Возможность протекания окислительно восстановительных реакций. Направление окислительно-восстановительной реакции. Критерии протекания ОВР. Стандартные условия и стандартные потенциалы

Направление самопроизвольного протекания ОВР определяется так же, как и у всех других реакций – по знаку изменения свободной энергии Гиббса (ΔG 0 х.р). Если в результате реакции свободная энергия системы убывает, то такая реакция термодинамически разрешена (ΔG 0 х.р <0).

Для окислительно-восстановительных реакций существует взаимосвязь между изменением свободной энергии и электродвижущей силой (ЭДС):

ΔG 0 х.р = - nF ΔЕ (1)

В этом уравнении n - число электронов, участвующих в ОВР, F 96500Кл/моль = 26,8 А∙час/моль – число Фарадея (эту величину часто называют одним фарадеем), ΔЕ – ЭДС окислительно-восстановительной системы.

Для стандартных условий: ΔG 0 х.р = - nF ΔЕ 0 .

Условие самопроизвольности реакции ΔG 0 х.р <0. В ур. (1) n и F - константы, следовательно, окислительно-восстановительная реакция термодинамически разрешена, если ΔЕ >0.

В свою очередь, ЭДС рассчитывается как разность потенциала окислителя (Е ок) и восстановителя (E восс): ΔЕ = Е ок – E восс > 0. Из этого соотношения следует, что ОВР будет протекать самопроизвольно в прямом направлении, если Е ок > E восс.

Реальные ОВР начинают протекать самопроизвольно с заметной скоростью, если ЭДС системы превышает 0,4 В.

Влияние внешних факторов на величину электродного потенциала

Величина окислительно-восстановительного потенциала (ОВ-потенциала) зависит от химической природы материала электрода, температуры, концентрации и природы потенциалопределяющих частиц в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

В этом уравнении Е – электродный потенциал (В); Е 0 - стандартный электродный потенциал (В); R = 8,31 универсальная газовая постоянная; Т -температура (К); n – число моль электронов в полуреакции; F –число Фарадея; a окисл -активность окисленной формы потенциалопределяющих частиц (моль/л); a восст – активность восстановленной формы потенциалопределяющих частиц (моль/л).

Введем несколько упрощений:

1) при стандартной температуре 298К и переходе к десятичным логарифмам, получимВ;

2) для разбавленных растворов активности с достаточным приближением могут быть заменены концентрациями (a окисл =[окисл], a восст =[восст]). В результате для стандартной температуры уравнение принимает следующий вид:

(3)

где «х » и «y » коэффициенты перед окисленной и восстановленной формой потенциалопределяющих частиц в ОВ-полуреакции.

Например, для полуреакции окисления ионов Mn 2+

Mn 2+ +4H 2 O - 5=MnO 4 - + 8H + ,

в которой слева – восстановленная форма потенциалопределяющих частиц, а справа – окисленная форма, уравнение Нернста для стандартной температуры будет иметь следующий вид:

Подлогарифмическое выражение является константой равновесия реакции:

Поэтому уравнение (3) может быть представлено в

следующем виде:

Если электродная система состоит из металлического электрода, опущенного в раствор, содержащий одноименные ионы Me 0 - n = Me + n , то уравнение Нернста при стандартной температуре приобретает следующий вид: (5)

Для окислительно-восстановительных реакций исходя из соотношения ΔG 0 х.р = - nF ΔЕ иlnK = -ΔG 0 х.р / RT можно вычислить значения константы равновесия:

lnК = (6)

Е ок – потенциал окислителя, Е восс - потенциал восстановителя.

Для стандартной температуры и десятичных логарифмов.

Окислительно — восстановительный потенциал является частным, узким случаем понятия электродного потенциала. Рассмотрим подробнее эти понятия.

В ОВР передача электронов восстановителями окислителям происходит при непосредственном контакте частиц, и энергия химической реакции переходит в теплоту. Энергия любой ОВР , протекающей в растворе , может быть превращена в электрическую энергию. Например, если окислительно-восстановительные процессы разделить пространственно, т.е. передача электронов восстановителем будет происходить через проводник электричества. Это реализовано в гальванических элементах, где электрическая энергия получается из химической энергии .

Рассмотрим , в котором левый сосуд наполнен раствором сульфата цинка ZnSO 4 , с опущенной в него цинковой пластинкой, а правый сосуд – раствором сульфата меди CuSO 4 , с опущенным в него медной пластинкой.

Взаимодействие между раствором и пластиной, которая выступает в качестве электрода, способствует тому, чтобы электрод приобрел электрический заряд. Возникающая на границе металл-раствор электролита разность потенциалов, называется электродным потенциалом . Его значение и знак (+ или -) определяются природой раствора и находящегося в нем металла. При погружении металлов в растворы их солей более активные из них (Zn, Fe и др.) заряжаются отрицательно, а менее активные (Cu, Ag, Au и др.) положительно.

Результатом соединения цинковой и медной пластинки проводником электричества, является возникновение в цепи электрического тока за счет перетекания с цинковой к медной пластинке по проводнику.

При этом происходит уменьшение количества электронов в цинке, что компенсируется переходом Zn 2+ в раствор т.е. происходит растворение цинкового электрода — анода (процесс окисления) .

Zn — 2e — = Zn 2+

В свою очередь, рост количества электронов в меди компенсируется разряжением ионов меди, содержащихся в растворе, что приводит к накоплению меди на медном электроде – катоде (процесс восстановления):

Cu 2+ + 2e — = Cu

Таким образом, в элементе происходит такая реакция:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Количественно охарактеризовать окислительно-восстановительные процессы позволяют электродные потенциалы, измеренные относительно нормального водородного электрода (его потенциал принят равным нулю).

Чтобы определить стандартные электродные потенциалы используют элемент, одним из электродов которого является испытуемый металл (или неметалл), а другим является водородный электрод. По найденной разности потенциалов на полюсах элемента определяют нормальный потенциал исследуемого металла.

Окислительно-восстановительный потенциал

Значениями окислительно-восстановительного потенциала пользуются в случае необходимости определения направления протекания реакции в водных или других растворах.

Проведем реакцию

2Fe 3+ + 2I — = 2Fe 2+ + I 2

таким образом, чтобы йодид-ионы и ионы железа обменивались своими электронами через проводник . В сосуды, содержащие растворы Fe 3+ и I — , поместим инертные (платиновые или угольные) электроды и замкнем внутреннюю и внешнюю цепь. В цепи возникает электрический ток. Йодид-ионы отдают свои электроны, которые будут перетекать по проводнику к инертному электроду, погруженному в раствор соли Fe 3+ :

2I — — 2e — = I 2

2Fe 3+ + 2e — = 2Fe 2+

Процессы окисления-восстановления происходят у поверхности инертных электродов. Потенциал, который возникает на границе инертный электрод – раствор и содержит как окисленную, так восстановленную форму вещества, называется равновесным окислительно-восстановительным потенциалом. Значение окислительно-восстановительного потенциала зависит от многих факторов , в том числе и таких как:

• Природа вещества (окислителя и восстановителя)
• Концентрация окисленной и восстановленной форм. При температуре 25°С и давлении 1 атм. величину окислительно-восстановительного потенциала рассчитывают с помощью уравнения Нернста :

E = E° + (RT/ nF) ln(C ок / C вос) , где

E – окислительно-восстановительный потенциал данной пары;

E°- стандартный потенциал (измеренный при C ок = C вос );

R – газовая постоянная (R = 8,314 Дж);

T – абсолютная температура, К

n – количество отдаваемых или получаемых электронов в окислительно-восстановительном процессе;

F – постоянная Фарадея (F = 96484,56 Кл/моль);

C ок – концентрация (активность) окисленной формы;

C вос – концентрация (активность) восстановленной формы.

Подставляя в уравнение известные данные и перейдя к десятичному логарифму, получим следующий вид уравнения:

E = E° + (0,059/ n) lg(C ок / C вос)

При C ок > C вос , E > E° и наоборот, если C ок < C вос , то E < E°

• Кислотность раствора. Для пар, окисленная форма которых содержит кислород (например, Cr 2 O 7 2- , CrO 4 2- , MnO 4 —) при уменьшении pH раствора окислительно-восстановительный потенциал возрастает, т.е. потенциал растет с ростом H + . И наоборот, окислительно-восстановительный потенциал падает с уменьшением H + .
• Температура. При увеличении температуры окислительно-восстановительный потенциал данной пары также растет.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы представлены в таблицах специальных справочников. Следует иметь ввиду, что рассматриваются только реакции в водных растворах при температуре ≈ 25°С. Такие таблицы дают возможность сделать некоторые выводы:

• Величина и знак стандартных окислительно-восстановительных потенциалов , позволяют предсказать какие свойства (окислительные или восстановительные) будут проявлять атомы, ионы или молекулы в химических реакциях, например

E° (F 2 /2F —) = +2,87 В – сильнейший окислитель

E° (K + /K) = — 2,924 В – сильнейший восстановитель

Данная пара будет обладать тем большей восстановительной способностью, чем больше числовое значение ее отрицательного потенциала, а окислительная способность тем выше, чем больше положительный потенциал.

• Возможно определить какое из соединений одного элемента будет обладать наиболее сильным окислительными или восстановительными свойствами.
• Возможно предсказать направление ОВР . Известно, что работа гальванического элемента имеет место при условии, что разность потенциалов имеет положительное значение. Протекание ОВР в выбранном направлении также возможно, если разность потенциалов имеет положительное значение. ОВР протекает в сторону более слабых окислителей и восстановителей из более сильных, например, реакция

Sn 2+ + 2Fe 3+ = Sn 4+ + 2Fe 2+

Практически протекает в прямом направлении, т.к.

E° (Sn 4+ /Sn 2+) = +0,15 В, а E° (Fe 3+ /Fe 2+) = +0,77 В, т.е. E° (Sn 4+ /Sn 2+) < E° (Fe 3+ /Fe 2+).

Cu + Fe 2+ = Cu 2+ + Fe

невозможна в прямом направлении и протекает только справа налево, т.к.

E° (Сu 2+ /Cu) = +0,34 В, а E° (Fe 2+ /Fe) = — 0,44 В, т.е. E° (Fe 2+ /Fe) < E° (Сu 2+ /Cu).

В процессе ОВР количество начальных веществ уменьшается, вследствие чего Е окислителя падает, а E восстановителя возрастает. При окончании реакции, т.е. при наступлении химического равновесия потенциалы обоих процессов выравниваются.

• Если при данных условиях возможно протекание нескольких ОВР, то в первую очередь будет протекать та реакция, у которой разность окислительно-восстановительных потенциалов наибольшая.
• Пользуясь справочными данными, можно определить ЭДС реакции .

Итак, Как определить ЭДС реакции?

Рассмотрим несколько реакций и определим их ЭДС:

1. Mg + Fe 2+ = Mg 2+ + Fe
2. Mg + 2H + = Mg 2+ + H 2
3. Mg + Cu 2+ = Mg 2+ + Cu

E° (Mg 2+ /Mg) = — 2,36 В

E° (2H + /H 2) = 0,00 В

E° (Cu 2+ /Cu) = +0,34 В

E° (Fe 2+ /Fe) = — 0,44 В

Чтобы определить ЭДС реакции, нужно найти разность потенциала окислителя и потенциала восстановителя

ЭДС = Е 0 ок — Е 0 восст

1. ЭДС = — 0,44 — (- 2,36) = 1,92 В
2. ЭДС = 0,00 — (- 2,36) = 2,36 В
3. ЭДС = + 0,34 — (- 2,36) = 2,70 В

Все вышеуказанные реакции могут протекать в прямом направлении, т.к. их ЭДС > 0.

Константа равновесия.

Если возникает необходимость определения степени протекания реакции, то можно воспользоваться константой равновесия.

Например, для реакции

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu

Применяя закон действующих масс , можно записать

K = C Zn 2+ /C Cu 2+

Здесь константа равновесия К показывает равновесное соотношение концентраций ионов цинка и меди.

Значение константы равновесия можно вычислить, применив уравнение Нернста

E = E° + (0,059/ n) lg(C ок / C вос)

Подставим в уравнение значения стандартных потенциалов пар Zn/Zn 2+ и Cu/Cu 2+ , находим

E 0 Zn/ Zn2+ = -0,76 + (0,59/2)lgC Zn / Zn2 и E 0 Cu/ Cu2+ = +0,34 + (0,59/2)lgC Cu / Cu2+

В состоянии равновесия E 0 Zn/ Zn2+ = E 0 Cu/ Cu2+, т.е.

0,76 + (0,59/2)lgC Zn 2 = +0,34 + (0,59/2)lgC Cu 2+ , откуда получаем

(0,59/2)(lgC Zn 2 — lgC Cu 2+) = 0,34 – (-0,76)

lgK = lg (C Zn2+ /C Cu2+) = 2(0,34 – (-0,76))/0,059 = 37,7

Значение константы равновесия показывает, что реакция идет практически до конца, т.е. до того момента, пока концентрация ионов меди не станет в 10 37,7 раз меньше, чем концентрация ионов цинка.

Константа равновесия и окислительно-восстановительный потенциал связаны общей формулой:

lgK = (E 1 0 -E 2 0)n/0,059 , где

K — константа равновесия

E 1 0 и E 2 0 – стандартные потенциалы окислителя и восстановителя соответственно

n – число электронов, отдаваемых восстановителем или принимаемых окислителем.

Если E 1 0 > E 2 0 , то lgK > 0 и K > 1 . Следовательно, реакция протекает в прямом направлении (слева направо) и если разность (E 1 0 — E 2 0) достаточно велика, то она идет практически до конца.

Напротив, если E 1 0 < E 2 0 , то K будет очень мала . Реакция протекает в обратном направлении, т.к. равновесие сильно смещено влево. Если разность (E 1 0 — E 2 0) незначительна, то и K ≈ 1 и данная реакция не идет до конца, если не создать необходимых для этого условий.

Зная значение константы равновесия , не прибегая к опытным данным, можно судить о глубине протекания химической реакции. Следует иметь ввиду, что данные значений стандартных потенциалов не позволяют определить скорость установления равновесия реакции.

По данным таблиц окислительно-восстановительных потенциалов возможно найти значения констант равновесия примерно для 85000 реакций.

Как составить схему гальванического элемента?

1. ЭДС элемента — величина положительная, т.к. в гальваническом элементе работа производится.
2. Значение ЭДС гальванической цепи – это сумма скачков потенциалов на границах раздела всех фаз, но, учитывая, что на аноде происходит окисление, то из значения потенциала катода вычитают значение потенциала анода.

Таким образом, при составлении схемы гальванического элемента слева записывают электрод, на котором происходит процесс окисления (анод), а справа – электрод, на котором происходит процесс восстановления (катод).

1. Граница раздела фаз обозначается одной чертой — |
2. Электролитный мостик на границе двух проводников обозначается двумя чертами — ||
3. Растворы, в которые погружен электролитный мостик записываются слева и справа от него (если необходимо, здесь же указывается концентрация растворов). Компоненты одной фазы, при этом записываются через запятую.

Например, составим схему гальванического элемента , в котором осуществляется следующая реакция:

Fe 0 + Cd 2+ = Fe 2+ + Cd 0

В гальваническом элементе анодом является железный электрод, а катодом – кадмиевый.

Анод Fe 0 |Fe 2+ || Cd 2+ |Cd 0 Катод

Типичные задачи с решениями вы найдете .

Категории ,

В основе определения направления самопроизвольного про­текания окислительно-восстановительных реакций лежит сле­дующее правило:

Окислительно-восстановительные реакции самопроизволь­но протекают всегда в сторону превращения сильного окис­лителя в слабый сопряженный восстановитель или силь­ного восстановителя в слабый сопряженный окислитель.

Это правило аналогично правилу, определяющему направление протекания кислотно-основных превращений.

Количественной мерой окислительно-восстановительной способности данной сопряженной окислительно-восстановительной пары является вели­чина ее восстановительного потенциала ф, которая зависит от:

Природы окисленной и восстановленной формы данной сопряжен­ной пары;

Соотношения концентраций окисленной и восстановленной фор­мы данной сопряженной пары;

Температуры.

В тех случаях, когда в процессе превращения окислителя или восстановителя участвуют ионы Н + или ОН-, (р зависит также и от рН раствора. Значение, которое принимает ф при стандартных ус­ловиях: концентрация всех компонентов, участвующих в реакции, включая ионы воды Н + (в кислой среде) и ОН- (в щелочной среде), равна 1 моль/л, температура 298 К, - называется стандартным восстановительным потенциалом и обозначается (ф°. Величина ф° является количественной характеристикой окислительно-восста­новительных свойств данной сопряженной окислительно-восста­новительной пары при стандартных условиях.

Способа определения абсолютного значения потенциалов для сопряжен­ных окислительно-восстановительных пар не существует. Поэтому пользу­ются относительными величинами (разд. 25.2), характеризующими потен­циалы сопряженных пар относительно эталонной пары потенциал которой при стандартных условиях принят условно равным нулю

Положительное значение ф° имеют окислительно-восстановительные пары, в которых окисленная форма присоединяет электроны легче, чем катион водорода в эталонной паре. Отрицательное значение ф° имеют окислительно-восстановительные пары, в которых окисленная форма при­соединяет электроны труднее, чем Н+ в эталонной паре. Следовательно, чем больше (т. е. положительнее) значение ф° данной сопряженной окисли­тельно-восстановительной пары, тем сильнее выражены ее окислительные свойства, а восстановительные свойства - соответственно слабее.

В табл. 9.1 приведены стандартные значения потенциалов некоторых сопряженных окислительно-восстановительных пар.

В условиях, отличных от стандартных, величина ф рассчиты­вается по уравнению Нернста (разд. 25.2, 25.3).

Суть окислительно-восстановительных реакций заключается в конкуренции за присоединение электрона между участвую­щими окислителями. При этом электрон присоединяет та со­пряженная пара, окисленная форма которой сильнее его удер­живает. Это отражает следующая схема: *

Сопоставляя потенциалы сопряженных пар, участвующих в окислительно-восстановительной реакции, можно заранее опре­делить направление, в котором будет самопроизвольно проте­кать та или иная реакция.

При взаимодействии двух сопряженных окислительно-вос­становительных пар окислителем всегда будет окислен­ная форма той пары, потенциал которой имеет более по­ложительное значение.

Пример. В реакционной смеси содержатся две сопряженные окислительно-восстановительные пары:

Так как первая пара содержит более сильный окислитель (I2), чем вторая пара (S), то в стандартных условиях самопроизвольно пойдет реакция, в которой окисли­телем будет I2, а восстановителем

Для определения направления окислительно-восстановитель­ной реакции можно также пользоваться величиной ее ЭДС.

ЭДС окислительно-восстановительной реакции в стандарт­ных условиях (Е°) численно равна разности стандартных потенциалов сопряженных окислительно-восстанлвительных пар, участвующих в реакции:

Условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакиии является положительное зна­чение ее ЭДС, т. е.

С учетом этого условия для самопроизвольно протекающей окислительно-восстановительной реакции значение ф окисли­тельно-восстановительной пары, выступающей окислителем, должно быть больше ф второй окислительно-восстановительной пары, играющей роль восстановителя в данной реакции. Так, в рассмотренном выше примере:
Если Е° = 0, то равновероятно протекание окислительно-востановительной реакции как в прямом, так и в обратном на­правлении, и это является условием возникновения химическо­го равновесия для окислительно-восстановительного процесса. Количественной характеристикой протекания любых обратимых процессов является константа равновесия К, которая связана с изменением стандартной энергии Гиббса (разд. 5.5) следующим соотношением:

С другой стороны, изменениестандартной энергии Гиббса свя­зано с ЭДС окислительно-восстановительной реакции соотношением:

где F = 96 500 Кл/моль; z - число электронов, принимающих участие в элементарном процессе.

Из этих двух уравнении следует:

Пользуясь этими выражениями, можно рассчитать константу равновесия любой окислительно-восстановительной реакции, но реальное значение она будет иметь только для тех реакций, ЭДС которых менее 0,35 В, так как при больших ЭДС реакции рассматриваются как практически необратимые. Поскольку ЭДС отдельных стадий окислительно-восстановительных реак­ций, протекающих в живых системах, обычно не превышает 0,35 В (| Е° | < 0,35 В), то большинство из них практически об­ратимы, причем обратимость процесса выражена тем сильнее, чем величина | Е° | ближе к нулю.

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе ме­таболизма любых организмов. В случае аэробного метаболизма основным окислителем является молекулярный кислород, посту­пающий в процессе дыхания, а восстановителем - органические соединения, поступающие с продуктами питания. При анаэроб­ном метаболизме в его основе лежат преимущественно окисли­тельно-восстановительные реакции, в которых и окислителями, и восстановителями являются органические соединения.

В каждой окислительно-восстановительной реакции, в том числе в реакции

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu (1)

участвуют две окислительно-восстановительные пары - восстановитель (Zn) и его окисленная форма (Zn 2+); окислитель (Cu 2+) и его восстановленная форма (Cu). Мерой окислительно-восстановительной способности данной пары является окислительно-восстановительный или электродный потенциал, который обозначают , где Ox – окисленная форма, Red – восстановленная форма (например, , ). Измерить абсолютное значение потенциала невозможно, поэтому измерения осуществляют относительно эталона, например стандартного водородного электрода.

Стандартный водородный электрод состоит из платиновой пластинки, покрытой тонким порошком платины, погруженной в раствор серной кислоты с концентрацией ионов водорода, равной 1 моль/л. Электрод омывают током газообразного водорода под давлением 1,013 · 10 5 Па при температуре 298 К. На поверхности платины протекает обратимая реакция, которую можно представить в виде:

2H + + 2 Û H 2 .

Потенциал такого электрода принимают за нуль: В (размерность потенциала – Вольт).

Стандартные потенциалы измерены или рассчитаны для большого числа окислительно-восстановительных пар (полуреакций) и приведены в таблицах. Например, . Чем больше значение , тем более сильным окислителем является окисленная форма (Оx) данной пары. Чем меньше значение потенциала, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма (Red) окислительно-восстановительной пары.

Ряд металлов, расположеных в порядке увеличения их стандартных электродных потенциалов, называют электрохимическим рядом напряжений металлов (рядом активности металлов):

Li Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Au

E 0 < 0 E 0 =0 E 0 > 0

Начинается ряд наиболее активными металлами (щелочными), а завершается «благородными», т.е. трудноокисляемыми металлами. Чем левее расположены в ряду металлы, тем более сильными восстановительными свойствами они обладают, они могут вытеснять из растворов солей металлы, стоящие правее. Металлы, расположенные до водорода, вытесняют его из растворов кислот (кроме HNO 3 и H 2 SO 4 конц).

В тех случаях когда система находится в нестандартных условиях, значе-

,

где – потенциал системы при нестандартных условиях, В;

– потенциал системы при стандартных условиях, В;

R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль К);

T – температура, К;

n – число электронов, участвующих в процессе;

F – число Фарадея (96500 К/моль);

А, в – произведение концентраций (моль/л) окисленной и восстановленной форм участников процесса, возведенных в степень стехиометрических коэффициентов.

Концентрации твердых веществ и воды принимают за единицу.

При температуре 298 К, после подстановки численных значений R и F,

уравнение Нернста принимает вид:

. (2)

Так, для полуреакции

Û

уравнение Нернста

Используя значения электродных потенциалов, можно определить направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции. В ходе ОВР электроны всегда перемещаются от пары, содержащей восстановитель, к паре, содержащей окислитель. Обозначим

Электродный потенциал пары, содержащей окислитель;

По величинам стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (Е 0) можно судить о направлении окислительно-восстановительной реакции.

Например . Для уравнения реакции

MnO 4 — + 5Fe 2+ + 8H + → Mn 2+ + 5Fe 3+ + 4H 2 O

самопроизвольно прямая реакция будет протекать, если стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары окислителя больше, чем стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары восстановителя, а ΔЕ > 0 . Табличные значения стандартных электродных потенциалов для следующих окислительно-восстановительных пар:

Е 0 (MnO 4 — /Mn 2+) = 1,51 B; Е 0 (Fe 3+ /Fe 2+) = 0,77 B.

Величина 1,51 В > 0,77 В, следовательно, при контакте перманганат ион MnO 4 — выступает в роли окислителя, а катион железа Fe 2+ — восстановителя, протекает прямая реакция. Вычисляем ΔЕ этой реакции:

ΔЕ = Е 0 ок – Е 0 восст = 1,51 – 0,77 = 0,74 В.

Величина ΔЕ положительная, реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении. Если ΔЕ окажется отрицательной величиной, то реакция протекает в обратном направлении в стандартных условиях.

Например. Может ли хлор Cl 2 окислить бромид-ион Br — до брома Br 2 ?

Выпишем из справочной таблицы значения стандартных потенциалов окислительно-восстановительных пар:

Е 0 (Cl 2 /2Cl —) = 1,36 B; Е 0 (Br 2 /2Br —) = 1,07 В.

Из значений стандартных потенциалов видно, что величина 1,36 В > 1,07 В, следовательно, хлор будет окислять бромид–ион до брома по уравнению реакции:

Cl 2 + 2Br — = 2Cl — + Br 2

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (Е 0)
по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода при 25 °С

Элемент	Высшая степень окисления	+ne —	Низшая степень окисления	E 0 , В
As	As↓ + 3H + As↓ + 3H 2 OH AsO 2 + 3H + H 3 AsO 4 + 2H + AsO 4 3- + 2H 2 O	+3e +3e +3e +2e +2e	AsH 3 AsH 3 + 3OH — As↓ + 2H 2 OH AsO 2 +2H 2 O AsO 2 — + 4OH —	-0,60 -1,43 +0,234 +0,56 -0,71
Br	Br 2 BrO 3 — + 5H + BrO 3 — + 2H 2 O	+2e +4e +4e	2Br — HBrO + 2H 2 O BrO — + 4OH —	+1,087 +1,45 +0,54
	2BrO 3 — + 12H + 2 BrO 3 — + 6H 2 O BrO 3 — + 6H + BrO 3 — + 3H 2 O	+10e +10e +6e +6e	Br 2 + 6H 2 O Br 2 + 12OH — Br — + 3H 2 O Br — + 6OH —	+1,52 +0,50 +1,45 +0,61
C	C 6 H 4 O 2 +2H + Хинон HCHO + 2H + HCOOH + 2H + CO 2 + 2H + 2CO 2 + 2H +	+2e +2e +2e +2e +2e	C 6 H 4 (OH) 2 Гдрохинон CH 3 OH HCHO + H 2 O HCOOH H 2 C 2 O 4	+0,699 +0,19 -0,01 -0,20 -0,49
Cl	Cl 2 ↓ 2ClO 3 — + 12H + ClO 4 — + 2H + 2ClO 4 — + 16H + ClO 4 — + 8H +	+2e +10e +2e +14e +8e	2Cl — Cl 2 ↓ + 6H 2 O ClO 3 — + H 2 O Cl 2 ↓ + 8H 2 O Cl — + 4H 2 O	+1,359 +1,47 +1,19 +1,39 +1,38
Cr	Cr 3+ Cr 3+ Cr 2+ Cr(OH) 3 ↓ Cr 2 O 7 2- + 14H + CrO 4 2- + 4H 2 O	+e +3e +2e +3e +6e +3e	Cr 2+ Cr↓ Cr↓ Cr↓ + 3OH — 2Cr 3+ + 7H 2 O Cr(OH) 3 ↓	-0,41 -0,74 -0,91 -1,3 +1,33 -0,13
Cu	Cu 2+ Cu + Cu 2+ CuI↓ Cu(NH 3) 4 2+	+2e +e +e +e +2e	Cu↓ Cu↓ Cu + Cu↓ + I — Cu↓ + 4NH 3	+0,345 +0,531 +0,159 -0,185 -0,07
F	F 2	+2e	2F —	+2,77
Fe	Fe 3+ Fe 3+ Fe 2+ Fe(CN) 6 3-	+e +3e +2e +e	Fe 2+ Fe↓ Fe↓ Fe(CN) 6 4-	+0,771 -0,058 -0,473 +0,364
H	2H + 2H + (10 -7 M) H 2 2H 2 O H 2 O 2 + 2H +	+2e +2e +2e +2e +2e	H 2 H 2 2H — H 2 + 2OH — 2H 2 O	0,0000 -0,414 -2,25 -0,828 +1,77
I	I 2 ↓ I 2 I 3 — 2IO 3 — + 12H + 2IO 3 — + 6H 2 O IO 3 — + 6H + IO 3 — + 3H 2 O	+2e +2e +2e +10e +10e +6e +6e	2I — 2I — 3I — I 2 ↓ + 6H 2 O I 2 ↓ + 12OH — I — + 3H 2 O I — + 6OH —	+0,536 +0,621 +0,545 +1,19 +0,21 +1,08 +0,26
K	K +	+e	K↓	-2,923
Li	Li +	+e	Li↓	-3,04
Mg	Mg 2+	+2e	Mg↓	-2,37
Mn	Mn 3+ Mn 2+	+e +2e	Mn 2+ Mn↓	+1,51 -1,17
	MnO 2 ↓ + 4H + MnO 4 2- + 2H 2 O MnO 4 — MnO 4 — + 4H + MnO 4 — + 2H 2 O MnO 4 — + 8H +	+2e +2e +e +3e +3e +5e	Mn 2+ + 2H 2 O MnO 2 ↓ + 4OH — MnO 4 2- MnO 2 ↓ + 2H 2 O MnO 2 ↓ + 4OH — Mn 2+ + 4H 2 O	+1,23 +0,58 +0,558 +1,69 +0,60 +1,51
Mo	Mo 3+ H 2 MoO 4 + 6H + MoO 4 2- + 4H 2 O	+3e +6e +6e	Mo↓ Mo↓ + 4H 2 O Mo↓ + 8OH —	-0,20,0 -1,05
Na	Na +	+e	Na↓	-2,713