Sestavování rovnic z poloreakcí na základě jejich standartních elektrodových poptenciálů

02.06.2016 22:16:42
Sestavování reakcí z poloreakcí
na základě jejich standardních elektrodových potenciálů

Každá reakce sestává ze dvou poloreakcí. Například reakce 2Fe⁺³+ Sn⁺²--› 2Fe⁺² + Sn⁺⁴sestává z poloreakcí 2Fe⁺³+ 2e^---› 2Fe⁺²a Sn⁺²- 2e^---› Sn⁺⁴. Redoxní potenciály poloreakcí slouží k odhadu zda reakce kvantitativně v daném směru poběží či naopak poběží ve směru opačném.

Oxidačně - redukční potenciál poloreakce

Walter Friedrich Hermann Nernst (klikni pro podrobné informace o Nernstovi)

Rovnováhu oxidačně-redukční poloreakce popisuje oxidačně redukční potenciál E, který lze vypočítat z Nernstovy-Petersovy rovnice (zde uvedena v nejčastěji používaném tvaru):

E = E⁰		0,059	log	[koncentrace oxidované formy]
	+
		n		[koncentrace redukované formy]

Zde je Nernstova rovnice v angličtině

Tabelovány jsou standardní potenciály E⁰ ve směru poloreakce oxidovaná forma ---» redukovaná forma. Reakce probíhá ve směru poloreakce, která má větší (kladnější) potenciál E (z praxe platí alespoň o 0,2 V) (pozn.: z hodnoty potenciálu však nelze usuzovat na rychlost průběhu výsledné reakce. Ta může být někdy prakticky nulová, pokud není přítomen vhodný katalyzátor). Pro hrubý odhad zda reakce poběží, stačí často hrubý zjednodušující předpoklad, že E = E⁰. Samozřejmě pravděpodobnost, že se nezmýlíme, je tím větší, čím je rozdíl potenciálu větší.

Odhad, jaká reakce probíhá za hrubého zjednodušujícího předpokladu E = E⁰ z kombinace těchto poloreakcí:
Fe⁺³+ e^---› Fe⁺².............E⁰ = + 0,771 V
Sn⁺⁴+ 2e^---› Sn⁺².............E⁰ = + 0,15 V
Závěr: reakce velmi pravděpodobně poběží ve směru poloreakce Fe⁺³+ e^---› Fe⁺²
Sestavená reakce:
2Fe⁺³+ Sn⁺²--› 2Fe⁺² + Sn⁺⁴
Zápis této reakce systémem dvou poloreakcí:
2Fe⁺³+ 2e^---› 2Fe⁺²
Sn⁺²- 2e^---› Sn⁺⁴

Podrobný průběh:
Při nezavedení zjednodušujícího předpokladu výše uvedené rovnice platí pro potenciály jednotlivých poloreakcí:

E(Fe⁺³/Fe⁺²) = 0,771		0,059	log	[Fe⁺³]
	+
		1		[Fe⁺²]

E(Sn⁺⁴/Sn⁺²) = 0,15		0,059	log	[Sn⁺⁴]
	+
		2		[Sn⁺²]

Je zřejmé, že v průběhu reakce se koncentrace látek mění a tak reakce 2Fe⁺³+ Sn⁺²--› 2Fe⁺² + Sn⁺⁴ probíhá v naznačeném směru až do nastolení rovnovážného stavu. Těchto zápisů se využívá též při sestavování titračních křivek při oxidimetrické a reduktometrické titraci.

!!! Příklad, kdy předpoklad E = E⁰ při změně prostředí může vést k chybným závěrům !!!
Již v minulém příkladu byla uvedena poloreakce:
Fe⁺³+ e^---› Fe⁺².............E⁰ = + 0,771 V
Z toho plyne, že železité soli inklinují ke změně na soli železnaté. Jenže v zásaditém prostředí při vylučování pevné látky "hrají" významnou roli součiny rozpustnosti: [Fe⁺³][OH^-1] = 4.10^-40 a [Fe⁺²][OH^-1] = 8.10^-16
V případě koncentrace [OH^-1] = 1 mol.dm^-3 pak platí [Fe⁺³] = 4.10^-40 a [Fe⁺²] = 8.10^-16 a Nernstova rovnice je ve tvaru:

E(Fe⁺³/Fe⁺²) = E⁰(Fe⁺³/Fe⁺²)		0,059	log	[Fe⁺³]
	+
		1		[Fe⁺²]

E(Fe⁺³/Fe⁺²) = + 0,771		0,059	log	[4.10^-40]		+ 0,771-1,358 = -0,587
	+				=
		1		[8.10^-16]

Závěr: V zásaditém prostředí potenciál E změnil znaménko proti E⁰ (porovnej se schématem). To je důvodem, proč se např. hydroxid železnatý na vzduchu rychle oxiduje.

Animace 1 měďnatá sůl + zinek

[Nernstova rovnice v angličtině]

[Nernst Walther]

Lanthanoidy

Aktinoidy

[Beketovova řada] potenciály: [všech kovů mimo f prvky][všech kovů][nekovů][všech prvků]

[nahoru][elektrochemie][fyzikální chemie a chemická fyzika][go home]