[Править]Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомыокислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см.Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

[Править]Восстановление

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

[Править]Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

[Править]Примеры [править]Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

2) Восстановление:

Д) окислители и восстановители – Многие вещества обладают особыми свойствами, которые в химии принято называть окислительными или восстановительными. В аквариумных процессах эти вещества играют достаточно важную роль, поэтому мы расскажем о них подробнее.

Что же такое окислитель и восстановитель, окисление и восстановление? Окислительно-восстановительные свойства вещества связаны с процессом отдачи и приема электронов атомами, ионами или молекулами. Окислитель — это вещество, которое в ходе реакции принимает электроны, т. е. восстанавливается; восстановитель — отдает электроны, т. е. окисляется. Рассмотрим такой пример; магний реагирует с кислородом, образуя оксид магния:

2Mg + O₂ = 2MgO

В результате этой реакции металл магний (в целом электронейтральное вещество) переходит в частицы (ионы) с зарядом (степенью окисления) +2. Для всех металлов в соединениях характерна положительная степень окисления.

Кислород из электронейтрального вещества превращается в частицы с зарядом -2. Эти процессы можно записать в виде так называемых электронных уравнений:

Mg⁰ – 2e^‾ = Mg²⁺

О⁰ + 2e^‾ = O^2‾

Отсюда видно, что магний отдает электроны, следовательно, он является восстановителем, который окисляется, а кислород, принимающий электроны (т. е. восстанавливающийся), — окислителем.

Процессы окисления и восстановления воды сопутствуют друг другу, один без другого не может происходить. Поэтому процесс передачи электронов от одних веществ к другим, обычно называют окислительно—восстановительными реакциями. Эти реакции очень распространены в живой природе; они играют существенную роль в процессах, происходящих в аквариуме.

Одни химические вещества проявляют свойства окислителей, другие — восстановителей.

Важнейшими восстановителями являются:   

— многие металлы (магний, алюминий, цинк, железо и др.);

—    аммиак NH₃ и соли аммония (например, NH₄Cl); — сероводород H₂S и сульфиды (например, Na₂S);

—    йодоводородная кислота HI, бромоводородная кислота HBr, соляная кислота HClи их соли (например, KI, NaBr, CaCl₂);

—    тиосульфат (гипосульфит) натрия Na2S2O3;

—    сульфит натрия Na2SO3; — пероксид водорода H2O2;

— многие органические вещества: спирты, альдегиды, карбоновые кислоты, углеводороды и др. Важнейшими окислителями являются:

— азотная кислота HNO₃ и нитраты (например, NaNO₃);

— концентрированная серная кислота H₂SO₄;

— галогены: хлор Cl₂, бром Br₂, йод I₂;

— кислород O₂;

— перманганат калия KМnO₄;

— дихромат калия K₂Cr₂O₇;

—  пероксид водорода H₂O₂.

Некоторые вещества, например, пероксид водорода H₂O₂, в зависимости от условий могут проявлять свойства как окислителей, так и восстановителей.

Силу окислителей и восстановителей можно сравнить, используя значения электродных (или окислительно-восстановительных) потенциалов.

Значение потенциалов окислительно-восстановительных систем в стандартных условиях (температура 25^oС, концентрация веществ 1 моль/л, нормальное атмосферное давление) приводится в химических справочниках. Рассмотрим в качестве примера систему:

МnO4‾  +  8H+  +  5е‾	=	Mn2+  +  4H2O,	Е0 = + 1,52 В.
окислительная форма		восстановительная форма

В этой системе окислительная форма (окислитель) — Это вещество, которое восстанавливается и превращается в восстановительную форму (восстановитель). И наоборот, восстановительная форма может H⁺ быть Окислена до окислительной формы. Ионы  показывают, что такая реакция возможна в кислой Среде.

Если сравнить две окислительно-восстановительные системы:

SO42‾   +   2H+  +	2e‾   =	SO32‾   +   H2O,	E° = +0,2 В.
окислитель		восстановитель
MnO4‾   +  8H+ +	5e‾   =	Mn2+   +   4H2O,	E° = +1,52В,
окислитель		восстановитель

то в них более сильным окислителем будет тот, система которого имеет более положительный потенциал, т. е. МnO₄‾, а более сильным восстановителем — тот, система которого имеет более отрицательный потенциал, т. е. SO₃²‾. Следовательно, КМnO₄ будет более сильным окислителем, чем K₂SO₄;  K₂SO₃ — более сильный восстановитель, чем МnSO₄. Так можно сравнить силу всех окислителей и восстановителей. Если в воде находятся различные окислители и восстановители в смеси, то окислительно-восстановительный потенциал можно определить экспериментально по схеме, изображенной на рис. 7, используя вольтметр с высоким значением входного сопротивления или pH-метр в режиме измерения потенциала. Вместо стеклянного электрода берется платиновый индикаторный электрод, на котором определяется потенциал E_эксп. После измерения надо перейти к значению потенциала по стандартной водородной шкале E_h (относительно стандартного водородного электродa), используя соотношение

Eh  =  (Eэксп + 0,2) В.

(14)

В аквариумной воде всегда присутствуют как окислители, так и восстановители. К окислителям относятся, например, такие компоненты воды как нитрат-ионы, кислород; к восстановителям — сероводород, аммиак, гуминовые кислоты и многие другие органические соединения. Соотношение тех или иных соединений определяет окислительные или восстановительные свойства воды. Обычно в аквариумной воде несколько преобладают вещества с восстановительными свойствами. Для количественной характеристики окислительно-восстановительных свойств аквариумной воды используется величина rH2. В книгах по аквариумистике ее называют «редокс-потециал». Этот термин некорректен, т. к. потенциал — величина измеряемая в вольтах, а rH2 — безразмерная (как pH). Поэтому величину гH2 следует называть «показатель редокс-потенциала» или «показатель окислительно-восстановительного потенциала».

Для расчета значения показателя rH2 используется уравнение:

rH2  =	2FEh	+  2 pH  =  - LgP(H2);	(15)
	2,303RT

где F — постоянная Фарадея (F = 96485 Кл/моль);

R—универсальная постоянная (R = 8,31 Дж • моль‾¹ • К‾¹);

Т — температура по абсолютной шкале (в К);

E_h — экспериментально измеряемое значение окислительно-восстановительного потенциала в воде в В;

pH — водородный показатель;

P(H₂) — парциальное давление водорода в окислительно-восстановительной системе.

 

Если принять температуру равной 20ºC, то, учитывая значение констант, получим:

rH2  =	Eh	+  2 pH;	(16)
	0,029

 

Как видно из формул (15) и (16) показатель rH₂ связан с окислительно-восстановительным потенциалом и учитывает влияние на него кислотности воды в аквариуме.

Для определения значения rH₂ необходимо определить pH и Е_h, как рассмотрено выше. Подробности методики таких измерений будут изложены в третьем разделе книги.

Считается, что шкала rH₂ изменяется в пределах от 0 до 42. Так, в природных водоемах показатель окислительно-восстановительного потенциала принимает значение от 26 до 32, в аквариумной воде — от 28 до 31. Значение rH₂ оказывает существенное влияние на жизнедеятельность аквариумных организмов. На рис. 10 показаны оптимальные интервалы значений rH₂ для некоторых аквариумных растений.

Е) метод электронного боланса – Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций с участием металлов:  а) Ag + HNO₃ → AgNO₃ + NO + H₂O  б) Ca +H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂S + H₂O  в) Be + HNO₃ → Be(NO₃)₂ + NO + H₂O  Решение.  Для решения данной задачи воспользуемся правилами определения степени окисления.  Пример "а"  Для HNO₃ степень окисления водорода +1, кислорода -2, следовательно, степень окисления азота равна 0 - (+1) - (-2)*3 = +5  Для AgNO₃ степень окисления серебра +1 кислорода -2, следовательно степень окисления азота равна 0 - (+1) - (-2)*3 = +5  Для NO степень окисления кислорода -2, следовательно азота +2  Для H₂O степень окисления водорода +1, кислорода -2  Ag⁰ + H⁺¹N⁺⁵O^-2₃ → Ag⁺¹N⁺⁵O^-2₃ + N⁺²O^-2 + H⁺¹₂O^-2  Ag⁰ - 1e = Ag⁺¹ (коэффициент 3)  N⁺⁵ +3e = N⁺²  3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O 

Ж) Ионно электронный метод – Для расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций мы пользуемся методом электронного баланса. Но этот способ подходит лишь в тех случаях, когда известны продукты реакции. В противном случае рационально использовать ионно-электронный метод (метод полуреакций).

Этот способ используют для подбора коэффициентов в уравнениях ОВР, протекающих в водном растворе при участии ионов сильных электролитов.

В основе метода лежит составление ионных уравнений для процессов окисления и восстановления в отдельности.

При написании полуреакций необходимо постоянно контролировать правильность их записи по двум позициям:

1)      по числу частиц каждого элемента слева и права;

2)      по суммарному заряду левой и правой частей полуреакции.

Кроме того, нужно помнить, что продукты полуреакции зависят от среды: кислотной, нейтральной или щелочной. Для создания кислотной среды вводят несколько капель серной кислоты. Для создания щелочной среды, как правило, используют едкие щелочи NaOH и KOH.

 

Алгоритм записи полуреакций рассмотрим на примере реакции взаимодействия сульфата железа (II) и перманганата калия в кислой среде.

KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ +  Fe₂(SO₄)₃ + …

ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ.

21.А) электродный потенциал металла – Электродные потенциалы металлов, у которых в процессе обмена, определяющего потенциал, участвуют не только собственные, но и другие ионы и атомы, называются неравновесными или необратимыми. [1]

Электродный потенциал металла при этом не может быть измерен обычными методами. [2]

Электродный потенциал металла при этом или мало изменяется, или даже смещается несколько в отрицательную сторону. [3]

Электродные потенциалы металлов существенно меняются от состояния поверхности образцов, состава и концентрации растворов, присутствия различных газов, температуры, движения жидкости. Определение электродных потенциалов производится компенсационным методом, заключающимся в том, что неизвестная электродвижущая сила элемента компенсируется известным напряжением какого-либо постоянного источника тока. Для проведения измерений электродных потенциалов необходимы следующие электроизмерительные приборы: чувствительный гальванометр или капиллярный электрометр, нормальный элемент Ве-стона, реохоцц или мостик Уитстона, каломельный электрод, магазин сопротивлений. Бдя более точных измерений вместо мостика применяют компенсационные приборы - потенциометры. [4]

Электродные потенциалы металлов по сравнению с потенциалом водорода, принятым за нуль, определяются экспериментально. [5]

Электродные потенциалы металлов измеряются относительно электродного потенциала водорода, принятого условно за нуль. [6]

Электродные потенциалы металлов, погруженных в водные растворы, определены практически для всех элементов. В табл. 9 приложения электродных потенциалов приведены величины потенциалов, измеренных относительно водородного электрода. В таблицах электродных потенциалов обычно помещают уравнение частной реакции восстановления. Потенциал процесса противоположного направления имеет противоположный знак. Например, электродный потенциал алюминия равен - 1 66 В. Потенциал противоположной реакции 3е - равен 1 66 В. При соединении двух металлов в электрохимическую цепь поток электронов во внешней цепи направляется от электрода с более электроотрицательным стандартным потенциалом восстановления к более положительному. [7]

Электродный потенциал металлов, а следовательно, и разность потенциалов, возникающая в паре, зависит от природы электролита. Поэтому эти величины в принципе должны в каждом случае определяться экспериментально. [8]

Электродный потенциал металла, находящегося в равновесии с собственными ионами в растворе, называется обратимым, или равновесным, потенциалом. [9]

Б) Двойной электрический слой – Двойной электрический слой (межфазный) (ДЭС) — слой ионов, образующийся на поверхности частиц в результате адсорбции ионов из раствора, диссоциацииповерхностного соединения или ориентировании полярных молекул на границе фаз. Ионы, непосредственно связанные с поверхностью называются потенциалопределяющими. Заряд этого слоя компенсируется зарядом второго слоя ионов, называемых противоионами.

В) Стандартный электрический потенциал – В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый E^o, E⁰, или E^O, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) встандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.

Г) Ряд стандартных потенциалов металла – СТАНДАРТНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ (нормальный потенциал), значение электродного потенциала, измеренное в стандартных условиях относительно выбранного электрода сравнения (стандартного электрода). Обычно стандартные потенциалы находят в условиях, когда термодинамич. активности а всех компонентов потенциалопределяющей р-ции, протекающей на исследуемом электроде, равны 1, адавление газа (для газовых электродов) равно 1,01 · 10⁵ Па (1 атм). Для водных р-ров в качестве стандартного электрода используютводородный электрод (Pt; H₂ [1,01·10⁵Па], Н⁺ [a=1]), потенциал к-рого при всех т-рах принимается равным нулю (см. Электроды сравнения): стандартный потенциал равен эдс электрохимической цепи, составленной из исследуемого и стандартного электродов. Согласно рекомендациям ИЮПАК (1953), при схематич. изображении цепи (гальванич. ячейки) водородный электрод всегда записывается слева, исследуемый-справа. Потенциал исследуемого электрода считается положительным, если в режиме "источник тока" слева направо во внеш. цепи движутся электроны, а в р-ре - положительно заряженные частицы. Напр., стандартный потенциалхлорсеребряного электрода равен эдс гальванич. ячейки

-Pt, Н₂[1,01·10⁵Па]|НС1(а_b=l)|AgCl, Ag|Pt +

Для любой электродной р-ции, включающей перенос n электронов, электродный потенциал определяется ур-нием:

где Е°-стандартный потенциал электрода, R-газовая постоянная, Т-абс. т-ра, F- постоянная Фарадея, а_i-термодинамич. активностьчастиц (как заряженных, так и незаряженных), участвующих в электродной р-ции, v_i-стехиометрич. коэффициенты (положит. числа для продуктов р-ций и отрицат. числа для исходных в-в, если при записи стехиометрич. ур-ния элек-трохим. процесса электроны входят в левую часть ур-ния, напр. AgCl + е : Ag + С1^-). Значения стандартных потенциалов для ряда электродных процессов в водной среде приведены в таблице в порядке убывания окислит. способности соответствующих систем. Стандартные потенциалы металлов иводорода, расположенные в порядке их возрастания, составляют электрохимический ряд напряжений.

Д) Взаимодействие металлов с кислотами

22.А) Химические источники электрической энергии – Хими́ческий исто́чник то́ка (аббр. ХИТ) — источник ЭДС, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию.

Основу химических источников тока составляют два электрода (анод, содержащий окислитель, и катод, содержащий восстановитель), контактирующих с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на катоде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят, создавая разрядный ток, по внешней цепи к аноду, где они участвуют в реакции восстановления окислителя.

В современных химических источниках тока используются:

• в качестве восстановителя (на катоде) — свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы;

• в качестве окислителя (на аноде) — оксид свинца(IV) PbO₂, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца(IV) MnO₂ и другие;

• в качестве электролита — растворы щелочей, кислот^[1] или солей.

Б) первичные и вторичные источники тока –  Химическими источниками тока принято называть устройства, вырабатывающие электрический ток за счёт энергии окислительно-восстановительных реакций химических реагентов. В соответствии с эксплуатационной схемой и способностью отдавать энергию в электрическую сеть химические Источники тока подразделяются на первичные, вторичные и резервные, а также электрохимические генераторы. Первичные Источники тока (гальванические элементы и батареи) допускают, как правило, однократное использование энергии химических реагентов. Отдельные конструкции гальванических элементов и батарей разрешают кратковременное повторное использование энергии реагентов после электрической подзарядки. Положительный (катод) и отрицательный (анод) электроды, разделённые электролитом в жидком или пастообразном состоянии или же пористой мембраной-сепаратором с поглощённым в ней электролитом, электрически связаны (гальваническая связь) в течение всего срока службыИсточники тока   Вторичные Источники тока (отдельные аккумуляторы и аккумуляторные батареи) допускают многократное (сотни и тысячи заряд-разрядных циклов) использование энергии составляющих химических реагентов. Электроды и электролит весь срок службы аккумуляторов находятся в электрическом контакте друг с другом. Для увеличения ресурса аккумуляторов в некоторых специфических условиях эксплуатации разработаны способы сухозаряженного хранения аккумуляторов. Такие аккумуляторы перед включением предварительно заливают электролитом.

23. А) Гальванические элементы –Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДСгальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита. Сейчас широко распространены следующие гальванические элементы:

Тип	ЭДС (В)	Достоинства
угольно-цинковые (солевые)	1,5	дешёвые
щелочные (жаргонное название — алкалиновые)	1,6	высокий ток, ёмкие
никельоксигидроксидные (NiOOH)	1,6	высокий ток,очень ёмкие
литиевые	3,0	очень высокий ток, очень ёмкие

Каждый гальванический элемент состоит из двух электродов (окислительно-восстановительных пар), один из которых является поставщиком электронов (анод), а другой их принимает (катод). В гальванических элементах источником электрического тока является химическая реакция. Любая химическая реакция термодинамически разрешена, если ΔG < 0. Из соотношений ΔG = –nFE и ΔG^° = –nFE^° следует, что электрохимическая реакция, а в общем случае любая окислительно-восстановительная реакция может протекать самопроизвольно, если E > 0 или для стандартных условий E^° > 0.

Пользуясь этими соотношениями и таблицей стандартных электродных потенциалов, можно предсказать возможность осуществления многих окислительно-восстановительных реакций.

В случае элемента Даниэля–Якоби (–)Zn¦Zn²⁺||Cu²⁺¦Cu(+) 

Б) ЭДС гальванического элемента – ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов составляющих его электродов. В соответствии с принятой формой записи гальванического элемента его ЭДС равна электродному потенциалу правого электрода (окислителя) минус электродный потенциал левого электрода (восстановителя). 

В) Уравнение Нернста - Для нестандартных условий ЭДС элемента Даниеля–Якоби находится из разности электродных потенциалов, вычисленных по уравнению Нернста: 

24. А)Концентрационные цепи – Концентрационная цепь - это гальванический элемент ( см.), в котором реакция, протекающая на одном электроде ( или паре электродов), обратна реакции на другом электроде ( или другой паре электродов), но изменение полной свободной энергии системы может отличаться от нуля вследствие наличия разности приэлектродных концентраций того или иного реагента. Электрическая энергия генерируется за счет изменения свободной энергии [15], сопровождающего перенос вещества между областями с разными концентрациями

Б) Редоксо-цепи –

В) Сухие элементы - СУХОЙ ЭЛЕМЕНТ, электрический элемент (батарейка), вариант ЭЛЕМЕНТА ЛЕКЛАНШЕ небольшого размера, не содержащий жидкого наполнителя. В наиболее распространенном типе в качестве ЭЛЕКТРОЛИТА применяют пасту хлорида аммония; положительный ЭЛЕКТРОД (АНОД) выполнен в виде угольного стержня, а КАТОД (отрицательный электрод) - в виде цинкового цилиндра. Сухие элементы широко применяются в ручных фонариках и портативных радиоприемниках.

25.а) Аккумуляторы - Электри́ческий аккумуля́тор — химический источник тока многоразового действия, основная специфика которого заключается в обратимости внутренних химических процессов, что обеспечивает его многократное циклическое использование (через заряд-разряд) для накопления энергии и автономного электропитания различных электротехнических устройств и оборудования^[1].

АККУМУЛЯТОРЫ электрические (от лат. accumulator- собиратель, накопитель), хим. источники тока многократного действия. При заряде от внеш. источника электрич. тока в аккумуляторе накапливается энергия, к-рая при разряде вследствие хим. р-ции непосредственно превращ. снова в электрическую и выделяется во внеш. цепь. По принципу работы и осн. элементам конструкции аккумуляторы не отличаются от гальванических элементов, но электродные р-ции, а также суммарная токообразующая р-ция в аккумуляторах обратимы. Поэтому после разряда аккумулятора может быть снова заряжен пропусканием тока в обратном направлении: на положит. электроде при этом образуется окислитель, на отрицательном-восстановитель.

Наиб. распространены свинцовые аккумуляторы, часто наз. также кислотными. Их действие основано на р-ции: 

Б) ЭДС аккумулятора – ЭДС аккумулятора, это напряжение на клеммах аккумулятора плюс потеря напряжения внутри батарей.

В) Аккумуляторные батареи –

26. А) топливные элементы – Топливный элемент — электрохимическое устройство, подобное гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются в него извне^[1] — в отличие от ограниченного количества энергии, запасенного вгальваническом элементе или аккумуляторе.

Топливные элементы осуществляют прямое превращение энергии топлива в электричество минуя малоэффективные, идущие с большими потерями, процессы горения. Это электрохимическое устройство в результате высокоэффективного «холодного» горения топлива непосредственно вырабатывает электроэнергию.

Естественным топливным элементом является митохондрия. Митохондрия окисляет горючее (углеводы, белки, жиры) до углекислого газа и воды, создавая разность электрических потенциалов на своих мембранах. Создание искусственной митохондрии, окисляющей сахар — важнейшая инженерная задача

Б) Достоинства и недостатки химических источников тока –