電極電位習(xí)題及解析

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，標準氫電極的φ=0.00VB.標準狀態(tài)下，MnO4-的氧化性比Cl2強，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φ=1.36V，則電極反應(yīng)的φ=0.68VD.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，標準氫電極的標準電極電位是人為規(guī)定為0.00V的；B：氧化劑氧化型的強弱、還原劑還原性的強弱與其反應(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，電極電位低的電對中還原型的還原能力強；C：電極電位是強度性質(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φ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，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/H2OB.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，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

φ=－0.7628Vφ=+0.771Vφ=+0.920Vφ=+1.3583V則在標準狀況下，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，氧化還原電對的電極電位越小，其還原型的還原能力越強。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.E1=E2，K1=K2B.2E1=E2，2K1=K2C.E1=E2，K1=(K2)2D.2E1=E2，K1=(K2)2(2)原電池的負極中，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=φ+-φ-，即0.450=0.223–φ(H*/H2)所以φ(H*/H2)=-0.227V溶液的pH=3.834(3)負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+的初始濃度為0.10mol·L-1，I-的初始濃度為0.50mol·L-1，且φ(Cu2+/Cu+)=0.153V，φ(I2/I-)=0.535V，Ksp(CuI)=1.0×10-12。請問φ(Cu2+/CuI)=V，反應(yīng)的標準平衡常數(shù)K=，反應(yīng)達平衡狀態(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)：負極反應(yīng)：由于正極的標準電極電位未知，所以需要我們設(shè)計一個方案求出其標準電極電位，采取的方法如下：已知φ(Cu2+/Cu+)=0.153V，這個電對的電極反應(yīng)為其能斯特方程為在這個標準電極中加入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，并且處于標準狀態(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，所以該電池的標準平衡常數(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0.10mol·L-1，I-的初始濃度為0.50mol·L-1，根據(jù)標準平衡常數(shù)的數(shù)值可以看出該反應(yīng)可逆程度極低，因此認為能向右進行完全。再根據(jù)反應(yīng)方程式的計量關(guān)系進行計算可知，I-是過量的，當(dāng)反應(yīng)完成時，溶液中I-的平衡濃度約為0.30mol·L-1，假設(shè)達平衡狀態(tài)時，溶液中Cu2+的平衡濃度為xmol·L-1，那么根