Redoks sistemleri.

Redoks işlemleri hakkında genel bilgi

Redoks reaksiyonlarının ayırt edici bir özelliği, reaksiyona giren parçacıklar (iyonlar, atomlar, moleküller ve kompleksler) arasındaki elektronların transferidir, bunun sonucunda bu parçacıkların oksidasyon durumu değişir, örneğin

Fe2+ ​​? e? = Fe3+.

Elektronlar bir çözeltide birikemeyeceğinden, iki işlemin aynı anda gerçekleşmesi gerekir: kayıplar ve kazanımlar, yani bazı parçacıkların oksidasyonu ve diğer parçacıkların indirgenmesi süreci. Böylece herhangi bir redoks reaksiyonu her zaman iki yarı reaksiyon şeklinde temsil edilebilir:

aOx1 + bRed2 = aRed1 + bOx2

Redoks reaksiyonları, tüm kimyasal reaksiyonlar gibi, bir dereceye kadar geri dönüşümlüdür. Reaksiyonların yönü, bir redoks yarı reaksiyonu sisteminin bileşenlerinin elektron verici özelliklerinin ve ikincisinin elektron alıcı özelliklerinin oranı ile belirlenir (denge kaymasını etkileyen faktörlerin sabit olması şartıyla). Redoks reaksiyonu sırasında elektronların hareketi bir potansiyel yaratır. Bu nedenle volt cinsinden ölçülen potansiyel, bir bileşiğin redoks yeteneğinin bir ölçüsü olarak hizmet eder.

Sistemin oksidatif (indirgeyici) özelliklerini niceliksel olarak değerlendirmek için, kimyasal olarak inert bir malzemeden yapılmış bir elektrot çözeltiye daldırılır. Faz arayüzünde, çözeltideki elektronların aktivitesinin bir fonksiyonu olan bir potansiyelin ortaya çıkmasına yol açan bir elektron değişim süreci meydana gelir. Çözeltinin oksitleme kapasitesi ne kadar yüksek olursa, potansiyel değer de o kadar büyük olur.

Bir sistemin potansiyelinin mutlak değeri ölçülemez. Bununla birlikte, redoks sistemlerinden birini standart olarak seçerseniz, seçilen kayıtsız elektrottan bağımsız olarak, buna göre başka herhangi bir redoks sisteminin potansiyelini ölçmek mümkün hale gelir. Standart olarak potansiyeli sıfır kabul edilen H+/H2 sistemi seçilmiştir.

Pirinç. 1.

1. Platin elektrot.

2. Hidrojen gazı sağlandı.

3. H+ konsantrasyonu = 1 mol/1 olan bir asit çözeltisi (genellikle HCl).

4. Havadan oksijen girişini önleyen su contası.

5. Galvanik hücrenin ikinci yarısını bağlamanızı sağlayan elektrolitik köprü (konsantre KCl çözeltisinden oluşur).

Herhangi bir redoks sisteminin, bir hidrojen elektroduna göre standart koşullar altında ölçülen potansiyeline, bu sistemin standart potansiyeli (E0) adı verilir. Sistem bir oksitleyici madde gibi davranırsa ve hidrojen elektrotunda bir oksidasyon yarı reaksiyonu meydana gelirse standart potansiyel pozitif kabul edilir:

veya sistem bir indirgeyici madde rolü oynuyorsa ve hidrojen elektrotunda bir indirgeme yarı reaksiyonu meydana gelirse negatif:

Standart potansiyelin mutlak değeri, oksitleyici maddenin veya indirgeyici maddenin "kuvvetini" karakterize eder.

Standart potansiyel - termodinamik standartlaştırılmış bir miktar - karşılık gelen reaksiyonun yönünün değerlendirilmesine ve denge koşulları altında reaksiyona giren parçacıkların aktivitelerinin hesaplanmasına olanak tanıyan çok önemli bir fizikokimyasal ve analitik parametredir.

Belirli koşullar altında bir redoks sistemini karakterize etmek için, potansiyel belirleyici iyonların oksitlenmiş ve indirgenmiş formlarının başlangıç ​​konsantrasyonları belirlendiğinde belirli bir çözeltide elektrotta oluşturulan potansiyele karşılık gelen gerçek (formal) potansiyel E0 kavramı kullanılır. 1 mol/l'ye ve diğer tüm bileşenlerin çözeltideki sabit konsantrasyonuna eşittir.

Analitik bir bakış açısından, sistemin gerçek davranışı standart tarafından değil gerçek potansiyel tarafından belirlendiğinden gerçek potansiyeller standart potansiyellerden daha değerlidir ve gerçek potansiyel, kişinin bir potansiyelin oluşumunu tahmin etmesine izin verir. Belirli koşullar altında redoks reaksiyonu. Sistemin gerçek potansiyeli asitliğe, çözeltideki yabancı iyonların varlığına bağlıdır ve geniş bir aralıkta değişebilir.

D - laktat veya yapay substrat askorbat fenazin metasülfatın oksidasyonu ile şekerlerin, amino asitlerin ve bazı iyonların hücre zarlarından yapay olarak elde edilen keseciklerde taşınması arasında yakın bir bağlantının varlığına dair birçok veri vardır. E. coli, Salmonella typhimurium, Pseudomonas putida, Proteus mirabilis, Bacillus megaterium, Bacillus subtilis, Micrococcus denitrificans, Mycobacterium phlei, Staphylococcus aureus.

Redoks sistemlerinde değişen verimlilikle kullanılabilen substratlar arasında a - gliserofosfat ve çok daha az sıklıkla L - laktat, DL - a - hidroksibutirat ve hatta format yer alır.

Bu mekanizma, β-galaktosidler, galaktoz, arabinoz, glukoz-6-fosfat, glukonat ve glukuronat gibi şekerleri, glutamin (ve muhtemelen asparjin), arginin, metiyonin ve ornitin ve ayrıca katyonlar hariç tüm doğal amino asitleri taşır. K+ ve Rb+.

Bu tür taşımanın mekanizmaları henüz tam olarak çözülmemiş olmasına rağmen, protonlar büyük olasılıkla oksidatif sistemin çalışması sırasında üretilmektedir. Bir membran potansiyeli ortaya çıkar ve büyük olasılıkla elektrolit olmayanların transferi için itici güç görevi görür.

Demir taşımacılığı

e . koli k 12 demir taşınması için üç spesifik sisteme sahiptir ve her durumda dış zar proteinleri taşımada merkezi bir rol oynar.

Fe-sitrat taşıma sistemi sitrat varlığında indüklenir ve dış zarda yeni bir Fe sitrat alıcı protein olan FecA ortaya çıkar. Mikroorganizmalar tarafından sentezlenen demir şelatlayıcı bileşikleri içeren sistemler daha etkilidir. Demiri çözünür forma dönüştüren maddeleri salgılarlar. Bu maddelere denir sideroforlar. Demir iyonlarını bir kompleks halinde bağlayarak bu formda taşırlar; Esas olarak, demiri yüksek özgüllük ve yüksek afinite (stabilite sabiti 10 30 civarında) ile koordinasyon bağları yoluyla bağlayan düşük moleküler, suda çözünebilen maddelerden (molekül ağırlığı 1500'den az) bahsediyoruz. Kimyasal yapıları gereği bunlar fenolatlar veya hidroksamatlar olabilir. Birincisi enterochelin'i içerir; altı fenolik hidroksi grubuna sahiptir ve bazı enterobakteriler tarafından salgılanır. Çevreye salındığında demiri bağlar ve ortaya çıkan ferri-enterochelin, spesifik bir dış zar proteini olan FepA'ya bağlanır ve daha sonra hücre tarafından emilir. Ferri-enterokinin enzimatik hidrolizinin bir sonucu olarak hücrede demir salınır. Ek olarak bu bileşik, Fe2+'yi demir içeren proteinler olan transferrin ve laktoferrinden bile ayırabilmektedir. FepA proteininin ve enterochelinin sentezi, çevredeki yüksek çözünmüş demir seviyelerinde baskılanır.

Dış membran e . koli Aynı zamanda ferrikrom taşıma sistemine de sahiptir. Mantarlar aynı taşıma sistemine sahiptir. Ferrikrom, hidroksamat sideroforlar olarak sınıflandırılır. Üç glisin kalıntısı ve üç β –N- asetil –L– β – hidroksiornitin kalıntısından oluşan siklik bir heksapeptiddir. Ferrikrom, ferrik iyonlarla stabil bir kompleks oluşturur. e . koli kendisi ferrikrom oluşturmasa da, dış zar proteini FhuA'nın yer aldığı taşınması için çok özel bir sisteme sahiptir. Taşıma işlemi sırasında demir azalır ve ferrikrom modifiye edilir (asetillenir), bunun sonucunda demire olan afinitesini kaybeder ve sitoplazmaya salınır.

Benzer bir işlev, ferrioksaminler (aktinomisetlerde), mikobaktinler (mikobakterilerde) ve ekzochelinler (mikobakterilerde de) tarafından gerçekleştirilir.

Kiralama bloğu

Redoks reaksiyonları, iki veya daha fazla maddenin oksidasyon durumunun değişmesiyle meydana gelen reaksiyonlardır.

Oksidasyon durumu- Molekülün iyonik mekanizmaya göre yaratıldığını varsayarsak (veya - alınan veya verilen elektronların sayısıdır), bu, atomun geleneksel yüküdür.

Restoratörler– atomlar, moleküller, iyonlar – elektron bağışlayanlar.

Oksitleyici maddeler- atomlar, moleküller, iyonlar - elektronları kabul eder.

İndirgeyici maddeler oksidasyon sürecine katılarak oksidasyon durumlarını arttırır.

Oksitleyici maddeler - oksidasyon durumlarını düşürerek indirgeme sürecine katılırlar.

Redoks reaksiyonlarının türleri

1. Moleküller arası - farklı maddelerin moleküllerinde oksitleyici ve indirgeyici atomların bulunduğu reaksiyonlar, örneğin:

H2S + Cl2 → S + 2HC1

2. Molekül içi- aynı maddenin moleküllerinde oksitleyici ve indirgeyici atomların bulunduğu reaksiyonlar, örneğin:

2H2O → 2H2 + O2

3. Orantısızlık(oto-oksidasyon-kendi kendini iyileştirme) - aynı elementin hem oksitleyici madde hem de indirgeyici madde olarak etki ettiği reaksiyonlar, örneğin:

Cl2 + H2O → HClO + HC1

4. yeniden orantılama (orantı, karşı orantısızlık) - aynı elementin iki farklı oksidasyon durumundan bir oksidasyon durumunun elde edildiği reaksiyonlar:

İnsan vücudundaki redoks reaksiyonlarının türleri.

Dehidrojenasyon reaksiyonu: SH2 + HAD+= S + HADH+H+

Elektron kaybı: O20 + 1eO2-

2H+'nın indirgenmiş substrattan moleküler oksijene transferi: SH2 + O20 +2e= S + H2O

Substrata oksijen eklenmesi: SH2 + 1/2O20 +2e= HO - S -H

Elektrot ve redoks potansiyellerinin oluşma mekanizması. Nernst-Peters denklemleri.

Maddelerin redoks yeteneğinin bir ölçüsü redoks potansiyelidir. Potansiyel ortaya çıkma mekanizmasını ele alalım. Reaktif bir metal (Zn, Al), tuzunun bir çözeltisine, örneğin Zn'nin bir ZnS04 çözeltisine daldırıldığında, oksidasyon işleminin bir sonucu olarak metalin ilave çözünmesi meydana gelir, bir çift oluşumu, bir çift metalin yüzeyindeki elektrik tabakası ve Zn2+/Zn° çifti potansiyelinin ortaya çıkması.

Kendi tuzunun bir çözeltisine daldırılan bir metale, örneğin çinko sülfat çözeltisindeki çinkoya birinci tür elektrot denir. Bu, negatif yüklenen iki fazlı bir elektrottur. Potansiyel, oksidasyon reaksiyonunun bir sonucu olarak oluşur (Şekil 8.1). Düşük aktif metaller (Cu) kendi tuzlarından oluşan bir çözeltiye daldırıldığında tam tersi bir işlem gözlemlenir. Bir metalin bir tuz çözeltisi ile arayüzünde, çekirdeğin yüksek yükü ve iyonun küçük yarıçapından kaynaklanan, yüksek elektron alma kabiliyetine sahip bir iyonun indirgenme işleminin bir sonucu olarak metal birikmesi meydana gelir. Elektrot pozitif olarak yüklenir, aşırı tuz anyonları elektrot yakınındaki alanda ikinci bir katman oluşturur ve Cu2+/Cu° çiftinden oluşan bir elektrot potansiyeli ortaya çıkar. Potansiyel, indirgeme işleminin bir sonucu olarak oluşur (Şekil 8.2). Elektrot potansiyelinin mekanizması, büyüklüğü ve işareti, elektrot işlemine katılanların atomlarının yapısı ile belirlenir.

Dolayısıyla, metalin (elektrot) katılımıyla meydana gelen oksidasyon ve indirgeme işlemlerinin bir sonucu olarak bir metal ile bir çözelti arasındaki arayüzde ortaya çıkan ve çift elektrik katmanının oluşmasına denir. elektrot potansiyeli.

Elektronlar çinko levhadan bakır levhaya aktarılırsa levhalar üzerindeki denge bozulur. Bunu yapmak için, devreyi kapatmak için tuzlarının çözeltilerine daldırılmış çinko ve bakır plakaları bir metal iletkenle ve elektrota yakın çözeltileri bir elektrolit köprüsüyle (K2SO4 çözeltisine sahip tüp) bağlarız. Çinko elektrotta bir oksidasyon yarı reaksiyonu meydana gelir:

ve bakır üzerinde - indirgeme yarı reaksiyonu:

Elektrik akımı toplam redoks reaksiyonundan kaynaklanır:

Devrede elektrik akımı belirir. Galvanik hücrede elektrik akımının (EMF) oluşmasının ve akışının nedeni, elektrot potansiyelleri (E) arasındaki farktır - Şek. 8.3.

Pirinç. 8.3. Galvanik hücrenin elektrik devre şeması

Galvanik hücre redoks prosesindeki kimyasal enerjinin elektrik enerjisine dönüştürüldüğü bir sistemdir. Bir galvanik hücrenin kimyasal devresi genellikle kısa bir diyagram şeklinde yazılır, burada daha negatif bir elektrot sola yerleştirilir, bu elektrot üzerinde oluşan çift dikey bir çizgi ile gösterilir ve potansiyel sıçrama gösterilir. İki çizgi çözümler arasındaki sınırı gösterir. Elektrot yükü parantez içinde gösterilir: (-) Zn°|Zn2+||Cu2+|Cu° (+) - galvanik hücrenin kimyasal devresinin diyagramı.

Çiftin redoks potansiyelleri, elektrot işlemindeki katılımcıların doğasına ve elektrot işlemindeki katılımcıların oksitlenmiş ve indirgenmiş formlarının çözeltideki denge konsantrasyonlarının oranına, çözeltinin sıcaklığına bağlıdır ve tanımlanır. Nernst denklemi ile.

Bir redoks sisteminin niceliksel bir özelliği redoks potansiyeli platin ve sulu çözelti fazları arasındaki arayüzde ortaya çıkar. SI birimlerindeki potansiyelin büyüklüğü volt (V) cinsinden ölçülür ve şu şekilde hesaplanır: Nernst-Peters denklemi:

burada a(Ox) ve a(Red) sırasıyla oksitlenmiş ve indirgenmiş formların aktivitesidir; R- evrensel gaz sabiti; T- termodinamik sıcaklık, K; F- Faraday sabiti (96,500 C/mol); N- temel redoks sürecine katılan elektronların sayısı; a - hidronyum iyonlarının aktivitesi; M- yarı reaksiyonda hidrojen iyonundan önceki stokiyometrik katsayı. φ° değeri standart redoks potansiyelidir, yani. a(Ox) = a(Kırmızı) = a(H+) = 1 koşulları ve belirli bir sıcaklık altında ölçülen potansiyel.

2H+/H2 sisteminin standart potansiyelinin 0 V olduğu varsayılmaktadır. Standart potansiyeller referans değerlerdir ve 298K sıcaklıkta tablo halinde verilmiştir. Güçlü asidik ortam biyolojik sistemler için tipik değildir, bu nedenle canlı sistemlerde meydana gelen süreçleri karakterize etmek için, a(Ox) = a(Kırmızı), pH 7,4 ve 310K sıcaklık koşulu altında belirlenen resmi potansiyel daha sık kullanılır ( fizyolojik düzey). Bir çiftin potansiyeli yazarken, payda oksitleyici madde ve paydada indirgeyici madde olacak şekilde kesir olarak gösterilir.

25 °C (298K) için sabit değerler (R = 8,31 J/mol derece; F= 96.500 C/mol) Nernst denklemi aşağıdaki formu alır:

burada φ° çiftin standart redoks potansiyelidir, V; so.fyu ve sv.f. - sırasıyla oksitlenmiş ve indirgenmiş formların denge konsantrasyonlarının ürünü; x ve y yarı reaksiyon denklemindeki stokiyometrik katsayılardır.

Elektrot potansiyeli, tuz çözeltisine batırılmış bir metal plakanın yüzeyinde oluşur ve indirgenmiş formun konsantrasyonu değişmediğinden yalnızca oksitlenmiş formun [Mn+] konsantrasyonuna bağlıdır. Elektrot potansiyelinin aynı isimdeki iyonun konsantrasyonuna bağımlılığı aşağıdaki denklemle belirlenir:

burada [Mn+] metal iyonunun denge konsantrasyonudur; N- yarı reaksiyona katılan elektronların sayısı ve metal iyonunun oksidasyon durumuna karşılık gelir.

Redoks sistemleri iki türe ayrılır:

1) sistemde sadece elektron transferi gerçekleşir Fe3+ + ē = = Fe2+, Sn2+ - 2ē = Sn4+. Bu izole edilmiş redoks dengesi;

2) Elektron aktarımının proton aktarımıyla tamamlandığı sistemler, yani. gözlemlendi farklı türlerin birleşik dengesi: Protolitik (asit-baz) ve redoks, iki proton ve elektron parçacığı arasındaki olası rekabetle birlikte. Biyolojik sistemlerde önemli redoks sistemleri bu türdendir.

İkinci tip bir sistemin bir örneği, vücutta hidrojen peroksitin kullanım sürecidir: H2O2 + 2H+ + 2ē ↔ 2H2O ve ayrıca oksijen içeren birçok oksitleyici maddenin asidik ortamda azaltılması: CrO42-, Cr2O72- , MnO4-. Örneğin, MnО4- + 8Н+ + 5ē = = Mn2+ + 4Н2О. Bu yarı reaksiyon elektronları ve protonları içerir. Çift potansiyeli aşağıdaki formül kullanılarak hesaplanır:

Daha geniş bir konjuge çift yelpazesinde, çiftin oksitlenmiş ve indirgenmiş formları, değişen oksidasyon derecelerinde (MnO4-/Mn2+) çözelti halindedir. Ölçüm elektrodu olarak

bu durumda inert malzemeden (Pt) yapılmış bir elektrot kullanılır. Elektrot, elektrot prosesinin bir katılımcısı değildir ve yalnızca bir elektron taşıyıcısı rolünü oynar.

Bir çözeltide meydana gelen redoks işlemi nedeniyle üretilen potansiyele denir. redoks potansiyeli.

Üzerinde ölçülürredoks elektroduçiftinin oksitlenmiş ve indirgenmiş formlarını içeren bir çözelti içinde bulunan inert bir metaldir. Örneğin, ölçüm yaparken Eo Fe3+/Fe2+ çiftleri bir redoks elektrodu (platin ölçüm elektrodu) kullanır. Referans elektrot çift potansiyeli bilinen hidrojendir.

Galvanik hücrede meydana gelen reaksiyon:

Kimyasal zincir diyagramı: (-)Pt|(H2°), H+||Fe3+, Fe2+|Pt(+).

Yani yükseltgenme-indirgenme potansiyeli (ORP) Belirli bir maddenin oksidatif ve indirgeyici formlarının aktivitelerinin bire eşit olduğu bir sistemin potansiyelidir. ORP, standart referans elektrotlarıyla birlikte redoks elektrotları kullanılarak ölçülür.

Her redoks reaksiyonunun kendine ait redoks çifti– bu çift maddeyi oksitlenmiş ve indirgenmiş formda içerir (Fe+3/Fe+2).

Bir redoks çiftinin aktivitesinin niceliksel bir ölçüsü ORP'nin değeridir.

ORP buharı>>>oksitleyici

ORP çiftleri<<<восстановитель

ORP şunlara bağlıdır:

Redoks çiftinin doğası,

Konsantrasyonlar

Sıcaklıklar

Oksitleyici ajanların ve indirgeyici ajanların karşılaştırmalı gücü. Redoks potansiyellerinin değerlerine dayanarak redoks işlemlerinin yönünü tahmin etmek.

Oksidasyon-indirgeme potansiyeli, maddelerin redoks yeteneğinin bir ölçüsüdür. Standart çift potansiyellerin değerleri referans tablolarında belirtilmiştir.

Hidrojene göre indirgeyici madde görevi gören elektrotların standart potansiyelleri (E°) “-” işaretine, “+” işareti ise oksitleyici madde olan elektrotların standart potansiyellerine sahiptir.

Standart elektrot potansiyellerine göre artan sırada düzenlenen metaller, sözde elektrokimyasal metal voltaj serileri: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Redoks potansiyelleri serisinde aşağıdaki modeller not edilmiştir.

1. Bir çiftin standart redoks potansiyeli negatifse, örneğin φ°(Zn2+(p)/Zn°(t)) = -0,76 V, bu durumda potansiyeli daha yüksek olan bir hidrojen çiftine göre bu çift hareket eder indirgeyici bir ajan olarak. Potansiyel ilk mekanizma (oksidasyon reaksiyonu) tarafından oluşturulur.

2. Çiftin potansiyeli pozitifse, örneğin potansiyeli daha düşük olan bir hidrojen veya başka bir eşlenik çiftine göre φ°(Cu2+(p)/ Cu(t)) = +0,345 V ise, bu çift bir oksitleyici maddedir. Bu çiftin potansiyeli ikinci mekanizma (indirgeme reaksiyonu) tarafından oluşturulur.

3. Bir çiftin standart potansiyelinin cebirsel değeri ne kadar yüksek olursa, oksitlenmiş formun oksitlenme yeteneği o kadar yüksek ve bu çiftin indirgenmiş formunun indirgeme yeteneği o kadar düşük olur. Pozitif potansiyelin değerindeki bir azalma ve negatif olanın artması, oksidatif aktivitede bir azalmaya ve indirgeme aktivitesinde bir artışa karşılık gelir. Örneğin:

Standart redoks potansiyellerinin değerlerinin karşılaştırılması şu soruyu cevaplamamızı sağlar: şu veya bu redoks reaksiyonu meydana geliyor mu?

Oksitlenmiş ve indirgenmiş yarım çiftlerin standart oksidasyon potansiyelleri arasındaki farka elektromotor kuvvet (EMF) adı verilir.

E0 = Eok-Evost

Belirli bir redoks reaksiyonunun meydana gelme olasılığını değerlendirmek için niceliksel bir kriter, oksidasyon ve indirgeme yarı reaksiyonlarının standart redoks potansiyelleri arasındaki farkın pozitif değeridir.

Standart OVR koşulları altında kendiliğinden oluşma olasılığını belirlemek için aşağıdakiler gereklidir:

G0298= - p F E0

E>0G< 0 - самопроизвольно

e< 0 G>0 - geri

E = 0 G = 0 - kimyasal denge

Mitokondrinin elektron taşıma zincirinde elektron taşınmasının fizikokimyasal prensipleri.

Her türlü redoks işlemi, iç zarlarında enzim topluluklarının bulunduğu mitokondrideki substratların oksidasyonu sırasında meydana gelir - dehidrojenazlar, koenzimler (NAD +, FAD, UBC), bir dizi sitokrom b, c1, c ve enzim - sitokrom oksidaz. Protonların ve elektronların substrattan hemoglobin tarafından hücreye iletilen oksijen moleküllerine aktarıldığı hücresel solunum zinciri sistemini oluştururlar.

Solunum zincirinin her bir bileşeni belirli bir redoks potansiyeli değeri ile karakterize edilir. Elektronların solunum zinciri boyunca hareketi, düşük potansiyele sahip maddelerden (-0,32 V) daha yüksek potansiyele (+0,82 V) sahip maddelere doğru adım adım gerçekleşir, çünkü herhangi bir bileşik yalnızca daha yüksek redoks potansiyeline sahip bir bileşiğe elektron bağışlayabilir (tablo) 1).

Tablo 1

Solunum zincirindeki biyomoleküllerin standart redoks potansiyelleri

SİSTEM

YARIM REAKSİYON

REDOKS POTANSİYELİ, V

NAD+/NAD×H

NAD+ + H+ + 2 ē → NAD×H

FAD/FAD×H2

FAD+ + 2H+ + 2 ē → FAD×N2

UBH/ UBH×N2

UBH+ 2H+ + 2 ē → UBH×N2

sitokrom b

sitokrom c1

sitokrom c

sitokrom a + a3

О2 + 4 Н+ + 4 ē → 2 Н2О

Doku solunum zinciri bir diyagram olarak gösterilebilir:

Biyolojik oksidasyonun (dehidrojenasyon) bir sonucu olarak, substrattan iki hidrojen atomu (iki proton ve iki elektron formunda) solunum zincirine girer. İlk olarak, NAD+ molekülünde bir proton ve bir çift elektron arasında bir geçiş yarışı meydana gelir ve bu molekül, NAD'ın indirgenmiş formuna dönüşür. × H, ardından flavin baz sistemi (FAD/FAD × H2 veya FMN/FMN × H2), iki proton ve iki elektronun bir sonraki alıcısı ubikinondur (UBQ). Daha sonra yalnızca elektronlar aktarılır: UBH'den iki elektron × H2, redoks potansiyellerinin değerlerine göre sitokromlar tarafından sırayla alınır (Tablo 1). Son bileşen olan sitokrom oksidaz, elektronları doğrudan oksijen molekülüne aktarır. UBH'den türetilen iki protonla azaltılmış oksijen × H2 bir su molekülü oluşturur.

1/2 O2 + 2H+ + 2 ē → H2O

Sitokromların yapısında yalnızca tek elektronlu Fe3+ → Fe2+ transferi mümkün olduğundan, her oksijen molekülünün iki elektron taşıma zinciriyle etkileşime girdiğine dikkat edilmelidir.

Karmaşık bileşiklerin kimyası İnsan vücudundaki redoks (redoks) reaksiyonlarının türleri. Redoks reaksiyonları, iki veya daha fazla maddenin oksidasyon durumunun değişmesiyle meydana gelen reaksiyonlardır.

RuNet'teki en büyük bilgi veritabanına sahibiz, böylece her zaman benzer sorguları bulabilirsiniz

(OB) VE OB – ELEKTROTLAR.

Oksidasyon-indirgeme mekanizmasına bağlı olarak çeşitli OM sistemleri iki türe ayrılabilir:

1. tip: OM – redoks işleminin yalnızca elektronların aktarımıyla ilişkili olduğu sistemler, örneğin: Fe³ + +ē ↔ Fe² +

2. tip: Redoks işleminin yalnızca elektronların değil aynı zamanda protonların aktarımıyla da ilişkili olduğu OB sistemleri, örneğin:

C 6 H 4 Ö 2 + 2H + +2ē ↔ C 6 H 4 (OH) 2

kinon hidrokinon

MnO 4 - + 8H + + 5ē ↔ Mn² + + 4H 2 O

Bir OM sistemi ile birlikte inert bir metale oksidasyon-redüksiyon veya redoks elektrodu adı verilir ve bu elektrotta ortaya çıkan potansiyele oksidasyon-redüksiyon (OR) veya redoks potansiyeli denir.

İnert metal, potansiyel belirleyici reaksiyonda yalnızca dolaylı bir rol alır ve elektronların Red maddesinin indirgenmiş formundan oksitlenmiş OX'a transferinde bir aracıdır.

İnert bir metal, aşırı miktarda oksitlenmiş demir içeren bir çözeltiye daldırıldığında, metal plaka pozitif olarak yüklenir (Şekil 10 a)

İndirgenmiş demir formunun fazla olması durumunda platin yüzeyi negatif yüklü hale gelir (Şekil 10 b).

Pirinç. 10. OB potansiyelinin ortaya çıkışı

Elektronların metal yoluyla bir iyondan diğerine transferi, metal yüzeyinde bir DES oluşumuna yol açar.

Elektronlar arası değişim metal olmadan mümkündür. Ancak Fe²+ ve Fe³+ iyonları farklı şekillerde çözülür ve elektron transferi için bir enerji bariyerinin aşılması gerekir. Elektronların Fe²+ iyonlarından metale ve metal yüzeyinden Fe³+ iyonuna geçişi daha düşük aktivasyon enerjisiyle karakterize edilir.

Fe²+ ve Fe³+ iyonlarının aktiviteleri eşitse platin levha pozitif olarak yüklenir çünkü Fe³+ iyonlarının elektron alıcı kapasitesi Fe²+'nın elektron verici kapasitesinden daha büyüktür.

Peters denklemi.

OM potansiyelinin OM sisteminin doğasına (φ°r), oksitlenmiş ve indirgenmiş formların aktivitelerinin oranına, sıcaklığa ve hidrojen iyonlarının aktivitesine niceliksel bağımlılığı Peters denklemi ile belirlenir.

1. tip: φr = φ°r + ∙ ln

2. tip: φr = φ°r + ∙ ln

burada φr - OB - potansiyel, V;

φ°r - standart OB - potansiyel, V;

z, OB sürecine katılan elektronların sayısıdır;

a (Ox) – oksitlenmiş formun aktivitesi, mol/l;

a (Kırmızı) – indirgeyici formun aktivitesi, mol/l;

m proton sayısıdır;

a(n +) – hidrojen iyonlarının aktivitesi, mol/l.

Standart OB potansiyeli, inert bir metal ile oksitlenmiş formun aktivitesinin indirgenmiş formun aktivitesine eşit olduğu bir çözelti arasındaki arayüzde ve ayrıca ikinci tip bir sistem için ortaya çıkan potansiyeldir. Hidrojen iyonlarının aktivitesi birliğe eşittir.

Tersinir elektrotların sınıflandırılması.

Elektrotların çalışma prensibini inceledikten sonra, potansiyel belirleme süreçlerinde yer alan maddelerin özelliklerine ve tasarımlarına göre tüm tersinir elektrotların aşağıdaki gruplara ayrıldığı sonucuna varabiliriz:

Birinci türden elektrotlar;

İkinci tür elektrotlar;

İyon seçici elektrotlar;

Redoks elektrotları.

1. Galvanik hücre, iş tüketmek yerine iş üreten bir sistemdir, bu nedenle elemanın EMF'sinin pozitif bir değer olarak dikkate alınması tavsiye edilir.

2. Elemanın EMF'si, sol elektrot potansiyelinin sayısal değerinin sağ elektrot potansiyelinin sayısal değerinden - "sağ artı" kuralı - çıkarılmasıyla hesaplanır. Bu nedenle eleman devresi sol elektrot negatif, sağ elektrot pozitif olacak şekilde yazılmıştır.

3. Birinci ve ikinci sıranın iletkenleri arasındaki arayüz bir satırla gösterilir: Zn׀ZnSO4; Cu׀CuSO4

4. İkinci tip iletkenler arasındaki arayüz noktalı çizgiyle gösterilmiştir: ZnSO4 (p) ׃ CuSO4 (p)

5. İkinci tip iki iletken arasındaki arayüzde bir elektrolit köprüsü kullanılıyorsa, iki çizgi ile gösterilir: ZnSO4 (р) ׀׀ CuSO4 (р).

6. Bir fazın bileşenleri virgülle ayrılarak yazılır:

Pt|Fe³+, Fe²+ ; Pt, H2 |HCl(p)

7. Elektrot reaksiyon denklemi, oksitleyici formdaki maddeler solda ve indirgeyici formdaki maddeler sağda olacak şekilde yazılmıştır.

örneğin, bir maddenin diğerinin indirgenmesi nedeniyle tersinir bir oksidasyon reaksiyonunun meydana geldiği ve örneğin ortamda oksitlenmiş ve indirgenmiş iyonların bir karışımının oluştuğu iki madde arasında böyle bir etkileşim süreci. - Fe"" ve Fe", Sn" ve Sn"", vb. Redoks sisteminin yoğunluk seviyesi, normal bir hidrojen elektrotunun potansiyeline göre volt cinsinden ifade edilen Eh redoks potansiyelinin değeri ile belirlenir. .

Sistemin potansiyeli ne kadar pozitif olursa, oksitleyici özellikleri de o kadar fazla olur. Eşit konsantrasyonlarda oksitlenmiş ve indirgenmiş iyon içeren sistemlerde elde edilen potansiyellere denir. normal.

O. o.-v. İle. Normal potansiyellerin büyüklüğüne göre, her sistem daha negatif normal potansiyele sahip bir sisteme göre oksitleyici bir ajan ve daha pozitif normal potansiyele sahip bir sisteme göre bir indirgeyici ajan olacak şekilde bir seri halinde düzenlenebilirler. potansiyel. Redoks sistemleri mineral oluşumunda, tortul kayaçlardaki organik maddelerin dönüşümünde vb. önemli bir rol oynar.

Madde eşdeğeri veya Eş değer iyon değiştirme reaksiyonlarında bir hidrojen katyonuna veya redoks reaksiyonlarında bir elektrona bağlanabilen, serbest bırakabilen veya başka şekilde eşdeğer olabilen gerçek veya hayali bir parçacıktır.

Örneğin tepki olarak:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

eşdeğeri gerçek bir parçacık olacaktır - reaksiyondaki Na + iyonu

eşdeğeri hayali parçacık ½Zn(OH)2 olacaktır.

Bir maddenin eşdeğeri de sıklıkla kastedilmektedir. madde eşdeğerlerinin sayısı veya eşdeğer miktarda madde- söz konusu reaksiyondaki bir mol hidrojen katyonuna eşdeğer bir maddenin mol sayısı.

[değiştir]Eşdeğer kütle

Eşdeğer kütle belirli bir maddenin bir eşdeğerinin kütlesidir.

[değiştir]Bir maddenin eşdeğer molar kütlesi

Molar kütle eşdeğerleri genellikle veya olarak gösterilir. Bir maddenin eşdeğer molar kütlesinin gerçek molar kütlesine oranına denir. eşdeğerlik faktörü(genellikle olarak belirtilir).

Bir maddenin eşdeğerlerinin molar kütlesi, bu maddenin molar kütlesi ile eşdeğerlik faktörünün çarpımına eşit olan bir mol eşdeğerin kütlesidir.

M eq = f eq ×M

[değiştir]Eşdeğerlik faktörü

Eşdeğer molar kütlenin kendi molar kütlesine oranına denir. eşdeğerlik faktörü(genellikle olarak belirtilir).

[değiştir]Eşdeğerlik numarası

Denklik numarası z o maddenin 1 molünde bulunan maddenin eşdeğer sayısına eşit küçük bir pozitif tam sayıdır. Eşdeğerlik faktörü eşdeğerlik numarasıyla ilgilidir z aşağıdaki ilişki: =1/z.

Örneğin tepki olarak:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

Eşdeğeri ½Zn(OH)2 parçacığıdır. ½ sayısı eşdeğerlik faktörü, z bu durumda 2'dir

* - inert gazlar için Z = 1

Eşdeğerlik faktörü, eşdeğerlik yasasını formüle etmeye yardımcı olur.

[değiştir]Eşdeğerler Yasası

I.V. Richter'in (1792-1800) çalışması sonucunda eşdeğerler yasası keşfedildi:

§ tüm maddeler eşdeğer oranlarda reaksiyona girer.

§ Eşdeğerler Yasasını ifade eden formül: m 1 E 2 =m 2 E 1

§ Elektrokimyasal eşdeğer- Faraday yasasına göre, elektrolitten birim miktarda elektrik geçtiğinde elektrotta salınması gereken madde miktarı:

§ Faraday sabiti nerede.

§ Faraday sabiti, bir maddenin elektrokimyasal ve fiziksel özellikleri arasındaki ilişkiyi belirleyen fiziksel bir sabittir.

§ Faraday sabiti C mol −1'e eşittir.

§ Faraday sabiti sabit olarak dahil edilmiştir Faraday'ın ikinci yasası(elektroliz kanunu).

§ Sayısal olarak Faraday sabiti elektrik yüküne eşittir, elektrot üzerindeki elektrolitten geçerken formülde (1/z) mol A maddesi açığa çıkar:

Nerede:
- reaksiyona katılan elektronların sayısı.

§ Faraday sabiti için aşağıdaki ilişki geçerlidir:

§ temel yük nerede ve Avogadro sayısı.

İzotoplar(eski Yunanca ισος'dan - "eşit", "Aynı", ve τόπος - "yer") - çekirdekte farklı sayıda nötron bulunan bir kimyasal elementin atom çeşitleri (ve çekirdekleri). Bu isim, izotopların periyodik tablonun aynı yerinde (aynı hücrede) bulunmasından kaynaklanmaktadır. Bir atomun kimyasal özellikleri neredeyse tamamen elektron kabuğunun yapısına bağlıdır ve bu da esas olarak çekirdeğin yükü tarafından belirlenir. Z(yani içindeki proton sayısı) ve neredeyse kütle numarasına bağlı değildir A(yani toplam proton sayısı Z ve nötronlar N). Aynı elementin tüm izotopları aynı nükleer yüke sahiptir, yalnızca nötron sayısı farklılık gösterir. Tipik olarak bir izotop, ait olduğu kimyasal elementin sembolüyle belirtilir ve sol üstte kütle numarasını gösteren bir alt simge eklenir (örneğin, 12 C, 222 Rn). Ayrıca elementin adını ve ardından tireli kütle numarasını da yazabilirsiniz (örneğin, karbon-12, radon-222). Bazı izotopların geleneksel özel isimleri vardır (örneğin döteryum, aktinon).

İzotop örnekleri: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O - üç kararlı oksijen izotopu.

[değiştir] Terminoloji

IUPAC'ın temel konumu, aynı kimyasal elementin aynı atom kütlesine sahip atomları (veya çekirdekleri) için doğru tekil terimin nüklid olmasıdır ve terim izotoplar bir elementin bir dizi nüklidini belirtmek için kullanılabilir. Terim izotoplar Karşılaştırma için en az iki çeşit atom gerektiğinden başlangıçta çoğul olarak önerilmiş ve kullanılmıştır. Daha sonra terimin tekil kullanımı da yaygınlaştı. izotop. Ek olarak, çoğul terim genellikle tek bir öğeyi değil, herhangi bir nüklid koleksiyonunu ifade etmek için kullanılır ve bu da yanlıştır. Halihazırda uluslararası bilimsel kuruluşların pozisyonları tekdüzeliğe getirilmemiştir ve terim izotop IUPAC ve IUPAP'ın çeşitli bölümlerinin resmi materyalleri de dahil olmak üzere yaygın olarak kullanılmaya devam etmektedir. Bu, bir terimin orijinal olarak kendisinde var olan anlamının, bu terimin belirtmek için kullanıldığı kavrama karşılık gelmeyi nasıl bıraktığının bir örneğidir (başka bir ders kitabı örneği, adının aksine bölünmez olmayan atomdur). .

[değiştir]İzotopların keşfinin tarihi

Aynı kimyasal davranışa sahip maddelerin farklı fiziksel özelliklere sahip olabileceğine dair ilk kanıt, ağır elementlerin atomlarının radyoaktif dönüşümlerinin incelenmesiyle elde edildi. 1906-07'de, uranyumun radyoaktif bozunma ürünü - iyonyum ve radyoaktif bozunma ürünü - radyotoryumun toryum ile aynı kimyasal özelliklere sahip olduğu, ancak atom kütlesi ve radyoaktif bozunma özellikleri bakımından ondan farklı olduğu ortaya çıktı. Daha sonra her üç ürünün de aynı optik ve x-ışını spektrumlarına sahip olduğu keşfedildi. İngiliz bilim adamı F. Soddy'nin önerisi üzerine, kimyasal özellikleri bakımından aynı, ancak atom kütlesi ve bazı fiziksel özellikleri bakımından farklı olan bu tür maddelere izotop denilmeye başlandı.

[değiştir]Doğadaki izotoplar

Dünyadaki elementlerin izotopik kompozisyonunun tüm materyallerde aynı olduğuna inanılmaktadır. Doğadaki bazı fiziksel süreçler elementlerin izotopik bileşiminin bozulmasına neden olur (doğal fraksiyonlama hafif elementlerin karakteristik izotoplarının yanı sıra doğal uzun ömürlü izotopların bozunması sırasında izotop kaymaları). Nükleer jeokronolojide, bazı uzun ömürlü nüklidlerin bozunma ürünleri olan minerallerdeki çekirdeklerin kademeli birikimi kullanılır.

[değiştir]İzotopların insanlar tarafından kullanımı

Teknolojik faaliyetlerde insanlar, malzemelerin belirli özelliklerini elde etmek için elementlerin izotopik bileşimini değiştirmeyi öğrendiler. Örneğin 235 U, termal nötronlarla zincirleme fisyon reaksiyonları gerçekleştirebilme yeteneğine sahiptir ve nükleer reaktörler veya nükleer silahlar için yakıt olarak kullanılabilir. Bununla birlikte, doğal uranyum bu nüklidin yalnızca %0,72'sini içerirken, zincirleme reaksiyon yalnızca en az %3'lük bir 235U içeriğiyle pratik olarak mümkündür. Ağır elementlerin izotoplarının fiziksel ve kimyasal özelliklerinin benzerliğinden dolayı, uranyumun izotop zenginleştirme prosedürü, dünyada yalnızca bir düzine ülkenin erişebildiği son derece karmaşık bir teknolojik iştir. İzotopik etiketler bilim ve teknolojinin birçok dalında (örneğin radyoimmünoanalizde) kullanılmaktadır.

Ayrışma sabiti- büyük bir nesnenin geri dönüşümlü olarak küçük nesnelere ayrışma (ayrılma) eğilimini gösteren bir tür denge sabiti; örneğin bir kompleksin kendisini oluşturan moleküllere parçalanması veya bir tuzun sulu bir çözelti içinde iyonlara ayrılması gibi. Ayrışma sabiti genellikle belirtilir Kd ve ilişki sabitinin tersi. Tuzlar söz konusu olduğunda ayrışma sabitine bazen iyonizasyon sabiti adı verilir.

Genel olarak reaksiyon

burada karmaşık A X B sen parçalanıyor X A birimleri ve sen B birimleri için ayrışma sabiti aşağıdaki şekilde belirlenir:

burada [A], [B] ve sırasıyla A, B ve A x B y kompleksinin konsantrasyonlarıdır.

[düzenle]Tanım

Arrhenius teorisine göre zayıf elektrolitlerin elektrolitik ayrışması tersinir bir reaksiyondur, yani şematik olarak denklemlerle temsil edilebilir (tek değerli iyonlar için):

KA ↔ K + + A − ,

§ KA - ayrışmamış bileşik;

§ K+ - katyonu;

§ A – bir anyondur.

Böyle bir reaksiyonun denge sabiti aşağıdaki denklemle ifade edilebilir:

,

(1)

§ - çözeltideki ayrışmamış bileşiğin konsantrasyonu;

§ - çözeltideki katyonların konsantrasyonu;

§ çözeltideki anyonların konsantrasyonudur.

Bir ayrışma reaksiyonuna ilişkin denge sabitine denir ayrışma sabiti.

Elektrolitlerin çok değerlikli iyonlarla ayrışması

Elektrolitlerin çok değerlikli iyonlarla ayrışması durumunda, ayrışma adım adım gerçekleşir ve her adım için kendi ayrışma sabiti değeri vardır.

Örnek: Polibazik (borik) asidin ayrışması [ kaynak belirtilmedi 332 gün] :

Aşama I: H 3 BO 3 ↔ H + + H 2 BO 3 - ,

Aşama II: H 2 BO 3 − ↔ H + + HBO 3 2− ,

Aşama III: HBO 3 2− ↔ H + + BO 3 3− ,

Bu tür elektrolitler için birinci ayrışma derecesi her zaman sonrakilerden çok daha büyüktür; bu, bu tür bileşiklerin ayrışmasının esas olarak ilk aşamada meydana geldiği anlamına gelir.

Ayrışma sabiti ile ayrışma derecesi arasındaki ilişki

Ayrışma derecesinin tanımına dayanarak, ayrışma reaksiyonundaki elektrolit CA için = = α·c, = c - α·c = c·(1 - α), burada α, elektrolitin ayrışma derecesidir.

Bu ifadeye Ostwald'ın seyreltme yasası denir. Çok küçük α için (α<<1) K=cα² и

Böylece elektrolit konsantrasyonu arttığında ayrışma derecesi azalır, azaldığında ise artar. Ayrışma sabiti ile ayrışma derecesi arasındaki ilişki Ostwald Seyreltme Yasası makalesinde daha ayrıntılı olarak açıklanmaktadır.

[değiştir]Deneysel sonuçlar ile Arrhenius modeli arasındaki fark, ayrışma sabitinin aktiviteler yoluyla türetilmesi

Yukarıdaki hesaplamalar çok kaba olan ve iyonların elektrostatik etkileşimi faktörlerini hesaba katmayan Arrhenius teorisine dayanmaktadır. Elektrolit çözeltilerinde ideal durumdan sapmalar, interiyonik kuvvetler ters orantılı olduğundan çok düşük konsantrasyonlarda meydana gelir. kare iyon merkezleri arasındaki mesafeler, moleküller arası kuvvetler ise ters orantılıdır yedinci derece mesafeler, yani interiyonik kuvvetler, seyreltik çözeltilerde bile moleküller arası kuvvetlerden çok daha büyük olduğu ortaya çıkar.

Lewis, iyon konsantrasyonları yerine fonksiyonu tanıtılırsa, gerçek çözümler için basit denklemlerin korunabileceğini (yukarıya bakın) gösterdi. aktivite. Aktivite (a), aktivite katsayısı adı verilen bir düzeltme faktörü γ aracılığıyla konsantrasyon (c) ile ilişkilidir:

A = γ C

Böylece, Lewis'e göre denklem (1) ile açıklanan Arrhenius'a göre denge sabitinin ifadesi şöyle görünecektir:

§ ;

§ ;

Lewis teorisinde sabit ile ayrışma derecesi arasındaki ilişki (denklem (2) ile yazılan Arrhenius teorisinde) şu ilişki ile ifade edilir:

Çözümü ideal durumdan saptıran başka bir etki yoksa, o zaman ayrışmamış moleküller ideal gazlar gibi davranır ve γ KA = 1 olur ve Ostwald seyreltme yasasının gerçek ifadesi şu şekli alır:

§ - ortalama elektrolit aktivite katsayısı.

c→0 ve γ→1 için Ostwald seyreltme yasasının yukarıdaki denklemi (2) formunu alır. Elektrolit ne kadar çok ayrışırsa, aktivite katsayısı γ birlikten o kadar hızlı sapar ve klasik seyreltme yasasının ihlali o kadar hızlı gerçekleşir.

Güçlü elektrolitlerin ayrışma sabiti

Güçlü elektrolitler neredeyse tamamen ayrışır (reaksiyon geri döndürülemez), bu nedenle ayrışma sabiti ifadesinin paydası sıfırdır ve ifadenin tamamı sonsuza eğilimlidir. Bu nedenle güçlü elektrolitler için “ayrışma sabiti” terimi anlamsızdır.

[değiştir]Hesaplama örnekleri

[değiştir]Suyun ayrışması

Su, denkleme göre ayrışan zayıf bir elektrolittir.

Suyun 25 °C'deki ayrışma sabiti:

Çoğu çözeltide suyun moleküler formda olduğu (H + ve OH - iyonlarının konsantrasyonu düşüktür) ve suyun molar kütlesinin 18,0153 g/mol olduğu ve 25 °C sıcaklıktaki yoğunluğunun dikkate alındığı göz önüne alındığında 997,07 g/l, saf su konsantrasyon = 55,346 mol/l'ye karşılık gelir. Bu nedenle önceki denklem şu şekilde yeniden yazılabilir:

Yaklaşık bir formülün kullanılması yaklaşık %15'lik bir hata verir:

Ayrışma derecesinin bulunan değerine dayanarak çözeltinin pH'ını buluruz:

Ayrışma derecesi- homojen (homojen) sistemlerde ayrışma reaksiyonunda denge durumunu karakterize eden bir miktar.

Ayrışma derecesi α, ayrışan moleküllerin sayısının oranına eşittir N miktara N + N, Nerede N- ayrışmamış moleküllerin sayısı. α genellikle yüzde olarak ifade edilir. Ayrışmanın derecesi hem çözünmüş elektrolitin doğasına hem de çözeltinin konsantrasyonuna bağlıdır.

[düzenle] Örnek

Asetik asit CH3COOH için a'nın değeri %4'tür (0,01 M çözeltide). Bu, bir asidin sulu çözeltisinde her 100 molekülden yalnızca 4'ünün ayrıştığı, yani H + ve CH 3 COO - iyonları formunda olduğu, geri kalan 96 molekülün ise ayrışmadığı anlamına gelir.

[değiştir]Belirleme yöntemleri

§ Çözeltinin elektriksel iletkenliğine göre

§ donma noktasını düşürerek

[değiştir]Hayali ayrışma derecesi

Güçlü elektrolitler neredeyse tamamen ayrıştığından, bunlar için formül birimindeki (molekül) iyonların (veya polarize atomların) sayısına eşit bir izotonik katsayı beklenebilir. Ancak gerçekte bu katsayı her zaman formülde belirtilenden daha küçüktür. Örneğin, 0,05 mol NaCl çözeltisi için izotonik katsayı 2,0 yerine 1,9'dur (aynı konsantrasyondaki bir magnezyum sülfat çözeltisi için tamamen Ben= 1.3). Bu, 1923'te P. Debye ve E. Hückel tarafından geliştirilen güçlü elektrolitler teorisi ile açıklanmaktadır: iyonların bir çözelti içindeki hareketi, oluşan solvasyon kabuğu tarafından engellenmektedir. Ek olarak iyonlar da birbirleriyle etkileşime girer: Zıt yüklü olanlar çeker, benzer yüklü olanlar iter; Karşılıklı çekim kuvvetleri, çözelti içerisinde birlikte hareket eden iyon gruplarının oluşmasına yol açar. Bu tür gruplara denir iyonik ortaklar veya iyon çiftleri. Buna göre çözüm, hareket özgürlükleri sınırlı olduğundan gerçekte olduğundan daha az parçacık içeriyormuş gibi davranır. En bariz örnek çözeltilerin elektriksel iletkenliğiyle ilgilidir. λ Bu, çözeltinin seyreltilmesiyle artar. Gerçek elektrik iletkenliğinin sonsuz seyreltmedekine oranı kullanılarak şu belirlenir: hayali ayrışma derecesi güçlü elektrolitler, aynı zamanda şu şekilde de gösterilir: α :

,

Nerede resim- hayali ve n disslv.- çözeltideki parçacıkların gerçek sayısı.