Большая Советская Энциклопедия (ОК)
Шрифт:
ZnO + С = Zn + СО, FeO +СО = Fe + СО2.
сульфит натрия Na2SO3 и гидросульфит натрия NaHSO3 — в фотографии и красильном деле, металлический натрий и свободный водород — для получения чистых металлов
TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCI,
GeO2 +2Н2 = Ge + 2H2O.
Окислителями могут быть нейтральные атомы неметаллов (в особенности галогенов и кислорода), положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления (Sn4+ + 2
Для подбора коэффициентов в уравнениях реакций О.-в. служит общее правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем. Применяют обычно два метода подбора коэффициентов: метод электронного баланса и электронно-ионный метод.
В методе электронного баланса подсчёт числа принятых и отданных электронов производят на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Например,
Таким образом,
В соответствии с приведённым выше правилом числа отданных и принятых электронов уравнивают. Полученные величины подставляют в исходное уравнение:
2KClO3 = 2KCl + 3O2.
В электронно-ионном методе схему реакции записывают в соответствии с общими правилами составления ионных реакций, т. е. сильные электролиты записывают в виде ионов, а неэлектролиты, слабые электролиты, газы и осадки — в виде молекул. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в такую схему не входят. Например,
KMnO4 + KI + H2SO4 ® K2SO4 + I2+ MnSO4 + H2O,
в ионном виде:
Рассчитав степени окисления, определяют окислитель и восстановитель и составляют частные реакции окисления и восстановления:
2I– – 2
Во втором уравнении, перед тем как записать переход электронов, необходимо составить «материальный» баланс, т.к. в левой части уравнения есть атомы О, а в правой их нет. Избыточные атомы О связываются в молекулы воды ионами Н+, присутствующими в сфере реакции (кислая среда):
Далее, как и в первом методе, находят коэффициенты-множители к частным уравнениям для достижения электронного баланса (в приведённом примере 5 и 2 соответственно). Окончательное уравнение имеет вид:
Полученные коэффициенты подставляют в исходное уравнение:
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 6K2SO4 + 5I2 + 2MnSO4 + 8H2O.
Аналогично составляют и уравнения реакций О.-в. в щелочной среде (вместо ионов Н+ в частных уравнениях фигурируют ионы OH–). Т. о., в уравнивании реакций по второму методу учитывают характер реакционной среды (кислая или щелочная либо нейтральная), которая сильно влияет и на направление реакции О.-в. и на продукты, получаемые в результате реакции. Например, равновесие окислительно-восстановительной реакции
Лит.: Кудрявцев А. А., Составление химических уравнений, М., 1968; Химия. Курс для средней школы, пер. с англ., 2 изд., М., 1972, гл. 12; Химия. Пособие для преподавателей средней школы, пер. с англ., ч. 1, М., 1973, гл. 12.
В. К. Бельский.
Окисление биологическое
Окисле'ние биологи'ческое, совокупность реакций окисления, протекающих во всех живых клетках. Основная функция О. б. — обеспечение организма энергией в доступной для использования форме. Реакции О. б. в клетках катализируют ферменты, объединяемые в класс оксидоредуктаз. Изучение окисления в организме было начато в 18 в. А. Лавуазье; в дальнейшем значительный вклад в исследование О. б. (его локализация в живых клетках, связь с др. процессами обмена веществ, механизмы ферментативных окислительно-восстановительных реакций, аккумуляция и превращение энергии и др.) внесли О. Варбург, Г. Виланд (Германия), Д. Кейлин, Х. Кребс, П. Митчелл (Великобритания), Д. Грин, А. Ленинджер, Б. Чанс, Э. Рэкер (США), а в СССР — А. Н. Бах, В. И. Палладин, В. А. Энгельгардт, С. Е. Северин, В. А. Белицер, В. П. Скулачев и др.
О. б. в клетках связано с передачей т. н. восстанавливающих эквивалентов (ВЭ) — атомов водорода или электронов — от одного соединения — донора, к другому — акцептору. У аэробов— большинства животных, растений и многих микроорганизмов — конечным акцептором ВЭ служит кислород. Поставщиками ВЭ могут быть как органические, так и неорганические вещества (см. таблицу).
Классификация организмов по источнику энергии и восстанавливающих эквивалентов
| Тип организмов | Источник энергии | Окисляемое соединение (поставщик восстанавливающих эквивалентов) | Примеры |
| Фотолитотрофы Фотоорганотрофы Хемолитотрофы Хемоорганотрофы | Свет Свет Реакции окисления Реакции окисления | Неорганические соединения (Н2О, H2S, S) Органические соединения Неорганические соединения (H2, S, H2S, NH3, Fe2+) Органические соединения | Зелёные клетки высших растений, синезелёные водоросли, фотосинтезирующие бактерии Несерные пурпурные бактерии Водородные, серные, денитрифицирующие бактерии, железобактерии Животные, большинство микроорганизмов, нефотосинтезирующие клетки растений |
Основной путь использования энергии, освобождающейся при О. б., — накопление её в молекулах аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ) и др. макроэргических соединений. О. б., сопровождающееся синтезом АТФ из аденозиндифосфорной кислоты (АДФ) и неорганического фосфата, происходит при гликолизе, окислении a-кетоглутаровой кислоты и при переносе ВЭ в цепи окислительных (дыхательных) ферментов, обычно называют окислительным фосфорилированием (см. схему).
В процессе дыхания углеводы, жиры и белки подвергаются многоступенчатому окислению, которое приводит к восстановлению основных поставщиков ВЭ для дыхательных флавинов, никотинамидадениндинуклеотида (НАД), никотинамидадениндинуклеотидфосфата (НАДФ) и липоевой кислоты. Восстановление этих соединений в значительной мере осуществляется в трикарбоновых кислот цикле, которым завершаются основные пути окислительного расщепления углеводов (оно начинается с гликолиза), жиров и аминокислот. Помимо цикла трикарбоновых кислот, некоторое количество восстановленных коферментов— ФАД (флавинадениндинуклеотида) и НАД — образуется при окислении жирных кислот, а также при окислительном дезаминировании глутаминовой кислоты (НАД) и в пентозофосфатном цикле (восстановленный НАДФ).