Направление самопроизвольного протекания ОВР определяется так же, как и у всех других реакций – по знаку изменения свободной энергии Гиббса (ΔG 0 х.р). Если в результате реакции свободная энергия системы убывает, то такая реакция термодинамически разрешена (ΔG 0 х.р <0).
Для окислительно-восстановительных реакций существует взаимосвязь между изменением свободной энергии и электродвижущей силой (ЭДС):
ΔG 0 х.р = - nF ΔЕ (1)
В этом уравнении n - число электронов, участвующих в ОВР, F 96500Кл/моль = 26,8 А∙час/моль – число Фарадея (эту величину часто называют одним фарадеем), ΔЕ – ЭДС окислительно-восстановительной системы.
Для стандартных условий: ΔG 0 х.р = - nF ΔЕ 0 .
Условие самопроизвольности реакции ΔG 0 х.р <0. В ур. (1) n и F - константы, следовательно, окислительно-восстановительная реакция термодинамически разрешена, если ΔЕ >0.
В свою очередь, ЭДС рассчитывается как разность потенциала окислителя (Е ок) и восстановителя (E восс): ΔЕ = Е ок – E восс > 0. Из этого соотношения следует, что ОВР будет протекать самопроизвольно в прямом направлении, если Е ок > E восс.
Реальные ОВР начинают протекать самопроизвольно с заметной скоростью, если ЭДС системы превышает 0,4 В.
Влияние внешних факторов на величину электродного потенциала
Величина окислительно-восстановительного потенциала (ОВ-потенциала) зависит от химической природы материала электрода, температуры, концентрации и природы потенциалопределяющих частиц в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:
В этом уравнении Е – электродный потенциал (В); Е 0 - стандартный электродный потенциал (В); R = 8,31 универсальная газовая постоянная; Т -температура (К); n – число моль электронов в полуреакции; F –число Фарадея; a окисл -активность окисленной формы потенциалопределяющих частиц (моль/л); a восст – активность восстановленной формы потенциалопределяющих частиц (моль/л).
Введем несколько упрощений:
1) при стандартной температуре 298К и переходе к десятичным логарифмам, получимВ;
2) для разбавленных растворов активности с достаточным приближением могут быть заменены концентрациями (a окисл =[окисл], a восст =[восст]). В результате для стандартной температуры уравнение принимает следующий вид:
(3)
где «х » и «y » коэффициенты перед окисленной и восстановленной формой потенциалопределяющих частиц в ОВ-полуреакции.
Например, для полуреакции окисления ионов Mn 2+
Mn 2+ +4H 2 O - 5=MnO 4 - + 8H + ,
в которой слева – восстановленная форма потенциалопределяющих частиц, а справа – окисленная форма, уравнение Нернста для стандартной температуры будет иметь следующий вид:
Подлогарифмическое выражение является константой равновесия реакции:
Поэтому уравнение (3) может быть представлено в
следующем виде:
Если электродная система состоит из металлического электрода, опущенного в раствор, содержащий одноименные ионы Me 0 - n = Me + n , то уравнение Нернста при стандартной температуре приобретает следующий вид: (5)
Для окислительно-восстановительных реакций исходя из соотношения ΔG 0 х.р = - nF ΔЕ иlnK = -ΔG 0 х.р / RT можно вычислить значения константы равновесия:
lnК = (6)
Е ок – потенциал окислителя, Е восс - потенциал восстановителя.
Для стандартной температуры и десятичных логарифмов.
Понятие электродного потенциала применимо не только к паре Ме n + |Ме о, но и к любой сопряженной системе окисленная форма|восстановленная форма. Его называют окислительно-восстановительным потенциалом. Окислительно-восстановительный потенциал, измеренный при стандартных условиях, называется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом. В электрохимии принято все электродные равновесия записывать в направлении процесса восстановления, то есть присоединения электронов:
Zn 2+ + 2e – = Zn , Е о = - 0,76 В
Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов сведены в справочные таблицы и используются для термодинамического анализа возможности протекания ОВР в водных растворах.
Самопроизвольно протекающие реакции характеризуются отрицательной величиной энергии Гиббса ∆G o 298 . Энергии Гиббса окислительно-восстановительной реакции может быть выражена как работа электрического тока, совершаемая в гальваническом элементе, и может быть связана с ЭДС элемента. Эта связь для стандартных условий дается соотношением
где DG 0 – стандартная энергия Гиббса реакции, Дж; z – число молей электронов, переходящих от окислителя к восстановителю в данной реакции, моль (определяется как наименьшее общее кратное от принятых и отданных электронов); F – постоянная Фарадея, равная 96 484 Кл/моль; DE 0 – стандартная ЭДС гальванического элемента, в основе которого лежит данная реакция, В.
Значения DE 0 вычисляют через стандартные потенциалы полуреакций окисления и восстановления, причем от потенциала окислителя нужно вычитать потенциал восстановителя:
.
Значения стандартных потенциалов полуреакций окисления и восстановления могут быть использованы для вычисления констант равновесия реакций исходя из следующего соотношения:
Откуда можно выразить константу равновесия реакции K равн:
.
После подстановки в последнее выражение постоянных F и R , а также стандартной температуры 298 К (так как значения стандартных потенциалов приводятся при стандартной температуре) и после перехода от натурального логарифма к десятичному выражение для константы равновесия примет следующий вид:
.
Энергия Гиббса реакции служит для определения термодинамической возможности протекания реакций и для установления направления протекания обратимых реакций. Реакция термодинамически возможна , или протекает слева направо , если
Реакция термодинамически невозможна , или протекает справа налево , если
Пример. Определите возможность окисления в стандартных условиях соляной кислоты бихроматом калия. Ответ подтвердите расчетом стандартной энергии Гиббса и константы равновесия реакции.
Решение . Записываем уравнение окислительно-восстановительной реакции и составляем полуреакции окисления и восстановления:
Значения стандартных потенциалов полуреакций восстановления () и окисления () берем из табл. 4 в приложении. Вычисляем DE 0:
Рассчитываем энергию Гиббса реакции по формуле ∆G o 298 = – z∙F∙∆E o . Число молей электронов, которое переходит от окислителя к восстановителю, определяем по стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. В реакции участвует 1 моль K 2 Cr 2 O 7 , который принимает 6 электронов от 6 ионов Cl – . Поэтому в данной реакции z = 6. Энергия Гиббса реакции в стандартных условиях равна
Определяем константу равновесия:
.
Для данной реакции DG 0 > 0 и K равн < 1, следовательно, реакция термодинамически невозможна в стандартных условиях.
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозия металлов – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов в результате химического и электрохимического взаимодействия с окружающей средой.
Химическая коррозия обусловливается взаимодействием металлов с сухими газами (O 2 , SO 2 , H 2 S и т. д.) и жидкими неэлектролитами (смазочные масла, нефть, керосин).
4Ag + 2H 2 S + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O
Этой реакцией объясняется потемнение серебряных изделий на воздухе.
Электрохимическая коррозия происходит при контакте металлов с электролитами под воздействием возникающих гальванических пар (коррозионных гальванических пар). При электрохимической коррозии протекают одновременно два процесса:
1) анодный процесс (окисление металла)
Ме о – ne – = Ме n +
2) катодный процесс (восстановление окислителя)
O 2 + 2H 2 O + 4e – = 4OH – (если окислитель –кислород)
2H + + 2e – =H 2 (если окислитель – кислота)
Кислородная коррозия протекает в нейтральных и основных растворах, а водородная коррозия – в кислых растворах.
Пример. Рассмотрим процесс электрохимической коррозии оцинкованного и никелированного железа во влажном воздухе (нейтральная среда) и в соляной кислоте, если покрытие нарушено?
Решение . Исходя из положения металлов в ряду стандартных электродных потенциалов, находим, что цинк более активный металл ( B), чем железо ( B), и в образующейся коррозионной гальванической паре цинк будет анодом, а железо – катодом. Цинковый анод растворяется.
Анодный процесс:
Zn – 2e – = Zn 2+
Электроны с цинка переходят на железо, и на границе железо – электролит происходит восстановление окислителя.
Катодный процесс:
2H + + 2e – =H 2 (кислая среда)
Продуктом коррозии в кислой среде является соль ZnCl 2 ,в нейтральной среде – гидроксид Zn(OH) 2:
Zn + 2НCl = ZnCl 2 + H 2
2Zn + O 2 + 2H 2 O = 2Zn(OH) 2
Tаким образом, цинковое (анодное) покрытие защищает железо от коррозии.
В паре Fe – Ni более активным металлом является железо ( B), оно выступает в роли анода и подвергается разрушению.
Анодный процесс:
Fe – 2e – = Fe 2+
Катодный процесс:
2H + + 2e – = H 2 (кислая среда)
O 2 + 2H 2 O + 4e – = 4OH – (нейтральная среда)
Продуктом коррозии в кислой среде является соль FeCl 2 , а в нейтральной – Fe(OH) 2 , который в присутствии кислорода в электролите окисляется:
Fe + 2НCl = FeCl 2 + H 2
2Fe + O 2 + 2H 2 O = 2Fe(OH) 2
При этом образуются рыхлые слои бурой ржавчины.
Покрытия железа менее активными металлами (катодные покрытия) эффективны до тех пор, пока не нарушены.
Химически чистые металлы более устойчивы к коррозии, чем сплавы металлов.
Пример. Чем вызывается коррозия чугуна?
Решение . Чугун имеет неоднородный состав. Чугун – это сплав железа с углеродом, он содержит зерна цементита Fe 3 C. Между свободным металлом и его соединением возникает гальваническая пара. Анодом в этом случае является металл, а катодом – зерна цементита, так как в нем часть электронов проводимости израсходована на образование химической связи. При наличии влаги железо (анод) начинает переходить в ионы Fe 2+ , которые дают с ионами OH – , образовавшимися на зернах цементита (катод), гидроксид железа (II), окисляющийся кислородом до ржавчины.
Анодный процесс:
Fe – 2e – = Fe 2+
Катодный процесс:
O 2 + 2H 2 O + 4e – = 4OH –
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3
Похожая информация.
Критерий направленности ОВР
Протекание окислительно-восстановительных реакций зависит от природы взаимодействующих веществ и от условий проведения реакций. 1. От концентрации реагента
Zn+h2so4/1(razb)=znso4/2+h2 (OxH/+)
Zn+2h2so4/6(konc)=Znso4/2+s+2h2o (OxS/6)
2. Температуры реакции
Cl2+2koh=kcl/-1+kclo/-1+h2o (cold)
- 3Cl2+6koh=5kcl/-1+kclo3/+5+3h20 (hot)
- 3. Наличия катализатора.
- 4nh3/-3+3o2=2n2+6h2o/-2 (bez)
- 4nh3/-3+5o2=4no/2+6h2o/-2 (c)
- 4. Влияние характера среды - окислительно-восстановительные реакции протекают в разных средах.
- 2kmno4/7+5na2so3/4+3h2so4=2mnso4/2+5na2so4/6+k2so4+3h20 (kisl)
- 2kmno4/7+3na2so3/4+h2o=2mno2/4+3na2so4/6+2koh (neu)
- 2kmno4/7+na2so3/4+2koh=2k2mno4/6+na2so4/6+h2o (shel)
Окислительно-восстановительные реакции самопроизвольно протекают всегда в сторону превращения сильного окислителя в слабый сопряженный восстановитель или сильного восстановителя в слабый сопряженный окислитель. Прогнозировать направление окислительно-восстановительной реакции можно с помощью анализа значений окислительно-восстановительных потенциалов сопряженных пар.
Необратимые источники постоянного тока. Примеры
К химическим источникам тока, в которых происходит прямое преобразование химической энергии В электрическую, относят гальванические элементы. Гальванические элементы -- это первичные химические источники тока, в которых химические реакции необратимы. В простейшем виде элемент представляет собой два электрода из разных металлов, погруженных в раствор электролита. При этом на одном из электродов (катоде) идет реакция растворения материала электрода - или окисления, при которой электрод теряет электроны, отдавая их во внешнюю электрическую цепь. На другом электроде (аноде) идет реакция восстановления-- нейтрализации ионов материала, окружающего электрод, за счет электронов, поступающих с катода по внешней цепи. Разность потенциалов (электродвижущая сила) для различных элементов находится в пределах от 0,85 до 6 В. В наиболее широко применяемых гальванических элементах (для питания радиоприемников, карманных фонарей и т. д.) положительный электрод представляет собой угольный стержень и массу из активированного угля или смеси двуокиси марганца с графитом, а отрицательный -- цинковую обкладку 3 в виде стаканчика или чашечки. В качестве электролита чаще всего используется раствор нашатыря. Галетному элементу придана плоская форма, удобная для соединения в батарею. На наружную сторону цинкового электрода нанесен специальный электропроводный слой, не пропускающий электролит. Собранный элемент покрывают тонкой хлорвиниловой пленкой. Такое устройство имеет, например, батарея «Крона». Пленочное покрытие изолирует отдельные элементы с боков, препятствует вытеканию электролита, но легко пропускает газы, образующиеся внутри элемента. Масса из активированного угля несколько выступает из галеты для удобного контакта с другой галетой. В этих батареях активный материал используется лучше и полнее, чем у стаканчиковых батарей. Сухие гальванические элементы поступают потребителю в готовом виде; водоналивные перед употреблением необходимо залить чистой водой. Напряжение гальванического элемента всегда меньше, чем развиваемая им э.д.с, во-первых, вследствие падения напряжения внутри элемента на его внутреннем сопротивлении, во-вторых, из-за явления поляризации электродов в результате электрохимических реакций, происходящих на поверхности электродов под влиянием проходящего в цепи тока. Например, выделение водорода на катоде и кислорода на аноде сопровождается возникновением потенциалов поляризации, которые направлены навстречу электродным потенциалам и снижают их. Чтобы уменьшить влияние поляризации на работу элемента, применяют деполяризаторы -- вещества, которые принимают на себя водород или кислород, вступают с ними в реакцию и таким образом способствуют снижению потенциала поляризации. В гальванических элементах с угольным электродом в качестве деполяризатора используется двуокись марганца. Чтобы в электрической цепи получить напряжение, превышающее напряжение одного элемента, элементы соединяют в батарею, включая их последовательно, то есть положительный полюс каждого предыдущего элемента соединяют с отрицательным полюсом последующего (рис. 3.3, а). Общая электродвижущая сила батареи в этом случае равна сумме электродвижущих сил отдельных элементов:
E об = Е 1 +Е 2 + Е 3 + ... + Е n .
Когда элементы одинаковы и их э.д.с. равны, э.д.с. батареи, состоящей из п элементов,
Е об = n* Е эл.
Гальванические элементы необходимо защищать от коротких замыканий и не рекомендуется проверять «на искру». Напряжение их следует измерять под нагрузкой. При отсутствии нагрузки вольтметр покажет э.д.с., которая не характеризует степени использования батареи.
Факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций
Протекание окислительно-восстановительных реакций зависит от природы взаимодействующих веществ и от условий проведения реакций.
1. От концентрации реагента
окислитель Н +
окислитель S +6
2. Температуры реакции
- на холоду
- при нагревании
3. Наличия катализатора
Без катализатора
С катализатором
4. Влияние характера среды – окислительно-восстановительные реакции протекают в разных средах. Например:
1) Кислая среда
2) Нейтральная среда
3) Щелочная среда
Т.е. в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в растворах, принимают участие ионы Н + и ОН‾, которые не только способствуют передаче электронов от восстановителя к окислителю, но и связывают компоненты данных реакций.
В основе определения направления лежит правило:
Окислительно-восстановительные реакции самопроизвольно протекают всегда в сторону превращения сильного окислителя в слабый сопряженный восстановитель или сильного восстановителя в слабый сопряженный окислитель.
Прогнозировать направление окислительно-восстановительной реакции можно с помощью анализа значений окислительно-восстановительных потенциалов сопряженных пар.
Например: реакцию
Zn 0 + Cu +2 Zn +2 + Cu 0
восст. I окисл. II окисл. I восст. II
Можно представить в виде 2-х пар
Т.е. на границе металл – раствор возникает разность потенциалов, которая называется окислительно-восстановительным (ОВ) или электродным потенциалом.
Чтобы окислительно-восстановительные потенциалы (j) отдельных пар можно было сравнить, их определяют в стандартных условиях (T = 298 0 K, = 1 моль/л). Полученные значения называют стандартными окислительно-восстановительными (электродными) потенциалами . Данные величины различных сопряженных пар приводятся в таблицах. Положительный знак потенциала означает, что полуреакция самопроизвольно протекает в данном направлении. Отрицательный – самопроизвольно протекает обратная реакция, т.е. данное вещество должно окислиться, а протоны восстановятся до свободного вещества.
Суть окислительно-восстановительных реакций заключается в конкуренции за присоединенные электроны между участвующими веществами. При этом электрон присоединяет та сопряженная пара, окисленная форма которой сильнее его удерживает. Это можно изобразить схемой:
φ 1 φ 2
восстановитель I окислитель I + + окислитель II восстановитель II
(смещения равновесия)
Сопоставляя потенциалы сопряженных пар, можно заранее определить направление реакции. При взаимодействии двух сопряженных окислительно-восстановительных пар окислителем всегда будет окисленная форма той пары, потенциал которой имеет более положительное значение.
Например, в реагирующей смеси J 2 + H 2 S имеются 2 сопряженные пары, потенциал которых равен:
J 2 0 + 2 2J ‾ j = + 0,54 B
S 0 + 2 S‾ 2 j = + 0,17 B
J 2 (по стандартному потенциалу) более сильный окислитель, поэтому в реакции J 2 будет окислителем, H 2 S - восстановителем.
Т.е. идет реакция
окислитель J 2 0 + 2 2J ‾ процесс восстановления
восстановитель S‾ 2 − 2 S 0 процесс окисления
При малом отличии окислительно-восстановительных потенциалов сопряженных пар процесс является обратимым. Кроме окислительно-восстановительных потенциалов для определения направления данных реакций используют ее величину ЭДС.
ЭДС окислительно-восстановительной реакции в стандартных условиях равна разности стандартных потенциалов сопряженных окислительно-восстановительных пар, участвующих в реакции
Условием протекания реакции является положительное значение ЭДС.
Например : Выяснить какой галогенид KJ или KBr восстанавливает FeCl 3 .
Ионная форма реакции:
Сопряженные пары и их потенциалы:
Fe +3 + = Fe +2 j = + 0,77 B
1) Br 2 + 2= 2Br ‾ j = + 1,07 B
2) J 2 + 2= 2J ‾ j = + 0,54 B
ЭДС 1 = 0,77 – 1,07 = − 0,30 В
ЭДС 2 = 0,77 – 0,54 = + 0,23 В
Т.е. из двух данных галогенидов, только KJ восстанавливает FeCl 3 . Если Е = 0, то в системе возникает равновесие.
Все биохимические окислительно-восстановительные процессы идут в присутствии ферментов (оксидоредуктаз). В их состав входят кофакторы или коферменты . Коферментами являются катионы переходных металлов (Fe, Cu, Mn, Mo), которые образуют с белком комплексное соединение. Основная особенность этих соединений – это способность быть окислителем и восстановителем, т.к. они находятся в виде сопряженных пар – окисленной и восстановленной форме.
Особенность биохимических окислительно-восстановительных реакций заключается в их много ступенчатости. Данные процессы – гликолиз, цикл Кребса, окислительное фосфорилирование – включают много стадий, которые идут под действием ферментов. Все ферменты определенного процесса объединяются с помощью межмолекулярных связей в ансамбли. Это обеспечивает химическое превращение субстрата постепенно, как на конвеере.
Окислительно-восстановительные реакции можно разделить на
1. межмолекулярные;
2. внутримолекулярные;
3. самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования).
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления атомов в разных молекулах
Своеобразно реагирует перекись Н 2 О 2 – перекись водорода
Внутримолекулярные реакции окисления – восстановления, в которых происходит выравнивание степени окисления атомов одного и того же элемента называется контрдиспропорционирования (коммутации).
По величинам окислительно-восстановительных потенциалов можно судить о направлении протекания окислительно-восстановительных реакций. Исходя из уравнения (7.4), которое связывает разность потенциалов полуреакций с изменением свободной энергии Гиббса DG, и помня, что возможность протекания любого химического процесса обусловлена отрицательным значением DG, можно сделать следующий вывод:
Окислительно-восстановительная реакция будет самопроизвольно протекать в таком направлении, при котором полуреакция с более высоким значением окислительно-восстановительного потенциала выступает в качестве окислителя по отношению к полуреакции с более низким потенциалом.
При этом учтено, что в таблицах значения j 0 приведены для полуреакций в одном направлении - окисления.
Иными словами, окислительно-восстановительная реакция может протекать в том случае, если разность потенциалов полуреакций соответствующего гальванического элемента положительна.
По мере протекания реакции концентрации окисленной и восстановленной форм в полуреакциях изменяются таким образом, что потенциал окислителя уменьшается, а восстановителя - возрастает. В результате разность потенциалов уменьшается, движущая сила процесса ослабевает. Окислительно-восстановительная реакция будет протекать до тех пор, пока потенциалы полуреакций не станут равными. При равенстве потенциалов в системе устанавливается химическое равновесие.
В первом приближении уже путем сравнения стандартных потенциалов полуреакций можно решить вопрос - какая из них способна выполнить функцию окислителя или восстановителя по отношению к другой. Для этого стандартные потенциалы должны существенно отличаться один от другого. Например, цинк (j 0 = -0,76 В) будет восстанавливать (вытеснять) медь (j 0 = +0,34 В) из водного раствора ее соли при любой практически осуществимой концентрации этого раствора. Но, если разность стандартных потенциалов невелика (стандартные потенциалы близки), необходимо рассчитать действительные потенциалы с учетом концентраций по уравнению (7.2) и только после этого решать вопрос о направлении протекания данной окислительно-восстанови
тельной реакции.
Пример 12. Установить возможность и направление протекания реакции
2KBr + PbO 2 + 2H 2 SO 4 = Br 2 + PbSO 4 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Решение. Чтобы ответить на вопрос, запишем реакцию в ионном виде, разделив ее на полуреакции, и запишем стандартные потенциалы полуреакций:
2Br - + PbO 2 + 4H + = Pb 2+ + Br 2 + 2H 2 O.
1) Br 2 + 2? = 2Br - ; j 0 = 1,09 B,
2) PbO 2 + 4H + + 2? = Pb 2+ + 2H 2 O ; j 0 = 1,46 B.
По выражению (7.4) Dj = j ок-ля - j восст-ля = 1,46 - 1,09 = 0,37 В > 0.
Следовательно, DG < 0, т.е. реакция будет протекать слева направо. Из сопоставления потенциалов видно, что PbO 2 в кислой среде имеет больший потенциал, следовательно, он может окислить ионы Br - , которые образуют при этом Br 2 .
Пример 13. Определить возможность протекания окислительно-восстановительных реакций
а) HBrO + HIO = HBrO 3 + HI,
б) HBrO + HIO = HBr + HIO 3 .
Решение. Запишем соответствующие полуреакции и соответствующие им потенциалы: для реакции а)
BrO 3 - + 5H + +4? = HBrO + 2H 2 O ; j 0 = 1,45 B,
HIO + H + +2e = I - + H 2 O ; j 0 = 0,99 B.
Используя уравнение (7.3), найдем разность окислительно-восстановительных потенциалов
Dj 0 = j 0 ок-ля - j 0 восст-ля = 0,99 - 1,45 = -0,46 B.
Так как Dj 0 < 0, то DG > 0, следовательно, реакция невозможна (она протекает в обратном направлении).
Для реакции б)
НBrO + H + + 2? = Br - + H 2 O ; j 0 = 1,33 B,
IO 3 - + 5H + + 4? = HIO + 2H 2 O ; j 0 = 1,14.
Dj 0 = j 0 ок-ля - j 0 восст-ля = 1,33 - 1,14 = 0,19 B. Поскольку для данной реакции Dj 0 > 0, то реакция возможна.
Пример 14. Можно ли ионы Cr 3+ окислить в Cr 2 O 7 2 - действием NO 3 - -иона?
Решение. Действуя как окислитель, ион NO 3 - восстанавливается до NO, поэтому будем сравнивать потенциалы следующих полуреакций:
NO 3 - + 4H + +3? = NO + 2H 2 O ; j 0 = 0,96 B,
Cr 2 O 7 2 - + 4H + + 6? = 2Cr 3+ + 7H 2 O ; j 0 = 1,33 B.
Dj 0 = j 0 ок-ля - j 0 восст-ля = 0,96 - 1,33 = -0,37 В. DG > 0, т.е. NO 3 - -ион не может быть окислителем по отношению к Cr 3+ -иону в стандартных условиях.
Наоборот, двухромовая кислота H 2 Cr 2 O 7 и ее соли ("бихроматы") окисляют NO в HNO 3 .