Nuomos blokas
Redokso reakcijos yra reakcijos, atsirandančios pasikeitus dviejų ar daugiau medžiagų oksidacijos būsenai.
Oksidacijos būsena- tai yra įprastas atomo krūvis, jei darysime prielaidą, kad molekulė sukurta pagal joninį mechanizmą (arba - tai gautų ar atiduotų elektronų skaičius).
Restauratoriai– atomai, molekulės, jonai – dovanojantys elektronus.
Oksiduojančios medžiagos- atomai, molekulės, jonai - priimantys elektronus.
Reduktoriai dalyvauja oksidacijos procese, padidindami jų oksidacijos būseną.
Oksidatoriai – dalyvauja redukcijos procese, mažina jų oksidacijos būseną.
Redokso reakcijų tipai
1. Tarpmolekulinės – reakcijos, kurių metu įvairių medžiagų molekulėse randami oksiduojantys ir redukuojantys atomai, pvz.:
H2S + Cl2 → S + 2HCl
2. Intramolekulinis- reakcijos, kurių metu tos pačios medžiagos molekulėse randami oksiduojantys ir redukuojantys atomai, pavyzdžiui:
2H2O → 2H2 + O2
3. Disproporcingumas(autooksidacija-savaiminis išgydymas) - reakcijos, kurių metu tas pats elementas veikia ir kaip oksidatorius, ir kaip reduktorius, pavyzdžiui:
Cl2 + H2O → HClO + HCl
4. Proporcingumas (proporcingumas, priešinga disproporcija) - reakcijos, kurių metu viena oksidacijos būsena gaunama iš dviejų skirtingų to paties elemento oksidacijos būsenų:
Žmogaus kūno redokso reakcijų tipai.
Dehidrogenavimo reakcija: SH2 + HAD+= S + HADH+H+
Elektronų nuostoliai: O20 + 1eO2-
2H+ perkėlimas iš redukuoto substrato į molekulinį deguonį: SH2 + O20 +2e= S + H2O
Deguonies papildymas substratu: SH2 + 1/2O20 +2e= HO - S -H
Elektrodų ir redokso potencialų atsiradimo mechanizmas. Nernst-Peters lygtys.
Medžiagų redokso gebėjimo matas yra redokso potencialas. Panagrinėkime galimo atsiradimo mechanizmą. Kai reaktyvusis metalas (Zn, Al) panardinamas į jo druskos tirpalą, pavyzdžiui, Zn į ZnSO4 tirpalą, dėl oksidacijos proceso atsiranda papildomas metalo tirpimas, susidaro pora, dviguba elektrinė sluoksnis ant metalo paviršiaus, ir Zn2+/Zn° poros potencialo atsiradimas.
Metalas, panardintas į jo druskos tirpalą, pavyzdžiui, cinkas cinko sulfato tirpale, vadinamas pirmos rūšies elektrodu. Tai dviejų fazių elektrodas, kuris įkraunamas neigiamai. Potencialas susidaro dėl oksidacijos reakcijos (8.1 pav.). Kai mažo aktyvumo metalai (Cu) panardinami į savo druskos tirpalą, stebimas priešingas procesas. Metalo sąsajoje su druskos tirpalu metalas nusėda redukuojant joną, turintį didelį elektronų akceptorių, kuris atsiranda dėl didelio branduolio krūvio ir mažo jono spindulio. . Elektrodas įkraunamas teigiamai, druskos anijonų perteklius sudaro antrą sluoksnį artimoje elektrodinėje erdvėje ir atsiranda Cu2+/Cu° poros elektrodo potencialas. Potencialas susidaro redukcijos proceso rezultate (8.2 pav.). Elektrodo potencialo mechanizmą, dydį ir ženklą lemia elektrodo proceso dalyvių atomų sandara.
Taigi, potencialas, atsirandantis metalo ir tirpalo sąsajoje dėl oksidacinio ir atkūrimo procesai, vykstantys dalyvaujant metalui (elektrodui) ir susidarant dvigubam elektriniam sluoksniui, vadinami elektrodo potencialas.
Jei elektronai perkeliami iš cinko plokštės į varinę plokštę, tada plokštelių pusiausvyra sutrinka. Norėdami tai padaryti, cinko ir vario plokštes, panardintas į jų druskų tirpalus, sujungiame su metaliniu laidininku, o beveik elektrodinius tirpalus - elektrolito tilteliu (vamzdžiu su K2SO4 tirpalu), kad uždarytumėte grandinę. Ant cinko elektrodo vyksta pusinės oksidacijos reakcija:
o ant vario - redukcijos pusinė reakcija:
Elektros srovę sukelia visa redokso reakcija:
Grandinėje atsiranda elektros srovė. Atsiradimo ir progresavimo priežastis elektros srovė(EMF) in galvaninis elementas yra elektrodo potencialų skirtumas (E) – pav. 8.3.
Ryžiai. 8.3. Galvaninio elemento elektros grandinės schema
Galvaninis elementas yra sistema, kurioje redokso proceso cheminė energija paverčiama elektros energija. Galvaninio elemento cheminė grandinė paprastai rašoma kaip trumpas metras, kur kairėje yra neigiamas elektrodas, ant šio elektrodo susidariusią porą nurodykite vertikalia linija, rodančia potencialo šuolį. Dvi eilutės nurodo ribą tarp sprendinių. Skliausteliuose nurodomas elektrodo krūvis: (-) Zn°|Zn2+||Cu2+|Cu° (+) - galvaninio elemento cheminės grandinės schema.
Poros redokso potencialai priklauso nuo elektrodinio proceso dalyvių pobūdžio ir elektrodinio proceso dalyvių oksiduotų ir redukuotų formų pusiausvyros koncentracijų santykio tirpale, tirpalo temperatūros ir yra aprašomi. pagal Nernsto lygtį.
Kiekybinė redoksinės sistemos charakteristika yra redokso potencialas, atsirandantis platinos fazės sąsajoje vandens tirpalas. Potencialo dydis SI vienetais matuojamas voltais (V) ir apskaičiuojamas pagal Nernst-Peters lygtis:
kur a(Ox) ir a(raudona) yra atitinkamai oksiduotų ir redukuotų formų aktyvumas; R- universali dujų konstanta; T- termodinaminė temperatūra, K; F- Faradėjaus konstanta (96 500 C/mol); n- elektronų, dalyvaujančių elementariame redokso procese, skaičius; a - hidronio jonų aktyvumas; m- stechiometrinis koeficientas prieš vandenilio joną pusinės reakcijos metu. Reikšmė φ° yra standartinis redokso potencialas, t.y. potencialas, išmatuotas esant sąlygoms a(Ox) = a(Red) = a(H+) = 1 ir tam tikra temperatūra.
Manoma, kad 2H+/H2 sistemos standartinis potencialas yra 0 V. Standartiniai potencialai yra atskaitos vertės ir pateikiami lentelėje esant 298K temperatūrai. Biologinėms sistemoms nebūdinga stipriai rūgštinė aplinka, todėl gyvosiose sistemose vykstantiems procesams apibūdinti dažniau naudojamas formalusis potencialas, nustatomas esant sąlygai a(Ox) = a(Red), pH 7,4 ir temperatūra 310K ( fiziologinis lygis). Rašant poros potencialą, jis nurodomas trupmena, skaitiklyje - oksidatorius, o vardiklyje - reduktorius.
25 °C (298K) pakeitus pastovias vertes (R = 8,31 J/mol deg; F= 96 500 C/mol) Nernsto lygtis yra tokia:
čia φ° yra standartinis poros redokso potencialas, V; so.fyu ir sv.f. - atitinkamai oksiduotų ir redukuotų formų pusiausvyros koncentracijų sandauga; x ir y yra pusinės reakcijos lygties stechiometriniai koeficientai.
Elektrodo potencialas susidaro metalinės plokštelės, panardintos į jos druskos tirpalą, paviršiuje ir priklauso tik nuo oksiduotos formos koncentracijos [Mn+], nes redukuotos formos koncentracija nekinta. Elektrodo potencialo priklausomybė nuo to paties pavadinimo jono koncentracijos nustatoma pagal lygtį:
čia [Mn+] yra metalo jono pusiausvyrinė koncentracija; n- pusinės reakcijos metu dalyvaujančių elektronų skaičius atitinka metalo jono oksidacijos būseną.
Redox sistemos skirstomos į du tipus:
1) sistemoje vyksta tik elektronų perdavimas Fe3+ + ē = = Fe2+, Sn2+ - 2ē = Sn4+. Tai izoliuota redokso pusiausvyra;
2) sistemos, kai elektronų pernešimas papildomas protonų pernešimu, t.y. Pastebėjus skirtingų tipų kombinuota pusiausvyra: protolitinė (rūgštis-bazė) ir redoksas su galima konkurencija tarp dviejų protonų ir elektronų dalelių. Biologinėse sistemose tokio tipo yra svarbios redokso sistemos.
Antrojo tipo sistemos pavyzdys yra vandenilio peroksido panaudojimo organizme procesas: H2O2 + 2H+ + 2ē ↔ 2H2O, taip pat daugelio oksiduojančių medžiagų, turinčių deguonies: CrO42-, Cr2O72- redukavimas rūgštinėje aplinkoje. , MnO4-. Pavyzdžiui, MnО4- + 8Н+ + 5ē = = Mn2+ + 4Н2О. Šioje pusinėje reakcijoje dalyvauja elektronai ir protonai. Poros potencialas apskaičiuojamas pagal formulę:
Platesniame konjuguotų porų diapazone oksiduotos ir redukuotos poros formos yra tirpale įvairaus oksidacijos laipsnio (MnO4-/Mn2+). Kaip matavimo elektrodas
V tokiu atveju naudojamas elektrodas iš inertinės medžiagos (Pt). Elektrodas nėra elektrodo proceso dalyvis ir atlieka tik elektronų nešiklio vaidmenį.
Potencialas, susidaręs dėl tirpale vykstančio redokso proceso, vadinamas redokso potencialas.
Jis matuojamasredokso elektrodas yra inertiškas metalas, randamas tirpale, kuriame yra oksiduotos ir redukuotos poros formos. Pavyzdžiui, matuojant Eo Fe3+/Fe2+ poroms naudojamas redokso elektrodas – platinos matavimo elektrodas. Etaloninis elektrodas yra vandenilis, kurio poros potencialas yra žinomas.
Galvaniniame elemente vykstanti reakcija:
Cheminės grandinės diagrama: (-)Pt|(H2°), H+||Fe3+, Fe2+|Pt(+).
Taigi, oksidacijos-redukcijos potencialas (ORP) yra sistemos, kurioje tam tikros medžiagos oksidacinių ir redukuojančių formų aktyvumas yra lygus vienetui, potencialas. ORP matuojamas naudojant redokso elektrodus kartu su standartiniais etaloniniais elektrodais.
Kiekviena redokso reakcija turi savo redokso pora– šioje poroje medžiaga yra oksiduota ir redukuota (Fe+3/Fe+2).
Kiekybinis redokso poros aktyvumo matas yra jos ORP vertė.
ORP garai>>>oksidatorius
ORP poros<<<восстановитель
ORP priklauso nuo:
Redokso poros prigimtis,
Koncentracijos
Temperatūros
Oksidatorių ir reduktorių lyginamasis stiprumas. Redokso procesų krypties numatymas remiantis redokso potencialų reikšmėmis.
Oksidacijos-redukcijos potencialas yra medžiagų redoksinio gebėjimo matas. Standartinių porų potencialų vertės nurodytos atskaitos lentelėse.
Standartiniai elektrodų potencialai (E°), kurie vandenilio atžvilgiu veikia kaip reduktorius, turi „-“ ženklą, o „+“ – elektrodų, kurie yra oksidatoriai, standartinius potencialus.
Metalai, išdėstyti didėjančia jų standartinių elektrodų potencialų tvarka, sudaro vadinamuosius elektrocheminės metalo įtampų serijos: 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.
Redokso potencialų serijoje pažymėti šie modeliai.
1. Jei poros standartinis redokso potencialas yra neigiamas, pvz., φ°(Zn2+(p)/Zn°(t)) = -0,76 V, tai vandenilio poros, kurios potencialas didesnis, atžvilgiu ši pora veikia. kaip reduktorius. Potencialas susidaro dėl pirmojo mechanizmo (oksidacijos reakcijos).
2. Jei poros potencialas yra teigiamas, pvz., φ°(Cu2+(p)/ Cu(t)) = +0,345 V vandenilio ar kitos konjuguotos poros, kurios potencialas yra mažesnis, atžvilgiu, ši pora yra oksidatorius. Šios poros potencialą formuoja antrasis mechanizmas (redukcijos reakcija).
3. Kuo didesnė poros etaloninio potencialo algebrinė reikšmė, tuo didesnis oksiduotos formos oksidacinis gebėjimas ir tuo mažesnis šios poros redukuotos formos gebėjimas redukuoti. Teigiamojo potencialo vertės sumažėjimas ir neigiamo padidėjimas atitinka oksidacinio aktyvumo sumažėjimą ir redukcijos aktyvumo padidėjimą. Pavyzdžiui:
Standartinių redokso potencialų verčių palyginimas leidžia atsakyti į klausimą: ar vyksta ta ar kita redokso reakcija?
Skirtumas tarp oksiduotų ir redukuotų pusporų standartinių oksidacijos potencialų vadinamas elektrovaros jėga (EMF).
E0 = Eok-Evost
Kiekybinis kriterijus, leidžiantis įvertinti tam tikros redokso reakcijos galimybę, yra teigiama skirtumo tarp standartinių oksidacijos ir redukcijos pusreakcijų redokso potencialų vertė.
Norint nustatyti spontaniško OVR atsiradimo galimybę standartinėmis sąlygomis, būtina:
G0298= - p F E0
E>0 G< 0 - самопроизвольно
E< 0 G>0 - atgal
E = 0 G = 0 – cheminė pusiausvyra
Fizikiniai ir cheminiai elektronų transportavimo principai mitochondrijų elektronų transportavimo grandinėje.
Visų tipų redokso procesai vyksta oksiduojant substratus mitochondrijose, kurių vidinėse membranose yra fermentų ansambliai - dehidrogenazės, kofermentai (NAD +, FAD, UBC), citochromų b, c1, c serija ir fermentas. - citochromo oksidazė. Jie sudaro ląstelių kvėpavimo grandinės sistemą, per kurią protonai ir elektronai perduodami iš substrato į deguonies molekules, hemoglobino tiekiamas į ląstelę.
Kiekvienam kvėpavimo grandinės komponentui būdinga tam tikra redokso potencialo vertė. Elektronų judėjimas kvėpavimo grandine vyksta laipsniškai nuo mažo potencialo (-0,32 V) iki didesnio potencialo (+0,82 V) medžiagų, nes bet kuris junginys gali paaukoti elektronus tik junginiui, turinčiam didesnį redokso potencialą (lentelė). 1).
1 lentelė
Kvėpavimo grandinės biomolekulių standartiniai redokso potencialai
SISTEMA
PUSINĖ REAKCIJA
REDOX POTENCIAL, V
NAD+/NAD×H
NAD+ + H+ + 2 ē → NAD×H
FAD/FAD×H2
FAD+ + 2H+ + 2 ē → FAD×N2
UBH/ UBH×N2
UBH+ 2H+ + 2 ē → UBH×N2
citochromas b
citochromas c1
citochromas c
citochromas a + a3
О2 + 4 Н+ + 4 ē → 2 Н2О
Audinių kvėpavimo grandinė gali būti pavaizduota diagrama:
Dėl biologinės oksidacijos (dehidrogenavimo) du vandenilio atomai (dviejų protonų ir dviejų elektronų pavidalu) iš substrato patenka į kvėpavimo grandinę. Pirma, NAD+ molekulei įvyksta protono ir elektronų poros estafetė, kuri virsta redukuota NAD forma. × H, tada flavino bazinė sistema (FAD/FAD × H2 arba FMN/FMN × H2), kitas dviejų protonų ir dviejų elektronų akceptorius yra ubichinonas (UBQ). Toliau perduodami tik elektronai: du elektronai iš UBH × H2 nuosekliai perima citochromai pagal jų redokso potencialo vertes (1 lentelė). Paskutinis komponentas, citochromo oksidazė, perduoda elektronus tiesiai į deguonies molekulę. Sumažintas deguonis dviem protonais, gautais iš UBH × H2 sudaro vandens molekulę.
1/2 O2 + 2H+ + 2 ē → H2O
Pažymėtina, kad kiekviena deguonies molekulė sąveikauja su dviem elektronų pernešimo grandinėmis, kadangi citochromų struktūroje galimas tik vieno elektrono perdavimas Fe3+ → Fe2+.
Sudėtinių junginių chemija Redokso (redokso) reakcijų rūšys žmogaus organizme. Redokso reakcijos yra reakcijos, atsirandančios pasikeitus dviejų ar daugiau medžiagų oksidacijos būsenai.
Mes turime didžiausią informacijos bazę RuNet, todėl visada galite rasti panašių užklausų
Dydis: px
Pradėkite rodyti iš puslapio:
Nuorašas
1 Biologinis redokso reakcijų vaidmuo Biologinių redokso reakcijų ypatybė yra jų daugiapakopė prigimtis. Jie pereina eilę tarpinių etapų, kad susidarytų įvairūs deguonies turintys produktai, kurie galiausiai oksiduojami iki anglies monoksido (IV) ir vandens. Redokso reakcijos taip pat būtinos daugelio gyvybiškai svarbių deguonies turinčių organinių biomolekulių (angliavandenių, riebalų rūgščių, hormonų) sintezei. Kai kurios biologinės oksidacijos stadijos yra grįžtamos, o tai užtikrina redokso homeostazės palaikymą organizme. Tai apima C-hidroksilinimo reakciją: R R Angliavandenilių oksidacija į alkoholius organizme vyksta fermentiniu būdu ir yra pirmasis pašalinių organinių medžiagų, įskaitant angliavandenilius, pašalinimo iš organizmo etapas. Svetimos organinės medžiagos vadinamos ksenobiotikais. Ši reakcija susideda iš CH jungties pakeitimo C OH ir padeda įvesti hidroksilo grupę į biomolekulę. Glikolių susidarymas iš nesočiųjų junginių yra svarbi biocheminė reakcija: , 2 Biologinėje terpėje ši transformacija vyksta per tarpinę oksido stadiją, kuri vėliau prideda vandens. Būtent šios transformacijos paaiškina tabako dūmuose esančių angliavandenilių stiprų kancerogeninį (iš lot. vėžys, genos, kilmė) aktyvumą. Arenai, patekę į gyvą organizmą, virsta karboksirūgštimis, o pats benzenas lėtai C-hidroksilinamas ir susidaro fenolis, turintis biologinį poveikį.
2 Benzenas kaupiasi organizme, tai yra kaupiamasis nuodas. Alkoholiai lengvai oksiduojasi, dėl ko pirminiai alkoholiai oksiduojasi į aldehidus: R 2 R, o antriniai alkoholiai į ketonus: R R (tretiniai alkoholiai neoksiduojasi švelniomis sąlygomis, bet kietomis sąlygomis oksiduojasi su pertrauka anglies grandinėje.) Šie procesai sudaro tarpinę oksidacinių ląstelių procesų, vykstančių veikiant fermentams, fazę. Reakcija yra grįžtama. Kai oksiduojasi pirminė glicerolio alkoholio grupė, susidaro gliceraldehidas: 2 - oksidavus antrinę alkoholio grupę, dioksiacetonas 2 - Glicerolio oksidacija taip pat yra grįžtamasis biocheminis virsmas, susiejantis lipidus ir angliavandenius. Apskritai gyvuose organizmuose įvairios organinės medžiagos (angliavandeniai, alkoholiai, aldehidai) dažniausiai fermentiškai oksiduojasi į atitinkamas karboksirūgštis: R 2 R
3 R R Kartais tai turi nepageidaujamų pasekmių, pvz.: metanolis, veikiant fermentams, virsta formaldehidu ir skruzdžių rūgštimi, paaiškina jo toksinį poveikį; žalingas alkoholio poveikis organizmui paaiškinamas ir jo fermentine oksidacija į acetaldehidą; Etileno glikolio toksiškumas atsiranda dėl jo oksidacijos iki toksiškos oksalo rūgšties. Organinių biomolekulių metabolizmas į karboksirūgštis bendroji bio cheminė reakcija. Pagrindinis junginys daugiapakopiame angliavandenių apykaitos procese yra piruvo rūgštis: 3 oksiduojasi: Ląstelių kvėpavimo metu, esant deguoniui, ji baigiasi (aerobinė oksidacija). Trūkstant deguonies, veikiant fermentams, jis redukuojamas iki pieno rūgšties: 3 Pieno rūgštis kaupiasi raumenyse intensyvios fizinės veiklos, susijusios su dideliu deguonies suvartojimu, metu. Kūnas 99% energijos gauna per įvairius redokso procesus. Lipidų oksidaciją lydi 39 kJ energijos išsiskyrimas 1 g riebalų, o tai daugiau nei 2 kartus viršija terminį angliavandenių ar baltymų oksidacijos efektą. Be to, oksiduojantis 1 g riebalų susidaro iki 1,4 g vandens, o tai yra reikšmingas indėlis palaikant bendrą vandens ir elektrolitų pusiausvyrą organizme. 3
4 Redokso reakcijų pagalba organizmas skaido toksines medžiagas – tiek susidariusias medžiagų apykaitos metu, tiek patekusias iš išorės. Daugelio toksinių medžiagų (ozono, nitratų, azoto oksidų ir kt.) poveikis organizmui paaiškinamas stipriomis oksiduojančiomis savybėmis. Tai negrįžtamai sunaikina fermentus. Stiprūs oksidatoriai (kalio permanganatas, vandenilio peroksidas, jodas, baliklis ir kt.) naudojami medicinoje ir higienos praktikoje kaip dezinfekavimo priemonės. Redokso reakcijos organinėje chemijoje. (metodinės rekomendacijos) Dalyvaujant organinėms medžiagoms, vyksta daugybė redokso reakcijų. Maždaug 60% visų reakcijų, kuriose vyksta organinės medžiagos, yra redokso. Panagrinėkime koeficientų išdėstymo reakcijų lygtyse, kuriose dalyvauja organiniai junginiai, metodiką. Organiniuose junginiuose galima nustatyti „vidutinę“ oksidacijos būseną visiems anglies atomams arba apskaičiuoti ją kiekvienam junginio anglies atomui atskirai. Pavyzdžiui: 8/ C 3 H Anglies oksidacijos laipsnį junginyje galima nustatyti naudojant formulę: c.o. (C) = m l, kur m yra tam tikro anglies atomo ryšių su heteroatomais (deguonies, halogenų, azoto, sieros atomais) skaičius, o l yra tam tikro anglies atomo atomų ryšių su vandeniliu skaičius. Pavyzdžiui, metanolio molekulėje anglies atomas turi vieną ryšį su deguonimi ir tris ryšius su vandeniliu: m = 1; l = 3, anglies oksidacijos laipsnis metanolyje yra 1 3 = 2. Apsvarstykite perėjimą: metanas metanolis metanolis skruzdžių rūgštis anglies monoksidas (IV). Nenaudojant oksidacijos būsenos sąvokos, neįmanoma tiksliai pasakyti, ar reakcijos, kuriomis vyksta šis perėjimas, yra
5 redox ar ne. Apskaičiuokime anglies oksidacijos laipsnius išvardytose medžiagose. Gauname: Anglies atomų oksidacijos laipsnis padidina oksidaciją Panagrinėkime keletą ORR pavyzdžių, kuriuose dalyvauja organinės medžiagos. N-butano degimo reakcija. Reakcijos schema: C 4 H 10 + O 2 CO 2 + H 2 O Vidutinė anglies oksidacijos laipsnio butane reikšmė: 10/4 = 2,5. Anglies oksidacijos laipsnis anglies monoksido balanse: 2,5 +4 v-l 4C 26e 4C 2 ok-e o-l 2 + 4e 2 13 v-e (IV) lygus +4. Nubraižykime elektroninio schemą Atsižvelgdami į rastus koeficientus, n-butano degimo reakcijos lygtis yra tokia: Bet jūs galite galvoti kitaip. N-butano molekulėje anglies atomų oksidacijos būsenos skiriasi: CH 3 CH 2 CH 2 CH 3 Šiuo atveju elektronų pusiausvyros diagrama atrodys taip: C 14e ok-e 2C 12e 2 26e e 2 13 c-e Reakcija Etileno oksidacija kalio permanganato tirpalu neutralioje aplinkoje. Sudėkime koeficientus reakcijos lygtyje elektroninio balanso metodu. Reakcijos schema: = 2 + KMn Mn 2 + K 2 1
6 2 2e 2 3 ok-e Mn + 3e Mn 2 е Reakcijos lygtis: 3 2 = 2 + 2KMn Mn 2 + 2K Koeficientus šioje lygtyje galite išdėstyti pusinės reakcijos metodu. Šioje reakcijoje etileno molekulės oksiduojamos ir susidaro etilenglikolio molekulės, o permanganato jonai redukuojami, kad susidarytų mangano dioksidas. Pusinės reakcijos schemos: e 2 4 () Mn e Mn Bendra elektronų-jonų lygtis: Mn () 2 + 2Mn Mn () 2 + 2Mn reakcijos: Gliukozės oksidacija kalio permanganatu rūgščioje terpėje. Schema KMn S MnS 4 + K 2 S a) Elektroninio balanso metodas. Pirmas variantas. Skaičiuojame vidutinę anglies oksidacijos būseną gliukoze: e Mn +5e Mn 5 apytiksliai 24 antrajame variante. Apskaičiuojame kiekvieno anglies atomo oksidacijos būseną gliukozės molekulėje: () 4 Elektroninio balanso schema tampa sudėtingesnė: e e 4 5 ok-e e
7 24e Mn + 5e Mn 24-oji b) Pusinės reakcijos metodas e ok-e Mn e Mn Suminė joninė lygtis: 24-oji Mn Mn Mn Mn Molekulinė lygtis: KMn S MnS K 2 S
Redokso reakcijos su organinėmis medžiagomis Panagrinėkime tipiškiausias įvairių klasių organinių medžiagų oksidacijos reakcijas. Šiuo atveju mes turėsime omenyje, kad degimo reakcija
L. V. Kutsapkina Redokso reakcijos organinėje chemijoje Pasirengimas vieningam valstybiniam egzaminui 2016 UDC 82-3 BBK 84-4 K95 K95 Kutsapkina L. V. Redokso reakcijos organinėje chemijoje:
Santraukos tema Alkanai (sotieji arba sotieji angliavandeniliai, parafinai) Pavardė, vardas, grupė Alkanai yra užrašyti apibrėžimą Homologinė alkanų serija: sudaryti pirmųjų dešimties atstovų lentelę.
UDC 54 ORGANINIŲ MEDŽIAGŲ OKSIDACIJOS REAKCIJŲ KOEFICIENTO IŠDĖSTYMO METODAI Martynyuk K.P. Vadovas: mokytoja Buryakova G.A. chemija MKOU Nevonskaya vidurinė mokykla 6 ĮVADAS Problemos aktualumas. Vienas iš
Pasirengimo vieningam valstybiniam chemijos egzaminui organizavimas: redokso reakcijos su organinėmis medžiagomis Lidija Ivanovna Asanova mokslų daktarė, Valstybinės biudžetinės profesinio mokymo įstaigos „Nižnij Novgorod“ Gamtos mokslų mokymo katedros docentė
P\p Tema I pamoka II III 9 klasė, 2014-2015 mokslo metai, pagrindinis lygis, chemija Pamokos tema Valandų skaičius Apytikslis terminas Žinios, gebėjimai, gebėjimai. Elektrolitinės disociacijos teorija (10 val.) 1 Elektrolitai
BILIETAI Į CHEMIJOS 10-11 KLASĖS. BILIETAS 1 1. Periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema D.I. Mendelejevas remiasi idėjomis apie atomų sandarą. Periodinio įstatymo reikšmė
ANOTACIJA DARBO PROGRAMAI DARBO PROGRAMAI „Chemija“ Autorius-sudarytojas: Ramzina A.G. 1. Programos apimtis: vidurinio bendrojo lavinimo įgyvendinimas pagal vidurinės mokyklos specialistų rengimo programą
B7 užduotys chemijoje 1. Fenolis reaguoja su 1) chloru 2) butanu 3) siera 4) natrio hidroksidu 5) azoto rūgštimi 6) silicio oksidu (IV) Fenoliai yra deguonies turintys organiniai junginiai, kurių molekulėje
Chemijos egzaminų bilietai, 10 klasė 1 bilietas 1. Pagrindiniai organinių medžiagų cheminės sandaros teorijos principai A.M. Butlerovas. Cheminė struktūra kaip atomų jungties ir tarpusavio įtakos tvarka
O. V. Archangelskaja, I. A. Tulkovas, Maskvos valstybinis universitetas. Sunki užduotis. Pradėkime eilės tvarka. Redokso reakcijų lygtyse yra du koeficientų parinkimo būdai: elektronų balansas, elektronų jonas.
1. Autotrofiniams organizmams priskiriami 1) gleivės 2) mielės 3) penicilijos 4) chlorelė TEMA „Energijos apykaita“ 2. Pinocitozės proceso metu absorbuojamas 1) skystis 2) dujos 3) kietosios medžiagos 4) gumuliukai.
1 bilietas 1. D.I.Mendelejevo periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema, pagrįsta idėjomis apie atomų sandarą. Periodinio įstatymo svarba mokslo raidai. 2. Sotieji angliavandeniliai,
A15 užduotys chemijoje 1. Šviežiai nusodintas vario(II) hidroksidas reaguoja su 1) etilenglikoliu 2) metanoliu 3) dimetilo eteriu 4) propenu Šviežiai nusodintas vario(II) hidroksidas reaguoja su daugiahidroksiliais alkoholiais
A16 užduotys chemijoje 1. Formaldehidas nereaguoja su Formaldehidas yra skruzdžių aldehidas, dar žinomas kaip metanalis; 40% formaldehido tirpalas vandenyje vadinamas formalinu. Sudėjimo reakcijos vyksta karbonilo grupėje
1 ketvirtis Organinės medžiagos yra medžiagos, turinčios anglies. Chemijos šaka, tirianti anglies junginius, vadinama organine chemija. Medžiagos, kurių sudėtis yra tokia pati ir molekulinė
Alkoholiai R Funkcinės grupės Funkcinės grupė Organinių medžiagų klasė Hidroksilkarbonilo karboksilo C Alkoholiai ir fenoliai Aldehidai Ketonai C Karboksirūgštys 3 pavyzdys C C 2 C 2 3 C C C 3
A19 užduotys chemijoje 1. Natrio oksido sąveika su vandeniu reiškia 1) jungties, negrįžtamos 2) mainų, grįžtamosios 3) jungties, grįžtamosios 4) mainų, negrįžtamos reakcijas Natrio oksidas yra bazinis.
Rusijos Federacijos švietimo ir mokslo ministerija FEDERALINĖ VALSTYBĖS BIUDŽETINĖ AUKŠTOJO PROFESINIO MOKYMO ĮSTAIGA "SIBIRO VALSTYBINIS TECHNOLOGIJOS UNIVERSITETAS"
PROGRAMOS TURINYS 1 skyrius. Cheminis elementas 1 tema. Atomų sandara. Periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema D.I. Mendelejevas. Šiuolaikinės idėjos apie atomų sandarą.
Rostovo srities Šachtų miesto savivaldybės biudžetinė ugdymo įstaiga „M.N. Tararino vardo 43-oji vidurinė mokykla“ CHEMIJOS DARBO PROGRAMOS 8-11 KLASĖS ANOTACIJAS Santrauka
3 UŽDUOTIS Problemų sprendimo pavyzdžiai 1 pavyzdys. Kai 100 ml nežinomos druskos tirpalo sąveikauja su sidabro nitrato tirpalu, susidaro 87 g baltų nuosėdų, o kai reaguoja tiek pat sulfato tirpalo.
I. Planuojami chemijos pagrindinio bendrojo ugdymo pagrindinio ugdymo programos mokinių rezultatai Absolventas išmoks: charakterizuoti pagrindinius pažinimo metodus: stebėjimą, matavimą,
Savivaldybės biudžetinė ugdymo įstaiga „Vidurinė mokykla 11“ Svarstyta pedagoginės tarybos posėdyje Protokolas nuo Suderintas pavaduotojo. Vandens išteklių valdymo direktorius M.N. Šaburovas
Aiškinamasis raštas Tikslas: sisteminti ir apibendrinti studentų chemijos žinias, parengti studentus chemijos OGE. Tikslai: 1) toliau tobulinti mokinių chemijos žinias; 2) tęsti formavimąsi
Chemijos užduočių banko klasė 10 1. Propanas metanas etanas etilenas 5) acetilenas reaguos su kiekviena iš nurodytų medžiagų: vandenilio chloridu, vandeniliu, bromu, vandeniu 2. Atliekant užduotį iš siūlomo sąrašo
Aiškinamasis raštas Chemijos studijomis pagrindinio bendrojo lavinimo lygmeniu siekiama šių tikslų: įsisavinti svarbiausias žinias apie pagrindines chemijos sąvokas ir dėsnius, cheminę simboliką;
Savivaldybės švietimo įstaigos „Sulevkent vidurinė mokykla“ Stebėsenos darbų YA_SDAM_USE_III_STAGE 11 klasėje ataskaita Chemija 2017 Diagnostinio darbo ataskaita:
Bendrosios nuostatos Stojamieji chemijos testai stojantiesiems į bakalauro ir specialiąsias programas Sibiro valstybiniame universitete. M.F. Reshetnev yra egzaminas, atliekamas raštu.
10 klasė, chemija, 2014-2015, pagrindinis lygis p/n kiekis Pamokos data Tema Pamokos valandos Planas. faktas. I Organinės chemijos teoriniai pagrindai (3 val.) II III IV 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
LUGANSK LIAUDIES RESPUBLIKOS ŠVIETIMO IR MOKSLO MINISTERIJOS VALSTYBĖS LUGANSKIO LIAUDIES RESPUBLIKOS PAPILDOMO PROFESINIO ŠVIETIMO INSTITUCIJA "RESPUBLIKOS ŠVIETIMO PLĖTROS CENTRAS"
KRIMO RESPUBLIKOS DŽANKOISKIJO RAJONO SAVIVALDYBĖS UGDYMO ĮSTAIGOS "MASLOVSKAJOS MOKYKLA" DARBO PROGRAMA chemijos 10-11 klasėse (pagrindinis lygis) Įgyvendinimo laikotarpis: 2016 m. 2018 m. Parengė:
NEPELNO ORGANIZACIJOS "MASKVOS UNIVERSITETŲ ASSOCIACIJA" FEDERALINĖ VALSTYBĖ AUKŠTOJO PROFESINIO MOKSLO MOKYMO ĮSTAIGA RUSIJOS VALSTYBINIO ŽEMĖS ŪKIO UNIVERSITETAS MSHA
2009 M. SARATOVO VALSTYBINIO MEDICINOS UNIVERSITETO CHEMIJOS STATYMO EGZAMINŲ PROGRAMA 1. Chemijos dalykas, jo uždaviniai. Chemijos vieta tarp gamtos mokslų, mokslų santykis su chemija.
Powered by TCPDF (www.tcpdf.org) Aiškinamasis raštas Chemijos studijomis pagrindinio bendrojo lavinimo lygmeniu siekiama šių tikslų: įsisavinti svarbiausias žinias apie pagrindines sąvokas ir
1. Planuojami 10 klasės chemijos kurso įsisavinimo rezultatai 1 tema Organinės chemijos teoriniai pagrindai. Studijuodami temą „Teoriniai organinės chemijos pagrindai“ studentai turėtų žinoti/suprasti:
Turinys Redaktoriaus pratarmė... 3 Įvadas... 5 I dalis. BENDROSIOS CHEMIJOS PAGRINDAI 1 skyrius. Pagrindinės chemijos sąvokos ir dėsniai 1.1. Chemijos apibrėžimas ir dalykas...9 1.2. Pradinė informacija apie atomų sandarą.
Tema: „Alkoholiai“ 1 kortelė 1. Kas yra funkcinė grupė? Pateikite skirtingų funkcinių grupių pavyzdžių. 2. Sudarykite trijų C 4 H 10 O sudėties medžiagos izomerų formules ir suteikite jiems pavadinimus. 3. Rašykite
Chemija 10 klasė. 2 demonstracinė versija (45 min.) 1 Diagnostinis teminis darbas 2 pasirengimo vieningam valstybiniam chemijos egzaminui temomis „Deguonies turintys organiniai junginiai: alkoholiai, fenoliai, aldehidai
Savivaldybės ugdymo įstaiga Furmanovo miesto 8 pagrindinė mokykla Svarstyta metodinės tarybos posėdyje /_S.V.Sokova_/ Vardas ir pavardė Protokolas 20 d. Sutarta Savivaldybės bendrojo ugdymo įstaigos direktoriaus pavaduotojas vandentvarkai
CHEMIJA Materijos sandaros teorija Atomas. Atomų branduolių sudėtis. Cheminis elementas. Medžiagos sudėties pastovumas. Santykinė atominė ir santykinė molekulinė masė. Masės tvermės dėsnis, jo reikšmė
2 Savivaldybės biudžetinė švietimo įstaiga „Perovskajos mokykla-gimnazija“ PERŽIŪRĖTA SUTARTINĖ PATVIRTINTA MBOU mokytojų asociacijos „Perovskaja“ direktoriaus metodinės pavaduotojos vandentvarkai posėdyje
B6 užduotys chemijoje 1. 2-metilpropano ir bromo sąveika kambario temperatūroje šviesoje 1) reiškia pakeitimo reakcijas 2) vyksta radikaliu mechanizmu 3) lemia pirmenybę
Chemijos studijų aukštesnio lygio ypatumai Gamtos ir matematinio ugdymo centro vadovas. Chemijos redakcinė kolegija Sladkovas Sergejus Anatoljevičius PROPEDEUTINIS CHEMIJOS STUDIJOS 1. Ankstesnis chemijos tyrimas
Demonstracinė chemijos darbo 0 klasės kurso versija A dalis.. Atlikdami užduotį iš siūlomo atsakymų sąrašo pasirinkite du teisingus ir užsirašykite skaičius, po kuriais jie nurodyti. Dėl etanolio galioja šie dalykai:
Maskvos miesto valstybinės biudžetinės profesinio mokymo įstaigos Maskvos miesto sveikatos departamento sveikatos departamentas "Medicinos kolegija 2" PATVIRTINTA metodine.
I. Reikalavimai studentų pasirengimo lygiui Studentai, įsisavindami skyrių, turėtų žinoti/suprasti: cheminius simbolius: cheminių elementų ženklus, cheminių medžiagų formules ir chemines lygtis
Aiškinamasis raštas Darbo programa sudaryta remiantis apytiksle pagrindinio bendrojo lavinimo programa ir „Gara N. N.“ autorine programa bendrojo lavinimo įstaigoms, skirta autoriniams chemijos vadovėliams.
ORGANINĖS CHEMIJOS DIAGNOSTINĖS KONTROLĖS DARBAS 10-11 kl. Trukmė: 50 minučių Diagnostinio darbo analizės schema 1 2 3 klausimai 22% mokinių, atlikusių užduotis 1 variantas 2 variantas
Chemijos B2 užduotys 1. Nustatykite reakcijos lygties ir azoto savybių, kurias ji turi šioje reakcijoje, atitiktį. REAKCIJOS LYGTIS A) B) AZOTO SAVYBĖS 1) oksidatorius 2) reduktorius 3)
Valstybinis medicinos ir farmacijos universitetas pavadintas. Nicolae Testemitanu Analitinė programa stojamiesiems egzaminams. Chemija Įvadas Chemijos žinios yra būtinos, norint nustatyti pagrindo struktūras ir savybes
CHEMIJOS STOJIMO PROGRAMA Chemijos programa stojantiems į universitetą susideda iš keturių dalių. Pirmoje dalyje pateikiamos pagrindinės teorinės chemijos sąvokos, kurios turėtų
Chemija 1. Dalykos tikslas ir uždaviniai Dalykos „Chemija“ įsisavinimo tikslas yra: žinių apie gamtos mokslinio pasaulio paveikslo cheminį komponentą, svarbiausias chemines sąvokas, dėsnius ir teorijas įsisavinimas;
Bilietas 1. 1. Organinės chemijos dalykas. Sigma obligacija, pi obligacija. Orbitų hibridizacija. Pirmoji, antroji ir trečioji anglies atomo valentinės būsenos 2 bilietas. 1. Butlerovo organinių medžiagų sandaros teorija
PROGRAMA. ORGANINĖ CHEMIJA. (2 val. per savaitę; iš viso 68 val., iš kurių 3 val. rezervinis). ORGANINĖS CHEMIJOS ĮVADAS (5 val.) Organinės chemijos dalykas. Neorganinių ir organinių medžiagų santykis.
Paaiškinimas Chemijos darbo programa sudaroma remiantis: federaliniu valstybinio vidurinio (visiško) bendrojo išsilavinimo standarto komponentu. M.: „Švietimas“ 2004 m.
Klasė, Darbo turinys, 7 klasė Chemijos dalykas. Medžiagos. 1 2 Fizikiniai ir cheminiai reiškiniai. 3 Valstybinė biudžetinė Pskovo srities papildomo ugdymo įstaiga „Pskovo sritis
3 UŽDUOTIS Užduočių sprendimo pavyzdžiai 1 pavyzdys. Surašykite visus heksanolio antrinių alkoholių izomerus ir pavadinkite juos pagal pakaitinę nomenklatūrą. 2 2 2 heksanolis-2 2 2 2 heksanolis-3 2 4-metilpentanolis-2 2 3-metilpentanolis-2
2 olimpiados „Pirmi žingsniai į mediciną“ chemijos etapo UŽDUOTYS Pilnas vardas KLASĖS MOKYKLOS ADRESAS, TELEFONAS 1 variantas (60 balų) 1 DALIS (12 balų) Pildant šios dalies užduotis 1 atsakymo formoje po numeriu
2015-2016 mokslo metų teminis planavimas chemijos 10 klasė Vadovėlis O.S. Pamokos Gabrielianas Data Skyriaus pavadinimas, pamokos tema (nurodant valandų skaičių) Ugdomos žinios, įgūdžiai ir gebėjimai. Veiklos būdai
Biologinė oksidacija - Tai įvairių medžiagų redoksinių virsmų gyvuose organizmuose rinkinys. Redokso reakcijos yra reakcijos, atsirandančios pasikeitus atomų oksidacijos būsenai dėl elektronų persiskirstymo tarp jų.
Biologinių oksidacijos procesų tipai:
1)aerobinė (mitochondrijų) oksidacija skirtas išgauti maistinių medžiagų energiją dalyvaujant deguoniui ir kaupti ją ATP pavidalu. Aerobinė oksidacija taip pat vadinama audinių kvėpavimas, nuo tada, kai jis atsiranda, audiniai aktyviai vartoja deguonį.
2) anaerobinė oksidacija– Tai pagalbinis energijos išgavimo iš medžiagų metodas nedalyvaujant deguoniui. Anaerobinė oksidacija turi didelę reikšmę, kai trūksta deguonies, taip pat dirbant intensyvų raumenų darbą.
3) mikrosominė oksidacija skirtas vaistams ir nuodams neutralizuoti, taip pat įvairių medžiagų: adrenalino, norepinefrino, odoje esančio melanino, kolageno, riebalų rūgščių, tulžies rūgščių, steroidinių hormonų sintezei.
4) laisvųjų radikalų oksidacija būtini ląstelių membranų atsinaujinimui ir pralaidumui reguliuoti.
Pagrindinis biologinės oksidacijos kelias yra mitochondrijos, susijęs su kūno aprūpinimu energija tokia forma, kurią galima naudoti. Energijos šaltiniai žmogui yra įvairūs organiniai junginiai: angliavandeniai, riebalai, baltymai. Dėl oksidacijos maistinės medžiagos skyla į galutinius produktus, daugiausia CO 2 ir H 2 O (skilimo baltymams taip pat susidaro NH 3). Šiuo atveju išsiskirianti energija kaupiasi didelės energijos junginių, daugiausia ATP, cheminių ryšių energijos pavidalu.
Makroerginis vadinami organiniais gyvų ląstelių junginiais, kuriuose yra daug energijos turinčių ryšių. Didelės energijos jungčių hidrolizė (pažymėta vingiuota linija ~) išskiria daugiau nei 4 kcal/mol (20 kJ/mol). Makroerginiai ryšiai susidaro dėl cheminių jungčių energijos perskirstymo medžiagų apykaitos proceso metu. Dauguma didelės energijos junginių yra fosforo rūgšties anhidridai, pavyzdžiui, ATP, GTP, UTP ir kt. Adenozino trifosfatas (ATP) užima pagrindinę vietą tarp medžiagų, turinčių didelės energijos jungtis.
adeninas – ribozė – P ~ P ~ P, kur P yra fosforo rūgšties liekana
ATP yra kiekvienoje citoplazmos ląstelėje, mitochondrijose ir branduoliuose. Biologines oksidacijos reakcijas lydi fosfatų grupės perkėlimas į ADP ir susidaro ATP (šis procesas vadinamas fosforilinimas). Taigi energija kaupiama ATP molekulių pavidalu ir, esant reikalui, naudojama įvairiems darbams (mechaniniams, elektriniams, osmosiniams) atlikti bei sintezės procesams vykdyti.
Sistema, skirta suvienodinti oksidacijos substratus žmogaus organizme
Tiesioginis cheminės energijos, esančios maisto molekulėse, panaudojimas yra neįmanomas, nes nutrūkus intramolekuliniams ryšiams išsiskiria didžiulis energijos kiekis, dėl kurio gali būti pažeistos ląstelės. Tam, kad maisto medžiagos patektų į organizmą, jos turi patirti eilę specifinių transformacijų, kurių metu įvyksta daugiapakopis sudėtingų organinių molekulių skilimas į paprastesnes. Tai leidžia palaipsniui išlaisvinti energiją ir kaupti ją ATP pavidalu.
Įvairių sudėtingų medžiagų pavertimo vienu energetiniu substratu procesas vadinamas suvienijimas. Yra trys suvienijimo etapai:
1. Parengiamasis etapas atsiranda virškinamajame trakte, taip pat kūno ląstelių citoplazmoje . Didelės molekulės skyla į jas sudarančius struktūrinius blokus: polisacharidus (krakmolas, glikogenas) – į monosacharidus; baltymai – į aminorūgštis; riebalai – iki glicerolio ir riebalų rūgščių. Taip išsiskiria nedidelis energijos kiekis (apie 1%), kuris išsisklaido kaip šiluma.
2. Audinių transformacijos prasideda ląstelių citoplazmoje ir baigiasi mitochondrijomis. Susidaro dar paprastesnės molekulės, o jų tipų skaičius gerokai sumažėja. Gauti produktai yra bendri įvairių medžiagų apykaitos keliams: piruvatui, acetil-kofermentui A (acetil-CoA), α-ketoglutaratui, oksaloacetatui ir kt. Svarbiausias iš šių junginių yra acetil-CoA – acto rūgšties likutis. kuris S yra prijungtas didelės energijos jungtimi per sierą Kofermentas A yra aktyvi vitamino B 3 (pantoteno rūgšties) forma. Baltymų, riebalų ir angliavandenių skilimo procesai susilieja acetil-CoA susidarymo stadijoje, vėliau sudarydami vieną medžiagų apykaitos ciklą. Šiam etapui būdingas dalinis (iki 20 proc.) energijos išsiskyrimas, kurios dalis kaupiama ATP, o dalis išsisklaido šilumos pavidalu.
3. Mitochondrijų stadija. Antrajame etape susidarę produktai patenka į ciklinę oksidacinę sistemą – trikarboksirūgšties ciklą (Krebso ciklą) ir susijusi mitochondrijų kvėpavimo grandinė. Krebso cikle acetil-CoA oksiduojamas iki CO 2, o vandenilis susijungia su nešikliais – NAD + H 2 ir FAD H 2. Vandenilis patenka į mitochondrijų kvėpavimo grandinę, kur deguonis oksiduojamas iki H 2 O. Šį procesą lydi maždaug 80% medžiagų cheminių ryšių energijos išsiskyrimas, dalis jos panaudojama ATP susidarymui. o dalis išsiskiria šilumos pavidalu.
|
Angliavandeniai (polisacharidai) | |||
|
I parengiamieji; 1% maistinės energijos išsiskiria (šilumos pavidalu); |
amino rūgštys |
glicerolis, riebalų rūgštis |
|
|
II audinių transformacijos; 20% energijos kaip šiluma ir ATP |
acetil-CoA (CH3 -CO~SKoA) |
||
|
III mitochondrijų stadija; 80% energijos (apie pusė yra ATP pavidalu, likusi dalis yra šilumos pavidalu). |
Trikarboksirūgšties ciklas Mitochondrijų kvėpavimo grandinė O 2 |
||
Pagrindinių audinių oksidoreduktazių klasifikacija ir charakteristikos
Svarbi biologinės oksidacijos ypatybė yra ta, kad ji vyksta veikiant tam tikriems fermentams (oksidoreduktazė). Visi kiekvienam etapui reikalingi fermentai sujungiami į ansamblius, kurie, kaip taisyklė, yra fiksuojami ant įvairių ląstelių membranų. Dėl suderinto visų fermentų veikimo cheminės transformacijos vyksta palaipsniui, tarsi ant konvejerio. Šiuo atveju vienos stadijos reakcijos produktas yra pradinis junginys kitam etapui.
Oksidoreduktazių klasifikacija:
1. Dehidrogenazės pašalinti vandenilį iš oksiduoto pagrindo:
SH 2 + A → S + AH 2
Procesuose, susijusiuose su energijos atgavimu, labiausiai paplitęs biologinės oksidacijos reakcijos tipas yra dehidrogenacija, tai yra dviejų vandenilio atomų atsiskyrimas nuo oksiduoto substrato ir jų perkėlimas į oksidatorių. Iš tikrųjų vandenilis gyvose sistemose randamas ne atomų pavidalu, o yra protono ir elektrono (H + ir ē) suma, kurių judėjimo keliai yra skirtingi.
Dehidrogenazės yra sudėtingi baltymai; jų kofermentai (nebaltyminė sudėtinio fermento dalis) gali būti ir oksidatorius, ir reduktorius. Paimdami vandenilį iš substratų, kofermentai virsta redukuota forma. Sumažintos kofermentų formos gali paaukoti protonus ir vandenilio elektronus kitam kofermentui, turinčiam didesnį redokso potencialą.
1) BAIGTA + - ir NADP + - priklausomos dehidrogenazės(kofermentai - NAD + ir NADP + - aktyvios vitamino PP formos ). Pridedami du vandenilio atomai iš oksiduoto substrato SH2, todėl susidaro redukuota forma - NAD + H2:
SH 2 + NAD + ↔ S + NAD + H 2
2) Nuo FAD priklausomos dehidrogenazės(kofermentai FAD ir FMN yra aktyvios vitamino B2 formos). Šių fermentų oksidacinės savybės leidžia jiems priimti vandenilį tiek tiesiogiai iš oksiduojančio substrato, tiek iš redukuoto NADH 2. Tokiu atveju susidaro redukuotos FAD·H 2 ir FMN·H 2 formos.
SH 2 + FAD ↔ S + FAD N 2
NAD + H 2 + FMN ↔ NAD + + FMN H 2
3) kofermentasKarba ubichinonas, kuris gali dehidrogenuoti FAD H 2 ir FMN H 2 ir pridėti du vandenilio atomus, paversdamas CoQ H 2 ( hidrochinonas):
FMN H 2 + KoQ ↔ FMN + KoQ H 2
2. Geležies turintys hemino elektronų nešikliai – citochromaib, c 1 , c, a, a 3 . Citochromai yra fermentai, priklausantys chromoproteinų (spalvotų baltymų) klasei. Pavaizduota nebaltyminė citochromų dalis hemas, turintis geležies ir savo sandara artimas hemoglobino hemui.Viena citochromo molekulė gali grįžtamai priimti vieną elektroną, o geležies oksidacijos būsena pasikeičia:
citochromas (Fe 3+) + ē ↔ citochromas (Fe 2+)
Citochromai a, a 3 sudaryti kompleksą, vadinamą citochromo oksidazė. Skirtingai nuo kitų citochromų, citochromo oksidazė gali sąveikauti su deguonimi, galutiniu elektronų akceptoriumi.
Redokso reakcijos. Redokso procesų vaidmuo organizme. Redokso potencialas. Nernsto lygtis.
Kvėpavimas ir medžiagų apykaita, skilimas ir fermentacija, fotosintezė ir gyvų organizmų nervinė veikla yra susiję su redokso reakcijomis. Redokso procesai yra kuro degimo, metalo korozijos, elektrolizės, metalurgijos ir kt. Reakcijos, atsirandančios pasikeitus atomų, sudarančių reaguojančias molekules, oksidacijos būsenai, vadinamos redokso reakcijomis. Oksidacijos ir redukcijos procesai vyksta vienu metu: jei vienas reakcijoje dalyvaujantis elementas oksiduojasi, tai kitas turi būti redukuojamas. Oksidatorius yra medžiaga, turinti elementą, kuris priima elektronus ir mažina jo oksidacijos būseną. Dėl reakcijos oksidatorius redukuojamas. Taigi, reakcijoje 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Reduktorius yra medžiaga, turinti elementą, kuris atiduoda elektronus ir padidina oksidacijos būseną. Reakcijos metu reduktorius oksiduojasi. Siūlomoje reakcijoje reduktorius yra I - jonas. Elektros energijos šaltinis elemente yra cheminė reakcija pakeitus varį cinku: Zn + Cu 2+ + Cu. Cinko oksidacijos darbas, lygus izobarinio-izoterminio potencialo sumažėjimui, gali būti pavaizduotas kaip perduotos elektros sandauga e reikšme. d.s.: A=--dG 0 =n EF, kur n katijono krūvis; E- h. d.s. elementas ir F- Faradėjaus numeris. Kita vertus, pagal reakcijos izotermos lygtį. Redokso potencialas turi didelę reikšmęžmonių ir gyvūnų fiziologijoje. Retos sistemos apima tokias kraujo ir audinių sistemas, kaip hemas/hematis ir citochromai, kuriuose yra dvivalenčios ir trivalenčios geležies; askorbo rūgštis(vitaminas C), randamas oksiduotų ir redukuotų formų; glutationo, cistino-cisteino, gintaro ir fumaro rūgščių sistema ir kt. Svarbiausias biologinės oksidacijos procesas, būtent elektronų ir protonų perkėlimas iš oksiduoto substrato į deguonį, atliekamas audiniuose naudojant griežtai apibrėžtą seriją tarpiniai nešikliai, taip pat yra redokso procesų grandinė. Kiekviena šios grandinės grandis atitinka vieną ar kitą redokso sistemą, kuriai būdingas tam tikras redokso potencialas.
Redokso reakcijų krypties nustatymas pagal standartines vertes laisva reagentų susidarymo energija ir redokso potencialo vertės.
Įvairius gyvybinius procesus lydi elektrocheminiai procesai organizme, kurie vaidina svarbų vaidmenį medžiagų apykaitos procese. Elektrochemines transformacijas organizme galima suskirstyti į dvi pagrindines grupes: procesus, susijusius su elektronų pernešimu ir redokso potencialų atsiradimu; procesai, susiję su jonų pernešimu (nekeičiant jų krūvių) ir su bioelektrinių potencialų susidarymu. Dėl šių procesų galimi skirtumai atsiranda tarp skirtingų audinių sluoksnių, kurie yra skirtingos fiziologinės būklės. Jie yra susiję su skirtingo intensyvumo redokso biocheminiais procesais. Tai apima, pavyzdžiui, fotosintezės potencialus, atsirandančius tarp apšviestų ir neapšviestų lapo sričių, o apšviesta sritis yra teigiamai įkrauta neapšviestos srities atžvilgiu. Pirmosios grupės redokso procesus organizme galima suskirstyti į tris tipus: 1. Tiesioginis elektronų pernešimas tarp medžiagų, nedalyvaujant deguonies ir vandenilio atomams, pvz., elektronų pernešimas citochromuose: citochromas (Fe 3+) + e - > citochromas (Fe 2+ ) ir elektronų pernešimas fermente citochromo oksidazė: citochromo oksidazė (Cu 2+) + e -> citochromo oksidazė (Cu 1+). 2. Oksidacinis, susijęs su deguonies atomų ir oksidazės fermentų dalyvavimu, pavyzdžiui, substrato aldehidinės grupės oksidacija į rūgštinę: RСОН + O ó RСООН. 3. Nuo pH priklausomas, atsirandantis esant dehidrogenazės fermentams (E) ir kofermentams (Co), kurie sudaro aktyvuotą fermento-kofermento-substrato kompleksą (E-Co-5), prijungia prie substrato elektronus ir vandenilio katijonus ir sukelia jo oksidacija.Tokie kofermentai yra nikotinamido adenino nukleotidas (NAD +), kuris prideda du elektronus ir vieną protoną: S-2H - 2e + NAD* ó S + NADH + H +, flavino adenino dinukleotidas (FAD), kuris prideda du elektronus ir du protonai: S - 2H - 2e + FAD óS + FADN 2 ir ubichinonas arba kofermentas Q (CoO), kuris taip pat prijungia du elektronus ir du protonus: S-2H - 2e + CoQ ó S + CoQH 2.
66. Oksidometrija, jodometrija, permanganatometrija. Taikymas medicinoje.
Priklausomai nuo naudojamų titravimo priemonių, skiriami keli redokso titravimo tipai: permanganatometrinis, jodinemetrinis, bichromatometrinis ir kt. Permanganometrinis titravimas pagrįstas standartinio kalio permanganato tirpalo sąveika su redukuojančio agento tirpalu. Oksidacija kalio permanganatu gali būti atliekama rūgštinėje, šarminėje ir neutralioje aplinkoje, o redukcijos produktai yra KMpO.v skirtingos aplinkos yra skirtingi. Permanganometrinį titravimą rekomenduojama atlikti rūgščioje aplinkoje. Pirma, dėl reakcijos susidaro bespalviai Mn 2+ jonai ir vienas KMnO 4 titranto perteklius nuspalvins titruotą tirpalą rausva spalva. Oksiduojant neutralioje arba šarminėje terpėje susidaro tamsiai rudos nuosėdos arba tamsiai žalios spalvos MnO 2-4 jonai, todėl sunku nustatyti ekvivalentiškumo tašką. Antra, kalio permanganato oksidacinis pajėgumas rūgščioje aplinkoje yra daug didesnis (E° MnO 4 / Mn 2+ = + 1,507v) nei šarminėje ir neutralioje aplinkoje. Standartinis poros E) /2G oksidacijos potencialas yra 0,54 V. Todėl medžiagos, kurių oksidacijos potencialas yra mažesnis už šią vertę, bus reduktorius. Ir todėl jie nukreips reakciją iš kairės į dešinę, „sugerdami“ jodą. Tokios medžiagos yra, pavyzdžiui, Na 2 83O3, alavo (II) chloridas ir kt. Medžiagos, kurių oksidacijos potencialas didesnis nei 0,54 V, bus oksiduojančios medžiagos jonų atžvilgiu ir nukreips reakciją į laisvojo jodo išsiskyrimą: 2I + 2е = I 2. Išsiskyrusio laisvojo jodo kiekis nustatomas titruojant jo tiosulfato Na 2 S 2 O 3 tirpalus: I + 2е-> 2I - Natrio tiosulfitas sugeria laisvąjį jodą, perkeldamas reakcijos pusiausvyrą į dešinę. Kad reakcija vyktų iš kairės į dešinę, reikalingas laisvojo jodo perteklius. Paprastai atliekamas atgalinis titravimas. Titruoto jodo tirpalo perteklius nedelsiant įpilamas į nustatomą reduktorių. Dalis jo reaguoja su reduktoriumi, o likusi dalis nustatoma titruojant natrio tiosulfato tirpalu.
67. Kvantinis – mechaninis atomo modelis.
Kvantinė (arba bangų) mechanika remiasi tuo, kad bet kurios medžiagos dalelės vienu metu turi bangines savybes. Tai pirmasis numatė L. de Broglie, 1924 metais teoriškai įrodęs, kad dalelė, kurios masė m ir greitis v, gali būti siejama su bangos judėjimu, kurios bangos ilgis X nustatomas pagal išraišką: A = h / m v, kur h (Planko konstanta ) = 6,6256-10-27 erg-s = 6,6256-10 34 J-s. Šią prielaidą netrukus patvirtino elektronų difrakcijos ir dviejų elektronų pluoštų interferencijos reiškiniai. Dviguba prigimtis elementariosios dalelės(bangos-dalelių dvilypumas) – tam tikra apraiška bendroji nuosavybė bet to reikėtų tikėtis tik mikroobjektams. Mikrodalelių banginės savybės išreiškiamos ribotu tokių sąvokų, kurios apibūdina makrodaleles klasikinėje mechanikoje, kaip koordinatė (x, y, z) ir impulsas (p = m v) pritaikomumu joms. Mikrodalelės visada turi neapibrėžčių. koordinatėje ir impulse, susijusioje su Heisenbergo ryšiu: d x d p x > = h, kur d x yra koordinatės neapibrėžtis, o d p x yra impulso neapibrėžtis. Pagal neapibrėžtumo principą mikrodalelės judėjimas negali būti apibūdintas tam tikra trajektorija ir neįmanoma pavaizduoti elektrono judėjimo atome judėjimo forma tam tikra apskrita arba elipsės formos orbita, kaip buvo įprasta Bohro modelis. Elektrono judėjimo aprašymą galima pateikti naudojant de Broglie bangas. Mikrodalelę atitinkanti banga apibūdinama bangine funkcija y (x, y, G). Ne ji pati turi fizinę reikšmę; bangos funkcija, bet tik jos modulio ir elementariojo tūrio kvadrato sandauga |y| 2 -dу, lygi tikimybei rasti elektroną elementariame tūryje dv = dx -dу- dz. Šriodingerio bangos lygtis yra matematinis atomo modelis. Tai atspindi elektrono korpuskulinių ir banginių savybių vienovę. Nesileidžiant į Šriodingerio lygties analizę.
68. Elektronų debesies orbita.
Elektrono kaip materialaus taško idėja neatitinka tikrosios jo fizinės prigimties. Todėl teisingiau jį laikyti scheminiu elektrono, „ištepto“ per visą atomo tūrį, taip vadinamo pavidalo. elektroninis debesis: Kuo tankesni taškai yra tam tikroje vietoje, tuo didesnis elektronų debesies tankis. Kitaip tariant, Elektronų debesies tankis yra proporcingas bangos funkcijos kvadratui. E Elektrono energija atome priklauso nuo pagrindinio kvantinio skaičiaus P. Vandenilio atome elektronų energiją visiškai lemia vertė P. Tačiau daugiaelektroniniuose atomuose elektronų energija priklauso ir nuo orbitinio kvantinio skaičiaus vertės. Todėl elektronų būsenos, kurioms būdingos skirtingos reikšmės, paprastai vadinamos atomo elektrono energijos polygiais. Pagal šiuos žymėjimus jie kalba apie s-polygį, p-sublygį ir tt Elektronai, apibūdinami šoninio kvantinio skaičiaus O, 1, 2 ir 3 reikšmėmis, atitinkamai vadinami s-elektronais, p- elektronai, d-elektronai ir f - elektronai. Nurodytai pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmei P s-elektronai turi mažiausią energiją, tada p-, d - ir f elektronų. Elektrono būsena atome, atitinkanti tam tikras reikšmes P ir l, rašoma taip: pirmiausia skaičiumi nurodoma pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmė, o po to raide nurodomas orbitinis kvantinis skaičius. Taigi, žymėjimas 2p reiškia elektroną, kuriame P= 2 ir l = 1, žymėjimas 3d – elektronui, kuriam n = 3 ir l == 2. Elektronų debesis erdvėje neturi ryškiai apibrėžtų ribų. Todėl reikia patikslinti jo dydžio ir formos sąvoką.
69. Elektrono elektrinės būsenos charakteristikos kvantinių skaičių sistema: pagrindiniai, orbitiniai, magnetiniai ir sukimosi kvantiniai skaičiai.
Vienmatiame atomo modelyje elektronų energija gali turėti tik tam tikras reikšmes, kitaip tariant, ji kvantuota. Elektrono energija realiame atome taip pat yra kvantuotas dydis. Galimas elektrono energetines būsenas atome lemia pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmė P, kurios gali turėti teigiamų sveikųjų skaičių reikšmes: 1, 2, 3... ir tt Elektronas turi mažiausią energiją, kai n = 1; su padidėjimu P. didėja elektronų energija. Todėl elektrono būsena, apibūdinama tam tikra pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšme, paprastai vadinama elektrono energijos lygiu atome: kai n = 1, elektronas yra pirmajame. energijos lygis, su n = 2 antroje ir tt Pagrindinis kvantinis skaičius nustato ir elektronų debesies matmenys. Norint padidinti elektronų debesies dydį, reikia dalį jo pašalinti į didesnį atstumą nuo branduolio. Elektronų debesies forma negali būti savavališka. Jį lemia orbitinis kvantinis skaičius (dar vadinamas šoniniu arba azimutu), kuris gali turėti sveikųjų skaičių nuo 0 iki (P- 1), kur P- pagrindinis kvantinis skaičius. Įvairios reikšmės P atitinka skirtingą galimų reikšmių skaičių. Taigi, kai i = 1, galima tik viena reikšmė; orbitinis kvantinis skaičius – nulis (/ = 0), su n = 2 l gali būti lygus 0 arba 1, kai i = 3, galimos / reikšmės yra lygios 0, 1 ir 2; apskritai iki nurodytos pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmės P atitikti P skirtingos galimos orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmės. Iš Šriodingerio lygties išplaukia, kad elektronų debesies orientacija erdvėje negali būti savavališka: ją lemia trečiojo, vadinamojo magnetinio kvantinio skaičiaus, reikšmė ir kt. Magnetinis kvantinis skaičius gali įgyti bet kokią sveikojo skaičiaus reikšmę, tiek teigiamą, tiek neigiamą, nuo + L iki – L. skirtingos reikšmės galimų m reikšmių skaičius yra skirtingas. Taigi s-elektronams (l = 0) galima tik viena reikšmė m (m - 0); p-elektronams (L=1) galimi trys skirtingos reikšmės T. P be kvantinių skaičių p, aš ir m, elektronui būdingas kitas kvantuotas dydis, nesusijęs su. elektrono judėjimas aplink branduolį, tačiau nustatantis jo paties būseną. Šis dydis vadinamas sukimosi kvantiniu skaičiumi arba tiesiog sukiniu; sukinys dažniausiai žymimas raide S. Elektrono sukinys gali turėti tik dvi reikšmes. Taigi, kaip ir kitų kvantinių skaičių atveju, galimas vertes sukimosi kvantinis skaičius skiriasi vienu.
63. Redokso reakcijos. Redokso procesų vaidmuo organizme. Redokso potencialas. Nernsto lygtis.
Kvėpavimas ir medžiagų apykaita, skilimas ir fermentacija, fotosintezė ir gyvų organizmų nervinė veikla yra susiję su redokso reakcijomis. Redokso procesai yra kuro degimo, metalo korozijos, elektrolizės, metalurgijos ir kt. Reakcijos, atsirandančios pasikeitus atomų, sudarančių reaguojančias molekules, oksidacijos būsenai, vadinamos redokso reakcijomis. Oksidacijos ir redukcijos procesai vyksta vienu metu: jei vienas reakcijoje dalyvaujantis elementas oksiduojasi, tai kitas turi būti redukuojamas. Oksidatorius yra medžiaga, turinti elementą, kuris priima elektronus ir mažina jo oksidacijos būseną. Dėl reakcijos oksidatorius redukuojamas. Taigi, reakcijoje 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Reduktorius yra medžiaga, turinti elementą, kuris atiduoda elektronus ir padidina oksidacijos būseną. Reakcijos metu reduktorius oksiduojasi. Siūlomoje reakcijoje reduktorius yra I - jonas. Elektros energijos šaltinis elemente yra cheminė reakcija pakeitus varį cinku: Zn + Cu 2+ + Cu. Cinko oksidacijos darbas, lygus izobarinio-izoterminio potencialo sumažėjimui, gali būti pavaizduotas kaip perduotos elektros sandauga e reikšme. d.s.: A=--dG 0 =n EF, kur n katijono krūvis; E- h. d.s. elementas ir F- Faradėjaus numeris. Kita vertus, pagal reakcijos izotermos lygtį. Redokso potencialai yra labai svarbūs žmonių ir gyvūnų fiziologijoje. Retos sistemos apima tokias kraujo ir audinių sistemas, kaip hemas/hematis ir citochromai, kuriuose yra dvivalenčios ir trivalenčios geležies; askorbo rūgštis (vitaminas C), randama oksiduota ir redukuota forma; glutationo, cistino-cisteino, gintaro ir fumaro rūgščių sistema ir kt. Svarbiausias biologinės oksidacijos procesas, būtent elektronų ir protonų perkėlimas iš oksiduoto substrato į deguonį, atliekamas audiniuose naudojant griežtai apibrėžtą seriją tarpiniai nešikliai, taip pat yra redokso procesų grandinė. Kiekviena šios grandinės grandis atitinka vieną ar kitą redokso sistemą, kuriai būdingas tam tikras redokso potencialas.
65. Redokso reakcijų krypties nustatymas naudojant standartines reagentų susidarymo laisvosios energijos vertes ir redokso potencialų reikšmes.
Įvairius gyvybinius procesus lydi elektrocheminiai procesai organizme, kurie vaidina svarbų vaidmenį medžiagų apykaitos procese. Elektrochemines transformacijas organizme galima suskirstyti į dvi pagrindines grupes: procesus, susijusius su elektronų pernešimu ir redokso potencialų atsiradimu; procesai, susiję su jonų pernešimu (nekeičiant jų krūvių) ir su bioelektrinių potencialų susidarymu. Dėl šių procesų galimi skirtumai atsiranda tarp skirtingų audinių sluoksnių, kurie yra skirtingos fiziologinės būklės. Jie yra susiję su skirtingo intensyvumo redokso biocheminiais procesais. Tai apima, pavyzdžiui, fotosintezės potencialus, atsirandančius tarp apšviestų ir neapšviestų lapo sričių, o apšviesta sritis yra teigiamai įkrauta neapšviestos srities atžvilgiu. Pirmosios grupės redokso procesus organizme galima suskirstyti į tris tipus: 1. Tiesioginis elektronų pernešimas tarp medžiagų, nedalyvaujant deguonies ir vandenilio atomams, pvz., elektronų pernešimas citochromuose: citochromas (Fe 3+) + e - > citochromas (Fe 2+ ) ir elektronų pernešimas fermente citochromo oksidazė: citochromo oksidazė (Cu 2+) + e -> citochromo oksidazė (Cu 1+). 2. Oksidacinis, susijęs su deguonies atomų ir oksidazės fermentų dalyvavimu, pavyzdžiui, substrato aldehidinės grupės oksidacija į rūgštinę: RСОН + O RСООН. 3. Nuo pH priklausomas, atsirandantis esant dehidrogenazės fermentams (E) ir kofermentams (Co), kurie sudaro aktyvuotą fermento-kofermento-substrato kompleksą (E-Co-5), prijungia prie substrato elektronus ir vandenilio katijonus ir sukelia jo oksidacija.Tokie kofermentai yra nikotinamido adenino nukleotidas (NAD +), kuris prideda du elektronus ir vieną protoną: S-2H - 2e + NAD* S + NADH + H +, flavino adenino dinukleotidas (FAD), kuris prideda du elektronus ir du protonai: S - 2H - 2e + FAD S + FADN 2 ir ubichinonas arba kofermentas Q (CoO), kuris taip pat prijungia du elektronus ir du protonus: S-2H - 2e + CoQ S + CoQH 2.
Panašūs straipsniai
