1、氧化还原反应（作业）10-1.正确写出下列电对在酸性介质中的电极反应式及各电极反应的 Nerst 方程。H+/H2; Fe3+/Fe2+; Sn2+/Sn; CuBr/Cu; GeO2/Ge; Bi2O4/BiO+; CO2/HCOOH; HCOOH/HCHO; PdBr42-/Pd; AgC3H3O2/Ag;O2/H2O2; H2O2/H2O;10-4.一个化学反应可以设计成几种不同的原电池来完成，这几种原电池的电动势 E0 是否相同，由它们的电动势分别求得的电池反应 G m0 是否相同，为是么？结合 1025 题加以讨论。答：根据氧化还原理论，原电池的电动势与组成电子的电极反应有关（电对种
2、类） ，由于不同的电池电极反应可能不同，故电池的电动势就会不同。而反应的 G m0 是状态函数，只与反应的起始状态与终了状态有关，而与反应过程无关，同时电动势可以不相同而 G m0 相同。10-5 将下列氧化还原反应设计为两个半电池反应，并利用标准电极电势表的数据，求在298K 时反应的平衡常数。(1) Fe2+ + Cl2 = Fe3+ + 2Cl-;(2) Zn + Hg2Cl2 = 2Hg + Zn2+ + 2Cl-;(3) Cl2 + H2O = HClO + H+ + Cl-;(4) 2H2O = 2H2 + O2;解：（1）根据氧化还原反应与电池反应的关系，将反应分解为：正极反应：
3、Cl 2 + 2e = 2Cl-； VCl36.1/2负极反应：Fe 3+ + e = Fe2+； Fe703电池反应的电动势 0= 正 - 负 = 1.36 0.771= 0.589（V）根据电池电动势与反应平衡常数的关系：RT lnK0 = nF 0；1929831.5.640 7.0 eKRTnF答：反应的平衡常数为 8.571019；（2）根据氧化还原反应与电池反应的关系，将反应分解为：正极反应：Hg 2Cl2 + 2e = Hg + 2Cl-； VHgCl268.0/2负极反应：Zn 2+ + 2e = Zn； Zn7./2电池反应的电动势 0= 正 - 负 = 0.268 （-0.
4、762 ）= 1.03（V）根据电池电动势与反应平衡常数的关系：RT lnK0 = nF 0；3429831640 1.70 eKRTnF答：反应的平衡常数为 7.1941034；（3）根据氧化还原反应与电池反应的关系，将反应分解为：正极反应：Cl 2 + 2e = 2Cl-； VCl6./2负极反应：2ClO - + 4H+ + 2e =Cl2 + 2H2O； VCl61.2/电池反应的电动势 0= 正 - 负 = 1.36 1.611= -0.251（V）根据电池电动势与反应平衡常数的关系：RT lnK0 = nF 0；929831.)5.(640 10.0 eKRTnF答：反应的平衡常数
5、为 3.010-9；（4）根据氧化还原反应与电池反应的关系，将反应分解为：正极反应：2H + + 2e = H2； V.2/负极反应：O 2 + 4H+ + 4e = 2H2O； H2.1/电池反应的电动势 0= 正 - 负 = 0 1.22= -1.22（V）根据电池电动势与反应平衡常数的关系：RT lnK0 = nF 0；8329831.).(640 1067.0 eKRTnF答：反应的平衡常数为 3.6710-83；10-9.已知：Fe 3+ + e Fe 2+ ; VFe./23Fe（OH） 3 的 ，Fe（OH） 2 的80)(,.3OHFsp 170)(, 09.42OHFespK
6、求半反应：Fe（OH） 3 + e Fe（OH） 2 + OH 的标准电极电势。解：根据标准电极电势的定义，将两电极反应组成电池：正极反应：Fe 3+ + e Fe 2+负极反应：Fe（OH） 3 + e Fe（OH） 2 + OH电池反应：Fe 3+ + Fe（OH） 2+ OH Fe（OH） 3 +Fe2+；反应的平衡常数为： 2138170)(,2320 05.0.94 32 OHFespKOHFeK则： )1ln (/)(/000 2323 OHFeemrRTG7.(964875.1298. 02解之： VOHFe.0)(/)(23答：半反应：Fe（OH） 3 + e Fe（OH） 2
7、 + OH 的标准电极电势为0.485V10-10.已知：Cu + + e = Cu ；标准电极电势为 0.52V ；CuCl 的 K0sp= 1.710-7；计算电极反应 CuCl + e = Cu + Cl-的电极电势；解：将反应设计为电池，则：正极反应：CuCl + e = Cu + Cl； VCul?/负极反应：Cu + + e = Cu； u52.0/电池反应为： CuCl = Cu+ + Cl-；即反应的平衡常数为 CuCl 的溶度积常数 K0sp= 1.710-7；电池反应的电动势 0= 正 - 负 =？ 0.52= -1.22（V）根据电池电动势与反应平衡常数的关系：RT ln
8、K0 = nF 0；)(193.52.0)17.ln(9648123./Cul 答：计算电对的电极电势为 0.11992V10-11.有一原电池（-）AA 2+B 2+B （+） ，当A 2+=B2+时电动势为 0.78V。现使该电池的电动势值减半，求此时的A 2+/B2+。解：该原电池的电池反应为：B2+ + A = B + A2+ ；正极反应：B 2+ +2e = B；负极反应：A 2+ + 2e = A；假设 A、B 皆为固体（或单质） ，则平衡常数 K0 = A2+/B2+根据电池反应的 Nerst 方程：；)ln(20FRTA2+=B2+时电动势为 0.78，即标准电动势 0=0.7
9、8V；故当电池电动势降为原来值的一半时，即 0.39V，溶液中的A 2+/B2+为：39.02831.964).78()(ln(02 RTnFBA即：A 2+/B2+=1.5791013；答：题设条件下的A 2+/B2+=1.5791013；10-15.已知电对 Cu2+/Cu+，电极电势0.15V，电对 I2/I 电极电势为 0.54V，CuI 的溶度积常数 Ksp1.310 12 ，求：（1）氧化还原反应 Cu2+ + 2I CuI + 1/2I2 在 298K 时的平衡常数；（2）若溶液中 Cu2+的起始浓度为 0.10mol.dm-3，I 的起始浓度为 1.0mol.dm-3，计算达平
10、衡时残留在溶液中的 Cu2+的浓度。解：（1）将反应 Cu2+ + 2I CuI + 1/2I2 设计为电池，则：正极反应为：Cu 2+ + I- + e CuI；负极反应为：I 2 + 2e 2I ；反应的平衡常数表达式为： 10ICuK又：反应达平衡时，正极电极电势负极电极电势54.01lg0592.1.lg92.1.l, ,22/2 KKICuCuuIsp spCu解之 K01.9810 5；（2）设平衡时 Cu2+的浓度为 x，则：Cu2+ + 2I CuI + 1 /2I2开始 0.1 1.0平衡时 x 12（0.1x） 520 098.).0(ICu158496.3552 解之：x
11、8.710 6 mol.dm-3;答：10-18.已知： VVClCrO36.;23.0/0/ 2327 （1）分别写出两电对的电极反应。（2）分别写出 Cr 电极为正极、Cl 为负极所构成的原电池的电池符号和电池反应。计算该原电池的标准电动势 0 电池 ，298K 时电池反应的 rGm0 和平衡常数 K0。（3）若仅负极中盐酸的浓度改为 10.0mol.dm-3，计算此时该原电池的电动势 电池 。（4）若正极、负极中盐酸的浓度均改为 10.0mol.dm-3，计算此时该原电池的电动势 电池 。解：（1）题设电对对应的电极反应为：Cr2O72 + 14H+ + 6e 2Cr 3+ + 7H2O
12、;Cl2 + 2e 2Cl ；（2）Cr 电极为正极、Cl 为负极所构成的原电池的电池符号和电池反应为：电池符号：（）PtCl (aq) Cl 2(g) Cr 3+(aq) ，Cr 2O72-(aq) Pt(+)电池反应为：Cr 2O72 + 14H+ + 6Cl 2Cr 3+ + 7H2O +3Cl2;电池的标准电动势： 0 电池 1.231.360.13V ；电池的 rGm0 为： rGm0nF 0 电池 696484（ 0.13）75.26(kJ)反应平衡常数 K0 为： 1429831.570 .eRTr（3）负极中盐酸的浓度改为 10.0mol.dm-3 时，电对 Cl2/Cl 的电
13、极电势为： VClPCllC 308.1)(lg2059.36.1g2059. 220/22 电动势： 电池 1.231.30080.0708V ；（4）正极、负极中盐酸的浓度均改为 10.0mol.dm-3 原电池的电动势 电池 为：电对 Cr2O72 / Cr3+的电极电势为： )(3681.01lg659.03.1 l2.431427/27372 VrHOCrrC则结合（3）计算结果电池的电动势为： 电池 1.36811.30080.0673(V)答：10-19.298K 时测得如下原电池：（）CuCu 2+(0.01mol.dm-3,aq) Ag +(1.0mol.dm-3,aq) A
14、g(+)的电动势为 0.52V。（1）若已知电极电势 ，求电极电势VAg80.0/?0/2Cuc（2）求该原电池的标准电动势。（3）写出该原电池的电池反应，并计算其平衡常数。解：（1）题设电池的电池反应为：2Ag+ + Cu = Cu2+ +2 Ag根据电池反应 Nerst 方程可得： 52.01.lg2059.lg2059. 0/0/22 CuAgCu )(39.)5.(.80/2 VCuc（2）该原电池的标准电极电势为： 0 电池 0.80.33920.4608（V ） ；（3）该原电池的电极反应为：正极反应为：Ag + + e = Ag；负极反应为：Cu 2+ + 2e = Cu电池反应
15、为：2Ag + + Cu = Cu2+ +2 Ag反应的平衡常数为： 1529831.460.0 0.0 eKRTGmr答：10-22.在实验室中通常用下列反应制取氯气，试通过计算回答，为什么必须使用浓盐酸。MnO2（s ） + 4HCl（aq） = MnCl2（aq） + Cl2 + 2H 2O；已知：MnO 2 + 4H+ + 2e = Mn2+ + 2H2O， ;3.10/VMnCl2 + 2e = 2Cl- ， VCl36.10/解：（1）反应进行的方程式为：MnO 2 + 4H+ + 2Cl-= Mn2+ + 2H2O + Cl2 由题设条件可知： ;23.10/2VMnOCl36.
16、10/2故在标准状态下 MnO2 不能氧化盐酸制备氯气。但： ，)ln(2240/2 MHFRTnOMnO即可以通过改变体系的 H+浓度实现反应。（2）根据电池反应的 Nerst 方程： )ln(2240ClPT要使反应发生，必须有 0 0， 设此时的Mn 2+平衡 =1mol.dm-3，P 氯气 =1.0atm.则Cl -平衡 =H+平衡 + 2Mn2+平衡 = H+平衡 +2； 0)2(1lg(259.36.12)ln(2 4420 HClHMFRT解此方程可以获得H +平衡 = 4.7mol.dm-3。此外，从反应式可以看出生成 1oml 的 Mn2+需要消耗 4mol 的 H+，故H
17、+起始 =4.7 + 4 = 8.7mol.dm-3。故所以，如要用盐酸与 MnO2 制备氯气，必须用浓盐酸，并且盐酸的起始浓度必须大于 9mol.dm-3。10-24.下面是氧元素的电势图，根据此图回答下列问题。（1） 计算后说明 H2O2 在酸性溶液中的氧化性强弱，在碱性溶液中的还原性强弱。（2） 计算后说明 H2O2 在酸性溶液和碱性溶液中的稳定性。（3） 计算 H2O 的离子积常数。解：物质的氧化性与还原性强弱与对应的电对电极电势大小有关，如果还原电势越大，氧化性越强，反之则还原性越强。根据给出的电势图，未知电对的电极电势为：酸性体系中： );(765.19.023.10/2 VOH碱
18、性体系中： 84./（1）如果 H2O2 为氧化剂，即获得电子，对应电对为 H2O2/H2O（酸性）和 HO2-/OH-（碱性） ，从电势图可见，前者的电极电势明显要高一些，即在酸性中 H2O2 的氧化性更强。如果 H2O2 为还原剂，即给出电子，对应的电对为：O 2/H2O2（酸性）和 O2/HO2-（碱性） ，从电势图可见，前者的电极电势明显要高一些，即在碱性中 H2O2 的还原性更强。（2）从电势图还可以看出，酸性与碱性介质中，右边电极电势都大于左边电极电势，说明 H2O2 在酸性与碱性中都要发生歧化反应，即稳定性较差。但在酸性介质中差异要大一些，说明在碱性介质中的歧化程度没有酸性大，即
19、在碱性介质中的稳定性更高一些。（3）H 2O 的离子积常数对于的反应式为 H2O = H+ + OH-；两边同加上 H2O2，则 H2O* + H2O2 = H+ + OH- + H2O2* ;或 H2O* + H+ + HO2- = H+ + OH- + H2O2*将反应设计为电池，电极反应为：正极反应：HO 2- + H+ + 2e = 2O*H- 负极反应：H 2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O*电池反应为：2H 2O = 2H+ + 2OH-；电池电动势 0= 正 - 负 = 0.88 1.765 = -0.885（V ）反应的平衡常数为： 3029831.)5.0(640 12.0 eKRTnF根据平衡常数之间的关系： 答：水的离子积常数为 1.0610-15；
