3.2. Окислительно-восстановительные потенциалы и направление окислительно-восстановительных реакций

Количественной характеристикой окислительной и восстановительной способностей различных веществ являются значения стандартных ОВ-потенциалов. Они определяются экспериментально по отношению к стандартному (нормаль­ному) водородному электроду, потенциал которого принима­ется за нуль при стандартных условиях (температура 25 °С, давление 1 атм, или 101,325 кПа). Ряд стандартных потен­циалов называется также рядом напряжений металлов. В этом ряду каждый свободный металл вытесняет из раство­ров солей все металлы, которые следуют за ним. Металлы, стоящие ранее водорода, вытесняют его из растворов кислот.

Каждому окислителю в данных условиях соответствует определенный восстановитель: так, перманганат-иону МnО₄ в кислой среде соответствует восстановитель Мn⁺², в щелочной среде — МnО₂; окислителю хлору Сl₂ соответ­ствует восстановитель хлорид-ион Сl^-. Следовательно, каждому окислителю соответствует его окисленная форма (МnО₄ ,Сl₂) и восстановленная (Mn⁺², Cl^-1), т.е. окислен­ная и восстановленная формы вещества образуют сопря­женную ОВ-пару.

В табл. 3.1 приведены стандартные ОВ-потенциалы не­которых ОВ-систем в водных растворах. Система, ОВ-потенциал которой больше, является окислителем по отношению к ОВ-системе, потенциал которой меньше.

Таблица 3.1. Стандартные потел «налы (£<>) окислительно-восстанови­тельных систем по отношению К нормальному водородному электроду

Окисленная форма	+ nē	Восстановленная форма	Потенциал, В
F2	+2 ē	2F-	+ 2,87
Н2О + 2 Н+	+2 ē	2 Н2О	+ 1,77
МnО-4 + 8Н+	+5 ē	Мn2+ + 4Н2О	+ 1,51
Cl2	+2 ē	2С1-	+ 1,36
Сr2О2-7 + 14Н+	+6 ē	2Cr3+ + 7 Н2О	+ 1,33
Вr2	+2 ē	2Вr-	+ 1,06
NO-3 + 3H+	+2 ē	HNO2 + Н2О	+ 0,94
Fe3+	+ ē	Fe2+	+ 0,77
O2 + 2Н+	+2 ē	Н2О2	+ 0,69
MnO-4 + 2H2O	+3 ē	MnO2 + 4OH-	+ 0,59
MnO-4	+ ē	MnO42-	+ 0,57
I2	+2 ē	2I-	+ 0,54
Cu2+	+2 ē	Cu	+ 0,34
S4O2-6	+2 ē	2S2O2-3	+ 0,08
2H+	+2 ē	H2	0,00
O2 + 2H2O	+2 ē	H2O2 + 2OH-	-0,076
2H+(pH7)	+2 ē	H2	-0,414
S	+2 ē	S2-	-0,508
Zn2+	+2 ē	Zn	-0,76
Al3+	+3 ē	Al	-1,67

Отсюда, чем больше разница ОВ-потенциалов взаимо­действующих частиц, тем энергичнее протекает процесс ОВ между ними.

По ОВ-потенциалам можно судить о направлении ОВ-реакций. Например, для реакций

MnO^-₄ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ = Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4Н₂О

стандартные потенциалы имеют значение (см. табл. 3.1):

MnO^-₄ + 8H⁺ + 5 ē ↔ Мn²⁺ + 4Н₂О; E⁰ = + 1,51В;

Fe³⁺ + 1 ē ↔ Fe²⁺; E⁰ = +0,77 В.

Потенциал первой системы больше, чем второй. Следо­вательно, окисленная форма пары МnО^-₄/Мn²⁺ является окислителем, а восстановленная форма пары Fe³⁺/Fe²⁺ - восстановителем. Другими словами, первая реакция про­текает слева направо, вторая - справа налево.

Исходя из ОВ-потенциалов реагирующих веществ мож­но также предсказывать конечные продукты реакции. Кро­ме того, зная направление ОВ-процесса, можно правильно подобрать среду для благоприятного протекания реакции.