Что такое окислительно восстановительные реакции: Тюменский индустриальный университет » Страница не найдена

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, в которых происходит изменение степени окисления элементов, образующих молекулы реагирующих веществ.

Так как изменение степени окисления атома может произойти только в результате присоединения или отдачи электронов, то окислительно-восстановительные реакции можно определить как реакции, в которых происходит переход электронов от одних атомов к другим.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, а сам процесс отдачи электронов называется окислением. При окислении степень окисления элемента повышается.

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями, а процесс присоединения электрона называется восстановлением. При восстановлении степень окисления элемента понижается.

Уравнения, которые выражают процессы окисления и восстановления, называются электронными уравнениями.  Окисление всегда сопровождается восстановлением, а восстановление – окислением.

В процессе ОВР восстановитель окисляется, а окислитель – восстанавливается.

Признаки окислительно-восстановительных реакций:

• когда в ней участвуют или в результате ее образуются простые вещества – металлы и неметаллы;
• когда в результате реакции изменяется состав ионов, входящих в состав реагирующих веществ;
• в большинстве случаев, когда число исходных веществ не равно числу продуктов реакции.

Окислительно-восстановительные реакции подчиняются не только закону сохранения массы, но и закону сохранения электрического заряда, согласно которому число электронов, отданных в данной реакции восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем.

Поэтому расстановку коэффициентов в уравнениях окислительно – восстановительных реакций осуществляют с таким расчетом, чтобы наступил баланс по электронам.

---

 

Автор: Метельский А.В.
Источник: Метельский А.В., Химия в Экзаменационных вопросах и ответах, Минск, изд. «Беларуская энцыклапедыя», 1999 год
Дата в источнике: 1999 год

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ • Большая российская энциклопедия

ОКИСЛИ́ТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИ́ТЕЛЬ­НЫЕ РЕА́КЦИИ (ре­ак­ции окис­ле­ния-вос­ста­нов­ле­ния), хи­мич. ре­ак­ции, про­те­каю­щие с из­ме­не­ни­ем сте­пе­ни окис­ле­ния ато­мов, вхо­дя­щих в со­став реа­ги­рую­щих ве­ществ. При окис­ле­нии ве­ществ сте­пень окис­ле­ния эле­мен­тов воз­рас­та­ет, при вос­ста­нов­ле­нии – по­ни­жа­ет­ся. Пер­во­на­чаль­но окис­ле­ни­ем на­зы­ва­ли толь­ко ре­ак­ции ве­ществ с ки­сло­ро­дом, вос­ста­нов­ле­ни­ем – от­ня­тие ки­сло­ро­да. С вве­де­ни­ем в хи­мию элек­трон­ных пред­став­ле­ний по­ня­тие О.{-II}}$. Вос­ста­но­ви­тель – се­ро­во­до­род $\ce {h3S}$, окис­ли­тель – мо­ле­ку­ляр­ный ки­сло­род $\ce {O2}$.

Со­еди­не­ния, со­дер­жа­щие ато­мы эле­мен­тов в низ­шей сте­пе­ни окис­ле­ния, бу­дут вос­ста­но­ви­те­ля­ми за счёт этих ато­мов. Со­еди­не­ния, вклю­чаю­щие ато­мы эле­мен­тов в выс­шей сте­пе­ни окис­ле­ния, бу­дут окис­ли­те­ля­ми. Со­еди­не­ния, со­дер­жа­щие ато­мы в про­ме­жу­точ­ной сте­пе­ни окис­ле­ния, в за­ви­си­мо­сти от ти­па ре­ак­ции и ус­ло­вий её про­те­ка­ния, мо­гут быть окис­ли­те­ля­ми или вос­ста­но­ви­те­ля­ми. При­ме­ры ти­пич­ных окис­ли­те­лей – $\ce {F2}$, $\ce {Cl2}$, $\ce {O2}$, $\ce {KClO3}$, $\ce {h3SO4}$, $\ce {HNO3}$, $\ce {KMnO4}$, $\ce {MnO2}$, $\ce {K2Cr2O7}$, $\ce {PbO2}$, ти­пич­ных вос­ста­но­ви­те­лей – $\ce {h3}$, $\ce {C}$ (гра­фит), $\ce {Zn}$, $\ce {Al}$, $\ce {Ca}$, $\ce {Kl}$, $\ce {h3S}$, $\ce {CO}$. Мн. ве­ще­ст­ва мо­гут про­яв­лять как окис­ли­тель­ные, так и вос­ста­но­вит. свой­ст­ва ($\ce {KNO2}$, $\ce {h3O2}$, $\ce {SO2}$, $\ce {Na2SO3}$ и др.).

Окис­ли­тель­но-вос­ста­но­вит. свой­ст­ва ве­ществ свя­за­ны с по­ло­же­ни­ем эле­мен­тов в пе­рио­дич. сис­те­ме. Про­стые ве­щест­ва – не­ме­тал­лы об­ла­да­ют окис­лит. свой­ст­ва­ми, ме­тал­лы – вос­ста­но­вит. свой­ст­ва­ми. В ка­ж­дой груп­пе пе­рио­дич. сис­те­мы эле­мент с бо­лее вы­со­ким по­ряд­ко­вым но­ме­ром об­ла­да­ет бо­лее яр­ко вы­ра­жен­ны­ми вос­ста­но­вит. свой­ст­ва­ми в сво­ей груп­пе, а эле­мент с мень­шим по­ряд­ко­вым но­ме­ром – бо­лее силь­ны­ми окис­лит. свой­ст­ва­ми. Так, каль­ций $\ce {Ca}$ – бо­лее силь­ный вос­ста­но­ви­тель, чем маг­ний $\ce {Mg}$, а мо­ле­ку­ляр­ный хлор $\ce {Cl2}$ – бо­лее силь­ный окис­ли­тель, чем иод $\ce {I2}$.

По фор­маль­ным при­зна­кам О.-в. р. под­раз­де­ля­ют на меж­мо­ле­ку­ляр­ные (напр., $\ce {3MnCO3 + KClO3 = 3MnO2 +KCl + 3CO2}$) и внут­ри­мо­ле­ку­ляр­ные (напр., $\ce {2h3O2 = 2h3O +O2}$). По­след­няя ре­ак­ция пред­став­ля­ет со­бой са­мо­окис­ле­ние-са­мо­вос­ста­нов­ле­ние (дис­му­та­ция, или дис­про­пор­цио­ни­ро­ва­ние). При­мер О.-в. р. кон­му­та­ции (син­про­пор­цио­ни­ро­ва­ния) – взаи­мо­дей­ст­вие бро­ми­дов с бро­ма­та­ми в ки­слот­ной сре­де с по­лу­че­нием бро­ма: $\ce {5KBr + KBrO3 +3h3SO4 = 3Br2 +3K2SO4 +3h3O}$.

Кри­те­ри­ем воз­мож­но­сти про­те­ка­ния О.-в. р. в вод­ном рас­тво­ре при стан­дарт­ных ус­ло­ви­ях мо­жет слу­жить раз­ность стан­дарт­ных по­тен­циа­лов окис­ли­те­ля и вос­ста­но­ви­те­ля Δφ⁰=φ⁰о-φ⁰в. Ес­ли Δφ⁰ боль­ше 0, ре­ак­ция в стан­дарт­ных ус­ло­ви­ях про­те­ка­ет в пря­мом на­прав­ле­нии са­мо­про­из­воль­но.

О.-в. р. час­то со­про­во­ж­да­ют­ся вы­со­ким энер­го­вы­де­ле­ни­ем, по­это­му их ис­поль­зу­ют для по­лу­че­ния те­п­ло­ты или элек­трич. энер­гии (напр., в галь­ва­нич. эле­мен­те).

В слу­чае О.-в. р. в ор­га­нич. хи­мии ис­поль­зо­ва­ние обоб­щён­ной кон­цеп­ции окис­ле­ния-вос­ста­нов­ле­ния и по­ня­тия о сте­пе­ни окис­ле­ния час­то ма­ло­при­ме­ни­мо, осо­бен­но при не­зна­чит. по­ляр­но­сти свя­зей ме­ж­ду ато­ма­ми ве­ществ, уча­ст­вую­щи­ми в ре­ак­ции. В ор­га­нич. хи­мии окис­ле­ние рас­смат­ри­ва­ют обыч­но как про­цесс, при ко­то­ром в ре­зуль­та­те пе­ре­хо­да элек­тро­нов от ор­га­нич. со­еди­не­ния к окис­ли­те­лю воз­рас­та­ет чис­ло (или крат­ность) ки­сло­род­со­дер­жа­щих свя­зей ($\ce {C-O}$, $\ce {N-O}$, $\ce {S-O}$ и т. п.) ли­бо умень­ша­ет­ся чис­ло во­до­род­со­дер­жа­щих свя­зей ($\ce {C-H}$, $\ce {N-H}$, $\ce {S-H}$ и т. п.), напр.: $\ce {RCHO -> RCOOH}$; $\ce {R2CHCHR2 -> R2C=CR2}$. При вос­ста­нов­ле­нии ор­га­нич. со­еди­не­ний в ре­зуль­та­те при­об­ре­те­ния элек­тро­нов про­ис­хо­дят об­рат­ные про­цес­сы, напр.: $\ce {R2CO ->R2Ch3}$;$\ce {RSO2Cl->RSO2H}$.

Ме­ха­низ­мы О.-в. р. весь­ма раз­но­об­раз­ны; ре­ак­ции мо­гут про­те­кать как по ге­те­ро­ли­ти­че­ско­му, так и по го­мо­ли­ти­че­ско­му ме­ха­низ­му. Во мно­гих слу­ча­ях на­чаль­ная ста­дия ре­ак­ции – про­цесс од­но­элек­трон­но­го пе­ре­но­са. Окис­ле­ние обыч­но про­те­ка­ет по по­ло­же­ни­ям с наи­боль­шей элек­трон­ной плот­но­стью, вос­ста­нов­ле­ние – по по­ло­же­ни­ям, где элек­трон­ная плот­ность ми­ни­маль­на.

В ор­га­нич. хи­мии ис­поль­зу­ют ши­ро­кий ряд вос­ста­но­ви­те­лей и окис­ли­те­лей, что по­зво­ля­ет вы­брать реа­гент, об­ла­даю­щий се­лек­тив­но­стью (т. е. спо­соб­но­стью дей­ст­во­вать из­би­ра­тель­но на оп­ре­де­лён­ные функ­цио­наль­ные груп­пы), а так­же по­лу­чать про­дук­ты в тре­буе­мой сте­пе­ни окис­ле­ния. Напр., $\ce {Na[Bh5]}$ вос­ста­нав­ли­ва­ет ке­то­ны или аль­де­ги­ды до спир­тов, не реа­ги­руя с ами­да­ми и слож­ны­ми эфи­ра­ми; $\ce {Li[Alh5]}$ вос­ста­нав­ли­ва­ет все эти со­еди­не­ния до спир­тов. Сре­ди окис­ли­те­лей вы­со­кой се­лек­тив­но­стью об­ла­да­ет, напр., ком­плекс $\ce {CrO3}$ с пи­ри­ди­ном, с вы­со­ким вы­хо­дом окис­ляю­щий спир­ты в ке­то­ны, не за­тра­ги­вая крат­ные свя­зи $\ce {C-C}$. Се­лек­тив­ность О.-в. р. мо­жет быть обес­пе­че­на и в ка­та­ли­тич. про­цес­сах; напр., в за­ви­си­мо­сти от ка­та­ли­за­то­ра и ус­ло­вий ре­ак­ций аце­ти­ле­но­вые уг­ле­во­до­ро­ды мож­но се­лек­тив­но гид­ри­ро­вать до эти­ле­но­вых или до на­сы­щен­ных уг­ле­во­до­ро­дов. Ка­та­ли­тич. О.-в. р. иг­ра­ют важ­ную роль в пром-сти (напр., по­лу­че­ние ани­ли­на из нит­ро­бен­зо­ла).

О.-в. р. ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны в при­ро­де (фо­то­син­тез, ды­ха­ние, транс­порт элек­тро­нов, бро­же­ние, гние­ние) и ис­поль­зу­ют­ся в тех­ни­ке (ме­тал­лур­гия, то­п­лив­ная энер­ге­ти­ка, хи­мич. пром-сть и т. д.).

Окислительно-восстановительные реакции. И зачем мне это учить?

Для многих старшеклассников химия — наука непривлекательная. Не потому, что неинтересная, а потому что сложная. Мало знать только названия веществ и их классификацию. Суть химии именно в том, чтобы иметь чёткое понимание, как эти вещества взаимодействуют друг с другом, а значит, как протекают реакции между ними. Например, некоторые из них образуют соединения сразу же, как окажутся в одной колбе. Для других нужен свет, тепло или электрический ток. 

А есть соединения, в ходе которых атом или молекула теряют более одного электрона. Звучит сложно. «Зачем мне это учить?» — спросите вы. Но такие процессы могут использоваться и в более узком смысле, означая реакции, в которых под воздействием кислорода образуется оксид — кислородосодержащие соединения. И называются они реакциями окисления.

Как в жизни

Окисление, а точнее окислительно-восстановительные реакции очень часто можно наблюдать в быту. Конечно, когда мы их наблюдаем, мы редко думаем о химии и о том, как протекают эти процессы между молекулами и атомами окружающих предметов. Но результат очень часто очевиден. Смотрите сами.

Тёмная полоса
Формула: 4Ag + 2h3S + O2 → 2Ag2S + 2h3O.

Жизнь: Если у вас дома есть что-то серебряное, будь то украшения или посуда, то вы замечали, что часто они покрываются со временем тёмным налётом. И здесь замешана как раз эта самая реакция. 

Как это происходит: Мы знаем, что одним из основных составляющих воздуха является кислород. Но мы вдыхаем не только его — вокруг нас витают и другие элементы в незначительных количествах. Например, в воздухе содержится сера. Вступая в реакцию с серебром, она и является виновницей образования потемнений.

И всё-таки зачем? Зная химию, мы можем удалить налёт с серебряных вещей, не покупая специальные средства, а с помощью подручных материалов: алюминиевой фольги, пищевой соды (NaHCOз), соли (NaCl) и кипятка. Нужно поместить потемневший предмет в ёмкость, покрытую фольгой, насыпав туда соду и соль и залив кипятком. При этом важно не допускать прямого контакта серебра с алюминием. Через некоторое время вы заметите, что налёт тускнеет и сходит. Как это объяснить?

Дело в том, что алюминий при взаимодействии с серой образует сульфидные соединения, более прочные, чем между серебром и серой. Поэтому в остатке и получается чистое серебро и «содружество» алюминия и серы. А выглядит это так: 

3 Ag2S(т) + 2 Al(т) → 6 Ag(т) + Al2S3(т)

Но причём тогда здесь соль и сода? Сода удаляет тонкий слой гидроксида алюминия, который образуется на поверхности фольги, в результате чего образуются ионы алюминия, а уже потом запускается реакция с серебром. Соль же образует своеобразный мост, по которому циркулируют электроны во время реакции.

Ржавчина
Формула: Fe + O2 + h3O → Fe2O3 · xh3O

Жизнь: Реакции окисления служат причиной налёта не только на серебре, но и, например, на железе. Все когда-то видели ржавчину — это результат.

Как это происходит: Так же, как при контакте серебра с серой, при взаимодействии железа с водой под воздействием кислорода образуется специфический след, который мы и называем ржавчиной или коррозией.

И всё-таки зачем? Если мы с трудом можем удалить все примеси серы из воздуха, то мы можем позаботиться об удалении воды с железосодержащих поверхностей и изначально предотвратить образование ржавчины.

Опасный металл
Формула: 2Hg+O₂ ⟶ 2HgO

Жизнь: Несмотря на то, что сегодня большую популярность набирают электронные градусники, во многих домах, да и медицинских учреждениях пользуются более привычными ртутными. С детства нас учат, что ртуть опасна и с ней нужно быть очень осторожным. Но почему?

Как это происходит: Приведённая выше реакция окисления ртути происходит при экстремальном нагревании до 300०С. Однако этот жидкий металл опасен тем, что он испаряется даже при комнатной температуре, а эти пары попадают в организм при дыхании. 

И всё-таки зачем? Эта ситуация вряд ли нуждается в разъяснении. Знание химии позволяет людям делать те же ртутные градусники герметичными: находясь внутри, ртуть никак не может повлиять на здоровье и жизнь человека. Также благодаря этой информации мы понимаем, что с ртутными градусниками нужно быть осторожными, а если они разбиваются, мы не удаляем ртуть голыми руками, а вызываем специальную службу, которая помогает справиться с последствиями безопасным для нас способом.

Конечно, химическая индустрия совершила значимый скачок, и, например, чтобы устранить последствия реакций окисления, мы можем купить уже готовое средство в магазине. Однако часто мы можем это сделать быстрее, зная принципы этих взаимодействий между элементами. А это здорово упрощает жизнь. Да и просто освежить в памяти школьные знания тоже бывает полезно.

Материал подготовлен при поддержке

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) | Подготовка к ЦТ и ЕГЭ по химии

Чтобы поделиться, нажимайте

Характерной особенностью окислительно-восстановительных реакций являет­ся изменение степени окисления, по меньшей мере двух атомов: окисление одного (потеря электронов) и восстановление другого (при­соединение электронов).

Окисление и восстановление — два полупроцесса, самостоятельное существование каждого из которых невозможно, но их одновременное протекание обес­печивает прохождение окислительно-восстановительного процесса.

Вещества, содержащие атомы, которые понижают свою степень окисления и присоединяют электроны, называются окислителями, а вещества, содержащие ато­мы, которые повышают степень окисления и отдают электроны — восстановителями.

Еще есть такое шутливое правило:

окислитель — грабитель,

восстановитель — потерпевший.

Если в роли окислителей и восстановителей выступают простые вещества, названия реаген­тов совпадают с названиями атомов, изменяющих свои степени окисления. Так, в реакции

2Na + Cl₂ = 2NaCl

окислителем является простое вещество — хлор, поскольку оно со­держит атомы хлора, присоединяющие электроны, а восстановите­лем — металлический натрий, содержащий атомы натрия, которые отдают электроны.

В реакции

K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂ (SО₄) ₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O

окислителем является дихромат калия, в который входят атомы хрома, присоединяющие электроны, а восстановите­лем — сульфит калия, в который входят атомы серы, отдающие электроны.

Существуют несколько типов окислительно-восстановительных ре­акций.

1. Межмолекулярные окислительно-восстанови­тельные реакции — атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в разных по своей химической приро­де атомных или молекулярных частицах. Меж­молекулярные процессы составляют наибольшую часть окислительно-восстановительных реакций.
2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реак­ции — атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в одной и той же молекулярной частице:

2KNO₃ = 2KNO₂ + О₂

В этом случае атомы азота, изменяющие степень окисления от +5 до +3, принимают электроны, а атомы кислорода, степень окис­ления которых меняется от -2 до 0, их отдают.

Среди внутримолекулярных окислительно-восстановительных ре­акций выделяют реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления). Они сопровождаются одновременным увели­чением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента, первоначально находящихся в одном определенном сос­тоянии. Например, атомы хлора из степени окисления 0 переходят как в степень окисления –1 (KCl), так и в состояние +5 (KClO₃):

Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

В реакциях усреднения происходит изменение сте­пени окисления одного и того же элемента с образовани­ем одной и той же молекулы:

2H₂S + H₂SO₃ = 3S + 3H₂O

Составление окислительно-восстановительных реакций сводится к подбору коэффициентов при окислителе и восстановителе. Главная закономерность — в окислитель­но-восстановительных процессах общее число электронов, присоединяемых окислителем, равно общему числу элек­тронов, отдаваемых восстановителем. Следует пользоваться примерно таким алгоритмом подбора коэффициентов (метод электронного баланса).

1. Написать схему уравнения без коэффициентов, то есть указать исход­ные вещества и продукты реакций.
2. Найти элементы, изменяющие степень окисления, и цифрами над символами этих элементов указать степень окисления.
3. Указать процессы окисления и восстановления с учетом количества атомов элементов, участвую­щих в этих процессах
4. Определить основные коэффициенты при окисли­теле и восстановителе. Вводят дополнительные множители, устанавливающие электронный баланс. Их подбирают по правилу нахождения наименьшего общего кратного и получают стехиометрические коэффициенты при окислителе и восстано­вителе.
5. Расстав­ляют коэффициенты перед прочими реагентами.
6. Проверяют число атомов водорода и кислорода в левой и правой частях уравнения и определяют число участвующих в реакции молекул воды.

 

Например:

+2         +5         +3                      +6       +4

FeS₂ + HNO₃ = Fe(NO₃) ₃ + H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

Записываем полуреакции окисления и восстановления:

+2           +3                           -1              +6

Fe – e = Fe ,                        2S – 14e = 2S,  и далее:

+3      +6          +5         +4

FeS₂ – 15e = Fe + 2S,          N + e = N

 

Общее кратное 15, ставим его перед NO₂  в левой части уравнения, подбираем прочие коэффициенты:

FeS₂ + 18HNO₃ = Fe(NO₃) ₃ + 2H₂SO₄ + 15NO₂ + 7H₂O

И несколько примеров расстановки коэффициентов методом электронного баланса из заданий ЕГЭ и ЦТ:

Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:

И выполнить задания из ЦТ и ЕГЭ на эту тему вы можете здесь

А также вы можете получить доступ ко всем видео-урокам, заданиям реального ЕГЭ, ЦТ и РТ с подробными видео-объяснениями, задачам и всем материалам сайта кликнув здесь «Получить все материалы сайта»

Окислительно-восстановительные реакции | СТУДЕНТОРИЙ

Смотрите также Окислительно-восстановительное равновесие

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, сопровождающиеся присоединением или отдачей электронов, или перераспределением электронной плотности на атомах (изменение степени окисления).

Стадии ОВР

Окисление – отдача электронов атомами, молекулами или ионами. В результате степень окисления повышается. Восстановители отдают электроны.

Восстановление – присоединение электронов. В результате степень окисления понижается. Окислители принимают электроны.

ОВР – сопряженный процесс: если есть восстановление, то есть и окисление.

Правила ОВР

Эквивалентный обмен электронов и атомный баланс.

Кислая среда

В кислой среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются с протонами в молекулы воды; недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды, тогда из них высвобождаются протоны.

Там, где не хватает атомов кислорода, пишем столько молекул воды, сколько не хватает оксид-ионов.

Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

1. Определяем степень окисления: сера в сульфите калия имеет степень окисления +4, марганец в перманганате калия имеет степень окисления +7, серная кислота – среда протекания реакции.
Мараганец в высшей степени окисления – окислитель, следовательно, сульфит калия восстановитель.

Примечание: +4 – промежуточная степень окисления для серы, поэтому она может выступать как восстановителем, так и окислителем. С сильными окислителями (перманганат, дихромат) сульфит является восстановителем (окисляется до сульфата), с сильными восстановителями (галогенидами, халькогенидами) сульфит окислитель (восстанавливается до серы или сульфида).

Сера из степени окисления +4 переходит в +6 – сульфит окисляется до сульфата. Марганец из степени окисления +7 переходит в +2 (кислая среда) – перманганат ион восстанавливается до Mn²⁺.

2. Составляем полуреакции. Уравниваем марганец: Из перманганата высвобождаются 4 оксид-иона, которые связываются ионами водорода (кислая среда) в молекулы воды. Таким образом, 4 оксид-иона связываются с 8 протонами в 4 молекулы воды.

Другими словами, в правой части уравнения не хватает 4 кислорода, поэтому пишем 4 молекулы воды, в левой части уравнения – 8 протонов.

Семь минус два – плюс пять электронов. Можно уравнивать по общему заряду: в левой части уравнения восемь протонов минус один перманганат = 7+, в правой части марганец с зарядом 2+, вода электронейтральна. Семь минус два – плюс пять электронов. Все уравнено.

Уравниваем серу: недостающий оксид-ион в левой части уравнения поставляется молекулой воды, из которой впоследствии высвобожается два протона в правую часть.
Слева заряд 2-, справа 0 (-2+2). Минус два электрона.

3. Суммарное уравнение электронного баланса. Умножаем верхнюю полуреакцию на 2, нижнюю на 5.

Сокращаем протоноы и воду.

4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия и марганца.

Щелочная среда

В щелочной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды, образуя гидроксид-ионы (OH^– группы). Недостающие оксид-ионы поставляются гидроксо-группами, которых надо брать в два раза больше.

Там, где не хватает оксид-ионов пишем гидроксо-групп в 2 раза больше, чем не хватает, с другой стороны – воду.

Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

Определяем степень окисления:

Висмут (III) с сильными окислителями (например, Cl₂) в щелочной среде проявляет восстановительные свойства (окисляется до висмута V):

Так как в левой части уравнения не хватает 3 кислородов для баланса, то пишем 6 гидроксо-групп, а справа – 3 воды.

Итоговое уравнение реакции:

Нейтральная среда

В нейтральной среде высвобождающиеся оксид-ионы связываются молекулами воды с образованием гидроксид-ионов (OH^– групп). Недостающие оксид-ионы поставляются молекулами воды. Из них высвобождаются ионы H⁺.

Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

1. Определяем степень окисления: сера в персульфате калия имеет степень окисления +7 (является окислителем, т.к. высшая степень окисления), бром в бромиде калия имеет степень окисления -1 (является восстановителем, т.к. низшая степень окисления), вода – среда протекания реакции.

Сера из степени окисления +7 переходит в +6 – персульфат восстанавливается до сульфата. Бром из степени окисления -1 переходит в 0 – бромид ион окисляется до брома.

2. Составляем полуреакции. Уравниваем серу (коэффициент 2 перед сульфатом). Кислород уравнен.
В левой части заряд 2-, в правой части заряд 4-, присоединено 2 электрона, значит пишем +2

Уравниваем бром (коэффициент 2 перед бромид-ионом). В левой части заряд 2-, в правой части заряд 0, отдано 2 электрона, значит пишем –2

3. Суммарное уравнение электронного баланса.

4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия в сульфат калия, коэффициент 2 перед KBr и перед K₂SO₄. Вода оказалась не нужна – заключаем в квадратные скобки.

Классификация ОВР

1. Окислитель и восстановитель – разные вещества
2. Самоокислители, самовосстановители (диспропорционирование, дисмутация). Элемент в промежуточной степени окисления.
3. Окислитель или восстановитель – среда для прохождения процесса
4. Внутримолекулярное окисление-восстановление. В состав одного и того же вещества входят окислитель и восстановитель.
   Твердофазные, высокотемпературные реакции.

Количесвеннная характеристика ОВР

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал, E⁰ – электродный потенциал относительно стандартного водородного потенциала. Больше об окислительно-восстановительном равновесии.

Для прохождения ОВР необходимо, чтобы разность потенциалов была больше нуля, то есть потенциал окислителя должен быть больше потенциала восстановителя:

,

Например:

Чем ниже потенциал, тем сильнее восстановитель; чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.
Окислительные свойства сильнее в кислой среде, восстановительные – в щелочной.

14. Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительные реакции.

Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительные реакции.

Теоретические сведения

Степень окисления — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. 

Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.

Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома:

Al³⁺ + 3ē  → Al

S²⁻ − 2ē → S 

Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот.

Степень окисления (в отличие от валентности) может иметь нулевое, отрицательное и положительное значения, которые обычно ставятся над символом элемента сверху.

Окислители и восстановители

Окислитель – это вещество, которое содержит элемент в максимальной степени окисления. В окислительно – восстановительной  реакции окислитель принимает электроны, при этом степень окисления понижается. Процесс принятия электронов называется процессом восстановления.

А⁰ + nē →   А^n-

элемент (вещество) А — окислитель

процесс восстановления

Типичные окислители: H₂SO₄, HNO₃, KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, O₂, F₂, O₃, Cl₂, CrO₃

Восстановитель – это вещество, которое содержит элемент в минимальной степени окисления. В окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдает электроны, при этом степень окисления повышается. Процесс отдачи электронов называется процессом окисления.

А⁰ — nē →   Аⁿ⁺

восстановитель

процесс окисления

Типичные восстановители: Ме, h3S, C (кокс), Si, CO.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ).

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается.

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается.

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны — восстановителями.

Реакции окислительно-восстановительные (часть С) | ЕГЭ по химии

Окислительно-восстановительные реакции. Коррозия металлов и способы защиты от нее

Признаки окислительно-восстановительных реакций

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (числу и характеру реагирующих и образовавшихся веществ, направлению, фазовому составу, тепловому эффекту, использованию катализатора) можно дополнить еще одним признаком. Этот признак — изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества.

Например, в реакции

${Ag}↖{+1}{N}↖{+5}{O_3}↖{-2}+{H}↖{+1}{Cl}↖{-1}={Ag}↖{+1}{Cl}↖{-1}+{H}↖{+1}{N}↖{+5}{O_3}↖{-2}$

степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в реакции взаимодействия соляной кислоты с цинком

$2{H}↖{+1}{Cl}↖{-1}+{Zn}↖{0}={Zn}↖{+2}{Cl_2}↖{-1}+{H_2}↖{0}$

атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород — с $+1$ на $0$, а цинк — с $0$ на $+2$.{+3}}↙{\text»ион железа(III)»}.$

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. Схема взаимосвязи изменения степеней окисления с процессами окисления и восстановления может быть представлена так, как это изображено на схеме ниже.

Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нем, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом. Например, азот в азотной кислоте $H{N}↖{+5}O_3$ имеет максимальное значение степени окисления $+5$, т.е. он потерял все электроны, поэтому азот и азотная кислота будут проявлять только окислительные свойства.

Азот в аммиаке ${N}↖{-3}{H_3}↖{+1}$ имеет минимальное значение степени окисления $-3$, т.{+3}}↙{\text»окислитель»}↖{\text»восстановитель»}|2.$

Молекулярное уравнение этой реакции:

$3CuCl_2+2Al=2AlCl_3+3Cu$.

Покажем, как с помощью метода электронного баланса можно расставить коэффициенты в уравнении сложной окислительно-восстановительной реакции. Известно, что первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на концентрированную серную кислоту и азотную кислоту любой концентрации.

В отличие от соляной кислоты, в которой окислителем атомов металла были катионы водорода, в серной и азотной кислотах окислителями являются атомы серы и азота из сульфат-ионов и нитрат- ионов. Поэтому $H_2SO_4$(конц.) и $HNO_3$(любой концентрации) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до $SO_2$, $NO$ и т.д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получаются нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода. Запишем формулы исходных и конечных веществ с указанием степеней окисления:

${H}↖{+1}{N}↖{+5}{O_3}↖{-2}+{Cu}↖{0}→{Cu}↖{+2}({N}↖{+5}{O_3}↖{-2})_{2}+{N}↖{+2}{O}↖{-2}+{H_2}↖{+1}{O}↖{-2}.{+5}$ встречается еще раз в формуле $Cu(NO_3)_2$. Наша запись имеет вид:

$HNO_3+3Cu→3Cu(NO_3)_2+2NO+H_2O.$

Теперь уравняем число атомов азота. После реакции оно равно $3·2=6$ из $Cu(NO_3)_2$ и еще два атома из $2NO$, всего $8$.

Поэтому перед $HNO_3$ запишем коэффициент $8$:

$8HNO_3+3Cu→3Cu(NO_3)_2+2NO+H_2O.$

и уравняем число атомов водорода:

$8HNO_3+3Cu→3Cu(NO_3)_2+2NO+4H_2O.$

Проверим правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода до и после реакции: до реакции — $24$ атома и после реакции — $24$ атома. Коэффициенты расставлены правильно, поэтому заменим в уравнении стрелку на знак равенства:

$8HNO_3+3Cu=3Cu(NO_3)_2+2NO+4H_2O.$

Коррозия металлов

При взаимодействии металлов с веществами окружающей среды на их поверхности образуются соединения, обладающие совершенно иными свойствами, чем сами металлы. В обычной жизни мы часто повторяем слова «ржавчина», «ржавление», видя коричнево-желтый налет на изделиях из железа и его сплавов. Ржавление — это частный случай коррозии.

Коррозия — это процесс самопроизвольного разрушения металлов под влиянием внешней среды.

Однако разрушению подвергаются практически все металлы, в результате чего многие их свойства ухудшаются (или совсем теряются): уменьшаются прочность, пластичность, блеск, снижается электропроводность, а также возрастает трение между движущимися деталями машин, изменяются размеры деталей и т.д.

Коррозия металлов бывает сплошной и местной.

Первая не так опасна, как вторая, ее проявления могут быть учтены при проектировании конструкций и аппаратов. Значительно опаснее местная коррозия, хотя потери металла здесь могут быть и небольшими. Один из наиболее опасных ее видов — точечная. Она заключается в образовании сквозных поражений, т.е. точечных полостей — питтингов, при этом снижается прочность отдельных участков, уменьшается надежность конструкций, аппаратов, сооружений.

Коррозия металлов наносит большой экономический вред. Человечество несет огромные материальные потери в результате разрушения трубопроводов, деталей машин, судов, мостов, различного оборудования.

Коррозия приводит к уменьшению надежности работы металлоконструкций. Учитывая возможное разрушение, приходится завышать прочность некоторых изделий (например, деталей самолетов, лопастей турбин), а значит, увеличивать расход металла, что требует дополнительных экономических затрат.

Коррозия приводит к простоям производства из-за замены вышедшего из строя оборудования, к потерям сырья и продукции в результате разрушения газо-, нефте- и водопроводов. Нельзя не учитывать и ущерб природе, а значит, и здоровью человека, нанесенный в результате утечки нефтепродуктов и других химических веществ. Коррозия может приводить к загрязнению продукции, а следовательно, к снижению ее качества. Затраты на возмещение потерь, связанных с коррозией, колоссальны. Они составляют $30%$ годового производства металлов во всем мире.

Из всего сказанного следует, что очень важной проблемой является изыскание способов защиты металлов и сплавов от коррозии. Они весьма разнообразны. Но для их выбора необходимо знать и учитывать химическую сущность процессов коррозии.

По химической природе коррозия — это окислительно-восстановительный процесс. В зависимости от среды, в которой он протекает, различают несколько видов коррозии.

Виды коррозии

Наиболее часто встречающиеся виды коррозии: химическая и электрохимическая.

I. Химическая коррозия происходит в не проводящей электрический ток среде. Такой вид коррозии проявляется в случае взаимодействия металлов с сухими газами или жидкостями-неэлектролитами (бензином, керосином и др.). Такому разрушению подвергаются детали и узлы двигателей, газовых турбин, ракетных установок. Химическая коррозия часто наблюдается в процессе обработки металлов при высоких температурах.

Например:

$2{Fe}↖{0}+3{S}↖{+4}O_2+3{O_2}↖{0}→↖{t}{Fe_2}↖{+3}({S}↖{+6}{O_4}↖{-2})_3,$

$2{Fe}↖{0}+3{Cl_3}↖{0}→2{Fe}↖{+3}{Cl_3}↖{-1},$

$2{Zn}↖{0}+{O_2}↖{0}→2{Zn}↖{+2}{O}↖{-2}.$

Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, образуя на поверхности оксидные пленки. Если эта пленка прочная, плотная, хорошо связана с металлом, то она защищает металл от разрушения. Такие защитные пленки появляются у $Zn, Al, Cr, Ni, Pb, Sn, Nb, Ta$ и др. У железа она рыхлая, пористая, легко отделяется от поверхности и поэтому не способна защитить металл от дальнейшего разрушения.

II. Электрохимическая коррозия происходит в токопроводящей среде (в электролите с возникновением внутри системы электрического тока). Как правило, металлы и сплавы неоднородны, содержат включения различных примесей. При контакте их с электролитами одни участки поверхности начинают выполнять роль анода (отдают электроны), а другие — роль катода (принимают электроны).

Рассмотрим разрушение железного образца в присутствии примеси олова.

На железе, как более активном металле, при соприкосновении с электролитом происходят процессы окисления (растворения) металла и перехода его катионов в электролит:

${Fe}↖{0}-2e=Fe^{2+}$ (анод).

Таким образом, железо (его основная часть) служит анодом. Поток электронов перемещается к олову — металлу с меньшей активностью, на нем накапливается избыточное количество электронов. Таким образом, участки олова могут «поделиться» электронами, поэтому на них возможны процессы восстановления. Примесь олова выполняет роль катода.

В зависимости от среды электролита на катоде могут идти различные процессы. В одном случае будет наблюдаться выделение газа ($Н_2$). В другом — образование ржавчины, состоящей в основном из $Fe_2O_3·nH_2O$.

Итак, электрохимическая коррозия — окислительно-восстановительная реакция, происходящая в средах, проводящих ток (в отличие от химической коррозии). Процесс происходит при соприкосновении двух металлов или на поверхности металла, содержащего включения, которые являются менее активными проводниками (это может быть и неметалл).

На аноде (более активном металле) идет окисление атомов металла с образованием катионов (растворение).

На катоде (менее активном проводнике) идет восстановление ионов водорода или молекул кислорода с образованием соответственно $Н_2↑$ или гидроксид-ионов $ОН^-$.

Катионы водорода и растворенный кислород — важнейшие окислители, вызывающие электрохимическую коррозию.

Скорость коррозии тем больше, чем сильнее отличаются металлы (металл и примеси) по своей активности (для металлов — чем дальше друг от друга они расположены в ряду напряжений). Значительно усиливается коррозия при увеличении температуры.

Электролитом может служить морская вода, речная вода, конденсированная влага и, конечно же, хорошо из вестные вам электролиты — растворы солей, щелочей, кислот.

Вы, очевидно, помните, что зимой для удаления снега и льда с тротуаров используют техническую соль (хлорид натрия, иногда хлорид кальция). Образующиеся растворы стекают в канализационные трубопроводы, создавая тем самым благоприятную среду для электрохимической коррозии подземных коммуникаций.

Способы защиты от коррозии

Уже при проектировании металлических конструкций и их изготовлении предусматривают меры защиты от коррозии:

1. Шлифование поверхности изделий, чтобы на них не задерживалась влага.

2. Применение легированных сплавов, содержащих специальные добавки: хром, никель, которые при высокой температуре на поверхности металла образуют устойчивый оксидный слой (например, $Cr_2O_3$). Общеизвестны легированные стали — нержавейки, из которых изготавливают предметы домашнего обихода (ножи, вилки, ложки), детали машин, инструменты.

3. Нанесение защитных покрытий. Рассмотрим их виды.

А. Неметаллические — неокисляющиеся масла, специальные лаки, краски, эмали. Правда, они недолговечны, но зато дешевы.

Б. Химические — искусственно создаваемые поверхностные пленки: оксидные, нитридные, силицидные, полимерные и др. Например, все стрелковое оружие и детали многих точных приборов подвергают воронению — это процесс получения тончайшей пленки оксидов железа на поверхности стального изделия. Получаемая искусственная оксидная пленка очень прочная (в основном состава ${Fe}↖{+2}{Fe_2}↖{+3}O_4$ и придает изделию красивый черный цвет и синий отлив. Полимерные покрытия изготавливают из полиэтилена, полихлорвинила, полиамидных смол. Наносят их двумя способами: нагретое изделие помещают в порошок полимера, который плавится и приваривается к металлу, или поверхность металла обрабатывают раствором полимера в низкокипящем растворителе, который быстро испаряется, а полимерная пленка остается на изделии.

В. Металлические — это покрытие другими металлами, на поверхности которых под действием окислителей образуются устойчивые защитные пленки. Нанесение хрома на поверхность — хромирование, никеля — никелирование, цинка — цинкование, олова — лужение и т.д. Покрытием может служить и пассивный в химическом отношении металл — золото, серебро, медь.

4. Электрохимические методы защиты.

А. Протекторная (анодная) — к защищаемой металлической конструкции присоединяют кусок более активного металла (протектор), который служит анодом и разрушается в присутствии электролита. В качестве протектора при защите корпусов судов, трубопроводов, кабелей и других стальных изделий используют магний, алюминий, цинк.

Б. Катодная — металлоконструкцию подсоединяют к катоду внешнего источника тока, что исключает возможность ее анодного разрушения.

5. Специальная обработка электролита или другой среды, в которой находится защищаемая металлическая кон струкция.

А. Введение веществ-ингибиторов, замедляющих коррозию.

Известно, что дамасские мастера для снятия окалины и ржавчины пользовались растворами серной кислоты с добавлением пивных дрожжей, муки, крахмала. Эти примеси и были одними из первых ингибиторов. Они не позволяли кислоте действовать на оружейный металл, в результате растворялись только окалина и ржавчина. Уральские оружейники применяли для этих целей «травильные супы» — растворы серной кислоты с добавкой мучных отрубей.

Примеры использования современных ингибиторов: соляная кислота при перевозке и хранении прекрасно «укрощается» производными бутиламина, а серная кислота — азотной кислотой, летучий диэтиламин впрыскивают в различные емкости. Отметим, что ингибиторы действуют только на металл, делая его пассивным по отношению к среде, например, к раствору кислоты. Науке известно более $5$ тыс. ингибиторов коррозии.

Б. Удаление растворенного в воде кислорода (деаэрация). Этот процесс используют при подготовке воды, поступающей в котельные установки.

РЕДОКС-реакций | MoDRN

Введение: Редокс-реакция — это сокращенное название окислительно-восстановительных реакций. Как следует из названия, он включает две взаимозависимые половинные реакции, окисление и восстановление. Этот тип реакций происходит естественным образом как часть необходимых процессов во всех биологических системах. Если в них вмешаются вредные химические вещества, могут последовать нежелательные последствия. Следовательно, необходимо понимать фундаментальную химию окислительно-восстановительных реакций с целью разработки более безопасных химических веществ.

Результаты обучения: К концу этого модуля студент сможет:

• Определить восстановление и окисление
• Признать роль восстановительного потенциала в потоке электронов
• Опишите уравнение Нернста
• Определить РЕДОКС-реакции в биологических системах

Предпосылки и информация: В окислительно-восстановительной реакции есть два ключевых игрока, окислители и восстановители, которые связаны двумя незаменимыми процессами, получением и потерей электронов.Окисление означает, что восстановитель теряет электроны на окислитель и сам окисляется. Восстановление относится к тому моменту, когда окислитель получает электроны от восстановителя и сам восстанавливается. Ясно, что окисление и восстановление должны происходить одновременно.

ПОДСКАЗКА: Можно использовать простую мнемонику «OILRIG» для запоминания окислительно-восстановительных реакций. Окисление — потеря (электронов). Уменьшение — это усиление (электронов).

Важно понимать, что процесс переноса электрона является направленным.Возникает естественный вопрос: какие факторы определяют направление потока электронов? Чтобы ответить на этот вопрос, нам нужно ввести понятие восстановительного потенциала. Потенциал восстановления — это мера тенденции химического вещества накапливать электроны и, следовательно, уменьшаться (уменьшаться на его заряд, а не на количество электронов!). Чем выше потенциал восстановления, тем сильнее химическое вещество, получающее электроны. Количественно это можно описать уравнением Нернста.

Можно рассматривать как внутреннее свойство химического вещества.
Обратите внимание, что это модулируется средой для принятия определенного значения. Типичным примером окислительно-восстановительной реакции является реакция замещения Zn / Cu. В этом случае металлический Zn имеет более низкий потенциал восстановления (-0,76 В) и, таким образом, отдает два электрона катиону Cu. Катион Cu + с более высоким потенциалом восстановления (0,34 В), таким образом, приобретает электроны из Zn и, таким образом, восстанавливается. Потенциал восстановления Cu в форме уравнения Нернста можно выразить следующим образом.

Редокс-реакции участвуют во многих метаболических процессах в живых организмах.Процесс производства энергии, зависящий от жизни, по сути, представляет собой цепь окислительных реакций. Возьмем, к примеру, глюкозу. Сначала он окисляется до пирувата-иона во время гликолиза. После этого пируват входит в цикл лимонной кислоты, чтобы завершить реакцию сгорания и произвести 38 единиц АТФ. Другим примером ступенчатых реакций ферментативного окисления является метаболизм алкоголя, который приводит к образованию конечной кислоты в ходе химических реакций, которые она претерпевает с получением конечного продукта. Важно отметить, что для выживания клеток крайне важно поддерживать межклеточный окислительно-восстановительный гомеостаз, который представляет собой сбалансированное состояние между восстановителями и оксидантами.Чрезмерное количество активных окислительно-восстановительных химикатов, таких как активные формы кислорода, может нарушить этот баланс и привести к клеточным заболеваниям или смерти. Таким образом, потенциал химического восстановления является информативным параметром, который следует учитывать при разработке более безопасных химических веществ.

Видео: Д-р Пол Анастас, директор Центра зеленой химии и зеленой инженерии и Тереза, и Х. Джон Хайнц III, профессор практики химии для окружающей среды, Школа лесного хозяйства и экологических исследований, Йельский университет

Назначения:

1.Использование уравнения Нернста для расчета восстановительного потенциала перекиси водорода при pH 2, 4 и 6. Объясните, почему результаты отличаются друг от друга или нет.

2. Найдите пример биологической системы, в которой участвуют окислительно-восстановительные реакции, и определите восстановители / окислители для каждой стадии.

РЕДОКС-реакции. Ключ ответа №1 найден ЗДЕСЬ.

Щелкните здесь, чтобы оценить этот модуль.

Ресурсы:

Этот материал основан на работе, поддержанной Отделением химии NSF и Агентством по охране окружающей среды в рамках гранта No.1339637.

Redox Reactions — обзор

Жидкий аммиак как растворитель

^(64–67)

Жидкий аммиак — самый известный и наиболее широко изучаемый неводный ионизирующий растворитель. Его наиболее заметным свойством является его способность растворять щелочные металлы с образованием сильно окрашенных, электропроводящих растворов, содержащих сольватированные электроны, и интригующие физические свойства и синтетическая полезность этих растворов уже обсуждались (стр.77). Помимо этих замечательных решений, большую часть химического состава жидкого аммиака можно классифицировать по аналогии с соответствующими реакциями в водных растворах. Соответственно, мы, в свою очередь, кратко рассмотрим отношения растворимости, реакции метатезиса, кислотно-основные реакции, амфотерию, сольваты и сольволиз, окислительно-восстановительные реакции и получение соединений в необычных степенях окисления. Сравнение физических свойств жидкого NH ₃ (стр. 423) с характеристиками воды (стр. 623) показывает, что NH ₃ имеет более низкую температуру плавления, кипения, плотности, вязкости, диэлектрической проницаемости и электропроводности; это связано, по крайней мере частично, с более слабой H-связью в NH ₃ и тем фактом, что такая связь не может образовывать сшитые сети, поскольку каждая молекула NH ₃ имеет только 1 неподеленную пару электронов по сравнению с 2 для каждой H ₂ Молекула О.Константа ионной самодиссоциации жидкого NH ₃ при −50 ° C составляет ∼ 10 ⁻³³ моль ² 1 ⁻² .

Большинство солей аммония свободно растворяются в жидком NH ₃ , как и многие нитраты, нитриты, цианиды и тиоцианаты. Растворимость галогенидов имеет тенденцию увеличиваться от фторида к йодиду; растворимость солей многовалентных ионов, как правило, низкая, что свидетельствует о том, что (как и в водных системах) эффекты энергии решетки и энтропии перевешивают энергии сольватации.Возможность образования водородной связи также влияет на растворимость, и в случае NH ₄ I рентгеновский монокристаллический анализ моносольвата показывает присутствие катиона с водородной связью N ₂ H ₇ ⁺ с расстоянием N – H ··· N 269 ± 5 пм. ⁽⁶⁸⁾ Некоторые типичные растворимости при 25 ° C, выраженные в граммах на 100 г растворителя: NH ₄ OAc 253,2, NH ₄ NO ₃ 389,6, LiNO ₃ 243,7, NaNO ₃ 97,6, КНО ₃ 10.4, NaF 0,35, NaCl 3,0, NaBr 138,0, NaI 161,9, NaSCN 205,5. Некоторые из этих растворимостей удивительно высоки, особенно когда они выражаются как количество молей растворенного вещества на 10 моль NH ₃ , например: NH ₄ NO ₃ 8,3, LiNO ₃ 6,1, NaSCN 4,3. Дополнительные данные при 25 ° и других температурах см. 69.

Реакции метатезиса иногда протекают в обратном порядке по сравнению с водными системами из-за различных соотношений растворимости. Например, поскольку AgBr образует комплексный ион [Ag (NH ₃ ) ₂ ] ⁺ в жидком NH ₃ , он легко растворяется, тогда как BaBr ₂ — нет, и может осаждаться:

Ba (NO3) 2 + 2AgBr → liq Nh4BaB2 ↓ + 2AgNO3

Реакции, аналогичные осаждению AgOH и нерастворимых оксидов из водного раствора:

AgNO3 + KNh3 → liq Nh4AgNh2H2 → liq Nh4AgNh2H2 → liq Nh4AgNh2H2 + 633HqNI + 4 KNO4iqNi + KNO4i

Кислотно-основные реакции во многих системах растворителей можно рассматривать в терминах характерных катионов и анионов растворителя (см. Также стр.831)

растворитель-характеристический катион (кислота) + характеристический анион (основание) 2h3O⇌h4O + + OH − 2Nh3⇌Nh5 + + Oh3−

На этом основании соли NH ₄ ⁺ могут рассматриваться как сольвенты в жидкий NH ₃ и амиды в качестве сольватов оснований. Реакции нейтрализации можно проследить кондуктометрически, потенциометрически или даже с помощью цветных индикаторов, таких как фенолфталеин:

Nh5NO3 + KNh3 → liq Nh4 KNO3 + 2Nh4сольвокислотный сольвентосолевой растворитель

Аналогичным образом можно наблюдать амфотерное поведение.Например, Zn (NH ₂ ) ₂ нерастворим в жидком NH ₃ (как и Zn (OH) ₂ в H ₂ O), но растворяется при добавлении сольвентного основания KNH ₂ из-за образования K ₂ [Zn (NH ₂ ) ₄ ]; это, в свою очередь, разлагается солями NH ₄ ⁺ (сольвокислоты) с переосаждением амида:

K2 [Zn (Nh3) 4] + 2Nh5NO3 → liq Nh4 Zn (Nh3) 2 + 2KNO3 + 4Nh4

Сольваты, возможно, менее распространены в соединениях, приготовленных из жидких растворов аммиака, чем гидраты, осажденные из водных систем, но известно большое количество амминов, и их изучение легло в основу теории координационных соединений Вернера (1891-5).Однако часто происходит сольволиз (аммонолиз) (см. Гидролиз). ⁽⁶⁵⁾ Примеры:

MIH + Nh4 → MNh3 + h3M2IO + Nh4 → MNh3 + MOHSiCI4 → templow [Si (Nh3) 4] → 0∘ Si (NH) (Nh3) 2 → 1200∘Si3N4

Амиды являются одним из наиболее распространенных классов лигандов, и тема амидов металлов и металлоидов была подробно рассмотрена. ⁽⁷⁰⁾

Окислительно-восстановительные реакции особенно поучительны. Если бы все термодинамически разрешенные реакции в жидком NH ₃ были кинетически быстрыми, то в этом растворителе не мог бы существовать окислитель более мощный, чем N ₂ , и восстановитель более мощный, чем H ₂ .Использование данных для растворов при 25 °: ⁽⁶⁴⁾

Кислотные растворы (1 M NH ₄ ⁺ )

Nh5 + + e− = Nh4 + 12h3 E ° = 0,0V3Nh5 + + 12N2 + 3e− = 4Nh4E ° = — 0,04V

Основные растворы (1 M NH ₂ ^— )

Nh4 + e− = Nh3− + 12h3 E ° = 1,592Nh4 + + 12N2 + 3e− = 3Nh3-E ° = 1,55 В

Очевидно, что при доступном диапазоне всего 0,04 В очень немногие частицы являются термодинамически стабильными.Однако как водородная пара, так и азотная пара обычно демонстрируют «перенапряжения» ~ 1 В, так что в кислых растворах практический диапазон потенциалов для растворенных веществ составляет от +1,0 до -1,0 В. Аналогично в основных растворах практический диапазон простирается от От 2,6 до 0,6 В. Таким образом, можно работать в жидком аммиаке с веществами, которые являются чрезвычайно сильными восстановителями (например, щелочными металлами), а также с чрезвычайно сильными окислителями (например, перманганатами, супероксидами и озонидами; стр. 609). По аналогичным причинам ион NO ₃ ^— эффективно инертен по отношению к NH ₃ в растворе кислоты, но в щелочных растворах N ₂ выделяется медленно:

3K + + 3Nh3− + 3NO3− → 3KOH ↓ + N2 + 3NO2 — + Nh4

Примером использования жидкого NH ₃ для получения соединений элементов с необычной (низкой) степенью окисления является последовательное восстановление K ₂ [Ni (CN) ₄ ] с помощью Na / Hg в наличие избытка CN ^— : сначала образуется темно-красный димерный комплекс Ni ¹ K ₄ [Ni ₂ (CN) ₆ ], который в дальнейшем может быть восстановлен до желтого Ni ⁰ комплекс K ₄ [Ni (CN) ₄ ].Соответствующие комплексы [Pd (CN) ₄ ] ⁴⁻ и [Pt (CN) ₄ ] ⁴⁻ могут быть получены аналогичным образом, хотя в этих последних системах нет доказательств образования M ^I димер. Также был получен дитертиарифосфиновый комплекс Pd ⁰ :

[Pd {1,2- (PEt2) 2C6h5} 2] Br2 → Na / Nh4 [Pd {1,2- (PEt2) 2C6h5} 2] + 2NaBr

[Co ^III (CN) ₆ ] ³⁻ дает бледно-желтый комплекс [Co ^I (CN) ₄ ] ³⁻ и коричнево-фиолетовый комплекс [Co ⁰ ₂ (CN) ₈ ] ⁸⁻ (ср.димерный карбонил [Co ₂ (CO) ₈ ]).

Жидкий NH ₃ также широко используется в качестве препаративной среды для соединений, которые нестабильны в водных растворах, например:

2Ph4GeNa + Br (Ch3), Br → liq Nh4Ph4Ge (Ch3) xGePh4 + 2NaBrMe3Sh4Me + NaiPh2E3SnX + NaiPh2 2NaX

Ацетилиды щелочных металлов M ₂ C ₂ , MCCH и MCCR можно легко получить, пропуская C ₂ H ₂ или C ₂ HR в растворы щелочного металла в жидком NH ₃ , и их можно использовать для синтеза широкого спектра ацетилидов переходных элементов, ⁽⁷¹⁾ e.г .:

Ni (SCN) 2.6Nh4 + 5KC2Ph → liq Nh4K2 [Ni (C2Ph) 4] .2Nh4 + 2KSCN + 4Nh4K2 [Ni (C2Ph) 4] .2Nh4 → vacK2 [NiII (C2Ph) 4] + 2Nh4 желтый

Другие примеры: оранжево-красный K ₃ [Cr ^III (C ₂ H) ₆ ], розово-розовый Na ₂ [Mn ^II (C ₂ Me) ₄ ], темно-зеленый Na ₄₋ [Co ^II (C ₂ Me) ₆ ], оранжевый K ₄ [Ni ⁰ (C ₂ H) ₄ ], желтый K ₆ [Ni ^I ₂ (C ₂ Ph) ₆ ].Такие соединения часто взрывоопасны, хотя аналоги Cu ^I и Zn ^II не являются, например желтый Na [Cu (C ₂ Me) ₂ ], бесцветный K ₂ [Cu (C ₂ H) ₃ ] и бесцветный K ₂ [Zn (C ₂ H) ₄ ].

Галогениды аммония используются в качестве универсальных реагентов в низкотемпературных твердотельных окислительно-восстановительных и кислотно-основных реакциях. ⁽⁷²⁾ Например, прямая реакция с соответствующим металлом при 270–300 ° дает аммониевые соли ZnCl ₄ ²⁻, LaCl ₅ ²⁻, YCl ₆ ³⁻ , YBr ₆ ³⁻, CuCl ₃ ²⁻ и т. Д., тогда как Y ₂ O ₃ дает либо (NH ₄ ) ₃ YBr ₆ , либо YOBr в зависимости от стехиометрического соотношения реагентов. Также были изучены твердотельные реакции сульфата, нитрата, фосфатов и карбоната аммония.

Редокс-биология в неврологической функции, дисфункции и старении

Резюме

Восстановительно-окислительные (окислительно-восстановительные) реакции являются центральными для жизни, и при изменении они могут способствовать прогрессированию заболевания. В головном мозге окислительно-восстановительный гомеостаз, как известно, участвует во всех аспектах развития, функционирования, старения и болезней центральной нервной системы (ЦНС).Недавние исследования выявили разнообразную природу, с помощью которой окислительно-восстановительные реакции и гомеостаз вносят вклад в физиологию мозга, а их дисрегуляция приводит к патологическим последствиям. Окислительно-восстановительные реакции выходят за рамки того, что обычно называют окислительным стрессом, и включают окислительно-восстановительные механизмы, связанные с передачей сигналов и метаболизмом. В отличие от неспецифической природы окислительного повреждения, окислительно-восстановительная передача сигналов включает в себя специфические реакции окисления / восстановления, которые регулируют множество неврологических процессов, таких как нейротрансмиссия, гомеостаз и дегенерация.Этот форум посвящен роли окислительно-восстановительного метаболизма и передачи сигналов в головном мозге. Включены шесть обзорных статей от ведущих ученых в этой области, которые оценивают роль окислительно-восстановительного метаболизма и передачи сигналов в различных аспектах биологии мозга, включая развитие нервной системы, нейротрансмиссию, старение, нейровоспаление, нейродегенерацию и нейротоксичность. Оригинальная исследовательская статья, иллюстрирующая эти концепции, раскрывает новую связь между окислительными модификациями, окислительно-восстановительной передачей сигналов и нейродегенерацией.На этом форуме освещаются последние достижения в этой области, и мы надеемся, что он будет способствовать дальнейшим исследованиям, направленным на понимание механизмов, с помощью которых окислительно-восстановительный метаболизм и передача сигналов регулируют физиологию и патофизиологию ЦНС. Антиоксид. Редокс-сигнал. 28, 1583–1586.

Ключевые слова: : окислительно-восстановительный потенциал, окислительный стресс, нейровоспаление, нейротоксичность, развитие нервной системы, нейродегенерация

Перенос электронов между двумя химическими соединениями определяется как окисление (потеря электронов) – восстановление (увеличение количества электронов) или окислительно-восстановительный процесс. реакция.Частица, которая принимает электроны, называется окислителем, становясь восстановленным, тогда как разновидность, которая отдает электроны, называется восстановителем и окисляется. Пара окислителя и восстановителя, участвующая в окислительно-восстановительной реакции, называется окислительно-восстановительной парой, тогда как окислительно-восстановительная пара относится к соответствующим восстановленным или окисленным частицам. Окислительно-восстановительные реакции являются центральными для основных жизненных функций, включая обмен веществ и дыхание. Тогда окислительно-восстановительная биология определяется как все аспекты жизни, которые опосредуются окислительно-восстановительными реакциями или находятся под их влиянием.

На этом форуме под названием «Редокс-биология в неврологической функции, дисфункции и старении» мы стремимся выделить и рассмотреть различные аспекты нервной функции, регулируемой окислительно-восстановительной биологией, и выяснить, как изменения в окислительно-восстановительном балансе способствуют старению и прогрессированию заболеваний ().

Редокс-биология в неврологической функции, дисфункции и старении. В головном мозге окислительно-восстановительный гомеостаз, как известно, участвует во всех аспектах развития, функционирования, старения и болезней ЦНС.Хотя генетическая предрасположенность является важным фактором общей окислительно-восстановительной способности клеток мозга, наличие ксенобиотиков (токсикантов), воспалительных процессов (травма) и высокая скорость метаболизма (гликативный стресс и окислительный метаболизм) способствуют возникновению / запуску заболеваний мозга. связаны со старением, нарушениями развития нервной системы и нейродегенерацией. На этом форуме освещаются последние достижения в нашем понимании механизмов, с помощью которых окислительно-восстановительный метаболизм и передача сигналов регулируют физиологию и патофизиологию ЦНС.АОХ, антиоксиданты; ЦНС, центральная нервная система; АФК, активные формы кислорода.

Движущая сила окислительно-восстановительных реакций определяется стоимостью свободной энергии для переноса электрона (окислительно-восстановительный потенциал или E ° (В)). E ° (V) указывает на склонность химического вещества к окислению (отрицательные значения) или восстановлению (положительные значения). Термин окисление первоначально относится к восстановлению кислорода (O) до оксида и окислению вторичных химических веществ, на которые нацелено. Кислород считается одним из наиболее распространенных окислителей (E °: +816 мВ), и его уменьшение необходимо для аэробной жизни, так как он необходим для выработки энергии во время дыхания.

Кислород также является основным источником активных форм кислорода (АФК). Внутри митохондрий перенос электронов от цитохрома C к O ₂ через цитохром C оксидазу (комплекс IV) генерирует H ₂ O и протонный (H +) градиент, необходимый для производства энергии. Однако, когда происходит утечка электронов до восстановления O ₂ до H ₂ O, прямое одноэлектронное восстановление O ₂ генерирует супероксид-анион (O ₂ ^{• —} ).O ₂ ^{• —} продукция происходит в основном в комплексах I и III митохондриальной дыхательной цепи через механизмы , которые были рассмотрены в другом месте (4). O ₂ ^{• —} способствует образованию различных АФК и активных форм азота, которые могут действовать как сигнальные молекулы или оказывать токсическое действие внутри клетки.

Роль окислительно-восстановительной биологии в здоровье и болезнях по большей части связана с гомеостазом АФК. Однако уже давно было продемонстрировано, что различные окислительно-восстановительные реакции, включающие перенос электронов между окислительно-восстановительными парами и циклическое переключение окислительно-восстановительных пар из их окисленного в восстановленное состояние, регулируют клеточный метаболизм и передачу сигналов.

Редокс-кофакторы классифицируются как коферменты или ионы металлов. Коферменты, такие как никотинамидадениндинуклеотид и его фосфорилированная форма (окислительно-восстановительные пары NAD + / NADH и NADP + / NADPH [E °: -320 мВ]), дисульфид глутатиона / глутатион (GSSG / GSH [E °: -230 мВ]), кофермент Q (убихинон / убихинол [E °: +100 мВ]) и простетические группы флавинмононуклеотид (окисленный / восстановленный) или флавинадениндинуклеотид (окисленный / восстановленный) (FMN / FMNH ₂ или FAD + / FADH ₂ [E °: от +31 до -220 мВ в зависимости от простетической группы белка]) являются важными переносчиками электронов, участвующими в переносе электронов в ряде метаболических путей с участием оксидоредуктаз (дегидрогеназы или редуктазы), таких как метаболизм питательных веществ в энергию и синтез биомолекул, антиоксидантная защита и детоксикация метаболитов / ксенобиотиков.

Редокс-активные ионы металлов в металлоферментах и ​​простетических группах (гемепротеины [E °: от +400 до −100 мВ], железо-серные белки [E °: от +400 до −700 мВ] и центры меди [E °: + От 200 до +800 мВ]) также важны для активности ферментов, которые действуют как оксидоредуктазы или участвуют в транспорте, хранении или активации кислорода, транспорте электронов и антиоксидантной защите.

Электронодефицитные реактивные метаболиты (электрофилы) при неправильной детоксикации могут реагировать с богатыми электронами биомолекулами (нуклеофилами), нарушая биологические процессы.Примером этих реакций являются ксенобиотики (, например, , чужеродные химические соединения, включая металлы) и электрофильные молекулы, образующиеся как побочные продукты окислительного стресса (, например, , 4-гидроксиноненал) или эндогенного метаболизма (, например, , метилглиоксаль и простагландины). и их ковалентное связывание с атомами серы (S) в тиолатах (GSH или окислительно-восстановительные цистеины), которые также могут модулировать окислительно-восстановительный баланс, детоксикацию реактивных частиц и ферментативную функцию (6).

Регулирование и поддержание функции центральной нервной системы (ЦНС) требует большого количества энергии. На мозг приходится около 20% общего потребления энергии организмом (25% глюкозы и 20% общего потребления кислорода), а уровни энергии мозга более устойчивы к голоданию, чем другие органы. Ткань мозга состоит из нейронов и глиальных клеток, а биоэнергетика мозга и окислительно-восстановительный гомеостаз представляют собой интегрированный процесс между этими популяциями клеток ().

Нейроны — это высокоэнергетические потребители, демонстрирующие высокую скорость окислительного метаболизма.Высокая скорость метаболизма в мозге делает его очень уязвимым для окислительного повреждения, поскольку от ~ 1% до 2% кислорода, потребляемого во время дыхания, превращается в O ₂ ^{• —} . Нейроны используют большую часть своей энергии (> 80%) в синапсе для поддержания и восстановления ионных градиентов, а также для поглощения и рециркуляции нейротрансмиттеров. Интересно, что астроциты обладают такой же окислительной способностью, что и нейроны, но устойчивы к митохондриальной дисфункции, поскольку они могут активировать гликолиз для удовлетворения энергетических потребностей.Недавние сообщения предполагают, что астроциты имеют недостаточное митохондриальное дыхание и повышенное образование АФК по сравнению с нейронами. Кроме того, умеренная антиоксидантная защита, ограниченная регенеративная способность, высокий уровень полиненасыщенных жирных кислот, склонных к перекисному окислению, и окислительно-восстановительная нагрузка металлов делают мозг, особенно нейрональные клетки и олигодендроциты, очень уязвимыми для окислительного повреждения (2).

Этот форум начинается с оригинального вклада Пехара и его сотрудников, в котором подчеркивается сложность окислительно-восстановительного гомеостаза, метаболизма и нейродегенерации.Глюкоза является основным субстратом для мозга взрослого человека, а астроциты потребляют непропорционально большое количество глюкозы по сравнению с их потребностями в энергии, что объясняется переносом энергетических субстратов гликолиза (лактата) и предшественников антиоксидантов (GSH) к нейронам. Гликолиз неизбежно сопровождается образованием метилглиоксаля, высокоэлектрофильного гликирующего соединения, которое вступает в реакцию с белками, липидами и нуклеиновыми кислотами с образованием конечных продуктов гликирования (AGE) (1).Пехар и соавторы сообщают, что при нитрировании или гликировании фактор роста нервов (NGF) передает сигналы через рецептор для AGE и рецепторы нейротрофина p75, чтобы вызвать гибель клеток моторных нейронов, и что этот посттрансляционный модифицированный NGF может участвовать в опосредованной астроцитами токсичности мотонейронов. характерен для бокового амиотрофического склероза.

Затем этот форум продолжает серию обзоров, в которых подчеркивается роль окислительно-восстановительной передачи сигналов и метаболизма в различных аспектах функции ЦНС.В работе Морана с соавторами рассматривается роль окислительно-восстановительной передачи сигналов в развитии нервной системы с акцентом на дифференциацию нейронов и олигодендроцитов, а также на управление ростом дендритов и аксонов, темы, которые ранее не подвергались обширному обзору. Авторы рассматривают доказательства того, что изменения баланса между окислительным метаболизмом, АФК и антиоксидантами действуют как сигнальные события, регулирующие дифференцировку, созревание и динамику цитоскелета. Исследования, направленные на дальнейшее понимание этих процессов, могут привести к разработке регенеративных методов лечения, основанных на дифференцировке стволовых клеток.

Роль оксидативного стресса, АФК и митохондриальной дисфункции в нейродегенерации подробно рассматривалась в другом месте (3). На этом форуме три обзорных статьи теперь сосредоточены на более конкретных и новых аспектах механизмов, с помощью которых изменения в окислительно-восстановительном метаболизме и передаче сигналов способствуют нейродегенерации и нейротоксичности.

НАД + представляет собой кофермент, который участвует в переносе электронов в ряде окислительно-восстановительных реакций, участвующих в клеточном метаболизме. НАД + также участвует в не окислительно-восстановительных реакциях, участвующих в передаче клеточных сигналов, регулирующих повреждение ДНК и метаболизм.НАД + действует как субстрат для ферментативного добавления (рибозилирования АДФ), удаления (деациации) посттрансляционных модификаций или генерации вторичных мессенджеров (циклическая рибоза АДФ). Важно отметить, что изменения в балансе между потреблением / истощением НАД + и синтезом / рециркуляцией, как считается, изменяют клеточную биоэнергетику, метаболизм и окислительно-восстановительный гомеостаз (9). Варгас и соавторы рассматривают роль метаболизма НАД + в нейродегенерации. В частности, они сосредоточены на роли НАД + -зависимой передачи сигналов и ее защитной роли против митохондриальной дисфункции и окислительного стресса при нейродегенерации и старении.

Микроглия, вероятно, наименее многочисленна из всех типов клеток ЦНС (10% или меньше). Хотя другие иммунные клетки могут мигрировать в ЦНС во время травмы или заболевания, микроглия является первичными иммунными клетками ЦНС. В настоящее время хорошо известно, что активация микроглии и нейровоспаление вносят вклад в потерю нейрональных клеток во время нейродегенерации (5), но то, как редокс-сигналы регулируют эти процессы, далеко не изучено. Исследовательская группа Сантамарии рассматривает механистическую основу того, как воспаление запускается при патологических состояниях и как воспалительная и окислительно-восстановительная передача сигналов регулируют нейродегенерацию.

Металлы необходимы для поддержания клеточного гомеостаза, поскольку они участвуют в качестве сигнальных молекул или кофакторов (микроэлементов), а также в качестве активаторов или компонентов окислительно-восстановительных систем. Хотя основные металлы участвуют в важных биологических функциях, хорошо известно, что изменения в обращении с ними или их повышенное накопление вызывают нейротоксичность. Кроме того, предполагается, что долгосрочные эффекты воздействия металлов ксенобиотиками или изменения гомеостаза металлов в ЦНС играют роль в нейродегенеративных расстройствах (2).Роль металлов в нейродегенерации или механизмы, с помощью которых металлы вызывают окислительный стресс и нейротоксичность, были подробно рассмотрены (8). Франко и его сотрудники представляют комплексный обзор последних достижений в метаболизме основных и ксенобиотических металлов, механизмов, с помощью которых эти металлы определяют или модифицируют окислительно-восстановительный гомеостаз клеток, а также связи между их окислительно-восстановительной активностью и функцией в нервных системах. Наконец, они представляют собой обзор того, как, как считается, изменения в гомеостазе металлов и его составе участвуют в нейротоксичности и нейродегенерации.

Последние две обзорные статьи посвящены влиянию изменений в окислительно-восстановительной среде и передаче сигналов во время старения и их патологических последствиях (). Старение является основным фактором риска нейродегенерации и потери когнитивных функций, и ему сопутствует накопление окислительного повреждения. Старение связано с состоянием остановки роста, называемым клеточным старением, которое в мозге в первую очередь описано для глиальных клеток (7). Кенигсберг с соавторами рассматривают доказательства, свидетельствующие о том, что не только глиальные клетки, но и постмитотические нейроны также стареют, и суммируют изменения в окислительно-восстановительном гомеостазе, связанные с этим феноменом.Наконец, Фостер и соавторы проводят обзор механизмов, с помощью которых окислительное повреждение, связанное со старением, приводит к когнитивным нарушениям, вызывая изменения возбудимости, пластичности и нейротрансмиссии нейронов.

В целом, мы надеемся, что вклад этого форума будет способствовать дальнейшим исследованиям, направленным на лучшее понимание механизмов, с помощью которых окислительно-восстановительный метаболизм и передача сигналов регулируют физиологию и патофизиологию мозга. Мы хотели бы поблагодарить всех авторов за их захватывающий вклад в этот форум, рецензентов за их критические и конструктивные комментарии, а также доктора Др.Чандану К. Сену (главному редактору) и членам редакционной коллегии ARS за их любезное приглашение, отличное сотрудничество и терпение на протяжении всего этого процесса.

Редокс-реакции | Протокол

2.17: Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции, или окислительно-восстановительные, изменяют степени окисления атомов посредством переноса электронов от одного атома, восстанавливающего агента, к другому атому, который принимает электрон, окислитель.Здесь атом, который отдает электроны, окисляется — он теряет электроны — а атом, который принимает электроны, восстанавливается — он имеет менее положительный заряд, потому что он приобретает электроны. Движение энергии в окислительно-восстановительных реакциях зависит от способности атомов притягивать связывающие электроны — их электроотрицательности. Если окислитель более электроотрицателен, чем восстановитель, то выделяется энергия. Однако, если окислитель менее электроотрицателен, чем восстановитель, требуется подвод энергии.

Восстановители окисляются

Окисление — это потеря или получение электронов? Терминология может сбивать с толку. Акроним OIL RIG обычно используется для запоминания. Это означает окисление — потеря; уменьшение есть прибыль. Итак, если атом окисляется, он теряет электроны. В качестве восстановителя окисленный атом передает электроны другому атому, вызывая его восстановление. Имея в виду OIL RIG, можно ответить на большинство вопросов об участниках окислительно-восстановительной реакции.

Электроотрицательность и энергия

Окислительно-восстановительные реакции либо производят, либо требуют энергии.Если атом теряет электрон в пользу более электроотрицательного атома, то это энергетически выгодная реакция, и выделяется энергия. На самом деле это очень логично — подобно тому, как сильный человек выигрывает перетягивание каната с более слабым — потому что более электроотрицательный атом имеет большую способность притягивать электроны к себе. Биологический пример этого типа реакции — клеточное дыхание, при котором энергия высвобождается и используется для создания АТФ, формы энергии, которую клетки могут легко использовать.

Другие окислительно-восстановительные реакции требуют энергии, а не высвобождения.Если электрон перемещается от более электроотрицательного атома к менее электроотрицательному атому, необходимо использовать энергию. Это похоже на то, как более слабый человек выигрывает перетягивание каната с более сильным — для этого требуется энергия из внешнего источника. Биологический пример — фотосинтез, при котором электроны передаются от воды к углекислому газу с помощью энергии в виде света.

Неполный перенос электронов

Окислительно-восстановительная реакция может происходить не только при переносе электрона, но также при изменении распределения электрона в ковалентной связи! Например, при взаимодействии метана и кислорода они дают углекислый газ и воду.В этом случае углерод в метане окисляется. Это связано с тем, что электроны в метане поровну распределяются между углеродом и водородом, тогда как углерод в диоксиде углерода частично положителен, поскольку кислород притягивает электроны больше, чем углерод.

Прочие окислительно-восстановительные реакции

Прочие окислительно-восстановительные реакции

Химики-органики дают следующее определение к реакции окисления:

Окисление : Реакция, которая увеличивает количество связей с кислородом.

Редукция : Реакция, уменьшающая количество связей с кислородом.

Химики-органики классифицируют горения реакции как реакции окисления

Существует еще один метод классификации реакции окисления / восстановления

Окисление : Когда вид теряет электроны и становится более заряженным.

Сокращение : Когда вид получает электроны и становится более отрицательно заряженным.

Далее следует реакция окислительно-восстановительной (окислительно-восстановительной) реакции.

Железо — это Fe, а Fe ₂ O ₃ — красная ржавчина. O ₂ — кислород. Ты может подумать, что для этого процесса требуется вода, но это не так, это просто ускоряет это. Обратите внимание, что утюг теперь связаны с кислородом. Он вышел из своего элементарного состояния бесплатно (Fe ⁰ ). к его ионное состояние (Fe ³⁺ ) Потому что железо потеряло электроны и стало положительно заряженным, оно было окисленный. Кислород был уменьшен. Электроны от железа перешли к кислороду. Каждый процесс окисления должен иметь соответствующее восстановление. Мы называем эти окислительно-восстановительные реакции, слово окислительно-восстановительный потенциал объединяет красный uction и ox idation.

На эту сумму можно записать половину реакций. реакция:

Окисление 4 Fe -> 4 Fe ³⁺ + 12 e ^—

Редукция 3 O ₂ + 12 e ^— -> 6 O ^2-

Некоторые металлы в своем элементарном состоянии более стабильны, чем другие. Золото, платина и серебро трудно окисляются. Другие металлы, такие как литий, магний и алюминий, легко поддаются обработке. окислить. Когда они окисляются, они переходят в свое ионное состояние. Если поместить металлический Zn в раствор Cu ²⁺ и SO ₄ ^2- происходит интересная вещь. В цинк переходит в раствор, а медь начинает расплавляться в твердом состоянии. медь (Cu ⁰ ). Уравнение для этого:

Цинк и медь — твердые вещества, а ионы — в растворе. Обратите внимание, что сульфат (SO ₄ ^2-) не является изменение во время реакции. Мы называем это ионы-наблюдатели. Почему это реакция происходит? Медь больше стабильнее цинка. Медь ниже цинк на серию активности.

Активная серия.

Окислительно-восстановительные полуреакции для вышеупомянутого реакция будет:

Окисление : Zn (s) -> Zn ²⁺ ( водн. ) + 2e ^—

Редукция : Cu ²⁺ ( водн. ) + 2e ^— -> Cu (т)

Окисление атома цинка высвобождает 2 электрона

Восстановление иона меди достигается принятием 2 электроны

Таким образом, казалось бы, движение, или поток электронов от металлического цинка к ионам меди

Мы можем уловить энергию, произведенную в этой реакции, в аккумулятор. Батарея может использовать этот поток электронов для работы. О гальванических элементах читайте по телефону

.

http://wine1.sb.fsu.edu/chm1046/notes/Electro/Voltaic/Voltaic.htm

или

http://sciborg.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c123/battery.html

В свинцово-кислотной аккумуляторной батарее используются свинец 0 (элементарный) и свинец 4+.

Окисление : Pb (s) -> Pb ²⁺ ( водн. ) + 2e ^—

Свинец отдает два электрона сквозь проволока и становится Pb ²⁺ , который объединяется с SO ₄ ^2- превращаться в сульфат свинца (II).

Редукция : Pb ⁴⁺ ( s ) + 2e ^— -> Pb ²⁺ ( водн. )

Свинец здесь начинается как Pb ⁴⁺ в сочетании с 2 O ^2- . Это может взять два электрона из провода и превратиться в Pb ²⁺ , который объединяется с SO ₄ ^2- с образованием сульфата свинца (II).

Опять же, как электроны проходят через провод, они создают напряжение, которое можно использовать для Работа.

Реакции окисления и восстановления (окислительно-восстановительные реакции)

Это введение в окислительно-восстановительные реакции, также известные как окислительно-восстановительные реакции. Узнайте, что такое окислительно-восстановительные реакции, получите примеры окислительно-восстановительных реакций и выясните, почему важны окислительно-восстановительные реакции.

Что такое окислительно-восстановительная или окислительно-восстановительная реакция?

Любая химическая реакция, в которой степени окисления (степени окисления) атомов изменяются, является реакцией окисления-восстановления.Такие реакции также известны как окислительно-восстановительные реакции, что является сокращением для реакций red uction- ox idation.

Окисление и восстановление

Окисление включает увеличение степени окисления, в то время как восстановление включает уменьшение степени окисления. Обычно изменение степени окисления связано с увеличением или уменьшением количества электронов, но существуют некоторые окислительно-восстановительные реакции (например, ковалентное связывание), которые не связаны с переносом электронов. В зависимости от химической реакции окисление и восстановление могут включать любое из следующего для данного атома, иона или молекулы:

• Окисление включает потерю электронов или водорода ИЛИ увеличение количества кислорода, ИЛИ увеличение степени окисления.
• Восстановление включает увеличение количества электронов или водорода ИЛИ потерю кислорода ИЛИ снижение степени окисления.

Пример реакции окисления-восстановления

Реакция между водородом и фтором является примером окислительно-восстановительной реакции:

H ₂ + F ₂ → 2 HF

Общую реакцию можно записать в виде двух полуреакций:

H ₂ → 2 H ⁺ + 2 e ^— (реакция окисления)

F ₂ + 2 e ^— → 2 F ^— (реакция восстановления)

В окислительно-восстановительной реакции нет чистого изменения заряда, поэтому избыточные электроны в реакции окисления должны равняться количеству электронов, потребляемых реакцией восстановления.Ионы объединяются с образованием фтороводорода:

H ₂ + F ₂ → 2 H ⁺ + 2 F ^— → 2 HF

Важность окислительно-восстановительных реакций

Система переноса электронов в клетках и окисление глюкозы в организме человека являются примерами окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительные реакции также важны для биохимических реакций и промышленных процессов. Окислительно-восстановительные реакции используются для восстановления руды с целью получения металлов, для производства электрохимических ячеек, для преобразования аммиака в азотную кислоту для удобрений и для нанесения покрытия на компакт-диски.

Окислительно-восстановительные реакции: определения и примеры — видео и стенограмма урока

Примеры окислительно-восстановительных реакций

Самый простой способ полностью понять окислительно-восстановительные реакции — это взглянуть на некоторые примеры. Итак, давайте начнем с рассмотрения реакции, при которой образуется поваренная соль. Натрий окисляется и теряет электрон, чтобы иметь заряд +1; тем временем хлор уменьшается, потому что он получает заряд электрона -1. В результате окислительно-восстановительной реакции образуются два иона с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу и образуют хлорид натрия или поваренную соль.

Здесь также важно обсудить восстановители и окислители. Восстановитель отдает электроны или восстанавливает другое вещество. Итак, в случае нашей реакции с поваренной солью восстановителем является натрий. Окислитель принимает электроны или окисляет другое вещество. Итак, в случае нашей реакции с поваренной солью хлор является окислителем. Окислитель получает электроны, а окислитель восстанавливается.

Глупый мнемонический прием, который поможет вам вспомнить, что «Райан уже любит есть страусов.Страусов едят регулярно ». Мнемоника означает или , обучающий , , , , , , лектронов и или xidized, в то время как или xidizing , Gent g ains e lectron и lectron. выведено.

Образование фтороводорода является примером окислительно-восстановительной реакции.

Другой пример окислительно-восстановительной реакции — образование фтороводорода.Мы можем разбить реакцию, чтобы проанализировать окисление и восстановление реагентов. Водород окисляется и теряет два электрона, поэтому каждый водород становится положительным. Два электрона получают фтор, который восстанавливается. Это делает два фтора отрицательными. Окисление водорода и восстановление фтора создают два иона с противоположными зарядами +1 и -1. Противоположности притягиваются, поэтому они объединяются и образуют фтороводород.

Но не все окислительно-восстановительные реакции окончательны с получением и потерей электронов; обмен электронами существует с ковалентной связью.В случае ковалентно связанных молекул, окисление или восстановление вещества основано на притяжении атома электронов или электроотрицательности. Электроотрицательность — это сила притяжения, которую атом оказывает на электроны. Он основан на атомном номере и расстоянии валентных электронов в атоме.

Мы уже говорили об электроотрицательности при обсуждении склеивания. Когда атомы имеют аналогичную электроотрицательность, они используют неполярную ковалентную связь. Но в ионной связи эти два атома имеют очень разные числа электроотрицательности, что приводит к их обмену электроном.Затем, когда числа электроотрицательности находятся где-то посередине, атомы образуют полярные ковалентные связи.

Например, рассмотрим реакцию между метаном и хлором. Метан и хлор реагируют с образованием хлорметана и соляной кислоты. Атомы в обеих молекулах реагентов связаны ковалентной связью. Атом углерода в молекуле метана имеет немного более высокую электроотрицательность, чем атомы водорода, поэтому он оказывает небольшое притяжение на электроны. Электроны в молекуле хлора распределяются поровну, потому что каждый атом хлора имеет одинаковое притяжение (или электроотрицательность).Когда две молекулы вступают в реакцию друг с другом, электроны в хлорметане и соляной кислоте распределяются неравномерно.

В результате реакции один атом восстановился, а один атом окислился. Что есть что? Поскольку хлор является очень электроотрицательным атомом, он сильнее притягивает электроны в каждой новой молекуле. Это можно рассматривать как получение электронов (или уменьшение). Таким образом, реагент хлор является окислителем в этой реакции, и он подвергается восстановлению с образованием как хлорметана, так и соляной кислоты.И наоборот, метан — классический восстановитель. Углерод и водород имеют низкую электроотрицательность (по сравнению с хлором), поэтому они с радостью отдают электроны хлору. Молекула метана окисляется во время реакции, поскольку она меньше притягивает электроны, чем хлор.

Краткое содержание урока

Итак, подведем итоги. Реакции окисления-восстановления включают получение и потерю электронов реагентами. Их называют окислительно-восстановительными реакциями, для краткости .Легкий способ запомнить это — использовать мнемонический прием «Лев LEO говорит GER». LEO обозначает l ose e lectron o xidation, а GER обозначает g ain e lectron r eduction.

При определении окислителя и восстановителя в реакции, учитывайте, получает или теряет реагент электроны.