Reacții redox în organismele vii. Rolul reacțiilor redox în organism

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

Capitolul 8. REACȚII ȘI PROCESE REDOX

Viața este un lanț continuu de procese redox.

A.-L. Lavoisier

8.1. SEMNIFICAȚIA BIOLOGICĂ A PROCESELOR REDOX

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

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

8.2. ESENȚĂ

PROCESELE REDOX

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

O măsură a capacității redox a substanțelor sunt potențialele redox. Să luăm în considerare mecanismul apariției potențialului. Când este scufundat chimic metal activ(Zn, Al) într-o soluție de sare, de exemplu Zn într-o soluție de ZnSO4, are loc o dizolvare suplimentară a metalului ca urmare a procesului de oxidare, formarea unei perechi, un strat dublu electric pe suprafața metalului și apariția potențialului perechii Zn 2 + / Zn °.

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

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

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

iar pe cupru - semireacția de reducere:

Curentul electric se datorează reacției redox totale:

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

Orez. 8.3. Schema circuitului electric al unei celule galvanice

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

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

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

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

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

Pentru 25 °C (298K) după înlocuire constante(R = 8,31 J/mol grad; F\u003d 96 500 C / mol) ia ecuația Nernst următoarea vedere:

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

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

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

Sistemele redox sunt împărțite în două tipuri:

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

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

Un exemplu de sistem de al doilea tip este procesul de utilizare a peroxidului de hidrogen în organism: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O, precum și recuperarea în mediu acid mulţi agenţi oxidanţi care conţin oxigen: CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, MnO 4 -. De exemplu, MnО 4 - + 8Н + + 5ē = = Mn 2 + + 4Н 2 О. Electronii și protonii participă la această semireacție. Calculul potențialului unei perechi se efectuează după formula:

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

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

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

Reacția care are loc în celula galvanică:

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

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

În seria potenţialelor redox se notează următoarele regularităţi.

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

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

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

8.4. ELECTROD DE HIDROGEN, MĂSURARE REDOX

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

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

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

Orez. 8.4. Electrod cu hidrogen

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

8.5. PREDICȚIE DE DIRECȚIE

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

Direcția reacției redox poate fi judecată după modificarea potențialului izobar-izotermic al sistemului (energia Gibbs), energie gratis proces (ΔG). Reacția este posibilă în mod fundamental la ΔG o < 0. В окислительно-восстановительной реакции изменение свободной энергии равно munca Electrica realizat de sistem, în urma căruia ē trece de la agentul reducător la agentul de oxidare. Acest lucru se reflectă în formula:

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

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

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

ΔЕ° al reacției are o valoare negativă:

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

Dacă EMF al reacției este negativă, atunci reacția continuăîn sens invers. Cu cât ΔE° este mai mare, cu atât reacția este mai intensă.

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

a) NaI; b) NaBr?

Compunem semireacții și găsim potențialele pentru perechi:

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

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

8.6. CONSTANTĂ DE ECHILIBRI

REACTIE REDOX

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

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

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

Unde n- numarul de electroni implicati in reactia redox; P.S. prod. raion și P.S. ref. c-c - respectiv, produsul concentraţiilor de echilibru ale produşilor de reacţie şi materii primeîn gradul coeficienţilor lor stoichiometrici în ecuaţia de reacţie.

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

8.7. REACȚII REDOX ÎN SISTEME BIOLOGICE

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

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

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

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

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

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

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

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

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

8.8. POTENȚIAL DE MEMBRANĂ

De pe vremea lui R. Virchow se ştie că celula vie- Acest celulă elementară organizare biologică asigurand toate functiile organismului. Cursul multor procese fiziologice din organism este asociat cu transferul de ioni în celule și țesuturi și este însoțit de apariția unei diferențe de potențial. joacă un rol important în transportul membranar transport pasiv substanțe: osmoză,

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

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

8.9. ÎNTREBĂRI ȘI SARCINI DE AUTOVERIFICARE

PREGĂTIT PENTRU LECȚII

SI EXAMENELE

1. Dați conceptul de electrod și potențiale redox.

2. Observați principalele modele observate în seria potențialelor redox.

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

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

5. Cum poate fi determinat experimental potențialul redox?

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

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

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

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

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

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

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

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

13. Ce este rol biologic reacții în care se modifică starea de oxidare a manganului și a molibdenului?

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

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

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

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

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

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

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

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

22. Dați exemple de efect toxic al agenților oxidanți.

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

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

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

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

8.10. TESTE

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

a) niciunul, toți sunt doar oxidanți;

b) totul cu excepția fluorului;

c) totul cu excepția iodului;

d) toți halogenii.

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

a) F -;

b) C1 -;

c) I - ;

d) Br - .

3. Ce halogeni suferă reacții de disproporționare?

a) totul, cu excepția fluorului;

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

c) totul cu excepția clorului;

d) niciunul dintre halogeni nu este implicat.

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

a) KBr și KI;

b) KI;

c) KVR;

d) nu în niciun caz.

5. Cel mai puternic agent reducător:

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

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

a)O;

b)C1;

c)N;

d)S.

8. Carbonul din compușii organici prezintă următoarele proprietăți:

a) un agent oxidant;

b) agent reducător;

Trimiteți-vă munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Utilizați formularul de mai jos

Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.

postat pe http:// www. toate cele mai bune. ro/

Ministerul Sănătății al Republicii Belarus

instituție educațională

„Universitatea Medicală de Stat Gomel”

Departamentul de Chimie Generală și Bioorganică

Rolul reacțiilor redox în organism

Efectuat:

Kupreichik V.V.

Verificat:

Odintsova M.V.

Gomel 2016

Introducere

1. Scurt istoric

2. OVR în corp

3. OVR în medicină și farmacie

4. Potential redox

Concluzie

Bibliografie

Introducere

Oxidarea biologică are de mare valoare pentru organismele vii. Majoritatea energia necesară vieții se formează ca urmare a reacțiilor redox.

Oxidarea substanțelor se poate realiza în următoarele moduri: a) îndepărtarea hidrogenului de pe substrat, care este oxidat (proces de dehidrogenare), b) donarea unui electron de către substrat, c) adăugarea de oxigen la substrat. Toate următoarele tipuri se găsesc în celulele vii. reacții oxidative, catalizată de enzimele corespunzătoare - oxidoreductaze. Procesul de oxidare nu are loc izolat, este asociat cu o reacție de reducere: reacțiile de adaos de hidrogen sau electroni au loc simultan, adică. au loc reacții redox. Oxidarea se referă la toate reacțiile chimice în care sunt eliberați electroni, care este însoțită de o creștere a valențelor pozitive. Dar concomitent cu oxidarea unei substanțe trebuie să aibă loc și reducerea, adică. adăugarea de electroni la o altă substanță.

Astfel, oxidarea și reducerea biologică sunt reacții de răspuns ale transferului de electroni care apar în organismele vii, iar respirația tisulară este un astfel de tip. oxidare biologică, la care acceptorul de electroni este oxigenul molecular.

1. Poveste scurta

Studiul proceselor de oxidare biologică a început în secolul al XVIII-lea. A. Lavoisier. El a atras atenția asupra prezenței unei anumite identități între procesele de ardere a substanțelor organice în afara corpului și respirația animalelor. S-a dovedit că în timpul respirației, precum și în timpul arderii, oxigenul este absorbit și se formează CO2 și H2O, cu toate acestea, procesul de „ardere” în organism este foarte lent, în plus, fără flacără.

După lucrările lui A. Lavoisier, știința a fost mult timp dominată de opinia că fenomenele de ardere și oxidarea lentă erau identice. nutrienți in corp. Cu toate acestea, a rămas neclar de ce această „ardere” lentă specială în organism apare atunci când nu conditii normale. la o anumită temperatură scăzută (36-37 ° C), fără apariția unei flăcări (cum se întâmplă în timpul arderii) și în prezența apei, al cărei conținut în țesuturi ajunge la 75-80% din greutate totală si care in conditii normale impiedica arderea. Aceasta a indicat că oxidarea lentă a substanțelor organice din organism diferă puternic prin mecanismul său de arderea obișnuită a substanțelor organice (lemn, cărbune etc.) în aer, deși produsele finite în ambele cazuri sunt CO2 și apa.

La început, oamenii de știință au încercat să explice motivul unui curs atât de ciudat al proceselor oxidative în organismele vii prin „activarea” oxigenului în celulele corpului.

Una dintre primele teorii ale oxidării biologice asociate cu „activarea” oxigenului a fost dezvoltată de omul de știință rus O.M. în molecula sa (-OO-) Activarea are loc, în special, dacă în mediu există compuși care sunt ușor oxidați (pentru exemplu, avand legături duble), cu participarea enzimelor oxigenaze.

Compușii sunt ușor oxidați, de exemplu, nesaturați acid gras reacţionează cu oxigenul pentru a forma peroxizi. În aceste reacții, oxidarea este paralelă cu reducerea. Astfel O.M. Bach a fost primul care a formulat ideea de conjugare a proceselor redox în timpul respirației. Teoria lui A.N. Bach a fost numit „teoria peroxidului” a activării oxigenului.

Cu toate acestea, adevăratul mecanism de activare a oxigenului în timpul oxidării diferitelor substraturi de respirație s-a dovedit a fi diferit.

Un rol semnificativ în dezvoltarea teoriei oxidării biologice l-a jucat munca unui alt om de știință rus, V.I. Palladina (1907). El a dezvoltat conceptul de respirație ca sistem de procese enzimatice și a acordat o importanță deosebită oxidării substraturilor prin eliminarea hidrogenului (procesul de dehidrogenare).

Studiind oxidarea substraturilor la plante, V.I. Palladin a descoperit că poate apărea fără oxigen dacă mediul conține substanțe capabile să atașeze hidrogenul divizat în timpul oxidării. Astfel de substanțe pot fi pigmenți sau cromogeni și alte substanțe care acționează ca purtători intermediari ai hidrogenului. Prin atașarea hidrogenului de pe substraturi, acestea sunt oxidate, cromogenii sunt restaurați și devin incolori. Astfel, V.I. Palladin atașat mare importanță procesul de oxidare ca proces de dehidrogenare și, de asemenea, a subliniat rolul important al oxigenului ca acceptor de hidrogen în procesele de oxidare biologică.

Cercetarea lui V.I. Palladin a fost confirmat de lucrările lui G. Wieland, care a stabilit, folosind exemplul oxidării aldehidelor, că procesul de dehidrogenare a substratului este principalul proces care stă la baza oxidării biologice, iar oxigenul interacționează deja cu atomii de hidrogen activați. Astfel, a fost creat conceptul de oxidare a substanțelor prin dehidrogenarea lor, care a devenit cunoscut sub numele de teoria Pal-Ladin-Wieland. Rol mare Această teorie a fost confirmată de descoperirea și studiul unui număr de enzime dehidrogenaze care catalizează eliminarea atomilor de hidrogen din diferite substraturi.

Ulterior, au fost studiate: relația respirației cu alte procese metabolice, inclusiv procesul de fosforilare; proprietățile enzimelor care catalizează reacțiile biologice de oxidare; localizarea acestor enzime în celulă; mecanism de acumulare și conversie a energiei etc.

O contribuție semnificativă la studiul oxidării biologice au avut-o 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 și alții.

2. OVR în corp

Reacțiile redox joacă un rol excepțional în metabolismul și energia care apare în corpul uman și animal. Reacția de oxidare este inseparabilă de reacția de reducere și ambele procese trebuie luate în considerare într-o unitate inseparabilă. În orice reacție redox, suma algebrică a stărilor de oxidare ale atomilor rămâne neschimbată. Multe reacții redox sunt reduse doar la interacțiunea dintre un agent oxidant și un agent reducător. Dar cel mai adesea, dacă reacția este efectuată într-un mediu apos, cursul procesului redox are influență mare interacțiunea reactanților cu hidrogenul și ionii hidroxil ai apei, precum și cu acizii și alcalii prezenți în soluție. Uneori, influența mediului asupra cursului procesului redox este atât de mare încât unele reacții pot fi efectuate numai într-un mediu acid sau alcalin. Din echilibrul acido-bazic mediul înconjurător depinde de direcția reacției redox, de numărul de electroni atașați de molecula (ionul) agentului oxidant și eliberați de molecula (ionul) agentului reducător etc. De exemplu, reacția dintre ioduri și iodați cu eliberarea elementelor de iod are loc numai în prezență acizi tari, iar într-un mediu puternic alcalin, atunci când este încălzit, poate apărea reacția inversă.

Metabolismul, în care procesele redox joacă un rol atât de important, are două laturi: 1) plasticul, care se rezumă la sinteza unor substanțe organice complexe necesare organismului ca „ materiale de construcții„pentru reînnoirea țesuturilor și celulelor, din substanțe care vin în principal cu alimente (acestea sunt procese anabolice, sau procese de asimilare care necesită costuri energetice) - 2) energie, care se rezumă la descompunerea (oxidarea) substanțelor complexe cu moleculare înaltă. care joacă rolul de combustibil biologic, până la cele mai simple - în apă, dioxid de carbon etc. (sunt procese catabolice, sau procese de disimilare, însoțite de eliberarea de energie).

Reacțiile redox sunt verigi esențiale într-un lanț complex de procese atât anabolice, cât și catabolice, dar rolul lor este deosebit de mare ca surse principale de energie pentru un organism viu. Organismele care există în condiții aerobe (adică într-o atmosferă oxidantă a oxigenului din aer) primesc această energie prin procesul de respirație, în urma căruia nutrienții care intră în organism în celule și țesuturi sunt oxidați în dioxid de carbon, apă, amoniac. , uree și altele.deșeuri caracterizate prin relativ valori mici energie și valori mari ale entropiei (din greacă - turn, transformare - o măsură a dezordinei unui sistem format din multe elemente).

Procesul de respirație se bazează pe o reacție redox în care o moleculă de oxigen din diatomee formează două molecule de apă. În procesul de respirație externă, oxigenul atmosferic se leagă de hemoglobină și, sub formă de oxihemoglobină, este livrat cu fluxul sanguin către capilarele țesuturilor. În procesul de țesut, sau respirație celulară, țesuturile și celulele absorb acest oxigen, datorită căruia oxidarea oxigenului care intră în organism din Mediul extern proteine, grăsimi și carbohidrați. dioxidul de carbon format simultan cu fluxul de sânge venos este trimis în plămâni și acolo, difuzând prin pereții alveolelor, se dovedește a fi parte din aerul expirat. Dar în aceste procese de oxidare biologică, substraturile expuse direct la oxigen nu sunt aceleași compuși macromoleculari, care au fost inițial în compoziția alimentelor și s-au format ca urmare a clivajului hidrolitic în tractul gastrointestinal sunt produse mai simple, cu greutate moleculară mică.

La prima etapă de disimilare ca urmare a hidrolizei carbohidrați complecși- amidonul, zaharoza, glicogenul și altele cu participarea amilazelor sunt transformate în glucoză și alte monozaharide. Grăsimile cu participarea lipazelor sunt transformate în acizi grași și glicerol. Proteinele sub acțiunea enzimelor proteolitice sunt transformate în peptide și aminoacizi cu greutate moleculară mică. În această etapă, se eliberează energie, care nu reprezintă mai mult de 1% din energia chimică totală. nutrienți. O parte dintre produsele care au apărut în prima etapă de disimilare, corpul uman folosește ca materii prime pentru reacțiile anabolice asociate cu obținerea de materiale pentru construirea țesuturilor și celulelor, precum și aprovizionarea cu combustibil chimic.

O altă parte a produselor de hidroliză suferă oxidare, în care, alături de dioxid de carbon, apă, amoniac, uree etc., se formează și produse de oxidare incomplete.

La a doua etapă de disimilare, aproximativ 1/3 total energie, dar energia eliberată nu este încă acumulată prin formarea de substanțe cu energie înaltă.

În a treia etapă de disimilare, oxidare completă toate formate în a doua etapă produse intermediare: apa, dioxid de carbon, amoniac, uree etc., iar restul de 2/3 din energia chimica primita de organism din substantele alimentare se elibereaza. Acest proces chimic complex, care include zece reacții consecutive, fiecare dintre ele catalizată de enzima corespunzătoare, se numește ciclul acidului tricarboxilic sau ciclul Krebs. Enzimele necesare pentru a efectua aceste reacții secvențiale sunt localizate în membrană elemente structurale celulele sunt mitocondriile. oxidare tiosulfat antidot apă

În a treia etapă de disimilare, se eliberează 40-60% din energie, care este folosită de organism pentru sinteza substanțelor cu energie înaltă.

Astfel, etapele considerate de disimilare a nutrienților în organism arată că aprovizionarea cu energie a organismului este asigurată în proporție de 99% de apariția proceselor redox în acesta.

În plus, cu ajutorul reacțiilor redox din organism, unele substante toxice formate în timpul metabolismului. În acest fel, organismul scapă de efectele nocive ale produselor intermediare ale oxidării biochimice.

3. OVR în medicină și farmacie

Informații privind proprietățile redox ale diverselor medicamente vă permit să rezolvați problemele de compatibilitate cu numirea lor simultană la pacient, precum și admisibilitatea depozitării lor în comun. Luând în considerare aceste date, incompatibilitatea seriei devine clară. medicamente(cum ar fi iodură de potasiu și azotit de sodiu, permanganat de potasiu și tiosulfat de sodiu, peroxid de hidrogen și ioduri etc.).

În multe cazuri proprietăți farmaceutice preparate medicale sunt direct legate de proprietățile lor redox. Deci, de exemplu, multe dintre antiseptice, antimicrobiene și dezinfectante (iod, permanganat de potasiu, peroxid de hidrogen, săruri de cupru, argint și mercur) sunt în același timp agenți puternici de oxidare.

Utilizarea tiosulfatului de sodiu ca antidot universal (antidot) se bazează pe capacitatea sa de a participa la reacțiile redox atât ca agent oxidant, cât și ca agent reducător. În cazul otrăvirii cu arsenic, mercur și compuși de plumb, ingestia unei soluții de tiosulfat de sodiu duce la formarea de sulfați puțin solubili și, prin urmare, practic netoxici. În caz de otrăvire acid cianhidric sau cianuri, tiosulfatul de sodiu face posibilă transformarea acestora substante toxiceîn compuși de rodanidă mai puțin otrăvitori. În caz de otrăvire cu halogeni și alți agenți oxidanți puternici, efectul antitoxic al triosulfatului de sodiu se datorează proprietăților sale reducătoare moderate.

4. Potential redox

Vorbind despre procesele redox, trebuie remarcat faptul că în timpul reacțiilor de oxidare sau reducere, potential electric substanță oxidată sau redusă: o substanță, renunțând la electroni și fiind încărcată pozitiv, se oxidează, cealaltă, dobândind electroni și încărcându-se negativ, se reface. Diferența de potențial electric dintre ele este potențialul redox (ORP).

Potențialul redox este o măsură activitate chimică elemente sau compușii acestora în procese chimice reversibile asociate cu o modificare a încărcăturii ionilor în soluții. Aceasta înseamnă că ORP, numit și potențial redox (din engleză RedOx - Reduction / Oxidation), caracterizează gradul de activitate a electronilor în reacțiile redox, adică în reacțiile asociate cu adăugarea sau transferul de electroni. În măsurători (în electrochimie), mărimea acestei diferențe este notată cu Eh și este exprimată în milivolți. Cu cât este mai mare concentrația de componente capabile de oxidare, până la concentrația de componente care pot fi restaurate, cu atât este mai mare potențialul redox. Substanțe precum oxigenul și clorul tind să accepte electroni și au un potențial electric ridicat; prin urmare, nu numai oxigenul, ci și alte substanțe (în special, clorul) pot fi un agent oxidant, în timp ce substanțe precum hidrogenul, dimpotrivă, pot fi ușor donează electroni și au un potențial electric scăzut. Oxigenul are cea mai mare capacitate de oxidare, iar hidrogenul are cea mai mare capacitate de reducere, dar între ele există și alte substanțe care sunt prezente în apă și joacă mai puțin intens rolul fie de agenți oxidanți, fie de agenți reducători.

Valoarea ORP pentru fiecare reacție redox poate fi pozitivă sau negativă.

De exemplu, în apa naturală, valoarea Eh variază de la -400 la +700 mV, care este determinată de totalitatea proceselor de oxidare și reducere care au loc în aceasta. În condiții de echilibru, valoarea ORP se caracterizează într-un anumit mod mediu acvatic, iar valoarea sa ne permite să tragem câteva concluzii generale despre compoziție chimică apă.

În biochimie, valorile potențialului redox sunt exprimate nu în milivolți, ci în unități convenționale de rH (reducere Hydrogenii).

Scara unităților arbitrare rH conține 42 de diviziuni.

„0” înseamnă hidrogen pur,

"42" - oxigen pur,

„28” este un mediu neutru.

pH-ul și rH sunt strâns legate.

Procesele oxidative scad echilibrul acido-bazic (cu cât rH este mai mare, cu atât pH-ul este mai scăzut), în timp ce procesele reducătoare contribuie la creșterea pH-ului. La rândul său, valoarea pH-ului afectează valoarea rH.

În corpul uman, energia eliberată în timpul reacțiilor redox este cheltuită pentru menținerea homeostaziei (constanța dinamică relativă a compoziției și proprietăților). mediu internși stabilitatea funcțiilor fiziologice de bază ale organismului) și regenerarea celulelor corpului, adică pentru a asigura procesele vitale ale organismului.

ORP al mediului intern al corpului uman, măsurat pe un electrod de platină în raport cu un electrod de referință cu clorură de argint, este întotdeauna normal mai putin de zero, adică are valori negative, care sunt de obicei în intervalul de la -100 la -200 milivolți. ORP-ul apei potabile, măsurat în același mod, este aproape întotdeauna mai mare decât zero, de obicei în intervalul de la +100 la +400 mV. Acest lucru este valabil pentru aproape toate tipurile de apă potabilă, cea care curge de la robinete din toate orașele lumii, care se vinde în sticlă și sticle de plastic, care se obține după curățarea în gură

instalații de osmoză inversă și majoritatea diferitelor sisteme mari și mici de tratare a apei.

Aceste diferențe între ORP-ul mediului intern al corpului uman și al apei potabile înseamnă că activitatea electronilor din mediul intern al corpului uman este mult mai mare decât activitatea electronilor din apa potabilă.

Activitatea electronilor este cea mai importantă caracteristică a mediului intern al corpului, deoarece este direct legată de procese fundamentale activitate vitală.

Când de obicei bând apă pătrunde în țesuturile organismului uman (sau altui), preia electroni din celule și țesuturi, care constau în 80-90% apă. Ca urmare structuri biologice organism (membrane celulare, organite celulare, acizi nucleiciși altele) suferă degradare oxidativă. Deci corpul se uzează, îmbătrânește, organele vitale își pierd funcția. Dar aceste procese negative pot fi încetinite dacă apa intră în organism cu alimente și băuturi, care are proprietățile mediului intern al corpului, adică are proprietăți protectoare și reparatoare.

Pentru ca organismul să utilizeze în mod optim apa de băut cu valoare pozitivă potențial redox, ORP-ul său trebuie să corespundă valorii ORP-ului mediului intern al organismului. Schimbarea necesară ORP a apei din corp apare din cauza consumului de energie electrică a membranelor celulare, adică a energiei nivel inalt, energie, care este de fapt produsul final al lanțului biochimic de transformare a nutrienților.

Cantitatea de energie cheltuită de organism pentru a obține biocompatibilitatea apei este proporțională cu cantitatea acesteia și cu diferența dintre ORP-ul apei și mediul intern al corpului.

Dacă apa potabilă care intră în organism are un ORP apropiat de valoarea ORP al mediului intern al corpului uman, atunci Energie electrica membrane celulare ( Energia vitală organism) nu este cheltuită pentru corectarea activității electronilor apei și apa este imediat absorbită, deoarece are compatibilitate biologică în acest parametru. Dacă apa de băut are un ORP mai negativ decât ORP al mediului intern al organismului, atunci o hrănește cu această energie, care este folosită de celule ca rezervă de energie a protecției antioxidante a organismului de efectele adverse ale mediului extern.

Concluzie

Respirația, asimilarea dioxidului de carbon de către plante cu eliberarea de oxigen, metabolismul și o serie de alte procese chimice sunt practic reacții redox. Arderea combustibilului în cuptoarele cazanelor cu abur și motoarelor combustie interna, depunerea electrolitică a metalelor, procesele care au loc în celulele galvanice și baterii includ reacții de oxidare-reducere.

chitanta substanțe elementare(fier, crom, mangan, aur, argint, sulf, clor, iod etc.) și produse chimice valoroase (amoniac, alcaline, acizi nitric, sulfuric și alți) se bazează pe reacții redox.

Pe redox în Chimie analitică au fost fondate metode de analiză volumetrică: permanganatometria, iodometria, bromatometria și altele, care joacă un rol important în controlul proceselor de producție și efectuarea cercetării științifice.

Astfel, majoritatea proceselor chimice care au loc în natură și sunt efectuate de om în a lui activitati practice, sunt reacții redox. Aceste reacții sunt principalele procese care asigură activitatea vitală a oricărui organism și sunt de mare importanță în teorie și practică.

Cunoașterea profundă a naturii și modelelor reacțiilor chimice face posibilă controlul acestora și utilizarea lor pentru sinteza de noi substanțe. asimilare tipare generale cursul reacțiilor chimice este necesar pentru studiul ulterior al proprietăților substanțelor anorganice și organice, ceea ce este important pentru înțelegerea proceselor care au loc în corpul uman.

Bibliografie

1. Glinka N.L. Chimie generală: Tutorial pentru universitati. / Ed. A.I. Ermakov. - M.: Integral-Press, 2002. - 728 p.

2. Chimie generală. Chimie biofizică. Chimie nutrienți. / Ed. Ershova Yu.A. - Ed. a 3-a, M .: Vyssh.shk., 2002. - 560

3. Dicţionar enciclopedic tânăr chimist. / Comp. Kritsman V.A., Stanzo V.V. - Ed. a II-a. - M.: Pedagogie, 1990. - 320 p.

Găzduit pe Allbest.ru

...

Documente similare

Esența și tipurile de oxidare - reacții chimice de adăugare a oxigenului sau de îndepărtare a hidrogenului. Cunoașterea metodelor de recuperare a metalelor în soluții apoase și soluții sărate. Studiul principalelor prevederi ale teoriei reacțiilor redox.

rezumat, adăugat 03.10.2011

Determinarea indicatorilor hidrogen și hidroxil. Compilarea reacțiilor redox și balanța electronică. Modificarea stării de oxidare a atomilor substanțelor care reacţionează. Reacții calitativeîn cationi ai diferitelor grupe analitice.

lucrare practica, adaugata 02.05.2012

Cei mai importanți agenți oxidanți și reducători. Compilarea ecuațiilor reacțiilor redox și selectarea coeficienților stoichiometrici. Influență diverși factori la cursul reacţiilor. Echivalent redox, esența legii.

prelegere, adăugată 22.04.2013

Metode de titrare redox. Agenți de oxidare și reducție de bază. Factori care afectează reacțiile redox. Aplicarea reacției redox în analiză substante medicinale. Soluții de tiosulfat de sodiu.

prezentare, adaugat 21.10.2013

Întocmirea ecuaţiilor reacţiilor redox prin metoda balanţei electronice. Starea de oxidare ca sarcină condiționată a unui atom al unui element. restauratori comuni. Nemetale libere care se transformă în ioni negativi. Influența concentrării.

prezentare, adaugat 17.05.2014

Caracteristicile proceselor de oxidare și reducere. Reguli pentru determinarea stării de oxidare a atomilor elemente chimice, terminologie și reguli pentru definirea funcției de conectare în OVR. Metode de compilare a ecuațiilor: balanță electronică, semireacții.

prezentare, adaugat 20.03.2011

Cei mai importanți agenți oxidanți și reducători. Reguli pentru determinarea CO. Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox și selectarea coeficienților stoichiometrici. Influența diverșilor factori asupra evoluției OVR. Seria electrochimică de tensiuni ale metalelor.

prezentare, adaugat 08.11.2013

Caracteristici reacții redox. Schema unui electrod standard de hidrogen. Ecuația Nernst. Curbele teoretice de titrare. Definirea punctului de echivalență. Indicatori redox, permanganatometrie.

lucrare de termen, adăugată 05/06/2011

Clasificarea reacțiilor redox în organice și Chimie anorganică. Procese chimice, al cărei rezultat este formarea de substanțe. Reducerea aldehidelor la alcoolii corespunzători. Procese de disociere termică a vaporilor de apă.

rezumat, adăugat 04.11.2011

Prevederi ale teoriei reacțiilor redox. Cei mai importanți agenți oxidanți și reducători. Sărurile elementelor care conțin oxigen. hidruri metalice. Metoda echilibrului electronic. Caracteristicile metodei semireacției. Ecuație specială pentru reducerea ionilor.

Oxidarea este procesul prin care atomii și moleculele pierd electroni, reactie chimica interacțiunea a ceva cu oxigenul, ducând la formarea de oxizi.

Aceasta este cea mai importantă reacție chimică din organism. Reacția este naturală și normală. Necesar pentru o persoană energia este generată prin oxidarea compușilor organici care vin cu alimente. Ca rezultat al oxidării biologice sau al respirației celulare, căldură, apă, dioxid de carbon, aminoacizii sunt convertiți, se formează hormoni.

Cu toate acestea, oxidarea excesivă necontrolată este proces distructiv, acestea sunt boli și îmbătrânire timpurie.

antioxidanti - compuși chimici care previn supraoxidarea. Radicalii liberi sunt compuși chimici care rezultă din oxidarea excesivă.

Pericolul radicalilor liberi

Radicalii liberi sunt Substanțe dăunătoare, care se formează ca urmare a reducerii inadecvate a oxigenului, aceștia sunt „poluanți” activi. Sunt capabili să evoce reacție în lanțși provoacă leziuni celulare. Organismul nostru este capabil să reziste radicalilor liberi, să neutralizeze pe cât posibil efectele substanțelor toxice și străine, dar când proces oxidativ depășește capacitățile de protecție ale organismului, boala începe.

Radicalii liberi sunt agenții cauzatori ai cancerului. Sub acțiunea lor apar accidente vasculare cerebrale și infarcte, o întreagă gamă de boli autoimune și boală mintală. Inclusiv o serie de dependențe sau dependențe psihologice.

Unul dintre principalele motive ale creșterii radicali liberiÎn această direcție au lucrat și lucrează mulți medici și oameni de știință de seamă, academician neurochirurg G. Shatalova, academician fiziolog A. Ugolev, profesor oncolog I. Petrov, biochimist C. Campbell, cardiolog D. Ornish, cardiochirurg E. Wareham, doctor în științe oncolog V. Elburg.

Ce este necesar pentru a evita creșterea radicalilor liberi în organism?

Avem nevoie de antioxidanți!
Antioxidanții pot fi artificiali sub formă de vitamine și suplimente alimentare și naturali.
Antioxidanții naturali sunt toate tipurile de plante, fructe, legume, cereale.

Antioxidanții se găsesc NUMAI în alimentele vegetale vii, iar excesul de proteine animale determină o creștere a radicalilor liberi.

Cele mai bogate în antioxidanți sunt fructe proaspeteși legume de culoare strălucitoare, saturată, cu pigmentare pronunțată. Antioxidanții sunt de obicei colorați, deoarece aceeași substanță chimică responsabilă pentru absorbția electronilor în exces creează și culori vizibile. Unii antioxidanți sunt numiți carotenoizi și există sute de tipuri. Acestea variază în culoare, de la galben beta-caroten (dovleac) la licopen roșu (roșii) și criptoxantina portocalie (portocale). Alți antioxidanți sunt incolori, cum ar fi substanțe chimice precum acidul ascorbic (fructe citrice, verdeață) și vitamina E (nuci, cereale).

Mulți cred că administrarea de preparate antioxidante artificiale îi va proteja de efectele nocive ale altor factori. Cu toate acestea, declarăm ferm că, în cursul a numeroase studii, oamenii de știință au descoperit că antioxidanții din forma de dozare nu împiedică efectul distructiv al radicalilor liberi asupra celulelor și nu încetinește procesul de îmbătrânire a organismului. Din păcate, nu are rost să luați vitamine în timp ce mențineți o dietă bogată în proteine. În acest caz, este necesar.

Toate gusturile umane sunt dobândite, cu excepția lapte matern, ceea ce înseamnă că la orice vârstă o persoană își poate schimba preferințele gustative.
Wall Street Journal (2014.1)

1. Reacția de dehidrogenare: SH 2 + HAD + = S + HADH + H +

2. Pierderea unui electron: O 2 0 + 1eàO 2 -

3. Transferul de 2H + din substratul redus la oxigen molecular: SH 2 + O 2 0 + 2e \u003d S + H 2 O

4. Atașarea oxigenului la substrat: SH 2 + 1 / 2O 2 0 + 2e \u003d HO - S -H

2. Mecanismul de apariție a electrodului și potențialelor redox. Ecuații Nernst-Peters.

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

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

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

iar pe cupru - semireacția de reducere:

Curentul electric se datorează reacției redox totale:

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

Orez. 8.3. Schema circuitului electric al unei celule galvanice

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

Caracteristica cantitativă a sistemului redox este potenţial redox, care apar la limita de fază platină - soluție apoasă. Valoarea potențială în unități SI se măsoară în volți (V) și se calculează din ecuația Nernst-Peters:

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

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

Sistemele redox sunt împărțite în două tipuri:

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

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

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

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

în acest caz, se utilizează un electrod dintr-un material inert (Pt). Electrodul nu este un participant la procesul electrodului și joacă doar rolul unui purtător de electroni.

Se numește potențialul format ca urmare a procesului redox care are loc în soluție potenţial redox.

Reacția care are loc în celula galvanică:

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

Deci, potențialul redox (ORP) este potenţialul sistemului în care se formează activităţile oxidante şi reducătoare substanță dată sunt egale cu unu. ORP se măsoară folosind electrozi redox în combinație cu electrozi de referință standard.

Fiecare reacție redox are propria sa pereche redox- aceasta pereche are o substanta in forma oxidata si redusa (Fe +3 /Fe +2).

O măsură cantitativă a activității unei perechi redox este valoarea ORP a acesteia.

Vapori ORP >>>oxidant

cupluri ORP<<<восстановитель

ORP depinde de:

1. Natura perechii redox,

2. Concentratii

3.Temperaturile

3. Rezistența comparativă a agenților oxidanți și reducători. Predicția direcției proceselor redox prin valorile potențialelor redox.

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

Potențialele standard ale electrozilor (E°), care acționează ca agenți reducători în raport cu hidrogenul, au semnul „-”, iar semnul „+” are potențialele standard ale electrozilor, care sunt agenți oxidanți.

Metalele, dispuse în ordinea crescătoare a potențialelor lor standard ale electrodului, formează așa-numitele serie de tensiune electrochimică a metalelor : 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.

În seria potenţialelor redox se notează următoarele regularităţi.

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

3. Cu cât valoarea algebrică a potențialului standard al perechii este mai mare, cu atât capacitatea de oxidare a formei oxidate este mai mare și capacitatea de reducere a formei reduse a acestei perechi este mai mică. O scădere a valorii potențialului pozitiv și o creștere a potențialului negativ corespunde unei scăderi a potențialului oxidativ și unei creșteri a activității de reducere. De exemplu.

Alcalinizarea organismului este extrem de importantă în condițiile în care mediul înconjurător lasă de dorit, alimentația noastră nu este echilibrată și luăm medicamente. Alcalinizarea corpului în condiții de existență ideală este inerentă mecanismelor omului prin natura însăși. Dar, în prezent, suntem atât de departe de natură încât organismul nu poate face față neutralizării acizilor și există o bază pentru dezvoltarea diferitelor boli.

Scăderea pH-ului în organism

Dacă pH-ul sângelui se modifică cu doar 0,01 către un mediu acid, atunci există o scădere a saturației de oxigen din sânge cu 40 la sută. Ca urmare, celulele imune nu îndeplinesc pe deplin funcțiile de protecție, activitatea enzimatică scade și procesele metabolice încetinesc.

Valoarea echilibrului acido-bazic (pH) al sângelui unei persoane sănătoase variază în limite foarte înguste: de la 7,35 la 7,45.Și chiar și o ușoară modificare a pH-ului sângelui care depășește aceste limite poate duce la boli.

Dacă sângele care scaldă celulele corpului devine mai acid, atunci celulele sunt forțate să-și sacrifice propriile rezerve minerale pentru a-l neutraliza, ceea ce duce la creșterea acidității în interiorul celulei însăși. Într-un mediu acid, activitatea majorității enzimelor scade. Ca urmare, interacțiunile intercelulare sunt perturbate. Celulele canceroase se dezvoltă într-un mediu acid.

Mediul acid al urinei este o condiție ideală pentru formarea pietrelor la rinichi, duce la insuficiență renală cronică, boli inflamatorii și insuficiență renală.

Mediul acid al salivei deja la o vârstă fragedă „ajută” la distrugerea dinților, dă impuls dezvoltării stomatitei.

Astfel, o scădere a pH-ului din organism duce la scăderea imunității și apariția a peste 200 de boli. Dacă o persoană manifestă mai multe boli în același timp, există o scădere clară a pH-ului sângelui. Desigur, atunci când pH-ul este restabilit la normal, sănătatea este restabilită.

În 1932, Otto Warburg a primit Premiul Nobel pentru Chimie pentru determinarea condițiilor de viață ale tumorilor maligne. Celulele tumorale (precum și bacteriile și microorganismele patogene) se dezvoltă atunci când sângele este acidulat, de exemplu. când pH-ul scade sub 7,2 - 7,3 unități. Când pH-ul s-a normalizat, tumorile au încetat mai întâi să crească și apoi s-au rezolvat! Dacă pH-ul sângelui este normal, bacteriile și microorganismele străine nu au condiții de reproducere.

Alimentele pe care le consumăm sunt împărțite în două grupe: oxidante și alcalinizante. Alcalinizarea organismului este favorizată în primul rând de legume, fructe și lapte. Iar cel mai puternic agent oxidant sunt produsele din carne și pește.

După ce ai studiat cu atenție diferite alimente, poți să-ți răspunzi cu încredere la întrebarea care alimente predomină în tine: oxidarea sau alcalinizarea organismului?

PRODUSE ALCALIZANTE

Produse	Coeficientul de alcalinizare
țelină	4
castraveți proaspeți	4
salată	4
roșii proaspete	4
sfecla proaspata	4
morcov proaspăt	4
caise uscate	4
caise proaspete	3
pepeni verzi	3
pepeni	3
prune	3
fructe (aproape toate)	3
varza alba	3
conopidă	3
verdeață de păpădie	3
ridiche	3
ardei	3
cartof	3
fasole proaspătă	3
crupe de ovăz	3
ser de lapte	3
fructe de padure (oricare)	2-3
migdale	2
ceapă	2
Mazare verde	2
stafide	2
datele	2

PRODUSE CARE OXIDAZĂ CORPUL

LISTA SCURTĂ DE PRODUSE

Pe baza analizei computerizate, oamenii de știință americani au întocmit un tabel cu încărcătura acidă a alimentelor de bază:
Încărcătura acidă a alimentelor de bază (miliechivalenți la 240 kilocalorii)

ALCALIZAREA CORPULUI

Prima modalitate de a menține ph-ul dorit în organism este utilizarea apei potrivite la o rată de 30-33 mililitri la 1 kg de greutate umană. Cu ajutorul unui purificator, puteți prepara o astfel de apă în orice condiții.

Alcalinizarea produselor

Cum să faci nuci, semințe, cereale și fasole mai sănătoase.

Trebuie să știți că majoritatea leguminoaselor, precum și toate cerealele, cu excepția hrișcii și a meiului, cresc aciditatea sângelui în timpul gătirii normale. Cu toate acestea, după înmuiere sau încolțire, toate leguminoasele și leguminoasele dobândesc capacitatea de a avea un efect alcalinizant. Cel mai bine sunt consumate crude ca adaos la salate. Înmuierea prealabilă crește digestibilitatea nucilor și semințelor, deoarece ajută la eliminarea substanțelor care inhibă activitatea enzimelor din coaja lor. În plus, înmuierea cerealelor, leguminoaselor, nucilor și semințelor favorizează descompunerea grăsimilor în acizi grași, a proteinelor în aminoacizi și a carbohidraților în zaharuri simple prin acțiunea enzimelor, ceea ce ușurează foarte mult încărcarea tractului digestiv.

Câteva sfaturi simple.

Înmuiați toate nucile și semințele crude cu o jumătate de oră înainte de mese.
Înmuiați cerealele timp de 30 de minute înainte de a le găti, apoi scurgeți apa și fierbeți terciul în apă proaspătă.
Înmuiați fasolea peste noapte. Puteți să le lăsați să fiarbă un minut, apoi să lăsați sub capacul închis timp de o oră, să scurgeți apa și să gătiți vasul în apă proaspătă.

Toate semințele, cerealele și leguminoasele pot fi preparate din timp. Pentru a face acest lucru, sunt înmuiate timp de o oră, apoi uscate și depozitate într-un loc întunecat.

Măsurarea nivelului pH-ului corpului

Spre deosebire de pH-ul sângelui și al limfei, pH-ul salivei și al urinei variază în funcție de încărcarea acidă și, prin urmare, poate servi ca un indicator pentru noi al calității alimentelor noastre.

Cu ajutorul benzilor de testare a pH-ului, puteți determina cu ușurință, rapid și exact nivelul pH-ului fără a părăsi casa. Dacă nivelul pH-ului urinei fluctuează între 6,0 - 6,4 dimineața și 6,4 - 7,0 seara, atunci corpul tău funcționează normal. În acest scop, puteți folosi benzi de turnesol indicator, care sunt produse pentru lecțiile de chimie școlare și pentru diabetici. Masurare optima de la 10:00 la 12:00.

De asemenea, este rațional să cunoaștem nivelul pH-ului salivei, dacă în salivă nivelul pH-ului rămâne între 6,4 - 6,8 pe tot parcursul zilei - asta indică și starea de sănătate a corpului tău. Rezultatele testelor arată activitatea enzimelor din tractul digestiv, în special a ficatului și a stomacului.

Ce să faci dacă pH-ul salivei și al urinei este mai scăzut decât în mod normal?

Creșteți conținutul de alimente alcaline din dietă (vezi tabel),
- faceți plimbări regulate sau folosiți alte activități fizice blânde.
- folosiți apa potrivită în proporție de 30-33 mililitri la 1 kg de greutate umană.

Portal pentru student. Autoinstruire