1 «Электродные потенциалы. Гальванические элементы. ЭДС.

1 «Электродные потенциалы. Гальванические элементы. ЭДС. » Кафедра общей и медицинской химии

2 Граф структуры Диффузия в растворах Теория электролитической диссоциации Электродные потенциалы Зависимость от внешних факторов. Механизм возникновения Измерение потенциалов Медико-биологическое значение Уравнение Нернста Гальванические элементы Диффузионный и Мембранный потенциалы Стандартный электродный потенциал. Редокс электроды. Электроды, их классификация Расчёт Электродных потенциалов Электроды в гальванических цепях. Концентрационны е Б им еталлические С равнения О пределения. Гидратация ионов 1 и 2 -го рода t. Активность ионов И онселективны е

3 Граф структуры Окислительно- восстановительные реакции Электродные потенциалы Окислительно- Восстановительные потенциалы. Потенциометрия Цепи, содержащие окислительно- восстановительные потенциалы. Окислительно- восстановительные системы Медико-биологическое значение Окислительно- восстановительные потенциалы Потенциометрия. Зависимость от внешних факторов. Механизм возникновения Уравнение Нернста Расчёты потенциалов. Стандартный окислительно- восстановительный потенциал Биологический стандартный окислительно-восстановительный потенциал Потенциометрическое титрование p. H -метрия Применение в медицине

4(22. 09. 1791 — 25. 08. 1867) Д иректор лаборатории (1825 г. ) и профессор Королевского института (1827 г. ). Самостоятельно проводил исследования по химии к важнейшим из которых относятся получение бензола и сжижение хлора. Майкл Фарадей Английский физик и химик, член Лондонского королевского общества Электролиз Установил (1833 г. ) количественные законы электролиза.

5 Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, происходящий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита

6 Анод(+) – положительно заряженный электрод, на аноде окисляются (теряют электроны) анионы (АА)!!!!!!! – к А ноду идут А нионы Катод(-) – отрицательно заряженный электрод, на катоде восстанавливаются (присоединяют электроны) катионы металлов и ионы Н + (ККК) !!!!!! – К К атоду идут К атионы

7 При электролизе растворов или расплавов различных химических соединений одинаковые количества электричества выделяют на электродах массы веществ, пропорциональные их химическим эквивалентам F = 96485 Кл/моль. Itm Fn M · F = q e · N A – количество электричества, переносимое 1 моль электронов (однозарядных ионов). n- число электронов

8 Задача Рассчитать массу хрома полученного электролизом раствора сульфата хрома(III) в течение 100 мин при силе тока 75 А?

9 Решение Электролиз раствора сульфата хрома(III) можно представить cледующей схемой: Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4 H 2 O → 2 Cr + H 2 ↑ + 2 O 2 ↑ + 3 H 2 SO 4 В процессе электролиза катион хрома принимает три электрона, превращаясь в атом: Cr 3+ +3 e → Cr 0 Itm Fn M · гm 84. 801006075 · 964853 52 Itm Fn M ·

10 Значение электролиза 1. Получение чистых металлов электролизом

11 2 C I — — 2 e = C I 2 S 2 — — 2 e = S 0 2 H 2 O — 4 e = O 2 + 4 H +4 5 2 H 2 O + 2 e=H 2+2 OH — Me n+ +ne=Me Me n+ + ne=Me Pb. AI 132 Инертный анод Восстановление на катоде (–) Окисление на аноде (+) Инертный катод Схема электролиза

12 2 C I — — 2 e = C I 2 S 2 — — 2 e = S 0 2 H 2 O — 4 e = O 2 + 4 H +4 52 H 2 O + 2 e = H 2 + 2 O H — Men++ne=Me Men++ ne=Me Pb. AI

13 Электролитическое копирование гравированных пластин для печатания бумажных денег 2. Гальваническое осаждение металлов

143. Создание химических источников тока. а) бытовые батарейки

15 Коррозия – совокупность самопроизвольных окислительно -восстановительных процессов под воздействием окружающей среды, приводящих к разрушению металла. Me n+ — n e → Me

16 а) химическая – взаимодействие металлов с газами или жидкостями — неэлектролитами 2 Fe+3 SO 2 +3 O 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 T

17 б) электрохимическая (распространена в гораздо большей степени! ее и обсудим!)

18 Металлы и их сплавы неоднородны, поэтому при контакте с водой на поверхности образуется множество гальванических пар. Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, образуя на поверхности оксидные пленки. Если кристаллическая решетка оксида близка к кристаллической решетке металла, то эта пленка прочная, плотная, хорошо связана с поверхностью и защищает металл от дальнейшего разрушения. «Повезло» Zn, AI, Cr, Ni, Sn, Pb ! «Не повезло» железу, оксидная пленка которого рыхлая, пористая, легко отделяется от поверхности и не способна защитить его от коррозии !

19 Далее электроны перемещаются на катод ( чаще всего примесный металл), на поверхности которого их присоединяют вода или ионы Н + (если среда кислая). На аноде всегда происходит растворение металла (его окисление, потеря электронов).

20 Схема атмосферной коррозии Анод — участок железа под центральной частью капли, где концентрация О 2 меньше и происходит реакция (1) Катод — край капли, где кислород имеет повышенную концентрацию и, как сильный окислитель, принимает электроны, отданные на аноде железом по реакции (2) Образование ОН — -ионов по реакции (2) приводит к реакциям (3, 4)(1) (2) (3) (4)

21 Процесс коррозии резко усиливается из-за наличия микропримесей менее активных , чем железо металлов, которые начинают выполнять роль катода. (помним, что активные металлы охотно отдают электроны, поэтому при контакте двух металлов электроны всегда устремляются к менее активному, где и происходит восстановление воды !)

22 Защита от коррозии

231. Защитное покрытие (лаки, краски, пленки, смазки) – блокируется выход металла в виде ионов и доступ окислителей 2. Использование легированных сплавов — снижают скорость коррозии в конкретной коррозионно-активной среде.

243. Введение ингибиторов коррозии –чаще всего при транспортировке агрессивных жидкостей по железной дороге или трубопроводам 4. Снижение агрессивности среды – деаэрация воды (удаление О 2 ) на промышленных предприятиях.

255. Анодное покрытие ( защищаем более активным металлом!!!! ) Zn становится анодом, отдает электроны. А(-): Zn 0 -2 е → Zn 2+ Железо не подвергается коррозии (оно ведь не может принять электроны и раствориться в виде аниона!) – электроны принимает вода: К(+): 2 Н 2 О + О 2 + 4 е → 4 ОН — Анодное покрытие называется безопасным!

266. Разновидность анодной — протекторная защита. Защиту ведем более активным металлом, но не пленкой, а стержнем или пластиной! ( менее активный становится катодом и растворяться на может )

277. Катодная защита (Защитная пленка из менее активного металла!! – с устойчивой к кислороду оксидной пленкой ) Луженое железо ( покрытое оловом Sn ) Олово имеет плотную оксидную пленку, устойчиво к кислороду и воде воздуха. Однако, при механических повреждениях железо оголяется, становится анодом и разрушается. Коррозия при этом усиливается!! Катодное покрытие называют опасным!

28 Учет коррозионных свойств при создании стоматологических материалов Коррозия протеза из нержавеющей стали 2 Fe + О 2 + 2 Н 2 О → 2 Fe 2+ + 4 О H — Fe 2+ + 2 О H — → Fe (ОН) 2 4 Fe (ОН) 2 + О 2 + 2 Н 2 О → 4 Fe (ОН) 3 → Fe О(ОН) ↓ + Н 2 O – образуются наросты бурого цвета

29 Параллельно протекает реакция Fe + 2 Н 2 O — 2 е→ Fe (ОН) 2 + 2 Н + — у больных с протезами из нержавеющей стали появляется кислый привкус и чувство жжения в полости рта

30 Коррозия при контакте золотого и железного протезов 2 Fe + О 2 + 4 Н + → 2 Fe 2+ + 2 Н 2 0 φ 0 ( О 2 , 4 Н + /2 Н 2 0 ) = + 0. 875 В φ 0 ( F е 2+ / Fe) = — 0. 44 В Е= + 0. 875 — ( — 0. 44 ) = + 1. 315 В В отличие от обычного гальванического элемента, коррозионный элемент оказывается короткозамкнутым (электроны движутся внутри металла)

31 В 1888 — 1889 гг. Нернст изучал поведение электролитов при пропускании электрического тока и открыл фундаментальный закон, известный как уравнение Нернста. Закон устанавливает зависимость между электродвижущей силой (разностью потенциалов) и концентрацией ионов и позволяет предсказать максимальный потенциал, который может быть получен в результате электрохимического взаимодействия. Нобелевская премия по химии (1920) «в признание его работ по термодинамике» . Вальтер Нернст (25. 06. 1864 – 18. 11. 1941)[Red] [Ox] ln n. F RT ее о [Red] [Ox] lg n 0, 059 ее о Уравнение Нернста.

32 Возникновение электродных потенциалов. Электроды I рода – металл, погруженный в раствор собственной соли. а) Цинковый электрод ( I рода) Zn 0 — 2ē = Zn 2+ (раств. ) Zn 2+ + 2ē = Zn 0 (осажд. ) Zn 0 — 2ē ↔ Zn 2+2 n. Z Zn 22 Zn/lg 2 0, 059 76. 0 a Zn. Znе Поскольку а Zn =1 , 76. 0 е/ 02 ВZn. Zn — граница раздела ж-ж — граница раздела тв-ж || |

3322 Cu/ lg 2 0, 059 345. 0 еa Cu. Cuб) Медный электрод ( I рода) Cu 2+ + 2ē = Cu 0 (осажд. ) Cu 0 — 2ē = Cu 2+ (раств. ) Cu 2+ + 2ē ↔ Cu 0 2 u. C Cu

34 Платиновый электрод, покрытый платиновой чернью Водородный электрод в) Водородный электрод ( 1 рода, но… используется и как электрод сравнения, и как электрод определения ) 2 H + + 2ē = H 2 (окис. ) H 2 — 2ē = 2 H + (восст. ) 2 H + + 2ē ↔ H 2 2 H/ lg 20, 059 2 ao HH еер. Не. HH 059. 0 a 0, 059 lg 0 Н 2/ Потенциал стандартного водородного электрода для всех температур условно принят за ноль 0 0 2 Hе H H )Pt(2 Стандартный водородный электрод — электрод, в котором давление водорода — 101 к. Па, а активность ионов водорода -1 г-ион/л. ( а н+ = 1, р. Н = 0)

35 Электрохимический элемент с цинковым и водородным электродами. Именно по отношению к стандартному водородному электроду с помощью гальванического элемента измеряются потенциалы остальных электродов (окислительно-восстановительных систем)

36 Стандартные электродные потенциалы в водной среде при 198 К.

37 Пользуясь значениями е о , можно прогнозировать возможность протекания и направление окислительно-восстановительной реакции. F 2 + 2 e → 2 F — е 0 = 2. 87 В I 2 +2 e → 2 I — е 0 = 0. 54 В F 2 + 2 I — = I 2 + 2 F — F 2 + 2 KI = I 2 + 2 KF Из пары с большим е 0 берем окислитель. Из пары с меньшим е 0 – берем восстановитель. Оставшиеся вещества есть продукты реакции. Направление окислительно – восстановительных реакций

38 Если водородный электрод погружать в растворы с различной активностью ионов Н + , потенциал его будет меняться, что используется для определения активности Н + в различных средах, то есть для измерения р. Н растворов. H H )Pt( 2 0, 059 p. Hе 2/2 HH В этим случае водородный электрод является электродом 1 рода (определения)

39 Электроды сравнения — II рода а) Хлорсеребряный электрод KCl, Ag. Cl. Ag ВKClенасыщсх aсх 201, 0)( 222, 0)( 0. . 1 0. . Металл, на который нанесен слой трудно растворимой соли, погружен в раствор хорошо растворимой соли, содержащей тот же (одноименный) ион. Потенциал зависит от концентрации аниона ! CIсхсхaееlg 059, 0 0. . .

40 Ag. Ag. Ag aее lg 059, 00 // Cl K KCl Cl Ag Ag. Cl 10 10 Ag. Cl 10· 8, 1 1 10· 8, 1 ][Cl ПР ]Ag[ Ве е ПРе сх Cl сх Ag. Clсхa 222, 010· 8, 1 lg 059, 0799, 0 0. . 100. . Вывод уравнения потенциала хлорсеребряного электрода: 1 – серебряная проволока 2 – слой А g. CI 3 – раствор К CICI 4 – микрощель с асбестовой прокладкой

41 б) Ртутно-каломельный электрод 1 — ртуть; 2 — медный контакт; 3 — паста из ртути и каломели — Hg. Hg 22 CICI 22 4 — соединительный сифон; 5 — раствор КС l. l. 222222 lg 059, 0 0 // Hg. Hg. Hgaее В 85, 0 ; 10· 3, 1 ПР 0 / 18 Cl. Hg 2 2 22 Hg. Hgе Cl 0 калом a lg 059, 0 е ПРlg 059, 085, 0 е ВKClе насыщкалом aкалом 245, 0)( 282, 0)(

42 Альтернативная конструкция ртутно-каломельного электрода

43 Платиновый электрод, покрытый платиновой чернью Водородный электрод в) Водородный электрод При а Н+ =1 (р. Н=0) также является электродом сравнения!!! Потенциал его для всех температур принят за ноль

44 Ионселективные (мембранные) электроды. 1 — хлорсеребряный электрод; 2 — раствор HCIHCI| мембрана |НClg. Cl, Ag. A 1. Стеклянный электрод Н + (раствор) + Na + (стекло) ↔ Н + (стекло) + Na + (раств op ). Мембрана, изготовлена из натриевого ( Si. O 2 — Na 2 O — Ca. O ) или литиевого ( Si. O 2 — Li 2 O — Ca. O ) стекла, обладает катионообменными свойствами и является проницаемой только для ионов водорода (р. Н-селективная мембрана). Ве р. Нее ее ст стст Hстст a 4, 0 059, 0 lg 059, 0 0. 0. .

45 Если мембрана не является идеально селективной и пропускает также мешающие ионы Х, то потенциал электрода подчиняется k – коэффициент селективности. xz x. Hстстaakее 1 0. . ·lg 059, 0 а x — активность мешающих ионов z x – заряд мешающих ионов. Уравнению Никольского:

46 Советский физико-химик и радиохимик, академик. Окончил Ленинградский университет в 1925 году. НИКОЛЬСКИЙ Борис Петрович (14. 10. 1900 – 4. 01. 1990)

47 С 1925 года работал в ЛГУ, одновременно с 1946 – в Радиевом институте. Предложил (1932– 1937) ионообменную теорию стеклянного электрода. Разработал (1932) потенциометрический метод титрования. Провел (1965– 1967) физико-химические исследования окислительно-восстановительной системы ферроцен – катион феррициния (компонент твердого ракетного топлива) Выполнил цикл работ в области прикладной и теоретической радиохимии.

48 Схемы устройства ионселективных (ИСЭ) электродов: электрод с твердой мембраной с металлическим контактом. стеклянный электрод с твердой мембраной электрод с жидкостной пластифицированной мембраной ферментный электрод

49 Обладают селективностью к катионам Cu 2+ , Mg 2+ , Mn 2+ , NH 4 + , анионам NO 3 – , СО 3 2– , SO 4 2 -. Наиболее важными для решения экологических проблем являются электроды, селективные к поверхностно-активным веществам (определение загрязнений моющими средствами) и к ацетилхолину (определение загрязнений фосфорорганическими ядохимикатами). Механическая непрочность пористых мембран, неизбежное попадание органической фазы в анализируемый раствор затрудняют применение ИСЭ с жидкими мембранами в биомедицинских исследованиях. электрод с жидкостной пластифицированной мембраной 2. Жидкостные ионселективные (ИСЭ) электроды

503. Пленочные ионселективные (ИСЭ) электроды 4. Газовые электроды Позволяют определять активную концентрацию следующих газов: СО 2 , NH 3 , NO 2 , H 2 S , HX ( X = F , Cl , Br , I ). В основе действия газовых электродов лежит реакция с участием воды, в результате которой изменяется характер среды: СО 2 + Н 2 О ↔ Н + + HCO 3 – NH 3 + H 2 O ↔ OH – + NH 4 +Активное вещество и растворитель-пластификатор внедрены в полимерную матрицу. Срок службы таких ИСЭ увеличивается до года. электрод с твердой мембраной

51 Созданы на основе иммобилизованных ферментов включенных в мембрану. Потенциал их зависит от концентрации продуктов распада. Используются для определения концентрации не только продуктов ферментативной реакции, но и любого участвующего в этой реакции вещества. Помимо высокой чувствительности позволяют определять вещества не по функциональным группам а по их биологическому действию. 5. Ферментные электроды ферментный электрод Определяемое вещество Фермент, включенный в мембрану Вещество, определяемое датчиком Глюкоза Глюкозооксидаза Н 2 О 2 Мочевина Уреаза N Н 4 + Глутаминаза N Н 4 + Аспарагиназа N Н 4 + L- аминокислоты L -аминооксидаза N Н 4 + D- аминокислоты D -аминооксидаза N Н 4 + Амигдалин β -глюкозидаза С N-

52 Ионофоры ( краун — эфиры ) – комплексоны с S- элементами содержат от 3 до 12 атомов кислорода и образуют стабильные комплексы с рядом катионов, обычно в соотношении 1: 1. дибензо — 12 — краун — 4 18 — краун — 6 Дициклогексил — 18 — краун —

53 Электрод на основе валиномицина ( краун-эфир) стал одним из наиболее важных ионоселективных электродов благодаря его уникальной избирательности к ионам калия.

54 Окислительно-восстановительные электрод — инертный, благородный металл ( Pt, Au ) погружен в раствор, содержащий окислительно-восстановительную систему. 23 Fee. Fe. B Oо ВОВО aa n ееlg 059, 0 //Уравнение Петерса (Нернста) Pt | Fe 3+ , Fe 2+6. Окислительно-восстановительные электроды Уравнение впервые приводится в статье Петерса в 1898 году. Уравнение, выведенное Нернстом — частный случай, когда окислстелем являются ионы металлов или Н + !!!!!

55 Возникновение окислительно-восстановительного потенциала. ( зачем нужен платиновый электрод? ! ) Поскольку ионы Fe 2+ и Fe 3+ гидратированы, для переноса электронов требуется преодолеть энергетический барьер. Поэтому для перехода электронов от ионов Fe 2+ к ионам Fe 3+ в растворе необходим посредник — инертный металл. Переход электронов от иона Fe 2+ на инертный металл и с поверхности металла к иону Fe 3+ характеризуется гораздо меньшей энергией активации, при этом на поверхности металла образуется двойной электрический слой.

56 Если в окислительно-восстановительное уравнение входят ионы водорода, то потенциал данной системы зависит также от р. Н раствора: OH 4 Mne 5 H 8 Mn. O 2 2 4 24 2 4 8 / · lg 5059, 0 51, 1 Mn HMn. O a aa е В сильнокислых средах окислительная способность таких систем резко возрастает ! В 0, 85 e )10( 7 р. Н при В 1, 51 e 1)( 0 р. Н при 7 H H a a

57 Окислительно-восстановительные потенциалы биологических систем Особенностью окислительно-восстановительных биологических реакций является участие не только электронов (чаще всего — двух), но и протонов. O х +2 H + + 2 e ↔ Red H 3 C C O O — + 2 H + + 2 e H 3 C H C O O — п и р у в а т ( O x ) л а к т а т ( R e d )

58 Так как большинство физиологических жидкостей имеют значение р. Н, близкое к 7, для биологических систем вводится нормальный восстановительный потенциал при р. Н=7 Уравнение Нернста ( Петерса ) принимает вид: B Oо В/О. норм aa lg 2059, 0 р. Н 059. 0 ее B Oо. станд. норм a a lg 2 059, 0 ее В 413. 0 е 7059. 0 ее 0 В/О о В/О 0. станд где

59 — системы, состоящие из двух или нескольких электродов, в которых энергия химическая переходит в электрическую. 1. Концентрационные ( c «переносом» ) – два одинаковых электрода 1 рода погружены в растворы солей разных концентраций. Справа помещается электрод с раствором большей концентрации. Гальванические элементы Классификация

60 Медно-медный концентрационный гальванический элемент. 12 2 a 1 2 2 a aa Cu|Cu||KCl ||Cu|Cu Левый электрод- окисление: С u (тв) — 2 е– → С u 2+ (растворение) Правый электрод- восстановление: С u 2+ + 2 е– → С u (тв. ) (осаждение) ——————————- Полная реакция: С u 2+ (0, 1 М) → С u 2 + (0, 01 М)Помним, что всегда происходят процессы: ● на аноде – окисление (растворение) ● на катоде – восстановление (осаждение)

61 Расчет ЭДС для концентрационных гальванических элементов 12 2 a 12 2 a aa Cu|Cu||KCl ||Cu|Cu 2 2 Cu 2 Сu 1 a a lg 2059, 001. 0 lg 2 059, 0 E 22 Cu. Cu/Cu 1 1 lg 20, 059 345. 0 еa Е = е 1 — е 2 22 Cu. Cu/Cu 2 2 lg 20, 059 345. 0 е a 2 Cu 1 lg 2 0, 059 345. 0 Еa 2 Cu 2 lg 20, 059 345. 0 a 21 а а lg 2059, 0 E Ток в цепи прекращается, когда концентрации (активности) становятся одинаковыми

62 Цинк — цинковый концентрационный электрохимический элемент. 22 Zn 1 Zn/Zn 1 alg 2 0, 059 76. 0 е 22 Zn/Zn 2 alg 2 0, 059 76. 0 е Е = е 1 — е 2 Левый электрод: Zn (тв) — 2 е– → Zn 2+ (растворение) Правый электрод: Zn 2+ + 2 е– → Zn (тв. ) (осаждение) ——————————- Полная реакция: Zn 2+ (1 М) → Zn 2+ (0, 01 М) 21 а а lg 2059,

63 Медно–цинковый гальванический элемент Cu|Cu||KCl ||Zn| Zn 22 | || — граница раздела тв-ж — граница раздела ж-ж 2. Биметаллические гальванические элементы — два разных металлических электрода погружены в растворы собственных солей

641 22 Zn. Cuaa. При В 1, 1)76, 0(34, 0 E 2 2 Zn Cu a a lg 2 059, 0 1, 1 E 22 22 lg 2 059, 0 е/ 0 Zn. Zn. Cu. Cuaa. E Zn. Cu. Cu ее. E // 22 Расчет ЭДС в биметаллических гальванических элементах При разных активностях: 2/ 0 1 2 059, 0 lg 2 059, 0 eе 222 Zn g. Ea Cu. Zn. Cua

65 3. Гальванические элементы без переноса Правила составления: Справа помещаем электрод с большим е 0 ; Для электрода определения пишем уравнение Нернста, для электрода сравнения – цифру; ЭДС – разность потенциалов правого и левого электродов ВKClенасыщсх aсх 201, 0)( 222, 0)( 0. . 1 0. . 0 0. водородне

66 электродстеклянный 1, 0 a р. Нзначением м неизвестны раствор с xa родяный электхлорсеребр насыщ. Ag. Cl, HClмембрана| |H|| KCl, Ag. Cl. Ag Стеклянно-хлорсеребряный гальванический элемент Н + (раствор) + Na + (стекло) ↔ Н + (стекло) + Na + (раств op ). 1 — хлорсеребряный электрод; 2 — раствор HCIHCI

67 Расчет ЭДС для стеклянно-хлорсеребряного гальванического элемента 059, 0199, 0 059, 0 201, 0400, 0 201, 0059, 00. E p. H р. НE р. Не. E ее. E ст схст

68 р. НЕ р. НE 059. 0199. 0 201, 0059, 0400, 0 Поскольку ЭДС линейно зависит от р. Н раствора, концентрацию ионов водорода (а, следовательно, и значение р. Н) часто находят графически.

694. Окислительно-восстановительные гальванические элементы- инертный металл опущен в растворы разных окислительно-восстановительных систем: 23 Fee. Fe 42 2 Sne. Sn В 77, 0 o е В 14, 0 o е Суммарная реакция: 4223 Sn. Fe 2 ЭДС рассчитываем по формуле: 23 42 2423 · · lg 2 059, 0 е 2 2 // Sn. Feo Sn. Sn o Fe. Feaa aa е.

70 Использование ЭДС в потенциометрическом титровании Потенциометрическое титрование имеет ряд преимуществ перед титрованием с индикатором: возможность титрования мутных и окрашенных биологических жидкостей, легкость автоматизации анализа, высокая точность определения

71 Точка эквивалентности находится графически. Дифференциальная кривая дает более точный результат.

721. р. Н – метрическое — используются стеклянный и хлорсеребряный электроды p. H 059, 0199,

732. Окислительно-восстановительное титрование — используется инертный электрод в паре с электродом сравнения

74 3324 / / 77, 0 74, 1 23 34 Fe. Ce Ве Ве o Fe. Fe o Ce. Ce 33 24 · · lg 059, 077, 074, 1 Fe. Ce aa aa

751. Прогноз совместимости лекарственных препаратов (иодид калия и нитрит натрия, перманганат калия и тиосульфат натрия – несовместимые пары); 2. Нахождение компромиссного потенциала мышечных тканей при диагностике ишемической болезни (норма — 170 -220 м. В, снижение до 160 м. В — при болезни); 3. Использование сильных окислителей в качестве антисептических, противомикробных и дезинфицирующих средств ( йод, перманганат калия, перекись водорода, соли меди, серебра ). Значение окислительно-восстановительных процессов в организме

76 Тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 – универсальный антидот!!! а) При отравлении тяжелыми металлами образуются трудно растворимые и поэтому практически неядовитые сульфиты: Р b (СН 3 СОО) 2 + Na 2 S 2 O 3 + Н 2 О → Pb. S + Na 2 SO 4 + 2 СН 3 СООН б) При отравлении синильной кислотой или цианидами тиосульфат превращает эти токсичные вещества в менее ядовитые роданистые соединения, : HCN+ Na 2 S 2 O 3 → Na. CNS + Na. HSO 3 ; KCN + Na 2 S 2 O 3 → KCNS + Na 2 SO 3. 4. Разрушение токсических веществ, образующихся в ходе метаболизма

77 в) При отравлении галогенами и другими сильными окислителями антитоксическое действие Na 2 S 2 O 3 обусловлено его умеренными восстановительными свойствами: С l 2 + Na 2 S 2 O 3 + Н 2 О → 2 НС l + S + Na 2 SO 4 ; 4 Cl 2 + Na 2 S 2 O 3 + 5 Н 2 О → 8 HCl + 2 Na. HSO 4.

78 5. Расчет потенциалов в схеме дыхательной цепи В основе процесса дыхания лежит экзэргоническая окислительно-восстановительная реакция О 2 (г) + 4 Н + + 4 е – → 2 Н 2 О(ж). При р. Н 7, 0 ° = 0, 815 В, Δ G 298 = – 457, 52 к. Дж на 1 моль О 2. В биологических системах данная реакция никогда не осуществляется непосредственно, а реализуется через целый ряд промежуточных превращений, каждое из них требует участия определенного фермента.

79 ФАД – флавинадениндинуклеотид НАД – никотинамидадениннуклеотид Ко Q – кофермент Q

80 Значение ионометрии 1. Контроль водно-электролитного баланса и кислотно-щелочного состояния организма и его отдельных органов

812. Определение состава лекарственных препаратов, ферментов, физиологических растворов, продуктов питания, почв, природных вод, атмосферы.

82 3. Определение кислотности желудочного сока путем введения в желудок больного капсулы с двумя миниатюрными электродами-стеклянного и хлорсеребряного

834. Непрерывный контроль кислотности во время хирургических операций.

845. Диагностика ряда кожных заболеваний

856. Измерение ионоселективными электродами активных концентраций Na + , K + , Ca 2+ , NH 4 + , Pb 2+ , С l – , Br – , I – , NO 3– … ферментный электрод с жидкостной пластифицированной мембраной электрод с твердой мембраной

867. Расчет Кр реакций и ∆ G по значениям ЭДС. равн oo Klg n. F RT E ) все ( n. FEG 1 a

87 Оптимальные диапазоны р. Н для выращивания : Картофель — 4. 8– 5. 7 Рожь — 5. 0 -6. 0 Репа — 5. 8 -6. 8 Ячмень — 7. 0 -7. 5 Сахарная свекла — 7. 0 -7. 5 Пшеница — 6. 5 -7. 58. Контроль за р. Н почв

88 Спасибо за внимание!