基础化学答案第.doc

章后习题解答 TOP1、指出下列化合物中划线元素的氧化值：K2CrO4、Na2S2O3、Na2SO3、ClO2、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)+ 2 (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)+ 52 (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、Li5、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) MnO2 7、根据下列半反应，说明在标态下H2O2能否自发分解成H2O和O2 。H2O2(aq) 2 H+(aq) 2e1 2 H2O (l) = 1.776VO2 (g) 2 H+ (aq)2e1 H2O2 (aq) = 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：H2O2(aq) 2 H+(aq) 2e1 2 H2O(l) 负极发生氧化反应：H2O2(aq) O2(g) 2 H+ (aq)2e1 电池反应为： 2 H2O2 (aq) O2 (g) + 2 H2O (l) 0 说明在标准状态下H2O2能自发分解成H2O和O2 。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 molL-1) + 2 e- H2(200kPa),(2) Cr2O72-(1.0 molL-1) +14 H+(0.0010 molL-1) + 6e- 2Cr3+(1.0molL-1) + 7H2O, (3) Br2(l) +2e- 2 Br(0.20 molL-1)解 (1) n=2，+= -0.068 V(2) n=6，+= 1.232v-0.414v0.818 V(3) n=2，+ = 1.066v+0.0414v1.1074 V9、设溶液中MnO4-离子和Mn2+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， MnO4- 离子能否氧化 I- 和 Br- 离子。解 已知（MnO4-/Mn2+）=1.507V，(Br2/Br-)=1.066V，(I2/I-)=0.5355V(1) pH=0.0 时，即为标准状态，MnO4-离子能氧化 I- 和 Br- 离子。(2) pH=5.5 时 (MnO4-/Mn2+)(MnO4-/Mn2+)+1.507 V0.059 16 V5.58/50.986 V故此时，MnO4-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：2NaClO2(sln) + Cl2(g) = 2ClO2(g)+ 2NaCl(sln)，已知： ClO2 (g)+ e- ClO2- (aq) =0.954V Cl2 (g)+ 2e- 2Cl- (aq) =1.358V , 计算该反应的E、和。 (2) 二氧化氯的消毒作用在于：ClO2(g) ClO3-(aq) + Cl-(aq)，请配平该反应式。解 (1) 反应的离子方程式为：2ClO2(aq)+Cl2(g) = 2ClO2(g)+2Cl(aq) E=+ - 1.358V-0.954V = 0.404V nF E296 500 Cmol-10.404V77 972 Jmol-1 lg = n E/0.05916v = 20.404V/0.059 16V， = 4.51013 (2) 配平得：6ClO2(g)+ 3H2O = 5ClO3-(aq) + Cl-(aq) +6H+(aq)11、已知：Co3+(aq) +3e-Co(s) =1.26V；Co2+(aq)+ 2e- Co(s) = -0.28V, 求： (1)当钴金属溶于1.0 molL-1硝酸时，反应生成的是Co3+还是Co2+（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（NO3-/NO）= 0.96V。解 (1) 标准状态下，当钴金属溶于1.0 molL-1硝酸时，反应生成的是Co2+ 。(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) H2(100KPa) 胃液SCE （） 解 +，E=0.241 2V0.059 16V(-pH) = 0.420 V 得 pH3.02。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？Hg22+、Cr2O72-、MnO4-、Cl2、Cu2+、H2O2。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；Hg22+、Cl2、Cu2+ ；H在氧化型一边的电极电位下降，氧化能力减弱；Cr2O72-、MnO4-、H2O2；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) Cu2+(1.010-4 molL-1)Cu2+(1.010-1 molL-1) Cu(s)解 右(Cu2+/ Cu)+(1.010-1)(Cu2+/ Cu)0.029 6V左(Cu2+/ Cu)+ (1.010-4)(Cu2+/ Cu)0.118 4V右边为正极，左边为负极。E = 0.118 4V0.029 6V = 0.088 8 V15、已知298.15K下列原电池的电动势为0.388 4V：（）Zn(s)Zn2+(x molL-1) Cd2+(0.20 molL-1) Cd (s)（）则Zn2+离子的浓度应该是多少？解 查表知 (Cd2+/Cd) = - 0.403V；(Zn2+/Zn) = - 0.762V(Cd2+/Cd) -(Zn2+/Zn) = -0.403V - (-0.762V) = 0.359V由E- Q 0.388 4V = 0.359V -得 Zn2+ = 0.021 molL-116、298.15K， Hg2SO4(s) + 2e- 2Hg(l) + SO42- (aq) =0.6125 VHg22+ (aq) + 2e- 2Hg(l) = 0.7973 V试求Hg2SO4的溶度积常数。解 将两个电极组成原电池；Hg22+ （aq）+ SO42（aq） Hg2SO4(s)0.7973V-0.6125V0.185v , n=2 lg= 2/0.059 16v，= 1.8106 Ksp = = 5.610-7 17、已知298.15K下列电极的标准电极电位Hg2Cl2(s) + 2e- 2Hg（l） + 2Cl- (aq) = 0.268V问当KCl的浓度为多大时，该电极的= 0.327V。解 (Hg2Cl2/Hg) = (Hg2Cl2/Hg) + 0.327V0.268V解得 Cl- = 0.1 molL-118、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 molL-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Ka。解 根据 4.0H+= 1.010-4 molL-1又 c = 0.01 molL-1Ka = = 1.010-6Exercises1. What is the value of the equilibrium constant at 25 for the reaction (refer to the table of standard electrode potential): I2(s) + 2Br(aq) 2I-(aq) + Br2(l)？Solution ( I2/ I-)=0.5355V； ( Br2/ Br-)=1.066Vlg = nF/RT =-17.94 = 1.1510-182. What is and at 25 of a redox reaction for which n=1 and equilibrium constant = 5 103 ？Solution = -RTln K = - 8.314JK-1mol-1298Kln(5103)= -21100Jmol-1 =-nF, n=1, = - = 0.219V3. Balance the following aqueous skeleton reactions and identify the oxidizing and reducing agents: (1) Fe(OH)2(s) + MnO4-(aq) MnO2(s) + Fe(OH)3(s) (basic) (2) Zn(s) + NO3-(aq) Zn2+(aq) + N2(g) (acidic)Solution (1) 3 Fe(OH)2(s)+ MnO4-(aq) + 2H2OMnO2(s)+3Fe(OH)3(s)OH-(aq) MnO4-(aq) is the oxidizing agent(2) 5Zn(s) + 2NO3-(aq)12H+ 5Zn2+(aq) + N2(g) +6H2O NO3-(aq) is the oxidizing agent4. Write the cell notation for the voltaic cells that incorporate each of the following redox reactions:(1) Al(s) + Cr3+(aq) Cr(s) +Al 3+(aq )(2) Cu2+(aq) + SO2(g) + 2H2O(l) Cu(s) +SO42-(aq) +4H+(aq)Solution (1) () Al(s) Al3+(c1) Cr3+(c2) Cr(s) (+)(2) () Pt(s)SO2(g) SO42-( c1), H+( c2) Cu2+(c3) Cu(s) (+)5. A primary cell consists of SHE (as an anode) and a Cu2+/Cu electrode. Calculate Cu2+ when Ecell = 0.25V.Solution (Cu2+/Cu)=0.342V(Cu2+/Cu)(Cu2+/Cu)+E =( Cu2+/Cu)（SHE）0.25 V0.342V - 0.000V Cu2+7.8104 molL-16. A primary cell consists of Ni2+/Ni and Co2+/Co half cells with the following initial concentrations: Ni2+=0.8molL-1; Co2+=0.2 molL-1. (If the volume of solution is the same)(1) What is the initial E? (2) What is E when Co2+ reaches 0.4 molL-1?(3) What is the equilibrium constant ? (4) What is the value of Ni2+/Co2+ when E=0.025VSolution (1) (Co2+/Co)= - 0.28V, (Ni2+/Ni) = - 0.257V (Co2+/Co)=(Co2+/Co)+0.20.300V(Ni2+/Ni)=(Ni2+/Ni)+ 0.80.260VThe initial E = - 0.260V (- 0.300V) = 0.040VCell reaction: Ni2+ (aq)+ Co Co2+ (aq) + Ni , n=2(2) When Co2+ = 0.4molL-1，Ni2+ = 0.6molL-1;(Co2+/Co)=(Co2+/Co)+0.40.292V(Ni2+/Ni)=(Ni2+/Ni)+ 0.60.264VE = - 0.264V (- 0.292V) = 0.028V(3) 0.257V (- 0.28V)0.023V , and n=2lgK = n/0.05916v = = 0.778, K= 6.0(4) 0.025V=0.023V+1.177. A concentration cell consists of two hydrogen electrodes. Electrode A has H2 at 0.9 atm bubbling into 0.1 molL-1 HCl， Electrode B has H2 at 0.5atm bubbling into 2.0 molL-1 HCl. Which electrode is the anode? What is the E? What is the equilibrium constant ?Solution hydrogen electrode half-reaction 2H+(aq) + 2e H2 ， n=2Electrode A： A=A + -0.058VElectrode B： B=B + 0.0267VElectrode A is the anode. E = 0.0267V (- 0.058V) = 0.0847V 0.0V， lgK = n/0.05916V K=1.8. In a test of a new reference electrode, a chemist constructs a primary cell consisting of a Zn2+/Zn electrode and the hydrogen electrode under the following conditions: Zn2+=0.01 molL-1; H+=2.5 molL-1; pH2 =30 kPa, Calculate the E at 25.Solution ( Zn2+/Zn)= - 0.762V(Zn2+/Zn)=(Zn2+/Zn)+0.010.821V(H+/H2)=(H+/H2) +0.039VE 0.039V(0.821V)0.860V8