Овр в организме человека. Окисление организма. Энергетический выход тканевого дыхания
Размер: px
Начинать показ со страницы:
Транскрипт
1 Биологическая роль окислительно-восстановительных реакций Особенностью биологических ОВР является их многостадийность. Они проходят через ряд промежуточных стадий с образованием множества кислородсодержащих продуктов, которые в конце концов окисляются до оксида углерода (IV) и воды. Окислительно-восстановительные реакции необходимы и для синтеза множества жизненно важных кислородсодержащих органических биомолекул (углеводы, жирные кислоты, гормоны). Отдельные стадии биологического окисления обратимы, что обеспечивает поддержание окислительно-восстановительного гомеостаза в организме. В их числе реакция С-гидроксилирования: R R Окисление углеводородов до спиртов осуществляется в организме ферментативным путем и является первой стадией выведения чужеродных органических веществ, в том числе и углеводородов, из организма. Чужеродные органические вещества называются ксенобиотиками. Эта реакция заключается в замене связи С Н на С ОН и служит для введения гидроксильной группы в состав биомолекулы. Образование гликолей из непредельных соединений является важной биохимической реакцией: , 2 В биосредах это превращение идет через промежуточную стадию окиси: которая далее присоединяет воду. Именно эти превращения объясняют сильную канцерогенную (от латинского cancer рак, genos род, происхождение) активность углеводородов, присутствующих в табачном дыме. Арены, попадая в живой организм, превращаются в карбоновые кислоты, а сам бензол подвергается медленному С-гидроксилированию с образованием фенола, обладающего биологическим действием.,
2 Бензол накапливается в организме, то есть является кумулятивным ядом. Спирты легко подвергаются окислению, в результате чего первичные спирты окисляются в альдегиды: R 2 R , а вторичные в кетоны: R R (Третичные спирты в мягких условиях не окисляются, а в жестких окисляются с разрывом углеродной цепи.) Эти процессы составляют промежуточную фазу окислительных клеточных процессов, происходящих под воздействием ферментов. Реакция обратима. При окислении первичной спиртовой группы глицерина образуется глицериновый альдегид: 2 - а при окислении вторичной диоксиацетон 2 - Окисление глицерина является также обратимым биохимическим превращением, связывающим между собой липиды и углеводы. В целом в живых организмах самые различные органические вещества (углеводы, спирты, альдегиды) обычно претерпевают ферментативное окисление до соответствующих карбоновых кислот: R 2 R
3 R R Иногда это имеет нежелательные последствия, например: превращение метанола под действием ферментов в формальдегид и муравьиную кислоту объясняет его токсическое действие; разрушительное действие алкоголя на организм тоже объясняется его ферментативным окислением в ацетальдегид; токсичность этиленгликоля обусловлена его окислением до токсичной щавелевой кислоты. Метаболизм органических биомолекул до карбоновых кислот общая биохимическая реакция. Ключевым соединением многостадийного процесса углеводного обмена является пировиноградная кислота: 3 окисляется: При клеточном дыхании в присутствии кислорода она в конечном итоге (аэробное окисление). В отсутствие кислорода она, под действием ферментов, восстанавливается в молочную кислоту: 3 Молочная кислота накапливается в мышцах при интенсивных физических нагрузках, связанных с большими затратами кислорода. За счет различных окислительно-восстановительных процессов организм получает 99% энергии. Окисление липидов сопровождается выделением 39 кдж энергии на 1 г жира, что более чем в 2 раза превышает тепловой эффект окисления углеводов или белков. Кроме того, при окислении 1 г жира, образуется до 1,4 г воды, что является существенным вкладом в поддержание общего водно-электролитного баланса в организме. 3
4 С помощью окислительно-восстановительных реакций в организме распадаются токсичные вещества, как образующиеся в ходе метаболизма, так и попавшие в него извне. Действие на организм многих токсичных веществ (озон, нитраты, оксиды азота и т.д.) вещества объясняется их сильными окислительными свойствами. Такие необратимо разрушают ферменты. Сильные окислители (перманганат калия, пероксид водорода, иод, хлорная известь и др.) используются в медицине и гигиенической практике как дезинфицирующие средства. Окислительно-восстановительные реакции в органической химии. (методические рекомендации) Огромное количество окислительно-восстановительных реакций протекает с участием органических веществ. Примерно 60% всех реакций, в которые вступают органические вещества, являются окислительно-восстановительными. Рассмотрим методику расстановки коэффициентов в уравнениях реакций с участием органических соединений. В органических соединениях можно или определить «среднюю» степень окисления для всех атомов углерода, или вычислить для каждого из атомов углерода в соединении отдельно. Например: 8/ С 3 Н Определить степень окисления углерода в соединении можно по формуле: с.о. (С) = m l, где m число связей данного атома углерода с гетероатомами (атомами кислорода, галогенов, азота, серы), а l число связей атомов данного атома углерода с водородом. Например, в молекуле метанола атом углерода имеет одну связь с кислородом и три связи с водородом: m = 1; l = 3, степень окисления углерода в метаноле равна 1 3 = 2. Рассмотрим переход: метан метанол метаналь муравьиная кислота оксид углерода (IV). Без применения понятия степень окисления нельзя с уверенностью сказать, являются ли реакции, с помощью которых осуществляется данный переход,
5 окислительно-восстановительными или нет. Вычислим степени окисления углерода в перечисленных веществах. Получим: Степень окисления атомов углерода возрастает окисление Рассмотрим несколько примеров ОВР с участием органических веществ. Реакция горения н-бутана. Схема реакции: С 4 Н 10 + О 2 СО 2 + Н 2 О Средняя величина степени окисления углерода в бутане: 10/4 = 2,5. Степень окисления углерода в оксиде углерода баланса: 2,5 +4 в-ль 4С 26е 4С 2 ок-е о-ль 2 + 4e 2 13 в-е (IV) равна +4. Составим схему электронного С учетом найденных коэффициентов, уравнение реакции горения н-бутана: Но можно рассуждать и по-другому. В молекуле н-бутана степени окисления атомов углерода различаются: СН 3 СН 2 СН 2 СН 3 В этом случае схема электронного баланса будет выглядеть следующим образом: С 14e ок-е 2С 12e 2 26e e 2 13 в-е Реакция окисления этилена раствором перманганата калия в нейтральной среде. Расставим коэффициенты в уравнении реакции методом электронного баланса. Схема реакции: = 2 + KMn Mn 2 + K 2 1
6 2 2e 2 3 ок-е Mn + 3e Mn 2 в-е Уравнение реакции: 3 2 = 2 + 2KMn Mn 2 + 2K Можно расставить коэффициенты в данном уравнении и методом полуреакций. Молекулы этилена окисляются в этой реакции с образованием молекул этиленгликоля, а перманганат-ионы восстанавливаются с образованием диоксида марганца. Схемы полуреакций: e 2 4 () Mn e Mn Суммарное электронно-ионное уравнение: Mn () 2 + 2Mn Mn () 2 + 2Mn реакции: Реакция окисления глюкозы перманганатом калия в кислой среде. Схема KMn S MnS 4 + K 2 S а) Метод электронного баланса. Первый вариант. Рассчитываем среднюю степень окисления углерода в глюкозе: e Mn +5e Mn 5 ок-е 24 в-е Второй вариант. Рассчитываем степени окисления каждого из атомов углерода в молекуле глюкозы: () 4 Схема электронного баланса усложняется: e e 4 5 ок-е e
7 24e Mn + 5e Mn 24 в-е б) Метод полуреакций e ок-е Mn e Mn Суммарное ионное уравнение: 24 в-е Mn Mn Mn Mn Молекулярное уравнение: KMn S MnS K 2 S
Окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ Рассмотрим наиболее типичные реакции окисления различных классов органических веществ. При этом будем иметь в виду, что реакция горения
Л. В. Куцапкина Окислительновосстановительные реакции в органической химии Подготовка к ЕГЭ 2016 УДК 82-3 ББК 84-4 К95 К95 Куцапкина Л. В. Окислительно-восстановительные реакции в органической химии:
План конспекта по теме Алканы (предельные или насыщенные углеводороды, парафины) Фамилия, имя, группа Алканы это выписать определение Гомологический ряд алканов: составьте таблицу первых десяти представителей
УДК 54 СПОСОБЫ РАССТАНОВКИ КОЭФФИЦИЕНТОВ В РЕАКЦИЯХ ОКИСЛЕНИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ Мартынюк К. П. Руководитель: учитель Бурякова Г.А. химии МКОУ Невонская СОШ 6 ВВЕДЕНИЕ Актуальность проблемы. Одной из
Организация подготовки к ЕГЭ по химии: окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ Лидия Ивановна Асанова к.п.н., доцент кафедры естественнонаучного образования ГБОУ ДПО «Нижегородский
П\п Тема Урок I II III 9 класс, 2014-2015 учебный год, базовый уровень, химия Тема урока Колво часов Примерные сроки Знания, умения, навыки. Теория электролитической диссоциации (10 часов) 1 Электролиты
БИЛЕТЫ ПО ХИМИИ 10-11 КЛАСС. БИЛЕТ 1 1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периоди- ческого закона для
АННОТАЦИЯ К РАБОЧЕЙ ПРОГРАММЕ ДИСЦИПЛИНЫ «Химия» Автор-составитель: Рамзина А.Г. 1. Область применения программы: реализация среднего общего образования в пределах программы подготовки специалистов среднего
Задания В7 по химии 1. Фенол реагирует с 1) хлором 2) бутаном 3) серой 4) гидроксидом натрия 5) азотной кислотой 6) оксидом кремния (IV) Фенолы- кислородсодержащие органические соединения, в молекуле которых
Экзаменационные билеты по химии 10 класс Билет 1 1. Основные положения теории химического строения органических веществ А.М. Бутлерова. Химическое строение как порядок соединения и взаимного влияния атомов
О. В. Архангельская, И. А. Тюльков., МГУ. Трудная задача. Начнем по порядку. Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакциях существуют два метода: электронного баланса электронно-ионного
1. К автотрофным организмам относят 1) мукор 2) дрожжи 3) пеницилл 4) хлореллу ТЕМА «Энергетический обмен» 2. В процессе пиноцитоза происходит поглощение 1) жидкости 2) газов 3) твердых веществ 4) комочков
Билет 1 1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки. 2. Предельные углеводороды,
Задания А15 по химии 1. Свежеосаждённый гидроксид меди(ii) реагирует с 1) этиленгликолем 2) метанолом 3) диметиловым эфиром 4) пропеном Свежеосаждённый гидроксид меди (II) реагирует многоатомными спиртами
Задания А16 по химии 1. Формальдегид не реагирует с Формальдегид это муравьиный альдегид, он же метаналь; 40%-й раствор формальдегида в воде называется формалин. По карбонильной группе идут реакции присоединения
Четверть 1 Органические вещества это вещества, содержащие углерод. Раздел химии, изучающий соединения углерода, называется органической химией. Вещества, имеющие одинаковый состав и одинаковую молекулярную
С п и р т ы R Функциональные г р у п п ы Функц. группа Класс органических веществ Гидроксил Карбонил Карбоксил C С п и р т ы и фенолы Альдегиды Кетоны C Карбоновые кислоты Пример 3 C C 2 C 2 3 C C C 3
Задания А19 по химии 1. Взаимодействие оксида натрия с водой относится к реакциям 1) соединения, необратимым 2) обмена, обратимым 3) соединения, обратимым 4) обмена, необратимым Оксид натрия - основный
Министерство образования и науки Российской Федерации ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «СИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»
СОДЕРЖАНИЕ ПРОГРАММЫ Раздел 1. Химический элемент Тема 1. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Современные представления о строении атомов.
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение г. Шахты Ростовской области «Средняя общеобразовательная школа 43 имени М.Н.Тарарина» АННОТАЦИИ К РАБОЧЕЙ ПРОГРАММЕ ПО ХИМИИ В 8-11 КЛАССАХ Аннотация
ЗАДАНИЕ 3 Примеры решения задач Пример 1. При взаимодействии 100 мл раствора неизвестной соли с раствором нитрата серебра выпадает,87 г белого осадка, а при действии на то же количество раствора сульфата
I.Планируемые результаты освоения обучающимися основной образовательной программы основного общего образования по химии Выпускник научится: характеризовать основные методы познания: наблюдение, измерение,
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение «Средняя общеобразовательная школа 11» Рассмотрено на заседании педагогического совета Протокол от Согласовано Зам. директора по УВР М.Н.Шабурова
Пояснительная записка Цель: систематизировать и обобщить знания учащихся по химии, подготовить учащихся к ОГЭ по химии. Задачи: 1) продолжить формирование знаний учащихся по химии; 2) продолжить формирование
Банк заданий по химии 10 класс 1. С каждым из указанных веществ: хлороводород, водород, бромная вода будет реагировать пропан метан этан этилен 5) ацетилен 2. При выполнении задания из предложенного перечня
Пояснительная записка Изучение химии на ступени основного общего образования направлено на достижение следующих целей: освоение важнейших знаний об основных понятиях и законах химии, химической символике;
Муниципальное казенное образовательное учреждение "Сулевкентская средняя общеобразовательная школа" Отчет о мониторинговой работе Я_СДАМ_ЕГЭ_III_ЭТАП в 11 классе Химия 2017 г. Отчёт о диагностической работе:
Общие положения Вступительные испытания по химии для поступающих на обучение по программам бакалавриата и программам специалитета в СибГУ им. М.Ф. Решетнева представляют собой экзамен, проводимый в письменной
10 класс, химия,2014-2015г, базовый уровень п\п количество Дата проведения Тема урока Тема Урок часов План. факт. I Теоретические основы органической химии (3 часа) II III IV 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ ЛУГАНСКОЙ НАРОДНОЙ РЕСПУБЛИКИ ГОСУДАРСТВЕННОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ДОПОЛНИТЕЛЬНОГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ЛУГАНСКОЙ НАРОДНОЙ РЕСПУБЛИКИ «РЕСПУБЛИКАНСКИЙ ЦЕНТР РАЗВИТИЯ ОБРАЗОВАНИЯ»
МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ «МАСЛОВСКАЯ ШКОЛА» ДЖАНКОЙСКОГО РАЙОНА РЕСПУБЛИКИ КРЫМ РАБОЧАЯ ПРОГРАММА по химии 10-11 класс (базовый уровень) Срок реализации: 2016 2018 уч. г. Составитель:
НЕКОММЕРЧЕСКАЯ ОРГАНИЗАЦИЯ «АССОЦИАЦИЯ МОСКОВСКИХ ВУЗОВ» ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ МСХА
ПРОГРАММА ВСТУПИТЕЛЬНЫХ ЭКЗАМЕНОВ ПО ХИМИИ В САРАТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ В 2009 ГОДУ 1. Предмет химии, ее задачи. Место химии среди естественных наук, взаимосвязь наук с химией.
Powered by TCPDF (www.tcpdf.org) Пояснительная записка Изучение химии на ступени основного общего образования направлено на достижение следующих целей: освоение важнейших знаний об основных понятиях и
1. Планируемые результаты освоения курса химии 10 класса Тема1 Теоретические основы органической химии. В результате изучения темы «Теоретические основы органической химии» учащиеся должны Знать/понимать:
Содержание Предисловие редактора... 3 Введение... 5 Часть I. ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ Раздел 1. Основные понятия и законы химии 1.1. Определение и предмет химии...9 1.2. Первоначальные сведения о строении атомов.
Т ема: «Спирты» Карточка 1 1. Что такое функциональная группа? Приведите примеры различных функциональных групп. 2. Составьте формулы трёх изомеров вещества состава С 4 Н 10 О и дайте им названия. 3. Напишите
Химия 10 класс. Демонстрационный вариант 2 (45 минут) 1 Диагностическая тематическая работа 2 по подготовке к ЕГЭ по ХИМИИ по темам «Кислородсодержащие органические соединения: спирты, фенолы, альдегиды
Муниципальное общеобразовательное учреждение основная школа 8 города Фурманова Рассмотрено На заседании метод.совета /_С.В.Сокова_/ ФИО Протокол от 20 г. Согласовано Заместитель директора по УВР МОУ ООШ
ХИМИЯ Теория строения вещества Атом. Состав атомных ядер. Химический элемент. Постоянство состава вещества. Относительная атомная и относительная молекулярная масса. Закон сохранения массы, его значение
2 Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение «Перовская школа-гимназия» РАССМОТРЕНО СОГЛАСОВАНО УТВЕРЖДАЮ на заседании методического замдиректора по УВР Директор МБОУ объединения учителей «Перовская
Задания В6 по химии 1. Взаимодействие 2-метилпропана и брома при комнатной температуре на свету 1) относится к реакциям замещения 2) протекает по радикальному механизму 3) приводит к преимущественному
Особенности изучения химии на углублённом уровне Центр естественно-математического образования зав. редакцией химии Сладков Сергей Анатольевич ПРОПЕДЕВТИЧЕСКОЕ ИЗУЧЕНИЕ ХИМИИ 1. Более раннее изучения химии
Демоверсия работы по химии за курс 0 класса Часть А.. При выполнении задания из предложенного перечня ответов выберите два правильных и запишите цифры, под которыми они указаны. Для этанола верны следующие
Департамент здравоохранения города Москвы Государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение Департамента здравоохранения города Москвы «Медицинский колледж 2» ОДОБРЕН УТВЕРЖДАЮ Методическим
I.Требования к уровню подготовки учащихся Учащиеся в результате усвоения раздела должны знать/понимать: химическую символику: знаки химических элементов, формулы химических веществ и уравнения химических
Пояснительная записка Рабочая программа составлена на основе примерной программы основного общего образования и авторской программы Гара Н.Н для общеобразовательных учреждений к учебникам химии авторов
ДИАГНОСТИЧЕСКАЯ КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА ПО органической ХИМИИ 10-11 класс Продолжительность: 50 минут Схема анализа диагностической работы Вопросы 1 2 3 22 % учащихся выполнивших задания 1 вариант 2 вариант
Задания В2 по химии 1. Установите соответствие между уравнением реакции и свойством азота, которое он проявляет в этой реакции. УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ А) В) СВОЙСТВО АЗОТА 1) окислитель 2) восстановитель 3)
Государственный Университет Медицины и Фармации им. Николая Тестемицану Аналитическая программа для вступительных экзаменов. Химия Введение Знания химии необходимы для выявления структур и свойств основных
ПРОГРАММА ВСТУПИТЕЛЬНЫХ ИСПЫТАНИЙ ПО ХИМИИ Программа по химии для поступающих в университет состоит из четырех частей. В первой части представлены основные теоретические понятия химии, которыми должен
Химия 1. Цель и задачи дисциплины Целью освоения дисциплины «Химия» является: освоение знаний о химической составляющей естественно-научной картины мира, важнейших химических понятиях, законах и теориях;
Билет 1. 1. Предмет органической химии. Сигма-связь, пи-связь. Гибридизация орбиталей. Первое, второе и третье валентные состояния атома углерода Билет 2. 1. Теория строения органических веществ Бутлерова
ПРОГРАММА. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. (2 ч в неделю; всего 68 ч, из них 3 ч резервное время). ВВЕДЕНИЕ В ОРГАНИЧЕСКУЮ ХИМИЮ (5 ч) Предмет органической химии. Взаимосвязь неорганических и органических веществ.
Пояснительная записка Рабочая программа по химии составлена на основе: федерального компонента государственного образовательного стандарта среднего (полного) общего образования. М.: «Просвещение» 2004,
Класс, Содержание работы работы 7 класс Предмет химии. Вещества. 1 2 Физические и химические явления. 3 Государственное бюджетное учреждение дополнительного образования Псковской области «Псковский областной
ЗАДАНИЕ 3 Примеры решения задач Пример 1. Напишите все изомеры вторичных спиртов гексанола и назовите их по заместительной номенклатуре. 2 2 2 гексанол-2 2 2 2 гексанол-3 2 4-метилпентанол-2 2 3-метилпентанол-2
ЗАДАНИЯ для 2 этапа Олимпиады «Первые шаги в медицину» по химии ФИО КЛАСС ШКОЛА АДРЕС, ТЕЛЕФОН Вариант 1 (60 баллов) ЧАСТЬ 1 (12 балов) При выполнении заданий этой части в бланке ответов 1 под номером
Тематическое планирование на 2015-2016 уч год химия 10 класс Учебник О.С. Габриелян урока Дата Название раздела, темы урока(с указанием количества часов) Формируемые знания, умения, навыки. Способы деятельности
Окисление – это процесс, при котором атомы и молекулы теряют электроны, химическая реакция взаимодействия чего-либо с кислородом, в результате чего происходит образование оксидов.
Это важнейшая химическая реакция в организме. Реакция естественная и нормальная. Необходимая человеку энергия образуется путем окисления органических соединений, поступающих с пищей. В результате биологического окисления или клеточного дыхания образуется, тепло, вода, углекислый газ, происходит преобразование аминокислот, образуются гормоны.
Однако избыточное неконтролируемое окисление – это разрушительный процесс, это болезни и раннее старение.
Антиоксиданты – химические соединения, которые предупреждают чрезмерное окисление. Свободные радикалы – химические соединения, возникающие от избыточного окисления.
Опасность свободных радикалов
Свободные радикалы – это вредные вещества, которые образуются в результате неполноценного восстановления кислорода, это активные «загрязнители». Они способны вызвать цепную реакцию и привести к повреждению клеток организма. Наш организм способен противостоять свободным радикалам, максимально обезвредить действия ядовитых и чужеродных веществ, но когда окислительный процесс превышает защитные возможности организма, начинается заболевание.
Свободные радикалы – возбудители рака. Под их действием происходят инсульты и сердечные приступы, целый спектр аутоиммунных и психических заболеваний. В том числе ряд аддикций или психологических зависимостей.
Одной из основных причин увеличения свободных радикалов в организме является употребление в пищу В этом направлении работали и работают многие ведущие врачи и ученые, академик нейрохирург Г.Шаталова, академик физиолог А.Уголев, профессор онколог И. Петров, биохимик К.Кэмбэл, кардиолог Д. Орниш, кардиохируруг Э.Уэрхэм, доктор наук онколог В.Эльбург.
Что нужно чтобы избежать увеличения свободных радикалов в организме?
Нужны антиоксиданты!
Антиоксиданты могут быть искусственные в виде витаминов и БАДов, и естественные.
Естественные антиоксиданты — это все виды растений, фруктов, овощей, злаковых.
Антиоксиданты содержаться ТОЛЬКО в живой растительной пищи, а избыток животного белка взывает увеличение свободных радикалов.
Самыми богатыми по содержанию антиоксидантов являются свежие фрукты и овощи яркого, насыщенного цвета, с ярко выраженной пигментацией. Антиоксиданты обычно окрашены, поскольку то же химическое вещество, которое отвечает за поглощение избыточных электронов, создает и видимые цвета. Одни антиоксиданты называются каротиноидами, их существует сотни видов. Они различаются по цвету, от желтого бета-каротина (тыква) до красного ликопена (помидоры) и оранжевого криптоксантина (апельсины). Другие антиоксиданты бесцветны, например такие химические вещества, как аскорбиновая кислота (цитрусовые, зелень) и витамин Е (орехи, зерно).
Многие считают, что прием искусственных препаратов антиоксидантов оградит их от вредного воздействия других факторов. Однако мы с твердостью заявляем, что в процессе многочисленных исследований учеными выявлено, что антиоксиданты в лекарственной форме не предотвращают разрушительное воздействие свободных радикалов на клетки и не замедляют процесс старения организма. К сожалению, нет смысла принимать витамины, сохраняя при этом высокобелковый вид питания. В данном случае необходимо .
Все вкусы у человека являются приобретенными, кроме грудного молока, это означает, что в любом возрасте человек может изменить свои вкусовые пристрастия.
Wall Street Journal (2014,1)
1. Реакция дегидрирования: SH 2 + HAD + = S + HADH+H +
2. Потеря электрона:O 2 0 + 1eàO 2 -
3. Перенос 2Н + от восстановленного субстрата на молекулярный кислород:SH 2 + O 2 0 +2e= S + H 2 O
4. Присоединение кислорода к субстрату: SH 2 + 1/2O 2 0 +2e= HO - S -H
2. Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов. Уравнения Нернста-Петерса .
Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат окислительно-восстановительные потенциалы. Рассмотрим механизм возникновения потенциала. При погружении химически активного металла (Zn, Al) в раствор его соли, например Zn в раствор ZnSO 4 , происходят дополнительное растворение металла в результате процесса окисления, образование пары, двойного электрического слоя на поверхности металла и возникновение потенциала пары Zn 2 +/Zn°.
Металл, погруженный в раствор своей соли, например цинк в растворе сульфата цинка, называют электродом первого рода. Это двухфазный электрод, который заряжается отрицательно. Потенциал образуется в результате реакции окисления (рис. 8.1). При погружении в раствор своей соли малоактивных металлов (Cu) наблюдается противоположный процесс. На границе металла с раствором соли происходит осаждение металла в результате процесса восстановления иона, обладающего высокой акцепторной способностью к электрону, что обусловлено высоким зарядом ядра и малым радиусом иона. Электрод заряжается положительно, в приэлектродном пространстве избыточные анионы соли формируют второй слой, возникает электродный потенциал пары Cu 2 +/Cu°. Потенциал образуется в результате процесса восстановления (рис. 8.2). Механизм, величина и знак электродного потенциала определяются строением атомов участников электродного процесса.
Итак, потенциал, который возникает на границе раздела металла с раствором в результате окислительного и восстановительного процессов, протекающих с участием металла (электрода) и образованием двойного электрического слоя называют электродным потенциалом .
Если отводить электроны с цинковой пластины на медную, то равновесие на пластинках нарушается. Для этого соединим цинковую и медную пластины, погруженные в растворы их солей, металлическим проводником, приэлектродные растворы - электролитным мостиком (трубка с раствором K 2 SO 4), чтобы замкнуть цепь. На цинковом электроде протекает полуреакция окисления:
а на медном - полуреакция восстановления:
Электрический ток обусловлен суммарной окислительно-восстановительной реакцией:
В цепи появляется электрический ток. Причиной возникновения и протекания электрического тока (ЭДС) в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов (Е) - рис. 8.3.
Рис. 8.3. Схема электрической цепи гальванического элемента
Гальванический элемент - это система, в которой химическая энергия окислительно-восстановительного процесса превращается в электрическую. Химическая цепь гальванического элемента обычно записывается в виде краткой схемы, где слева помещают более отрицательный электрод, указывают пару, образующуюся на этом электроде, вертикальной чертой, показывают скачок потенциала. Две черты обозначают границу между растворами. Заряд электрода указывается в круглых скобках: (-) Zn°|Zn 2 +||Cu 2 +|Cu° (+) - схема химической цепи гальванического элемента.
Окислительно-восстановительные потенциалы пары зависят от природы участников электродного процесса и соотношения равновесных концентраций окисленной и восстановленной форм участников электродного процесса в растворе, температуры раствора и описываются уравнением Нернста.
Количественной характеристикой окислительно-восстановительной системы является редокс-потенциал , возникающий на границе раздела фаз платина - водный раствор. Величина потенциала в единицах СИ измеряется в вольтах (В) и рассчитывается по уравнению Нернста-Петерса:
где а(Oх) и a(Red) - активность окисленной и восстановленной форм соответственно; R - универсальная газовая постоянная; Т - термодинамическая температура, К; F - постоянная Фарадея (96 500 Кл/моль); n - число электронов, принимающих участие в элементарном редокс-процессе; а - активность ионов гидроксония; m - стехиометрический коэффициент перед ионом водорода в полуреакции. Величина φ° - стандартный редокс-потенциал, т.е. потенциал, измеренный при условиях а(Oх) = a(Red) = a(H +) = 1 и данной температуре.
Стандартный потенциал системы 2Н + /Н 2 принят равным 0 В. Стандартные потенциалы являются справочными величинами, табулируются при температуре 298К. Сильнокислая среда не характерна для биологических систем, поэтому для характеристики процессов, протекающих в живых системах, чаще используют формальный потенциал, определяемый при условии а(Oх) = a(Red), pH 7,4 и температуре 310К (физиологический уровень). При записи потенциала пара указывается в виде дроби, причем окислитель записывается в числителе, а восстановитель в знаменателе.
Для 25 °С (298К) после подстановки постоянных величин (R = = 8,31 Дж/моль град; F = 96 500 Кл/моль) уравнение Нернста принимает следующий вид:
где φ°- стандартный окислительно-восстановительный потенциал пары, В; с о.фю и с в.ф. - произведение равновесных концентраций окисленной и восстановленной форм соответственно; х и у - стехиометрические коэффициенты в уравнении полуреакций.
Электродный потенциал образуется на поверхности металлической пластины, погруженной в раствор ее соли, и зависит только от концентрации окисленной формы [М n+ ], так как концентрация восстановленной формы не изменяется. Зависимость электродного потенциала от концентрации одноименного с ним иона определяется уравнением:
где [М n+ ] - равновесная концентрация иона металла; n - число электронов, участвующих в полуреакции, и соответствует степени окисления иона металла.
Редокс-системы делят на два типа:
1) в системе осуществляется только перенос электронов Fe 3 + + ē = = Fe 2 +, Sn 2 + - 2ē = Sn 4 +. Это изолированное окислительно-восстановительное равновесие;
2) системы, когда перенос электронов дополняется переносом протонов, т.е. наблюдается совмещенное равновесие разных типов: протолитическое (кислотно-основное) и окислительно-восстановительное с возможной конкуренцией двух частиц протонов и электронов. В биологических системах важные редокс-системы относятся к этому типу.
Примером системы второго типа является процесс утилизации перекиси водорода в организме: Н 2 О 2 + 2Н + + 2ē ↔ 2Н 2 О, а также восстановление в кислой среде многих окислителей, содержащих кислород: CrО 4 2- , Cr 2 О 7 2- , MnО 4 - . Например, MnО 4 - + 8Н + + 5ē = = Mn 2 + + 4Н 2 О. В данной полуреакции участвуют электроны и протоны. Расчет потенциала пары ведут по формуле:
В более широком круге сопряженных пар окисленная и восстановленная формы пары находятся в растворе в различной степени окисления (MnО 4 - /Mn 2 +). В качестве измерительного электрода
в данном случае применяют электрод из инертного материала (Pt). Электрод не является участником электродного процесса и играет роль только переносчика электронов.
Потенциал, образующийся за счет окислительно-восстановительного процесса, происходящего в растворе, называют окислительно-восстановительным потенциалом.
Измерение его выполняют на окислительно-восстановительном электроде - это инертный металл, находящийся в растворе, содержащем окисленную и восстановленную формы пары. Например, при измерении Е o пары Fe 3 +/Fe 2 + применяют окислительно-восстановительный электрод - платиновый измерительный электрод. Электрод сравнения - водородный, потенциал пары которого известен.
Реакция, протекающая в гальваническом элементе:
Схема химической цепи: (-)Pt|(H 2 °), H+||Fe 3 +, Fe 2 +|Pt(+).
Итак, окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) – это потенциал системы, в которой активности окислительной и восстановительной форм данного вещества равны единице. ОВП измеряется с помощью окислительно-восстановительных электродов в сочетании со стандартными электродами сравнения.
В каждой окислительно-восстановительной реакции есть своя редокс-пара – эта пара имеет вещество в окисленной и восстановленной форме (Fe +3 /Fe +2).
Количественной мерой активности редокс-пары является величина ее ОВП.
ОВП пары >>>окислитель
ОВП пары <<<восстановитель
ОВП зависит от:
1. Природы редокс-пары,
2. Концентрации
3. Температуры
3. Сравнительная сила окислителей и восстановителей. Прогнозирование направления редокс-процессов по величинам редокс-потенциалов .
Окислительно-восстановительный потенциал является мерой окислительно-восстановительной способности веществ. Значение стандартных потенциалов пар указаны в справочных таблицах.
Стандартные потенциалы электродов (Е°), выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-”, а знак “+” имеют стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.
Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемыйэлектрохимический ряд напряжений металлов : Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
В ряду редокс-потенциалов отмечают следующие закономерности.
1. Если стандартный редокс-потенциал пары отрицателен, например φ°(Zn 2+ (р)/Zn°(т)) = -0,76 В, то по отношению к водородной паре, потенциал которой выше, данная пара выступает в качестве восстановителя. Потенциал образуется по первому механизму (реакции окисления).
2. Если потенциал пары положителен, например φ°(Сu 2 +(р)/ Cu(т)) = +0,345 В по отношению к водородной или другой сопряженной паре, потенциал которой ниже, данная пара является окислителем. Потенциал данной пары образуется по второму механизму (реакции восстановления).
3. Чем выше алгебраическая величина стандартного потенциала пары, тем выше окислительная способность окисленной формы и ниже восстановительная способность восстановленной формы этой пары. Снижение величины положительного потенциала и возрастание отрицательного соответствует падению окислительной и росту восстановительной активности. Например.
63. Окислительно-восстановительные реакции. Роль окислительно-восстановительных процессов в организме. Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста.
С окислительно-восстановительными реакциями связаны дыхание и обмен веществ, гниение и брожение, фотосинтез и нервная деятельность живых организмов. Окислительно-восстановительные процессы лежат в основе горения топлива, коррозии металлов, электролиза, металлургии и т.д. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих молекул, называются окислително- восстановительными. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно: если один элемент, участвующий в реакции, окисляется, то другой должен восстанавливаться. Окислитель - это вещество, содержащее элемент, который принимает электроны и понижает степень окисления. Окислитель в результате реакции восстанавливается. Так, в реакции 2Fe +3 Cl - 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl - . Восстановитель - вещество, содержащее элемент, который отдает электроны и повышает степень окисления. Восстановитель в результате реакции окисляется. Восстановителем в предлагаемой реакции является ион I - . Источником электрической энергии в элементе служит химическая реакция вытеснения меди цинком: Zn + Cu 2+ + Cu. Работа окисления цинка, равная убыли изобарно-изотермического потенциала, может быть представлена как произведение переносимого электричества на величину э. д. с.: A=--дG 0 =п EF, где п- заряд катиона; Е - з. д. с. элемента и F - число Фарадея. С другой стороны, по уравнению изотермы реакции. Окислительно-восстановительные потенциалы имеют большое значение в физиологии человека и животных. К числу редок-сисистем относятся такие системы в крови и тканях, как гем/гематии и цитохромы, в которых содержится двух- и трехвалентное железо; аскорбиновая кислота (витамин С), находящаяся в окисленной и восстановленной формах; система глутатиона, цистин-цистеина янтарной и фумаровой кислот и др.Важнейший процесс биологического окисления, а именно перенос электронов и протонов с окисляемого субстрата на кислород осуществляемый в тканях при помощи строго определенного рядя промежуточных ферментов-переносчиков, также представляет собой цепь окислительно-восстановительных процессов. Каждое звене этой цепи соответствует той или иной редокс-системе, характерезующейся определенным редокс-потенциалом.
65. Определение направления окислительно-восстановительных реакций по стандартным значениям свободной энергии образования реагентов и по величинам окислительно-восстановительных потенциалов.
Различные процессы жизнедеятельности сопровождаются возникновением в организме электрохимических процессов, играющих существенную роль в обмене веществ. Электрохимические превращения в организме можно разделить на две основные группы: процессы, связанные с переносом электронов и возникновением окислительно-восстановительных потенциалов; процессы, связанные с переносом ионов (без изменения их зарядов) и с образованием биоэлектрических потенциалов. В результате этих процессов возникают разности потенциалов между разными прослойками тканей, находящихся в различных физиологических состояниях. Они связаны с различной интенсивностью окислительно-восстановительных биохимических процессов. К ним относятся, например, потенциалы фотосинтеза, возникающие между освещенными н неосвещенными участками листа, причем освещенный участок оказывается положительно заряженным по отношению к неосвещенному. Окислительно-восстановительные процессы первой группы в организме можно разделить на три типа: 1.Непосредственный перенос электронов между веществами без участия атомов кислорода и водорода, например, перенос электрона в цитохромах: цитохром (Fе 3+) + е -> цитохром (Ре 2+) и перенос электрона в ферменте цитохромоксидазе: цитохромоксидаза (Си 2+) + е -> цитохромоксидаза (Си 1+). 2. Окислительный, связанный с участием атомов кислорода и ферментов оксидаз, например, окисление альдегидной группы субстрата в кислотную: RСОН + O RСООН. 3.рН-Зависимый, происходящий в присутствии ферментов дегидрогеназ (Е) и коферментов (Ко), которые образуют активированный комплекс фермент-кофермент-субстрат (Е-Ко-5), присоединяет электроны и катионы водорода от субстрата и вызывает его окисление.Такими коферментами являются никотинамид-аденин-нуклеотид (НАД +), который присоединяет два электрона и один протон: S-2Н - 2е + НАД* S + НАДН + Н + , флавин-аденин-динуклеотид (ФАД), который присоединяет два электрона и два протона: S - 2Н - 2е + ФАД S + ФАДН 2 , и убихинон или кофермент Q (КоО), который также присоединяет два электрона и два протона: S-2Н - 2е + КоQ S + КоQН 2 .
Окислительно-восстановительный потенциал
Окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) является мерой химической активности элементов или их соединений в обратимых химических процессах, связанных с изменением заряда ионов в растворах.
ОВП, который так же иногда называют редокс-потенциалом (RedOx — англ. Reduction/Oxidation, ORP), характеризует степень активности электронов в окислительно-восстановительных реакциях, т.е. реакциях, связанных с присоединением или передачей электронов.
Значение окислительно-восстановительного потенциала для каждой окислительно-восстановительной реакции вычисляется по формуле Нернста с учетом рН-показателя (информация по измерению и расчетным данным ОВП крови и внутренних тканей содержится в книге В.И. Прилуцкого и В.М. Бахира «Электрохимически активированная вода: аномальные свойства, механизм биологического действия», Москва, 1997), выражается в милливольтах и может быть как положительным, так и отрицательным. Его положительные значения означают протекание процесса окисления и отсутствия электронов. Отрицательные значения ОВП свидетельствуют о протекании процесса восстановления и наличии электронов.
В природной воде значение ОВП обычно находится в диапазоне от — 400 до + 700 мВ, что определяется совокупностью происходящих в ней окислительных и восстановительных процессов. В условиях равновесия значение окислительно-восстановительного потенциала определенным образом характеризует водную среду, и его величина позволяет делать некоторые общие выводы о химическом составе воды.
В зависимости от значения ОВП различают несколько основных ситуаций, встречающихся в природных водах:
1. Окислительная. Характеризуется значениями ОВП превышающими значения + (100 — 150) мВ, присутствием в воде свободного кислорода, а также целого ряда элементов в высшей форме своей валентности (Fe 3+ , Mo 6+ , As 5- , V 5+ , U 6+ , Sr 4+ , Cu 2+ , Pb 2+). Такая ситуация наиболее часто встречается в поверхностных водах.
2. Переходная окислительно-восстановительная. Определяется величинами ОВП от 0 до + 100 мВ, неустойчивым геохимическим режимом и переменным содержанием сероводорода и кислорода. В этих условиях протекает как слабое окисление, так и слабое восстановление целого ряда металлов;
3. Восстановительная. Характеризуется отрицательными значениями ОВП. Такая ситуация типична для подземных вод, где присутствуют металлы низких степеней валентности (Fe 2+ , Mn 2+ , Mo 4+ , V 4+ , U 4+), а также сероводород.
Самым распространенным природным окислителем является кислород. Примером окислительно-восстановительных реакций является коррозия металлов или потемнение поверхности фруктов, например, яблок.
Окислительно-восстановительные реакции происходят и в организме человека. Кислород, поступающий в организм, взаимодействуют с клетками нашего тела. Он действует как окислитель, а вместо ржавчины в организме образуются и накапливаются продукты окисления – свободные радикалы. Они ускоряют разрушение клеток, активизируют процессы физиологического старения и увядания всего организма.
Разность электрических потенциалов между взаимодействующими веществами принято называть окислительно-восстановительным потенциалом (ОВП).
Вода с положительным значением ОВП имеет окислительные свойства. Такие показатели наиболее часто встречаются в поверхностных водах. Вода, обладающая ярко выраженными кислотными свойствами называется «мертвой» водой. Её ОВП может достигать +800+1000 мВ. Мертвая вода является сильнейшим окислителем и этим объясняются ее дезинфицирующие и бактерицидные свойства.
Вода с отрицательным значением ОВП имеет восстановительные свойства. Это типично для подземных горных источников, талой воды. Такая вода получила название «живой» воды. Живая вода (щелочная) является отличным стимулятором, тонизатором, источником энергии, придает бодрость, стимулирует регенерацию клеток, улучшает обмен веществ, нормализует кровяное давление. Живая вода быстро заживляет раны, ожоги, язвы (в т.ч. желудка и 12- перстной кишки), пролежни. Живая вода используется для лечения и профилактики остеохондроза, атеросклероза, аденомы предстательной железы, полиартрита.
Обычно ОВП организма человека колеблется в диапазоне от -90 мВ до -200 мВ, а ОВП обычной питьевой воды зачастую значительно выше нуля:
— водопроводная вода от +60 мВ до +300 мВ;
— вода в пластиковых бутылках от +100 мВ до +300 мВ;
— колодезная, родниковая вода от +120 мВ до +300 мВ.
В результате окислительно-восстановительных реакций, которые постоянно протекают в организме человека, высвобождается энергия, которая впоследствии используется для поддержания гомеостаза. Гомеостаз – это способность организма сохранять относительное динамическое постоянство своего внутреннего состояния путем проведения скоординированных реакций. Другими словами, энергия, полученная в ходе окислительно-восстановительных реакций, расходуется для обеспечения процессов жизнедеятельности организма человека, а также для регенерации его клеток.
Ученые провели серию экспериментов, направленную на установление величины окислительно-восстановительного потенциала человеческого организма. Для измерения окислительно-восстановительного потенциала использовался платиновый электрод, а для сравнения взяли хлорсеребряный электрон. В результате было установлено, что в нормальном состоянии ОВП человека колеблется в диапазоне от -90 до -200 милливольт.
Аналогичным методом был измерен окислительно-восстановительный потенциал питьевой воды. Эксперименты показали, что вода обычно имеет положительный ОВП, находящийся в диапазоне от +100мВ до +400 мВ. Причем не имеет значения, какая вода используется для питья или в пищу: водопроводная, купленная в магазинах в бутылках, очищенная при помощи различных фильтров, или с использованием установок обратного осмоса. Проведенные измерения ОВП человека и воды указывают на то, что активность электронов питьевой воды значительно уступает активности электронов человеческого организма.
От активности присутствующих в человеческом организме электронов зависят все процессы обеспечивающие его жизнедеятельность.
Известно, что все имеющие биологическое значение системы, которые отвечают за накопление и потребление энергии, репликацию и передачу различных наследственных признаков, а также системы организма, вырабатывающие различные ферменты, содержат определенные молекулярные структуры с разделенными зарядами, между которыми образуется напряженность электрического поля в пределах 104-106 В/см. Эти поля определяют передачу зарядов в биологических системах, что в свою очередь обуславливает осуществления выбора и автоконтроля на некоторых стадиях сложнейших биохимических превращений. Активность электронов, которую и выражает окислительно-восстановительный потенциал, оказывает большое влияние на функциональные свойства электроактивных компонентов биологических систем.
Из-за разности ОВП человеческого организма и питьевой воды, при попадании воды в ткани и клетки организма, происходит окислительная реакция, в результате которой клетки человека изнашиваются и разрушаются.
Каким образом можно уменьшить или замедлить клеточное разрушение организма человека? Это вполне достижимо при соблюдении условия, что вода, которая поступает в наш организм, будет иметь свойства, соответствующие свойствам нашей внутренней среды. То есть окислительно-восстановительный потенциал воды должен иметь значения близкие значениям ОВП человеческого организма. Чем больше разность между значениями ОВП у человека и у выпитой им воды, тем больше требуется затрат клеточной энергии для достижения соответствия воды и внутренней среды организма.
Поэтому фразу «Ты есть то, что ты ешь» с позиций современной науки можно вполне заменить фразой: «Ты есть то, что ты пьешь».
Если ОВП питьевой воды соответствует окислительно-восстановительному потенциалу внутренней среды человека, вода усваивается клетками организма без использования электрической энергии мембран клеток.
В случае, если окислительно-восстановительный потенциал потребляемой питьевой воды имеет большее отрицательное значение, нежели ОВП внутренней среды человека, то при усвоении такой воды выделяется энергия, расходуемая клетками в качестве энергетического запаса нашей антиоксидантной защиты, которая служит основным нашего щитом организма, оберегающим его от отрицательного влияния, оказываемого вредными факторами окружающей среды.
Именно из-за дисбаланса механизмов окислительно-восстановительных процессов в человеческом организме появляются многие болезни человека. Поэтому даже обычная вода может стать вредной для ослабленного человека. Проникая в клетки, такая вода отбирает у них электроны и тогда биологические структуры клеток под воздействием окислительной атаки разрушаются. Все это ведет к старению организма — физиологические системы и органы быстрее изнашиваются, накапливается хроническая усталость. Предотвратить преждевременное старение можно, если для питья регулярно использовать правильную воду , близкую по своим свойствам внутренней среде организма.
Правильная вода нормализует окислительно-восстановительный баланс. Она приводит в порядок микрофлору ЖКТ путем стимулирования роста бифидобактерий и лактобактерий и подавляет рост патогенной микрофлоры: золотистого стафилококка, сальмонеллы, возбудителя дизентерия, аспергилл, листерий, клостридий, синегнойной палочки, бактерий, виновных в развитии язвенных болезней. С помощью правильной воды быстро восстанавливается иммунная система.
Отрицательные значения ОВП правильной питьевой воды свидетельствуют о протекании процесса восстановления и наличии свободных электронов. Отрицательно заряженная вода — живая, и именно она дает нашему организму энергию и здоровье.
Показатели измерений параметров некоторых жидкостей:
Свежая талая вода
: ОВП = +95, pH = 7.0
Водопроводная вода
: ОВП = +160 (обычно бывает хуже, до +600), рН= 4.0
Вода, настоянная на шунгите
: ОВП = +250, pH = 6.0
Минеральная вода
: ОВП= +250, рН= 4.6
Кипяченая вода
: ОВП = +218,рН=4.5
Кипяченная вода, спустя 3 часа
: ОВП = +465, рН= 3.7
Зеленый чай
: ОВП = +55, рН= 4.5
Черный чай
: ОВП = +83, pH = 3.5 Кофе: ОВП = +70, pH = 5.0
Кока-Кола
: ОВП=+320, рН= 2.7
Вода Корал Майн
: ОВП= -150/-200, рН= 7.5/8.3
Микрогидрин,
H
-500
: ОВП=-200/-300, рН= 7.5/8.5
Айсберг / +150 / 7,0
Аквалайн / +170 / 6,0
Архыз / +60 / 6,5
«Польза» / +165 / 5,5
«Ледниковая талая вода» Приэльбрусский заповедник / +130 / 5,5
Увинская жемчужина / +119 / 7,3
Суздальская вода «серебряный сокол» / +144 / 6,5
«Selters» Германия / +200 / 7,0
«SРА» Бельгия / +138 / 5,0
«Alpica» (в стекле) / +125 / 5,5
«Alpica» (в пластике) / +150 / 5,5
Ессентуки-Аква / +112 / 6,0
«Shudag» премиум / +160 / 5,5
«Родники Кавказа» Ессентуки 17 / +120 / 7,5
Светлояр / +96 / 6,0
«Демидовская плюс» / +60 / 5,5
Акваника «Источник победы» / +80 / 6,0
«Калипсик» Казахстан / +136 / 5,5
«evian» вода Альпийских гор. Франция / +85
Аparan / +115 / 6,8
Квата / +130 / 6,0
«Волжанка» / +125 / 6,0