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文檔簡介
1、氧化復(fù)原反響作業(yè)10-1.正確寫出以下電對(duì)在酸性介質(zhì)中的電極反響式及各電極反響的Nerst方程。H+/H2;Fe3+/Fe2+;Sn 2+/S n;CuBr/Cu;GeO2/Ge;Bi2O4/BiO+;CO2/HCOOH;HCOOH/HCHO;PdBr42-/Pd;AgC3H3O2/Ag;O2/H2O2;H2O2/H 2O;10-4. 一個(gè)化學(xué)反響可以設(shè)計(jì)成幾種不同的原電池來完成,這幾種原電池的電動(dòng)勢(shì) E0是否相同,由它們的電動(dòng)勢(shì)分別求得的電池反響厶Gm0是否相同,為是么?結(jié)合10-25題加以討論。答:根據(jù)氧化復(fù)原理論,原電池的電動(dòng)勢(shì)與組成電子的電極反響有關(guān)電對(duì)種類,由于不同的電池電極反響可能
2、不同,故電池的電動(dòng)勢(shì)就會(huì)不同。而反響的Gm0是狀態(tài)函數(shù),只與反響的起始狀態(tài)與終了狀態(tài)有關(guān),而與反響過程無關(guān),同時(shí)電動(dòng)勢(shì)可以不相同而Gm0相同。298K10-5將以下氧化復(fù)原反響設(shè)計(jì)為兩個(gè)半電池反響,并利用標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)表的數(shù)據(jù),求在 時(shí)反響的平衡常數(shù)。 Fe2+ + Cl2 = Fe3+ + 2CI-;(2) Zn + Hg 2CI2 = 2Hg + Zn 2+ + 2CI-;(3) Cl2 + H2O = HClO + H + + Cl-;(4) 2H2O = 2H2 + O2;解:1根據(jù)氧化復(fù)原反響與電池反響的關(guān)系,將反響分解為: 正極反響:Cl2 + 2e = 2CI-; Cl /Cl 1
3、.36V負(fù)極反響:Fe3* + e = Fe2+;Fe3 /Fe20.771V電池反響的電動(dòng)勢(shì)&°=0正-$負(fù)=1.36 -0.77仁0.589V根據(jù)電池電動(dòng)勢(shì)與反響平衡常數(shù)的關(guān)系:RT lnK0 = nF£ °;nF 02 96484 0.589K0 e 市 e 831 2988.57 1 019X 1019;2根據(jù)氧化復(fù)原反響與電池反響的關(guān)系,將反響分解為:正極反響:Hg2Cl2 + 2e = Hg + 2Cl -;Hg2Cl2/Hg 0.268V負(fù)極反響:Zn2+ + 2e = Zn ;Zn2 / Zn 0.762V電池反響的電動(dòng)勢(shì)&0=$正
4、-$負(fù)=0.268 -0.762= 1.03 V根據(jù)電池電動(dòng)勢(shì)與反響平衡常數(shù)的關(guān)系:RT lnK0 = nF& 0;nF 02 96484 1.03K0 e市 e 8.31 2987.194 1034X 1034;3根據(jù)氧化復(fù)原反響與電池反響的關(guān)系,將反響分解為: 正極反響:Cl2 + 2e = 2Cl- ; Cl /Cl 1.36V負(fù)極反響:2CIO- + 4H+ + 2e =Cl2 + 2H2O; ClO /C 1.611V 電池反響的電動(dòng)勢(shì)&0= $正-$負(fù)=1.36 -1.611= -0.251 V根據(jù)電池電動(dòng)勢(shì)與反響平衡常數(shù)的關(guān)系:RT InK0 = nF &
5、 0;nF 02 96484 ( 0.251)K0e RT e8.31 2983.0 10X 10-9;4根據(jù)氧化復(fù)原反響與電池反響的關(guān)系,將反響分解為: 正極反響:2H+ + 2e = H2; h /H20.0V負(fù)極反響:O2 + 4H+ + 4e = 2H2O; o2/ho21.22V電池反響的電動(dòng)勢(shì)&°=0正-$負(fù)=0 -1.22= - 1.22 V根據(jù)電池電動(dòng)勢(shì)與反響平衡常數(shù)的關(guān)系:RT lnK0 = nF &4 96484 ( 1.22)enF 0K0e祈X 10-83 ;8.31 2983.67 10 83:Fe3+ + e = Fe2+0Fe3 / Fe
6、20.77VFeOH3 的 Ksp,Fe(OH )3 求半反響:FeOH3 + e 解:根據(jù)標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的定義, 將兩電極反響組成電池: 正極反響:Fe3+ + e = Fe2+ 負(fù)極反響:FeOH電池反響:Fe3+ + Fe 反響的平衡常數(shù)為:Fe2 K0那么:G0r m2.810 38,Fe OH3 + eOH2+ OH3Fe OH RTI nK08.31298 In 1.750Fe(OH )3/ Fe(OH )2答:半反響:FeOH解之:FeOH2 的 Ksp,Fe(OH)22 + OH的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)。Fe OH=Fe OH3 +Fe2+ ;2 + OH4.9 10 17OH 2OHnF
7、 0102120.485VK 0Ksp,Fe(OH )2K 0Ksp,Fe(OH )34.9 10 1738102.81.751021964840Fe3 /Fe2(0.770Fe(OH)3/Fe(OH )2)0Fe(OH )3 /Fe(OH )23 + e = Fe OH2+ OH10-10.:Cu+ + e = Cu ;標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)為 計(jì)算電極反響 CuCl + e = Cu + Cl -的電極電勢(shì);解:將反響設(shè)計(jì)為電池,那么:正極反響:CuCl + e = Cu + Cl ; cuci / Cu 負(fù)極反響:Cu+ + e = Cu ; Cu /cu 0-52V 電池反響為: CuCl =
8、Cu + + Cl-;即反響的平衡常數(shù)為 CuCl的溶度積常數(shù)I 電池反響的電動(dòng)勢(shì)& °= $正-©負(fù)=? -0.52=- 根據(jù)電池電動(dòng)勢(shì)與反響平衡常數(shù)的關(guān)系:8.31 2987cuci /Culn(1.7 10 7) 0.520.11993(V)1 964840.52V?V;CuCI 的 K°spX 10-7;K0spX 10-7;1.22 V RT lnK° = nF£ °;10-11.有一原電池-A I A2+H B2+ I B +丨,當(dāng)A2+=B2+時(shí)電動(dòng)勢(shì)為0.78V。現(xiàn)使該電池的 電動(dòng)勢(shì)值減半,求此時(shí)的A 2+/B
9、 2+。解:該原電池的電池反響為:B2+ + A = B + A 2+ ;正極反響:B2+ +2e = B ;負(fù)極反響:A2+ + 2e = A ;假設(shè)A、B皆為固體或單質(zhì),那么平衡常數(shù)K0 = A2+/B2+根據(jù)電池反響的 Nerst方程:0 RT ln(A2 )ln( 2 );nF B2 A 2+=B 2+時(shí)電動(dòng)勢(shì)為0.78,即標(biāo)準(zhǔn)電動(dòng)勢(shì)£0=0.78V ;故當(dāng)電池電動(dòng)勢(shì)降為原來值的一半時(shí),即 0.39V,溶液中的A2+/B 2+2 964840.39)30.398.31 298為:A2 ln( 2(B 即:A 2+/B 2+X 1010 * * 13;2+答:題設(shè)條件下的A /
10、BnF)-(0.782+x 1013;2+/Cu+,電極電勢(shì)=0.15V,電對(duì)"/X 1012,求:1氧化復(fù)原反響 Cu2+ + 2= CuI + 1/2I 2在298K時(shí)的平衡常數(shù);2假設(shè)溶液中Cu2+-3, I-3,計(jì)算達(dá)平衡時(shí)殘留在溶液中的Cu2+的濃度。解:1將反響Cu2+ + 2= CuI + 1/2I 2設(shè)計(jì)為電池,那么:正極反響為:Cu2+ + I- + e = CuI;負(fù)極反響為:I2 + 2e = 2I ;反響的平衡常數(shù)表達(dá)式為:12Cu I 又:反響達(dá)平衡時(shí),正極電極電勢(shì)=負(fù)極電極電勢(shì)Cu2 /Cu0.150.0592. Cu 1 g Cu 0.15 0.0592
11、 lgCu2 * * * l K sp,CuIK00.5410.15 0.0592 lg-2設(shè)平衡時(shí)Cu2+的濃度為x,那么:CuI + 1 /2I 2Cu2+2=開始0.1平衡時(shí)x1-2 0.1 XK0/ 1 1.98 105解之 K0 X 105 ;Ksp,CuI2Cu I x(0.82x)255x 3.96 10 x 1.584 1010計(jì)算該原X 10_6-3;答:'CI2 + 2e = 2C;2Cr電極為正極、Cl為負(fù)極所構(gòu)成的原電池的電池符號(hào)和電池反響為:電池符號(hào):一Pt I C(aq) I Cl2(g) II Cr3+(aq) , Cr20,-(aq) I Pt(+) 電
12、池反響為:C20*一 + 14H+ + 6C= 2Cr3+ + 7H2O +3CI 2; 電池的標(biāo)準(zhǔn)電動(dòng)勢(shì):£0電也=1.23- 1.36 =- 0.13V ;電池的 rGm0為: rGm0=- nF & 0電也=6X 96484X一 0.13= 75.26(kJ) 反響平衡常數(shù)K0為:G75257.52K0 e 帀 e 8.312986.335 10 143-3 時(shí),電對(duì)Cl 2/Cl 的電極電勢(shì)為:Cl2 /Cl0Cl2 /Cl辱g昱1.362 Cl 2再g 亠 1.3008V2fl。)2電動(dòng)勢(shì):& 電池=1.23 1.3008= 0.0708V ;-3原電池的電
13、動(dòng)勢(shì)&電池為: 電對(duì)C2O72/ Cr3+的電極電勢(shì)為:0.0592 Cr2O|H /g1014Cr2O2 /Cr30Cr2O214Cr3 1.23 皿lg11.3681(V)6 1那么結(jié)合3計(jì)算結(jié)果電池的電動(dòng)勢(shì)為:£電也=1.3681 1.3008 = 0.0673(V)答:10-19.298K時(shí)測(cè)得如下原電池:Cu I Cu2+-3,aq) | Ag+-3,aq) 的電動(dòng)勢(shì)為0.52V。1假設(shè)電極電勢(shì)0Ag / AgI Ag(+)0.80V,求電極電勢(shì)02Cc2 /Cu2求該原電池的標(biāo)準(zhǔn)電動(dòng)勢(shì)。3寫出該原電池的電池反響,并計(jì)算其平衡常數(shù)。 解:1題設(shè)電池的電池反響為:2A
14、g+ + Cu = Cu2+ +2 Ag根據(jù)電池反響 Nerst方程可得:0.0592 Ag 22 gCu2 0Ag/Ag0Cu2 /Cu灣lg丄0.522 0.010Cc2 /Cu正極反響為:Ag+ + e = Ag;負(fù)極反響為: Cu2+ + 2e = Cu電池反響為:2Ag+ + Cu = Cu 2+ +2 Agv;3該原電池的電極反響為:反響的平衡常數(shù)為:0.3392(V)0.8 0.52 ( 0.0592)2該原電池的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)為:& ° 電池=0.8 0.3392 = 0.4608rGm2 96484 0.4608K°答:e rt e 8.31 298
15、3.9288 1°1510-22.在實(shí)驗(yàn)室中通常用以下反響制取氯氣,試通過計(jì)算答復(fù),為什么必須使用濃鹽酸。 + Cl2f + 2H2O;MnO2 s+ 4HCI aq= MnCl 2 aq:MnO 2 + 4H+ + 2e = Mn 2+ + 2H2O,CI2/CI1-36VCI2 + 2e = 2Cl-,MnO2 /Mn計(jì)算后說明H2O2在酸性溶液中的氧化性強(qiáng)弱,在堿性溶液中的復(fù)原性強(qiáng)弱。 計(jì)算后說明H2O2在酸性溶液和堿性溶液中的穩(wěn)定性。 計(jì)算H2O的離子積常數(shù)。1'23V;解:1反響進(jìn)行的方程式為:由題設(shè)條件可知:MnO2/ Mn21 -23V;MnO2 + 4H+ +
16、 2CI-= Mn 2+ + 2H2O + Cl 2< Ci2/ci1-36V故在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下MnO 2不能氧化鹽酸制備氯氣。4 RT|n(lH_), 2F Mn2 但:°MnO2/Mn2MnO?即可以通過改變體系的H+濃度實(shí)現(xiàn)反響。2根據(jù)電池反響的 Nerst方程:20 RT Mn 】PCI2、ln(42)2F H 4 CI 2要使反響發(fā)生,必須有&° > 0 ,設(shè)此時(shí)的Mn 2+】平衡-3, P氯氣=1.°atm.貝UCl-平衡=H +】平衡+ 2Mn 2+】平衡=H +】平衡+2;2號(hào) lg( 4 12 °2 H 】(H2)
17、76; RT Mn 】FCi2° 牯 ln( 4違)1-23 1.362F H 】4 CI 2解此方程可以獲得H+平衡-3。此外,從反響式可以看出生成1oml的Mn2+需要消耗4mol的H +,故H +】起始-3。故所以,如要用鹽酸與Mn O2-3。1°-2 4.下面是氧元素的電勢(shì)圖,根據(jù)此圖答復(fù)以下問題。5695V酸性體系|Ha0a Ha01J3V減性體系 |口聊|解:物質(zhì)的氧化性與復(fù)原性強(qiáng)弱與對(duì)應(yīng)的電對(duì)電極電勢(shì)大小有關(guān),如果復(fù)原電勢(shì)越大, 氧化性越強(qiáng),反之那么復(fù)原性越強(qiáng)。酸性體系中:H2o2/h2o2 123 1 °695 1.765(v);根據(jù)給出的電勢(shì)圖,
18、未知電對(duì)的電極電勢(shì)為:堿性體系中:02 0.4 1 0.88O2 / HO210.08(v)1如果H2O2為氧化劑,即獲得電子,對(duì)應(yīng)電對(duì)為 H2O2/H2O酸性和 HO27OH-堿性,從電勢(shì)圖可見,前者的電極電 勢(shì)明顯要高一些,即在酸性中 H2O2的氧化性更強(qiáng)。如果H2O2為復(fù)原劑,即給出電子,對(duì)應(yīng)的電對(duì)為:O2/H2O2酸性和O2/HO2-堿性,從電勢(shì)圖可見,前者的電極電 勢(shì)明顯要高一些,即在堿性中 H2O2的復(fù)原性更強(qiáng)。2從電勢(shì)圖還可以看出,酸性與堿性介質(zhì)中,右邊電極電勢(shì)都大于左邊電極電勢(shì),說 明H2O2在酸性與堿性中都要發(fā)生歧化反響,即穩(wěn)定性較差。但在酸性介質(zhì)中差異要大一些, 說明在堿性介質(zhì)中的歧化程度沒
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