Potențialul Redox (sinonim cu potențial redox; din latina reductio-reducere și oxidio-oxidare) este potențialul care apare pe un electrod inert (de obicei platinic), imersat într-o soluție care conține unul sau mai multe sisteme redox reversibile.

Un sistem redox reversibil (sistem redox) este o soluție care conține forme de substanțe oxidate și reduse, fiecare formându-se de la celălalt printr-o reacție redox reversibilă.

Cele mai simple sisteme redox includ cationi din același metal de diferite valențe, de exemplu

sau anioni cu aceeași compoziție, dar de valențe diferite, de exemplu

   În astfel de sisteme, procesul redox se realizează prin transfer de electroni de la forma redusă la cea oxidată. Astfel de sisteme redox includ o serie de enzime respiratorii care conțin hemin, de exemplu citocromele. Potențialul redox al acestor sisteme poate fi calculat folosind formula Peters:

unde e  este potențialul redox în volți, T este temperatura pe o scară absolută, n este numărul de electroni pierduți de o moleculă sau ion de formă redusă la trecerea sa la forma oxidată; [Oh] și sunt concentrațiile molare (mai precis, activitatea) formelor oxidate și, respectiv, reduse; e0 este potențialul redox normal al unui sistem dat, egal cu potențialul său redox, cu condiția ca \u003d. Potențialele redox normale ale multor sisteme redox pot fi găsite în cărțile de referință fizico-chimice și biochimice.

În multe sisteme biologice, reacțiile redox sunt efectuate prin transferul de la forma redusă la cea oxidată nu numai electroni, ci și un număr egal de protoni, de exemplu

Valoarea potențialului redox al unor astfel de sisteme este determinată nu numai de raportul [Ox]: \u003d și pH \u003d 0, valorile rămase au aceleași valori ca în ecuația (1). Potențialul redox al sistemelor biologice, de regulă, este determinat la pH \u003d 7, iar valoarea e0-1.984 · 10-4 · T · pH este notată cu e0. În acest caz, ecuația (2) ia forma:

Potențialul redox este determinat experimental potențiometric (vezi Potentiometrie). Potențialul redox al celulelor izolate și al altor obiecte biologice este adesea măsurat colorimetric folosind indicatori redox (vezi). Mărimea potențialului redox este o măsură a capacității de oxidare sau reducere a unui sistem dat. Un sistem redox cu un potențial redox mai mare oxidează un sistem cu un potențial redox mai mic. Astfel, cunoscând magnitudinea potențialului redox al sistemelor redox biologice, putem determina direcția și secvența reacțiilor redox din ele. Cunoașterea potențialului redox face, de asemenea, posibilă calcularea cantității de energie eliberată într-o anumită etapă a proceselor de oxidare în sistemele biologice. Vezi și Oxidarea biologică.

O caracteristică distinctivă a reacțiilor redox este transferul electronilor între particulele care reacționează - ioni, atomi, molecule și complexe, ceea ce duce la o schimbare a stării de oxidare a acestor particule, de exemplu

Fe2 +? e? \u003d Fe3 +.

Deoarece electronii nu se pot acumula într-o soluție, trebuie să aibă loc simultan două procese - pierderi și câștiguri, adică procesul de oxidare a unora și restabilirea altor particule. Astfel, orice reacție redox poate fi întotdeauna reprezentată sub forma a două jumătăți de reacție:

aOx1 + bRed2 \u003d aRed1 + bOx2

Particula de pornire și produsul fiecărei jumătăți de reacție alcătuiesc un cuplu sau un sistem redox. În jumătățile de reacție de mai sus, Red1 este asociat cu Ox1, iar Ox2 este asociat cu Red1.

Nu numai particulele din soluție, dar și electrozii pot acționa ca donatori de electroni sau acceptoare. În acest caz, reacția redox are loc la interfața electrod - soluție și se numește cea electrochimică.

Reacțiile Redox, ca toate reacțiile chimice, sunt reversibile într-un grad sau altul. Direcția reacțiilor este determinată de raportul dintre proprietățile electron-donor ale componentelor sistemului unei redox jumătăți de reacție și proprietățile electron-acceptor ale celei de-a doua (cu condiția ca faptele care afectează deplasarea echilibrului să fie constante). Mișcarea electronilor în timpul reacției redox duce la un potențial. Astfel, potențialul măsurat în volți servește ca măsură a capacității redox a compusului.

Pentru a cuantifica proprietățile oxidante (reducătoare) ale sistemului, un electrod dintr-un material inert chimic este cufundat în soluție. La interfață are loc un proces de schimb de electroni, ceea ce duce la apariția unui potențial, care este o funcție a activității electronilor în soluție. Valoarea potențială este mai mare, cu atât este mai mare capacitatea de oxidare a soluției.

Valoarea absolută a potențialului sistemului nu poate fi măsurată. Cu toate acestea, dacă unul dintre sistemele redox este selectat ca standard, atunci cu privire la acesta devine posibil să se măsoare potențialul oricărui alt sistem redox, indiferent de electrodul indiferent selectat. Ca standard, alegeți sistemul H + / H2, al cărui potențial este considerat egal cu zero.

Fig. 1.

1. Electrod de platină.

2. Hidrogen gazos introdus.

3. O soluție acidă (de obicei HCl) în care concentrația de H + \u003d 1 mol / L.

4. O blocare de apă care împiedică pătrunderea oxigenului.

5. O punte electrolitică (formată din soluție concentrată de KCl), care permite conectarea celei de-a doua jumătăți a celulei galvanice.

Potențialul oricărui sistem redox, măsurat în condiții standard în raport cu electrodul cu hidrogen, este denumit potențial standard (E0) al acestui sistem. Potențialul standard este considerat pozitiv dacă sistemul acționează ca agent de oxidare și o jumătate de reacție de oxidare se produce pe electrodul cu hidrogen:

sau negativ, dacă sistemul joacă rolul de agent de reducere și o jumătate de reacție de reducere are loc pe electrodul cu hidrogen:

Valoarea absolută a potențialului standard caracterizează „puterea” agentului oxidant sau a agentului de reducere.

Potențialul standard - valoarea standardizată termodinamică - este un parametru fizico-chimic și analitic foarte important care permite evaluarea direcției reacției corespunzătoare și calcularea activității particulelor care reacționează în condiții de echilibru.

Pentru a caracteriza sistemul redox în condiții specifice, se utilizează conceptul de potențial real (formal) E0 ", care corespunde potențialului stabilit pe electrod în această soluție particulară cu 1 mol / L din concentrațiile inițiale ale formelor oxidate și reduse ale ionilor de determinare a potențialului și o concentrație fixă \u200b\u200ba tuturor celorlalte componente. soluție.

Potențialele reale din punct de vedere analitic sunt mai valoroase decât potențialele standard, deoarece comportamentul adevărat al sistemului este determinat nu de standard, ci de potențial real, iar acesta din urmă permite să prezică apariția unei reacții redox în condiții specifice. Potențialul real al sistemului depinde de aciditate, de prezența ionilor străini în soluție și poate varia pe o gamă largă.

LECTURA Nr.9

Planul de prelegeri:

  1. Sisteme Redox, caracteristicile lor.

2. Potențialele Redox, măsurarea lor experimentală. Potențial standard redox ca măsură a puterii

agent de oxidare și agent de reducere.

3. Utilizarea potențialelor redox standard pentru a determina produsele, direcția și secvența reacțiilor redox.

  4. Potențiale reale redox. Ecuația Nernst.

Sistemele Redox, caracteristicile lor.

Multe reacții de interes pentru chimia analitică sunt redox și sunt utilizate atât în \u200b\u200banaliza calitativă cât și cantitativă.

Reacțiile Redox (OVR) sunt denumite reacții cu o modificare a gradului de oxidare a substanțelor care reacționează. În acest caz, o modificare a gradului de oxidare apare odată cu adăugarea și revenirea electronilor.

Procesele de atașare și regăsire a electronilor sunt considerate jumătate de reacție de reducere și oxidare, respectiv:

aОк1 + ne cВос1 (reducere) bВос2 - ne dОк2 (oxidare) În fiecare jumătate de reacție, o substanță cu o stare de oxidare mai mare se numește o formă oxidată (Ok), iar o stare de oxidare mai mică se numește o formă redusă (Boc).

Formele oxidate și reduse ale substanței reprezintă o pereche redox conjugată (pereche redox). În perechea redox, forma oxidată (Oc) este un acceptor de electroni și este redusă, forma redusă (Boc) acționează ca un donator de electroni și este oxidată.

Jumătățile de reacție de oxidare și reducere sunt impracticabile unele de altele - dacă există un donator de electroni, atunci trebuie să existe un acceptor. Reacția redox totală decurge de fapt:

aОк1 + bВос2 cВос1 + dОк În acest caz, numărul de electroni dați și primiți trebuie să fie același.

De exemplu, ia în considerare reacția redox:

2Fe3 + + Sn2 + 2Fe2 + + Sn4 + Semicreacțiile corespunzătoare pot fi scrise ca:

2Fe3 + + 2e 2Fe2 + Sn2 + - 2e Sn4 + Doi electroni participă la această reacție redox și există două perechi redox Fe3 + / Fe2 + și Sn4 + / Sn2 +, fiecare conținând forme oxidate (Fe3 +, Sn4 +) și forme reduse (Fe2 +, Sn2 +) .

Potențialele Redox, măsurarea lor experimentală. Potențialul redox standard ca măsură a puterii unui agent oxidant și a unui agent de reducere.

Eficiența proprietăților oxidante sau reducătoare ale unei substanțe date (capacitatea de a trimite sau de a primi electroni) depinde de natura sa, de condițiile reacției redox și este determinată de mărimea potențialului redox (ORP) a jumătății de reacție (pereche redox). Acest potențial este măsurat experimental folosind un electrod redox format dintr-un material inert M (platină, aur, grafit, carbon sticlos) imersat într-o soluție apoasă în care există forme oxidate și reduse ale acestei substanțe. Acest electrod este desemnat după cum urmează:

M | Ok, Vos. Reacția se desfășoară pe suprafața unui astfel de electrod care funcționează reversibil:

OK + ne Vos ca rezultat al cărui potențial apare redox potențial al perechii redox studiate.

De exemplu, dacă un electrod de platină este imersat într-o soluție care conține cloruri de fier (III) (formă oxidată) și fier (II) (formă redusă) (Pt | FeCl3, FeCl2), atunci reacția redox Fe3 + + e Fe2 + și un potențial de electrod apare egal cu potențialul redox al perechii redox Fe3 + / Fe2 +.

Nu este posibilă măsurarea valorii absolute a potențialului redox, prin urmare, în practică, valoarea ORP a perechii redox studiate este măsurată în raport cu orice jumătate de reacție standard a comparației și electrodului creat pe baza sa (electrodul de referință). Semicreacția standard trebuie să fie reversibilă, iar electrodul de referință ar trebui să aibă un potențial constant și reproductibil și să aibă un design destul de simplu.

Un electrod hidrogen standard (SHE), care constă dintr-o placă de platină acoperită cu un electrod standard de hidrogen (SHE) cu acel strat de platină fin dispersat (negru de platină) și cufundat într-o soluție de acid clorhidric (sau sulfuric) cu Pt ( H2) (p \u003d 1 atm) | HCl, hidrogen, mol / L || unitate - aH + \u003d 1:

activitatea ionică a (H +) \u003d 1 egală cu placa de platină H2 (gaz), moleculele de hidrogen acoperite fin adsorbite pe placa de platină HCl (negru de platină) Pt Н 2Н + + 2е Platina se spală cu un flux de hidrogen gazos la o presiune de 1 atm (101,3 kPa), condiții standard: t \u003d 250C (298 K), p (H2) \u003d 1 atm (101,3 kPa), care este adsorbită pe suprafața poroasă a negrului de platină. Strofa (H +) \u003d 1 mol / L ESWE \u003d E2H / H \u003d electrod de hidrogen dart este indicat după cum urmează: + Pt (H2) (p \u003d 1 atm) | HCl (aH + \u003d 1) Reacția pe jumătate are loc pe suprafața unui astfel de electrod care funcționează reversibil:

potențialul căruia se presupune în mod arbitrar că este zero la orice temperatură, adică potențialul unui electrod hidrogen standard ESVE \u003d 0.

Trebuie menționat că un electrod hidrogen standard nu este un electrod redox, este asamblat o celulă galvanică.Pentru a măsura ORP, se referă la așa-numiții electrozi de primul tip, potențialul format din activitatea SVE a cationilor corespunzători - în care acest lucru depinde de perechea OM investigată (jumătate de reacție).

caz din activitatea cationilor cu hidrogen.

Pentru a măsura ORP-ul unei jumătăți de reacție, este necesar să compunem o celulă galvanică din moara-redox a perechii redox (jumătate de reacție) - aceasta este EMF-ul unui electrod cu hidrogen galbenic cu dartă și electrodul pe care circulă semicelula compusă din această jumătate de reacție OB și SHE.

În acest caz, circuitul de înregistrare al celulei galvanice este următorul:

În această schemă, linia verticală (|) înseamnă saltul potențial la interfața electrod - soluție, iar linia dublă verticală (||) înseamnă eliminarea potențialului de difuzie folosind puntea de sare.

Forța electromotivă (EMF) a acestui circuit galvanic, adică diferența de potențial a semicreacției studiate și a electrodului hidrogen standard, este egală cu potențialul redox al perechii redox studiate:

Dacă potențialul perechii redox studiate este măsurat în condiții standard - temperatura 250С (298 K), presiunea 1 atm (101,3 kPa) și activitatea formelor oxidate și reduse sunt egale cu unitatea (aОк \u003d аВос \u003d 1 mol / l), atunci se numește potențial redox standard și indică E0Ok / Vos.

Potențialele redox standard ale multor perechi redox sunt măsurate și valorile lor în volți sunt date în tabele, de exemplu:

Cu cât E0Oc / Boc este mai puternic, cu atât este mai puternic agentul oxidant, iar forma de reducere este mai slabă. Și, dimpotrivă, cu cât E0Oc / Boc este mai puțin, cu atât agentul reducător este mai puternic cu atât forma redusă, iar agentul oxidant mai slab este forma oxidată.

Din datele prezentate în tabel, se poate observa că fluorul molecular are cele mai mari proprietăți oxidante, iar magneziul metalic are cele mai mari proprietăți de reducere. În acest caz, ionii de fluor și magneziu practic nu posedă proprietăți de reducere și oxidare.

Un semn pozitiv al potențialului indică o apariție spontană a reacției de reducere asociată cu SVE, un semn negativ indică o apariție spontană a reacției de oxidare. Deci, potențialele agenților de oxidare puternici sunt întotdeauna pozitive, iar agenții reducători puternici sunt negativi. Acordul privind semnele a fost adoptat în 1953 la congresul Uniunii Internaționale de Chimie Teoretică și Aplicată (IUPAC).

Utilizarea potențialelor redox standard pentru a determina produsele, direcția și secvența reacțiilor redox.

Din teoria termodinamică a forțelor electromotive și a potențialelor electrodului, se știe că potențialul de reacție standard E0 (reacția standard EMF), care este egal cu diferența de ORP-uri standard implicate în reacția perechei redox (jumătăți de reacție), este asociată cu schimbarea standard a energiei Gbs a Gbs a reacției prin ecuație:

unde: n este numărul de electroni care participă la reacția redox F este numărul Faraday, 96500 C / mol Din termodinamica proceselor de echilibru se știe, de asemenea, că dacă schimbarea energiei Gibbs pentru orice reacție chimică este mai mică decât zero, atunci această reacție continuă spontan în direcția înainte conform înregistrării ecuației de reacție; dacă este mai mare decât zero, în sens invers.

De aici este ușor de observat că, cu o diferență pozitivă în potențialele redox standard ale perechilor redox (jumătate de reacții) implicate în orice reacție redox aОк1 + bВос2 cВос1 + dОк2, energia Gibbs standard se modifică sub zero și reacția continuă în direcția înainte în condiții standard:

În cazul unei diferențe negative în ORP-ul standard al perechilor redox (jumătate de reacție) implicate în reacția redox, modificarea energiei standard Gibbs este mai mare decât zero, iar reacția în condiții standard nu merge înainte, ci se continuă în direcția opusă:

Cu alte cuvinte, reacția redox purcede de la un agent oxidant mai puternic și un agent reducător la unul mai slab. În acest caz, reacția merge până la stabilirea echilibrului.

De exemplu, este posibil să oxidăm ioni de fier (II) cu o sare tetravalentă de staniu?

Presupusa reacție de oxidare are loc conform ecuației:

ORP-uri pereche redox standard sunt: \u200b\u200bESn4 + / Sn2 + +0,15 V, EFe3 + / Fe2 + +0,77 B. Apoi, conform celor de mai sus, E0 \u003d 0,15 - 0,77 \u003d -0,62 V 0). Aceasta înseamnă că în condiții standard reacția nu merge înainte, adică este imposibil de oxidat ionii de fier (II) cu ioni de staniu tetravalenți. Dimpotrivă, reacția se desfășoară în direcția opusă și este posibilă oxidarea ionilor de staniu (II) de către ioni de fier ():

În acest caz, potențialul de reacție standard este pozitiv E0 \u003d 0,77 - 0,15 \u003d 0,62 V\u003e 0, iar schimbarea energiei standard Gibbs este mai mică decât zero (G0

Astfel, în conformitate cu potențialele redox standard, reacția purcede de la agenți de oxidare mai puternici și agenți de reducere (Fe3 + și Sn2 +) la cei mai slabi (Fe2 + și Sn4 +).

Folosind potențialele redox standard, se poate determina nu numai direcția, ci și secvența apariției reacțiilor redox. În cazul mai multor OVR, mai întâi vine cel al cărui potențial standard este E0 cel mai mare.

De exemplu, sub acțiunea apei cu clor pe o soluție conținând reacții de iodură și bromidion pot apărea:

ORP-urile standard ale perechilor redox implicate în reacții sunt egale cu:

În acest caz, agentul oxidant puternic Cl2 (ORP standard mare) va interacționa în primul rând cu cel mai puternic ion reducător de iod (cel mai mic ORP standard), și apoi cu ionul de bromură. Acest lucru este indicat de o valoare mai mare a potențialului de reacție standard al clorului cu iodură (E0 \u003d 1,36 - 0,54 \u003d 0,52 V) decât cu bromura (E0 \u003d 1,36 - 1,08 \u003d 0,28 V).

Folosind potențialele redox standard, pot fi de asemenea determinate produsele reacțiilor redox.

De exemplu, atunci când clorura de staniu (IV) interacționează cu fierul metalic, staniu poate fi redus la Sn2 + sau Sn0 și fierul poate fi oxidat la Fe2 + sau Fe3 +. În acest caz:

Din valorile ORP standard se poate observa că ionul Sn4 + prezintă proprietăți oxidante mai mari atunci când este redus la Sn2 +, iar fierul metalic este un agent de reducere mai puternic atunci când este oxidat la ionul Fe2 +. Prin urmare, reacția de testare continuă conform ecuației:

Cea mai mare valoare a potențialului standard este egală cu această reacție:

Astfel, produsele de reacție dintre clorura de staniu (IV) și fierul metalic sunt clorurile de staniu (II) și de fier (II):

Potențiale reale redox. Ecuația Nernst.

Situația în care toți participanții la reacția redox se află simultan în stări standard (activitatea, concentrația și coeficienții lor de activitate sunt egali cu unitatea) este adesea practic nerealizabilă și ar trebui considerată ipotetică.

Reacția redox care are loc în condiții reale este caracterizată de munca A, care este cheltuită pentru conversia electrochimică a unui mol de substanță:

unde: n este numărul de electroni implicați în reacția redox F este numărul Faraday, 96.500 C / mol Pentru reacția spontană aОк1 + bВос2 cВос1 + dОк2 această lucrare este energia Gibbs:

Știind că se divide prin nF, se schimbă semnele și se substituie expresia pentru K0, obținem:

Cu activitățile tuturor componentelor egale cu unitatea, E \u003d E0, adică potențialul de reacție este egal cu e cu potențialul standard.

Potențialul oricărei reacții redox (E real sau standard E0) este egal cu diferența potențialelor redox corespunzătoare ale jumătății reacțiilor componentelor e, apoi:

Dacă în acest caz, a doua jumătate de reacție este jumătatea reacției 2Н + + 2е Н2 (aH + \u003d 1, p \u003d 1 atm), în condiții standard, pentru care E2H + / H E2H + / H 0, atunci potențialul de reacție va fi egal cu potențialul primei jumătăți de reacție:

Atunci expresia pentru potențialul redox al oricărei jumătăți de reacție aОк + ne сВос are forma:

unde: EOK / Vos este potențialul redox real al jumătății de reacție E0Ok / Vos este potențialul redox standard al jumătății de reacție R este constanta universală (molară) a gazului, 8,314 J / mol K T este temperatura absolută, K n este numărul de electroni implicați în redox reacția de reducere F este numărul Faraday, 96500 C / mol Această expresie se numește ecuația Nernst. Adesea, valorile constante din ecuația Nernst sunt combinate într-o constantă și logaritmul natural este înlocuit cu zecimal (ln \u003d 2,3lg). Apoi la 250C (298 K):

Din ecuația de la Nernst rezultă că potențialul redox standard este egal cu potențialul redox real al jumătății de reacție (pereche redox) cu activitățile tuturor particulelor care participă la echilibru egale cu unitatea:

De exemplu, pentru jumătate de reacție:

Potențialul redox standard depinde numai de temperatură, presiune și natura solventului.

În practică, este mai convenabil să folosiți concentrații decât activități. În acest caz, ecuația Nernst poate fi rescrisă folosind concentrațiile totale ale formelor oxidate (cОк) și ale formelor reduse (сВос). Deoarece a \u003d c (unde este coeficientul de activitate, este coeficientul reacției concurente), ecuația Nernst ia forma:

unde: EOk / Vos este potențialul redox formal al jumătății de reacție. Potențialul redox formal este egal cu potențialul redox real la concentrațiile totale ale formelor oxidate și reduse egale cu 1 mol / l și concentrațiile date ale tuturor celorlalte substanțe prezente în sistem:

De exemplu, pentru jumătate de reacție:

Astfel, potențialul redox formal, în contrast cu cel standard, depinde nu numai de temperatură, presiune și natura solventului, ci și de puterea ionică, de apariția reacțiilor concurente și de concentrația particulelor care nu sunt oxidate sau reduse prin forme, dar care iau parte la jumătatea reacției (în acest exemplu, H +).

În calculul potențialelor redox, influența forței ionice este adesea neglijată, luând raportul coeficienților de activitate egali cu unitatea, iar în loc de activitățile din ecuația Nernst, se utilizează concentrații de echilibru ([Ok] \u003d Ok sOk; [Vos] \u003d Vos sVos). apoi:

Toate exemplele ulterioare sunt înregistrate și calculate cu această presupunere.

Când scrieți ecuația Nernst pentru orice jumătate de reacție redox, trebuie să respectați o anumită ordine și reguli:

Înregistrați corect jumătate de reacție redox în conformitate cu coeficienții stoechiometrici și determinați numărul de electroni implicați în ea;

  - determină forma oxidată și redusă;

Determinați componentele în stare standard (forme solide, gaze puțin solubile cu p \u003d 1 atm, molecule de solvent) și excludeți-le de la scrierea ecuației Nernst, deoarece activitatea lor este egală cu unitatea;

  - scrieți ecuația Nernst ținând cont de coeficienții stoechiometrici și de ionii asociați.

De exemplu, scrieți ecuațiile Nernst pentru următoarele perechi redox:

a) Cr2O72- / Cr3 + (într-un mediu acid) - scrieți jumătatea reacției: Cr2O72- + 14H + + 6e 2Cr3 + + H2O (n \u003d 6) - în această jumătate de reacție, Cr2O72- este forma oxidată, Cr3 + este forma redusă - Н2О (solvent) în standard state (a \u003d 1) - scriem ecuația Nernst luând în considerare coeficienții stoechiometrici și ionii H + asociați:

b) AgCl / Ag - în această jumătate de reacție, AgCl este forma oxidată, Ag este forma redusă - AgCl și Ag0 în formă solidă, adică în starea standard (a \u003d 1) - scriem ecuația Nernst ținând cont de coeficienții stochiometrici și de Clionii înrudiți:

c) O2 / H2O2 (într-un mediu acid) - în această jumătate de reacție O2 este forma oxidată, H2O2 este forma redusă - O2 gazos în starea standard (a \u003d 1) - scriem ecuația Nernst luând în considerare coeficienții stoichiometrici și ionii H + înrudiți:

d) O2 / H2O2 (într-un mediu alcalin) - scriem jumătatea reacției: O2 + 2H2O + 2e H2O2 + 2ОН- (n \u003d 2) - în această jumătate de reacție O2 este forma oxidată, H2O2 este forma redusă - O2 gazos și H2O (solvent) în starea standard (a \u003d 1) - scriem ecuația Nernst luând în considerare coeficienții stoechiometrici și ioni OH asociați:

d) SO42- / SO32- (într-un mediu alcalin) - scriem jumătatea reacției: SO42- + H2O + 2e SO32- + 2OH- (n \u003d 2) - în această jumătate reacție SO42- este forma oxidată, SO32- este forma redusă - Н2О ( solvent) în starea standard (a \u003d 1) - scriem ecuația Nernst ținând cont de coeficienții stoechiometrici și de ionii asociați:

Lucrări similare:

„1 Subiect 1. INTRODUCERE LA LOGISTICĂ. Prelegere 1.3. Aparat metodologic de logistică. Planul: 1. Cum este construit sistemul logistic al companiei. Misiunea logistică. Strategie logistică. 2. Concepte logistice. Tehnologie logistică. Cerințe / planificare a resurselor, concept în timp real, producție slabă, gestionarea lanțului de aprovizionare, etc. Subsisteme / module logistice de bază. 3. Metode științifice generale utilizate pentru rezolvarea problemelor logistice. Analiza sistemului. Modelare .... "

„UNIVERSITATEA DE STAT ROSTOV V.I. Yudovich Prelegeri despre curs Modele matematice ale științelor naturii Rostov-on-Don 2006 Cuprins 1 Modele matematice 8 1.1 Sisteme dinamice ............................ ....... 8 1.2 Sisteme dinamice și ecuații diferențiale autonome ................................... ........ 11 1.3 Cu privire la solvabilitatea globală a problemei Cauchy și unicitatea unei soluții ........... "

„D. A. Parshin, GG Zegrya Fizică Oscilații Prelegere 14 LECTURA 14 Oscilări forțate. Beats. Oscilatii deteriorate. Factorul Q. Vibrații forțate în prezența frecării. Principiul suprapunerii vibrațiilor. Oscilări forțate Acum apelăm la considerarea oscilațiilor într-un sistem care este afectat de o forță externă F (t) variabilă în timp. Astfel de oscilații sunt numite oscilații forțate, în contrast cu oscilațiile libere considerate anterior. Ecuația oscilațiilor forțate are forma m + kx \u003d F (t), x (1) ... "

"ECONOMIA SPECIALĂ A ÎNTREPRINDERII FARMACEUTICE pentru studenții din anul 5, specializați în Chimie (activitate farmaceutică) (dezvoltator - profesor al Departamentului de Chimie Radiațională și Tehnologii Chimice Farmaceutice din cadrul Departamentului de Chimie din BSU V.F. Gorenkov. SECȚIUNEA I. LECTURA CURSUL LECTURA ÎNTREPRINDERI, ÎNREGISTRARE, PROPRIETATE, TIPURI DE ACTIVITATE 1.1. Legea Republicii Belarus privind întreprinderile 1.2. Întreprinderea, sarcinile sale principale 1.3. Tipuri de activitate economică. 1.4. Tipuri ... "

„1 LECTURA nr. 24 FIZICA NUCLEI ATOMICE Compoziția nucleelor \u200b\u200batomice, clasificarea lor, E. Rutherford, studiind trecerea particulelor cu o energie de mai multe megaelectron-volți prin pelicule subțiri de aur, a ajuns la concluzia că un atom constă dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni care îl descarcă. După analizarea acestor experimente, Rutherford a arătat, de asemenea, că nucleele atomice au dimensiuni de aproximativ 10-14-10-15-15 m (dimensiuni liniare ale atomului aproximativ 10-10 m). Nucleul atomic este format din particule elementare - protoni și neutroni ... "

„Prelegerea 5. Strategia pentru dezvoltarea tehnologiei informației în întreprindere. Conceptul, esența și rolul strategiei IT în întreprindere. 1. Din punctul de vedere al managementului modern, o strategie este înțeleasă ca un plan de management care vizează consolidarea poziției organizației, satisfacerea nevoilor clienților săi și obținerea anumitor rezultate ale activităților. Cu alte cuvinte, strategia organizației este concepută pentru a răspunde la întrebarea modului de a muta această companie din starea ei actuală în ... "

"Pretul Coconut Story OL King Price Coconut Story OL Predica misionară a regelui din anii 1890 Prefața cărții mici pentru reimprimare Prețul cocosului a venit în mâinile mele acum câțiva ani. Această carte a găsit imediat un loc confortabil în inima mea și a devenit subiectul gândurilor mele. Mereu conștient de semnificația nesemnificativului la prima vedere, am realizat că această mică dovadă proclamă acest adevăr. Această adevărată poveste spune despre marea capacitate a Dumnezeului nostru de a lua ... "

LECTURI PRIVIND ISTORIA LITERATURII RUSE DIN SECOLUL XIX (ІІ jumătate) UDC 811.161.0 (091) LBC 83,3 (2Рос \u003d Рус) 1я7 Р 89 Recomandat pentru publicarea de către Consiliul Academic al Facultății de Filologie din BSU (protocol nr. 1 din 20. 10. 2004) A la r s: N. L. Blishch (I. A. Goncharov, proză A. P. Cehov); SA Poznyak (Inovația dramaturgiei de A.P. Cehov, A.N. Ostrovsky) Recenții: candidat la științe filologice, profesor asociat - A.V. Ivanov; Candidat la filologie, profesor asociat - N. A. Bulatskaya Literatura rusă din secolul al XIX-lea (II ... "

„INFORMATICA (semestrul 1) Prelegerea 1. Informatica ca știință 1. Conceptul de informatică ca știință și disciplină academică. 2. Principalele direcții ale informaticii. 1. Conceptul de informatică ca disciplină științifică și academică. Studiul acestui curs oferă pregătire de bază în domeniul informaticii, ingineriei computerelor, matematicii și ... "

AGENȚIA FEDERALĂ PENTRU EDUCAȚIA INSTITUȚIA EDUCAȚIONALĂ DE STAT A EDUCAȚIEI PROFESIONALE MAI MULȚI ST. PETERSBURG UNIVERSITATEA DE STAT ECONOMICĂ ȘI FINANȚE A.G. CURSUL DE LECTURĂ A PROCESULUI CRIMINAL STOVPOVA Partea 1 Ediția a 2-a, revizuită și completată de CASA DE PUBLICARE A UNIVERSITĂȚII DE STONPERS STONPOVA DE ECONOMIE ȘI FINANȚE 2010 LBC 67. S Stovpova AG Procesul penal: Curs de prelegeri. Partea 1. 2 ed., Rev. și suplimentar - Sankt Petersburg: Editura Universitatea de Stat de Economie și Economie din Sankt Petersburg, 2010.– 258 p. Al doilea ... "

„Studiul și publicarea moștenirii creative a lui V. E. Meyerhold. Interesele sale de cercetare includ istoria artei regionale rusești din prima jumătate a secolului XX și teatrul plastic din toate timpurile. În regia Master of TsIM, el predă cursurile în Studii de scenă și Calea creativă a lui V. E. Meyerhold. El fumează constant la prelegeri, îi place să râdă ... "

„Elias Otis ȘCOALA SITCHOV Corespondența și materialele forumului în cadrul Forței Academiei Volumul 2. Corespondență deschisă Prima parte a materialelor Academiei Sith este prelegeri compilate din fragmente de corespondență și comunicare pe forumul Forțelor Academiei, a doua sunt scrisori deschise către studenți. Materialele de scrisori deschise incluse în prelegere, de regulă, sunt eliminate din partea a doua. 2 Conținut 1. Inoku 30. Samurai 2. Ratibor 31. Fakir 3. Samurai 32. Samurai 4. Samurai 33. Inoku 5. Samurai 34. Samurai 6. Samurai ... "

„D. A. Parshin, GG Zegrya Fizică Principiul acțiunii celei mai puțin prelegeri 28 LECTURA 28 Funcționale. Calculul variațiilor. Principiul celei mai mici acțiuni. Principiul acțiunii minime și mecanica cuantică. Funcționale Alături de problemele în care este necesar să se determine valorile maxime și minime ale unei funcții y \u003d f (x), în problemele de fizică este deseori necesar să se găsească valorile maxime sau minime ale unui tip special numite funcționale. Funcționalele sunt numite ... "

«Prelegere CHIMIE 01 SISTEME CHIMICE. STRUCTURA ATOMULUI. EA Ananyeva, candidat la științe chimice, profesor asociat, Departamentul de Chimie Generală, NRNU MEPhI Chimie și direcții principale pentru pregătirea specialiștilor, NRNU MEPhI Fizica materialelor și proceselor Fizică nucleară și cosmofizică Medicină nucleară Fizică a particulelor elementare și cosmologie Plasma Fizica Laser Fizică Fizică și fizică Procese Sistemele chimice sunt o combinație de micro- și macro-cantități de substanțe capabile să acționeze sub influența factorilor externi ... "

„CONSTRUCȚIUNI APE ȘI PORTE TEXTENT 2013 LECTURI LECTURA SPECTRUM - 2013 Note de prelegere revizuite și recomandate pentru publicare de către Consiliul Științific Metodic Științific (Procesele verbale nr. 9 din 02.07.2013) Notele de lectură oferă informații generale despre căile navigabile, tipurile de nave, modalitățile de îmbunătățire a condițiilor de transport și scheme ale căilor navigabile artificiale. Descris ... "

„Tema 1. O SCURTĂ ISTORIE A DEZVOLTĂRII ȘTIINȚEI ECOLOGICE Prelegere 1.1. Originea viziunilor de mediu în știință Prelegere 1.2. Generalizarea materialelor de mediu în lucrările oamenilor de știință Prelegere 1.3. Separarea științei ecologiei într-un domeniu separat al cunoștințelor Prelegere 1.4. Starea actuală a științei ecologiei Prelegerea 1.1. Originea viziunilor ecologice în știință Ecologia ca știință a relației dintre organism și mediu poate apărea doar într-o anumită etapă a dezvoltării cunoștințelor biologice. Formarea ei, ca nu ... "

„Versiunea din 16 ianuarie 2010 Rezumatul cursului„ Algebră ”(primul semestru, al 3-lea flux) (lector Markov VT) Cuvânt înainte Acest text nu revendică nici completitatea, nici meritul literar ca principal scop al autorului a fost curiozitatea. În cele mai multe cazuri, se oferă doar un contur al probelor (începutul și sfârșitul probelor sunt marcate cu semne și, respectiv). Restabilirea tuturor detaliilor tuturor dovezilor este o condiție necesară pentru stăpânirea cursului și un bun mod de a verifica în mod independent ... "

„1 CARTE TEHNOLOGICE DE LECTURĂ Nr. 1 privind imunologia clinică pentru studenții din anul 4 ai Facultății de Biologie a Universității de Stat din Volgograd în anul universitar 2012/13 Subiect: Introducere în imunologie clinică. Principalele forme de imunopatologie. Evaluarea stării imune a omului 1. Plan: 1. Filogeneză și ontogeneză a sistemului imunitar uman. 2.1. Subiectul și obiectivele imunologiei clinice. 2.2 Principalele forme de imunopatologie umană. 2.2.1. Condiții de imunodeficiență. 2.2.2.Reacții alergice și autoimune. 2.2.3 .... "

„Agenția Federală pentru Educație Instituția Educațională de Stat a Învățământului Profesional Superior Universitatea Vladimir de Stat E.G. Erlygina N.V. Kapustina N.M. Filimonova LECTURA CURSUL DISCIPLINEI MANAGEMENT INTERNAȚIONAL Vladimir 2008 UDC 338.24. (075.8) BBC 65.291.21ya73 K94 Recenzori: Doctor în economie, profesor, șef. Departamentul de Management și Planificare a Proceselor Socio-Economice al Universității de Stat din Sankt Petersburg Yu.V. Kuznetsov ... "

„Istoria religiilor. Lectură 20 Păgânismul popoarelor Europei Spirite de râuri, lacuri, vârtejuri, vârtej - sunt, de asemenea, diferite și sunt destul de ostile oamenilor, precum apa. Dar, desigur, cu spiritele haosului și distrugerii, ca în tradiția greacă, ele nu pot fi comparate. Iată o imagine a unui cleric celtic - druizii. Deși există oameni care spun că doar bărbații ar putea fi druizi. Alții spun că nu, femeile ar putea fi și druide. Nu știu. Se cunoaște foarte puțin despre druizi. Deși educat ... "

Pagina 4 din 8

PROCESE REDOX ȘI REDUCERE ȘI SISTEME REDOX LA VIN

Informații generale despre procesele redox

O substanță este oxidată atunci când leagă oxigenul sau emite hidrogen; de exemplu, în timpul arderii sulfului S, se formează dioxid de sulf SO2, în timpul oxidării dioxidului de sulf H 2 SO3 - acid sulfuric H5SO4 și în timpul oxidării sulfurii de hidrogen H 2 S - sulf S; oxidarea sulfatului feros în prezența acidului produce sulfat feric
  4FeSO „+ 2H 2 SO4 + 02 \u003d 2Fe2 (SO4) 3 + 2Н20.
  sau la descompunerea sulfatului divalent în cationul SO ~ h Fe ++,
  4Fe ++ + 6SO "+ 4H + + 02 \u003d 4Fe +++ + + 6SO ~~ + 2H 2 0,
  sau, reducând anionii care nu participă la reacție, găsiți
  4Fe ++ + 4H + + 02 \u003d 4Fe +++ + 2H20.
  Această din urmă reacție este identică în cazul oxidării unei alte săruri feroase; nu depinde de natura anionului. Prin urmare, oxidarea unui ion feros la un ion feric este de a crește sarcina pozitivă datorită ionului de hidrogen, care își pierde sarcina, formând un atom de hidrogen care se combină cu oxigenul pentru a da apă. Ca urmare, în timpul unei astfel de oxidări, apare o creștere a încărcării pozitive a cationului sau, ceea ce este același, o scădere a încărcării negative a anionului. De exemplu, oxidarea sulfurii de hidrogen H 2 S constă în conversia ionului de sulf S în sulf (S). De fapt, în ambele cazuri, există o pierdere de sarcini electrice negative sau electroni.
  Spre deosebire de aceasta, la reducerea x, apare o scădere a încărcării pozitive a cationului sau o creștere a încărcării negative a anionului. De exemplu, despre reacția anterioară, se poate spune că se observă reducerea ionului H + la hidrogen atomic H și că ionul Fe +++ este redus la ionul Fe ++ în direcția opusă reacției. Astfel, reducerea se reduce la o creștere a numărului de electroni.
Cu toate acestea, când vine vorba de oxidarea moleculelor organice, termenul „oxidare” își păstrează sensul de a transforma o moleculă în alta sau o combinație de altele, mai bogate în oxigen sau mai puțin bogate în hidrogen. Recuperarea este procesul invers, de exemplu, oxidarea alcoolului CH3-CH2OH la aldehida CH3-CHO, apoi la acidul acetic CH3-COOH:
  -2H + H, 0-2H
  CH3-CH2OH -\u003e CH3-CHO -\u003e
  -\u003e CH3-COOH.
  Procesele de oxidare a moleculelor organice din celulă, care se regăsesc constant în chimia biologică și microbiologia, apar cel mai adesea prin deshidrogenare. Ele sunt combinate cu procese de reducere și constituie procese redox, de exemplu, oxidarea în timpul fermentației alcoolice între glicerină și aldehida acetică, catalizate prin codehidrasă și ducând la alcool:
  CH2OH-CHOH-CHO + CH3-CHO + H20 - + CH2OH-CHOH-COOH + CH3-CH2OH.
  Aici vorbim despre un proces redox ireversibil, care, totuși, poate deveni reversibil în prezența unui catalizator, așa cum se va arăta mai jos. Un exemplu de oxidare-reducere prin schimb de electroni și reversibil chiar și în absența oricărui catalizator este echilibrul
  Fe +++ + Cu + Fe ++ + Cu ++.
  Este suma a două reacții elementare pe care le transmite un electron.
  Fe ++++ e Fe ++ și Cu + Cu ++ + e.
  Astfel de reacții elementare reversibile constituie sisteme redox sau sisteme redox.
  Acestea sunt de interes direct pentru enologie. Într-adevăr, pe de o parte, așa cum s-a arătat, ionii Fe ++ și Cu + sunt auto-oxidabili, adică sunt oxidați direct, fără catalizator, prin oxigenul molecular dizolvat, iar alte substanțe pot fi oxidate prin forme, prin urmare, aceste sisteme constituie catalizatori de oxidare. Pe de altă parte, aceștia sunt agenții cauzali ai opacităților, care sunt întotdeauna periculoși din punct de vedere al practicii de vinificație, iar această circumstanță este strâns legată de proprietatea lor de a trece de la o valență la alta.
  Vizualizarea generală a sistemului redox ionizat, adică, format în soluție din ioni încărcați pozitiv sau negativ, poate fi exprimată după cum urmează:
  Roșu \u003d 5 ± Ox + e (sau ne).
  O vedere generală a unui sistem redox organic în care tranziția unei componente redusă la oxidare are loc prin eliberarea de hidrogen, nu de electroni:
  Roșu * Oh + H2.
Aici Red și Ox reprezintă molecule care nu au sarcini electrice. Dar în prezența unui catalizator, de exemplu, unul dintre sistemele redox prezentate mai sus sau unele enzime ale celulei H, 2, acesta este în echilibru cu ionii săi și formează primul tip de sistem redox
  H2 * ± 2H + + 2e,
  de unde la însumarea celor două reacții obținem echilibrul
  Roșu * Ox + 2H + + 2e.
  Astfel, ajungem la o părere similară cu cea a sistemelor ionizate care emit electroni simultan cu schimbul de hidrogen. Prin urmare, aceste sisteme, ca și cele anterioare, sunt electroactive.
  Potențialul absolut al unui sistem nu poate fi determinat; puteți măsura doar diferența de potențial dintre cele două sisteme redox:
  Redi + Ox2 * Red2 + Oxj.
  Definirea și măsurarea potențialului redox al unei soluții precum vinul se bazează pe acest principiu.

Clasificarea sistemelor Redox

Pentru a lua în considerare mai bine sistemele redox ale vinului și a înțelege rolul acestora, este recomandabil să folosiți clasificarea Wurmser, care le împarte în trei grupuri:
  1) substanțe direct electroactive care, în soluție, chiar și singure, schimbă direct electroni cu un electrod inert de platină, ceea ce are un potențial foarte definit. Aceste substanțe izolate alcătuiesc sistemul redox.
  Acestea includ: a) ionii de metale grele care alcătuiesc sistemele Cu ++ / Cu + și Fe ++ / Fe +++; b) mulți coloranți, așa-numiții coloranți redox, folosiți pentru determinarea colorimetrică a potențialului redox; c) riboflavina sau vitamina Bg și dehidrogenazele la care intră (enzimă galbenă), participând la respirația celulară la struguri sau la drojdie în aerobioză. Acestea sunt sisteme auto-oxidabile, adică, în prezența oxigenului, iau o formă oxidată. Nu este necesar un catalizator pentru oxidarea lor cu oxigen;
2) substanțe cu electroactivitate slabă, care nu reacționează sau reacționează slab la un electrod de platină și nu furnizează în mod independent condiții de echilibru, ci devin electroactive atunci când sunt în soluție în prezența substanțelor din primul grup în concentrații foarte slabe și, în acest caz, conferă un anumit potențial . Substanțele celui de-al doilea grup reacționează cu primul, care le catalizează transformarea redox și fac ca sistemele ireversibile să fie reversibile. În consecință, coloranții redox permit unuia să studieze substanțele acestui grup, să determine potențialul normal pentru aceștia și să-i clasifice. În același mod, prezența ionilor de fier și cupru în vin face ca sistemele electroactive care, atunci când sunt izolate, nu sunt sisteme redox.
  Acestea includ: a) substanțe cu o funcție enolică cu o dublă legătură (-COH \u003d COH-), în echilibru cu o funcție diketonă (-CO-CO-), de exemplu vitamina C, sau acid ascorbic, reductone, dihidrximalen Acid; b) citocromele, care joacă un rol major în respirația celulară atât la plante, cât și la animale;
  3) substanțe electroactive în prezența diastazelor. Deshidrogenarea lor este catalizată de dehidrogenaze, al căror rol este de a asigura transferul de hidrogen de la o moleculă la alta. În general, acestor sisteme li se oferă electroactivitatea pe care o dețin potențial, adăugând catalizatori în mediul care furnizează reacții redox; apoi creează condiții pentru echilibrul redox și un anumit potențial.
  Acestea sunt sisteme de acid lactic - acid piruvic în prezența unui autolizat de bacterii lactice, care rezultă în echilibrul redox al CH3-CHOH-COOH și CH3-CO-COOH - un sistem implicat în fermentația acidului lactic; etanol - etanol, care corespunde conversiei aldehidei în alcool în procesul fermentației alcoolice sau al sistemului butanediol-acetoin. Ultimele sisteme nu sunt importante pentru vinul însuși, deși se poate presupune că vinul poate conține dehidaze în absența celulelor microbiene, dar sunt importante pentru fermentația alcoolică sau a acidului lactic, precum și pentru vinul pregătit care conține celule vii. Ele explică, de exemplu, refacerea etanului în prezența drojdiei sau a bacteriilor - fapt cunoscut de multă vreme.
Pentru toate aceste substanțe oxidante sau reducătoare, se poate determina potențialul redox, normal sau posibil, pentru care sistemul este pe jumătate oxidat și pe jumătate redus. Acest lucru le permite să fie clasificate în ordinea oxidării sau reducerii puterii. De asemenea, este posibil să se prevadă în ce formă (oxidat sau redus) acest sistem este în soluție cu un potențial redox cunoscut; prezice modificări ale oxigenului dizolvat; identifică substanțele care sunt oxidate sau reduse mai întâi. Această problemă este abordată suficient în secțiunea „Conceptul de potențial redox”.

Chimie generală: manual / A. V. Zholnin; sub redacția din V. A. Popkova, A. V. Zholnina. - 2012 .-- 400 p.: Bolnav.

Capitolul 8. REACȚII ȘI PROCESE REDOXE ȘI REDUCERE

Capitolul 8. REACȚII ȘI PROCESE REDOXE ȘI REDUCERE

Viața este un lanț continuu de procese redox.

A.-L. Lavoisier

8.1. SEMNIFICAREA BIOLOGICĂ A PROCESELOR DE REDUCERE OXIDO

Procesele de metabolism, respirație, descompunere, fermentare, fotosinteză sunt, practic, procese redox. În cazul metabolismului aerob, oxigenul molecular este principalul agent oxidant, iar substanțele organice ale produselor alimentare sunt agentul reducător. Un indicator al faptului că reacțiile redox stau la baza activității vitale a organismului sunt potențialele bioelectrice ale organelor și țesuturilor. Biopotențialele sunt o caracteristică calitativă și cantitativă a direcției, adâncimii și intensității cursului proceselor biochimice. Prin urmare, înregistrarea biopotențialelor organelor și țesuturilor este utilizată pe scară largă în practica clinică în studiul activității acestora, în special în diagnosticul bolilor cardiovasculare, se ia o electrocardiogramă și se ia o electromiogramă la măsurarea biopotențialelor musculare. Înregistrarea potențialelor cerebrale - encefalografie - vă permite să judecați despre tulburările patologice ale sistemului nervos. Sursa de energie a celulelor este potențialul membranei, egal cu 80 mV, datorită apariției asimetriei ionice, adică. distribuție inegală a cationilor și anionilor pe ambele părți ale membranei. Potențialul membranei este de natură ionică.În complexele multinucleare, procesele au loc asociate transferului de electroni și protoni între particule, care

sunt determinate de o schimbare a stării de oxidare a particulelor care reacționează și de apariția unui potențial redox. Potențialul redox este de natură electronică.Aceste procese au o natură ciclică reversibilă și stau la baza multor procese fiziologice importante. Michaelis a remarcat rolul important al proceselor redox în viață: „Procesele Redox care apar în organismele vii aparțin categoriei celor care nu numai că sunt frapante și pot fi identificate, dar sunt și cele mai importante pentru viață și biologice și din punct de vedere filosofic ".

8.2. REZUMAT

Procese Redox

În 1913, L.V. Pisarzhevsky a venit cu teoria electronică a proceselor redox, care este în prezent acceptată în general. Acest tip de reacție se realizează datorită redistribuirii densității de electroni între atomii substanțelor care reacționează (tranziție electronică), care se manifestă într-o modificare a gradului de oxidare.

Reacțiile, în urma cărora se modifică gradul de oxidare a atomilor care alcătuiesc substanțele care reacționează datorită transferului de electroni între ei, se numesc reacții redox.

Procesul redox constă din 2 acte elementare sau jumătate de reacție: oxidare și reducere.

oxidare- acesta este procesul de pierdere (recul) a electronilor de către un atom, moleculă sau ion. În timpul oxidării, gradul de oxidare a particulelor crește:

O particulă care dă electroni este numită agent de reducere.Produsul de oxidare al agentului reducător se numește forma oxidată:

Agentul reducător cu forma sa oxidată cuprinde o pereche de sistem redox (Sn 2 + / Sn 4 +).

O măsură a capacității regenerative a unui element este potențial de ionizareCu cât este mai mic potențialul de ionizare al unui element, cu atât este mai puternic un agent reducător, elementele s și elementele din stările de oxidare inferioare și intermediare sunt agenți reducători puternici. Capacitatea unei particule de a dona electroni (capacitatea donatorului) determină proprietățile sale reducătoare.

Recuperare -acesta este procesul de atașare a electronilor de către o particulă. În timpul recuperării, gradul de oxidare scade:

Se numește o particulă (atomi, molecule sau ioni) care combină electroni agent oxidant.Se numește produsul de reducere a oxidantului formă restaurată:

Agentul oxidant cu forma sa redusă constituie o altă pereche (Fe 3+ / Fe 2+) a sistemului redox. O măsură a capacității de oxidare a particulelor este afinitatea electronilor.Cu cât afinitatea electronilor este mai mare, adică. capacitatea de retragere a electronilor unei particule, cu atât este mai puternic un agent oxidant. Oxidarea este întotdeauna însoțită de reducere și, invers, reducerea este asociată cu oxidarea.

Luați în considerare interacțiunea FeCl 3 cu SnCl2. Procesul constă din două jumătăți de reacție:

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

În timpul reacțiilor, agentul oxidant este transformat într-un agent reducător conjugat (produs de reducere), iar agentul de reducere într-un agent oxidant conjugant (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 de electroni a agentului oxidant este mai mare decât potențialul de ionizare al agentului de reducere. Pentru aceasta, conceptul electronegativitate -o cantitate care caracterizează capacitatea atomilor de a da sau de a primi electroni.

Ecuațiile reacțiilor redox sunt compilate folosind metoda echilibrului electronic și metoda semia reacției. Metoda cu jumătate de reacție trebuie preferată. Utilizarea sa este asociată cu utilizarea ionilor care există de fapt, rolul mediului este vizibil. La pregătirea ecuațiilor, este necesar să aflăm care dintre substanțele care intră în reacție joacă rolul unui agent oxidant și care dintre ele sunt un agent reducător, influența pH-ului mediului asupra cursului reacției și care sunt produsele de reacție posibile. Proprietățile Redox sunt expuse de compuși care conțin atomi cu un număr mare de electroni de valență cu energii diferite. Compușii de elemente d (grupe IB, VIIB, VIIIB) și elemente p (grupele VIIA, VIA, VA) posedă astfel de proprietăți. Compușii care conțin un element puternic oxidat prezintă numai proprietăți oxidative.(KMnO 4, H2S04), în proprietățile inferioare - numai reducătoare(H2 S), în intermediar - se pot comporta în două moduri(Na2S03). După întocmirea ecuațiilor semia reacțiilor, ecuațiile ionice alcătuiesc ecuația de reacție sub formă moleculară:

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

8.3. CONCEPT DE CAPACITATE ELECTRODE. MECANISMUL ORIGINULUI POTENȚIALULUI ELECTRODE. Celula galvanică. ECHAȚIE NERVALĂ

Potențialele Redox sunt o măsură a capacității redox a substanțelor. Luați în considerare mecanismul apariției potențiale. Când un metal reactiv (Zn, Al) este cufundat într-o soluție de sare a acestuia, de exemplu, Zn într-o soluție ZnSO 4, dizolvarea suplimentară a metalului apare ca urmare a procesului de oxidare, formarea unei perechi, un dublu strat electric pe suprafața metalului și potențialul perechii Zn 2 + / Zn ° .

Un metal cufundat într-o soluție de sare, de exemplu zinc într-o soluție de sulfat de zinc, este numit electrod de prim fel. Acesta este un electrod în două faze care se încarcă negativ. Potențialul este format ca urmare a reacției de oxidare (conform primului mecanism) (Fig. 8.1). Când este scufundat într-o soluție din sarea sa de metale cu activitate scăzută (Cu), se observă procedeul opus. La limita metalului cu soluția de sare, metalul este precipitat ca urmare a procesului de reducere a ionului, care are o capacitate mare de acceptare a electronului, datorită încărcării mari a nucleului și a razei mici a ionului. Electrodul este încărcat pozitiv, în spațiul aproape al electrodului, anioni de sare în exces formează al doilea strat, apare potențialul de electrod al perechii Cu 2 + / Cu °. Potențialul este format ca urmare a procesului de recuperare prin al doilea mecanism (Fig. 8.2). Mecanismul, mărimea și semnul potențialului electrodului sunt determinate de structura atomilor participanților la procesul de electrod.

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 dublu strat electric se numește potențial de electrod.

Dacă electronii sunt îndepărtați de pe o placă de zinc în una de cupru, atunci perturbarea echilibrului de pe plăci. Pentru a face acest lucru, conectăm plăci de zinc și cupru cufundate în soluțiile sărurilor lor cu un conductor de metal și soluții de electrozi cu o punte de electrolit (un tub cu soluție de K 2 SO 4) pentru a închide circuitul. O jumătate de reacție de oxidare are loc pe un electrod de zinc:

și pe cupru - jumătatea reacției de recuperare:

Curentul electric se datorează reacției redox totale:

În circuit apare un curent electric. Cauza apariției și a fluxului de curent electric (EMF) într-o celulă galvanică este diferența de potențial de electrod (E) - Fig. 8.3.

Fig. 8.3.Schema circuitului unei celule galvanice

Celula galvanicăeste un sistem în care energia chimică a unui proces redox este transformată

în electric. Circuitul chimic al unei celule galvanice este de obicei scris sub forma unei diagrame scurte, unde este plasat un electrod mai negativ pe stânga, perechea formată pe acest electrod este indicată de o bară verticală și este indicată o săritură potențială. Două linii indică limita dintre soluții. Încărcarea electrodului este indicată între paranteze: (-) Zn ° | Zn 2 + || Cu 2 + | Cu ° (+) - schema circuitului chimic al unei celule galvanice.

Potențialele redox ale perechii 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 Nernst. O caracteristică cantitativă a sistemului redox este potențialul redox care apare la interfața soluție apoasă platină - soluție. Valoarea potențialului în unitățile SI se măsoară în volți (V) și se calculează cu ecuația Nernst-Peters:

unde a (Ox) și a (Roșu) sunt activitatea formelor oxidate și, respectiv, reduse; R- constantă de gaz universal; T- temperatura termodinamică, K; F- constantă Faraday (96.500 C / mol); n- numărul de electroni care participă la procesul redox elementar; a - activitatea ionilor de hidroxoniu; m- coeficient stoechiometric înainte de ionul de hidrogen din jumătatea reacției. Valoarea φ ° este potențialul redox standard, adică. potențial măsurat în condițiile a (Ox) \u003d a (Roșu) \u003d a (H +) \u003d 1 și o temperatură dată.

Potențialul standard al sistemului 2H + / H 2 este egal cu 0 V. Potențialele standard sunt valori de referință, sunt tabulate la o temperatură de 298K. Un mediu puternic acid nu este tipic pentru sistemele biologice, prin urmare, pentru a caracteriza procesele care apar în sistemele vii, potențialul formal este mai des utilizat, determinat în condiția a (Ox) \u003d a (Roșu), pH 7,4 și o temperatură de 310 K (nivel fiziologic). La înregistrarea potențialului de abur, acesta este indicat sub formă de fracție, agentul oxidant fiind scris în numărător și agentul reducător în numitor.

Pentru 25 ° С (298К) după substituția valorilor constante (R \u003d 8,31 J / mol deg; F\u003d 96.500 C / mol) ecuația Nernst are următoarea formă:

unde φ ° este potențialul redox standard al perechii, V; cu ff și vf - produsul concentrațiilor de echilibru ale formelor oxidate și, respectiv, reduse; x și y sunt coeficienți stoechiometrici în ecuația cu jumătate de reacție.

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

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

Sistemele Redox sunt împărțite în două tipuri:

1) numai transferul de electroni se efectuează în sistem: Fe 3 + + ē \u003d Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē \u003d Sn 4 +. Este echilibru redox izolat;

2) sistemele când transferul de electroni este completat cu transfer de protoni, adică acolo sold combinat de diferite tipuri:protolitice (acid-bază) și redox cu posibila competiție a două particule de protoni și electroni. În sistemele biologice, sisteme redox importante sunt de acest tip.

Un exemplu de sistem de cel de-al doilea tip este procesul de utilizare a peroxidului de hidrogen în organism: Н 2 О 2 + 2Н + + 2ē ↔ 2Н 2 О, precum și reducerea într-un mediu acid a multor agenți oxidanți care conțin oxigen: CrО 4 2-, Cr 2 О 7 2-, MnO 4 -. De exemplu, MnО 4 - + 8Н + + 5ē \u003d Mn 2 + + 4Н 2 O. Electronii și protonii participă la această jumătate de reacție. Calculul potențialului perechii se realizează după formula:

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

în acest caz, se folosește un electrod din material inert (Pt). Electrodul nu este un participant la procesul electrodului și joacă doar rolul de purtător de electroni. Potențialul format din cauza procesului redox care are loc în soluție se numește potențial redox.

Măsoară-l electrod redox- Acesta este un metal inert într-o soluție care conține forme oxidate și reduse ale unei perechi. De exemplu, când se măsoară E operechile Fe 3 + / Fe 2 + folosesc un electrod redox - un electrod de măsurare a platinei. Electrodul de referință este hidrogen, al cărui potențial de vapori este cunoscut.

Reacția procedând într-o celulă galvanică:

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

Potențialul redox este o măsură a capacității redox a substanțelor. Valorile potențialelor standard ale perechilor sunt indicate în tabelele de referință.

Dintre potențialele redox, se remarcă următoarele regularități.

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 a cărui potențial este mai mare, această pereche acționează ca agent de reducere. Potențialul este format din primul mecanism (reacția de oxidare).

2. Dacă potențialul perechii este pozitiv, de exemplu, φ ° (Cu 2 + (p) / Cu (t)) \u003d +0.345 V în raport cu un hidrogen sau o altă pereche conjugată al cărui potențial este mai mic, această pereche este un agent oxidant. Potențialul acestei perechi este format din al doilea mecanism (reacție de reducere).

3. Cu cât este mai mare valoarea algebrică a potențialului standard al perechii, cu atât este mai mare capacitatea de oxidare a formei oxidate și cu atât este mai mică capacitatea de reducere a formei reduse

pereche. O scădere a valorii potențialului pozitiv și o creștere a negativului corespunde unei scăderi a oxidativului și a unei creșteri a activității reducătoare. De exemplu:

8.4. ELECTRODE DE HIDROGEN, MĂSURAREA POTENțIALELOR REDUCERI DE OXIDARE

Potențialul redox al unei perechi este determinat de potențialul unui dublu strat electric, dar, din păcate, nu există nicio metodă pentru măsurarea acestuia. Prin urmare, ele nu determină valoarea absolută, ci valoarea relativă, alegând orice altă pereche pentru comparație. Măsurarea potențialului se realizează cu ajutorul unei instalații potențiometrice, care se bazează pe o celulă galvanică care are circuitul: electrodul perechii de testare (electrod de măsurare) este conectat la electrodul perechii de hidrogen (H + / H °) sau un alt potențial al căruia se cunoaște (electrod de referință) . O celulă galvanică este conectată la un amplificator și la un contor de curent electric (Fig. 8.4).

Vaporul de hidrogen se formează pe electrodul de hidrogen ca urmare a procesului redox: 1 / 2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e -. Un electrod cu hidrogen este un semi-element format din

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

Fig. 8.4.Electrod de hidrogen

cu o scădere a valorii pH-ului (creșterea acidității) a mediului și o scădere a presiunii parțiale a gazului de hidrogen peste soluție.

8.5. PROIECTARE DE DESTINARE

PRIVIND SCHIMBAREA DE ENERGIE GRATUITĂ A SUBSTANȚELOR ȘI A CANTITĂȚII POTENȚIILOR STANDARD-REDUCERI DE OXIDO

Direcția reacției redox poate fi apreciată prin schimbarea potențialului izobar-izoterm al sistemului (energia Gibbs), a energiei libere (ΔG) a procesului. Reacția este fundamental posibilă cu ΔG o < 0. В окислительно-восстановительной реакции изменение свободной энергии равно электрической работе, совершаемой системой, в результате которой ē переходит от восстановителя к окислителю. Это находит отражение в формуле:

unde F- Constanta Faraday egală cu 96,5 kK / mol; n- numărul de electroni implicați în procesul redox, la 1 mol de substanță; E o- valoarea diferenței dintre potențialele redox standard ale a două perechi conjugate ale sistemului, care se numește forța electromotivă a reacțiilor (EMF). Această ecuație reflectă sensul fizic al relației E oiar reacțiile de energie liberă Gibbs.

Pentru apariția spontană a reacției redox, este necesar ca diferența de potențial a perechilor conjugate să fie o valoare pozitivă, care rezultă din ecuație, adică. aburul, al cărui potențial este mai mare, poate acționa ca 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 agent oxidant dat sau, dimpotrivă, trebuie să știți ΔE o : ΔE o \u003d φ ° oxid. - φ ° odihnă. Reacția se desfășoară într-o direcție care duce la formarea unui agent oxidant mai slab și a unui agent de reducere mai slab. Astfel, comparând potențialele a două perechi conjugate, este posibil să se rezolve fundamental problema direcției procesului.

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

Reacția °Е ° are o valoare negativă:

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

Dacă EMF-ul reacției este o valoare negativă, atunci reacția merge în direcția opusă. Cu cât este mai mare ΔE °, cu atât reacția este mai intensă.

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

a) NaI; b) NaBr?

Facem jumătate de reacție și găsim potențial pentru perechi:

a) Ereacția 2I - + 2Fe 3 + \u003d I 2 + 2Fe 2 + va fi egală cu 0,771-0.536 \u003d \u003d 0,235 V, Eare un sens pozitiv. Prin urmare, reacția se îndreaptă spre formarea de iod liber și Fe 2+.

b) E ° al reacției 2Br \u200b\u200b- + 2Fe 3 + \u003d Br 2 + 2Fe 2 + va fi egal cu 0,771-1.065 \u003d \u003d -0,29 V. O valoare negativă E oindică faptul că clorura de fier nu va fi oxidată de bromura de potasiu.

8.6. CONSTANT DE BALANȚĂ

Reacție Redox

În unele cazuri, este necesară cunoașterea nu numai a direcției și a intensității reacțiilor redox, ci și a completitudinii reacțiilor (cu câte procente de materii prime sunt transformate în produse de reacție). De exemplu, într-o analiză cantitativă, se poate baza doar pe acele reacții care se desfășoară practic la 100%. Prin urmare, înainte de a utiliza această sau acea reacție pentru a rezolva o problemă, ei determină constanta

novaia (K P) a acestui sistem insular. Pentru a determina Kp proceselor redox, utilizați tabelul potențialelor redox standard și ecuația Nernst:

cala atingerea echilibrului, potențialele perechilor conjugate ale agentului oxidant și ale agentului reducător al procesului redox devin aceleași: φ ° oxidare. - φ ° odihnă. \u003d 0, atunci E o= 0. Din ecuația Nernst în condiții de echilibru E oreacția este egală cu:

unde n- numărul de electroni implicați în reacția redox; PS cont. r-tion și P.S. ref. respectiv în produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție și a materiilor prime în gradul coeficienților stoechiometrici ai ecuației de reacție.

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 materiilor prime. În plus, o valoare Kp mare indică faptul că reacția decurge de la stânga la dreapta. Cunoscând Kr, este posibil, fără a apela la date experimentale, să calculăm completitatea reacției.

8.7. Reacții Redox în sistemele biologice

În procesul de viață în celule și țesuturi, pot apărea diferențe între potențialele electrice. Transformările electrochimice din corp 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. Procesele asociate cu transferul de ioni (fără a-și schimba sarcinile) și cu formarea biopotențialelor. Biopotențialele înregistrate în organism sunt în principal potențiale de membrană. Au o natură ionică. Ca urmare a acestor procese, potențiale apar între diferite straturi de țesuturi în diferite stări fiziologice. Sunt asociate cu intensități diferite ale proceselor redox fiziologice. De exemplu, potențialele formate în țesuturile suprafeței foii de pe partea iluminată și nelimitată ca urmare a intensităților diferite ale procesului de fotosinteză. Zona iluminată este încărcată pozitiv în raport cu iluminatul.

În procesele redox de natură electronică, se pot distinge trei grupuri.

Primul grup include procese asociate transferului electronilor între substanțe fără participarea oxigenului și hidrogenului. Aceste procese sunt realizate cu participarea complexelor de transfer de electroni - complexe heterovalente și heteronucleare. Transferul de electroni are loc în compuși complexi din același metal sau atomi din metale diferite, dar în grade diferite de oxidare. Principiul activ al transferului de electroni este metalele de tranziție, care prezintă mai multe stări de oxidare stabile, iar transferul de electroni și protoni nu necesită costuri mari de energie, transferul poate fi efectuat pe distanțe lungi. Reversibilitatea proceselor permite participarea multiplă la procesele ciclice. Aceste procese vibraționale au fost găsite în cataliză enzimatică (citocromuri), sinteză de proteine \u200b\u200bși procese metabolice. Acest grup de transformări este implicat în menținerea homeostazei antioxidante și în protejarea organismului de stresul oxidativ. Sunt regulatori activi ai proceselor cu radicali liberi, un sistem pentru utilizarea speciilor de oxigen reactiv, peroxid de hidrogen și sunt implicați în oxidarea substraturilor

cum ar fi catalază, peroxidază, dehidrogenază. Aceste sisteme au efect antioxidant, antiperoxidant.

Al doilea grup include procese redox asociate cu participarea oxigenului și hidrogenului. De exemplu, oxidarea grupării aldehide a unui substrat într-un acid:

Al treilea grup include procese asociate cu transferul protonilor și electronilor din substrat, care depind de pH, apar în prezența enzimelor dehidrogenaze (E) și a coenzimelor (Co) cu formarea complexului activ activ de enzimă-coenzimă (E-Co-S ), atașând electroni și cationi de hidrogen din substrat și provoacă oxidarea acestuia. O astfel de coenzimă este nicotinamidă adenină dinucleotidă (NAD +), care atașează doi electroni și un proton:

În procesele biochimice, au loc echilibre chimice combinate: procese redox, protolitice și de complexare. Procesele sunt de obicei enzimatice. Tipuri de oxidare enzimatică: dehidrogenază, oxidază (citocrome, reducerea oxidării radicalilor liberi). Procesele redox care apar în organism pot fi împărțite condiționat în următoarele tipuri: 1) reacții de dismutare intramoleculară (disproporționare) datorate atomilor de carbon ai substratului; 2) reacții intermoleculare. Prezența unei game largi de stări de oxidare de la -4 la +4 în atomii de carbon indică dualitatea acesteia. Prin urmare, reacțiile redox sunt frecvente în chimia organică datorită atomilor de carbon, care apar intramolecular și intramolecular.

8.8. POTENȚIALUL MEMBRANEI

Încă din zilele lui R. Virchow se știe că celula vie- Aceasta este o celulă unitară a unei organizații biologice care oferă toate funcțiile organismului. Cursul multor procese fiziologice din organism este asociat cu transferul ionilor în celule și țesuturi și este însoțit de apariția unei diferențe de potențial. Un rol important în transportul cu membrană revine transportului pasiv de substanțe: osmoză,

filtrare și bioelectrogeneză. Aceste fenomene sunt determinate de proprietățile de barieră ale membranelor celulare. Diferența de potențial între soluții cu concentrații diferite, separate de o membrană cu permeabilitate selectivă se numește potențial de membrană. Potențialul membranei este mai degrabă ionic decât electronic. Se datorează apariției asimetriei ionice, adică. distribuție inegală a ionilor de ambele părți ale membranei.

Compoziția cationică a mediului intercelular este apropiată de compoziția ionică a apei de mare: sodiu, potasiu, calciu, magneziu. În procesul evoluției, natura a creat o metodă specială de transfer de ioni, numită transport pasivînsoțită de apariția unei diferențe potențiale. În multe cazuri, difuzarea este baza transferului de substanțe, prin urmare, potențialul care se formează pe membrana celulară este uneori numit potențial de difuzie.Există până la concentrarea ionilor. Valoarea potențială este mică (0,1 V). Difuziune facilitată prin canale 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 importantă și pentru acele celule care nu sunt capabile să genereze un potențial interesant.

8.9. ÎNTREBĂRI ȘI Sarcini pentru încercarea de sine stătătoare

PREGĂTIȚI PENTRU LECȚII

ȘI EXAMENE

1. Dați conceptul de potențial electrod și redox.

2. Marcați principalele tipare observate într-o serie de potențiale redox.

3. Care este o măsură a capacității de reducere a substanțelor? Dați exemple ale celor mai frecvente agenți de reducere.

4. Care este o măsură a capacității oxidative a unei substanțe? Dați exemple ale celor mai frecvente agenți de oxidare.

5. Cum se poate determina experimental valoarea potențialului redox?

6. Cum se va schimba potențialul sistemului Co 3+ / Co 2+ când sunt introduse ioni de cianură? Explicați răspunsul.

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

8. Care este semnificația fenomenului de relevare a mediului ligand al atomului central pentru potențialul redox pentru funcționarea sistemelor vii?

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

unde NADH și NAD + sunt formele reduse și oxidate ale nucleotidei nicotinamidinei. În ce direcție este această reacție redox în condiții standard?

10. Care sunt substanțele numite care reacționează invers cu agenți de oxidare și protejarea substraturilor?

11. Dați exemple despre acțiunea substanțelor bactericide pe baza proprietăților oxidante.

12. Reacții care stau la baza metodelor de permanganatometrie și iodometrie. Soluții de lucru și metode pentru pregătirea lor.

13. Care este rolul biologic al reacțiilor în care se schimbă starea de oxidare a manganului și molibdenului?

14. Care este mecanismul efectului toxic al compușilor azotului (III), azotului (IV), azotului (V)?

15.Cum este neutralizarea ionului de superoxid în organism? Dă ecuația reacțiilor. Care este rolul ionilor metalici în acest proces?

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

17. Cum este asociat standard EMF cu o schimbare a energiei Gibbs a procesului redox?

18. Comparați capacitatea de oxidare a ozonului, oxigenului și peroxidului de hidrogen față de o soluție apoasă de iodură de potasiu. Confirmați răspunsul cu datele din tabel.

19. Ce procese chimice stau la baza neutralizării superoxidului anionradical și a peroxidului de hidrogen din organism? Dă ecuațiile jumătății reacțiilor.

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

21. Dați exemple despre utilizarea reacțiilor redox pentru detoxifiere.

22. Dați exemple despre efectele toxice ale agenților de oxidare.

23. Soluția conține particule Cr3+, Cr2O7 2-, I2, I -. Determinați care dintre ele interacționează spontan în condiții standard?

24. Care dintre aceste particule este un agent oxidant mai puternic în mediu acid KMnO 4 sau K2 Cr 2 O 7?

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

26. Este posibil să administrați soluții RMnO 4 și NaNO 2 simultan?

8.10. SARCINI DE TEST

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

a) niciunul, toate sunt doar agenți de oxidare;

b) totul, cu excepția fluorului;

c) totul, cu excepția iodului;

d) toate halogenele.

2. Ce ion halogen are cea mai mare activitate de reducere?

a) F -;

b) C1 -;

c) I -;

d) Br -.

3. Ce halogeni intră în reacții de disproporționare?

a) totul, cu excepția fluorului;

b) totul, cu excepția fluorului, clorului, bromului;

c) totul, cu excepția clorului;

d) nu este implicat nici unul dintre halogeni.

4. Două tuburi conțin soluții de KBr și KI. S-a adăugat o soluție de FeCl 3 la ambele tuburi. În acest caz ionul de halogen este oxidat până la halogen liber dacă E o (Fe 3+ / Fe 2+) \u003d 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) KBr;

d) în niciun caz.

5. Cel mai puternic agent reducător:

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

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 de reducere;