Окислительно-восстановительные реакции в водных растворах происходят как правило между простыми ионами или сложными ионами, представляющими собой группы атомов, которые обладают зарядом. В процессе протекания окислительно-восстановительных реакций в водных растворах между атомами происходит обмен электронами, в результате которого, атомы принимающие участие в окислительно-восстановительной реакции меняют степень окисления, отдавая или принимая электроны. Атом, который изменил свою степень окисления, до и после окислительно-восстановительной реакции представляет собой так называемую окислительно-восстановительную пару.

Окислительно-восстановительные пары, которые принимают участие в реакциях в водном растворе приведены в Таблица Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар в водном растворе при 25*С.

Таблица Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар в водном растворе при 25*С

Окисленная форма	+ne–	Восстановленная 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 (красн.) + 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 (ж)	+0,852
NO3– + 10H+ (оч. разб.)	8	NH4+ + 3H2O	+0,880
2Hg+	2	Hg22+	+0,908
NO3– + 4H+ (разб.)	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 (ж)	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

Чем выше значение стандартного потенциала окислительно-восстановительной пары, тем более сильным окислителем будет окисленная форма этой пары

К сильным окислителям относятся F₂, HClO, MnO₄^– (переход до Mn²⁺ при pH < 7), PbO₂, Cl₂, Cr₂O₇^2-, Br₂ и др.

Чем ниже значение стандартного потенциала окислительно-восстановительной пары, тем более сильным восстановителем будет восстановленная форма этой пары

К сильным восстановителям относятся Li, K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, SO₃^2-, H₂ (pH > 7), Cr²⁺ и др.

В зависимости от значений стандартного потенциала окислительно-восстановительной пары (E⁰) всегда наблюдается определенное соответствие между силой окисленной и восстановленной форм:

Чем более сильным окислителем является окисленная форма, тем более слабым восстановителем будет восстановленная форма этой пары

Например, если F₂, MnO₄^– (pH < 7), PbO₂ – очень сильные окислители, то соответствующие им восстановленные формы F^–, Mn²⁺, Pb²⁺ проявляют очень слабые восстановительные свойства. Наоборот, Na, Zn (pH > 7, pH < 7), H₂ (pH > 7) – очень сильные восстановители, а их окисленные формы Na⁺, [Zn(OH)₄]^2-, Zn²⁺, H₂O – довольно слабые окислители.

Окислительно-восстановительные реакции наиболее активно протекают между сильным окислителем и сильным восстановителем, поскольку соответствующие им продукты реакции будут обладать слабыми восстановительными и окислительными свойствами.

Примеры.

Сильный восстановитель натрий Na и сильный окислитель хлор Cl₂ активно реагируют между собой:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Обратная окислительно-восстановительная реакция между ионами Na⁺ и Cl^– ни в кристаллической решетке хлорида натрия, ни в водном растворе не протекает.

Активно реагируют хлорноватистая кислота и сероводород в водном растворе с образованием серы, выпадающей в осадок:

HClO + H₂S = HCl + S + H₂O

Обратная реакция между хлорид-ионами Cl^– и твердой серой практически не идет.

Поскольку сильные окислители входят в состав пар с высокими значениями E⁰, а сильные восстановители – в состав пар с низкими значениями E⁰, то по значениям стандартных потенциалов можно установить направление протекания химической реакции для двух конкретных пар в водном растворе.

Окислительно-восстановительная реакция протекает в водном растворе, если значение стандартного потенциала пары, включающей окислитель этой реакции, выше, чем значение стандартного потенциала пары, включающей восстановитель. Это означает, что окислительно-восстановительные реакции протекают в том направлении, для которого разность между стандартными потенциалами пары, включающей окислитель, E_Ox и пары, включающей восстановитель, E_Red больше нуля:

E⁰_Ox – E⁰_Red > 0

Примеры.

Реакция между катионами железа(III) и медью протекает в соответствии с сокращенным ионным уравнением:

2Fe³⁺ + Cu = 2Fe²⁺ + Cu²⁺

т.к. для Fe³⁺/Fe E⁰ = +0,771 B, для Cu²⁺/Cu E⁰ = +0,338 B и

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

мы делаем вывод, что данная химическая реакция практически возможна.

Именно эта реакция используется на практике для травления медьсодержащих электропроводников с помощью раствора FeCl₃.

Обратная реакция не может осуществиться, поскольку для нее

2Fe²⁺ + Cu²⁺ = 2Fe³⁺ + Cu

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

Возможно протекание реакции

Cu²⁺ + Fe = Cu + Fe²⁺

т.к. Cu²⁺/Cu E⁰ = +0,338 B, Fe²⁺/Fe E⁰ = -0,441 B

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

Эта реакция осуществляется при опускании железной пластины в раствор электролита, например сульфат меди(II). При контакте между пластинами меди и раствором соли железа(II) химической реакции (обратной указанной выше) не происходит.

Многие вещества в зависимости от окислительно-восстановительной силы второго реагента могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Примеры.

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

Нитрит калия KNO₂ в первой реакции выступает как восстановитель, а во второй реакции как окислитель. Кроме ионов NO₂^–, подобными свойствами обладают H₂O₂, SO₂, SO₃^2-, MnO₂, H₂AsO₃ и др.

Окислительно-восстановительные реакции протекают в заметной степени, если E⁰_Ox – E⁰_Red  ≥ +0,1 B.

Если E⁰_Ox – E⁰_Red ≥ +0,4 B реакции становятся практически необратимыми и протекают до конца в заданном направлении.

По значению разности  E⁰_Ox – E⁰_Red можно расчитать значения энергии Гиббса реакции ΔG⁰₂₈₉ и термодинамически подтвердить возможность протекания реакции в заданном направлении. 

---