Процессы дыхания, брожения, обмена веществ, фотосинтеза, нервная деятельность

/или редокс- процесс (ОВП) - это процесс, в ходе которого происходит частичный или полный перенос электронов от одних атомов или ионов к другим.

Признаком протекания редокс- процесса служит изменение степеней окисления.

Основные понятия

принимая электроны.

восстановленная форма (восстановитель /Red, сопряженный окислитель) выступает в роли донора электронов и окисляется, отдавая электроны.

В любой ОВР участвуют, по крайней мере, две редокс-пары.

Редокс –система (или пара)

Редокс- пара- это система из окисленной и восстановленной форм данного вещества, в которой

Например:

окисления восстановителя и восстановления окислителя.

В общем виде:

Например:

перенос электронов, то редокс- систему относят к первому типу.

2/ Если осуществляется перенос как электронов, так и протонов (точнее ионов гидроксония Н3О+), то редокс-систему относят ко второму типу.

Например:

окисления-восстановления, в которой атомы окислителя и восстановителя входят в состав одной молекулы. Внутримолекулярные реакции протекает, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2. Межмолекулярные. Реакция межмолекулярного окисления, в которой атомы окислителя и восстановителя находятся в разных веществах.

Например:

Например:

же элемента проявляют окислительные и восстановительные свойства. Эти свойства могут проявлять вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления.

4. Реакции контрдиспропорционирования. При реакциях кондрдиспропорцирования (реакции конмутация) атомы одного элемента в двух разных степенях окисления принимают одинаковую степень окисления в продуктах реакции

Например:

Например:

метод электронного баланса и ионно-электронный метод (или метод полуреакций).

Электронно-ионный баланс (метод полуреакций)

При использовании этого метода:
Степени окисления элементов в составе реагирующих веществ не определяют.
В полуреакциях записывают ионы или молекулы сопряженных окисленной и восстановленной форм в том виде, в каком они существуют в растворе в условиях проведения реакции.
Слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде.
При уравнивании масс кислорода и водорода в правой и левой частях полуреакции можно использовать молекулы H2O, а также ионы Н+ и ОН-, образующиеся при ионизации воды.

восстановления принимает 1ē.
Эквивалент восстановителя -реальная или условная частица его, которая в процессе восстановления отдает 1ē.

Молярная масса эквивалентов окислителя и восстановителя численно равна произведению молярной массы окислителя или восстановителя на фактор эквивалентности этого окислителя или восстановителя в данной реакции:

)
Наличие катализатора
Влияния характера среды (кислая, нейтральная, щелочная ).

Перманганаты - сильные окислители,
особенно в кислой среде:

Например:

Окисленная
форма

Восстановленная
форма

р-р б/ц

осадок бурый

р-р зел. цвета

- 3% раствор пероксида водорода H2O2 в уксуснокислой среде СН3СООН:

В результате реакции между ядом и противоядием образуется нетоксичное или малотоксичное соединение.

Химические противоядия, как антидоты прямого действия могут действовать в любом месте –
до проникновения яда в кровь,
при циркуляции яда в крови,
и после фиксации в тканях.

возникающего на межфазной границе, разделяющей два проводника, обладающих разной проводимостью: электронной (металл) и ионной (раствор электролита).

Редокс- потенциал служит количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности редокс – системы.

Редокс –потенциал - это разность потенциалов, возникающая на границе раздела инертный металл- раствор, содержащий редокс- систему.

используют уравнение Нернста:

стандартного потенциала которой принято равным нулю:

Уравнение Нернста-Петерса для биологических систем

Чем больше значение редокс-потенциала редокс-системы, тем выше ее окислительная способность, т.е. тем сильнее окислитель и слабее сопряженный ему восстановитель.

процессы, сопровождающиеся уменьшением свободной энергии Гиббса (ΔG < 0).

Для ОВ реакций ΔG < 0 в том случае, если из более сильных окислителя и восстановителя образуются более слабые.

Окислительно-восстановительные потенциалы позволяют количественно судить об активности окислителя и восстановителя.

Условием самопроизвольного протекания ОВР является положительное значение её ЭДС :

Если Δφо > 0, то реакция протекает в прямом направлении в соответствии с записью уравнения реакции (∆Gо < 0).
Если Δφо < 0, то реакция протекает в обратном направлении согласно записи уравнения реакции (∆Gо > 0).
Если Δφо = 0, то система находится в состоянии устойчивого химического равновесия (∆ Gо =0).

константа равновесия (Кр) и тем больше глубина протекания реакции.

где n – количеств перераспределенных электронов

такого электрода зависит не только от активности окисленных и восстановленных частиц, но и активности ионов водорода.

Окислительно-восстановительный электрод-

это электрод, состоящий из инертного материала (металлические платина, золото, вольфрам, титан, а также графит), погруженного в водный раствор, в котором имеются окисленная и восстановленная форма данного вещества.

и цинковой пластинки, погруженной в раствор сульфата цинка.
Растворы соединены между собой солевым мостиком, заполненным хлоридом калия.

Например

раствор, масса анода уменьшается. Анод заряжается отрицательно.

Анод

масса катода увеличивается. Катод заряжается положительно.

Катод

союз теоретической и прикладной химии) слева записывают анод, справа – катод.

Границу раздела м/у металлом и раствором обозначают одной вертикальной чертой.
Границу раздела двух растворов – двумя сплошными вертикальными чертами. Компоненты одной фазы записывают через запятую.

в которой металлы
расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φо (фи) или Ео, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me.

в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных на практике для сравнительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных на практике для сравнительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

-Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu возможно только в прямом направлении.

-Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.

-.

при обычных условиях не взаимодействуют
-При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Убывание восстановительной активности

Н

электролитов при пропускании электрического тока.

реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

Протекание первичных анодных и катодных процессов подчиняется законам, установленным английским ученым М Фарадеем (1834).

= М0

На катоде происходит процесс восстановления

Электролиз в расплавах

бескислородных кислот (кроме фторидов) окисляются до соответствующего простого вещества, например:
2Cl– – 2ē = Cl20
• Кислородсодержащие анионы выделяют кислород и превращаются в один из оксидов:
SO42– – 2ē = SO20 + O20.

→
Na+ + 1ē = Na0 2Cl- - 2ē = Cl2
электролиз
2NaCl 2Na + Cl2

2ē = Cu0 2Cl- - 2ē = Cl2
CuCl2 Cu + Cl2

Электролиз расплава CuCl2

электролиз

→
Na+ + 1ē = Na0 4OH- - 4ē = 2 H2O + O2↑
электролиз
4NaOH 4Na + O2↑ +2H2O

зависит от материала катода, а зависит от активности восстанавливаемого металла.
а) Если металл расположен в ряду напряжений от Li до Al включительно, то на катоде идет процесс восстановления воды:
2Н2О + 2ē = H20 + 2OH–

напряжений между Al и H2 , то на катоде идут одновременно процессы восстановления воды и катионов металла:
2Н2О + 2ē = H20 + 2OH– Мn+ + nē = М0
в) Если металл расположен в ряду напряжений после Н2, то на катоде идет процесс восстановления катионов металла: Мn+ + nē = М0
При электролизе растворов кислот идет процесс восстановления ионов водорода: 2Н+ + 2ē = H20

и от природы аниона.
Аноды могут быть двух видов
– растворимые (железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза)
- и нерастворимые, или инертные (уголь, графит, платина, золото)
а) Если анод растворимый, то независимо от природы аниона всегда идет окисление металла анода, например:
Cu0 – 2ē = Cu2+

(кроме фторидов) идет окисление анионов:
2Cl– – 2ē = Cl20
В случае кислородсодержащих анионов и фторидов идет процесс окисления воды, анион при этом не окисляется и остается в растворе:
2H2O – 4ē = O20 + 4H+
При электролизе растворов щелочей идет окисление гидроксид-ионов:
4OH– – 4ē = O20 + 2H2O

← Na+ + Cl- →
2Н2О + 2ē = H2 + 2OH- 2Cl- - 2ē = Cl2↑
электролиз
2NaCl + 2H2O H2 + Cl2 +2NaOH

+ SO42- →
Cu2+ + 2ē = Cu0 2H2O – 4ē = O2↑ + 4H+
электролиз
2CuSO4 + 2 H2O 2Cu + O2 + 2 H2SO4

Na+ + Cl- →
Cu2+ + 2ē = Cu0 Cu0 – 2ē =Cu2+
(т.к. Cu2+ в ряду напряжений
стоят после H+)
Происходит переход ионов меди с анода на катод. Концентрация NaCl в растворе не меняется.

с внешней средой.

Химическая коррозия
развивается в агрессивных средах, не проводящих электрического тока, например, газах при высоких температурах, Так, железо при нагревании соединяется с кислородом воздуха с образованием оксидов (окалины)
наблюдается в зубопротезировании в основном при изготовлении и починке протезов.

В условиях эксплуатации протезов может развиваться электрохимическая коррозия