电极电势-答案
电极电位习题及解析
电极电位作业参考解析一、单项选择题〔每题10分〕 1. 以下说法正确的选项是A. 经测定可知，标准氢电极的φB. 标准状态下，MnO 4- 的氧化性比Cl 2强，因为在电极反应中MnO 4- 得到的电子多C. 已知电极反应2Cl 2e 2Cl --+的φ ，则电极反应21Cl e Cl 2--+的φ = 0.68 VD. CrO 42- 和Cr 2O 72- 两离子中Cr 的氧化值相等【D 】A ：电极的绝对电极电位目前还无法测量，标准氢电极的标准电极电位是人为规定为的；B ：氧化剂氧化型的强弱、复原剂复原性的强弱与其反应时得、失电子的数目没有关系，主要与其电极电位的高低有关。
电极电位高的电对中氧化型的氧化能力强，电极电位低的电对中复原型的复原能力强；C ：电极电位是强度性质，电极电位的取值与电极反应中各物质的计量系数无关，也与电极反应的书写方向无关，电极电位的大小反映出电对中氧化型得电子能力和复原型失电子能力的强弱；D ：这两个离子中，Cr 的氧化值均为+6，在水溶液中两者存在如下转化：2242722CrO 2HCr O H O -+-++。
2. 将有关离子浓度增大2倍，电极电位φ保持不变的电极反应是 A. 2Zn 2e Zn +-+ B. 242MnO 8H 5eMn 4H O -+-++++C. 32Cr e Cr +-++ D. 2Cl 2e 2Cl --+【C 】根据电极反应式，这四个电极反应的能斯特方程分别为：A ：Zn 2+/Zn 222Zn 0.0592(Zn /Zn)(Zn /Zn)lg 2c ϕϕ+++=+，当锌离子浓度增大时，其电极电位随之增大； B ：MnO 4/Mn 2+428MnO H 2244Mn 0.0592(MnO /Mn )(MnO /Mn )lg 5c c c ϕϕ-++-+-+=+，可见当各离子浓度同时增大2倍时，电极电位会随之而改变； C ：Cr 3+/Cr 2+323232Cr Cr (Cr /Cr )(Cr /Cr )0.0592lgc c ϕϕ++++++=+，可见当各离子浓度同时增大两倍时，32Cr Cr c c ++不变，所以电极电位不发生改变；D ：Cl 2/Cl - Cl 2222Cl 0.0592(Cl /Cl )(Cl /Cl )lg 2p p c ϕϕ---=+，可见当Cl -离子浓度增大时，电极电位随之减小。
电化学原理答案
电化学原理答案电化学原理答案：1. 伏安法测定电化学反应动力学的方法：- 电流时间法：测量电流随时间的变化，根据反应动力学方程求得反应速率常数。
- 电位时间法：测量电位随时间的变化，通过电位变化曲线求得反应动力学信息。
2. 电极电势和电动势：- 电极电势是指电化学系统中电极相对于参比电极的电位差。
- 电动势是指电池或电解槽中整体的能量转换效率，可以通过两个电极电势之差计算得到。
3. 阳极和阴极反应：- 阳极反应是指发生在氧化物或离子脱除电子的电极上的反应。
- 阴极反应是指发生在还原物或离子得到电子的电极上的反应。
4. 电解和电化学合成反应：- 电解是通过外加电流将化学物质分解为离子或原子的过程。
- 电化学合成是通过外加电流将离子或原子重新结合成化学物质的过程。
5. Faraday定律：- Faraday定律指出，在电解过程中，电流量与电化学反应出现的物质的化学当量之间存在确定的比例关系。
- 根据Faraday定律，可以通过电流量计算反应物的摩尔数或质量变化。
6. 电解质的浓度对电解过程的影响：- 随着电解质浓度的增加，电流密度增大，电解过程速率加快。
- 电键的栅电位也随浓度增加而增大，使得电解反应偏向于反向进行。
7. 极化现象：- 极化是指在电解过程中，电流通过电极时引起电极上电势的变化。
- 极化可以是正极化（电势升高）或负极化（电势降低），影响电解过程的效率和速度。
8. 腐蚀和电化学保护：- 腐蚀是指金属与环境中的化学物质反应产生氧化物或离子的过程。
- 电化学保护是通过施加外电势来改变金属表面的电位，降低腐蚀速率。
9. 电化学能源转换：- 电化学能源转换是指将化学能转化为电能或将电能转化为化学能的过程，如电池和燃料电池。
- 电化学能源转换可以实现能量的存储、传输和转换。
(完整版)电极电势-答案
氧化还原与电极电势——答案1.25℃时将铂丝插入Sn 4+和Sn 2+离子浓度分别为L 和L 的混合溶液中，电对的电极电势为（ ）。
A ．)/(24++Sn Sn θϕ B ． 2/05916.0)/(24+++Sn Sn θϕ C ．05916.0)/(24+++Sn Sn θϕ D ．2/05916.0)/(24-++Sn Sn θϕ 解答或答案：B2.对于电池反应Cu 2+＋Zn = Cu ＋Zn 2+下列说法正确的是（ ）。
A ．当[Cu 2+] = [Zn 2+]，反应达到平衡。
B ．θϕ（Cu 2+/Cu ）= θϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
C ．ϕ(Cu 2+/Cu ）= ϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
D ． 原电池的标准电动势等于零时，反应达到平衡。
解答或答案：C3.今有原电池(－)Pt,H 2()H ＋(c)Cu 2+(c)Cu(＋) ,要增加原电池电动势，可以采取的措施是（ ）。
A 增大H ＋离子浓度B 增大Cu 2+离子浓度 C 降低H 2的分压 D 在正极中加入氨水 E 降低Cu 2+离子浓度，增大H ＋离子浓度 解答或答案：B4.已知下列反应；CuCl 2＋SnCl 2 = Cu ＋SnCl 4 FeCl 3＋Cu= FeCl 2＋CuCl 2在标准状态下按正反应方向进行。
则有关氧化还原电对的标准电极电位的相对大小为（ ）。
A θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+) B θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+) C θϕ(Sn 4+/Sn 2+)＞θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ（Fe 3+/Fe 2+）D θϕ（Fe3+/Fe2+）＞θϕ(Sn4+/Sn2+)＞θϕ（Cu2+/Cu）解答或答案：A5.下列原电池中，电动势最大的是（）。
18秋 0129《物理化学》习题答案
1、下列关于电解质溶液的电导率的概念,说法正确的就是1m3导体的电导含1mol电解质溶液的电导两个相距为1m的平行电极间导体的电导面积各为1m2且相距1m的两平行电极间导体的电导2、关于电极电势,下列说法中正确的就是电极电势就是指电极与溶液之间的界面电位差,它可由实验测出还原电极电势越高,该电极氧化态物质得到电子的能力越强电极电势只与电极材料有关,与温度无关电极电势就就是标准电极电势3、在T、p时,理想气体反应C H(g)＝H(g)+C H(g)的K/K为/RTRT1/RTRT4、某绝热体系在接受了环境所做的功之后,其温度一定不变不一定改变一定降低一定升高5、主要决定于溶解在溶液中粒子的数目,而不决定于这些粒子的性质的特性叫一般特性各向同性特征依数性特征等电子特性6、已知某对行反应的反应焓为-150kJ·mol-1,则该正反应的活化能为低于150kJ•mol-1高于150kJ•mol-1等于150kJ•mol-1无法确定7、对亲水性固体表面,其相应接触角θ就是θ<90°θ>90°θ=180°θ可为任意角8、关于电极电势,下列说法中正确的就是还原电极电势越高,该电极氧化态物质得到电子的能力越强电极电势就是指电极与溶液之间的界面电位差,它可由实验测出电极电势只与电极材料有关,与温度无关电极电势就就是标准电极电势9、下列说法中不正确的就是:任何液面都存在表面张力平面液体没有附加压力弯曲液面的表面张力方向指向曲率中心弯曲液面的附加压力指向曲率中心10、在25℃时,电池Pb(Hg)(a1)|Pb(NO3)2(aq)|Pb(Hg)(a2)中a1>a2,则其电动势E<0>0=0无法比较11、对恒沸混合物的描述,下列各种叙述中哪一种就是不正确的？不具有确定的组成平衡时,气相与液相的组成相同其沸点随外压的改变而改变与化合物一样,具有确定的组成12、AgCl 在以下溶液中(a) 0、1mol·dm-3 NaNO3 (b) 0、1mol·dm NaCl (c) H O(d) 0、1mol·dm Ca(NO) (e) 0、1mol·dm NaBr溶解度递增次序为(a) < (b) < (c) < (d) < (e)(b) < (c) < (a) < (d) < (e)(c) < (a) < (b) < (e) < (d)(c) < (b) < (a) < (e) < (d)13、区域熔炼技术主要就是应用于制备低共熔混合物提纯制备不稳定化合物获得固熔体14、设N2与O2皆为理想气体,它们的温度、压力相同,均为298K、pθ ,则这两种气体的化学势应该相等不一定相等与物质的量有关不可比较15、关于亨利系数,下列说法中正确的就是其值与温度、浓度与压力有关其值与温度、溶剂性质与浓度有关其值与温度、溶质性质与标度有关其值与温度、溶质与溶剂性质及浓度的标度有关16、1mol 单原子理想气体,从p1=202650Pa,T1=273K 经p/T＝常数的途径加热使压力增加到p2=405300Pa,则体系做的功为大于零小于零零无法确定17、分子数增加的放热化学反应在一绝热钢瓶中进行,则Q>0,W>0 ΔU>0Q=0,W<0 ΔU<0Q=W=0 ΔU=018、杯高B杯A杯等于B杯A杯低于B杯视温度而定19、一个电池反应确定的电池,E 值的正或负可以用来说明E、电池就是否可逆F、电池反应就是否已达平衡电池反应自发进行的方向电池反应的限度20、1-1型电解质溶液的摩尔电导率可以瞧作就是正负离子的摩尔电导率之与,这一规律只适用于:( )A、强电解质B、弱电解质C、无限稀释电解质溶液D、摩尔浓度为1的溶液判断题21、循环过程不一定就是可逆过程A、√B、×22、熵增加的过程一定就是自发过程。
第九章电动势习题解答解析
第九章习题解答1、写出下列电池中各电极上的反应和电池反应 （1）Pt ，H 2(2H p )︱HCl(a)︱Cl 2(2Clp )，Pt（2）Pt ，H 2(2H p )︱H +(+H a )‖Ag +(+Ag a )︱Ag(s)（3）Ag(s)+AgI(s)︱I －(-I a )‖Cl －(-Cl a )︱AgCl(s)+Ag(s)（4）Pb(s)+PbSO 4(s)︱-24SO (-24SO a )‖Cu(+2Cu a )︱Cu(s)（5）Pt ，H 2(2H p )︱NaOH(a)︱HgO(s)+Hg(l) （6）Pt ，H 2(2H p )︱H +(aq)︱Sb 2O 3(s)+Sb(s)（7）Pt ︱Fe 3+(a 1)，Fe 2+(a 2)‖Ag +(+Ag a )︱Ag(s) （8）Na(Hg)(a am )︱Na +(+Na a )‖OH －(-OH a )︱HgO(s)+Hg(l)解1：（1）负极 H 2(2H p )－2e －→2H +(+H a ) 正极 Cl 2(2Cl p )+2e－→2Cl －(-Cl a ) 电池反应 H 2(2H p )+Cl 2(2Cl p )=2HCl(a)(2) 负极 H 2(2H p )－2e－→2H +(+H a )正极 2 Ag +(+Ag a )+2e －→2 Ag(s)电池反应 H 2(2H p )+2 Ag +(+Aga )=2 Ag(s)+ 2H +(+H a )（3）负极 Ag(s)+ I －(-I a )－e－→AgI(s)正极 AgCl(s) +e －→ Ag(s)+ Cl －(-Cl a )电池反应 AgCl(s) + I －(-I a )=AgI(s) + Cl －(-Cl a )（4）负极 Pb(s)+-24SO (-24SO a )－2e －→PbSO 4(s) 正极 Cu(+2Cu a )+2e－→Cu(s)电池反应 Pb(s)+-24SO (-24SO a )+Cu(+2Cu a )=PbSO 4(s)+ Cu(s) （5）负极 H 2(2H p )+2OH －(-OH a )-2e－→2H 2O(l)正极 HgO(s)+ H 2O(l)+ 2e －→2OH －(-OH a )+Hg(l)电池反应 H 2(2H p )+HgO(s)= Hg(l) + H 2O(l) （6）负极 3 H 2(2H p )-6e－→6H +( aq)正极 Sb 2O 3(s)+ 6H +( aq)+ 6e －→2Sb(s)+ 3H 2O(l) 电池反应 Sb 2O 3(s)+3 H 2(2H p )=2Sb(s)+ 3H 2O(l)（7）负极 Fe 2+(a 2) -e －→Fe 3+(a 1) 正极 Ag +(+Ag a )+e －→Ag(s)电池反应 Ag +(+Ag a )+ Fe 2+(a 2)= Ag(s)+ Fe 3+(a 1) （8）负极 2Na(Hg)(a am ) -2e －→2Na +(+Na a )+2Hg(l)正极 HgO(s) + H 2O(l) +2e －→Hg(l)+ 2OH －(-OH a )电池反应 2Na(Hg)(a am )+ HgO(s) + H 2O(l)=3Hg(l) +2Na +(+Na a )+2OH －(-OH a )2、试将下述化学反应设计成电池。
电极电势-答案
氧化还原与电极电势——答案1.25℃时将铂丝插入Sn 4+和Sn 2+离子浓度分别为0.1mol/L 和0.01mol/L 的混合溶液中，电对的电极电势为（ ）。
A ．)/(24++Sn Sn θϕB ． 2/05916.0)/(24+++Sn Sn θϕC ．05916.0)/(24+++Sn Sn θϕD ．2/05916.0)/(24-++Sn Sn θϕ解答或答案：B2.对于电池反应Cu 2+＋Zn = Cu ＋Zn 2+下列说法正确的是（ ）。
A ．当[Cu 2+] = [Zn 2+]，反应达到平衡。
B ．θϕ（Cu 2+/Cu ）= θϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
C ．ϕ(Cu 2+/Cu ）= ϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
D ． 原电池的标准电动势等于零时，反应达到平衡。
解答或答案：C3.今有原电池(－)Pt,H 2()H ＋(c)Cu 2+(c)Cu(＋) ,要增加原电池电动势，可以采取的措施是（ ）。
A 增大H ＋离子浓度B 增大Cu 2+离子浓度C 降低H 2的分压D 在正极中加入氨水E 降低Cu 2+离子浓度，增大H ＋离子浓度解答或答案：B4.已知下列反应；CuCl 2＋SnCl 2 = Cu ＋SnCl 4FeCl 3＋Cu= FeCl 2＋CuCl 2在标准状态下按正反应方向进行。
则有关氧化还原电对的标准电极电位的相对大小为（ ）。
A θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+)B θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+)C θϕ(Sn4+/Sn2+)＞θϕ（Cu2+/Cu）＞θϕ（Fe3+/Fe2+）D θϕ（Fe3+/Fe2+）＞θϕ(Sn4+/Sn2+)＞θϕ（Cu2+/Cu）解答或答案：A5.下列原电池中，电动势最大的是（）。
A (－)Zn Zn2+(1mol·L-1)Cu2+(1mol·L-1))Cu(＋)B (－)Zn Zn2+(0.1mol·L-1)Cu2+(1mol·L-1))Cu(＋)C(－)Zn Zn2+(1mol·L-1)Cu2+(0.1mol·L-1))Cu(＋)D (－)Zn Zn2+(0.1mol·L-1)Cu2+(0.1mol·L-1))Cu(＋)解答或答案：B6.原电池的组成为：(－)Zn ZnSO4(c)HCl(c)H2(100kPa),Pt(＋)该原电池电动势与下列因素无关的是（）。
电极电势_答案解析
氧化还原与电极电势——答案1.25℃时将铂丝插入Sn 4+和Sn 2+离子浓度分别为0.1mol/L 和0.01mol/L 的混合溶液中，电对的电极电势为（ ）。
A ．)/(24++Sn Sn θϕ B ． 2/05916.0)/(24+++Sn Sn θϕ C ．05916.0)/(24+++Sn Sn θϕ D ．2/05916.0)/(24-++Sn Sn θϕ 解答或答案：B2.对于电池反应Cu 2+＋Zn = Cu ＋Zn 2+下列说法正确的是（ ）。
A ．当[Cu 2+] = [Zn 2+]，反应达到平衡。
B ．θϕ（Cu 2+/Cu ）= θϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
C ．ϕ(Cu 2+/Cu ）= ϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
D ． 原电池的标准电动势等于零时，反应达到平衡。
解答或答案：C3.今有原电池(－)Pt,H 2(ρ)H ＋(c)Cu 2+(c)Cu(＋) ,要增加原电池电动势，可以采取的措施是（ ）。
A 增大H ＋离子浓度B 增大Cu 2+离子浓度 C 降低H 2的分压 D 在正极中加入氨水 E 降低Cu 2+离子浓度，增大H ＋离子浓度 解答或答案：B4.已知下列反应；CuCl 2＋SnCl 2 = Cu ＋SnCl 4 FeCl 3＋Cu= FeCl 2＋CuCl 2在标准状态下按正反应方向进行。
则有关氧化还原电对的标准电极电位的相对大小为（ ）。
A θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+) B θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+) C θϕ(Sn 4+/Sn 2+)＞θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ（Fe 3+/Fe 2+）D θϕ（Fe3+/Fe2+）＞θϕ(Sn4+/Sn2+)＞θϕ（Cu2+/Cu）解答或答案：A5.下列原电池中，电动势最大的是（）。
电极电势-习题
1.25℃时将铂丝插入Sn 4+和Sn 2+离子浓度分别为L 和L 的混合溶液中，电对的电极电势为（ ）。
A ．)/(24++Sn Sn θϕ B ． 2/05916.0)/(24+++Sn Sn θϕ C ．05916.0)/(24+++Sn Sn θϕ D ．2/05916.0)/(24-++Sn Sn θϕ2.对于电池反应Cu 2+＋Zn = Cu ＋Zn 2+下列说法正确的是（ ）。
A ．当[Cu 2+] = [Zn 2+]，反应达到平衡。
B ．θϕ（Cu 2+/Cu ）= θϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
C ．ϕ(Cu 2+/Cu ）= ϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
D ． 原电池的标准电动势等于零时，反应达到平衡。
3.今有原电池(－)Pt,H 2()H ＋(c)Cu 2+(c)Cu(＋) ,要增加原电池电动势，可以采取的措施是（ ）。
A 增大H ＋离子浓度B 增大Cu 2+离子浓度 C 降低H 2的分压 D 在正极中加入氨水 E 降低Cu 2+离子浓度，增大H ＋离子浓度4.已知下列反应；CuCl 2＋SnCl 2 = Cu ＋SnCl 4 FeCl 3＋Cu= FeCl 2＋CuCl 2在标准状态下按正反应方向进行。
则有关氧化还原电对的标准电极电位的相对大小为（ ）。
A θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+) B θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+) C θϕ(Sn 4+/Sn 2+)＞θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ（Fe 3+/Fe 2+） D θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+)＞θϕ（Cu 2+/Cu ）5.下列原电池中，电动势最大的是（）。
A (－)Zn Zn2+(1mol·L-1)Cu2+(1mol·L-1))Cu(＋)B (－)Zn Zn2+·L-1)Cu2+(1mol·L-1))Cu(＋)C(－)Zn Zn2+(1mol·L-1)Cu2+·L-1))Cu(＋)D (－)Zn Zn2+·L-1)Cu2+·L-1))Cu(＋)6.原电池的组成为：(－)Zn ZnSO4(c)HCl(c)H2(100kPa),Pt(＋)该原电池电动势与下列因素无关的是（）。
化学竞赛-电极电势
θ( Zn2+/Zn ) = - 0.7618V
(3)查阅时注意具体的电对形式
θ( Cu2+/Cu) θ( Cu2+/Cu+) θ( Cu+/Cu) θ( Hg22+ / Hg)= 0.851V θ( Hg2Cl2 / Hg)= 0.26808V
4
(-)Zn | Zn2+(c1) H+(c1) | H2(p), Pt(+)
气体物质应靠近电极，后面应注明压 力。中间用“ ，”分开气体物质和电极。
5
电池符号的书写规则 1、负极写左边，正极写右边； 2. 以化学式表示电池中各物质的组成，溶液要 标浓度(mol· -1)，气体物质应注明其分压(Pa)， L 还应标明当时的温度。如不写，则温度为 298.15K，气体分压为101.325kPa，溶液浓度 为1mol· -1。 L 3. 以符号―∣‖表示不同相之间的界面，用―‖‖ 表示盐桥。同一相中的不同物质之间用―,‖隔 开。 4.当无金属参与反应，用惰性电极Pt或C做电 极。
(4)同一氧化态，介质不同，还原产物有差异
酸性介质 θ( MnO4-/Mn2+ ) = 1.507V
中性或弱碱性介质
强碱性介质
θ( MnO4-/MnO2 ) = 0.588V
θ( MnO4-/MnO42- ) = 0.564V
3.电极电势的计算 电极电势与温度、浓度间的关系遵从以下的 能斯特(W.Nemst)方程：
RT C（氧化态） /C ln nF C（还原态） /C
a b
298.15K时：
0.05917 C（氧化态） /C lg n C（还原态） /C
电化学真题及答案解析
电化学真题及答案解析1. 简介电化学是研究电荷转移与化学反应之间关系的学科，广泛应用于能源转化与储存、电子器件和化学反应等领域。
为了帮助大家更好地理解电化学的知识，本文将给出一道电化学真题，并进行详细的答案解析。
2. 真题下面是一道关于电化学原理的题目：题目：在一电化学反应中，两种金属电极分别浸入溶液中，用电池连接两电极使之相互通电。
根据标准电极电势表得到的标准电势如下：Mg/Mg2+：-2.37 VAl/Al3+：-1.66 V根据以上数据，回答以下问题：(1) 在该电化学反应中，哪个电极是阴极？哪个电极是阳极？(2) 计算该电化学反应的标准电动势。
(3) 该电化学反应是放电过程还是充电过程？(4) 根据电动势的数值，判断该反应能否自发进行。
3. 答案解析(1) 阴极是电势较低、更容易发生还原反应的电极。
阳极则相反，是电势较高、更容易发生氧化反应的电极。
根据标准电势表的数据，Mg/Mg2+的标准电势为-2.37 V，而Al/Al3+的标准电势为-1.66 V。
由于电势越负表示越容易还原，因此Mg/Mg2+是阴极，Al/Al3+是阳极。
(2) 标准电动势是衡量电化学反应中电能转化为化学能的能力的指标。
计算标准电动势的公式为：Ecell = E(cathode) - E(anode)。
根据标准电势表的数据可得：Ecell = -1.66 V - (-2.37 V) = 0.71 V。
(3) 充电过程是指通过外部电源的作用，使得电池中的化学能转化为电能。
放电过程则相反，是指电池中的化学能转化为电能的过程。
根据标准电势表中Mg/Mg2+的标准电势为-2.37 V，而Al/Al3+的标准电势为-1.66 V，可得Ecell为正值，说明该电化学反应是放电过程，即电池中的化学能转化为电能。
(4) 通过电动势的数值判断反应是否自发进行的方法是利用Gibbs自由能的公式：ΔG = -nFE。
其中，ΔG为Gibbs自由能的变化量，n为电子的个数，F为Faraday定数，E为电动势。
物理化学第6章可逆电池电动势习题及答案
物理化学第6章可逆电池电动势习题及答案可逆电池电动势6.1 本章学习要求1．掌握可逆电池、可逆电极的类型、电极电势标准态、电动势、Nernst公式及其应用；2．掌握可逆电池热力学，可逆电池电动势的测定方法及其在化学、生命体系及土壤体系等领域中的应用；3．了解pe、pH?电势图和生化标准电极电势。
6.2 内容概要6.2.1 可逆电池1.可逆电池(reversible cell)的条件：电池在充、放电时发生的反应必须为可逆反应；电池充、放电时的能量转换必须可逆，即通过电池的电流无限小，无热功转化。
2.可逆电极的类型（1）金属电极由金属浸在含有该金属离子的溶液中构成，包括汞齐电极。
如Zn电极Zn (s)│ZnSO4(aq) 电极电势(electrode potential )φZn/ Zn = φ ?ln（2）气体电极由惰性金属（通常用Pt或Au为导电体）插入某气体及其离子溶液中构成的电极，如氢电极，Pt，H2 ( p)│H(a H) 电极电势φ= φ ? ln（3）金属难溶盐电极将金属表面覆盖一薄层该金属的难溶盐，浸入含有该难溶盐的负离子的溶液中构成。
如银?氯化银电极，Ag (s)，AgCl (s)│Cl(a Cl) 电极电势φAgCl，Ag，Cl = φ ? ln a Cl（4）氧化还原电极由惰性金属（如Pt片）插入某种元素两种不同氧化态的离子溶液中构成电极，如Sn、Sn电极，Pt (s)│Sn(a)，Sn(a) 电极电势φ= φ ? ln 3.电池表示法电池的书面表示所采用的规则：负极写在左方，进行氧化反应（是阳极），正极写在右方，进行还原反应（是阴极）；组成电池的物质用化学式表示，并注明电极的状态；气体要注明分压和依附的不活泼金属，温度，所用的电解质溶液的活度等，如不写明，则指298K，p，a=1；用单垂线“│”表示接触界面，用双垂线“U”表示盐桥（salt bridge）；在书写电极和电池反应时必须遵守物料平衡和电荷平衡。
无机化学试题及答案】第七章 氧化还原反应和电极电势
第七章 氧化还原反应和电极电势一、填空题 1，电对的标准电极电势是该电对为______极，与标准______组成的原电池的标准电动势。
2，在测定溶液的pH 时，通常采用的氢离子指示电极是______，采用的参比电极是_______。
3，K 2Cr 2O 7中Cr 3的氧化值是______，Cr 3(SO 4)中Cr 的氧化值是______。
4，Mn 2O 3中Mn 的氧化值是______，K 2MnO 4中Mn 的氧化值是______。
5，KMnO 4中Mn 的氧化值是______，MnSO 4中Mn 的氧化值是______。
6，对于氧化还原反应K 2Cr 2O 7 + 3Na 2SO 3 + 4H 2SO 4 K 2SO 4 + Cr 2(SO 4)3 + 3Na 2SO 4 + 4H 2ONa 2SO 3是______，K 2Cr 2O 7是______。
7，将两个电对组成氧化还原反应时，氧化剂应是电极电势较_______电对中的______型物质。
二、是非题1，从公式 ln =可以看出，氧化还原反应的标准平衡常数 与温度有关，但与反应物和产物的浓度或分压力无关。
2，氧化还原反应的标准平衡常数与该反应组成的原电池的标准电动势之间的关系为=RTzF ln 。
由于标准平衡常数 与反应方程式有关，因此标准电动势 也与氧化还原反应方程式有关。
3，在氧化还原反应中，两个电对的电极电势相差越大，化学反应速率就越快。
4，在O 2中，O 的氧化值和化合价均为2。
5，H 2O 2既可以做氧化剂，也可以做还原剂。
6，同一元素所形成的化合物中，通常氧化值越高，其得电子能力就越强；氧化值越低，其失去电子的趋势就越大。
7，反应 Cl 2 + 2NaOH NaClO + NaCl + H 2O 是氧化还原反应，也是歧化反应。
8，电对的电极电势越大，该电对中的氧化型物质是越强的氧化剂，而相应的还原型物质是越弱的还原剂。
第二节 电极电势
第二节电极电势知识要点一、电极电势和电池电动势1.电极电势(金属－金属离子电极)在铜锌原电池中,为什么电子从Zn原子转移给Cu2＋离子而不是从Cu原子转移给Zn2＋离子?这与金属在溶液中的情况有关,一方面金属M表面构成晶格的金属离子和极性大的水分子互相吸引,有一种使金属棒上留下电子而自身以水合离子M n＋(aq)的形式进入溶液的倾向,金属越活泼,溶液越稀,这种倾向越大,另一方面,盐溶液中的M n＋(aq)离子又有一种从金属M表面获得电子而沉积在金属表面上的倾向,金属越不活泼,溶液越浓,这种倾向越大.这两种对立着的倾向在某种条件下达到暂时的平衡:M n＋(aq)＋ne－M在某一给定浓度的溶液中,若失去电子的倾向大于获得电子的倾向,到达平衡时的最后结果将是金属离子M n＋进入溶液,使金属棒上带负电,靠近金属棒附近的溶液带正电,如右图所示,这时在金属和盐溶液之间产生电位差,这种产生在金属定于温度.在铜锌原电池中,Zn片与Cu片分别插在它们各自的盐溶液中,构成Zn2＋/Zn电极与Cu2＋/Cu电极.实验告诉我们,如将两电极连以导线,电子流将由锌电极流向铜电极,这说明Zn片上留下的电子要比Cu片上多,也就是Zn2＋/Zn电极的上述平衡比Cu2＋/Cu电极的平衡更偏于右方,或Zn2＋/Zn电对与Cu2＋/Cu电对两者具有不同的电极电势,Zn2＋/Zn 电对的电极电势比Cu2＋/Cu电对要负一些.由于两极电势不同,连以导线,电子流(或电流)得以通过.2.原电池的电动势电极电势φ表示电极中极板与溶液之间的电势差.当用盐桥将两个电极的溶液连通时,若认为两溶液之间等电势,则两极板之间的电势差即两电极的电极电势之差,就是电池的电动势.用 E 表示电动势,则有E＝φ＋－φ－若两电极的各物质均处于标准状态,则其电动势为电池的标准电动势,E○—=φ○—(+)－φ○—(－)电池中电极电势φ大的电极为正极,故电池的电动势 E 的值为正.有时计算的结果 E 为负值,这说明计算之前对于正负极的判断有误.E > 0 是氧化还原反应可以自发进行的判据.3.标准氢电极(气体－离子电极)电极电势的绝对值无法测量,只能选定某种电极作为标准,其他电极与之比较,求得电极电势的相对值,通常选定的是标准氢电极.标准氢电极是这样构成的:将镀有铂黑的铂片置于H+浓度(严格的说应为活度a)为 1.0mol·kg－1的硫酸溶液(近似为1.0mol·dm－3)中,如右图.然后不断地通入压力为1.013×105Pa的纯H2,使铂黑吸附H2达到饱和,形成一个氢电极.在这个电极的周围发生了如下的平衡:2H+ +2e－H2氢电极属于气体－离子电极.标准氢电极作为负极时,可以表示为Pt | H2(1.013×105Pa) | H+(1mol·dm－3)这时产生在标准氢电极和硫酸溶液之间的电势,叫做氢的标准电极电势,将它作为电极电势的相对标准,令其为零.在任何温度下都规定标准氢电极的电极电势为零(实际上电极电势同温度有关).所以很难制得上述那种标准氢电极,它只是一种理想电极.用标准氢电极与其他各种标准状态下的电极组成原电池,测得这些电池的电动势,从而计算各种电极的标准电极电势,通常测定时的温度为298K.所谓标准状态是指组成电极的离子其浓度为1mol·dm－3(对于氧化还原电极来讲,为氧化型离子和还原型离子浓度比为1),气体的分压为1.013×105Pa,液体或固体都是纯净物质.标准电极电势用符号φ○—表示.例如:标准氢电极与标准铜电极组成的电池,用电池符号表示为(－)Pt | H2(p○—) | H+(1mol·dm－3)‖Cu2+(1mol·dm－3) | Cu(+)在298K,用电位计测得该电池的电动势E○—= 0.34VE○—=φ○—(+)－φ○—(－),得φ○—(+) = E○—+φ○—(－),故φ○—( Cu2+/Cu)= E○—＋φ○—(H+/H2)2-1=0.34V ＋0V=0.34V为测锌电极的电极电势,组成电池(－)Zn | Zn 2+(1mol·dm －3)‖H +(1mol·dm －3) | H 2(p ○—) | Pt(+) 用同样的的方法可测得该电池的电势为0.7628VE ○—=φ○—(＋)－φ○—(－),得φ○— (－) =φ○— (＋)－E ○—,故φ○— (Zn 2+/Zn)=φ○— (H +/H 2) – E ○—= 0V – 0.7629V= – 0.7628V 则Cu －Zn 电池(－)Zn | Zn 2+(1mol·dm －3)‖Cu 2+(1mol·dm －3) | Cu(+) 的电动势E ○—=φ○—Cu 2+/Cu－ φ○—Zn 2+/Zn=0.34V －(－0.76V)=1.1V上述原电池装置不仅可以用来测定金属的标准电极电势,它同样可以用来测定非金属离子和气体的标准电极电势,对某些剧烈与水反应而不能直接测定的电极,例如Na +/Na,F 2/2F －等的电极则可以通过热力学数据用间接方法来计算标准电极电势.应当指出:所测得的标准电极电势φ○—是表示在标准条件下,某电极的电极电势.所谓标准条件是指以氢标准电极的电极电势φ○—H +/H2=0,电对的[氧化型]/[还原型]=1或[M n+]=1mol ·dm －3;T=298K.因此标准电极电势φ○—是相对值,实际上是该电极同氢电极组成电池的电动势,而不是电极与相应溶液间电位差的绝对值.二、 电极的类型及符号（四种电极） 1.金属－金属离子电极如 Zn 2+/Zn Cu 2+/Cu 等电极符号 Zn|Zn 2+ (c) Cu|Cu 2+ (c) 2.气体－离子电极如H +/H 2Cl 2/Cl －需用一个惰性固体导体如铂（Pt)或石墨. 电极符号 Pt,H 2(p)|H +(c) Pt,Cl 2(p)|Cl －(c) Pt 与H 2之间用逗号隔开,p 为气体的压力. 3.离子电极如 Fe 3+/Fe 2+ 等体系将惰性电极插入到同一种元素不同氧化态的两种离子的溶液中所组成的电极.电极符号 Pt|Fe 2+(c 1), Fe 3+(c 2)4.金属－金属难溶盐电极如 Hg 2Cl 2/Hg由金属及其难溶盐浸在含有难溶盐负离子溶液中组成的电极.电极符号 Pt,Hg,Hg 2Cl 2(s)|Cl －(c) 三、标准电极电势的应用 1. 标准电极电势表注意 ①标准电极电势的符号是正还是负,不因电极反应的写法而改变.如ZnZn 2+ + 2e －或ZnZn 2+ + 2e －对应的φ○—都是电对Zn 2+/Zn的标准电极电势.② 标准电极电势和得失电子数多少无关,即与半反应中的系数无关,例如C12+2e －2C1－,φ○—=1.358V .也可以书写为1/2C12+e－C1－,其φ○— 值(1.358V)不变.2. 判断判断氧化剂和还原剂的强弱标准电极电势高的电极,其氧化型的氧化能力强;标准电极电势低的电极,其还原型的还原能力强.于是根据标准电极电势表,原则上可以判断一种氧化还原反应进行的可能性.3.判断反应方向氧化还原反应进行的方向判断反应方向氧化还原反应进行的方向与多种因素有关,例如,反应物的性质,浓度、介质的酸度和温度等.但是多种因素存在时,内因是事物变化的根据,外因是变化的条件.当外界条件一定时,如皆取标准状态,反应的方向就取决于氧化剂或还原剂的本性.氧化还原反应发生的方向:强氧化型1+强还原型2 = 弱还原型1+弱氧化型2在标准状态下,标准电极电势较大的电对的氧化型能氧化标准电极电势数值较小的电对的还原型.这样判断氧化还原反应方向的根据是什么?将电池反应分解为两个电极反应,反应物中还原剂的电对作负极,反应物中氧化剂的电对作正极.当负极的电势更负,正极的电势更正,电子就可以自动地由负极流向正极.或者说,电流能自动地由正极流向负极.负极的还原型能将电子自动地给予正极的氧化型,电池电动势必须为正,即E>0,反应就能自动向右进行.例如:判断Zn+Cu2+=Zn2++Cu反应是否向右进行?分析将反应物中还原型和它的产物的电对作负极(－): Zn2++2e－=Zn,φ○— =－0.7628V将反应物中氧化型和它的产物的电对作正极(+): Cu2++2e－=Cuφ○—=0.337V查出标准电势,求出电池电动势:E○—=φ○—(+)－φ○—(－)=φ○—(Cu2+/Cu)－φ○—(Zn2+/Zn)=1.10V >0故反应向右进行.☆利用标准电极电势定量地判断氧化还原方向的具体步骤可总结如下:①首先,求出反应物和生成物中元素的氧化数,根据氧化数的变确定氧化剂和还原剂;②分别查出氧化剂电对的标准电极电势和还原剂电对的标准电极电势;③以反应物中还原型作还原剂,它的电对为负极,以反应物中氧化型作氧化剂,它的电对为正极,求出电池标准状态的电动势:E○—=φ○—(+)－φ○—(－)若E○—>0,则反应自发正向(向右)进行,以符号→表示;若E○—<0,则反应逆向(向左)进行,以符号←表示.五、元素电势图及其应用大多数非金属元素和过渡元素可以存在几种氧化态,各氧化态之间都有相应的标准电极电势,拉提默(Latimer)提出将它们的标准电极电势以图解方式表示,这种图称为元素电势图或拉提默图.比较简单的元素电势图是把同一种元素的各种氧化态按照高低顺序排成横列.关于氧化态的高低顺序有两种书写方式:一种是从左至右,氧化态由高到低排列(氧化型在左边,还原型在右边),另一种是从左到右,氧化态由低到高排列.两者的排列顺序恰好相反,所以使用时应加以注意.在两种氧化态之间若构成一个电对,就用一条直线把它们联接起来,并在上方标出这个电对所对应的标准电极电势.根据溶液的pH值不同,又可以分为两大类:φ○—A (A表示酸性溶液Acid solution)表示溶液的pH=0;φ○—B(B 表示碱性溶液Basic solution)表示溶液的pH=14.书写某一元素的元素电势图时,既可以将全部氧化态列出,也可以根据需要列出其中的一部分.例如碘的元素电势图:也可以列出其中的一部分,例如:从元素电势图不仅可以全面地看出一种元素各氧化态之间的电极电势高低和相互关系,而且可以判断哪些氧化态在酸性或碱性溶液中能稳定存在.现介绍以下几方面的应用.1.利用元素电势图求算某电对的未知的标准电极电势.若已知两个或两个以上的相邻电对的标准电极电势,即可求算出另一个电对的未知标准电极电势.例如某元素电势图为B Cφ○—1φ○—2Aφ○—高中化学竞赛辅导系列——电化学基础根据标准自由能变化和电对的标准电极电势关系,经过一系列变化,可得φ○—=n1φ○—1+ n2φ○—2n1+n2 (其中n1,n2分别为电对的电子转移数)2.判断歧化反应是否能够进行由某元素不同氧化态的三种物质所组成两个电对,按其氧化态由高到低排列如下:假设B能发生歧化反应,那么这两个电对所组成的电池电动势:E○—=φ○—正－φ○—负=φ○—右－φ○—左假设B能发生歧化反应,那么这两个电对所组成的电池电动势:E○—=φ○—右－φ○—左>0,即φ○—右>φ○—左根据以上原则,来看一看Cu+是否能够发生歧化反应?有关的电势图为:因为φ○—右>φ○—左,所以在酸性溶液中,Cu+离子不稳定,它将发生下列歧化反应:2Cu+=Cu+Cu2+又如铁的电势图因为φ○—右<φ○—左,Fe2+不能发生歧化反应.但是由于φ○—左>φ○—右,Fe3+/Fe2+电对中的Fe3+离子可氧化Fe生成Fe2+离子:Fe3++Fe=2Fe2+可将上面讨论的内容推广为一般规律:在元素电势图A —B —C中,若φ○—右>φ○—左,物质B将自发发生歧化反应,产物为A和C.若φ○—左>φ○—右,当溶液中有A 和C存在时,将自发地发生睦化反应的逆反应,产物为B.六、影响电极电势的因素1.定性的讨论如前所述,电极电势是电极和溶液间的电势差.这种电势差产生的原因,对于金属电极来讲,是由于在电极上存在M n++ne－M电极反应的缘故.对于氧化还原电极采讲(如Fe3+/Fe2+电极),是由于在惰性电极上存在Fe3++e－Fe2+电极反应的结果.因此,从平衡的角度上看,凡是影响上述平衡的因素都将影响电极电势的大小.显然,电极的本质、溶液中离子的浓度、气体的压强和温度等都是影响电极电势的重要因素,当然电极的种类是最根本的因素.对于一定的电极来讲,对电极电势影响较大的是离子的浓度,温度的影响较小.定性的看,在金属电极反应中,金属离子的浓度越大,则M n++ne－M 平衡向右移动,减少电极上的负电荷,使电极电势增大. M n+离子浓度越小,有更多的M失去电子变成M n+离子,从而增多电极上的负电荷,使电极电势减小.在Fe3++e－Fe2+电极反应中,增大Fe3+离子浓度或减小Fe2+离子浓度,都将使平衡向右移动,结果减少了电极上的负电荷,使电极电势增大.反之, 减少Fe3+离子浓度或增大Fe2+离子浓度,会使电极电势降低.总之,高氧化数(氧化型)离子的浓度越大,则电极电势越高;低氧化数(还原型)离子的浓度越大,则电极电势越低.换句话说, [氧化型]/[还原型] 越大,则电极电势越高.氧化型]或[还原型]表示氧化型物质(如Fe3+)或还原型物质(如Fe2+)的物质的量的浓度(严格的说应该是活度).2. 能斯特(Nernst)方程由热力学的关系式导,可得出电极电势同离子的浓度、温度等因素之间的定量关系——Nernst 方程:对电极反应氧化型+ne－=还原型有φ=φ○—+RTnF ln[氧化型][还原型]应用这个方程时应注意：①方程式中的[氧化型]和[还原型]并非专指氧化数有变化的物质,而是包括了参加电极反应的所有物质.②在电对中,如果氧化型或还原型物质的系数不是1,则[氧化型]或[还原型]要乘以与系数相同的方次.③如果电对中的某一物质是固体或液体,则它们A B Cφ○—左φ○—右氧化态降低Cu2＋＋0.163＋0.521φ○—A/v Cu＋CuFe3＋＋0.77＋0.521φ○—A/v Fe2＋Feφ左φ右φ○—左φ○—右的浓度均为常数,常认为是1.④如果电对中的某一物质是气体,它的浓度用气体分压来表示.典型例题例1 在稀H2SO4溶液中,KMnO4和FeSO4发生以下反应:MnO－4＋H+＋Fe2+ Mn2+＋Fe3+如将此反应设计为原电池,写出正、负极的反应,电池反应和电池符号.解电极为离子电极,即将一金属铂片插入到含有Fe2+、Fe3+溶液中,另一铂片插入到含有MnO－4、Mn2＋及H+ 的溶液中,分别组成负极和正极:负极反应: Fe2＋＝Fe3＋+ e－正极反应: MnO－4＋8H＋＋5e－＝Mn2+＋4H2O电池反应:MnO－4＋8H＋＋5Fe2＋＝Mn2＋＋5Fe3＋+ 4H2O 电池符号:(－)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)||MnO－4(c3),H+(c4),Mn2+(c5)|Pt (+)例2已知反应:AsO3－4+ I－→AsO3－3+ I2+H2O(未配平),现设计成如图的实验装置,进行下述操作:(Ⅰ)向(B)烧杯中逐滴加入浓盐酸发现微安表指针偏转;(Ⅱ)若改向(B)烧杯中滴加40%NaOH溶液,发现微安表指针向相反的方向偏转,试回答下列问题:⑴两次操作过程中指针为什么会发生偏转?⑵两次操作过程中指针偏转方向为什么相反?试用化学平衡移动的原理加以解释(3)(Ⅰ)操作中C1上发生的反应为,C2上发生的反应为 .(4)(Ⅱ)操作中C1上发生的反应为,C2上发生的反应为.分析(1)指针发生偏转表示有电流通过,说明形成了原电池,将化学能转化为电能.(2)在原电池中指针向负极一边偏转,两种操作指针偏转方向相反,说明总反应是一个可逆反应.加HCl与加NaOH时,发生的反应刚好相反即为可逆反应.从题给反应来看,加盐酸时,增大反应物H+浓度,平衡向正反应方向进行,加氢氧化钠时中和H+,减小反应物H+的浓度,平衡向逆反应方向进行,故两种操作刚好使得电子转移方向相反,故检流计的指针偏转方向相反.(3)加盐酸时,总反应向右进行,故C1上I－失电子生成I2,C2上AsO3－4得电子生成AsO3－3.(4)加氢氧化钠时,总反应向左进行,故I2得电子生成I－, AsO3－3失电子生成AsO3－4.解(1)形成了原电池,将化学能转化为电能.(2)该反应是一个可逆反应,加盐酸时,增大反应物H+浓度,平衡向正反应方向进行;加氢氧化钠时中和H+,减小反应物H+的浓度,平衡向逆反应方向进行.(3)C1:2I－－2e－=I2,C2:AsO3－4+2e－+2H+= AsO3－3+H2O(4)C1:I2 +2e－=2I－,C2:AsO3－3－2e－+H2O= AsO3－4+2H+例3实验室制备氯气的方法之一是常用MnO2和浓度为12mol·L－1的浓HCl反应,而不用MnO2和浓度为1mol·L－1的稀HCl反应?请用电极电位说明理由.分析不仅酸、碱、盐之间进行离子互换反应是有条件的,同样地,氧化剂与还原剂之间的反应也是有条件的.条件是:⑴φ氧－φ还>0 反应向右进行⑵φ氧－φ还<0 反应向左进行⑶φ氧－φ还=0 反应达到平衡若氧化剂与还原剂的电位相差较大(一般大于0.2V)的情况下,可以用标准电极电位直接来判断.但是如果氧化剂与还原剂的电位相差较小(一般小于0.2V)时,由于溶液的浓度或酸度改变,均可引起电位的变化,从而可使反应方向改变.在这种情况下,必须算出非标准情况下的电位,然后才能进行判断.解MnO2与HCl的反应MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2↑+2H2O 当HCl浓度为lmol·L－1时,按标准电极电位判断反应方向：MnO2+4H++2e－Mn2++2H2O φ○—=1.23VCl 2+2e－2Cl－φ○— =1.36V因为E ○— =φ○— (MnO 2/Mn 2+) －φ○—( Cl 2/ Cl －)=1.23V －1.36V=－0.13V<0,故MnO 2与lmol·l －1的稀HCl 不会发生反应. 当HCI 浓度为12mol·L－1的浓HCl时,[H +]=12mol·L －1.若 [Mn 2+]=lmol·L －1,此时氧化剂的电位为 φ(MnO 2/Mn 2+)=φ○—(MnO2/Mn 2+)+0.05912 lg [H +]4[Mn 2+]=1.23V+0.05912V lg124=1.38V当用12mol·L－1盐酸时,其[Cl －]=12mol·L －1.若p Cl 2=101.3kPa,此时还原剂的电位为 φ(Cl 2/Cl －)=φ○—(Cl 2/Cl －)+0.05912 lg p Cl 2[Cl -]2=1.36V+0.05912 Vlg 1122 =1.296V因为E=φ(MnO 2/Mn 2+)－φ(Cl 2/Cl －)=1.38V －1.296V=0.084V>0,所以MnO 2与浓HCl 反应就变成可以进行. 注意:①只有当两个电对的E ○— 值相差较小时,才能比较容易地通过改变溶液的酸度来改变反应的方向.受溶解度的限制,酸度的变化也是有限制的,不能认为酸度改变时一定能使原来不能进行的反应变得可以实现.②当用MnO 2与12mol·L －1浓盐酸反应时,不能利用标准电极电位来直接判断反应进行的方向,否则会得出相反的结论.用E ○— 判断结果与实际反应方向发生矛盾的原因在于:盐酸不是1mol·L －1,Cl 2分压也不一定是101.3kPa,加热也会改变电极电势的数值.由于化学反应常在非标准状态下进行,所以就应算出非标准状态下的电极电位,然后才能进行判断.例4 (2002) 镅(Am)是一种用途广泛的锕系元素.241Am 的放射性强度是镭的3倍,在我国各地商场里常常可见到241Am 骨密度测定仪,检测人体是否缺钙:用241Am 制作的烟雾监测元件已广泛用于我国各地建筑物的火警报警器(制作火警报警器的1片241Am 我国批发价仅10元左右).镅在酸性水溶液里的氧化态和标准电极电势(E/V)如下,图中2.62是Am 4＋/Am 3＋的标准电极电势,－2.07是Am 3＋/Am 的标准电极电势,等等.一般而言,发生自发的氧化还原反应的条件是氧化剂的标准电极电势大于还原剂的标准电极电势.试判断金属镅溶于过量稀盐酸溶液后将以什么离子形态存在.简述理由.附:E (H ＋/H 2)＝0V;E (Cl 2/Cl －)＝1.36V ；E (O 2/H 2O)＝1.23V . 【答案】要点1:E (Am n ＋/Am)＜0, 因此Am 可与稀盐酸反应放出氢气转化为Am n ＋,n ＝2,3,4;但E (Am 3＋/Am 2＋)＜0,Am 2＋一旦生成可继续与H ＋反应转化为Am 3＋.(1分)(或答:E (Am 3＋/Am)＜0,n ＝3)要点2:E (Am 4＋/Am 3＋)＞E (AmO 2＋/Am 4＋), 因此一旦生成的Am 4＋会自发歧化为AmO 2＋和Am 3＋.(2分)要点3:AmO 2＋是强氧化剂,一旦生成足以将水氧化为O 2, 或将Cl －氧化为Cl 2,转化为Am 3＋, 也不能稳定存在.(1分)相反AmO 2＋是弱还原剂, 在此条件下不能被氧化为AmO 22＋.要点4:Am 3＋不会发生歧化(原理同上),可稳定存在.(1分)结论:镅溶于稀盐酸得到的稳定形态为Am 3＋.练习题1.阿波罗宇宙飞船上,使用的是氢氧燃料电池,其电池反应为: 2H 2+ O 2→2H 2O,介质为75%的KOH 溶液.请用方程式填充.(1)电池的正极反应: ; (2)电池的负极反应: . 2.(1995江苏浙江)已知蓄电池在放电时起原电池的作用,充电时起电解他的作用.铅蓄电池在放电和充电时发生的化学反应可用下式表示:Pb ＋PbO 2＋2H 2SO 42PbSO 4＋2H 2O据此判断下列叙述中正确的是A. 放电时铅蓄电池负极的电极反应为: PbO 2＋4H ＋＋SO 42－十2e ＝PbSO 4＋2H 2OB. 充电时铅蓄电池阴极的电极反应为；PbSO 4＋2e -＝Pb 2＋＋SO 42－C. 用铅蓄电池来电解CuSO 4溶液,要生成1.6克Cu,电池内部要消耗0.05摩H2SO4D. 铅蓄电池充电时,若要使3.03千克PbSO4转变为Pb和PbO2,需通过20摩电子3.(2001北京)镍镉充电电池,电极材料是Cd和NiO(OH),电解质是KOH,电极反应分别是: Cd＋2OH－－2e＝Cd(OH)22NiO(OH)＋2H2O＋2e＝2Ni(OH)2＋2OH－下列说法不正确的是A. 电池放电时,负极周围溶液的pH不断增大B. 电池的总反应是Cd＋2NiO(OH)＋2H2O＝Cd(OH)2＋2Ni(OH)2C. 电池充电时,镉元素被还原D. 电池充电时,电池的正极和电源的正极相连接4.（2003）下图是一种正在投入生产的大型蓄电系统.左右两侧为电解质储罐,中央为电池,电解质通过泵不断在储罐和电池间循环;电池中的左右两侧为电极,中间为离子选择性膜,在电池放电和充电时该膜可允许钠离子通过;放电前,被隔开的电解质为Na2S2和NaBr3,放电后,分别为Na2S4和NaBr.①左、右储罐中的电解质分别是________.②写出电池充电时,阳极和阴极的电极反应.③写出电池充、放电的反应方程式.④指出在充电过程中钠离子通过膜的流向.5.(2001)设计出燃料电池使汽油氧化直接产生电流是本世纪最富有挑战性的课题之一.最近有人制造了一种燃料电池,一个电极通入空气,另一电极通入汽油蒸气.电解质是掺杂了Y2O3的ZrO2晶体,它在高温下能传导O2－离子.回答如下问题:①以丁烷代表汽油,这个电池放电时发生的化学反应的化学方程式是____________________.②这个电池的正极发生的反应是_________;负极发生的反应是__________________;固体电解质里的O2－的移动方向是___________________;向外电路释放电子的电极是_________________.③人们追求燃料电池氧化汽油而不在内燃机里燃烧汽油产生动力的主要原因是___________.④你认为ZrO2晶体里掺杂Y2O3用Y3＋代替晶体里部分Zr4＋对提高固体电解质的导电能力起什么作用？其可能的原因是什么？⑤汽油燃料电池最大的障碍是氧化反应不完全产生__________堵塞电极的气体通道,有人估计,完全避免这种副反应至少还需10年时间,正是新一代化学家的历史使命.6.(1992)金属纳和金属铅的2︰5(摩尔比)的合金可以部分地溶解于液态氨,得到深绿色的溶液A,残留的固体是铅,溶解的成分和残留的成分的质量比为9.44︰1,溶液A可以导电,摩尔电导率的测定实验证实,溶液A中除液氨原有的少量离子(NH4＋和NH2－)外只存在一种阳离子和一种阴离子(不考虑溶剂合,即氨合的成分),而且它们的个数比是4︰1,阳离子只带一个电荷.通电电解,在阳极上析出铅,在阴极上析出钠.用可溶于液氨并在液氨中电离的盐PbI2配制的PbI2的液氨溶液来滴定溶液A,达到等当点时,溶液A的绿色褪尽,同时溶液里的铅全部以金属铅的形式析出.回答下列问题:(1)写出溶液A中的电解质的化学式；(2)写出上述滴定反应的配平的离子方程式；(3)已知用于滴定的碘化铅的浓度为0.009854mol/L,达到等当点时消耗掉碘化铅溶液21.03毫升,问共析出金属铅多少克？附:铅的原子量207.2；钠的原子量22.99.练习题答案1. (1)正极反应:O2+2H2O+4e－=4OH－(2)负极反应:2H2+4OH－－4e－=4H2O2. B C3. A4.解析:蓄电池的放电、充电过程就是电解质的氧化还原反应过程.氧化还原反应的实质是电子的转移,表现形式则是元素化合价的变化:化合价升高,发生氧化反应,该反应发生在电池的负极;相反化合价降低,发生还原反应,发生这一反应的是电池的正极.因此,只要找出电池放电前后元素化合价的变化,该题所有设问都会得以解答.由题给信息可知:电池放电时,电解质Na 2S 2→Na 2S 4,NaBr 3→NaBr ,其中S 元素的平均化合价由－1→－1/2, Br 元素的平均化合价由 －1/3→－1.由此可见,电池放电时,S 元素化合价升高,被氧化,是电池的负极;Br 元素化合价降低,被还原,是电池的正极.故第1问答案左边储罐(跟正极相连)中的电解质是NaBr 3和NaBr,右边储罐(跟负极相连)中的电解质是Na 2S 2和Na 2S 4.充电是放电的逆过程,是将放电时的还原产物NaBr 重新氧化为NaBr 3,将氧化产物Na 2S 4还原为Na 2S 2的过程.故第2问中阳极反应为:3NaBr －2e －= NaBr 3＋2Na ＋, 阴极反应为:Na 2S 4＋2Na ＋＋2e －=2Na 2S 2. 第3问的充、放电反应方程式是第2问中两电极反应的和:2Na 2S 2＋NaBr 3=Na 2S 4＋3NaBr.从第2问的电极反应可知,充电时,阳极(左边)反应产生了“多余”的Na ＋,而阴极(右边)反应中则需要Na ＋,所以第4问中Na ＋的流动方向是从离子选择性膜的左边流向右边.第4问也可以这样理解:充电过程中,电池在外加电场的作用下,左边的电压高于右边,而Na ＋带正电荷,必然要从高电势的位置流向低电势的位置.答案 ①左:NaBr 3/NaBr(1分;只写一种也可)右:Na 2S 2/Na 2S 4(1分;只写一种也可)②阳极:3NaBr －2e －＝NaBr 3＋2Na ＋(1分) 阴极:Na 2S 4＋2Na ＋＋2e －＝2Na 2S 2(1分)③2Na 2S 2＋NaBr 3Na 2S 2+ NaBr 3Na 2S 4+NaBr 3Na 2S 4＋3NaBr(1分) ④Na ＋的流向为从左到右.(1分)5. 解析:该题以燃料电池为载体,考查电池反应方程式和电极反应式的书写,电池内部电解质中离子的移动方向和外电路中电子移动方向的判断,燃料电池的优点和汽油燃料电池的工艺缺点等.第1问要求写出汽油燃料电池放电时的化学反应方程式,燃料电池的制作原理就是燃料气体被氧化剂氧化而发生了氧化还原反应,故该问化学反应方程式为:2C 4H 10＋13O 2====8CO 2＋10H 2O.第2问要求写出电池正负极的反应式.因为放电时,电池正极发生还原反应(元素化合价降低),负极发生氧化反应.所以正极反应式是:O 2＋4e－===2O 2－(或13O 2＋52e －===26O 2－),负极反应式是:C 4H 10＋13O 2－—26e －===4CO 2＋5H 2O(或2C 4H 10＋26O 2－—52e －===8CO 2＋10H 2O).由上述电池正、负极反应式可以看出:正极反应“源源不断”地产生O 2－,负极反应要持续进行,则需要“持续不断”的O 2－供应,故电池内O 2－的移动方向是由正极流向负极.电池的负极发生氧化反应,失掉电子,故外电路电子从负极流出.第3问考查了燃料电池的优点.燃料电池是将燃料燃烧反应所产生的化学能直接转化为电能的“能量转化器”,其能量转化率很高,可达70%以上,而内燃机的能量转化率较低.故该问答案为“燃料电池具有较高的能量转化率”.第4问要求参赛选手依据电荷守恒原理,得出掺有Y 2O 3的ZrO 2晶体中O 2－减少了,致使晶体中O 2－缺陷,从而使其在电场作用下向负极移动.故该问答案为:“为维持电荷平衡,晶体中的O 2－将减少,从而使O 2－得以在电场作用下向负极(或阳极)移动.”第5问的答案在题中已给出暗示,“氧化反应不完全”即汽油不完全燃烧.含碳化合物不完全燃烧的固体产物是碳,故第5问是“碳”堵塞了电极的气体通道. 答案① 2C 4H 10＋13O 2＝8 CO 2＋10H 2O (1分) (必须配平;所有系数除2等方程式均应按正确论.) ② O 2＋4e -＝2 O 2– (2分)(O 2取其他系数且方程式配平也给满分.)C 4H 10＋13O 2– –26e -＝4 CO 2＋5 H 2O(2分)(系数加倍也满分.)向负极移动;(1分;答向阳极移动或向通入汽油蒸气的电极移动也得满分.)负极.(1分；答阳极或通入汽油蒸气的电极也得满分)。
中学化学竞赛试题库电极电势
中学化学竞赛试题资源库——电极电势A组1．在碱性溶液中，溴的电势图如下：哪些离子能发生歧化反应？并写出有关歧化反应的离子方程式？2．在碱性溶液中，溴的电势图如下：问哪些离子能发生歧化反应？并写出有关的电极反应和歧化反应的离子反应方程式。
3．有一批做过银镜反应实验的试管要洗涤，可用铁盐溶液来做洗涤剂。
实验室中可选用的铁盐溶液有FeCl3、Fe2(SO4)3和Fe(NO3)3（三种溶液中［Fe3＋］相等）。
甲同学认为三种溶液中FeCl3洗银效果最好，乙同学则认为Fe(NO3)3效果最好，两人都提出了各自合理的判断依据（结果如何当然还要看哪一个理由在实际过程中的效果）。
能够查到的数据有：Fe和Ag的标准电极电势，ΦøFe3＋/Fe2＋＝0.77V，ΦøAg＋/Ag＝0.80V；Fe(OH)3的溶度积，K sp＝2×10－39（1）甲的判断依据是；（2）乙的判断依据是。
4．气态废弃物中的硫化氢可用下法转化为可利用的硫：配制一份电解质溶液，主要成分为：K4[Fe(CN)6]（200g/L）和KHCO3（60g/L)；通电电解，控制电解池的电流密度和槽电压，通入H2S气体。
写出相应的反应式。
已知：φ(Fe(CN)63－/Fe(CN)64－)＝0.35V；KHCO3溶液中的φ(H＋/H2)～－0.5V；φ(S/S2－)～－0.3VB组5．求右边电池的电动势：Pt | H2（1.0atm）| H＋（1.0mol/L）|| Hg22＋（0.10mol/L）| Hg 6．一块铜板被等分成Cu（α）、Cu（β）两块。
Cu（α）经锤打，从而引起Cu（α）和Cu（β）性质的差异。
（1）用Cu（α）、Cu（β）设计一电池：Cu（α）| CuSO4（aq）| Cu（β）。
电池电动势用E＝φR－φL表达。
φR和φL分别为右、左半电池的电极电势。
请在答卷上选择正确的E值，并给出选择的热力学判据。
（2）写出净电池反应式。
氧化还原与电极电势(例题(4)
第七章 氧化还原与电极电势4-1: 用离子-电子法配平下列氧化还原反应式（1）Cr 2O 72－ + Fe 2+ → Cr 3+ + Fe 2+ + H 2O (酸性介质) （2）Mn 2+ + BiO 3－ + H + → MnO 4－ + Bi 3+ + H 2O （3）H 2O 2 + MnO 4－ + H + → O 2 + Mn 2+ + H 2O解：（1）Cr 2O 72－ + 6Fe 2+ + 14H + = 2Cr 3+ + 6Fe 3+ + 7H 2O（2）2Mn 2+ + 5BiO 3－ + 14H + = 2MnO 4－ + 5Bi 3+ + 7H 2O （3）5H 2O 2 + 2MnO 4－+ 6H + = 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2O4-2. 根据标准电极电势表，将下列氧化剂、还原剂按照由强到弱分别排列成序： Hg 2+ Cr 2O 72－ H 2O 2 Sn Zn Br － 解：氧化剂由强到弱：H 2O 2> Cr 2O 72－> Hg 2+还原剂由强到弱：Zn > Sn > H 2O 2> Br －4-3. 查出下列电对的E θ值，判断哪一种物质是最强的氧化剂？哪一种物质是最强的还原剂？（1）MnO 4－/ Mn 2+ MnO 4－/MnO 2 MnO 4－/MnO 42－ （2）Cr 3+/Cr CrO 2－/Cr Cr 2O 72－/Cr 3+ CrO 42－/Cr(OH)3 解： （1）MnO 4－是最强的氧化剂，MnO 42－是最强的还原剂。
（2）Cr 2O 72－是最强的氧化剂，Cr 是最强的还原剂。
4-4. 若下列反应在原电池中正向进行，试写出电池符号和电池电动势的表示式。
（1）Fe + Cu 2+Fe 2+ + Cu（2）Cu 2+ + NiCu + Ni 2+解： （1）（－）Fe | Fe 2+ (1 mol·L －1) || Cu 2+ (1mol·L －1) | Cu （＋） E =E (+) －E (－)= E ＃(Cu 2+/Cu) +20592.0lg[Cu 2+]－ (E ＃(Fe 2+/Fe) + 20592.0lg[Cu 2+]) = E ＃(Cu 2+/Cu) － E ＃(Fe 2+/Fe) +20592.0lg ]Fe []Cu [22++（2）（－）Ni | Ni 2+ (1mol·L －1) || Cu 2+ (1mol·L －1) | Cu （＋） E =E (+) －E (－)= E ＃(Cu 2+/Cu) +20592.0lg[Cu 2+]－ (E ＃(Ni 2+/Ni) + 20592.0lg[Ni 2+]= E ＃(Cu 2+/Cu)－ (E ＃(Ni 2+/Ni) +20592.0lg]Ni []Cu [22++4-5. 求出下列原电池的电动势，写出电池反应式，并指出正负极。
电化学 练习题及答案
一、原电池
1.原电池的定义：是将化学能转化为电能的装置
2.原电池的组成：电极与导线、电解液、盐桥
3.原电池的电极：正极得电子发生还原反应；负极失电子发生氧化反应。
活泼金属顺序：钾钙钠镁铝，锌铁锡铅氢，铜汞银
4.盐桥的作用：中和电荷使两半电池呈电中性，沟通电路
5.电极电势
(1)原电池之所以能产生电流，是由于两极具有不同的电位（电势），电极所具有的电位（电势）即称为电极电势（电极电位）。
电流由电位高的正极流向电位低的负极，电子则由负极流向正极。
(2) 一个标准电极（标准氢电极2(/)E H H θ+），规定它的电极电势值为零，以它作为
标准，测定所有电对的电极电势。
(3)能斯特方程：
/Re /Re Re 0.0592lg Ox d a Ox Ox d b d C E E n C θ=+
练习题例一：
例二：
例三：
例四：
例五：
习题解析例一：
例二：
例三：
例四：
例五：。
第四章电极电势
氧化还原反应的基本概念 原电池 电极电势 影响电极电势的因素 电池电动势的应用 电势法测定溶液的pH值
第一节
氧化还原反应的基本概念
一、氧化还原反应
二、氧化还原电对
三、氧化还原反应方程式的配平
4
一、氧化还原反应
1、定义 元素的氧化值发生了变化的化学反应。 Sn2+ + Fe3+ → Sn4+ + Fe2+ 2、特点 （1）存在着氧化剂与还原剂； （2）存在着氧化态与还原态。 ox（氧化态）＋ ze
第五节电极电势和电池电动势的应用一比较氧化剂和还原剂的相对强弱二判断氧化还原反应进行的方向三判断氧化还原反应进行的程度四计算溶度积ksp不讲五元素电势图的应用不讲55一比较氧化剂和还原剂的相对强弱标准状态下标准状态下氧化剂和还原剂的相对强弱可直接比较e表示该电对中氧化剂得电子的能力愈强是较强的氧化剂
第四章 氧化还原反应与电极电势
Oxidation-Reduction Reaction and Electrode Potential
1
人类一切生产和生命活动：能量供应问题。 煤、石油等燃烧发热
营养物质的消化吸收
体内的生物化学反应
氧化还原过程
生物电现象(心电、脑电)
2
第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 第六节
第二节
原电池
一、原电池的概念 二、原电池的组成式 三、电池电动势
四、电极类型
14
一、原电池的概念
1、定义 原电池是利用氧化还原 反应产生电流的装置。 2、原电池的构成 ⑴电势不同的两个电极； ⑵盐桥；
⑶外电路（检流计）。
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3、Daniell电池
e
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电化学反应的电极电势练习题
电化学反应的电极电势练习题电化学反应是物质发生氧化还原反应时伴随着电子的转移。
在电化学反应中，电极电势是一个重要的概念，它用来描述电化学反应的驱动力和方向。
本文将通过一些电化学反应的电极电势练习题来帮助读者深入理解和应用电极电势概念。
练习一：计算电极电势考虑以下反应：Zn(s) | Zn2+(aq, 1 M) || Cu2+(aq, 1 M) | Cu(s)1. 计算Zn/Cu电池的电极电势。
解答：根据标准电极电势表，可得到：E°(Zn2+/Zn) = -0.76 VE°(Cu2+/Cu) = 0.34 V由于Cu2+/Cu对应的半反应是还原反应，其电极电势为正值，而Zn2+/Zn对应的半反应是氧化反应，其电极电势为负值。
因此，可以利用以下公式求解电极电势：E°(cell) = E°(cathode) - E°(anode)代入数值，得到：E°(cell) = 0.34 V - (-0.76 V) = 1.10 V练习二：预测反应方向考虑以下反应：Pb(s) | Pb2+(aq, 0.1 M) || Ag+(aq, 1 M) | Ag(s)2. 预测该电化学反应的方向。
解答：比较Pb2+/Pb和Ag+/Ag的标准电极电势，可得：E°(Pb2+/Pb) = -0.13 VE°(Ag+/Ag) = 0.80 V因为Ag+/Ag的标准电势较高，说明Ag+更容易被还原为Ag(s)，而Pb2+的标准电势较低。
根据电极电势的定义，电势差越大，反应越倾向于向正方向发生。
因此，该反应的方向应该是：Pb(s) + 2Ag+(aq) → Pb2+(aq) + 2Ag(s)练习三：计算反应的电极电势考虑以下反应：H2(g, 1 atm) | H+(aq, 1 M) || Cu2+(aq, 0.1 M) | Cu(s)3. 计算该反应的电极电势，并判断该反应是否可行。
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氧化还原与电极电势——答案1.25℃时将铂丝插入Sn 4+和Sn 2+离子浓度分别为0.1mol/L 和0.01mol/L 的混合溶液中，电对的电极电势为（ ）。
A ．)/(24++Sn Sn θϕB ． 2/05916.0)/(24+++Sn Sn θϕC ．05916.0)/(24+++Sn Sn θϕD ．2/05916.0)/(24-++Sn Sn θϕ解答或答案：B2.对于电池反应C u 2+＋Zn = C u ＋Zn 2+下列说法正确的是（ ）。
A ．当[C u 2+] = [Zn 2+]，反应达到平衡。
B ．θϕ（Cu 2+/Cu ）= θϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
C ．ϕ(Cu 2+/Cu ）= ϕ（Zn 2+/Zn ）, 反应达到平衡。
D ． 原电池的标准电动势等于零时，反应达到平衡。
解答或答案：C3.今有原电池(－)Pt,H 2(ρ)H ＋(c)C u 2+(c)C u(＋) ,要增加原电池电动势，可以采取的措施是（ ）。
A 增大H ＋离子浓度B 增大C u 2+离子浓度C 降低H 2的分压D 在正极中加入氨水E 降低C u 2+离子浓度，增大H ＋离子浓度解答或答案：B4.已知下列反应；C uCl 2＋SnCl 2 = C u ＋SnCl 4FeCl 3＋C u= FeCl 2＋C uCl 2在标准状态下按正反应方向进行。
则有关氧化还原电对的标准电极电位的相对大小为（ ）。
A θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+)B θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ（Fe 3+/Fe 2+）＞θϕ(Sn 4+/Sn 2+)C θϕ(Sn 4+/Sn 2+)＞θϕ（Cu 2+/Cu ）＞θϕ（Fe 3+/Fe 2+）D θϕ（Fe3+/Fe2+）＞θϕ(Sn4+/Sn2+)＞θϕ（Cu2+/Cu）解答或答案：A5.下列原电池中，电动势最大的是（）。
A (－)Zn Zn2+(1mol·L-1)C u2+(1mol·L-1))C u(＋)B (－)Zn Zn2+(0.1mol·L-1)C u2+(1mol·L-1))C u(＋)C(－)Zn Zn2+(1mol·L-1)C u2+(0.1mol·L-1))C u(＋)D (－)Zn Zn2+(0.1mol·L-1)C u2+(0.1mol·L-1))C u(＋)解答或答案：B6.原电池的组成为：(c)HCl(c)H2(100kPa),Pt(＋)(－)Zn ZnSO4该原电池电动势与下列因素无关的是（）。
A ZnSO4溶液的浓度B 锌电极极板的面积C HCl 溶液的浓度D 温度解答或答案：B7.在下列氧化剂中，随着溶液中H＋离子浓度增加，氧化性增强的是（）。
A FeCl3B K2Cr207C Cl2D CrCl3解答或答案：B8.在氧化还原反应中，氧化剂失去电子，氧化值升高，发生还原反应。
解答或答案：错9.把两个电对组成氧化还原反应，则θϕ大的电对中的氧化型物质在反应中一定是氧化剂解答或答案：错10.在标准状态下，把氧化还原反应C u＋2Ag＋= C u2+＋2Ag设计成原电池，则该电池电动势E=θϕ（Cu2+/Cu）－2θϕ(Ag+/Ag)。
解答或答案：错11.在氧化还原反应中，两个电对的电极电势相差越大，则反应进行的速率愈快。
解答或答案：对12.电极电势是指待测电极和标准氢电极构成的原电池的电动势，是一个相对值。
解答或答案：错13.当原电池的标准电动势E θ＞0时，表示电池反应正向自发进行。
解答或答案：错14.在原电池4142()()()()Cu CuSO c CuSO c Cu -+中，C 1＜C 2 。
解答或答案：对15.盐桥既起导电作用，又能防止两种溶液直接接触产生液接电位。
解答或答案：对16.饱和甘汞电极中，增加Hg 和糊状物 Hg 2Cl 2的量，将不影响甘汞电极的电极电位。
解答或答案：对17.将氧化还原反应2Fe 3+＋Cu = Cu 2+＋2Fe 2+设计成原电池，其电池组成式为 ；其中正极发生 反应，负极发生 反应。
解答或答案：232123()()(),()()Cu Cu c Fe c Fe c Pt +++-+；还原；氧化18.利用电极电势，可以判断氧化剂的氧化能力和还原剂的还原能力的相对强弱。
电极电势越小，表示电对中的还原态物质 ，是较强的 ；电极电势越大，表示电对中的氧化态物质 ，是较强的 。
解答或答案：还原能力越强；还原剂；氧化能力越强；氧化剂19.在298.15 K 时，有一原电池；)(|)1(||)1(|)(1314+⋅⋅---Ag L mol AgNO L mol CuSO Cu若增加CuSO 4溶液的浓度，电池电动势将 ；增加AgNO 3溶液的浓度，电池电动势将 ；若在AgNO 3溶液中加入氨水，电池电动势将 。
解答或答案：减小；增大；减小20.测定待测溶液的pH 时，常用的参比电极是 ，常用的H +离子指示电极是 。
解答或答案：甘汞电极和氯化银电极；玻璃电极21.298.15k 时，当c(HAc) = 0.10mo l ·L -1、P(H 2) = 100kPa 时，计算氢电极的电极电势。
解答或答案：0.10mo l ·L -1HAc 溶液H +中离子为：H +⎡⎤=⎣⎦311.3210mol L --==⨯氢电极的电极电势为：2222()0.05916()()lg 2p H p V H H H H H θθϕϕ+++=-⎡⎤⎣⎦=0.05916V ×lg1.32×10-3= -0.17V22 .已知298.15k 时，242() 1.507,() 1.358MnO Mn V Cl Cl V θθϕϕ-+-==。
计算298.15k 时，下列电池的电动势E 和标准平衡常数K θ。
2()(0.10)(0.0010),(),()()p Cl Mn MnO c H c Pt θθθ-+-+-+2（）Pt,Cl解答或答案：正极和负极的电极电位分别为：)()()(lg 505916.0)/(84224+-++-+-=H c MnO c Mn c V Mn MnO θϕϕ V V V 542.10.10.1100.1lg 505916.0507.183=⨯⨯-=- 2220.05916()(/)lg 2()/V c Cl Cl Cl p Cl p θθϕϕ---=- 20.05916(0.10)1.358lg 1.4172100/100V V V =-= 原电池的电动势为：1.542 1.4170.125E V V V ϕϕ+-=-=-=标准平衡常数为：()10(1.507 1.358)lg 25.190.059160.05916z V V K V V θθθϕϕ+--⨯-=== 251.510K θ=⨯23 .298.15k 时，在下列电池中：2()()()()Cu Cu c Ag c Ag θθ++-+（1） 若加入Br －使Ag ＋形成AgBr 沉淀，并使 c(Br －)=1.0mol ·L -1,此时电池电动势为多少？写出电池组成式。
（2） 若加S 2-于Cu 2+溶液中，使Cu 2+生成CuS 沉淀，且使c(S 2-) = 1.0mol ·L -1，此时电池电动势变化如何？写出此电池的组成式。
已知298.15K:K sp (AgBr) =5 .35×10-13, K sp (CuS) = 1.27×10-36, 2()0.3419,()0.7996Cu Cu V Ag Ag V θθϕϕ++==。
解答或答案：（1）加入Br －形成AgBr 沉淀,电对Ag +/Ag 转变为电对AgBr/Ag 。
电对的电动为： ()(/)(/)0.05916lg ()sp K AgBr AgBr Ag Ag Ag V c Br θϕϕ+-=+⨯135.35100.79960.05916lg 0.07361.0V V V -⨯=+⨯= 2(/)(/)Cu Cu AgBr Ag ϕϕ+>，故电对Cu 2+/Cu 为正极，电对AgBr/Ag 为负极。
电池组成式为：2(),()()()Pt AgBr Br c Cu c Cu θθ-+-+原电池的电动势为：0.34190.07360.2683E V V V ϕϕ+-=-=-=（2）加入S 2-生成CuS 沉淀，电对Cu 2+/Cu 转变为电对CuS /Cu 。
电对的电极电位为：22()0.05916(/)(/)lg 2()SP K CuS V CuS Cu Cu Cu c S θϕϕ+-=+ 360.05916 1.27100.3419lg 0.71992 1.0V V V -⨯=+=- (/)(/)Ag Ag CuS Cu ϕϕ+>，故电对Ag +/Ag 为正极，电对CuS/Cu 为负极。
电池组成式为：2(),()()()Pt CuS S c Ag c Ag θθ-+-+原电池的电动势为：(/)(/)0.7996(0.7199) 1.5195E Ag Ag CuS Cu V V V ϕϕ+=-=--=24 .由标准氢电极和镍电极组成原电池。
当〔Ni 2+〕=0.010mo l ·L -1时，电池的电动势为0.288V ，其中镍为负极，计算镍电极的标准电极电位。
解答或答案：22/0.05916lg[]2Ni Ni E Ni θϕϕϕ+++-=-=-- 22/0.059160.05916lg[]0.288lg 0.0100.22922Ni Ni V E Ni V θϕ++∴=--=--=-25 .在测定电对AgNO 3/Ag 的电极电位时，分别装有下列溶液的盐桥中不能使用的是（ ）。
A ． K ClB ．KNO 3C ．NH 4NO 3D ．KNO 3 和NH 4NO 3解答或答案：A26 .已知V Fe Fe 77.0)/(23=++θϕ，V Cu Cu 34.0)/(2=+θϕ，V Sn Sn 15.0)/(24=++θϕ，V Fe Fe 41.0)/(2-=+θϕ。
在标准状态下，下列反应能进行的是（ ）。
A ．2Fe 3++Cu==2Fe 2++Cu 2+B ．Sn 4++Cu==Sn 2++Cu 2+C ．Fe 2++Cu==Fe+Cu 2+D ．Sn 4++2Fe 2+==Sn 2++2Fe 3+解答或答案：A27 .已知V Fe Fe 77.0)/(23=++θϕ，V Sn Sn 14.0)/(2-=+θϕ，V Sn Sn 15.0)/(24=++θϕ，v Fe Fe 41.0)/(2-=+θϕ。