Regenerace (chemie)

Restaurování je v chemii proces, kterým [1] [2] [3] :

Ze tří uvedených definic restaurování se jako první objevila třetí (polovina 19. století) a první a druhá se objevily ve 20. letech 20. století. V současné době se objevují názory, že druhá definice je nejobecnější a je vhodná pro všechny procesy obnovy. Třetí definice je považována za nejvhodnější pro kvalitativní rozpoznání redoxních reakcí , například v organické chemii , kde je snazší zaznamenat výskyt nebo zmizení vodíku než změnu frakčních oxidačních stavů atomů uhlíku [4] .

Regenerace v anorganické chemii

Atom nebo iont , který přijímá elektrony, se nazývá oxidační činidlo ; také nazývaná látka, která zahrnuje takové atomy nebo ionty. Mezi oxidační činidla patří mnoho jednoduchých nekovových látek (například F 2 ,, Br 2 , I 2 , O 2 , O 3 , S ), jejichž atomy připojují elektrony.

Regenerace v organické chemii

První známá redukční činidla v organické chemii, jejichž použití začalo od 40. let 19. století, jsou zinek , železo a sirovodík . Vývoj této oblasti organických reakcí začal dvěma důležitými objevy: v roce 1897 byla navržena katalytická hydrogenace a v roce 1947 redukce pomocí hydridů kovů . Každá z těchto reakcí zabírá asi čtvrtinu všech redukčních metod a zbývající polovinu tvoří elektrochemická redukce, redukce kovy, kovovými solemi, organickými a anorganickými látkami [5] .

Redukční reakce v bioorganické chemii

V bioorganické chemii mají velký význam redukční reakce, které jsou nedílnou součástí různých biochemických procesů v biologických systémech a využívají se v průmyslu k syntéze cenných bioorganických sloučenin.

V biologických systémech hrají roli donoru vodíku různé koenzymy , například NAD H, NADP H a FAD H2.

V těle často probíhají redukční reakce různých sloučenin obsahujících dusík, například nitrily a amidy karboxylových kyselin, v důsledku čehož vznikají primární aminy :

R-CN + 2H2 - > R- CH2 - NH2 nitrilamin RC (= O) -NH2 + 2H2 → R -CH2 - NH2 + Nytsvytsvyaya 20 amid amin

Některé pestrobarevné potravinářské výrobky mohou obsahovat barviva na bázi anilinu . Neustálá konzumace takových produktů může vést k vážným následkům, protože anilin vykazuje vysokou biochemickou aktivitu ; vstupující do reakcí vytváří v lidském těle různé toxické sloučeniny . Průmyslová výroba anilinu z nitrobenzenu je typická redukční reakce (známější jako zininová reakce ):

C 6H 5 -NO 2 + H 2 , Ni → C 6H 5 -NH 2 nitrobenzen anilin

Jedním z účastníků enzymatických redukčních procesů je derivát 1,4-dihydropyridin-NADH, který po redukci tvoří NAD+ v různých redoxních reakcích v rámci tak složitých cyklů, jako je Krebsův cyklus , Calvinův cyklus atd. Například za účasti NADH probíhá in vivo reakce pro konverzi aldehydů na alkoholy :

NADH + H+ + RC(=O)-H → R-CH2- OH + OVER+

Obecně redukce karbonylových sloučenin ( aldehydy , ketony , estery ) vede ke vzniku odpovídajících alkoholů:

RC(=O)-H + [H] → R-CH2- OH aldehyd primární alkohol RC(=0)-R^ + [H] -»R-CH(OH)-R^ keton sekundárního alkoholu RC(=0)-OR^ + [H] -» R-CH2- OH + R^OH ester primárního alkoholu

Významné místo v bioorganické chemii zaujímá redukce monosacharidů (aldóza, ketóza). Redukce aldózy produkuje pouze jeden polyol, zatímco ketóza je směs dvou polyolů. Například redukcí D-fruktózy borohydridem sodným ( ) vzniká D-glucit ( sorbitol ) a D - mannitol .

Důležitá je redukční aminační reakce , ke které v organismu dochází při biosyntéze α-aminokyselin. Proces probíhá podle schématu adičně-štěpící a spočívá v získání α-aminokyselin z aldehydů a ketonů za vzniku meziproduktu - iminu , který je následně redukován na amin.

Redoxní potenciál

V biochemii se termín redukční ekvivalent často používá k označení jednoho elektronového ekvivalentu přeneseného z dárce na akceptor ( elektron nebo elektron a proton atd.) . Tento termín neříká nic o tom, co přesně se přenáší - elektron jako takový, atom vodíku , hydridový iont (H-) nebo zda k přenosu dochází reakcí s kyslíkem , což vede ke vzniku oxidovaného produktu.

Schopnost redukčního činidla darovat elektrony oxidačnímu činidlu je vyjádřena hodnotou redox potenciálu (standardní redukční potenciál), neboli redox potenciálu. Redoxní potenciál se určuje měřením elektromotorické síly (emf) ve voltech, která se vyskytuje v poločlánku, ve kterém je redukční činidlo a oxidační činidlo přítomné v koncentracích rovných 1 mol / l při 25 °C a pH 7,0. v rovnováze s elektrodou, schopnou přijímat elektrony z redukčního činidla a přenášet je do oxidačního činidla. Redoxní potenciál reakce byl přijat jako standard

H2 2H+ + 2e, který je při tlaku plynného vodíku 1 atmosféra při koncentraci iontů H+ rovné 1 mol/litr (odpovídá pH=0) a při 25 °C podmíněně považován za nulový. Za podmínek hodnoty pH přijaté jako standard pro biochemické výpočty, tedy při pH 7,0, je redox potenciál (Eo´) vodíkové elektrody (systém H2 - 2H +) - 0,42 V.

Zde jsou hodnoty redox potenciálu (Eo') pro některé redoxní páry, které hrají důležitou roli při přenosu elektronů v biologických systémech:

Redukční činidlo Oxidátor Eo', V
H 2 2H + - 0,42
PŘES • H + H + PŘES + - 0,32
NADP • H + H + NADP + - 0,32
Flavoprotein (obnovený) Flavoprotein (oxidovaný) - 0,12
Koenzym Q • H 2 Koenzym Q + 0,04
Cytochrom B (Fe 2+ ) Cytochrom B (Fe 3+ ) + 0,07
Cytochrom C1 (Fe2 + ) Cytochrom C1 (Fe 3+ ) + 0,23
Cytochrom A (Fe 2+ ) Cytochrom A (Fe 3+ ) + 0,29
Cytochrom A3 (Fe 2+ ) Cytochrom A3 (Fe 3+ ) +0,55
H2O _ _ ½ O 2 + 0,82

Systém s negativnějším redoxním potenciálem má větší schopnost darovat elektrony systému s kladnějším redoxním potenciálem. Například pár NAD • H / NAD + , jehož redoxní potenciál je -0,32 V , daruje své elektrony redoxnímu páru flavoprotein (redukovaný) / flavoprotein (oxidovaný), který má potenciál -0,12 V, to je pozitivnější. Velká kladná hodnota redox potenciálu redoxního páru voda / kyslík (+0,82 V) naznačuje, že tento pár má velmi slabou schopnost darovat elektrony (tedy schopnost tvořit molekulární kyslík). Jinak můžeme říci, že molekulární kyslík má velmi vysokou afinitu k elektronům nebo atomům vodíku.

Literatura

Odkazy

Poznámky

  1. ↑ IUPAC Gold Book - redukce . Získáno 16. srpna 2013. Archivováno z originálu 17. srpna 2013.
  2. ↑ Zlatá kniha IUPAC - oxidace . Získáno 16. srpna 2013. Archivováno z originálu 17. srpna 2013.
  3. ↑ Glinka N. L. Obecná chemie. - Leningrad: Chemie, 1985. - S. 257.
  4. ↑ Silverstein TP oxidace a redukce: příliš mnoho definic?  (anglicky)  // J. Chem. Vychovat. - 2011. - Sv. 88 , č. 3 . - str. 279-281 . - doi : 10.1021/ed100777q .
  5. ↑ Hudlický, 1984 , s. XV.