Занятие №5 Тема: «Окислительно–восстановительные взаимодействия. Гальванические элементы. Определение окислительно-восстановительных потенциалов».
1. Вопросы для обсуждения:
1. Понятие об окислительно-восстановительных процессах. Окислители и восстановители.
2. Электродные потенциалы, механизмы их возникновения. Формула Нернста для расчета величины электродного потенциала.
3. Виды электродов. Нормальный (стандартный) электродный потенциал.
4. Гальванические элементы, их классификация. Устройство и принцип работы биметаллических и концентрационных элементов.
5. Понятие об ЭДC гальванических элементов. Уравнение Нернста.
6. Виды биологических потенциалов, механизмы их возникновения:
a) диффузный; б) мембранный (потенциал покоя и повреждения); в) потенциал течения
г) окислительно-восстановительный (редокс-потенциал).
7. Взаимосвязь между ЭДС, Kр, ∆G. Направленность окислительно-восстановительных реакций.
8. Значение окислительно-восстановительных потенциалов в механизмах процессов биологического окисления.
9. Методы оксидиметрии: перманганатометрия и йодометрия, их применение в лабораторно-клиническом анализе.
2. Ситуационные задачи:
Задача № 1. Рассчитать электродный потенциал медного электрода в 0,1 M растворе CuSO4.
Решение.В стандартных условиях электродная реакция записанная, как процесс восстановления имеет вид: Сu2+ + 2ē " Cu eо = + 0,34 В.
По уравнению Нернста:
Задача № 2. Рассчитать ЭДС гальванического элемента:
(-) Zn ï Zn(NO3)2 (0,1 М) ïï Pb (NO3)2 (1 M) ï Pb (+)
Решение:
Zn - 2ē " Zn+2 2 1 окисление, анод, eo = -0,76 B
Pb+2 + 2ē " Pb 1 восстановление, катод, eo = -0,13 B
Zn + Pb+2 " Zn+2 + Pb
Первый вариант:
E = Eо - 
, где Ео = ео катода – ео анода
E0 = - 0,13 – (-0,76) = +0,63 B,
E = 0,63 – 0,0295 ´ lg 
, E = 0,63 – 0,0295 ´ lg 0,1 E = 0,63 + 0,0295 = + 0,66 B
Второй вариант:
Е = е катода – е анода E = e (Pb+2/Pb) – e (Zn+2/Zn)
1) е катода = e 0 + 
= - 0,13 + 0,0295 ´ 0 = - 0,13 B
2) е анода = e 0 + 
= - 0,76 + 0,0295 ´ (-1) = - 0,76 – 0,0296 = - 0,79 B
3) Е = - 0,13 – (- 0,79) = + 0,66 B
Задача № 3. Рассчитать ЭДС гальванического элемента:
Сu ï Cu(NO3)2 (0,1 М) ïï Cu (NO3)2 (1 M) ï Cu
Решение:
Cu - 2ē " Cu+2 eo = 0,34 B окисление, анод
Cu+2 + 2ē " Cu eo = 0,34 B восстановление, катод
Суммарная реакция: Cu + Cu+2 (1M) " Cu+2 (0,1M) + Cu
E = Eо - 
, где Ео = ео катода – ео анода = 0,34 – 0,34 = 0 В
E = 
= 0,0295 ´ lg 
, E = 0,0295 ´ lg10 = 0,0295 B
Задача № 4. В каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции в стандартных условиях, если 
, 
3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH " 3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O
Решение: S+6 +2ē " S+4 6 3 восстановление, катод, eo = -0,93 B
Mn+4 -3ē " Mn+7 2 окисление, анод, eo = 0,6 B
Ео = ео катода – ео анода = -0,93 – 0,6 = -1,53 В
Eo< 0 Þ DG > 0
Данная реакция самопроизвольно протекает в обратном направлении.
3. Выполнить тестовые задания (письменно):
| Восстановителями являются атомы или ионы в таких степенях окисления, в которых они способны: | ||
| А | Присоединять электроны | |
| Б | Отдавать электроны | |
| В | Присоединять гидроксид-ионы | |
| Г | Отдавать протоны | |
| В фармацевтическом анализе в качестве окислителя используют дихромат калия. Определить степень окисления хрома в дихромат-ионе? | ||
| А | +6 | |
| Б | +7 | |
| В | +3 | |
| Г | +4 | |
| Определить окислитель в данной реакции: H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl | ||
| А | H2S | |
| Б | Cl2 | |
| В | H2O | |
| Г | HCl | |
| Какой процесс происходит по схеме S+6 → S+4 и сколько электронов принимает в нем участие? | ||
| А | Восстановление, + 8е | |
| Б | Окисление, -2е | |
| В | Восстановление, + 4е | |
| Г | Восстановление, + 2е | |
| Указать вещество, в котором азот может быть только окислителем: | ||
| А | HNO3 | |
| Б | NO2 | |
| В | HNO2 | |
| Г | NH3 | |
| Какой из приведенных процессов является полуреакцией восстановления: | ||
| А | N2 → (NН4)+ | |
| Б | MnO2 → (MnO4)- | |
| В | Cl2 → (ClO3)- | |
| Г | (SO3)2- → (SO4)2- | |
| Чему равна эквивалентная масса KMnO4, если он в процессе восстановления превращается в MnO2? | ||
| А | ||
| Б | 52,7 | |
| В | 31,61 | |
| Г | ||
| На аноде гальванического элемента происходит процесс: | ||
| А | Окисления | |
| Б | Присоединения электронов | |
| В | Восстановления | |
| Г | Отдачи протонов | |
| Какой из приведенных металлов является более сильным восстановителем: | ||
| А | Cu | |
| Б | Fe | |
| В | Zn | |
| Г | Ag | |
| Как называется биопотенциал, который возникает на границе между двумя растворами, разделёнными полупроницаемой мембраной? | ||
| А | Электродный | |
| Б | Диффузионный | |
| В | Мембранный | |
| Г | Потенциал повреждения | |
| Какова концентрация ионов Сu2+ в растворе, если потенциал медного электрода равняется его стандартному значению | ||
| А | 0,1 моль/л | |
| Б | 0,5 моль/л | |
| В | 1 моль/л | |
| Г | 2 моль/л | |
| В качестве стандартного электрода для измерения электродных потенциалов используют электрод: | ||
| А | Каломельный | |
| Б | Водородный | |
| В | Хингидронный | |
| Г | Стеклянный | |
| Гальванический элемент используют для: | ||
| А | Превращения тепловой энергии в работу | |
| Б | Превращения химической энергии в электрическую | |
| В | Перехода электрической энергии в тепловую | |
| Г | Определения электропроводности растворов электролитов | |
| Каков критерий самопроизвольного процесса для ОВР? | ||
| А | э.д.с.> 0, ∆G > 0 | |
| Б | э.д.с.> 0, ∆G < 0 | |
| В | э.д.с.< 0, ∆G > 0 | |
| Г | э.д.с.< 0, ∆G < 0 | |
| В каком направлении движутся электроны во внешней системе гальванического элемента Cd|Cd2+ || Cu2+|Cu? | ||
| А | От кадмиевого электрода к медному | |
| Б | Медного электрода к кадмиевому | |
| В | Движения электронов в системе не происходит | |
| Не производя вычислений указать у какого гальванического элемента значение ЭДС будет наибольшим? | ||
| А | Al|Al3+||Sn2+|Sn | |
| Б | Fe|Fe2+||Cu2+|Cu | |
| В | Al| Al3+||Ag+|Ag | |
| По какому уравнению рассчитывается мембранный потенциал | ||
| А | e = RT/n ´ ln С1/С0 | |
| Б | e = RT/nF ´ lnС1/С2 | |
| В | e = RT/nF ´ lnСок/Свосст | |
| Г | e = 0,059/nF ´ lg С1/С2 |
4. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):
1. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию методом электронного баланса, определить окислитель и восстановитель:
КMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
2. Рассчитать электродный потенциал серебряного электрода в 0,001 M растворе AgNO3. Значения ео см. в справочной таблице (стр. 95).
3. Определить ЭДС гальванического элемента, состоящего из металлического цинка, погруженного в 0,01 М раствор нитрата цинка и металлического никеля, погруженного в 0,02 М раствора нитрата никеля (II). Составить схему цепи.
4. Уравнять химическую реакцию методом электронного баланса. В каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции в стандартных условиях, если 
,
NaBr + KMnO4 + H2O → NaOH + Br2 + MnO2 + KOH 
5. Рассчитать ЭДС концентрационного гальванического элемента, состоящего из медных электродов, опущенных в растворы Cu(NO3)2 с соответствующей концентрацией электролита С1 = 0,001 М и С2 = 0,1 М? Записать схему электрохимической цепи (гальванического элемента).
5. Тематика рефератов по учебно-исcледовательской работе студентов (УИРС)
1. Роль окислительно-восстановительных реакций в процессе жизнедеятельности.
2. Применение электрохимических методов в медико-биологических исследованиях
3. Биологическая роль диффузного и мембранного потенциалов.
Лабораторная работа №1: “Определение молярной концентрации эквивалента FeSO4 по титрованному раствору KMnO4”.
Методы оксидиметрии широко применяются в клиническом, санитарно-гигиеническом анализе и при анализе фармацевтических препаратов. Методом перманганатометрии определяют содержание: кальция в крови, солей Fe (II), Cu (I) щавелевой кислоты. Этот метод применяется также для определения, так называемой, окисляемости воды, т. е. определение количества КMnO4, необходимого для окисления органических веществ в сточных водах. Метод используется для определения концентрации пероксида водорода в фармацевтическом анализе. Перманганатометрией называется титриметрический метод, в котором в качестве рабочего раствора применяют перманганат калия (КMnO4). Перманганат является сильным окислителем, особенно в кислой среде. Для подкисления применяют только серную кислоту.
В случае определения Fe (II) в основе метода лежит следующая реакция:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
2Fe+2 -2e- = 2Fe+3 5 окисление, восстановитель
Mn+7 +5e- = Mn+2 2 восстановление, окислитель
Ход работы:
Для установления молярной концентрации FeSO4 бюретку заполняют титрованным раствором KMnO4 (Сf = 0,1 н). В коническую колбу для титрования переносят пипеткой 10 мл анализируемого раствора FeSO4 и 8 мл серной кислоты, титруют рабочим раствором KMnO4 до появления розовой окраски. Титрование повторяют 2-3 раза.
Молярную концентрацию эквивалента FeSO4 определяют по формуле:
