Standard reduksjonspotensial
Standard reduksjonspotensial er en liste over elektriske potensial målt i en elektrokjemisk celle hvor den ene elektroden velges som referanse. Denne er vanligvis en standard hydrogenelektrode som består av platina i saltsyre hvor hydrogengass bobles rundt metallet. Konsentrasjonen av syren skal være en 1 molar og gassen skal være under et trykk på 1 atm ved en temperatur på 25 C°. Potensialet for denne halvcellen defineres å være E0 = 0,00 V. Trykk, temperatur og eventuelt syrekonsentrasjon i den andre halvcellen skal være de samme.
Når det skjer en reduksjon i den andre halvcellen ved at ett eller flere elektroner blir tatt opp, har elektroden der det oppgitte reduksjonspotensialet. Denne defineres da som katoden til cellen. Potensialet for den motsatte reaksjonen hvor denne elektroden mister ett eller flere elektroner ved oksidasjon, vil ha motsatt fortegn og kalles for et oksidasjonspotensial. Elektroden vil da være en anode i cellen.
Standard reduksjonspotensial gir en mer presis beskrivelse av forskjellige stoffers elektrokjemiske egenskaper enn den galvaniske spenningsrekken. Et element vil kunne oksideres av alle andre element med høyere reduksjonspotensial, og kunne reduseres av element med lavere reduksjonspotensial. Derfor er fluor F2 med +3,05 V et veldig godt oksidasjonsmiddel. Desto høyere reduksjonspotensialet er, desto edlere er elementet. Desto lavere reduksjonspotensialet er, desto mer reaktivt er elementet. Derfor er lithium Li+ med -3,05 V et meget godt reduksjonsmiddel.
Forkortelser i tabellen: (s) – fast stoff; (l ) – flytende væske ; (g) – gass; (aq) – vannlig oppløsning.
| Reduksjon ved katoden: | Halvcellepotensial E0 (V): |
|---|---|
| Li+(aq) + e− → Li(s) | −3,05 |
| K+(aq) + e− → K(s) | −2,93 |
| Cs+(aq) + e− → Cs(s) | −2,92 |
| Ca2+(aq) + 2e− → Ca(s) | −2,76 |
| Na+(aq) + e− → Na(s) | −2,71 |
| Mg2+(aq) + 2e− → Mg(s) | −2,38 |
| Al3+(aq) + 3e− → Al(s) | −1,68 |
| Mn2+(aq) + 2e− → Mn(s) | −1,18 |
| Sn(s) + 4H+ + 4e− → SnH4(g) | −1,07 |
| 2H2O(l) + 2e− → H2(g) + 2OH−(aq) | −0,83 |
| Zn2+(aq) + 2e− → Zn(s) | −0,76 |
| Cr3+(aq) + 3e− → Cr(s) | −0,74 |
| Fe2+(aq) + 2e− → Fe(s) | −0,44 |
| Cd2+(aq) + 2e− → Cd(s) | −0,40 |
| Ni2+(aq) + 2e− → Ni(s) | −0,24 |
| Sn2+(aq) + 2e− → Sn(s) | −0,14 |
| Pb2+(aq) + 2e− → Pb(s) | −0,13 |
| CO2(g) + 2H+ + 2e− → CO(g) + H2O(l) | −0,11 |
| Fe3+(aq) + 3e− → Fe(s) | −0,04 |
| 2H+(aq) + 2e− → H2(g) | 0,00 |
| Sn4+(aq) + 2e− → Sn2+(aq) | +0,15 |
| Cu2+(aq) + e− → Cu+(aq) | +0,16 |
| SO42-(aq) + 4H+ + 2e− → 2H2O(l) + SO2(aq) | +0,17 |
| AgCl(s) + e− → Ag(s) + Cl−(aq) | +0,22 |
| Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) | +0,34 |
| Cu+(aq) + e− → Cu(s) | +0,52 |
| I2(s) + 2e− → 2I−(aq) | +0,54 |
| Fe3+(aq) + e− → Fe2+(aq) | +0,77 |
| Hg22+(aq) + 2e− → 2Hg(l) | +0,80 |
| Ag+(aq) + e− → Ag(s) | +0,80 |
| Hg2+(aq) + 2e− → Hg(l) | +0,85 |
| 2Hg2+(aq) + 2e− → Hg22+ | +0,90 |
| O2(g) + 4H+ + 4e− → 2H2O(l) | +1,23 |
| Cl2(g) + 2e− → 2Cl−(aq) | +1,36 |
| Ce4+(aq) + e− → Ce3+ | +1,44 |
| MnO4− + 8H+ + 5e− → Mn2+(aq) + 4H2O(l) | +1,50 |
| Au3+(aq) + 3e− → Au(s) | +1,52 |
| Au+(aq) + e− → Au(s) | +1,68 |
| H2O2 + 2H+ + 2e− → 2H2O(l) | +1,77 |
| Co3+(aq) + e− → Co2+(aq) | +1,92 |
| O3(g) + 2H+ + 2e− → O2(g) + H2O(l) | +2,07 |
| F2(g) + 2e− → 2F−(aq) | +2,87 |
| F2(g) + 2H+ + 2e− → 2HF(aq) | +3,05 |
Litteratur
rediger- G.W. Castellan, Physical Chemistry, Addison-Wesley Publishing Company, New York (1971). ISBN 0-20-110386-9.
- G. Milazzo og S. Caroli, Tables of Standard Electrode Potentials, John Wiley & Sons Ltd, New York (1978). ISBN 0-47-199534-7.
- CRC Handbook of Chemistry Physics Online Arkivert 24. juli 2017 hos Wayback Machine. 94th edition.
- CRC Handbook of Chemistry and Physics 85th edition (48 MB).