本文格式為Word版，下載可任意編輯——其次節(jié)氧化還原反應和電極電勢高中化學競賽輔導系列——電化學基礎

其次節(jié)電極電勢

知識要點

一、電極電勢和電池電動勢1.電極電勢(金屬－金屬離子電極)

在銅鋅原電池中,為什么電子從Zn原子轉移給Cu2離子而不是從Cu原子轉移給Zn2離子?

＋

＋

若兩電極的各物質均處于標準狀態(tài),則其電動勢為電池的標準電動勢,E=φ

○—

○—

(+)

－φ

—○

(－)

電池中電極電勢φ大的電極為正極,故電池的電動勢E的值為正.有時計算的結果E為負值,這說明計算之前對于正負極的判斷有誤.E>0是氧化還原反應可以自發(fā)進行的判據.3.標準氫電極(氣體－離子電極)

電極電勢的絕對值無法測量,只能選定某種電極作為標準,其他電極與之比較,求得電極電勢的相對值,尋常選定的是標準氫電極.

標準氫電極是這樣構成的:將鍍有鉑黑的鉑片置于H+濃度(嚴格的說應為活度a)為1.0mol·kg

－

－1

這與金屬在溶液中的狀況有關,一方面金屬M表面構成晶格的金屬離子和極性大的水分子相互吸引,有一種使金屬棒上留下電子而自身以水合離子M(aq)的形式進入溶液的傾向,金屬越活潑,溶液越稀,這種傾向越大,另一方面,鹽溶液中的Mn(aq)

＋

n＋

離子又有一種從金屬M表面獲得電子而沉積在金屬表面上的傾向,金屬越不活潑,溶液越濃,這種傾向越大.這兩種對立著的傾向在某種條件下達到暫時的平衡:

M

的硫酸溶液(近似為

1.0mol·dm3)中,如右圖.然后不斷地

Mn(aq)＋ne

＋

－

通入壓力為1.013×105Pa的純H2,使鉑黑吸附H2達到飽和,形成一個氫電極.在這個電極的周邊發(fā)生了如下的平衡:

H2在某一給定濃度的溶液中,若失去電子的傾向大于獲得電子的傾向,到達平衡時的最終結果將是金屬離子Mn進入溶液,使金屬棒

＋

2H++2e

－

上帶負電,靠近金屬棒附近的溶液帶正電,如右圖所示,這時在金屬和

鹽溶液之間產生電位差,這種產生在金屬定于溫度.

在銅鋅原電池中,Zn片與Cu片分別插在它們各自的鹽溶液中,構成Zn2/Zn電極與Cu2/Cu電

＋

＋

氫電極屬于氣體－離子電極.標準氫電極作為負極時,可以表示為

Pt|H2(1.013×105Pa)|H+(1mol·dm3)

－

這時產生在標準氫電極和硫酸溶液之間的電勢,叫做氫的標準電極電勢,將它作為電極電勢的相對標準,令其為零.在任何溫度下都規(guī)定標準氫電極的電極電勢為零(實際上電極電勢同溫度有關).所以很難制得上述那種標準氫電極,它只是一種理想電極.

用標準氫電極與其他各種標準狀態(tài)下的電極組成原電池,測得這些電池的電動勢,從而計算各種電極的標準電極電勢,尋常測定時的溫度為298K.所謂標準狀態(tài)是指組成電極的離子其濃度為1mol·dm3(對于氧化還原電極來講,為氧化型離

－

極.試驗告訴我們,如將兩電極連以導線,電子流將由鋅電極流向銅電極,這說明Zn片上留下的電子要比Cu片上多,也就是Zn2/Zn電極的上述平衡比

＋

Cu/Cu電極的平衡更偏于右方,或Zn/Zn電對與Cu2/Cu電對兩者具有不同的電極電勢,Zn2/Zn

＋

＋

2＋2＋

電對的電極電勢比Cu2/Cu電對要負一些.由于兩

＋

極電勢不同,連以導線,電子流(或電流)得以通過.2.原電池的電動勢

電極電勢φ表示電極中極板與溶液之間的電勢差.當用鹽橋將兩個電極的溶液連通時,若認為兩溶液之間等電勢,則兩極板之間的電勢差即兩電極的電極電勢之差,就是電池的電動勢.用E表示電動勢,則有E＝φ＋－φ－

子和還原型離子濃度比為1),氣體的分壓為1.013×105Pa,液體或固體都是純凈物質.標準電極電勢用符號φ表示.

例如:標準氫電極與標準銅電極組成的電池,用電池符號表示為

—○

2-1

高中化學競賽輔導系列——電化學基礎

(－)Pt|H2(p)|H+(1mol·dm3)‖Cu2+(1mol·dm3)|Cu(+)

—○

－

－

在298K,用電位計測得該電池的電動勢E=0.34VE=φ(+)－φ(－),得φ(+)=E+φ(－),故φ(Cu/Cu)=E＋φ(H+/H2)

=0.34V＋0V=0.34V

—○○—

—○

—○

—○

○—

—○

—○

將惰性電極插入到同一種元素不同氧化態(tài)的兩種離子的溶液中所組成的電極.

電極符號Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)4.金屬－金屬難溶鹽電極

2+

—○—○

為測鋅電極的電極電勢,組成電池

(－)Zn|Zn2+(1mol·dm3)‖H+(1mol·dm3)|H2(p)|Pt(+)

－

－

—○

如Hg2Cl2/Hg

由金屬及其難溶鹽浸在含有難溶鹽負離子溶液中組成的電極.

電極符號Pt,Hg,Hg2Cl2(s)|Cl(c)

－

用同樣的的方法可測得該電池的電勢為0.7628V

E=φ

φ(－)=φ－E,○——○○—

故φ(Zn2+/Zn)=φ(H+/H2)–E

=0V–0.7629V=–0.7628V則Cu－Zn電池

(－)Zn|Zn2+(1mol·dm3)‖Cu2+(1mol·dm3)|Cu(+)

－

－

—○

○—

(＋)

－φ

○—

(－),得

—○

○—

(＋)

○—

三、標準電極電勢的應用1.標準電極電勢表

的電動勢E=φCu2+/Cu－φZn2+/Zn=0.34V－

(－0.76V)=1.1V上述原電池裝置不僅可以用來測定金屬的標準電極電勢,它同樣可以用來測定非金屬離子和氣體的標準電極電勢,對某些猛烈與水反應而不能直接測定的電極,例如Na+/Na,F2/2F等的電極則可以通

－

—○

—○

○—

過熱力學數據用間接方法來計算標準電極電勢.應當指出:所測得的標準電極電勢φ是表示在標準條件下,某電極的電極電勢.所謂標準條件是指以氫標準電極的電極電勢φ

n+

—○

—○

+H/H

2

○—

=0,電對的[氧化

－

型]/[還原型]=1或[M]=1mol·dm3;T=298K.因此標準電極電勢φ是相對值,實際上是該電極同氫電極組成電池的電動勢,而不是電極與相應溶液間電位差的絕對值.

二、電極的類型及符號（四種電極）1.金屬－金屬離子電極

如Zn/ZnCu/Cu等

電極符號Zn|Zn2+(c)Cu|Cu2+(c)2.氣體－離子電極

如H/H2Cl2/Cl

需用一個惰性固體導體如鉑（Pt)或石墨.電極符號Pt,H2(p)|H+(c)Pt,Cl2(p)|Cl(c)

－

注意①標準電極電勢的符號是正還是負,不因電極反應的寫法而改變.如ZnZn－

2+2+

Zn2++2e對應的φ都是電對Zn/Zn

—○

2+

Zn2++2e或

－

的標準電極電勢.

②標準電極電勢和得失電子數多少無關,即與半反應中的系數無關,例如C12+2eφ=1.358V.也可以書寫為1/2C12+e

—○—○

－－

+

－

2C1,

－

C1,

－

其φ值(1.358V)不變.

2.判斷判斷氧化劑和還原劑的強弱

標準電極電勢高的電極,其氧化型的氧化能力強;標準電極電勢低的電極,其還原型的還原能力強.于是根據標準電極電勢表,原則上可以判斷一種氧化還原反應進行的可能性.

3.判斷反應方向氧化還原反應進行的方向

判斷反應方向氧化還原反應進行的方向與多

Pt與H2之間用逗號隔開,p為氣體的壓力.3.離子電極

如Fe/Fe等體系

3+

2+

2-2

高中化學競賽輔導系列——電化學基礎

種因素有關,例如,反應物的性質,濃度、介質的酸度和溫度等.但是多種因素存在時,內因是事物變化的根據,外因是變化的條件.當外界條件一定時,如皆取標準狀態(tài),反應的方向就取決于氧化劑或還原劑的本性.氧化還原反應發(fā)生的方向:

強氧化型1+強還原型2=弱還原型1+弱氧化型2在標準狀態(tài)下,標準電極電勢較大的電對的氧化型能氧化標準電極電勢數值較小的電對的還原型.這樣判斷氧化還原反應方向的根據是什么?將電池反應分解為兩個電極反應,反應物中還原劑的電對作負極,反應物中氧化劑的電對作正極.當負極的電勢更負,正極的電勢更正,電子就可以自動地由負極流向正極.或者說,電流能自動地由正極流向負極.負極的還原型能將電子自動地給予正極的氧化型,電池電動勢必需為正,即E>0,反應就能自動向右進行.

例如:判斷Zn+Cu=Zn+Cu反應是否向右進行?

分析將反應物中還原型和它的產物的電對作負極(－):Zn+2e=Zn,φ=－0.7628V將反應物中氧化型和它的產物的電對作正極(+):Cu2+2e=Cuφ=0.337V

+

－

—○

2+

－

○—

2+

2+

大多數非金屬元素和過渡元素可以存在幾種氧化態(tài),各氧化態(tài)之間都有相應的標準電極電勢,拉提默(Latimer)提出將它們的標準電極電勢以圖解方式表示,這種圖稱為元素電勢圖或拉提默圖.比較簡單的元素電勢圖是把同一種元素的各種氧化態(tài)依照高低順序排成橫列.關于氧化態(tài)的高低順序有兩種書寫方式:一種是從左至右,氧化態(tài)由高到低排列(氧化型在左邊,還原型在右邊),另一種是從左到右,氧化態(tài)由低到高排列.兩者的排列順序恰好相反,所以使用時應加以注意.在兩種氧化態(tài)之間若構成一個電對,就用一條直線把它們聯(lián)接起來,并在上方標出這個電對所對應的標準電極電勢.根據溶液的pH值不同,又可以分為兩大類:φA(A表示酸性溶液Acidsolution)表示溶液的pH=0;φB(B表示堿性溶液Basicsolution)表示溶液的pH=14.書寫某一元素的元素電勢圖時,既可以將全部氧化態(tài)列出,也可以根據需要列出其中的一部分.例如碘的元素電勢圖:

—○—○

查出標準電勢,求出電池電動勢:E=φ

○—

○—

(+)

－φ○—(－)=φ

○—

(Cu2+/Cu)

－φ

○—

(Zn2+/Zn)

=1.10V>0故反應向右進行.

☆利用標準電極電勢定量地判斷氧化還原方向的具體步驟可總結如下:

①首先,求出反應物和生成物中元素的氧化數,根據氧化數的變確定氧化劑和還原劑;

②分別查出氧化劑電對的標準電極電勢和還原劑電對的標準電極電勢;

③以反應物中還原型作還原劑,它的電對為負極,以反應物中氧化型作氧化劑,它的電對為正極,求出電池標準狀態(tài)的電動勢:E=φ(+)－φ

—○

○—

—○

—○

(－)

也可以列出其中的一部分,例如:

從元素電勢圖不僅可以全面地看出一種元素各氧化態(tài)之間的電極電勢高低和相互關系,而且可以判斷哪些氧化態(tài)在酸性或堿性溶液中能穩(wěn)定存在.現(xiàn)介紹以下幾方面的應用.

1.利用元素電勢圖求算某電對的未知的標準電極電勢.

若E>0,則反應自發(fā)正向(向右)進行,以符號→表示;

若Eφ左,物質B將自發(fā)發(fā)生歧—○

化反應,產物為A和C.若φ左>φ右,當溶液中有A和C存在時,將自發(fā)地發(fā)生睦化反應的逆反應,產物為B.

六、影響電極電勢的因素1.定性的探討

如前所述,電極電勢是電極和溶液間的電勢差.這種電勢差產生的原因,對于金屬電極來講,是由于在電極上存在Mn++ne

－

—○—○

A1

根據標準自由能變化和電對的標準電極電勢關系,經過一系列變化,可得φ=

—○

n1φ

—○

1+n2φ

n1+n2

—○

2

(其中n1,n2分別為電對的電子

M電極反應的

起因.對于氧化還原電極采講(如Fe3+/Fe2+電極),是由于在惰性電極上存在Fe3++e

－

轉移數)

2.判斷歧化反應是否能夠進行

由某元素不同氧化態(tài)的三種物質所組成兩個電對,按其氧化態(tài)由高到低排列如下:

假設B能發(fā)生歧化反應,那么這兩個電對所組

—○

Fe2+電極

反應的結果.因此,從平衡的角度上看,凡是影響上述平衡的因素都將影響電極電勢的大小.顯然,電極的本質、溶液中離子的濃度、氣體的壓強和溫度等都是影響電極電勢的重要因素,當然電極的種類是最根本的因素.對于一定的電極來講,對電極電勢影響較大的是離子的濃度,溫度的影響較小.定性的看,在金屬電極反應中,金屬離子的濃度越大,則Mn++ne

=φ

—○

右

－

Aφ

左

φB—○右

C—○

左

氧化態(tài)降低

成的電池電動勢:E=φ成的電池電動勢:E=φ化反應?有關的電勢圖為:

＋0.163＋＋0.521—○

φA/vCu2＋CuCu

由于φ>φ,所以在酸性溶液中,Cu離子不穩(wěn)定,它將發(fā)生以下歧化反應:

2Cu+=Cu+Cu2+

又如鐵的電勢圖

＋0.772＋＋0.521φA/vFeFeFe—○○—右

○—左

○—○—

○—

正

M平衡向右移動,減少電極

－φ○—負

上的負電荷,使電極電勢增大.Mn+離子濃度越小,

有更多的M失去電子變成Mn+離子,從而增多電極上的負電荷,使電極電勢減小.在Fe3++e

－

－φ

—○右

假設B能發(fā)生歧化反應,那么這兩個電對所組

—○右

－φ左>0,即φ

—○

>φ—○

左

根據以上原則,來看一看Cu+是否能夠發(fā)生歧

Fe2+電極反應中,增大Fe3+離子濃度或減小

Fe2+離子濃度,都將使平衡向右移動,結果減少了電極上的負電荷,使電極電勢增大.反之,減少Fe3+離子濃度或增大Fe2+離子濃度,會使電極電勢降低.總之,高氧化數(氧化型)離子的濃度越大,則電極電勢越高;低氧化數(還原型)離子的濃度越大,則電極電勢越低.換句話說,[氧化型]/[還原型]越大,則電極電勢越高.氧化型]或[還原型]表示氧化型物質(如Fe3+)或還原型物質(如Fe2+)的物質的量的濃度(嚴格的說應當是活度).2.能斯特(Nernst)方程

由熱力學的關系式導,可得出電極電勢同離子的濃度、溫度等因素之間的定量關系——Nernst方程:

對電極反應氧化型+ne=還原型[氧化型]—○RT

有φ=φ+ln

nF[還原型]應用這個方程時應注意：

①方程式中的[氧化型]和[還原型]并非專指氧化

數有變化的物質,而是包括了參與電極反應的

－

+

3＋

由于φ右φ,Fe/Fe電對中的Fe離子可氧化Fe生成Fe2+離子:

Fe3++Fe=2Fe2+

可將上面探討的內容推廣為一般規(guī)律:在元素電勢圖○—

φ左

φ

○—右

○—

左○—右

3+2+3+

2-4

高中化學競賽輔導系列——電化學基礎

所有物質.

②在電對中,假使氧化型或還原型物質的系數不

是1,則[氧化型]或[還原型]要乘以與系數一致的方次.

③假使電對中的某一物質是固體或液體,則它們

的濃度均為常數,常認為是1.

④假使電對中的某一物質是氣體,它的濃度用氣體分壓來表示.典型例題

例1在稀H2SO4溶液中,KMnO4和FeSO4發(fā)生以下反應:

+2+2+3+

MnO－4＋H＋Fe?Mn＋Fe

分析(1)指針發(fā)生偏轉表示有電流通過,說明形成了原電池,將化學能轉化為電能.

(2)在原電池中指針向負極一邊偏轉,兩種操作指針偏轉方向相反,說明總反應是一個可逆反應.加HCl與加NaOH時,發(fā)生的反應剛好相反即為可逆反應.從題給反應來看,加鹽酸時,增大反應物H+濃度,平衡向正反應方向進行,加氫氧化鈉時中和H+,減小反應物H+的濃度,平衡向逆反應方向進行,故兩種操作剛好使得電子轉移方向相反,故檢流計的指針偏轉方向相反.

(3)加鹽酸時,總反應向右進行,故C1上I失電子

－3－

生成I2,C2上AsO34得電子生成AsO3.

－

如將此反應設計為原電池,寫出正、負極的反應,電池反應和電池符號.

解電極為離子電極,即將一金屬鉑片插入到含有Fe2+、Fe3+溶液中,另一鉑片插入到含有MnO－4、Mn及H+的溶液中,分別組成負極和正極:負極反應:Fe2＝Fe3+e

＋

＋

－

正極反應:MnO－8H＋5e＝Mn2+＋4H2O4＋

＋

－

(4)加氫氧化鈉時,總反應向左進行,故I2得電子

－3－

生成I,AsO33失電子生成AsO4.

－

解(1)形成了原電池,將化學能轉化為電能.(2)該反應是一個可逆反應,加鹽酸時,增大反應物H+濃度,平衡向正反應方向進行;加氫氧化鈉時中和H+,減小反應物H+的濃度,平衡向逆反應方向進行.

(3)C1:2I－2e=I2,

－

－

－3－+

C2:AsO34+2e+2H=AsO3+H2O

－

2＋

電池反應:

2

MnO－＝Mn2＋5Fe3+4H2O4＋8H＋5Fe

＋

＋

＋

＋

電池符號:

+2+(－)Pt|Fe2+(c1),Fe3+(c2)||MnO－4(c3),H(c4),Mn(c5)|Pt(+)－－例2已知反應:AsO3+I→AsO343+I2+H2O

－

(4)C1:I2+2e=2I,

－3－+

C2:AsO33－2e+H2O=AsO4+2H

－

－－

例3試驗室制備氯氣的方法之一是常用MnO2和濃度為12mol·L濃度為1mol·L明理由.

分析不僅酸、堿、鹽之間進行離子互換反應是有條件的,同樣地,氧化劑與還原劑之間的反應也是有條件的.條件是:

⑴φ氧－φ還>0反應向右進行⑵φ氧－φ還高中化學競賽輔導系列——電化學基礎

解MnO2與HCl的反應

MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2↑+2H2O

當HCl濃度為lmol·L斷反應方向：MnO2+4H++2eCl2+2e

－

－

－1

否缺鈣:用241Am制作的煙霧監(jiān)測元件已廣泛用于我國各地建筑物的火警報警器(制作火警報警器的1片241Am我國批發(fā)價僅10元左右).镅在酸性水溶液里的氧化態(tài)和標準電極電勢(E?/V)如下,圖中2.62是Am4/Am3的標準電極電勢,－2.07是Am3/Am的

＋

＋

＋

時,按標準電極電位判

○—

－

－2+)－φ由于E=φ)2/Mn2/Cl=1.23V－1.36V=－0.13V0,

所以MnO2與濃HCl反應就變成可以進行.注意:①只有當兩個電對的E值相差較小時,才能比較簡單地通過改變溶液的酸度來改變反應的方向.受溶解度的限制,酸度的變化也是有限制的,不能認為酸度改變時一定能使原來不能進行的反應變得可以實現(xiàn).

②當用MnO2與12mol·L會得出相反的結論.

用E判斷結果與實際反應方向發(fā)生矛盾的原因在于:鹽酸不是1mol·L,Cl2分壓也不一定是101.3kPa,加熱也會改變電極電勢的數值.由于化學反應常在非標準狀態(tài)下進行,所以就應算出非標準狀態(tài)下的電極電位,然后才能進行判斷.

例4(2023)镅(Am)是一種用途廣泛的錒系元素.

241

－1

—○－1

—○不能穩(wěn)定存在.(1分)

相反AmO2是弱還原劑,在此條件下不能被氧化為AmO22.

＋

＋

要點4:Am3不會發(fā)生歧化(原理同上),可穩(wěn)定

＋

存在.(1分)

結論:镅溶于稀鹽酸得到的穩(wěn)定形態(tài)為Am3.

練習題

＋

濃鹽酸反應時,不能利

1.阿波羅宇宙飛船上,使用的是氫氧燃料電池,其電池反應為:2H2+O2→2H2O,介質為75%的KOH溶液.請用方程式填充.

(1)電池的正極反應:;(2)電池的負極反應:.2.(1995XX浙江)已知蓄電池在放電時起原電池的作用,充電時起電解他的作用.鉛蓄電池在放電和充電時發(fā)生的化學反應可用下式表示:

Pb＋PbO2＋2H2SO4

2PbSO4＋2H2O

據此判斷以下表達中正確的是

用標準電極電位來直接判斷反應進行的方向,否則

Am的放射性強度是鐳的3倍,在我國各地商

241

場里往往可見到Am骨密度測定儀,檢測人體是

2-6

高中化學競賽輔導系列——電化學基礎

A.放電時鉛蓄電池負極的電極反應為:PbO2＋

4H＋SO42十2e＝PbSO4＋2H2O

＋

－

②這個電池的正極發(fā)生的反應是_________;負極發(fā)生的反應是__________________;固體電解質里的O2的移動方向是___________________;

－

B.充電時鉛蓄電池陰極的電極反應為；PbSO4＋

2e-＝Pb2＋SO42

＋

－

向外電路釋放電子的電極是_________________.

③人們追求燃料電池氧化汽油而不在內燃機里燃燒汽油產生動力的主要原因是___________.

④你認為ZrO2晶體里摻雜Y2O3用Y3代替

＋

C.用鉛蓄電池來電解CuSO4溶液,要生成1.6克

Cu,電池內部要消耗0.05摩H2SO4

D.鉛蓄電池充電時,若要使3.03千克PbSO4轉變

為Pb和PbO2,需通過20摩電子

3.(2023北京)鎳鎘充電電池,電極材料是Cd和NiO(OH),電解質是KOH,電極反應分別是:

Cd＋2OH－2e＝Cd(OH)2

2NiO(OH)＋2H2O＋2e＝2Ni(OH)2＋2OH以下說法不正確的是

A.電池放電時,負極周邊溶液的pH不斷增大B.電池的總反應是Cd＋2NiO(OH)＋2H2O＝

Cd(OH)2＋2Ni(OH)2

C.電池充電時,鎘元素被還原

D.電池充電時,電池的正極和電源的正極相連接4.（2023）下圖是一種正在投入生產的大型蓄電系統(tǒng).左右兩側為電解質儲罐,中央為電

池,電解質通過泵不斷在儲罐和電池間循環(huán);電池中的左右兩側為電極,中間為離子選擇性膜,在電池放電和充電時該膜可允許鈉離子通過;放電前,被隔開的電解質為Na2S2和NaBr3,放電后,分別為Na2S4和NaBr.

①左、右儲罐中的電解質分別是________.②寫出電池充電時,陽極和陰極的電極反應.③寫出電池充、放電的反應方程式.④指出在充電過程中鈉離子通過膜的流向.5.(2023)設計出燃料電池使汽油氧化直接產生電流是本世紀最富有挑戰(zhàn)性的課題之一.

最近有人制造了一種燃料電池,一個電極通入空氣,另一電極通入汽油蒸氣.電解質是摻雜了Y2O3的ZrO2晶體,它在高溫下能傳導O2離子.回

－

－

－

晶體里部分Zr4對提高固體電解質的導電能力起

＋

什么作用？其可能的原因是什么？

⑤汽油燃料電池最大的障礙是氧化反應不完全產生__________堵塞電極的氣體通道,有人估計,完全避免這種副反應至少還需10年時間,正是新一代化學家的歷史使命.

6.(1992)金屬納和金屬鉛的2︰5(摩爾比)的合金可以部分地溶解于液態(tài)氨,得到深綠色的溶液A,殘留的固體是鉛,溶解的成分和殘留的成分的質量比為9.44︰1,溶液A可以導電,摩爾電導率的測定試驗證明,溶液A中除液氨原有的少量離子(NH4

－

＋

和NH2)外只存在一種陽離子和一種陰離子(不考慮溶劑合,即氨合的成分),而且它們的個數比是4︰1,陽離子只帶一個電荷.通電電解,在陽極上析出鉛,在陰極上析出鈉.用可溶于液氨并在液氨中電離的鹽PbI2配制的PbI2的液氨溶液來滴定溶液A,達到等當點時,溶液A的綠色褪盡,同時溶液里的鉛全部以金屬鉛的形式析出.回復以下問題:

(1)寫出溶液A中的電解質的化學式；(2)寫出上述滴定反應的配平的離子方程式；(3)已知用于滴定的碘化鉛的濃度為0.009854mol/L,達到等當點時消耗掉碘化鉛溶液21.03毫升,問共析出金屬鉛多少克？附:鉛的原子量207.2；鈉的原子量22.99.練習題答案

1.(1)正極反應:O2+2H2O+4e=4OH(2)負極反應:2H2+4OH－4e=4H2O2.BC3.A

4.解析:蓄電池的放電、充電過程就是電解質的氧化還原反應過程.氧化還原反應的實質是電子的轉移,表現(xiàn)形式則是元素化合價的變化:化合價升高,發(fā)生氧化反應,該反應發(fā)生在電池的負極;相反化合價降低,發(fā)生還原反應,發(fā)生這一反應的是電池

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答如下問題:

①以丁烷代表汽油,這個電池放電時發(fā)生的化學反應的化學方程式是____________________.

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高中化學競賽輔導系列——電化學基礎

的正極.因此,只要找出電池放電前后元素化合價的變化,該題所有設問都會得以解答.

由題給信息可知:電池放電時,電解質Na2S2→Na2S4,NaBr3→NaBr,其中S元素的平均化合價由－1→－1/2,Br元素的平均化合價由－1/3→－1.由此可見,電池放電時,S元素化合價升高,被氧化,是電池的負極;Br元素化合價降低,被還原,是電池的正極.故第1問答案左邊儲罐(跟正極相連)中的電解質是NaBr3和NaBr,右邊儲罐(跟負極相連)中的電解質是Na2S2和Na2S4.充電是放電的逆過程,是將放電時的還原產物NaBr重新氧化為NaBr3,將氧化產物Na2S4還原為Na2S2的過程.故第2問中

陽極反應為:3NaBr－2e=NaBr3＋2Na,陰極反應為:Na2S4＋2Na＋2e=2Na2S2.第3問的充、放電反應方程式是第2問中兩電極反應的和:2Na2S2＋NaBr3=Na2S4＋3NaBr.從第2問的電極反應可知,充電時,陽極(左邊)反應產生了“多余〞的Na,而陰極(右邊)反應中則需要Na,所以第4問中Na的滾動方向是從離子選擇性膜的左邊流向右邊.第4問也可以這樣理解:充電過程中,電池在外加電場的作用下,左邊的電壓高于右邊,而Na帶正電荷,必然要從高電勢的位置流向低電勢的位置.

答案①左:NaBr3/NaBr(1分