Как найти константу равновесия окислительно восстановительной реакции

Для
обратимой окислительно-восстановительной
полуреакции Ox
+ nē

Red
зависимость окислительно-восстановительного
потенциала Е от активностей окисленной
(Ох) и восстановленной (Red) форм выражается
уравнением Нернста:

,

где
–
стандартный окислительно-восстановительный
потенциал. При 25^оС
уравнение имеет следующий вид:

.

Если
в окислительно-восстановительной
полуреакции участвуют ионы водорода
или OH^–,
то в уравнение Нернста входят их
концентрации в соответствующей степени:

,

или

.

Окислительно-восстановительная
реакция (ОВР) является сочетанием двух
полуреакций. Глубина протекания реакции
определяется константой равновесия,
которая может быть рассчитана по формуле

.

Здесь
n – число электронов, участвующих в
реакции окисления – восстановления
(наименьшее общее кратное числа
электронов, участвующих в реакции).

3.1. Расчет констант равновесия окислительно-восстановительных реакций

Пример
10
поможет Вам при решении задач
№ 101–125.

Пример
10.
Вычислить
константу равновесия
окислительно-восстановительной реакции
++H⁺
= Mn²⁺
+
+H₂O
и сделать вывод о ее направлении.

Решение.
Запишем уравнения полуреакций:

2 5

+ 8H⁺
+ 5ē

= Mn²⁺
+ 4H₂O

+
H₂O
– 2ē

=

+ 2H⁺

Запишем суммарное
уравнение:

2+ 5+
16H⁺
= 2Mn²⁺
+5+ 8H₂O

Находим
по таблице [3] стандартные
окислительно–восстановительные
потенциалы:
=
+1,51 В,
=

=
+ 0,17 В. Число электронов, участвующих
в реакции, n
= 2 ∙ 5 =10.

Рассчитаем константу
равновесия:

lg
K
=
ΔE^◦
∙ n/0,059
= (1,51 – 0,17) ∙ 10 / 0,059 =231,0,

K
=
10²³¹>>
1.

Следовательно,
реакция будет протекать в прямом
направлении.

3.2. Расчет окислительно-восстановительного потенциала

Последовательность
действий, необходимых для решения задач
№ 126–135,
приведена в методических указаниях
[1].

Пример
11
поможет Вам при решении задач
№ 126–135.

Пример
11.
Вычислить
окислительно-восстановительный
потенциал, если к 15,0 мл 0,20 М раствора
KMnO₄
добавили 50,0 мл 0,10 М раствора Na₂SO₃
при рН = 1.

Решение.
При смешении растворов протекает реакция
(см. пример 10). Потенциал раствора после
смешения будет определяться веществом,
которое находится в избытке. Рассчитаем
количество вещества (моль-экв) в обоих
растворах:

n(¹/₅KMnO₄)
= 15,0 ∙ 10^–3∙
0,20 ∙ 5= 15,0 ∙ 10^–3
моль-экв;

n(¹/₂Na₂SO₃)
= 50,0 ∙ 10^–3
∙ 0,10 ∙ 2 = 10,0 ∙ 10^–3
моль-экв.

В
избытке находится KMnO₄.
После протекания реакции в растворе
будет содержаться

n(¹/₅
)
= 15,0 ∙ 10^–3
– 10,0 ∙ 10^–3
=5,0 ∙ 10^–3моль-экв
→

n()
= 1,0 ∙ 10^–3моль.

n(¹/₅
Mn²⁺)
= 10,0 ∙ 10^–3
моль-экв
→ n(Mn²⁺)
=2,0 ∙ 10^–3моль.

Объем
раствора после смешения составит 15,0 +
50,0 = 65,0 мл = = 65 ∙ 10^–3
л.

Рассчитаем
концентрации ионов:

С()
=1,0 ∙ 10^–3/65
∙ 10^–3
= 0,0154 моль/л.

С(Mn²⁺)
=2,0 ∙ 10^–3/65
∙ 10^–3
= 0,0308 моль/л.

C(H⁺)
= 10^–pH
= 10^–1
= 0,1 моль/л.

Рассчитаем
окислительно–восстановительный
потенциал раствора:

E
=+
0,059/5 ∙ lg
()
=

=
1,51 + 0,059/5 ∙ lg(0,0154
∙ (0,1)⁸/
0,0308) = 1,49 В.

Особенностью
задач
№ 136–142
является наличие конкурирующих реакций
окисления-восстановления и осаждения,
поэтому при расчете окислительно-восстановительных
потенциалов учитывается ПР малорастворимого
соединения. Кроме того, ионы Cu²⁺,Cu⁺
и Ag⁺
образуют с ионами SCN^–,
Cl^–,
Br^–
и I^–
не только малорастворимые, но и комплексные
соединения, что иногда вызывает трудности
у студентов. По условиям задач
№ 136–142
концентрация анионов достаточно мала,
и равновесие комплексообразования
практически не влияет на концентрации
катионов. Поэтому учитывать
комплексообразование в этих задачах
не нужно. Однако при желании Вы можете
провести расчеты с учетом конкурирующей
реакции комплексообразования. Примеры
таких расчетов Вы найдете в литературе
[4].

Пример
12
поможет Вам при решении задач
№ 136–142.

Пример
12.
Вычислить
окислительно-восстановительный потенциал
пары
/Hg
в присутствии ионов Cl^–,
приняв концентрацию ионов Cl^–
равной 0,1 моль/л.

Решение.
В присутствии ионов Cl^–
в растворе образуется малорастворимое
соединение Hg₂Cl₂.
Полуреакцию Hg₂Cl₂
+ 2e
= 2Hg
+

+ 2Cl^–
можно представить как сочетание реакций
окисления-восстановления и осаждения:

+
2ē
= 2Hg

+
2 Cl^–
= Hg₂Cl₂

Найдем
по справочнику [3] =
0,792 В,
=

=1,3∙10^–18.

Равновесная
концентрация ионов ртути (I)
определяется как растворимость Hg₂Cl₂
при [Cl^–]
= 0,1 моль/л и составляет:

С()
=/
[Cl^–]²
= 1,3
∙ 10^–18/(0,1)²
=1,3 ∙ 10^–16
моль/л.

Отсюда

=
0,792 + 0,059/2 ∙ lg
1,3 ∙ 10^–16
= 0,323 В.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Макеты страниц

    Изменение стандартной энергии Гиббса связано с константой равновесия окислительно-восстановительной реакции уравнением (2.13). Можно найти также связь между стандартной ЭДС и изменением стандартной энергии Гиббса. Для этого объединим уравнения (2.13) и (6.25)  [c.117]

    КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЙ РЕАКЦИИ. [c.117]

    Константы равновесий окислительно-восстановительных реакций [c.169]

    Вычисление окислительно-восстановительных потенциалов и констант равновесия окислительно-восстановительных реакций с учетом коэффициентов активностей  [c.172]

    КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИИ [c.112]

    Выведите формулу, позволяющую по стандартным восстановительным потенциалам двух электродных реакций вычислить константу равновесия окислительно-восстановительной реакции. [c.99]

    Энергия Гиббса и константа равновесия окислительно-восстановительной реакции [c.196]

    Покажите, что константа равновесия окислительно-восстановительной реакции в гальваническом элементе может быть определена по величине Е°. [c.153]

    При более точных вычислениях окислительно-восстановительных потенциалов и констант равновесия окислительно-восстановительных реакций [уравнение (6)] необходимо учитывать коэффициент активности (см. книга I, Качественный анализ, гл. П, 6). [c.172]

    Расчет констант равновесий окислительно-восстановительных реакций при стандартных условиях [c.272]

    Вычислить константы равновесия окислительно-восстановительных реакций  [c.120]

    Константа равновесия окислительно-восстановительной реакции вычисляется на основании уравнения [c.114]

    Общие вопросы о применении окислительно-восстановительных потенциалов для расчетов направления реакции и связи между константой равновесия окислительно-восстановительных реакций и потенциалами рассматриваются в курсе качественного анализа . Ниже рассматриваются главным образом вопросы более специфические для количественного анализа. Сюда относятся прежде всего влияние среды и концентрации компонентов. Для этого можно пользоваться уравнением связи между потенциалами и константой равновесия. Однако применение указанных уравнений довольно сложно. Поэтому ниже при решении отдельных задач используется обычно более простой сг особ приближенного расчета. [c.351]

    Соотношение (2.30) между стандартным изменением энергии Гиббса процесса и константой его равновесия является универсальным. Оно применимо к любому равновесию – к диссоциации электролита в растворе (см разд. 6.5), к равновесию между кипящей жидкостью и сухим насыщенным паром (в этом случае величина К равна давлению пара прн данной температуре), к равновесию растворенное вещество – насыщенный раствор (величина К равна концентрации вещества в насыщенном растворе, т. е. растворимости). Сочетание уравнений (2,30) и (2.27) позволяет найти константу равновесия окислительно-восстановительной реакции по эдс гальванического элемента, действие которого основано на этой реакции. Из (2.30) следует, что АС <0 отвечает К>. Это означает, что в равновесной смеси преобладают продукты реакции и при больших положительных значениях К реакция идет практически до конца. Наоборот, если АС >0, то в равновесной смеси преобладают исходные вещества (/С<1), т. е. реакция практически не идет. Если же АС – О, то ЛГ – I и реакция одинаково проходит как в прямом, так и в обратном направлении. Например, при 25 С для реакции [c.210]

    Величины стандартных окислительно-восстановительных потенциалов можно использовать для расчета констант равновесия окислительно-восстановительных реакций. Из соотношения [c.252]

    Уравнения (6.14) и (6.140 по шоляют рассчитывать константу равновесия окислительно-восстановительной реакции, если известен ставдарт-ный потенциал этой реакции (или же стандартные окислительно-восста-новительные потенциалы редокс-пар участников реакции). Наоборот, если известна константа равновесия окислительно-восстановительной реакции, то можно рассчитать ее стандартный потенциал. [c.166]

    Измерения электродвижущих сил можно производить с высокой точностью. Эти измерения представляют собой один из наиболее точных методов определения стандартных энергий Гиббса, а следовательно, и констант равновесия окислительно-восстановительных реакций в растворах. [c.271]

    От каких факторов (температура, концентрация, кислотность, ионная сила) и как зависит константа равновесия окислительно-восстановительной реакции  [c.40]

    Направление, ЭДС, константа равновесия окислительно-восстановительных реакций [c.156]

    Вывести уравнение для расчета константы равновесия окислительно-восстановительной реакции. [c.45]

    Задача 2. Вычислить константу равновесия окислительно-восстановительной реакции вытеснения водорода цинком  [c.146]

    Каковы соотношения между разностью потенциалов окислительно-восстановительных систем и константой равновесия окислительно-восстановительной реакции  [c.323]

    При каких условиях рассчитанная константа равновесия окислительно-восстановительной реакции будет термодинамической, концентрационной, условной  [c.323]

    В мерной колбе вместимостью 100 мл приготовлен раствор, содержащий 0,6384 г Ыа2С204. Какой объем 0,09349 (моль-экв)/л раствора КМпС>4 будет израсходован на титрование 10,00 мл раствора оксалата натрия Рассчитайте константу равновесия окислительно-восстановительной реакции, пользуясь таблицей окислительно-восстановительных потенциалов. [c.325]

    Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций дают возможность рассчитать равновесные концентрации. [c.253]

    Связь между константами равновесия окислительно-восстановительных реакций и нормальными потенциалами [c.169]

    Каждая пара с большим стандартным окислительно-восстановительным потенциалом является окислителем по отношению к паре с меньшим стандартным окислительно-восстановительным потенциалом. Поэтому из двух возможных реакций всегда протекает та, которая отличается большей разностью окислительно-восстановительных потенциалов. Чтобы выяснить степень протекания той или иной реакции в определенном направлении, к состоянию равновесия между окислителем и восстановителем применяют закон действующих масс. При этом константу равновесия окислительно-восстановительной реакции вычисляют, исходя из стандартных окислительно-восстановительных потенциалов обеих пар по уравнению [c.70]

    Используя этот подход, можно вычислить константы равновесия окислительно-восстановительных реакций, произведения растворимости, константы образования комплексных ионов и константы диссоциации кислот и оснований. Единственное, что для этого необходимо — зто представить соответствующую реакцию в виде суммы полуреакций. Если известны значения стандартных потенциалов, то расчет можно провести так же, как и в двух предыдущих примерах. Однако если необходимые стандартные потенциалы неизвестны, то можно составить гальванический элемент, пригодный для экспериментального определения констант равновесия. [c.290]

    Если велики скорости и окислительно-восстановительной и электродной реакций, но мала константа равновесия окислительно-восстановительной реакции к , с к ), то может быть случай, когда к , /гц > Тогда из формулы (17) следует  [c.176]

    В ЭТОМ уравнении отношение констант k, и равно константе равновесия окислительно-восстановительной реакции. Однако, если в растворе отсутствует окислительно-восстановительная система, т. е. если [Ох] = [Red] =0, [MO]= onst и электродная реакция (IV) протекает значительно быстрее побочных (V)—(VII) (/Sji, 14, 15, 16, 17, is), то уравнение (12) превращается в уравнение металлоксидного электрода, обратимого по отношению к ионам водорода, например, в уравнение сурьмяного электрода [c.174]

    Критерием полноты протекания редокспроцесса является константа равновесия окислительно-восстановительной реакции. Высокое значение константы в момент равновесия означает, что концентрации исходных веществ ничтожны, т. е. практически реакция протекает до конца. [c.127]

---

Курс химического качественного анализа (1960) — [

c.182

]

Курс химического и качественного анализа (1960) — [

c.182

]

---