Полуреакции окисления и восстановления таблица – —

Стандартные окислительные восстановительные потенциалы (Таблица)

Справочная таблица стандартные окислительно -восстановительные потенциалы по общей и неорганической химии содержит: элемент, уравнение реакции и стандартный потенциал. Таблица содержит справочный материал, необходимый для решения задач по общей и неорганической химии. Предназначено для школьников и студентов.

Смотрите также таблицу «Стандартные электродные потенциалы металлов».

Элемент

Уравнение реакции

Стандартный потенциал Ео, В

Азот

HNO2+ H+ + e = NO + H2O

+1,00

NO3+ 2H+ + 2e = NO2+ H2O

+0,835

NO3+ 4H+ + 3e = NO + 2H2O

+0,96

3N2+ 2H+ + 2e = 2HN3

-3,1

 

Алюминий

AlO2+ 2H2O + 3e = Al + 4OH

-2,35

Al(OH)3+ 3H+ + 3e = Al + 3H2O

-1,471

 

Бериллий

Be(OH)2+ 2H+ + 2e = Be + 2H2O

-1,820

BeO22-+ 4H+ + 2e = Be + 2H2O

-0,909

Be2+ + 2e = Be

-1,847

 

Бром

Br2+ 2e = 2Br

+1,065

HBrO + H+ + 2e = Br + h3O

+1,33

HBrO + 2H+ + 2e = Br2 + h3O

+1,59

BrO + h3O + 2e = Br + 2OH

+0,76

BrO3+ 2h3O + 4e = BrO + 4OH

+0,54

BrO3+ 6H+ + 6e = Br + 3h3O

+1,44

2BrO3+ 12H+ + 10e = Br2+ 6H2O

+1,52

 

Водород

H2+ 2e = 2H

-2,251

2H2O + 2e= H2+ 2OH

-0,828

 

Железо

Fe3+ + e = Fe2+

+0,771

Fe3+ + 3e = Fe

-0,037

Fe(OH)3 + e = Fe(OH)2 + OH

-0,56

Fe(OH)3+ H+ + e = Fe(OH)2+ H2O

+0,271

 

Иод

I2+ 2e = 2I

+0,536

HIO + H+ + 2e = I+ H2O

+0,99

2HIO + 2H+ + 2e = I2 + 2h3O

+1,45

IO + h3O + 2e = I + 2OH

+0,49

IO3+ 5H+ + 4e = HIO + 2H2O

+1,14

 

Иод

IO3

—+ 3H2O + 6e = I+ 6OH

+0,26

IO3+ 6H+ + 6e = I + 3h3O

+1,085

2IO3+ 12H+ + 10e = I2+ 6H2O

+1,19

 

Кислород

O2+ 2H2O + 2e = H2O2+ 2OH

-0,076

O2 + 2h3O + 4e = 4OH

+0,401

O2 + 2H+ + 2e = h3O2

+0,682

O2 + 4H+ + 4e = 2h3O

+1,23

h3O2 + 2H+ + 2e = 2h3O

+1,77

О3 + H2O + 2e = O2+ 2OH

+1,24

O3 + 6H+ + 6e = 3h3O

+1,511

O3+ 2H+ + 2e = O2+ H2O

+2,076

Марганец

MnO4+ e = MnO42-

+0,56

MnO4+ 2H2O + 3e = MnO2+ 4OH

+0,6

MnO2 + 4H+ + 2e = Mn2+ + 2h3O

+1,228

MnO4+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

+1,51

 

Медь

Cu2+ + e = Cu+

+0,15

Cu+ + e = Cu

+0,52

Cu2+ + Br + e = CuBr

+0,64

Cu2+ + I+ e = CuI

+0,86

 

Свинец

PbO + H2O + 2e = Pb + 2OH

-0,580

PbO + 2H+ + 2e = Pb + H2O

+0,248

Pb(OH)2 + 2H+ + 2e = Pb + h3O

+0,277

PbO2 + SO42-+ 4H+ + 2e = PbSO4 + 2h3O

+1,685

Pb4+ + 2e = Pb2+

+1,69

 

Селен

Se + 2e = Se2-

-0,92

Se + 2H+ + 2e = H2Se

-0,36

SeO42-+ 4H+ +2e = h3SeO3

+1,15

h3SeO3 + 4H+ + 4e = Se + 3h3O

+0,74

SeO32-+ 3h3O + 4e = Se + 6OH

-0,366

 

Сера

S + 2e = S2-

-0,48

S + 2H+ + 2e = H2S

+0,17

SO42-+ 8H+ + 6e = S + 4H2O

+0,357

SO42-+ 10H+ + 8e = H2S + 4H2O

+0,311

SO42-+ 8H+ + 8e = S2-+ 4H2O

+0,149

SO42-+ 4H+ + 2e = h3SO3 + h3O

+0,17

SO42-+ h3O + 2e = SO32-

+ 2OH

-0,93

SO42-+ 2H+ + 2e = SO32-+ H2O

+0,20

h3SO3 + 4H+ + 4e = S + 3h3O

+0,449

SO32-+ 6H+ + 6e = S2-+ 3h3O

+0,231

 

Фосфор

H3PO4+ 2H+ + 2e = H3PO3+ H2O

-0,276

 

Фтор

F2+ 2e = 2F

+2,87

F2+ 2H+ + 2e = 2HF

+3,06

 

Хлор

Cl2+ 2e = 2Cl

+1,36

HClO + H+ + 2e = Cl+ H2O

+1,49

2HClO + 2H+ + 2e = Cl2 + 2h3O

+1,63

ClO+ H2O + 2e = Cl+ 2OH

+0,88

ClO3+ 6H+ + 6e = Cl + 3h3O

+1,45

2ClO3+ 12H+ + 10e = Cl2+ 3H2O

+1,47

ClO3+ 3h3O + 6e = Cl + 6OH

+0,63

ClO4+ 2H+ + 2e = ClO3+ h3O

+1,189

ClO4+ 16H+ + 14e = Cl2(водн) + 8H2O

+1,385

2HCl(r) + 2H+ + 2e = Cl2(водн) + 2H2O

+1,594

 

Хром

Cr2O72-+ 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O

+1,36

Cr3+ + 3e = Cr

-0,744

Cr2+ + 2e = Cr

-0,913

Cr3+ + e = Cr2+

-0,407

 

Цинк

ZnO22-+ 4H+ + 2e = Zn + 2H2O

+0,44

ZnO22-+ 2H2O + 2e= Zn + 4OH

-1,216



infotables.ru

2.2. Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций)

Метод применяют при составлении уравнений ОВР, протекающих в растворах.

В отличие от метода электронного баланса он дает более правильное представление о процессах окисления и восстановления в растворах, так как рассматривает не гипотетические степени окисления элементов, а ионы молекул в том виде, в котором они существуют в растворе. Слабые электролиты или малорастворимые вещества записывают в виде молекул, а сильные – в виде ионов; при этом учитывают, что в водной среде в реакции могут участвовать ионы Н+, ОН и молекулы Н2О.

Порядок и правила нахождения коэффициентов в уравнениях ОВР, протекающих в различных средах, неодинаковы, поэтому рассмотрим их на отдельных примерах.

      1. Овр, протекающие в кислой среде

Каждая освобождающаяся частица кислорода связывается с двумя ионами водорода с образованием одной молекулы воды: [О2] + 2 Н+ = Н2О. Каждая недостающая частица кислорода берется из молекулы воды, при этом освобождается два иона водорода: Н2О — [О2] = 2 H+

Последовательность действий при составлении уравнений реакции следующая:

  1. Записывают схему реакции в молекулярной форме, например:

KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 → MnSO4 + CO2 + K2SO4 + H2O

2. Записывают схему реакции в ионной форме:

K+ + MnO4 + 2H+ + C2O42- + 2H+ + SO42- → Mn2+ + SO42- + CO2 +2K+ + SO42- + H2O

Сокращаем те ионы, которые не претерпели изменения в результате реакции.

3. Составляют краткое ионное уравнение ОВР и подчеркивают ионы, которые изменились по зарядности или составу:

MnO4 + 2H+ + C2О42-Mn2+ + CО2+ H2O

4. Записывают схему процессов окисления и восстановления в виде так называемых полуреакций а) MnO4Mn2+ восстановление;

б) C2O42–CO2 окисление.

5. Составляют качественный и количественный баланс для атомов элементов, а также баланс по зарядам ионов, молекул для полуреакций «а» и «б».

Качественный баланс предусматривает, чтобы в правой и левой частях уравнений «а» и «б» присутствовали одни и те же элементы. Количественный баланс требует равенства числа атомов каждого элемента в правой и левой частях.

Качественный и количественный баланс обеспечивается разными способами в различных средах.

В процессе восстановления в левой части полуреакции «а» — четыре атома кислорода, для их связывания нужно написать в левую часть 8 H+ и получить 4 молекулы воды в правой части уравнения «а» (т. е. на каждый избыточный атом кислорода вводится в левую часть удвоенное число катионов водорода, а в правую вводится соответствующее число молекул воды (в два раза меньше, чем число ионов водорода):

а) MnO4 + 8 H+ → Mn2+ + 4H2O;

б) C2O42‾ → 2CO2;

для полуреакции «б» качественный и количественный баланс обеспечивают коэффициентом в правой части уравнения. Если окислительно-восстановительные реакции протекают в присутствии молекулы кислоты и при составлении материального баланса наблюдается недостаток атомов кислорода в одной из частей баланса, то в эту часть записывают столько молекул воды, сколько не хватает атомов кислорода, а в противоположную часть записывают удвоенное число катионов водорода на каждый избыточный атом кислорода.

6. Далее осуществляют баланс по зарядам ионов и молекулам складывая все заряды левой части и правой части уравнения. В нашем примере заряд левой части равен +7, а правой части двум. Далее, чтобы уравнять заряды прибавляют в левую часть 5ē электронов, и стрелку заменяем на знак равенства.

В полуреакции «б» заряд левой части обусловливается зарядом иона и равен –2, а правой части – 0, т.к. нейтральные молекулы электронейтральны, и чтобы заряд левой части был равен нулю, отнимают 2 электрона

MnO4 + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

5

10

2

суммарный заряд до превращения

суммарный заряд

после превращения

число переданных

электронов

[-1+8(+1)]=+7

[+2+4•0]=+2

n1 =+7-2=+5

C2O42- — 2ē = 2CO2

2

5

заряд до превращения равен -2

заряд после число переданных

превращения электронов

2•0=0 n2 =–2 – 0 =–2

Так как число принятых окислителем электронов и отданных восстановителем должно быть одинаковым, то для чисел 2 и 5 находим наименьшее общее кратное, оно равно 10, затем находим коэффициенты для полуреакций «а» и «б». Для молекул и ионов уравнения «а» множитель равен 2, в уравнении «б» множитель равен 5.

7. Каждую частицу полуреакции окисления-восстановления умножаем на найденные коэффициенты электронного баланса и складываем левые и правые части баланса; если нужно, то приводим подобные члены и составляем краткое ионное уравнение ОВР.

2MnO4¯ + 16H+ + 5C2O42– = 2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 (краткое ионное уравнение)

Множители перед ионами и молекулами в суммарном уравнении есть коэффициенты перед соответствующими молекулами в молекулярном уравнении и составляют молекулярное уравнение.

2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 4H2O

8. Определяют коэффициенты перед атомами элементов не участвующими в ОВР (например К+) и проверяют суммарное число атомов водорода и кислорода в левой и правой частях молекулярного уравнения.

Пример:

K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O

1) 2K+ + (Cr2O7)2 + H+ + Cl → Cr3+ + 3Cl + Cl2 + K+ + Cl + H2O

2) Cr2O72- + H+ + ClCr3+ + Cl2 + H2O

3)Cr2O72- + 14H+ + 6ē → 2Cr3+ + 7H2O 6 3 1 восстановление

2Cl -2ē = Cl2 2 1 3 окисление

Так как в ионе Cr2O72- 2 атома хрома, то и в правой части перед ионом ставится коэффициент 2:

4) Cr2O72- + 6Cl = 2Cr3+ + 7H2O + 3Cl2

При написании молекулярного уравнения нужно учесть что молекулы HCl выполняют роль восстановителя и среды. Ионы K+ в молекуле K2Cr2O7 нужно связать с хлорид ионом с образованием соли KCl, а атом , который входит в состав иона(Cr2O7)2, выполняющего роль окислителя и восстанавливающийся до ионов Cr3+, связать тоже c ионом Cl¯ в соль CrCl3. Таким образом 8 молекул кислоты HCl в правой части идет на солеобразование и 6 молекул на окисление, поэтому коэффициент перед кислотой ставится по числу катионов водорода.

K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

studfile.net

Направление окислительно-восстановительной реакции » HimEge.ru

По величинам стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (Е0) можно судить о направлении окислительно-восстановительной реакции.

Например. Для уравнения реакции

MnO4 + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

самопроизвольно прямая реакция будет протекать, если стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары окислителя больше, чем стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары восстановителя, а ΔЕ > 0. Табличные значения стандартных электродных потенциалов для следующих окислительно-восстановительных пар:

Е0(MnO4/Mn2+) = 1,51 B;    Е0(Fe3+/Fe2+)  = 0,77 B.

Величина 1,51 В > 0,77 В, следовательно, при контакте перманганат ион MnO4 выступает в роли окислителя, а катион железа Fe2+ — восстановителя, протекает прямая реакция. Вычисляем ΔЕ этой реакции:

ΔЕ  =  Е0ок – Е0восст  =  1,51 – 0,77 = 0,74 В.

Величина ΔЕ положительная, реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении. Если ΔЕ окажется отрицательной величиной, то реакция протекает в обратном направлении в стандартных условиях.

Например. Может ли хлор Cl2 окислить бромид-ион Br до брома Br2?

Выпишем из справочной таблицы значения стандартных потенциалов окислительно-восстановительных пар:

Е0(Cl2/2Cl)  = 1,36 B; Е0(Br2/2Br) = 1,07 В.

Из значений стандартных потенциалов видно, что величина 1,36 В > 1,07 В, следовательно, хлор будет окислять бромид–ион до брома по уравнению реакции:

Cl2 + 2Br = 2Cl + Br2

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (Е0)
по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода при 25 °С

ЭлементВысшая степень окисления+neНизшая степень окисленияE0, В
AsAs↓ + 3H+
As↓ + 3H2OH
AsO2 + 3H+H3
AsO4 + 2H+
AsO43- + 2H2O
+3e
+3e
+3e
+2e
+2e
AsH3
AsH3↑ + 3OH
As↓ + 2H2OH
AsO2 +2H2O
AsO2 + 4OH
-0,60
-1,43
+0,234
+0,56
-0,71
BrBr2
BrO3 + 5H+
BrO3 + 2H2O
+2e
+4e
+4e
2Br
HBrO + 2H2O
BrO + 4OH
+1,087
+1,45
+0,54
2BrO3 + 12H+
2 BrO3 + 6H2O
BrO3 + 6H+
BrO3 + 3H2O
+10e
+10e
+6e
+6e
Br2 + 6H2O
Br2 + 12OH
Br + 3H2O
Br + 6OH
+1,52
+0,50
+1,45
+0,61
CC6H4O2 +2H+
Хинон
HCHO + 2H+
HCOOH + 2H+
CO2↑+ 2H+
2CO2↑ + 2H+
+2e
+2e
+2e
+2e
+2e
C6H4(OH)2
Гдрохинон
CH3OH
HCHO + H2O
HCOOH
H2C2O4
+0,699
+0,19
-0,01
-0,20
-0,49
ClCl2
2ClO3 + 12H+
ClO4 + 2H+
2ClO4 + 16H+
ClO4 + 8H+
+2e
+10e
+2e
+14e
+8e
2ClCl
2
↓ + 6H2O
ClO3 + H2O
Cl2↓ + 8H2O
Cl + 4H2O
+1,359
+1,47
+1,19
+1,39
+1,38
CrCr3+
Cr3+
Cr2+
Cr(OH)3
Cr2O72- + 14H+
CrO42- + 4H2O
+e
+3e
+2e
+3e
+6e
+3e
Cr2+
Cr↓
Cr↓
Cr↓ + 3OH
2Cr3+ + 7H2O
Cr(OH)3
-0,41
-0,74
-0,91
-1,3
+1,33
-0,13
CuCu2+
Cu+
Cu2+
CuI↓
Cu(NH3)42+
+2e
+e
+e
+e
+2e
Cu↓
Cu↓
Cu+
Cu↓ + I
Cu↓ + 4NH3
+0,345
+0,531
+0,159
-0,185
-0,07
FF2+2e2F+2,77
FeFe3+
Fe3+
Fe2+
Fe(CN)63-
+e
+3e
+2e
+e
Fe2+
Fe↓
Fe↓
Fe(CN)64-
+0,771
-0,058
-0,473
+0,364
H2H+
2H+ (10-7 M)
H2
2H2O
H2O2 + 2H+
+2e
+2e
+2e
+2e
+2e
H2
H2
2H
H2↑ + 2OH
2H2O
0,0000
-0,414
-2,25
-0,828
+1,77
II2
I2
I3
2IO3 + 12H+
2IO3 + 6H2O
IO3 + 6H+
IO3 + 3H2O
+2e
+2e
+2e
+10e
+10e
+6e
+6e
2I
2I
3I
I2↓ + 6H2O
I2↓ + 12OH
I + 3H2O
I + 6OH
+0,536
+0,621
+0,545
+1,19
+0,21
+1,08
+0,26
KK++eK↓-2,923
LiLi++eLi↓-3,04
MgMg2++2eMg↓-2,37
MnMn3+
Mn2+
+e
+2e
Mn2+
Mn↓
+1,51
-1,17
MnO2↓ + 4H+
MnO42- + 2H2O
MnO4
MnO4 + 4H+
MnO4 + 2H2O
MnO4 + 8H+
+2e
+2e
+e
+3e
+3e
+5e
Mn2+ + 2H2O
MnO2↓ + 4OH
MnO42-
MnO2↓ + 2H2O
MnO2↓ + 4OH
Mn2+ + 4H2O
+1,23
+0,58
+0,558
+1,69
+0,60
+1,51
MoMo3+
H2MoO4 + 6H+
MoO42- + 4H2O
+3e
+6e
+6e
Mo↓
Mo↓ + 4H2O
Mo↓ + 8OH
-0,20,0
-1,05
NaNa++eNa↓-2,713

himege.ru

Стандартные потенциалы окислительно- восстановительных пар (Таблица)

Справочная таблица по общей и неорганической химии содержит информацию по стандартным потенциалам окислительно -востановительных пар. Таблица содержит справочный материал, необходимый для решения задач по общей и неорганической химии для школьников и студентов, а также для сдачи экзаменов и ЕГЭ.

Смотрите также таблицу «Стандартные электродные потенциалы металлов»

φ° — стандартный потенциал

Тип среды:

“к” – кислотная среда;

“н” – нейтральная среда;

“щ” – щелочная среда;

“Оф” — окисленная форма;

“Вф” — восстановленная форма 

Оф / Вф

Стандартный потенциал φ°, среда

Ag+/ Ag

+0,80 к

[Ag(CN)2]/ Ag, CN

-0,43 щ

Al3+/ Al

-1,70 к

Al(OH)3 / Al

-1,49 н (pH=6)

[Al(OH)4]/ Al

-2,34 щ

At2 / At

+0,20 к, щ

Au3+/ Au

+1,50 к

[Au(CN)2]/ Au, CN

-0,76 щ

Be2+ / Be

-1,85 к

[Be(OH)4]2/ Be

-2,52 щ

Bi3+ / Bi

+0,32 к

Bi(OH)3 / Bi

-0,38 щ

Br2 / Br

+1,09 к, щ

BrO/ Br2

+0,43 щ

BrO3/ Br2

+1,51 к

BrO3/ Br2

+0,52 щ

CH3CHO/ C2H5OH

+0,19 к

CO2 / H2C2O4

-0,47 к

Ca2+/ Ca

-2,86 к

Cd2+/ Cd

-0,40 к

Cl2 / Cl

+1,40 к, щ

ClO/ Cl2

+0,48 щ

ClO/ Cl2

+2,14 к

ClO3/ ClO

+0,48 щ

ClO3/ Cl2

+0,48 щ

ClO3/ Cl2

+1,47 к

ClO4/ ClO3

+1,19 к

Co3+/ Co2+

+1,38 к

CoO(OH)/Co(OH)2

+0,19 щ

Cr3+/ Cr2+

-0,41 к

Cr(OH)3 / Cr(OH)2

-1,18 щ

CrO42/ [Cr(OH)6]3

-0,17 щ

Cr2O72/ Cr3+

+1,33 к

Cu2+/ Cu

+0,34 к

Cu2+/ Cu2O

+0,21 к

Cu2+, Br/ CuBr

+0,66 к

Cu2+,CN/[Cu(CN)2]

+1,11 щ

Cu2+, Cl/ CuCl

+0,55 к

Cu2+, Cl/ [CuCl2]

+0,49 к

Cu2+, I/ CuI

+0,86 к

Cu2+, I/ [CuI2]

+0,69 к

[Cu(NH3)2]+/ Cu, NH3

-0,12 щ

[Cu(NH3)4]2+/Cu, NH3

-0,07 щ

Cu2O / Cu

+0,47 к

Cu2O / Cu

-0,37 щ

Fe2+/ Fe

-0,44 к

Fe3+/ Fe2+

+0,77 к

FeO(OH) / Fe(OH)2

-0,67 щ

F2 / F

+2,87 щ

F2 / HF

+3,09 к

H+ / H2

±0,00 к

H+ / H2

-0,42 н (pH=7)

H2O / H2

-0,83 щ

H2, Ca2+/ CaH2

-2,16 к

HBrO / Br2

+1,57 к

HClO / Cl2

+1,63 к

HO2/ OH

+0,88 щ

H2O2 / H2O

+1,76 к

H2O2 / OH

+0,94 щ

H3PO4 / H(PH2O2)

-0,39 к

H3PO4 / H2(PHO3)

-0,28 к

H3PO4 / P

-0,38 к

HSO3/ S

+0,48 к

Hg2+/ Hg

+0,85 к

HgCl2 / Hg2Cl2, Cl

+0,66 к

Hg2Cl2 / Hg, Cl

+0,27 к

[HgI4]2/Hg, I

-0,04 к

[I(I)2] / I

+0,54 к, щ

I2 / I

+0,54 к, щ

IO3/ I

+1,08 к

IO3/ I

+0,25 щ

IO3/ I2

+1,19 к

IO3/ I2

+0,20 щ

Mg2+/ Mg

-2,37 к

Mg(OH)2 / Mg

-2,69 щ

MnO(OH)/Mn(OH)2

+0,17 щ

MnO2 / Mn2+

+1,24 к

MnO4/ MnO2

+0,62 н (pH=8)

MnO4/ MnO2

+1,73 н (pH=6)

MnO4/ MnO42

+0,56 щ

MnO4/ Mn2+

+1,53 к

N2 / NH4+

+0,27 к

N2 / N2H5+

-0,23 к

N2 / NH3 . H2O

-0,74 щ

N2 / N2H4 . H2O

-1,12 щ

N2 / NH3OH+

-1,87 к

N2 / NH2OH . H2O

-3,04 щ

NO3/ NO2

+0,77 к

NO2/ NO

+1,20 к

NO2/ NO

-0,45 щ

NO2/ N2O

+0,16 щ

NO3/ HNO2

+0,93 к

NO3/ NO2

+0,01 щ

NO3/ NH3 . H2O

-0,12 щ

NO3/ NH4+

+0,88 к

NO3/ NO

+0,96 к

Na+/ Na

-2,71 к, щ

Na2O2 / H2O, Na+

+2,86 к

Na2O2 / OH, Na+

+1,20 щ

NaBiO3 /Bi(OH)3,Na+

+0,37 щ

NaBiO3 / Bi3+, Na+

+1,81 к

Ni2+ / Ni

-0,23 к

NiO(OH)/Ni2+

+2,25 к

NiO(OH)/ Ni(OH)2

+0,78 щ

O2 / HO2

-0,08 щ

O2 / H2O

+1,23 к

O2 / H2O2

+0,69 к

O2 / H2O2

-0,13 щ

Pb2+ / Pb

-0,13 к

PbO2 / Pb2+

+1,46 к

PbO2 / [Pb(OH)3]

+0,19 щ

(Pb2IIPbIV)O4/Pb2+

+2,16 к

S / H2S

+0,14 к

S / S2

-0,44 щ

SO2 / S

+0,45 к

SO2 / SO3S2

+0,39 к

SO32/ S

-0,66 щ

SO32/ S

+0,58 к

SO32/ SO3S2

-0,59 щ

SO42/ H2S

+0,31 к

SO42/ S

+0,35 к

SO42/ S

-0,75 щ

SO42/ S2

+0,15 к

SO42/ S2

-0,67 щ

SO42/ SO2

+0,16 к

SO42 / SO32

-0,932 щ

SO42/ SO32, H2O

-0,10 к

SO42/ SO3S2

+0,275

SO42, Cu2+/ CuS

+0,42

SO42, Fe3+/ FeS

+0,33

S4O62/ SO3S2

+0,015

S2O6(O2)2/ SO42

+1,961

SO3S2/ S

+0,512 к

Sn2+/ Sn

-0,141 к

[SnCl3]/ Sn, Cl

-0,201 к

[SnCl6]2/ [SnCl3]

+0,139 к

SnO2/ Sn

-0,118 щ

[Sn(OH)3]/ Sn

-0,790 щ

[Sn(OH)6]2/[Sn(OH)3]

-0,960 щ

Tl3+ / Tl+

+1,280

Zn2+ / Zn

-0,763 к

[Zn(OH)4]2/ Zn

-1,26 щ

_______________

Источник информации: Справочные таблицы по неорганической химии./ — М., МИТХТ им. М.В. Ломоносова, 2005.



infotables.ru

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *