63. Окисно-відновні реакції. Роль окислювально-відновних процесів в організмі. Окисно-відновний потенціал. Рівняння Нернста.

З окислювально-відновними реакціями пов'язані дихання та обмін речовин, гниття та бродіння, фотосинтез та нервова діяльність живих організмів. Окисно-відновні процеси лежать в основі горіння палива, корозії металів, електролізу, металургії тощо. Реакції, що протікають зі зміною ступеня окислення атомів, що входять до складу реагуючих молекул, називаються окислювально-відновними. Процеси окислення та відновлення протікають одночасно: якщо один елемент, що бере участь у реакції, окислюється, то інший має відновлюватися. Окислювач - це речовина, що містить елемент, який приймає електрони та знижує ступінь окислення. Окислювач внаслідок реакції відновлюється. Так, у реакції 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Відновник - речовина, що містить елемент, який віддає електрони та підвищує ступінь окислення. Відновник внаслідок реакції окислюється. Відновником пропонованої реакції є іон I - . Джерелом електричної енергіїв елементі служить хімічна реакція витіснення медичним цинком: Zn + Cu 2+ + Cu. Робота окислення цинку, рівна убутку ізобарно-ізотермічного потенціалу, може бути представлена ​​як добуток електрики, що переноситься на величину е. д. с.: A = - дG 0 = п EF, де п - заряд катіону; Е- З. д. с. елемента та F- число Фарадея. З іншого боку, щодо рівняння ізотерми реакції. Окисно-відновні потенціали мають велике значенняу фізіології людини та тварин. До рідкісних систем відносяться такі системи в крові і тканинах, як гем/гематії і цитохроми, в яких міститься дво-і тривалентне залізо; аскорбінова кислота (вітамін С), що знаходиться в окисленій та відновленій формах; система глутатіону, цистин-цистеїну бурштинової і фумарової кислот і ін. Найважливіший процес біологічного окислення, а саме перенесення електронів і протонів з окислюваного субстрату на кисень здійснюваний в тканинах за допомогою строго певного ряду проміжних ферментів-переносників, також являє собою ланцюг . Кожна ланка цього ланцюга відповідає тій чи іншій редокс-системі, що характеризується певним редокс-потенціалом.

65. Визначення напрямку окисно-відновних реакцій за стандартними значеннями вільної енергії утворення реагентів та за величинами окисно-відновних потенціалів.

Різні процеси життєдіяльності супроводжуються виникненням в організмі електрохімічних процесів, які відіграють істотну роль обміні речовин. Електрохімічні перетворення в організмі можна розділити на дві основні групи: процеси, пов'язані з перенесенням електронів та виникненням окисно-відновних потенціалів; процеси, пов'язані з перенесенням іонів (без зміни їх зарядів) та з утворенням біоелектричних потенціалів. У цих процесів виникають різниці потенціалів між різними прошарками тканин, що у різних фізіологічних станах. Вони пов'язані з різною інтенсивністю окисно-відновних біохімічних процесів. До них відносяться, наприклад, потенціали фотосинтезу, що виникають між освітленими і неосвітленими ділянками листа, причому освітлена ділянка виявляється позитивно зарядженим по відношенню до неосвітленого. Окисно-відновні процеси першої групи в організмі можна розділити на три типи: 1. Безпосереднє перенесення електронів між речовинами без участі атомів кисню та водню, наприклад, перенесення електрона в цитохромах: цитохром (Fе 3+) + е -> цитохром (Ре 2+ ) та перенесення електрона у ферменті цитохромоксидази: цитохромоксидаза (Сі 2+) + е -> цитохромоксидаза (Сі 1+). 2. Окисний, пов'язаний з участю атомів кисню та ферментів оксидаз, наприклад, окислення альдегідної групи субстрату в кислотну: RСОН + O  RСООН. 3.рН-Залежний, що відбувається в присутності ферментів дегідрогеназ (Е) і коферментів (Ко), які утворюють активований комплекс фермент-кофермент-субстрат (Е-Ко-5), приєднує електрони та катіони водню від субстрату і викликає його окислення. коферментами є нікотинамід-аденін-нуклеотид (НАД +), який приєднує два електрони та один протон: S-2Н - 2е + НАД*  S + НАДН + Н + , флавін-аденін-динуклеотид (ФАД), який приєднує два електрони та два протони: S - 2Н - 2е + ФАД S + ФАДН 2 , і убихинон або кофермент Q (КоО), який також приєднує два електрони та два протони: S-2Н - 2е + КоQ  S + КоQН 2 .

Розмір: px

Починати показ зі сторінки:

Транскрипт

1 Біологічна роль окислювально-відновних реакцій Особливістю біологічних ОВР є їхня багатостадійність. Вони проходять через ряд проміжних стадій з утворенням безлічі кисневмісних продуктів, які зрештою окислюються до оксиду вуглецю (IV) та води. Окисно-відновні реакції необхідні і для синтезу безлічі життєво важливих кисневмісних органічних біомолекул (вуглеводи, жирні кислоти, гормони). Окремі стадії біологічного окислення оборотні, що забезпечує підтримку окисно-відновного гомеостазу в організмі. Серед них реакція С-гидроксилирования: R R Окислення вуглеводнів до спиртів здійснюється в організмі ферментативним шляхом і є першою стадією виведення чужорідних органічних речовин, зокрема і вуглеводнів, з організму. Чужорідні органічні речовини називаються ксенобіотиками. Ця реакція полягає у заміні зв'язку С Н на С ВІН і служить для введення гідроксильної групи до складу біомолекули. Утворення гліколів з ненасичених сполук є важливою біохімічною реакцією: 2 У біосередовищах це перетворення йде через проміжну стадію окису: яка далі приєднує воду. Саме ці перетворення пояснюють сильну канцерогенну (від латинського cancer рак, genos рід, походження) активність вуглеводнів, присутніх у тютюновому димі. Арени, потрапляючи в живий організм, перетворюються на карбонові кислоти, а сам бензол піддається повільному С-гідроксилуванню з утворенням фенолу, що володіє біологічною дією.

2 Бензол накопичується в організмі, тобто є кумулятивною отрутою. Спирти легко піддаються окисленню, в результаті чого первинні спирти окислюються в альдегіди: R 2 R , а вторинні в кетони: R R (Третичні спирти в м'яких умовах не окислюються, а в жорстких окислюються з розривом вуглецевого ланцюга.) Ці процеси складають проміжну фазу. процесів, які відбуваються під впливом ферментів. Реакція оборотна. При окисленні первинної спиртової групи гліцерину утворюється гліцериновий альдегід: 2 - а при окисленні вторинної діоксиацетон 2 - Окислення гліцерину є також оборотним біохімічним перетворенням, що зв'язує між собою ліпіди та вуглеводи. Загалом у живих організмах найрізноманітніші органічні речовини (вуглеводи, спирти, альдегіди) зазвичай зазнають ферментативного окиснення до відповідних карбонових кислот: R 2 R

3 R R Іноді це має небажані наслідки, наприклад: перетворення метанолу під дією ферментів на формальдегід та мурашину кислоту пояснює його токсичну дію; руйнівна дія алкоголю на організм також пояснюється його ферментативним окисненням в ацетальдегід; токсичність етиленгліколю обумовлена ​​його окисленням до токсичної щавлевої кислоти. Метаболізм органічних біомолекул до карбонових кислот – загальна біохімічна реакція. Ключовим з'єднанням багатостадійного процесу вуглеводного обміну є піровиноградна кислота: 3 окислюється: При клітинному диханні у присутності кисню вона зрештою (аеробне окислення). За відсутності кисню вона під дією ферментів відновлюється в молочну кислоту: 3 Молочна кислота накопичується в м'язах при інтенсивних фізичних навантаженьпов'язані з великими витратами кисню. За рахунок різних окисно-відновних процесів організм отримує 99% енергії. Окислення ліпідів супроводжується виділенням 39 кДж енергії на 1 г жиру, що більш ніж у 2 рази перевищує тепловий ефект окиснення вуглеводів або білків. Крім того, при окисленні 1 г жиру утворюється до 1,4 г води, що є істотним вкладом у підтримку загального водно-електролітного балансу в організмі. 3

4 За допомогою окислювально-відновних реакцій в організмі розпадаються токсичні речовини, що утворюються в ході метаболізму, так і потрапили в нього ззовні. Дія на організм багатьох токсичних речовин (озон, нітрати, оксиди азоту тощо) речовини пояснюється їх сильними окисними властивостями. Такі незворотно руйнують ферменти. Сильні окислювачі (перманганат калію, пероксид водню, йод, хлорне вапно та ін.) використовуються в медицині та гігієнічній практиці як дезінфікуючі засоби. Окисно-відновні реакції в органічній хімії. ( методичні рекомендації) Велика кількість окислювально-відновних реакцій протікає за участю органічних речовин. Приблизно 60% всіх реакцій, які вступають органічні речовини, є окислювально-відновними. Розглянемо методику розміщення коефіцієнтів у рівняннях реакцій за участю органічних сполук. В органічних сполуках можна або визначити "середню" ступінь окислення для всіх атомів вуглецю, або обчислити для кожного з атомів вуглецю в поєднанні окремо. Наприклад: 8/ З 3 Н Визначити ступінь окислення вуглецю у поєднанні можна за такою формулою: с.о. (С) = m l, де m - число зв'язків даного атома вуглецю з гетероатомами (атомами кисню, галогенів, азоту, сірки), а l - число зв'язків атомів даного атома вуглецю з воднем. Наприклад, у молекулі метанолу атом вуглецю має один зв'язок із киснем та три зв'язки з воднем: m = 1; l = 3, ступінь окислення вуглецю в метанолі дорівнює 13 = 2. Розглянемо перехід: метан метанол метаналь мурашина кислота оксид вуглецю (IV). Без застосування поняття ступінь окислення не можна з упевненістю сказати, чи є реакції, за допомогою яких здійснюється цей перехід,

5 окислювально-відновними чи ні. Обчислимо ступеня окиснення вуглецю в перерахованих речовинах. Розглянемо кілька прикладів ОВР за участю органічних речовин. Реакція горіння н-бутану. Схема реакції: З 4 Н 10 + О 2 СО 2 + Н 2 О Середня величина ступеня окиснення вуглецю в бутан: 10/4 = 2,5. Ступінь окислення вуглецю в оксиді вуглецю балансу: 2,5 +4 в-ль 4С 26е 4С 2 ок-е о-ль 2 + 4e 2 13 в-е (IV) дорівнює +4. Складемо схему електронного З урахуванням знайдених коефіцієнтів рівняння реакції горіння н-бутану: Але можна міркувати і по-іншому. У молекулі н-бутану ступеня окислення атомів вуглецю розрізняються: СН 3 СН 2 СН 2 СН 3 У цьому випадку схема електронного балансу буде виглядати наступним чином: 14e ок-е 2С 12e 2 26e e 2 13 в-е Реакціяокислення етилену розчином перманганату калію в нейтральному середовищі Розставимо коефіцієнти рівняння реакції методом електронного балансу. Схема реакції: = 2 + KMn Mn 2 + K 2 1

6 2 2e 2 3 ок-е Mn + 3e Mn 2 в-е Рівнянняреакції: 3 2 = 2 + 2KMn Mn 2 + 2K Можна розставити коефіцієнти в даному рівнянні та методом напівреакцій. Молекули етилену окислюються у цій реакції з утворенням молекул етиленгліколю, а перманганат-іони відновлюються з утворенням діоксиду марганцю. Схеми напівреакцій: e 2 4 () Mn e Mn Сумарне електронно-іонне рівняння: Mn () 2 + 2Mn Mn () 2 + 2Mn реакції: Реакція окиснення глюкози перманганатом калію в кислому середовищі. Схема KMn S MnS 4 + K 2 S а) Метод електронного балансу. Перший варіант. Розраховуємо середній рівень окислення вуглецю в глюкозі: e Mn +5e Mn 5 ок-е 24 по-другерізновид. Розраховуємо ступеня окислення кожного з атомів вуглецю в молекулі глюкози: () 4 Схема електронного балансу ускладнюється: e e 4 5 ок-е e

7 24e Mn + 5e Mn 24 в-е б) Метод напівреакцій e ок-е Mn e Mn Сумарне іонне рівняння: 24 ст Mn Mn Mn Mn Молекулярне рівняння: KMn S MnS K 2 S

Розглянемо найбільш типові реакції окислення різних класів органічних речовин. При цьому матимемо на увазі, що реакція горіння

Л. В. Куцапкіна Окисно-відновні реакції в органічній хімії Підготовка до ЄДІ 2016 УДК 82-3 ББК 84-4 К95 К95 Куцапкіна Л. В. Окисно-відновні реакції в органічній хімії:

План конспекту на тему Алкани (граничні або насичені вуглеводні, парафіни) Прізвище, ім'я, група Алкани це виписати визначення Гомологічний ряд алканів: складіть таблицю перших десяти представників

УДК 54 СПОСОБИ РОЗСТАНОВКИ КОЕФІЦІЄНТІВ У РЕАКЦІЯХ ОКИСЛЕННЯ ОРГАНІЧНИХ РЕЧОВИН Мартинюк К. П. Керівник: вчитель Бурякова Г.А. хімії МКОУ Невонська ЗОШ 6 ВСТУП Актуальність проблеми. Одною з

Організація підготовки до ЄДІ з хімії: окисно-відновні реакції за участю органічних речовин Лідія Іванівна Асанова к.п.н., доцент кафедри природничо-наукової освіти ДБОУ ДПО «Нижегородський

Тема Урок I II III 9 клас, 2014-2015 навчальний рік, базовий рівень, хімія Тема уроку Колво годинник Зразкові терміни Знання, вміння, навички. Теорія електролітичної дисоціації (10 годин) 1 Електроліти

КВИТКИ З ХІМІЇ 10-11 КЛАС. КВИТОК 1 1. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва з урахуванням поглядів на будову атомів. Значення періодичного закону для

АННОТАЦІЯ ДО РОБОЧОЇ ПРОГРАМИ ДИСЦИПЛІНИ «Хімія» Автор-упорядник: Рамзіна О.Г. 1. Область застосування програми: реалізація середньої загальної освіти в межах програми підготовки спеціалістів середньої

Завдання В7 з хімії 1. Фенол реагує з 1) хлором 2) бутаном 3) сіркою 4) гідроксидом натрію 5) азотною кислотою 6) оксидом кремнію (IV) Феноли- кисневмісні органічні сполуки, в молекулі яких

Екзаменаційні білети з хімії 10 клас Квиток 1 1. Основні положення теорії хімічної будови органічних речовин А.М. Бутлерова. Хімічна будова як порядок з'єднання та взаємного впливу атомів

О. Ст Архангельська, І. А. Тюльков., МДУ. Важка задача. Почнемо по порядку. Для підбору коефіцієнтів у рівняннях окисно-відновних реакціях існують два методи: електронного балансу електронно-іонного

1. До автотрофних організмів відносять 1) мукор 2) дріжджі 3) пеніцилл 4) хлорелу ТЕМА «Енергетичний обмін» 2. У процесі піноцитозу відбувається поглинання 1) рідини 2) газів 3) твердих речовин 4) грудочок

Білет 1 1. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва на основі уявлень про будову атомів. Значення періодичного закону у розвиток науки. 2. Граничні вуглеводні,

Завдання А15 з хімії 1. Свіжоосаджений гідроксид міді(ii) реагує з 1) етиленгліколем 2) метанолом 3) диметиловим ефіром 4) пропеном Свіжоосаджений гідроксид міді (II) реагує багатоатомними спиртами

Завдання А16 з хімії 1. Формальдегід не реагує з Формальдегід це мурашиний альдегід, він метаналь; 40% розчин формальдегіду у воді називається формалін. По карбонільній групі йдуть реакції приєднання

Чверть 1 Органічні речовини – це речовини, що містять вуглець. Розділ хімії, що вивчає сполуки вуглецю, називається органічною хімією. Речовини, що мають однаковий склад та однакову молекулярну

С п і р ти R Функціональні г р у п пи Функц. група Клас органічних речовин Гідроксил Карбоніл Карбоксіл C С пірти та феноли Альдегіди Кетони C Карбонові кислоти Приклад 3 C C 2 C 2 3 C C C 3

Завдання А19 з хімії 1. Взаємодія оксиду натрію з водою відноситься до реакцій 1) з'єднання, незворотним 2) обміну, оборотним 3) з'єднання, оборотним 4) обміну, незворотним Оксид натрію - основний

Міністерство освіти та науки Російської ФедераціїФЕДЕРАЛЬНА ДЕРЖАВНА БЮДЖЕТНА ОСВІТАЛЬНА УСТАНОВА ВИЩОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ «СИБІРСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ ТЕХНОЛОГІЧНИЙ» УНІВЕРСИТ

ЗМІСТ ПРОГРАМИ Розділ 1. Хімічний елемент Тема 1. Будова атомів. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва. Сучасні уявлення про будову атомів.

Муніципальне бюджетне загально освітня установам. Шахти Ростовської області «Середня загальноосвітня школа 43 імені М.Н.Тараріна» АННОТАЦІЇ ДО РОБОЧОЇ ПРОГРАМИ З ХІМІЇ У 8-11 КЛАСАХ Анотація

ЗАВДАННЯ 3 Приклади розв'язання задач Приклад 1. При взаємодії 100 мл розчину невідомої солі з розчином нітрату срібла випадає 87 г білого осаду, а при дії на ту ж кількість розчину сульфату

I.Плановані результати освоєння учнями основної освітньої програми основної загальної освіти з хімії Випускник навчиться: характеризувати основні методи пізнання: спостереження, вимір,

Муніципальна бюджетна загальноосвітня установа «Середня загальноосвітня школа 11» Розглянуто на засіданні педагогічної ради Протокол від Узгоджено Заст. директора з УВР М.М.Шабурова

Пояснювальна запискаМета: систематизувати та узагальнити знання учнів з хімії, підготувати учнів до ОДЕ з хімії. Завдання: 1) продовжити формування знань учнів з хімії; 2) продовжити формування

Банк завдань з хімії 10 клас 1. З кожною із зазначених речовин: хлороводень, водень, бромна вода реагуватиме пропан метан етан етилен 5) ацетилен 2. При виконанні завдання із запропонованого переліку

Пояснювальна записка Вивчення хімії на щаблі основної загальної освіти спрямоване на досягнення наступних цілей: освоєння найважливіших знань про основні поняття та закони хімії, хімічну символіку;

Муніципальний казенний освітній заклад "Сулівкентська середня загальноосвітня школа" Звіт про моніторингову роботу Я_СДАМ_ЕГЭ_III_ЭТАП в 11 классе Хімія 2017 р. Звіт про діагностичну роботу:

загальні положення Вступні іспитиз хімії для вступників на навчання за програмами бакалаврату та програмами фахівця в СибДУ ім. М.Ф. Решетнева є іспитом, що проводиться в письмовій

10 клас, хімія,2014-2015р, базовий рівень п\п кількість Дата проведення Тема уроку Тема Урок годин План. факт. I Теоретичні основиорганічної хімії (3 години) II III IV 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ ЛУГАНСЬКОЇ НАРОДНОЇ РЕСПУБЛІКИ ДЕРЖАВНА УСТАНОВА ДОДАТКОВОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ ЛУГАНСЬКОЇ НАРОДНОЇ РЕСПУБЛІКИ «

МУНІЦИПАЛЬНЕ ЗАГАЛЬНООСВІТНЯ УСТАНОВА «МАСЛІВСЬКА ШКОЛА» ДЖАНКИЙСЬКОГО РАЙОНУ РЕСПУБЛІКИ КРИМ РОБОЧА ПРОГРАМА з хімії 10-11 клас (базовий рівень) Термін реалізації: 20 м. Упорядник:

НЕКОМЕРЦІЙНА ОРГАНІЗАЦІЯ «АСОЦІАЦІЯ МОСКОВСЬКИХ ВУЗІВ» ФЕДЕРАЛЬНА ДЕРЖАВНА ОСВІТАЛЬНА УСТАНОВА ВИЩОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ ОСВІТ РОСІЙ

ПРОГРАМА ВСТУПНИХ ІСПИТІВ ПО ХІМІЇ ДО САРАТОВСЬКОГО ДЕРЖАВНОГО МЕДИЧНОГО УНІВЕРСИТЕТУ 2009 РОКУ 1. Предмет хімії, її завдання. Місце хімії серед природничих наук, взаємозв'язок наук із хімією.

Powered by TCPDF (www.tcpdf.org) Пояснювальна записка Вивчення хімії на щаблі основної загальної освіти спрямоване на досягнення наступних цілей: освоєння найважливіших знань про основні поняття та

1. Заплановані результати освоєння курсу хімії 10 класу Тема1 Теоретичні засади органічної хімії. В результаті вивчення теми «Теоретичні основи органічної хімії» учні повинні знати/розуміти:

Зміст Передмова редактора... 3 Вступ... 5 Частина I. ОСНОВИ ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ Розділ 1. Основні поняття та закони хімії 1.1. Визначення та предмет хімії...9 1.2. Початкові відомості про будову атомів.

Тема: «Спирти» Картка 1 1. Що таке функціональна група? Наведіть приклади різних функціональних груп. 2. Складіть формули трьох ізомерів речовини складу С4Н10О та дайте їм назви. 3. Напишіть

Хімія 10 клас Демонстраційний варіант 2 (45 хвилин) 1 Діагностична тематична робота 2 з підготовки до ЄДІ з ХІМІІ за темами «Кисневмісні органічні сполуки: спирти, феноли, альдегіди

Муніципальна загальноосвітня установа основна школа 8 міста Фурманова Розглянуто На засіданні метод.ради /_С.В.Сокова_/ ПІБ Протокол від 20 м. Узгоджено Заступник директора з УВР МОУ ЗОШ

ХІМІЯ Теорія будови речовини Атом. Склад атомних ядер. Хімічний елемент. Постійність складу речовини. Відносна атомна та відносна молекулярна маса. Закон збереження маси, його значення

2 Муніципальна бюджетна загальноосвітня установа «Перівська школа-гімназія» РОЗГЛЯДНО УГОДЕНО ЗАТВЕРДЖУЮ на засіданні методичного заступника директора з УВР Директор МБОУ об'єднання вчителів «Перівська

Завдання В6 з хімії 1. Взаємодія 2-метилпропану та брому при кімнатній температурі на світлі 1) відноситься до реакцій заміщення 2) протікає по радикальному механізму 3) призводить до переважного

Особливості вивчення хімії на поглибленому рівні Центр природничо-математичної освіти зав. редакцією хімії Сладков Сергій Анатолійович ПРОПЕДЕВТИЧНЕ ВИВЧЕННЯ ХІМІЇ 1. Більш раннє вивчення хімії

Демоверсія з хімії за курс 0 класу Частина А.. При виконанні завдання із запропонованого переліку відповідей виберіть дві правильні та запишіть цифри, під якими вони вказані. Для етанолу вірні такі

Департамент охорони здоров'я міста Москви Державний бюджетний професійний навчальний заклад Департаменту охорони здоров'я міста Москви «Медичний коледж 2» СХВАЛЕНИЙ ЗАТВЕРДЖУЮ Методичним

I.Вимоги до рівня підготовки учнів Учні в результаті засвоєння розділу повинні знати/розуміти: хімічну символіку: знаки хімічних елементів, формули хімічних речовинта рівняння хімічних

Пояснювальна записка Робоча програма складена на основі зразкової програми основної загальної освіти та авторської програми Гара Н.Н для загальноосвітніх установ до підручників хімії авторів

ДІАГНОСТИЧНА КОНТРОЛЬНА РОБОТА З ОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ 10-11 клас Тривалість: 50 хвилин Схема аналізу діагностичної роботи Запитання 1 2 3 22 % учнів, що виконали завдання 1 варіант 2 варіант

Завдання В2 з хімії 1. Встановіть відповідність між рівнянням реакції та властивістю азоту, яку він виявляє у цій реакції. РІВНЯННЯ РЕАКЦІЇ А) В) ВЛАСТИВОСТІ АЗОТУ 1) окислювач 2) відновник 3)

Державний університетМедицини та Фармації ім. Миколи Тестеміцану Аналітична програма для вступних іспитів. Хімія Введення Знання хімії необхідні для виявлення структур та властивостей основних

ПРОГРАМА ВСТУПНИХ ВИПРОБУВАНЬ З ХІМІЇ Програма з хімії для вступників до університету складається з чотирьох частин. У першій частині представлені основні теоретичні поняттяхімії, якими винен

Хімія 1. Мета та завдання дисципліни Метою освоєння дисципліни «Хімія» є: освоєння знань про хімічну складову природничо-наукової картини світу, найважливіші хімічні поняття, закони та теорії;

Білет 1. 1. Предмет органічної хімії. Сигма-зв'язок, пі-зв'язок. Гібридизація орбіталей. Перше, друге та третє валентні стани атома вуглецю Квиток 2. 1. Теорія будови органічних речовин Бутлерова

ПРОГРАМА. ОРГАНІЧНА ХІМІЯ. (2 год на тиждень; всього 68 год, їх 3 год резервний час). ВСТУП В ОРГАНІЧНУ ХІМІЮ (5 год) Предмет органічної хімії. Взаємозв'язок неорганічних та органічних речовин.

Пояснювальна записка Робочу програму з хімії складено з урахуванням: федерального компонента державного освітнього стандарту середнього (повного) загальної освіти. М.: «Освіта» 2004,

Клас, Зміст роботи 7 клас Предмет хімії. Речовини. 1 2 Фізичні та хімічні явища. 3 Державна бюджетна установа додаткової освіти Псковської області «Псковський обласний

ЗАВДАННЯ 3 Приклади розв'язання задач Приклад 1. Напишіть усі ізомери вторинних спиртів гексанолу та назвіть їх за замісною номенклатурою. 2 2 2 гексанол-2 2 2 2 гексанол-3 2 4-метилпентанол-2 2 3-метилпентанол-2

ЗАВДАННЯ для 2 етапи Олімпіади «Перші кроки в медицину» з хімії ПІБ КЛАС ШКОЛА АДРЕСА, ТЕЛЕФОН Варіант 1 (60 балів) ЧАСТИНА 1 (12 балів) При виконанні завдань цієї частини у бланку відповідей 1 під номером

Тематичне планування на 2015-2016 н.р. хімія 10 клас Підручник О.С. Габрієлян уроку Дата Назва розділу, теми уроку (із зазначенням кількості годин) Формовані знання, вміння, навички. Способи діяльності

З окислювально-відновними реакціями пов'язані дихання та обмін речовин, гниття та бродіння, фотосинтез та нервова діяльність живих організмів. Окисно-відновні процеси лежать в основі горіння палива, корозії металів, електролізу, металургії тощо. Реакції, що протікають зі зміною ступеня окислення атомів, що входять до складу реагуючих молекул, називаються окислювально-відновними. Процеси окислення та відновлення протікають одночасно: якщо один елемент, що бере участь у реакції, окислюється, то інший має відновлюватися. Окислювач - це речовина, що містить елемент, який приймає електрони та знижує ступінь окислення. Окислювач внаслідок реакції відновлюється. Так, у реакції 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl -. Відновник - речовина, що містить елемент, який віддає електрони та підвищує ступінь окислення. Відновник внаслідок реакції окислюється. Відновником пропонованої реакції є іон I - . Джерелом електричної енергії в елементі є хімічна реакція витіснення медичним цинком: Zn + Cu 2+ + Cu. Робота окислення цинку, рівна убутку ізобарно-ізотермічного потенціалу, може бути представлена ​​як добуток електрики, що переноситься на величину е. д. с.: A = - дG 0 = п EF, де п - заряд катіону; Е- З. д. с. елемента та F-число Фарадея. З іншого боку, щодо рівняння ізотерми реакції. Окисно-відновні потенціали мають велике значення у фізіології людини та тварин. До рідкісних систем відносяться такі системи в крові і тканинах, як гем/гематії і цитохроми, в яких міститься дво-і тривалентне залізо; аскорбінова кислота(вітамін С), що знаходиться в окисленій та відновленій формах; система глутатіону, цистин-цистеїну бурштинової і фумарової кислот і ін. Найважливіший процес біологічного окислення, а саме перенесення електронів і протонів з окислюваного субстрату на кисень здійснюваний в тканинах за допомогою строго певного ряду проміжних ферментів-переносників, також являє собою ланцюг . Кожна ланка цього ланцюга відповідає тій чи іншій редокс-системі, що характеризується певним редокс-потенціалом.

Визначення напрямку окисно-відновних реакцій за стандартними значеннями вільної енергії утворення реагентів та за величинами окисно-відновних потенціалів.

Різні процеси життєдіяльності супроводжуються виникненням в організмі електрохімічних процесів, які відіграють істотну роль обміні речовин. Електрохімічні перетворення в організмі можна розділити на дві основні групи: процеси, пов'язані з перенесенням електронів та виникненням окисно-відновних потенціалів; процеси, пов'язані з перенесенням іонів (без зміни їх зарядів) та з утворенням біоелектричних потенціалів. У цих процесів виникають різниці потенціалів між різними прошарками тканин, що у різних фізіологічних станах. Вони пов'язані з різною інтенсивністю окисно-відновних біохімічних процесів. До них відносяться, наприклад, потенціали фотосинтезу, що виникають між освітленими і неосвітленими ділянками листа, причому освітлена ділянка виявляється позитивно зарядженим по відношенню до неосвітленого. Окисно-відновні процеси першої групи в організмі можна розділити на три типи: 1. Безпосереднє перенесення електронів між речовинами без участі атомів кисню та водню, наприклад, перенесення електрона в цитохромах: цитохром (Fе 3+) + е -> цитохром (Ре 2+ ) та перенесення електрона у ферменті цитохромоксидази: цитохромоксидаза (Сі 2+) + е -> цитохромоксидаза (Сі 1+). 2. Окислювальний, пов'язаний з участю атомів кисню та ферментів оксидаз, наприклад, окислення альдегідної групи субстрату в кислотну: RСОН + O ó RСООН. 3.рН-Залежний, що відбувається в присутності ферментів дегідрогеназ (Е) і коферментів (Ко), які утворюють активований комплекс фермент-кофермент-субстрат (Е-Ко-5), приєднує електрони та катіони водню від субстрату і викликає його окислення. коферментами є нікотинамід-аденін-нуклеотид (НАД +), який приєднує два електрони та один протон: S-2Н - 2е + НАД* ó S + НАДН + Н + , флавін-аденін-динуклеотид (ФАД), який приєднує два електрони та два протони: S - 2Н - 2е + ФАД óS + ФАДН 2 і убихинон або кофермент Q (КоО), який також приєднує два електрони і два протони: S-2Н - 2е + КоQ ó S + КоQН 2 .

Орендний блок

Окисно-відновними називаються реакції, що протікають зі зміною ступеня окислення двох або більше речовин.

Ступінь окислення– це умовний заряд на атомі, якщо вважати, що молекула створена за іонним механізмом (або – це кількість прийнятих чи відданих електронів).

Відновлювачі- Атоми, молекули, іони - що віддають електрони.

Окислювачі- Атоми, молекули, іони - приймають електрони.

Відновники беруть участь у процесі окислення, підвищуючи свій рівень окислення.

Окислювачі - беруть участь у процесі відновлення, знижуючи свій рівень окислення.

Види окисно-відновних реакцій

1. Міжмолекулярні - реакції, в яких атоми, що окислюються і відновлюються, знаходяться в молекулах різних речовин, наприклад:

Н2S + Cl2 → S + 2HCl

2. Внутрішньомолекулярні- реакції, в яких атоми, що окислюються і відновлюються, знаходяться в молекулах однієї і тієї ж речовини, наприклад:

2H2O → 2H2 + O2

3. Диспропорціонування(самоокислення-самовосновлення) - реакції, в яких один і той же елемент виступає і як окислювач, і як відновник, наприклад:

Cl2 + H2O → HClO + HCl

4. Репропорціонування (конпропорціювання, контрдиспропорціонування) - реакції, в яких з двох різних ступенів окислення одного і того ж елемента виходить один ступінь окислення:

Типи окисно-відновних реакцій в організмі людини.

Реакція дегідрування: SH2 + HAD + = S + HADH + H +

Втрата електрона: O20 + 1eO2-

Перенесення 2Н+ від відновленого субстрату на молекулярний кисень: SH2 + O20 + 2e = S + H2O

Приєднання кисню до субстрату: SH2 + 1/2O20 +2e = HO - S -H

Механізм виникнення електродного та редокс-потенціалів. Рівняння Нернста-Петерса.

Мірою окислювально-відновної здатності речовин служать окислювально-відновлювальні потенціали. Розглянемо механізм виникнення потенціалу. При зануренні хімічно активного металу (Zn, Al) розчин його солі, наприклад Zn розчин ZnSO4, відбуваються додаткове розчинення металу в результаті процесу окислення, утворення пари, подвійного електричного шару на поверхні металу і виникнення потенціалу пари Zn2+/Zn°.

Метал, занурений у розчин своєї солі, наприклад, цинк у розчині сульфату цинку, називають електродом першого роду. Це двофазний електрод, який заряджається негативно. Потенціал утворюється внаслідок реакції окислення (рис. 8.1). При зануренні розчин своєї солі малоактивних металів (Cu) спостерігається протилежний процес. На межі металу з розчином солі відбувається осадження металу в результаті процесу відновлення іона, що має високу акцепторну здатність до електрона, що обумовлено високим зарядом ядра і малим радіусом іона. Електрод заряджається позитивно, у приелектродному просторі надлишкові аніони солі формують другий шар, виникає електродний потенціал пари Cu2+/Cu°. Потенціал утворюється внаслідок процесу відновлення (рис. 8.2). Механізм, величина та знак електродного потенціалу визначаються будовою атомів учасників електродного процесу.

Отже, потенціал, який виникає на межі розділу металу з розчином в результаті окислювального та відновного процесів, що протікають за участю металу (електроду) та утворенням подвійного електричного шару називають електродним потенціалом.

Якщо відводити електрони із цинкової пластини на мідну, то рівновага на пластинках порушується. Для цього з'єднаємо цинкову та мідну пластини, занурені в розчини їх солей, металевим провідником, приелектродні розчини - електролітним містком (трубка з розчином K2SO4), щоб замкнути ланцюг. На цинковому електроді протікає напівреакція окиснення:

а на мідному - напівреакція відновлення:

Електричний струм обумовлений сумарною окисно-відновною реакцією:

У ланцюзі з'являється електричний струм. Причиною виникнення та протікання електричного струму (ЕРС) у гальванічному елементі є різниця електродних потенціалів (Е) – рис. 8.3.

Рис. 8.3.Схема електричного кола гальванічного елемента

Гальванічний елемент- це система, в якій хімічна енергія окислювально-відновного процесу перетворюється на електричну. Хімічний ланцюг гальванічного елемента зазвичай записується у вигляді короткої схеми, де зліва поміщають негативний електрод, вказують пару, що утворюється на цьому електроді, вертикальною рисою, показують стрибок потенціалу. Дві риси позначають межу між розчинами. Заряд електрода вказується у круглих дужках: (-) Zn°|Zn2+||Cu2+|Cu° (+) - схема хімічного ланцюга гальванічного елемента.

Окисно-відновні потенціали пари залежать від природи учасників електродного процесу та співвідношення рівноважних концентрацій окисленої та відновленої форм учасників електродного процесу в розчині, температури розчину та описуються рівнянням Нернста.

Кількісною характеристикою окислювально-відновної системи є редокс-потенціал, що виникає на межі поділу фаз платина - водний розчин Величина потенціалу в одиницях СІ вимірюється у вольтах (В) і розраховується за рівняння Нернста-Петерса:

де а(Oх) та a(Red) - активність окисленої та відновленої форм відповідно; R- Універсальна газова постійна; Т- Термодинамічна температура, К; F- Постійна Фарадея (96 500 Кл/моль); n- Число електронів, що беруть участь в елементарному редокс-процесі; а – активність іонів гідроксонію; m- стехіометричний коефіцієнт перед іоном водню у напівреакції. Розмір φ° - стандартний редокс-потенціал, тобто. потенціал, виміряний за умов а(Oх) = a(Red) = a(H+) = 1 та даної температури.

Стандартний потенціал системи 2Н+/Н2 прийнятий рівним 0 В. Стандартні потенціали є довідковими величинами, що табулюються при температурі 298К. Сильнокисле середовище не характерне для біологічних систем, тому для характеристики процесів, що протікають у живих системах, частіше використовують формальний потенціал, який визначається за умови а(Oх) = a(Red), pH 7,4 та температури 310К (фізіологічний рівень). При записі потенціалу пара вказується як дробу, причому окислювач записується в чисельнику, а відновник у знаменнику.

Для 25 ° С (298К) після підстановки постійних величин (R = = 8,31 Дж/моль град; F= 96 500 Кл/моль) рівняння Нернста набуває наступного вигляду:

де φ°- стандартний окислювально-відновний потенціал пари,; со.фю та св.ф. - добуток рівноважних концентрацій окисленої та відновленої форм відповідно; х і у – стехіометричні коефіцієнти в рівнянні напівреакцій.

Електродний потенціал утворюється на поверхні металевої пластини, зануреної розчин її солі, і залежить тільки від концентрації окисленої форми [Мn+], так як концентрація відновленої форми не змінюється. Залежність електродного потенціалу від концентрації однойменного з ним іона визначається рівнянням:

де [Мn+] - рівноважна концентрація іона металу; n- Число електронів, що беруть участь у напівреакції, і відповідає ступеню окислення іона металу.

Редокс-системи ділять на два типи:

1) у системі здійснюється тільки перенесення електронів Fe3+ + ē = = Fe2+, Sn2+ - 2ē = Sn4+. Це ізольована окислювально-відновна рівновага;

2) системи, коли перенесення електронів доповнюється перенесенням протонів, тобто. спостерігається суміщена рівновага різних типів:протолітичне (кислотно-основне) та окислювально-відновне з можливою конкуренцією двох частинок протонів та електронів. У біологічних системахважливі редокс-системи належать до цього типу.

Прикладом системи другого типу є процес утилізації перекису водню в організмі: Н2О2 + 2Н+ + 2? 2Н2О, а також відновлення в кислому середовищі багатьох окислювачів, що містять кисень: CrО42-, Cr2О72-, MnО4-. Наприклад, MnО4- + 8Н+ + 5? = = Mn2+ + 4Н2О. У цій напівреакції беруть участь електрони та протони. Розрахунок потенціалу пари ведуть за такою формулою:

У ширшому колі сполучених пар окислена і відновлена ​​форми пари перебувають у розчині різною мірою окислення (MnО4-/Mn2+). Як вимірювальний електрод

у разі застосовують електрод з інертного матеріалу (Pt). Електрод не є учасником електродного процесу та відіграє роль тільки переносника електронів.

Потенціал, що утворюється за рахунок окисно-відновного процесу, що відбувається в розчині, називають окисно-відновним потенціалом.

Вимірювання його виконують наокисно-відновному електроді- це інертний метал, що знаходиться в розчині, що містить окислену та відновлену форми пари. Наприклад, при вимірі Еoпари Fe3+/Fe2+ застосовують окислювально-відновлювальний електрод - платиновий вимірювальний електрод. Електрод порівняння – водневий, потенціал пари якого відомий.

Реакція, що протікає в гальванічному елементі:

Схема хімічного ланцюга: (-)Pt|(H2°), H+||Fe3+, Fe2+|Pt(+).

Отже, окисно-відновний потенціал (ОВП)- Це потенціал системи, в якій активності окислювальної та відновної форм даної речовини рівні одиниці. ОВП вимірюється за допомогою окислювально-відновних електродів у поєднанні зі стандартними електродами порівняння.

У кожній окислювально-відновній реакції є своя редокс-пара– ця пара має речовину в окисленій та відновленій формі (Fe+3/Fe+2).

Кількісним заходом активності редокс-пари є величина її ОВП.

ОВПпари>>>окислювач

ОВПпари<<<восстановитель

ОВП залежить від:

Природи редокс-пари,

Концентрації

Температури

Порівняльна сила окислювачів та відновників. Прогнозування напряму редокс-процесів за величинами редокс-потенціалів.

Окисно-відновний потенціал є мірою окислювально-відновної здатності речовин. Значення стандартних потенціалів пар зазначені у довідкових таблицях.

Стандартні потенціали електродів (Е°), що виступають як відновники по відношенню до водню, мають знак "-", а знак "+" мають стандартні потенціали електродів, що є окислювачами.

Метали, розташовані в порядку зростання їх стандартних електродних потенціалів, утворюють так званий електрохімічний ряд напруг металів: Li, Rb, K, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Серед редокс-потенціалів відзначають такі закономірності.

1. Якщо стандартний редокс-потенціал пари негативний, наприклад φ°(Zn2+(р)/Zn°(т)) = -0,76, то стосовно водневої пари, потенціал якої вище, дана пара виступає як відновник. Потенціал утворюється за першим механізмом (реакції окиснення).

2. Якщо потенціал пари позитивний, наприклад φ°(Сu2+(р)/ Cu(т)) = +0,345 по відношенню до водневої або іншої пари, що сполучена, потенціал якої нижче, дана пара є окислювачем. Потенціал цієї пари утворюється за другим механізмом (реакції відновлення).

3. Чим вище величина алгебри стандартного потенціалу пари, тим вище окислювальна здатність окисленої форми і нижче відновна здатність відновленої форми цієї пари. Зниження величини позитивного потенціалу та зростання негативного відповідає падінню окисної та зростання відновлювальної активності. Наприклад:

Зіставлення значень стандартних окисно-відновних потенціалів дозволяє відповісти на запитання: чи протікає та чи інша окисно-відновна реакція?

Різницю між стандартними окислювальними потенціалами окисленої та відновленої напівпар називають електрорушійною силою (ЕРС).

Е0 = Еок-Евост

Кількісним критерієм оцінки можливості протікання тієї чи іншої окислювально-відновної реакції є позитивне значення різниці стандартних окислювально-відновних потенціалів напівреакцій окислення та відновлення.

Для встановлення можливості мимовільного протікання у стандартних умовах ОВР необхідно:

G0298 = - F E0

Е> 0 G< 0 - самопроизвольно

Е< 0 G>0 - назад

Е = 0 G = 0 – хімічна рівновага

Фізико-хімічні принципи транспорту електронів в електронотранспортному ланцюзі мітохондрій.

Усі типи окислювально-відновних процесів відбуваються при окисленні субстратів у мітохондріях, на внутрішніх мембранах яких розміщуються ансамблі з ферментів – дегідрогеназ, коферментів (НАД+, ФАД, УБХ), серії цитохромів b, с1, c та ферменту – цитохромоксидази. Вони утворюють систему клітинного дихального ланцюга, за допомогою якого відбувається естафетна передача протонів та електронів від субстрату до молекул кисню, доставлених гемоглобіном до клітини.

Кожен компонент дихального ланцюга характеризується певним значенням окисно-відновного потенціалу. Рух електронів по дихальному ланцюгу відбувається східчасто від речовин з низьким потенціалом (-0,32 В) до речовин з більш високим потенціалом (+0,82 В), оскільки будь-яка сполука може віддати електрони тільки з'єднанню з більш високим окислювально-відновним потенціалом (таблиця 1).

Таблиця 1

Стандартні редокс-потенціали біомолекул дихального ланцюга

СИСТЕМА

ПІВРЕАКЦІЯ

РЕДОКС-ПОТЕНЦІАЛ, В

НАД+/НАД×Н

НАД+ + Н+ + 2 ē → НАД×Н

ФАД/ФАД×Н2

ФАД+ + 2Н+ + 2 ē → ФАД×Н2

УБХ/УБХ×Н2

УБХ+ 2Н+ + 2 ē → УБХ×Н2

цитохром b

цитохром с1

цитохром з

цитохром а+а3

О2 + 4 Н+ + 4 ē → 2 Н2О

Ланцюг тканинного дихання можна подати у вигляді схеми:

В результаті біологічного окислення (дегідрування) два атоми водню (у вигляді двох протонів і двох електронів) від субстрату надходять у дихальний ланцюг. Спочатку відбувається естафетна передача протона та пари електронів молекулі НАД+, що перетворюється на відновлену форму НАД × Н, потім системі флавінових основ (ФАД/ФАД × Н2 або ФМН/ФМН × Н2), наступним акцептором двох протонів та двох електронів є убіхінон (УБХ). Далі відбувається передача тільки електронів: два електрони від УБХ × Н2 приймають на себе послідовно цитохроми відповідно до величин їх редокс-потенціалів (табл. 1). Останній із компонентів – цитохромоксидаза переносить електрони безпосередньо молекулі кисню. Відновлений кисень із двома протонами, отриманими від УБХ × Н2 утворює молекулу води.

1/2 О2 + 2Н+ + 2 ē → Н2О

Необхідно відзначити, що кожна молекула кисню взаємодіє з двома електронотранспортними ланцюгами, оскільки в структурі цитохромів можливе лише одноелектронне перенесення Fe3+ → Fe2+.

Хімія комплексних сполук Типи окиснювально-відновних (редокс) реакцій в організмі людини. Окисно-відновними називаються реакції, що протікають зі зміною ступеня окислення двох або більше речовин.

У нас найбільша інформаційна база в рунеті, тому Ви завжди можете знайти походите запити

Багато руйнівних процесів у нашому житті пов'язані з окисленням, тобто відбуваються за участю кисню. Однак окислювальні реакції просто необхідні нормальної життєдіяльності організму. Вони впливають на утворення енергії, відновлення, процеси гомеостазу та інші життєво важливі функції. Головне тут - зберегти баланс і не допустити переходу кордону, коли окислення перетворюється на нашого ворога.

Процеси, які у організмі людини, незмінно пов'язані з реакцією окислення. При цьому складні речовини розпадаються (окислюються) до більш простих та виділяється енергія, необхідна для життя.

Однак результати подібних окислювальних процесів можуть мати два результати: позитивний та негативний.

Результати окисних реакцій

Баланс окисних та антиокислювальних процесів - запорука довголіття

Необхідна умова нормального функціонування всіх систем організму та здоров'я людини – баланс між окислювальними та антиокислювальними процесами. Зміщення цього явища в той чи інший бік може бути як патологією, і пристосувальної реакцією.

Якщо окислювальних процесів стає більше, нашому організму доводиться нелегко. Багато вільних радикалів (які утворюються у процесі окислення) викликає оксидативний стрес, у якому уражаються здорові клітини організму.

Це може призвести до розвитку злоякісних пухлин, передчасного старіння та серйозних захворювань. Різні віруси активніше проникають в організм, оскільки він не захищений, а ми стаємо вразливішими для інфекційних захворювань.

Коли організм ослаблений, шкідливе UV-А-випромінювання запускає процес окислення, завдаючи непоправної шкоди як шкірі, і організму загалом. Від цього страждають імунна система та ДНК.

Чинники порушення балансу окислювальних процесів:

• Іонізуюче випромінювання.
• Хімічні препарати
• Бактерії, віруси.
• Алкоголь куріння.
• Забруднення навколишнього середовища.
• Неправильне харчування.

Одне з рішень - відновлення чи своєчасне підтримання балансу між окислювальними та антиокислювальними процесами. Це можливо при регуляції процесів окислення за допомогою раціону харчування та якісного покращення способу життя.

Особливо про це необхідно пам'ятати мешканцям великих міст, де вихлопні гази та неправильне харчування руйнують антиоксидантну систему в організмі. Усередині людини поступово накопичуються шкідливі речовини, які призводять до оксидативного стресу та викликають різні патології.

Антиоксиданти – повноцінний захист організму

На сьогодні відомо понад 3000 різноманітних антиоксидантів. Зазвичай їх поділяють на 4 групи:

1. Біофлавоноїди рослин. Діють як пастка: захоплюють вільні радикали та токсини та виводять їх із організму. З їх допомогою можна знизити ризик виникнення серцево-судинних та онкологічних захворювань. Джерело: катехін, який міститься у зеленому чаї, червоному вині, цитрусових.
2. Вітаміни. Поглинають зайву енергію агресивних вільних радикалів, а також припиняють або загальмовують розвиток ланцюгової реакції. Бувають двох видів: жиророзчинні (захист жирової тканини) та водорозчинні (захист м'язів та судин). Наприклад, вітаміни А, Е, С, бета-каротин.
3. Мінеральні речовини, які людина не здатна виробляти сама. Підтримують нормальний рівень вітамінів в організмі та захищають від інфекцій. приклад: селен, марганець, кальцій, цинк.
4. Ферменти. Виступають у ролі каталізаторів, знезаражуючи та прискорюючи процес виведення вільних радикалів. приклад: фермент коензим Q10.

Залежно від походження можна виділити два види антиоксидантів:

1. Природні (містяться у продуктах харчування і найкраще засвоюються організмом).
2. Синтетичні (препарати, що виробляються фармацевтичною промисловістю).

Найбагатше джерело антиоксидантів – рослинна їжа. До речі, шкірка, насіння та кореневища найбільш багаті на ці цінні елементи. Деякі вчені припускають, що найефективніші антиоксиданти - це біофлавоноїди, які знаходяться в шкірці яскраво забарвлених рослин, наприклад, у винограді, буряках, чорниці, баклажанах, капусті фіолетового кольору.

Основними джерелами найсильніших антиоксидантів є:

• апельсини, абрикоси, папайя, кавуни, мандарини, нектарини, ківі, манго, горіхи;
• морква, гірчиця, насіння соняшнику, гарбуз, шпинат;
• брокколі, буряк, кукурудза, томати, спаржа, шпинат;
• тунець, птах, яловичина, устриці, зерновий хліб, молочні продукти;
• червоне м'ясо, устриці, квасоля, червона риба.

Баланс антиоксидантних та окисних процесів є незамінною профілактикою багатьох небезпечних захворювань. Продовжіть свою молодість та відмінний настрій за допомогою регулярного прийому антиоксидантів!