Задача 2. Вычисление произведения растворимости

Вычислите ПР(AgCl), если известно, что 1л его насыщенного раствора при 20С содержит 0.0016г AgCl.

Решение: чтобы вычислить ПР труднорастворимого электролита, нужно найти его растворимость (моль/л). Молярная масса М(AgCl)=143.3г/моль, следовательно, молярная концентрация AgCl равна: С(AgCl) = m(AgCl) = 0.0016 = 1.12·10^5 моль/л

M·V_р-ра 143.31

Растворенная часть AgCl находится в растворе в виде ионов: AgCl_p  Ag⁺_р + Cl^_р

Из уравнения диссоциации видим, что 1 моль AgCl дает 1 моль ионов Ag⁺ и 1 моль ионов Cl^, следовательно: [AgCl]_p = [Ag⁺] = [Cl^] = 1.12·10^5 моль/л, а произведение концентраций ионов в насыщенном растворе и есть произведение растворимости, т.е. ПР(AgCl) = [Ag⁺]·[Cl^] = 1.12·10^5  1.12·10^5 = 1.12·10^10

Задача 3 Вычисление растворимости по величине произведения растворимости

Произведение растворимости BaSO₄ при 25С равно 1.1·10^10. Вычислите его растворимость при той же температуре (в г/л).

Решение: обозначим растворимость BaSO₄ (моль/л) через х. Но весь растворенный BaSO₄ находится в виде ионов, и каждая молекула дает при диссоциации 1 ион Ва²⁺

и 1 ион SO₄^2: BaSO_{4 p}  Ba²⁺ + SO₄^2

x моль/л х моль/л х моль/л

[BaSO₄]_p = [Ba²⁺] = [SO₄^2] = x; ПР(BaSO₄) = [Ba²⁺]·[SO₄^2] = 1.1·10^10

Подставляя в выражение ПР концентрации ионов, выраженные через х, получим:

х ² = 1.1·10^10, х = 1.1·10^10 = 1.06·10^5 (моль/л)

Следовательно, и [BaSO₄]_p = 1.06·10^5 моль/л. Для перевода молярной концентрации BaSO₄ в г/л, воспользуемся формулой: m(BaSO₄) = ·M(BaSO₄) и получим: [BaSO₄]=1.06·10^5·233 = 2.47·10^3 г/л (где 233г/моль=М(BaSO₄)).

Задача 4. Образование осадка

Рассчитайте, выпадает ли осадок CaSO₄ при смешивании равных объемов 0.02М раствора CaCl₂ и 0.2М раствора Na₂SO₄ . ПР(CaSO₄) = 6.3·10^5

Решение: согласно общему принципу Ле Шателье, гетерогенное равновесие

A _mB_{n тв} mAⁿ⁺_р-р + nB^m_р-р можно сместить влево в сторону осаждения, увеличив концентрацию ионов в растворе. И наоборот, равновесие сместится вправо, в сторону растворения осадка, при уменьшении концентрации ионов в растворе. Осадок труднорастворимого соединения при смешивании растворов двух электролитов может образоваться только в том случае, когда произведение концентраций встретившихся в растворе ионов(“ионное произведение”) превысит величину произведения растворимости.

При сливании равных объемов двух солей объем полученной смеси в 2 раза больше, чем объем каждого из взятых растворов, следовательно, и концентрация каждой из солей уменьшится в 2 раза. После смешения будем иметь: [CaCl₂]= 0.01моль/л; [Na₂SO₄]= = 0.1моль/л Считая, что соли полностью диссоциированы:

CaCl₂  Ca²⁺ + 2Cl^ ; Na₂SO₄  2Na⁺ + SO₄^2

можем записать: [Ca²⁺] = 0.01моль/л; [SO₄^2] = 0.1моль/л. Находим ионное произведение: [Ca²⁺]·[SO₄^2] = 0.01  0.1 = 1·10^3 . Ионное произведение, как видим из расчетов, больше, чем ПР(CaSO₄), т.е. 1·10^3 > 6.3·10^5. Следовательно, осадок образуется.

Задача 5. Выпадает ли осадок CaCrO₄ при смешивании 10мл 0.1М раствора CaCl₂ и 5мл 0.05М раствора K₂CrO₄?

Решение: найдем концентрацию каждого из веществ после смешивания растворов. Для этого первоначальную концентрацию умножаем на степень разбавления данной соли: [CaCl₂] = = = 6.7·10^3 моль/л

[K₂CrO₄] = = 1.7·10^2 моль/л

Считая диссоциацию полной: CaCl₂  Ca²⁺ + 2Cl^ ; K₂CrO₄  2K⁺ + CrO₄^2

можно записать: [Ca²⁺]=6.7·10^3моль/л, [CrO₄^2]=1.7·10^2моль/л.

Найдем ионное произведение: [Ca²⁺]·[CrO₄^2] = 6.7·10^3  1.7·10^2 = 1.14·10^4 .

Сравнивая ионное произведение с ПР(CaCrO₄), видим, что ионное произведение меньше, чем ПР(CaCrO₄): 1.14·10^4 < 7.1·10^4 .

Делаем вывод: осадок выпасть не может, т.к. полученный после смешивания раствор будет ненасыщенным относительно хромата кальция.

Задача 6. Объясните, почему а) CaCO₃ растворяется в HСl, б) почему CaSO₄ в кислотах не растворяется?

Решение. Растворение осадка. Чтобы растворить осадок, нужно каким-то образом уменьшить произведение концентраций ионов (“ионное произведение”) в растворе. Это можно сделать, связывая хотя бы один из ионов, посылаемых в раствор осадком, или в малодиссоцирующее соединение, или в комплексное соединение, или изменяя степень окисления данного иона, или другим путем.

Образование слабодиссоциирующего соединения.

а ) в насыщенном растворе СаСО₃ устанавливается равновесие между твердой фазой СаСО_{3 тв} и ионами Са²⁺ и СО₃^2 : СаСО_{3 тв} Са²⁺_р + СО₃^2_р (1)

И оны водорода прибавленной кислоты HСl будут связывать карбонат-ионы (СО₃^2) в слабодиссоциирующую угольную кислоту: СО₃^2 + 2Н⁺ Н₂СО₃ Н₂О+СО₂ (2),

в результате ионное произведение(произведение концентраций ионов Са²⁺ и СО₃^2) станет меньше, чем ПР(СаСО₃). Это, в свою очередь, вызовет смещение равновесия (1) вправо, т.е. осадок СаСО₃ будет растворяться.

б ) Сульфат кальция в кислотах не растворяется, т.к. эта соль образована сильной серной кислотой. Введенные с соляной кислотой ионы водорода не могут связать анионы SO₄^2 ; CaSO_{4 тв} Са²⁺_р + SO₄^2_p ; HCl  Cl^ + H⁺

Равновесие между твердой фазой CaSO₄ и ионами Са²⁺ и SO₄^2 нарушаться не будет, поэтому осадок не растворяется.

Вывод. Труднорастворимые в воде соли слабых кислот растворяются в сильных кислотах, а соли сильных кислот в кислотах не растворяются.

Задача 7. Объясните растворение PbI₂ в водном растворе KI.

Р ешение. Образование комплексного иона. Ион Pb²⁺, посылаемый в раствор осадком PbI₂, согласно уравнению: PbI_{2 тв} Pb²⁺_р + 2I^_р (3),

связывается ионами иода в устойчивый комплексный ион [PbI₄]^2, в результате концентрация ионов Pb²⁺ в растворе уменьшается, уменьшается и ионное произведение, что приводит к смещению равновесия (3) между твердой фазой PbI₂ и ионами вправо. Осадок PbI₂ растворяется.

Контрольные вопросы для самопроверки.

1. Какую систему называют гетерогенной? Какое равновесие называют гетерогенным?

2 . Имеется гетерогенное равновесие: АВ А⁺ + В^

осадок ионы в растворе

Как называются прямая и обратная реакции?

3 . Какая постоянная величина характеризует состояние гетерогенного равновесия: твердая фаза ионы в растворе?

4. Дайте определение понятия “Константа(произведение) растворимости”.

5. Напишите математическое выражение ПР для следующих веществ:

AgCl, PbCl₂, CaSO₄, HgI₂, Ca₃(PO₄)₂.

6. Определите, какой сульфат менее растворим в воде при 25С, если ПР имеют следующие значения: ПР(CaSO₄)= 6.1·10^5 ; ПР(BaSO₄) = 1.1·10^10

7 . Для гетерогенного равновесия: AgCl_тв Ag⁺_р + Cl^_р укажите, какому раствору (насыщенному, ненасыщенному, пересыщенному) соответствует каждый из трех случаев [Ag⁺]·[Cl^] > ПР; [Ag⁺]·[Cl^] < ПР; [Ag⁺]·[Cl^] = ПР.

8. Как оценить, пользуясь правилом ПР, в каких случаях при сливании растворов осадок образуется, а в каких – нет?

9. Рассчитайте, выпадет ли осадок AgCl при сливании равных объемов: 0.02М раствора NaCl и 0.2М раствора AgNO₃ , если ПР(AgCl) = 1.6·10^10 .

10. Каковы условия растворения осадков? Объясните, почему ВаСО₃ легко растворяется в HСl, а BaSO₄ не растворяется.

Тема: Окислительно-восстановительные процессы.

Содержание темы: Сопряжённые ОВ пары. Сравнительная сила окислителей и восстановителей. ОВ и электродные потенциалы. Механизм их возникновения, зависимость их от различных факторов. Уравнения НернстаПетерса. Прогнозирование направления ОВ-процесса по величинам ОВ-потенциалов. Диффузный и мембранный потенциалы. Медико-биологическое значение ОВ-процессов.

Разделы, выносимые на самостоятельную проработку: Степень окисления и ее определение. Окислительно-восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Окислители и восстановители. Окислительновосстановительная двойственность.

Домашнее задание для подготовки к занятию. СОХЖ с. 208-215, ЕОХ с. 131-139. Разберите примеры 1-6 из ГЗХ примеры 1, 2, 3, гл. VIII, 6.

Письменно выполните задания.

К занятию №1

1. Определите степени окисления выделенных элементов:

а) NH₃ ; б) Р₄ ; в) Cr₂O₇^2 ; г) SO₄^2 .

2. Среди перечисленных укажите а) восстановители, б) с окислительно-восстанови-тельной двойственностью, в) окислители:

Mn ; Fe²⁺ ; ClO₃^ ; NO₃^- ; PbO₂ ; K₂MnO₄ ; NaJ.

3. Окисление или восстановление происходит при переходах:

а) SO₄^2 ® SO₃^2 б) NO₃^ ® NO в) JO₃^- ® J^- г) H₂O₂  H₂O ?

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

a) H₂O₂ + 2H⁺ + 2e ® 2H₂O j₁⁰ = 1,78 В

Fe³⁺ + e ® Fe²⁺ j₂⁰ = 0,77 В

б) MnO₄^ + 8H⁺ + 5e  Mn²⁺ + 4H₂O ₁⁰ = 1,51 B

O₂ + 2H⁺ + 2e  H₂O₂ ₂⁰ = 0,68 B

5. Определите окислитель, восстановитель, направление ОВ реакции и расставьте коэффициенты:

а) HNO₃ + S ↔ NO + H₂SO₄ б) CuS + H₂O₂ + HCl ↔ CuCl₂ + S + H₂O

К занятию №2

1. Определите окислитель, восстановитель, направление ОВ реакции и расставьте коэффициенты:

а) NaBr + MnO₂ + H₂SO₄ ↔ Na₂SO₄ + MnSO₄ + Br₂ + H₂O

б) FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄ ↔ KCl + Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

2. Какой из окислителей: MnO₂ , PbO₂ , K₂Cr₂O₇  является наиболее эффективным по отношению к HCl при получении Cl₂?

3. Можно ли использовать KMnO₄ в кислой среде в качестве окислителя в следующих процессах при стандартных условиях:

а) HNO₂ + H₂O  2e = NO₃^ + 3H⁺; б) 2H₂O  2e = H₂O₂ + 2H⁺; в) H₂S  2e = S + 2H⁺

4. Можно ли при стандартных условиях окислить хлорид водорода до Cl₂ с помощью серной кислоты? Ответ подтвердите расчетом G₂₉₈ .

Разберите ситуационные задачи № 16, 17, 28.

Факультативно. Решите задачи ГХЗ, 1987 №608, 609,610,611,674,677.

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^ ⁰ = +0,63 B

Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2e  2Н₂О ⁰ = +1,78 B

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

4. 6 Fe²⁺ + 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 (⁰ 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, CaH₂ и 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  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  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  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 ₁⁰ = 1,33 В

Sn⁴⁺ + 2e  Sn²⁺ ₂⁰ = 0,15 В

Р ешение. 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

Ч ем 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  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 ₁⁰ = 1,33 В

окислитель

3 Sn⁴⁺ + 2e  Sn²⁺ ₂⁰ = 0,15 В

восстановитель

а) окислителем является окисленная форма (ОФ) первой сопряженной пары с более высоким значением потенциала (₁⁰ > ₂⁰), 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⁺ ₁⁰ = 0,77 В

окислитель

1 Sn ⁴⁺ + 2e  Sn ²⁺ ₂⁰ = 0,15 В

восстановитель

С пособ 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 = ­_ок  _восст , ЭДС > 0

б) В данную ОВ-реакцию

S n 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 ₁⁰ > ₂⁰, 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 ₁⁰ = 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^ ₁⁰ = 1,36 В

Br₂ + 2e  2Br^ ₂⁰ = 1,07 В

I₂ + 2e  2I^ ₃⁰ = 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^ ₁⁰ = +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^ ₂⁰ =  0,94 B

Так как ₁⁰ > ₂⁰ , то SO₃^2 может окисляться ионом MnO₄^ в водном растворе

Ионно-молекулярное уравнение реакции имеет вид

M nO₄^ + 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.