Рассчитать величину константы равновесия при 25 оС

2HNO2 + 2I- + 2H+ = 2NO + I2 + 2H2O;
HNO2 + H+ + е → NO + Н2О | 2
2I- - 2е → I2 | 1
Потенциал окислителя зависит от рН раствора:
EHNO2/NO=EHNO2/NO0+0,059n1∙lgHNO2∙H+NO,
где Е0(HNO2/NO) – стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы окислителя, равен 0,98 В;
п1 – число электронов, участвующих в реакции, равно 1;
[HNO2] и [NO] – равновесные концентрации окисленной и восстановленной формы, в стандартных условиях равны 1 моль/л;
[Н+] – концентрация ионов Н+, при рН = 6 равны 10-6 моль/л.
Формальный потенциал системы HNO2/NO при рН = 6 равен
EHNO2/NO=0,98-0,059рН;
EHNO2/NO=0,98-0,059∙6=0,626 (В).
Потенциал системы восстановителя I2/2I- от рН не зависит, равен 0,54 В.
Константу равновесия найдем из уравнения
lnK=n∙FR∙T∙EOx-ERed,
где К – константа равновесия окислительно-восстановительной реакции;
п – общее число электронов, участвующих в реакции, равно 2;
F – постоянная Фарадея, 96500 Кл;
R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/моль К;
Т – температура по шкале Кельвина, 25 + 273 = 298 К;
ЕОх – потенциал системы окислителя, равен 0,626 В;
ЕRed – потенциал системы восстановителя, равен 0,54 В.
lnK=2∙965008,31∙298∙0,626-0,54=6,7,
К = е6,7 = 796.
Вывод: К = 796; так как константа равновесия больше 1, то равновесие смещено в сторону прямой реакции; так как константа равновесия имеет больше значение, то реакция протекает в прямом направлении количественно.