電極電位習(xí)題及解析

1、電極電位作業(yè)參考解析一、單選題（每題10分）1. 下列說法正確的是 A. 經(jīng)測定可知，標(biāo)準(zhǔn)氫電極的y = 0.00VB. 標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，MnO4- 的氧化性比Cl2強(qiáng)，因為在電極反應(yīng)中MnO4- 得到的電子多C. 已知電極反應(yīng)的y = 1.36V，則電極反應(yīng)的y = 0.68 VD. CrO42- 和Cr2O72- 兩離子中Cr的氧化值相等【D】A：電極的絕對電極電位目前還無法測量，標(biāo)準(zhǔn)氫電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電位是人為規(guī)定為0.00V的；B：氧化劑氧化型的強(qiáng)弱、還原劑還原性的強(qiáng)弱與其反應(yīng)時得、失電子的數(shù)目沒有關(guān)系，主要與其電極電位的高低有關(guān)。電極電位高的電對中氧化型的氧化能力強(qiáng)，電極電位低的電對中還原

2、型的還原能力強(qiáng)；C：電極電位是強(qiáng)度性質(zhì)，電極電位的取值與電極反應(yīng)中各物質(zhì)的計量系數(shù)無關(guān)，也與電極反應(yīng)的書寫方向無關(guān)，電極電位的大小反映出電對中氧化型得電子能力和還原型失電子能力的強(qiáng)弱；D：這兩個離子中，Cr的氧化值均為+6，在水溶液中兩者存在如下轉(zhuǎn)化：。2. 將有關(guān)離子濃度增大2倍，電極電位保持不變的電極反應(yīng)是 A. B. C. D. 【C】根據(jù)電極反應(yīng)式，這四個電極反應(yīng)的能斯特方程分別為： A：Zn2+/Zn ，當(dāng)鋅離子濃度增大時，其電極電位隨之增大； B：MnO4/Mn2+ ，可見當(dāng)各離子濃度同時增大2倍時，電極電位會隨之而改變； C：Cr3+/Cr2+ ，可見當(dāng)各離子濃度同時增大兩倍時，

3、不變，所以電極電位不發(fā)生改變； D：Cl2/Cl- ，可見當(dāng)Cl-離子濃度增大時，電極電位隨之減小。3. 下列氧化還原電對的電極電位大小與溶液pH值無關(guān)的是 A. H2O2/H2O B. IO3-/I- C. MnO2/Mn2+ D. MnO4-/MnO42-【D】這四個電對的電極反應(yīng)和能斯特方程分別為： A：H2O2/H2O 可見該電極的電極電位隨著溶液H+離子濃度的增大而增大； B：IO3-/I- 可見該電極的電極電位隨著溶液H+離子濃度的增大而增大； C：MnO2/Mn2+ 可見該電極的電極電位隨著溶液H+離子濃度的增大而增大； D：MnO4-/MnO42- 電極反應(yīng)中沒有H+離子參與，

4、因此其濃度的改變不會影響電極的電極電位的大小。4. 已知   y =0.7628V y = + 0.771V y = + 0.920V y = + 1.3583V則在標(biāo)準(zhǔn)狀況下，能共存于同一溶液的是： A. Hg22+和Cl B. Fe3+和ZnC. Fe3+和Hg22 D. Cl2和Fe2+【C】我們知道，氧化還原電對的電極電位越大，其氧化型的氧化能力越強(qiáng)，氧化還原電對的電極電位越小，其還原型的還原能力越強(qiáng)。據(jù)此，我們可以看出：Cl2和Hg22+、Fe2+、Zn中任意一個共存時均能發(fā)生氧化還原反應(yīng)；Hg2+和Fe2+、Zn中任意一個共存時均能發(fā)生氧化還原反應(yīng)；Fe3+與Zn共存時能

5、發(fā)生氧化還原反應(yīng)。因此B和D是不能共存的。理論上來說A和C的離子是可以共存的，但是A答案中的Hg22+和Cl雖然混合后不發(fā)生氧化還原反應(yīng)，可是兩者混合后會反應(yīng)生成Hg2Cl2，這是一個難溶于水的弱電解質(zhì)，因此也是不能共存的。5. 已知反應(yīng) 下列說法正確的是 A. E1y = E2y，K1y = K2y B. 2E1y = E2y，2K1y = K2y C. E1y = E2y，K1y = (K2y)2 D. 2E1y = E2y，K1y = (K2y)2【C】這兩個電池反應(yīng)本質(zhì)上是同一個反應(yīng)，只不過計量系數(shù)不一樣而已。因為電極的電極電位是強(qiáng)度性質(zhì)，與電極反應(yīng)的計量系數(shù)無關(guān)，所以它們的標(biāo)準(zhǔn)電池電

6、動勢都應(yīng)該等于y(Fe3+/Fe2+)-y(Cu2+/Cu)，因此它們的Ey是相等的。這兩個反應(yīng)的平衡常數(shù)的表達(dá)式分別為：(1) ；(2) 。顯然K1y = (K2y)2，因此選擇C。6. 已知原電池 (-) Pt，H2(100kPa) | A(cA) | H+(1mol·L-1) | H2(100kPa)，Pt (+)，當(dāng)A溶液為下列（ ）溶液時其電池電動勢最大。 A. 0.1 mol·L-1 HCl B. 0.1 mol·L-1 HAc + 0.1 mol·L-1 NaAc C. 0.1 mol·L-1 HAc D. 0.1 mol

7、3;L-1 H2SO4【B】根據(jù)題意，可以看出該原電池的正極為標(biāo)準(zhǔn)氫電極，那么正極的電極電位就是0，因此如果負(fù)極的電極電位越低的話，這個電池的電池電動勢就越大。從電池組成式中可以看出，負(fù)極也是一個氫電極，根據(jù)能斯特方程，所以溶液的pH越大，該電極的電極電位越低，四個選項中，A、C、D都是強(qiáng)酸溶液，溶液的pH值都比較低，B溶液是HAc-Ac-緩沖溶液，pH最大，因此它和標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成的原電池在四者中電池電動勢最大。7. 已知y( M3+/M2+ )y M(OH)3/M(OH)2，那么溶度積 KspM(OH)3 與 KspM(OH)2 的關(guān)系正確的是 A. KspM(OH)3 KspM(OH)2

8、B. KspM(OH)3 KspM(OH)2 C. KspM(OH)3 KspM(OH)2 D. 無法確定【B】題中涉及到兩個電極反應(yīng)，分別為 顯然如果在電極(1)中加入過量的OH-離子就可以制得電極(2)。對于電極(1)而言，其能斯特方程為： 當(dāng)在電極中加入OH-離子后，溶液中M3+和M2+離子分別與之反應(yīng)生成了M(OH)3和M(OH)2沉淀，因此M3+和M2+離子濃度均會下降，那么如果OH-離子過量并維持在1mol·L-1時，溶液中M3+離子的濃度：，同理，代入能斯特方程可得： 而當(dāng)電極(1)溶液中OH-離子過量并維持在1mol·L-1時，這個電極其實(shí)已經(jīng)成為電極(2)

9、，并處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，因此上述能斯特方程可以表達(dá)為： 由于y( M3+/M2+ )y M(OH)3/M(OH)2， 因此，那么所以B選項是正確的。二、填空題（每空5分）8. 已知原電池：(-) Pt，H2 (100kPa) | HA (0.500 mol·L-1)，A- (0.100 mol·L-1) | Cl- (1.00 mol·L-1) | AgCl，Ag (+)，E= 0.450V。已知y(Ag+/Ag) = 0.800 V，Ksp(AgCl) = 1.77 ×10-10，正極的電極電位 = V，負(fù)極溶液的pH = ，一元弱酸HA的Ka = 。解：

10、(1) 原電池的正極為Ag,AgCl|Cl-，且處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，但是題中沒有告知該電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電位，只告知了y(Ag+/Ag) = 0.800 V，因此我們必須根據(jù)已知條件進(jìn)行設(shè)計，求出y(AgCl/Ag)。 對于Ag+ + e- Ag，其能斯特方程為在上述銀電極中加入Cl-離子，Cl-離子會和Ag+離子反應(yīng)生成AgCl沉淀，從而該電極的電極電位會下降。當(dāng)加入過量的Cl-離子，且Cl-離子濃度過量為1mol·L-1時，原來的銀電極其實(shí)就轉(zhuǎn)化為Ag,AgCl|Cl-電極，而且處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，那么此時銀電極的電極電位正好等于y(AgCl/Ag)。當(dāng)溶液中Cl-離子濃度過量為1mol&#

11、183;L-1時，Ag+離子的濃度正好就等于AgCl的溶度積，所以上述能斯特方程就表達(dá)為： 因此該電池正極的電極電位約為0.223V。(2) 原電池的負(fù)極中，還原型為H2。因為要求算溶液的pH值，即求算溶液中的H+離子濃度，所以我們將H+看作這個電極的氧化型，所以這就是一個氫電極。那么對于氫電極2H+ + 2e- H2(g) ，其能斯特方程為：根據(jù)題意，E= + - - ，即 0.450 = 0.223 (H*/H2)所以(H*/H2)= -0.227V溶液的pH=3.834 (3) 負(fù)極的電極溶液組成為HA-A-，是一個緩沖溶液，根據(jù)亨-哈方程式可得 9. 對于反應(yīng) ，已知Cu2+的初始濃度

12、為0.10 mol·L-1，I-的初始濃度為0.50 mol·L-1，且y(Cu2+/Cu+) = 0.153 V，y(I2/I-) = 0.535V，Ksp(CuI) = 1.0 ×10-12。請問y(Cu2+/CuI) = V，反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)Ky = ，反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài)后溶液中Cu2+ = mol·L-1。 解：(1) 第一問的思路與上一題第一問的相同。 對于電池反應(yīng) 正極反應(yīng)： 負(fù)極反應(yīng)： 由于正極的標(biāo)準(zhǔn)電極電位未知，所以需要我們設(shè)計一個方案求出其標(biāo)準(zhǔn)電極電位，采取的方法如下：已知y(Cu2+/Cu+) = 0.153 V，這個電對的電極反應(yīng)為

13、其能斯特方程為 在這個標(biāo)準(zhǔn)電極中加入I-離子（該離子是以KI固體的形式加入溶液中，所以忽略離子加入后引起的溶液體積變化）后，溶液中Cu+離子會與其反應(yīng)生成CuI而濃度降低，而Cu2+的濃度不變?nèi)匀粸?mol·L-1，因此這個電極的電極電位會增大。如果加入的I-是過量的，且過量為1mol·L-1，那么此時溶液中Cu+離子的濃度在數(shù)值上就等于CuI的溶度積，那么其能斯特方程就可表達(dá)為 而當(dāng)加入的I-過量為1mol·L-1時，那么這個電極就轉(zhuǎn)化為 ，并且處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下。因此可以得到： (2) 對于電池反應(yīng)：，反應(yīng)中轉(zhuǎn)移的電子總數(shù)為2，所以該電池的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)可以用下式計算： (3) 對于電池反應(yīng)：，已知Cu2+的初始濃度為0.10 mol·L-1，