Тема IX. Окислительно-восстановительные равновесия и процессы

Теория окислительно-восстановительных равновесий позволяет понять сущность протекающих в организме редокс-процессов, на которых основано превращение химической формы движения материи в биологическую; механизм действия редокс-буферных систем, а также причины возникновения некоторых патологических состояний. Знания по указанной теме позволяют обосновать применение в фармакотерапии окислителей, восстановителей и антиоксидантов; понять сущность методов оксидиметрии, используемых в клинической биохимии для диагностики заболеваний, а также в санитарии и гигиене для анализа продуктов питания, питьевой воды и объектов окружающей среды.

По теме IX студент должен знать понятия: степень окисления, окислитель, восстановитель, редокс-сопряженная система, редокс-потенциал; термодинамические условия протекания окислительно-восстанови-тельной реакции; уметь прогнозировать образование продуктов окислительно-восстанови-тельного процесса в зависимости от характера среды; рассчитывать молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя; владеть методами электронного и ионно-электронного балансов; навыками прогнозирования вероятности и направления окислительно-восстановительного процесса.

Вопросы для подготовки

1. Понятия электроотрицательности и степени окисления.

2. Основные положения окислительно-восстановительных реакций:

   1. процессы окисления и восстановления;

   2. изменение восстановительных и окислительных свойств элементов в зависимости от положения в периодической системе.

3. Классификация окислительно-восстановительных реакций.

4. Методы составления уравнений реакций:

метод электронного баланса; метод ионно-электронного баланса.

5. Влияние среды на протекание реакций окисления-восстановления.

6. Окислительно-восстановительный потенциал как мера окислительной и восстановительной способности систем:

   1. стандартные окислительно-восстановительные потенциалы;

   2. формальные (мидпойнт) потенциалы.

7. Определение направления окислительно-восстановительных реакций по величинам окислительно-восстановительных потенциалов.

8. Расчет молярной массы эквивалента окислителя и восстановителя.

9. Оксидимерия, йодометрия и перманганатометрия. Применение оксидиметрии в санитарно-гигиенических и клинических исследованиях.

10. Редокс-буферные системы организма.

Тесты

1. Какое из веществ может быть только окислителем?

1.1. K₂SO₃; 1.2. Al;

1.3. KMnO₄; 1.4. FeSO₄.

2. Какое из веществ может быть только восстановителем?

2.1. K₂Cr₂O₇; 2.2. FeSO₄;

2.3. Fe₂(SO₄)₃; 2.4. PbO₂.

3. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя в реакции: KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

3.1. 32; 3.2. 44; 3.3. 56; 3.4. 28

4. Укажите тип реакции: КС1О₃ → КС1О₄ + КС1

4.1. межмолекулярная;

4.2. внутримолекулярная;

4.3. диспропорционирования.

5. Какое соединение может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства?

5.1. KMnO₄; 5.2. FeSO₄;

5.3. KI; 5.4. Na₂SO₃

5. Рассчитайте молярную массу эквивалента восстановителя в реакции

FeCl₃ + KI → FeCl₂ + I₂ + KCl:

6.1. 166; 6.2. 83; 6.3. 55; 6.4. 42

5. Какая из систем проявляет самые сильные окислительные свойства?

   1. MnO₄^- + 5e + 8H⁺ ↔ Mn²⁺ + 4H₂O;

   2. Cо³⁺ + e ↔ Cо²⁺;

   3. Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e ↔ 2Cr³⁺ + 7H₂O;

   4. BrO₃^- + 3H₂O + 6e ↔ Br^- + 6OH^-

6. Какая из систем обладает самым сильным восстановительным свойством?

   1. Al³⁺ + 3e ↔ Al^o;

   2. Fe³⁺ + e ↔ Fe²⁺;

   3. SO₄^2- + H₂O + 2e ↔ SO₃^2- + 2OH^-;

   4. NO₃^- + 2H⁺ + 2e ↔ NO₂^- + H₂O

7. Какое вещество не может окислить Fe²⁺ до Fe³⁺:

9.1. KMnO₄; 9.2. K₂Cr₂O₇;

9.3. I₂; 9.4. NaBiO₃

5. Какое вещество не может восстановить Cr₂O₇^2- до Cr³⁺:

10.1. KI; 10.2. Н₂С₂О₄;

10.3. MnSO₄; 10.4. H₂O₂