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第8章 电化学基础
氧化数与氧化还原反应
原电池与电动势
电极电势
电极电势的应用
电解与金属腐蚀防护（自学）
8.1 氧化数与氧化还原反应
一 氧化数
1 定义：氧化数是某一元素一个原子的荷电数，该荷电数是假设
把每个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。
2 确定氧化数的四条原则
A 单质中元素原子的氧化数为0。
例：O2，O的氧化数为0。
B 简单离子，元素原子的氧化数等于离子所带的电荷数。
例：Cu2+、Na+、Cl-、S2-它们的氧化数依次为：+2、+1、-1、-2
C 大多数化合物中，H的氧化数为+1；金属氢化物中，H的氧化数为-1。
通常O氧化数为-2，例外：H2O2、Na2O2中，O的氧化数为-1；
氧的氟化物：OF2、O2F2中，O的氧化数分别为+2，+1。
所有的氟化物中，F的氧化数为-1。
ⅠA、ⅡA元素的氧化数分别为+1、+2。
D 中性分子中，各元素原子的氧化数的代数和等于0。
例1 计算Na2SO4、Na2S4O6、Na2S2O8、Na2S2O3中S的氧化数。
例2 确定CH4、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CH3COOH中C的氧化数。
3 有机化合物中C原子的氧化数的确定原则：
A C原子与C原子相连，无论是单键还是重键，碳原子的氧化数为0；
B C原子与H原子相连，C原子的氧化数为-1；
C C原子以单键、双键或叁键与O、N、S、X等杂原子相连时，C原子的
氧化数分别为+1、+2或+3。
二 氧化还原反应基本概念
氧化剂：电子的接收体，氧化数降低。
还原剂：电子的给予体，氧化数升高。
还原反应：氧化数降低的反应。
氧化反应：氧化数升高的反应。
三 氧化还原电对
氧化剂的还原反应：Cu2++2e →Cu
还原剂的氧化反应：Zn-2e→Zn2+ (Zn2++2e→Zn)
氧化型物质/还原型物质构成氧化还原电对，任何一个半反应均可
表示为：
氧化型+ne＝还原型
Cu2+/Cu
Zn2+/Zn
加氧或脱氢的有机反应。
脱氧或加氢的有机反应。
四 氧化还原反应方程式的配平
1 氧化数法
配平原则:(1)元素原子氧化数升高的总数等于元素原子氧化数降
低的总数。
(2)反应前后各元素的原子总数相等。
配平步骤:(1)写出未配平的反应方程式。
Cu+HNO3→Cu(NO3)2+NO+H2O
(2)找出元素原子氧化数降低值与元素原子氧化数升高值。
Cu+HNO3→Cu(NO3)2+NO+H2O
0
+5
+2
+2
+2
-3
(3)找出氧化数升高值与氧化数降低值的最小公倍数，将各变
化值分别乘以相应的系数。
3Cu+8HNO3→3Cu(NO3)2+2NO+4H2O
0
+5
+2
+2
(+2)×3
(-3)×2
(4)观察法配平氧化数未发生变化的各元素原子。
2 离子-电子法
配平原则:(1)氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数
(2)反应前后各元素的原子总数相等。
配平步骤:(1)写出未配平的离子反应方程式。
KMnO4+K2SO3+H2SO4 →MnSO4+K2SO4+H2O
MnO4-+SO3 2-→Mn2++SO4 2-
(2)将反应分解为两个半反应。
MnO4-→Mn2+
SO3 2-→SO4 2-
(3)配平两个半反应式。既要使方程式两边相同元素的原子总数
相等，而且两边的净电荷数也要相等。方法是首先配平原子数，
然后加上或减去适当电子数来配平电荷数。
MnO4-+8H + +5e →Mn2++4H2O
SO3 2- + H2O-2e → SO4 2- + 2H+
(4)找出两个半反应式得失电子数目的最小公倍数，将两个半
反应式中各项乘以相应系数，然后将二者结合，消去电子，
得到配平的离子方程式，再改写成分子方程式。
MnO4-+8H + +5e →Mn2++4H2O
SO32- + H2O-2e → SO4 2- + 2H+
×2
×5
+
2MnO4-+5SO3 2- +6H+ →2Mn2++5SO4 2- +3H2O
2KMnO4+5K2SO3 +3H2SO4 →2MnSO4+6K2SO4 +3H2O
不同介质条件下，配平氧原子的经验规则：
介质条件
反应方程式
左边
右边
O原子数
配平时应加入的物质
生成物
酸性
多
H+
H2O
少
H2O
H+
碱性
多
H2O
OH-
少
OH-
H2O
中性
多
H2O
OH-
少
H2O
H+
练习：用离子-电子法配平下列反应方程式：
3ClO-+2Fe(OH)3+4OH-→3Cl-+2FeO4 2- +5H2O
MnO4-+H2O2 →Mn2++O2+H2O
H+
As2S3+HNO3→H3AsO4+H2SO4+NO
答案：
ClO-+Fe(OH)3→Cl-+FeO4 2-
OH-
2MnO4-+5H2O2 +6H+ →2Mn2++5O2+8H2O
3As2S3+28HNO3 +4H2O →6H3AsO4+9H2SO4+28NO
As2S3+20H2O –28e→2H3AsO4+3H2SO4+28H+
HNO3 +3H+ +3e →NO+2H2O
8.2 原电池与电动势
观察到：检流计的指针发生偏转
电子从Zn极流向Cu极。
原电池：能使氧化还原反应产生
电流的装置。
正极：电子流入的电极
负极：电子流出的电极
负极反应：Zn-2e=
Zn2+
正极反应：Cu2++2e=Cu
电极反应：
电池反应： Cu2++Zn=Cu+Zn2+
一、原电池
电池图解：
（-）Pt∣Fe3+ (0.1mol·L-1) ，Fe2+‖Cl- (2.0mol·L-1 ) ∣Cl2|Pt（+）
（-）Zn∣Zn2+(C1)‖Cu2+(C2)∣Cu（+）
书写注意事项：
A 书写次序：负极写左边，正极写右边。
B ∣代表两相界面； ‖表示盐桥。
C 若电极反应中无金属导体，需用惰性电极Pt或C；若有气体、
液体或固体参加电极反应，如Cl2(g),H2(g),I2(s),应写在惰性
电极一侧，以|相隔。
练习：写出下列氧化还原反应的电池图解。
2Fe2+(1.0mol·L-1)+Cl2(100kPa)→2Fe3+(0.10mol·L-1)+2Cl-(2.0mol·L-1)
Hg2Cl2(s)+Sn2+(1.0mol·L-1)→Sn4+(1.0mol·L-1)+2Hg(l)+2Cl-(1.0mol·L-1)
（-）Pt∣Sn2+ ，Sn4+‖Cl- ∣Hg2Cl2 (s) | Hg(l) | Pt（+）
二、可逆电池
根据热力学可逆过程的定义，可逆电池必须满足下面两个条件：
电极上的化学反应可向正、反两个方向进行。
（1）若将电池与一个外加电动势E外并联，当电池电动势E> E外，电池中将发
生化学反应而放电；
（2）当E外> E时，电池将获得电能而被充电，这时电池中的化学反应将完全
逆向进行。
（3）并不是充、放电反应互为逆反应的电池在任何时候都是可逆电池。
2. 可逆电池在工作时，不论是充电或放电，所通过的电流必须十分微小，以使
电池在衡状态下工作。
此时，若作为原电池它能做出最大有用功，若作为电解池它消耗的电能最小。
三、可逆电极
构成可逆电池的电极也必须是可逆电极，即在电极上进行的反应必须是衡态的。
1. 金属电极 Mz+/M 例如：Zn(s) |Zn2+(a)：Zn2+ + 2e → Zn(s)
2. 气体电极 H+/H2，O2/OH-，Cl2/Cl-
3. 难溶盐电极 例如：饱和甘汞电极， Hg(l) | Hg2Cl2(s)|Cl-(a)
Hg2Cl2(s) +2e → 2Hg(l) + 2Cl- (a)
4. 难溶氧化物电极 例如：氧化银电极，Ag(s) | Ag2O(s) | H+(a)
Ag2O(s) + 2H+ + 2e → 2Ag(s) + H2O (l)
5. 氧化还原电极 例如：Pt(s) |Fe2+, Fe3+,
Fe3+ + e → Fe2+
电池：Zn(s)｜HCl(aq)｜AgCl(s)｜Ag(s)当E>E外时发生的电极及电池反应：　
当E（1）左电极的反应不是互为可逆反应，即电极反应本身是不可逆的；
（2）右电极的反应是互为可逆的。
（3）电池反应是互为不可逆的。
（4）严格来说，有液体接界的电池是不可逆的，因为离子扩散过程是不可逆的，
但用盐桥消除液界电势后，则可作为可逆电池。
不可逆电池及不可逆电极举例：
四 原电池的电动势(E)
在原电池中，用电位计所测得的正极和负极之间的电势差，叫做原电池的电动势。
符号：E
单位：V
标准电动势(E )：在标准态下测定的原电池的电动势。
五 原电池的△G与E之间的关系
△G＝-nFE
F：Faraday常数，96485C·mol-1
n：电池反应中转移的电子数
若反应在标准态下进行：
△G ＝-nFE
等温等压条件下，体系Gibbs自由能的变化值等于体系对外所做的最大非体积功。
8.3 电极电势
一 电极电势的产生
M-ne-→Mn+
同时： Mn++ne-→M
当把金属浸入其盐溶液中，会发生：
当溶解和沉积过程平衡时，若金属溶解
的倾向大于沉积的倾向，金属表面带负
电荷，溶液带正电荷。在金属与其盐溶
液之间产生电势差，这种电势差称为该
金属的平衡电极电势，简称电极电势。
符号：E(Mn+/M) 电极反应：Mn++ne=M
说明:(1)电极电势是强度性质，不具有加和性。
Zn2++2e=Zn E(Zn2+/Zn)= -0.763V
2Zn2++4e=2Zn E(Zn2+/Zn)= -0.763V
(2)标准电极电势(E )
在标准态下测定的电对的电极电势。
(3)电极电势除与物质本性有关外，还与体系的温度、浓度等外界条件有关。
二 电极电势的确定
1 标准氢电极
电极反应：2H++2e =H2(g)
E (H+/H2) =0.0V
C(H+)=1.0mol·L-1
P(H2)=100kPa
2 标准电极电势的测定
E =E (+)-E (-)
例如：测定Zn极的E
如上图，测定原电池E =0.7626V, 则E (Zn2+/Zn)= -0.7626V
测定Cu电极的E ，组成如下电池：
（-）Pt|H2(g)∣H+(C )‖Cu2+(C )∣Cu（+）
E =E (Cu2+/Cu)-E (H+/H2)=0.340V
∴ E (Cu2+/Cu)=0.340V
三 电极电势的Nernst方程
①
当T=298.15K,F=96485J·V-1 ·mol-1,R=8.314J ·mol -1·K-1时
②
说明:(1)Nernst方程中的浓度为相对浓度(C/C ),若有气体参加电极反应，则用相对分压(P/P )表示，电极反应中的固体、液体不列入方程式。
在电极反应中，若除了氧化型、还原型物质外，还有其它物质
参加电极反应，则其浓度也要列入Nernst方程式。
练习：写出下列电极反应的Nernst方程式。
Ag++e=Ag
Cl2+2e=2Cl-
O2+4H++4e=2H2O
MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O
例1 已知下列电极反应: MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O E (MnO4- / Mn2+)=1.51V，
计算当C(MnO4-)=C(Mn2+)=1.0mol·L-1 C(H+)=10mol·L-1 E (MnO4- / Mn2+)=
解：E (MnO4- / Mn2+) =E (MnO4- / Mn2+) +
=1.51V+
=1.60V
说明：含氧酸盐在酸性介质中氧化性增强。
例2 计算298K下，P(O2)=100kPa, C(OH-)=0.10mol·L-1时的E(O2/OH-)
0.46V
例3 298K时，在Fe3+、Fe2+的混合溶液中加入NaOH时有Fe(OH)3、Fe(OH)2
沉淀生成，假设无其它反应发生，当沉淀反应达到平衡时，保持C(OH-)
=1. 0mol·L-1 ，求E(Fe3+/Fe2+)为多少？
已知Ksp (Fe(OH)3)=2.79×10-39 , Ksp (Fe(OH)2)=4.87×10-17 E (Fe3+/Fe2+)=0.771V
解：电极反应：Fe3++e =Fe2+
求C(Fe3+)和C(Fe2+):
Fe2++2OH-=Fe(OH)2 Ksp =C(Fe2+)·[C(OH-)]2 C(Fe2+)= Ksp (Fe(OH)2 )
Fe3++3OH-=Fe(OH)3 Ksp =C(Fe3+)·[C(OH-)]3 C(Fe3+)= Ksp (Fe(OH)3 )
E (Fe3+/ Fe2+) =E (Fe3+/ Fe2+) +
∴
E (Fe3+/ Fe2+) =E (Fe3+/ Fe2+) +
= -0.55V
上述计算结果，当C(OH-)=1. 0mol·L-1 时E(Fe3+/Fe2+)= -0.55V为下列电对的
标准电极电势：
Fe(OH)3+e=Fe(OH)2+OH-
E (Fe(OH)3/Fe(OH)2)=E (Fe3+/Fe2+)+
= -0.55V
E (Cu2+/ CuI) =E (Cu2+/ Cu+) +
∴
例4 已知电极反应2H++2e =H2(g)，E =0.0V ,向体系中加入NaOAc,使得
C(HOAc)=C(NaOAc)=1. 0mol·L-1 ，P(H2)=P ，求E(H+/H2)。
解：E (H+/H2)=E (H+/H2) +
=0.0592lgC(H+)
=1.8×10-5mol·L-1
∴ E (H+/H2)= -0.28V
2HOAc+2e 2OAc- + H2(g) E =-0.28V
四、电动势的Nernst方程
对于任一电池反应：cC ＋ dD ＝ gG ＋ hH
【例8-7】
8.4 电极电势的应用
1 在原电池中的应用：
⑴ 判断正负极
正极：E大的电对；
负极：E小的电对。
例5：用以下二电极组成原电池：(1) Zn∣Zn2+（1.0mol.L-1)
(2) Zn∣Zn2+(0.001mol.L-1) 判断正、负极，计算电动势。
E2(Zn2+/Zn)=
E1(Zn2+/Zn)=EΘ=-0.7626V
可见:(1)为正极,
(2)为负极,其电动势为: E =E+-E-=E1-E2=0.089V
这种电池称为浓差电池，电动势太小。
= -0.851V
解：
(2) 计算电动势
E = E+- E-
2 在氧化还原反应中的应用
⑴ 氧化剂与还原剂的相对强弱；
(2)计算弱电解质的电离常数和难溶电解质的溶度积常数。
(3)氧化还原反应进行的方向；
(4)氧化还原反应进行的程度。
(1)氧化剂与还原剂的相对强弱
已知下列电对的标准电极电势：
电对 电极反应 E
Zn2+/Zn Zn2++2e=Zn -0.7626
Fe2+/Fe Fe2++2e=Fe -0.44
H+/H2 2H++2e=H2 0.0
Cu2+/Cu Cu2++2e=Cu 0.340
Cl2/ Cl- Cl2+2e= 2Cl- 1.3583
MnO4-/ Mn2+ MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O 1.51
氧化能力从强到弱：MnO4->Cl2>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+
还原能力从强到弱：Zn>Fe>H2>Cu>Cl->Mn2+
规律：E 越大，电对的氧化型物质的氧化能力越强，还原型物质
的还原能力越弱；
E 越小，电对的还原型物质的还原能力越强，氧化型物质
的氧化能力越弱。
(2) 书177页例8-15
(3) 判断氧化还原反应进行的方向
对于一个氧化还原反应： rGm= -z’FE
其中，z’：电池反应中转移的电子数；
F： 96485J·V-1 ·mol-1,
rGm <0，E>0，反应向正向进行
rGm =0，E=0，处于平衡状态
rGm >0，E<0，反应向逆向进行
因此，我们可以直接根据E判断氧化还原反应的方向。
E=E(+)-E(-)=E(氧化剂)-E(还原剂)
E>0， E(氧化剂) > E(还原剂) ，氧化还原反应可以正向进行。
书175页例8-13
说明：经验规则： E >0.2V，反应正向进行。
E < -0.2V，反应逆向进行。
-0.2V但是，我们要求用E来判断，只有当反应处于标准态下，才用
E 来判断。
例6 实验室常用MnO2与浓HCl反应制取Cl2，反应为：
MnO2(s)+4H++2Cl-=Mn2++Cl2(g)+2H2O(l)。
(1)反应若在标准态下进行，反应进行的方向？
(2)若用浓HCl(C(HCl)=12.0mol·L-1 )进行反应，其它物质处于标准态，
反应进行的方向？
已知：E (MnO2 / Mn2+)=1.23V; E (Cl2 / Cl-)=1.36V
解: (1)标准态下： E =E (MnO2 / Mn2+)- E (Cl2 / Cl-)=1.23V-1.36V=-0.13V
<0，反应逆向进行。
浓盐酸条件下：
E (MnO2 / Mn2+)=E (MnO2 / Mn2+)+
(MnO2+4H++2e→Mn2++4H2O)
=1.36V
E (Cl2 / Cl-)= E (Cl2 / Cl-)+
(Cl2+2e →2Cl-)
=1.30V
E= E (MnO2 / Mn2+) - E (Cl2 / Cl-)= 1.36V-1.30V=0.06V>0，反应正向进行
思考题：现有Cl-、Br-、I-的混合溶液，标准态下，欲使I-氧化为
I2，而Cl-、Br-不氧化，在常用的氧化剂Fe2(SO4)3和KMnO4中应
选择哪种氧化剂？
已知： E (I2 / I-)=0.5355V
E (Br2 / Br-)=1.065V
E (Cl2 / Cl-)=1.36V
E (Fe3+ / Fe2+)=0.771V
E (MnO4 -/Mn2+)=1.51V
(4) 判断氧化还原反应进行的限度
lg K =- rGm /2.303RT
rGm = -z’FE
∴ lg K = z’FE /2.303RT
当T=298.15K, F=96485J·V-1 ·mol-1, R=8.314J ·mol -1·K-1时
∴ lg K = z’ E /0.0592
K 只与E 有关，且E 越大， K 越大，正反应进行的程度越大。
例7 计算下列反应：Ag++Fe2+→Ag+Fe3+
(1)在298.15K时的平衡常数K ？
(2)如果反应开始时C(Ag+)=1.0mol·L-1，C(Fe2+)=0.1mol ·L-1，求
达平衡时Fe3+的浓度。
解：查表 E (Fe3+ / Fe2+)=0.771V； E (Ag+ / Ag)=0.7991V
E = E+ - E - = E (Ag+ / Ag) - E (Fe3+ / Fe2+)
=0.7991V-0.771V=0.0281V
lg K = z’ E /0.0592=0.475
K =2.99
(2) 设平衡时C(Fe3+)=xmol·L-1
Ag++Fe2+→Ag+Fe3+
起始浓度/mol·L-1 1.0 0.1 0
平衡浓度/mol·L-1 1.0-x 0.1-x x
X=0.073
平衡时C(Fe3+)=0.073mol·L-1
3 元素电势图
氧在酸性和碱性介质中元素电势图：
EA /V(A：C(H+)=1.0mol·L-1)
EB /V(B：C(OH-)=1.0mol·L-1)
O2
H2O2
H2O
0.695
1.763
1.229
O2
HO2-
OH-
-0.076
0.867
0.401
应用：
（1）判断歧化反应能否发生
歧化反应：自身氧化还原反应，例如：Cu+→Cu2++Cu
规则：
A
B
C
E 左
E 右
E右 >E左 ，可以发生歧化反应，即B→A+C
E右 即A+C →B。
例8 已知氯在酸性条件下的元素电势图，判断氯的哪些物种可以
发生歧化反应？
ClO4-
ClO3-
HClO2
HClO
Cl2
Cl-
1.345
1.19
1.05
1.64
1.63
1.36
1.12
（2）计算某电对的E 值。
计算公式：
A
B
C
E 1
E 2
z1
z2
D
E3
z3
E
z
E (A/D)=
例9 已知碘在酸性介质中的电势图：
EA :
H5IO6
IO3-
HIO
I2
I-


1.70
1.13
0.5345
1.19
求：E (HIO/I2)= E (IO3-/I-)= 试分析用淀粉碘化钾试纸检查
有无Cl2，可能发生的现象。
解：
E (IO3-/I2)=
∴E (HIO/I2)=1.43V
E (IO3-/I-)=
（3）判断物质的氧化还原行为
Fe3+
Fe2+
Fe
0.771
-0.44
已知Fe在酸性介质中的元素电势图：
A Fe与H+反应：已知E (H+/H2)=0.0V，反应产物为
Fe2+
B 在酸性介质中，E (O2/H2O)=1.229V，
所以Fe2+不稳定，易被氧化为Fe3+。
C E 右 生：Fe3++Fe→Fe2+。
作业：P187：
1（3）（4）（6）（8）（10）
2（3）（5）（7）
3（4）（6）（9）（11）
6、8、9、11、15
一 填空
1 在H2SO4、Na2S2O3、Na2S4O6中S的氧化数分别为：——
2 在原电池中，电子流出的一极为——极，接受电子的电极为——极，在
正极发生——反应，负极发生——反应，原电池可将——能转变为——能。
3 在原电池中， E 大的电对为——极， E 小的电对为——极； E 越大，
电对的氧化型物种——能力越强，E 越小，电对的还原型物种——能力越强。
4 E (Ag+/Ag)、 E (I2/I-)、 E (BrO3-/Br -)、 E (O2/H2O)、E (Fe(OH)3/Fe(OH)2)的E 值随溶液的pH值变化的是——
5 已知反应：①Cl2(g)+2Br -(aq)→Br2(l)+2Cl-(aq)
②1/2Cl2(g)+Br -(aq)→1/2Br2(l)+Cl-(aq)
则：z1’/z2’=_ E1/E2=_ rGm1 / rGm2 =_ lgK1 /lgK2 =_
6 反应2MnO4-(aq)+10Br –(aq)+16H+(aq) 2Mn2+(aq)+5Br2(l)+8H2O(l)的电池符号
为——。
二 选择题
1 在下列反应中CO不作还原剂的是——
A CO与金属氧化物反应制备金属单质；
B CO在空气中燃烧；
C CO形成配合物Fe(CO)5
D CO(g)+H2O(g) H2(g)+CO2(g)
2 下列各组物质可能共存的是——
A Cu2+、 Fe2+、 Sn4+、Ag； B Cu2+、 Ag+、 Fe2+、Fe
C Fe3+、 Fe、 Cu2+、Ag； D Fe3+、 I-、 Sn4+、Fe2+
3 通常配制FeSO4溶液时加入少量铁钉，其原因与下列——个反应无关。
A O2(g)+4H+(aq)+4e 2H2O(l) B Fe3+(aq)+e Fe2+(aq)
C Fe(s)+2Fe3+(aq) 3Fe2+(aq) D Fe3++3e Fe
4 2HgCl2(aq)+SnCl2(aq) =SnCl4(aq)+Hg2Cl2(s)的E =0.476V，
E (Sn4+/Sn2+)=0.154V，则E (HgCl2/Hg2Cl2)= ——V
A 0.322V B 0.784V C 0.798V D 0.630V
5 已知E (Pb2+/Pb)=-0.126V，Ksp (PbCl2)=1.6*10-5，则E (PbCl2/Pb)= ——
A 0.268V B -0.41V C -0.268V D -0.016V
6 已知E (Cu2+/Cu+)=0.159V，E (Cu2+/CuI)=0.869V，则Ksp (CuI)=——
A 1.0*10-6 B 4.32*10-18 C 1.0*10-24 D 1.0*10-12
7 将氢电极(P(H2)=100kPa)插入纯水中与标准氢电极组成原电池，则E=——
A 0.414V B -0.414V C 0V D 0.828V
8 已知E (MnO4-/Mn2+)=1.51V，E (Cl2/Cl-)=1.36V，则反应：
2MnO4-(aq)+10Cl-(aq)+16H+(aq) =2Mn2+(aq)+5Cl2(g)+8H2O(l)的E ，K ——
A 0.15V 5.5*1030 B 0.21V 6.8*1012
C 0.15V 2.2*1025 D 0.21V 6.6*1017
三 配平下列反应方程式
1 Cr2O72- + Sn2+ + H+ = Sn4+ + Cr3+
2 Ag2S + CN- + O2 + H2O = S + Ag(CN)2- + OH-
3 HClO3 + As2S3 + H2O = HCl + H3AsO4 + H2SO4
4 C2H5OH + K2Cr2O7 + H2SO4 = H4C2O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4
5 CrI3 + Cl2 + OH- = IO3- + CrO42- + Cl-
四 计算题
1 已知碱性溶液中溴的元素电势图：
BrO3-
BrO-
Br2
Br -
0.45
1.07
0.61



求：(1) E (BrO3-/BrO-)，E (BrO-/Br-)、 E (BrO3-/Br2)。
(2) 判断哪些物种可以发生歧化反应？
(3) 将液溴与NaOH溶液混合，最稳定的产物是什么？
2 已知E (Ag+/Ag)=0.7991V，Ksp (AgI)=8.52*10-17，通过计算说明在
1.0mol·L-1HI溶液中，金属Ag可置换出H2(g)，其反应式为：
2Ag(s)+2HI(aq) =2AgI(s)+H2(g)。并求出反应的K 以及平衡时溶液中
C(I-)。（p(H2)=100kPa）
3 已知：H3AsO4+2H++2e = HAsO2+2H2O E =0.581V，E (I2/I-)=0.535V
求： (1) 反应H3AsO4+2H++2I- = HAsO2+2H2O +I2 在25℃时的平衡常数。
(2) 如果溶液的pH=8，其它物质均处于标准态，反应向何方进行？
如果溶液的C(H+)=5mol·L-1 ，其它物质均处于标准态，反应向何方
进行？

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