МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

КРЕМЕНЧУЦЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ ПОЛІТЕХНІЧНИЙ УНІВЕРСИТЕТ

Методичні вказівки

ЩОДО КУРСОВОЇ РОБОТИ

З КУРСУ “ХІМІЯ З ОСНОВАМИ БІОГЕОХІМІЇ”

ДЛЯ СТУДЕНТІВ ДЕННОЇ ТА ЗАОЧНОЇ ФОРМ НАВЧАННЯ

ЗІ СПЕЦІАЛЬНОСТІ 6.070800 -

“ЕКОЛОГІЯ ТА ОХОРОНА НАВКОЛИШНЬОГО СЕРЕДОВИЩА”

Кременчук 2006

Методичні вказівки щодо курсової роботи з курсу “Хімія з основами біогеохімії” для студентів денної та заочної форм навчання зі спеціальності 6.070800 – “Екологія та охорона навколишнього середовища”

Укладач доц., к.т.н. Л.А.Бездєнєжних

Рецензент проф., к.б.н. В.В.Никифоров

Кафедра екології

Затверджено методичною радою університету

Протокол № від 2006 р.

Голова методичної ради проф. В.В.Костін

Кременчук 2006

Основна увага при викладанні дисципліни приділяється створенню системи знань та уявлень, що лежать в основі тих хімічних перетворень, які супроводжують найбільш важливі технологічні процеси в промисловості та транспорті, а також закономірностей зміни фізико-хімічних властивостей речовин як функції зміни базових характеристик їх складу і будови. Особлива увага приділяється вивченню фундаментальних основ хімічних процесів, що проходять у результаті взаємодії речовин з об'єктами біосфери або в результаті процесів знешкодження токсикантів, що потрапили в навколишнє природне середовище в результаті дії антропогенних чинників. Такий напрям дозволить майбутнім фахівцям в галузі екології створити природничий фундамент, на базі якого будуть розвиватись та поглиблюватись знання у сфері охорони навколишнього природного середовища, в тому числі конструктивної екології як найбільш прогресивного напрямку захисту довкілля.

Дисципліна є однією з найбільш важливих і базових у підготовці еколога. Знання з хімії будуть в подальшому використані під час вивчення основ моніторингу об'єктів навколишнього середовища, вимірюванні його параметрів, очистки атмосфери, води і фунтів, утилізації відходів, основ токсикології та ін.

Використовуючи прийоми логічного мислення (аналізу, синтезу, порівняння, узагальнення), студент повинен спостерігати і пояснювати хімічні явища, які відбуваються в природі; систематизувати і використовувати знання, користуючись навчальною і довідковою літературою; розвязувати хімічні задачі, вміти поводитись з найважливішими хімічними сполуками та обладнанням, використовувати біогеохімічну інформацію при виконанні екологічних оцінок та експертиз, при підготовці даних для екологічного моделювання природних процесів, користуватись методами біоіндикації при виконанні польових екологічних обстежень; визначити ступінь небезпеки розвитку негативних біогеохімічних явищ та процесів.

1 Електрохімічні процеси

1.1 Окислювально-відновлювальні реакції

Окислювально-відновлювальними називаються реакції, що супроводжуються зміною ступеня окислювання атомів, що входять до складу реагуючих речовин. Під ступенем окислювання (n) розуміють той умовний заряд атома, який обчислюється виходячи з припущення, що молекула складається тільки з іонів. Іншими словами: ступінь окислювання - це той умовний заряд, що придбав би атом елемента, якщо припустити, що він узяв чи віддав те або інше число електронів.

Окислювання-відновлення - це єдиний взаємозалежний процес. Окислювання призводить до підвищення ступеня окислювання відновника, а відновлення - до його зниження в окислювача.

Підвищення, чи зниження ступеня окислювання атомів відбувається в електронних рівняннях; окислювач бере електрони, а відновник їх віддає. Про здатність тієї чи іншої речовини виявляти окисні, відновні чи двоїсті (як окисні, так і відновні) властивості можна судити за ступенем окислювання атомів окислювача і відновника.

Атом того чи іншого елемента у своєму вищому ступені окислювання не може його підвищити (віддати електрони) і виявляє тільки окисні властивості, а у своєму нижчому ступені окислювання не може його понизити (прийняти електрони) і виявляє тільки відновні властивості. Атом елемента, що має проміжний ступінь окислювання, може виявляти як окисні, так і відновні властивості.

Наприклад:

N⁵⁺ (HNO₃) S⁶⁺ ( H₂SO₄) виявляють тільки окислювальні властивості;

N⁴⁺ ( NO₂) S⁴⁺ (SO₂ )

N³⁺(HNO₂)

N²⁺ (NO) S²⁺ (SO) виявляють окислювальні й відновлювальні

N¹⁺ (N₂O) властивості

N⁰(N₂) S°(S₂;S₈)

N^-1 (NH₂OH) S^-1 (H₂S₂ )

N^2-(N₂H₄)

N^3-(NH₃) S^2-(H₂S) виявляють тільки відновлювальні властивості

При окислювально-відновлювальних реакціях валентність атомів може і не змінюватися. Наприклад, в окислювально-відновлювальній реакції Н⁰₂ ⁺ Сl⁰₂ ⁼ 2НСl валентність атомів водню і хлору до і після реакції дорівнює одиниці. Змінився їх ступінь окислювання. Валентність визначає число зв'язків, утворених даним атомом, і тому знака не має. Ступінь же окислювання має знак плюс чи мінус.

Приклад 1. Виходячи зі ступеня окислювання (n) азоту, сірки і марганцю в з'єднаннях NH₃,HNO₂, HNO₃ , Н₂S, Н₂SOз, H₂SO₄, МnО₂ , КмnO₄ , визначити, які з них можуть бути тільки відновниками, тільки окислювачами, і які виявляють як окисні, так і відновні властивості.

Розв'язок: ступінь окислювання n (N) у зазначених з'єднаннях відповідно дорівнює: -3 (нижча), + 3 (проміжна), +5 (вища); n (S) відповідно дорівнює:- 2 (нижча), +4 (проміжна), +6 (вища); n (Мn) відповідно дорівнює:+4 (проміжна), +7 (вища). Звідси: NH₃ , H₂S тільки відновники ;HNO₃ , H₂SO₄, КмnO₄ - тільки окислювачі; HNO₂ , Н₂SO_3, МnО₂ - окислювачі й відновники.

Приклад 2. Чи можуть відбуватися окислювально-відновлювальні реакції між наступними речовинами: а) Н₂S і HI; б) Н₂S і Н₂SОз; е) Н₂SO₃ і НсlO₄?

Розв'язок: а) Ступінь окислювання в H₂S n (S)= -2; у HI n (I) = -1. Тому що і сірка, і іод знаходяться у своєму нижчому ступені окислювання, то обидві взяті речовини виявляють тільки відновні властивості й взаємодіяти не можуть; б) у H₂S n (S) = -2 (нижча); у Н₂SOз n (S) =+4 (проміжна). Отже, взаємодії цих речовин можлива, причому Н₂SOз є окислювачем; в) у Н₂SOз n (S) = + 4 (проміжна); у НClO₄ n (Cl)= +7 (вища). Узяті речовини можуть взаємодіяти. Н₂SO₃ у цьому випадку буде виявляти відновні властивості.

Приклад 3. Складіть рівняння окислювально-відновної реакції, що йде за схемою

+7 +3 +2 +5

КМnO₄ + НзРОз + H₂SO₄  MnSO₄ + НзРO₄ + K₂SO₄ +H₂О

Розв'язок: якщо в умові задачі дано як вихідні речовини, так і продукти їхньої взаємодії, то написання рівняння реакції зводиться, як правило, до перебування і розміщення коефіцієнтів. Коефіцієнти визначають методом електронного балансу за допомогою електронних рівнянь. Обчислюємо, як змінюють свій ступінь окислювання відновник і окислювач, і відображаємо це в електронних рівняннях :

Відновник P³⁺ -2e^- =P⁵⁺ | 5 процес окислювання

окислювач Мn⁷⁺ +5e^- =Mn²⁺ | 2 процес відновлення

Загальне число електронів, відданих відновником, повинно дорівнювати числу електронів, що приєднує окислювач. Загальне найменше кратне для відданих і прийнятих електронів десять. Розділивши це число на 5, одержуємо коефіцієнт 2 для окислювача і продукту його відновлення, а при розподілі 10 на 2 одержуємо коефіцієнт 5 для відновника іпродукту його окислювання. Коефіцієнт перед речовинами, атоми яких не змінюють свій ступінь окислювання, знаходять підбором. Рівняння реакції буде мати вигляд

2КмnO₄ + 5НзРОз + 3H₂SO₄ =2MnSO₄ + 5НзРO₄ + К₂SO₄ + ЗН₂О

Приклад 4. Складіть рівняння реакції взаємодії цинку з концентрованою сірчаною кислотою, з огляду на максимальне відновлення останньої.

Розв'язок: цинк, як будь-який метал, виявляє тільки відновні властивості. У концентрованій сірчаній кислоті окисну функцію несе сірка (+6). Максимальне відновлення сірки означає, що вона здобуває мінімальний ступінь окислювання. Мінімальний ступінь окислювання сірки як р-елемента VIA групи дорівнює -2. Цинк,як метал IIВ групи має постійний ступінь окислювання + 2. Відображаємо сказане в електронних рівняннях :

Відновник Zn° - 2е ^- = Zn²⁺| 4 процес окислювання

окислювач S⁶⁺ + 8e ^- = S^2- |1 процес відновлення

Складаємо рівняння реакції:

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄+ H₂S + 4H₂O

Перед Н₂SO₄ коефіцієнт 5, а не 1, тому що чотири молекули H₂SO₄ йдуть на зв'язування чотирьох іонів Zn²⁺.

Зауваження до електронно-іонного методу:

а) на атом кисню, що втрачається часткою (молекулою, іоном) окислювача, у кислому середовищі витрачається два іони Н⁺ і утворюється одна молекула води;

у нейтральному і лужному середовищі витрачається одна молекула Н₂О та утворюються два іони OН^-.

б) на один атом кисню, що приєднується до частинки відновника, витрачається в кислому і нейтральному середовищах одна молекула Н₂О та звільняється два іони Н⁺ ; у лужному середовищі - два іони OН^- і звільняється одна молекула води:

SnS+KMnO₄+HNO₃=H₂SnO₃+Mn(NO3)₂+KNO₃+KHSO₄+H₂O

M nO₄^¯+5e +8H⁺=Mn⁺²+4H₂O 2

SnS- 10e+7H₂O=H₂SnO₃+HSO₄¯+11H⁺ 1

SnS +2KMnO₄ +5HNO₃ = H₂SnO₃ +KHSO₄ +2Mn(NO₃)₂ +KNO₃ +H₂O

Зверніть увагу на реакції з перекисом водню, що залежно від умов реакції поводиться як окислювач, відновлюючи до OН^¯ у нейтральному і лужному середовищах і до Н₂О в кислому; або як відновник, окислюючи найчастіше до О₂ :

Окислювач:

NiS+H₂O₂+2CH₃COOH=Ni(CH₃COO)₂+S+2H₂O

N iS – 2e = Ni⁺² + S 2 1

H₂O₂ + 2e + 2H⁺ = 2H₂O 1

PbS+4H₂O₂=PbSO₄+4H₂O

P bS – 8e + 4H₂O = PbSO₄ +8H⁺ 8 1

H₂O₂ + 2e = 2OH^- 4

2Cr(OH)₃+3H₂O₂+4OH¯=2CrO₄¯²+8H₂O

Відновник:

H₂O₂+PbO₂+2CH₃COOH=2H₂O+O₂+Pb(CH₃COOH)₂

H 2O2-2e = 2H⁺+O₂ 1

PbO₂+2e+4H⁺=Pb²⁺+2H₂O 1