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 |
|
|
-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 |
|
|
+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 |
|
+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)
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.
-
Овр, протекающие в кислой среде
Каждая освобождающаяся частица кислорода связывается с двумя ионами водорода с образованием одной молекулы воды: [О–2] + 2 Н+ = Н2О. Каждая недостающая частица кислорода берется из молекулы воды, при этом освобождается два иона водорода: Н2О — [О–2] = 2 H+
Последовательность действий при составлении уравнений реакции следующая:
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) MnO4– → Mn2+ 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+ + Cl— → Cr3+ + 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
Элемент | Высшая степень окисления | +ne— | Низшая степень окисления | E0, В |
As | As↓ + 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 |
Br | Br2 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 |
|
C | C6H4O2 +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 |
Cl | Cl2↓ 2ClO3— + 12H+ ClO4— + 2H+ 2ClO4— + 16H+ ClO4— + 8H+ |
+2e +10e +2e +14e +8e |
2Cl—Cl 2↓ + 6H2O ClO3— + H2O Cl2↓ + 8H2O Cl— + 4H2O |
+1,359 +1,47 +1,19 +1,39 +1,38 |
Cr | Cr3+ 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 |
Cu | Cu2+ 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 |
F | F2 | +2e | 2F— | +2,77 |
Fe | Fe3+ Fe3+ Fe2+ Fe(CN)63- |
+e +3e +2e +e |
Fe2+ Fe↓ Fe↓ Fe(CN)64- |
+0,771 -0,058 -0,473 +0,364 |
H | 2H+ 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 |
I | I2↓ 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 |
K | K+ | +e | K↓ | -2,923 |
Li | Li+ | +e | Li↓ | -3,04 |
Mg | Mg2+ | +2e | Mg↓ | -2,37 |
Mn | Mn3+ 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 |
|
Mo | Mo3+ H2MoO4 + 6H+ MoO42- + 4H2O |
+3e +6e +6e |
Mo↓ Mo↓ + 4H2O Mo↓ + 8OH— |
-0,20,0 -1,05 |
Na | Na+ | +e | Na↓ | -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