Возможность и направление протекания ОВР
Для установления возможности самопроизвольного протекания в стандартных условиях ОВР помимо расчета ЭДС, можно воспользоваться нахождением ∆G0298 для этой реакции. Отрицательное значение ∆G0298 как и положительное значение ЭДС, свидетельствует о том, что в стандартных условиях при 298 К эта реакция может протекать самопроизвольно, без подвода энергии извне.
При обратимом осуществлении ОВР в условиях р = const и V= const изменение энергии Гиббса будет равно электрической работе Аэл., совершаемой системой.
∆G0 = - Аэл.
Потенциал ОВ пары вычисляют по уравнению Нериста, которое можно представить в виде
Е=Е0 + 0,059 a окиссл.
N lg a восст.
ЭДС = Е0окисл. – Е0восст.; Сисх./ Спрод .= 1/К
В состоянии равновесия активности реагентов и продуктов приобретут равные значения и ЭДС станет равной нулю, а выражение под знаком логарифма 1/К, тогда ln1/K = ln1 - lnK; ln1=0
O = ΔE0+(R · T/ n· F) · ln 
ΔЕ0- (R · T/n · F) · lnK
или +n ∙ F · Δ E0 = RT · lnK
- n· F · ΔE0 = Δ G
В соответствии со II законом термодинамики самопроизвольно протекают только процессы имеющие Δ G<0, то реакция ОВР идет слева направо, только если ЭДС>0.
ΔGp = -RT· lnK = -nF· ΔE0
Если взаимодействует сильный окислитель с сильным восстановителем, то происходит односторонний процесс. Он практически протекает до конца, т.к. его продуктами обычно является соединения со слабо выраженными окислительно–восстановительными свойствами. При малом отличии окислительно–восстановительной активности исходных веществ и продуктов реакции процесс является двусторонним. Для количественной оценки направленности процессов пользуются значениями G0 реагентов и продуктов реакции, а для частного случая ОВР, протекающих в разбавленных водных растворах при t=250С, 101кПа можно пользоваться значениями нормальных электродных потенциалов.
Сопоставляя электродные потенциалы соответствующих систем,, можно заранее определять направление в котором будет протекать ОВР.
Стандартная э.д.с. Е0 гальванического элемента связана со стандартной энергией Гиббса ∆ G0 протекающей в элементе реакции соотношением.
∆G0=-nF· ∆E0
С другой стороны ∆G0 связана с константой равновесия К реакции уравнением.
n ·F·ΔE0 = 2,3 · RT · lgK
lgK = n ∙F · Δ E0 / 2,3 RT
lgK = n ∙ Δ E0 / 0,059
Эту работу можно предоставить как количество переменного в ходе этого процесса электричества nF (n – число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю в элементарном акте реакции, F – постоянная Фарадея), умноженнае на разность потенциалов Е между электродами соответствующего гальванического элемента.
ΔG= - n· F · Δ E
Для ОВР при Т = 298 ΔG0= - n ·F · ΔE0
При условиях, отличающихся от стандартных, для системы
Ox + ne↔Redэлектродный потенциалопределяется уравнением Нернста
Eoх/Red = E00х/Red - (RT/n· F) · ln(C(Red)/С(Ox))
Eox/Red и E0ox/Red - электродный и стандартный потенциалы системы.
n – число электронов, участвующих в процессе.
C(Red) и Cox молярные концентрации восстановленной и окисленной форм.
Eox/Red = E0ox/Red – (0,059/n) · lg C(Red)/С(Ox)
или 
Например :
для системы MnO4- + 8H+ + 5e ↔ Mn2+ + 4H2O
E MnO-4/ Mn2+ = 1,51 – (0,059/5) · lg (CMn2+/СMnO-4 · C(H+)8)
Пример:
Выбрать галогенид калия в качестве восстановителя для FeCl3
2KГ- + 2 Fe 3+Cl3(P) = Г02 + 2KCl(P) + 2 Fe 2+Cl2(P)
(Г = F-, Cl-, Br-, I- )
По таблице: E0Fe3+/Fe+2 = +0,77B
E0F2/2F- = + 2,86B
E0Cl2/2Cl- = + 1,36B
E0Br2/2Br- = +1,07B
E0I2/2I- = +0,54B < 0.77 B
Вычислим э.д.с. с участием гологенидов для KI
ΔЕ0298 = Е0окисл. – Е0восст. = 0,77 – 0,54 = 0,23В > 0. Только иодид калия будет