ТЕМА. Визначення окисно-відновного потенціалу.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Процес біологічного окиснення є основ­ним джерелом енергії у живому організмі. Особливістю цього процесу є багатостадійність та поступове збільшення потенціалу відновника. Знання основних закономірностей окисно-відновних процесів, характе­ру зміни окисно-відновних потенціалів, напрямку переносу електронів (або атомів гідрогену) необхідні для розуміння окисно-відновних біо­хімічних процесів. Величина окисно-відновного біохімічного потенціа­лу дає змогу передбачити напрямок біологічного окиснення та розраху­вати зміну енергії при цьому.

 

3. МЕТА. Сформувати уявлення про окисно-відновні потенціали та їх значення для напрямку перебігу окисно-відновних процесів. Оволодіти методикою визначення окисно-відновних потенціалів.

Студент повинен знати:

- теорію окисно-відновних потенціалів,їх значення для процесів окиснення-відновлення;

- принцип, за яким проводиться оцінювання сили окисника і віднов­ника та визначається напрямок самодовільного окисно-відновного процесу;

- особливості поняття "стандартний біохімічний окисно-відновний потенціал" та його значення для напрямку процесів біологічного окиснення;

вміти:

- проводити розрахунки величини окисно-відновного потенціалу за рівнянням Нернста-Петерса;

- порівнювати силу окисників і відновників;

- визначати напрямок самодовільних окисно-відновних процесів.

оволодіти навичками:

- визначення окисно-відновних потенціалів окисно-відновних систем за допомогою платинового електрода.

 

ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Теорія окисно-відновних реакцій, методи складання окисно-відновних рівнянь.

2) Теорія електродних потенціалів, рівняння Нернста.

3) Поняття про гальванічні кола та типи електродів

(Матеріал попередніх занять з хімії).

ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

Окисно-відновні системи

Окисно-відновні реакції Окисно-відновні потенціали

Окисно-відновні реакції. Напрямок окисно- Стандартні окисно- Визна­­чен­­ня

в живих організмах від­новних реакцій відновні потенціали окисно-

відновних

потенціалів

 

Напрямок реакцій Стандартні "біохіміч­ні" окисно-

біологічного окиснення відновні потенціали

 

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

 

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 зануренийу розчин електроліту іобмінюється 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° = 1,51В); 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.

 

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь г).

Окисно-відновні реакції відбуваються із зміною ступенів окиснення елементів у молекулах реагуючих речовин.

 

2. 2Аl + 2 NaOH + 6 Н₂О = 2 Nа [Al(OH)₄] + 3 H₂

 

Аl + 4 ОH^- - 3e^- = [Аl(ОН)₄]^- 2 окиснення

2 H₂O + 2e^- = H₂ + 2 ОН^- 3 відновлення

 

4. Cl₂ + 2 NаІ = 2 NaCl + I₂

Cl₂ + 2e^- = 2 Сl^- 1 відновлення

2 І^- - 2e^- = І₂ 1 окиснення

Реакції 1та 3 відбуваються без зміни ступенів окиснення атомів.

 

2) Правильна відповідь в).

Інертний метал (платина, золото, паладій та ін.) повинен знахо­дити­ся в розчині, що є окисно-відновною системою. Метал виконує роль провідника електронів: він із зовнішньої мережі передає електрони окисленій формі в розчині, або приймає електрони від відновленої форми і передає у зовнішню мережу. Таким чином, метал не обмінюється електронами й іонами з компо­нентами розчину.

 

3) Правильна відповідь в). У рівняння входять 8Н⁺ і потенціал буде залежати від рН (Т = 298 К)

 

4) Правильна відповідь а).

Під логарифмом у чисельнику повинна стояти концентрація окисленої форми – СrО₄^2-, а у знаменнику - відновленої: СrО₂^– і ОH^–.

 

 

5) Правильна відповідь г).

Найбільш сильним окисником буде окислена форма тієї системи, яка має більше значення окисно-відновного потенціалу.

 

6) Правильна відповідь б).

Оскільки стандартний потенціал системи Сl₂/2Сl^- більший, окисником буде Сl₂, а відновником - Fе²⁺. Такім чином, самодовільно реакція буде йти в напрямку справа наліво:

2 FeSO₄ + Cl₂ + Na₂SO₄ = 2 NaCl + Fе₂(SО₄)₃, або 2 Fе²⁺ + Cl₂ = 2 Сl^- + + 2Fе³⁺

7) Правильна відповідь а).

Кращим окисником буде окислена форма редокс-системи, потенціал якої буде в більшій мірі перевищувати 0,771 В. Такою системою буде система, окислена форма якої – КМnО₄ у кислому середовищі.

 

8) Правильна відповідь б).

EРС цього гальванічного кола розраховується за формулою:

При додаванні сірководню у розчин, що містить іони Рв²⁺,, внаслідок реакції:

Pb²⁺ + H₂S = PbS↓ + 2 Н⁺ концентрація катіонів Рb²⁺ зменшується.

Отже, у формулі EРС зменшиться lg [Рb²⁺], а різниця у дужках збільшиться,

що призведе до збільшення величини E, тобто ЕРС.

 

9) Правильна відповідь б).

На електроді з більшим потенціалом у гальванічному колі завжди буде відбуватися процес відновлення окисленої форми, яка буде окисником. Такий електрод є катодом і має від‘ємний заряд (-).

 

ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Окисно-відновні потенціали окисно-відновних систем обчислюють за значеннями ЕPC, що визначають на приладі іономірі ЭВ-74.

8.1. Підготовка до роботи та визначення ЕPC;

- перед підключенням іономіра до електричної мережі натиснути кнопки "t" і

"-І-І9";

- прогріти прилад протягом приблизно 30 хв.;

- зібрати гальванічне коло з вимірювального електрода (платиновий електрод ЭПВ-1) та допоміжного електрода (хлорсрібний електрод ЭВЛ-ІМ із сталим значенням потенціалу 0,201± 0,003 В);

- встановити електроди у спеціальний тримач над поворотним столи­ком і підключити до приладу;

- розчин досліджуваної окисно-відновної системи налити у скляний стакан і занурити у нього електроди;

- натиснути кнопну"mV" та кнопку потрібногодіапазону вимірювання і визначити величину EРС – E.

8.2. Обробка результатів та оформлення протоколу лабораторної роботи.

Розрахувати практичні значення окисно-відновних потенціалів

для трьох систем за формулою:

φ_пр. = Е + φ_доп. ,

де: Е - значення ЕРС, В (визначене на приладі);

φ_доп. = 0,201 - потенціал хлорсрібного електрода, В;

тому що Е = φ_пр. – φ_доп.

2) Розрахувати теоретичні значення окисно-відновних потенціалів для трьох систем з урахуванням концентрації окисленої та віднов­леної форми за рівняннями:

Концентрації речовин наведені у таблиці.

3) Результати визначень та розрахунків занести у таблицю:

№ р­-ну		Вид електрода	рН р-ну	Склад розчину	φ^о, В	φпр. В	φтеор. В	Е, В
	Pt	I2, I^-		КІ (0,1 моль/л) І2 (0,001моль/л)	0,530
	Pt	Fe^3+, Fe^2+		Fe^3+(5·10^4моль/л) Fe^2+(5·10^2моль/л)	0,771
	Pt	Cr2O7^2-, H^+,Cr^3+	1,86	Сr2O7^2-(4,18·10^-2 моль/л) Сr^3+(1,67·10^-4 моль/л)	1,333

4) Користуючись значеннями стандартних окисно-відновних потенціалів систем φ° (з таблиці), визначити можливість самодовільного пере­бігу реакцій;

а) Fе³⁺ + І^- →

б) Fe²⁺ + I₂ →

в) Сr₂О₇^2- + Fe^{2 +} →

за формулою: E = φ_ок. - φ_відн.

Самодовільно буде йти такий окисно-відновний процес,

для якого: φ_ок. > φ_відн. і Е >0 .

ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.505-540

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. Киев, Вища школа. 1986;с, 116-118, 122,127-129.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В. В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 72-74.

 

ЗАНЯТТЯ № 6.