第32练 电极电势《无机化学》（化学工业出版社 第四版）一课一练（原卷版+解析版）

编写说明：考虑到中职学生普遍基础知识相对薄弱的情况，我们依据支架式教学理念，精心编制了《无机化学》（化学工业出版社 第四版）一课一练。专辑里的每一份练习，都与课堂所授知识点紧密相关，题目围绕课堂所学知识点呈现。目的在于激发学生的学习兴趣，培养他们的学习自觉性，帮助学生扎实掌握课程的基本概念与基本方法，为他们后续的进一步提升奠定坚实基础。 本卷是《无机化学》（化学工业出版社 第四版）一课一练的第32练，内容涵盖第九章 电化学基础的第二节 电极电势。 《无机化学》（化学工业出版社 第四版）第32练 第九章 电化学基础 第二节. 电极电势 一、单选题 1.关于铜锌原电池（稀硫酸为电解质溶液）的工作原理，下列说法正确的是（ ） A. 锌片作正极，发生还原反应；铜片作负极，发生氧化反应 B. 电子从锌片经外电路流向铜片，电解质溶液中无电子移动 C. 电解质溶液中的H+向锌片（负极）移动，SO42−向铜片（正极）移动 D. 铜片上发生的电极反应为：Cu−2e−=Cu2+ 【答案】B 【解析】A 错，铜锌原电池中，Zn 的金属活动性更强，易失电子作负极（氧化反应），Cu 作正极（还原反应）；B 对，原电池中电子仅能通过外电路从负极流向正极，电解质溶液中依靠离子的定向移动导电，无电子移动；C 错，电解质溶液中，阳离子向正极移动，阴离子向负极移动（形成闭合回路），因此H+向 Cu 片（正极）移动，SO42−向 Zn 片（负极）移动；D 错，Cu 片为正极，稀硫酸作电解质时，正极是H+得电子发生还原反应，电极反应为：2H++2e−=H2↑，Cu 不参与电极反应。 2. 已知φθ(Cl₂/Cl⁻)=1.36V，φθ(O₂/H₂O)=1.229V，则下列关于Cl₂和O₂的氧化性、Cl⁻和H₂O的还原性比较，正确的是（ ）​ A. 氧化性：O₂＞Cl₂，还原性：Cl⁻＞H₂O​ B. 氧化性：Cl₂＞O₂，还原性：H₂O＞Cl⁻​ C. 氧化性：Cl₂＞O₂，还原性：Cl⁻＞H₂O​ D. 氧化性：O₂＞Cl₂，还原性：H₂O＞Cl⁻ 【答案】B 【解析】标准电极电势φθ数值越大，对应电极的氧化态物质氧化性越强，还原态物质还原性越弱。题干中φθ(Cl₂/Cl⁻)＞φθ(O₂/H₂O)，因此氧化态物质氧化性：Cl₂＞O₂，对应还原态物质还原性：H₂O＞Cl⁻。 3. 下列因素中，不会影响电极电势大小的是（ ） A. 电极反应物的浓度 B. 反应温度 C. 电极的表面积 D. 反应的吉布斯自由能变 【答案】C 【解析】根据能斯特方程，电极电势φ与温度（T）、电极反应物浓度（或分压）相关（A、B项会影响）；C项，电极的表面积影响反应速率，但不改变电极本身的电势性质，不会影响电极电势的大小；D项，根据教材中φ与吉布斯自由能变的关系（ΔG=-nFφ），ΔG会随φ变化而变化，同时ΔG的改变也会间接反映φ的变化，故D项会影响。 4. 下列关于标准电极电势的叙述中，正确的是（ ） A. 标准电极电势的大小与电极反应的方向无关 B. 标准电极电势是指在298.15K、电极反应物浓度为1 mol/L、气体分压为100 kPa时的电极电势 C. 标准电极电势的数值越大，表明该电极的还原性越强 D. 所有电极的标准电极电势都可以直接通过实验测定 【答案】B 【解析】A项错误，标准电极电势是电极本身的固有性质，与电极反应方向无关（如Cu²⁺+2e⁻=Cu和Cu=Cu²⁺+2e⁻，φθ数值相同、符号相反），但题干表述为“大小与方向无关”，此处需注意“大小”包含数值和符号，实际符号与方向相关，故A错误；B项正确，符合教材中标准电极电势的定义（298.15K、各反应物处于标准态：溶液浓度1mol/L，气体分压100kPa，固体/纯液体为纯净态）；C项错误，φθ数值越大，电极氧化态的氧化性越强，还原态的还原性越弱；D项错误，并非所有电极都能直接测定，如Na⁺/Na电极，需通过间接计算得到。 2、 判断题 5. 原电池的构成必须有两个活泼性不同的金属电极，且工作时负极发生失电子的氧化反应，正极发生得电子的还原反应。（ ） 【答案】× 【解析】原电池的两个电极并非必须都是金属，只需两个活泼性不同的导电电极即可，其中一个电极可以是非金属导体（如碳棒、石墨），例如锌 - 石墨原电池（稀硫酸为电解质），石墨作正极仍能正常工作；后半句表述正确，原电池的核心电极反应规律为：负极失电子（氧化反应），正极得电子（还原反应），此为原电池的工作本质。 6. 已知φθ(MnO₂/Mn²⁺)=1.23V，φθ(Cl₂/Cl⁻)=1.36V，判断标准状态下MnO₂与浓盐酸反应（MnO₂+4HCl=MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O）的自发方向为正向非自发，因Eθ＜0。（ ） 【答案】√ 【解析】核心考查标准状态下氧化还原反应自发方向的判断，关键依据为标准电动势Eθ的正负。① 确定正、负极电对：反应中，MnO₂得电子被还原（作氧化剂），对应电对MnO₂/Mn²⁺，为原电池正极，其标准电极电势φθ(正极)=1.23V；Cl⁻失电子被氧化（作还原剂），对应电对Cl₂/Cl⁻，为原电池负极，其标准电极电势φθ(负极)=1.36V。② 计算标准电动势Eθ：根据公式Eθ=φθ(正极)-φθ(负极)，代入数值得Eθ=1.23V - 1.36V = -0.13V。③ 判断反应方向：教材明确规定，标准状态下，若Eθ＜0，氧化还原反应正向非自发（无法正向进行）；若Eθ＞0，反应正向自发。本题中Eθ=-0.13V＜0，因此标准状态下该反应正向非自发。需注意：题干中“浓盐酸”属于非标准态（浓度偏离1mol/L），浓度变化可能逆转反应方向，但本题明确限定“标准状态”，故判断核心仅为Eθ＜0，题干表述正确。 7. 若某电极的φθ为负值，说明该电极的还原态物质比H₂的还原性弱。（ ） 【答案】× 【解析】标准氢电极的φθ=0V，φθ为负值的电极，其还原态物质的还原性比H₂强。例如，φθ(Zn²⁺/Zn)=-0.762V（负值），Zn（还原态）能与H⁺反应生成H₂，说明Zn的还原性比H₂强；φθ为正值时，还原态物质还原性比H₂弱。 3、 计算题 8. 已知298.15K时，电极反应Cu²⁺+ 2e⁻ = Cu的标准电极电势φθ(Cu²⁺/Cu)=0.342V。计算当c(Cu²⁺)=0.01mol/L时，该电极的电极电势φ(Cu²⁺/Cu)（不考虑活度系数，温度为298.15K）。 【答案】（1）确定电极反应及关键参数：电极反应为Cu²⁺+ 2e⁻ = Cu，配平后转移电子数n=2；标准电极电势φθ=0.342V；非标准态下c(Cu²⁺)=0.01mol/L（氧化态物质），还原态为Cu（固体），浓度视为1，不代入方程。 （2）写出298.15K时的能斯特方程：φ=φθ + (0.0592/n)lg[c(氧化态)/c(还原态)]，代入参数得：φ(Cu²⁺/Cu)=φθ(Cu²⁺/Cu) + (0.0592/2)lgc(Cu²⁺)。 （3）代入数值计算：lgc(Cu²⁺)=lg0.01=-2，因此φ=0.342V + (0.0592/2)×(-2)=0.342V - 0.0592V=0.2828V≈0.283V。 （4）结论：当c(Cu²⁺)=0.01mol/L时，该电极的电极电势为0.283V，说明氧化态浓度降低，电极电势减小，与能斯特方程规律一致。 4、 简答题 9. 简要说明为什么标准状态下MnO₂不能与盐酸反应，而实验室中可用MnO₂与浓盐酸反应制备Cl₂？ 【答案】（1）标准状态下不能反应的原因：判断反应MnO₂+4HCl=MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O的自发方向时，① 确定氧化剂（MnO₂，对应电对MnO₂/Mn²⁺，φθ=1.23V，正极）和还原剂（Cl⁻，对应电对Cl₂/Cl⁻，φθ=1.36V，负极）；② 计算标准电动势Eθ=φθ(正极)-φθ(负极)=1.23V-1.36V=-0.13V；③ 因Eθ＜0，标准状态下反应正向非自发，故MnO₂不能与盐酸反应。 （2）实验室用浓盐酸反应的原因：反应不在标准状态下时，浓度会影响电极电势（结合能斯特方程）。增大HCl浓度（浓盐酸），一方面会增大H⁺浓度，使MnO₂的氧化能力增强，φ(MnO₂/Mn²⁺)升高；另一方面会增大Cl⁻浓度，使Cl⁻的还原能力增强，φ(Cl₂/Cl⁻)下降。最终导致E=φ(正极)-φ(负极)＞0，反应正向自发，因此可用于制备Cl₂。 10. 请结合标准电极电势和氧化还原反应次序规律，回答下列问题： (1) 向含有FeSO4和Na2SO3的混合溶液中，逐滴加入酸性KMnO4溶液（稀硫酸酸化），观察到溶液先无明显颜色变化，继续滴加后溶液变为浅红色，最终变为黄色。已知标准电极电势：φ(MnO4− /Mn2+ )=1.51V，φ(Fe3+/Fe2+)=0.771V，φ(SO42−/SO32−)=0.17V，请结合电极电势数值解释该实验现象； (2) 若要从上述混合溶液中分步提取Fe3+和SO42−，如何利用上述反应次序规律实现？ 【答案】（1）实验中MnO4− （酸性条件下）为唯一氧化剂， SO32−（来自Na2SO3）和Fe2+（来自FeSO4）为两种还原剂，结合电极电势分析如下：① 还原性强弱判断：电对的标准电极电势越低，其对应的还原型物质还原性越强，因此还原性： SO32−>Fe2+ ；② 电势差比较：φ(MnO4− /Mn2+ )与φ(SO42−/SO32−)的电势差（1.51V−0.17V=1.34V），远大于其与(Fe3+/Fe2+)的电势差（1.51V−0.771V=0.739V），因此MnO4−优先与SO32−反应，反应方程式为： 2MnO4−+5SO32−+6H+ =2Mn 2++5SO42−+3H2O，该反应无明显颜色变化，因此初期溶液无明显现象；③ 当溶液中的 SO32−几乎被完全氧化后，继续滴加的 MnO4−开始与Fe2+反应：MnO4−+5Fe2++8H+=Mn2+ +5Fe3+ +4H2O，当Fe2+未完全反应时，MnO4−被还原为无色Mn2+，溶液仍无明显红色；当Fe2+ 完全反应后，过量的MnO4−使溶液显浅红色；随着Fe3+不断生成，溶液最终变为黄色。 (3)利用“氧化剂优先氧化最强还原剂” 的次序规律，可通过控制酸性KMnO4溶液的滴加量实现分步提取：① 向混合溶液中逐滴加入稀硫酸酸化的KMnO4溶液，直至溶液刚出现浅红色（停止滴加），此时SO32−已完全被氧化为SO42− ，而Fe2+未被氧化，过滤可分离出溶液中的SO42−（可通过沉淀法提取）；② 继续向剩余溶液中滴加酸性KMnO4溶液，直至溶液变为黄色且不再加深，此时Fe2+已完全被氧化Fe3+，再通过相应方法（如加碱沉淀）提取Fe3+ ，即可实现二者的分步分离与提取。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 $ 编写说明：考虑到中职学生普遍基础知识相对薄弱的情况，我们依据支架式教学理念，精心编制了《无机化学》（化学工业出版社 第四版）一课一练。专辑里的每一份练习，都与课堂所授知识点紧密相关，题目围绕课堂所学知识点呈现。目的在于激发学生的学习兴趣，培养他们的学习自觉性，帮助学生扎实掌握课程的基本概念与基本方法，为他们后续的进一步提升奠定坚实基础。 本卷是《无机化学》（化学工业出版社 第四版）一课一练的第32练，内容涵盖第九章 电化学基础的第二节 电极电势。 《无机化学》（化学工业出版社 第四版）第32练 第九章 电化学基础 第二节. 电极电势 一、单选题 1.关于铜锌原电池（稀硫酸为电解质溶液）的工作原理，下列说法正确的是（ ） A. 锌片作正极，发生还原反应；铜片作负极，发生氧化反应 B. 电子从锌片经外电路流向铜片，电解质溶液中无电子移动 C. 电解质溶液中的H+向锌片（负极）移动，SO42−向铜片（正极）移动 D. 铜片上发生的电极反应为：Cu−2e−=Cu2+ 2. 已知φθ(Cl₂/Cl⁻)=1.36V，φθ(O₂/H₂O)=1.229V，则下列关于Cl₂和O₂的氧化性、Cl⁻和H₂O的还原性比较，正确的是（ ）​ A. 氧化性：O₂＞Cl₂，还原性：Cl⁻＞H₂O​ B. 氧化性：Cl₂＞O₂，还原性：H₂O＞Cl⁻​ C. 氧化性：Cl₂＞O₂，还原性：Cl⁻＞H₂O​ D. 氧化性：O₂＞Cl₂，还原性：H₂O＞Cl⁻ 3. 下列因素中，不会影响电极电势大小的是（ ） A. 电极反应物的浓度 B. 反应温度 C. 电极的表面积 D. 反应的吉布斯自由能变 4. 下列关于标准电极电势的叙述中，正确的是（ ） A. 标准电极电势的大小与电极反应的方向无关 B. 标准电极电势是指在298.15K、电极反应物浓度为1 mol/L、气体分压为100 kPa时的电极电势 C. 标准电极电势的数值越大，表明该电极的还原性越强 D. 所有电极的标准电极电势都可以直接通过实验测定 2、 判断题 5. 原电池的构成必须有两个活泼性不同的金属电极，且工作时负极发生失电子的氧化反应，正极发生得电子的还原反应。（ ） 6. 已知φθ(MnO₂/Mn²⁺)=1.23V，φθ(Cl₂/Cl⁻)=1.36V，判断标准状态下MnO₂与浓盐酸反应（MnO₂+4HCl=MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O）的自发方向为正向非自发，因Eθ＜0。（ ） 7. 若某电极的φθ为负值，说明该电极的还原态物质比H₂的还原性弱。（ ） 3、 计算题 8. 已知298.15K时，电极反应Cu²⁺+ 2e⁻ = Cu的标准电极电势φθ(Cu²⁺/Cu)=0.342V。计算当c(Cu²⁺)=0.01mol/L时，该电极的电极电势φ(Cu²⁺/Cu)（不考虑活度系数，温度为298.15K）。 4、 简答题 9. 简要说明为什么标准状态下MnO₂不能与盐酸反应，而实验室中可用MnO₂与浓盐酸反应制备Cl₂？ 10. 请结合标准电极电势和氧化还原反应次序规律，回答下列问题： (1) 向含有FeSO4和Na2SO3的混合溶液中，逐滴加入酸性KMnO4溶液（稀硫酸酸化），观察到溶液先无明显颜色变化，继续滴加后溶液变为浅红色，最终变为黄色。已知标准电极电势：φ(MnO4− /Mn2+ )=1.51V，φ(Fe3+/Fe2+)=0.771V，φ(SO42−/SO32−)=0.17V，请结合电极电势数值解释该实验现象； (2) 若要从上述混合溶液中分步提取Fe3+和SO42−，如何利用上述反应次序规律实现？ 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 $