Vrste redoks sistema. Vrste redoks (redox) reakcija u ljudskom tijelu. Klasifikacija redoks sistema
Dom
(OB) I OB – ELEKTRODE.
U zavisnosti od oksidaciono-redukcionog mehanizma, različiti OM sistemi se mogu podeliti u dva tipa: 1. tip
: OM – sistemi u kojima je redoks proces povezan s prijenosom samo elektrona, na primjer: Fe³ + +ē ↔ Fe² + 2. tip
: OB sistemi u kojima je redoks proces povezan ne samo s prijenosom elektrona, već i protona, na primjer:
C 6 H 4 O 2 + 2H + +2ē ↔ C 6 H 4 (OH) 2
kinon hidrokinon
MnO 4 - + 8H + + 5ē ↔ Mn² + + 4H 2 O
Inertni metal u kombinaciji sa OM sistemom naziva se oksidaciono-redukciona ili redoks elektroda, a potencijal koji nastaje na ovoj elektrodi naziva se oksidaciono-redukcioni (OR) ili redoks potencijal.
Inertni metal samo posredno učestvuje u reakciji određivanja potencijala, jer je posrednik u prijenosu elektrona iz reduciranog oblika crvene supstance u oksidirani OX.
Kada se inertni metal uroni u otopinu koja sadrži višak oksidiranog oblika željeza, metalna ploča postaje pozitivno nabijena (slika 10 a)
Sa viškom redukovanog oblika gvožđa, površina platine postaje negativno naelektrisana (slika 10 b).
Rice. 10. Pojava OB potencijala
Prijenos elektrona s jednog jona na drugi kroz metal dovodi do formiranja DES-a na površini metala.
Razmjena između elektrona je moguća bez metala. Ali Fe²+ i Fe³+ joni se solvatiraju na različite načine i za prijenos elektrona potrebno je savladati energetsku barijeru. Prelaz elektrona sa Fe²+ jona na metal i sa površine metala na Fe3+ jon karakteriše niža energija aktivacije.
Ako su aktivnosti Fe²+ i Fe³+ jona jednake, platinska ploča je pozitivno naelektrisana, jer Kapacitet akceptora elektrona Fe³+ jona je veći od kapaciteta donora elektrona Fe²+.
Petersova jednadžba.
U zavisnosti od oksidaciono-redukcionog mehanizma, različiti OM sistemi se mogu podeliti u dva tipa: Kvantitativna zavisnost OM - potencijala od prirode OM - sistema (φ°r), odnosa aktivnosti oksidisanog i redukovanog oblika, temperature i aktivnosti vodonikovih jona utvrđena je Petersovom jednačinom.
: OM – sistemi u kojima je redoks proces povezan s prijenosom samo elektrona, na primjer: Fe³ + +ē ↔ Fe² + Kvantitativna zavisnost OM - potencijala od prirode OM - sistema (φ°r), odnosa aktivnosti oksidisanog i redukovanog oblika, temperature i aktivnosti vodonikovih jona utvrđena je Petersovom jednačinom.
: φr = φ°r + ∙ ln
gdje je φr - OB - potencijal, V;
φ°r - standardni OB - potencijal, V;
a (Ox) – aktivnost oksidiranog oblika, mol/l;
a (crveno) – aktivnost redukujućeg oblika, mol/l;
m je broj protona;
a(n +) – aktivnost vodonikovih jona, mol/l.
Standardni OB potencijal je potencijal koji nastaje na granici između inertnog metala i rastvora, u kojem je aktivnost oksidovanog oblika jednaka aktivnosti redukovanog oblika, a za sistem drugog tipa, pored toga, aktivnost vodonikovih jona jednaka je jedinici.
Klasifikacija reverzibilnih elektroda.
Ispitivanjem principa rada elektroda, možemo zaključiti da se prema svojstvima tvari uključenih u procese određivanja potencijala, kao i prema njihovom dizajnu, sve reverzibilne elektrode dijele u sljedeće grupe:
Elektrode prve vrste;
Elektrode druge vrste;
Ion selektivne elektrode;
Redox elektrode.
1. Galvanska ćelija je sistem koji proizvodi rad, a ne troši ga, stoga je preporučljivo smatrati EMF elementa pozitivnom vrijednošću.
2. EMF elementa se izračunava oduzimanjem numeričke vrijednosti potencijala lijeve elektrode od numeričke vrijednosti potencijala desne elektrode - pravilo “desno plus”. Stoga je sklop elementa napisan tako da je lijeva elektroda negativna, a desna pozitivna.
3. Interfejs između provodnika prvog i drugog reda je označen jednom linijom: Zn׀ZnSO4; Cu׀CuSO4
4. Interfejs između provodnika drugog tipa prikazan je isprekidanom linijom: ZnSO4 (p) ׃ CuSO4 (p)
5. Ako se elektrolitski most koristi na sučelju između dva vodiča drugog tipa, on se označava sa dvije linije: ZnSO4 (r) ׀׀ CuSO4 (r).
6. Komponente jedne faze pišu se odvojene zarezima:
Pt|Fe³+, Fe²+ ; Pt, H2 |HCl(p)
7. Jednačina elektrodne reakcije je napisana tako da se tvari u oksidirajućem obliku nalaze na lijevoj strani, a u redukcionom obliku na desnoj strani.
Redoks reakcije su reakcije koje su praćene promjenom oksidacijskog stanja atoma koji čine tvari koje reagiraju. Oksidacijsko stanje (n) se odnosi na uslovni naboj atoma, koji se izračunava na osnovu pretpostavke da se molekul sastoji samo od jona. Drugim riječima: oksidacijskom stanju- Ovo je konvencionalni naboj koji bi atom elementa stekao ako pretpostavimo da je prihvatio ili odustao od određenog broja elektrona.
Oksidacija-redukcija je jedan, međusobno povezan proces. Oksidacija dovodi do povećanja oksidacionog stanja redukcionog agensa i redukcije- do njegovog smanjenja oksidacionog agensa.
Povećanje ili smanjenje oksidacionog stanja atoma odražava se u elektronskim jednadžbama: oksidacijski agens prihvata elektrone, a redukcijski agens ih odaje. Nije važno da li se elektroni u potpunosti kreću od jednog atoma do drugog i da li se formiraju ionske veze, ili su elektroni privučeni samo elektronegativnijem atomu i nastaje polarna veza. Sposobnost supstance da ispoljava oksidaciona, redukciona ili dvostruka (oksidaciona i redukciona) svojstva može se proceniti po stepenu oksidacije atoma oksidacionog i redukcionog sredstva.
Atom elementa u svom najvišem oksidacionom stanju ne može ga povećati (donirati elektrone) i ispoljava samo oksidirajuća svojstva, a u najnižem oksidacionom stanju ne može ga sniziti (prihvatati elektrone) i pokazuje samo redukciona svojstva. Atom elementa koji ima srednje oksidaciono stanje može pokazati i oksidirajuća i redukcijska svojstva. na primjer:
Tokom redoks reakcija, valencija atoma se možda neće promijeniti. Na primjer, u redoks reakciji H° 2 + C1° 2 = H + Cl - valencija atoma vodika i klora prije i poslije reakcije jednaka je jedan. Njihovo oksidacijsko stanje se promijenilo. Valencija određuje broj veza koje formira dati atom i stoga nema predznak naboja. Stepen oksidacije ima predznak plus ili minus.
Primjer 1. Na osnovu oksidacionog stanja (p) azot, sumpor i mangan u jedinjenjima NH 3, HNO 2, HNO 3, H 2 S, H 2 SO 3, H 2 SO 4, MnO 2 i KMnO 4, određuju koji od njih mogu biti samo redukcioni agensi, samo oksidanti i koji pokazuju i oksidirajuća i redukcijska svojstva.
Rješenje. Stepen oksidacije azota u ovim jedinjenjima je respektivno jednak: -3 (najniži), +3 (srednji), +5 (najviši); n(S) je respektivno jednako: -2 (najniže), +4 (srednje), +6 (najviše); n(Mn) je respektivno jednako: + 4 (srednji), +7 (najviši). Dakle: NH 3, H 2 S - samo redukcioni agensi; HNO 3, H 2 SO 4, KMnOd - samo oksidanti; HNO 2, H 2 SO 3, MnO 2 - oksidirajuća i redukcijska sredstva.
Primjer 2. Mogu li doći do redoks reakcija između sljedećih supstanci: a) H 2 S i HI; b) H 2 S i H 2 SO 3; c) H 2 SO 3 i HC1O 4?
Rješenje: a) oksidaciono stanje u H 2 S w(S) = -2; u HI i (1) = -1. Pošto su i sumpor i jod u najnižem oksidacionom stanju, obe supstance pokazuju samo redukciona svojstva i ne mogu međusobno da deluju;
b) u H 2 S n(S) = -2 (najniži), u H 2 SO 3 n(S) = +4 (srednji);
Shodno tome, moguća je interakcija ovih supstanci, a H 2 SO 3 je oksidaciono sredstvo;
c) u H 2 SO 3 n(S) = +4 (intermedijer); u HC1O 4 n(C1) = +7 (najviše). Preuzete supstance mogu da stupe u interakciju, H 2 SO 3 će u ovom slučaju pokazati redukciona svojstva.
Primjer 3. Zapišite jednadžbe za redoks reakciju slijedeći shemu:
+7 +3 +2 +5
KMnO 4 +H 3 PO 3 +H 2 SO 4 →MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Rješenje. Ako iskaz problema sadrži i početne supstance i proizvode njihove interakcije, tada se pisanje jednadžbe reakcije svodi, po pravilu, na pronalaženje i sređivanje koeficijenata. Koeficijenti se određuju metodom elektronske ravnoteže pomoću elektronskih jednačina. Izračunavamo kako se oksidaciono stanje redukcionog agensa i oksidacionog agensa mijenjaju i odražavamo to u elektronskim jednadžbama:
redukciono sredstvo 5 P 3+ - 2e - = P 5+ proces oksidacije
oksidaciono sredstvo 2 Mn 7+ + 5e - = Mn 2+ proces redukcije
Ukupan broj elektrona koje je dao redukcioni agens mora biti jednak broju elektrona dobijenih od strane oksidacionog sredstva. Zajednički najmanji višekratnik datih i primljenih elektrona je deset. Dijeljenjem ovog broja sa 5 dobijamo koeficijent 2 za oksidaciono sredstvo i njegov redukcioni proizvod, a kada podelimo 10 sa 2, dobijamo koeficijent 5 za redukciono sredstvo i njegov proizvod oksidacije. Koeficijent za supstance čiji atomi ne menjaju svoje oksidaciono stanje nalazi se selekcijom. Jednačina reakcije će biti:
2KMnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + ZN 2 O
Primjer 4. Napišite jednadžbu za reakciju između cinka i koncentrirane sumporne kiseline, uzimajući u obzir maksimalnu redukciju potonje.
Rješenje. Cink, kao i svaki metal, pokazuje samo redukciona svojstva. U koncentrovanoj sumpornoj kiselini, oksidaciona funkcija pripada sumporu (+6). Maksimalna redukcija sumpora znači da on postiže minimalno oksidaciono stanje. Minimalno oksidaciono stanje sumpora kao str-element VIA grupe je -2. Cink, kao metal grupe IIB, ima konstantno oksidaciono stanje +2. Mi odražavamo ono što je rečeno u elektronskim jednačinama:
redukciono sredstvo Zn - 2e - = Proces oksidacije Zn 2+
oksidaciono sredstvo S 6+ + 8e - = S 2- proces redukcije
Sastavljamo jednačinu reakcije:
4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
Prije H 2 SO 4 postoji koeficijent 5, a ne 1, jer se četiri molekula H 2 SO 4 koriste za vezanje četiri Zn 2+ jona.
Primjer 5. Određivanje smjera redoks reakcije vrijednošću redoks potencijala. Da li je moguće koristiti K 2 Cr 2 O 7 kao oksidant u kiseloj sredini u sledećim procesima pod standardnim uslovima:
a) 2 F – –2 e – F = + 2,85 V;
b) 2 Cl – – 2 e – Cl 2 = + 1,36 V;
c) 2 Br – – 2 e – Br 2 = + 1,06 V;
d) 2 I – –2 e – I 2 = + 0,54 V.
Standardni redoks potencijal sistema: 
=1,33 V.
Rješenje: Za određivanje smjera redoks reakcije potrebno je odrediti EMF:
EMF = oksidacija – restauriran
gdje je oksid potencijal oksidacijskog sredstva;
Redukcija - potencijal redukcionog agensa.
Reakcija je moguća ako je EMF 0. Da bismo utvrdili mogućnost pojave redoks reakcija, određujemo EMF sljedećih sistema:
a) F / 2F – II (Cr 2 O 7) 2– + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 – 2,85 = –1,52 V;
b) Cl 2 / 2 Cl – II (Cr 2 O 7) –2 + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 –1,36 = – 0,03 V;
c) Br 2 / 2 Br – II(Cr 2 O 7) 2– + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 –1,06 = + 0,27 V;
d) I 2 / 2 I – II(Cr 2 O 7) 2– + 14 H + / 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
EMF = 1,33 –0,54 = + 0,79 V.
Dakle, kalijev dihromat K 2 Cr 2 O 7 može se koristiti kao oksidant samo za procese:
2 Br – 2 e – Br
2 I – – 2 e – I
Primjer 6. Određivanje mogućnosti pojave redoks reakcije veličinom promjene Gibbsove energije (izobarično-izotermni potencijal). U kom pravcu će se reakcija odvijati?
2 NO 2 (g) + H 2 O (l) = 2 HNO 3 (aq) + NO (g).
Ako su standardne Gibbsove energetske vrijednosti jednake.
Blok za iznajmljivanje
Redoks reakcije su reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja dvije ili više tvari.
Oksidacijsko stanje- ovo je konvencionalni naboj na atomu, ako pretpostavimo da je molekul stvoren prema ionskom mehanizmu (ili - ovo je broj primljenih ili predanih elektrona).
Restauratori– atomi, molekuli, joni – doniraju elektrone.
Oksidirajuća sredstva- atomi, molekuli, joni - prihvatanje elektrona.
Redukcioni agensi učestvuju u procesu oksidacije, povećavajući njihovo oksidaciono stanje.
Oksidirajuća sredstva - učestvuju u procesu redukcije, smanjujući njihovo oksidaciono stanje.
Vrste redoks reakcija
1. Intermolekularne - reakcije u kojima se oksidirajući i redukcijski atomi nalaze u molekulima različitih tvari, na primjer:
H2S + Cl2 → S + 2HCl
2. Intramolekularni- reakcije u kojima se oksidirajući i redukcijski atomi nalaze u molekulama iste tvari, na primjer:
2H2O → 2H2 + O2
3. Disproporcionalnost(autooksidacija-samoizlječenje) - reakcije u kojima isti element djeluje i kao oksidant i kao redukcijski agens, na primjer:
Cl2 + H2O → HClO + HCl
4. Reproporcionalnost (proporcionalnost, kontra-disproporcija) - reakcije u kojima se jedno oksidaciono stanje dobije iz dva različita oksidaciona stanja istog elementa:
Vrste redoks reakcija u ljudskom tijelu.
Reakcija dehidrogenacije: SH2 + HAD+= S + HADH+H+
Gubitak elektrona: O20 + 1eO2-
Prenos 2H+ sa redukovanog supstrata na molekularni kiseonik: SH2 + O20 +2e= S + H2O
Dodatak kiseonika supstratu: SH2 + 1/2O20 +2e= HO - S -H
Mehanizam nastanka elektrodnog i redoks potencijala. Nernst-Petersove jednadžbe.
Mjera redoks sposobnosti tvari je redoks potencijal. Razmotrimo mehanizam potencijalnog nastanka. Kada se reaktivni metal (Zn, Al) uroni u otopinu njegove soli, na primjer, Zn u otopini ZnSO4, dolazi do dodatnog rastvaranja metala kao rezultat procesa oksidacije, formiranja para, dvostrukog električni sloj na površini metala, i nastanak parnog potencijala Zn2+/Zn°.
Metal uronjen u otopinu svoje soli, na primjer cink u otopini cink sulfata, naziva se elektroda prve vrste. Ovo je dvofazna elektroda koja se negativno puni. Potencijal nastaje kao rezultat reakcije oksidacije (slika 8.1). Kada se niskoaktivni metali (Cu) urone u otopinu vlastite soli, opaža se suprotan proces. Na granici metala sa rastvorom soli dolazi do taloženja metala kao rezultat procesa redukcije jona koji ima visoku sposobnost akceptora elektrona, što je posledica velikog naboja jezgra i malog radijusa jona. Elektroda postaje pozitivno naelektrisana, višak aniona soli formira drugi sloj u prostoru blizu elektrode i nastaje elektrodni potencijal Cu2+/Cu° para. Potencijal se formira kao rezultat procesa redukcije (slika 8.2). Mehanizam, veličina i znak elektrodnog potencijala određeni su strukturom atoma učesnika u elektrodnom procesu.
Dakle, potencijal koji nastaje na granici između metala i otopine kao rezultat procesa oksidacije i redukcije koji se odvijaju uz sudjelovanje metala (elektrode) i formiranja dvostrukog električnog sloja naziva se potencijal elektrode.
Ako se elektroni prenesu sa ploče cinka na bakrenu ploču, tada je ravnoteža na pločama poremećena. Da bismo to učinili, spojimo cink i bakrene ploče, uronjene u otopine njihovih soli, s metalnim vodičem, a otopine blizu elektroda s elektrolitskim mostom (cijev s otopinom K2SO4) kako bismo zatvorili krug. Na cink elektrodi dolazi do polureakcije oksidacije:
a na bakru - polureakcija redukcije:
Električna struja je uzrokovana ukupnom redoks reakcijom:
U krugu se pojavljuje električna struja. Razlog za nastanak i protok električne struje (EMF) u galvanskoj ćeliji je razlika u elektrodnim potencijalima (E) - sl. 8.3.
Rice. 8.3.Šema električnog kola galvanske ćelije
Galvanska ćelija je sistem u kojem se hemijska energija redoks procesa pretvara u električnu energiju. Hemijsko kolo galvanske ćelije obično je zapisano u obliku kratkog dijagrama, gdje je s lijeve strane postavljena negativnija elektroda, okomitom linijom označen je par formiran na ovoj elektrodi, a prikazan je potencijalni skok. Dvije linije označavaju granicu između rješenja. Naelektrisanje elektrode je naznačeno u zagradama: (-) Zn°|Zn2+||Cu2+|Cu° (+) - dijagram hemijskog kola galvanske ćelije.
Redox potencijali para zavise od prirode učesnika u elektrodnom procesu i omjera ravnotežnih koncentracija oksidisanog i redukovanog oblika učesnika u elektrodnom procesu u rastvoru, temperature rastvora i opisani su po Nernstovoj jednadžbi.
Kvantitativna karakteristika redoks sistema je redoks potencijal, koji nastaje na granici između faze platine i vodenog rastvora. Veličina potencijala u SI jedinicama mjeri se u voltima (V) i izračunava se pomoću Nernst-Petersova jednadžba:
gdje su a(Ox) i a(Red) aktivnost oksidiranog i reduciranog oblika, respektivno; R- univerzalna plinska konstanta; T- termodinamička temperatura, K; F- Faradayeva konstanta (96,500 C/mol); n- broj elektrona koji učestvuju u elementarnom redoks procesu; a - aktivnost hidronijum jona; m- stehiometrijski koeficijent prije vodikovog jona u polureakciji. Vrijednost φ° je standardni redoks potencijal, tj. potencijal izmjeren pod uslovima a(Ox) = a(Red) = a(H+) = 1 i date temperature.
Pretpostavlja se da je standardni potencijal sistema 2H+/H2 0 V. Standardni potencijali su referentne vrijednosti i prikazani su u tabeli na temperaturi od 298K. Jako kiselo okruženje nije tipično za biološke sisteme, pa se za karakterizaciju procesa koji se dešavaju u živim sistemima češće koristi formalni potencijal, određen pod uslovom a(Ox) = a(crveno), pH 7,4 i temperaturom 310K ( fiziološki nivo). Kada se piše potencijal para, on se označava kao razlomak, sa oksidantom u brojiocu i redukcionim agensom u nazivniku.
Za 25 °C (298K) nakon zamjene konstantnih vrijednosti (R = 8,31 J/mol deg; F= 96,500 C/mol) Nernstova jednačina ima sljedeći oblik:
gdje je φ° standardni redoks potencijal para, V; so.fyu i sv.f. - proizvod ravnotežnih koncentracija oksidisanog i redukovanog oblika; x i y su stehiometrijski koeficijenti u jednačini polu-reakcije.
Potencijal elektrode nastaje na površini metalne ploče uronjene u otopinu njene soli i ovisi samo o koncentraciji oksidiranog oblika [Mn+], jer se koncentracija reduciranog oblika ne mijenja. Ovisnost potencijala elektrode o koncentraciji istoimenog jona određena je jednadžbom:
gdje je [Mn+] ravnotežna koncentracija iona metala; n- broj elektrona koji učestvuju u polureakciji i odgovara oksidacionom stanju iona metala.
Redox sistemi se dijele na dvije vrste:
1) u sistemu se dešava samo prenos elektrona Fe3+ + ē = = Fe2+, Sn2+ - 2ē = Sn4+. Ovo izolovana redoks ravnoteža;
2) sistemi kod kojih je prenos elektrona upotpunjen transferom protona, tj. posmatrano kombinovana ravnoteža različitih tipova: protolitički (kiselinsko-bazni) i redoks uz moguću konkurenciju između dvije čestice protona i elektrona. U biološkim sistemima, važni redoks sistemi su ovog tipa.
Primer sistema drugog tipa je proces iskorišćavanja vodonik peroksida u organizmu: H2O2 + 2H+ + 2ē ↔ 2H2O, kao i redukcija u kiseloj sredini mnogih oksidacionih agenasa koji sadrže kiseonik: CrO42-, Cr2O72- , MnO4-. Na primjer, MnO4- + 8N+ + 5ē = = Mn2+ + 4N2O. Ova polu-reakcija uključuje elektrone i protone. Potencijal para se izračunava pomoću formule:
U širem rasponu konjugiranih parova, oksidirani i reducirani oblici para su u rastvoru u različitim stepenima oksidacije (MnO4-/Mn2+). Kao mjerna elektroda
u ovom slučaju se koristi elektroda od inertnog materijala (Pt). Elektroda nije učesnik u elektrodnom procesu i igra samo ulogu nosača elektrona.
Potencijal koji nastaje zbog redoks procesa koji se odvija u otopini naziva se redoks potencijal.
Meri se naredoks elektroda je inertni metal koji se nalazi u otopini koja sadrži oksidirane i reducirane forme para. Na primjer, prilikom mjerenja Eo Fe3+/Fe2+ parovi koriste redoks elektrodu - platinastu mjernu elektrodu. Referentna elektroda je vodonik, čiji je parni potencijal poznat.
Reakcija koja se dešava u galvanskoj ćeliji:
Dijagram hemijskog lanca: (-)Pt|(H2°), H+||Fe3+, Fe2+|Pt(+).
Dakle, oksidaciono-redukcioni potencijal (ORP) je potencijal sistema u kojem su aktivnosti oksidativnog i redukcionog oblika date supstance jednake jedinici. ORP se mjeri upotrebom redoks elektroda u kombinaciji sa standardnim referentnim elektrodama.
Svaka redoks reakcija ima svoju redoks par– ovaj par ima supstancu u oksidiranom i redukovanom obliku (Fe+3/Fe+2).
Kvantitativna mjera aktivnosti redoks para je vrijednost njegovog ORP.
ORP para>>>oksidator
ORP parovi<<<восстановитель
ORP zavisi od:
Priroda redoks para,
Koncentracije
Temperature
Komparativna snaga oksidansa i redukcionih sredstava. Predviđanje pravca redoks procesa na osnovu vrednosti redoks potencijala.
Oksidaciono-redukcioni potencijal je mjera redoks sposobnosti tvari. Vrijednosti potencijala standardnog para prikazane su u referentnim tabelama.
Standardni potencijali elektroda (E°), koji djeluju kao redukcioni agensi u odnosu na vodonik, imaju predznak “-”, a znak “+” imaju standardne potencijale elektroda koje su oksidirajuća sredstva.
Metali raspoređeni u rastućem redosledu svojih standardnih elektrodnih potencijala formiraju tzv elektrohemijski niz metalnih napona: 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.
Sljedeći obrasci su zabilježeni u seriji redoks potencijala.
1. Ako je standardni redoks potencijal para negativan, na primjer φ°(Zn2+(p)/Zn°(t)) = -0,76 V, onda u odnosu na par vodonika, čiji je potencijal veći, ovaj par djeluje kao redukciono sredstvo. Potencijal nastaje prvim mehanizmom (reakcija oksidacije).
2. Ako je potencijal para pozitivan, na primjer φ°(Cu2+(p)/ Cu(t)) = +0,345 V u odnosu na vodonik ili drugi konjugirani par čiji je potencijal manji, ovaj par je oksidacijsko sredstvo. Potencijal ovog para formiran je drugim mehanizmom (reakcija redukcije).
3. Što je veća algebarska vrijednost standardnog potencijala para, to je veća oksidaciona sposobnost oksidiranog oblika i manja redukujuća sposobnost reduciranog oblika ovog para. Smanjenje vrijednosti pozitivnog potencijala i povećanje negativnog odgovara smanjenju oksidativne aktivnosti i povećanju redukcijske aktivnosti. na primjer:
Poređenje vrijednosti standardnih redoks potencijala omogućava nam da odgovorimo na pitanje: da li se javlja ova ili ona redoks reakcija?
Razlika između standardnih oksidacijskih potencijala oksidiranih i redukovanih poluparova naziva se elektromotorna sila (EMF).
E0 = Eok-Evost
Kvantitativni kriterij za procjenu mogućnosti nastanka određene redoks reakcije je pozitivna vrijednost razlike između standardnih redoks potencijala polureakcije oksidacije i redukcije.
Da bi se ustanovila mogućnost spontane pojave OVR u standardnim uslovima, potrebno je:
G0298= - p F E0
E>0 G< 0 - самопроизвольно
E< 0 G>0 - nazad
E = 0 G = 0 - hemijska ravnoteža
Fizičko-hemijski principi transporta elektrona u lancu transporta elektrona mitohondrija.
Sve vrste redoks procesa nastaju prilikom oksidacije supstrata u mitohondrijima, na čijim se unutrašnjim membranama nalaze ansambli enzima - dehidrogenaze, koenzimi (NAD+, FAD, UBC), niz citohroma b, c1, c i enzim - citokrom oksidaza. Oni formiraju sistem ćelijskog respiratornog lanca, kroz koji se protoni i elektroni prenose sa supstrata na molekule kiseonika koje hemoglobin isporučuje u ćeliju.
Svaka komponenta respiratornog lanca karakterizira određena vrijednost redoks potencijala. Kretanje elektrona duž respiratornog lanca odvija se postupno od supstanci sa niskim potencijalom (-0,32 V) do supstanci sa većim potencijalom (+0,82 V), budući da svako jedinjenje može donirati elektrone samo jedinjenju sa većim redoks potencijalom (tabela 1).
Tabela 1
Standardni redoks potencijali biomolekula respiratornog lanca
SISTEM
POLUREAKCIJA
REDOX POTENCIJAL, 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
citokrom b
citokrom c1
citokrom c
citokrom a + a3
O2 + 4 N+ + 4 ē → 2 N2O
Lanac disanja tkiva može se predstaviti kao dijagram:
Kao rezultat biološke oksidacije (dehidrogenacije), dva atoma vodika (u obliku dva protona i dva elektrona) iz supstrata ulaze u respiratorni lanac. Prvo, dolazi do relejne trke protona i para elektrona do NAD+ molekule, koja se pretvara u redukovani oblik NAD-a. × H, zatim osnovni sistem flavina (FAD/FAD × H2 ili FMN/FMN × H2), sljedeći akceptor dva protona i dva elektrona je ubikinon (UBQ). Zatim se prenose samo elektroni: dva elektrona iz UBH × H2 sekvencijalno preuzimaju citohromi u skladu sa vrednostima njihovih redoks potencijala (tabela 1). Posljednja komponenta, citokrom oksidaza, prenosi elektrone direktno na molekul kisika. Redukovani kiseonik sa dva protona izvedena iz UBH × H2 formira molekul vode.
1/2 O2 + 2H+ + 2 ē → H2O
Treba napomenuti da je svaki molekul kiseonika u interakciji sa dva elektronska transportna lanca, jer je u strukturi citohroma moguć samo prenos jednog elektrona Fe3+ → Fe2+.
Hemija kompleksnih jedinjenja Vrste redoks (redox) reakcija u ljudskom organizmu. Redoks reakcije su reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja dvije ili više tvari.
Imamo najveću bazu podataka u RuNetu, tako da uvijek možete pronaći slične upite
Redox potencijal (sinonim redoks potencijal; od latinskog reductio - redukcija i oxydatio - oksidacija) je potencijal koji nastaje na inertnoj (obično platinastoj) elektrodi uronjenoj u otopinu koja sadrži jedan ili više reverzibilnih redoks sistema.
Reverzibilni redoks sistem (redox sistem) je rastvor koji sadrži oksidisane i redukovane oblike supstanci, od kojih svaka nastaje iz druge reverzibilnom redoks reakcijom.
Najjednostavniji redoks sistemi uključuju katjone istog metala različitih valencija, na primjer
ili anioni istog sastava, ali različite valencije, na primjer
U takvim sistemima redoks proces se odvija prelaskom elektrona iz redukovanog oblika u oksidirani. Takvi redoks sistemi uključuju brojne respiratorne enzime koji sadrže hemin, na primjer citokrome. Redox potencijal takvih sistema može se izračunati pomoću Petersove formule:
Gdje e- redoks potencijal u voltima, T - temperatura u apsolutnoj skali, n - broj elektrona koji izgubi jedan molekul ili ion redukovanog oblika kada se transformiše u oksidirani oblik; [Ox] i molarne koncentracije (tačnije, aktivnost) oksidiranih i redukovanih oblika, respektivno; e0 je normalni redoks potencijal datog sistema, jednak njegovom redoks potencijalu pod uslovom da je =. Normalni redoks potencijali mnogih redoks sistema mogu se naći u fizičko-hemijskim i biohemijskim referentnim knjigama.
U mnogim biološkim sistemima, redoks reakcije se provode kroz prijenos iz reduciranog oblika u oksidirani oblik ne samo elektrona, već i jednakog broja protona, npr. 
Veličina redoks potencijala takvih sistema nije određena samo omjerom [Ox] : = i pH = 0 imaju iste vrijednosti kao u jednačini (1). Redox potencijal bioloških sistema se po pravilu određuje pri pH=7, a vrijednost e0-1.984·10-4·T·pH označava se sa e0. U ovom slučaju, jednačina (2) ima oblik:
Eksperimentalno, redoks potencijal se određuje potenciometrijski (vidi Potenciometrija). Redox potencijal izolovanih ćelija i drugih bioloških objekata često se meri kolorimetrijski korišćenjem redoks indikatora (vidi). Vrijednost redoks potencijala je mjera oksidacijske ili redukcijske sposobnosti datog sistema. Redox sistem sa većim redoks potencijalom oksidira sistem sa nižim redoks potencijalom. Dakle, poznavajući vrijednosti redoks potencijala bioloških redoks sistema, moguće je odrediti smjer i slijed redoks reakcija u njima. Poznavanje redoks potencijala takođe omogućava da se izračuna količina energije koja se oslobađa u određenoj fazi oksidativnih procesa koji se odvijaju u biološkim sistemima. Vidi također Biološka oksidacija.
takav proces interakcije između dvije tvari u kojem dolazi do reverzibilne reakcije oksidacije jedne tvari zbog redukcije druge i u mediju nastaje mješavina oksidiranih i reduciranih iona npr. - Fe"" i Fe", Sn" i Sn"" itd. Nivo intenziteta redoks sistema je određen vrijednošću redoks potencijala Eh, koji se izražava u voltima, u odnosu na potencijal normalne vodonične elektrode .
Što je potencijal sistema pozitivniji, ima više oksidativnih svojstava. Potencijali koji se dobijaju u sistemima koji sadrže jednake koncentracije oksidisanih i redukovanih jona nazivaju se. normalno.
O. o.-v. With. Prema veličini normalnih potencijala, oni se mogu poredati u niz, pri čemu je svaki sistem oksidaciono sredstvo u odnosu na sistem sa negativnijim normalnim potencijalom, a redukciono sredstvo u odnosu na sistem sa pozitivnijim normalnim potencijal. Redox sistemi igraju važnu ulogu u formiranju minerala, transformaciji organskih supstanci u sedimentnim stijenama itd.
Ekvivalent supstance ili Ekvivalentno je stvarna ili fiktivna čestica koja se može vezati, osloboditi ili na neki drugi način biti ekvivalentna katjonu vodika u reakcijama ionske izmjene ili elektronu u redoks reakcijama.
Na primjer, u reakciji:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Ekvivalent će biti prava čestica - Na + jon, u reakciji
Ekvivalent će biti imaginarna čestica ½Zn(OH) 2.
Često se misli i na ekvivalent supstance broj ekvivalenata supstance ili ekvivalentnu količinu supstance- broj molova supstance ekvivalentan jednom molu vodikovih kationa u reakciji koja se razmatra.
[uredi]Ekvivalentna masa
Ekvivalentna masa je masa jednog ekvivalenta date supstance.
[uredi]Ekvivalentna molarna masa supstance
Molarni maseni ekvivalenti obično se označavaju kao ili . Omjer ekvivalentne molarne mase supstance i njene stvarne molarne mase naziva se faktor ekvivalencije(obično označeno kao ).
Molarna masa ekvivalenata neke supstance je masa jednog mola ekvivalenata, jednaka umnošku faktora ekvivalencije na molarnu masu ove supstance.
M eq = f eq ×M
[uredi] Faktor ekvivalencije
Omjer ekvivalentne molarne mase i vlastite molarne mase naziva se faktor ekvivalencije(obično označeno kao ).
[uredi] Ekvivalentni broj
Ekvivalentni broj z je mali pozitivan cijeli broj jednak broju ekvivalenata tvari sadržanih u 1 molu te tvari. Faktor ekvivalencije povezan je sa brojem ekvivalentnosti z sljedeći odnos: =1/z.
Na primjer, u reakciji:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
Ekvivalent je ½Zn(OH) 2 čestica. Broj ½ je faktor ekvivalencije, z u ovom slučaju jednako 2
* - za inertne gasove Z = 1
Faktor ekvivalencije pomaže u formulisanju zakona ekvivalencije.
[uredi]Zakon ekvivalenata
Kao rezultat rada I.V. Richtera (1792-1800), otkriven je zakon ekvivalenata:
§ sve supstance reaguju u ekvivalentnim odnosima.
§ formula koja izražava zakon ekvivalencija: m 1 E 2 =m 2 E 1
§ Elektrohemijski ekvivalent- količina supstance koja bi se trebala osloboditi na elektrodi, prema Faradejevom zakonu, kada jedinična količina električne energije prođe kroz elektrolit:
§ gdje je Faradejeva konstanta.
§ Faradejeva konstanta, je fizička konstanta koja određuje odnos između elektrohemijskih i fizičkih svojstava supstance.
§ Faradejeva konstanta je jednaka C mol −1.
§ Faradejeva konstanta je uključena kao konstanta u Faradejev drugi zakon(zakon elektrolize).
§ Numerički, Faradejeva konstanta je jednaka električnom naboju, pri prolasku kroz elektrolit na elektrodi oslobađa se (1/z) mol supstance A u formuli:
gdje: 
- broj elektrona koji učestvuju u reakciji.
§ Za Faradejevu konstantu vrijedi sljedeća relacija:
§ gdje je elementarni naboj, a Avogadrov broj.
Izotopi(od starogrčkog ισος - "jednako", "isto", i τόπος - "mjesto") - varijeteti atoma (i jezgara) jednog hemijskog elementa sa različitim brojem neutrona u jezgru. Naziv je dobio zbog činjenice da se izotopi nalaze na istom mjestu (u istoj ćeliji) periodnog sistema. Hemijska svojstva atoma gotovo isključivo zavise od strukture elektronske ljuske, koja je, zauzvrat, uglavnom određena nabojem jezgra. Z(to jest, broj protona u njemu) i gotovo ne zavisi od njegovog masenog broja A(to jest, ukupan broj protona Z i neutrone N). Svi izotopi istog elementa imaju isti nuklearni naboj, razlikuju se samo po broju neutrona. Obično se izotop označava simbolom hemijskog elementa kojem pripada, uz dodatak gornjeg lijevog indeksa koji označava maseni broj (na primjer, 12 C, 222 Rn). Također možete napisati ime elementa praćeno crticom masenog broja (na primjer, ugljenik-12, radon-222). Neki izotopi imaju tradicionalna vlastita imena (na primjer, deuterijum, aktinon).
Primjer izotopa: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O - tri stabilna izotopa kisika.
[uredi] Terminologija
Osnovni stav IUPAC-a je da je ispravan singularni termin za atome (ili jezgra) istog hemijskog elementa sa istom atomskom masom nuklid, a termin izotopi može se koristiti za označavanje skupa nuklida jednog elementa. Termin izotopi je predložen i u početku korišten u množini, jer su za poređenje potrebne najmanje dvije varijante atoma. Kasnije je upotreba termina u jednini takođe postala široko rasprostranjena - izotop. Osim toga, izraz u množini se često koristi za označavanje bilo koje zbirke nuklida, a ne samo jednog elementa, što je također netačno. Trenutno, stavovi međunarodnih naučnih organizacija nisu dovedeni do ujednačenosti i pojma izotop i dalje se široko koristi, uključujući u službenim materijalima različitih odjela IUPAC-a i IUPAP-a. Ovo je jedan primjer kako značenje pojma, koje mu je izvorno inherentno, prestaje odgovarati konceptu za koji se ovaj izraz koristi za označavanje (još jedan primjer iz udžbenika je atom, koji, suprotno nazivu, nije nedjeljiv) .
[uredi]Istorija otkrića izotopa
Prvi dokaz da supstance koje imaju isto hemijsko ponašanje mogu imati različita fizička svojstva dobijen je proučavanjem radioaktivnih transformacija atoma teških elemenata. U 1906-07, pokazalo se da proizvod radioaktivnog raspada uranijuma - jon i proizvod radioaktivnog raspada - radiotorijum, imaju ista hemijska svojstva kao i torij, ali se od njega razlikuju po atomskoj masi i karakteristikama radioaktivnog raspada. Kasnije je otkriveno da sva tri proizvoda imaju identičan optički i rendgenski spektar. Takve supstance, identične po hemijskim svojstvima, ali različite po masi atoma i nekim fizičkim svojstvima, na predlog engleskog naučnika F. Soddija, počele su da se nazivaju izotopi.
[uredi]Izotopi u prirodi
Vjeruje se da je izotopski sastav elemenata na Zemlji isti u svim materijalima. Neki fizički procesi u prirodi dovode do narušavanja izotopskog sastava elemenata (prirodnih frakcionisanje izotopi karakteristični za lake elemente, kao i izotopski pomaci tokom raspada prirodnih dugoživućih izotopa). Postupno nakupljanje jezgara u mineralima - produktima raspada nekih dugovječnih nuklida - koristi se u nuklearnoj geohronologiji.
[uredi] Upotreba izotopa od strane ljudi
U tehnološkim aktivnostima ljudi su naučili da mijenjaju izotopski sastav elemenata kako bi dobili bilo koja specifična svojstva materijala. Na primjer, 235 U je sposoban za lančane reakcije fisije s termalnim neutronima i može se koristiti kao gorivo za nuklearne reaktore ili nuklearno oružje. Međutim, prirodni uranijum sadrži samo 0,72% ovog nuklida, dok je lančana reakcija praktično izvodljiva samo sa sadržajem 235U od najmanje 3%. Zbog sličnosti fizičkih i hemijskih svojstava izotopa teških elemenata, postupak obogaćivanja uranijuma izotopima je izuzetno složen tehnološki zadatak, koji je dostupan samo u desetak zemalja u svijetu. Izotopske oznake se koriste u mnogim granama nauke i tehnologije (na primjer, u radioimunotesti).
Konstanta disocijacije- vrsta konstante ravnoteže koja pokazuje tendenciju velikog objekta da se reverzibilno disocira (odvoji) u male objekte, kao što je kada se kompleks razbije na sastavne molekule, ili kada se sol odvaja na ione u vodenom rastvoru. Konstanta disocijacije se obično označava Kd i inverzna konstanta asocijacije. U slučaju soli, konstanta disocijacije se ponekad naziva konstantom ionizacije.
Općenita reakcija
gde je kompleks A x B y razbija u x jedinice A i y jedinica B, konstanta disocijacije se određuje na sljedeći način:
gdje su [A], [B] i koncentracije A, B i kompleksa A x B y, respektivno.
[uredi]Definicija
Elektrolitička disocijacija slabih elektrolita, prema Arrheniusovoj teoriji, je reverzibilna reakcija, odnosno može se shematski prikazati jednadžbama (za monovalentne ione:):
KA ↔ K + + A − ,
§ KA - nedisocirano jedinjenje;
§ K+ - kation;
§ A − je anjon.
Konstanta ravnoteže takve reakcije može se izraziti jednadžbom:
 ,
| (1) |
§ - koncentracija nedisociranog jedinjenja u rastvoru;
§ - koncentracija katjona u rastvoru;
§ - koncentracija anjona u rastvoru.
Konstanta ravnoteže u odnosu na reakciju disocijacije naziva se konstanta disocijacije.
[uredi]Disocijacija elektrolita sa viševalentnim ionima
U slučaju disocijacije elektrolita sa viševalentnim ionima, disocijacija se odvija u koracima, a za svaki korak postoji vlastita vrijednost konstante disocijacije.
Primjer: Disocijacija polibazične (borove) kiseline [ izvor nije naveden 332 dana] :
Faza I: H 3 BO 3 ↔ H + + H 2 BO 3 − ,
Faza II: H 2 BO 3 − ↔ H + + HBO 3 2− ,
Faza III: HBO 3 2− ↔ H + + BO 3 3− ,
Prvi stepen disocijacije za takve elektrolite je uvek mnogo veći od sledećih, što znači da se disocijacija takvih jedinjenja dešava uglavnom u prvoj fazi.
[uredi]Odnos između konstante disocijacije i stepena disocijacije
Na osnovu definicije stepena disocijacije, za elektrolit CA u reakciji disocijacije = = α·c, = c - α·c = c·(1 - α), gde je α stepen disocijacije elektrolita.
| , | (2) |
Ovaj izraz se naziva Ostwaldov zakon razblaženja. Za vrlo mali α (α<<1) K=cα² и
Dakle, kada se koncentracija elektrolita povećava, stepen disocijacije se smanjuje, a kada se smanjuje, povećava se. Odnos između konstante disocijacije i stepena disocijacije detaljnije je opisan u članku Ostwaldov zakon razblaženja.
[uredi]Razlika između eksperimentalnih rezultata i Arrheniusovog modela, izvođenje konstante disocijacije kroz aktivnosti
Gore navedeni proračuni su zasnovani na Arrheniusovoj teoriji, koja je previše gruba i ne uzima u obzir faktore elektrostatičke interakcije jona. Odstupanja od idealnog stanja u otopinama elektrolita javljaju se pri vrlo niskim koncentracijama, jer su međuionske sile obrnuto proporcionalne kvadrat udaljenosti između jonskih centara, dok su međumolekulske sile obrnuto proporcionalne sedmi stepen udaljenosti, odnosno međuionske sile, čak i u razrijeđenim otopinama, ispadaju mnogo veće od intermolekularnih.
Lewis je pokazao da se za realna rješenja mogu sačuvati jednostavne jednadžbe (vidi gore) ako se umjesto koncentracije jona uvede njegova funkcija, tzv. aktivnost. Aktivnost (a) je povezana s koncentracijom (c) preko faktora korekcije γ, koji se naziva koeficijent aktivnosti:
a = γ c
Tako će izraz za konstantu ravnoteže, prema Arrheniusu, opisanu jednačinom (1), prema Lewisu, izgledati ovako:
§ 
;
§ 
;
U Lewisovoj teoriji, odnos između konstante i stepena disocijacije (u Arrheniusovoj teoriji napisanoj jednačinom (2) izražava se relacijom:
Ako nema drugih utjecaja koji odstupaju rješenje od idealnog stanja, tada se nedisocirani molekuli ponašaju kao idealni plinovi i γ KA = 1, a pravi izraz Ostwaldovog zakona razrjeđenja ima oblik:
§ - prosječni koeficijent aktivnosti elektrolita.
Za c→0 i γ→1, gornja jednačina Ostwaldovog zakona razrjeđenja ima oblik (2). Što se više elektrolit disocira, to brže vrijednost koeficijenta aktivnosti γ odstupa od jedinice i brže dolazi do kršenja klasičnog zakona razrjeđivanja.
[uredi] Konstanta disocijacije jakih elektrolita
Jaki elektroliti se gotovo potpuno disociraju (reakcija je nepovratna), stoga je nazivnik izraza za konstantu disocijacije nula, a cijeli izraz teži beskonačnosti. Dakle, za jake elektrolite termin „konstanta disocijacije“ je besmislen.
[uredi]Primjeri proračuna
[uredi] Disocijacija vode
Voda je slab elektrolit koji se disocira prema jednadžbi
Konstanta disocijacije vode na 25 °C je
S obzirom da je u većini rastvora voda u molekularnom obliku (koncentracija H+ i OH − jona je niska), a uzimajući u obzir da je molarna masa vode 18,0153 g/mol, a gustina na temperaturi od 25 °C iznosi 997,07 g/l, čista voda odgovara koncentraciji = 55,346 mol/l. Stoga se prethodna jednačina može prepisati kao
Korištenje približne formule daje grešku od oko 15%:
Na osnovu pronađene vrijednosti stepena disocijacije nalazimo pH otopine:
Stepen disocijacije- veličina koja karakteriše stanje ravnoteže u reakciji disocijacije u homogenim (homogenim) sistemima.
Stepen disocijacije α jednak je omjeru broja disociranih molekula n na iznos n + N, Gdje N- broj nedisociranih molekula. α se često izražava kao procenat. Stepen disocijacije zavisi i od prirode otopljenog elektrolita i od koncentracije rastvora.
[uredi] Primjer
Za sirćetnu kiselinu CH 3 COOH, vrijednost α je 4% (u 0,01 M rastvoru). To znači da se u vodenom rastvoru kiseline samo 4 od svakih 100 molekula disocira, odnosno nalaze se u obliku H + i CH 3 COO − jona, dok preostalih 96 molekula nije disocirano.
[uredi] Metode određivanja
§ prema električnoj provodljivosti rastvora
§ snižavanjem tačke smrzavanja
[uredi] Imaginarni stepen disocijacije
Budući da se jaki elektroliti gotovo potpuno disociraju, očekivao bi se izotonični koeficijent za njih jednak broju iona (ili polariziranih atoma) u jedinici formule (molekuli). Međutim, u stvarnosti je ovaj koeficijent uvijek manji od onog određenog formulom. Na primjer, izotonični koeficijent za otopinu NaCl od 0,05 mola je 1,9 umjesto 2,0 (za otopinu magnezijum sulfata iste koncentracije je potpuno i= 1,3). To se objašnjava teorijom jakih elektrolita koju su 1923. razvili P. Debye i E. Hückel: kretanje jona u otopini ometa formirana solvacijska ljuska. Osim toga, joni također međusobno djeluju: suprotno nabijeni privlače, a slično nabijeni odbijaju; Međusobne privlačne sile dovode do formiranja grupa jona koji se zajedno kreću kroz rastvor. Takve grupe se nazivaju jonski saradnici ili jonski parovi. U skladu s tim, rješenje se ponaša kao da sadrži manje čestica nego što je zapravo, jer je njihova sloboda kretanja ograničena. Najočigledniji primjer odnosi se na električnu provodljivost otopina. λ , koji se povećava s razrjeđivanjem otopine. Koristeći omjer stvarne električne provodljivosti prema onoj pri beskonačnom razrjeđivanju, određuje se imaginarni stepen disocijacije jaki elektroliti, takođe označeni sa α :
,
Gdje n img- imaginarni, i n disslv.- stvarni broj čestica u rastvoru.