Struktura

Redoxní potenciály dalších soustav

Redoxní potenciály dalších soustav

Podobně jako kovy lze do řady standardních redoxních potenciálů uspořádat i jiné redoxní soustavy. Některé významné jsou uvedeny v následující tabulce. V zápise se zachovává pravidlo, že oxidovaná forma je zapsána na levé straně rovnice.

Tab. 1: Standardní redoxní potenciály 

Čím je potenciál pozitivnější, tím je činidlo silnějším oxidovadlem a naopak,
čím je potenciál negativnější, tím je činidlo účinnějším redukovadlem.

Pomocí hodnot standardních redoxních potenciálů je možné vypočítat hodnotu rovnovážné konstanty redoxní reakce a tím zjistit, kterým směrem redoxní reakce probíhá samovolně a zda je její průběh kvantitativní. Způsob přesného výpočtu lze nalézt ve vysokoškolské učebnici chemie

Podívejme se na určení směru samovolného průběhu redoxní reakce.

Příklad 1
Zjistěte, kterým směrem probíhá samovolně chemická reakce

Cl2 + 2 KI ⇄ 2 KCl + I2:

Řešení:
Děj lze zapsat iontovou rovnicí: Cl2 + 2 I ⇄ 2 Cl + I2.
Reakci zapíšeme pomocí dvou dějů ve směru redukce a z tabulky určíme hodnoty příslušných redoxních potenciálů:
Z tabulky využijeme údaje z těchto řádků:

Cl2 + 2e ⇄ 2 Cl +1,359 V
I2 + 2e ⇄ 2 I +0,535 V

Protože soustavě s chlorem přísluší vyšší hodnota redoxního potenciálu, je tedy silnějším oxidačním činidlem než jód, reakce bude samovolně probíhat tím směrem, v jakém chlór působí jako oxidační činidlo.
tj.: Cl2 + 2 KI → 2 KCl + I2


Příklad 2
Rozhodněte, zda manganistan je schopen zoxidovat chlorid v prostředí kyseliny na volný chlór:

Řešení:
Uvážíme, kterým směrem probíhá reakce v soustavě samovolně.
2 MnO4 + 10 Cl + 16 H+ ⇄ 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
Zapíšeme děje v soustavě ve směru redukce a z tabulky zjistíme redoxní potenciály:

Tab. 2: Výběr požadovaných hodnot redoxních potenciálů 

obrazek

 Z vyšší hodnoty redoxního potenciálu pro manganistan vyplývá, že je silnějším oxidačním činidlem než chlór, a reakce bude tedy samovolně probíhat ve směru oxidace chloridu na chlor při současné redukci manganistanu na manganatou sůl.

2 MnO4 + 10 Cl + 16 H+ 5 Cl2 + 2 Mn2+ + 8 H2O


Příklad 3
 Rozhodněte, v kterém směru bude reakce probíhat samovolně:

NO3 + 3 Fe2+ + 4 H+ ⇄ NO + 3 Fe3+ + 2 H2O

Tab. 3: Výběr požadovaných hodnot redoxních potenciálů

obrazek
 

Řešení:

Na základě dat z tabulky je zřejmé, že dusičnan je silnější oxidační činidlo nežli železité ionty a reakce tedy probíhá samovolně ve směru oxidace Fe2+ na Fe3+ působením dusičnanu jako činidla oxidačního.

 

Zdroje

  • HONZA, Jaroslav a Aleš MAREČEK. Chemie pro čtyřletá gymnázia 2. díl. Brno: DaTaPrintBrno, 1996, 256 s. ISBN 80-902200-4-5.  

Základní pojmy

Redoxní děj – jeho podstatou je předání elektronů. Oxidace – odštěpení elektronů (projeví se zvýšením oxidačního čísla). Redukce – přijetí elektronů (projeví se snížením oxidačního čísla). ... Zobrazit více

Doplňující učivo

KMnO je silným oxidačním činidlem, které se redukuje  
  • v kyselém prostředí na  Mn2+ (bezbarvý),
 
  •  v neutrálním prostředí na MnO2  (tmavě hnědý),
 
  • v zásaditém prostředí na manganan MnO42– (zelený).
 

 

Zamysli se

  1. Při reakci
    NO3 + 3 Fe2+ + 4 H+ ⇄ NO + 3 Fe3+ + 2 H2O
    vzniká bezbarvý oxid dusnatý NO, přesto však pozorujeme uvolňování hnědého plynu.

    Proč tomu tak je?

  1. Je vhodné použít kyselinu chlorovodíkovou pro zajištění kyselého prostředí při oxidaci železnatých iontů manganistanem draselným?

Kontrolní otázka

  1. Která z reakcí bude probíhat samovolně?
    a) Br2  +  2 Cl -  → 2 Br -  +  Cl2
    b) Cl2  +  2 Br -  → 2Cl -  +  Br2

​​

Úkol

Na základě redoxních potenciálů těchto soustav:

  • Fe3+  +  e-  → Fe2+
  • Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr3+  +  7 H2O

rozhodněte, zda je schopen dichromanový anion zoxidovat železnaté ionty na železité.

Logolink