6. Орієнтовна картка для самопідготовки до заняття

(самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій	Вказівки до навчальних дій
1. Окисно-відновні системи	1.1. Реакції в окисно-відновних системах та їх значення. 1.2. Окисно-відновні системи в живих організмах та біологічне окиснення.
2. Поняття про окисно-відновні потенціали (редокс-потенціали)	2.1. Механізм виникнення окисно-відновних потенціалів. 2.2. Рівняння Нернста-Петерса та фактори, що впливають на величину редокс-потенціалу. 2.3. Стандартний (нормальний) редокс-потенціал. 2.4. Практичне визначення редокс-потенціалу за допомогою платинового електрода.
3.Визначення напрямку самодовільного перебігу окисно-відновних реакцій (редокс реакцій)	3.1. Порівняння сили окисників і відновників взагалі та за стандартних умов. 3.2. Умови самодовільного перебігу окисно-відновних реакцій
4. Реакції окиснення-відновлення в живих організмах	4.1. Особливості біологічного окиснення. 4.2.Поняття про стандартний “біохімічний” редокс-потенціал. 4.3. Напрямок реакцій біологічного окиснення

7. Питання для самостійного опрацювання

(самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати із наведених рівнянь реакцій рівняння окисно-відновних реакцій:

1. Аl₂(SO₄)₃ + 6NаОН = 2Аl(ОН)з + 3 Na₂SO₄

2. 2Аl + 2NаОН + 6 Н₂О = 2 Nа[Аl(ОН)₄] + 3 H₂

3. АgNОз + NaI = NаNОз + АgІ

4. Cl₂ + 2 NаІ = 2 NaCl + I₂

а) 1,2 б) 2,3 в) 3,4 г) 2,4

2) Вибрати правильну характеристику окисно-відновного електрода:

а) це метал, що занурений у розчин елетроліту і обмінюється з ним іонами та електронами;

б) це інертний метал, що занурений у розчин електроліту і обмінюється з ним електронами;

в) це інертний метал, що занурений в окисно-відновну систему і є лише провідником електронів;

г) це інертний метал, що занурений в окисно-відновну систему і обмінюється з нею іонами та електронами.

3) Вибрати окисно-відновну систему, потенціал якої залежить від рН:

а) Fe³⁺ + е^- = Fe²⁺ в) MnO₄^- + 8Н⁺ + 5е^- = Mn²⁺ + 4H₂O

б) MnO₄^- + е^- = MnO₄^2- г) S₄O₆^2- + 2е^- = 2 S₂O₃^2-

4) Вибрати дріб, що стоятиме під логарифмом у рівнянні Нернcта-ІІетерса для редокс-системи: СrO₄^2–+ 2 Н₂О + 3е^– = СrО₂^– + 4 ОН^–

5) Вказати, окислена форма якої окисно-відновної системи буде найбільш сильним окисником за стандартних умов:

а) НВrО + H⁺ + 2e^– = Вr^– + H₂O φ° = 1,34

б) СrО₄^2-– + 4 Н₂О + Зе^– = Сr(ОН)₃ + 5 ОН^– φ° = - 0,13

в) 2 I0₃^– + 12 Н⁺ + 10e^– = I₂ + 6 H₂O φ^o = 0,19

г) H₂O₂ + 2 Н⁺ + 2е^- = 2 H₂O φ^o = 1,78

6) Пояснити, в якому напрямку за стандартних умов буде самодовільно йти реакція:

2 NaCI + Fе₂(SO₄)з = 2 FeSO₄ + Cl₂ + Na₂SO₄, якщо

φ^оСl_2/2Cl^- = 1,36 B, a φ^o_Fe³⁺_{/ Fe}²⁺ = 0,771 B

а) зліва направо; в) реакція взагалі не буде йти;

б) справа наліво; г) реакція буде йти в обох напрямках.

7) Вибрати кращий окисник для перетворення Fе²⁺-іона за стандартних умов у Fе³⁺- іон, якщо стандартний потенціал φ_Fe³⁺_{/ Fe}²⁺ = 0,771 В, а стандартні потенціали окисників вказані в дужках:

а)KMnО₄ (φ° = 1,51 В); в) НNO₂ (φ⁰ = 1,00 В);

б) КМnО₄ в нейтральному середовищі (φ° = 0,58 В); г) CuSO₄ (φ⁰ = 0,153 В).

8) Вказати, як зміниться ЕРС гальванічного кола Рв/Рв²⁺ //Аg⁺ /Аg,

якщо у розчин солі свинцю додати сірководень (у невеликій кількості);

а) зменшиться; в) не зміниться;

б) збільшиться; г) коло буде зіпсоване.

9) Вказати, який процес буде відбуватися на електроді з більшим потенціалом в окисно-відновному гальванічному колі:

а) залежить від природи електрода; в) окиснення;

б) відновлення; г) окиснення або відновлення.