Методическое пособие «Окислительно-восстановительные реакции в химии и биологии»

Санкт-Петербургское государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение

«Акушерский колледж»

РАССМОТРЕНО  на заседании общеобразовательных дисциплин   Протокол № ______                                                            «    »                2021г. Председатель ЦМК                                                                                                                                                                                             ___________ Артемьева С.Г.

УТВЕРЖДАЮ Методист _______ Т.А.Лутошкина «_____» _________ 2021 г.

Методическое пособие

«Окислительно-восстановительные реакции в химии и биологии»

Составители:

преподаватель химии и биологии с основами экологии, высшая квалификационная категория  Завальная А.О.,

2021

Уважаемые студенты

В современном мире медицинский работник должен знать и понимать общие механизмы функционирования живых систем, в том числе и биологию человека, что не возможно сделать если не связать вместе химию и биологию.

Окислительно-восстановительные реакции окружают нас повсеместно: они происходят в нашем организме и в организме животных, растений. Эти реакции окружают нас в быту (например – появление ржавчины, почему темнеют серебряные украшения и проч.) Поэтому знание и понимание окислительно-восстановительных реакций – это важная тема, поскольку поможет понять суть разных процессов,  происходящих вокруг Вас.

В пособии даны представления не только с химической, но и биологической точки зрения, для полного понимания сущности процессов окисления и восстановления. А также даются основные определения понятий, объяснение определения степени окисления и расчет коэффициентов окислительно-восстановительных реакций методами электронного баланса и полуреакций. Также даны задания для тренировки, ответы на которые Вы можете сравнить с Вашими после решения.

Прежде чем приступать к выполнению заданий для тренировки, прочитайте внимательно соответствующий раздел пособия, где даются подробные объяснения.

Желаем успеха!

Существует множество реакций, в ходе которых степень окисления элементов меняется. Степенью окисления (СО) называют условный показатель, который характеризует заряд атома в соединении. Такие реакции называются окислительно-восстановительными.

Окисление - процесс отдачи электронов, сопровождающийся по¬вышением степени окисления атома элемента.

Восстановление - процесс присоединения электронов, сопровож¬дающийся понижением степени окисления атома элемента.

Для того чтобы правильно составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, нужно прежде всего знать, какие продукты образуются в результате этой реакции. Это во много зависит от среды, в которой протекает реакция, свойств реагирующих веществ и некоторых других условий. После того как продукты определены, в уравнении реакции следует расставить коэффициенты. Для этого нужно уметь  точно определять степени окисления элементов в соединениях.

Существуют основные правила при определении степени окисления элементов:

Определяя степень окисления, одним элементам мы приписываем условный заряд "+", а другим "-". Это связано с электроотрицательностью - способностью атома притягивать к себе электроны. Знак "+" означает недостаток электронов, а "-" - их избыток.

1. Степень окисления элемента в простом веществе равна 0:

H₂⁰, O₂⁰, N₂⁰, F₂⁰, Cl₂0,  Fe⁰, Ca⁰.

2. В сложных веществах:

• степень окисления водорода в соединениях с неметаллами равна +1, а в соединениях с металлами — –1:

H⁺¹Cl⁻¹, K⁺¹H⁻¹;

• степень окисления кислорода равна –2 (исключения: O⁺²F⁻¹₂, H⁺¹₂O⁻¹₂):

H₂⁺¹O⁻²;

• степень окисления фтора всегда равна –1:

F⁻¹;

• степень окисления металла — положительная и совпадает с его валентностью. Может быть постоянной и переменной:

Na⁺¹,  K⁺¹, Ca⁺², Mg⁺², Al⁺³;

Fe⁺², Fe⁺³;

Cu⁺¹, Cu⁺².

• степень окисления неметалла может быть как положительная, так и отрицательная. Численные значения тоже совпадают с валентностью:

C⁺⁴,  C⁺²,  C⁻⁴;

N⁺⁵, N⁺⁴, N⁺³, N⁺², N⁺¹, N⁻³;

S⁺⁶, S⁺⁴, S⁻².

3. Сумма степеней окисления элементов в веществе равна 0.

Пример:

Al⁺³₂S⁻²₃

(+3)⋅2+(−2)⋅3=6−6=0.

            Рассмотрим, как определить степень окисления азота в азотной кислоте HNO₃. Исходя из приведенных правил степень окисления водорода +1, а кислорода -2. В целом молекула должна быть электронейтральной, т.е. заряд ее равен 0. Обозначим искомую степень окисления азота х и запишем Н⁺¹N^xO₃^-2.

Можно составить уравнение:  +1 + х+ (-2)*3 = 0. Отсуда х=+5, т.е. степень окисления азота в азотной кислоте равна +5.

Если требуется определить степени окисления элементов в солях более сложного состава, например в фосфате кальция Са(РО₄)₂, то поступают следующим образом. Для определения степени окисления центрального атома фосфора пишут формулу кислоты, соль которой рассматривается (Н₃РО₄), и по ней определяют степень окисления фосфора Н⁺¹₃Р⁺⁵О₄^-2. В солях фосфорной кислоты (как и других кислот) степень окисления фосфора (как и всякого центрального атома) та же, что и в самой кислоте. При замещении водорода кальцием степень окисления фосфора остается +5.

Задания для тренировки №1:

1.      Определить степень окисления элементов в следующих соединениях: H₂SO₄, KNO₃, H₂SO₃, H₂S, FeSO₄, CaSiO₃.

2.      Определить степень окисления элементов в следующих соединениях: сульфат железа (III), нитрат алюминия, сульфат магния, фосфат бария, карбонат натрия.

Всегда следует помнить, что при химических реакциях может изменяться только число электронов в атоме. Число положительных зарядов в ядре всегда остается неизменным. В нейтральном атоме электроны всегда полностью уравновешивают положительный заряд ядра. Если атом теряет часть своих электронов, то столько же положительных зарядов в ядре остаются неуравновешенными – тогда и возникает положительный заряд. Например, если нейтральный атом алюминия отдаст 3 электрона, то 3 положительных заряда ядра при этом останутся неуравновешенными. Следовательно, атом перестает быть электронейтральным, его заряд равен +3, т.е. его степень окисления «+3».

Задания для тренировки № 2:

Сколько электронов отдано атомами при следующих превращениях?

1.      Cu⁰ → Cu⁺² + ?e

2.      Fe⁰ → Fe⁺³ + ?е

3.      S⁰ → S⁺⁶ + ?е

4.      N⁰ → N⁺² + ?е

Если нейтральный атом принимает дополнительно к своим еще несколько электронов, то у него появляется избыточный отрицательный заряд, равный числу принятых электронов. Например, если нейтральный атом серы примет 2 электрона, то они придадут ему заряд «-2», т.е. его степень окисления «-2».

Задание для тренировки № 3:

Сколько электронов принято атомами при следующих превращениях?

1.      N⁰+?е → N^-3

2.      Cl⁰ + ?е →Cl^-1

3.      C⁰ + ?е → С^-4

4.      О⁰ + ?е → О^-2

Если уже имеется положительная степень окисления, то отдача или принятие электронов ее соответственно изменяет. Например, если в процессе реакции степень окисления марганца изменилась с +7 до +4, то это значит, что атом марганца в степени окисления +7 принял 3 электрона, они уравновесили 3 положительных заряда марганца, а 4 остались неуравновешенными. Происходит процесс восстановления.\

Таким образом, восстановление всегда сопровождается понижением степени окисления.

Задание для тренировки№ 4:

Сколько электронов принято атомами при следующих превращениях:

1.      Mn⁺⁴ +?е → Mn⁺²

2.      Cr⁺⁶ +?е → Cr⁺³

3.      Fe⁺³ +?е → Fe⁺²

4.      Cu⁺² +?е → Cu⁰

Если степень окисления хрома меняется от +3 до +6, то это значит, что хром +3, имея 3 неуравновешенных положительных заряда, отдал 3 электрона, и теперь неуравновешенными оказались 6 положительных зарядов. Произошел процесс окисления.

Другими словами, возрастание степени окисления свидетельствует о том, что происходит процесс окисления.

Задание для тренировки № 5:

Сколько электронов отдано атомами при следующих превращениях:

1.      S^-2 → S⁰ + ?е

2.      Mn⁺² → Mn⁺⁶ + ?е

3.      N⁺² → N⁺5 + ?е

4.      P⁺³ → P⁺⁵ + ?е

В отдельных случаях изменение степени окисления бывает значительным, она переходит из положительной в отрицательную или наоборот. Например, сера может изменить степень окисления с +6 до -2. В этом случае сера принимает 8 электронов: 6 из них уравновешивают положительный заряд и еще 2 придают избыточный отрицательный заряд. Происходит восстановление. Или наоборот: степень окисления азота может измениться от -3 до +2. В этом случае происходит отдача электронов: атом азота отдает 3 избыточных электрона и еще 2, приобретая неуравновешенный положительный заряд ядра +2.

Задание для тренировки№ 6:

Как изменяется число электронов в атомах при следующих изменениях степеней окисления?

1.      N⁺² → N^-3

2.      S^-2 → S⁺⁶

3.      Mn⁺⁴ → Mn^-7

4.      S⁺⁴ → S^-2

Таким образом, один атом отдает электроны, а другой принимает, т.е. один является окислителем, а другой восстановителем.

Окислитель - вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны (окислитель - акцептор электронов).

Восстановитель - вещество, в состав которого входят атомы, отдающие электроны (восстановитель - донор электронов).

Основные окислители:

1.      Свободные галогены, кислород, озон (F₂, О₂, О₃).

2.      Некоторые соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления: H₂S⁺⁶O₄, KMn⁺⁷O₄, HN⁺⁵O₃ и др.

3.      Катион водорода Н⁺ в растворах большинства кислот.

Основные восстановители:

1.      Металлы в свободном состоянии.

2.      Свободный водород (Н₂), углерод (С), оксид углерода(II) (СО).

3.      Некоторые соединения, содержащие атомы элементов с минимальной  степенью окисления: H₂S , KI , HBr , NH₃.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1). Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции - это реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в различных веществах.

Mg0 + 2H⁺Cl = Mg⁺²Cl₂ + H₂

Mg - восстановитель; H⁺ - окислитель.

2). Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2КСl+50₂ = 2КСl + 30₂

Cl - окислитель; О - восстановитель;

N^-3H₄N⁺⁵O₃ = N₂O + 2H₂O

N^—3 — восстановитель; N⁺⁵ —окислитель.

3) Реакции диспропорционирования - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент в одной и той же степени окисле­ния одновременно повышает и понижает степень окисления.

2N⁺⁴O₂ +2H₂O = HN⁺⁵O₃ + HN⁺³O₂

N⁺⁴ — окислитель и восстановитель.

Составление уравнений ОВР

Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, принятых окислителем.

Пример 1

Fe + Cl₂ = FeCl₃

Определяем степени окисления атомов железа и хлора в исходных веществах и в продуктах реакции: Fe° + Cl ° —» Fe⁺³Cl₃⁺¹

Изменение степеней окисления выражаем схемами:

Атом железа отдает 3 электрона (восстановитель), молекула хлора присоединяет 2 электрона (окислитель). Всего участвует 6 электронов, поэтому для железа необходим коэффициент 2, а для хлора 3.

Подобранные коэффициенты выставляем в уравнение:

2Fe + ЗСl₂ -> 2FeCl₃

Пример 2

N^-3H₃ + 30₂°   N⁺²0^-2 + Н₂0

N-3- 5e → N+2	5		4
		20
02 + 4e →20-2	4		5

4NH₃ + 50₂ -> 4N0 + 6Н₂0

Аммиак - восстановитель (отдает электроны), в процессе реакции окисляется; кислород - окислитель (принимает электроны), в процессе реакции восстанавливается.

Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды.

В основе метода лежат следующие правила:

ОВР - совокупность двух полуреакций - окисления и восстановления.

Окислитель, восстановитель и продукты их превращения записываются в виде частиц (ионов или молекул), реально существующих в водном растворе с учетом характера среды.

В процессах окисления и восстановления могут принимать участие молекулы Н₂О, ионы Н⁺ или ОН^-, в зависимости от характера среды. При этом надо учитывать:

а)         если исходная молекула или ион содержит больше атомов кислорода, чем продукт его превращения, то каждый атом кислорода связывается:

в кислой среде с 2Н⁺, образуя молекулу Н₂0, например:

N0 ³ + 4Н⁺ -> N0 + 2Н₂0

в нейтральной и щелочной средах с молекулой Н₂О, образуя 2ОН^-, например:

N0 з + 6Н20 -> NH3 + 90Н-

б)      если исходная молекула или ион содержат меньше атомов кислорода, чем продукт их превращения, то недостаток каждого атома кислорода восполняется в кислой и нейтральной средах за счет молекулы Н₂О с выделением 2Н⁺, а в щелочной среде за счет 2ОН^- с образованием молекулы Н²О, например:

Суммарный заряд левой и правой части уравнения полуреакции должен быть одинаков, что достигается путем прибавления или отнятия электронов (е):

Составляется общее ионно-молекулярное уравнение ОВР путем суммирования полученных уравнений полуреакций с учетом найденных для них коэффициентов.

Коэффициенты из ионно-молекулярного уравнения переносятся в полное уравнение реакции. Необходимо убедиться, что число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой части уравнения реакции.

Задание для тренировки

1.Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH3, CO, SO2, K2MnO4, Сl2, HNO2. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

HNO₃ + H₂S = H₂SO₄ + NO + H₂O.

2.Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO₂: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO₄. Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?

3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl₂, HClO₂ , HClO₃ , Cl₂O₇ . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

КСlO₃ → КС1 + КСlO₄.

Укажите окислитель и восстановитель.

Окислительно-восстановительные процессы в живых организмах.

В органической химии использование обобщенной концепции окисления и восстановления и понятия о степени окисления часто малопродуктивно, особенно при незначительной полярности связей между атомами, участвующими в реакции. В органической химии окисление рассматривают обычно как процесс, при котором в результате перехода электронов от органического соединения к окислителю возрастает число (или кратность) кислородсодержащих связей (С — О, N — О, S — О и т.п.) либо уменьшается число водородсодержащих связей (С — Н, N —Н, S —Н и т.п.), например: RCHO-RCOOH; R2CHCHR2— R2C=CR2. При восстановлении органических соединений в результате приобретения электронов происходят обратные процессы, например: R2CO —R2CH2; RS02C1 — RSO2H.

Механизмы ОВР весьма разнообразны. ОВР могут протекать как по гетеролитическому, так и по гемолитическому механизму. Во многих случаях начальная стадия реакции - процесс одноэлектронного переноса. Окисление обычно протекает по положениям с наибольшей электронной плотностью, восстановление - по положениям, где электронная плотность минимальна.

Термин окисление можно определить как: потеря электронов веществом; удаление водорода из какого-либо вещества; присоединение кислорода к какому-либо веществу. Термин восстановление можно определить как: приобретение электронов веществом; присоединение водорода к какому-либо веществу; удаление кислорода из какого-либо вещества.

Окислительно-восстановительные реакции в организме - биохимические процессы, при которых, главным образом, происходит перенос электрона или атома водорода (иногда с сопровождающими его атомами или группами) от одной молекулы (окисляемой) к другой (восстанавливаемой). У аэробов - большинства животных, растений и многих микроорганизмов - конечным акцептором водорода и электронов служит кислород. Поставщиками водорода и электронов могут быть как органические, так и неорганические вещества. Завершающий этап биологического окисления - поглощение кислорода в качестве акцептора электронов называется тканевым дыханием. Более 90% поглощаемого кислорода восстанавливается до воды.

Биологическое окисление - совокупность последовательно связанных окислительно-восстановительных превращений различных веществ, протекающих в живых организмах под действием ферментов и обеспечивающих возможность продукции и аккумулирования энергии.

В живом организме все ОВ-процессы совершаются при участии ферментов оксидоредуктаз. Кофакторами этих ферментов являются катионы элементов (железо, медь, молибден, марганец и др.).

Главным источником радикалов в организме является молекулярный кислород, а в случае радиационного воздействия - вода. Молекула кислорода парамагнитна, так как она содержит два неспаренных электрона и представляет собой бирадикал. При полном восстановлении молекула кислорода, принимая четыре электрона и четыре протона, превращается в две молекулы воды. При неполном восстановлении кислорода образуются различные его активные (токсичные) формы.

Энергия, выделяющаяся при некоторых ОВ процессах, запасается в химических связях молекул аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ) и других макроэргических соединений.

В основе жизни лежат ОВ процессы, происходящие при фотосинтезе, дыхании, транспорте электронов; они же обеспечивают основ­ную часть энергопотребления человечества за счет сжигания органическо­го топлива.

Фотосинтез - образование зелеными растениями и некоторыми бактериями органических веществ с использованием энергии солнечного света. Происходит фотосинтез при участии пигментов (у растений хлорофиллов). В основе фотосинтеза лежат окислительно-восстановительные реакции, в которых электроны переносятся от донора (например, H₂O, H₂S) к акцептору (CO₂) с образованием восстановленных соединений (углеводов) и выделением 0₂ (если донор электронов H₂O), S (если донор электронов, например, H₂S) и др.

Фотосинтез - один из самых распространенных процессов на Земле, обусловливает круговорот в природе углерода, кислорода и др. элементов. Он составляет материальную и энергетическую основу всего живого на планете. Ежегодно в результате фотосинтеза в виде органических веществ связывается около 8-1010 тонн углерода, образуется до 1011 тонн целлюлозы. Около 7% органических продуктов фотосинтеза человек использует в пищу, в качестве корма для животных, а также в виде топлива и строительного материала.

В связи с тем, что углеводы составляют основную массу продуктов биосинтетической деятельности растений, химическое уравнение фото­синтеза обычно упрощенно записывают в виде:

6С0₂ + 6Н₂0   С₆Н₁₂0₆ + 60₂

Водород, необходимый для восстановления диоксида углерода до глюкозы, берется из воды, а выделяющийся в ходе фотосинтеза кислород является побочным продуктом. Процесс нуждается в энергии света, так как вода сама по себе не способна восстанавливать диоксид углерода.

Дыхание - это совокупность процессов, обеспечивающих поступле­ние в организм атмосферного или растворенного в воде О₂, использование его в ОВР, а также удаление из организма СО₂ и некоторых других соединений - конечных продуктов обмена веществ. При дыхании кислород уча­ствует главным образом в окислении органических соединений с образо­ванием Н₂О или Н₂О₂ (в некоторых случаях О₂) или включается в молекулу окисляемого вещества.

Дыхание - сложный комплекс физиологических и биохимических процессов, в котором можно выделить ряд основных стадий:

А) внешнее дыхание - поступление О₂ из среды в организм, осуществляемое с помощью легких;

Б) транспорт О₂ от легких ко всем другим органам, тканям и клеткам с помощью кровеносной системы при участии специальных белков - переносчиков кислорода (гемоглобин, миоглобин, гемоцианин и др.);

В) тканевое, или клеточное, дыхание - собственно биохимический процесс восстановления О₂ в клетках при участии большого числа разных ферментов.

Окислительные реакции не всегда сопровождаются накоплением энергии; в ряде случаев они несут функции превращения веществ. Так, функцией клеточного дыхания является также окислительный биосинтез большого числа нужных организму веществ. Например, образование ненасыщенных жирных кислот из насыщенных, ключевые этапы синтеза стероидных и некоторых пептидных гормонов идут в организме с потреблением О₂. Высокая окислительная способность О₂ используется в клеточном дыхании также для разрушения и детоксикации чужеродных вредных веществ и для деградации многих подлежащих удалению продуктов собственного метаболизма (например, окислительный распад аминокислот, пуриновых оснований).

Ответы к тренировочным заданиям.

Задание № 1.

1.H⁺¹₂S⁺⁶O₄^-2, K⁺¹N⁺³O₃^-2, H₂⁺¹S⁺⁴O₃^-2, H₂⁺¹S^-2, Fe⁺²S⁺⁶O₄^-2, Ca⁺²Si⁺⁴O₃^-2

2.Fe₂⁺³(S⁺⁶O₄^-2)₃, Al⁺³(N⁺⁵O₃^-2)₃, Mg⁺²S⁺⁶O₄^-2, Ba³⁺₂(P⁺⁵O₄^-2)₂, Na₂⁺¹C⁺⁴O₃^-2

Задание № 2.

Происходит процесс окисления: 1.2е; 2.3е; 3.6е; 4.2е;

Задание № 3

Происходит процесс восстановления: 1.3е; 2.1е; 3.4е; 4. 2е;

Задание № 4.

1.2е; 2.3е; 3.1е; 4.2е;

Задание № 5.

1.      2е; 2.4е; 3.3е; 4.2е

Задание № 6

1.      N⁺² +5е → N^-3 (восстановление)

2.      S^-2 → S⁺⁶+8е (окисление)

3.      Mn⁺⁴ → Mn^-7+3е (окисление)

4.      S⁺⁴ +6е → S^-2 (восстановление)

Задание № 7.

1.Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только окислителями. Из простых веществ только окислителем может быть фтор F₂, атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность. В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами.

Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.

Наиболее сильный окислитель из них – Cl₂, но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.

N^-3H₃, C⁺²O, S⁺⁴O₂, K₂Mn⁺⁶O₄, Сl⁰₂, HN⁺³O₂

HNO₃ + H₂S = H₂SO₄ + NO + H₂O.

Составим электронные уравнения:

N⁺⁵ +3e = N⁺²         | 8        окислитель

S^-2 — 8e = S⁺⁶         | 3        восстановитель

Сложим два уравнения

8N⁺⁵ +3S^-2— = 8N⁺² + 3S⁺⁶

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:

8HNO₃ +3H₂S = 3H₂SO₄ + 8NO + 4H₂O.

2. HN⁺³O₂ — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.

а) HNO₂ + Br₂ + H₂O = 2HBr + HNO₃

N⁺³ – 2 e = N⁺⁵|1восстановитель

Br₂⁰ + 2 e = 2Br^— |1 окислитель

N⁺³ + Br₂ = N⁺⁵ + 2Br^—

б) HNO₂ + 2HI = I₂ + 2NO + 2H₂O

N⁺³ + e = N⁺² |1 окислитель

2I^—  — 2 e = I₂ | 1 восстановитель

N⁺³ + 2I^—  = N⁺² + I₂ 

в) 5HNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5HNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

N⁺³ – 2 e = N⁺⁵| 5 восстановитель

Mn⁺⁷ + 5 e = Mn⁺²|2 окислитель

5N⁺³ + 2Mn⁺⁷ = 5N⁺⁵ + 2Mn⁺²

3. Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7.

Соединения, содержащие хлор в его высшей степени окисления, могут быть только окислителями, т.е. могут только принимать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, т.е. могут только отдавать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.е. могут отдавать, так и принимать электроны.

H⁺¹Сl^-1, Cl⁰₂, H⁺¹Cl⁺³O₂^-2 , H⁺¹Cl⁺⁵O₃^-2 , Cl₂⁺⁷O₇^-2

Таким образом, в данном ряду

Только окислитель — Cl₂O₇

Только восстановитель – HСl

Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl₂, HClO₂ , HClO₃

КСlO₃ → КС1 + КСlO₄.

Составим электронные уравнения

Cl⁺⁵ +6e^— = Cl^— | 2 | 1   окислитель

Cl⁺⁵ -2e^— = Cl⁺⁷| 6 | 3   восстановитель

Расставим коэффициенты

4Cl⁺⁵ = Cl^— + 3Cl⁺⁷

4КСlO₃ → КС1 + 3КСlO₄.

Список использованных источников

1.      Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для мед. спец. вузов /Ершов Ю. А. и др. М., Высшая школа, 2017. - 560 с.

2.      Слесарев В.И. Химия: Основы химии живого. СПб: Химиздат, 2015. - 784 с.

3.      Пузаков С.А., Попков В.А., Филиппова А.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб.пособие.- М.: Высш.шк., 2004.- 225 с.

4.      Литвинова Т.Н. Сборник задач по общей химии. Задачи по общей химии с медико-биологической направленностью: учебное пособие для студентов медицинских вузов.- 3-е изд., перераб. Гриф УМО МЗ и СР//- М.: ООО «Изд-во Оникс»: ООО «Издательство «Мир и образование», 2007 - 224 с.- (Высшее образование)

5.      1000 тестов по общей химии для студентов медицинских вузов Учебное пособие. Гриф УМО МЗ и СР / Т.Н. Литвинова [и др.]. -Изд.2-е, испр. и доп. - Ростов н/Д: Феникс, 2007.- 429 с.

6.      Г.М. Чернобельская, И.Н. Чертов. Химия. Москва «Медицина», 2000г.с.575

7.      Сдам ГИА: решу ВПР.  Образовательный портал для подготовки к экзаменам/ https://chem-ege.sdamgia.ru/test?theme=39

8.      Образовательный портал. Задачи по химии. Химия/ http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii.html#SID1094_1_tgl

Краткое описание документа:

В современном мире медицинский работник должен знать и понимать общие механизмы функционирования живых систем, в том числе и биологию человека, что не возможно сделать если не связать вместе химию и биологию. Окислительно-восстановительные реакции окружают нас повсеместно: они происходят в нашем организме и в организме животных, растений. Эти реакции окружают нас в быту (например – появление ржавчины, почему темнеют серебряные украшения и проч.) Поэтому знание и понимание окислительно-восстановительных реакций – это важная тема, поскольку поможет понять суть разных процессов,происходящих вокруг Вас.