Beispiel 1

Mit Hilfe von Potentialberechnungen ($\mathit{c}$ = 0,1 $\text{mol}{\text{L}}^{-1}$) kann man ebensogut Überlegungen in Form von direkten Umsetzungen anstellen.

Es soll berechnet werden, ob mit einer Permanganatlösung, die 10⁻³ $\text{mol}{\text{L}}^{-1}$ Mn²⁺ enthält, bei $\text{pH}$ = 6 Fe²⁺ zu Fe³⁺ (je 1 $\text{mol}{\text{L}}^{-1}$) oxidiert werden kann. Die Reaktion ist möglich, wenn das Potential des Mn²⁺/MnO₄⁻-Systems höher ist als das Standardpotential von Fe²⁺/Fe³⁺. Letzteres beträgt 0,77 $\text{V}$.

Aus der Reaktionsgleichung

erhält man die Nernst-Gleichung in der Form:

$$\begin{array}{l}E=E^{\text{0}}+\frac{\mathrm{0,059}\text{V}}{\text{5}}\cdot \text{lg}\frac{\left[{\text{MnO}}_{\text{4}}^{\text{-}}\right]{\left[{\text{H}}^{+}\right]}^8}{\left[{\text{Mn}}^{\text{2+}}\right]}\\ E=\mathrm{1,51}\text{V}+\frac{\mathrm{0,059}\text{V}}{\text{5}}\cdot \text{lg}\frac{\mathrm{0,1}\cdot {\left({10}^{-6}\right)}^8}{{10}^{-3}}\\ E=\mathrm{1,51}\text{V}-\mathrm{0,54}\text{V}\\ E=\mathrm{0,97}\text{V}\end{array}$$

Da das berechnete Potential größer ist als das von Fe²⁺/Fe³⁺, ist eine Oxidation von Fe²⁺ zu Fe³⁺zu erwarten:

$$E=\mathrm{0,97}\text{V}-\mathrm{0,77}\text{V}=\mathrm{0,20}\text{V}$$

Eine analoge Berechnung für $\text{pH}$ = 9 ergibt für das Redoxpaar Mn²⁺/MnO₄⁻ ein Potential von 0,68 $\text{V}$; unter diesen Bedingungen sollte eine Oxidation des Fe²⁺ nicht mehr eintreten.

In diesem Zusammenhang ist auch der Begriff Disproportionierung exakter zu definieren. Disproportionierung einer Substanz kann eintreten, wenn das Potential ihrer Umwandlung zu einer niedrigeren Oxidationsstufe höher (positives) ist als das Potential der Umwandlung aus einer höheren Oxidationsstufe in die betreffende Substanz:

Disproportionierung von B ist möglich, wenn $E^0\left(\text{A/B}\right)>E^0\left(\text{B/C}\right)$.