На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти готовые бесплатные и платные работы или заказать написание уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов по самым низким ценам. Добавив заявку на написание требуемой для вас работы, вы узнаете реальную стоимость ее выполнения.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Быстрая помощь студентам

 

Результат поиска


Наименование:


реферат Важнейшие окислители и востановители

Информация:

Тип работы: реферат. Добавлен: 11.06.13. Сдан: 2012. Страниц: 17. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


Содержание:
Введение
1. Характерные особенности  окислительно-восстановительных реакций.
2. Изменение окислительно–восстановительных  свойств элементов в зависимости  от строения их атомов.
3. Важнейшие окислители  и восстановители.
4. Типы окислительно-восстановительных реакций. Окислительно–восстановительный эквивалент.
5. Методика составления  окислительно–восстановительных реакций  на основе электронного баланса
6. Особые случаи составления  уравнений окислительно-востановительных  реакций.
7. Перенос электронов в дыхательной цепи
8. Перекисная теория  окисления.
 
Список литературы.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Введение 
 
Существуют многочисленные критерии классификации химических реакций. Один из важнейших – признак  изменения степеней окисления элементов. В зависимости от того, изменяются степени окисления элементов или сохраняются, химические реакции могут быть разделены на окислительно-восстановительные и проходящие без изменения степеней окисления.
Реакции, протекающие  с изменением степеней окисления  элементов (окислительно-восстановительные), широко известны. Они играют большую роль в технике и природе, лежат в основе обмена веществ в живых организмах, с ними связаны процессы окисления, гниения, брожения, фотосинтеза. Процессы окисления (и восстановления) идут при сгорании топлива, коррозии металлов, электролизе, с их помощью получают металлы, аммиак, щелочи и многие другие ценные продукты. Поэтому изучение окислительно-восстановительных реакций предусмотрено школьными курсами неорганической и органической химии.
Напомним основные положения, связанные с концепцией окислительно-восстановительные реакций.
Степень окисления соответствует  заряду, который возник бы на атоме  данного элемента в химическом соединении, если предположить, что все электронные  пары, посредством которых данный атом связан с другими, полностью смещены к атомам элементов с большей электроотрицательностью.
Окислитель – вещество, содержащее атомы или ионы, принимающие  электроны: Xm (окислитель) + ne- = X(m-n)  , где m – степень окисления элемента в исходном веществе, n – число электронов.
Восстановитель –  вещество, содержащее атомы или ионы, отдающие электроны:  Ym (восстановитель) - ne- = Y(m+n) .
Окисление – процесс  отдачи электронов атомом, молекулой  или ионом, при этом степень окисления  элемента повышается.
Восстановление - процесс  приёма электронов атомом, молекулой  или ионом, при этом степень окисления  элемента понижается.
Окисление и восстановление – процессы сопряжённые, число электронов, отданных восстановителем в процесс  его окисления, всегда равно числу электронов, принятых окислителем в процессе его восстановления.
 
 
 
 
 
 
1. Характерные  особенности окислительно-восстановительных  реакций.
Существует обширный класс химических реакций, в ходе которых степень окисления у  атомов или ионов изменяется. Например, это реакция
Zn+2HCl=ZnCl2+H2^.
В ней участвуют атомы  цинка, водорода и хлора; измененная в ходе реакции степень окисления (СО) цинка повышается от 0 до +2, а  ионов водорода – понижается от +1 до 0.
Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением СО.
Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдавать электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов восстановитель окисляется.
Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени  окисления, называется восстановлением.
Вещество, в состав которого входит элемент, способный присоединить электроны, называется окислителем. В  процессе присоединения электронов окислитель восстанавливается.
Известно, что атомы  металлов имеют на внешнем энергетическом уровне мало электронов (1-3) и способны отдавать их при химических реакциях, то есть окисляются, а неметаллы (на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7 электронов) склонны присоединять электроны и восстанавливаться, следовательно, атомы металлов – восстановители (отдавая электроны, сами окисляются), а атомы неметаллов – окислители (присоединяя электроны, сами восстанавливаются).
Приведем примеры окислительно–восстановительных реакций.
1. Горение магния на  воздухе (или в кислороде):
2Mg0+O20=2Mg+2O-2.
Атом магния отдает два  электрона атому кислорода. У  последнего СО понижается от 0 до -2, а  степень окисления магния повышается от 0 до +2. Следовательно, магний окисляется, а кислород восстанавливается; магний – восстановитель, а кислород - окислитель.
2. Горение меди в  хлоре:
Cu0+Cl20=Cu+2Cl2-1.
Атом меди отдает два  электрона двухатомной молекуле хлора. СО хлора понижается от 0 до -1, а СО меди повышается от 0 до +2. Хлор восстанавливается и выступает в роли окислителя. Медь окисляется и является восстановителем.
Окисление хлорида железа (II) в водном растворе хлора:
2Fe+2Cl2-1+Cl20=2Fe+3Cl3-1.
Двухзарядный ион железа отдает один электрон атому хлора. При этом СО повышается от +2 до +3, СО хлора понижается от 0 до -1. Хлорид железа (II) окисляется, превращаясь в хлорид железа (III), и является восстановителем. Хлор при этом восстанавливается и выступает в роли окислителя.
Способность металлов, а  также их гидратированных ионов окисляться (восстанавливаться) в водной среде в ходе химических реакций можно установить по ряду напряжений, о чем будет говориться в теме «Электродные потенциалы и электродвижущие силы. Электролиз».
 
 
2. Изменение окислительно–восстановительных свойств элементов в зависимости от строения их атомов.
Способность химических элементов присоединять или отдавать электроны связана со строением  атомов и положением их в периодической  системе элементов Д.И. Менделеева.
Атомы металлов в химических реакциях способны лишь отдавать электроны и быть восстановителями. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы.
Атомы неметаллов (за исключением  фтора) в зависимости от  свойств  партнеров, с которыми они взаимодействуют, могут  проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Например:
Fe0 + S0 = Fe+2S-2 и S0 + O2 = S+4O2-2.
Однако, у химически  активных неметаллов проявляются преимущественно  окислительные свойства. Их часто  используют на практике в качестве окислителей (кислород, Cl2).
Атомы водорода в зависимости от свойств партнера могут проявлять  как окислительные, так восстановительные  свойства. Например, в реакции
Cl20 + H20 = 2H+1Cl-1
водород восстановитель, так как  в молекуле HCl электронная пара сильно смещена в сторону ядра атома хлора. При нагревании натрия в струе водорода образуется гидрид натрия (2Na0 + H20 = 2Na+1H-1). Электронная пара, обусловливающая химическую связь, сильно смещена в сторону водорода. СО водорода в этом соединении равна -1. Таким образом, водород в этой реакции является окислителем. Однако для водорода более характерна тенденция к отдаче электронов. Чаще всего водород используют как восстановитель.
Одноатомные молекулы благородных  газов (Не, Nе, Ar…) практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, что находится в согласии со строением их атомов (внешний энергетический уровень полностью заполнен электронами).
У ионов металлов и неметаллов в  высших степенях окисления восстановительные  свойства отсутствуют. Такие частицы в окислительно–восстановительных реакциях могут проявлять только окислительные свойства (присоединять электроны). В связи с этим соединения, в состав которых входят частицы (ионы) в высшей СО, используются в качестве окислителей (KMnO4, HNO3, K2CrO4, K2Cr2O7 и т.д.).
Положительные ионы промежуточных  СО в зависимости от свойств партнеров  могут выступать как в роли восстановителей, так и в роли окислителей:
2Fe+2Сl2 + Cl20 = 2Fe+3Cl3-1 (Fe+2 - восстановитель);
Fe+2O + C+2O = Fe0 + CO2+4 (Fe+2 - окислитель).
Ион железа в высшей СО обладает только окислительными свойствами. Так, феррат калия К2FeO4 – один из наиболее сильных окислителей.
Вещества, в состав которых  входят ионы неметаллов (например, Cl-1,
Br-1, S-2, I-1), за счет последних могут выступать только в роли восстановителей.
В пределах каждого периода  с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность  его атомов понижается, а окислительная  способность - повышается.
Так, во II периоде литий  – только восстановитель, а фтор – только окислитель. Это результат постепенного заполнения электронами внешнего электронного уровня (у атома лития - 1 электрон, у атома фтора - 7 электронов из 8 возможных на данном уровне).
В пределах каждой главной  подгруппы с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность их атомов возрастает, а а окислительная способность постепенно убывает. Так, в главной подгруппе IV группы кислород – сильный окислитель, а теллур – очень слабый окислитель, в некоторых реакциях он выступает даже как восстановитель. Аналогичное явление наблюдается также и в отношении их химических соединений. Эти закономерности обусловлены повышением величины радиусов атомов элементов.
 
3. Важнейшие окислители и восстановители.
К числу сильных окислителей, широко используемых на практике, относятся галогены (Fe2, Cl2, Br2, I2), оксид марганца Mn+4O2, перманганат калия KMn+7O4, манганат калия K2Mn+6O4, оксид хрома (хромовый ангидрид) Cr+6O3, хромат калия K2Cr+6O4, бихромат калия K2Cr2+6O7, азотная кислота HN+5O3 и ее соли, кислород О2, озон О3, перекись водорода Н2О2, концентрированная серная кислота Н2S+6О4, оксид меди (II) Сu+2О, оксид серебра Ag2+1O, оксид свинца Рb+4О2, гипохлориты (например, NaCl-1O) и другие соединения.
Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: водород, углерод, оксид углерода С+2О, сероводород Н2S-2, оксид серы S+4О2, сернистая кислота Н2S+4О3 и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn+2Cl2, сульфат железа (II) Fe+2SO4.
4. Типы окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно–восстановительный  эквивалент
Различают три типа окислительно–восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления–самовосстановления.
Межмолекулярные – это  такие реакции, в которых молекулы, атомы или ионы элементов, входящие в состав одного вещества и являющиеся окислителем, взаимодействуют с  молекулами, ионами, атомами, входящих в состав другого вещества (восстановителя): например:
Mn+4O2 + 4HCl-1 = Mn2+Cl2 + Cl20 + 2H2O.
Во внутримолекулярных реакциях изменяется СО элементов одного и того же вещества таким образом, что одни из них окисляются, а  другие - восстанавливаются. К таким  реакциям относится, например, разложение бертолетовой соли и оксида ртути (II):
2KCl+5O3-2 = 2KCl-1 + 3O20;
2Hg+2O-2 = 2Hg0 + O20.
В реакциях самоокисления самовосстановления (диспропорционирования) атомы одного и того же вещества так взаимодействуют друг с другом, что одни отдают электроны (окисляются), а другие их присоединяют (восстанавливаются). Например, растворение хлора в воде:
Cl20 + H2O = HCl+1O + HCl-1 или
(Cl0Cl0 + H2O = HCl+1O + HCl-1).
В обиход химиков, изучающих  рассматриваемые процессы, наряду с  химическими эквивалентами вошли  окислительный и восстановительный эквиваленты. Это частное от деления молярной массы вещества на число приобретаемых (или теряемых) электронов. Так, в реакции
5H2S + 2KMnO4 + 3H3SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
для KMnO4 окислительный  эквивалент равен 158,15/5, а для сероводорода восстановительный эквивалент – половине его молярной массы.
5. Методика составления окислительно–восстановительных реакций на основе электронного баланса
С точки зрения электронной  теории окислительно–восстановительными  реакциями называются такие реакции, при протекании которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Поскольку электроны в окислительно–восстановительных реакциях переходят только от восстановителя к окислителю, а молекулы исходных веществ и продуктов реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций.
Согласно этому принципу число молекул окислителя и число  молекул восстановителя в уравнении  окислительно-восстановительных реакций  должны быть такими, чтобы количество принимаемых и отдаваемых электронов было одинаковым.
Рассмотрим применение принципа электронного баланса при нахождении коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций на конкретных примерах.
При каталитическом окислении  аммиака NH3 кислородом О2 образуется оксид  азота NO и вода Н2О. Запишем схему  процесса с помощью формулы:
NH3 + O2 ® NO + H2O.
Над символами элементов, изменяющих в процессе реакции СО, подпишем их значения:
N-3H3 + O20 ® N+2O-2 + H2O-2.
Из изменения величины СО видно, что азот в молекуле аммиака  окислился, а молекула кислорода  – восстановилась, то есть аммиак является восстановителем, а кислород – окислителем. Из этой схемы также вытекает, что атом азота, изменяя СО от -3 до +2, отдает кислороду пять электронов. Поскольку водород СО не меняет, то молекула аммиака будет отдавать всего 5 электронов. Атом кислорода принимает 2 электрона (СО меняется от 0 до -2), следовательно, молекула кислорода будет принимать 4 электрона. Запишем указанные процессы в виде схемы:
N-3 - 5з ® N+2 5
20
O20 + 4з ® 2O-2 4
4 окисление – восстановитель 
5 восстановление - окислитель

Согласно принципу электронного баланса количества молекул окислителя и восстановителя нужно взять  такими, чтобы числа принимаемых  и отдаваемых электронов были равными. Для этого находится общее  кратное, а затем делится на число  отдаваемых или приобретаемых электронов; полученные коэффициенты ставятся соответственно перед молекулой восстановителя и окислителя. Из этой схемы видно, что 4 молекулы NH3 отдают 20 электронов, которые принимаются 5 молекулами О2. Коэффициенты электронного баланса называются основными коэффициентами. Они никаким изменениям не подлежат:
4NH3 + 5O2 ® NO + H2O.
Все остальное уравнивается в соответствии с их величиной:
4NH3 + 5O2 ® 4NO + 6H2O.
При окислении сульфида мышьяка As2S3 азотной кислотой HNO3 образуются мышьяковистая кислота H3AsO4, серная H2SO4 и оксид азота NO.
Составим схему реакции, указывая СО над символами тех элементов, у которых в процессе реакции  они изменяются:
As2+3S3-2 + HN+5O3 ® H3As+5O4 + H2S+6O4 + N+2O.
Подсчитаем количество электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя. Мышьяк изменяет СО от +3 до +5, отдавая 2 электрона. Два атома в молекуле мышьяка As2S3 отдадут 4 электрона. Сера меняет СО от -2 до +6, отдавая 8 электронов. Три атома серы этой молекулы отдают 24 электрона. Всего одна молекула As2S3 отдает 28 электронов. Принимает электроны азот в HNO3, изменяя СО от +5 до +2. Следовательно, каждая молекула HNO3 принимает 3 электрона. Запишем это в виде схемы:
28
As2+3S3-2 - 28з = 2As+5 + 3S+6 (окисление)
84
N+5 + 3з = N2+ (восстановление)

Очевидно, что для соблюдения электронного баланса надо взять 3 молекулы As2S3 (3·28=84) и 28 молекул HNO3 (3·28=84), все остальные  коэффициенты уравниваются в соответствии с этими основными коэффициентами:
3As2S3 + 28HNO3 => 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO.
Подсчет атомов водорода показывает, что в левой части  их 28, а в правой – 36. Кислорода  в правой части 84 атома, в правой – 88. Если водород или кислород не входят в уравнение реакции в  виде простых веществ, то они уравниваются добавлением нужного количества молекул воды в ту часть уравнения, где их недостает. Поэтому подсчет атомов кислорода или водорода проводят в последнюю очередь, причем уравнивание водорода добавлением молекул воды приводит к автоматическому уравниванию кислорода и наоборот. Если водород или кислород входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то их необходимо уравнивать независимо друг от друга.
Окончательно рассматриваемое  уравнение реакции будет иметь  вид:
3As2S3 + 28HNO3+ 4Н2О = 6H3AsO4+ 9H2SO4 + 28NO.
Если числа электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя, имеют общий делитель, то на него можно сократить основные коэффициенты, например:

24
6
3

(восстановление)
(окисление)

Наибольший общий делитель равен 2. Коэффициенты в уравнении будут
4HСlO3 + 3H2S = 4HCl + 3H2SO4.
Электронный баланс в  данном случае .
4. Если число участвующих  в реакции атомов нечетное, а  в результате ее должно получиться  четное число атомов хотя бы  одного из изменяющихся СО элементов, то основные коэффициенты удваиваются:

3
1
2


(окисление)
(восстановление)

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O.
В рассмотренном примере в протекании окислительно-восстановительной реакции  принимает участие серная кислота. Она необходима для связывания образовавшегося трехвалентного железа. Нужное количество молекул H2SO4 определяется после расстановки коэффициентов перед продуктами реакции в соответствии с основными коэффициентами в левой части уравнения. Водород или кислород уравниваются в последнюю очередь добавлением молекул воды.
5. Окислитель или восстановитель, кроме основной окислительно-восстановительной  реакции, расходуется также на  связывание образующихся продуктов  реакции. Например:



1
3 группы по два иона  хлора, всего шесть ионов хлора
(восстановление)
(окисление)

K2Cr2O7 + 6HCl 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl.

На связывание продуктов  реакции в соответствии с основными  коэффициентами необходимо 8 молекул HCl, которые не окисляются (на образование 2 молекул CrCl3 и 2 молекул KCl). Таким образом:
K2Cr2O7 + 6HCl + 8HCl ® 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl.
на восстановление на связывание
Уравниваем водород  или кислород, добавив в правую часть уравнения 7 молекул воды H2O, и получим окончательно:
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O.
6.
2
1


(окисление)
(восстановление)

Основные коэффициенты 4 и 1:
4Сa + HNO3 4Ca(NО3)2 + NH4NO3.

На связывание продуктов  реакции требуется в соответствии с основными коэффициентами 9 молекул HNO3:
4Сa + HNO3 + 9HNO3 4Ca(NО3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

на окисление на связывание
7. Оба элемента - и отдающий  и принимающий электроны - находятся  в одной молекуле. Для нахождения  основных коэффициентов подобные  процессы рассматривают как бы  идущими справа налево:

6
3
  6
24
4
(окисление)
(восстановление)

 Основные коэффициенты 2 и 3 ставятся в правой части  уравнения, левая часть уравнивается  по правой части:
2KСlO3 = 2KCl + 3O2.
8. Один и тот же  элемент окисляется и восстанавливается.  Такие реакции называются реакциями диспропорционирования. В этом случае, так же как и в предыдущем, электронный баланс составляется справа налево:
4K2SO3+4 = 3K2SO4+6 + K2S-2
 
2
S+6 + 2з = S+4
12
S-2 - 6з = S+4
3 (восстановление)
1 (окисление)

Рассмотренный способ подбора  коэффициентов в окислительно–восстановительных реакциях не является единственным. Существуют и другие способы. Однако во всех случаях главным остается нахождение основных коэффициентов электронного баланса.
6. Особые случаи составления уравнений окислительно-востановительных реакций.
Если в реакции участвуют  вещества, для которых сложно подсчитать степень окисления (например, В5Н11, FeAsS, органические вещества ) можно использовать метод схематического (формального) электронного баланса, суть которого заключается в том, что алгебраическая сумма зарядов в левой части уравнения реакции окисления или восстановления должна быть равна сумме зарядов в правой части этого же уравнения. 
Пример 1.   Дана схема реакции  
                     В2Н6 + KclO3 ----- KCl + H3BO3 
Определяем восстановитель и окислитель, составляем уравнение для процессов окисления и восстановления: 
                     В2Н6 – 12е + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н 
Восстановителем в этой реакции являются молекулы В2Н6, которые окисляются до борной кислоты : 
                     В2Н6 + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н 
Недостающие ионы кислорода для образования борной кислоты можно получить из молекул воды, при этом образуются ионы Н . Как нетрудно видеть, в левой части данной схемы процесса окисления имеется 0 зарядов, а в правой части – 12 положительных зарядов. Для уравнивания зарядов в обеих частях необходимо в левой части схемы отнять 12 электронов. 
Окислителем являются анионы ClO3 , которые превращаются в ионы Cl , принимая 6 электронов :ClO3 + 6e + 3H2O ----- Cl + 6OH . 
При этом освобождающиеся ионы кислорода соединяются с молекулами воды ( реакция происходит в водной среде ) , образуя ионы ОН . Затем производим балансирование уравнений процессов окисления и восстановления :  
1    В2Н6 – 12е + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н 
2    ClO3 + 6e + 3H2O ----- Cl + 6OH 
B2H6 + 6H2O + 2ClO3 + 6H2O ----- 2H3BO3 + 12H + 12OH + 2Cl 
B2H6 + 2KClO3  == 2H3BO3 + 2KCl                      12H2O     

Пользование таблицей окислительно-восстановительных  потенциалов 

Цифры таблицы получены при температуре 25 С. С изменением температуры они мало изменяются, поэтому ими можно пользоваться для определения направления реакции в обычных условиях. Цифры таблицы действительны для случаев, когда концентрация ( или, точнее активность ) растворов в гальванической цепи равна единице ( т. е. 1 моль/л ).
Необходимо иметь в  виду следующее : 
1. Увеличение концентрации ионов, в которые переходит окисляющийся атом или ион, понижает э. д. с. реакции, а уменьшение – повышает. 
2. Увеличение концентрации окисляющихся атомов или ионов повышает э. д. с. реакции, а уменьшение понижает. 
3. Правила пользования таблицами для определения направления окисления – восстановления. 
   В таблицах реакций представлены величины нормальных потенциалов окисления ( Еокисл ) и восстановления ( Евосст ) важнейших процессов. Таблицы соответственно разделены на две группы :                 “ Окисление “ и “ Восстановление “ . 
Знак “ + “ у Еокисл (или Евосст ) и у соответствующего lgKокисл (или lgKвосст) показывает, что процесс идёт преимущественно слева направо, а знак “ – “ у этих же величин – справа налево.
   Для определения  направления той или иной реакции  окисления-восстановления берут  данные разделов “ Окисление  “ и “ Восстановление “,  распологая в одну строку уравнение  рассматриваемого процесса окисления с уравнением заданного процесса восстановления. При этом получают несбалансированное общее ионное уравнение возможной окислительно-восстановительной реакции.
   Алгебраическая  сумма Еокисл + Евосст рассматриваемых  процессов может быть величиной положительной, и тогда данная реакция ( при условии аокисл = авосст = 1 и определённом значении рН ) идёт, а если эта величина окажется отрицательной, то реаакция ( при тех же условиях ) невозможна.
   Пример. Пойдёт  ли реакция  между I  - ионами  и Fe  ионами с образованием свободного йода ?
   Решение. На таблице “Окисление “ ( в группе реакций “Йод“ )  находят уравнение              2I – 2e     I2, по таблице “Восстановление “                  ( в группе реакций “Железо” ) находят уравнение Fe  + e        Fe   и записывают их в одну строчку, складывая величины Еокисл + Евосст;

  

                               :lgKокисл        :Еокисл        :Евосст       :lgKвосст:

2I  - 2e = I2              -18,07          -0,5345      +0,771        +13,04       Fe  +e       Fe

   Алгебраическая  сумма ( - 0,5345 ) + ( +0,771 ) = + 0,2365 –величина положительная : следовательно, реакция 2 I  + 2 Fe -----  I2 + 2Fe будет протекать при определённых условиях.
   С помощью указанных  в этих же монограммах логарифмов  констант равновесия можно также  вычислить константы равновесия  разнообразных реакций окисления-восстановления.
   Анализируя таблицу  определения направления реакции  окисления-восстановления, можно сделать  следующие выводы :
1. Ионы “ благородных  “ металлов – сильные окислители. 
Например :   Cr + Ag-----  Cr + Ag    э. д. с. = + 0,7995-  - 0,4 = 1,209 в. 
                       Fe + Au---- Fe + Au    э. д. с. = + 1,68-  + 0,77 = 0,91 в.
2. Наиболее сильные  восстановители – атомы щелочных  и щелочно –земельных металлов. Наиболее слабые восстановители  – “благородные” металлы и  ионы галогенов ( за исключением иона йода ).
3. Наиболее сильные  окислители – нейтральные атомы  галогенов, высокоположительные  ионы металлов, а также ионы  “благородных” металлов. Наиболее  слабые окислители – ионы щелочных  и щелочноземельных металлов.
7. Перенос электронов в дыхательной цепи.
Для окисления органического  вещества необходимо, чтобы, с одной  стороны, происходила активация  водорода субстрата с помощью  дегидрогеназ, а с другой — активация  кислорода с помощью терминальных оксидаз, к которым относится  цитохромоксидаза.
Переносчиками, осуществляющими  транспорт водорода (электронов) от субстрата на молекулярный кислород, являются четыре окислительно-восстановительных  фермента: дегидрогеназы, зависящие  от пиридиновых коферментов (НАД  и НАДФ|); дегидрогеназы, содержащие в простетической группе флави-новые нуклеотиды (ФМН и ФАД); убихинон, или кофермент Q; цитохромы и-цитохромоксидаза.
НАД и НАДФ зависимых  дегидрогеназ переносят по два водорода от субстрата к окисленной форме  кофермента.
ФМН и ФАД в качестве простетических групп содержат флавиновые нуклеотиды, связанные белковой молекулой фермента. Окислительно-восстановительные свойства этих флавиновых дегидрогеназ, обусловлены способностью изо-алоксазинного кольца рибофлавина к обратимому переходу из окисленного в восстановленное состояние путем присоединения к кольцу двух атомов водорода.
Убихинон способен к  обратимому окислению и восстановлению также путем присоединения двух атомов водорода. Он функционирует  в дыхательной цепи на участке  между флавопротеинами и цитохромами.
Цитохромы вместе с цитохромоксидазой  принимают участие на заключительном этапе процесса в цепи переноса электронов, которые передают электроны на молекулярный кислород с образованием воды.
Последовательность расположения переносчиков электротранспортной цепи представлена на схеме

Цепь переноса водорода (электронов) состоит из большого числа  промежуточных переносчиков, осуществляющих электронный транспорт с субстратов на молекулярный кислород. Переносчики, находящиеся ближе к окислительному субстрату (НАД или ФАД), более восстановлены, а переносчики, расположенные ближе к молекулярному кислороду (цитохромы а+а3), более окислены.
При изучении последовательности функционирования переносчиков электронной  цепи большое значение имели опыты  с применением ингибиторов. Так, например, амитол (производное барбитуровой кислоты) ингибирует перенос электронов на участке дыхательной цепи от НАД к цитохрому. Антимицин А (ан-тимицин) блокирует перенос электронов от цитохрома к цитохрому С1 Цианистый калий и окись углерода подавляют конечный этап переноса электронов от цитохрома а3 к молекулярному кислороду.
От пиридиновых и  флавиновых дегидрогеназ до кофермента Q происходит перенос атомов водорода, а далее водород расщепляется на электроны (е) и протоны (Н+|). Электроны переносятся через ряд цитохромов. Протоны в дальнейшем транспорте не принимают участие.
В последнем этапе  цитохромоксидаза катализирует перенос  электронов на молекулярный кислород и образование воды.
Известно, что в молекуле цитохромоксидазы содержится простетическая группа, в которую входит железо. В окислительно-восстановительных реакциях валентность железа меняется, как это показано в приведенных ниже реакциях:
 
4Fe2+ +02->4Fe3+ +202-; 202—+4H+->2H20.
 
Как видно, в образовании  воды участвуют четыре электрона, которые переносятся на молекулу кислорода.
В некоторых местах дыхательной  цепи происходит сопряжение транспорта электронов с фосфорилированием, т. е. синтезом АТФ из АДФ и неорганического  фосфора. Оно, как известно, является основным механизмом консервации энергии окисления.
В настоящее, время известно, что использование энергетических ресурсов (глюкозы, органических кислот и др.) при брожении, дыхании и  фотосинтезе связано с переносом  электронов по дыхательной цепи, состоящей  из ферментов, коферментов и субстратов, способных к обратимому окислению и восстановлению. В результате этих реакций освобождающаяся на отдельных участках дыхательной цепи энергия трансформируется в химическую энергию в виде фосфатных связей АТФ. Молекулярный механизм фосфорилирования пока не выяснен. Однако известно, что синтезу АТФ предшествует образование высокоэнергетических соединений, химическая природа которых пока остается неизвестной. Синтез этих соединений сопряжен с использованием энергии, которая освобождается при электронном транспорте.
В связи с этим были выдвинуты различные гипотезы по выяснению механизма фосфорилирования, а именно: химическая, механо-химическая и электрохимическая. Последняя  гипотеза была выдвинута Р. Митчеллом. Она является наиболее правдоподобной и обоснована экспериментальными данными. Согласно теории Р. Митчелла в результате функционирования дыхательной цепи во внутреннем митохондриальном пространстве образуются ион ОН-, а во внешнем — Н+, что приводит к связыванию Н+ с ОН- и нейтрализации зарядов в обе стороны мембраны, возникших при транспорте электронов.
Таким образом, при фосфорилировании используется электрическая энергия, т. е. мембранный потенциал, образующийся в процессе транспорта электронов по дыхательной цепи.
Такого рода окислительно-восстановительные реакции происходят в живых клетках дрожжей и растений, что кас
и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.