Biologická oxidace. Redoxní reakce

Bez energie nemůže existovat žádný živý tvor. Koneckonců, každá chemická reakce, jakýkoli proces vyžaduje jeho přítomnost. Pro každého je snadné to pochopit a cítit. Pokud celý den nejíte jídlo, pak k večeru a možná i dříve začnou příznaky zvýšené únavy, letargie a vaše síla se výrazně sníží.

Jak se různé organismy přizpůsobily k získávání energie? Odkud pochází a jaké procesy probíhají uvnitř buňky? Zkusme na to přijít v tomto článku.

Výroba energie organismy

Bez ohledu na to, jak tvorové spotřebovávají energii, základ je vždy jiný. Rovnice pro fotosyntézu, kterou provádějí zelené rostliny a některé bakterie, je také OVR. Přirozeně se procesy budou lišit v závislosti na tom, jaká živá bytost je myšlena.

Takže všechna zvířata jsou heterotrofní. Tedy organismy, které v sobě nejsou schopny samostatně vytvářet hotové organické sloučeniny pro jejich další rozklad a uvolnění energie chemických vazeb.

Rostliny jsou naopak nejmocnějším producentem organické hmoty na naší planetě. Provádějí složitý a důležitý proces zvaný fotosyntéza, který spočívá ve vzniku glukózy z vody a oxidu uhličitého pod vlivem speciální látky – chlorofylu. Vedlejším produktem je kyslík, který je zdrojem života pro všechny aerobní živé organismy.

Redoxní reakce, jejichž příklady ilustrují tento proces:

• 6C02 + 6H20 = chlorofyl = C6H10O6 + 602;

• oxid uhličitý + vlivem chlorofylového pigmentu (enzymová reakce) = monosacharid + volný molekulární kyslík.

Existují také zástupci biomasy planety, kteří jsou schopni využívat energii chemických vazeb anorganických sloučenin. Říká se jim chemotrofy. Patří mezi ně mnoho druhů bakterií. Například vodíkové mikroorganismy, které oxidují molekuly substrátu v půdě. Proces probíhá podle vzorce: 2H2+02 = 2H20.

Historie vývoje poznatků o biologické oxidaci

Proces, který je základem výroby energie, je dnes dobře znám. Jedná se o biologickou oxidaci. Biochemie prostudovala jemnosti a mechanismy všech fází působení tak podrobně, že nezůstaly téměř žádné záhady. Ne vždy tomu tak však bylo.

První zmínky o tom, že uvnitř živých bytostí probíhají složité přeměny, což jsou chemické reakce v přírodě, se objevily kolem 18. století. Právě v této době Antoine Lavoisier, slavný francouzský chemik, obrátil svou pozornost k tomu, jak podobné jsou biologické oxidace a spalování. Sledoval přibližnou cestu kyslíku absorbovaného při dýchání a dospěl k závěru, že oxidační procesy probíhají uvnitř těla, jen pomaleji než venku při spalování různých látek. To znamená, že oxidační činidlo - molekuly kyslíku - reagují s organickými sloučeninami, konkrétně s vodíkem a uhlíkem z nich, a dochází k úplné přeměně doprovázené rozkladem sloučenin.

Jakkoli je tento předpoklad ve své podstatě zcela realistický, zůstalo mnoho věcí nejasných. Například:

• protože procesy jsou podobné, pak by podmínky pro jejich výskyt měly být totožné, ale oxidace nastává při nízké tělesné teplotě;
• působení není doprovázeno uvolněním obrovského množství tepelné energie a nedochází k vytváření plamene;
• Živí tvorové obsahují nejméně 75–80 % vody, ale to nebrání „spalování“ živin v nich.

Trvalo mnoho let, než jsme na všechny tyto otázky odpověděli a pochopili, co to vlastně biologická oxidace je.

Existovaly různé teorie, které naznačovaly důležitost přítomnosti kyslíku a vodíku v procesu. Nejběžnější a nejúspěšnější byly:

• Bachova teorie, nazývaná peroxidová teorie;
• Palladinova teorie, založená na konceptu „chromogenů“.

Následně bylo mnohem více vědců jak v Rusku, tak v dalších zemích světa, kteří postupně přidávali a upravovali otázku, co je biologická oxidace. Biochemie moderní doby díky svým dílům dokáže vyprávět o každé reakci tohoto procesu. Mezi nejznámější jména v této oblasti patří následující:

• Mitchell;
• S. V. Severin;
• Warburg;
• V. A. Belitser;
• Leninger;
• V. P. Skulačov;
• Krebs;
• Zelený;
• V. A. Engelhardt;
• Kaylin a další.

Druhy biologické oxidace

Můžeme rozlišit dva hlavní typy uvažovaného procesu, které se vyskytují za různých podmínek. Nejběžnější způsob přeměny potravy přijaté u mnoha druhů mikroorganismů a hub je tedy anaerobní. Jedná se o biologickou oxidaci, ke které dochází bez přístupu kyslíku a bez jeho účasti v jakékoli formě. Podobné podmínky se vytvářejí tam, kde není přístup vzduchu: pod zemí, v hnijících substrátech, bahně, hlíně, bažinách a dokonce i ve vesmíru.

Tento typ oxidace má jiný název - glykolýza. Je to také jedna z fází složitějšího a pracnějšího, ale energeticky bohatého procesu – aerobní přeměny neboli tkáňového dýchání. Toto je druhý typ zvažovaného procesu. Vyskytuje se u všech aerobních živých heterotrofních tvorů, kteří k dýchání využívají kyslík.

Typy biologické oxidace jsou tedy následující.

1. Glykolýza, anaerobní cesta. Nevyžaduje přítomnost kyslíku a končí různými formami fermentace.
2. Tkáňové dýchání (oxidační fosforylace) nebo aerobního typu. Vyžaduje přítomnost molekulárního kyslíku.

Účastníci procesu

Přejděme k přímé úvaze o vlastnostech, které biologická oxidace obsahuje. Definujme si hlavní sloučeniny a jejich zkratky, které budeme v budoucnu používat.

1. Acetylkoenzym A (acetyl-CoA) je kondenzát kyseliny šťavelové a octové s koenzymem, který vzniká v první fázi cyklu trikarboxylových kyselin.
2. Krebsův cyklus (cyklus kyseliny citrónové, trikarboxylové kyseliny) je řada složitých sekvenčních redoxních přeměn doprovázených uvolňováním energie, redukcí vodíku a tvorbou důležitých nízkomolekulárních produktů. Je to hlavní článek v kata- a anabolismu.
3. NAD a NAD*H jsou enzym dehydrogenáza, což je zkratka pro nikotinamid adenindinukleotid. Druhý vzorec je molekula s připojeným vodíkem. NADP - nikotinamid adenindinukleotid fosfát.
4. FAD a FAD*H - flavinadenindinukleotid - koenzym dehydrogenáz.
5. ATP – kyselina adenosintrifosforečná.
6. PVA = kyselina pyrohroznová nebo pyruvát.
7. Sukcinát nebo kyselina jantarová, H 3 PO 4 - kyselina fosforečná.
8. GTP je guanosintrifosfát, třída purinových nukleotidů.
9. ETC je elektronový transportní řetězec.
10. Procesní enzymy: peroxidázy, oxygenázy, cytochromoxidázy, flavindehydrogenázy, různé koenzymy a další sloučeniny.

Všechny tyto sloučeniny jsou přímými účastníky oxidačního procesu, který probíhá v tkáních (buňkách) živých organismů.

Stupně biologické oxidace: tabulka

To vše jsou procesy, které doprovázejí biologickou oxidaci za účasti kyslíku. Přirozeně nejsou popsány úplně, ale pouze v podstatě, protože podrobný popis vyžaduje celou kapitolu knihy. Všechny biochemické procesy živých organismů jsou nesmírně mnohostranné a složité.

Proces redoxních reakcí

Redoxní reakce, jejichž příklady mohou ilustrovat procesy oxidace substrátu popsané výše, jsou následující.

1. Glykolýza: monosacharid (glukóza) + 2NAD + + 2ADP = 2PVK + 2ATP + 4H + + 2H20 + NADH.
2. Oxidace pyruvátu: PVA + enzym = oxid uhličitý + acetaldehyd. Pak další krok: acetaldehyd + koenzym A = acetyl-CoA.
3. Mnoho postupných transformací kyseliny citrónové v Krebsově cyklu.

Tyto redoxní reakce, jejichž příklady jsou uvedeny výše, odrážejí podstatu procesů probíhajících pouze v obecné formě. Je známo, že dotyčné sloučeniny mají vysokou molekulovou hmotnost nebo mají velký uhlíkový skelet, takže jednoduše není možné znázornit vše pomocí úplných vzorců.

Energetický výdej tkáňového dýchání

Z výše uvedených popisů je zřejmé, že není těžké vypočítat celkový energetický výtěžek veškeré oxidace.

1. Glykolýza produkuje dvě molekuly ATP.
2. Oxidace pyruvátu 12 molekulami ATP.
3. V cyklu trikarboxylových kyselin je 22 molekul.

Výsledek: úplná biologická oxidace aerobní cestou poskytuje energetický výdej rovnající se 36 molekulám ATP. Význam biologické oxidace je zřejmý. Právě tuto energii využívají živé organismy k životu a fungování, stejně jako k zahřívání těla, pohybu a dalším potřebným věcem.

Anaerobní oxidace substrátu

Druhý typ biologické oxidace je anaerobní. Tedy ten, který se vyskytuje u každého, ale který je omezen na určité druhy mikroorganismů. a právě z tohoto bodu jsou jasně vidět rozdíly v další přeměně látek mezi aeroby a anaeroby.

Stupní biologické oxidace podél této cesty je málo.

1. Glykolýza, tedy oxidace molekuly glukózy na pyruvát.
2. Fermentace vedoucí k regeneraci ATP.

Fermentace může být různých typů v závislosti na organismech, které ji provádějí.

Mléčná fermentace

Provádějí ji bakterie mléčného kvašení, stejně jako některé houby. Cílem je snížit PVA na kyselinu mléčnou. Tento proces se používá v průmyslu k získání:

• fermentované mléčné výrobky;
• nakládaná zelenina a ovoce;
• siláž pro zvířata.

Tento typ fermentace je jedním z nejpoužívanějších pro lidské potřeby.

Alkoholové kvašení

Známý lidem od starověku. Podstatou procesu je přeměna PVC na dvě molekuly etanolu a dvě molekuly oxidu uhličitého. Díky tomuto výtěžku produktu se tento typ fermentace používá k získání:

• chléb;
• vina;
• pivo;
• cukrovinky a další věci.

Provádějí ho plísně, kvasinky a mikroorganismy bakteriální povahy.

Fermentace kyselinou máselnou

Poměrně úzce specifický typ fermentace. Provádějí ji bakterie rodu Clostridium. Podstatou je přeměna pyruvátu na kyselinu máselnou, která dodává jídlu nepříjemný zápach a žluklou chuť.

Proto se biologické oxidační reakce, které sledují tuto cestu, v průmyslu prakticky nepoužívají. Tyto bakterie však nezávisle naočkují potravinářské produkty a způsobují škody, čímž snižují jejich kvalitu.

UDC 373.167.1

Z. N. Khismatullina

PODSTATA, SMĚR A ROLE REDOXNÍCH REAKCÍ V BIOLOGII A MEDICÍNĚ

Klíčová slova: oxidace, redukce, metabolismus, disimilace, redox

potenciál.

Je ukázána role redoxních reakcí v metabolismu a energii probíhající v lidském a zvířecím těle. Zvládnutí obecných zákonitostí tohoto typu reakcí je nezbytné pro následné studium vlastností anorganických a organických látek a chemických procesů obecně probíhajících v těle, což umožňuje studovat a řídit všechny lidské životní aktivity.

Klíčová slova: oxidace, redukce, metabolismus, disimilace, redox-potenciál.

Je ukázána role redoxních reakcí při výměně energie a látkové výměny, ke kterým dochází u lidí a zvířat. Pochopení obecných zákonitostí výskytu tohoto typu reakce je nezbytné pro další studium vlastností organických a neorganických materiálů a chemických procesů, které probíhají v lidském těle obecně. Umožňuje studovat a ovládat celý lidský život.

V průběhu historie lze vysledovat vztah mezi medicínou a chemií symbióza těchto dvou věd vedla a vede k obohacování a rychlému rozvoji každé z nich. Studium chemie nebo alespoň znalost jejích základů je proto nezbytné nejen na lékařské fakultě, ale i pro všechny, kteří získávají vyšší odborné vzdělání.

Nutno podotknout, že molekulární biologie a genetika jsou u nás velmi rozvinuté, velká pozornost je věnována organizování komplexního vědeckého výzkumu k odhalení fyzikálně-chemické podstaty života, pochopení podstaty tak důležitých projevů života, jako je metabolismus, myšlení, paměť, dědičnost. , imunita atd. d. Na výsledcích těchto studií závisí teoretické zbraně a pokrok praktické medicíny v blízké budoucnosti. Aby kvalifikovaný lékařský a sociální pracovník mohl sledovat průběh těchto komplexních studií a posuzovat jejich význam pro praktickou lékařskou a sociální práci, musí být vyzbrojen znalostmi nejen z oblasti medicíny, ale i chemie. Metabolismus je koneckonců založen na chemických procesech – difúzi, rozpouštění, dialýze, hydrolýze, vypařování, kondenzaci atd.

Pro specialisty v interdisciplinárních profesích, zejména vysoce kvalifikované zdravotnické a sociální pracovníky, je studium prvků chemie nezbytné, protože:

78 prvků se nachází v živých organismech;

44 prvků je zahrnuto ve složení léků používaných v moderní medicíně;

V současnosti se pro radiodiagnostiku a radioterapii používají izotopy 38 prvků;

Materiály používané pro výrobu moderních zařízení, přístrojů a nástrojů obsahují více než 70 prvků.

Bez dostatečných znalostí v oboru chemie by nebylo možné efektivně využít celý arzenál prostředků cíleného působení na lidský organismus. Pro vnímání, systematizaci a pochopení celého toku informací v oblasti medicíny a chemie je nutné se opřít o určitý teoretický základ.

Více než 70 % v současnosti známých prvků se nachází v lidském těle. V lidském těle neustále probíhají různé chemické reakce, v

V důsledku toho vzniká obrovské množství různých chemických sloučenin. Počáteční látky k tomu potřebné se do těla dostávají vdechovaným vzduchem, potravou a pitnou vodou. Hlavní část syntetizovaných sloučenin se používá jako stavební materiály nebo zdroje energie a poskytuje lidskému tělu růst a vývoj. Stejná část syntetizovaných sloučenin, které lze považovat za odpad nebo odpad z tohoto procesu, je z těla vyloučena.

V důsledku životně důležité činnosti těla se syntetizují látky, které jsou chemickými sloučeninami kyslíku, uhlíku, vodíku, dusíku, síry a fosforu. Kromě těchto šesti chemických prvků se do metabolismu (metabolismu) aktivně zapojuje ještě minimálně dvacet šest prvků: vápník, draslík, sodík, chlor, železo, hořčík, fluor a tzv. stopové prvky – hliník, bór, křemík. , vanad, chrom, mangan, kobalt, nikl, zinek, měď, arsen, brom, selen, stroncium, molybden, kadmium, cín, jód, olovo. Bylo také objeveno dalších 46 prvků, i když v zanedbatelném množství a pravděpodobně hrají také důležitou fyziologickou roli, která není dosud zcela objasněna.

Metabolismus (metabolismus) probíhající v živém organismu zahrnuje obrovské množství nepřetržitě probíhajících a vzájemně propojených reakcí. Živé organismy asimilují látky, které k nim přicházejí z prostředí (hlavně s potravou), mění své chemické složení a využívají nové chemické sloučeniny k vytváření a obnově tkáňových prvků a akumulují velké zásoby chemické energie. Proto je proces metabolismu neoddělitelný od doprovodného procesu výměny energie. Tento proces metabolismu a energie je nejcharakterističtějším znakem života s jeho zastavením, život se také zastaví.

Systematické studium metabolismu probíhajícího v lidském a zvířecím těle započal na konci 18. století A. Lavoisier. Se jménem tohoto vědce, stejně jako M.V. Lomonosov je spojen se stanovením úlohy kyslíku v životně důležitých procesech organismů a ve spalovacích procesech. A. Lavoisier jako první dokázal, že v lidském a zvířecím těle probíhá nepřetržitá oxidace organických látek vzdušným kyslíkem za vzniku oxidu uhličitého a za současného uvolňování tzv. „živočišného tepla“. Byl mezi prvními, kdo se pokusil vytvořit souvislost mezi množstvím kyslíku spotřebovaného člověkem a množstvím uvolněného oxidu uhličitého, aby ukázal, jak intenzitu vstřebávání a tvorbu těchto dvou plynů ovlivňuje strava a pracovní režimy, okolní teplotu.

V živém organismu probíhá řada fyzikálních a chemických procesů - vypařování a kondenzace, rozpouštění a krystalizace, elektrolytická disociace a tvorba molekul z iontů atd. - mnoho set tisíc biochemických reakcí, které probíhají v závislosti na četných podmínkách vnější a vnitřní prostředí. Ale přesto je díky jemné neurohumorální regulaci dosaženo úžasné stálosti vnitřního prostředí těla (homeostázy).

Jak víte, všechny chemické reakce lze rozdělit do dvou velkých skupin:

1) výměnné reakce, při kterých dochází pouze k rekombinaci atomů nebo iontů, ale nedochází ke změně jejich oxidačního stavu;

2) redoxní reakce, při kterých dochází k částečnému nebo úplnému přenosu elektronů z jednoho atomu nebo iontu na druhý s odpovídající změnou oxidačního stavu těchto atomů nebo iontů.

Redoxní reakce hrají výjimečnou roli v metabolismu a energii, která se vyskytuje v těle lidí a zvířat. První myšlenky o podstatě redoxních reakcí přinesl vynikající ruský vědec L.V. Pisarzhevsky (1914).

Redoxní reakce jsou chemické reakce, při kterých se mění oxidační stavy prvků. Změna stupňů oxidace

během redoxních reakcí je způsobeno úplným nebo částečným přenosem elektronů z atomů jednoho prvku na atomy jiného prvku.

Atomy nebo ionty, které během redoxního procesu darují elektrony jiným atomům nebo iontům, se nazývají redukční činidla. V tomto případě je tento atom nebo iont oxidován, tzn. zvyšuje jeho oxidační stav.

Atomy nebo ionty, které získávají elektrony, se nazývají oxidační činidla. V tomto případě dochází k redukci samotného atomu nebo iontu, tzn. snižuje jeho oxidační stav.

Oxidační reakce je neoddělitelná od redukční reakce a oba tyto procesy je třeba posuzovat v nerozlučitelné jednotě. V jakékoli redoxní reakci zůstává algebraický součet oxidačních stavů atomů nezměněn.

Mnoho redoxních reakcí spočívá pouze v interakci oxidačního činidla a redukčního činidla. Ale nejčastěji, pokud se reakce provádí ve vodném prostředí, je průběh redoxního procesu velmi ovlivněn interakcí činidel s vodíkovými a hydroxylovými ionty vody, jakož i kyselinami a zásadami přítomnými v roztoku. Někdy je vliv prostředí na průběh redoxního procesu tak velký, že některé reakce lze provádět pouze v kyselém nebo zásaditém prostředí. Směr redoxní reakce, počet elektronů přidaných oxidující molekulou (iontem) a darovaných molekulou redukčního činidla (iontem) atd. závisí na acidobazické rovnováze média atd. reakce mezi jodidy a jodičnany s uvolňováním prvků jódu probíhá pouze za přítomnosti silných kyselin a v silně alkalickém prostředí při zahřátí může dojít k reverzní reakci.

Metabolismus, ve kterém hrají tak významnou roli redoxní procesy, má dvě stránky: 1) plast, který spočívá v syntéze složitých organických látek nezbytných pro tělo jako „stavebních materiálů“ pro obnovu tkání a buněk, z látek, které přicházejí hlavně s jídlem (jedná se o anabolické procesy, nebo asimilační procesy, které vyžadují výdej energie); 2) energie, při které dochází k rozkladu (oxidaci) složitých vysokomolekulárních látek, které hrají roli biologického paliva, k jednodušším - na oxidy, oxid uhličitý atd. (jedná se o katabolické procesy nebo procesy disimilační, doprovázené uvolněním energie).

Redoxní reakce jsou nezbytnými články ve složitém řetězci jak anabolických, tak katabolických procesů, ale jejich role je zvláště důležitá jako hlavní zdroje energie pro živý organismus. Organismy, které existují v aerobních podmínkách (tj. v oxidační atmosféře atmosférického kyslíku), získávají tuto energii procesem dýchání, v důsledku čehož se živiny vstupující do těla v buňkách a tkáních oxidují na oxid uhličitý, vodu, čpavek, močovina a další odpadní produkty vyznačující se relativně nízkými energetickými hodnotami a vysokými hodnotami entropie (z řečtiny - rotace, transformace - míra neuspořádanosti systému sestávajícího z mnoha prvků).

Proces dýchání je založen na oxidačně-redukční reakci, při které molekula rozsivého kyslíku tvoří dvě molekuly vody. Při zevním dýchání se vzdušný kyslík váže na hemoglobin a ve formě oxyhemoglobinu je dodáván krevním řečištěm do kapilár tkání. V procesu tkáňového nebo buněčného dýchání tkáně a buňky absorbují tento kyslík, díky čemuž dochází k oxidaci bílkovin, tuků a sacharidů vstupujících do těla z vnějšího prostředí. Současně vzniklý oxid uhličitý s proudem žilní krve je posílán do plic a tam difunduje stěnami alveolů a končí jako součást vydechovaného vzduchu. Ale v těchto procesech biologické oxidace nejsou substráty přímo vystavené působení kyslíku ty vysokomolekulární sloučeniny, které byly původně v potravině, ale jednodušší, nízkomolekulární produkty vzniklé v důsledku hydrolytického rozkladu v gastrointestinálním traktu.

V první fázi disimilace se v důsledku hydrolýzy komplexní sacharidy - škrob, sacharóza, glykogen a další, za účasti amyláz, přeměňují na glukózu a další monosacharidy. Tuky se za účasti lipáz přeměňují na mastné kyseliny a glycerol. Proteiny se působením proteolytických enzymů přeměňují na nízkomolekulární peptidy a aminokyseliny. V této fázi se uvolňuje energie, která nepřesahuje 1 % celkové chemické energie potravinových látek. Lidské tělo využívá některé produkty vzniklé v první fázi disimilace jako výchozí materiály pro anabolické reakce spojené s výrobou materiálů pro stavbu tkání a buněk a také jako zásobu chemického paliva.

Další část produktů hydrolýzy prochází oxidací, při které spolu s oxidem uhličitým, vodou, amoniakem, močovinou atd. vznikají i produkty neúplné oxidace.

Při druhém stupni disimilace se uvolní asi 1/3 celkového množství energie, ale ještě nedochází k akumulaci uvolněné energie tvorbou vysoce energetických látek.

Ve třetím stupni disimilace dochází k úplné oxidaci všech meziproduktů vzniklých ve druhém stupni: vody, oxidu uhličitého, amoniaku, močoviny atd. a zbývající 2/3 chemické energie získané tělem z potravinových látek jsou propuštěn. Tento složitý chemický proces zahrnující deset po sobě jdoucích reakcí, z nichž každá je katalyzována odpovídajícím enzymem, se nazývá cyklus trikarboxylové kyseliny nebo Krebsův cyklus. Enzymy nezbytné k provádění těchto sekvenčních reakcí jsou lokalizovány v membránových strukturních prvcích buněk – mitochondriích.

Ve třetí fázi disimilace se uvolní 40-60% energie, kterou tělo využije k syntéze vysoce energetických látek.

Uvažované fáze disimilace živin v těle tedy ukazují, že 99% energetického zásobování těla je zajištěno výskytem redoxních procesů v něm.

Pomocí redoxních reakcí v těle se navíc ničí některé toxické látky vznikající při metabolismu. Tělo se tak zbavuje škodlivých účinků meziproduktů biochemické oxidace.

Informace o redoxních vlastnostech různých léků umožňují vyřešit otázky kompatibility při jejich současném předepisování pacientovi a také přípustnosti jejich společného skladování. Vezmeme-li v úvahu tyto údaje, je zřejmá nekompatibilita řady léků (například jodid draselný a dusitan sodný, manganistan draselný a thiosíran sodný, peroxid vodíku a jodidy atd.).

V mnoha případech farmaceutické vlastnosti léků přímo souvisí s jejich redoxními vlastnostmi. Například mnohé z antiseptických, antimikrobiálních a dezinfekčních prostředků (jód, manganistan draselný, peroxid vodíku, soli mědi, stříbra a rtuti) jsou zároveň silnými oxidačními činidly.

Použití thiosíranu sodného jako univerzálního antidota (protijed) je založeno na jeho schopnosti účastnit se redoxních reakcí jako oxidačního i redukčního činidla. Při otravě sloučeninami arsenu, rtuti a olova vede požití roztoku thiosíranu sodného ke vzniku těžko rozpustných a tedy prakticky netoxických síranů. V případě otravy kyselinou kyanovodíkovou nebo kyanidy umožňuje thiosíran sodný přeměnit tyto toxické látky na méně toxické sloučeniny rhodia. V případě otravy halogeny a jinými silnými oxidačními činidly

Antitoxický účinek trisíranu sodného je způsoben jeho středně redukčními vlastnostmi.

Když už mluvíme o redoxních procesech, je třeba poznamenat, že během oxidačních nebo redukčních reakcí se elektrický potenciál oxidované nebo redukované látky mění: jedna látka, která se vzdává svých elektronů a stává se kladně nabitá, je oxidována, druhá získává elektrony a nabíjí se. negativně se snižuje. Rozdíl v elektrickém potenciálu mezi nimi je redoxní potenciál (ORP).

Redoxní potenciál je mírou chemické aktivity prvků nebo jejich sloučenin v reverzibilních chemických procesech spojených se změnou náboje iontů v roztocích. To znamená, že ORP, nazývaný také redoxní potenciál (z anglického RedOx - Reduction/Oxidation), charakterizuje stupeň aktivity elektronů při redoxních reakcích, tzn. při reakcích zahrnujících adici nebo přenos elektronů. Při měření (v elektrochemii) se velikost tohoto rozdílu označuje jako Eh a vyjadřuje se v milivoltech. Čím vyšší je koncentrace složek schopných oxidace na koncentraci složek schopných redukce, tím vyšší je redoxní potenciál. Látky jako kyslík a chlor mají tendenci přijímat elektrony a mají vysoký elektrický potenciál, proto nejen kyslík, ale i jiné látky (zejména chlor) mohou být oxidačním činidlem a látky jako vodík naopak ochotně; vzdávají se elektronů a mají nízký elektrický potenciál. Největší oxidační schopnost má kyslík a největší redukční schopnost má vodík, ale mezi nimi jsou ve vodě přítomné další látky, které působí méně intenzivně buď jako oxidační činidla, nebo jako redukční činidla.

Hodnota ORP pro každou redoxní reakci může být pozitivní nebo negativní.

Například v přírodní vodě se hodnota Eh pohybuje od -400 do +700 mV, což je dáno celým souborem oxidačních a redukčních procesů v ní probíhajících. Hodnota ORP v rovnovážných podmínkách určitým způsobem charakterizuje vodní prostředí a její hodnota nám umožňuje vyvodit některé obecné závěry o chemickém složení vody.

V biochemii se hodnoty redoxního potenciálu nevyjadřují v milivoltech, ale v konvenčních jednotkách rH (redukční hydrogenii).

Stupnice konvenčních jednotek rH obsahuje 42 dílků.

„0“ znamená čistý vodík,

"42" - čistý kyslík,

„28“ je neutrální prostředí.

pH a rH spolu úzce souvisí.

Oxidační procesy snižují acidobazickou rovnováhu (čím vyšší rH, tím nižší pH), redukční procesy přispívají ke zvýšení pH. Indikátor pH zase ovlivňuje hodnotu rH.

Energie uvolněná při redoxních reakcích se v lidském těle vynakládá na udržení homeostázy (relativní dynamická stálost složení a vlastností vnitřního prostředí a stálost základních fyziologických funkcí organismu) a regeneraci tělesných buněk, tzn. k zajištění životně důležitých procesů v těle.

ORP vnitřního prostředí lidského těla, měřené na platinové elektrodě vzhledem k referenční elektrodě chloridu stříbrného, ​​je normálně vždy menší než nula, tzn. má záporné hodnoty, které se obvykle pohybují od -100 do -200 milivoltů. ORP pitné vody, měřené stejným způsobem, je téměř vždy větší než nula, obvykle se pohybuje od +100 do +400 mV. To platí téměř pro všechny druhy pitné vody, která teče z kohoutků ve všech městech světa, která se prodává ve skleněných a plastových lahvích, která se získává po čištění v

nové technologie reverzní osmózy a většina různých velkých a malých systémů čištění vody.

Naznačené rozdíly v ORP vnitřního prostředí lidského těla a pitné vody znamenají, že aktivita elektronů ve vnitřním prostředí lidského těla je mnohem vyšší než aktivita elektronů v pitné vodě.

Elektronová aktivita je nejdůležitější charakteristikou vnitřního prostředí těla, protože přímo souvisí se základními procesy života.

Když obyčejná pitná voda pronikne do tkání lidského (nebo jiného) těla, odebere buňkám a tkáním elektrony, které jsou z 80–90 % tvořeny vodou. V důsledku toho biologické struktury těla (buněčné membrány, buněčné organely, nukleové kyseliny a další) podléhají oxidační destrukci. Tělo se tak opotřebovává, stárne a životně důležité orgány ztrácejí svou funkci. Ale tyto negativní procesy lze zpomalit, pokud tělo přijímá s jídlem a pitím vodu, která má vlastnosti vnitřního prostředí těla, to znamená, že má ochranné a obnovující vlastnosti.

Aby tělo optimálně využilo pitnou vodu s pozitivním redoxním potenciálem v metabolických procesech, musí její ORP odpovídat hodnotě ORP vnitřního prostředí organismu. K potřebné změně ORP vody v těle dochází v důsledku výdeje elektrické energie buněčných membrán, tzn. energie nejvyšší úrovně, energie, která je vlastně konečným produktem biochemického řetězce přeměny živin.

Množství energie vynaložené tělem k dosažení biokompatibility vody je úměrné jejímu množství a rozdílu ORP vody a vnitřního prostředí těla.

Pokud má pitná voda vstupující do těla ORP blízkou hodnotě ORP vnitřního prostředí lidského těla, pak se elektrická energie buněčných membrán (životní energie těla) nevynakládá na korekci aktivity elektronů vody a vody. se okamžitě absorbuje, protože je v tomto parametru biologicky kompatibilní. Pokud má pitná voda ORP negativnější než ORP vnitřního prostředí těla, napájí ji touto energií, kterou buňky využívají jako energetickou rezervu pro antioxidační obranu organismu proti nepříznivým vlivům vnějšího prostředí.

Dýchání, absorpce oxidu uhličitého rostlinami s uvolňováním kyslíku, metabolismus a řada dalších chemických procesů jsou v podstatě redoxní reakce. Spalování paliva v topeništích parních kotlů a spalovacích motorů, elektrolytické vylučování kovů, procesy probíhající v galvanických článcích a bateriích zahrnují oxidačně-redukční reakce.

Výroba elementárních látek (železo, chrom, mangan, zlato, stříbro, síra, chlor, jód aj.) a cenných chemických produktů (amoniak, alkálie, kyseliny dusičné, sírové a další) je založena na redoxních reakcích.

Metody objemové analýzy jsou založeny na oxidačně-redukční metodě v analytické chemii: permanganatometrie, jodometrie, bromatometrie a další, které hrají důležitou roli v řízení výrobních procesů a provádění vědeckého výzkumu. V organické chemii jsou oxidačně-redukční procesy nejrozšířenější pro provádění řady chemických přeměn.

Většina chemických procesů probíhajících v přírodě a prováděných člověkem při jeho praktické činnosti jsou tedy redoxní reakce. Tyto reakce jsou hlavními procesy, které zajišťují životně důležitou činnost jakéhokoli organismu a mají velký význam v teorii i praxi.

Hluboká znalost podstaty a zákonitostí chemických reakcí umožňuje jejich ovládání a využití pro syntézu nových látek. Pochopení obecných zákonitostí chemických reakcí je nezbytné pro následné studium

vlastnosti anorganických a organických látek, což je důležité pro pochopení procesů probíhajících v lidském těle.

Literatura

1. Akhmadyshin, R.A. Posouzení adsorpce vitamínů a mikroelementů buněčnou stěnou kvasinky Saccharomyces cerevisiae / R.A. Kanarsky, Z.A. - Bulletin Kazaň. technol. Univ. - 2007. - č. 6. - S. 83-86.

2. Balakireva, Yu.V. Studium antioxidační aktivity kravského a kozího mléka / Yu.V Balakireva, F.Yu. Akhmadullina, A.A. Lapin. - Bulletin Kazaň. technol. un-ta - 2009. - č. 1. -S. 56-60.

3. Jegorov, A.S. Lektor chemie / ed. A.S. - Ed. 24. - Rostov n/d: Phoenix, 2009. -762 s.

4. Lenský, A.S. Úvod do bioanorganické a biofyzikální chemie: Učebnice. příručka pro studenty lékařských univerzit / A.S. - M.: Vyšší. škola, 2009. - 256 s.

5. Nikolaev, A.Ya. Biologická chemie: Učebnice. - 3. vyd., přepracováno. a doplňkové / A.Ya.Nikolaev. - M.: Medical Information Agency LLC, 2007. - 568 s.

© Z. N. Khismatullina - Ph.D. sociol. vědy, docent oddělení sociální práce, pedagogika a psychologie KNRTU, [e-mail chráněný].

Obecná chemie: učebnice / A. V. Žolnin; upravil V. A. Popková, A. V. Žolnina. - 2012. - 400 s.: ill.

Kapitola 8. REDOXNÍ REAKCE A PROCESY

Kapitola 8. REDOXNÍ REAKCE A PROCESY

Život je nepřetržitý řetězec redoxních procesů.

A.-L. Lavoisier

8.1. BIOLOGICKÝ VÝZNAM REDOXNÍCH PROCESŮ

Procesy metabolismu, dýchání, rozkladu, fermentace, fotosyntézy jsou v podstatě redoxní procesy. V případě aerobního metabolismu je hlavním oxidačním činidlem molekulární kyslík a redukčním činidlem organické látky v potravinářských produktech. Ukazatelem, že životně důležitá činnost těla je založena na redoxních reakcích, je bioelektrický potenciál orgánů a tkání. Biopotenciály jsou kvalitativní a kvantitativní charakteristikou směru, hloubky a intenzity biochemických procesů. Proto je záznam biopotenciálů orgánů a tkání široce používán v klinické praxi při studiu jejich činnosti, zejména při diagnostice kardiovaskulárních onemocnění se provádí elektrokardiogram a při měření biopotenciálů svalů se provádí elektromyogram. Registrace mozkových potenciálů - encefalografie - nám umožňuje posoudit patologické poruchy nervového systému. Zdrojem energie pro vitální činnost buněk je membránový potenciál rovný 80 mV, způsobený výskytem iontové asymetrie, tzn. nerovnoměrné rozložení kationtů a aniontů na obou stranách membrány. Membránový potenciál je iontové povahy. Ve vícejaderných komplexech probíhají procesy související s přenosem elektronů a protonů mezi částicemi, které odolávají

jsou řízeny změnou stupně oxidace reagujících částic a vznikem redoxního potenciálu. Redoxní potenciál je elektronické povahy. Tyto procesy jsou reverzibilní a cyklické povahy a jsou základem mnoha důležitých fyziologických procesů. Michaelis poznamenal důležitou roli redoxních procesů v životě: „Redoxní procesy probíhající v živých organismech patří k těm, které nejen upoutají pozornost a lze je identifikovat, ale jsou také z filozofického hlediska biologicky i biologicky nejdůležitější pro život hledisko."

8.2. ESENCE

REDOXNÍ PROCESY

V roce 1913 L.V. Pisarzhevsky přišel s elektronickou teorií redoxních procesů, která je v současnosti všeobecně přijímána. Tento typ reakce se provádí v důsledku redistribuce elektronové hustoty mezi atomy reagujících látek (přenos elektronů), což se projevuje změnou oxidačního stavu.

Reakce, jejichž výsledkem jsou změny oxidačních stavů atomů tvořících reagující látky v důsledku přenosu elektronů mezi nimi, se nazývají redoxní reakce.

Redoxní proces se skládá ze 2 elementárních aktů neboli polovičních reakcí: oxidace a redukce.

Oxidace- jedná se o proces ztráty (darování) elektronů atomem, molekulou nebo iontem. Během oxidace se oxidační stav částic zvyšuje:

Částice, která daruje elektrony, se nazývá redukční činidlo. Oxidační produkt redukčního činidla se nazývá jeho oxidovaná forma:

Redukční činidlo a jeho oxidovaná forma tvoří jeden pár redoxního systému (Sn 2 + / Sn 4 +).

Mírou redukční schopnosti prvku je ionizační potenciál.Čím nižší je ionizační potenciál prvku, tím silnější je s-prvky a prvky v nejnižších a středních oxidačních stavech jsou silnými redukčními činidly. Schopnost částice darovat elektrony (donorová schopnost) určuje její redukční vlastnosti.

zotavení - Jedná se o proces přidávání elektronů do částice. Během redukce se oxidační stav snižuje:

Částice (atomy, molekuly nebo ionty), která získává elektrony, se nazývá oxidační činidlo. Redukční produkt oxidačního činidla se nazývá jeho obnovený formulář:

Oxidační činidlo se svou redukovanou formou tvoří další pár (Fe 3+ /Fe 2+) redoxního systému. Měřítkem oxidační kapacity částic je elektronová afinita.Čím větší je elektronová afinita, tzn. schopnost částice přitahovat elektrony, tím silnější je oxidační činidlo. Oxidace je vždy doprovázena redukcí a naopak redukce je spojena s oxidací.

Uvažujme interakci FeCl 3 s SnCl 2. Proces se skládá ze dvou polovičních reakcí:

Redoxní reakce může být reprezentována jako kombinace dvou konjugovaných párů.

Během reakcí se oxidační činidlo přeměňuje na konjugované redukční činidlo (redukční produkt) a redukční činidlo se přeměňuje na konjugované oxidační činidlo (oxidační produkt). Jsou považovány za redoxní páry:

Redoxní reakce tedy představují jednotu dvou protichůdných procesů oxidace a redukce, které v systémech nemohou existovat jeden bez druhého. V tom vidíme projev univerzálního zákona jednoty a boje protikladů. K reakci dojde, pokud je elektronová afinita oxidačního činidla větší než ionizační potenciál redukčního činidla. Za tímto účelem byl představen koncept elektronegativita - veličina charakterizující schopnost atomů dávat nebo přijímat elektrony.

Rovnice redoxních reakcí jsou sestaveny metodou elektronové bilance a metodou poloviční reakce. Měla by být preferována metoda poloviční reakce. Jeho použití je spojeno s využitím iontů, které skutečně existují, role prostředí je viditelná. Při sestavování rovnic je nutné zjistit, které z látek vstupujících do reakce působí jako oxidační činidlo a které jako redukční činidlo, vliv pH prostředí na průběh reakce a jaké jsou možné reakční produkty. Redoxní vlastnosti vykazují sloučeniny, které obsahují atomy s velkým počtem valenčních elektronů s různou energií. Takové vlastnosti mají sloučeniny d-prvků (skupiny IB, VIIB, VIIIB) a p-prvků (skupiny VIIA, VIA, VA). Sloučeniny, které obsahují prvek v nejvyšším oxidačním stavu, vykazují pouze oxidační vlastnosti(KMnO 4, H 2 SO 4), v nejnižší - pouze obnovovací vlastnosti(H2S), v intermediálním - mohou se chovat dvojím způsobem(Na2S03). Po složení rovnic poloviční reakce vytvoří iontové rovnice reakční rovnici v molekulární formě:

Kontrola správnosti rovnice: počet atomů a nábojů na levé straně rovnice se musí rovnat počtu atomů a nábojů na pravé straně rovnice pro každý prvek.

8.3.

KONCEPCE POTENCIÁLU ELEKTRODY. MECHANISMUS POTENCIÁLNÍHO VZHLEDU ELEKTRODY. GALVANICKÝ PRVEK. NERNSTOVA ROVNICE

Kov ponořený do roztoku své soli, například zinek v roztoku síranu zinečnatého, se nazývá elektroda prvního druhu. Jedná se o dvoufázovou elektrodu, která se nabíjí záporně. Potenciál vzniká jako výsledek oxidační reakce (podle prvního mechanismu) (obr. 8.1). Když jsou nízkoaktivní kovy (Cu) ponořeny do roztoku jejich vlastní soli, pozorujeme opačný proces. Na rozhraní kovu se solným roztokem dochází k depozici kovu v důsledku redukčního procesu iontu, který má vysokou schopnost přijímat elektrony, což je způsobeno vysokým nábojem jádra a malým poloměrem iontu. Elektroda se nabije kladně, přebytečné solné anionty vytvoří druhou vrstvu v blízkém elektrodovém prostoru a vznikne elektrodový potenciál páru Cu 2 +/Cu°. Potenciál vzniká jako výsledek procesu obnovy podle druhého mechanismu (obr. 8.2). Mechanismus, velikost a znaménko elektrodového potenciálu jsou určeny strukturou atomů účastníků elektrodového procesu.

Potenciál tedy vzniká na rozhraní mezi kovem a roztokem v důsledku oxidačních a redukčních procesů probíhajících za účasti kovu (elektrody) a vytvoření dvojité elektrické vrstvy se nazývá elektrodový potenciál.

Pokud jsou elektrony přenášeny ze zinkové desky na měděnou desku, pak je rovnováha na deskách narušena. K tomu spojíme zinkové a měděné pláty, ponořené v roztocích jejich solí, s kovovým vodičem a roztoky v blízkosti elektrody s elektrolytickým můstkem (trubička s roztokem K 2 SO 4), aby se obvod uzavřel. Na zinkové elektrodě dochází k oxidační poloviční reakci:

a na mědi - redukční poloviční reakce:

Elektrický proud je způsoben celkovou redoxní reakcí:

V obvodu se objevuje elektrický proud. Důvodem vzniku a toku elektrického proudu (EMF) v galvanickém článku je rozdíl potenciálů elektrod (E) - obr. 8.3.

Rýže. 8.3. Schéma elektrického obvodu galvanického článku

Galvanický článek je systém, ve kterém se přeměňuje chemická energie redoxního procesu

na elektrický. Chemický obvod galvanického článku je obvykle zapsán ve formě krátkého schématu, kde vlevo je umístěna zápornější elektroda, dvojice vytvořená na této elektrodě je označena svislou čarou a je znázorněn potenciálový skok. Dvě čáry označují hranici mezi řešeními. Náboj elektrody je uveden v závorkách: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - schéma chemického obvodu galvanického článku.

Redoxní potenciály páru závisí na povaze účastníků elektrodového procesu a poměru rovnovážných koncentrací oxidovaných a redukovaných forem účastníků elektrodového procesu v roztoku, teplotě roztoku a jsou popsány. podle Nernstovy rovnice. Kvantitativní charakteristikou redoxního systému je redoxní potenciál, který se vyskytuje na rozhraní platina-vodný roztok. Velikost potenciálu v jednotkách SI se měří ve voltech (V) a počítá se pomocí Nernst-Petersova rovnice:

kde a(Ox) a a(Red) jsou aktivita oxidované a redukované formy, v daném pořadí; R- univerzální plynová konstanta; T- termodynamická teplota, K; F- Faradayova konstanta (96 500 C/mol); n- počet elektronů účastnících se elementárního redoxního procesu; a - aktivita hydroniových iontů; m- stechiometrický koeficient před vodíkovým iontem v poloviční reakci. Hodnota φ° je standardní redoxní potenciál, tzn. potenciál měřený za podmínek a(Ox) = a(Red) = a(H +) = 1 a dané teplotě.

Předpokládá se, že standardní potenciál systému 2H + /H2 je 0 V. Standardní potenciály jsou referenční hodnoty a jsou uvedeny v tabulce při teplotě 298K. Silně kyselé prostředí není pro biologické systémy typické, proto se pro charakterizaci procesů probíhajících v živých systémech častěji používá formální potenciál, stanovený za podmínky a(Ox) = a(Red), pH 7,4 a teplotě 310K ( fyziologická úroveň). Při zápisu potenciálu dvojice se uvádí jako zlomek, přičemž oxidační činidlo je v čitateli a redukční činidlo ve jmenovateli.

Pro 25 °C (298 K) po dosazení konstantních hodnot (R = 8,31 J/mol stupně; F= 96 500 C/mol) má Nernstova rovnice následující tvar:

kde φ° je standardní redoxní potenciál páru, V; s o.f. - součin rovnovážných koncentrací oxidovaných a redukovaných forem; x a y jsou stechiometrické koeficienty v rovnici poloviční reakce.

Elektrodový potenciál se tvoří na povrchu kovové desky ponořené do roztoku její soli a závisí pouze na koncentraci oxidované formy [M n+ ], protože koncentrace redukované formy se nemění. Závislost potenciálu elektrody na koncentraci stejnojmenného iontu je určena rovnicí:

kde [Mn+] je rovnovážná koncentrace kovového iontu; n- počet elektronů účastnících se poloviční reakce a odpovídá oxidačnímu stavu kovového iontu.

Redoxní systémy se dělí na dva typy:

1) v systému dochází pouze k přenosu elektronů Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 +. Tento izolovaná redoxní rovnováha;

2) systémy, kdy přenos elektronů je doplněn přenosem protonů, tzn. pozorováno kombinovaná rovnováha různých typů: protolytické (acidobazické) a redoxní s možnou kompeticí dvou částic protonů a elektronů. V biologických systémech jsou důležité redoxní systémy tohoto typu.

Příkladem systému druhého typu je proces využití peroxidu vodíku v těle: H 2 O 2 + 2H + + 2ē ↔ 2H 2 O, jakož i redukce v kyselém prostředí mnoha oxidačních činidel obsahujících kyslík. : Cr042-, Cr2072-, Mn04-. Například MnO 4 - + 8H + + 5ē = = Mn 2 + + 4H 2 O. Elektrony a protony se účastní této poloviční reakce. Potenciál páru se vypočítá podle vzorce:

V širším rozsahu konjugovaných párů jsou oxidované a redukované formy páru v roztoku v různém stupni oxidace (MnO 4 - /Mn 2 +). Jako měřicí elektroda

v tomto případě se používá elektroda z inertního materiálu (Pt). Elektroda není účastníkem elektrodového procesu a hraje pouze roli nosiče elektronů. Potenciál generovaný v důsledku redoxního procesu probíhajícího v roztoku se nazývá redox potenciál.

Měří se na redoxní elektroda je inertní kov nacházející se v roztoku obsahujícím oxidované a redukované formy páru. Například při měření E o Páry Fe 3 + /Fe 2 + používají redoxní elektrodu - platinovou měřicí elektrodu. Referenční elektrodou je vodík, jehož párový potenciál je znám.

Reakce probíhající v galvanickém článku:

Schéma chemického řetězce: (-)Pt|(H2°), H+||Fe3+, Fe2+|Pt(+).

Oxidačně-redukční potenciál je měřítkem redoxní schopnosti látek. Hodnoty standardních párových potenciálů jsou uvedeny v referenčních tabulkách.

V sérii redoxních potenciálů jsou zaznamenány následující vzorce.

1. Pokud je standardní redoxní potenciál páru záporný, například φ°(Zn 2+ (p)/Zn°(t)) = -0,76 V, pak ve vztahu k vodíkovému páru, jehož potenciál je vyšší, pár působí jako redukční činidlo. Potenciál vzniká prvním mechanismem (oxidační reakcí).

2. Pokud je potenciál páru kladný, například φ°(Cu 2 +(p)/ Cu(t)) = +0,345 V vzhledem k vodíku nebo jinému konjugovanému páru, jehož potenciál je nižší, je tento pár oxidační pár. činidlo. Potenciál tohoto páru je tvořen druhým mechanismem (redukční reakcí).

3. Čím vyšší je algebraická hodnota standardního potenciálu dvojice, tím vyšší je oxidační schopnost oxidované formy a tím nižší je redukční schopnost redukované formy této

páry.

Snížení hodnoty pozitivního potenciálu a zvýšení negativního odpovídá snížení oxidační aktivity a zvýšení redukční aktivity. Například:

8.4. VODÍKOVÁ ELEKTRODA, MĚŘENÍ REDOXNÍCH POTENCIÁLŮ

Redoxní potenciál páru je určen potenciálem elektrické dvojvrstvy, ale bohužel neexistuje žádná metoda pro jeho měření. Proto neurčují absolutní, ale relativní hodnotu, přičemž pro srovnání vyberou nějaký jiný pár. Měření potenciálu se provádí pomocí potenciometrické instalace, která je založena na galvanickém prvku s obvodem: elektroda testovacího páru (měřicí elektroda) je připojena k elektrodě vodíkového páru (H + /H°) nebo jakékoli jiné jehož potenciál je znám (referenční elektroda) . Na galvanický článek je připojen zesilovač a měřič elektrického proudu (obr. 8.4).

Na vodíkové elektrodě se v důsledku redoxního procesu vytvoří vodíkový pár: 1/2H 2 o (g) ↔ H + (p) + e - . Vodíková elektroda je tvořena poločlánkem

z platinové desky potažené tenkou volnou vrstvou platiny, ponořené do 1N roztoku kyseliny sírové. Vodík prochází roztokem v porézní vrstvě platiny, část se stává atomární. To vše je uzavřeno ve skleněné nádobce (ampule). Vodíková elektroda je třífázová elektroda prvního druhu (plyn-kov). Analýzou rovnice potenciálu elektrody pro vodíkovou elektrodu můžeme dojít k závěru, že potenciál vodíkové elektrody roste lineárně Rýže. 8.4.

Vodíková elektroda

s poklesem hodnoty pH (zvýšení kyselosti) média a snížením parciálního tlaku plynného vodíku nad roztokem.

8.5. PŘEDPOVĚĎ SMĚRU

Směr redoxní reakce lze posoudit podle změny izobaricko-izotermického potenciálu systému (Gibbsova energie) a volné energie (ΔG) procesu. Reakce je v zásadě možná při ΔGo < 0. В окислительно-восстановительной реакции изменение свободной энергии равно электрической работе, совершаемой системой, в результате которой ē переходит от восстановителя к окислителю. Это находит отражение в формуле:

Kde F- Faradayova konstanta rovna 96,5 kK/mol; n- počet elektronů zapojených do redoxního procesu na 1 mol látky; E o- velikost rozdílu mezi standardními redoxními potenciály dvou konjugovaných párů systému, která se nazývá elektromotorická síla reakcí (EMF). Tato rovnice odráží fyzikální význam vztahu E o a Gibbsova volná energie reakce.

Pro spontánní vznik redoxní reakce je nutné, aby potenciálový rozdíl konjugovaných párů byl kladnou hodnotou, což vyplývá z rovnice, tzn. pár, jehož potenciál je vyšší, může působit jako oxidační činidlo. Reakce pokračuje, dokud se potenciály obou párů nestanou stejnými. Pro zodpovězení otázky, zda dané redukční činidlo bude oxidováno daným oxidačním činidlem, nebo naopak potřebujete znát ΔE o : ΔE o = φ°oxid. - φ°zotavení Reakce probíhá ve směru, který má za následek tvorbu slabšího oxidačního činidla a slabšího redukčního činidla. Porovnáním potenciálů dvou konjugovaných párů je tedy možné zásadně vyřešit otázku směru procesu.

Úkol. Je možné redukovat iont Fe 3+ ionty T1+ podle navrženého schématu:

ΔE° reakce má zápornou hodnotu:

Reakce není možná, protože oxidovaná forma Fe 3+ páru Fe 3+ / Fe 2 + nemůže oxidovat T1+ páru T1 3 + / T1 +.

Pokud je emf reakce negativní, pak reakce probíhá v opačném směru. Čím větší je ΔE°, tím intenzivnější je reakce.

Úkol. Jaké je chemické chování FeC1 3 v roztoku obsahujícím:

a) Nal; b) NaBr?

Skládáme poloviční reakce a hledáme potenciály pro páry:

A) E reakce 2I - + 2Fe 3 + = I 2 + 2Fe 2 + bude rovna 0,771-0,536 = = 0,235 V, E má pozitivní význam. Následně reakce postupuje směrem k tvorbě volného jódu a Fe2+.

b) E° reakce 2Br - + 2Fe 3 + = Br 2 + 2Fe 2 + se bude rovnat 0,771-1,065 = -0,29 V. Záporná hodnota E o ukazuje, že chlorid železitý nebude oxidován bromidem draselným.

8.6. ROVNOVÁHA KONSTANTNÍ

REDOXNÍ REAKCE

V některých případech je nutné znát nejen směr a intenzitu redoxních reakcí, ale také úplnost reakcí (jaké procento výchozích látek se přemění na reakční produkty). Například v kvantitativní analýze se můžete spolehnout pouze na ty reakce, které prakticky probíhají na 100 %. Proto před použitím té či oné reakce k řešení jakéhokoli problému určete konstantu rovnou

zprávy (K R) daného ostrovního systému. Pro určení Kp redoxních procesů použijte tabulku standardních redoxních potenciálů a Nernstovu rovnici:

protože když je dosaženo rovnováhy, potenciály konjugovaných párů okysličovadla a reduktoru redoxního procesu se stanou stejnými: φ°oxid. - φ°zotavení = 0, tedy E o= 0. Z Nernstovy rovnice za podmínek rovnováhy E o reakce se rovná:

Kde n- počet elektronů zapojených do redoxní reakce;

P.S. pokračování okres a P.S. ref. c-c - respektive součin rovnovážných koncentrací reakčních produktů a výchozích látek na mocninu jejich stechiometrických koeficientů v reakční rovnici.

Rovnovážná konstanta udává, že rovnovážný stav dané reakce nastává, když se součin rovnovážných koncentrací reakčních produktů stane 10x větším než součin rovnovážných koncentrací výchozích látek. Navíc velká hodnota Kp ukazuje, že reakce probíhá zleva doprava. Při znalosti Kp je možné bez použití experimentálních dat vypočítat úplnost reakce.

8.7. REDOXNÍ REAKCE V BIOLOGICKÝCH SYSTÉMECH

Během života mohou v buňkách a tkáních vzniknout rozdíly elektrického potenciálu. Elektrochemické přeměny v těle lze rozdělit do 2 hlavních skupin.

2. Procesy spojené s přenosem iontů (beze změny jejich nábojů) a tvorbou biopotenciálů. Biopotenciály zaznamenané v těle jsou především membránové potenciály. Jsou iontové povahy. V důsledku těchto procesů vznikají potenciály mezi různými vrstvami tkání, které jsou v různých fyziologických stavech. Jsou spojeny s různou intenzitou fyziologických redoxních procesů. Například potenciály vzniklé v tkáních povrchu listu na osvětlených a neosvětlených stranách v důsledku různých rychlostí procesu fotosyntézy. Osvětlená oblast se ukáže jako kladně nabitá vzhledem k neosvětlené oblasti.

V redoxních procesech elektronické povahy lze rozlišit tři skupiny.

Do první skupiny patří procesy spojené s přenosem elektronů mezi látkami bez účasti kyslíku a vodíku. Tyto procesy se provádějí za účasti komplexů přenosu elektronů - heterovalentních a heteronukleárních komplexů. K přenosu elektronů dochází v komplexních sloučeninách stejného kovu nebo atomech různých kovů, ale v různých oxidačních stavech. Aktivním zdrojem přenosu elektronů jsou přechodné kovy, které vykazují několik stabilních oxidačních stavů a ​​přenos elektronů a protonů nevyžaduje velké energetické náklady. Reverzibilita procesů umožňuje opakovanou účast v cyklických procesech. Tyto oscilační procesy se nacházejí v enzymatické katalýze (cytochromech), syntéze proteinů a metabolických procesech. Tato skupina přeměn se podílí na udržování antioxidační homeostázy a na ochraně těla před oxidačním stresem. Jsou aktivními regulátory procesů volných radikálů, systémem pro recyklaci reaktivních forem kyslíku a peroxidu vodíku a podílejí se na oxidaci substrátů.

jako je kataláza, peroxidáza, dehydrogenáza. Tyto systémy mají antioxidační a antiperoxidové účinky.

Do druhé skupiny patří redoxní procesy spojené s účastí kyslíku a vodíku. Například oxidace aldehydové skupiny substrátu na kyselou:

Do třetí skupiny patří procesy spojené s přenosem protonů a elektronů ze substrátu, které jsou svou povahou závislé na pH a probíhají v přítomnosti enzymů dehydrogenázy (E) a koenzymu (Co) za vzniku aktivovaného enzymu-koenzymu. substrátový komplex (E-Co-S ), přidávání elektronů a kationtů vodíku ze substrátu a způsobuje jeho oxidaci. Takovým koenzymem je nikotinamid adenindinukleotid (NAD +), který připojuje dva elektrony a jeden proton:

V biochemických procesech probíhají kombinované chemické rovnováhy: redoxní, protolytické a komplexační procesy. Tyto procesy jsou obvykle enzymatické povahy. Typy enzymatické oxidace: dehydrogenáza, oxidáza (cytochromy, oxidace-redukce volných radikálů). Redoxní procesy probíhající v těle lze podmíněně rozdělit do následujících typů: 1) reakce intramolekulární dismutace (disproporcionace) v důsledku atomů uhlíku substrátu; 2) mezimolekulární reakce. Přítomnost atomů uhlíku v širokém rozmezí oxidačních stavů od -4 do +4 ukazuje na jeho dualitu. Proto jsou v organické chemii běžné redoxní dismutační reakce v důsledku atomů uhlíku, které se vyskytují intra- a intermolekulárně.

8.8. MEMBRÁNOVÝ POTENCIÁL

Od dob R. Virchowa se ví, že živá buňka je elementární buňka biologické organizace, která zajišťuje všechny funkce těla. Výskyt mnoha fyziologických procesů v těle je spojen s přenosem iontů v buňkách a tkáních a je doprovázen výskytem rozdílu potenciálu. Velkou roli v membránovém transportu má pasivní transport látek: osmóza,

filtrace a bioelektrogeneze. Tyto jevy jsou určeny bariérovými vlastnostmi buněčných membrán. Potenciální rozdíl mezi roztoky různých koncentrací oddělenými selektivně propustnou membránou se nazývá membránový potenciál. Membránový potenciál je spíše iontové než elektronické povahy. Je způsobena výskytem iontové asymetrie, tzn. nerovnoměrné rozložení iontů na obou stranách membrány.

Kationtové složení mezibuněčného prostředí se blíží iontovému složení mořské vody: sodík, draslík, vápník, hořčík. V procesu evoluce příroda vytvořila zvláštní způsob transportu iontů, tzv pasivní doprava, doprovázené výskytem potenciálního rozdílu. V mnoha případech je základem pro přenos látek difúze, proto potenciál, který se tvoří na buněčné membráně, je někdy tzv. difúzní potenciál. Existuje, dokud se koncentrace iontů nevyrovná. Hodnota potenciálu je malá (0,1 V). Usnadněná difúze probíhá přes iontové kanály. Iontová asymetrie se používá ke generování excitace v nervových a svalových buňkách. Přítomnost iontové asymetrie na obou stranách membrány je však důležitá i pro ty buňky, které nejsou schopny generovat excitační potenciál.

8.9. OTÁZKY A ÚKOLY K AUTOTESTU

PŘÍPRAVA NA VYUČOVÁNÍ

A ZKOUŠKY

1.Uveďte pojem elektrodový a redoxní potenciál.

2.Všimněte si hlavních vzorů pozorovaných v řadě redoxních potenciálů.

3.Co je měřítkem redukční schopnosti látek? Uveďte příklady nejběžnějších redukčních činidel.

4.Jaká je míra oxidační schopnosti látky? Uveďte příklady nejběžnějších oxidačních činidel.

5. Jak můžete experimentálně určit hodnotu redox potenciálu?

6. Jak se změní potenciál systému Co 3+ /Co 2+, když se do něj zavedou kyanidové ionty? Vysvětlete svou odpověď.

7.Uveďte příklad reakcí, při kterých peroxid vodíku hraje roli oxidačního činidla (redukčního činidla) v kyselém a alkalickém prostředí.

8.Jaký význam má fenomén identifikace ligandového prostředí centrálního atomu na redox potenciálu pro fungování živých systémů?

9. Krebsovu cyklu v biologické oxidaci glukózy bezprostředně předchází reakce:

kde NADH a NAD+ jsou redukovaná a oxidovaná forma nikotinamid dinukleotidu. Jakým směrem tato redoxní reakce probíhá za standardních podmínek?

10.Jak se nazývají látky, které reverzibilně reagují s oxidačními činidly a chrání substráty?

11.Uveďte příklady působení baktericidních látek na základě oxidačních vlastností.

12. Reakce, které jsou základem metod permanganatometrie a jodometrie. Pracovní roztoky a způsoby jejich přípravy.

13.Jaká je biologická úloha reakcí, při kterých se mění oxidační stav manganu a molybdenu?

14.Jaký je mechanismus toxického účinku sloučenin dusíku (III), dusíku (IV), dusíku (V)?

15.Jak se v těle neutralizuje superoxidový iont? Uveďte reakční rovnici. Jaká je role kovových iontů v tomto procesu?

16.Jaká je biologická úloha poloreakcí: Fe 3+ + ē ↔ Fe 2+ ; Cu 2+ + ē ↔ Cu + ; Co 3+ + ē ↔ Co 2+ ? Uveďte příklady.

17. Jak souvisí standardní EMF se změnou Gibbsovy energie redoxního procesu?

18.Porovnejte oxidační schopnost ozonu, kyslíku a peroxidu vodíku vzhledem k vodnému roztoku jodidu draselného. Doložte svou odpověď tabulkovými údaji.

19.Jaké chemické procesy jsou základem neutralizace radikálů superoxidových aniontů a peroxidu vodíku v těle? Uveďte rovnice poloviční reakce.

20.Uveďte příklady redoxních procesů v živých systémech, doprovázených změnami oxidačních stavů d-prvků.

21.Uveďte příklady využití redoxních reakcí pro detoxikaci.

22.Uveďte příklady toxických účinků oxidačních činidel.

23. Roztok obsahuje částice Cr 3+, Cr 2 O 7 2-, I 2, I -. Určete, které z nich za standardních podmínek spontánně interagují?

24.Která z těchto částic je v kyselém prostředí silnějším oxidačním činidlem, KMnO 4 nebo K 2 Cr 2 O 7?

25.Jak určit disociační konstantu slabého elektrolytu potenciometrickou metodou? Nakreslete schéma chemického obvodu galvanického článku.

26. Je přijatelné současné podávání roztoků RMnO 4 a NaNO 2 do těla?

8.10. TESTOVACÍ ÚKOLY

1. Které halogenové molekuly (jednoduché látky) vykazují redoxní dualitu?

a) žádné, všechny jsou pouze oxidačními činidly;

b) vše kromě fluoru;

c) vše kromě jódu;

d) všechny halogeny.

2. Který halogenidový iont má největší redukční aktivitu?

a)F-;

b)C1-;

c)I-;

d)Br-.

3. Které halogeny podléhají disproporcionačním reakcím?

a) vše kromě fluoru;

b) vše kromě fluoru, chloru, bromu;

c) vše kromě chlóru;

d) není zapojen žádný z halogenů.

4. Dvě zkumavky obsahují roztoky KBr a KI. Do obou zkumavek byl přidán roztok FeCl3. V jakém případě je halogenidový ion oxidován na volný halogen, pokud E o (Fe 3+ / Fe2+) = 0,77 V; E°(Br2/2Br-) = 1,06 V; Eo (I2/2I -) = 0,54 V?

a) KBr a KI;

b) KI;

c) KBr;

d) v žádném případě ne.

5. Nejúčinnější redukční činidlo:

6. Při které z reakcí peroxidu vodíku bude plynný kyslík jedním z reakčních produktů?

7. Který z následujících prvků má nejvyšší relativní elektronegativitu?

a)O;

b) Cl;

c)N;

d) S.

8. Uhlík v organických sloučeninách vykazuje následující vlastnosti:

a) oxidační činidlo;

b) redukční činidlo;

S redoxními reakcemi souvisí dýchání a metabolismus, rozklad a fermentace, fotosyntéza a nervová činnost živých organismů. Redoxní procesy jsou základem spalování paliva, koroze kovů, elektrolýza, metalurgie atd. Reakce, ke kterým dochází se změnou oxidačního stavu atomů, které tvoří reagující molekuly, se nazývají redoxní reakce. Procesy oxidace a redukce probíhají současně: pokud je jeden prvek účastnící se reakce oxidován, musí být druhý redukován. Oxidační činidlo je látka obsahující prvek, který přijímá elektrony a snižuje jeho oxidační stav. Oxidační činidlo se v důsledku reakce redukuje. Takže v reakci 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Redukční činidlo je látka obsahující prvek, který daruje elektrony a zvyšuje oxidační stav. Redukční činidlo se v důsledku reakce oxiduje. Redukčním činidlem v navrhované reakci je I - iont. Zdrojem elektrické energie v prvku je chemická reakce nahrazení mědi zinkem: Zn + Cu 2+ + Cu. Oxidační práci zinku rovnající se poklesu izobaricko-izotermického potenciálu lze reprezentovat jako součin přenesené elektřiny hodnotou e . d.s.: A=--dGo=nEF, kde n je náboj kationtu; E- h. d.s. prvek a F- Faradayovo číslo. Na druhou stranu podle rovnice reakční izotermy. Redoxní potenciály mají velký význam ve fyziologii člověka a zvířat. Vzácné systémy zahrnují takové systémy v krvi a tkáních, jako je hem/hematium a cytochromy, které obsahují dvojmocné a trojmocné železo; kyselina askorbová (vitamín C), nacházející se v oxidované a redukované formě; systém glutathionu, cystin-cysteinu, jantarové a fumarové kyseliny atd. Nejdůležitější proces biologické oxidace, a to přenos elektronů a protonů z oxidovaného substrátu na kyslík, prováděný ve tkáních za pomoci přesně definované řady mezinosné enzymy, také představuje řetězec redoxních procesů. Každý článek v tomto řetězci odpovídá tomu či onomu redoxnímu systému, který se vyznačuje určitým redoxním potenciálem.

Stanovení směru redoxních reakcí pomocí standardních hodnot volné energie tvorby činidel a hodnot redoxních potenciálů.

Různé životně důležité procesy jsou doprovázeny výskytem elektrochemických procesů v těle, které hrají významnou roli v metabolismu. Elektrochemické přeměny v těle lze rozdělit do dvou hlavních skupin: procesy spojené s přenosem elektronů a výskytem redoxních potenciálů; procesy spojené s přenosem iontů (beze změny jejich nábojů) a s tvorbou bioelektrických potenciálů. V důsledku těchto procesů vznikají potenciální rozdíly mezi různými vrstvami tkání, které jsou v různých fyziologických stavech. Jsou spojeny s různou intenzitou redoxních biochemických procesů. Patří mezi ně například potenciály fotosyntézy, které vznikají mezi osvětlenými a neosvětlenými oblastmi listu, přičemž osvětlená oblast je kladně nabitá vzhledem k neosvětlené oblasti. Redoxní procesy první skupiny v těle lze rozdělit do tří typů: 1. Přímý přenos elektronů mezi látkami bez účasti atomů kyslíku a vodíku, např. přenos elektronů v cytochromech: cytochrom (Fe 3+) + e - > cytochrom (Fe 2+ ) a přenos elektronů v enzymu cytochromoxidáza: cytochromoxidáza (Cu 2+) + e -> cytochromoxidáza (Cu 1+). 2. Oxidační, spojená s účastí atomů kyslíku a oxidázových enzymů, například oxidace aldehydové skupiny substrátu na kyselou: RСОН + O ó RСООН. 3. závislý na pH, vyskytující se v přítomnosti enzymů dehydrogenázy (E) a koenzymů (Co), které tvoří aktivovaný komplex enzym-koenzym-substrát (E-Co-5), připojuje elektrony a kationty vodíku ze substrátu a způsobuje jeho oxidace Takovými koenzymy jsou nikotinamid adeninnukleotid (NAD +), který přidává dva elektrony a jeden proton: S-2H - 2e + NAD* ó S + NADH + H +, flavin adenindinukleotid (FAD), který přidává dva elektrony a. dva protony: S - 2H - 2e + FAD óS + FADN 2 a ubichinon nebo koenzym Q (CoO), který také připojuje dva elektrony a dva protony: S-2H - 2e + CoQ ó S + CoQH 2.

Redoxní potenciál

Oxidačně-redukční potenciál (ORP) je mírou chemické aktivity prvků nebo jejich sloučenin v reverzibilních chemických procesech spojených se změnami náboje iontů v roztocích.

ORP, který se také někdy nazývá redoxní potenciál (RedOx - anglicky Reduction/Oxidation, ORP), charakterizuje stupeň aktivity elektronů při redoxních reakcích, tzn. reakce zahrnující adici nebo přenos elektronů.

Hodnota redox potenciálu pro každou redoxní reakci se vypočítá pomocí Nernstova vzorce s přihlédnutím k indikátoru pH (informace o měření a vypočtených datech ORP krve a vnitřních tkání jsou obsaženy v knize V.I. Prilutského a V.M. Bakhira “ Elektrochemicky aktivovaná voda: anomální vlastnosti, mechanismus biologického působení“, Moskva, 1997), je vyjádřena v milivoltech a může být kladná nebo záporná. Jeho kladné hodnoty znamenají proces oxidace a nepřítomnost elektronů. Záporné hodnoty ORP indikují výskyt redukčního procesu a přítomnost elektronů.

V přírodní vodě se hodnota ORP obvykle pohybuje v rozmezí od - 400 do + 700 mV, což je dáno kombinací v ní probíhajících oxidačních a redukčních procesů. Hodnota redox potenciálu za rovnovážných podmínek určitým způsobem charakterizuje vodní prostředí a jeho hodnota nám umožňuje vyvodit některé obecné závěry o chemickém složení vody.

V závislosti na hodnotě ORP se v přírodních vodách vyskytuje několik hlavních situací:

1. Oxidační. Vyznačuje se hodnotami ORP přesahujícími + (100 - 150) mV, přítomností volného kyslíku ve vodě a také řadou prvků v nejvyšší formě jejich mocenství (Fe 3+, Mo 6+, As 5 -, V 5+, U 6+, Sr 4+, Cu 2+, Pb 2+). Tato situace je nejčastější v povrchových vodách.

2. Přechodný redox. Je určena hodnotami ORP od 0 do + 100 mV, nestabilním geochemickým režimem a proměnlivým obsahem sirovodíku a kyslíku. Za těchto podmínek nastává jak slabá oxidace, tak slabá redukce řady kovů;

3. Regenerační. Charakterizováno negativními hodnotami ORP. Tato situace je typická pro podzemní vody, kde jsou přítomny kovy nízkých valenčních stupňů (Fe 2+, Mn 2+, Mo 4+, V 4+, U 4+) a také sirovodík.

Nejběžnějším přírodním oxidačním činidlem je kyslík. Příkladem redoxních reakcí je koroze kovů nebo tmavnutí povrchu ovoce, jako jsou jablka.

Redoxní reakce se vyskytují i ​​v lidském těle. Kyslík vstupující do těla interaguje s buňkami našeho těla. Působí jako oxidační činidlo a místo rzi vznikají a v těle se hromadí produkty oxidace - volné radikály. Urychlují destrukci buněk, aktivují procesy fyziologického stárnutí a chřadnutí celého organismu.

Rozdíl v elektrickém potenciálu mezi interagujícími látkami se běžně nazývá oxidačně-redukční potenciál (ORP).

Voda s kladnou hodnotou ORP má oxidační vlastnosti. Takové ukazatele se nejčastěji vyskytují v povrchových vodách. Voda, která má výrazné kyselé vlastnosti, se nazývá „mrtvá“ voda. Jeho ORP může dosáhnout +800+1000 mV. Mrtvá voda je silné oxidační činidlo a to vysvětluje její dezinfekční a baktericidní vlastnosti.

Voda se zápornou hodnotou ORP má regenerační vlastnosti. To je typické pro podzemní horské prameny, tající vodu. Tato voda se nazývá „živá“ voda. Živá voda (alkalická) je výborným stimulantem, tonikem, zdrojem energie, dodává vitalitu, stimuluje regeneraci buněk, zlepšuje metabolismus a normalizuje krevní tlak. Živá voda rychle hojí rány, popáleniny, vředy (včetně žaludečních a dvanáctníkových) a proleženiny. Živá voda se používá k léčbě a prevenci osteochondrózy, aterosklerózy, adenomu prostaty a polyartritidy.

Obvykle se ORP lidského těla pohybuje od -90 mV do -200 mV a ORP běžné pitné vody je často výrazně nad nulou:

— vodovodní voda od +60 mV do +300 mV;
— voda v plastových lahvích od +100 mV do +300 mV;
- studna, pramenitá voda od +120 mV do +300 mV.

V důsledku redoxních reakcí, které v lidském těle neustále probíhají, se uvolňuje energie, která je následně využívána k udržení homeostázy. Homeostáza je schopnost těla udržovat relativní dynamickou stálost svého vnitřního stavu prostřednictvím koordinovaných reakcí. Jinými slovy, energie získaná při redoxních reakcích se vynakládá na zajištění životně důležitých procesů lidského těla a také na regeneraci jeho buněk.

Vědci provedli řadu experimentů zaměřených na stanovení hodnoty redox potenciálu lidského těla. Pro měření redox potenciálu byla použita platinová elektroda a pro srovnání elektron chloridu stříbrného. V důsledku toho bylo zjištěno, že v normálním stavu se ORP osoby pohybuje od -90 do -200 milivoltů.

Podobná metoda byla použita pro měření redox potenciálu pitné vody. Experimenty ukázaly, že voda má obecně pozitivní ORP, v rozmezí od +100 mV do +400 mV. Navíc nezáleží na tom, jaký druh vody se používá k pití nebo k jídlu: voda z kohoutku, kupovaná v lahvích v obchodech, čištěná pomocí různých filtrů nebo pomocí jednotek reverzní osmózy. Měření redoxního potenciálu člověka a vody naznačují, že elektronová aktivita pitné vody je výrazně nižší než elektronová aktivita lidského těla.

Všechny procesy, které zajišťují jeho životně důležitou činnost, závisí na aktivitě elektronů přítomných v lidském těle.

Je známo, že všechny biologicky významné systémy, které jsou odpovědné za akumulaci a spotřebu energie, replikaci a přenos různých dědičných znaků, stejně jako tělesné systémy, které produkují různé enzymy, obsahují určité molekulární struktury s oddělenými náboji, mezi nimiž vzniká elektrické pole. pevnost se tvoří v rozmezí 104 -106 V/cm. Tato pole určují přenos nábojů v biologických systémech, což zase určuje implementaci volby a automatického řízení v určitých fázích komplexních biochemických přeměn. Elektronová aktivita, která je vyjádřena redoxním potenciálem, má velký vliv na funkční vlastnosti elektroaktivních složek biologických systémů.

Vlivem rozdílu v ORP lidského těla a pitné vody dochází při vstupu vody do tkání a buněk těla k oxidační reakci, v jejímž důsledku dochází k opotřebení a zničení lidských buněk.

Jak můžete snížit nebo zpomalit buněčnou destrukci v lidském těle? To je vcelku dosažitelné za předpokladu, že je splněna podmínka, že voda, která se dostane do našeho těla, bude mít vlastnosti odpovídající vlastnostem našeho vnitřního prostředí. To znamená, že redoxní potenciál vody by měl mít hodnoty blízké hodnotám ORP lidského těla. Čím větší je rozdíl mezi hodnotami ORP u člověka a vodou, kterou pije, tím více buněčné energie je potřeba k dosažení souladu mezi vodou a vnitřním prostředím těla.

Z hlediska moderní vědy lze proto frázi „Jste to, co jíte“ zcela nahradit frází: „Jste to, co pijete“.

Pokud ORP pitné vody odpovídá redoxnímu potenciálu vnitřního prostředí člověka, je voda absorbována buňkami těla bez využití elektrické energie buněčných membrán.

Pokud má oxidačně-redukční potenciál konzumované pitné vody větší zápornou hodnotu než ORP vnitřního prostředí člověka, pak se při asimilaci takové vody uvolňuje energie, kterou buňky spotřebovávají jako energetickou rezervu pro naši antioxidační obranu. , který slouží jako hlavní štít našeho těla a chrání ho před negativními vlivy způsobenými škodlivými faktory životního prostředí.

Právě kvůli nerovnováze mechanismů redoxních procesů v lidském těle vzniká mnoho lidských onemocnění. Proto se i obyčejná voda může stát oslabenému člověku škodlivá. Taková voda, která proniká do buněk, z nich odebírá elektrony a následně jsou biologické struktury buněk zničeny vlivem oxidačního útoku. To vše vede ke stárnutí organismu – fyziologické systémy a orgány se rychleji opotřebovávají, hromadí se chronická únava. Předčasnému stárnutí lze předejít pravidelným pitím. správná voda, podobný svými vlastnostmi vnitřnímu prostředí těla.

Správná voda normalizuje redoxní rovnováhu. Dává do pořádku gastrointestinální mikroflóru stimulací růstu bifidobakterií a laktobacilů a potlačuje růst patogenní mikroflóry: Staphylococcus aureus, salmonela, původce úplavice, aspergillus, listerie, klostridie, Pseudomonas aeruginosa, bakterie zodpovědné za vývoj peptických vředy. Se správnou vodou se imunitní systém rychle obnoví.

Záporné hodnoty ORP správné pitné vody indikují výskyt redukčního procesu a přítomnost volných elektronů. Záporně nabitá voda je živá a právě ta dodává našemu tělu energii a zdraví.

Indikátory pro měření parametrů některých kapalin:

Čerstvá voda z tání: ORP = +95, pH = 7,0
Voda z kohoutku: ORP = +160 (obvykle horší, až +600), pH = 4,0
Voda napuštěná šungitem: ORP = +250, pH = 6,0
Minerální voda: ORP= +250, pH= 4,6
Převařená voda: ORP = +218, pH = 4,5
Převařená voda, po 3 hodinách: ORP = +465, pH = 3,7
Zelený čaj: ORP = +55, pH = 4,5
Černý čaj: ORP = +83, pH = 3,5 Káva: ORP = +70, pH = 5,0
Coca-Cola: ORP = +320, pH = 2,7
Voda z korálového dolu: ORP= -150/-200, pH= 7,5/8,3
mikrohydrin,H-500 : ORP = -200/-300, pH = 7,5/8,5
Ledovec / +150 / 7,0
Aqualine / +170 / 6,0
Arkhyz / +60 / 6,5
“Výhoda” / +165 / 5.5
Přírodní rezervace Elbrus / +130 / 5.5
Uvinská perla / +119 / 7.3
Suzdalská voda „stříbrný sokol“ / +144 / 6.5
"Selters" Německo / +200 / 7,0
"SPA" Belgie / +138 / 5,0
"Alpica" (ve skle) / +125 / 5,5
"Alpica" (v plastu) / +150 / 5,5
Essentuki-Aqua / +112 / 6,0
"Shudag" prémie / +160 / 5.5
„Prameny Kavkazu“ Essentuki 17 / +120 / 7,5
Svetloyar / +96 / 6,0
„Demidovskaya plus“ / +60 / 5,5
Aquanic „Source of Victory“ / +80 / 6,0
"Calypsic" Kazachstán / +136 / 5.5
"evian" voda alpských hor. Francie / +85
Aparan / +115 / 6.8
Quata / +130 / 6,0
"Volžánka" / +125 / 6,0