8.3. Posouzení průběhu reakce dvou redoxních párů

Z hlediska kvantitativního využití vzájemné reakce dvou redoxníxh párů je nezbytné, aby rovnováha, která se ustavuje mezi složkami systému, byla výrazně posunuta ve směru žádaných produktů reakce. Rovnovážná konstanta oxidačně-redukční reakce

   (9)

vyjádřená aktivitami složek v homogenním roztoku

   (10)

by měla dosáhnout hodnoty 10⁶ pro průběh jednoelektronové reakce z 99,9% ve prospěch produktu. Lze ji vypočítat pomocí formálních, resp. standardních potenciálů parciálních redoxníxh dějů na základě rovnosti potenciálů obou systémů při dosažení rovnováhy

   (11)

Matematickou úpravou rovnice (21) lze odvodit vztah pro výpočet rovnovážné konstanty reakce

   (12)

   (13)

kde součin počtu elektronů z_Az_B je jejich nejmenším společným násobkem.

Ze vztahu (13) je zřejmé, že využitelnost redoxní reakce bude určována rozdílem hodnot potenciálů (E^f_A - E^f_B ). Má-li mít reakce kvantitativní průběh, t.j. rovnovážná konstanta K_r ≥ 10⁶, musí být minimální rozdíl formálních potenciálů 0,360 V při z_A = z_B = 1; při z_A = z_B = 2 je reakce využitelná již při 0,180 V atd. Pokud neprobíhají v systému vedlejší reakce, pak E^f = E° a lze počítat s hodnotami standardních potenciálů.

Řešené příklady:

Příklad 8.12 

Vypočtěte rovnovážnou konstantu pro redoxní reakci manganistanu s železnatými ionty při pH 2 a rozhodněte, zda průběh reakce je kvantitativní! E°_{Fe³⁺/Fe²⁺} = 0,771 V, E°_{MnO4^-/Mn²⁺} = 1,51 V.

Příklad 8.13 

Vypočtěte látkovou koncentraci iontů Ag⁺, Fe³⁺ a Fe²⁺ v roztoku, který vznikne smísením stejných objemů 0,01 molárních roztoků stříbrné a železnaté soli. Předpokládejte, že aktivitní koeficienty jsou jednotkové. E°_{Fe³⁺/Fe²⁺} = 0,771 V, E°_Ag⁺/Ag = 0,799 V.

Příklad 8.14 

Jaké budou rovnovážné koncentrace složek v soustavě po ukončení reakce, smísí-li se stejné objemy 0,01 molárních roztoků FeCl₃ a TiCl₃ v 1M–HCl. E^f_{Fe³⁺/Fe²⁺} = 0,730 V, E^f_{Ti⁴⁺/Ti³⁺} = 0,100 V (v 1M-HCl).