《期中考试解析》PPT课件 25页

电化学复习\n\n\n\n什么是正极？什么是负极？两者有什么不同？什么是阴极？什么是阳极？两者有什么不同？答：电池中电势高的电极称为正极，电势低的电极称为负极。电流从正极流向负极，电子从负极流向正极。发生还原作用的电极称为阴极，发生氧化作用的电极称为阳极。在原电池中，阳极是负极，阴极是正极；在电解池中阳极是正极，阴极是负极。\n2.电解质溶液的电导率随着电解质浓度的增加有什么变化？答：强电解质溶液的电导率随着浓度的增加而升高。当浓度增加到一定程度后，由于正、负离子之间的相互作用力增大，解离度下降，离子运动速率降低，电导率也降低，如HCl，KOH溶液。中性盐如KCl由于受饱和溶解度的限制，浓度不能太高。弱电解质溶液的电导率随浓度变化不显著，因解离平衡常数不变，浓度增加，其解离度下降，粒子数目变化不大。\n3.电解质溶液的摩尔电导率随着电解质浓度的增加有什么变化？答：摩尔电导率由于溶液中导电物质的量已给定，都为1mol，所以，当浓度降低时，粒子之间相互作用减弱，正、负离子迁移速率加快，溶液的摩尔电导率必定升高。但不同的电解质，摩尔电导率随浓度降低而升高的程度也大不相同。4.为什么氢离子和氢氧根离子的淌度和摩尔电导率的数值比同类离子要大得多？答：因为氢离子和氢氧根离子传导电流的方式与其它离子不同，它们是依靠氢键来传递的，所以特别快。它们传导电流时，离子本身并未移动，依靠氢键和水分子的翻转，电荷就传过去了。在非水溶液中，它们就没有这个优势。\n5.强电解质（如CuSO4、MgCl2等氯化镁）在其溶液浓度不大的情况下，的的摩尔电导率与它的离子摩尔电导率之间是什么关系？答：强电解质的摩尔电导率，在溶液不太浓时，等于离子摩尔电导率之和。但选取基本单元时，要使粒子的荷电量相同，若不同时要在前面乘以因子，使等式成立。所以它们的关系是：\n6.标准电极电势是否就等于电极与周围活度为1的电解质溶液之间的电势差？答：不是，电极与周围电解质溶液之间的真实电势差是无法测量的。现在把各电极与标准氢电极组成电池，待测电极作还原极（即正极），并规定标准氢电极的电极电势为零，这样测出的电池电动势就作为待测电极的电极电势，称为标准氢标还原电势，简称为标准电极电势，用符号E（Ox/Red）表示。为什么标准电极电势的值有正有负？\n7.某电池反应可以写成如下两种形式，则所计算出的电动势E，标准摩尔Gibbs自由能变化值和标准平衡常数值是否相同？答：电动势E是相同的，但是摩尔Gibbs自由能的变化值和标准平衡常数值不同：\n8.如何用电化学的方法测定H2O（l）的标准摩尔生成自由能？答：先设计一个电池，使其反应恰好是H2O的生成反应，查出标准电极电势，然后计算出电池的标准电动势，根据联系热力学和电化学的公式，就可计算出水的标准摩尔生成自由能。设计电池为Pt|H2（pθ）|H+（aq）|O2（pθ）|Pt或Pt|H2（pθ）|OH-（aq）|O2（pθ）|Pt净反应H2（pθ）+½O2（pθ）=H2O（l，pθ）Eθ=1.229V\n9.为什么实际分解电压总要比理论分解电压高？答：实际分解电压要克服三种阻力：（1）原电池的可逆电动势，这数值通常称为理论分解电压；（2）由于两个电极上发生极化而产生的超电势，通常称为不可逆电动势；（3）克服电池内阻必须付出的电位降。E（分解）=E（理论）+η（阳）+η（阴）+IR10.以金属铂为电极，电解Na2SO4水溶液。在两极附近的溶液中各滴加数滴石蕊试液，观察在电解过程中，两极区溶液颜色有何变化？为什么？答：这实际是一个电解水的过程，硫酸钠仅仅起了导电作用。阳极上放出氧气，阳极附近氢离子浓度较大，溶液呈红色；在阴极上析出氢气，阴极附近氢氧根离子浓度较大，溶液呈兰色。\n11.用同一电导池分别测定浓度为（1）0.01mol·kg-1和（2）0.1mol·kg-1的两个电解质溶液，其电阻分别为1000和500，则（1）与（2）的摩尔电导率之比为（）。（A）1:5（B）5:1（C）10:5（D）5:10答：（B）m=k/ck=KCell/R同一电导池的电导池常数相同，代入得m（1）/m（2）=5:1。12.用对消法（补偿法）测定可逆电池的电动势时，主要为了（）。（A）消除电极上的副反应（B）减少标准电池的损耗（C）在可逆情况下测定电池电动势（D）简便易行答：（C）用对消法测定电池的电动势时，电路中几乎无电流通过，所得电位降可以近似作为可逆电池的电动势。\n1.在某电导池内装有两个直径为0.04m并相互平行的圆形银电极，电极之间的距离为0.12m。若在电导池内盛满浓度为0.1mol·dm-3的AgNO3溶液，施以20V的电压，则所得电流强度为0.1976A。试计算该电导池的电池常数、AgNO3溶液的电导、电导率和摩尔电导率。解：\n2.298K时，MgCl2和ZnSO4的浓度均为0.025mol·kg-1，并假设它们都能完全电离。试计算这两种溶液的①离子强度I；②离子平均质量摩尔浓度m±；③离子平均活度因子γ±，已知：A=0.509(mol·kg-1)-1/2；④电解质的离子平均活度a±和电解质的活度aB。解：①同理ZnSO4离子强度I：0.10mol·kg-1②同理ZnSO4离子平均质量摩尔浓度m±：0.0.25mol·kg-1\n③同理ZnSO4离子平均活度因子γ±：0.227④\n3.试将下列化学反应设计成合适的电池（1）AgCl（s）→Ag+（a1）+Cl-（a2）（2）Fe2+（a2）+Ag+（a2）=Fe3+（a1）+Ag（s）（3）2H2（p1）+O2（p2）=2H2O（l）（4）H2O（l）H+（a1）+OH-（a2）（5）Sn2+（a2）+Tl3+（a3）=Sn4+（a1）+Tl+（a4）解：（1）Ag（s）│Ag+（a1）│Cl-（a2）│AgCl（s）│Ag（s）（2）Pt│Fe3+（a1），Fe2+（a2）‖Ag+（a3）│Ag（s）（3）Pt│H2（p1）│H+（aq）│O2（p2）│Pt（4）Pt│H2（p1）│H+（aq）‖OH-（aq）│O2（p2）│Pt（5）Pt│Sn4+（a1），Sn2+（a2）‖Tl3+（a3），Tl+（a4）│Pt\n4.分别写出下列两电池在作为原电池和电解池时的电池反应，并判断是否有可能成为可逆电池。（1）Zn（s）│H2SO4（aq）│Cu（s）（2）Pt│H2（p）│HCl（aq）│AgCl（s）│Ag（s）解：（1）作为原电池时（-）Zn（s）→Zn2++2e-（+）2H++2e-→H2（g）电池净反应为：Zn（s）+2H+→Zn2++H2（g）作为电解池时：正极（即阳极）上Cu（s）氧化，负极（即阴极）上H+还原阳极Cu（s）→Cu2++2e-阴极2H++2e-→H2（g）电解池总反应为：Cu（s）+2H+→Cu2++H2（g）\n同一个电池，分别作为原电池和电解池时，电池反应不是互为逆反应，所以电池（1）不可能是可逆电池。（2）作为原电池时的电池反应为：1/2H2（g）+AgCl（s）→Ag（s）+HCl作为电解池时的电池反应为：Ag（s）+HCl→H2（g）+AgCl（s）电池（2）的电池反应，在充放电时是互为逆反应，所以电池（2）可能成为可逆电池，只要在充放电时的电流为无限小值。（2）Pt│H2（p）│HCl（aq）│AgCl（s）│Ag（s）\n（1）写出电池表示式和电极反应（2）求电池反应的解：（1）反应式中，Zn（s）被氧化为ZnSO4，应作为阳极放在电池左边，CuSO4还原为Cu（s），应作为阴极放在电池右边，所以电池表示式为：Zn│ZnSO4（a=1）‖CuSO4（a=1）│Cu（-）Zn（s）5.反应Zn（s）+CuSO4（a=1）在电池中进行，288K时，测得E=1.0934V，电池的温度系数和QR。Cu（s）+ZnSO4（a=1）Cu2+（a=1）+2e-（+）Cu（s）Zn2+（a=1）+2e-\n=+T=-211.03+288×（-82.8）×10-3=-234.87kJ·mol-1QR=T（2）已知电池的电动势和温度系数值，代入相应的计算式，就可以得到所求的热力学函数的变化值。=288×（-82.8）×10-3=-23.846kJ·mol-1\nO2(g)6.燃料电池的电池反应为：H2(g)＋H2O(l)已知Eθ（O2，H+，H2O）＝1.229V,（1）写出电池表示式及电极反应；（2）当H2，O2的压力都为pθ时，计算电动势值；（3）计算电池反应的平衡常数；（4）计算1molH2（g）所能作出的最大电功。解：（1）电池反应中H2（g）被氧化，氢电极作负极，O2（g）被还原，氧电极作正极，故电池表示式为：Pt│H2（g）│H+（aq）│O2（g）│Pt（-）H2（g）→2H+（aq）+2e-（+）1/2O2（g）+2H+（aq）+2e-→H2O（l）\n\n解：第一个电极是难溶盐电极，第二个电极是氧化还原电极，将它们组成电池，电极电势高的作正极，发生还原反应，电极电势低的作负极，发生氧化反应，所组成的电池为：Pt│Cu2+，Cu+‖Cu2+，I-│CuI(s)│Pt该电池的电池反应为：Cu++I-→CuI(s)电池反应恰好是CuI解离反应的逆反应，只要求出电池的标准电动势，就可以计算电池反应的平衡常数，其倒数就是CuI的活度积。\n