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: [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:

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⁺ + C₂O₄^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → Mn²⁺ + SO₄^2- + CO₂ +2K⁺ + SO₄^2- + 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⁺ + C₂О₄^2- → Mn²⁺ + CО₂+ H₂O

4. Записывают схему процессов окисления и восстановления в виде так называемых полуреакций а) MnO₄^– → Mn²⁺ восстановление;

б) C₂O₄^2– → 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) C₂O₄^2‾ → 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⁺ + 5C₂O₄^2– = 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) Cr₂O₇^2- + H⁺ + Cl^— → Cr³⁺ + Cl₂ + H₂O

3)Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē → 2Cr³⁺ + 7H₂O 6 3 1 восстановление

2Cl^— -2ē = Cl₂ 2 1 3 окисление

Так как в ионе Cr₂O₇^2- 2 атома хрома, то и в правой части перед ионом ставится коэффициент 2:

4) Cr₂O₇^2- + 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  =  Е⁰_ок – Е⁰_восст  =  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