процессах. Константа равновесия

Химическое равновесие в обратимых окислительно-восстановительных реакциях можно охарактеризовать константой равновесия. Проведём вычисление константы равновесия на примере взаимодействия: Sn²⁺ + 2Fe³⁺ = Sn⁴⁺ + 2Fe²⁺.

Константа равновесия этой реакции:

(VII.3)

Для вычисления константы равновесия запишем величины потенциалов для взаимодействующих пар:

(VII.4)

(VII.5)

В состоянии равновесия:

(VII.6)

Подставляя в (VII.6) выражение (VII.4) и (VII.5), получим:

.

Преобразуя это выражение, получим:

или

Подставив в полученное выражение значение константы равновесия (VII.3), получим:

Используя табличные значения нормальных окислительно-восстановительных потенциалов, вычисляем константу равновесия:

K» 10²¹.

По величине константы равновесия окислительно-восстановительной реакции можно сделать вывод о направлении и полноте её протекания. Если значение константы больше единицы, то реакция идёт в прямом направлении, если меньше единицы, то - в обратном. Практически полностью протекают реакции, константа равновесия которых К_р > 10⁸. В рассматриваемом примере столь большая величина константы равновесия говорит о том, что равновесие реакции практически полностью смещено вправо.

В общем виде формула для вычисления константы равновесия запишется так:

Если разность ΔE = E°_окисл. - Е°_восст. достаточно велика, то реакция практически идёт до конца.

Равновесие окислительно-восстановительной реакции можно сместить, изменяя исходную концентрацию одного из реагирующих веществ или продуктов реакции (выводя из сферы взаимодействия или добавляя), варьируя рН среды, вводя комплексообразователи или осадители. Причём, значительное изменение величины окислительно-восстановительного потенциала за счёт уменьшения концентрации одного из компонентов окислительно-восстановительной пары в результате образования малорастворимых или устойчивых комплексных ионов может сделать возможными процессы, в стандартных условиях практически неосуществимые. Например, в стандартных условиях ни серебро, ни ртуть не вытесняют из водной среды молекулярный водород, так как ΔЕ° для этих предполагаемых реакций меньше нуля: = + 0,80 В; = + 0,85 В. Если же в кислые растворы ввести ионы иода J^- C _м = 1 моль/л, то ион серебра связывается в осадок AgJ¯ (ПР = 10^-16), а ион Hg²⁺ в прочный комплексный ион [НgJ₄]^2- (К _н = 10^-30), концентрации ионов становятся соответственно [Ag⁺]= 10^-16/1 = 10^-16 моль/л; [Hg²⁺] = 10^-30 моль/л, и реальные значения потенциалов станут равны:

;

;

;

.

Изменение знака потенциала ведёт к изменению знака ΔЕ, (+0,14; +0,04), в результате чего становится возможным растворение как серебра, так и ртути в одномолярных растворах иодидов с выделением молекулярного водорода.

Таким образом, пользуясь значениями стандартных электродных потенциалов, можно определять направления реакций только в разбавленных водных растворах при температуре 25 °С. В условиях, отличных от стандартных, необходимо использовать реальные значения окислительно-восстановительных потенциалов.

Решение типовых задач

Задача 1. В каком направлении пойдёт реакция между оксидом свинца (IV) и иодидом калия в кислой среде в стандартных условиях?

Решение. По табл. III находим стандартные окислительно-восстановительные потенциалы: = + 0,54 B; = + 1,46 B, т.к. > роль окислителя выполняет PbO₂, а восстановителя - ионы иода.

ΔE = 1,46 - 0,54 = + 0,92(B).

ΔЕ > 0, реакция возможна по уравнению:

PbO₂ + 2KJ + 4HNO₃ = J₂ + 2KNO₃ + Pb(NO₃)₂ + 2H₂O.

Задача 2. Будет ли идти процесс окисления разбавленной серной кислотой: а) серебра, б) меди, в) железа, г) цинка?

Решение. Выпишем величины окислительно-восстановительных потенциалов из табл. III:

= + 0,80 B; = - 0,44 В;

= + 0,34 B; = - 0,76 B;

а) ΔЕ = 0,00 - 0,80 = - 0,80 (B), ΔЕ < 0;

реакция не возможна в стандартных условиях.

б) ΔЕ = 0,00 - 0,34 = - 0,34 (В), ΔЕ < 0;

реакция не возможна в стандартных условиях.

в) ΔЕ = 0,00 - (-0,44) = + 0,44 (В), ΔЕ > 0;

реакция возможна в стандартных условиях.

г) ΔЕ = 0,00 - (-0,76) = + 0,76 (В), ΔЕ > 0;

реакция возможна в стандартных условиях.

Задача 3. Возможна ли реакция окисления меди разбавленной азотной кислотой?

Решение. Из табл. III выписываем величины окислительно-восстановительных потенциалов: = + 0,34 B, = + 0,96 B,

т.к. > , то азотная кислота является окислителем, а медь - восстановителем:

ΔЕ = 0,96 - 0,34 = + 0,62 (В), ΔЕ > 0, реакция возможна.

Задача 4. Может ли ион железа (III) окислять ионы галогенов?

Решение. Из табл. III выписываем значения окислительно-восстановительных потенциалов:

Потенциал пары Fe³⁺/Fe²⁺ больше только потенциала пары J₂/2J^-, поэтому, т.к. ΔE = 0,77 - 0,54 = + 0,23 (B), ΔE > 0, реакция возможна: 2Fe³⁺ + 2J^- = 2Fe²⁺ + J₂

Остальные ионы галогенов ионом железа (III) не окисляются (ΔE< 0).

Задача 5. Будет ливзаимодействовать магний с раствором сульфата никеля?

Решение. Вычислим электродвижущую силу для этого процесса:

Т.к. ΔE > 0, то реакция возможна: Mg + NiSO₄ = MgSO₄ + Ni

Задача 6. Возможно ли взаимодействие меди с раствором хлорида железа (III)?

Решение. Вычислим электродвижущую силу для этих пар:

ΔЕ = + 0,77 - (+0,34) = + 0,43 (B), ΔЕ > 0.

Реакция протекает по уравнению: Сu + 2FeCl₃ = CuCl₂ + 2FeCl₂.

Эта реакция используется на практике для травления медьсодержащих электропроводникoв с помощью раствора хлорида железа (III).

Задача 7. Возможно ли взаимодействие серебра с раствором хлорида железа (III)?

Решение. Вычислим электродвижущую силу для этой пары:

ΔE = + 0,77 - (+0,80) = - 0,03 (B).

ΔЕ < 0, реакция не идёт в прямом направлении, но может идти в обратном: Ag⁺ + Fe²⁺ = Fe³⁺ + Ag

Задача 8. Какой из металлов - магний или цинк - будет более активно вытеснять никель из его соли?

Решение. Вычислим электродвижущую силу для двух возможных реакций:

Zn + NiSO₄ = ZnSO₄ + Ni (1)

Mg + NiSO₄ = MgSO₄ + Ni (2)

ΔE₁ = - 0,25 - (- 0, 76) = + 0,51 (B)

ΔE₂ = - 0,25 - (- 2,36) = + 2,11 (B).

Вторая реакция протекает гораздо интенсивнее, чем первая.

Задача 9. Какой из восстановителей – Mn²⁺ или Сr³⁺ – быстрее окислится персульфат-ионами S₂O₈^2– в кислой среде?

Решение. Вычислим электродвижущую силу для каждого взаимодействия:

ΔE₁ = 2,00 – 1,36 = +0,64 (B), ΔE₂ = 2,00 – 1,51 = + 0,49(B).

Т.к. ΔE₁ > ΔЕ₂, то катионы хрома Cr³⁺ окисляются быстрее, чем катионы Мn²⁺.

Задача 10. Какие ионы можно восстановить иодоводородной кислотой HJ?

Решение. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал пары

J₂ + 2ē ® 2J^–

= + 0,535 B. Иодоводородная кислота способна восстановить те ионы, нормальный окислительно-восстановительный потенциал которых больше +0,535 В, т.е. ионы мышьяковой кислоты ( = +0,56 B), перманганат-ионы ( = +0,58 B), ионы железа (III) ( = +0,77 B), ионы NO₂^– ( = +1,00 B), персульфат-ионы ( = +2,01 B) и др.

Задача 11. Как протекает реакция окисления-восстановления олова с соляной кислотой?

Решение. = +0,01 B; = - 0,136 В; = 0,00 B.

ΔΕ₁= 0,00 - (+0,01) = - 0,01 (В);

ΔЕ₂ = 0,00 - (-0,136) = +0,136 (В).

Т.к. ΔЕ₂ > 0, то реакция пойдёт до Sn²⁺ по уравнению:

Sn + 2HCl = SnCl₂ + H₂­

Все приведённые вычисления сделаны с учётом, что концентрации (активности) реагирующих между собой веществ равны 1 моль/л.

Задача 12. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал в растворе, содержащем: [Cr₂O₇^2-]= [Cr³⁺] = 10^-1 моль/л и имеющем рН = 2.

Решение. Запишем ионно-электронное уравнение реакции восстановления:

По таблице III находим: = +1,33 В. Концентрация ионов водорода равна: [H⁺] = 10^-2 моль/л. Запишем уравнение Нернста и, подставляя данные задачи, получим:

7.7. Вопросы и задачи для самостоятельного решения

1. Составьте электронные уравнения, подберите коэффициенты методом электронного баланса и укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции:

а) S + HNO₃ ® H₂SO₄ + NO;

б) C + HNO₃ ® CO₂ + NO₂ + H₂O;

в) Mg + HNO₃ ® Mg(NO₃) ₂ + NH₃ + H₂O;

г) CrCl₃ + H₂O₂ + NaOH ® Na₂CrO₄ + NaCl + H₂O;

д) H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ ® S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O;

е) MnSO₄ + KMnO₄ + H₂O ® MnO₂ + K₂SO₄ + H₂SO₄;

ж) H₂O₂ + PbO₂ + CH₃COOH ® O₂ + Pb(CH₃COO)₂ + H₂O;

з) SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O;

и) Cu₂S + HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO + H₂O;

к) Na₂SO₃ + KJO₃ + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + J₂ + K₂SO₄ + H₂O;

л) HBr + H₂SO₄ ® Br₂ + SO₂ + H₂O;

м) AsCl₃ + Zn + HCl ® AsH₃ + ZnCl₂;

н) AsH₃ + AgNO₃ + H₂O ® H₃AsO₃ + Ag + HNO₃;

о) MnSO₄ + (NH₄)₂S₂O₈ + H₂O ® HMnO₄ + (NH₄)₂SO₄ + H₂SO₄.

2. Закончите следующие окислительно-восстановительные реакции:

а) NaNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ ®

б) NaCl + KMnO₄ + H₂SO₄ ®

в) Cr₂(SO₄)₃ + H₂O₂ + NaOH ®

г) Mn(NO₃)₂ + PbO₂ + HNO₃ ®

д) Na₂S + Br₂ ®

е) K₂Cr₂O₇ + HCl ®

ж) FeCl₂ + KClO₃ + HCl ®

з) K₂Cr₂O₇ + Al + H₂SO₄ ®

3. Составьте электронно-ионные уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций ирасставьте коэффициенты:

a) Na₂S₂O₃ + Br₂ + NaOH ® NaBr + Na₂SO₄ + H₂O

б)Na₂S₄O₆ +KMnO₄ +HNO₃ ®Na₂SO₄ +H₂SO₄ +Mn(NO₃)₂ +KNO₃ +H₂O

в) FeS₂ + HNO₃ ® Fe(NO₃)₃ +NO + H₂SO₄ + H₂O

г)KNCS+K₂Cr₂O₇ +H₂SO₄ ®Cr₂(SO₄)₃ +SO₂ +CO₂ + NO₂ + K₂SO₄ + H₂O

д) CuFeS₂ + HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ + Fe(NO₃)₃ + NO + H₂SO₄ + H₂O

е) Mn₃O₄ + KClO₄ + K₂CO₃ ® K₂MnO₄ + KCl + CO₂

ж) As₂S₃ + HNO₃ ® H₃AsO₄ + SO₂ + NO₂ + H₂O

4. Назовите соединения, наиболее часто используемые в аналитической практике в качестве окислителей, в качестве восстановителей.

5. Может ли металлический свинец вытеснить медь из растворов солей меди (II)? Ответ мотивируйте.

6. По значениям нормальных окислительно-восстановительных потенциалов определите, какие ионы NO₂^-, SO₃^2-, Cl^-, Br^-, S^2- будут окисляться водным раствором иода.

7. До какого иона - Fе (II) или Fе (III) - может окислить железо соляная кислота? Ответ обоснуйте, исходя из величин окислительно-восстановительных потенциалов.

8. Используя таблицу окислительно-восстановительных потенциалов, укажите, какие из приведённых веществ являются более сильными окислителями: HNO₃, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, MnO₂, PbO₂, J₂.

9. Исходя из нормальных окислительно-восстановительных потенциалов, выясните, будет ли иод окислять Fe(II) в Fе (III).

10. Подберите растворители для оксида марганца (IV) и оксида свинца (IV). Напишите уравнения соответствующих реакций.

11. Можно ли хранить 0,1 молярный раствор сульфата железа (III) в никелевом сосуде? Ответ обоснуйте.

12. Как вычисляется реальный окислительно-восстановительный потенциал системы? Как зависит величина потенциала от температуры?

13. Как зависит величина реального потенциала от концентрации окисленной и восстановленной форм? Приведите примеры.

14. Как зависит величина окислительно-восстановительного потенциала системы от рН раствора? Приведите примеры.

15. Как влияет кислотность раствора на окислительно-восстановительный потенциал систем: а) MnO₄^-/Mn²⁺; б) NO₂^-/NO; в) NO₃^-/NO; г) Cr₂O₇^2-/2Cr²⁺.

16. Приведите примеры соединений, которые всегда реагируют как окислители и не могут быть восстановителями.

17. Как зависит величина окислительно-восстановительного потенциала от ионной силы раствора?

18. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал в растворе, содержащем:

а) [MnO₄^-] = [Mn²⁺] = 1 моль/л; [H⁺]=10^-1 моль/л;

б) [MnO₄^-] = 0,1 моль/л; [Mn²⁺]= 0,01 моль/л; рН = 2;

в) [MnO₄^-] = 0,2 моль/л; [Мn²⁺]= 0,1 моль/л; рН = 3.

Ответ: а) +1,42 В; б) +1,33 B; в) +1,23 В.

19. Вычислить константы равновесия окислительно-восстановительных реакций:

а) H₂S + J₂ Û 2H⁺ + S + 2J^-

б) MnO₄^- + 8H⁺ + 5Fe²⁺ Û Мn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

в) Sn²⁺ + J₂ Û Sn⁴⁺ + 2J^-

г) 2HNO₂ + 2J^- + 3H⁺ Û 2NO + J₂ + 2H₂O

Ответ: a) 3,5×10¹³; б) 5×10⁶²; в) 1,59×10¹³; г) 7,9×10¹⁴.

 

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица I.

Константы ионизации важнейших кислот и оснований при 25 ⁰С

Формула	Константа ионизации	Силовой показатель (pK)
Кислоты
HNO2	6,9×10^-^4	3,16
H3BO3	K1 = 7,1×10^-^10	9,15
H2Cr2O7	K2 = 2,3×10^-^2	1,64
HJO3	1,6×10^-^1	0,79
HJO	2,3×10^-^11	10,64
H2SiO3	K1 = 1,0×10^-^10 K2 = 2,0×10^-^12	10,0 11,70
H4SiO4	K1 = 1,3×10^-^10 K2 = 1,6×10^-^12 K3 = 2,0×10^-^14	9,9 11,8 13,7
HCOOH	1,8×10^-^4	3,75
H2O2	2,0×10^-^12	11,7
C6H4(OH)COOH	1,1×10^-^3	2,97
H2SO4	K2 = 1,2×10^-^2	1,94
H2SO3	K1 = 1,4×10^-^2 K2 = 6,2×10^-^8	1,85 7,20
H2S	K1 = 1,0×10^-^7 K2 = 2,5×10^-^13	6,99 12,60
HCN	5,0×10^-^10	9,30
H2S2O3	K1 = 2,5×10^-^1 K2 = 1,9×10^-^2	0,6 1,72
H2CO3	K1 = 4,5×10^-^7 K2 = 4,8×10^-^11	6,35 10,32
CH3COOH	1,74×10^-^5	4,76
H3PO3	K1 = 3,1×10^-^2 K2 = 1,6×10^-^7	1,51 6,79
H3PO4	K1 = 7,1×10^-^3 K2 = 6,2×10^-^8 K3 = 4,2×10^-^13	2,15 7,21 12,38
HF	6,8×10^-^4	3,21
HClO	2,95×10^-^8	7,53
H2CrO4	K1 = 1,6×10^-^1 K2 = 3,2×10^-^7	0,80 6,50
H2C2O4	K1 = 5,6×10^-^2 K2 = 5,4×10^-^5	1,25 4,27
Основания
NH3 + H2O	1,76×10^-^5	4,755
Ba(OH)2	K2 = 2,3×10^-^1	0,64
Ca(OH)2	K2 = 4,0×10^-^2	1,40
Pb(OH)2	K1 = 9,55×10^-^4 K2 = 3,0×10^-^8	3,02 7,52
AgOH	5,0×10^-^3	2,30

 

Таблица II.

Произведение растворимости важнейших малорастворимых веществ

Формула	Произведение растворимости, ПР	Показатель произведения растворимости, рПР = - lgПР
AgBr	5,3×10^-^13	12,28
Ag2CO3	8,2×10^-^12	11,09
Ag2C2O4	3,5×10^-^11	10,46
AgCl	1,78×10^-^10	9,75
Ag2CrO4	1,1×10^-^12	11,95
Ag2Cr2O7	1,0×10^-^10	10,0
AgJ	8,3×10^-^17	16,08
Ag3PO4	1,3×10^-^20	19,89
Ag2S	6,3×10^-^50	49,20
AgSCN	1,1×10^-^12	11,97
Al(OH)3	1,0×10^-^3^2	32,00
AlPO4	5,75×10^-^19	18,24
BaCO3	5,1×10^-^9	8,29
BaC2O4	1,1×10^-^7	6,96
BaCrO4	1,2×10^-^10	9,93
Ba(OH)2	5,0×10^-^3	2,3
Ba3(PO4)2	6,0×10^-^3^9	38,22
BaSO4	1,1×10^-^10	9,97
BiJ3	8,1×10^-^19	18,09
Bi(OH)3	3,2×10^-^3^2	31,5
Bi2S3	1,0×10^-^97	97,0
Ca2C4H4O6	7,7×10^-^7	6,11
CaCO3	4,8×10^-^9	8,32
CaC2O4	2,3×10^-^9	8,64
CaCrO4	7,1×10^-^4	3,15
CaF2	4,0×10^-^11	10,40
Ca(OH)2	5,5×10^-^6	5,26
Ca3(PO4)2	2,0×10^-^29	28,70
CaSO4	9,1×10^-^6	5,04
Cd(CN)2	1,0×10^-^8	8,0
CdCO3	5,2×10^-^12	11,3
CdC2O4	1,5×10^-^8	7,8
Cd(OH)2	2,2×10^-^14	13,66
CdS	7,9×10^-^27	26,10
CoCO3	1,4×10^-^1^3	12,84
CoCrO4	6,3×10^-^8	7,2
Co(OH)2	2,0×10^-^15	14,80
Co(OH)3	4,0×10^-^45	44,4
CoS	4,0×10^-^21	20,40
Cr(OH)2	1,0×10^-^17	17,00
Cr(OH)3	6,3×10^-^3^1	30,20
CrPO4 (фиолетовый)	1,0×10^-^17	17,00
CrPO4 (зеленый)	2,4×10^-^2^3	22,62
CuCO3	2,5×10^-^10	9,60
CuC2O4	3,0×10^-^8	7,50
CuCl	1,2×10^-^6	5,92
CuJ	1,1×10^-^12	11,96
Cu(OH)2	2,2×10^-^20	19,66
CuS	6,3×10^-^3^6	35,20
Cu2S	2,5×10^-^48	47,60
CuSCN	4,8×10^-^15	14,32
FeCO3	3,47×10^-^11	10,46
Fe(OH)2	1,0×10^-^15	15,00
Fe(OH)3	3,2×10^-^3^8	37,50
FePO4	1,3×10^-^22	21,89
FeS	5,0×10^-^18	17,3
FeS2	6,3×10^-^3^1	30,2
Hg2Br2	5,8×10^-^2^3	22,24
Hg2CO3	8,9×10^-^17	16,05
Hg2C2O4	1,0×10^-^1^3	13,00
Hg2Cl2	1,3×10^-^18	17,88
Hg2J2	4,5×10^-^29	28,35
Hg2HPO4	4,0×10^-^1^3	12,40
HgS (черный)	1,6×10^-^52	51,8
Hg2S	1,0×10^-^47	47,0
Hg2SO3	1,0×10^-^27	27,0
Hg2SO4	6,8×10^-^7	6,17
K3[Co(NO2)6]	4,3×10^-^10	9,37
[K2NaCo(NO2)6]	2,2×10^-^11	10,66
K2SiF6	8,7×10^-^7	6,06
MgCO3	2,1×10^-^5	4,67
MgC2O4	8,6×10^-^5	4,19
MgF2	6,5×10^-^9	8,3
MgNH4PO4	2,5×10^-^1^3	12,6
Mg(OH)2	6,0×10^-^10	9,22
Mg3(PO4)2	1,0×10^-^1^3	13,0
MnCO3	1,8×10^-^11	10,74
MnNH4PO4	1,0×10^-^12	12,0
Mn(OH)2	1,9×10^-^1^3	12,72
MnS	2,5×10^-^10	9,60
Ni(CN)2	3,0×10^-^2^3	22,5
NiCO3	1,3×10^-^7	6,87
NiC2O4	4,0×10^-^10	9,4
Ni(OH)2	6,3×10^-^18	17,20
PbCO3	7,49×10^-^14	13,13
PbCl2	1,6×10^-^5	4,79
PbCrO4	1,8×10^-^14	13,75
PbJ2	1,1×10^-^9	8,98
Pb(OH)2	1,1×10^-^20	19,96
Pb3(PO4)2	7,9×10^-^4^3	42,10
PbS	2,5×10^-^27	26,60
PbSO4	1,6×10^-^8	7,80
Sb2S3	1,6×10^-^9^3	92,80
Sn(OH)2	6,3×10^-^27	26,20
Sn(OH)4	1,0×10^-^57	57,0
SnS	1,0×10^-^25	25,0
SrCO3	1,1×10^-^10	9,96
SrC2O4	5,6×10^-^8	7,25
SrCrO4	3,6×10^-^5	4,44
Sr(OH)2	3,2×10^-^4	3,5
Sr3(PO4)2	1,0×10^-^3^1	31,0
SrSO3	4,0×10^-^8	7,4
SrSO4	3,2×10^-^7	6,49
ZnCO3	1,45×10^-^11	10,84
ZnC2O4	1,5×10^-^9	8,8
Zn(OH)2	7,1×10^-^18	17,15
Zn3(PO4)2	9,1×10^-^3^3	32,04
ZnS	1,6×10^-^24	23,80

 

Таблица III.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

в водных растворах при 25 ⁰С

Символ	Уравнение реакции	Е0, В
Ag	Ag^+ + ē Û Ag [Ag(NH3)2]^+ + ē Û Ag + 2NH3 AgCl + ē Û Ag + Cl^- AgJ + ē Û Ag + J^-	+0,80 +0,37 +0,22 -0,15
Al	Al^+3 + 3ē Û Al AlO2^- + 2H2O + 3ē Û Al + 4OH^-	-1,70 -2,35
As	As + 3H^+ + 3ē Û AsH3	-0,60
Ba	Ba^2+ + 2ē Û Ba	-2,90
Bi	Bi2O3 + 3H2O + 6ē Û 2Bi + 6OH^-	-0,44
Br	2HBrO + 2H^+ + 2ē Û Br2 + 2H2O Br2 (ж) + 2ē Û 2Br^-	+1,59 +1,07
Ca	Ca^2+ + 2ē Û Ca Ca(OH)2 + 2ē Û Ca + 2OH^-	-2,87 -3,03
Cd	Cd^2+ + 2ē Û Cd [Cd(NH3)4]^2+ + 2ē Û Cd + 4NH3 Cd(OH)2 + 2ē Û Cd + 2OH^-	-0,40 -0,60 -0,81
Cl	2HClO + 2H^+ + 2ē Û Cl2 + 2H2O Cl2 + 2ē Û 2Cl^-	+1,63 +1,36
Co	Co^3+ + 2ē Û Co^2+ Ca(OH)3 + ē Û Co(OH)2 + OH^- [Co(NH3)6]^3+ + ē Û [Co(NH3)6]^2+ Co^2+ + 2ē Û Co Co(OH)2 + 2ē Û Co + 2OH^-	+1,82 +0,17 +0,10 -0,28 -0,73
Cr	Cr2O7^2^- + 14H^+ + 6ē Û 2Cr^3+ + 7H2O CrO4^2^- + 4H2O + 3ē Û Cr(OH)3 + 5OH^- Cr^3+ + 3ē Û Cr	+1,33 -0,13 -0,74
Cu	Cu^2+ + J^- + ē Û CuJ Cu^2+ + Br^- + ē Û CuBr Cu^+ + ē Û Cu Cu^2+ + 2ē Û Cu Cu(OH)2+ 2ē Û Cu2O + 2OH^- + 2H2O	+0,86 +0,64 +0,52 +0,34 -0,08
Fe	Fe^3+ + ē Û Fe^2+ [Fe(CN)6]^3^- + ē Û [Fe(CN)6]^4^- Fe^2+ + 2ē Û Fe Fe(OH)3 + ē Û Fe(OH)2 + OH^-	+0,77 +0,36 -0,44 -0,56
H	H2O2 + 2H^+ + 2ē Û 2H2O 2H^+ + 2ē Û H2 2H2O+ 2ē Û H2 + 2OH^-	+1,77 0,00 -0,83
Hg     Hg	2Hg^2+ + 2ē Û Hg2^2+ Hg^2+ + 2ē Û Hg(ж) Hg2^2+ + 2ē Û 2Hg(ж) 2HgCl2 + 2ē Û Hg2Cl2 + 2Cl^- [HgJ4]^2^- + 2ē Û Hg + 4J^- HgS + 2ē Û Hg + S^-^2	+0,92 +0,86 +0,79 +0,62   -0,04 -0,72
J	2HJO + 2H^+ + 2ē Û J2 + 2H2O J2 + 2ē Û 2J^-	+1,45 +0,54
K	K^+ + ē Û K	–2,93
Mg	Mg(OH)2 + ē Û Mg + 2OH^– Mg^2+ +2ē Û Mg	–2,69 –2,37
Mn	MnO4^– + 4H^+ + 3ē Û MnO2 + 2H2O MnO4^– + 8H^+ + 5ē Û Mn^2+ + 2H2O Mn^3+ + ē Û Mn^2+ MnO2 + 4H^+ + 2ē Û Mn^2+ + 2H2O MnO4^– + 2H2O + 3ē Û MnO2 + 4 OH^–	+1,70 +1,51 +1,51 +1,23 +0,57
N	2HNO2 + 4H^+ + 4ē Û N2O + 3H2O HNO2 + H^+ + ē Û NO + H2O 2HNO2 + 6H^+ + 6ē Û N2 + 4H2O NO3^– + 4H^+ + 3ē Û NO(г) + 2H2O NO3^– + 10H^+ + 8ē Û NH4^+ + 3H2O HNO2 + 7H^+ + 6ē Û NH4^+ + 2H2O	+1,29 +0,98 +1,44 +0,96 +0,87 +0,86
Na	Na^+ + ē Û Na	–2,71
Ni	Ni^2+ + 2ē ÛNi [Ni(NH3)6]^2+ + 2ē Û Ni + 6NH3(ж) Ni(OH)2 + 2ē Û Ni + 2OH^–	–0,25 –0,47 –0,72
O	O2 + 4H^+ + 4ē Û 2H2O H2O2 + 2H^+ + 2ē Û 2H2O O3 + H2O + 2ē Û O2 + 2OH^–	+2,42 +1,77 +1,24
Pb	PbO2 + 4H^+ + 2ē Û Pb^2+ + 2H2O PbO2 + H2O + 2ē Û PbO(ромб) + 2OH^– Pb^2+ + 2ē Û Pb	+1,46 +0,25 –0,13
S	S2O8^2–+ 2ē Û 2SO4^2– H2SO3 + 4H^+ + 4ē Û S + 3H2O S + 2H^+ + 2ē Û H2S	+2,01 +0,045 +0,14
Sb	SbO^+ + 2H^+ + 3ē Û Sb + H2O Sb + 3H^+ + 3ē Û SbH3(г)	+0,21 –0,51
Si	Si + 4H^+ + 4ē Û SiH4 SiO3^2– + 3H2O + 4ē Û Si + 6OH^–	+0,10 –1,73
Sn	Sn^2+ + 2ē Û Sn Sn^4+ + 2ē Û Sn^2+ HSnO2^– + H2O + 2ē Û Sn + 3OH^–	–0,14 +0,15 –0,91
Sr	Sr^2+ + 2ē Û Sr	–2,89
Zn	Zn^2+ + 2ē Û Zn [Zn(NH3)4]^2+ + ē Û Zn + 4NH3 Zn(OH)2 + 2ē Û Zn + 2OH^–	–0,76 –1,03 –1,25

 

Таблица IV.

Константы нестойкости некоторых комплексных ионов

Комплексо-образователь	Ионизация комплекса	Кн	рКн
Ag^+	[Ag(NH3)2]^+ Û Ag^+ + 2NH3 [Ag(CN)2]^- Û Ag^+ + 2CN^- [Ag(SCN)2]^- Û Ag^+ + 2SCN^- [Ag(S2O3)2]^3^- Û Ag^+ + 2S2O3^2^- [Ag(S2O3)]^- Û Ag^+ + S2O3^2^-	5,8×10^-^8 1,41×10^-^20 5,9×10^-^9 3,5×10^-^14 1,51×10^-^9	7,24 19,85 8,23 13,46 8,82
Al^3+	[Al(OH)4]^- Û Al^3+ + 4OH^- [AlF6]^3^- Û Al^3+ + 6F^-	1,0×10^-^33 2,14×10^-^21	33,00 20,67
Cd^2+	[Cd(NH3)4]^2+ Û Cd^2+ + 4NH3 [Cd(CN)4]^2^- Û Cd^2+ + 4CN^- [Cd(S2O3)2]^2^- Û Cd^2+ + 2S2O3^2^-	2,75×10^-^7 7,76×10^-^18 3,31×10^-^7	6,56 17,11 6,48
Co^2+	[Co(NH3)4]^2+ Û Co^2+ + 4NH3 [Co(CN)6]^4^- Û Co^2+ + 6CN^-	8,51×10^-^6 8,13×10^-^20	5,07 19,09
Co^3+	[Co(NH3)6]^3+ Û Co^3+ + 6NH3 [Co(CN)6]^3^- Û Co^3+ + 6CN^-	6,16×10^-^36 1,0×10^-^64	35,21 64,00
Cu^2+	[Cu(NH3)4]^2+ Û Cu^2+ + 4NH3	9,33×10^-^13	12,03
Hg^2+	[Hg(NH3)4]^2+ Û Hg^2+ + 4NH3 [HgJ4]^2^- Û Hg^2+ + 4J^- [Hg(CN)4]^2^- Û Hg^2+ + 4CN^-	5,0×10^-^20 1,48×10^-^30 3,1×10^-^42	19,30 29,83 41,51
Fe^2+	[Fe(CN)6]^4^- Û Fe^2+ + 6CN^-	1,0×10^-^24	24,0
Fe^3+	[Fe(CN)6]^3^- Û Fe^3+ + 6CN^- [FeF6]^3^- Û Fe^3+ + 6F^- [FeЭДТА]^- Û Fe^3+ + ЭДТА^4^-	1,0×10^-^31 7,94×10^-^17 7,94×10^-^26	31,00 16,10 25,10
Ni^2+	[Ni(NH3)6]^2+ Û Ni^2+ + 6NH3 [Ni(CN)4]^2^- Û Ni^2+ + 4CN^-	1,23×10^-^8 1,0×10^-^31	7,91 31,00
Pb^2+	[Pb(CH3COO)4]^2^- Û Pb^2+ + 4CH3COO^-	3,8×10^-^2	1,42
Zn^2+	[Zn(NH3)4]^2+ Û Zn^2+ + 4NH3 [Zn(OH)4]^2^- Û Zn^2+ + 4OH^- [Zn(CN)4]^2^- Û Zn^2+ + 4CN^-	2,0×10^-^9 2,19×10^-^15 1,0×10^-^19	8,70 14,66 19,00

 

Таблица V.

Приближенные значения коэффициентов активности ионов при разной ионной силе раствора

Заряд иона	Ионная сила раствора
0,0001	0,001	0,0025	0,005	0,01	0,025	0,05	0,1	0,2
	0,975	0,964	0,950	0,930	0,90	0,85	0,81	0,76	0,70
	0,903	0,87	0,805	0,742	0,67	0,55	0,45	0,37	0,24
	0,80	0,73	0,64	0,51	0,44	0,32	0,24	0,18	0,08
	0,67	0,58	0,45	0,35	0,25	0,15	0,10	0,06	0,03
Для Н^+	0,975	0,97	0,95	0,93	0,91	0,88	0,86	0,83	0,76
Для ОН^-	0,975	0,964	0,946	0,926	0,90	0,85	0,81	0,76	0,70

Таблица VI.

Ионное произведение воды при различной температуре

(от 0⁰ С до 100⁰ С)