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

1.

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

2.

МОДУЛЬ 1
Редокс -процессы (ОВР) и равновесия; редокспотенциалы, его биологическая роль
Основные понятия
•Окислительно-восстановительный процесс /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.
Î êèñëåí èå
Âî çðàñòàí èå ñòåï åí è î êèñëåí èÿ (î òäà÷à ýëåêòðî í î â)
Âî ññòàí î âëåí èå
Óáû âàí èå ñòåï åí è î êèñëåí èÿ (ï ðèí ÿòèå ýëåêòðî í î â)

3.

Редокс –система (или пара)
Редокс- пара- это система из окисленной и восстановленной форм
данного вещества, в которой
окисленная форма (окислитель
/Ox, сопряженный восстановитель)
является акцептором электронов и
восстанавливается, 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 редокспары.
Например:

4.

Сопряженная окислительно-восстановительная пара
•Любая ОВР является совокупностью двух сопряженных процессов –
полуреакций: окисления восстановителя и восстановления окислителя.
В общем виде:
âî ññò àí î âè ò åëü 1 î êèñëèò åëü 2 ñî ï ðÿæ åí í û é ñî ï ðÿæ åí í û é
âî ññò àí î âè ò åëü 1
Например:
î êèñëèò åëü 2
2 FeCl3 SnCl2 2 FeCl2 SnCl4 ,
полуреакция имеет вид:
2 e
Sn 2 Sn 4 î êèñëåí èå
2 e
2 Fe3 2 Fe 2 âî ññò àí î âëåí èå
или в ионной форме:
2
2 Fe 3
Sn
2 Fe 2
î êèñëèò åëü
âî ññò àí î âè ò åëü
ñî ï ðÿæ åí í û é
âî ññò àí î âè ò åëü
Sn 4
ñî ï ðÿæ åí í û é
î êèñëèò åëü
.
Здесь имеются две редокс-пары: Fe3 | Fe 2 и Sn 4 | Sn 2 , каждая из которых
содержит окисленную форму Fe3 , Sn 4 и восстановленную форму Fe 2 , Sn 2 .

5.

Типы редокс- системы
1/ Если между окисленной и восстановленной формами
осуществляется только перенос электронов, то редокс- систему
относят к первому типу.
Например:
2/ Если осуществляется перенос как электронов, так и протонов
(точнее ионов гидроксония Н3О+), то редокс-систему относят ко
второму типу.
Например:

6. Примеры окислителей и восстановителей

Окислители и восстановители:
S и др. неметаллы, SO2,KNO2,HCl,H2O2

7.

ОВР разделяют на 4-е группы или типы:
1. Внутримолекулярные. Реакция внутримолекулярного окислениявосстановления, в которой атомы окислителя и восстановителя входят в
состав одной молекулы. Внутримолекулярные реакции протекает, как
правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и
восстановитель.
Например:
2. Межмолекулярные. Реакция межмолекулярного окисления, в которой
атомы окислителя и восстановителя находятся в разных веществах.
Например:
Cr 6 -окислитель; Fe 2 - восстановитель.

8.

3. Реакции диспропорционирования. При реакциях диспропорцирования
(перераспределения) атомы одного и того же элемента проявляют
окислительные и восстановительные свойства. Эти свойства могут
проявлять вещества, содержащие элементы в промежуточной степени
окисления.
Например:
4. Реакции контрдиспропорционирования. При реакциях
кондрдиспропорцирования (реакции конмутация) атомы одного элемента в
двух разных степенях окисления принимают одинаковую степень
окисления в продуктах реакции
Например:

9.

Существует два основных способа составления уравнений
окислительно-восстановительных реакций: 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.

10.

В целом:
Баланс атомов O2 в ОВР, протекающих в различных средах:

11. Эквивалент

•Эквивалент окислителя – реальная или условная частица его, которая в
процессе 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:

12.

13.

Факторы, влияющие на протекание ОВР
-Концентрации реагента
-Температуры реакции (при нагревании и охлаждении )
-Наличие катализатора
-Влияния характера среды (кислая, нейтральная, щелочная ).
Например:
Перманганаты - сильные окислители,
особенно в кислой среде:
Окисленная
форма
Восстановленная
форма
р-р б/ц
осадок
бурый
р-р зел.
цвета

14. Для организма перманганаты ядовиты

Для обезвреживания острых отравлений перманганатом
KMnO4 используют восстановитель - 3% раствор
пероксида водорода H2O2 в уксуснокислой среде
СН3СООН:
2КМпО4 + 5Н2О2 + 6СН3СООН =
2(СН3СОО)2Мп + 2СН3СООК + 5О2 + 8Н2О
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.

15.

Редокс -потенциал
•Редокс –потенциал - это разность потенциалов, возникающая на
границе раздела инертный металл- раствор, содержащий редокссистему.
Редокс- потенциал служит количественной характеристикой
окислительно-восстановительной способности редокс – системы.
•Таким образом, редокс-потенциал можно рассматривать как
частный случай электродного потенциала, возникающего на
межфазной границе, разделяющей два проводника, обладающих
разной проводимостью: электронной (металл) и ионной (раствор
электролита).

16.

Уравнение Нернста-Петерса
Для расчета редокс-потенциала (единица измерения — вольт (В))
окислительно-восстановительной реакции используют уравнение
Нернста:

17.

Уравнение Нернста-Петерса для биологических систем
-значения стандартных рдокс-потенциалов являются справочными;
-измеряются относительно потенциала редокс-системы 2Н+/Н2,
значение стандартного потенциала которой принято равным нулю:
î (2 Í
Í 2) 0
Чем больше значение редокс-потенциала редокс-системы, тем выше
ее окислительная способность, т.е. тем сильнее окислитель и слабее
сопряженный ему восстановитель.

18. Направление самопроизвольного протекания ОВР

•Окислительно-восстановительные потенциалы позволяют
количественно судить об активности окислителя и восстановителя.
Согласно второму закону термодинамики,
самопроизвольно могут протекать только 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.
•Условием самопроизвольного протекания ОВР является
положительное значение её ЭДС :
(î êèñëèò åëÿ ) (âî ññò àí î âè ò åëÿ )
î
o
r
o
r
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).

19.

20.

Глубина протекания ОВР
Чем больше стандартный потенциал реакции (φо), тем
выше ее константа равновесия (Кр) и тем больше
глубина протекания реакции.
Ê ð 10
î n
0 , 059
где n – количеств перераспределенных электронов

21.

Окислительно-восстановительный электродэто 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.
В общем виде схему сложного окислительновосстановительного электрода можно записать
следующим образом
восстановление
окисление
Потенциал такого электрода зависит не только от
активности окисленных и восстановленных частиц, но
и активности ионов водорода.

22.

23.

24.

25.

26.

27.

28. Гальванический элемент

29.

Например
•Этот элемент состоит из медной пластинки, погруженной в
раствор сульфата меди и цинковой пластинки, погруженной в
раствор сульфата цинка.
•Растворы соединены между собой солевым мостиком,
заполненным хлоридом калия.

30.

Анод
– электрод, на
котором протекает
процесс окисления.
Катионы металла
переходят в
раствор, масса
анода уменьшается.
Анод заряжается
отрицательно.

31.

Катод
– электрод, на
котором протекает
процесс
восстановления
катионов металла
из раствора, масса
катода
увеличивается.
Катод заряжается
положительно.

32. Условная запись гальванического элемента

•В схеме гальванического элемента согласно
правилам ИЮПАК (Международный 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.

33.

34.

1
2
3
4
5

35.

36.

37.

38. Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов- это

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

39.

Ряд напряжений используется 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 кислотнеокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия
включительно) — и при взаимодействии с водой.
-.

40.

- Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислотнеокислителей 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

41. Электролиз –

это окислительновосстановительный
процесс,
протекающий на
электродах в
растворах или
расплавах
электролитов при
пропускании
электрического тока.

42. Сущность электролиза

заключается в том, что за счет электрической
энергии осуществляется химическая реакция,
которая не может протекать самопроизвольно.
Протекание первичных анодных и катодных процессов подчиняется
законам, установленным английским ученым М Фарадеем (1834).

43.

Законы Фарадея

44.

Второй закон Фарадея (формула без эквивалента)

45.

46.

Электролиз в расплавах
На катоде происходит процесс восстановления
• В расплавах катионы металла
восстанавливаются до свободного
металла:
Мn+ + nē = М0

47.

• В расплавах анионы 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.

48.

Электролиз расплава NaCl
NaCl
А(+)
↓
← Na+ + Cl- →
Na+ + 1ē = Na0
2Cl- - 2ē = Cl2
К(-)
электролиз
2NaCl
2Na + Cl2

49. Электролиз расплава CuCl2

К(-)
CuCl2
А(+)
↓
← Cu2+ + 2Cl- →
Cu2+ + 2ē = Cu0
2Cl- - 2ē = Cl2
электролиз
CuCl2
Cu + Cl2

50.

Электролиз расплава NaOH
К(-)
NaOH
А(+)
↓
← Na+ + OH- →
Na+ + 1ē = Na0
4OH- - 4ē = 2 H2O + O2↑
электролиз
4NaOH
4Na + O2↑ +2H2O

51.

Электролиз в растворах
1)процесс на катоде
• В растворах процесс на катоде не 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–

52.

б) Если металл расположен в ряду 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

53.

Процесс на аноде
В растворах процесс на аноде зависит от
материала
анода 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+

54.

Процесс на аноде
б) Если анод инертный, то в случае бескислородных
анионов (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

55.

Электролиз раствора NaCl
на инертном аноде
NaCl
А(+)
↓
← Na+ + Cl- →
2Н2О + 2ē = H2 + 2OH2Cl- - 2ē = Cl2↑
К(-)
электролиз
2NaCl + 2H2O
H2 + Cl2 +2NaOH

56.

Электролиз раствора CuSO4
на инертном аноде
К(-)
← Cu2+
Cu2+ + 2ē = Cu0
CuSO4
↓
+ SO42- →
А(+)
2H2O – 4ē = O2↑ + 4H+
электролиз
2CuSO4 + 2 H2O
2Cu + O2 + 2 H2SO4

57.

Электролиз раствора NaCl
на растворимом аноде
К(-)
NaCl
↓
← Na+ + Cl- →
Cu2+ + 2ē = Cu0
(т.к. Cu2+ в ряду напряжений
стоят после H+)
А(+)
(Cu)
Cu0 – 2ē =Cu2+
Происходит переход ионов меди с анода на
катод. Концентрация NaCl в растворе не
меняется.

58.

Вещества, образующиеся при электролизе некоторых электролитов
Вещество
катод (К)
анод (А)
Инертные электроды (платина или графит)
PbBr2 ( æ .)
Br2 (г.)
Pb (тв.)
NaCl (æ .)
Cl2 (г.)
Na (тв.)
CuCl2 (âî äí .)
Cl2 (г.)
Cu (тв.)
NaCl (âî äí .)
H 2 (г.)
Cl2 (г.)
KNO3 (âî äí .)
H 2 (г.)
O2 (г.)
Электролит
В целом
ÑuSO4 (âî äí .)
O2 (г.)
Cu (тв.)
H 2 SO4 (âî äí .)
H 2 (г.)
O2 (г.)
NaOH (âî äí .)
H 2 (г.)
O2 (г.)
Электроды, участвующие в реакциях
Cu (тв.);
растворение
ÑuSO4 (âî äí .)
Cu (тв.) î ñàäî ê
с образованием
ионов Cu 2

59.

Коррозией называется процесс разрушения
металлов вследствие химического или
электрохимического взаимодействия их 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

60.

лита