Окислительно-восстановительные реакции

Введение

С основной и изначальной точки зрения, окисление – это процесс химического характера, что сопровождается увеличением степени атомарного окисления вещества, которое ему подвергается. Это явление происходит, благодаря передаче электронов от одного атома (восстановителя и донора) до второго (акцептора и окислителя).

Данная терминологическая единица была введена в оборот химии в начале XIX века, а сделал это академик В.М. Севергин для создания обозначения, указывающего на взаимодействие веществ с кислородом из атмосферного воздуха.

В некоторых случаях окисление молекулы сопровождается созданием нестабильности в структуре вещества и приводит к его распаду на молекулы, обладающие большей стабильностью и маленькими размерами. Дело в том, что данный процесс повторяться может на нескольких разных уровнях измельчения. То есть, образованная более маленькая частица может также обладать более высокой степенью окисления, чем атомарные частички, что были исходными в том же веществе, но крупнее и стабильнее.

В химии есть понятие низшей и высшей степени окисления. Это позволяет классифицировать атомы по возможности их проявлять данное свойство. Высшая окислительная степень соответствует номеру группы, в котором находится элемент. Низшая степень, как правило, определяется по соответствию четного и нечетного числа: высшая 8 = низшая 2, высшая 7 = низшая 1.

Активация и перенос в митохондриальный матрикс

Жирные кислоты сами по себе инертны и не могут подвергаться окислению. Активация приводит их в форму, доступную для биохимических превращений. Кроме того, в неизменном виде эти молекулы не могут проникнуть в митохондрии.

Суть активации заключается в превращении жирной кислоты в ее Ацил-СоА-тиоэфир, который впоследствии и подвергается окислению. Этот процесс осуществляется специальными ферментами — тиокиназами (Ацил-СоА-синтетазами), прикрепленными к внешней мембране митохондрий. Реакция протекает в 2 этапа, сопряженных с затратой энергии двух АТФ.

Для активации необходимы три компонента:

• АТФ;
• HS-CoA;
• Mg2+.

Вначале жирная кислота взаимодействует с АТФ с образованием ациладенилата (промежуточное соединение). Тот, в свою очередь, реагирует с HS-CoA, тиоловая группа которого вытесняет АМФ, формируя тиоэфирную связь с карбоксильной группой. В результате образуется вещество ацил-CoA — производное жирной кислоты, которое и транспортируется в митохондрии.

Расстановка коэффициентов

методом
электронного баланса (МЭБ)

Последовательность
действий при использовании МЭБ следующая:

• выделяем
  атомы, элементы которых в исходных
  веществах и продуктах реакции изменяют
  степень окисления,

• составляем
  электронный баланс присоединения и
  отдачи электронов, по исходным веществам
  (для ОВР межмолекулярного гида), или по
  конечным продуктам (для ОВР
  внутримолекулярного
  типа и реакций диспропорционирования);

• находим
  коэффициенты, которые нужно поставить
  перед формулами веществ, где атомы
  изменили степень окисления. Для этого
  сначала находим наименьшее общее
  кратное для чисел отданных и присоединенных
  электронов. Соответствующие коэффициенты
  определяем путем деления наименьшего
  общего кратного на эти числа;

• расставляем
  найденные коэффициенты сначала перед
  формулами веществ, в которых атомы
  изменили степень окисления, а затем
  перед формулами оставшихся веществ;

• проверяем
  правильность нахождения коэффициентов.
  Обычно это делают по кислороду.

Рассмотрим примеры
расстановки коэффициентов в уравнениях
ОВР по МЭБ.

Пример
1.
Расставьте коэффициенты в схеме ОВР:

Конечное
уравнение
этой
реакции:

4FeS₂
+11О₂2Fe₂O₃+8SO_2.

Пример
2.
Расставьте коэффициенты в схеме ОВР:

.

Марганец
в КМnO₄
находится в высшей степени окисления
(+7), значит, КМnO₄
– окислитель. Продукты его восстановления
зависят от кислотности среды, что можно
показать схемой:

.

В
данном примере реакция идет в кислой
среде, значит, продукт восстановления
перманганата калия – ион Мn2+.
Восстановителем будет ион Fe2+,
который окисляется до Fe3+:

.

Основными
коэффициентами уравнения будут 1
и 5, но в результате
реакции образуется соль Fe₂(SO4)₃,
которая
содержит два иона Fe
(III),
поэтому
основные коэффициенты нужно удвоить.
Подставляем эти коэффициенты сначала
в левую, а
потом
в правую часть
схемы реакция,
далее подбираем остальные коэффициенты:

.

Пример
3.
Расставьте коэффициенты в схеме ОВР:

.

Данная
реакция относится к реакциям
внутримолекулярного окисления-восстановления.

Определяем
элементы, атомы которых изменили степень
окисления. В данном случае это азот и
кислород.

Записываем
электронные уравнения процессов
окисления и восстановления:

Основными
коэффициентами уравнения будут (1) и
(4), но вступает в реакцию соль Fe(NО₃)₃,
которая содержит три атома N+5,
поэтому основные коэффициенты нужно
утроить. Подставляем эти коэффициенты
(12)
и
(3) сначала в левую часть.

Конечное уравнение
этой реакции:

.

Пример
4.
Расставьте коэффициенты в схемах ОВР
с участием пероксида водорода.

В
молекуле Н₂О₂
атомы кислорода имеют степень окисления
(–1), которая является промежуточной
между наиболее характерными для кислорода
значениями (–2) и (0). Поэтому пероксид
водорода в разных условиях может быть
как окислителем, так и восстановителем.

Уравнения
соответствующих реакций
окисления-восстановления с участием
Н₂О₂
записываем так:

Н₂О₂-окислитель

Н₂О₂-восстановитель

1.4.3. Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)

В
таких реакциях атомы одного элемента
в соединении исходного вещества
одновременно проявляют как окислительные,
так и восстановительные свойства. Эти
реакции протекают в том случае, когда
атомы в соединении имеют промежуточную
степень окисления и поэтому могут
отдавать и принимать электроны и
соответственно – окисляться и
восстанавливаться, переходя в состояние
с низшей или высшей степенью окисления.

Скорость
реакции диспропорционирования связана
с близостью внешних энергетических
уровней в обоих состояниях атома.

=
++,
где соединения азота в степени окисления
(+3) проявляют как окислительные, так и
восстановительные свойства:

восстановитель	-2ē =	процесс окисления
окслитель	+ ē =	процесс восстановления

2Sº
+ 6KOH
=
+
+ 2H₂O

Sº
— выполняет роль и окислителя и
восстановителя:

восстановитель	Sº – 4ē =	процесс окисления
окислитель	Sº + 2ē =	процесс восстановления

Горение

Горение – это процесс окисления. В атмосферном воздухе (а также в среде чистого кислорода) могут поддаваться окислению в форме горения. Примером могут служить разнообразные вещества: простейшие элементы веществ металлов и неметаллов, неорганические и органические соединения. Однако самым практически значимым является горючее вещество (топливо), среди которых выделяют природные запасы нефти, газов, угля, торфа и т. д. Чаще всего они образуют из сложной смеси углеводородов с малой долей кислорода, серы, азотосодержащих соединений органического типа, а также включениями следового количества прочих элементов.

Реакция над металлами

Окисление металла – это реакция, в ходе которой посредством взаимодействия элемента из группы металлов и O2, происходит образование окислов (оксидов).

В широком значении – реакция, в которой атом теряет электрон и создает разнообразные соединения, например, вещества хлоридов, сульфидов и т. п. В природном состоянии чаще всего металлы находиться могут лишь в полностью окисленном состоянии (в виде руды). Именно по этой причине, процесс окисления представлен в виде реакции восстановления различных компонентов соединения. Практически применяемые вещества металлов и их сплавов при взаимодействии с окружающей средой постепенно окисляются – подвергаются коррозии. Процессы окисления металлов происходят, благодаря термодинамическим и кинетическим факторам.

Присоединение кислорода как окислительный процесс

Общим для всех рассмотренных процессов с участием кислорода O₂ является то, что продуктами реакции в них являются сложные вещества, которые образуются путем присоединения атомов кислорода к атомам других элементов. Например:

Такие реакции называют реакциями окисления.

Окисление — химическая реакция, в результате которой происходит присоединение атомов кислорода к атомам других элементов.

При сгорании сложного вещества сахарозы (это обычный сахар) C₁₂H₂₂O₁₁ в кислороде также протекает окисление. В этом процессе происходит соединение атомов кислорода с атомами углерода и водорода. При этом образуются углекислый газ и вода:

Окисление может протекать с выделением большого количества теплоты и света — тогда это реакция горения, а также в виде «медленного горения» — дыхания и гниения. Во всех этих случаях происходит присоединение атомов кислорода к атомам других химических элементов, которые входили в состав сложного вещества. В результате процессов горения, гниения и дыхания образуются новые сложные вещества (обычно оксиды).

Окисление и восстановление

Процесс, в котором вещество отдаёт электроны называется окислением — степень окисления повышается. Обратный процесс
— принятие электронов, называется восстановлением. Оба процесса происходят одновременно: в результате
окисления одного элемента восстанавливается другой.

В качестве восстановителя чаще всего используются:

• Металлы
• Водород
• Уголь
• Окись углерода (II) (CO)
• Сероводород (H₂S)
• Оксид серы (IV) (SO₂)
• Сернистая кислота H₂SO₃ и её соли
• Галогеноводородные кислоты и их соли
• Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)₃
• Азотистая кислота HNO₂
• Аммиак NH₃
• Гидразин NH₂NH₂
• Оксид азота(II) (NO)
• Катод при электролизе

В качестве окислителя используются:

• Галогены
• Перманганат калия(KMnO₄)
• Манганат калия (K₂MnO₄)
• Оксид марганца (IV) (MnO₂)
• Дихромат калия (K₂Cr₂O₇)
• Хромат калия (K₂CrO₄)
• Азотная кислота (HNO₃)
• Концентрированный раствор серной кислоты (H₂SO₄)
• Оксид меди(II) (CuO)
• Оксид свинца(IV) (PbO₂)
• Оксид серебра (Ag₂O)
• Пероксид водорода (H₂O₂)
• Хлорид железа(III) (FeCl₃)
• Бертоллетова соль (KClO₃)
• Анод при электролизе

Также существуют вещества, которые могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от условий проведения реакции.
В основном, это вещества с атомами в промежуточной степени окисления:

• Оксид серы (IV) (SO2)
• Сернистая кислота H2SO3 и её соли
• Пероксид водорода (H2O2)
• Азотистая кислота HNO2 и ее соли

Охрана атмосферы

В результате деятельности человека происходит загрязнение атмосферы самыми различными веществами, многие из которых ядовиты для человека, животных и растений. Изменение состава атмосферы приводит к ослаблению здоровья населения, снижению продолжительности жизни, распространению болезней. Это особенно заметно в больших городах, где атмосфера загрязняется газовыми выбросами промышленных предприятий и автомобильного транспорта.

В состав почти всех известных традиционных видов топлива входят вещества, при сгорании которых образуются не только СО₂ и Н₂О. При неполном сгорании топлива может образовываться весьма ядовитый угарный газ (СО). Также очень неблагоприятны для человека продукты сгорания соединений, содержащих атомы серы и азота, которыми являются оксиды серы (SO₂) и азота (NO, NO₂).

Для улучшения качества бензина в него добавляют соединения свинца. При сгорании такого бензина в окружающую среду выбрасывается большое количество ядовитых для человека веществ, содержащих свинец.

На сжигание различных видов топлива потребляется огромное количество кислорода. Так, в течение 1 ч. полета реактивный самолет (рис. 91) потребляет количество кислорода, вырабатываемое лесом площадью 1 га. за месяц.

Смог (рис. 92) — это туман, смешанный с пылью и сажей и содержащий продукты взаимодействия оксидов серы и азота с водой.

Кислотные дожди. Дождевая вода более кислая, чем обычная, так как в ней содержатся вещества, называемые кислотами. Они образуются при взаимодействии оксидов серы и азота с парами воды.

Парниковый эффект (рис. 93) возникает в результате повышения температуры воздуха за счет накопления в атмосфере некоторых газов, называемых парниковыми. Основным парниковым газом является углекислый газ. В результате парникового эффекта повышается температура воздуха в нижних слоях атмосферы, происходит изменение климата, возможны таяния ледников, наводнения.

Поскольку атмосфера у всех народов Земли общая, разные государства предпринимают совместные меры по ее защите от вредных выбросов. Для этого на заводах устанавливаются очистительные установки, совершенствуются системы очистки выхлопных газов автотранспорта, разрабатываются новые экологически чистые производства и виды транспорта.

Уменьшить влияние химических веществ на природу, здоровье людей возможно, только сделав самые тщательные исследования источников и состава ядовитых соединений. Химия как наука позволяет человеку найти пути решения указанных выше проблем охраны атмосферы.

Краткие выводы урока:

1. Окисление — химическая реакция, в результате которой атомы кислорода присоединяются к атомам других элементов.
2. Топливо — это вещество, которое горит с выделением тепловой энергии.
3. Основными видами топлива являются каменные и бурые угли, торф, древесина, нефть и природный газ.
4. Сжигание различных видов топлива приводит к таким неблагоприятным последствиям, как смог, кислотные дожди и парниковый эффект.

Надеюсь урок 20 «Окислительные процессы» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.

Важнейшие окислители и восстановители

Все химические элементы можно разделить на два больших класса — элементы с постоянными степенями окисления (такие элементы, как правило, не меняют свою степень окисления в сложных веществах), и элементы с переменной степенью окисления (такие элементы легко отдают или принимают электроны). По этой причине свойства сложных веществ обусловлены наличием в их составе элементов с переменной степенью окисления.

В свою очередь, элементы с переменной степенью окисления подразделяются на три категории:

• элементы с высшей степенью окисления — такие элементы могут только понижать свою степень окисления (участвовать в процессе восстановления), следовательно, вещество, в состав которого входят такие элементы, может выступать только в роли окислителя (присоединять электроны), например, перманганат калия (марганцовка) может быть только окислителем, поскольку марганец в KMnO₄ имеет высшую степень окисления +7.
• элементы с низшей степенью окисления — такие элементы могут только повышать свою степень окисления (участвовать в процесс окисления), следовательно, вещество, в состав которого входят такие элементы, может выступать только в роли восстановителя (отдавать электроны), например, аммиак является восстановителем, поскольку, азот, входящий в состав NH₃, имеет низшую степень окисления -3.
• элементы с промежуточной степенью окисления — такие элементы могут, как отдавать электроны, так и принимать их (все зависит от «партнера» по реакции), следовательно, вещество, в состав которого входят такие элементы, может быть, как окислителем, так и восстановителем, например, сера, входящая в состав сульфита натрия Na₂SO₃, имеет промежуточную степень окисления +4, по этой причине сульфит натрия в реакции с перманганатом калия окисляется до сульфата натрия (является восстановителем), а в реакции с сероводородом сульфит натрия восстанавливается до свободной серы (является окислителем).

Активные окислители:

• простые вещества:
  • кислород (O₂);
  • фтор (F₂);
• сложные вещества:
  • перманганат калия (KMnO₄);
  • хроматы и дихроматы (K₂Cr₂O₇);
  • азотная кислота и ее соли (HNO₃);
  • хлорная кислота и ее соли (HClO₄);
  • концентрированная серная кислота (H₂SO₄);
  • оксид свинца (PbO₂).

Активные восстановители:

• все простые вещества-металлы, наиболее активные:
  • щелочные металлы;
  • щелочноземельные металлы;
  • магний (Mg);
  • алюминий (Al);
  • цинк (Zn).
• сложные вещества:
  • метан (CH₄);
  • аммиак(NH₃);
  • силан(SiH₄);
  • фосфин(PH₃);
  • нитриды и фосфиды металлов (Na₃N, Ca₃P₂)
  • сероводород (H₂S)
  • галогеноводороды (HI, HBr, HCl)
  • сульфиды и галогениды металлов
  • гидриды металлов (NaH, CaH₂)

промежуточной степенью окисления

• чаще являются окислителями:
  • галогены (Cl₂; Br₂);
  • хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли (гипохлораты, хлораты);
  • оксид марганца (IV) MnO₂;
  • соли трехвалентного железа (FeCl₃)
• чаще являются восстановителями:
  • водород (H₂);
  • углерод (C);
  • оксид углерода (II) CO;
  • сульфиты металлов (Na₂SO₃);
  • соли двухвалентного железа (FeSO₄)

Разновидности окислительно-восстановительных реакций:

• межмолекулярные — окислитель и восстановитель являются разными веществами:

  N2+H2→N-3H3+1

• внутримолекулярные — окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества:

  N-3H4N+3O2→N2+H2O
  

• реакции диспропорционирования — окисляется и восстанавливается один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления:

  N+4O2+H2O→HN+5O3+3+HNO2

Примечания

1. В этом, как и во многих других случаях водород рассматривают как помещённый в VII группе периодической системы химических элементов над галогенами-окислителями.
2. Несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой вполне (ионная связь) или же только более или менее оттягиваются (полярная ковалентная связь). Поэтому в данном случае мы будем говорить об отдаче или присоединении электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем, окислительно-восстановительные процессы можно определить как реакции, связанные с переходом электронов от одних атомов к другим. То есть валентности в этих реакциях выступают как степени окисления. Более строго, в узком смысле под степенью окисления имеется в виду в том числе и валентности.
3.  (недоступная ссылка). Химия и химическая технология в жизни (10.07.2013). Дата обращения 19 января 2015.

Историческая справка

Издавна учёные полагали, что окисление — потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества, термин которого ввел Иоганн Бехер), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье в 1777 году кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

Fe+2HCl→FeCl2+H2↑{\displaystyle {\mathsf {Fe+2HCl\rightarrow FeCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}

В этой реакции окислитель — ион водорода — H+, а железо выступает в роли восстановителя.

В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции

Zn+Cl2→Zn+2Cl−12{\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{Zn}}}+{\stackrel {0}{\mbox{Cl}}}_{2}\rightarrow {\stackrel {+2}{\mbox{Zn}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}_{2}}}}

атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

Основные реакции окисления жирных кислот по β-механизму

К самому простому типу энергетической утилизации жирных кислот относят β-окисление не имеющих двойных связей цепей, в которых количество углеродных звеньев четное. В качестве субстрата для этого процесса, как уже выше отмечалось, выступает ацил коэнзима А.

Процесс β-окисления жирных кислот состоит из 4 реакций:

1. Дегидрирование — отщепление водорода от β-углеродного атома с возникновением двойной связи между звеньями цепи, находящимися в α и β-положениях (первый и второй атомы). В результате образуется еноил-CoA. Ферментом реакции является ацил-CoA-дегидрогеназа, которая действует в комплексе с кофермента ФАД (последний восстанавливается до ФАДН2).
2. Гидратация — присоединение молекулы воды к еноил-CoA, в результате чего образуется L-β-гидроксиацил-CoA. Осуществляется еноил-CoA-гидратазой.
3. Дегидрирование — окисление продукта предыдущей реакции НАД-зависимой дегидрогеназой с образованием β-кетоацил-коэнзима А. При этом происходит восстановление НАД до НАДН.
4. Расщепление β-кетоацил-CoA до ацетил-CoA и укороченного на 2 атома углерода ацил-CoA. Реакция осуществляется под действием тиолазы. Обязательным условием является присутствие свободного HS-CoA.

Затем все снова начинается с первой реакции.

Цикличное повторение всех стадий осуществляется до тех пор, пока вся углеродная цепочка жирной кислоты не превратится в молекулы ацетил-коэнзима А.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

H2S+Cl2→S+2HCl{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl}}}

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H2O→2H2+O2{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}+O_{2}}}}

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

H2O+Cl2→HCl+HOCl{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+Cl_{2}\rightarrow HCl+HOCl}}}

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:

SO2+2H2S→3S+2H2O{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+2H_{2}S\rightarrow 3S+2H_{2}O}}}

Биологическое окисление

В биологии реакции окисления – это процессы, что в своей совокупности сходятся к изменению степени окисления атомов, участвующих в реакции, а происходит это благодаря электронному распределению между взаимодействующими компонентами.

Первое предположение о том, что во всех живых организмах протекают сложнейшие хим. реакции, было выдвинуто в восемнадцатом столетии. Изучал проблему химик из Франции А. Лавуазье

Он обратил внимание на то, что протекание горения и окисления в биологии являются схожими друг с другом

Учеными было совершено исследование пути кислорода, что был поглощен живом существом вследствие дыхания. Они сообщили, что данные процессы окисления – это аналогичные процессы, протекающие с разной скоростью

Он заострил внимание на процессе разложения, в основе которого, как оказалось, лежит явление взаимодействия молекулы кислорода (окислителя) с органическим веществом, включающим в себя атомы углерода и/или водорода. Вследствие разложения происходит абсолютная трансформация вещества

Оставались моменты процесса, которые ученые не могли до конца понять, среди которых вопросы:

• По какой причине осуществляется окисление в условиях низкой температуры тела, несмотря на его наличие вне организма, только при высокой температуре.
• По какой причине реакции окисления – это явления, которые не сопровождаются выбросом пламени, а также огромными выбросами высвободившейся энергии.
• Как осуществляется «горение» питательного ряда веществ в теле, если оно на 80% (приблизительно), состоит из жидкости – воды H₂O.

Основные сведения о жирных кислотах

Жирные кислоты представляют собой углеродные цепи различной длины (от 4 до 36 атомов), которых по химической природе относят к карбоновым кислотам. Эти цепи могут быть как разветвленными, так и не разветвленными и содержать разное количество двойных связей. Если последние полностью отсутствуют, жирные кислоты называют насыщенными (характерно для многих липидов животного происхождения), а в противном случае — ненасыщенными. По расположению двойных связей жирные кислоты подразделяют на мононенасыщенные и полиненасыщенные.

Большинство цепей содержит четное число атомов углерода, что связано с особенностью их синтеза. Однако есть соединения с нечетным количеством звеньев. Окисление этих двух типов соединений несколько отличается.

1.1.3 Окислительно-восстановительные свойства элементов в зависимости от строения их атомов

Способность
химических элементов присоединять или
отдавать электроны связана со строением
атомов и их положением в периодической
системе элементов Д. И. Менделеева.

Атомы
металлов в химических реакциях способны
лишь отдавать электроны и быть
восстановителями.

К
металлическим элементам относятся:
элементы 1-2 групп; элементы 3-12 групп, а
также лантаниды и актиниды; элементы
13 группы, кроме бора; элементы 14 группы,
кроме углерода и кремния; элементы 15
группы, кроме азота, фосфора и мышьяка.
Атомы металлических элементов содержат
на внешнем уровне один, два, три электрона.

Наиболее
активными восстановителями являются
щелочные и щелочноземельные металлы,
среди которых самый активный – франций.
Мерой восстановительной активности
металлов является энергия ионизации.

Для
неметаллов: F,Cl,Br,I,At,O,S,Se,Te,N,P,As,C,Si,B,Hболее
характерно присоединение электронов.
Атомы неметаллов, за исключением водорода
и бора, на внешнем энергетическом уровне
имеют четыре, пять, шесть, семь электронов.

Наиболее
активно присоединяют электроны атомы
фтора, который, имея самую высокую
электроотрицательность, является
сильным окислителем. За ним по окислительной
способности идёт кислород, атомы которого
могут отдавать электроны только атомам
фтора. Другие неметаллы могут не только
принимать, но и отдавать электроны, а
значит, проявляют не только окислительные,
но и восстановительные свойства, которые
выражены много слабее. Мерой окислительной
способности атома является величина,
называемая сродством к электрону.

Относительно
окислительно-восстановительных свойств
ионов можно сказать следующее. Катионы
щелочных и щелочноземельных металлов
почти не проявляют окислительных
свойств. Напротив, катионы малоактивных
металлов в высшей степени окисления
являются окислителями, например Fe3+.
Катионы металлов в промежуточной или
минимальной степени окисления
преимущественно проявляют восстановительные
свойства, напримерFe2+.

Отрицательно
заряжённые ионы неметаллов (Cl-,S2-,N3-и другие) проявляют только восстановительные
свойства.

Например:
S2— 2ē →S

В
пределах каждого периода с возрастанием
порядкового номера элементов их
восстановительная способность понижается,
а окислительная — возрастает. Так, во
втором периоде литий — только восстановитель,
а фтор – только окислитель. Это результат
возрастания заряда ядра атомов, уменьшения
радиуса атомов и постепенного заполнения
электронами внешнего энергетического
уровня (у атома лития один электрон, у
атома фтора их семь). Энергия ионизации
при этом возрастает, и также возрастает
сродство к электрону.

В
пределах каждой группы s-
иp-элементов с возрастанием
порядкового номера элементов
восстановительная способность их атомов
возрастает, а окислительная способность
убывает. Так, в 16 группе кислород –
сильный окислитель, а теллур – очень
слабый окислитель и в некоторых реакциях
проявляет даже свойства восстановителя.
Эти закономерности обусловлены
увеличением радиуса атомов элементов,
в связи с чем уменьшается энергия
ионизации и сродство к электрону.

Биохимия окисления жирных кислот в митохондриях

Для удобства процесс митохондриального катаболизма условно подразделяется на 3 этапа:

• активация и транспортировка в митохондрии;
• окисление;
• окисление образовавшегося ацетил-коэнзима А через цикл Кребса и электротранспортную цепь.

Активация представляет собой подготовительный процесс, который переводит жирные кислоты в форму, доступную для биохимических превращений, так как сами по себе эти молекулы инертны. Кроме того, без активации они не могут проникнуть в мембраны митохондрий. Эта стадия протекает у внешней мембраны митохондрий.

Собственно, окисление — ключевой этап процесса. Оно включает четыре стадии, по окончании которых жирная кислота превращается в молекулы Ацетил-КоА. Тот же продукт образуется и при утилизации углеводов, так что дальнейшие этапы аналогичны последним стадиям аэробного гликолиза. Образование АТФ происходит в цепи переноса электронов, где энергия электрохимического потенциала используется для образования макроэргической связи.

В процессе окисления жирной кислоты кроме Ацетил-КоА образуются также молекулы NADH и FADH₂, которые тоже поступают в дыхательную цепь в качестве доноров электронов. В результате суммарный энергетический выход катаболизма липидов достаточно высок. Так, к примеру, окисление пальмитиновой кислоты по β-механизму дает 106 молекул АТФ.

Принципы составления уравнений в органической химии

В химии не обходится без составления уравнения – это своего рода язык данной науки, на котором могут говорить все учёные планеты независимо от национальности и понимать друг друга.

Однако наибольшие трудности вызывает составление уравнений, когда предстоит изучение органической химии.

Для разборки этой темы требуется очень большой промежуток времени, поэтому здесь подобран лишь краткий алгоритм действий для решения цепочки уравнений с некоторыми пояснениями:

1. Во-первых, мы сразу смотрим, сколько реакций протекает в данном процессе, нумеруем их. Также определяем классы, названия веществ исходных и веществ, которые в итоге образуются;
2. Во-вторых, необходимо поочерёдно выписать все уравнения и узнать тип их реакций (соединение, разложение, обмен, замещение) и условия.
3. После этого можно составить электронный балансы, а также не забываем расставлять коэффициенты.

Процессы с участием кислорода

В живом организме протекают процессы, в которых сложные вещества пищи — белки, жиры и углеводы — вступают в химические реакции с кислородом. При этом выделяется необходимая для жизнедеятельности энергия. Кислород, необходимый для протекания этих реакций, поступает в организм благодаря процессу дыхания.

Еще одной разновидностью взаимодействия кислорода и сложных веществ является процесс гниения. Вы, наверное, видели, как над кучами гниющей лист вы или каких-либо отходов, особенно по утрам, поднимается пар (рис. 86). Это сложные вещества вступают в реакцию с кислородом воздуха. В результате этой реакции образуется вода и выделяется теплота, благодаря которой вода превращается в пар.

Можно сказать, что гниение и дыхание — это «медленное горение». Эти процессы широко распространены в природе.

Восстановление

Восстановительные реакции бывают трех типов:

• получение электронов;
• потеря атомов кислорода;
• получение атомов водорода.

Получение электронов

Восстановление — химическая реакция во время которой химический элемент получает электроны:

Ag+ + e- → Ag_(т)

Во время гальванопокрытия катион серебра (положительнозаряженный ион) получает электрон и восстанавливается до металлического серебра.

Потеря кислорода

В некоторых реакциях восстановление осуществляется за счет потери атомов кислорода:

Fe₂O_{3 (т)} + 3CO_(г) → 2Fe_(т) + 3CO_{2 (т)}

Железная руда восстанавливается до металлического железа при помощи реакции взаимодействия с оксидом углерода.

Получение водорода

В некоторых случаях восстановление происходит в результате получения атомов водорода:

CO_(г) + 2H_{2 (г)} → CH₃OH_(ж)

Молекула оксида углерода получает атомы водорода и становится метиловым спиртом.

Образование Ацетил-КоА и АТФ на примере окисления пальмитоил-CoA

В конце каждого цикла в единственном количестве образуются молекулы ацил-CoA, НАДН и ФАДН2, а цепь ацил-CoA-тиоэфира становится короче на два атома. Передавая электроны в электротранспортную цепь, ФАДН2 дает полторы молекулы АТФ, а НАДН — две. В результате из одного цикла получается 4 молекулы АТФ, не считая энерговыход ацетил-CoA.

В цепочку пальмитиновой кислоты входит 16 углеродных атомов. Это означает, что на стадии окисления должно осуществиться 7 циклов с образованием восьми ацетил-CoA, а энерговыход от НАДН и ФАДН₂ в таком случае составит 28 молекул АТФ (4×7). Окисление ацетил-CoA тоже идет на образование энергии, которая запасается в результате поступления в электротранспортную цепь продуктов цикла Кребса.

Виды биологического окисления

В соответствии с условиями среды, в которой происходит окисление, его делят на два вида. Большинство грибков и микроорганизмов энергетические ресурсы получают путем преобразования питательного вещества посредством анаэробного способа. Данная реакция происходит без доступа молекулярного кислорода, а также ее называют гликолизом.

Более сложным способом преобразования веществ питания является аэробная форма биологического окисления или тканевого дыхания. Отсутствие кислорода вызывает неспособность клеток осуществлять окисление для получения энергии, и они гибнут.

Особенности окисления в пероксисомах

В пероксисомах окисление жирных кислот происходит по бета-механизму, который подобен, но не идентичен митохондриальному. Он также состоит из 4-х стадий, завершающихся образованием продукта в виде ацетил-CoA, но при этом имеет несколько ключевых отличий. Так, водород, отщепившийся на стадии дегидрирования, не восстанавливает ФАД, а переходит на кислород с образованием перикиси водорода. Последний сразу подвергается расщеплению под действием каталазы. В результате энергия, которая могла быть использована для синтеза АТФ в дыхательной цепи, рассеивается в виде тепла.

Второе важное различие заключается в том, что некоторые ферменты пероксисом специфичны к определенным малораспространенным жирным кислотам и отсутствуют в митохондриальном матриксе. Особенность пероксисом клеток печени заключается в том, что там отсутствует ферментный аппарат цикла Кребса

Поэтому в результате бета-окисления образуются короткоцепочечные продукты, которые для окисления транспортируются в митохондрии

Особенность пероксисом клеток печени заключается в том, что там отсутствует ферментный аппарат цикла Кребса. Поэтому в результате бета-окисления образуются короткоцепочечные продукты, которые для окисления транспортируются в митохондрии.