Расчеты в методе редоксиметрии

В данном методическом указании приводятся примеры упрощенных расчетов в окислительно-восстановительных системах. Приведены некоторые примеры расчета потенциала в смесях окислителей и восстановителей, скачка на кривых титрования и обоснования выбора индикатора, показано, как оценить возможное направление окислительно-восстановительной реакции и степень (полноту) ее протекания.

Для разбавленных растворов зависимость реальных (равновесных) потенциалов от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и других факторов описывается уравнением Нернста:

где Е – реальный (равновесный) окислительно-восстановительный потенциал данной пары, В; Е^O – стандартный окислительно-вос-становительный потенциал, В; [Ox] и [Red] – равновесные концентрации окисленной и восстановленной форм, моль/л; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/К^.моль; Т – абсолютная температура, К; F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль; z – число электронов, участвующих в полуреакции; а и b – стехиометрические коэффициенты.

а) Сr₂O₇^2– + 14H⁺ + 6е → 2Cr³⁺ +7H₂O б) 2Cl^– –2е → Cl₂↑

в) Zn²⁺ + 2е → Zn⁰ г) H₂O₂ +2H⁺ + 2е →2H₂O

Решение. а) поскольку в полуреакции участвуют ионы водорода, их концентрация входит в уравнение Нернста в степени, равной стехиометрическому коэффициенту:

.

б, в, г) в случае, когда один из компонентов редокс-пары представляет собой практически нерастворимое в воде вещество, газ или малодиссоциирующее соединение, концентрация его является величиной постоянной, т.е. входит в величину Е^O, и потому не учитывается в уравнении Нернста.

С учетом этого уравнение Нернста для соответствующих полуреакций имеет вид:

(б);

(в);

(г)

Пример 2. Вычислить значение потенциала системы

MnO₄^– +8H⁺ + 5е → Mn²⁺ +4H₂O при pH 1 и pH 5, учитывая, что [MnO₄^–] = [Mn²⁺] = 1 моль/л.

Учитывая, что [H⁺] = 10^–pH := 10^–1 моль/л, вычислим значение потенциала при рН 1:

Аналогично, при рН 5: