Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Алгебраическая сумма Еокисл + Евосст рассматриваемых процессов может быть величиной положительной, и тогда данная реакция ( при условии аокисл = авосст = 1 и определённом значении рН ) идёт, а если эта величина окажется отрицательной, то реаакция ( при тех же условиях ) невозможна.

Пример. Пойдёт ли реакция между I - ионами и Fe ионами с образованием свободного йода ?

Решение. На таблице “Окисление “ ( в группе реакций “Йод“ ) находят уравнение 2I – 2e I2, по таблице “Восстановление “ ( в группе реакций “Железо” ) находят уравнение Fe + e Fe и записывают их в одну строчку, складывая величины Еокисл + Евосст;

:lgKокисл :Еокисл :Евосст :lgKвосст:

2I - 2e = I2 -18,07 -0,5345 +0,771 +13,04 Fe +e Fe

Алгебраическая сумма ( - 0,5345 ) + ( +0,771 ) = + 0,2365 –величина положительная : следовательно, реакция 2 I + 2 Fe ----- I2 + 2Fe будет протекать при определённых условиях.

С помощью указанных в этих же монограммах логарифмов констант равновесия можно также вычислить константы равновесия разнообразных реакций окисления-восстановления.

Анализируя таблицу определения направления реакции окисления-восстановления, можно сделать следующие выводы :

1. Ионы “ благородных “ металлов – сильные окислители.Например : Cr + Ag----- Cr + Ag э. д. с. = + 0,7995- - 0,4 = 1,209 в. Fe + Au---- Fe + Au э. д. с. = + 1,68- + 0,77 = 0,91 в.

2. Наиболее сильные восстановители – атомы щелочных и щелочно –земельных металлов. Наиболее слабые восстановители – “благородные” металлы и ионы галогенов ( за исключением иона йода ).

3. Наиболее сильные окислители – нейтральные атомы галогенов, высокоположительные ионы металлов, а также ионы “благородных” металлов. Наиболее слабые окислители – ионы щелочных и щелочноземельных металлов.