章后习题解答[TOP]
1、指出下列化合物中划线元素的氧化值：K2CrO4、Na2S2O3、Na2SO3、ClO
2、N2O5、NaH、K2O2、K2MnO4
解划线元素的氧化值分别为：＋6；＋2；＋4；＋4；＋5；－1；－1；＋6。
2、利用离子-电子法配平下列各反应方程式：
(1)MnO4-(aq) + H2O2(aq) + H+(aq)→ Mn2+(aq)+ Ｏ2 (g)+ H2O(l)
(2)Cr2O72- (aq)+ SO32-(aq)+ H+(aq)→ Cr3+(aq)+ SO42-(aq)+ H2O(l)
(3) As2S3 (s)+ ClO3-(aq)+ H+(aq) → Cl-(aq)+ H2AsO4(sln) + SO42-(aq)-
解 (1) 2MnO4-(aq) + 5H2O2(aq) + 6H+(aq)→2 Mn2+(aq)+ 5Ｏ2 (g)+8 H2O(l)
(2) Cr2O72- (aq)+ 3SO32-(aq)+ 8H+(aq)→ 2Cr3+(aq)+ 3SO42-(aq)+4 H2O(l)
(3) As2S3 (s)+ 5ClO3-(aq) ＋5H2O(l)→ 5Cl-(aq)+ 2AsO42-(sln) +3SO42-(aq)- +10H+(aq)
3、在原电池中盐桥的作用是什么？是否可以取消？
解盐桥的主要作用是：离子导体及中和半电池中的电荷，维持电中性。
盐桥不能取消。
4、根据标准电极电位（强酸性介质中），按下列要求排序：
(1)按氧化剂的氧化能力增强排序：Cr2O72-、MnO4-、MnO2、Cl2、Fe3+、Zn2+
(2)按还原剂的还原能力增强排序：Cr3+、Fe2+、Cl-、Li 、H2
解（1）氧化剂能力增强顺序：Zn2+、Fe3+、MnO2、Cr2O72-、Cl2、MnO4-
(2) 还原剂能力增强顺序： Cl-、Cr3+、Fe2+、H2、Li
5、根据标准电极电位，判断标态时下列反应的自发方向是否正确，并写出正确的电池组成式。
(1) Zn(s) + Ag+(aq) → Zn2+(aq) + Ag(s)
(2) Cr3+(aq) +Cl2(g) → Cr2O72- + Cl-(aq)
(3) IO3-(aq) + Fe2+(aq) → Fe3+(aq) + I2(s)
解 (1)（－） Zn(s)│Zn2+(aq)‖Ag+(aq) │Ag(s) （＋）
(2)（－） Pt(s)│Cr3+(aq) , Cr2O72-(aq), H+(aq) ‖Cl-(aq) │Cl2(g)│Pt(s) （＋）
(3)（－） Pt(s)│Fe2+(aq), Fe3+(aq) ‖IO3-(aq),H+(aq) │I2(s) │Pt (s) （＋）
6、根据标准电极电位，分别找出满足下列要求的物质（在标态下）：
(1)能将Co2+还原成Co，但不能将Zn2+还原成Zn；
(2)能将Br-氧化成Br2，但不能将Cl-氧化成Cl2。
解只要找到的氧化还原电对的电极电位处于两个电对的电极电位之间即可。
如（1）Fe 粉; (2) MnO 2
7、根据下列半反应，说明在标态下H 2O 2能否自发分解成H 2O 和O 2 。
H 2O 2(aq)＋ 2 H +(aq) ＋2e －1
2 H 2O (l) θ?= 1.776V O 2 (g) ＋ 2 H + (aq)＋2e －1 H 2O 2 (aq) θ?= 0.695V
解 将以上两个电极组成电池，电极电位高的作正极，
正极发生还原反应：H 2O 2(aq) ＋ 2 H +(aq) ＋2e －1
2 H 2O(l) 负极发生氧化反应：H 2O 2(aq)
O 2(g) ＋ 2 H + (aq)＋2e －1 电池反应为： 2 H 2O 2 (aq) O 2 (g) + 2 H 2O (l) θ
E >0 说明在标准状态下H 2O 2能自发分解成H 2O 和O 2 。
8、根据标准电极电位和电极电位Nernst 方程计算下列电极电位：
(1) 2H +(0.10 mol ·L -1) + 2 e - H 2(200kPa), (2) Cr 2O 72-(1.0 mol ·L -1) +14 H +(0.0010 mol ·L -1) + 6e -
2Cr 3+(1.0mol ·L -1) + 7H 2O, (3) Br 2(l) +2e -
2 Br —(0.20 mol ·L -1) 解 (1) n=2，θ??=+2
H 2
][H lg 20.05916V P += -0.068 V (2) n=6，θ
??=+2327214][Cr ]O [Cr ][H lg 60.05916V +-+= 1.232v-0.414v ＝0.818 V (3) n=2，θ??=+
2][Br 1lg 20.05916V - = 1.066v+0.0414v ＝1.1074 V 9、设溶液中MnO 4-离子和Mn 2+离子的浓度相等(其它离子均处于标准状态)，问在下列酸度：(1) pH =
0.0， (2) pH = 5.5， MnO 4- 离子能否氧化 I - 和 Br - 离子。
解 已知θ?（MnO 4-/Mn 2+）=1.507V ，θ?(Br 2/Br -)=1.066V ，θ?(I 2/I -)=0.5355V
(1) pH=0.0 时，即为标准状态，MnO 4-离子能氧化 I - 和 Br - 离子。
(2) pH=5.5 时 ?(MnO 4-/Mn 2+)＝θ?(MnO 4-/Mn 2+)+][Mn ]][H [MnO lg 50.05916V 284++-
＝1.507 V －0.059 16 V ×5.5×8/5＝0.986 V
故此时，MnO 4-离子只能氧化 I -离子不能氧化Br -
离子。
10、二氧化氯常作为消毒剂用于水的净化处理，
(1) 二氧化氯的生成反应为：2NaClO 2(sln) + Cl 2(g) = 2ClO 2(g)+ 2NaCl(sln)，
已知： ClO 2 (g)+ e -
ClO 2- (aq) θ?=0.954V Cl 2 (g)+ 2e - 2Cl - (aq) θ?=1.358V , 计算该反应的E θ、θ
m r G ?和θK 。 (2) 二氧化氯的消毒作用在于：ClO 2(g)
ClO 3-(aq) + Cl -(aq)，请配平该反应式。 解 (1) 反应的离子方程式为：2ClO 2－(aq)+Cl 2(g) = 2ClO 2(g)+2Cl －(aq)
E θ=θ?+ -θ?－ ＝1.358V-0.954V = 0.404V
θG ?＝－nF E θ＝－2×96 500 C ·mol -1×0.404V ＝－77 972 J ·mol -1
lg θK = n E θ/0.05916v = 2×0.404V/0.059 16V ，θK = 4.5×1013
(2) 配平得：6ClO 2(g)+ 3H 2O == 5ClO 3-(aq) + Cl -(aq) +6H +(aq)
11、已知：Co 3+(aq) +3e -Co(s) θ?=1.26V ；Co 2+(aq)+ 2e -
Co(s) θ?= -0.28V, 求： (1)当钴金属溶于1.0 mol ·L -1
硝酸时，反应生成的是Co 3+还是Co 2+（假设在标准状态下）； (2)如改变硝酸的浓度可以改变(1)中的结论吗？已知θ?（NO 3-
/NO ）= 0.96V 。
解 (1) 标准状态下，当钴金属溶于1.0 mol ·L -1硝酸时，反应生成的是Co 2+ 。
(2) 电极电位相差0.3V ，故改变硝酸的浓度也难改变(1)中的结论。
12、实验测得下列电池在298.15K 时，E = 0.420V 。求胃液的pH 值（SCE 的电极电位为0.2412V ）。 （－） Pt(s) │H 2(100KPa) │胃液│SCE （＋） 解 )/H (H )/H (H 2θ2+
+=??+2H 2
][H lg 20.05916V P +， E =H SCE ??-=0.241 2V －0.059 16V(-pH) = 0.420 V
得 pH ＝3.02。
13、在酸性介质中，随pH 值升高，下列氧化型物质中，哪些离子（物质）的氧化能力增强？哪些离子（物质）的氧化能力减弱？哪些离子（物质）的氧化能力不变？
Hg 22+、Cr 2O 72-、MnO 4-、Cl 2、Cu 2+
、H 2O 2。
解 pH 升高，H ＋浓度下降。
在半反应中，没有H +参与的电对氧化能力不变；Hg 22+、Cl 2、Cu 2+ ；
H ＋在氧化型一边的电极电位下降，氧化能力减弱；Cr 2O 72-、MnO 4-、H 2O 2；
H ＋在还原型一边的电极电位上升，氧化性增强。
14、求298.15K ，下列电池的电动势，并指出正、负极：
Cu(s) │ Cu 2+(1.0?10-4 mol ·L -1)‖Cu 2+(1.0?10-1 mol ·L -1
) │ Cu(s) 解 ?右＝θ?(Cu 2+/ Cu)+lg 2
0.05916V (1.0?10-1)＝θ?(Cu 2+/ Cu)－0.029 6V ?左＝θ
?(Cu 2+/ Cu)+ lg 2
0.05916V (1.0?10-4)＝θ?(Cu 2+/ Cu)－0.118 4V 右边为正极，左边为负极。
E = 0.118 4V －0.029 6V = 0.088 8 V
15、已知298.15K 下列原电池的电动势为0.388 4V ：
（－）Zn(s)│Zn 2+(x mol ·L -1) ‖Cd 2+(0.20 mol ·L -1
) │Cd (s)（＋） 则Zn 2+离子的浓度应该是多少？
解 查表知 θ?(Cd 2+/Cd) = - 0.403V ；θ
?(Zn 2+/Zn) = - 0.762V θE ＝θ?(Cd 2+/Cd) -θ
?(Zn 2+/Zn) = -0.403V - (-0.762V) = 0.359V
由E ＝θE - lg 20.05916V Q ＝0.388 4V = 0.359V -lg 20.05916V 0.2][Zn 2+ 得 [Zn 2+] = 0.021 mol ·L -1
16、298.15K ， Hg 2SO 4(s) + 2e -
2Hg(l) + SO 42-
(aq) θ?=0.6125 V Hg 22+ (aq) + 2e -
2Hg(l) θ?= 0.7973 V 试求Hg 2SO 4的溶度积常数。
解 将两个电极组成原电池；Hg 22+ （aq ）+ SO 42－（aq ）＝ Hg 2SO 4(s) θE ＝0.7973V-0.6125V ＝0.185v , n=2
lg θK = 2×θE /0.059 16v ，θK = 1.8×106
K sp = θK
1= 5.6×10-7 17、已知298.15K 下列电极的标准电极电位
Hg 2Cl 2(s) + 2e - 2Hg （l ） + 2Cl -
(aq) θ?= 0.268V 问当KCl 的浓度为多大时，该电极的?= 0.327V 。
解 ?(Hg 2Cl 2/Hg) = θ?(Hg 2Cl 2/Hg) + 2]
[Cl 1lg 20.05916V -
0.327V ＝0.268V ＋
2][Cl 1lg 20.05916V - 解得 [Cl -] = 0.1 mol ·L -1
18、在298.15K ，以玻璃电极为负极，以饱和甘汞电极为正极，用pH 值为6.0的标准缓冲溶液组成电池，测得电池电动势为0.350V ；然后用活度为0.01 mol ·L -1
某弱酸（HA ）代替标准缓冲溶液组成电池，测得电池电动势为0.231V 。计算此弱酸溶液的pH 值，并计算弱酸的解离常数K a 。
解 根据 RT
F E E 303.2)(pH pH s s -+= 0.05916V
0.350V)(0.231V 6.0pH -+=＝4.0 H +
]= 1.0×10-4 mol ·L -1
又 c = 0.01 mol ·L -1 K a = c
2
][H += 1.0×10-6 Exercises
1. What is the value of the equilibrium constant at 25℃ for the reaction (refer to the table of standard electrode potential): I 2(s) + 2Br －(aq) 2I -
(aq) + Br 2(l)？ Solution θ?( I 2/ I -)=0.5355V ； θ?( Br 2/ Br -)=1.066V
lg θK = nF θE /RT =0.05916V
V)066.1(0.5355V 2-?＝-17.94 θK = 1.15×10-18
2. What is θG ?and θ
E at 25℃ of a redox reaction for which n=1 and equilibrium constant θK = 5 ×103 ？
Solution θG ?= -RTln K = - 8.314J ·K -1·mol -1×298K ×ln(5×103)= -21100J ·mol -1
θG ?=-nF θE , n =1, θ
E = - 1--1
mol 96500C mol 100J 12-??= 0.219V 3. Balance the following aqueous skeleton reactions and identify the oxidizing and reducing agents:
(1) Fe(OH)2(s) + MnO 4-
(aq) → MnO 2(s) + Fe(OH)3(s) (basic)
(2) Zn(s) + NO 3-(aq) → Zn 2+(aq) + N 2(g) (acidic)
Solution (1) 3 Fe(OH)2(s)+ MnO 4-(aq) + 2H 2O ＝MnO 2(s)+3Fe(OH)3(s)＋OH -(aq)
MnO 4-
(aq) is the oxidizing agent
(2) 5Zn(s) + 2NO 3-(aq)＋12H + ＝ 5Zn 2+(aq) + N 2(g) +6H 2O
NO 3-(aq) is the oxidizing agent
4. Write the cell notation for the voltaic cells that incorporate each of the following redox reactions:
(1) Al(s) + Cr 3+(aq) → Cr(s) +Al 3+(aq )
(2) Cu 2+(aq) + SO 2(g) + 2H 2O(l) → Cu(s) +SO 42-(aq) +4H +(aq) Solution (1) (－) Al(s) │Al 3+(c 1) ‖Cr 3+(c 2) │Cr(s) (+)
(2) (－) Pt(s)│SO 2(g) │SO 42-( c 1), H +( c 2) ‖Cu 2+
(c 3) │Cu(s) (+)
5. A primary cell consists of SHE (as an anode) and a Cu 2+/Cu electrode. Calculate [Cu 2+]
when E cell = 0.25V. Solution θ?(Cu 2+/Cu)=0.342V
?(Cu 2+/Cu)＝θ?(Cu 2+/Cu)+]lg[Cu 2
0.05916V 2+ E =?( Cu 2+/Cu)－?（SHE ）
0.25 V ＝0.342V ＋
]lg[Cu 20.05916V 2+ - 0.000V [Cu 2+]＝7.8×10－4 mol ·L -1
6. A primary cell consists of Ni 2+/Ni and Co 2+/Co half cells with the following initial
concentrations: [Ni 2+]=0.8mol ·L -1; [Co 2+]=0.2 mol ·L -1. (If the volume of solution is the same)
(1) What is the initial E ? (2) What is E when [Co 2+] reaches 0.4 mol ·L -1?
(3) What is the equilibrium constant θ
K ?
(4) What is the value of [Ni 2+]/[Co 2+] when E =0.025V Solution (1) θ?(Co 2+/Co)= - 0.28V, θ?(Ni 2+/Ni) = - 0.257V
?(Co 2+/Co)=θ?(Co 2+/Co)+lg 2
0.05916V 0.2＝－0.300V ?(Ni 2+/Ni)=θ?(Ni 2+/Ni)+ lg 2
0.05916V 0.8＝－0.260V The initial E = - 0.260V – (- 0.300V) = 0.040V Cell reaction: Ni 2+ (aq)+ Co → Co 2+ (aq) + Ni , n=2