Органическая химия

Размещено на http://www.allbest.ru/

Содержание

Список условных обозначений

Предисловие

1. Способы выражения концентрации раствора

2. Теоретические основы биоэнергетики

2.1 Основные понятия термодинамики

2.2 Первый закон термодинамики

2.3 Тепловой эффект реакции. Закон Гесса

2.4 Энтропия. II закон термодинамики

2.5 Энергия Гиббса как критерий самопроизвольности процесса

3. Кинетика химических реакций

3.1 Кинетическая классификация химических реакций

3.2 Факторы, влияющие на скорость химических реакций

3.3 Основные свойства ферментов

3.4 Ферментативный катализ

4. Кислотно-основное равновесие

4.1. Кислотность и основность среды

4.2. Буферные системы организма

5. Комплексные соединения

6. Биогенные элементы

7. Окислительно-восстановительные процессы

8. Высокомолекулярные вещества (ВМС)

8.1 Общие понятия, классификация высокомолекулярных соединений

8.2 Общая характеристика растворов высокомолекулярных соединений

8.3 Водные растворы белков

8.4 Набухание высокомолекулярных соединений

8.5 Вязкость растворов высокомолекулярных соединений

8.6 Осмотическое (онкотическое) давление в растворах ВМС

8.7 Мембранное равновесие Донанна

8.8 Специфические свойства растворов ВМС

9. Классификация и номенклатура органических соединений

9.1 Классификация органических соединений

9.2 Номенклатура органических соединений

10. Пространственное строение органических соединений

10.1 Структурная изомерия

10.2 Стереоизомерия. Хиральные молекулы. Энантиомеры молекул с одним и более хиральными центрами

10.3 Диастереомерия

11. Амины

12. Спирты, фенолы

13. Альдегиды, кетоны

14. Карбоновые кислоты

15. Гетерофункциональные соединения

15.1 Аминоспирты

15.2 Гидроксикислоты

15.3 Оксокислоты

15.4 Гетерофункциональные производные бензола

15.5 Аминокислоты

15.6 Пептиды, белки

16. Углеводы

16.1 Моносахариды

16.2 Производные моносахаридов.

16.3 Дисахариды

16.4 Полисахариды

17. Гетероциклические соединения

17.1 Пятичленные гетероциклы с одним гетероатомом

17.2 Пятичленные гетероциклы с двумя гетероатомами

17.3 Шестичленные азотсодержащие гетероциклы с одним гетероатомом.

17.4 Шестичленные азотсодержащие гетероциклы с двумя гетероатомами.

17.5 Конденсированные гетероциклы

18. Нуклеиновые кислоты

18.1 Нуклеозиды

18.2 Нуклеотиды

18.3 Нуклеиновые кислоты

19. Липиды

19.1 Омыляемые липиды

19.2 Неомыляемые липиды

19.2.1 Терпены

19.2.2 Стероиды

Тесты

Литература

Список условных обозначений

АДФ - аденозин дифосфат

АМФ - аденозин монофосфат

АТФ - аденозин трифосфат

ВМС - высокомолекулярные соединения

ДНК - дезоксинуклеиновые кислоты

ОВП - окислительно-восстановительные процессы

РНК - рибонуклеиновые кислоты

ПРЕДИСЛОВИЕ

Химия относится к числу естественных наук, изучающих окружающий нас мир во всем богатстве его форм и многообразии происходящих в нем явлений.

Мир материален: все существующее в нем представляет собой различные виды материи, находящейся в состоянии непрерывного движения, изменения и развития. Каждый отдельный вид материи, обладающий определенными физическими и химическими свойствами, называют веществом. Вещество не является неделимым. Представления о том, что вещества состоят из отдельных, очень малых частиц возникли еще в Древней Греции. Современная теория строения вещества полностью основана на представлениях и идеях Михаила Васильевича Ломоносова.

Химия является фундаментальной наукой и мощным инструментом исследования и познания процессов в живых системах. Поэтому студенты медицинских специальностей должны хорошо усвоить основные идеи, законы и методы этой науки. Данное пособие поможет получить знания, которые могут быть использованы при рассмотрении физико-химической сущности и механизмов процессов, происходящих в живом организме на молекулярном и клеточном уровне и для выполнения в необходимых случаях расчетов этих процессов. Пособие «Органическая химия» способствует формированию у студентов целостного естественнонаучного подхода к изучению человеческого организма, а также дает возможность к обобщению химических и физико-химических аспектов важнейших биохимических процессов и различных видов равновесий, происходящих в живом организме.

1. Способы выражения концентраций растворов

раствор химический реакция соединение

Количественной характеристикой растворов является концентрация. Концентрацией называется масса или количество вещества, содержащаяся в определённой массе или объёме раствора. Существуют следующие способы выражения концентраций.

1. Массовая доля - это отношение массы растворённого вещества к массе раствора:

%

Из определения массовой доли следует, что можно рассчитать массу растворенного вещества и массу раствора:

;

.

Массу раствора можно также рассчитать следующим образом:

1. Молярная концентрация - это отношение количества вещества к объёму раствора:

,

размерность молярной концентрации - моль/л.

Так как количество вещества равно отношению массы вещества к его молярной массы:

, то .

Отсюда можно рассчитать массу растворенного вещества:

.

2. Молярная концентрация эквивалента - это отношение количества эквивалентов вещества к объёму раствора:

, моль/л.

3. Моляльная концентрация - это отношение количества вещества к массе растворителя:

, моль/кг.

Mр-ля = mр-р - mр.в.

4. Титр - это масса вещества, содержащаяся в 1 мл раствора:

Т=m/V ; , г/мл.

Задачи на нахождение массовой доли

Пример 1. В 250 г воды растворено 50 г кристаллогидрата FeSO4*7H2O. Вычислить массовую долю кристаллогидрата в растворе.

Решение. Масса полученного раствора составляет 300г. Массовую долю кристаллогидрата находим из пропорции:

300 г раствора - 100%

50 г кристаллогидрата - х %

х = 50 * 100/300 = 16,7%

Пример 2. Вычислить массовую долю щ/NaCI/, если известно, что 20г хлорида натрия растворено в 180г воды.

Решение: m/р-ра/= m/NaCI/+m/H2O/ m/р-ра/= 20г +180г=200г

Определив массу раствора, находим массовую долю NaCI:

щ %/NaCI/=

Пример 3. Какие массы соли и воды нужны для приготовления 500г 3% раствора?

Решение: Определяем массу раствора:

m/х/=

Находим массу воды m /H2O/= 500г - 15г = 485г

Задачи на нахождение молярной концентрации

Задача 1. Сколько граммов нитрата натрия /NaNO3/ нужно взять, чтобы приготовить 200 мл 0,1 М раствора NaNO3

Решение:

1. Вычислить относительную молярную массу NaNO3

М (NaNO3) = 23+14+16 ·3=85г/моль

2. Вычислить массу NaNO3

С(NaNO3) =

m/ NaNO3/ = С · М · V = 0,1 · 85 · 0,2 = 1,7г.

Задача 2. Для определения времени рекальцификации кровяной плазмы применяют 0,025М раствор хлорида кальция /с= 1г/мл/, который приготавливают из сухого прокаленного вещества. Сколько грамм СaCI2 необходимо для приготовления 250 мл требуемого раствора?

Решение:

1. Вычислить относительную молярную массу СaCI2

М /СaCI2/ = 40+35,5·2 = 111 г/моль

2. Вычислить количество

СaCI2 С /СaCI2/ =

mСaCI2 = С · М · V = 0,25 · 111 · 0,25 = 0,69г

2. Теоретические основы биоэнергетики

Обмен веществ (метаболизм), происходящий в живом организме, неразделим с сопутствующим его процессом обмена энергии. Обмен веществ и обмен энергии является самым характерным признаком жизни. Превращения энергии, происходящие в живых организмах, являются предметом биоэнергетики (биотермодинамики).

2.1 Основные понятия термодинамики

Термодинамика изучает взаимные превращения различных видов энергии в химических процессах, связанных с переходом энергии в форме теплоты и работы.

Тело или совокупность тел материального мира, обособленных границами раздела от окружающей среды, называется системой. Различают системы гомогенные и гетерогенные. Гомогенная система состоит из одной фазы. Гетерогенная система состоит из двух и более фаз. Фаза - совокупность однородных частей системы, имеющая одинаковый состав во всем объеме, одинаковые химические и физические свойства.

Система, которая не обменивается с окружающей средой массой (веществом) и теплотой, называется изолированной. Если система обменивается и веществом и энергией, то она называется открытой. Если система обменивается с окружающей средой энергией, но не веществом, то она называется закрытой. Живой организм относится к открытому типу систем. Состояние системы определяется совокупностью физико-химических свойств, которыми она обладает в данный момент. Такие свойства называются параметрами состояния (температура, давление, плотность).

Термодинамические функции, значения которых зависят только от состояния системы, называются функциями состояния (S - энтропия, H - энтальпия, G - свободная энергия или энергия Гиббса).

На систему воздействуют внешние параметры: температура, давление, объем, теплота. Процессы, происходящие при постоянной температуре, называются изотермическими. Процессы, происходящие при постоянном давлении, называются изобарными. Процессы, происходящие при постоянном объеме, называются изохорными. Процессы, при которых система не принимает и не отдает теплоты, называются адиабатическими.

Энергия может существовать в различных видах.

Кинетическая энергия - это энергия движения.

Потенциальная энергия - это запасенная энергия.

Внутренняя энергия U- это общий запас энергии (кинетической, кроме энергии движения самой системы, и потенциальной энергии) системы.

2.2 Первый закон термодинамики

Первый закон термодинамики связан с законом сохранения энергии: энергия не появляется и не исчезает, а переходит из одного вида в другой.

I закон термодинамики гласит: В любом процессе теплота, поступающая в систему расходуется на пополнение запаса внутренней энергии и на совершение работы.

Q = Д U+ А (1)

ДU - изменение внутренней энергии, которое не зависит от способа проведения процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Большинство химических реакций, протекающих в организме, проходят при постоянном давлении и температуре. В этом случае пользуются функцией, называемой энтальпией. При постоянной температуре и давлении работа будет равна

А= рДV

Подставляя это выражение в формулу (1), получим Q = Д U+ рДV или

Q = (U2-U1) + р(V1 -V2)= (U2+pV2) -(U1+pV1).

Заменяя Н = U + рV, получим

Q = Н2 - Н1 = ДН.

ДН - характеризует теплосодержание системы и зависит только от начального и конечного состояния системы:

Д Н = Н конеч. - Н нач.

Внутренняя энергия и энтальпия взаимно дополняют друг друга, т.к. обе служат мерой переноса теплоты процесса при определенных условиях:

Е при V = соnst; H при Р = соnst.

2.3 Тепловой эффект реакции. Закон Гесса

Тепловым эффектом процесса ДНр-ции называют сумму поглощенной теплоты и всей работы, выполненной окружающей средой над системой за вычетом работы внешнего давления.

Теплотой образования ДНобр называется тепловой эффект реакции образования данного соединения из простых веществ.

Закон Гесса: Тепловой эффект химических реакций зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода системы.

ДНр-ции = Нкон - Н нач

Следствие. Изменение энтальпии реакции равно разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ:

Д Н р-ции = УпДН0 прод. - УпДН0 исх.

где: п - число молей исходных веществ и продуктов реакции.

Изменение стандартной энтальпии образования ДН0 называют тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях (р = 1 атм, Т = 298К). ДН0 являются табличными данными и публикуются в справочной литературе.

Используя табличные данные ДН0 для исходных веществ и продуктов реакции и исходя из уравнения реакции можно рассчитать тепловой эффект любой реакции. Если в результате вычислений получается ДНр-ции <0, то реакция экзотермическая, если ДНр-ции>0, то реакция эндотермическая.

2.4 Энтропия. II закон термодинамики

Первый закон термодинамики связывает изменение внутренней энергии системы с количествами поступившей теплоты и произведенной работы. Он дает ответ на вопрос о выделении или поглощении энергии, но не говорит о возможности протекания данного процесса в действительности. Второй закон определяет, какие процессы при данной температуре, давлении, концентрациях могут протекать самопроизвольно.

Энтропия является мерой хаотичности. Она тесно связана с вероятностью состояния системы в уравнении Больцмана:

S = R?nW,

где, R - постоянная Больцмана (R = к/NA) ;

к- универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/мольК или 0,082 л атм/мольК; NA - число Авогадро, равное 6,02*1023 молекул.

Каждому состоянию данной термодинамической системы однозначно соответствует вполне определенное значение энтропии S, которые тем больше, чем больше вероятность данного состояния системы.

Факторы, влияющие на энтропию:

1) С повышением температуры энтропия всегда возрастает вследствие усиления хаотичности в системе. Энтропия скачкообразно увеличивается при переходе вещества из твердого состояния в жидкое, из жидкого в газообразное и, наоборот.

2) Повышение давления над веществом приводит к уменьшению энтропии.

3) Процесс растворения твердых веществ всегда связан с увеличением энтропии.

Второй закон термодинамики гласит: в изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает, и процесс может идти самопроизвольно только до такого состояния, при котором энтропия обладает максимальным для данных условий значением.

Процесс может протекать спонтанно при увеличении суммы энтропии системы и окружающей среды.

Д S>0 , при р,Т = соnst

Sсист + Sокр.среды>0.

Энтропия - это функция состояния, изменения энтропии для обратимого изотермического перехода теплоты равно приведенной теплоте процесса.

Д S = Q/T

где Q/T -приведенная теплота.

Изменение энтропии в каком-либо процессе зависит только от начального и конечного состояния, но не от пути перехода.

Д S = Sкон - Sнач

Энтропию данной реакции можно найти по уравнению:

Д Sр-ции = УпДS0 прод. - УпДS0 исх.

где: Д Sр-ции - энтропия данной реакции

ДS0 - стандартная энтропия веществ, значения которых являются постоянными и приводятся в справочной литературе.

п - число молей исходных веществ и продуктов реакции.

Если в результате вычислений получается ДSр-ции<0, то реакция самопроизвольно протекать не может, если ДSр-ции>0, то реакция самопроизвольно протекать может в данном направлении.

2.5 Энергия Гиббса как критерий самопроизвольности процесса

В химических системах энтропийному фактору ДS, действующему в направлении разъединения частиц и рассеяния вещества, противостоит энтальпийный фактор ДH, действующий в направлении объединения частиц, образовании химической связи и межмолекулярного взаимодействия, сведения запаса энергии системы к минимуму.

Разность между энтальпийным и энтропийным факторами:

позволяет судить о возможности самопроизвольного протекания химического процесса в данном направлении. Данное математическое выражение называется объединенный закон термодинамики.

Величину G = Н - TS принято называть энергией Гиббса в честь американского физика Д. У. Гиббса - одного из основоположников современной химической термодинамики. До недавнего времени для величину G было принято называть изобарно-изотермический потенциал, а в медицинской литературе употребляется термин свободная энергия. Если величина имеет отрицательный знак (<О), то это неопровержимо доказывает, что данный процесс принципиально осуществим и абсолютное значение разности определяет движущую силу этого процесса. Если же положительна, то в условии, для которых были измерены и , данная реакция протекать не может. Осуществимой же окажется обратная реакция, для которой будет иметь отрицательное значение. Если =0, то система находится в равновесии.

Для определенной химической реакции величину ДG можно вычислить по формуле:

Д Gр-ции = УпДG0 прод. - УпДG0 исх.,

где: Д Gр-ции - изменение энергии Гиббса данной реакции

ДG0 - стандартная энергия Гиббса веществ, значение которой является постоянными и приводится в справочной литературе.

Человеческий организм является открытой термодинамической системой. Основным источником энергии для него является химическая энергия, заключенная в пищевых продуктах, часть которой расходуется на совершение работы внутри организма, связанной с дыханием, кровообращением, нагреванием вдыхаемого воздуха, воды и пищи, и совершением внешней работы, связанной со всеми перемещениями человека и его трудовой деятельностью.

3. Кинетика химических реакций

Термодинамика прогнозирует только возможность и невозможность процесса, но не говорит, как быстро будет идти реакция. Цель кинетики - прогноз протекания реакций во времени. Важнейшим понятием химической кинетики является скорость химической реакции. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Скорость реакции рассчитывается как изменение концентрации реагирующих веществ в определённый промежуток времени:

3.1 Кинетическая классификация химических реакций

По числу молекул, принимающих участие в элементарном акте, реакции классифицируют на моно-, би- и тримолекулярные.

Мономолекулярными называются такие реакции, в которых химическому превращению подвергается одна молекула:

Кинетическое уравнение скорости для этого типа реакции имеет вид:

Бимолекулярные - такие реакции, в которых в элементарном акте встречаются две молекулы:



Тримолекулярные - реакции, в элементарном акте которых участвуют три молекулы (такие реакции встречаются редко):

В кинетике различают реакции нулевого, первого, второго, третьего и дробного порядков. Порядок реакции - это число, равное сумме показателей степеней концентраций реагирующих веществ в основном кинетическом уравнении. Для процесса, описываемого уравнением:

сумма показателей степеней равна 2 + 1 = 3, то есть это реакция третьего порядка.

Для простых по механизму реакций величины молекулярности и порядка совпадают, но для сложных реакций порядок не соответствует молекулярности. Такое несоответствие может быть вызвано большим избытком одного из реагентов. Например, при гидролизе сахарозы:

изменение концентрации воды так незначительно, что его можно не учитывать. Тогда основное кинетическое уравнение реакции можно записать:

Следовательно, реакция гидролиза сахарозы является бимолекулярной реакцией первого порядка.

3.2 Факторы, влияющие на скорость химических реакций

Скорость химической реакции зависит от многих факторов, включая природу реагирующих веществ, концентрацию реагирующих веществ, температуру, наличие катализаторов. Рассмотрим эти факторы.

1). Природа реагирующих веществ. Если идёт взаимодействие между веществами с ионной связью, то реакция протекает быстрее, чем между веществами с ковалентной связью.

2.) Концентрация реагирующих веществ. Чтобы прошла химическая реакция, необходимо столкновение молекул реагирующих веществ. То есть молекулы должны настолько близко подойти друг к другу, чтобы атомы одной частицы испытывали на себе действие электрических полей другой. Только в этом случае будут возможны переходы электронов и соответствующие перегруппировки атомов, в результате которых образуются молекулы новых веществ. Таким образом, скорость химических реакций пропорциональна числу столкновений, которое происходит между молекулами, а число столкновений, в свою очередь, пропорционально концентрации реагирующих веществ. На основании экспериментального материала норвежские учёные Гульдберг и Вааге и независимо от них русский учёный Бекетов в 1867 году сформулировали основной закон химической кинетики - закон действующих масс (ЗДМ): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Для общего случая:

закон действующих масс имеет вид:

Запись закона действующих масс для данной реакции называют основным кинетическим уравнением реакции. В основном кинетическом уравнении k - константа скорости реакции, которая зависит от природы реагирующих веществ и температуры.

Большинство химических реакций является обратимыми. В ходе таких реакций продукты их по мере накопления реагируют друг с другом с образованием исходных веществ:

Скорость прямой реакции:

Скорость обратной реакции:

В момент равновесия:

Отсюда закон действующих масс в состоянии равновесия примет вид:

,

где K - константа равновесия реакции.

3) Влияние температуры на скорость реакции. Скорость химических реакций, как правило, при превышении температуры возрастает. Рассмотрим это на примере взаимодействия водорода с кислородом.

2Н2 + О2 = 2Н2О

При 200С скорость реакции практически равна нулю и понадобилось бы 54 млрд.лет, чтобы взаимодействие прошло на 15%. При 5000С для образования воды потребуется 50 минут, а при 7000С реакция протекает мгновенно.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при увеличении температуры на 10о скорость реакции увеличивается в 2 - 4 раза. Правило Вант-Гоффа записывается:

4) Влияние катализаторов. Скорость химических реакций можно регулировать с помощью катализаторов - веществ, изменяющих скорость реакции и остающихся после реакции в неизменном количестве. Изменение скорости реакции в присутствии катализатора называется катализом. Различают положительный (скорость реакции увеличивается) и отрицательный (скорость реакции уменьшается) катализ. Иногда катализатор образуется в ходе реакции, такие процессы называют автокаталитическими. Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

При гомогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе. Например:

При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах. Например:

Гетерогенный катализ связан с ферментативными процессами. Все химические процессы, протекающие в живых организмах, катализируются ферментами, которые представляют собой белки с определёнными специализированными функциями. В растворах, в которых идут ферментативные процессы, нет типичной гетерогенной среды, в связи с отсутствием чётко выраженной поверхности раздела фаз. Такие процессы относят к микрогетерогенному катализу.

3.3 Основные свойства ферментов

Биологические катализаторы, которые являются продуктами жизнедеятельности живых организмов, называются ферментами. Они обуславливают способность живых организмов осуществлять самые разнообразные и необходимые для жизнедеятельности превращения веществ. Например, процессы переваривания белков, жиров и углеводов, использование клетками организма питательных веществ, освобождение химической энергии, необходимой для жизнедеятельности, поглощение кислорода тканями и так далее. Ферменты не только расщепляют вещества, но и участвуют в синтезе биоорганических соединений в организме. Ферменты обладают следующими свойствами:

1) специфической избирательностью, проявляющейся в том, что каждый фермент действует на определённый субстрат или на ограниченное их количество, или только на определённый тип химической связи в молекулах веществ. Например, фермент пепсин способствует расщеплению белков, липаза - жиров.

2) оптимальной температурой активности фермента. Повышение температуры увеличивает скорость ферментативных реакций, а так же может влиять на направление реакций и активность ферментов. Каждый фермент проявляет максимальную активность в определённом температурном интервале, называемом температурным оптимумом. Для большинства ферментов температурный оптимум составляет 36-39оС. Повышение или понижение температуры, то есть отклонение от оптимума, губительно действует на ферменты. При повышении температуры происходит денатурация белков, уничтожающая активность ферментов. При понижении температуры изменяется конформация белков, что также снижает активность ферментов.

На активность ферментов могут влиять различные вещества, либо увеличивающие (активаторы), либо угнетающие (ингибиторы) их активность. Ингибиторы адсорбируются на поверхности ферментов, отравляя их, поэтому их называют каталитическими ядами.

3) реакция среды. На скорость ферментативных реакций и активность ферментов влияет также pH среды. Та концентрация ионов водорода, при которой скорость ферментативной реакции максимальна, называется оптимальной. Такой концентрации соответствует оптимум pH ферментов. Для большинства ферментов оптимум pH находится в пределах от 4 до 10. Однако имеются исключения. Например, пепсин проявляет максимальную активность при pH от 1 до 2,2. Фермент аргиназа имеет оптимум pH от 10,0 до 10,2.

3.4 Ферментативный катализ

В гетерогенном каталитическом процессе ферменты участвуют определёнными участками своей поверхности, которые называются активными центрами. Ферменты подразделяются на простые и сложные. Простые ферменты содержат только белковую часть, а сложные, кроме белковой части, содержат небелковую часть. Небелковой частью сложного фермента могут быть витамины, нуклеотиды, гемины, ионы металлов и другие группы. Эту небелковую часть называют коферментом, белковую часть - апоферментом.

Скорость ферментативной реакции определяется как концентрацией изменяемого вещества (субстрата), так и активностью фермента. При этом фермент образует промежуточное соединение с субстратом. Это предположение было высказано В. Анри, а затем развито и обосновано Л. Михаэлисом и М. Ментен. Они исходили из следующего уравнения:

Это уравнение называется уравнением Михаэлиса-Ментен. Согласно этому уравнению, при большой концентрации субстрата , а при малой

Было доказано, что уравнение Михаэлиса-Ментен применимо только к начальному периоду ферментативного процесса, так как в нём не учитывается взаимодействие с ферментом продуктов реакции. Если это учесть, то:

Отсюда следует уравнение Холдейна-Бриггса:

, где

- константа Михаэлиса.

, то

Если , то , то есть константа Михаэлиса равна той концентрации субстрата, при которой скорость ферментативной реакции равна половине максимальной.

4. Кислотно-основное равновесие

Одним из характерных свойств внутренней среды организма является гомеостаз - сохранение ряда биохимических и физиологических параметров на строго определенном уровне. Можно считать, что в состоянии гомеостаза организм находится в равновесии, т.е. биохимические и физиологические процессы являются равновесными. Одним из важнейших биохимических показателей равновесия процессов в организме является изогидрия - постоянство концентрации ионов водорода в разных отделов организма, следовательно, кислотно-основного равновесия, поддержание которого обеспечивается совместным действием ряда биохимических и физиологических механизмов.

4.1 Кислотность и основность среды

Рассмотрение механизмов, обеспечивающих изогидрию, основано на определении понятий кислоты и основания. В химии растворов применяют две основные теории кислот и оснований.

Теория электролитической диссоциации С.Аренниуса:

Кислоты - электролиты, образующие при диссоциации катионы водорода (Н+);

Основания - электролиты, образующие при диссоциации анионы гидроксила (ОН- ).

Протолитическая (протонная) теория Бренстеда - Лоури:

Кислоты - доноры протонов (Н+);

Основания - акцепторы протонов (Н+).

Вода является слабым электролитом, а значит плохо диссоциирует на ионы:

Н2О Н+ + ОН-

При 250С:

К(Н2О) = [H+] [OH-] = 10-14

К(Н2О) - константа автопротолиза называется ионным произведением воды.

В чистой воде: [H+] = [OH-] = 10 -7моль/л - нейтральная среда

Если [H+] > [OH-], то [H+] > 10-7моль/л - кислая среда

[H+] < [OH-], то [H+] < 10-7моль/л - щелочная среда.

Поскольку опелировать показателями степеней неудобно, Соренсен (1909г.) ввел понятие водородного показателя - отрицательного десятичного логарифма концентрации ионов водорода:

рН = - lg [H+]

Используют также гидроксильный показатель - отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксильных групп:

рОН = - lg [OH-].

При рН = 7 рОН = 7 - нейтральная среда

рН > 7 рОН < 7 - щелочная среда

рН < 7 рОН > 7 - кислая среда

(0-3 - сильнокислая, 4-7 - слабокислая, 7-10 - слабощелочная, 10-14 - сильнощелочная)

Ионное произведение воды часто выражают в логарифмической форме:

рН + рОН = 14.

Кислотность и основность раствора определяется концентрации ионов водорода, которую также называют активной реакцией среды. рН является мерой активной кислотности раствора.

Для растворов кислот и оснований, исходя из их особенностей, можно рассчитать значения рН их растворов. Для слабых кислот рН находится по формуле:

рН = Ѕ рК - Ѕ lg C,

где рК = - lgК называется показателем константы диссоциации слабой кислоты или основания, С - концентрация раствора.

Для слабых оснований рН находится по формуле:

рН = 14 - Ѕ рК + Ѕ lg C

Для сильных кислот рН находится по формуле:

рН = - lg (zC), где z - число ионов водорода

Для сильных оснований

рН = 14 + lg (zC), где z - число ионов гидроксила

4.2 Буферные системы организма

В поддержании постоянства активной реакции среды организма (изогидрии) важную роль играют буферные системы. Буферными называются системы или растворы, обладающие свойством сохранять рН на постоянном уровне при добавлении небольших количеств кислот или щелочей, так при разведении. По составу различают следующие типы буферных систем:

Кислотные:

бикарбонатный H2CO3

NaHCO3

ацетатный CH3COOH

CH3COONa

фосфатный KH2PO4

K2HPO4

оксигемоглобиновый HHb/HhbO2

Основные: хлоридноаммиачный (аммиачный) NH4OH

NH4Cl

Амфотерные (амфолитные): белковый NH3+ - R - COO-

Каждая из буферных систем характеризуется определенной активной реакцией среды, определяемой основным уравнением буферных систем.

Ниже приведены уравнения для расчета кислотности и основности среды для кислотных буферных систем:

[H+] = Kк Cк

Cс

Для основных буферных систем:

[OH-] = Kо Cо

Сс

где Kк и Ко - константы диссоциации слабой кислоты и основания, Ск, Со, Сс - концентрации кислоты, основания и соли.

Расчет рН буферных систем осуществляется по уравнениям Гендерсона - Гассельбаха для кислотных буферных систем:

pH = pKк - lg Cк

Cc

Для основных буферных систем:

pH = 14 - pKо + lgСо

Cc

Из уравнений Гендерсона-Гассельбаха следует, что рН буферных систем зависит: 1. от природы слабого электролита, т.е. его константы диссоциации; 2. от соотношения компонентов буферного раствора.

рН буферных систем практически не зависит от разведения, т.к. в уравнение Гендерсона - Гассельбаха входит соотношение компонентов.

Механизм буферного действия можно объяснить, исходя из теории электролитической диссоциации. Любая буферная система состоит из слабого электролита (СН3СООН) и сильного электролита - его соли (СН3СООNa).

При добавлении сильных кислот происходит взаимодействие солевой части буфера:

CH3COONa + HCl > CH3COOH + NaCl

Происходит замещение сильной кислоты на слабую. При добавлении щелочи реагирует второй компонент буфера:

CH3COOH + NaOH > CH3COONa + H2O

Происходит связывание щелочи в слабый электролит - воду.

Способность буферных систем удерживать pH на определенном уровне является ограниченной. Смещение рН буферного раствора зависит от количества добавляемых сильных кислот и щелочей и изменение вследствие этого концентраций компонентов. Способность буферной системы противодействовать изменению рН определяется буферной емкостью. Буферная емкость равна количеству сильной кислоты или щелочи, при добавлении которых к 1литру буферного раствора его рН изменится на единицу. Буферная емкость вычисляется по формуле:

C • V

B = ---------

?pH•W

где: С и V - концентрация и объем сильной кислоты или щелочи, ДрН - изменение рН, W - объем буферного раствора

Наибольшей буферной емкостью обладают концентрированные буферные растворы с соотношением концентрации компонентов, равным единице, т.е. растворы с рН = рК (для кислых буферных систем) и с рН = 14 - рК (для основных). Возьмем две буферные системы с соотношением компонентов, равным единице: Cк/Сс = 10/10 и Ск/Сс = 100/100.

Добавим по 5 моль Н+; тогда соотношение компонентов станет равным: Ск/Сс = 15/5 =3 и Ск/Сс = 105/95 ? 1,1.

В более концентрированном буферном растворе рН изменится в меньшей степени, чем в более разбавленном. Если взять две буферные системы с соотношением компонентов: Ск/Сс = 80/20 = 4 и Ск/Сс = 50/50 = 1,

добавить в обе системы по 10 моль Н+, то соотношение компонентов станет равным: Ск/Сс = 90/10 = 9 и Ск/Сс = 60/40 = 1,5.

То есть буферная система с соотношением компонентов, равным единице, более устойчива. В целом, буферная емкость определяется природой буферной системы, соотношением компонентов, концентрацией компонентов буферной системы.

В процессе обмена веществ в организме образуются большие количества кислых продуктов - у человека в сутки 20-30 моль сильных кислот. Тем не менее, рН в разных точках организма практически не меняется. Изогидрия органов и тканей организма поддерживается работой трех основных механизмов регуляции кислотно-основного равновесия: буферного действия буферных систем организма,работы органов дыхания,работы выделительных систем.

Из буферных систем организма наибольший интерес представляют буферные системы крови. К ним относятся буферная система гемоголобин-оксигемоглобин (HHb/HhbO2), бикарбонатная (H2CO3/NaHCO3), фосфатная (NaH2PO4/Na2HPO4) и белковая (NH3+ - R - COO-).

Каждая из них играет определенную роль в регуляции кислотно-основного равновесия, при этом буферные системы срабатывают мгновенно. Образующийся сдвиг рН в кислую область (ацидоз) или щелочную (алкалоз) регулируется при участии бикарбонатного буфера органами дыхания за счет регуляции концентрации СО2 в крови. Изменение концентраций компонентов буферных систем организма регулируется органами выделения (почками, потовыми и слюнными железами, кишечником и т.д.).

5. Комплексные соединения

Среди биологически активных веществ, содержащихся в организме, ионы металлов занимают особое место. Так, биокатионы являются наиболее чувствительными "химическими точками" организма. Эти биогенные элементы жизни находятся в организме, главным образом, в виде водных растворов их солей и комплексных (координационных) соединений.

Комплексными соединениями называются соединения, в узлах кристаллической решетки которых находятся сложные частицы (комплексные ионы), состоящие из центрального атома или иона и окружающих его нейтральных молекул или ионов. Комплексные ионы не разрушаются при переходе их в раствор или расплав.

Строение комплексных соединений получило объяснение в координационной теории А. Вернера (1893г). По координационной теории Вернера комплексные соединения характеризуются особым пространственным расположением частиц, составляющих их молекулы. Например:

K+ | CN- CN- | K+

| CN- Fe2+ CN- | K4[Fe(CN)6]

K+ | CN- CN- | K+

Из приведенной координационной формулы видно, что один из ионов занимает центральное положение. Такой атом или ион называется комплексообразователем. Чаще всего комплексообразователями являются положительно заряженные ионы металлов, чаще металлы побочных подгрупп (d- и f-элементов), значительно реже - нейтральные атомы металлов (Fe, Ni) и отрицательно заряженные атомы неметаллов (N-3, O-2, S). Типичными комплексообразователями являются такие металлы, как Fe, Cu, Ag, Au, Hg, Co, Cr, Mn, Cd, Ni, Pt, и др. d- и f-элементы. Вблизи комплексообразователя в определенном порядке расположены полярные молекулы или ионы другого знака, иногда те и другие, их называют лигандами (аддендами), что значит "связанные". Важнейшими лигандами являются:

Нейтральные молекулы, имеющие дипольный характер: H2O, NH3, CO, NO, C2H4.

б) Ионы: H-, O-2, OH-, Cl-, J-, Br-, CN-, HCO3-, а также биолиганды в виде макромолекул аминокислот и их производных, пептидов, белков, ферментов, гормонов, нуклеиновых кислот и их фрагментов.

Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу (обозначается квадратными скобками), а ионы, не вошедшие во внутреннюю сферы, образуют внешнюю сферу. Внутреннюю сферу часто заключают в квадратные скобки. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. Число лигандов, располагающихся в непосредственной близости от центрального иона, называются координационным числом иона (к.ч.). Часто встречаются координационные числа 2, 4, 6. Обычно координационное число в два раза больше заряда комплексообразователя, исключением является ион Fe2+ , для которого к.ч. равно 6, для Pt4+ - 6.

Если лиганды связаны с комплексообразователем одной связью и занимают одно координационное место во внутренней сфере комплекса, такие лиганды называются монодентантными (OH-, Cl-, J-, Br-, CN), две - бидентантными (CO32-, С2О42-) - они занимают 2 координационных места. Некоторые лиганды присоединяются к центральному иону и большим числом координационных связей. Так, среди сложных органических соединений есть такие, которые могут выступать в роли три, тетра - и более - их называют полидентантными. Полидентантные органические лиганды, замыкаясь двумя или несколькими координационными связями, могут образовывать циклические комплексы.

Молекулы комплексных соединений отличаются вполне определенной геометрической структурой. Так, два лиганда часто располагаются около иона металла таким образом, что центральный ион и 2 лиганда оказываются на одной прямой. Три лиганда размещаются по углам треугольника, четыре - по углам квадрата или четырехгранника (тетраэдра), шесть - по углам восьмигранника (октаэдра), восемь - по углам куба. Если лиганды неодинаковы, то геометрические формы могут быть и не совсем правильными (искаженными), но, тем не менее, лиганды остаются фиксированными в определенных точках пространства вокруг центрального иона.

Комплексные соединения классифицируют по заряду комплексного иона и по типу лигандов. По заряду комплексного иона комплексы бывают катионными (комплекс с положительным зарядом), анионными (комплекс с отрицательным зарядом), нейтральными (комплекс с нулевым зарядом).

По типу лигандов комплексы бывают: ацидокомплексы, - лигандами являются остатки кислот (Cl-, J-, Br-, CN-, HCO3-, CO32-, С2О42-); гидроксикомплексы (ОН-); аквакомплексы (H2O); аминокомплексы (NH3); смешанные, когда в комплекс входят несколько типов лиганд.

Отсюда, для правильного написания формулы комплексного соединения нужно знать: заряд (степень окисления) комплексообразователя; заряд лигандов; координационное число комплексообразователя; ионы внешней сферы.

При написании формул комплексного иона первым указывается символ комплексообразователя, затем указываются нейтральные лиганды в порядке H2O, NH3. После нейтральных лигандов следуют анионные лиганды. Анионные лиганды перечисляются в порядке: Н-, О-2, ОН-, простые анионы, сложные анионы неорганических кислот, анионы органических кислот.

Формулы комплексных соединений читают строго справа налево, соблюдая в формуле порядок расположения лигандов. В названиях комплексных соединений сначала называют анион в именительном падеже, а затем катион в родительном падеже.

Если в соединение входит комплексный катион, то сначала называют лиганды по порядку расположения в комплексе, после чего следует название комплексообразователя (русское название элемента). В скобках римскими цифрами показывают степень окисления комплексообразователя. Нейтральные молекулы, выступающие в качестве лигандов, имеют свое обычное название, кроме аммиака - амин, воды - аква, СО - карбонил, NO - нитрозил. Отрицательно заряженные лиганды называют с окончанием на «о». Например, Н- - гидридо, О-2 - оксо, ОН- - гидроксо, F- - фторо, Cl- - хлоро, S-2 - тио, CN- - циано, SO4-2 - сульфато, СН3СОО- - ацетато, CNS- - тиоцианато, С2О4-2 - оксалато. Если лигандов несколько, то вначале называют ион внешней сферы, затем лиганды греческими числами: - 2-ди, 3-три и т.д.

Например: названия комплексных катионов

[Со Н2О (NH3)5] Cl3 - хлорид пентаамминаквакобальта (III)

[Pt (NH3)5 Cl] Cl3 - хлорид хлоропентаамминплатины (IV)

[Pt H2O (NH3)2 OH] NO3 - нитрат гидроксодиамминакваплатины (II)

[Cu (H2O)4] SO4 - сульфат тетрааквамеди (II)

Если в соединение входит комплексный анион, то сначала называют лиганды по указанному выше порядку. Далее называют комплексообразователь, используя корень его латинского названия с добавлением слога - «ат», после чего в скобках римскими цифрами указывают степень окисления комплексообразователя. В последнюю очередь называется катион внешней сферы в родительном падеже. Например:

K [Ag (CN)2] - дицианоаргентат (I) калия

K2 [Cu Cl4] - тетрахлорокупрат (II) калия

K3 [Fe (CN)6] - гексацианоферрат (III) калия

K2 [Pt Cl2 (NO2)2] - динитродихлороплатинат (IV) калия

Наименование нейтральных комплексов составляются из названия лигандов и русского названия комплексообразователя в именительном падеже. При этом валентность комплексообразователя не указывается. Например: [CO (NH3)3 Cl3] - трихлоротриамминкобальт.

[Pt (NH3)2 Cl4] - тетрахлородиамминплатина.

Внутренняя и внешняя сфера в молекулах комплексных соединений связана ионной связью. Комплексообразователь и лиганды связаны ковалентной связью по донорно-акцепторному механизму: лиганды играют роль донора электронной пары, а комплексообразователь - роль акцептора, на свободной орбитали которого располагается электронная пара лиганда.

Диссоциация комплексных соединений идет в две ступени. Первичная диссоциация комплексных соединений идет по типу ионизации сильных электролитов и протекает нацело: [Ag (NH3)2] Cl > [Ag (NH3)2]+ + Cl-

Лиганды с комплексообразователем связаны более прочной связью и диссоциация комплексного иона протекает в меньшей степени. Этот вид диссоциации называется вторичной.

[Ag (NH3)2]+ > Ag+ + 2NH3

Мерой устойчивости комплексного иона служит его константа нестойкости и обозначается Кн.

Чем меньше константа нестойкости, тем устойчивее комплекс.

Комплексные соединения играют огромную роль в процессах жизнедеятельности растений и животных. В организме животных и растений комплексные соединения выполняют самые разнообразные функции: накопление и перемещение различных веществ и энергии; образование и расщепление химических связей; участие в процессах дыхания, фотосинтеза, биологического окисления и ферментативном катализе. Такие важнейшие в биологическом отношении вещества, как гемоглобин, хлорофилл, цианкоболамин, являются внутрикомплексными, хелатными соединениями. В них четыре координационных места занимает одна частица, называемая порфином, а комплексообразователем в гемоглобине является - Fe+2, а в хлорофилле - Mg2, в витамине B12 - Cо+3.

Комплекс железа с порфирином имеет плоское строение, в котором ион железа соединен 4 координационными связями с 4 пиррольными кольцами, 5 связь идет на присоединение белка глобина, но шестое место в координационной сфере свободно. Это место и занимает молекула кислорода, переносимого гемоглобином в процессе дыхания.

В последнее время установлено, что комплексные соединения платины и палладия оказывают тормозящее действие на развитие злокачественных опухолей и с успехом могут применяться для терапевтических целей, образование хелатных (внутрикомплексных) соединений, используются при растворении солей в почечных камнях и снижении жесткости воды, обусловленной присутствием ионов кальция и магния. Известна высокая бактерицидная активность некоторых комплексных соединений серебра. Трилон Б (ЭДТА) способен образовывать комплексы со многими металлами, в том числе с Са+2. Это дает возможность применять его при заболеваниях, сопровождающихся избыточным отложением солей кальция в организме.

Биогенные элементы

Изучение распространенности отдельных элементов и их изотопов позволяет отметить следующие закономерности.

Элементы с чётными порядковыми номерами характеризуются повышенной распространенностью. На Земле содержание чётных элементов составляет 97,21 % от массы всех элементов.

Наиболее распространены элементы, изотопы которых имеют массовое число, кратное 4. Примерами таких элементов могут служить He, O, Ne, Si, S, Ar, Fe, Ni и др.

На Земле непрерывно происходят ядерные процессы, ведущие, в конечном счёте, к изменению их изотопного состава. Однако, все эти процессы идут медленно. Результаты анализа вещества земной коры показывают, что изотопный состав элементов на Земле практически постоянен. Первые исследования о взаимосвязи земной коры и химического состава живых организмов сделаны русским учёным В.И Вернадским. Он, считал, что земная кора и живые организмы составляют единую систему. Единство живого и неживого заключается, прежде всего, в общности их элементарного состава. Вещества живой и неживой природы состоят из одних и тех же химических элементов, связанных ковалентной, ионной, водородной связями.

В результате длительного непрерывного воздействия на организм определённого по химическому составу потока атомов происходит подбор и распределение организмов по разным зонам Земли, а наряду с этим наступает и изменчивость организмов. Так, например, недостаточность йода в гористых местностях и по долинам рек, вызывает увеличение щитовидной железы и зоб у животных и человека. С ростом цивилизации в организм человека поступает всё больше биологически активных ненужных веществ, таких как: ртуть (из зубных пломб), свинец, сурьма, мышьяк (из газет), ионы металлов (из кухонной посуды).

Исследования учёных США указали на недостаток хрома в тканях организма жителей, в сравнении с обитателями Африки и Азии. Это вызвано излишком рафинированного сахара и других очищенных продуктов в рационе человека. Недостаток хрома объясняет рост числа сердечных заболеваний.

Элементы, играющие важную роль в физиологических и патологических процессах, в организме человека называются биогенными элементами. Из них 16 элементов особо важны. Их называют "элементы жизни": это10 металлов: Na, K, Mg, Ca, Zn, Cu, Co, Mn, Fe, Mo; 6 неметаллов (органогены): H, O, N, C, P, S.

По количественному содержанию биогенных элементов в организме человека они подразделяются на 3 группы: 1) Макробиоэлементы

2) Микробиоэлементы

3)Ультрабиомикроэлементы

В зависимости от строения (электронной конфигурации) атома, биогенные элементы подразделяются на s, p, d -биоэлементы.

s-элементы ns2: H, Na, Mg, Ca, Sr, Ba (6)

p-элементы ns2np1-6: Al, C, Si, Sn, Pb, N, P, O, S, Se, F, Cl, I, Br, B (15)

d-элементы (n-1)d1-10ns2:Cu, Zn, Cr , Mn, Fe, Co, Ni (7)

Окислительно-восстановительные процессы

Окислительно-восстановительные процессы (ОВП) играют важную роль в жизнедеятельности организма, поскольку именно в процессах окисления происходит выделение и запас энергии, а восстановительные процессы связаны с биосинтезом белков, нуклеиновых кислот, полисахаридов в организме. Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, идущие с переносом электронов и изменением степени окисления элементов.

ОВП состоят из двух одновременно протекающих и противоположно направленных процессов - окисления и восстановления. Окисление - это процесс отдачи электронов, в ходе которого происходит увеличение степени окисления элементов. Восстановление - это процесс присоединения электронов, в ходе которого происходит уменьшение степени окисления элементов. Окислитель - это вещество, атом которого принимает электроны, тем самым уменьшая степень окисления. Восстановитель - это вещество, атом которого отдает электроны, тем самым увеличивая степень окисления. ОВП подразделяются на три типа.

1. Межмолекулярные, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах, например:

2KMn+7O4 + 5KN+3O2 + 3H2SO4 = 2Mn+2SO4 + 5KN+5O3 + K2SO4 + 3H2O

окислитель - Mn+7, восстановитель - N+3.

2. Внутримолекулярные, в которых окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле, но являются разными элементами, например:

2KCl+5O3-2 = 2KCl-1 + 3O40

окислитель - Cl+5, восстановитель - O-2.

3. Диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления), в которых окислителем является один и тот же элемент в одной и той же степени окисления, например:

3Cl20 + 6KOH = 5КСl-1 + KCl+5O3 + 3H2O

окислитель - Cl0, восстановитель - Cl0.

В ходе окислительно-восстановительных процессов между частями системы происходит перераспределение зарядов. Возникающая разность зарядов между частями системы носит название потенциал. Существует несколько видов потенциалов, связанных с прохождением различных процессов.

Одним из них является электродный потенциал, который возникает в том случае, когда пластинку металла погружают в раствор его соли (например, пластинку цинка в раствор сульфата цинка). При этом возможно прохождение двух процессов, которые определяются активностью металла и концентраций его катиона в растворе (рис.1).

рис. 1 Виды электродных процессов

Первый процесс происходит в том случае, когда активность металла высока, а концентрация его катиона невелика. В этом случае (см. рис. 1) ионы металла, находящиеся в узлах кристаллической решетки металла, вследствие гидратации будут переходить в раствор, заряжая его положительно; электроны, входящие в состав «электронного газа» (особенности металлической связи) остаются на куске металла, придавая ему отрицательный заряд. В случае низкой активности металла и высокой концентрации его катиона процесс может идти в другом направлении (см. рис. 2). Катионы металла могут перейти на пластинку, достраивая кристаллическую решетку металла и придавая ей положительный заряд; анионы соли остаются в растворе, заряжая его отрицательно. В обоих процессах между пластинкой металла и раствором его соли возникает разность зарядов, называемая электродным потенциалом Е. Независимо от механизма возникновения электродного потенциала, он определяется окислительно-восстановительным процессом, а его величина - уравнением Нернста:

где: Е - потенциал системы,

Е0 - стандартный потенциал системы, т.е. потенциал, определенный в стандартных условиях (Т=292 К, р=1 атм, [Red] = [Ох] = 1 моль/л)

Т - абсолютная температура,

n - число электронов, участвующих в процессе,

R = 8,31 Дж/моль * К,

F = 96500 Кл/моль

[Меп+]- равновесная концентрация соли данного металла.

Подставляя постоянные при 25 0С, получим:

По величине стандартного электродного потенциала все металлы выстраиваются в электрохимический ряд напряжений.

Одним из основных является окислительно-восстановительный потенциал. Его возникновение связано с обратимостью окислительно-восстановительных процессов. Одно и то же вещество в зависимости от условий может находиться либо в окисленной (Oх), либо восстановленной (Red) форме. Между этими двумя формами идут процессы взаимного перехода, сопровождающиеся изменением заряда системы. Процесс взаимного перехода идет до тех пор, пока между двумя формами не установится равновесие:

После установления равновесия в системе возникает избыточный заряд, называемый окислительно-восстановительным или редокс-потенциалом. Его величина определяется уравнением Нернста:

где: Е - потенциал системы,

Е0 - стандартный потенциал системы, т.е. потенциал, определенный в стандартных условиях (Т=292 К, р=1 атм, [Red] = [Ох] = 1 моль/л)

[Red], [Ох] - равновесные концентрации восстановленной и окисленной форм.

Любой окислительно-восстановительный процесс можно представить как взаимодействие двух редокс-систем - системы окислителя и системы восстановителя. Направление ОВП будет определяться величинами редокспотенциалов систем. При этом можно выделить следующие закономерности:

...