1、電極電位作業參考解析一、單選題（每題10分）1. 下列說法正確的是 A. 經測定可知，標準氫電極的y = 0.00VB. 標準狀態下，MnO4- 的氧化性比Cl2強，因為在電極反應中MnO4- 得到的電子多C. 已知電極反應的y = 1.36V，則電極反應的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，標準氫電極的標準電極電位是人為規定為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時得、失電子的數目沒有關系，主要與其電極電位的高低有關。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

2、型的還原能力強；C：電極電位是強度性質，電極電位的取值與電極反應中各物質的計量系數無關，也與電極反應的書寫方向無關，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化：。2. 將有關離子濃度增大2倍，電極電位保持不變的電極反應是 A. B. C. D. 【C】根據電極反應式，這四個電極反應的能斯特方程分別為： A：Zn2+/Zn ，當鋅離子濃度增大時，其電極電位隨之增大； B：MnO4/Mn2+ ，可見當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+ ，可見當各離子濃度同時增大兩倍時，

3、不變，所以電極電位不發生改變； D：Cl2/Cl- ，可見當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。據此，我們可以看出：Cl2和Hg22+、Fe2+、Zn中任意一個共存時均能發生氧化還原反應；Hg2+和Fe2+、Zn中任意一個共存時均能發生氧化還原反應；Fe3+與Zn共存時能

5、發生氧化還原反應。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雖然混合后不發生氧化還原反應，可是兩者混合后會反應生成Hg2Cl2，這是一個難溶于水的弱電解質，因此也是不能共存的。5. 已知反應 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】這兩個電池反應本質上是同一個反應，只不過計量系數不一樣而已。因為電極的電極電位是強度性質，與電極反應的計量系數無關，所以它們的標準電池電

6、動勢都應該等于y(Fe3+/Fe2+)-y(Cu2+/Cu)，因此它們的Ey是相等的。這兩個反應的平衡常數的表達式分別為：(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】根據題意，可以看出該原電池的正極為標準氫電極，那么正極的電極電位就是0，因此如果負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，負極也是一個氫電極，根據能斯特方程，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，因此它和標準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，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： 當在電極中加入OH-離子后，溶液中M3+和M2+離子分別與之反應生成了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，這個電極其實已經成為電極(2)

9、，并處于標準狀態下，因此上述能斯特方程可以表達為： 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-，且處于標準狀態下，但是題中沒有告知該電極的標準電極電位，只告知了y(Ag+/Ag) = 0.800 V，因此我們必須根據已知條件進行設計，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+離子反應生成AgCl沉淀，從而該電極的電極電位會下降。當加入過量的Cl-離子，且Cl-離子濃度過量為1mol·L-1時，原來的銀電極其實就轉化為Ag,AgCl|Cl-電極，而且處于標準狀態下，那么此時銀電極的電極電位正好等于y(AgCl/Ag)。當溶液中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為： 因此該電池正極的電極電位約為0.223V。(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：根據題意，E= + - - ，即 0.450 = 0.223 (H*/H2)所以(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，根據亨-哈方程式可得 9. 對于反應 ，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，反應的標準平衡常數Ky = ，反應達平衡狀態后溶液中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 正極反應： 負極反應： 由于正極的標準電極電位未知，所以需要我們設計一個方案求出其標準電極電位，采取的方法如下：已知y(Cu2+/Cu+) = 0.153 V，這個電對的電極反應為

13、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+離子會與其反應生成CuI而濃度降低，而Cu2+的濃度不變仍然為1mol·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 而當加入的I-過量為1mol·L-1時，那么這個電極就轉化為 ，并且處于標準狀態下。因此可以得到： (2) 對于電池反應：，反應中轉移的電子總數為2，所以該電池的標準平衡常數可以用下式計算： (3) 對于電池反應：，已知Cu2+的初始濃度為0.10 mol·L-