Spannungsreihe, 1) elektrochem. S., tabellarische Anordnung korrespondierender Redoxpaare nach steigenden relativen Elektrodenspannungen unter Standardbedingungen (Standardelektrodenpotentiale) U⁰ (Tab. 1 bis 3). Die angegebenen Werte gelten für eine Temperatur von 25 °C, einen Druck von 101,325 kPa, eine Aktivität von a = 1 für alle beteiligten Reaktionspartner, Wasser als Lösungsmittel und die Standardwasserstoffelektrode als Bezugspunkt.

Spannungsreihe. Tab.1: Spannungsreihe der Metalle.

korrespondierendes Redoxpaar U0in V
Li Li+ + e-	-3,045
K K+ + e-	-2,925
Rb Rb+ + e-	-2,925
Ba Ba2+ + 2 e-	-2,906
Ca Ca2+ + 2 e-	-2,766
Na Na+ + e-	-2,711
Mg Mg2+ + 2 e-	-2,375
Al A13+ + 3 e-	-1,706
Zn Zn2+ + 2 e-	– 0,763
Cr Cr3+ + 3 e-	– 0,744
Fe Fe2+ + 2 e-	– 0,440
Co Co2+ + 2 e-	– 0,277
Ni Ni2+ + 2 e-	– 0,250
Sn Sn2+ + 2 e-	- 0,136
Pb Pb2+ + 2 e-	– 0,126
Cu Cu2+ + 2 e-	– 0,337
2 Hg Hg22+ + 2 e-	– 0,850
Ag Ag+ + 3 e-	– 0.799
Au Au3+ + 3 e-	-1,498

Spannungsreihe. Tab. 2: Spannungsreihe pH-unabhängiger Redoxsysteme.

korrespondierendes Redoxpaar U0in V
Cr2+ Cr3+ + e-	– 0,41
Ti2+ Ti3+ + e-	– 0,37
Sn2+ Sn4+ + 2 e-	0,154
Cu+ Cu2+ + e-	0,167
I- 1/2 I2 (fest) + e-	0,535
Fe2+ Fe3+ + e-	0,771
Hg22+ 2 Hg2+ + 2 e-	0,905
Br- 1/2 Br2 (flüss.) + e-	1,065
Cl- 1/2 Cl2 (gasf.) + e-	1,358
Pb2+ Pb4+ + 2 e-	1,69
F- 1/2 F2 + e-	2,85

Spannungsreihe. Tab. 3: Spannungsreihe pH-abhängiger Redoxsysteme.

korrespondierendes Redoxpaar U0 in V
1/2 H2 (gasf.)	H+ + e-	0,000
4 OH-	O2 (gasf.) + 2 H2O + 4 e-	0,401
H3AsO3 + H2O	H3AsO4 + 2 H+ + 2 e-	0,559
MnO2 (fest) + 4 OH-	MnO4- + 2 H2O + 3 e-	0,587
I- + 3 H2O	IO3- + 6 H+ + 6 e-	1,085
Mn2+ + 2 H2O	MnO2 (fest) + 4 H+ + 2 e-	1,236
Cl- + 4 H2O	ClO4- + 8 H+ + 8 e-	1,34
2 Cr3+ + 7 H2O	Cr2O72- + 14 H+ + 6 e-	1,36
Cl- + 3 H2O	ClO3-+ 6 H+ + 6 e-	1,45
Cl-+ H2O	HOCl + H+ + 2 e-	1,49
Mn2+ + 4 H2O	MnO4- + 8 H+ + 5 e-	1,52
2 H2O	H2O2 + 2 H+ + 2 e-	1,78

Die Stellung eines Redoxpaares in der elektrochem. S., d. h. sein Standardelektrodenpotential, ist ein Maß für seine Bereitschaft, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. So haben z. B. edle Metalle hohe, unedle Metalle niedrige Standardelektrodenpotentiale. Korrespondierende Redoxpaare mit relativ niedrigen Standardelektrodenpotentialen wirken unter Standardbedingungen gegenüber Systemen mit positiveren, höheren Standardelektrodenpotentialen als Elektronenlieferanten, als Reduktionsmittel; d. h., Redoxreaktionen verlaufen stets dann in die gewünschte Richtung, wenn das eingesetzte Ruduktionsmittel das korrespondierende Redoxpaar mit dem niedrigeren Elektrodenpotential ist (Redoxreaktion). Entsprechend werden z. B. Cu²⁺-Ionen durch elementares Eisen oder Hg₂²⁺-Ionen durch elementares Kupfer zu den Metallen reduziert (Zementation). Gleichermaßen wird verständlich, daß eine Eisen(III)-salzlösung Kupfer zu Cu²⁺-Ionen oxidiert und aus Iodidlösung Iod, nicht aber aus Bromidlösung Brom freisetzt. Auch lösen sich alle Metalle mit negativen Standardelektrodenpotentialen (läßt man Passivierungserscheinungen unberücksichtigt) in wäßrigen Säurelösungen hinreichender H₃O⁺-Ionenkonzentration. Für Redoxsysteme, die nicht unter Standardbedingungen vorliegen, werden die zugehörigen Elektrodenpotentiale berechnet. Die Zellspannung galvanischer Elemente ergibt sich unter Standardbedingungen als Differenz der in der elektrochem. S. angegebenen Standardelektrodenpotentiale, z. B. beim Daniell-Element. Unter anderen Bedingungen als Standardbedingungen erhält man die Zellspannung aus der Differenz der nach Nernst berechneten Elektrodenpotentiale.

2) elektrische S., Kontaktspannung.

3) thermoelektrische S., die Reihe der Elemente Sc, Sb, Fe, Sn, Co, Ag, Au, Zn, Pb, Hg, Pt, Ni, Bi. Schließt man zwei dieser Metalle durch Löten zu einem Stromkreis zusammen (Thermoelement), so erhält dasjenige Metall bei Erwärmung der Lötstelle positive Spannung, das in der Reihe vorangeht, das andere negative Spannung.