Слесарев. Основы Химии живого

выделения непосредственно в реакционной среде, а также для гидрид-иона:

0 0	—►	+1 -2	0 +2	- 2+1 +1
Н2 + 0 2		Н20	2Н2 + СО —► СН3ОН
0 + 2	—►	0 + 1	- 1 + 1	0 ж
Н2 + СиО		Си + Н20	СаН2 + 2Н20 —► Са(ОН) 2 + 2H2t

Однако в живых системах таких восстановителей (Н2 или Н“)

нет, и поэтому нет подобных реакций. Встречающееся в литера­ туре, в том числе и в учебниках, мнение, что водород является носителем восстановительных свойств органических соединений, не соответствует действительности; так, в живых системах вос­ становителем биосубстратов выступает восстановленная форма кофермента дегидрогеназы, в которой донором электронов явля­ ются атомы углерода, а не атомы водорода (разд. 9.3.3).

Комплексообразующие свойства. Вследствие наличия у ка­ тиона водорода свободной атомной орбитали и высокого поляри­ зующего действия самого катиона Ег он является активным ио- ном-комплексообразователем. Так, в водной среде катион водоро­ да образует ион гидроксония Н3О4", а при наличии аммиака -

ион аммония NH^:

Н+ + Н20 —► н80+

H+ + NH3 —► NH4

Склонность к образованию ассоциатов. Атомы водорода силь­ нополярных связей О—Н и N-—Н образуют водородные связи (разд. 3.1). Прочность водородной связи (от 10 до 100 кДж/моль) зависит от величины локализованных зарядов 8+ и 5' и длины

водородной связи, т. е. от расстояния между атомами электро­ отрицательных элементов, участвующих в ее образовании. Для аминокислот, углеводов, белков, нуклеиновых кислот харак­ терны следующие длины водородных связей, пм:

б+ 8>	8+ 8>	\	8+ 8>	\ + 8+	8>
270	288		304	^	266

Благодаря водородным связям возникают обратимые меж­ молекулярные взаимодействия между субстратом и ферментом, между отдельными группами в природных полимерах, опре­ деляющие их вторичную, третичную и четвертичную структу­ ру (разд. 21.4, 23.4). Ведущую роль водородная связь играет в свойствах воды как растворителя и реагента.

Вода и ее свойства. Вода - важнейшее соединение водорода. Все химические реакции в организме протекают только в водной среде, жизнь без воды невозможна. Вода как растворитель рас­ сматривалась в разд. 6 .1 .

К и с л о т н о - о с н о в н ы е свойст ва . Вода как реагент с по­ зиции кислотно-основных свойств является истинным амфолитом (разд. 8.1). Это проявляется и при гидролизе солей (разд. 8.3.1), и при диссоциации кислот и оснований в водной среде (разд. 8.3.2).

19

291

Количественной характеристикой кислотности водных сред яв­ ляется водородный показатель pH.

Вода как кислотно-основной реагент участвует в реакциях гидролиза биосубстратов. Например, гидролиз аденозинтрифосфата служит источником запасенной энергии для организма, ферментативный гидролиз ненужных белков служит для полу­ чения аминокислот, являющихся исходным материалом для син­ теза необходимых белков. При этом катионы Н+ или анионы 0Н “ являются кислотно-основными катализаторами реакций гидролиза биосубстратов (разд. 21.4, 23.4).

О к и с л и т е л ь н о - в о с с т а н о в и т е л ь н ы е с в о й с т в а . В молекуле воды и водород, и кислород находятся в устойчи­ вых степенях окисления. Поэтому вода не проявляет ярко вы­ раженных окислительно-восстановительных свойств. Окислитель- но-восстановительные реакции возможны при взаимодействии воды только с очень активными восстановителями или очень активными окислителями, или в условиях сильной активации реагентов.

Вода может быть окислителем за счет катионов водорода при взаимодействии с сильными восстановителями, например щелоч­ ными и щелочноземельными металлами или их гидридами:

0 + 1		+2		о	- 1 + 1			о ж
Са + 2Н20		—► Са(ОН) 2 + H2t			NaH + Н20	—► NaOH + H2t
При высоких температурах возможно взаимодействие воды
с менее активными восстановителями:
о	+i	t	+2V3	о	0 + 1	t	+2	о А
3Fe + 4Н20 —►			Fe304 + 4H2t		С + Н20	—►	СО + H2t

В живых системах их компонент вода никогда не выступает как окислитель, поскольку это привело бы к уничтожению этих систем из-за образования и необратимого удаления молекуляр­ ного водорода из организмов.

Вода может выступать в роли восстановителя за счет атомов

-2

кислорода О, например при взаимодействии с таким сильней­ шим окислителем, как фтор:

о	-2	- 1 0
2F2 + 2Н20		—► 4HF + 0 2

Под действием света и при участии хлорофилла в растени­ ях протекает процесс фотосинтеза с образованием 0 2 из воды

(разд. 9.3.6):

6 С 0 2 + 6 Н 20 - zz S g a r С б Н 120 б + 6 0 2

Кроме непосредственного участия в окислительно-восстано- вительных превращениях вода и продукты ее диссоциации Н+ и ОН“ принимают участие как среда, которая способствует про­ теканию многих окислительно-восстановительных реакций вслед­

292

ствие ее высокой полярности (s = 79) и участия образуемых ею ионов в превращениях исходных веществ в конечные (разд. 9.1).

К о м п л е к с о о б р а з у ю щ и е с в о й с т в а . Молекула воды из-за наличия у атома кислорода двух неподеленных электрон­ ных пар является достаточно активным монодентатным лиган­ дом, который с катионом водорода образует комплексный ион оксония Н3О4", а с катионами металлов в водных растворах - достаточно устойчивые аквакомплексы, например [Са(Н2 0 )в]2ч\ [Fe(H2 0 )e]3+, [Cu(H2 0 )4]2+. В этих комплексных ионах молекулы

воды ковалентно связаны с комплексообразователями достаточ­ но прочно. Катионы щелочных металлов аквакомплексов не об­ разуют, а за счет электростатических сил образуют гидратирован­ ные катионы. Время оседлой жизни молекул воды в гидратных оболочках этих катионов не превышает ОД с, а их состав по числу молекул воды может легко изменяться.

С к л о н н о с т ь к о б р а з о в а н и ю а с с о ц и а т о в . Вслед­ ствие большой полярности, способствующей электростатическому взаимодействию и образованию водородных связей, молекулы воды даже в чистой воде (разд. 6 .1) образуют межмолекулярные

ассоциаты, различающиеся по структуре, числу молекул и вре­ мени их оседлой жизни в ассоциатах, а также времени жизни самих ассоциатов. Таким образом, чистая вода является откры­ той сложной динамической системой. Под действием внешних факторов: радиоактивное, ультрафиолетовое и лазерное излуче­ ния, упругие волны, температура, давление, электрические, маг­ нитные и электромагнитные поля от искусственных и естествен­ ных источников (космос, Солнце, Земля, живые объекты) - вода изменяет свои структурно-динамические параметры, а следова­ тельно, изменяются ее биологические, физиологические и струк- турно-информационные свойства.

Кроме самоассоциации молекулы воды гидратируют ионы, по­ лярные молекулы и макромолекулы, образуя вокруг них гидратные оболочки, тем самым стабилизируют их в растворе и способ­ ствуют их растворению (разд. 6.1). Вещества, молекулы которых неполярны и имеют относительно небольшие размеры, способны только незначительно растворяться в воде, заполняя пустоты ее ассоциатов с определенной структурой. При этом в результате гидрофобного взаимодействия неполярные молекулы структури­ руют окружающую их гидратную оболочку, превращая ее в энер­ гетически выгодный ассоциат, обычно с льдоподобной структу­ рой, внутри которого расположена данная неполярная молекула.

В живых организмах можно выделить две категории воды - “связанную” и “свободную”, последняя, по-видимому, есть толь­ ко в межклеточной жидкости (разд. 6.1). Связанная вода, в свою очередь, подразделяется на “структурированную” (прочносвяшшную) и “деструктурированную” (слабосвязанную или рых­ лую) воду. Вероятно, все перечисленные выше внешние факто­ ры влияют на состояние воды в организме, изменяя соотноше­ ния: ‘‘структурированная” / “деструктурированная” и “связанная”/

293

“свободная” вода, а также ее структурно-динамические пара­ метры. Это проявляется в изменениях физиологического со­ стояния организма. Не исключено, что внутриклеточная вода непрерывно претерпевает регулируемые, в основном белками, пульсационные переходы из “структурированного” в “деструктурированное” состояние. Эти переходы взаимосвязаны с выталки­ ванием из клетки отслуживших метаболитов (шлаков) и всасы­ ванием необходимых веществ. С современной точки зрения вода участвует в формировании единой внутриклеточной структуры, благодаря которой достигается упорядоченность процессов жиз­ недеятельности. Поэтому, по образному выражению А. СентДьёрдьи, вода в организме является “матрицей жизни”.

Вода в природе. Вода - самое важное и распространен­ ное вещество на Земле. Поверхность земного шара на 75 % по­ крыта водой. Объем Мирового океана составляет 1,4 млрд. км3. Столько же воды находится в минералах в виде кристаллиза­ ционной воды. Атмосфера содержит 13 тыс. км3 воды. В то же

время запасы пресной воды, пригодной для питья и бытовых нужд, довольно ограничены (объем всех пресноводных водоемов составляет 200 тыс. км3). Пресная вода, употребляемая в быту, содержит различные примеси от 0,05 до 1 г/л, чаще всего это соли: гидрокарбонаты, хлориды, сульфаты, - в том числе рас­ творимые соли кальция и магния, присутствие которых делает воду жесткой (разд. 14.3). В настоящее время охрана водных ресурсов и очистка сточных вод являются наиболее актуальны­ ми экологическими проблемами.

Вобычной воде присутствует около 0,02 % тяжелой воды D2O (D - дейтерий). Она накапливается при испарении или

электролизе обычной воды. Тяжелая вода токсична. Тяжелую воду применяют для изучения движения воды в живых орга­ низмах. С ее помощью установлено, что скорость движения во­ ды в тканях некоторых растений достигает 14 м/ч, а вода, вы­ питая человеком, за 2 ч полностью распределяется по его орга­

нам и тканям и лишь через две недели полностью выводится из организма. Живые организмы содержат от 50 до 93 % воды, которая является непременным участником всех процессов жиз­ недеятельности. Без воды жизнь невозможна. При продолжи­ тельности жизни 70 лет человек с пищей и питьем потребляет около 70 т воды.

Внаучной и медицинской практике широко используется дистиллированная вода - бесцветная прозрачная жидкость без запаха и вкуса, pH в 5 ,2 -6 ,8 . Это фармакопейный препарат для

приготовления многих лекарственных форм.

Вода для инъекций (ацирогенная^вода) - также фармако­

пейный препарат. Эта вода не содержит пирогенных веществ. Пирогены - вещества бактериального происхождения - метабо­ литы или продукты жизнедеятельности бактерий, которые, по­ падая в организм, вызывают озноб, повышение температуры тела, головные боли, нарушение сердечно-сосудистой деятель-

294

ности. Приготавливают апирогенную воду двойной перегонкой воды (бидистиллят) с соблюдением асептических условий и ис­ пользуют в течение 24 ч.

Заканчивая раздел, необходимо подчеркнуть особенности водорода как биогенного элемента. В живых системах водород всегда проявляет степень окисления + 1 и встречается или свя-.

занным полярной ковалентной связью с другими биогенными элементами, или в виде катиона Н+. Катион водорода является носителем кислотных свойств и активным комплексообразова* телем, взаимодействующим со свободными электронными па­ рами атомов других органогенов. С позиции окислительно­ восстановительных свойств связанный водород в условиях ор­ ганизма не проявляет свойств ни окислителя, ни восстановите­ ля, однако катион водорода активно участвует во многих окис­ лительно-восстановительных реакциях, не изменяя при этом своей степени окисления, но способствуя превращению биосуб­ стратов в продукты реакции. Водород, связанный с электроот­ рицательными элементами, образует водородные связи.

12.2.2. УГЛЕРОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Углерод в периодической системе элементов располагается во втором периоде в rpvnne IVA. Электронная конфигурация атома углерода ls 22s22p*. При его возбуждении легко достига­

ется электронное состояние, при котором на четырех внешних атомных орбиталях находятся четыре неспаренных электрона:

возбуждение

Л

2р I t || ||

Uni

Это объясняет, почему углерод в соединениях обычно четы­ рехвалентен. Равенство в атоме углерода числа валентных электронов числу валентных орбиталей, а также уникальное соотно­ шение заряда ядра и радиуса атома сообщают ему способность одинаково легко присоединять и отдавать электроны в зависимо* сти от свойств партнера (разд. 9.3.1). Вследствие этого для уг­ лерода характерны различные степени окисления от -4 до +-4 и легкость гибридизации его атомных орбиталей по типу sp3>яр% и sp1 при образовании химических связей (разд. 2.1.3):

-4	- 3		-3 -2	-2	-2	-1	-1	-1	о
СН4; СН3— СН3; СН2= С Н 2; СН3— ОН; НС=СН;								С6Нб;	Н2С = 0 ;
/ С —с Г		;	+2		+2	0 ^ + 3 + 3 ^ 0		+4 N H o		I 1
			НС<^ ;	HC=N;		^ 0 - с £	;	0 = С Г	;	С02
И		Н	ОН			НО	Ч)Н		NH2

Все это дает углероду возможность образовывать ординарные, двойные и тройные связи не только между собой, но и с ато­ мами других элементов-органогенов. Молекулы, образующиеся

206

при этом, могут иметь линейное, разветвленное и циклическое строение.

Вследствие подвижности общих электронов a-МО, образован­ ных с участием атомов углерода, происходит их смещение в сто­ рону атома более электроотрицательного элемента (индуктивный эффект), что приводит к полярности не только этой связи, но и молекулы в целом. Однако углерод, благодаря среднему значению электроотрицательности (ОЭО = 2,5), образует с атомами других элементов-органогенов слабополярные связи (табл. 12.1). При наличии в молекулах систем сопряженных связей (разд. 2.1.3) происходит делокализация подвижных электронов я-МО и неподеленных электронных пар с выравниванием электронной плот­ ности и длин связей в этих системах.

Таблица 12.1

Характеристики ковалентных связей углерода с органогенами

Связь	с—н	с -с	с--N	с—о	С—8
Энергия, кДж/моль	411	346	304	358	272
Длина связи, пм	109	154	147	143	182
Дипольный момент, Д	0,4	0	0,45	0,7	0,9
Связь	с=с	C==N		С:= 0	c=s
Энергия, кДж/моль	602	615	800		573
Длина связи, пм	134	127	120		160
Дипольный момент, Д	0	1,4		2,4	2,0

С позиции реакционной способности соединений большую роль играет поляризуемость связей (разд. 2.1.3). Чем больше поляризуемость связи, тем выше ее реакционная способность. Зависимость поляризуемости углеродсодержащих связей от их природы отражает следующий ряд:

С — С < С - О « С — N < С — Н < С = 0 < C = N < С — S < С = 8

| Увеличение поляризуемости связи

Все рассмотренные данные о свойствах углеродсодержащих связей свидетельствуют о том, что углерод в соединениях образу­ ет, с одной стороны, достаточно прочные ковалентные связи ме­ жду собой и с другими органогенами, а с другой стороны - об­ щие электронные пары этих связей достаточно лабильны. В ре­ зультате этого может происходить как увеличение реакционной способности этих связей, так и стабилизация. Именно эти осо­ бенности углеродсодержащих соединений и делают углерод орга­ ногеном номер один.

Кислотно-основные свойства соединений углерода. Оксид углерода(1У) является кислотным оксидом, а соответствующий

296

ему гидроксид - угольная кислота Н2СО3 - слабой кислотой. Молекула оксида углерода(1У) неполярна, и поэтому он плохо растворяется в воде (0,03 моль/л при 298 К). При этом вначале в растворе образуется гидрат СО2 •Н2О, в котором СО2 находится в полости ассоциата из молекул воды, а затем этот гидрат медлен­ но и обратимо превращается в Н2СО3. Большая часть растворен­ ного в воде оксида углерода(1У) находится в виде гидрата.

В организме в эритроцитах крови под действием фермента карбоангидразы равновесие между гидратом СО2 *Н2О и Н2СО3 устанавливается очень быстро. Это позволяет пренебречь нали­ чием СО2 в виде гидрата в эритроците, но не в плазме крови, где нет карбоангидразы. Образующаяся Н2СО3 диссоциирует в физиологических условиях до гидрокарбонат-аниона, а в более щелочной среде - до карбонат-аниона:

карбоангидраэа (эритроцит)
^	^	Н2 С0	рК а1- 6,37
С02 + н20 ^ ± 1	С02 •н20		3
,	р * ? - 10,83		п
^ ± 1 Н+ + НС03 ■ ягттгггг* 2Н			+ СО§

Угольная кислота существует только в растворе. Она образует два ряда солей - гидрокарбонаты (NaHC03, Са(НСОз)2) и карбонаты (МагСОз, СаСОз). В воде гидрокарбонаты растворя­ ются лучше, чем карбонаты. В водных растворах соли угольной кислоты, особенно карбонаты, легко гидролизуются по аниону, создавая щелочную среду:

СО*~ + НОН ^ НСО~+ОН- (Na2C03 + H20 ^ NaHC03 + NaOH)

Такие вещества, как питьевая сода NaHC03 мел СаСОз, белая магнезия 4MgC03 •Mg(OH>2•Н2О, гидролизующиеся с образо­ ванием щелочной среды, применяются в качестве антацидных (нейтрализующих кислоты) средств для снижения повы­ шенной кислотности желудочного сока:

NaHC03 + НС1 - NaCl + Н20 + C02t

СаС03 + 2НС1 = СаС12 + Н20 + C02t

Совокупность угольной кислоты и гидрокарбонат-иона (Н2СОз, НСО3) образует гидрокарбонатную буферную систему (разд. 8.5) - главную буферную систему плазмы крови, которая обеспечива­ ет постоянство pH крови на уровне pH = 7,40 ± 0,05.

Наличие в природных водах гидрокарбонатов кальция и магния обуславливает их временную жесткость. При кипяче­ нии такой воды ее жесткость устраняется. Это происходит из-за гидролиза аниона НСО3, термического разложения угольной кислоты и осаждения катионов кальция и магния в виде нерас­ творимых соединений СаСОз и M g(OH)2:

Co(H(JO, ) 2 - V СаСОз + H 2 0 + C02t MgtHOOgfe	Mg(OH) 2 + 2C02T
—Г -	-----1-----

297

Образование Mg(OH)2 вызвано полным гидролизом по ка­ тиону магния, протекающему в этих условиях из-за меньшей растворимости Mg(OH)2 по сравнению с MgC(>3.

В медико-биологической практике кроме угольной кислоты приходится сталкиваться с другими углеродсодержащими кисло­ тами. Это прежде всего большое множество различных органи­ ческих кислот, а также синильная кислота HCN. С позиции кислотных свойств сила этих кислот различна:

НООС—СООН > НСООН > С6 Н5—СООН > СлН2л+1СООН > Н2С03 > HCN

р К	а1	1,19	3,75	4,20	4,4 ч- 4,9	6,37	9,31
р К а		4,21				10,33

Эти различия обусловлены взаимным влиянием атомов в мо­ лекуле, природой диссоциирующей связи и устойчивостью аниона, т. е. его способностью к делокализации заряда.

С и н и л ь н а я к и с л о т а , или циановодород, HCN - бес­ цветная, легколетучая жидкость (Гкип 26 °С) с запахом горь­ кого миндаля, смешивающаяся с водой в любых соотношениях. В водных растворах ведет себя как очень слабая кислота, соли которой называются цианидами. Цианиды щелочных и щелоч­ ноземельных металлов растворимы в воде, при этом они гидро­ лизуются по аниону, из-за чего их водные растворы пахнут си­ нильной кислотой (запах горького миндаля) и имеют pH » 12:

CN + Н 20 ^ HCNt + OH"

При длительном воздействии СО2, содержащегося в воздухе, цианиды разлагаются с выделением синильной кислоты:

2KCN + С02 + Н20 —► К2 С03 + 2HCNt

Врезультате этой реакции цианид калия (цианистый калий)

иего растворы при длительном хранении теряют свою токсич­ ность. Цианид-анион - один из самых сильных неорганиче­ ских ядов, поскольку он является активным лигандом и легко образует устойчивые комплексные соединения с ферментами, содержащими в качестве ионов-комплексообразователей Fe3+ и Си*+ (разд. 10.4).

Окислительно-восстановительные свойства. Поскольку уг­ лерод в соединениях может проявлять любые степени окисле­

ния от -4 до +4, то в ходе реакции свободный углерод может и отдавать и присоединять электроны, выступая соответственно восстановителем или окислителем в зависимости от свойств второго реагента:

С - восстановитель			С - окислитель
С + 0 2	» С02	+ 6 FeO	С + 2Н2 - СН4
С + 2Fe3 0 4	— С02		2С + Са —► СаС2

При взаимодействии сильных окислителей с органическими веществами может протекать неполное или полное окисление атомов углерода этих соединений.

298

		Неполное окисление:
СН4 +0 2	= С + 2Н20		2СН4 +302	= 2СО + 4Н20
СН4 + С12	= СН3 С1 + НС1		СН4 + 2С12 = СН2С12 + 2НС1
С2Н5ОН + 0 2	-	СН8СНО + Н20	2С2 НбОН + 302	= 2СН3СООН + 2Н£>
		анаэробное
СаЩЫеО<№)		окисление» С02	+ СО + С + СН4 + Н20 + NH3 + (H2S)

В условиях анаэробного окисления при недостатке или в от­ сутствие кислорода атомы углерода органического соединения в зависимости от содержания кислородных атомов в этих соедине­ ниях и внешних условий могут превратиться в СО2, СО, С и даже СН4, а остальные органогены превращаются в Н20, NH3 и H2S.

Полное окисление:

СН4 + 202 - С02 + 2Н20

СН4 + 4С12 - СС14 + 4НС1

С2 НбОН + 302 - 2С02 + ЗН20

В организме полное окисление органических соединений кислородом в присутствии ферментов оксидаз (аэробное окис­ ление) описывается уравнением:

CeHftNAKS) J L * С02 + Н20 + NH3 + OC(NH2)2 + (HjjS)

окисление

Из приведенных уравнений реакций окисления видно, что в органических соединениях степень окисления изменяют только атомы углерода, а атомы остальных органогенов при этом со­ храняют свою степень окисления.

При реакциях гидрирования, т. е. присоединения водорода (восстановителя) по кратной связи, образующие ее атомы углерода понижают свою степень окисления (выступают окислителями):

RCH=CHR

RCH2 —CH2R

R2 C = 0

R2CHOH

Органические реакции замещения с возникновением новой межуглеродыой связи, например в реакции Вюрца, также явля­ ются окислительно-восстановительными реакциями, в которых атомы углерода выступают окислителями, а атомы металла - восстановителями:

CH3 CH2Br + 2Na + ВгСН2 СН3 —► СН3 СН2СН2 СН3 + 2NaBr

Подобное наблюдается в реакциях образования металлорганических соединений:

( 1ГЛСН21 + Mg - CH3 CH2MgI 2CH3I + 3Hg - СН3 —Hg—СН3 + Hg2I2

В то же время в реакциях алкилирования с возникновением поной межуглеродной связи роль окислителя и восстановителя играют атомы углерода субстрата и реагента соответственно:

- 2

- 2

- 3

- 1

CH3I + CH2 (CN) 2 = СН3 —CH(CN) 2 + HI

299

В результате реакций присоединения полярного реагента к субстрату по кратной межуглеродной связи один из атомов уг­ лерода понижает степень окисления, проявляя свойства окис­ лителя, а другой - повышает степень окисления, выступая вос­ становителем:

-1

-2

о

- з

СН3 —СН=СН2 + НВг - СН3 —СНВг—СН3

-1

-2

О

-3

сн3—сн=сн2 + н2о - сн3—снон—сн3

В этих случаях имеет место реакция внутримолекулярного окисления-восстановления атомов углерода субстрата, т. е. про­ цесс дисмутации, под действием реагента, не проявляющего окислительно-восстановительных свойств.

Типичными реакциями внутримолекулярной дисмутации ор­ ганических соединений за счет их атомов углерода являются ре­ акции декарбоксилирования аминокислот или кетокислот, а так­ же реакции перегруппировки и изомеризации органических со­ единений, которые были рассмотрены в разд. 9.3. Приведенные примеры органических реакций, а также реакции из разд. 9.3 убедительно свидетельствуют, что атомы углерода в органиче­ ских соединениях могут быть и окислителями, и восстановите­ лями.

Атом углерода в соединении - окислитель, если в ре­ зультате реакции увеличивается число его связей с атомами менее электроотрицательных элементов (во­ дород, металлы), потому что, притягивая к себе общие электроны этих связей, рассматриваемый атом углеро­ да понижает свою степень окисления.

-2	- з		-1	- з
—СН2—	► —СН3		—СН21	— —CH2MgI
0	0	- 1 - 1	- 2	- 2
—CSC-----► —сн=сн-----► —сн2—сн2—
	+2	^—	-2
	^ С = 0	/СНОН -► —СН2—

Атом углерода в соединении - восстановитель, если в результате реакции увеличивается число его связей с атомами более электроотрицательных элементов (С, О, N, S), потому что, отталкивая от себя общие элек­ троны этих связей, рассматриваемый атом углерода повышает свою степень окисления.

-3

-1

+1

+3

+4

—СН3—► —СН2ОН —► —н с= 0 —► —СООН —► С02

-2 -2	- 1 - 1	0 0
—сн2—сн2-----	► —сн=сн-----	► —с= с—

Таким образом, многие реакции в органической химии вслед­ ствие окислительно-восстановительной двойственности атомов уг­

30 0