За величинам окисно-відновних потенціалів можна судити про направлення протікання окислювально-відновних реакцій. Виходячи з рівняння (7.4), яке пов'язує різницю потенціалів напівреакцій зі зміною вільної енергії Гіббса DG, і пам'ятаючи, що можливість протікання будь-якого хімічного процесу обумовлена негативним значенням DG, можна зробити наступний висновок:
окислювально-відновна реакція буде мимовільно протікати в такому напрямку, при якому полуреакции з більш високим значенням окисно-відновного потенціалу виступає в якості окислювача по відношенню до полуреакции з більш низьким потенціалом.
При цьому враховано, що в таблицях значення j 0 наведені для напівреакцій в одному напрямку - окислення.
Іншими словами, окислювально-відновна реакція може протікати в тому випадку, якщо різниця потенціалів напівреакцій відповідного гальванічного елемента позитивна.
У міру протікання реакції концентрації окисленої і відновленої форм в полуреакции змінюються таким чином, що потенціал окислювача зменшується, а відновника - зростає. В результаті різниця потенціалів зменшується, рушійна сила процесу слабшає. Окислювально-відновна реакція буде протікати до тих пір, поки потенціали напівреакцій не стануть рівними. У разі рівного розподілу потенціалів в системі встановлюється хімічна .равновесіе.
У першому наближенні вже шляхом порівняння стандартних потенціалів напівреакцій можна вирішити питання - яка з них здатна виконати функцію окислювача або відновника по відношенню до іншої. Для цього стандартні потенціали повинні істотно відрізнятися один від іншого. Наприклад, цинк (j 0 = -0,76 В) буде відновлювати (витісняти) мідь (j 0 = +0,34 В) з водного розчину її солі при будь практично здійсненною концентрації цього розчину. Але, якщо різниця стандартних потенціалів невелика (стандартні потенціали близькі), необхідно розрахувати дійсні потенціали з урахуванням концентрацій по рівнянню (7.2) і тільки після цього вирішувати питання про направлення протікання даної окисно-віднови
котельної реакції.
Приклад 12. Установити можливість і напрямок протікання реакції
Рішення. Щоб відповісти на питання, запишемо реакцію в іонному вигляді, розділивши її на полуреакции, і запишемо стандартні потенціали напівреакцій:
1) Br2 + 2 # 275; = 2Br -; j 0 = 1,09 B,
2) PbO2 + 4H + + 2 # 275; = Pb 2+ + 2H2 O; j 0 = 1,46 B.
За висловом (7.4) Dj = jок-ля - jвосст-ля = 1,46 - 1,09 = 0,37 В> 0.
Отже, DG <0, т.е. реакция будет протекать слева направо. Из сопоставления потенциалов видно, что PbO2 в кислой среде имеет больший потенциал, следовательно, он может окислить ионы Br -. которые образуют при этом Br2 .
Приклад 13. Визначити можливість протікання окислювально-відновних реакцій
а) HBrO + HIO = HBrO3 + HI,
б) HBrO + HIO = HBr + HIO3.
Рішення. Запишемо відповідні полуреакции і відповідні їм потенціали: для реакції а)
BrO3 - + 5H + + 4 # 275; = HBrO + 2H2 O; j 0 = 1,45 B,
HIO + H + + 2e = I - + H2 O; j 0 = 0,99 B.
Використовуючи рівняння (7.3), знайдемо різницю окисно-відновних потенціалів
Dj 0 = j 0 ок-ля - j 0 восст-ля = 0,99 - 1,45 = -0,46 B.
Так як Dj 0 <0, то DG> 0, отже, реакція неможлива (вона протікає в зворотному напрямку).
НBrO + H + + 2 # 275; = Br - + H2 O; j 0 = 1,33 B,
IO3 - + 5H + + 4 # 275; = HIO + 2H2 O; j 0 = 1,14.
Dj 0 = j 0 ок-ля - j 0 восст-ля = 1,33 - 1,14 = 0,19 B. Оскільки для даної реакції Dj 0> 0, то реакція можлива.
Приклад 14. Чи можна іони Cr 3+ окислити в Cr2 O7 2 - дією NO3 - -іона?
Рішення. Діючи як окислювач, іон NO3 - відновлюється до NO, тому будемо порівнювати потенціали наступних напівреакцій:
NO3 - + 4H + + 3 # 275; = NO + 2H2 O; j 0 = 0,96 B,
Dj 0 = j 0 ок-ля - j 0 восст-ля = 0,96 - 1,33 = -0,37 В. DG> 0, тобто NO3 - -іон не може бути окислювачем по відношенню до Cr 3+ -іонів в стандартних умовах.
Навпаки, двухромову кислота H2 Cr2 O7 і її солі ( "біхромати") окислюють NO в HNO3.