Валентность. Степень окисления.

Валентность – способность атома в соединении образовывать определенное число химических связей с атомом другого элемента. В образовании химической связи участвуют валентные электроны (электроны внешнего энергетического уровня), прежде всего – неспаренные электроны, но и спаренные тоже могут. В возбужденном состоянии электроны могут переходить на внешний уровень. Высшая валентность совпадает с номером группы, а низшая равна 8-N группы, т.о. для S высшая равна 6, низшая – 8-6=2 (в основном состоянии):

Валентность II

S P d

 

Уже валентность IV

S P d

 

Уже валентность VI

3s1 3p3 3d2

 

Валентность не имеет знака и обозначается римскими цифрами.

H | H-N-H | H

Щелочные металлы первой группы главной подгруппы - постоянная валентность всегда I, и у F, (т.к. не хватает 1 электрона на внешнем уровне и нет свободных подуровней). Также постоянная валентность I у серебра и водорода.Щелочноземельные металлы – II группа главная подгруппа – валентность всегда II; и у цинка и кислорода. Алюминий и бор – постоянная валентность – III.

Переменная валентность, например: Cu (I и II), Cr, Fe (II, III, VI), S (II, IV, VI) и др.

Низшая валентность с V по VII группы находится по формуле 8-Nгруппы, исключение – N, его высшая валентность IV - NH4

Степень окисления – понятие формальное, обозначающее заряд атома в молекуле вещества. (способность того или иного атома образовывать ионную связь характеризуют понятием степени окисления элемента.) При определении СО следует иметь ввиду, что суммарная СО всех атомов в молекуле =0

Для определения СО атомов в химических соединениях используют следующие допущения:

I) степень окисления кислорода в соединениях обычно равна -2 (кроме ОF₂ (т.к. СО F всегда -1, то здесь у O будет +2), Н₂О₂ (т.к. у Н всегда +1, то здесь у О -1)

II) степень окисления водорода равна +1 в соединениях с неметаллами и -1 в соединениях с металлами (КН, СаН₂).

III) Постоянную СО = +1 имеют щелочные металлы (главная подгруппа 1-й группы)

IV) Постоянную СО = +2 имеют щелочно-земельные металлы (главная подгруппа 2-й группы), также цинк и кадмий.

V) СО атомов в простых веществах =0 (Cl2,H2, O2)

VI) У F постоянная СО = -1

При определении СО условно предполагают, что в соединении валентные электроны переходят к более электроотрицательным атомам, => соединения эти состоят только из «+» и «-«заряженных ионов. В действительности же, в большинстве случаев происходит не полная отдача электронов, а только смещение электронной пары от одного атома к другому.

10. Ионная связь. Условия образования ионной связи, механизм образования, свойства связи.

Ионная связь – это химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением. Ионы образуются путем полного смещения электронной пары к одному из атомов. Этот тип связи образуется, если разность электроотрицательности атомов велика, т.е. ∆Χ ≥ 2.1, пр: NaCl, у Na 0.9, у Cl 3.1, ∆Χ=3.1-0.9=2.2≥2.1 => связь ионная

Если 1.4 < ∆Χ < 2.1, то связь ионно-ковалентная, имеет свойства ионной связи.

Ионная связь – это предельный случай ковалентной полярной связи(происходит полная отдача электронов одним из атомов). К типичным соединениям с ионным типом связи относятся галогениды щелочных металлов (NaCl)

Механизм возникновения ионной связи –

3s1 Na 0 - e à Na+

3s23p5 Cl o + eà Cl-

....

Na ∙ + ∙ Cl ∙∙ àNa+[ ∙∙ Cl ∙∙ ]−

....

Т.о., в механизме возникновения неполярной ковалентной связи, полярной ковалентной связи и ионной нет принципиального различия. Они различаются лишь степенью поляризации (смещешнием общих электронных пар). Природа же химических связей едина. Предсказать полярность связи можно на основании значений электроотрицательности атомов элемента. Чем больше разность электроотр-ти связанных атомов, тем сильнее выражена полярность.

Т.о., если электроотрицательности атомов различаются очень сильно (например, атомов щелочных металлов и галогенов), то при их сближении валентные электроны одного атома полностью переходят на второй атом. В результате этого перехода оба атома становятся ионами и принимают электронную структуру ближайшего благородного газа. Например, при взаимодействии атомов натрия и хлора, они превращаются в ионы Na+ и Сl-, между которыми возникает электростатическое притяжение. Молекулы, в которых существует в чистом виде ионная связь, встречаются в парообразном состоянии вещества. Ионные кристаллы состоят из бесконечных рядов чередующихся положительных и отрицательных ионов, связанных электростатическими силами. При растворении ионных кристаллов или их плавлении в раствор или расплав переходят положительные и отрицательные ионы.

Следует отметить, что ионные связи обладают большой прочностью, поэтому для разрушения ионных кристаллов необходимо затратить большую энергию. Этим объясняется тот факт, что ионные соединения имеют высокие температуры плавления.

В отличие от ковалентной связи ионная не обладает свойствами насыщаемости и направленности. Причина этого состоит в том, что электрическое поле, создаваемое ионами, имеет сферическую симметрию и действует одинаково на все ионы. Поэтому количество ионов, окружающих данный ион, и их пространственное расположение определяются только величинами зарядов ионов и их размерами.

 

11. Металлическая связь. Условия образования металлической связи, механизм образования, свойства связи.

Характерна для элементов, атомы которых на внешнем уровне имеют мало валентных электронов, слабо удерживающихся в атоме и большое количество энергетически близких свободных орбиталей. Это создает условия для свободного перемещения электронов по орбиталям атомов металла. Т.о. металлическая связь – это связь между ионами металла, осуществляемая за счет общих электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. Слабо связанные с ядрами атомов оторвавшиеся валентные электроны соединяются с «+» ионами и образуют временно атомы, потом снова отрываются и соединяются уже с другими ионами и т.д. Эти электроны называются «обоществленными», т.е. принадлежащие всем атомам одновременно – «электронный газ»

В кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве.

В чистом виде МС характерна для металлов щелочных и щелочноземельных. У многих металлов между соседними атомами возникают и ковалентные связи, т.е. в кристалле обычно наблюдается комбинация ковалентной и металлической связей.

Важнейшим признаком металлов считают высокую электропроводность, которая уменьшается с ростом температуры. Электроны в металле беспорядочно движутся, переходя от одного атома к другому. А положительно заряженные ионы лишь слегка колеблются около своего положения в кристаллической решетке. Благодаря наличию свободных, не связанных с определенными атомами электронов, металлы хорошо проводят электрический ток и тепло. При нагревании металла колебания катионов усиливаются. Электронам труднее продвигаться между ними, поэтому электрическое сопротивление металла увеличивается.

Наличие свободных электронов обусловливают высокую теплопроводность металлов и характерный металлический блеск. Их высокая пластичность и ковкость связаны с возможностью взаимного смещения катионов в металлической кристаллической решетке без разрыва химической связи.

12. Водородная связь. Условия образования водородной связи, механизм образования, свойства связи.

Водородная связь (ВС) - это своеобразная химическая связь. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной.

Межмолекулярная ВС возникает между молекулами, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент - фтор, кислород, азот, реже хлор, сера. Поскольку в такой молекуле общая электронная пара сильно смещена от водорода к атому электроотрицательного элемента, а положительный заряд водо­рода сконцентрирован в малом объеме, то протон взаимодействует с неподеленной электронной парой другого атома или иона, обобществ­ляя ее. В результате образуется вторая, более слабая связь, получив­шая название водородной.

Обычно ВС обозначают точками и этим указывают, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз). Тем не менее она ответственна за ассоциацию молекул.

ВС присутствует в спиртах, карбоновых кислотах, аминах, фенолах, белках и др. соединениях

Механизм образования ВС. ВС имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер. При этом донором является электроотрицательный элемент, а акцептором – Н. Н-F…H-F связь в молекуле HF сильно полярная и у Н освобождается орбиталь,.т.е. он превращается в ион +. На эту орбиталь попадают неподеленные электронные пары атомов F соседней молекулы. У F 2S22P5

........

H+: F: H+: F: à H+: F

::

H−: F:, F – донор, Н - акцептор

........

 

Наличием водородных связей объясняется более высокая температура кипения воды (100оС) по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (Н2S, Н2Sе, Н2Те). В случае воды надо затратить дополнительную энергию на разрушение водородных связей.

Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.

Водородные связи являются причиной и другого уникального свойства воды - при плавлении ее плотность возрастает. В структуре льда каждый атом кислорода связан через атомы водорода с четырьмя другими атомами кислорода - из других молекул воды. В результате образуется очень рыхлая "ажурная" структура. Вот почему лед такой легкий.

При замерзании вода расширяется и занимает больший объем. Плотность льда (0,92 г/мл) - меньше, чем плотность жидкой воды. Поэтому лед плавает на поверхности воды. Если бы у льда была более высокая плотность, по мере замерзания он опускался бы на дно, что сделало бы жизнь в водоемах зимой невозможной.

Внутримолекулярная ВС характерна для многих органических веществ. Это связь, объединяющая части одной и той же молекулы, например, белков. Наиболее важный пример, где присутствует внутримолекулярная ВС – молекула ДНК – нити двойной спирали связаны между собой водородной внутримолекулярной связью.

 

Окислительно-восстановительные реакции: определение ОВР, типы ОВР. Характеристика окислителей и восстановителей. Метод электронного баланса. Метод ионно-электронного баланса. Биологическое значение ОВР.

Все химические реакции можно разделить на два типа.

1 - реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав

реагирующих веществ.

2 - ОВР реакции, т.е, реакции, идущие с изменением степени окисления атомов в молекуле.

(про степень окисления – вопрос 9)

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Сущности процессов окисления и восстановления:

1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

Al – 3e- = Al3+ Fe2+ - e- = Fe3+

H2 – 2e- = 2H+ 2Cl- - 2e- = Cl2

При окислении степень окисления повышается.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

S + 2е- = S2- Сl2 + 2е- = 2Сl- Fe3+ + e- = Fe2+

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Ато­мы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных ве­ществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями. Окислительными свойствами обладают вещества, которые содержат в своем составе атомы, находящиеся в высшей степени окисления (они способны её только понижать), а также вещества, содержащие атомы в промежуточной с.о., или простые вещества – неметаллы. Восстановительными свойствами обладают вещества, которые содержат в своём составе атомы, находящиеся в низшей с.о., а также атомы в промежуточной с.о., или простые вещества – металлы и неметалы.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель – е- Окислитель

Окислитель + е- Восстановитель

 

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановле­ния.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.

Зная СО соединений, м предсказать – окислительные или восстановительные свойства оно проявит: сера:

+1 -2 +1 +4 -2 +1 +6 -2

Н2S H2SO3 H2SO4 - в 1-м – это ее низшая СО=> в химических реакциях будет восстановителем. 2 – средняя СО, в зависимости от среды и партнера может выступать как в роли окислителя, так и восстановителя. 3 – более S не может повысить свою СО, => будет окислителем в этом соединении.

 

Типы ОВР:

1 – Межмолекулярные ОВР- такие ОВР, в которых меняют СО атомы, находящиеся в разных веществах: 0 +2 -2 +4 -2 0

C +CuO à CO2+Cu

 

2 – Внутримолекулярные ОВР - в которых меняют СО атомы разных элементов, находящиеся в одном веществе: +1 +5 -2 +1 -1 0

KClO3 àKCl+O2

3 – Реакции диспропорционирования - такие ОВР, в которых атом одного и того же элемента дважды меняет СО: 0 +1 -2 +1 -1 +1 +1 -2

Cl2+H2O à HCl+HClO

Они возможны только в том случае, если вещество находится в промежуточной СО.

Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, O₃). Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают степень окисления –1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2 (H₂O или OH^–).

Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто, содержат элементы в высшей степени окисления. Например:

+7 +6 +5 +7

KMnO4 K2Cr2O7 HNO3 KClO4

Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, перманганаты MnO₄^–, хроматы CrO₄^2– и дихроматы Cr₂O₇^2–, кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO) и их соли (например, KClO₃).

Хроматы и дихроматы, выступая в роли окислителей, в кислой среде восстанавливаются с образованием ионов Cr³⁺. Поскольку в кислой среде равновесие

2CrO₄^2– + 2H⁺ Cr₂O₇^2– + H₂O

смещено вправо, то окислителем служит ион Cr₂O₇^2–. Например:

K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 7H₂O

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в высшей степени окисления +6. Продуктами восстановления серы могут быть: SO₂ (степень окисления серы +4), сера – простое вещество (степень окисления серы 0), сероводород (степень окисления серы –2).

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в высшей степени окисления +5, причем окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом ее концентрации. Состав продуктов восстановления азотной кислоты зависит от активности восстановителя, концентрации кислоты и температуры системы; чем активнее восстановитель и ниже концентрация кислоты, тем глубже происходит восстановление азота.

Кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO, HClO₃, HBrO₃) и их соли, действуя в качестве окислителей, обычно восстанавливаются до степени окисления галогена –1 (в случае хлора и брома) и 0 (в случае иода).

Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода):

Zn + H₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + H₂­

При взаимодействии с сильными восстановителями в качестве окислителя может проявлять себя и водород, входящий в состав воды:

2H₂O + 2Na = 2NaOH + H₂­

H₂O + NaH = NaOH + H₂­

Ионы металлов, находящихся в высшей степени окисления (например, Fe³⁺, Hg²⁺, Cu²⁺), выполняя функцию окислителей, превращаются в ионы с более низкой степенью окисления:

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂ + SnCl₄.

Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов. В щелочной среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав анионов гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; фосфор, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.

В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H₂S) и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Cl^– к I^–.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион H^–, проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода:

CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + 2H₂­

Металлы в промежуточной степени окисления (ионы Sn²⁺, Fe²⁺, Cu⁺, Hg₂²⁺ и др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления:

SnCl₂ + Cl₂ = SnCl₄

10FeSO₄ +2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Окислительно-восстановительная двойственность XE " Окислительно-восстановительная двойственность " – способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор по отношению к металлам выступает в роли окислителя:

6e–

0 0 +2 –3 0

3P + 2Ca = Ca3P2 (P – окислитель)

В то же время фосфор выступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору. Например:

20e–

0 0 +5 –2 0

4P + 5O2 = 2P2O5 (P – восстановитель)

Другой пример. Азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления –3, и, поэтому, за счет азота аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO₂ азот находится в промежуточной степени окисления +3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель:

 

+3 0 +5 –2 +3

2HNO2 + O2 = 2HNO3 (N – восстановитель)

Но в реакции с сильным восстановителем, например, с иодоводородной кислотой, азотистая кислота – окислитель:

+3 -1 0 +2 +3

2HNO2 + 2HI = I2 + 2NO­ + 2H2O (N – окислитель).

 

Для составления уравнений реакций (подбора коэффициентов) используют 2 способа:

1) Метод электронного баланса применяется при подборе коэф-ов в ОВР,

протекающих при сплавлении или термическом разложении веществ, при обжиге, при взаимодействии металла с практически безводными кислотами. В этом методе составляют вспомогательные электронные уравнения.

Пример: Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.

Напишем схему реакции - формулы исходных и полученных веществ:

Н2S + КМnO4 + Н2SО4 → S + МnSО4 + К2SO4 + Н2О

Затем покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (Н2S - восстанови­тель, КМnО4 - окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 моль Н2S и 2 моль КМnО4, тогда получим 5 моль атомов S и 2 моль МnSО4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения, найдем, что образуется также 1 моль К2SО4 и 8 моль воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид

5Н2S + 2КМnО4 + ЗН2SО4 = 5S + 2МnSО4 + К2SО4 + 8Н2О

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода; в левой части их 2*4 + 3*4 = 20 и в правой части 2*4 + 4 + 8 = 20.

Переписываем уравнение в ионной форме:

5Н2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Мn2+ + 8Н2О

Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.

 

2) Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций) – используют при

нахождении коэф-в в ОВР, происходящих в водных растворах, причем это м.б. кислые или щелочные, или растворы, близкие к нейтральным. В этом методе составляют вспомогательные ионно-электронные уравнения. Следует различать методику уравнивания в кислой и щелочной среде. Атомы элементов, изменяющие свою СО, записывают в форме тех частиц, которые реально присутствуют в водных растворах.

1 – правило уравнивания в кислой среде

В ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, ставим столько молекул воды, сколько не хватает О, а в другую часть полуреакции – соответствующее число протонов Н.

KMnO4+KNO2+H2SO4 à т.к. H2SO4, => среда кислая (среду не берем, берем соли (KMnO4, KNO2), они диссоциируют)

KMnO4 K+ + MnO4− т.о. берем этот анион: справа + 4 молекулы воды, тогда слева 8 молекул Н

- + +2 0

MnO4 + 8H + 5e− à Mn + 4 H2O | 2

--------------- -------------------

+7 +2 значит, + 5e−

- 0 - +

NO2 + H2O - 2e− à NO3 + 2H здесь слева не хватает О, значит слева + 1молекула воды, тогда справа 2Н

--------------- -------------- | 5

-1 +1 значит, - 2e−

Складываем обе части уравнений с коэф-ми:

- + - 0 +2 0 - +

2MnO4 + 16H + 5NO2 + 5H2O à 2Mn + 8 H2O + 5NO3 + 10H

Сокращаем подобные:

- + - +2 0 -

2MnO4 + 6H + 5NO2 + à 2Mn + 3H2O + 5NO3

Теперь пишем молекулярную с этими кэф-ми, т.к. 6H – в кислоте, => H2SO4 с коф-м 3

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 à 2Mn SO4 + 3H2O + 5К NO3, (т.к. не хватает 2К и 1 SO4, то еще соль:) + К2SO4

2 – правило уравнивания в щелочной среде

В ту часть полуреакции, где не хватает кислорода, ставим удвоенное произведение ОН группы, т.е. 2ОН, а в другую часть полуреакции – соответствующее число молекул Н2О. Пример:

NaNO3 + MnO2 + NaOH à

- -

NO3 à NO2 справа добавляем 2ОН, тогда слева H2O

- 0 - -

NO3 + H2O + 2е− à NO2 + 2ОН

--------------- -------------- | 1

-1 -3 значит, + 2e−

0 - -2 0

MnO2 + 4ОН - 2е− à MnO4 + 2H2O

--------------- -------------- | 1

-4 -2 значит, - 2e−

Складываем обе части уравнений с коэф-ми (в этом случае коэф-т =1):

- 0 0 - - - -2 0

NO3 + H2O + MnO2 + 4ОН à NO2 + 2ОН + MnO4 + 2H2O

Сокращаем подобные:

- 0 - - -2 0

NO3 + MnO2 + 2ОН à NO2 + MnO4 + H2O

Теперь пишем молекулярную форму с этими кэф-ми

NaNO3 + MnO2 + 2NaOH à NaNO2 + Na2MnO4 + H2O

Биологическая роль ОВР. Многие процессы жизнедеятельности организма в основе своей являются ОВР – процессы окисления питательных веществ, дыхание, усвоение СО2 растениями и т.п. Перенос электронов с субстрата (восстановитель) на кислород (окислитель) непрерывно осуществляется в тканях и представляет собой цепь ОВР. ОВР распространены в природе и технике, к ним относятся процессы окисления металлов (ржавление), восстановление их из руд, в т.ч. электрохимическими способами. Связывание атмосферного азота, производство различных химических препаратов (лекарств, красителей и т.п.)