4.3. Константа рівноваги редокс-реакції

Часто необхідно знати як напрямок, так і повноту проходження окисно-відновної реакції.

Критерієм ступеня перебігу реакції слугує константа окисно-відновної рівноваги. Вважається, що реакція перебігає практично до кінця, якщо ступень перетворення вихідних речовин в продукти реакції складає не менш як 99,99 %.

Для реакції типу А +В =С це відповідає значенню константи рівноваги К≤ 10⁸.

Запишемо для реакції

2FeSO₄ + 2Ce(SO₄)₂ → Fe₂(SO₄)₃ + Ce₂(SO₄)₃

рівняння окисно-відновної рівноваги:

2Fe²⁺ + 2Ce⁴⁺ F 2Fe³⁺ + 2Ce³⁺

Тоді константа рівноваги буде мати вигляд:

Цей вираз буде тотожнім виразу, що стоїть під знаком логарифму в рівнянні В.Нернста. Виходячи з рівняння В.Нернста, можна вивести:

або в загальному вигляді:

де: n – кількість електронів, що бере участь в реакції

0,059 – величина, яку дають при Т = 298К всі сталі величини рівняння В.Нернста:

Це рівняння дозволяє кількісно оцінити можливість та глибину перебігу реакції.

Таким чином, якщо

К >>1 рівновага зсунута практично повністю в бік продуктів реакції, тобто реакція проходить

K<< 1 рівновага зсунута практично повністю в бік вихідних речовин, тобто реакція практично не перебігає

ПРАКТИЧНА РОБОТА

СКЛАДАННЯ РІВНЯНЬ ОКИСНО-ВІДНОВНИХ РЕАКЦІЙ

МЕТОДОМ ЕЛЕКТРОННО-ІОННОГО БАЛАНСУ.

ВИЗНАЧЕННЯ НАПРЯМКУ РЕДОКС-РЕАКЦІЇ ЗА ЗНАЧЕННЯМИ

СТАНДАРТНИХ ПОТЕНЦІАЛІВ.

Мета: Навчитися складати рівняння окисно-відновних реакцій методом електронно-іонного балансу та визначати напрямок реакції за стандартних умов.

Приклад

Скласти рівняння реакції, що відбувається за схемою:

КІ + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + І₂ + K₂SO₄ + Н₂О

Визначити, чи можлива пряма реакція за стандартних умов.

Розв'язання

1. Визначимо іони, які під час реакції зазнають окиснення чи відновлення. Йодид-іон перетворюється на молекулу йоду. Під час цього перетворення 2 моль І^- утворює 1 моль І₂.

2І^- → І₂

Для здійснення процесу окиснення (йодид-іон – відновник) потрібно два електрони:

2I^- – 2е → І₂

2. Перманганат-іон МnО (окисник) перетворюється на іони Мангану Мn²⁺. Під час цього перетворення 1 моль МnО приєднує 8 моль іонів Н⁺ і утворює 1 моль іонів Мn²⁺ та 4 моль Н₂О:

МnО + 8Н⁺ → Мn²⁺ + 4Н₂О

Зрівнявши число зарядів у лівій та правій частинах, отримаємо друге рівняння:

МnО + 8Н⁺ + 5е → Мn²⁺ + 4Н₂О

3. Складаємо скорочене іонне рівняння реакції, підсумовуючи рівняння процесів окиснення та відновнення. Перед цим кожне рівняння множимо на такий коефіцієнт, щоб число електронів, які віддає відновник, дорівнювало числу електронів, що приєднує окисник:

2I^- – 2e F I₂ 5 відновник, процес окиснення

MnO + 8H⁺+ 5e F Mn²⁺ + 4H₂O 2 окисник, процес відновнення

1 0I^- + 2MnO + 16H⁺ → 5I₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

4. Переносимо отримані за балансом коефіцієнти до рівняння реакції у молекулярній формі та зрівнюємо інші молекули, які не брали участь в електронно-іонному балансі:

10KI + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5I₂ + 2MnSO₄ + 5K₂SO₄ + 8H₂O

5.Виписуємо з довідника значення стандартних потенціалів редокс-пар:

Визначаємо ЕРС: ЕРС = Е _{окисника} – Е_{відновника} = 1,51 – 0,621 = 0,889 В

Оскільки ЕРС >0, реакція перебігає в прямому напрямку.