АкушерствоАнатомияАнестезиологияВакцинопрофилактикаВалеологияВетеринарияГигиенаЗаболеванияИммунологияКардиологияНеврологияНефрологияОнкологияОториноларингологияОфтальмологияПаразитологияПедиатрияПервая помощьПсихиатрияПульмонологияРеанимацияРевматологияСтоматологияТерапияТоксикологияТравматологияУрологияФармакологияФармацевтикаФизиотерапияФтизиатрияХирургияЭндокринологияЭпидемиология

Пример билета тестового контроля.

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:

Cr₂O₇^2- + 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 Cr₂O₇^2- + 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 Cr₂O₇^2-;

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

в) реакция идет между сильным окислителем Cr₂O₇^2- 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⁺ + Cr₂O₇^2- + 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 = j­_ок - j_восст, 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 Cr₂O₇^2-.

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

ОФ ВФ

Cr₂O₇^2- + 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, Cr₂O₇^2- 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 Cr₂O₇^2- + 14Н⁺ + 6е ® Cr ³⁺ + 7H₂O

окислитель

3 Br₂ + 2e ® 2Br^-

восстановитель

Cr₂O₇^2- + 14Н⁺ + 6Br^- ® Cr ³⁺ + 7H₂O + 3Br₂.

Способ 2. Для определения направления ОВ-процесса можно воспользоваться значением ЭДС гальванического элемента, образованного данным окислителем, Cr₂O₇^2- 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 (SO₃^2- ) проявляет двойственные ОВ-свойства и может окисляться перманганат-ионом, если ОВ-потенциал полуреакции, в которой он является продуктом, будет иметь меньшее значение:

SO₄^2- + H₂O + 2e ® SO₃^2- + 2OH^- j₂⁰ = - 0,94 B

Так как j₁⁰ > j₂⁰, то SO₃^2- может окисляться ионом MnO₄^- в водном растворе

Ионно-молекулярное уравнение реакции имеет вид

MnO₄^- + 2H₂O + 3e ® MnO₂ + 4OH^- 2

SO₃^2- + 2OH^- + 2e ® SO₄^2- + H₂O 3

2MnO₄^- + 3SO₃^2- + H₂O ® 2MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^-

В молекулярной форме:

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

б) как указано в примере а), KMnO₄ может быть только окислителем,но и SO₄^2- _-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: 1890 | Нарушение авторских прав