Работа 7. Окислительно-восстановитель-ные свойства соединений марганца

Окислительно-восстановительные реакции относятся к числу наиболее распространенных химических реакций в природе и в живых организмах. Дыхание, горение, гниение, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен веществ и ряд других биологических процессов – в основе своей окислительно-восстановительные. Важнейшие биохимические процессы связаны с переносом электронов и протонов и осуществляются при помощи строго определенного ряда ферментов-переносчиков. Каждому звену этой цепи соответствует определенное значение редокс-потенциала. Строгая последовательность ферментов в цепи окисления исключает резкую разницу между потенциалами взаимодействующих систем. Это обусловливает постепенное выделение энергии. Знание этой системы необходимо для изучения биохимии, нормальной и патологической физиологии.

Цель занятия:

Научиться составлять уравнения окислительно-восстанови-тельных реакций ионно-электронным методом, определять направление реакций, пользуясь величинами нормальных окислительно-восстановительных потенциалов. Изучить, как изменяются окислительно-восстановительные свойства элемента и его соединений с изменением степени окисления.

Задание:

1. Выполните лабораторные опыты согласно методическим указаниям к проведению работы.

2. Запишите уравнение протекающих реакций. Пользуясь ионно-электронным методом, расставьте в них коэффициенты.

3. По таблице найдите значения соответствующих редокс-потенциалов и подтвердите направление реакций.

4. На основании проделанных опытов сделайте вывод о том, как изменяются окислительные и восстановительные свойства соединений марганца в разной степени окисления.

Методические указания к выполнению

работы:

Опыт 1. К 1-2 каплям раствора МnSO₄ прилейте 8-10 капель 6М раствора НNO₃ и добавьте на конце шпателя NaBiO₃. Смесь нагрейте почти до кипения. Прилейте 8-10 капель воды и выдержите, не встряхивая, 1 мин. Появление красно-фиолетовой окраски указывает на образование в растворе ионов МnО₄^-. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции и укажите роль MnSO₄.

Опыт 2. Расплавьте немного твердого гидроксида калия в фарфоровой чашке, прибавьте диоксид марганца и нитрат калия, нагрейте до полного расплавления (при этом весь сплав должен равномерно окраситься в зеленый цвет вследствие образования манганата калия). После охлаждения растворите в воде. Укажите роль MnO₂.

Опыт 3. (Опыт демонстрационный, проводить в вытяжном шкафу). К небольшому количеству диоксида марганца прилейте 3-4 капли концентрированной соляной кислоты. Наблюдайте выделение хлора, докажите, что выделившийся газ – хлор (по появлению бурого пятна I₂ на бумаге, смоченной иодидом калия). Напишите уравнения окислительно-восстановительных реакций. Укажите роль МnО₂ в каждой реакции.

Опыт 4. К 3-4 каплям раствора перманганата калий прибавьте 2-3 капли раствора серной кислоты и 3-4 капли сульфита натрия. Наблюдайте происходящее изменение. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции. Укажите роль КМnО₄.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1. Пользуясь таблицей потенциалов, составьте уравнение реакции, в которой РbO₂ является окислителем.

2. Пользуясь таблицей потенциалов, составьте уравнение реакции, в которой Н₂SO₃ является восстановителем.

3. Какая реакция произойдет, если две равновесные системы привести в контакт:

О₂+2Н⁺+2е ↔ Н₂О₂, Е^о = 0,69 В

НВrО₃+5Н⁺+6е ↔ Вr^-+3Н₂О, Е^о = 1,42 В?

Таблица 7

ФОРМА ОТЧЕТА

Окислитель	Восстановитель	Среда	Условия проведения опыта	Наблюдения	Уравнения полуреакций с указанием Е0	Уравнения реакций	Выводы

 

ЛИТЕРАТУРА:

1. С. 131-139; 2. С. 231-241; 4. С. 129-135; 5. С. 89-94; 6. С. 208-215.

 

 

РАБОТА 8. БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ

Нормальная жизнедеятельность организма невозможна без поддержания постоянных характеристик (температура, давление, концентрация веществ) во внутриклеточных и тканевых жидкостях организма. Значительные изменения рН любых биологических систем и особенно крови могут привести к гибели всего организма. Отсюда понятна огромная важность для организма поддержания величины рН в заданных природой пределах. В процессе обучения студент-медик с темой «буферные системы» встречается при изучении следующих предметов: биохимии, микробиологии, биологии, гистологии, нормальной анатомии, патологической физиологии, гигиены труда и питания, оперативной хирургии, факультативной терапии и пр. В практической работе знания, полученные по этой теме, могут быть использованы в случае нарушения кислотно-щелочного равновесии при различных сердечно-сосудистых заболеваниях. При ишемической болезни сердца закономерным является возникновение ацидоза (сдвиг рН в кислую сторону).

Исследования смещения кислотно-щелочного равновесия при заболеваниях печени (цирроз) и т.д. показали на смещение рН в щелочную область (алкалоз).

Кислотно-щелочное равновесие внутренних сред организма определяет в ряде случаев восприимчивость организма к инфекционным заболеваниям.

ЦЕЛЬ ЗАНЯТИЯ:

Освоить расчет состава буферных растворов с заданным рН. Научиться готовить буферные растворы. Овладеть практическими навыками измерения рН потенциометрическим методом и определения буферной емкости растворов.

ЗАДАНИЕ:

Выполните два лабораторных опыта и составьте отчет.

1. Рассчитайте состав (объем соли и кислоты) для приготовления 60 мл ацетатного буферного раствора с заданным значением рН.

2. Приготовьте и определите рН буферного раствора.

3. Определите буферную емкость приготовленного раствора по кислоте и по основанию.