Ű_{елемента} = Ű_окисл + Ű_відн

0,76 В = Е°_окисл + 0

Таким чином, цинку приписується стандартний окисний потенціал 0,76 В

Zn (тв.) Zn²⁺ (водн.) + 2е^– E°_окисл = 0,76 В (3.5)

Стандартні потенціали інших електродних напівреакцій установлюються шляхом вимірів э.р.с. гальванічних елементів подібним чином.

Електродний потенціал будь-якої окисної напівреакції дорівнює по величині, але протилежний за знаком потенціалу зворотної відбудовної напівреакції

Наприклад:

Zn²⁺ (водн.) + 2е^– Zn (тв.) Е°_відн = – 0,76 В (3.6)

Відповідно до прийнятої угоди, потенціали напівреакцій табулірують як стандартні відбудовні потенціали, що часто називають просто електродні потенціали. Комбінуючи між собою відповідні окисні і відбудовні реакції, можна по їхніх електродних потенціалах обчислювати стандартні э.р.с. найрізноманітніших гальванічних елементів [8, 1].

3.2. Окислювачі і відновлювачи

Потенціали напівреакцій показують, наскільки легко окислюються чи відновлюються відповідні частки. Чим більш позитивна Е° для напівреакції, тим більше тенденція до протікання цієї напівреакції в тому напрямку, у якому вона записана. Негативне значення відновлювального потенціалу вказує, що відновлення відповідної частки відбувається на трудніше, ніж відновлення іона Н⁺ (водн.), а негативне значення окисного потенціалу вказує, що дана частка окисляється трудніше, ніж Н₂ . Розглядаючи напівреакції можна переконатися, що легше за все відновлюється F₂ , і, отже, він являє собою найбільш сильний окислювач із усіх речовин

F₂ (г.) + 2е^– 2F^– (водн.) Е°_відн = 2,87 В (3.7)

Іон літію Li⁺ відновлюється трудніше за всі інші і, отже, є найбільш слабким окислювачем:

Li⁺ (водн.) + е^– Li (тв.) E°_відн = – 3,05 В (3.8)

До найбільш розповсюджених окислювачів відносяться галогени, кисень і такі оксіаніони, як, наприклад, Mn₄ ^– , Cr₂ O₇ ^2– і NO₃ ^– , у яких центральний атом має високий позитивний ступінь окислювання. Як окислювачі іноді також використовуються іони металів з високими позитивними ступенями окислювання, наприклад Ce⁴⁺ , який легко відновлюється до Ce³⁺ .

Серед розглянутих речовин літій окисляється легше всього і, отже, є найбільш сильним відновлювачем:

Li (тв.) Li⁺ (водн.) + е^– E°_окисл = 3,05 В (3.9)

Трудніше всіх інших окисляється фторид-іон F^– , який, отже, є найбільш слабким відновлювачем:

2F^– (водн.) F₂ (м.) +2e^– Ű_окисл = – 2,87 В (3.10)

У якості відновлювачей часто використовуються водень Н₂ і багато металів з позитивними ступенями окислювання, а також іони деяких металів у нижчих ступенях окислювання, наприклад Sn²⁺ , який окисляється в Sn⁴⁺ . Розчини відновлювачей важко зберігати тривалий час, оскільки вони взаємодіють із присутнім усюди O₂ , який є гарним окислювачем. Наприклад, розчини проявників для фотографії є слабкими відновлювачами і не підлягають тривалому збереженню, тому що легко окисляються киснем повітря [1].

4. Мимовільність і ступінь протікання окислювально-відновних реакцій

Як було зазначено вище, у гальванічних елементах протікають мимовільні окислювально-відновні реакції. Іншими словами, будь-яка реакція, за допомогою якої в гальванічному елементі одержують позитивну е.р.с., повинна бути мимовільною. Отже, використовуючи потенціали напівреакцій для обчислення е.р.с. зв'язаної з ними повної окислювально-відновної реакції, можна визначити, чи належна ця реакція протікати мимовільно. При цьому варто користуватися таким правилом: позитивна е.р.с. указує на мимовільний процес, у той час як негативна е.р.с. указує на немимовільний процес.

4.1. Е.р.с. і зміна вільної енергії

Відомо, що зміна вільної енергії ΔG, яким супроводжується хімічний процес, є мірою мимовільності його протікання. Оскільки е.р.с. електрохімічного елемента, де протікає окислювально-відновна реакція, указує, наскільки вона мимовільна, неважко зрозуміти, що між е.р.с. електрохімічного елемента і зміною вільної енергії реакції, що протікає в ньому, повинно існувати визначене співвідношення.

Таке співвідношення дійсно існує:

ΔG = – nFE (4.1)

У цьому рівнянні Е – е.р.с. електрохімічного елемента, n – число молів електронів, стерпних в окислювально-відновній реакції, a F-постійна, що носить назву число Фарадея (по імені Майкла Фарадея). Число Фарадея являє собою електричний заряд 1 моля електронів, і ця кількість заряду зветься фарадей (Ф):

1Ф = 96 500 = 96 500 (4.2)

У тому випадку, якщо реагенти і продукти знаходяться в стандартних станах, рівняння (4.1) здобуває вид

∆G° = –nFE° (4.3)

4.2. Е.р.с. і константа рівноваги

Доведено, що стандартна зміна вільної енергії ∆G° зв'язана з константою рівноваги. До рівнянням (4.4):

∆G° = – 2,30• R• T• lgК (4.4)