Окисно-відновні реакції в водних розчинах відбуваються між простими іонами або складними іонами (представляють собою групи атомів, які мають заряд). В процесі протікання окисно-відновних реакцій в водних розчинах між атомами відбувається обмін електронами, в результаті якого, атоми, які беруть участь в окисно-відновній реакції, змінюють ступінь окиснення, віддаючи або приймаючи електрони. Атом, який змінив свою ступінь окиснення, до і після окисно-відновної реакції є окисно-відновною парою.

Окисно-відновні пари, які беруть участь в реакціях у водному розчині наведені в Таблиця Стандартні потенціали окисно-відновних пар у водному розчині при 25*С.

Таблиця Стандартні потенціали окисно-відновних пар у водному розчині при 25*С

Окиснена форма	+ne–	Відновлена форма	E0, B
Li+	1	Li (т)	-3,045
K+	1	K (т)	-2,924
Ca2+	2	Ca (т)	-2,864
Na+	1	Na (т)	-2,711
Mg2+	2	Mg (т)	-2,370
[Al(OH)4]–	3	Al (т) + 4OH–	-2,336
Al3+	3	Al (т)	-1,700
[Zn(OH)4]2-	2	Zn (т) + 4OH–	+1,255
SO42- + H2O	2	SO32- + 2OH–	-0,932
Cr2+	2	Cr (т)	-0,852
2H2O	2	H2 (г) + 2OH–	-0,828
Zn2+	2	Zn (т)	-0,763
S (т)	2	S2-	-0,444
Fe2+	2	Fe (т)	-0,441
Cr3+	1	Cr2+	-0,409
H2PO4 + 5H+	5	P (черв.) + 4H2O	-0,383
CrO42- + 4H2O	3	[Cr(OH)6]8- + 2OH–	-0,165
Pb2+	2	Pb (т)	-0,126
SO42- + 2H+	2	SO32- + H2O	-0,104
2H+	2	H2 (г)	0,000
S (т) + 2H+	2	H2S	+0,144
Cu2+	2	Cu+	+0,158
SO42- + 4H+ (конц.)	2	SO2 (г) + 2H2O	+0,159
PbSO4 (т) + 8H+	8	PbS (т) + 4H2O	+0,304
Cu2+	2	Cu (т)	0,338
O2 (г) + 2H2O	4	4OH–	+0,401
2ClO3– + 6H2O	10	Cl2 (г) + 12OH–	+0,476
2ClO– + 2H2O	2	Cl2 (г) + 4OH–	+0,482
I2 (т)	2	2I–	+0,535
MnO4–	1	MnO42-	+0,558
MnO4– + 2H2O	3	MnO2 (т) + 4OH–	+0,621
O2 (г) + 2H+	2	H2O2	+0,694
Fe3+	1	Fe2+	+0,771
NO3– + 2H+ (конц.)	1	NO2 (г) + H2O	+0,772
Ag+	1	Ag (т)	+0,779
NO3– + 2H+	2	NO2– + H2O	+0,838
Hg2+	2	Hg (р)	+0,852
NO3– + 10H+ (сильно розб.)	8	NH4+ + 3H2O	+0,880
2Hg+	2	Hg22+	+0,908
NO3– + 4H+ (розб.)	3	NO (г) + 2H2O	+0,955
PtII	2	Pt (т)	+0,963
HNO2 + H+	1	NO (г) + H2O	+1,004
Br2	2	2Br–	+1,087
NO2– + 2H+	1	NO (г) + H2O	+1,203
MnO2 (т) + 4H+	2	Mn2+ + 2H2O	+1,239
Cr2O72- + 14H+	6	2Cr3+ + 7H2O	+1,333
Cl2 (г)	2	2Cl–	+1,358
Cl2 (р)	2	2Cl–	+1,396
PbO2 (т) + 4H+	2	Pb2+ + 2H2O	+1,455
2ClO3– + 12H+	10	Cl2 (г) + 6H2O	+1,470
HClO + H+	2	Cl– + H2O	+1,494
AuIII	3	Au (т)	+1,498
MnO4– + 8H+	5	Mn2+ + 4H2O	+1,531
2HClO + 2H+	2	Cl2 (г) + 2H2O	+1,630
Au+	1	Au (т)	+1,691
H2O2 + 2H+	2	2H2O	+1,764
F2 (г)	2	2F–	+2,866

Чим більше значення стандартного потенціалу окисно-відновної пари, тим сильнішим окисником буде окиснена форма цієї пари

До сильних окисників відносяться F₂, HClO, MnO₄^– (перехід до Mn²⁺ при pH < 7), PbO₂, Cl₂, Cr₂O₇^2-, Br₂ і ін.

Чим менше значення стандартного потенціалу окисно-відновної пари, тим сильнішим відновником буде відновлена форма цієї пари

До сильних відновників відносяться Li, K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, SO₃^2-, H₂ (pH > 7), Cr²⁺ і ін.

Залежно від значень стандартного потенціалу окисно-відновної пари (E⁰) завжди спостерігається певна відповідність між силою окиненої і відновленої форм:

Чим сильнішим окисником є окиснена форма, тим слабшим відновником буде відновлена форма цієї пари

Наприклад, якщо F₂, MnO₄^– (pH < 7), PbO₂ – дуже сильні окисники, то відповідні їм відновлені форми F^–, Mn²⁺, Pb²⁺ мають дуже слабкі відновні властивості. Навпаки, Na, Zn (pH > 7, pH < 7), H₂ (pH > 7) – дуже сильні відновники, а їх окиснені форми Na⁺, [Zn(OH)₄]^2-, Zn²⁺, H₂O – досить слабкі окисники.

Окисно-відновні реакції найбільш активно протікають між сильним окисником і сильним відновником, оскільки відповідні їм продукти реакції будуть мати слабкі відновні і окисні властивості.

Приклади.

Сильний відновник натрій Na і сильний окисник хлор Cl₂ активно реагують між собою:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Зворотна окисно-відновна реакція між іонами Na⁺ і Cl^– ні в кристалічній решітці натрій хлориду, ні у водному розчині не відбувається.

Активно реагують гіпохлоритна кислота і гідроген сульфід у водному розчині з утворенням сульфуру, що випадає у вигляді осаду:

HClO + H₂S = HCl + S + H₂O

Зворотна реакція між хлорид-іонами Cl^– і сульфуром не відбувається.

Оскільки сильні окисники входять до складу пар з високими значеннями E⁰, а сильні відновники – до складу пар з низькими значеннями E⁰, то за значеннями стандартних потенціалів можна встановити напрямок протікання хімічної реакції для двох конкретних пар у водному розчині.

Окисно-відновна реакція протікає у водному розчині, якщо значення стандартного потенціалу пари, що містить окисник в цій реакції, вище, ніж значення стандартного потенціалу пари, що містить відновник. Це означає, що окисно-відновні реакції протікають в тому напрямку, для якого різниця між стандартними потенціалами пари, що містить окисник, E_Ox і пари, що містить відновник, E_Red більша за нуль:

E⁰_Ox – E⁰_Red > 0

Приклади.

Реакція між катіонами ферум(III) і купрумом протікає відповідно до скороченого іонного рівняння:

2Fe³⁺ + Cu = 2Fe²⁺ + Cu²⁺

тому для Fe³⁺/Fe E⁰ = +0,771 B, для Cu²⁺/Cu E⁰ = +0,338 B 

E⁰_Ox – E⁰_Red = +0,771 – (+0,338) = +0,433 B > 0

за результатами розрахунків робимо висновок, що дана хімічна реакція можлива.

Саме ця реакція використовується на практиці для травлення мідь-вмісних електропровідників з використанням розчину FeCl₃.

Зворотна реакція неможлива, оскільки для неї

2Fe²⁺ + Cu²⁺ = 2Fe³⁺ + Cu

E⁰_Ox – E⁰_Red = +0,338 – (+0,771) = -0,433 B < 0

Можливою є реакція

Cu²⁺ + Fe = Cu + Fe²⁺

тому Cu²⁺/Cu E⁰ = +0,338 B, Fe²⁺/Fe E⁰ = -0,441 B

E⁰_Ox – E⁰_Red = +0,338 – (-0,441) = +0,779 B > 0

Ця реакція здійснюється при зануренні залізної пластини в розчин електроліту, наприклад купрум(II) сульфат. При контакті між пластинами міді і розчином солі ферум(II) хімічна реакція (зворотна зазначеній вище) не відбувається.

Багато речовин залежно від окисно-відновної сили другого реагенту можуть проявляти як окисні, так і відновні властивості.

Приклади.

5KNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5KNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

E⁰_Ox(MnO₄^–/Mn²⁺) – E⁰_Red(NO₃^–/NO₂^–) = +1,531 – (+0,838) = +0,693 B > 0

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = 2NO + I₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂O

E⁰_Ox(NO₂^–/NO) – E⁰_Red(I₂/I^–) = +1,203 – (+0,535) = +0,668 B > 0

Калій нітрит KNO₂ в першій реакції є відновником, а в другій реакції є окисником. Крім іонів NO₂^–, подібні властивості мають H₂O₂, SO₂, SO₃^2-, MnO₂, H₂AsO₃ і ін.

Окисно-відновні реакції відбуваються, якщо E⁰_Ox – E⁰_Red ≥ +0,1 B.

Якщо E⁰_Ox – E⁰_Red ≥ +0,4 B реакції є незворотними і протікають до кінця в заданому напрямку.

За значенням різниці E⁰_Ox – E⁰_Red можна розрахувати значення енергії Гіббса реакції ΔG⁰₂₈₉ і термодинамічно підтвердити можливість протікання реакції в заданому напрямку.

---