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(shuō)法正確的是A.經(jīng)測(cè)定可知，標(biāo)準(zhǔn)氫電極的φ=0.00VB.標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，MnO4-的氧化性比Cl2強(qiáng)，因?yàn)樵陔姌O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(duì)電極電位目前還無(wú)法測(cè)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(shí)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(duì)中氧化型的氧化能力強(qiáng)，電極電位低的電對(duì)中還原型的還原能力強(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(jì)量系數(shù)無(wú)關(guān)，也與電極反應(yīng)的書寫方向無(wú)關(guān)，電極電位的大小反映出電對(duì)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(gè)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(gè)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(shí)，其電極電位隨之增大；B：MnO4/Mn2+，可見當(dāng)各離子濃度同時(shí)增大2倍時(shí)，電極電位會(huì)隨之而改變；C：Cr3+/Cr2+，可見當(dāng)各離子濃度同時(shí)增大兩倍時(shí)，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(shí)，電極電位隨之減小。3.下列氧化還原電對(duì)的電極電位大小與溶液pH值無(wú)關(guān)的是A.H2O2/H2OB.IO3-/I-C.MnO2/Mn2+D.MnO4-/MnO42-【D】這四個(gè)電對(duì)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(huì)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(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(duì)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(duì)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(gè)共存時(shí)均能發(fā)生氧化還原反應(yīng)；Hg2+和Fe2+、Zn中任意一個(gè)共存時(shí)均能發(fā)生氧化還原反應(yīng)；Fe3+與Zn共存時(shí)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(lái)說(shuō)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(huì)反應(yīng)生成Hg2Cl2，這是一個(gè)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(shuō)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(fù)極中，還原型為H2。因?yàn)橐笏闳芤旱膒H值，即求算溶液中的H+離子濃度，所以我們將H+看作這個(gè)電極的氧化型，所以這就是一個(gè)氫電極。那么對(duì)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(fù)極的電極溶液組成為HA-A-，是一個(gè)緩沖溶液，根據(jù)亨-哈方程式可得9.對(duì)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(qǐng)問φ(Cu2+/CuI)=V，反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K=，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(duì)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?cè)O(shè)計(jì)一個(gè)方案求出其標(biāo)準(zhǔn)電極電位，采取的方法如下：已知φ(Cu2+/Cu+)=0.153V，這個(gè)電對(duì)的電極反應(yīng)為其能斯特方程為在這個(gè)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(huì)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(gè)電極的電極電位會(huì)增大。如果加入的I-是過量的，且過量為1mol·L-1，那么此時(shí)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(shí)，那么這個(gè)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(duì)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(jì)算：(3)對(duì)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(biāo)準(zhǔn)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(rèn)為能向右進(jìn)行完全。再根據(jù)反應(yīng)方程式的計(jì)量關(guān)系進(jìn)行計(jì)算可知，I-是過量的，當(dāng)反應(yīng)完成時(shí)，溶液中I-的平衡濃度約為0.30mol·L-1，假設(shè)達(dá)平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中Cu2+的平衡濃度為xmol·L-1，那么根