АкушерствоАнатомияАнестезиологияВакцинопрофилактикаВалеологияВетеринарияГигиенаЗаболеванияИммунологияКардиологияНеврологияНефрологияОнкологияОториноларингологияОфтальмологияПаразитологияПедиатрияПервая помощьПсихиатрияПульмонологияРеанимацияРевматологияСтоматологияТерапияТоксикологияТравматологияУрологияФармакологияФармацевтикаФизиотерапияФтизиатрияХирургияЭндокринологияЭпидемиология

Пример билета тестового контроля.

Прочитайте:
  1. Адаптивный ответ, его неспецифичность. Примеры. Механизмы.
  2. Библейские примеры положительного контроля
  3. Биоэлектрические процессы. Потенциал действия. Его основные части. Механизм возникновения (на примере ПД скелетной мускулатуры).
  4. Вопрос 1. Виды соединения костей скелета. Примеры. Обязательные и вспомогательные элементы суставов.
  5. ВОПРОС №12: ДЕЙСТВИЕ ГЕНОВ МОДИФИКАТОРОВ И ПЛЕЙОТРОПНОЕ ДЕЙСТВИЕ ГЕНОВ. ПРИМЕРЫ.
  6. ВОПРОС №21: ДЕЙСТВИЕ ГЕНОВ МОДИФИКАТОРОВ И ПЛЕЙОТРОПНОЕ ДЕЙСТВИЕ ГЕНОВ. ПРИМЕРЫ.
  7. ВОПРОС №60: РЕГУЛЯЦИЯ ТРАНСКРИПЦИИ ПУТЕМ ИНДУКЦИИ НА ПРИМЕРЕ LAC-ОПЕРОНА.
  8. ВОПРОС №6: МНОЖЕСТВЕННЫЙ АЛЛЕЛИЗМ. ПРИМЕРЫ. ГЕНЕТИЧ. ОСНОВА МНОЖ. АЛЛЕЛИЗА.
  9. ВОПРОС№31.Модификационная изменчивость. Механизм, значение, примеры.
  10. Входя в состав гликолипидов и гликопротеидов, участвуют в формировании клеточных мембран, образуя, например, такой важный элемент клеточной структуры как гликокалликс.

1. Какие из перечисленных примеров относятся к процессам окисления:

1) КМnО4 ® K2МnО4; 2) Сl2 ® НClO3; 3) НNО3 ® NO; 4) Р ® Н2РО4-?

2. ОВ-потенциал зависит от следующих факторов (впишите):

1) 2) 3) 4)

3. Имеются две взаимодействующие ОВ-пары:

ClO3- + 3Н2О + 6e ® Cl- + 6ОН- j0 = +0,63 B

Н2О2 + 2Н+ + 2e ® 2Н2О j0 = +1,78 B

Укажите: 1) окислитель; 2) восстановитель; 3) величину ЭДС.

4. 6Fe2+ + 2JO3- + 6H+ J2 + 3H2O + 6Fe3+.

Определите окислитель и направление ОВ реакции:

1) Fe2+, вправо; 2) JO3-, вправо;

3) J2, влево; 4) Fe3+, влево.

5. Какие окислители можно использовать для окисления Ag (j0 Ag+ / Ag- = 0,80 B)

1) H2O2 2) HNO3 3) KМnO4 в кислой среде

Примеры решения типовых задач.

Задача 1. Определите степени окисления азота в следующих соединениях и ионах:

а) NH4+; б) N2; в) NO3-; г) NH4NO3.

Решение. Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1) степени окисления элементов в простых веществах равны нулю;

2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю;

3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы второй группы, цинк и кадмий (+2);

4) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочно-земельных металлов (NaH, CaH2и т. п.); щелочно-земельными являются кальций, стронций, барий и радий;

5) степень окисления кислорода в соединениях равна (-2), за исключением пероксидов (-1), супероксидов (-1/2) и фторида кислорода OF2 (+2);

6) металлы в соединениях проявляют только положительную степень окисления.

Исходя из вышесказанного, решаем задачу так.

а) Обозначим степень окисления азота “Х”, степень окисления водорода +1, сумма всех зарядов в ионе NH4+ равна +1. Составим уравнение: Х + 4´(+1) = +1 Þ Х = -3.

б) В молекуле N2 степень окисления азота равна 0, т. к. молекула состоит из двух одинаковых (электронейтральных) атомов и смещения электронной плотности не происходит.

в) В NO3- -ионе кислород является более электроотрицательным атомом и его степень окисления равна -2. Составим уравнение: Х + 3´(-2) = -1 Þ Х = +5.

г) Следует иметь в виду, что степень окисления азота в нитрат-ионе равна +5 независимо от того, в каком соединении находится этот нитрат-ион. Значит для молекулы NH4NO3 можно составить уравнение: Х + 4´(+1) + 5 + 3´(-2) = 0 Þ Х = -3.

Задача 2. Какие из перечисленных веществ и ионов и за счет каких элементов проявляют обычно окислительные свойства и какие - восстановительные? Укажите те из них, которые обладают окислительно-восстановительной двойственностью:

Al3+; Sn2+; Cl-; VO3-; H2S; SO2; KMnO4.

Решение. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, т. к. их атомы способны лишь принимать электроны. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой находится элемент.

Это ванадий в степени окисления +5 (VO3-),марганец +7 (KMnO4), алюминий +3 (Al3+).

Отрицательную степень окисления проявляют неметаллы, её вычисляют по формуле -(8 - N), где N - номер группы периодической системы, в которой находится элемент.

Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, их атомы отдают электроны: сера в степени окисления -2 (H2S), хлор -1 (Cl-).

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны: это олово +2 (Sn2+), сера +4 (SO2).

Задача 3. Окисление или восстановление происходит при переходах:

а) FeSO4 ® Fe2(SO4)3 б) NH3 ® NO в) ClO3- ® Cl-?

Решение. При окислении - отдаче отрицательно заряженных электронов - степень окисления повышается; при восстановлении - присоединении электронов - степень окисления понижается, поэтому а) Fe2+ - е ® Fe3+ - окисление, б) N-3 - 5е ® N+2 - окисление, в) Cl+5 + 6е ® Cl- - восстановление.

 

Задача 4. Имеются две взаимодействующие ОВ-пары. Установите окислитель и восстановитель и составьте уравнение реакции в ионном виде:

Cr2O72- + 14H+ + 6e ® 2Cr 3+ + 7H2O j10 = 1,33 В

Sn4+ + 2e ® Sn2+ j20 = 0,15 В

Решение. Количественной мерой окислительных и восстановительных свойств веществ в водных растворах является величина стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Их значения в таблицах стандартных ОВ-потенциалов приведены для сопряженных ОВ-пар (полуреакций) с учетом характера водной среды. Полуреакция всегда записывается в сторону восстановления, от окисленной формы (ОФ) к восстановленной форме (ВФ): ОФ + n ® ВФ

Чем выше значение ОВ-потенциала, тем более сильным окислителем является ОФ сопряженной ОВ-пары, т.е. тем выше способность ОФ принимать электроны, и наоборот, чем меньше значение j 0, тем более сильным восстановителем является ВФ сопряженной ОВ-пары, ее способность отдавать электроны.

Окислительно-восстановительная реакция всегда идет между сильным окислителем и сильным восстановителем в сторону образования слабого окислителя и слабого восстановителя.

В приведенных полуреакциях:

ОФ ВФ

1 Cr2O72- + 14H+ + 6e ® 2Cr 3+ + 7H2O j10 = 1,33 В

окислитель

3 Sn4+ + 2e ® Sn2+ j20 = 0,15 В

восстановитель

а) окислителем является окисленная форма (ОФ) первой сопряженной пары с более высоким значением потенциала (j10 > j20), т.е. ион Cr2O72-;

б) восстановителем является восстановленная форма (ВФ) другой сопряженной пары, с меньшим значением потенциала, т.е. ион Sn2+;

в) реакция идет между сильным окислителем Cr2O72- и сильным восстановителем Sn2+ ;

г) при составлении уравнения ОВ-реакции из данных сопряженных пар окислитель и восстановитель записываются вместе с компонентами их водной среды;

д) количество электронов, отданных восстановителем, должно равняться количеству электронов, принятых окислителем, т.е. уравнение второй полуреакции нужно умножить на 3.

Ответ. Уравнение в ионно-молекулярной форме будет иметь вид:

Sn2+ + Cr2O72- + 14H+ ® Sn4+ + 2Cr 3+ + 7H2O

Задача 5. Определение направления окислительно-восстановительной реакции по значению ОВ-потенциалов реагирующих веществ.

Установите, в каком направлении возможно протекание ОВ-реакции:

SnCl4 + 2FeCl2 = SnCl2 + 2FeCl3

Решение. а) запишем уравнение в ионно-молекулярной форме:

Sn 4+ + Fe 2+ Sn 2+ + Fe 3+

б) выпишем из таблицы сопряженные ОВ-пары (полуреакции) и значения стандартных ОВ-потенциалов электрохимических систем, участвующих в реакции:

ОФ ВФ

2 Fe 3+ + e ® Fe 2+ j10 = 0,77 В

окислитель

1 Sn 4+ + 2e ® Sn 2+ j20 = 0,15 В

восстановитель

Способ 2. а) Для определения направления ОВ-реакции можно воспользоваться значением ЭДС гальванического элемента, составленного из окислителя и восстановителя, вступающих в реакцию. Условиями протекания прямой реакции является положительное значение ЭДС: ЭДС = j­ок - jвосст, ЭДС > 0

б) В данную ОВ-реакцию

Sn 4+ + Fe 2+ Sn 2+ + Fe 3+ вступают окислитель - Sn 4+ и восстановитель - Fe 2+.

Рассчитаем значение ЭДС этой реакции: ЭДС = 0,15 В - 0,77 В = -0,62 В.

Ответ: ЭДС < 0. Прямая реакция невозможна. Реакция идёт в обратном направлении.

в) Поскольку j10 > j20, окислителем является окисленная форма (ОФ) первой ОВ-пары, т.е. Fe 3+, а восстановителем - восстановленная форма (ВФ) другой пары, т.е. Sn 2+.

г) Рассматриваемая реакция протекает в обратном направлении, справа налево:

2FeCl3 + SnCl2 ® 2FeCl2 + SnCl4.

Задача 6. Используя справочные данные для стандартных условий, определите, какой из галогенид-ионов (Cl-, Br-, I-) может быть в кислой среде переведен в дигалоген (Cl2, Br2, I2) с помощью K2Cr2O7? Составьте уравнения происходящих ОВ-реакций.

Решение. Способ 1. а) Найдем окислитель в данном примере. Им является Cr2O72-.

б) Выпишем из таблицы полуреакцию его восстановления в кислой среде и значение стандартного ОВ-потенциала этого процесса:

ОФ ВФ

Cr2O72- + 14Н+ + 6е ® Cr 3+ + 7H2O j10 = 1,33 В.

в) Превращения галогенид-ионов в молекулы Cl2, Br2, I2 являются процессами окисления, в которых галогенид-ионы - восстановители. Выпишем из таблицы эти полуреакции и соответствующие им значения ОВ-потенциалов. При этом учтем, что сопряженные пары в таблицах записаны, начиная с окисленной формы, в сторону восстановления: ОФ ВФ

Cl2 + 2e ® 2Cl- j10 = 1,36 В

Br2 + 2e ® 2Br- j20 = 1,07 В

I2 + 2e ® 2I- j30 = 0,54 В

г) Окислитель, Cr2O72- может окислить только те галогенид-ионы, потенциалы которых меньше 1,33 в, т.е. ионы Br- и I-.

д) Уравнение ОВ-реакции из этих сопряженных пар составляют следующим образом:

1 Cr2O72- + 14Н+ + 6е ® Cr 3+ + 7H2O

окислитель

3 Br2 + 2e ® 2Br-

восстановитель

Cr2O72- + 14Н+ + 6Br- ® Cr 3+ + 7H2O + 3Br2.

Способ 2. Для определения направления ОВ-процесса можно воспользоваться значением ЭДС гальванического элемента, образованного данным окислителем, Cr2O72- и данным восстановителем - галогенид-ионом. Реакция возможна, если ЭДС положительна. Рассчитаем значения ЭДС реакций окисления галогенид-ионов дихромат-ионом:

ЭДС1 = 1,33 - 1,36 = -0,03 В ЭДС < 0

ЭДС2 = 1,33 - 1,07 = 0,26 В ЭДС > 0

ЭДС3 = 1,33 - 0,54 = 0,79 В ЭДС > 0

Ответ: K2Cr2O7 может быть окислителем для процессов: 2Br- ® Br2 и 2I- ® J2.

Задача 7. Можно ли приготовить водный раствор, содержащий одновременно следующие вещества: а) перманганат калия и сульфит калия, б) перманганат калия и сульфат калия? Ответ подтвердите уравнением ОВ-реакции.

Решение. а) перманганат-ион (MnO4- ) является только окислителем, т.к. содержит Мn в высшей положительной степени окисления +7 и в нейтральной среде восстанавливается: MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2 + 4OH- j10 = +0,60 B

Сульфит-ион (SO32- ) проявляет двойственные ОВ-свойства и может окисляться перманганат-ионом, если ОВ-потенциал полуреакции, в которой он является продуктом, будет иметь меньшее значение:

SO42- + H2O + 2e ® SO32- + 2OH- j20 = - 0,94 B

Так как j10 > j20, то SO32- может окисляться ионом MnO4- в водном растворе

Ионно-молекулярное уравнение реакции имеет вид

MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2 + 4OH- 2

SO32- + 2OH- + 2e ® SO42- + H2O 3

 
 


2MnO4- + 3SO32- + H2O ® 2MnO2 + 3SO42- + 2OH-

В молекулярной форме:

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O ® 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

б) как указано в примере а), KMnO4 может быть только окислителем,но и SO42- -ион содержит серу в высшей положительной степени окисления +6, поэтому может быть только окислителем. Два окислителя могут находиться в водном растворе одновременно, без химического взаимодействия.

Контрольные вопросы для самопроверки.

1. Что называют ОФ и ВФ вещества? Как различаются они по значению степени окисления элемента и за счет каких процессов происходит их взаимное превращение?

2. Что называется сопряженной ОВ-парой и сколько их участвует в ОВ-реакциях?

3. В чем сущность метода полуреакций расстановки коэффициентов в ОВ-реакциях?

4. Количественная характеристика ОВ-активности веществ. Стандартный ОВ-потенциал. Как он измеряется?

5. Факторы, влияющие на ОВ-потенциал. Уравнение Нернста. ЭДС ОВ-реакции.

11. ОВ-потенциал каких систем называют электродным потенциалом? В какой последовательности принято располагать стандартные электродные потенциалы?

12. Что такое гальванический элемент? Устройство водородного электрода.

14. Как можно оценить возможность самопроизвольного протекания ОВ-реакций?

15. Что такое диффузный и мембранный потенциалы, их биологическое значение?

16. ОВ-реакции, происходящие в живых организмах. Их роль в процессах обмена.

17. Приведите примеры оксидиметрических определений в практике клинических и санитарно-гигиенических исследований, укажите ОВ-реакции, лежащие в их основе.

Тема: Комплексные соединения

Содержание темы: Основные понятия: комплексообразователь, лиганд, координаци-онное число, дентатность лиганда, внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения. Классификация комплексных соединений, номенклатура. Первичная и втори-чная диссоциация. Константа нестойкости. Особенности химической связи во внутренней сфере комплексного соединения. Хелаты. Образование и разрушение комплексных соединений. Медико-биологическая роль комплексных соединений. Строение и функции в организме миоглобина, гемоглобина, метгемоглобина, цитохромов. Сущность металлолигандного гомеостаза и возможности его нарушения. Комплексонометрия.


Дата добавления: 2015-12-16 | Просмотры: 1905 | Нарушение авторских прав







При использовании материала ссылка на сайт medlec.org обязательна! (0.016 сек.)