sinal do potencial do eletrodo são determinados pela estrutura dos átomos envolvidos no processo do eletrodo.

Assim, o potencial que surge na interface entre o metal e a solução como resultado dos processos de oxidação e redução que ocorrem com a participação do metal (eletrodo) e a formação de uma dupla camada elétrica é chamado de potencial de eletrodo.

e no cobre - a semi-reação de redução:

A corrente elétrica é devido à reação redox total:

Uma corrente elétrica aparece no circuito. A razão para a ocorrência e fluxo de corrente elétrica (EMF) em uma célula galvânica é a diferença de potenciais de eletrodo (E) - fig. 8.3.

Arroz. 8.3. Diagrama de circuito elétrico de uma célula galvânica

Célula galvânica- um sistema no qual a energia química do processo redox é convertida em energia elétrica. O circuito químico de uma célula galvânica é geralmente escrito como um diagrama curto, onde um eletrodo mais negativo é colocado à esquerda, o par formado neste eletrodo é indicado por uma linha vertical e o salto de potencial é mostrado. Duas linhas marcam o limite entre as soluções. A carga do eletrodo é indicada entre parênteses: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - diagrama do circuito químico de uma célula galvânica.

A característica quantitativa do sistema redox é potencial redox, surgindo no limite de fase platina - solução aquosa. O valor potencial em unidades SI é medido em volts (V) e é calculado a partir a equação de Nernst-Peters:

O potencial padrão do sistema 2H + /H 2 é tomado igual a 0 V. Os potenciais padrão são valores de referência, tabulados a uma temperatura de 298K. Um ambiente fortemente ácido não é característico de sistemas biológicos, portanto, para caracterizar os processos que ocorrem em sistemas vivos, o potencial formal é mais frequentemente usado, que é determinado sob a condição a(Ox) = a(Vermelho), pH 7,4 e uma temperatura de 310 K (nível fisiológico). Ao escrever o potencial, o vapor é indicado como uma fração, com o oxidante sendo escrito no numerador e o agente redutor no denominador.

Para 25 °C (298K) após substituição de valores constantes (R = 8,31 J/mol graus; F= 96 500 C/mol), a equação de Nernst tem a seguinte forma:

onde [M n+ ] é a concentração de equilíbrio do íon metálico; n- o número de elétrons envolvidos na semi-reação, e corresponde ao estado de oxidação do íon metálico.

Os sistemas redox são divididos em dois tipos:

1) apenas a transferência de elétrons Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 + é realizada no sistema. isto equilíbrio redox isolado;

Um exemplo de um sistema do segundo tipo é o processo de utilização de peróxido de hidrogênio no corpo: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O, bem como a redução em um ambiente ácido de muitos agentes oxidantes contendo oxigênio: CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, MnO 4 -. Por exemplo, MnО 4 - + 8Н + + 5ē = = Mn 2 + + 4Н 2 О. Elétrons e prótons participam dessa semi-reação. O cálculo do potencial de um par é realizado de acordo com a fórmula:

Em uma gama mais ampla de pares conjugados, as formas oxidada e reduzida do par estão em solução em vários graus de oxidação (MnO 4 - /Mn 2 +). Como eletrodo de medição

neste caso, é utilizado um eletrodo de material inerte (Pt). O eletrodo não é um participante do processo de eletrodo e desempenha apenas o papel de um transportador de elétrons.

O potencial formado devido ao processo redox que ocorre em solução é chamado potencial redox.

A reação que ocorre na célula galvânica:

Esquema de cadeia química: (-) Pt | (H 2 °), H + | | Fe 3 +, Fe 2 + | Pt (+).

Assim, o potencial redox (ORP)é o potencial do sistema no qual as atividades das formas oxidante e redutora dada substância são iguais a um. ORP é medido usando eletrodos redox em combinação com eletrodos de referência padrão.

Cada reação redox tem sua própria par redox- este par possui uma substância na forma oxidada e reduzida (Fe +3 /Fe +2).

Uma medida quantitativa da atividade de um par redox é o seu valor ORP.

Vapor de ORP >>>oxidante

casais ORP<<<восстановитель

ORP depende de:

1. A natureza do par redox,

2. Concentrações

3. Temperaturas

3. Força comparativa de agentes oxidantes e redutores. Prevendo a direção dos processos redox pelos valores dos potenciais redox.

O potencial redox é uma medida da capacidade redox das substâncias. O valor dos potenciais do par padrão é indicado nas tabelas de referência.

Os potenciais padrão dos eletrodos (E°), atuando como agentes redutores em relação ao hidrogênio, possuem o sinal “-”, e o sinal “+” possui os potenciais padrão dos eletrodos, que são agentes oxidantes.

Os metais, dispostos em ordem crescente de seus potenciais de eletrodos padrão, formam os chamados série de tensão eletroquímica de metais : 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.

Na série de potenciais redox, as seguintes regularidades são observadas.

1. Se o potencial redox padrão do par for negativo, por exemplo φ ° (Zn 2+ (p) / Zn ° (t)) \u003d -0,76 V, então em relação ao par de hidrogênio, cujo potencial é superior, esse par atua como agente redutor. O potencial é formado pelo primeiro mecanismo (reações de oxidação).

3. Quanto maior o valor algébrico do potencial padrão do par, maior a capacidade oxidante da forma oxidada e menor a capacidade redutora da forma reduzida desse par. Uma diminuição no valor do potencial positivo e um aumento no potencial negativo correspondem a uma diminuição na atividade oxidativa e a um aumento na atividade de redução. Por exemplo.

A alcalinização do corpo é extremamente importante em condições em que o ambiente deixa muito a desejar, nossa dieta não é equilibrada e tomamos medicamentos. A alcalinização do corpo em condições de existência ideal é inerente aos mecanismos do homem pela própria natureza. Mas, atualmente, estamos tão longe da natureza que o corpo não consegue lidar com a neutralização dos ácidos e há uma base para o desenvolvimento de várias doenças.

Diminuição do pH no corpo

Se o pH do sangue mudar em apenas 0,01 em direção a um ambiente ácido, haverá uma diminuição na saturação de oxigênio no sangue em 40%. Como resultado, as células imunes não desempenham totalmente as funções de proteção, a atividade enzimática diminui e os processos metabólicos ficam mais lentos.

O valor do equilíbrio ácido-básico (pH) do sangue de uma pessoa saudável varia dentro de limites muito estreitos: de 7,35 a 7,45. E mesmo uma pequena alteração no pH do sangue que ultrapasse esses limites pode levar a doenças.

Se o sangue que banha as células do corpo se torna mais ácido, as células são forçadas a sacrificar suas próprias reservas minerais para neutralizá-lo, o que leva ao aumento da acidez dentro da própria célula. Em um ambiente ácido, a atividade da maioria das enzimas diminui. Como resultado, as interações intercelulares são interrompidas. As células cancerosas prosperam em um ambiente ácido.

O ambiente ácido da urina é uma condição ideal para a formação de cálculos renais, leva à insuficiência renal crônica, doenças inflamatórias e insuficiência renal.

O ambiente ácido da saliva já em tenra idade "ajuda" a destruir os dentes, impulsiona o desenvolvimento da estomatite.

Assim, uma diminuição do pH no corpo leva a uma diminuição da imunidade e ao aparecimento de mais de 200 doenças. Se uma pessoa manifesta várias doenças ao mesmo tempo, há uma clara queda no pH do sangue. Naturalmente, quando o pH é restaurado ao normal, a saúde é restaurada.

Em 1932, Otto Warburg recebeu o Prêmio Nobel de Química por determinar as condições de vida dos tumores malignos. As células tumorais (assim como as bactérias e microorganismos patogênicos) prosperam quando o sangue é acidificado, i. quando o pH cai abaixo de 7,2 - 7,3 unidades. Quando o pH normalizou, os tumores primeiro pararam de crescer e depois se resolveram! Se o pH do sangue estiver normal, bactérias e microrganismos estranhos não têm condições de reprodução.

Os alimentos que comemos são divididos em dois grupos: oxidantes e alcalinizantes do corpo. A alcalinização do corpo é promovida principalmente por vegetais, frutas e leite. E o agente oxidante mais poderoso são os produtos de carne e peixe.

Tendo estudado cuidadosamente diferentes alimentos, você pode responder com confiança à pergunta de qual alimento prevalece em você: oxidar ou alcalinizar o corpo?

PRODUTOS ALCALIZANTES

Produtos	Coeficiente de alcalinização
salsão	4
pepinos frescos	4
salada	4
tomates frescos	4
beterraba fresca	4
cenoura fresca	4
damascos secos	4
damascos frescos	3
melancias	3
melões	3
ameixas	3
frutas (quase todas)	3
repolho branco	3
couve-flor	3
folhas de dente de leão	3
rabanete	3
pimentas	3
batata	3
feijão fresco	3
Grãos de Aveia	3
soro de leite	3
bagas (qualquer)	2-3
amêndoa	2
cebola	2
ervilha verde	2
passa	2
datas	2

PRODUTOS QUE OXIDAM O CORPO

BREVE LISTA DE PRODUTOS

Com base em análises de computador, cientistas americanos compilaram uma tabela da carga ácida de alimentos básicos:
Carga ácida de alimentos básicos (miliequivalentes por 240 quilocalorias)

ALCALIZAÇÃO DO CORPO

A primeira maneira de manter o ph desejado no corpo é usar a água certa na proporção de 30-33 mililitros por 1 kg de peso humano. Com a ajuda de um purificador, você pode preparar essa água em qualquer condição.

Alcalinização de produtos

Como tornar nozes, sementes, cereais e feijões mais saudáveis.

Você precisa saber que a maioria das leguminosas, assim como todos os grãos, exceto o trigo sarraceno e o milheto, aumentam a acidez do sangue durante o cozimento normal. No entanto, após a imersão ou germinação, todas as leguminosas e leguminosas adquirem a capacidade de ter um efeito alcalinizante. Eles são melhor consumidos crus como um complemento para saladas. A pré-embebição aumenta a digestibilidade das nozes e sementes, pois ajuda a remover substâncias que inibem a atividade das enzimas de sua casca. Além disso, a imersão de grãos, legumes, nozes e sementes promove a quebra de gorduras em ácidos graxos, proteínas em aminoácidos e carboidratos em açúcares simples através da ação de enzimas, o que alivia muito a carga no trato digestivo.

Algumas dicas simples.

Mergulhe todas as nozes e sementes cruas meia hora antes das refeições.
Deixe os cereais de molho por 30 minutos antes de cozinhar, escorra a água e ferva o mingau em água fresca.
Deixe o feijão de molho durante a noite. Você pode deixá-los ferver por um minuto, depois deixar sob uma tampa fechada por uma hora, escorrer a água e cozinhar o prato em água fresca.

Todas as sementes, grãos e leguminosas podem ser preparados com antecedência. Para fazer isso, eles são encharcados por uma hora, depois secos e armazenados em um local escuro.

Medindo o nível de pH do corpo

Ao contrário do pH do sangue e da linfa, o pH da saliva e da urina varia com a carga ácida e, portanto, pode servir como um indicador da qualidade de nossa alimentação.

Com a ajuda das tiras de teste de pH, você pode determinar com facilidade, rapidez e precisão o nível de pH sem sair de casa. Se o nível de pH da urina flutuar entre 6,0 - 6,4 pela manhã e 6,4 - 7,0 à noite, seu corpo está funcionando normalmente. Para isso, você pode usar tiras de tornassol indicadoras, que são produzidas para aulas de química escolar e para diabéticos. Medição ideal das 10h às 12h.

Também é racional saber o nível de pH da saliva, se na saliva o nível de pH permanecer entre 6,4 - 6,8 ao longo do dia - isso também indica a saúde do seu corpo. Os resultados do teste mostram a atividade das enzimas do trato digestivo, especialmente o fígado e o estômago.

O que fazer se o pH da saliva e da urina estiver abaixo do normal?

Aumentar o teor de alimentos alcalinos na dieta (ver tabela),
- faça caminhadas regulares ou faça outra atividade física suave.
- use a água certa na proporção de 30-33 mililitros por 1 kg de peso humano.

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