Здесь можно найти образцы любых учебных материалов, т.е. получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ и рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

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.