Лабораторная работа «Изучение окислительно – восстановительных равновесий и процессов».

МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ

к лабораторному занятию

 

Модуль №1 «Основные типы химических реакций и процессов в функционировании живых систем».

учебной дисциплины Химия

для специальности 31.05.01 «Лечебное дело»

курс ____ I ___семестр _ I ___

 

 

Составитель: к.х.н., доцент Иванова Н.С.

Рецензент: к.х.н., доцент Задорожная А.Н.

Владивосток, 2016

1. Тема занятия: Изучение окислительно- восстановительных равновесий и процессов

2. Мотивация изучения темы: данная тема является базой для усвоения следующих дисциплин:

- биохимии: исследование свойств белков, ферментов, гормонов, БАВ;

- патофизиология, клиническая патофизиология: изучение кислотно - основного состояния организма в норме и при патологиях;

- микробиология, вирусология: приготовление питательных сред при культивировании бактерий и проведение иммунологических исследований;

- клиническая фармакология: выбор условий применения лекарственных препаратов;

- гигиена: контроль степени загрязнения объектов окружающей среды, пищевых продуктов и др.

Цели занятия.

3.1. Общая цель: изучение темы направлено на формирование компетенции по ФГОС специальности ОПК - 7.

Конкретные цели и задачи.

После изучения темы студент должен:

«знать» -основные положения теории Л. Писаржевского, сопряженные окислительно-восстановительные пары, правило, определяющее направление ОВР, механизм возникновения ОВ потенциала, связь электродвижущей силы с константой равновесия;типы и особенности ОВР, протекающих в организме;

«уметь» -определять силу окислителя и восстановителя по величине ОВ потенциала, учитывать факторы, влияющие на величину ОВ потенциала, прогнозировать направление ОВР и полноту ее протекания в конкретных примерах, используя электродвижущую силу;

«владеть» - навыками измерения рН растворов, используя химическое и физическое оборудование, навыками безопасной работы в химической лаборатории.

4. Вопросы, изученные на предшествующих дисциплинах и необходимые для освоения темы.

1. Состояние химического равновесия. Обратимые и необратимые реакции (общее среднее образование).

2. Электронная теория окислительно-восстановительных реакций (общее среднее образование).

3. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе элементов (общее среднее образование).

4. Изменение степени окисления атомов элементов в окислительно-восстановительных реакциях (общее среднее образование).

5. Метод электронного баланса (общее среднее образование).

5. Задания для самостоятельной подготовки к лабораторному занятию:

5.1. Перечень контрольных вопросов для самоконтроля знаний.

1. Окислительно-восстановительная реакция (ОВР). Сопряженная окислительно-восстановительная пара.

2. Типы ОВР.

3. Направление ОВР. Red-Ox потенциал; факторы, влияющие на его величину.

4. Связь Red-Ox потенциала с термодинамическими характеристиками ОВР.

5. Особенности ОВР в организме

5.2. Задания для СРС во внеучебное время.

Задача №1

В клетках печени отношение концентраций НАДФ⁺ | НАДФН (I) равно 0,01; а НАД⁺ | НАДН (II)≈ 700. Вычислите редокс-потенциал каждой из этих систем и сравните их восстановительную способность. Т = 298К, рН = 7.

Для расчета потенциала используйте уравнение Нернста – Петерса.

Ответ: φ (I) = - 0,383B

φ (II) = - 0,234В.

Восстановительная способность пары I будет выше.

 

Задача №2

Рассчитайте значение редокс-потенциала для системы, полученной смешением раствора хлорида гексаамминкобальта(III) объемом 10 мл с концентрацией 0,05 моль/л и раствора сульфата гексаамминкобальта(II) объемом 25 мл концентрацией 0,005 моль/л при 298К.

Для расчета ОВ потенциала используйте уравнение Нернста – Петерса.

Ответ: φ = 0,135В.

Задача №3

В каком случае полнота восстановления ионов железа (III) будет больше: при взаимодействии иодида калия или сероводорода? Ответ подтвердите расчетом, сделанным для стандартного состояния.

Для подтверждения рассчитайте редокс-процесса для обеих реакций и сравните их.

Ответ: более полно протекает восстановление ионов железа (III) сероводородом.

 

Задача №4

Среди набора окислителей I₂ и восстановителей (MnSO₄, r wsp:rsidR="00000000"><w:pgSz w:w="12240" w:h="15840"/><w:pgMar w:top="1134" w:right="850" w:bottom="1134" w:left="1701" w:header="720" w:footer="720" w:gutter="0"/><w:cols w:space="720"/></w:sectPr></wx:sect></w:body></w:wordDocument>"> , KI) найдите реагирующие вещества, ориентируясь на значения окислительно-восстановительных потенциалов: φ⁰ /Mn²⁺)=1,51В, φ⁰ / =0,80B, φ⁰⁽I₂/2I^- )=0,54В.

Рассчитайте константу редокс-процесса для стандартных условий и сделайте вывод о преобладающем направлении окислительно-восстановительного процесса в кислой среде.

Для выполнения задания необходимо найти количество электронов, участвующих в каждой ОВР, рассчитать К_red-ox и сделать выводы о преимущественном их протекании.

Ответ: К_red-ox(I) = 10¹²⁰

К_red-ox(II) = 10¹⁶⁴

К_red-ox(III) = 10⁹

Все реакции идут преимущественно в прямом направлении.

5.3.Задания для самоконтроля подготовки к лабораторному занятию.

Вариант теста № 1

К окислительно-восстановительным относятся реакции:

а) 4NH₃ + 3O₂® 2N₂ + 6H₂O;

б) NH₃ + HNO₃® NH₄NO₃;

в) Cl₂ + H₂O ®HCl + HClO;

г) 2HCl + ZnO® ZnCl₂ + H₂O.

Вариант теста № 2

Наиболее сильный восстановитель:

а) S₂O₃^2-, φ⁰(S₄O₆^2-/S₂O₃^2-) = 0,096 B;

б) Fe²⁺, φ⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 B;

в) S^2-, φ⁰(S^2-/H₂S) = 0,14B;

г) Sn²⁺, φ⁰(Sn⁴⁺/ Sn²⁺) = 0.156B.

 

Вариант теста № 3

В уравнении реакции

KMnO₄ + CrSO₄ + H₂SO₄® K₂SO₄ + MnSO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

сумма коэффициентов равна:

а) 24;

б) 36;

в) 17;

г) 30.

Вариант теста № 4

Определите, могут ли существовать одновременно в водном растворе вещества:

а) азотная кислота (конц.) и сероводород;

б) бромат калия (KBrO₃) и бромоводород;

в) дихромат калия (K₂Cr₂O₇) серная кислота и нитрат калия;

г) перманганат калия (KMnO₄) и сульфат калия.

Вариант теста № 5

В двух пробирках находятся растворы KBrиKI. В обе пробирки прибавлен раствор FeCl₃. В каком случае галогенид-ион окисляется до свободного галогена, если φ⁰(Fe³⁺/ Fe²⁺) = 0,77 B, φ⁰⁽I₂/2I^-)=0,54В, φ⁰⁽Br₂/2Br^-)=1,06В

а) KBrиKI;

б) KI;

в) KBr;

г) ни в одном случае.

 

6.Этапы проведения лабораторного занятия.

№	Название этапа	Цель этапа	Время, мин
	I. Вводная часть занятия.
1.	Организация занятия	Проверка присутствующих, их внешнего вида, наличия рабочих тетрадей и лекций.
2.	Определение темы, мотивации, целей, задач занятия	Формирование мотивации данного занятия, значимости его в подготовке врача.
	II. Основная часть занятия.
3.	Контроль исходных знаний, умений и навыков	Выявление исходного уровня знаний, умений и навыков.
4.	Общие и индивидуальные задания для СРС в учебное время.	Дифференцированное ориентирование студентов к предстоящей работе.
5.	Демонстрация методики лабораторной работы	Разбор ориентировочной основы действия (ООД).
6.	Управляемая СРС в учебное время	Выполнение эксперимента. Овладение общепрофессиональной компетенцией ОПК – 7.
7.	Реализация планируемой формы занятия	Контроль результатов обучения и оценка с помощью дескрипторов.
8.	Итоговый контроль	Оценивание индивидуальных достижений студента, выявление ошибок и их корректировка.
	III. Заключительная часть занятия.
9.	Подведение итогов занятия.	Оценка деятельности студентов и достижения цели занятия.
10.	Общие и индивидуальные задания на СРС во внеучебное время.	Указание по самоподготовке студентов к занятию «Элементы химической термодинамики. Определение энтальпии растворения соли».

7. Ориентировочная основа действия (ООД) для проведения самостоятельной деятельности студентов в учебное время.

Вопросы к защите работы

1. Напишите уравнения для расчёта окислительно – восстановительного потенциала реакций

Fe³⁺+1e→ Fe²⁺

I₂+2e→2I^-

Br₂+2e→2Br^-

От каких факторов зависит окислительно – восстановительный потенциал?

2. Напишите уравнение для расчёта окислительно – восстановительного потенциала реакции

N +3Н⁺ +2е↔HNO₂ +H₂O

Рассчитайте его значения при активности ионов Н⁺ (моль/л) 10^-2 и 10^-10.

Данные для расчёта: φ⁰ /HNO₂=0, 94В, а( =а( T=298K.

3. К подкисленному раствору KI добавляют несколько капель раствора NaNO₂ и крахмала. Раствор приобретает тёмно – синий цвет. Функция (окислителя или восстановителя) NaNO₂ в данном опыте?

4. К подкисленному раствору I₂ добавляют до обесцвечивания раствор NaNO₂. Функция NaNO₂ в данном опыте?

5. По отношению к воде некоторые вещества ведут себя как окислители, другие – как восстановители. Приведите примеры таких веществ и напишите уравнения ОВР.

Задания для контроля уровня сформированности компетенций в учебное время.

При отравлении сероводородом пострадавшему дают подышать слегка увлажнённой хлорной известью. Докажите возможность данного метода детоксикации, использую константу оксислительно-восстановительного процесса.

 

ПРИЛОЖЕНИЕ

МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ

к лабораторному занятию

 

Модуль №1 «Основные типы химических реакций и процессов в функционировании живых систем».

учебной дисциплины Химия

для специальности 31.05.01 «Лечебное дело»

курс ____ I ___семестр _ I ___

 

 

Составитель: к.х.н., доцент Иванова Н.С.

Рецензент: к.х.н., доцент Задорожная А.Н.

Владивосток, 2016

1. Тема занятия: Изучение окислительно- восстановительных равновесий и процессов

2. Мотивация изучения темы: данная тема является базой для усвоения следующих дисциплин:

- биохимии: исследование свойств белков, ферментов, гормонов, БАВ;

- патофизиология, клиническая патофизиология: изучение кислотно - основного состояния организма в норме и при патологиях;

- микробиология, вирусология: приготовление питательных сред при культивировании бактерий и проведение иммунологических исследований;

- клиническая фармакология: выбор условий применения лекарственных препаратов;

- гигиена: контроль степени загрязнения объектов окружающей среды, пищевых продуктов и др.

Цели занятия.

3.1. Общая цель: изучение темы направлено на формирование компетенции по ФГОС специальности ОПК - 7.

Конкретные цели и задачи.

После изучения темы студент должен:

«знать» -основные положения теории Л. Писаржевского, сопряженные окислительно-восстановительные пары, правило, определяющее направление ОВР, механизм возникновения ОВ потенциала, связь электродвижущей силы с константой равновесия;типы и особенности ОВР, протекающих в организме;

«уметь» -определять силу окислителя и восстановителя по величине ОВ потенциала, учитывать факторы, влияющие на величину ОВ потенциала, прогнозировать направление ОВР и полноту ее протекания в конкретных примерах, используя электродвижущую силу;

«владеть» - навыками измерения рН растворов, используя химическое и физическое оборудование, навыками безопасной работы в химической лаборатории.

4. Вопросы, изученные на предшествующих дисциплинах и необходимые для освоения темы.

1. Состояние химического равновесия. Обратимые и необратимые реакции (общее среднее образование).

2. Электронная теория окислительно-восстановительных реакций (общее среднее образование).

3. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе элементов (общее среднее образование).

4. Изменение степени окисления атомов элементов в окислительно-восстановительных реакциях (общее среднее образование).

5. Метод электронного баланса (общее среднее образование).

5. Задания для самостоятельной подготовки к лабораторному занятию:

5.1. Перечень контрольных вопросов для самоконтроля знаний.

1. Окислительно-восстановительная реакция (ОВР). Сопряженная окислительно-восстановительная пара.

2. Типы ОВР.

3. Направление ОВР. Red-Ox потенциал; факторы, влияющие на его величину.

4. Связь Red-Ox потенциала с термодинамическими характеристиками ОВР.

5. Особенности ОВР в организме

5.2. Задания для СРС во внеучебное время.

Задача №1

В клетках печени отношение концентраций НАДФ⁺ | НАДФН (I) равно 0,01; а НАД⁺ | НАДН (II)≈ 700. Вычислите редокс-потенциал каждой из этих систем и сравните их восстановительную способность. Т = 298К, рН = 7.

Для расчета потенциала используйте уравнение Нернста – Петерса.

Ответ: φ (I) = - 0,383B

φ (II) = - 0,234В.

Восстановительная способность пары I будет выше.

 

Задача №2

Рассчитайте значение редокс-потенциала для системы, полученной смешением раствора хлорида гексаамминкобальта(III) объемом 10 мл с концентрацией 0,05 моль/л и раствора сульфата гексаамминкобальта(II) объемом 25 мл концентрацией 0,005 моль/л при 298К.

Для расчета ОВ потенциала используйте уравнение Нернста – Петерса.

Ответ: φ = 0,135В.

Задача №3

В каком случае полнота восстановления ионов железа (III) будет больше: при взаимодействии иодида калия или сероводорода? Ответ подтвердите расчетом, сделанным для стандартного состояния.

Для подтверждения рассчитайте редокс-процесса для обеих реакций и сравните их.

Ответ: более полно протекает восстановление ионов железа (III) сероводородом.

 

Задача №4

Среди набора окислителей I₂ и восстановителей (MnSO₄, r wsp:rsidR="00000000"><w:pgSz w:w="12240" w:h="15840"/><w:pgMar w:top="1134" w:right="850" w:bottom="1134" w:left="1701" w:header="720" w:footer="720" w:gutter="0"/><w:cols w:space="720"/></w:sectPr></wx:sect></w:body></w:wordDocument>"> , KI) найдите реагирующие вещества, ориентируясь на значения окислительно-восстановительных потенциалов: φ⁰ /Mn²⁺)=1,51В, φ⁰ / =0,80B, φ⁰⁽I₂/2I^- )=0,54В.

Рассчитайте константу редокс-процесса для стандартных условий и сделайте вывод о преобладающем направлении окислительно-восстановительного процесса в кислой среде.

Для выполнения задания необходимо найти количество электронов, участвующих в каждой ОВР, рассчитать К_red-ox и сделать выводы о преимущественном их протекании.

Ответ: К_red-ox(I) = 10¹²⁰

К_red-ox(II) = 10¹⁶⁴

К_red-ox(III) = 10⁹

Все реакции идут преимущественно в прямом направлении.

5.3.Задания для самоконтроля подготовки к лабораторному занятию.

Вариант теста № 1

К окислительно-восстановительным относятся реакции:

а) 4NH₃ + 3O₂® 2N₂ + 6H₂O;

б) NH₃ + HNO₃® NH₄NO₃;

в) Cl₂ + H₂O ®HCl + HClO;

г) 2HCl + ZnO® ZnCl₂ + H₂O.

Вариант теста № 2

Наиболее сильный восстановитель:

а) S₂O₃^2-, φ⁰(S₄O₆^2-/S₂O₃^2-) = 0,096 B;

б) Fe²⁺, φ⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 B;

в) S^2-, φ⁰(S^2-/H₂S) = 0,14B;

г) Sn²⁺, φ⁰(Sn⁴⁺/ Sn²⁺) = 0.156B.

 

Вариант теста № 3

В уравнении реакции

KMnO₄ + CrSO₄ + H₂SO₄® K₂SO₄ + MnSO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

сумма коэффициентов равна:

а) 24;

б) 36;

в) 17;

г) 30.

Вариант теста № 4

Определите, могут ли существовать одновременно в водном растворе вещества:

а) азотная кислота (конц.) и сероводород;

б) бромат калия (KBrO₃) и бромоводород;

в) дихромат калия (K₂Cr₂O₇) серная кислота и нитрат калия;

г) перманганат калия (KMnO₄) и сульфат калия.

Вариант теста № 5

В двух пробирках находятся растворы KBrиKI. В обе пробирки прибавлен раствор FeCl₃. В каком случае галогенид-ион окисляется до свободного галогена, если φ⁰(Fe³⁺/ Fe²⁺) = 0,77 B, φ⁰⁽I₂/2I^-)=0,54В, φ⁰⁽Br₂/2Br^-)=1,06В

а) KBrиKI;

б) KI;

в) KBr;

г) ни в одном случае.

 

6.Этапы проведения лабораторного занятия.

№	Название этапа	Цель этапа	Время, мин
	I. Вводная часть занятия.
1.	Организация занятия	Проверка присутствующих, их внешнего вида, наличия рабочих тетрадей и лекций.
2.	Определение темы, мотивации, целей, задач занятия	Формирование мотивации данного занятия, значимости его в подготовке врача.
	II. Основная часть занятия.
3.	Контроль исходных знаний, умений и навыков	Выявление исходного уровня знаний, умений и навыков.
4.	Общие и индивидуальные задания для СРС в учебное время.	Дифференцированное ориентирование студентов к предстоящей работе.
5.	Демонстрация методики лабораторной работы	Разбор ориентировочной основы действия (ООД).
6.	Управляемая СРС в учебное время	Выполнение эксперимента. Овладение общепрофессиональной компетенцией ОПК – 7.
7.	Реализация планируемой формы занятия	Контроль результатов обучения и оценка с помощью дескрипторов.
8.	Итоговый контроль	Оценивание индивидуальных достижений студента, выявление ошибок и их корректировка.
	III. Заключительная часть занятия.
9.	Подведение итогов занятия.	Оценка деятельности студентов и достижения цели занятия.
10.	Общие и индивидуальные задания на СРС во внеучебное время.	Указание по самоподготовке студентов к занятию «Элементы химической термодинамики. Определение энтальпии растворения соли».

7. Ориентировочная основа действия (ООД) для проведения самостоятельной деятельности студентов в учебное время.

Лабораторная работа «Изучение окислительно – восстановительных равновесий и процессов».

Приборы, оборудование: химический блок Соbrа 3, рН-электрод, термопара NiCr-Ni, магнитная мешалка, ротор, химические стаканы на 50 и 100 мл.

Реактивы: 5% - ный раствор КМnO₄, 5% - ный раствор КI, 3% - ныйI₂, 5% - ныйNa₂SO₃, 5% - ныйFeCl₃, 5% - ныйKBr, 5% - ный раствор MnCl₂, раствор Н₂SO₄ (С=1 моль/л), раствор КОН (С=2моль/л).