- •Методичні вказівки
- •Кременчук 2006
- •1 Електрохімічні процеси
- •1.1 Окислювально-відновлювальні реакції
- •Контрольні питання
- •1.2 Електродні потенціали
- •Контрольні питання
- •1.3 Електроліз
- •1.4 Корозія металів
- •Контрольні питання
- •2 Розрахунок рН розчину
- •Розрахунок рН та рОн
- •Контрольні питання
- •3 Жортскість води
- •Контрольні питання
- •4 Визначення розсіювання біогенних елементів
- •Кларки мікроелементів у літосфері та осадових породах (h 10 –3)
- •Ранжирування значень кк і кр для еталонного об'єкта
- •Побудова графіка біогеохімічного спектра
- •Контрольні питання
- •5 Визначення біогеохімічних циклів
- •Контрольні питання
- •6 Буферні розчини
- •Список літератури
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ
КРЕМЕНЧУЦЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ ПОЛІТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ
Методичні вказівки
ЩОДО КУРСОВОЇ РОБОТИ
З КУРСУ “ХІМІЯ З ОСНОВАМИ БІОГЕОХІМІЇ”
ДЛЯ СТУДЕНТІВ ДЕННОЇ ТА ЗАОЧНОЇ ФОРМ НАВЧАННЯ
ЗІ СПЕЦІАЛЬНОСТІ 6.070800 -
“ЕКОЛОГІЯ ТА ОХОРОНА НАВКОЛИШНЬОГО СЕРЕДОВИЩА”
Кременчук 2006
Методичні вказівки щодо курсової роботи з курсу “Хімія з основами біогеохімії” для студентів денної та заочної форм навчання зі спеціальності 6.070800 – “Екологія та охорона навколишнього середовища”
Укладач доц., к.т.н. Л.А.Бездєнєжних
Рецензент проф., к.б.н. В.В.Никифоров
Кафедра екології
Затверджено методичною радою університету
Протокол № від 2006 р.
Голова методичної ради проф. В.В.Костін
Кременчук 2006
Основна увага при викладанні дисципліни приділяється створенню системи знань та уявлень, що лежать в основі тих хімічних перетворень, які супроводжують найбільш важливі технологічні процеси в промисловості та транспорті, а також закономірностей зміни фізико-хімічних властивостей речовин як функції зміни базових характеристик їх складу і будови. Особлива увага приділяється вивченню фундаментальних основ хімічних процесів, що проходять у результаті взаємодії речовин з об'єктами біосфери або в результаті процесів знешкодження токсикантів, що потрапили в навколишнє природне середовище в результаті дії антропогенних чинників. Такий напрям дозволить майбутнім фахівцям в галузі екології створити природничий фундамент, на базі якого будуть розвиватись та поглиблюватись знання у сфері охорони навколишнього природного середовища, в тому числі конструктивної екології як найбільш прогресивного напрямку захисту довкілля.
Дисципліна є однією з найбільш важливих і базових у підготовці еколога. Знання з хімії будуть в подальшому використані під час вивчення основ моніторингу об'єктів навколишнього середовища, вимірюванні його параметрів, очистки атмосфери, води і фунтів, утилізації відходів, основ токсикології та ін.
Використовуючи прийоми логічного мислення (аналізу, синтезу, порівняння, узагальнення), студент повинен спостерігати і пояснювати хімічні явища, які відбуваються в природі; систематизувати і використовувати знання, користуючись навчальною і довідковою літературою; розвязувати хімічні задачі, вміти поводитись з найважливішими хімічними сполуками та обладнанням, використовувати біогеохімічну інформацію при виконанні екологічних оцінок та експертиз, при підготовці даних для екологічного моделювання природних процесів, користуватись методами біоіндикації при виконанні польових екологічних обстежень; визначити ступінь небезпеки розвитку негативних біогеохімічних явищ та процесів.
1 Електрохімічні процеси
1.1 Окислювально-відновлювальні реакції
Окислювально-відновлювальними називаються реакції, що супроводжуються зміною ступеня окислювання атомів, що входять до складу реагуючих речовин. Під ступенем окислювання (n) розуміють той умовний заряд атома, який обчислюється виходячи з припущення, що молекула складається тільки з іонів. Іншими словами: ступінь окислювання - це той умовний заряд, що придбав би атом елемента, якщо припустити, що він узяв чи віддав те або інше число електронів.
Окислювання-відновлення - це єдиний взаємозалежний процес. Окислювання призводить до підвищення ступеня окислювання відновника, а відновлення - до його зниження в окислювача.
Підвищення, чи зниження ступеня окислювання атомів відбувається в електронних рівняннях; окислювач бере електрони, а відновник їх віддає. Про здатність тієї чи іншої речовини виявляти окисні, відновні чи двоїсті (як окисні, так і відновні) властивості можна судити за ступенем окислювання атомів окислювача і відновника.
Атом того чи іншого елемента у своєму вищому ступені окислювання не може його підвищити (віддати електрони) і виявляє тільки окисні властивості, а у своєму нижчому ступені окислювання не може його понизити (прийняти електрони) і виявляє тільки відновні властивості. Атом елемента, що має проміжний ступінь окислювання, може виявляти як окисні, так і відновні властивості.
Наприклад:
N5+ (HNO3) S6+ ( H2SO4) виявляють тільки окислювальні властивості;
N4+ ( NO2) S4+ (SO2 )
N3+(HNO2)
N2+ (NO) S2+ (SO) виявляють окислювальні й відновлювальні
N1+ (N2O) властивості
N0(N2) S°(S2;S8)
N-1 (NH2OH) S-1 (H2S2 )
N2-(N2H4)
N3-(NH3) S2-(H2S) виявляють тільки відновлювальні властивості
При окислювально-відновлювальних реакціях валентність атомів може і не змінюватися. Наприклад, в окислювально-відновлювальній реакції Н02 + Сl02 = 2НСl валентність атомів водню і хлору до і після реакції дорівнює одиниці. Змінився їх ступінь окислювання. Валентність визначає число зв'язків, утворених даним атомом, і тому знака не має. Ступінь же окислювання має знак плюс чи мінус.
Приклад 1. Виходячи зі ступеня окислювання (n) азоту, сірки і марганцю в з'єднаннях NH3,HNO2, HNO3 , Н2S, Н2SOз, H2SO4, МnО2 , КмnO4 , визначити, які з них можуть бути тільки відновниками, тільки окислювачами, і які виявляють як окисні, так і відновні властивості.
Розв'язок: ступінь окислювання n (N) у зазначених з'єднаннях відповідно дорівнює: -3 (нижча), + 3 (проміжна), +5 (вища); n (S) відповідно дорівнює:- 2 (нижча), +4 (проміжна), +6 (вища); n (Мn) відповідно дорівнює:+4 (проміжна), +7 (вища). Звідси: NH3 , H2S тільки відновники ;HNO3 , H2SO4, КмnO4 - тільки окислювачі; HNO2 , Н2SO3, МnО2 - окислювачі й відновники.
Приклад 2. Чи можуть відбуватися окислювально-відновлювальні реакції між наступними речовинами: а) Н2S і HI; б) Н2S і Н2SОз; е) Н2SO3 і НсlO4?
Розв'язок: а) Ступінь окислювання в H2S n (S)= -2; у HI n (I) = -1. Тому що і сірка, і іод знаходяться у своєму нижчому ступені окислювання, то обидві взяті речовини виявляють тільки відновні властивості й взаємодіяти не можуть; б) у H2S n (S) = -2 (нижча); у Н2SOз n (S) =+4 (проміжна). Отже, взаємодії цих речовин можлива, причому Н2SOз є окислювачем; в) у Н2SOз n (S) = + 4 (проміжна); у НClO4 n (Cl)= +7 (вища). Узяті речовини можуть взаємодіяти. Н2SO3 у цьому випадку буде виявляти відновні властивості.
Приклад 3. Складіть рівняння окислювально-відновної реакції, що йде за схемою
+7 +3 +2 +5
КМnO4 + НзРОз + H2SO4 MnSO4 + НзРO4 + K2SO4 +H2О
Розв'язок: якщо в умові задачі дано як вихідні речовини, так і продукти їхньої взаємодії, то написання рівняння реакції зводиться, як правило, до перебування і розміщення коефіцієнтів. Коефіцієнти визначають методом електронного балансу за допомогою електронних рівнянь. Обчислюємо, як змінюють свій ступінь окислювання відновник і окислювач, і відображаємо це в електронних рівняннях :
Відновник P3+ -2e- =P5+ | 5 процес окислювання
окислювач Мn7+ +5e- =Mn2+ | 2 процес відновлення
Загальне число електронів, відданих відновником, повинно дорівнювати числу електронів, що приєднує окислювач. Загальне найменше кратне для відданих і прийнятих електронів десять. Розділивши це число на 5, одержуємо коефіцієнт 2 для окислювача і продукту його відновлення, а при розподілі 10 на 2 одержуємо коефіцієнт 5 для відновника іпродукту його окислювання. Коефіцієнт перед речовинами, атоми яких не змінюють свій ступінь окислювання, знаходять підбором. Рівняння реакції буде мати вигляд
2КмnO4 + 5НзРОз + 3H2SO4 =2MnSO4 + 5НзРO4 + К2SO4 + ЗН2О
Приклад 4. Складіть рівняння реакції взаємодії цинку з концентрованою сірчаною кислотою, з огляду на максимальне відновлення останньої.
Розв'язок: цинк, як будь-який метал, виявляє тільки відновні властивості. У концентрованій сірчаній кислоті окисну функцію несе сірка (+6). Максимальне відновлення сірки означає, що вона здобуває мінімальний ступінь окислювання. Мінімальний ступінь окислювання сірки як р-елемента VIA групи дорівнює -2. Цинк,як метал IIВ групи має постійний ступінь окислювання + 2. Відображаємо сказане в електронних рівняннях :
Відновник Zn° - 2е - = Zn2+| 4 процес окислювання
окислювач S6+ + 8e - = S2- |1 процес відновлення
Складаємо рівняння реакції:
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4+ H2S + 4H2O
Перед Н2SO4 коефіцієнт 5, а не 1, тому що чотири молекули H2SO4 йдуть на зв'язування чотирьох іонів Zn2+.
Зауваження до електронно-іонного методу:
а) на атом кисню, що втрачається часткою (молекулою, іоном) окислювача, у кислому середовищі витрачається два іони Н+ і утворюється одна молекула води;
у нейтральному і лужному середовищі витрачається одна молекула Н2О та утворюються два іони OН-.
б) на один атом кисню, що приєднується до частинки відновника, витрачається в кислому і нейтральному середовищах одна молекула Н2О та звільняється два іони Н+ ; у лужному середовищі - два іони OН- і звільняється одна молекула води:
SnS+KMnO4+HNO3=H2SnO3+Mn(NO3)2+KNO3+KHSO4+H2O
M nO4¯+5e +8H+=Mn+2+4H2O 2
SnS- 10e+7H2O=H2SnO3+HSO4¯+11H+ 1
SnS +2KMnO4 +5HNO3 = H2SnO3 +KHSO4 +2Mn(NO3)2 +KNO3 +H2O
Зверніть увагу на реакції з перекисом водню, що залежно від умов реакції поводиться як окислювач, відновлюючи до OН¯ у нейтральному і лужному середовищах і до Н2О в кислому; або як відновник, окислюючи найчастіше до О2 :
Окислювач:
NiS+H2O2+2CH3COOH=Ni(CH3COO)2+S+2H2O
N iS – 2e = Ni+2 + S 2 1
H2O2 + 2e + 2H+ = 2H2O 1
PbS+4H2O2=PbSO4+4H2O
P bS – 8e + 4H2O = PbSO4 +8H+ 8 1
H2O2 + 2e = 2OH- 4
2Cr(OH)3+3H2O2+4OH¯=2CrO4¯2+8H2O
Відновник:
H2O2+PbO2+2CH3COOH=2H2O+O2+Pb(CH3COOH)2
H 2O2-2e = 2H++O2 1
PbO2+2e+4H+=Pb2++2H2O 1