Внаслідок реакції утворюється новий відновник Авідн і новий окисник Вок,

тому не виключена можливість зворотної взаємодії між ними, тобто реакція може піти у зворотному напрямку. Яким же чином можна передбачити можливість проходження реакції в потрібному напрямку? Для цього необхідно знати певну кількісну характеристику сили окисника і відновника. Такою характеристикою є енергія споріднення до електрону, яку можна характеризувати як силу притягання електрону до окисненої форми речовини Аок при переході її до відновленої форми Авідн.

Так, окисниками є речовини, що прагнуть приєднати до себе електрони. Чим сильніше притягання, тим сильніший окисник. Для відновників - навпаки, чим сильніший відновник, тим легше він віддає свої електрони.

Силу притягання електронів можна визначити експериментально і виразити її у вигляді окисно-відновного потенціалу, що вимірюється у вольтах (В).

Чим більша величина окисно-відновного потенціалу, тим сильнішим окисником є речовина і навпаки. Так, Fе3+ при переході у Fе2+ притягує електрони із силою, рівною 0,77 В (E(Fe3+/Fe2+)=0,77B). При цьому окиснена форма титану Ті4+ притягує електрони силою 0,1 В при переході у відновлену Ті3+

(E(Ti4+/Ti3+)=0,1B). Таким чином, Fе3+ є більш сильним окисником, ніж Ті4+ і реакція (1) піде зліва направо.

Порівняння величин окисно-відновних потенціалів двох пар іонів дає можливість визначити напрямок реакції окиснення-відновлення. Реакція (3)

явно йтиме вправо лише тоді, коли потенціал Аок буде більшим, ніж потенціал Вок.

Властивості окисно-відновного потенціалу

1.Окисно-відновний потенціал характеризує не окремий іон окисника або відновника, а окисно-відновну пару іонів. Наприклад, окисно-відновний

потенціал пари Fе3+/Fе2+ дорівнює 0,77 В (Fe3+ + е =Fе2+), а для пари

Fе3+/Fе0 (Fe3+ + 3e=Fe0) він уже інший і дорівнює –0,036 В.

2.Величина окисно-відновного потенціалу залежить від природи елемента, тобто для Fе3+/Fе2+ - це одна величина, а для Sn4+/Sn2+ - інша.

3.Величина окисно-відновного потенціалу залежить від співвідношення концентрацій окисненої та відновленої форм речовини (іона) в розчині; ця залежність описується рівнянням Нернста:

119

Ex = E0 + RTnF ln [[BiOкд]]

де Ех - величина окисно-відновного потенціалу за будь-яких заданих концентрацій окисненої та відновленої форм іонів;

Е0 - нормальний окисно-відновний потенціал; R - газова постійна (8,313 Дж/моль);

Т - абсолютна температура;

n- число електронів, що віддає або приєднує іон у результаті окисно-відновної реакції;

F - число Фарадея (96500 Кл/моль).

Якщо підставити значення констант і від натурального логарифму перейти до десяткового, то для 20 оС отримаємо:

У випадку, коли концентрації окисненої і відновленої форм іонів дорівнюють 1 моль/л або співвідношення цих концентрацій дорівнює одиниці, окисновідновний потенціал називається нормальним (або стандартним).

Нормальні потенціали для різних пар іонів виміряні і зведені в таблицю, яка міститься в довідниках. Користування нею дає можливість передбачити напрямок реакції.

Приклад:

а) [Fe3+]=1 моль/л, [Fe2+]=10-4 моль/л; Е0(Fe3+/Fe2+)=0,77 В Fe3+ + e =Fe2+

б) [Fe3+]=10-4 моль/л, [Fe2+]=1 моль/л Ех=0,77+0,061g10-4=0,77-0,24=0,53 B

4. Величина окисно-відновного потенціалу в деяких випадках залежить від концентрації іонів водню в розчині. Це відбувається в разі перетворення окисненої форми речовини у відновлену (і навпаки) і супроводжується зміною характеру сполуки, наприклад:

Bнаслідок цієї реакції перманганат-іон (аніон) МnO4- перетворюється в катіон Мn2+. У цьому випадку рівняння Нернста набуває вигляду:

120