Акцептор электронов водорода

При аэробном или анаэробном метаболизме организмы получают энергию в процессе окисления подложки — сахара (глюкозы) или какого-либо другого материала (битума). Это окисление с выделением энергии происходит путем перехода протонов или электронов через ряд стадий, регулируемых ферментами, до появления конечного акцептора электронов. В аэробных процессах конечным акцептором электрона или иона водорода является кислород. В анаэробных процессах таким акцептором является окисленный материал типа нитрата или сульфата. Опыт показал, что аэробный метаболизм эффективнее анаэробного, так как для роста в аэробных процессах требуется меньше материала подложки, чем в анаэробных при одинаковом количественном росте бактерий. Причиной такого явления, известного как эффект Пастера, является большее выделение энергии в процессе аэробного метаболизма. [c.186]

Соединения водорода кислотного или потенциально кислотного характера, например вода Н2О, два атома водорода которой являются акцепторами электронов, с подходящими донорами электронов образуют водородные связи А — Н...В. Последние длиннее ковалентных, но несколько короче ван-дер-ваальсовских связей между молекулами А — Н и В. По своей природе они близки до-норно-акцепторным связям, усиленным электростатическим взаимодействием А —Н+...В , -де В может быть О, Ы, Р, а также С1, 5 и некоторые другие элементы. Очень важной особенностью водородной связи является то, что она всегда служит продолжением по прямой линии связи А — Н. Это обусловлено тем, что неподеленные электроны атома В находятся на вытянутых гибридных орбиталях зр, 5р2, зр , донорно-акцепторное взаимодействие устанавливается при условии копланарности связи А — Ни орбитальной оси неподеленных электронов В. Таким образом, водородная связь — это строго направленная связь. Энергия водородной связи невелика, обычно всего 3—7 ккал/моль. Но в твердых веществах, а также в растворах одновременно образуется множество водородных связен. Вот почему водородные связи прочно соединяют молекулы и вообще отдельные части структуры твердого вещества. Правда, даже при небольшом нагревании эти непрочные связи распадаются, что мы наблюдаем, например, при таянии льда или свертывании белка при нагревании. [c.89]

При образовании ионной связи атомы одних элементов превращаются в положительно заряженные, а других — в отрицательно заряженные. ионы. Соответственно с этим различают валентности положительную и отрицательную. Однако, удобства ради,представление о значности валентности в химии часто трактуют расширительно. Так, отрицательную валентность условно приписывают вообще тому элементу, в сторону атомов которого смещается связующий электронный дублет. Этот сравнительно более электронофильный элемент с известными допущениями можно рассматривать как акцептор электронов. Элементу же, атомы которого удерживают валентные электроны более слабо, чем его партнер, приписывают положительную валентность и считают донором электронов. Например, состав молекулы воды можно записать так Н Н--О--КН. Этим подчеркивают, что водороду в указанном соединении условно приписана валентность + 1, а кислороду —2. Подобные записи иногда называют структурными формулами. Ими пользуются для наглядного представления о распределении положительных и отрицательных зарядов внутри электронейтральной молекулы. [c.83]

Как теория Бренстеда, так и теория Льюиса применимы к неводным растворителям, тогда как теория Аррениуса неприменима к ним. В дальнейшем мы еще убедимся в возможностях теорий Бренстеда и Льюиса. Достоинство обобщенного определения кислот и оснований, предложенного Льюисом, заключается в том, что оно охватывает соединения, которые не включают водород п поэтому не могут быть распознаны как кислоты при помощи теории Аррениуса. Например, зная, что BF-акцептор электронов, можно предсказать, что он должен катализировать те же органические реакции, которые катализируются протонами. [c.474]

Из этого примера видно, что ион водорода присоединяется к уже готовой электронной паре, принадлежащей до реакции только одному из соединяющихся элементов — азоту. Следовательно, химическая связь, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома и свободной квантовой ячейки другого, называ-е 1ся координативной, или донорно-акцепторной. Атом или ион, предоста1Вляющий неподеленную электронную пару, называется донором, а присоединяющийся к этой электронной паре — акцептором. В ионе аммония МН4]+ донором является атом азота, а акцептором — ион водорода. Ион, образованный за счет координативной связи, называется комплексным ионом, а соединения, содержащие подобные ионы, — комплексными соединениями. [c.81]

Приведем еще один важный для химии случай координативной. связи. Так, вводных растворах кислот катион Н+ (протон) не может существовать отдельно. Он образует с молекулой воды катион оксония Н+-Ь НзО = НзО" . При этом обобществляется электронный дублет атома кислорода. Следовательно, в данном случае-кислород — донор, а водород — акцептор электронного дублета (рис. 1У-15). Отметим, что электронные пары атомов кислорода, азота, галогенов и др. могут служить основой для возникновения координативной связи только в том случае, если эти атомы находятся в валентном, но не в свободном состоянии. [c.91]

Ионы Н в изолированном виде обнаружены, по-видимому, в атмосфере солнца. В земных же условиях в качестве акцептора электронов водород может выступать лишь при взаимодействии его с наиболее электроположительными металлами. Так, при нагревании лития в токе водорода образуется со слабой вспышкой порошкообразное соединение состава Ь1Н. То, что в нем водород электроотрицателен, доказано экспериментально в расплавленном виде Ь1Н электропроводен, и при его электролизе водород выделяется на аноде в количестве, согласном с законом Фарадея установлено также, что в гидриде лития, имеющем кристаллическую решетку типа поваренной соли, с атомами лития и водорода связано одинаковое количество электронов (Ь1=3—1 = 2 Н—1- -1 = 2). [c.276]

Все вышеизложенное говорит в пользу того, что цикл превращений, связанный с восстановлением акцепторов электрона (водорода) воды и ввделением кислорода, является идентичным у изо- [c.115]

Неметаллы в соединениях с водородом или металлами отрицательно валентны, а в соединениях с кислородом —положительно валентны. Атомы кислорода и фтора на внешнем слое содержат число электронов, весьма близкое к насыщению (соответственно 6 и 7 — это ns пр - и ns ир -электроны). К тому же и атомные остовы названных элементов содержат лишь по одному устойчивому двухэлектронному слою (заполненный электронами /С-уро-вень). Все это упрочняет связь валентных электронов с ядром. Как результат, кислород и фтор в химических реакциях энергичные акцепторы электронов, даже если они взаимодействуют с другими неметаллами. При этом последние приобретают положительную валентность. Следовательно [c.85]

Микроорганизмы каждой из указанных подгрупп, в свою очередь, отличаются по характеру доноров и конечных акцепторов электронов (водорода). Рассмотрим сущность обмена важнейших подгрупп микроорганизмов. [c.60]

В анаэробных зонах экосистем нитратный азот восстанавливается денитрифицирующими бактериями до N2 или N20, использующими нитраты в качестве конечного акцептора электронов (водорода). Наиболее активно денитрификация протекает в переувлажненной почве или воде, в которой из-за избытка органических веществ исчерпывается кислород. В итоге молекулярный азот после биохимических превращений вновь возвращается в атмосферу. [c.63]

Установлено, что относительная степень ионности сульфонатов значительно выше, чем у исходной сульфокислоты. Гидратация сульфонатов увеличивает степень их полярности. Сульфокислоты сорбируются на металле по протонированному водороду и являются акцептором электронов. Лишь наиболее кислые сульфонаты магния и алюминия относятся к числу акцепторов, а сульфонаты всех остальных металлов являются донорами электронов. [c.209]

На поверхности угля, адсорбировавшего водород, при контакте с водой образуется ион водорода, причем атом водорода является донором, а уголь —акцептором электронов [c.152]

В молекуле аммиака из восьми валентных электронов шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Такая вакантная 1з-орбиталь имеется у иона водорода Н" , вообще лишенного электронов. Поэтому при взаимодействии молекулы NHз с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония НН . Здесь ковалентная связь возникла за счет электронной пары одного и свободной орбитали другого атома по донорно-акцепторному механизму. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором — ион водорода. Опытом установлено, [c.122]

Из таблицы видно, что наиболее электроотрицательным элементом является фтор —это очень энергичный акцептор электронов. Такие металлы, как калий, —доноры электронов, их электроотрицательность невелика. Граница между металлами и неметаллами по принятой в таблице шкале лежит при значении электроотрицательности около 2,0. Водород занимает среднее положение. [c.88]

Атомы элементов .группы акцепторами электронов быть не могут. Поэтому отрицательное валентное состояние элементов группы не наблюдается. Исключение составляет водород (стр. 86). [c.397]

По отношению к водороду окислителями (акцепторами электронов) являются все ОФ, которым отвечает положительный равновесный электродный потенциал (Е1>0) восстановителями (донорами электронов) являются все ВФ, которым отвечает отрицательный электродный потенциал (Е < 0). [c.147]

Аналогично при образовании ковалентной связи между атомом азота молекулы аммиака NH, и катионом Н атом азота-донор, а катион водорода - акцептор электронной пары [c.43]

Водород ная связь может возникать не только между молекулами (так называемая межмолекулярная водородная связь), но и внутри одной молекулы (в этом случае говорят о внутримолекулярной водородной связи), если в этой молекуле содержатся группы -- доноры и группы — акцепторы электронов (одна из причин взаимного влияния атомов в молекулах), [c.52]

Малые размеры атома, наличие единственного электрона в нем, большая подвижность и способность функционировать и как донор, и как акцептор электрона, делают водород элементом, наделенным исключительным сочетанием индивидуальных свойств. Водород, с одной стороны, является составной частью и цементирующим началом в сложных структурах, в которых он образует водородные связи, а с другой, — активно участвует в процессах переноса, облегчая слаженную работу метаболических механизмов в клетке. Отщепление водорода от молекул жиров, белков и углеводов и окисление его определяет работу звеньев электронной цепи переносчиков и служит для образования соединений, аккумулирующих энергию (аденозинтрифосфорная кислота и др.). Следовательно, водород является организатором и структур, и процессов. [c.149]

Типичными представителями солеобразных гидридов являются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов. Водород является сильным акцептором электронов сродство атома водорода к электрону было определено И. А. Казарновским и составляет около 66,88 кДж. Поэтому гидриды указанных металлов очень похожи на соединения металлов с галогенами. Различие заключается [c.289]

Нейтронографические изучения показали, что атомы водорода имеют определенную свободу перемещения и расположены в двух положениях с вероятностью /г (рис. VII.6,6). Атом водорода оказывается обобществленным между двумя атомами кислорода и осуществляет водородную связь между соседними молекулами воды. Центральная молекула выступает по отношению к двум молекулам воды, находящимся в вершинах тетраэдра, в качестве акцептора электронов, когда эти молекулы-поставляют ей атомы водорода, а по отношению к двум другим она действует как донор электронов. [c.411]

Пример. В ионах аммония и оксония НзО+ акцепторами электронных нар являются ионы водорода, но в качестве комплексообразователей следует рассматривать атомы, занимающие центральное положение, — атомы азота (к. ч. = 4) и кислорода (к. ч. = 3), выполняющие функции доноров. [c.108]

Согласно Льюису, термины кислота и основание тождественны терминам электрофильный и нуклеофильный или акцептор и донор электронов. В общем случае термин кислота тесно связан с присутствием атома водорода. Термином кислота Льюиса пользуются, если акцептор электронов не содержит атомов водорода. Таким образом, НС1 — кислота, а BF3 — кислота Льюиса. Подобно этому, основанием называют нуклеофильное соединение, реагирующее с протоном. Во всех других случаях применяют термин основание Льюиса . Так, NHj — основание, когда оно реагирует с H I, но в то же время основание Льюиса, когда взаимодействует с кислотой Льюиса BFj. [c.228]

В таких условиях акцептором электронов (водорода) от НАДН становится дигидроксиацетонфосфат, превращающийся в глице-рин-З-фосфат, а затем в глицерин (вторая форма брожения по Нейбергу). Суммарная реакция соответствует уравнению [c.418]

Гомоферментативные молочнокислые бактерии сбраживают глюкозу по фруктозобисфосфатному пути, или пути Эмбдена — Мейергофа — Парнаса (рис. 22.2), сходному со спиртовым, Пируват, однако, не декарбоксилируется до ацетальдегида, как при спиртовом брожении, а используется непосредственно как акцептор электронов (водорода). Образование 0(—)-молочной кислоты определяется наличием у молочнокислых бактерий О-лактатдегидрогеназы, -молочной кислоты — наличием Ь-лак-татдегидрогеназы, а ОЬ-молочной кислоты — синтезом двух лактатдегидрогеназ различной стереоспецифичности. [c.443]

Окислители и восстановители. Те электроноактивные частицы (ионы, атомы, молекулы), которые в процессе химич кой реакции оттягивают на себя электроны, называются окислителями. Эти частицы в химическом процессе играют роль акцепторов электронов. Так, в качестве акцептора электронов в примере (а) служат ионы водорода они присоединяли к себе электроны цинка. Следовательно, в указанной реакции ионы водорода играют роль окислителя для электронейтральных атомов цинка. [c.282]

Донорно-акцепторная связь возникает также в ионе гидроксо-ния Н3О+, между донором НаО и акцептором — ионом водорода, где комбинирует свободная орбиталь (1 ) водородного иона (акцептор) с МО неподеленной пары молекулы воды (донор). Все три водорода в Н3О+ совершенно равноценны, т. е. донорно-акцепторная связь в Н3О+ неотличима от ковалентной. Прочность донорно-акцепторной связи может быть велика при образовании Н3О+ из Н+ и НаО выделяется 710 кДж/моль, комплекс ВР3 ЫНз перегоняется без разложения. Донорно-акцепторная связь может возникать и между атомами в кристаллах. Так, в кристалле 1п5Ь атом Тп предоставляет для связи вакантную низкую АО, а атом 5Ь — орбиталь неподеленной пары электронов. [c.89]

Положительный заряд принадлежит целому иону, и все четьь ре связи азота с водородом абсолютно равноценны. Однако, как это видно из электронной формулы иона аммония, три электронные пары (три связи) в этом ионе образованы за счет валентных электронов азота и водорода, четвертая электронная пара (четвертая связь) путем взаимодействия неподелен-ной электронной пары азота с вакантной орбпталью иона во/ю-рода. Такой способ образования химической связи называется донорно-акцепторным, а образовавшаяся связь — донорно-акцепгорной. В качестве донора выступает атом, имеющий не-поделенную пару электронов (донор электронной пары), акцептором является ион водорода, имеющий вакантную орбиталь (акцептор электронной пары). [c.79]

С теми металлами, атомы которых характеризуются наиболее слабой электронофильностью, атом водорода выступает как акцептор электронов, образует твердые тела — гидриды и проявляет при этом отрицательную валентность. [c.86]

Азотная кислота — сильный окислитель, действующий в условиях различных концентраций и температур, в том числе комнатной. В этом случае акцептором электронов, отрываемых у электронейтрального атома металла, является не Н -ион кислоты, как в npniiepe I, а NOj-hoh. Водород в подобных реакциях в свободном состоянии не выделяется, а получается в окисленном виде(Н20), подобно тому, как это имеет место в реакции (а). [c.305]

Различие в строении этих молекул состоит лишь в том, что водород метильной группы замещен на группу NO2. Будучи сильным акцептором электронов, нитрогруппа оттягивает электронную плотность от отрицательно заряженной группы С00 в анионе нитроуксусной кислоты, в результате чего эта [c.340]

С образованием белого осадка — полимерного гидрида (А1Нз)п. Структура (А1Нз) — трехмерная сетка с мостиковыми связями А1- Н - - Al. Выше 100 °С он разлагается на элементы, водой гидролизуется с выделением водорода, является сильным восстановителем. Поскольку в гидриде алюминия имеется свободная Зр-орбиталь, он склонен к реакциям присоединения, выступая как акцептор электронной пары. Так, он присоединяет аммиак с образованием гидрида НзМ-А1Нз, который при нагревании до 150 С переходит в нитрид алюминия A1N. [c.151]