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第 十 章
氧化还原反应
10-1 氧化还原反应与原电池
10-1-1 氧化数
氧化数是化合物中某些元素所带形式电荷的数值. 这种电荷数由假设把每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得.在具体求算氧化数时人们作了一些具体的规定:
1 、单质的氧化数为零.
2、所有元素氧化数的代数和在多原子的分子中等于零; 在多原子的离子中等于离子所带的电荷数.
3、氢在化合物中的氧化数一般为+1. 但在活泼金属的氢化物(如NaH、CaH2、NaBH4、LiAlH4等)中, 氢的氧化数为 1.
4、氧在化合物中的氧化数一般为 2；在过氧化物中，氧的氧化数为-1，在超氧化合物中, 氧的氧化数为- ; 在OF2中,氧化数为+2; 在O2F2中，氧的氧化数为+1 (武大P411)
如判断题:在Na2S2O3和Na2S4O6中S的氧化值分别为+2和+2.5(中国石油大学2004年)
有氧化数升降的反应叫做氧化还原反应。其中氧化数升高的过程称为氧化; 氧化数降低的过程称为还原。含有氧化数升高的元素的物质叫做还原剂; 含有氧化数降低的元素的物质叫做氧化剂。
判断:元素在化合物中的氧化态代表了它在氧化还原反应中所处的状态, 因此氧化态越高,氧化能力越强(四川大学2001年)
10-1-2 原电池
1、原电池的构造
原电池由两个半电池(正极和负极)和盐桥构成。在两个半电池中发生的反应叫做半电池反应或电极反应，其中总反应叫做电池反应。在正极上氧化剂得到电子被还原,负极上还原剂失去电子被氧化。
原电池： 将化学能转化成电能的装置
盐桥
通常内盛饱和 KCl 溶液或 NH4NO3 溶液(以琼胶作成冻胶).
作用：
让溶液始终保持电中性使电极反应得以继续进行
消除原电池中的液接电势（或扩散电势）
2 原电池的表示法
(1) 电极类型
a、金属-金属离子电极
b、气体-离子电极
d、氧化还原电极
c、金属-金属难溶盐-阴离子电极
Ag+ + e = Ag
电极反应：
a. 金属—金属离子电极
将金属板插到此金属的盐溶液中构成的电极
电极组成：Ag | Ag+ (c)
区分电极材料与电极溶液
b. 气体-离子电极
将气体通入其相应离子的溶液中，并用惰性导体作导电极板构成的电极
电极组成：Pt | Cl2(p) | Cl- (c)
Cl2 + 2e = 2Cl-
电极反应：
c. 金属-金属难溶盐-阴离子电极
将金属表面涂有其金属难溶盐的固体，然后浸入与该盐具有相同阴离子的溶液中构成的电极
电极组成：Ag|AgCl(s)| Cl- (c)
AgCl + e = Ag + Cl-
电极反应：
电极组成： Pt | Hg| Hg2Cl2(s)| Cl- (c)
Hg2Cl2+2e = 2Hg +2Cl-
电极反应：
d. 氧化还原电极
将惰性电极浸入含有同一元素的两种不同氧化值的离子溶液中构成的电极
电极组成：Pt | Sn4+(c1) , Sn2+(c2)
Sn4+ + 2e = Sn2+
电极反应：
电 极 类 型
电极组成 电极反应
金属—金属离子电极 Ag | Ag+ (c) Ag+ + e = Ag
气体-离子电极 Pt | Cl2(p) | Cl- (c) Cl2 + 2e = 2Cl-
金属-金属难溶盐-阴离子电极
Ag | AgCl(s)| Cl- (c)
AgCl + e = Ag + Cl-
氧化还原电极 Pt | Sn4+(c) ,Sn2+(c2) Sn4+ + 2e = Sn2+
不用惰性电极的电池反应是( 　　)（中南2010）
A. H2 + Cl2 = 2HCl(aq) B. Ce4+ + Fe2+ = Ce3+ + Fe3+
C. Ag+ + Cl- = AgCl D. 2Hg2+ + Sn2+ + 2Cl- = Hg2Cl2 + Sn4+
‖
① 负极“-”在左边，正极“+”在右边，盐桥用 “‖”表示
② 半电池中两相界面用“ | ”分开，溶液、气体要在（）内注明cB，pB
③ 纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“|”分开
(2) 原电池符号
书写规则：
根据反应式2MnO4- + 10Fe2+ +16H+ = 2Mn2+ + 10Fe3+ + 8H2O要排为电池, 其电池符号(假定离子浓度为1mol L-1)应为(四川大学2003年, 2013年)
注意: (1)氧化剂作为原电池的正极, 还原剂作为原电池的负极
(2)参与电极反应的各物质都要写入原电池符号
正极 MnO4- +8H+ +5e= Mn2+ + 4H2O
负极 Fe3+ + e = Fe2+
(一) Pt︱ Fe3+ (lmol ·L-1), Fe2+ (lmol ·L-1)‖MnO4- (lmol ·L-1), Mn2+ (lmol ·L-1), H+ (lmol ·L-1) ∣Pt(+)
已知E (MnO4-/Mn2+)=1.51V, E (Cl2/Cl-)=1.36V,两电对组成电池,该电池的符号为(北理工2005年)
注意:电极电势大的作正极, 电极电势低的作负极
(一) Pt︱ Cl2 (p ) ︱Cl- (lmol ·L-1)‖MnO4- (lmol ·L-1), Mn2+ (lmol ·L-1), H+ (lmol ·L-1) ∣Pt(+)
会根据原电池符号书写电池反应或电极反应, 其中正极中氧化数高的物质作为原电池反应中的氧化剂，氧化数低的物质作为原电池反应中的被还原产物；负极中氧化数低的物质作为原电池反应中的还原剂, 氧化数高的物质作为原电池反应中的被氧化产物。
如:下列原电池
(一) Pb︱ PbSO4︱SO42- (lmol ·L-1)‖Sn2+ (lmol ·L-1)∣Sn(+)的电池反应为(华东理工2002年)
Sn2+ + Pb + SO42- = Sn + PbSO4
Sn2+ + Pb = Sn + Pb2+
Sn2++ PbSO4 (s) = Sn2+ + Pb + SO42-
Sn + Pb2+ = Sn2+ + Pb
10-1-3 电极电势和电动势
一、 电极电势
1. 标准电极电势
凡是符合标准态条件的电极都是标准电极。
标准态:
● 所有的气体分压均为1×105Pa
● 溶液中所有物质的浓度均为1mol·L-1
● 所有液体和固体均为1×105Pa条件下的纯液体和纯固体
电对ClO3-/Cl-的Eθ=1.45V，该值的确定是在（ ）（华南理工2010）
A. pH=1 B. pH=2 C. pH=3 D. pH=0
注意:标准电极电势是个强度性质的物理量, 一旦氧化型与还原型物质确定, Eθ就确定了, 它的大小与电极反应的写法无关.
如判断:Ag + + e Ag Eθ=0.799V, 则2Ag + +2 e 2Ag Eθ=1.598V(大连理工2005年)
2. 标准电极电势的应用
Eθ越小, 电对中还原型物质的还原性越强, 氧化型物质的氧化性越弱; Eθ越大,电对中还原型物质的还原性越弱, 氧化型物质的氧化性越强。
注意:比较还原能力必须用还原型物质所对应的电对;比较氧化能力必须用氧化型物质所对应的电对。 如判断Cu+的氧化性强弱时必须用EθCu+/Cu, 判 断Cu+的还原性强弱时必须用电对EθCu2+/Cu+
(1)判断氧化剂和还原剂的强弱
已知Eθ(Cl2/Cl-)=1.36V, Eθ(BrO3-/Br-)=1.52V, Eθ(I2/I-)=0.54V, Eθ(Sn4+/Sn2+)=0.154V, 则Cl2, Cl-, BrO3-, Br-, I2, I-, Sn4+, Sn2+在中最强的氧化剂是____,最强的还原剂是___,以I-作还原剂, 能被其还原的物种是_______.(大连理工2004年)
(2)求原电池的标准电动势
若两电极的各物质均处于标准状态，则其电动势为电池的标准电动势 ，用E池Θ表示。
将Ni + 2Ag+ = 2Ag + Ni2+氧化还原反应设计为一个原电池, 已知Eθ(Ni2+/Ni)=-0.25V, Eθ(Ag+/Ag)=0.8V则原电池的电动势为(华东理工2004年)
注意:氧化剂所对应的电对作正极，还原剂所对应的电对作负极
已知Eθ(Ni2+/Ni)=-0.25V, Eθ(Ag+/Ag)=0.8V，将两个电对组成原电池,则原电池的电动势为
注意:电极电势大的作正极, 电极电势小的作负极
注意:因为标准电极电势为强度性质, 所以电动势也
为强度性质,与计量系数无关.
(3)判断反应的方向
判据 Eθ电>0 或 Eθ+> Eθ- 正向自发进行
Eθ电=0 或 Eθ+= Eθ- 达平衡
Eθ电<0 或 Eθ+< Eθ- 逆向自发进行
结论：电极电势大的电对中的氧化型物质可以把电极电势
小的电对中的还原型物质氧化
今有一种含Cl-, Br-, I-有三种离子的混合溶液, 若使I-氧化成I2又不使Cl-, Br-氧化, 在常用氧化剂Fe2(SO4)3和KMnO4中进行选择, 正确的是(四川大学2002年)
已知: Eθ(Cl2/Cl-)=1.36V, Eθ(Br2/Br-)=1.07V, Eθ(I2/I-)=0.54V, Eθ(Fe3+ /Fe2+)=0.77V, Eθ(MnO4-/Mn2+)=1.51V
A. Fe2(SO4)3 B. KMnO4 C. 两者皆行 D.两者皆不行
注意：标准电极电势的差值可以判断反应进行的趋势, 但无法判断反应进行的快慢
若氧化还原反应的两个电对的电极电势差值为E,下列判断正确的是
E值越大,反应速率越快
E值越大, 反应自发进行的趋势越大
E值越大,反应速率越慢,
E值越大, 反应自发进行的趋势越小
(4)求 r G 和K
在等温等压下，系统Gibbs降低值等于可逆过程中对外所作的最大非体积功。
一般认为电池反应的进行方式是可逆的，系统所作的非体积功全部为电功：
rG m= - z F E 电= -zF (Eθ+- Eθ- )
rG m= -RT lnK
即得 zFE = RT lnK
将T=298.15K，R=8.314 J·K-1·mol-1, F = 96500 C·mol-1
代入，得室温下，
氧化还原反应的平衡常数有以下特点：
平衡常数与电池的标准电动势有关，而与物质浓度无关；
氧化还原反应的平衡常数与电子转移数，即与反应方程式的写法有关；
氧化还原反应的平衡常数与温度有关；
判断：将反应2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+改写成Fe3+ +1/2 Cu = Fe2+ + 1/2Cu2+时,在标准状态下,两反应的K 值不同,而组成原电池时E 值相同.(浙江大学2002年)
判断：在电化学中， E = RT lnK /nF，因平衡常数与反应方程式写法有关，故电动势也应该与氧化还原方程式的写法有关。（四川大学2002）
原电池(一) Cu︱ CuSO4 (0.lmol ·L-1)‖ CuSO4 (0.5mol ·L-1) ∣Cu(+)的电池反应的平衡常数为(华东理工2002年)
A. 0.20 B. 4.97 C. 1.00 D. 不存在平衡常数
10-2-3 Nernst 方程及其应用
1、电池电动势能斯特方程式
298K时有
这就是电动势的 Nernst 方程，它反映了非标准电动势和标准电动势的关系。
2 、电极电势的 Nernst 方程
氧化型 + ze- = 还原型
氧化型还原型一侧
各物种
相对浓
度幂的
乘积
注意：
（1）z为电极反应中转移的电子数，在求
算时，电极反应、电池反应必须先配平。
（2）[氧化型]和[还原型]表示氧化型和还原型物质的活度系数次方乘积之比，系数为电极反应、电池反应中各物质前的计量系数。
活度：纯固体、纯液体时活度为1.
气体: a=P/P 溶液： a=C/C
如：
（3）若电极反应中，除氧化型、还原型物质外，还有H+、OH-或其它离子参加反应，则这些物质的浓度及其在反应式中的化学计量数也应根据电极反应式写在能斯特方程式中。
§10-3-1、 酸度对电极电势的影响
电极反应中H+一般在氧化型物质一侧, 因此增大
酸度,电极电势值增大,电对中氧化型物质的氧化能力
增强
2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 +8H2O下列叙述正确的是（青岛科技大学2004）
A. 该反应的电动势与溶液的酸度无关
B. 增加溶液的酸度，MnO4-的氧化能力增强
C. 增加溶液的酸度，MnO4-的氧化能力减弱
D. 酸度影响C2O42-的还原能力
下列电对的E值受pH影响的为（浙大2002年）
A. MnO4-/MnO42- B. Cl2/Cl- C. Na+/Na D. O2/H2O
§10-3-2、沉淀生成对电极电势的影响
电对中的氧化型物质生成沉淀使电极电势值减小
由上两式可知对于相同类型的难溶电解质, 其
越小则，则 越小
已知Ksp(AgSCN)= 1.1 10-12, Ksp(AgI)= 1.5 10-16,
Ksp(Ag2C2O4)= 1.1 10-11, E (Ag+/Ag)=0.799V，则下列各电极电势的E 值从高到低的顺序是（ ） （中南2012）
(1) E (AgSCN/Ag) (2) E (AgI/Ag) (3) E (Ag2C2O4/Ag)
电对中的还原型物质生成沉淀使电极电势值增大
电对中的氧化型物质和还原型物质都生成沉淀, 电极电势值增大
还是减小需看二者 Ksp的相对大小
配位化合物的生成对电极电势的影响
若电对的[ 氧化型 ]，因为生成配位化合物而变小 ，则E变小；若电对的 [ 还原型 ]，因为生成配位化合物而变小，则 E变大。
§10-1-4、氧化─ 还原方程式的配平
1．氧化数法
(1) 基本依据：在配平的氧化 — 还原反应方程式中，氧化数的总升高值等于氧化数的总降低值。
a．正确书写反应物和生成物的分子式或离子式；
b．找出还原剂分子中所有原子的氧化数的总升高值和氧化剂分子中所有原子的氧化数总降低值;
c．根据b中两个数值，找出它们的最小公倍数，进而求出氧化剂、还原剂分子前面的系数;
d．用物质不灭定律来检查在反应中不发生氧化数变化的的分子数目，以达到方程式两边所有原子相等。
(2) 步骤：
2、电极反应式的配平
（1）酸介质中
a）将氧化还原电对的氧化型写在左边，还原型写在右边
b）将变价元素的原子配平 (以及非氢氧的原子)
c）在缺少n个氧原子的一侧加上n个水，以平衡氧原子
d）在缺少n个氢原子的一侧加上n个H+，以平衡氢原子
e）加电子以平衡电荷，完成电极反应式的配平
（2）碱介质中
a）将氧化型写在左边，还原型写在右边
b）将变价元素的原子配平(以及非氢氧的原子)
c）在缺少n个氧原子的一侧加上n 个 OH- ，以平衡氧原子
d）在缺少 n 个氢原子的一侧加上n 个 H2O ，同时在另一侧加上 n 个 OH- ，将氢原子配平
e）加电子以平衡电荷，完成电极反应式的配平
Ag2O / Ag
§10-4 化学电源
§10-4-1、化学电源简介
Zn - Mn 电池 (干电池)
锌锰干电池是最常见的化学电源。干电池的外壳（锌）是负极，中间的碳棒是正极，在碳棒的周围是细密的石墨和去极化剂MnO2的混合物，在混合物周围再装入以NH4Cl溶液浸润的ZnCl2，NH4Cl和淀粉或其他填充物（制成糊状物）。为了避免水的蒸发，干电池用蜡封好。干电池在使用时的电极反应为
碳极2NH4+ + 2e－ = 2NH3 + H2
+）H2 + 2MnO2 = Mn2O3+H2O
2NH4+ +2MnO2 + 2e－ = 2NH3 + Mn2O3+H2O
锌极： Zn － 2e－ = Zn2+
总反应： Zn + 2MnO2 + 2NH4+ = Mn2O3 + 2NH3 + Zn2++H2O
从反应式看出：加MnO2是因为碳极上NH4+ 离子获得电子产生H2，妨碍碳棒与NH4+ 的接触，使电池的内阻增大，即产生“极化作用”。添加MnO2就能与H2反应生成Mn2O3 。这样就能消除电极上氢气的集积现象，使电池畅通。所以MnO2起到消除极化的作用，叫做去极剂。
银锌电池
Ag2O+H2O+2e-=2Ag+2OH-
燃料电池
锂电池 由于锂相当活泼，遇水会剧烈反应生成LiOH，甚至燃烧或爆炸，所以一般采用非水电解液，如无机的SOCl2 及有机的四氢呋喃等。
此种电池的一个典型放电原理为：
正 极：Li1-xCoO2+xLi++e-=LiCoO2
负 极：LixC6-e-=6C+xLi+
总反应：
锂离子电池：
§10-5 元素电势图
一、 Latimer 图
把不同氧化态间的标准电极电位，按照氧化态依次降低的顺序，排列成图解的方式，称为元素的电极电势图。它是某元素各种氧化态之间标准电极电位的变化图解。
1.229V
n = 2
1 、计算不相邻物种之间电对的电极电势
如何求得不相邻的 IO3- 和 I2 组成的电对的电极电势？
二、元素电极电势图的应用
(Zx)
应用推广：
E
Z1
E
Z2
E
Z1
2. 判断某种氧化态的稳定性
氧化数由 ‘中’变成一‘高’，一‘低’，这种反应称为歧化反应。
判断某元素中间氧化态是否发生歧化反应的方法
发生歧化反应
发生逆歧化反应
例：已知 Br 的元素电势图如下
0.61
(a)
(b)
0.52V
0.76V
显然，
已知E (Cu2+/Cu+) = 0.16V, E (I2/I-) = 0.54V, CuI的Ksp = 1.0 10-12, 求(1) Cu2+ + 2I- = CuI + 1/2I2的K值 (2)假定溶液Cu2+的起始浓度为0.1mol dm-3，I-的起始浓度为0.5 mol dm-3，计算达到平衡时留在溶液中的Cu2+的浓度。(厦大2013, 川大2012)
由下列两个电极组成原电池(1)氯化银电极: [Cl-] = 1mol dm-3 (2) Pt, H2(P ) HAc(0.056 mol dm-3)。 已知E (Ag+/Ag) = 0.799V, E (H+/H2) = 0V, Ksp (AgCl) = 1.0 10-10, Ka(HAc) = 1.8 10-5
试回答(1)写出原电池符号和电极反应 (2)计算原电池的电动势(3)计算上述用来组成原电池的氧化还原反应在25 C时的平衡常数 (厦大2013)
在标准Cu电极和标准Zn电极组成的原电池中，如想使电动势增加，可采取的方法是( )(郑大无机2012)
A. 增大Zn2+浓度 B. 减小Cu2+浓度
C. 向Cu2+溶液中加氨水 D. 向Zn2+溶液中加氨水
对于电池反应Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+，下列说法正确的是( ) (郑大无机2012)
A. 当C(Cu2+) = C(Zn2+)时，电池反应达到平衡
B. 当E (Zn2+/Zn) = E (Cu2+ /Cu) 时, 电池反应达到平衡
C. 当Zn2+ , Cu2+均处于标准态时, 电池反应达到平衡
D. 当原电池的标准电动势为0时，电池反应达到平衡
E. 当原电池的电动势为0时, 电池反应达到平衡
试通过计算结果说明, 为什么Ag不溶于一般的稀酸, 却可以从HI中置换出H2。已知E (Ag+/Ag) = 0.799V, Ksp (AgI) = 8.52 10-17 (郑大无机2012)
根据铁在酸性溶液中的电势图，下列说法中错误的是( ) (中南2012)
Fe3+ +0.77V Fe2+ -0.44V Fe
A. E (Fe3+/Fe) = -0.04V B. E (Fe3+/Fe) = 0.33V
C. 在酸性溶液中，Fe2+不能发生歧化反应
D. Fe与氯气反应生成Fe3+和Cl-
298.15K时测得下列原电池的电动势E =1.136V,
(-)Ag, AgCl(s) HCl(c) Cl2(100kPa), Pt(+)
已知在该温度下E (Cl2/Cl-) = 1.358V, E (Ag+/Ag) = 0.799V. 试通过计算求298.15K时AgCl的溶度积Ksp。(中南2012)
锰在酸性介质中的电极电势图如下，由图可以看出，酸性条件下容易发生歧化反应的物种是 ( )
MnO4- +0.56V MnO42- +2.26V MnO2 +0.95V Mn3+ +1.51V Mn2+ -1.18V Mn
A. MnO42- B. MnO2 C. Mn3+ D. Mn2+ E. 以上皆可
通过计算说明pH=7的缓冲溶液中，I2能否把Fe2+氧化。已知E (Fe3+/Fe2+) = 0.77V E (I2/I-) = 0.54V, Ksp(Fe(OH)3) = 2.8 10-39 Ksp(Fe(OH)2) = 4.9 10-17 (南开2012)
已知铟的元素电势图 EA In3+ -0.425V In+ -0.147V In
EB In(OH)3 -1.00V In
求(1) In(OH)3的溶度积 (2) 反应In(OH)3 + 3H+ = In3+＋3H2O的热力学平衡常数。(厦大2012)
有一原电池: (-)Pt Fe2+(1mol L-1), Fe3+(1mol L-1) Ce4+(1mol L-1)，Ce3+(1mol L-1) Pt(+) 由该电池的电池反应是 ( ) (华南理工2010)
A. Ce3+ + Fe3+ = Ce4+ + Fe2+ B. Ce4+ + Fe2+ = Ce3+ + Fe3+
Ce3+ + Fe2+ = Ce4+ + Fe D. Ce4+ + Fe3+ = Ce3+ + Fe2+
已知E (Fe3+/Fe2+) = 0.771V, E (Br2/Br-) = 1.06V, E (Sn4+/Sn2+) = 0.1519V, E (Cu2+/Cu) = 0.34V, E (H2O2/H2O) = 1.78V, 下列各组物质在标准状态下能够共存的是 ( ) (华南理工2010)
A. Fe3+ Cu B. Fe3+ Br2 C. Fe3+ Sn2+ D. H2O2 Fe2+
镍镉二次电池的充电反应为: Cd(OH)2 + 2Ni(OH)2 = Cd + 2NiOOH + 2H2O电池放电时的负极反应为( ) (中南2010)
A. Cd(OH)2+ 2e = Cd + 2OH-
B. 2NiOOH + 2H2O + 2e = 2Ni(OH)2 + 2OH-
C. Cd + 2OH- = Cd(OH)2 + 2e
D. 2Ni(OH)2 + 2OH- = 2NiOOH + 2H2O + 2e
用离子-电子法将反应 HgS + NO3- + Cl- HgCl42- + NO + S(酸性介质)配平后, H+的系数是 ( ) (东北师大2010)
A. 4 B. 8 C. 10 D. 6
通过计算判断反应Hg2S(s) = HgS(s) + Hg(s) 在298.15K，标准态下能否自发进行，并计算该反应的标准吉布斯自由能变化 rGm 和标准平衡常数K 。已知Hg的元素电势图为
EA /V Hg2+ 0.920 Hg22+ +0.7973 Hg 相关难溶电解质的溶度积为Ksp(Hg2S)=1.0 10-47, Ksp(HgS) = 4.0 10-53 (中南2011)
已知E ( Fe3+/ Fe2+) = 0.771V, E ( Hg2Cl2/ Hg) = 0.27V, 若组成原电池，通常其负极反应为 ，该原电池符号为 。 (中南2011)
写出下列原电池反应，并计算各电池的标准电动势及平衡常数。
(-)Fe Fe2+ Fe3+，Fe2+ Pt(+) (b) (-)Fe Fe3+ Fe3+，Fe2+ Pt(+)
已知E ( Fe3+/ Fe2+) = 0.771V, E ( Fe2+/ Fe) = -0.447V (郑大2012)
将反应H+ (aq) + OH-(aq) = H2O设计成原电池，写出电池符号 ，正极反应 ，负极反应 。(郑大2012)
已知电池 Pt Sn4+(0.010 mol L-1), Sn2+(0.1 mol L-1) H2O, H+(pH 4.00) O2(g, 100kPa) C(gr) 中E ( Sn4+/ Sn2+) = 0.1519V，E (O2/H2O) = 0.229V。求(1)该电池的标准电动势，(2)写出电池反应 (3) 计算电池的电动势， (4) 计算电池反应的平衡常数，(5) 计算电池反应的自由能。(东北师大2012)
已知碱性溶液中，两电对的标准电极电势为E (O2/OH-) = 0.401V, E (H2O/H2) = -0.8277V，由这两个电对组成原电池的正极反应为 ；负极反应为 ，电池反应为 ，电池符号为 ，原电池的标准电动势等于 ，平衡常数等于
(郑大2012)
pH=14时，水作为氧化剂的半反应为( ) (东北师大2012)
A. O2 + 4H+ + 4e = 2H2O B. H+ +e = 1/2H2
C. O2 +2H2O + 4e = 4OH- D. H2O + e = 1/2H2 + OH-
已知: Ag+ + e = Ag E = 0.799V, AgI + e = Ag + I- E = -0.152V (东北师大2012)
(1)写出以上两个电对的能斯特方程，并计算AgI的Ksp
(2)如果将以上两个电对组成原电池，请写出电池符号和电池反应。
(3)计算电池反应的 rGm 和平衡常数K 。
(4)如果[I-] = 0.1mol L-1，该电池反应的平衡常数K 为多少？

设有两个电池，测得电动势分别为:
(1)(-)Cu Cu2+(C2) Cu2+(C1) Cu(+) E1
(2) (-)Pt Cu2+(C2), Cu+(C3) Cu2+(C1), Cu+(C3) Pt(+) E2
求E1与E2的关系。(厦大2012)
通过计算说明Cu+在氨水中能否稳定存在？ (吉大2012)
已知E ( Cu2+/Cu)=0.34V, E (Cu+/Cu)=0.52V,
lgK稳[Cu(NH3)42+]=13.32, lgK稳[Cu(NH3)2+]=10.86

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