ЛЕКЦИЯ № 9 План лекции: 1. Окислительно

1
ЛЕКЦИЯ № 9
План лекции:
1. Окислительно-восстановительные системы, их характеристика.
2. Окислительно-восстановительные потенциалы, их экспериментальное измерение. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал как мера силы
окислителя и восстановителя.
3. Применение стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для определения продуктов, направления и последовательности протекания окислительно-восстановительных реакций.
4. Реальные окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста.
Окислительно-восстановительные системы, их характеристика.
Многие реакции, представляющие интерес для аналитической химии, являются
окислительно-восстановительными и используются как в качественном, так и в количественном анализе.
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют реакции с изменением степени окисления реагирующих веществ. При этом изменение степени окисления
происходит с присоединением и с отдачей электронов.
Процессы присоединения и отдачи электронов рассматривают как полуреакции восстановления и окисления соответственно:
aОк1 + ne ↔ cВос1 (восстановление)
bВос2 – ne ↔ dОк2 (окисление)
В каждой полуреакции вещество в более высокой степени окисления называют окисленной формой (Ок), а в более низкой степени окисления – восстановленной формой (Вос).
Окисленная и восстановленная формы вещества представляют сопряженную окислительно-восстановительную пару (редокс-пару). В окислительно-восстановительной паре окисленная форма (Ок) является акцептором электронов и восстанавливается, восстановленная форма (Вос) выступает в роли донора электронов и окисляется.
Полуреакции окисления и восстановления неосуществимы одна от другой – если
есть донор электронов, то должен быть и акцептор. Реально протекает суммарная окислительно-восстановительная реакция:
aОк1 + bВос2 ↔ cВос1 + dОк2
При этом число отдаваемых и принимаемых электронов должно быть одним и тем же.
Например, рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию:
2Fe3+ + Sn2+ ↔ 2Fe2+ + Sn4+
Соответствующие полуреакции можно написать в виде:
2Fe3+ + 2e ↔ 2Fe2+
Sn2+ – 2e ↔ Sn4+
В данной окислительно-восстановительной реакции участвуют два электрона и имеются
две окислительно-восстановительные пары Fe3+/Fe2+ и Sn4+/Sn2+, каждая из которых содержит окисленную (Fe3+, Sn4+) и восстановленную (Fe2+, Sn2+) формы.
2
Окислительно-восстановительные потенциалы, их экспериментальное измерение. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал как мера силы
окислителя и восстановителя.
Эффективность окислительных или восстановительных свойств данного вещества
(способность отдавать или принимать электроны) зависит от его природы, условий протекания окислительно-восстановительной реакции и определяется величиной окислительновосстановительного потенциала (ОВП) полуреакции (редокс-пары). Этот потенциал экспериментально измеряют с помощью окислительно-восстановительного электрода, состоящего из инертного материала М (платина, золото, графит, стеклоуглерод), погруженного в водный раствор, в котором имеются окисленная и восстановленная формы данного
вещества. Обозначается такой электрод следующим образом:
М | Ок, Вос
На поверхности такого обратимо работающего электрода протекает реакция:
Ок + ne ↔ Вос
в результате которой возникает потенциал, равный окислительно-восстановительному потенциалу исследуемой окислительно-восстановительной пары.
Например, если платиновый электрод погрузить в раствор, содержащий хлориды
железа(III) (окисленная форма) и железа(II) (восстановленная форма) (Pt | FeCl3, FeCl2) , то
на его поверхности протекает окислительно-восстановительная реакция Fe3+ + e ↔ Fe2+ и
возникает электродный потенциал, равный окислительно-восстановительному потенциалу
редокс-пары Fe3+/Fe2+.
Измерить абсолютное значение окислительно-восстановительного потенциала не
представляется возможным, поэтому на практике значение ОВП исследуемой редокспары измеряют относительно какой-либо стандартной полуреакции сравнения и электрода, созданного на еѐ основе (электрода сравнения). Стандартная полуреакция должна быть
обратимой, а электрод сравнения должен обладать постоянным и воспроизводимым потенциалом и иметь достаточно простую конструкцию.
В качестве универсального электрода сравнения для измерения ОВП принят стандартный водородный электрод (СВЭ), который состоит из платиновой пластинки, покрыСтандартный водородный электрод (СВЭ)
той слоем мелкодисперсной платины (платиновой черни), и погруженной в раствор соля| HCl,водорода,
a(H+) = 1 моль/л
ной (или серной) кислоты с Pt(H
активностью
ионов
равной|| единице – аН+ = 1:
2) (p =1 атм)
H2 (газ)
молекулы водорода,
адсорбированные на
платиновой пластине
HCl
Pt
2Н+ + 2е
платиновая пластина,
покрытая мелкодисперсной
платиной
(платиновая чернь)
Н2
Платина омывается потоком газообразного
водорода под давлением 1 атм (101,3 кПа),
Стандартные условия: t = 250C (298 K), p(H2) = 1 атм (101,3 кПа),
который сорбируется на пористой поверхности платиновой
черни. Обозначается стан0
a(H+) = образом:
1 моль/л
ЕСВЭ = E2H /H = 0
дартный водородный электрод следующим
+
2
3
Pt(H2) (p = 1 атм) | HCl (aH+ = 1)
На поверхности такого обратимо работающего электрода протекает полуреакция:
2Н+ + 2е ↔ Н2↑
потенциал которой условно принят нулю при любой температуре, то есть потенциал
стандартного водородного электрода ЕСВЭ = 0.
Следует отметить, что стандартный водородный электрод не является окислительно-восстановительным
электродом,
относитсягальванический
к так называемым
электродам первого
• Для измерения
ОВПасобирают
элемент,
рода, потенциал составленный
которых зависит
от
активности
соответствующих
катионов
из СВЭ и исследуемой ОВ пары (полуреакции). – в данном
случае от активности катионов водорода.
Для измерения ОВП полуреакции нужно составить гальванический элемент из станОВП редокс-пары (полуреакции) – это ЭДС гальванического
дартного водородного электрода и электрода, на котором протекает исследуемая полуреэлемента, составленного из данной ОВ полкреакции и СВЭ.
акция:
V
Солевой мостик
KCl (насыщ)
Потенциометр
i=0
H2
Pt
Ок + ne
Вос
СВЭ: а(Н+) = 1
Станд. условия: Т = 298 К, Р = 101,3 кПа, аОк = аВос = 1 моль/л
При этом схема записи гальванического элемента выглядит следующим образом:
Pt(H2) (p = 1 атм) | HCl (aH+ = 1) || Ок, Вос | Pt
В этой схеме вертикальная черта (|) означает скачок потенциала на границе раздела фаз
«электрод – раствор», а двойная вертикальная черта (||) – устранение диффузионного потенциала с помощью солевого мостика.
Электродвижущая сила (ЭДС) данной гальванической цепи, то есть разность потенциалов исследуемой полуреакции и стандартного водородного электрода, равна окислительно-восстановительному потенциалу исследуемой редокс-пары:
ЭДС = ЕОк/Вос – ЕСВЭ = ЕОк/Вос – 0 = ЕОк/Вос
Если потенциал исследуемой окислительно-восстановительной пары измерен в
стандартных условиях – температура 250С (298 K), давление 1 атм (101,3 кПа) и активности окисленной и восстановленной форм равны единице (аОк = аВос = 1 моль/л), то его называют стандартным окислительно-восстановительным потенциалом и обозначают
Е0Ок/Вос.
Стандартные ОВП множества окислительно-восстановительных пар измерены и их
значения в вольтах приведены в таблицах, например:
4
Окислительновосстановительная
пара (Ок/Вос)
F2/2FMnO4-/Mn2+
Cl2/2ClFe3+/Fe2+
I2/2ISn4+/Sn2+
0
Е
Ок/Вос,
+2,28
+1,51
+1,36
+0,77
+0,54
+0,15
В
Окислительновосстановительная
пара (Ок/Вос)
Е0Ок/Вос, В
2H+/H2
S0/H2S
Fe2+/Fe0
Zn2+/Zn0
Al3+/Al0
Mg2+/Mg0
0,00
-0,14
-0,47
-0,76
-1,61
-2,07
Чем больше Е0Ок/Вос, тем более сильным окислителем является окисленная форма и
более слабым восстановителем восстановленная форма. И, наоборот, чем меньше Е0Ок/Вос,
тем более сильным восстановителем является восстановленная форма и более слабым
окислителем окисленная форма.
Из приведенных в таблице данных видно, что наибольшими окислительными свойствами обладает молекулярный фтор, а наибольшими восстановительными – металлический магний. При этом ионы фтора и магния практически не обладают восстановительными и окислительными свойствами соответственно.
Положительный знак потенциала указывает на самопроизвольное протекание реакции восстановления в паре со СВЭ, отрицательный – на самопроизвольное протекание реакции окисления. Так, потенциалы сильных окислителей всегда положительны, а сильных
восстановителей – отрицательны. Соглашение о знаках было принято в 1953 г. на конгрессе Международного союза теоретической и прикладной химии (ИЮПАК).
Применение стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для
определения продуктов, направления и последовательности протекания окислительно-восстановительных реакций.
Из термодинамической теории электродвижущих сил и электродных потенциалов
известно, что стандартный потенциал реакции Е0 (стандартная ЭДС реакции), который равен разности стандартных ОВП участвующих в реакции редокс-пар (полуреакций), связан
со стандартным изменением энергии Гиббса ΔG0 реакции уравнением:
ΔG0 = -nFE0
где: n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительной реакции
F – число Фарадея, 96500 Кл/моль
Из термодинамики равновесных процессов известно также, что если изменение
энергии Гиббса при любой химической реакции меньше нуля, то эта реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении в соответствии с записью уравнения реакции; если больше нуля – в обратном направлении.
Отсюда нетрудно видеть, что при положительной разности стандартных ОВП редокс-пар (полуреакций), участвующих в какой-либо окислительно-восстановительной реакции aОк1 + bВос2 ↔ cВос1 + dОк2, изменение стандартной энергии Гиббса меньше нуля
и реакция в стандартных условиях протекает в прямом направлении:
Е0 = Е0Ок1/Вос1 – Е0Ок2/Вос2 > 0, ΔG0 < 0
5
В случае отрицательной разности стандартных ОВП редокс-пар (полуреакций), участвующих в окислительно-восстановительной реакции, изменение стандартной энергии
Гиббса больше нуля и реакция в стандартных условиях в прямом направлении не идѐт, а
протекает в обратном направлении:
Е0 = Е0Ок1/Вос1 – Е0Ок2/Вос2 < 0, ΔG0 > 0
Иными словами, окислительно-восстановительная реакция протекает в направлении
от более сильных окислителя и восстановителя к более слабым. При этом реакция идѐт до
установления состояния равновесия.
Например, можно ли окислить ионы железа(II) солью четырехвалентного олова?
Предполагаемая реакция окисления протекает по уравнению:
Sn4+ + 2Fe2+ → Sn2+ + 2Fe3+
0
0
Стандартные ОВП редокс-пар равны: ESn
+0,15 B , EFe
+0,77 B . Тогда, со4+
3+
/Sn2+
/Fe2+
0
0
гласно изложенному выше Е = 0,15 – 0,77 = -0,62 В < 0 (ΔG > 0). Это означает, что реакция в стандартных условиях в прямом направлении не идет, то есть окислить ионы железа(II) ионами четырехвалентного олова невозможно. Напротив, реакция протекает в обратном направлении и возможно окисление ионов олова(II) ионами железа(ΙΙΙ):
2Fe3+ + Sn2+ → 2Fe2+ + Sn4+
В этом случае стандартный потенциал реакции положителен Е0 = 0,77 – 0,15 = 0,62 В > 0,
а изменение стандартной энергии Гиббса меньше нуля (ΔG0 < 0).
Таким образом, в соответствии со стандартными окислительно-восстановительными
потенциалами реакция идет в направлении от более сильных окислителя и восстановителя
(Fe3+ и Sn2+) к более слабым (Fe2+ и Sn4+).
Используя стандартные окислительно-восстановительные потенциалы можно определять не только направление, но и последовательность протекания окислительновосстановительных реакций. В случае нескольких ОВР в первую очередь идет та, стандартный потенциал которой Е0 наибольший.
Например, при действии хлорной воды на раствор, содержащий иодид- и бромидионы возможно протекание реакций:
Cl2 + 2I- → I2 + 2ClCl2 + 2Br- → Br2 + 2ClСтандартные ОВП редокс-пар, участвующих в реакциях, равны:
ECl0 /2Cl2
+1,36 B , EBr0 /2Br2
+1,08 B , EI0 /2I-
+0,54 B
2
В данном случае сильный окислитель Cl2 (большой стандартный ОВП) в первую очередь
будет взаимодействовать с наиболее сильным восстановителем иодид-ионом (наименьший стандартный ОВП), а затем с бромид-ионом. На это указывает бóльшее значение
стандартного потенциала реакции хлора с иодидом (Е0 = 1,36 – 0,54 = 0,82 В), чем с бромидом (Е0 = 1,36 – 1,08 = 0,28 В).
С помощью стандартных ОВП можно также определять продукты окислительновостановительных реакций.
6
Например, при взаимодействии хлорида олова(IV) с металлическим железом возможно восстановление олова до Sn2+ или Sn0 и окисление железа до Fe2+ или Fe3+. При
этом:
0
ESn
4+
/Sn2+
0
+0,15 B , ESn
4+
/Sn0
0
+0,01 B , EFe
2+
/Fe0
0
-0,44 B , EFe
3+
/Fe0
-0,04 B
Из приведенных значений стандартных ОВП видно, что бóльшие окислительные свойства
ион Sn4+ проявляет при восстановлении до Sn2+, а металлическое железо является более
сильным восстановителем при окислении до иона Fe2+. Поэтому исследуемая реакция
протекает по уравнению:
Sn4+ + Fe0 → Sn2+ + Fe2+
Этой реакции отвечает и набольшее значение стандартного потенциала равное:
Е0 = 0,15 – (-0,44) = 0,69 В
Таким образом, продуктами реакции между хлоридом олова(IV) и металлическим железом являются хлориды олова(II) и железа(II):
SnCl4 + Fe → SnCl2 + FeCl2
Реальные окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста.
Ситуация, когда все участники окислительно-восстановительной реакции одновременно находятся в стандартных состояниях (их активности, концентрации и коэффициенты активности равны единице), часто практически нереализуема и еѐ следует рассматривать как гипотетическую.
Окислительно-восстановительная реакция, протекающая в реальных условиях, характеризуется работой А, которая затрачивается на электрохимическое превращения одного моля вещества:
A = nFE
где: n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительной реакции
F – число Фарадея, 96500 Кл/моль
Е – потенциал реакции, В
Для самопроизвольной реакции aОк1 + bВос2 ↔ cВос1 + dОк2 эта работа есть
энергия Гиббса:
G = -nFE
Зная, что
G = G0 + RTlnK0
разделив на nF, поменяв знаки и подставив выражение для K0 получаем:
с
d
аОк2
G
G0
RT aВос1
ln a
b
nF
nF
nF аОк1 aВос2
или:
G
nF
a
b
aВос2
G0
RT аОк1
+
ln с
d
nF
nF aВос1 аОк2
7
a
b
aВос2
RT аОк1
E +
ln с
d
nF aВос1
аОк2
0
E
При активностях всех компонентов, равных единице, Е = Е0, то есть потенциал реакции
равен еѐ стандартному потенциалу.
Потенциал любой окислительно-восстановительной реакции (реальный Е или стандартный Е0) равен разности соответствующих окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций еѐ составляющих, тогда:
EОк1/Вос1
EОк2/Вос2
0
EОк1/Вос1
0
EОк2/Вос2
+
a
b
RT аОк1
aВос2
ln с
d
nF aВос1 аОк2
0
EОк1/Вос1
0
EОк2/Вос2
+
a
RT аОк1
ln с
nF aВос1
b
RT aВос2
ln d
nF аОк2
0
EОк1/Вос1
0
EОк2/Вос2
+
a
RT аОк1
ln с
nF aВос1
d
RT аОк2
ln b
nF aВос2
a
RT аОк1
ln с
nF aВос1
0
EОк2/Вос2
d
RT аОк2
ln b
nF aВос2
0
EОк1/Вос1
+
0
EОк1/Вос1
+
a
RT аОк1
ln с
nF aВос1
0
EОк2/Вос2
+
d
RT аОк2
ln b
nF aВос2
Если при этом второй полуреакцией является протекающая в стандартных условиях
0
полуреакция 2Н+ + 2е ↔ Н2 (aH+ = 1, p = 1 атм) , для которой E2H+ /H E2H
0 , то по+
/H
2
2
тенциал реакции будет равен потенциалу первой полуреакции:
E
EОк1/Вос1
0
Ок1/Вос1
E
a
RT аОк1
+
ln c
nF aВос1
Тогда выражение для окислительно-восстановительного потенциала любой полуреакции аОк + ne ↔ сВос имеет вид:
EОк/Вос
0
EОк/Вос
+
a
RT аОк
ln c
nF aВос
где: ЕОк/Вос – реальный окислительно-восстановительный потенциал полуреакции
(редокс-пары), В
Е0Ок/Вос – стандартный окислительно-восстановительный потенциал полуреакции
(редокс-пары), В
R – универсальная (молярная) газовая постоянная, 8,314 Дж/моль∙K
Т – абсолютная температура, K
n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительной реакции
F – число Фарадея, 96500 Кл/моль
8
Это выражение называют уравнением Нернста. Часто постоянные величины в уравнении Нернста объединяют в одну константу, а натуральный логарифм заменяют десятичным (ln = 2,3lg). Тогда при 250С (298 K):
EОк/Вос
0
EОк/Вос
+
a
0,059 аОк
lg с
n
aВос
Из уравнения Нернста следует, что стандартный ОВП равен реальному окислительновосстановительному потенциалу полуреакции (редокс-пары) при активностях всех участвующих в равновесии частиц, равных единице:
0
EОк/Вос
при
EОк/Вос
aОк
aВос
1моль/л
Например, для полуреакции:
MnO4- + 8H+ + 5e ↔ Mn2+ + 4H2O
EMnO- /Mn2+
4
EMnO- /Mn2+
4
0
MnO-4 /Mn 2+
E
8
0,059 aMnO-4 аH+
+
lg
5
aMn2+
0
EMnO
при aMnO/Mn 2+
4
4
aMn 2+
aH+
1моль/л
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал зависит только от температуры, давления и природы растворителя.
На практике удобнее пользоваться концентрациями, а не активностями. В этом случае уравнение Нернста можно переписать, используя общие концентрации окисленной
( cОк ) и восстановленной форм ( сВос ). Поскольку a = γ∙α∙c (где γ – коэффициент активности, α - коэффициент конкурирующей реакции), то уравнение Нернста приобретает вид:
EОк/Вос
0
EОк/Вос
+
0
EОк/Вос
+
a
0,059 аОк
lg с
n
aВос
0
EОк/Вос
+
a
a
a
0,059 γОк
αОк
0,059 cОк
lg с
+
lg
с
n
γ Вос αсВос
n
cВос
ЕОк/Вос
0'
EОк/Вос
+
a
a
a
0,059 γОк
αОк
cОк
lg с
с
n
γ Вос αсВос cВос
0'
EОк/Вос
+
a
0,059 cОк
lg с
n
cВос
a
0,059 cОк
lg с
n
cВос
0'
где: EОк/Вос
– формальный окислительно-восстановительный потенциал полуреакции
(редокс-пары)
0'
EОк/Вос
0
EОк/Вос
+
a
a
0,059 γОк
αОк
lg с
n
γ Вос αсВос
9
Формальный ОВП равен реальному окислительно-восстановительному потенциалу при
общих концентрациях окисленной и восстановленной форм, равных 1 моль/л, и заданных
концентрациях всех других веществ, присутствующих в системе:
0'
EОк/Вос
при
EОк/Вос
4
сВос
1моль/л
MnO4- + 8H+ + 5e ↔ Mn2+ + 4H2O
Например, для полуреакции:
0'
EMnO
/Mn 2+
сОк
0
EMnO
+
/Mn 2+
4
0, 059 γ MnO-4 α MnO-4
0, 059
lg
+
lg[H + ]8
5
γ Mn 2+ α Mn 2+
5
Таким образом, формальный окислительно-восстановительный потенциал, в отличие от
стандартного, зависит не только от температуры, давления и природы растворителя, но и
от ионной силы, протекания конкурирующих реакций и концентрации частиц, не являющихся окисленной либо восстановленной формами, но принимающих участие в полуреакции (в данном примере Н+).
При расчетах окислительно-востановительных потенциалов влиянием ионной силы
часто пренебрегают, принимая отношение коэффициентов активности равным единице, и
вместо активностей в уравнении Нернста используют равновесные концентрации ([Ок] =
αОк∙ cОк ; [Вос] = αВос∙ сВос ). Тогда:
EОк/Вос
0
EОк/Вос
+
a
0,059 аОк
lg с
n
aВос
0
EОк/Вос
+
EОк/Вос
a
a
a
0,059 γОк
αОк
cОк
lg с
с
n
γВос αсВос cВос
0
Ок/Вос
E
0
EОк/Вос
+
0,059 [Ок]a
lg
n
[Вос]с
0,059 [Ок]a
+
lg
n
[Вос]с
Все последующие примеры записаны и рассчитаны с использованием этого допущения.
При написании уравнения Нернста для какой-либо окислительно-восстановительной
полуреакции следует придерживаться определенного порядка и правил:
- правильно записать окислительно-восстановительную полуреакцию с соблюдением
стехиометрических коэффициентов и определить число электронов, участвующих в ней;
- определить окисленную и восстановленную форму;
- определить компоненты в стандартном состоянии (твердые формы, малорастворимые газы с р = 1 атм, молекулы растворителя) и исключить их из написания уравнения
Нернста, так как их активности равны единице;
- записать уравнение Нернста с учетом стехиометрических коэффициентов и сопутствующих ионов.
Например, написать уравнения Нернста для следующих редокс-пар:
а) Cr2O72-/Cr3+ (в кислой среде)
- напишем полуреакцию: Сr2O72- + 14H+ + 6e ↔ 2Cr3+ + H2O (n = 6)
- в этой полуреакции Сr2O72- - окисленная форма, Cr3+ - восстановленная форма
- Н2О (растворитель) в стандартном состоянии (а = 1)
- запишем уравнение Нернста с учетом стехиометрических коэффициентов и сопутствующих ионов Н+:
0,059 [Cr2O72- ][H+ ]14
EСr O2- /Сr3+
EСr0 O2- /Сr3+ +
lg
2 7
2 7
6
[Cr 3+ ]2
10
б) AgCl/Ag0
- напишем полуреакцию: AgCl↓ + e ↔ Ag0↓ + Cl(n = 1)
0
- в этой полуреакции AgCl - окисленная форма, Ag - восстановленная форма
- AgCl↓ и Ag0↓ в твердой форме, то есть в стандартном состоянии (а = 1)
- запишем уравнение Нернста с учетом стехиометрических коэффициентов и сопутствующих ионов Cl-:
1
0
0
EAgCl/Ag0
EAgCl/Ag
EAgCl/Ag
0,059 lg[Cl- ]
0 + 0,059 lg
0
[Cl ]
в) О2/Н2О2 (в кислой среде)
- напишем полуреакцию: О2 + 2Н+ + 2e ↔ H2O2
(n = 2)
- в этой полуреакции O2 - окисленная форма, Н2О2 - восстановленная форма
- газообразный О2 в стандартном состоянии (а = 1)
- запишем уравнение Нернста с учетом стехиометрических коэффициентов и сопутствующих ионов Н+:
0,059 [H+ ]2
0
EO2 /H2O2
EO2 /H2O2 +
lg
2
[H2O2 ]
г) О2/Н2О2 (в щелочной среде)
- напишем полуреакцию: О2 + 2Н2О + 2e ↔ H2O2 + 2ОН- (n = 2)
- в этой полуреакции O2 - окисленная форма, Н2О2 - восстановленная форма
- газообразный О2 и Н2О (растворитель) в стандартном состоянии (а = 1)
- запишем уравнение Нернста с учетом стехиометрических коэффициентов и сопутствующих ионов ОН-:
0, 059
1
EO2 /H 2O2
EO0 2 /H 2O2 +
lg
2
[H 2 O 2 ][OH - ]2
д) SO42-/SO32- (в щелочной среде)
- напишем полуреакцию: SO42- + H2O + 2e ↔ SO32- + 2OH- (n = 2)
- в этой полуреакции SO42- - окисленная форма, SO32- - восстановленная форма
- Н2О (растворитель) в стандартном состоянии (а = 1)
- запишем уравнение Нернста с учетом стехиометрических коэффициентов и сопутствующих ионов ОН-:
[SO2-4 ]
0,059
0
ESO2- /SO2ESO
+
lg
224
3
4 /SO3
2
[SO2-4 ][OH ]2