38无机化学万题库答案问答题79

（七）溶液与胶体

1．用乙二醇较好。因为它的沸点高，难挥发。而乙醇的沸点比水还低，在汽车行驶时会使散热器水箱受热，溶液中的乙醇先挥发而容易着火。

2．凝固点由低至高的顺序为②<①<③<⑦<⑤< ④<⑥

3．蒸气压增加的顺序为②<①<③<⑤<④<⑥

4．将0℃的冰放在0℃的水中将出现冰水平衡共存现象，因为0℃的冰和0℃的水它们的蒸气压相等。但将0℃的冰放在0℃的盐水中将发生冰融化为水，冰将消失的现象。因为冰的蒸气压大于盐水的蒸气压。

5．根据题意，KCl的物质的量为0.12 m mol ，而AgNO3的物质的量为0.5 m mol ，因此AgNO3是过量的。则AgCl 胶团的结构式为

[(AgCl)m·n Ag＋·(n－x) NO3－]x＋·x NO3－

胶核电位离子反离子反离子

吸附层

胶粒扩散层

胶团

由于胶粒带正电荷，所以电泳时胶粒向负极(阴极)移动。

6．沸点由低至高的顺序排列如下：⑥<④<⑤<⑦<③<①<②

7．把相同质量的葡萄糖和甘油分别溶于100g水中，所得溶液的沸点、凝固点、蒸气压和渗透压都不相同。因为稀溶液的上述性质主要与在一定量溶剂中所含溶质的微粒数目有关，而与溶质的本性无关。葡萄糖(C6H12O6)的分子量为180 ，甘油[C3H5(OH)3]的分子量为92 ，因而相同质量的葡萄糖和甘油所含的分子个数并不相同，甘油的分子个数较多，当它们分别溶于100g水中，则甘油溶液的沸点较高，凝固点较低，蒸气压较低，渗透压较大。如果把相同物质的量的葡萄糖和甘油分别溶于100g水中，则所得两种溶液中所含溶质微粒数相同，因此上述稀溶液依数性的数值也相同。

8．稀溶液的沸点不一定比纯溶剂高。对于难挥发或挥发性比纯溶剂低的溶质，其稀溶液的沸点比纯溶剂的高；而对于挥发性比纯溶剂大的溶质(例如在水中加入乙醇) 溶液的蒸气压将比纯溶剂的高，此时溶液的沸点比纯溶剂低。

9．可以用渗透压来说明其主要原因。当土壤中溶液的浓度大于农作物细胞液浓度时，细胞液中的水份将通过细胞膜向土壤渗透，则细胞达不到所需的水份。因此，盐碱地中盐的浓度较大时，农作物的细胞会失水、甚至枯萎。同样，施了太浓的肥料，农作物

的细胞也会失水，导致作物被“烧死”。

10．因为北方冬天气温在0℃以下，冻梨内有大量糖水，由于冰点下降，所以冻梨内的温度低于0℃。当把冻梨在凉水中浸泡，冻梨将从凉水中吸收热量，而使冻梨表面的水因失热而结冰，说明冻梨内部已经吸热而解冻了。

11．[(AgI)m·n I－·(n－x) K＋]x－·x K＋

胶核电位离子反离子反离子

吸附层

胶粒扩散层

胶团

由于胶粒带负电荷，所以电泳时胶粒向正极(阳极)移动。

12．根据叔尔采－哈迪规则：与溶胶所带电荷相反的离子的价态越高，聚沉能力越大(表现为聚沉值越小) 。

此外，当正离子电荷相同时，通常半径小的正离子因水化能力强，水化半径大，聚沉能力反而小。

根据以上规律可排列聚沉能力大小顺序如下：

⑴因为KCl 过量，所以形成的胶粒带负电，起聚沉作用的是正离子：

聚沉能力：AlCl3> MgSO4> K3[Fe (CN)6]

⑵因为AgNO3过量，所以形成的胶粒带正电，起聚沉作用的是负离子：

聚沉能力：K3[Fe (CN)6] >MgSO4>AlCl3

13．溶液中微粒的总浓度越大，蒸气压将越低，所以可排序为：

②<①<③<⑤<④<⑥

14．[(Sb2S3)m·n HS－·(n－x)H＋]x－·x H＋

电位离子：HS－；反离子：H＋

15．该溶胶的胶粒应带正电，电泳方向是向负极。

因为题目给出的电解质正离子相同，而负离子不同，相同浓度时聚沉能力不同，显然是负离子起聚沉作用，则胶粒必然是带正电的。

n＝100×0.01＝1.0（m mol）

16．根据题意

AgNO

)

(3

n＝50×0.005＝0.25（m mol）

CrO

(24

)

可见是AgNO3过量，所以胶团结构式为

[(Ag2CrO4)m·n Ag＋·(n－x)NO3－]x＋·x NO3－

胶粒带正电荷，起聚沉作用的应是负离子，聚沉值从大到小顺序为：

[Co (NH 3)6]Cl 3 > MgSO 4 > K 3[Fe (CN)6]（聚沉值越小，则聚沉能力越大）

17．[(As 2S 3)m ·n HS －·(n － x)H ＋]x －·x H ＋

由于胶粒带负电荷 ，所以电泳时胶粒向正极(阳极)移动 。

18．从题目数据看是 (NH 4)2C 2O 4 过量 ，所以草酸钙溶胶的胶团结构式为：

[(CaC 2O 4)m ·n C 2O 42－·2 (n －x )NH 4＋]2 x －·2 x NH 4＋

由于胶粒带负电荷 ，所以电泳时胶粒向正极(阳极)移动 。

19．因为稀溶液的依数性主要与在一定量溶剂中所含溶质的微粒数目有关 ，而与溶质的本性

无关 。在相同的压力下 ，相同质量摩尔浓度的葡萄糖和食盐水溶液中 ，由于食盐是电解质 ，而葡萄糖是非电解质 ，所以它们的溶液中微粒数目不相同 ，食盐溶液中的微粒数多一些 ，它的渗透压也大一些 。

20．纯溶剂的蒸气压不同于溶液的蒸气压 。因为溶液中除了溶剂分子外 ，还含有溶质分子 。

当溶液中的溶质是难挥发的物质时 ，则溶液的蒸气压实际上是溶液中溶剂的蒸气压 。由于溶质分子占据了一定的液面位置 ，使单位时间内溶剂分子逸出的分子数减少 ，导致溶液的蒸气压比纯溶剂下降 。当溶质是难挥发的非电解质时 ，稀溶液蒸气压值符合拉乌尔定律 : 在一定温度下 ，稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压与溶剂摩尔分数的乘积 。在这种情况下 ，溶液的蒸气压必然小于纯溶剂的蒸气压 。其数学表达式为 ：

A A A P X p ?= 当溶液很稀时 ，可以有如下近似计算公式 ：

m K p ?=?

因此拉乌尔定律也可以作如下表述 ：

在一定温度下 ，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降值与溶液的质量摩尔浓度成正比 ，

而与溶质的本性无关 。

当溶质为难挥发电解质时 ，溶液的蒸气压也必然下降 ，但其具体数值因受电离程度的影

响 ，无法以一些简单公式进行计算 。

当溶质也有挥发性时 ，若溶质与溶剂相互间不发生作用 (这种溶液也称为理想溶液) ，

则拉乌尔定律分别适用于它们 ：

A A A P X p ?=

B B B P X p ?=

则溶液的蒸气压等于各组分蒸气压之和 。显然 ，当溶质的挥发性比纯溶剂的挥发性还大

时 ，溶液的蒸气压可以大于纯溶剂的蒸气压 。

21．纯水的冷却过程：

从A点开始，水逐渐冷却，温度降至B点(0℃) 时，水开始结冰。在水结冰的过程中，温度保持不变，水和冰处于固－液平衡状态。这时，曲线出现一水平直线BC 。

到C点时，水完全结成了冰。随温度的下降，冰的温度继续降低。

水溶液的冷却过程：

从A1点开始，水溶液逐渐冷却，温度降至B1点(温度低于0℃) 时，溶液中的溶剂开始结冰。由于溶液的蒸气压低于纯水的蒸气压，所以溶液的凝固点(实际是溶液中水的凝固点) 低于纯水的凝固点。随着溶液中水以冰的形式不断析出，溶液的浓度不断增大，而溶液的蒸气压则继续下降，因而溶液的凝固点也继续降低，曲线中出现B1C1段。至C1点时，溶液中的溶质由于达到饱和而随同冰一起析出。由于溶质和冰一起析出，溶液的浓度保持不变，则体系的温度也保持不变，出现一水平直线C1D1。至D1点时，溶液全部冻结为固相，随温度的下降，冻结物的温度继续降低。

对比上述过程，两者的区别是：纯水冷却时，有固定的凝固点，而水溶液冷却时，溶液中的水凝固没有固定的凝固点。

22．在水的相图中，AO线、BO线、CO线分别表示气－液、液－固和气－固两相的平衡曲线。具体是：

OA线：水在不同温度下的蒸气压曲线；

OB线：水的凝固点(或冰的熔点) 随压力变化的曲线；

OC线：冰在不同温度下的蒸气压曲线(也是冰的升华曲线) 。

OA线的物理意义：OA线是水的液相区和固相区的分界线。曲线上的任意一点，表示气、液两相处于平衡状态。当曲线上某点压力等于外界大气压时，则该点对应的温度就是水的沸点。如果压力不变，改变温度，则两相平衡将被破坏，温度降低则变为水，温度升高则变为水蒸气。同样，如果温度不变，改变压力，两相平衡也将被破坏，压力增大，则变为水，压力减小则变为水蒸气。所以，当温度或压力之一发生改变，另一项只能按曲线对应的值改变才能保持平衡。

OB线和OC线的物理意义也可作相类似的分析。

23．经过足够长的时间后，A杯中的水会全部转移至B杯中。因为纯水的蒸气压总是大于溶液的蒸气压，则在该密闭容器中，水蒸气压对纯水是饱和的，则对于溶液则是过饱和的，水蒸气会凝聚到溶液中。而当水蒸气对溶液是饱和的，则对纯水却是不饱和的，纯水将继续蒸发，再次重复上述过程，一直到纯水全部转移到溶液中为止。

24．胶团结构式为：{[Al (OH)3]m·n Al3＋·(3 n－x) Cl－}X＋·x Cl－

胶核吸附层扩散层

胶粒

胶团

由于胶粒带正电，所以在电泳时胶粒向负极移动。

25．分散质粒子平均直径为1 n m～100 n m 之间的分散体系称为胶体分散系。

有稳定剂存在下的高度分散的胶体分散系称为溶胶。溶胶可分为：

气溶胶：以气体为分散介质，液体、固体为分散质形成的溶胶。如云、雾、烟、尘。

液溶胶：以液体为分散介质，气体、液体、固体为分散质形成的溶胶。这是应用最多的溶胶。在不指名情况下溶胶即指液溶胶。例如泡沫、牛奶、金溶胶等。

固溶胶：以固体为分散介质，气体、液体、固体为分散质形成的溶胶。如泡沫塑料、泡沫橡胶、泡沫陶瓷、有色玻璃、非均匀态合金、红宝石等。

溶胶(主要指液溶胶)具有如下基本性质：

⑴溶胶的光学性质丁达尔现象

在暗室中，当一束光通过溶胶时，在垂直于光路方向上可以观察到一条明亮的光柱，这种现象称为丁达尔现象。这是因为胶粒直径小于入射光的波长，发生光的散射现象。

丁达尔现象可以区别溶胶与溶液。

⑵溶胶的电学性质电泳现象

溶胶粒子在电场中可以定向移动，这种现象称为电泳。这是因为胶粒带有一定的电荷，所以在电场中会向一定的电极方向移动。电泳现象可用于检验胶粒所带电荷。

⑶溶胶的动力学性质布朗运动

悬浮在水中的细小微粒不停地、无规则的运动称为布朗运动。由于溶胶粒子很小，且呈不规则状，与水分子大小有一定可比性，所以水分子从不同方向上对胶粒不均匀的撞击及胶粒本身的热运动，造成胶粒不停地、无规则的运动。溶胶体系因有巨大的表面积，从而有巨大的表面能，在热力学上是不稳定的。但布朗运动使胶粒能克服地心引力而不易沉降，使溶胶具有动力学稳定性，是溶胶稳定性因素之一。

26．经过长时间的放置后，浓的变稀，稀的变浓，只要时间足够的长，两杯糖水的浓度最终将变得浓度相等。因为溶液的蒸气压下降与溶液的质量摩尔浓度成正比，所以浓溶液的蒸气压较小，稀溶液的蒸气压较大。在密闭的玻璃罩钟内蒸气压对稀溶液是饱和的，则对浓溶液则是过饱和的，水蒸气将在浓溶液的液面凝聚为水，这样对稀溶液又是不饱和的了，稀溶液的溶剂水将继续蒸发，再重复上述过程，直至两杯糖水浓度相等，才达到平衡。

27．海水中盐的浓度比淡水中要大得多，海水中的鱼为适应海水的生存条件，他们的细胞中的细胞液盐的浓度高于淡水中盐的浓度。若将海水鱼放置在淡水中，则由于渗透作用，水通过鱼的细胞壁进入细胞内，导致鱼的细胞内液体过多，细胞壁将会胀破，因此海水中的鱼在淡水中不能生存。

28．由于正离子通常半径较小，水化能力强。所以正离子对负溶胶起聚沉作用时不是以简单离子去作用，而是带着水化层去中和负溶胶的电荷的。而半径小的正离子水化层的厚度较大，水化半径要大于半径大的正离子的水化半径，所以电荷数相同的正离子对负溶胶的聚沉能力，是半径大的强于半径小的。

29．稀的饱和溶液和浓的不饱和溶液都是可以存在的。对于一些难溶物质(如难溶盐) ，达到溶解－沉淀平衡时，溶液中所含溶质质量很少。例如AgCl是一种难溶盐，在其饱和溶液中溶解的AgCl量很少，浓度在10－5 mol·L－1左右。而对于易溶盐，例如AgNO3的溶解度很大，在室温下即达200 g以上/ 100 g水。所以即使未达溶解平衡其浓度也已经很大了。

30．由于海水中含盐量大约为2～3％，导致海水的凝固点下降。当海水在0℃以下结冰时，实际上是海水中的水结冰析出，海水中的盐因远未达到饱和而不会析出。海水中的盐要与冰一道析出，必须是大量水结冰后，温度继续下降，海水中盐的浓度达到饱和时才会发生。而海水的量很大，尽管析出了许多冰山，但海水中的盐仍然不会达到饱和状态，所以盐不会析出，形成的冰山都是由水结冰而析出的。

（八） 电解质溶液 1．强酸溶液 ： [ H 3N －CH 2－C －OH ]＋

‖

O

强碱溶液 ： [ H 2N －CH 2－C －O ]－

‖

O

纯水溶液 ： ＋[ H 3N －CH 2－C －O ]－

‖

O

2．不相同 。中和醋酸所需 NaOH 的量较多 。

因为HCl 是强酸 ，在水中完全电离 。pH ＝ 3.80 时

[HCl]＝[H ＋]＝10－3.80 ＝1.6×10－4 (mol ·L －1)

而HAc 是弱酸 ，在水中只部分电离 。pH ＝ 3.80 时

[H ＋]＝][HAc Ka ?＝1.6×10－4 (mol ·L －1) [HAc]＝5

2

4108.1)106.1(--??＝1.4×10－3 (mol ·L －1) 可见 [HAc] > [HCl] ，在相同体积情况下 ，HAc 的量要比HCl 多得多 ，所以中和醋酸

所需 NaOH 的量较多 。

3．草酸是个二元弱酸 ，溶液中存在下列离解平衡 ：

H 2C 2O 4 H ＋ ＋ HC 2O 4－ HC 2O 4－ H ＋ ＋ C 2O 42－

加入Ca 2＋离子溶液后 ，[Ca 2＋][ C 2O 42－] > Ksp ΘCaC 2O 4 ，因而析出CaC 2O 4 沉淀 。当过滤

出沉淀后 ，溶液中 [Ca 2＋][ C 2O 42－] ＝ Ksp ΘCaC 2O 4 ，溶液中仍然存在以下平衡 ：

H 2C 2O 4 H ＋ ＋ HC 2O 4－ HC 2O 4－ H ＋ ＋ C 2O 42－

加氨水于滤液中 ，由于NH 3中和了H ＋ ：NH 3 ＋ H ＋ ＝ NH 4＋ ，促使上述平衡向右移

动 ，体系中 [C 2O －24] 增大 ，于是又使[Ca 2＋][ C 2O 42－] > Ksp

ΘCaC 2O 4 ，再次析出CaC 2O 4

沉淀 。

4．加入 KI 溶液后 ，将有黄色AgI 沉淀析出 。

因为Ag 2CrO 4固体在水中将有少量溶解 ，Ag 2CrO 4 2 Ag ＋ ＋ CrO 42－

溶液中 [Ag ＋]2[CrO 42－]＝Ksp ΘAg 2C 2O 4＝1.1×10－12 ，

设Ag 2CrO 4的溶解度为 s mol ·L －1 ，则[Ag ＋]＝2 s ，[CrO 42－]＝s ，即

(2 s)2·s ＝ 1.1×10－12 ，可计算得 s ＝ 6.5×10－5 (mol ·L －1)

而 [Ag ＋]＝2 s ＝1.3×10－4 (mol ·L －

1)

当加入 KI 溶液后 ，若[Ag ＋][I －] > 8.3×10－17 ，就会有AgI 沉淀析出 。即 [I －

] > ][+Ag Ksp AgI θ＝417

103.1103.8--??＝6.4×10－13 (mol ·L －1) 该[I －]是一个很小的数值 ，所以稍微滴加少许KI 溶液就有黄色AgI 沉淀析出 。若加入

足够的KI 溶液 ，就可以把砖红色的Ag 2CrO 4固体全部转化为黄色的AgI 沉淀 。

5．在水中形成酸的有 ：

P 4P 6 、Mn 2O 7 、Cl 2O 、B 2O 3 、I 2O 5 、SO 2 、Cl 2O 7 、CO 2 、SO 3 ；

在水中形成碱的有 ：Na 2O 。

它们与水反应的方程式如下 ：

P 4P 6 ＋ 6 H 2O ＝ 4 H 3PO 3 Mn 2O 7 ＋ H 2O ＝ 2 HMnO 4

Cl 2O ＋ H 2O ＝ 2 HClO B 2O 3 ＋ 3 H 2O ＝ 2 H 3BO 3

I 2O 5 ＋ H 2O ＝ 2 HIO 3 SO 2 ＋ H 2O ＝ H 2SO 3

Cl 2O 7 ＋ H 2O ＝ 2 HClO 4 CO 2 ＋ H 2O ＝ H 2CO 3

SO 3 ＋ H 2O ＝ H 2SO 4

Na 2O ＋ H 2O ＝ NaOH

6．根据酸碱质子理论 ：

酸 ：H 2S 、HCl ；

碱 ：CO －23、NO －2 、CH 3COO － 、OH － ；

既是酸又是碱 ：HS － 、H 2PO －

4 、NH 3 、H 2O 。

7．HCN ＋ H 2O ＝ H 3O ＋ ＋ CN －

酸1 碱2 酸2 碱1 Ka ＝]

[]][[3HCN CN O H -+＝K HCN ＝4.93×10－10 NO －2 ＋ H 2O ＝ OH －

＋ HNO 2

碱1 酸2 碱2 酸1 Kb ＝]

[]][[22--NO HNO OH ＝2HNO K Kw ＝414106.4100.1--??＝2.2×10－11 S 2－ ＋ H 2O ＝ OH －＋ HS －

碱1 酸2 碱2 酸1

Kb ＝][]][[2---S HS OH ＝2Ka Kw ＝15

14

101.7100.1--??＝1.4 PO －34 ＋ H 2O ＝ OH －＋ HPO －24

碱1 酸2 碱2 酸1

Kb ＝]

[]][[3424---PO HPO OH ＝3Ka Kw ＝1314

102.2100.1--??＝4.5×10－2

8．因为盐的水解实质是它与水反应生成弱电解质 ，具体地说是组成盐的正负离子分别加合

OH －或H ＋生成弱碱或弱酸 。在周期表中碱金属离子不能结合水中的OH －离子生成弱电解质 ，所以它们几乎不水解 。

酸根离子的水解常数 Kh ＝Ka

Kw ，所以Ka 越小酸越弱 ，即酸根离子加质子能力越强 ，则水解常数 Kh 越大 。可见 ，酸根离子的水解常数与它们加合质子的能力成正比 。

9．金属硫化物和碳酸盐均属于弱酸盐 ，它们的弱酸根离子水解程度都很大 ：

S 2－ ＋ H 2O HS － ＋ OH －

HS － ＋ H 2O H 2S ＋ OH －

CO 32－ ＋ H 2O HCO 3－ ＋ OH －

HCO 3－ ＋ H 2O H 2CO 3 ＋ OH －

難溶金属硫化物和碳酸盐或多或少会溶解一点 ，溶解部分是完全电离的 ，进而发生水

解 。由于水解 ，将使S 2－、CO 32－浓度减小 它们与金属离子结合成难溶物的机会也相应

减小 ，从而会使難溶金属硫化物和碳酸盐的溶解度有所增大 。

10．由于硫化铝是弱酸弱碱盐 ，在水中强烈水解 (所谓双水解) ，其水解产物是难溶的弱碱

和易成气体逸出的H 2S 。水解过程进行非常完全 ：

Al 2S 3 ＋ 6 H 2O 2 Al (OH)3↓ ＋ 3 H 2S ↑

所以硫化铝不能在水中重结晶

11．醋酸的电离平衡式如下 ：

HAc H ＋ ＋ Ac －

当加入盐酸时 ，由于盐酸是强电解质 ，所以溶液中加入了大量H ＋离子 ，由于同离子效

应 ，醋酸的电离平衡将向左移动 ，即醋酸的电离度将减小 。

当加入强电解质NaAc 后 ，由于NaAc 电离出的醋酸根对醋酸的电离平衡起同离子效

应 ，将降低醋酸的电离度 。

当加水稀释时 ，由于溶液变稀 ，H ＋和Ac －结合成HAc 的机会减少 ，即平衡会向右移

动 ，使HAc 的电离度增大 。

12．⑴ 不对 。因为氨水是弱电解质 ，在稀释时电离度有所增大 。其中[OH －]与其浓度的

平方根成正比 ：[OH －]＝c Kb ? 。所以 ，当浓度降低1倍时 ，[OH －

]将减少到原来的 2

1 。 ⑵ 不对 。因为在一定温度下弱电解质的电离常数在稀溶液中不随浓度而变 。

⑶ 对 。因为NaOH 是强电解质 ，在水中完全电离 ，所以将NaOH 溶液的浓度稀释一

倍 ，溶液中的OH － 离子浓度就减少到原来的一半 。

⑷ 不对 。因为HCl 是强电解质 ，在水中完全电离 ，所以[H ＋]＝[HCl] 。而HAc 是弱

电解质 ，在水中仅有小部分电离 ，[H ＋

]＝c Ka ?。若以[HAc]＝c 0 ，[HCl]＝2 c 0 ， Ka HAc ＝1.8×10－5 计 ，则两者的浓度比为 ：

050108.12c c ??-≈4710c 倍 。

13．酸性由强至弱的顺序为 ：

H 2SO 4 > H 2PO -4 > H 2O > NH 3 > OH － 。

14．碱性由强至弱的顺序为 ：

OH － > NH 3 > HPO -24> H 2O > HSO -

4 。

15．因为HAc 在电离的过程将放出质子 ，因此凡能加合质子的物质将促进HAc 的电离 。所

以HAc 在液氨中的电离常数最大 ，在液态氢氟酸中的电离常数最小 。因为液氨加合质子的能力最大 ，液态氢氟酸加合质子的能力最小 。

16．质子理论认为 ，质子传递反应是由强碱和强酸作用生成较弱的酸和碱 。

① 反应方向 HAc ＋ CO -23 HCO -3 ＋ Ac －

因为HAc 的酸性大于HCO -3 ，而CO -23的碱性大于Ac － 。

② 反应方向 H 3O ＋ ＋ HS － H 2S ＋ H 2O

因为H 3O ＋ 是水中的最强酸 ，H 2S 的酸性比它小得多 。

③ 反应方向 H 3O ＋ ＋ OH － H 2O ＋ H 2O

H 3O ＋ 是水中的最强酸 ，而OH －是水中最强碱 。

④ 反应方向 H 3PO 4 ＋ S 2－ HS － ＋ H 2PO -

4

酸性H3PO4> HS－；碱性S2－> H2PO-

4

⑤反应方向HSO-

4＋OH－H2O ＋SO-2

4

OH－是水中最强碱，HSO-

4

的酸性强于H2O 。

⑥反应方向HCN ＋S2－HS－＋CN－

酸性HCN > HS－；碱性S2－> CN－。

17．因为在pH＝pK i时，是酸碱指示剂的变色点，pH小于变色点，则指示剂呈酸型色；

pH大于变色点，则指示剂呈碱型色。所以pH为1、3、4时，溶液中溴酚绿显黄色；

pH为5时溴酚绿显绿色(即黄色和蓝色的中间色) ；pH为7、10时，溴酚绿显蓝色。

NaOH 和HCl滴定的等当点pH＝7 ，NH3和HNO3滴定的等当点为5左右，所以它们选溴酚绿作指示剂都是可以的。NaOH 滴定NH4Cl则不可用溴酚绿作指示剂。18．使難溶沉淀溶解主要有如下几种方法：

⑴加酸溶解：常用于难溶弱酸盐沉淀。如：

CaCO3＋2 HCl ＝CaCl2＋CO2↑＋H2O

⑵加氧化剂或还原剂溶解：

3 CuS ＋8 HNO3 (稀) ＝3 Cu (NO3)2＋3 S↓＋2 NO↑＋

4 H2O

⑶加入配位剂溶解：

AgCl ＋2 NH3＝[Ag (NH3)2]＋＋Cl－

19

20．因为在pH＝pK i时，是酸碱指示剂的变色点。

所以酚红的变色点pH＝－lg 1×10－8＝8.0 。

理论上酸碱指示剂的变色范围是pH＝pK i±1 ，所以酚红的变色范围是7～9 。

pH小于变色点，则指示剂呈酸型色；pH大于变色点，则指示剂呈碱型色。所以

pH 为6、7时 ，溶液中酚红显黄色 ；pH 为8时酚红显橙色 (即黄色和红色的中间色) ；

pH 为9、12时 ，酚红显红色 。

21．因为pH ＝7.20 的缓冲溶液应由H 2PO 4－－HPO 42－共轭酸碱对组成 ，而

弱酸型缓冲溶液： pH ＝pKa Θ － lg

盐酸C C 所以[H 2PO 4－]＝[HPO 42－]时 ，该缓冲溶液pH ＝pKa Θ2 ＝7.20 。

若用 H 3PO 4 和NaOH 来配制该缓冲溶液 ，则H 3PO 4 的第一个H 离子将完全中和 ，第

二个H 离子需中和一半 。即 n (H 3PO 4) ∶ n (NaOH) ＝ 1∶1.5 或2∶3 。

22．⑴ 既是酸又是碱的物质 ；

H 2PO -

4，HPO -24，HS －

，H 2O ，NH 3 。 ⑵ 是质子酸的物质 ：

NH +

4，HAc ，HNO 3 ；它们的共轭碱分别是 NH 3 ，Ac －，NO 3－

； ⑶ 是质子碱的物质 ：

SO -2

4，S 2－；它们的共轭酸分别是 HSO 4－ ，HS －

。

23．属于路易斯酸的有 ：H ＋ ，Zn 2＋ ，SO 3 ，BF 3 。

属于路易斯碱的有 ：F － ，OH － ，CN － ，NH 3 。

24．根据酸碱质子理论 ，一个物种加合一个质子则成为其共轭酸 ；失去一个质子则成为其共

轭碱 。所以

25．根据酸碱质子理论 ，属于质子酸的物质 ：

⑴ HCNO （aq ）其共轭碱是 CNO －

⑵ HClO 3（aq ）其共轭碱是 ClO 3－

⑸ CH 3NH 3＋（aq ）其共轭碱是 CH 3NH 2

根据酸碱质子理论 ，属于质子碱的物质 ：

⑶ ClNH 2（aq ）其共轭酸是 ClNH 3＋

⑷ BrO －（aq ）其共轭酸是 HBrO

⑹ HONH 2（aq ）其共轭酸是 HONH 3＋

26．Ag (CN)2－的离解平衡 Ag (CN)2－ Ag ＋ ＋ 2 CN － 平衡表达式 ]

)([]][[22

-

-+CN Ag CN Ag ＝K 不稳 ① CN －加合H ＋ H ＋ ＋ CN － HCN

平衡表达式 ]][[]

[-+CN H HCN ＝Ka 1

② 根据物料平衡 Ag ＋ ∶ CN － ＝ 1∶2

所以 2 [Ag ＋] = [ CN －] ＋ [HCN]

[HCN] ＝ 2 [Ag ＋] － [ CN －]

③ 将 ③ 代入 ② 得

]][[][][2-+-+

-CN H CN Ag ＝Ka 1

整理上式得

[CN －]＝Ka H Ka

Ag +++][][2

④

将 ④ 代入 ① 得

]

)([)

][][2]([22

-++++CN Ag Ka H Ka Ag Ag ＝K 不稳

令 [Ag (CN)2－]＝c

上式可整理得 [Ag ＋]＝32

)][1(4Ka H c

K ++?不稳

以 K 不稳＝稳

K 1

代入上式得

[Ag ＋]＝32)][1(4Ka

H K c ++稳

该关系式适用于配位数为2的配离子 。从上式中可见 ：

⑴ [H ＋]和Ka 一定时 ，溶液中的[Ag ＋

]与3稳K 成反比 ，即K 稳越大 ，配离子的离解

度越小 ；K 稳越小 ，配离子的离解度越大 。

⑵ K 稳和Ka 一定时 ，[H ＋]2/3与配离子的离解度呈正比关系 ，即[H ＋]越大 ，配离子的

离解度越大 。

⑶ [H ＋]和K 稳一定时 ，酸的Ka 值与配离子的离解度成反比 ，即Ka 值越大 ，酸越强 ，

配离子的离解度越小 ；反之 ，Ka 值越小 ，酸越弱 ，配离子的离解度越大 。

碱度增大 ，从弱酸离解度增大的作用看 ，配体浓度会增大 ，对形成配离子是有利的 ，

但并不是碱度越大越好 ，过高的碱度会使过渡金属离子(特别是高价金属离子)生成氢氧化物沉淀 ，反而会使配离子遭到破坏 。

27．电离理论的含义 ：

HAc 在水溶液中电离成H ＋离子和Ac －离子 ，平衡时三者浓度有如下关系式 ： ]

[]][[HAc Ac H -+＝Ka HAc 质子理论的含义 ：

质子酸HAc 在给出质子H ＋后变为其共轭碱Ac － ；而质子碱Ac －在加合质子H ＋后变为其

共轭酸HAc 。但这两个半反应不能独立存在 ，质子酸HAc 必须与它的共轭碱以外的质

子碱 (例如H 2O) 相作用才能显示出酸性 ；同样 ，质子碱Ac －也必须与其共轭酸以外的

酸例如(H 3O ＋) 相作用才能显示出碱性 。

可见电离理论的电离过程在质子理论中是一个质子传递的过程 。

28质 子 酸

对应的共轭碱 质 子 碱 对应的共轭酸 H 3PO 4

H 2PO 4－ HSO 4－ H 2SO 4 HSO 4－

SO 42－ HS － H 2S Al (H 2O)63＋

[Al (OH)(H 2O)5]2＋ H 4IO 6－ H 5IO 6 HS －

S 2－ CO 32－ HCO 3－ H 4IO 6－

H 3IO 62－

Cl － HCl

29．溶液中存在如下平衡 ：

HCO 3－ H ＋ ＋ CO 32－

HCO 3－ ＋ H ＋ H 2CO 3

H 2O H ＋ ＋ OH －

由于给出质子和接受质子的总数相同 ，所以

[H 2CO 3] ＋ [H ＋] ＝ [CO 32－] ＋ [OH －] ①

H 2CO 3的Ka Θ1 、Ka Θ

2 表达式如下 ：

Ka Θ

1＝][]][[323CO H HCO H -+ Ka Θ2＝][]][[323--+HCO CO H 把Ka Θ1 、Ka Θ

2 表达式代入 ① 式中得 ：

θ13]][[Ka HCO H -+＋ [H ＋] ＝ ][][232+-H CO Ka θ＋ ][+H Kw θ 整理后得 [H ＋

] ＝θθ

θ1332][1][Ka HCO Kw HCO Ka --++? ② ② 式为精确计算式 。假定HCO 3－

离子给出质子和接受质子的能力都很弱 ，则

[HCO 3－]≈c ，当c ×Ka Θ2 ≥20×Kw Θ时 ，则[H ＋]主要由HCO 3－离子的电离提供 ，而忽

略水的电离 ，即忽略公式中的Kw Θ项 ，可得如下近似计算式 ③ ：

[H ＋] ＝θθ121Ka c Ka c +? ③ 若 θ1

Ka c > 20 ，则 ③ 式分母中的1可以忽略 ，可得如下最简近似计算式 ④ ： [H ＋] ＝θ

θ21Ka Ka ? ④

30．这种说法不对 。因为在水溶液中除了酸电离出H ＋离子外 ，水也能微弱电离出H ＋离子 。

只有当酸电离的H ＋离子远远多于水电离的H ＋离子时 ，才能在计算中忽略水的电离 。当

酸电离的H ＋离子与水电离的H ＋离子相近时 ，必须考虑水的电离 。纯水电离的H ＋离子

浓度为10－7 mol ·L －1 ，当HCl 浓度为10－8 mol ·L －1 时 ，HCl 电离的H ＋离子浓度比水

电离的H ＋离子浓度还小 ，所以此时溶液的pH 值约为7 。在一般水溶液的pH 计算中 ，

由于强酸或强碱的加入 ，水的电离都受到同离子效应的影响 ，因此 ，当外加强酸或强

碱的浓度 > 10－6 mol ·L －1 时 ，可以忽略水电离的H ＋离子或OH －离子 。

31．溶剂能使不同强度的强酸 (或强碱) 变成与溶剂酸 (或溶剂碱) 同等强度的酸 (或碱) ，这

种现象叫溶剂的拉平效应 。例如 ，HCl 、HNO 3 、HClO 4 都是强酸 ，它们在水中都完全电离 ，无法建立一个电离平衡 ，因而无法确定它们的电离常数 ，也就无法比较它们的强弱 。同样 ，NaNH 2 、NaH 在水中都完全水解 ：

NH 2－ ＋ H 2O ＝ NH 3 ＋ OH －

H－＋H2O ＝H2＋OH－

所以在水溶液中也无法区分它们的碱性强弱。

因为在水中，H＋离子(实际上存在的是H3O＋) 是最强酸，OH－是最强碱，凡是比H＋离子更强的酸在水中将不能独立存在，完全转化为H＋离子；凡是比OH－离子更强的碱在水中也不能独立存在，完全转化为OH－离子。只有比H＋离子弱的酸和比OH－离子弱的碱在水中才可以有分子形式存在，才能建立离解平衡，也才能比较酸性强弱。

选用特定的溶剂，即可把不同强度的酸或碱予以区分的作用称为溶剂的区分效应。例如，HCl 、HNO3、HClO4都是强酸，在水中不能区分它们的强弱。但把它们放在纯HAc 中，它们都不能完全电离，从而可以测定它们的电离常数，得到它们的相对强弱顺序为：HClO4> HCl > HNO3。

32．只有很少数难溶电解质的溶解度能从KspΘ直接计算出来，例如：

AB型难溶电解质(AgCl 、BaSO4) S＝θ

Ksp

AB2型难溶电解质(Ag2CrO4 ) S＝3

4θ

Ksp

对多数难溶电解质来说，这样换算误差都较大，原因有几个方面：

⑴难溶电解质常有固有溶解度

通常把以分子或离子对形式溶于水的部分称为固有溶解度。尽管固有溶解度通常不大，但对于溶度积极小的难溶盐而言，固有溶解度在总溶解度中所占比例就很大，甚至比用溶度积换算出的溶解度还要大。

⑵离子发生水解反应

难溶电解质电离出的正、负离子，由于发生水解形成羟合离子或质子加合物，从而使难溶电解质溶解度增大，有些可以比从溶解度换算的溶解度大几千倍。如PbS 在水中有Pb (OH)＋、Pb (OH)2、HS－、H2S 生成，实际的PbS溶解度除了考虑Pb2＋和S2－外，还要加上上述水解产物部分。

⑶离子发生配位反应

如AgCl溶于水时，电离的Ag＋和Cl－可以生成配离子以AgCl 、AgCl2－形式溶解，特别是当Cl－离子浓度较大时，配位溶解的部分会更多。

⑷活度因子f的影响

严格地说，溶度积应是各离子活度的系数方次的乘积，离子的活度等于离子浓度乘以活度系数。只不过在溶液很稀的情况下，活度系数接近 1 ，而可以用浓度代替活度。在溶液中离子浓度不是很小的情况下，由于离子强度较大，活度系数f变小，从而引起溶解度增大。

（九）氧化还原反应与电化学

1．⑴最强的氧化剂是MnO4－；最强的还原剂是Fe 。

⑵要使Cl－氧化应选MnO4－作氧化剂。

⑶要使Fe3＋还原可选I－、Fe 作还原剂，最好是Fe 。

2．Co(OH)2的KspΘ大。

因为电对Co(OH)3 / Co(OH)2的?Θ值< Co3＋/ Co2＋的?Θ值，说明在Co(OH)3 和Co(OH)2共存的溶液中，[Co3＋] < [Co2＋] ，因此KspΘCo (OH)3< KspΘCo (OH)2。

3．⑴不对。因为稀硝酸虽然可以把铁粉氧化为Fe3＋离子，但过量的铁粉又可把Fe3＋离子还原为Fe2＋离子。

⑵不对。因为电极电势?Θ是强度性质，其数值不受方程式扩大的影响。

4．说法不对，因为两个电极反应的介质条件不同。前者是酸性介质，后者是碱性介质。

若处于碱性介质条件下，[OH－]＝1.0 mol·L－1时，由于KspΘFe (OH)3<< KspΘFe (OH)2，所以Fe(OH)3 / Fe(OH)2的?Θ值< Fe3＋/ Fe2＋的?Θ值，此时Fe3＋不能把I－氧化成IO－。

5．所得结果是一致的。根据公式Δ rG mΘ＝－n F EΘ，可得如下判断结果：

Δ rG mΘ< 0 ，EΘ> 0 ，正向反应自发进行；

Δ rG mΘ＝0 ，EΘ＝0 ，体系处于平衡状态；

Δ rG mΘ> 0 ，EΘ> 0 ，逆向反应自发进行。

6．在酸性介质中，若H2O2作还原剂，H2SO3作氧化剂，则：

?Θ(O2 / H2O2)＝0.69 v >?Θ(H2SO3 / S)＝0.45 v ，可见H2SO3不能氧化H2O2。

若H2O2作氧化剂，H2SO3作还原剂，则：

?Θ(H2O2 / H2O)＝1.77 v >?Θ(SO42－/ H2SO3)＝0.17 v ，可见H2O2能氧化H2SO3，

H2O2＋H2SO3＝H2SO4＋H2O

7．在元素电势图中，?Θ右>?Θ左时，处于中间氧化态的物种将自发歧化。相反，若?Θ右

⑴ 2 Cu＋＝Cu2＋＋Cu

⑵CuO＋＋Cu＋＋2 H＋＝2 Cu2＋＋H2O

8．⑴ 3 SO32－＋H2O ＝2 SO42－＋S ＋ 4 OH－

3 S ＋6 OH－＝SO32－＋2 S2－＋3 H2O

⑵S2O82－＋SO32－＋2 OH－＝3 SO42－＋H2O

9．⑴在水溶液中In＋能发生歧化反应：3 In＋＝In3＋＋2 In

⑵ H ＋把In 氧化为In 3＋ 。 2 In ＋ 6 H ＋ ＝ 2 In 3＋ ＋ 3 H 2

⑶ 所得产物是InCl 3 。 2 In ＋ 3 Cl 2 ＝ 2 InCl 3

10．⑴ ?Θ(MnO 4－/ MnO 2) ＝2

126.22564.01+?+?＝1.69 (v) ⑵ Mn 3＋

自发歧化为MnO 2和Mn 2＋；MnO 42－自发歧化为MnO 4－和MnO 2 。

⑶ 先发生如下反应

MnO 4－＋ 5 Fe 2＋ ＋ 8 H ＋ ＝ Mn 2＋ ＋ 5 Fe 3＋ ＋ 4 H 2O

当 KMnO 4 过量时会将Mn 2＋氧化而析出MnO 2沉淀 ：

2 MnO 4－＋

3 Mn 2＋ ＋ 2 H 2O ＝ 5 MnO 2↓＋

4 H ＋

11．⑴ K 2Cr 2O 7 在酸性介质中能氧化Fe 2＋和H 2O 2 ：

Cr 2O 72－ ＋ 6 Fe 2＋ ＋ 14 H ＋ ＝ 2 Cr 3＋ ＋ 6 Fe 3＋ ＋ 7 H 2O

Cr 2O 72－ ＋ 3 H 2O 2 ＋ 8 H ＋ ＝ 2 Cr 3＋ ＋ 3 O 2 ＋ 7 H 2O

⑵ 欲使 CrO 2－ 在碱性介质中氧化 ，选择H 2O 2作氧化剂为好 ：

2 CrO 2－ ＋

3 HO 2－ ＝ 2 CrO 42－ ＋ H 2O ＋ OH －

⑶ K 2Cr 2O 7 在 1.0 mol ?L －1 HCl 中不能氧化 Cl － ，因为

?Θ(Cr 2O 72－/ Cr 3＋) < ?Θ(Cl 2 / Cl －)

如在12 mol ?L －1 浓HCl 中 ，假定 [H ＋]＝[Cl －]＝12 mol ?L －1 ，则 ? (Cr 2O 72

－/ Cr 3＋)＝1.33 ＋ lg 60591.0(12)14 ＝ 1.48 (v) ? (Cl 2 / Cl －)＝1.36 ＋ 2)

12(1lg 20591.0＝1.30 (v) ? (Cr 2O 72－/ Cr 3＋) > ?

(Cl 2 / Cl －) ，则K 2Cr 2O 7 可以氧化HCl 。

12．⑴ 上述电对中 ，最强的氧化剂是H 2O 2 ，最强的还原剂是Fe 。

⑵ 因为?Θ(Fe 3+ / Fe 2+)－?Θ(Cu 2+ / Cu) > 0.2 v 所以 2 Fe 3＋ ＋ Cu ＝ 2 Fe 2＋ ＋ Cu 2＋

⑶ 因为 ?Θ(Br 2 / Br －) > ?Θ(Fe 3+ / Fe 2+) > ?Θ(I 2/ I －) ，

而 ?Θ(H 2O 2 / H 2O) > ?Θ(Br 2 / Br －) > ?Θ(I 2/ I －) ，

且 ?Θ(Fe 3+ / Fe 2+)－?Θ(I 2/ I －) > 0.2 v ，所以应选用Fe 2(SO 4)3 。 ⑷ 铁分别与足量的稀盐酸和稀硝酸反应 ，前者生成Fe 2＋ ，后者生成Fe 3＋

。

因为 ?Θ(Fe 3+ / Fe 2+) > ?Θ(H ＋/ H 2) > ?Θ(Fe 2+ / Fe) ，且?Θ(H ＋/ H 2) － ?Θ(Fe 2+ / Fe) > 0.2 v 。

而 ?Θ(NO 3－/ NO) －?Θ(Fe 3+ / Fe 2+)≈0.2 v 。 Fe ＋ 2 H ＋ ＝ Fe 2＋

＋ H 2↑

Fe ＋ 4 H ＋ ＋ NO 3－ ＝ Fe 3＋ ＋ NO ＋ 2 H 2O

13． (－)Ag ∣AgCl ，Cl －(χmol·dm －3)‖KCl(饱和)，Hg 2Cl 2 ∣Hg(＋)

? (AgCl/Ag)＝ ?Θ

(Ag + / Ag) + 0.0591 lg ][-Cl Ksp AgCl θ

14．Fe 与过量稀 HNO 3 作用得到 Fe 3＋ 、NO 、H 2O 。

?Θ(NO 3－

/ NO) ＝ 0.96 v

?Θ(Fe 3+ / Fe 2+)＝0.77 v

?Θ(Fe 2+ / Fe) ＝－0.44 v 所以过量稀 HNO 3 能把Fe 直接氧化到Fe 3＋

。

Fe ＋ 4 H ＋ ＋ NO 3－ ＝ Fe 3＋ ＋ NO ＋ 2 H 2O

15．产生在金属和它的盐溶液之间的电势差叫金属的电极电势 。

使用电极电势应注意如下几点 ：

⑴ 电极电势存在两种截然不同的标准 ：欧洲标准和美国标准 。欧洲标准中代数值越

小 ，表示电极越易失去电子 。美国标准则相反 ，电极越容易失去电子 ，其电极电势的代数值越大 。

⑵ 电极电势是强度性质 ，没有加合性 。所以 ，电极反应扩大或缩小一定倍数 ，电极

电势数值不变 。

⑶ 电极电势数值的定量标度仅适用于水溶液中 ，不能用于干态高温条件 。

16．⑴ 当pH ＝b 点时 ，反应处于平衡状态 ，? (Br 2 / Br －)＝? (Cl 2 / Cl －) 即 1.36 ＝ 1.52 ＋

100591.0lg [H ＋]12 lg [H ＋]＝－2.26 pH ＝2.26

⑵ lg K Θ＝0591.0θ

nE ＝0591.0)()()(θθ??-+-n ＝0591.0)36.152.1(10-?＝27.07 K Θ

＝1.2×1027

17．⑴ 2 BrO 3－ ＋ 10 Cl － ＋ 12 H ＋ ＝ 5 Cl 2 ＋ Br 2 ＋ 6 H 2O

⑵ a 正向 b 平衡 c 逆向

⑶ (－)Pt ，Cl 2 (p Θ)∣Cl －(c Θ)║BrO 3－(c Θ) ，H ＋(c Θ)∣Br 2 ，Pt (＋)

18．在铜锌原电池中 ，假若没有盐桥 ，则在反应的一瞬间 ，Zn 2＋离子从锌电极上进入溶液 ，

溶液带正电荷 ，将阻止Zn 2＋离子进一步溶出 ；而Cu 2＋沉积在铜电极上 ，溶液带负电荷 ，

将阻止Cu 2＋进一步沉积 。所以反应进行了一瞬间就停止了 。在盐桥存在下 ，K ＋离子

会进入带负电荷的溶液 ，Cl －离子则进入带正电荷的溶液 ，使两边溶液的电荷中和 ，电

极反应得以继续进行 。可见 ，盐桥的作用是构成闭合回路 ，消除溶液的电荷 ，保持电极反应的进行 。

19．⑴ Hg 22＋歧化反应 Hg 22＋＝ Hg 2＋

＋ Hg

(－)Pt │Hg 2＋(c 1) ，Hg 22＋(c 2) ║Hg 22＋(c 2)│Hg(＋) ⑵ lg K Θ＝0591.0θ

nE ＝0591.0)()()(θθ??-+-n ＝0591.0)92.080.0(1-?＝－2.03 K Θ＝9.3×10

－3 ⑶ Hg 2＋ ＋ 2 Ag ＝ Hg ＋ 2 Ag ＋

⑷ 根据元素电势图 ，对于中间价态的Hg 22＋而言 ，是 ?Θ右 < ?Θ左 ，所以在标准状

态下 ，Hg 22＋不会自发歧化 。但凡能降低Hg 2＋离子浓度的因素 ，如加入Hg 2＋离子

的沉淀剂或配合剂 ，将使?Θ左 降低 ，甚至导致?Θ右 > ?Θ左 ，则Hg 22＋即可自发

歧化 。如 ：

Hg 22＋＋ S 2－

＝ HgS ＋ Hg

反之 ，若加入Hg 22＋离子的沉淀剂则可抑制Hg 22＋离子的歧化 ：

Hg 2＋＋ Hg ＋ 2 Cl － ＝ Hg 2 Cl 2↓

20．⑴ 稀盐酸与铁反应的产物是 Fe 2＋和H 2 。

因为 ?Θ(Fe 3+ / Fe 2+) > ?Θ(H ＋/ H 2) > ?Θ(Fe 2+ / Fe) ，且?Θ(H ＋/ H 2) － ?Θ(Fe 2+ / Fe) > 0.2 v 。 Fe ＋ 2 H ＋ ＝ Fe 2＋

＋ H 2↑

⑵ Fe 2＋ 离子应保存在酸性介质中 ，应用稀HCl ，不能用稀 HNO 3 。 因为?Θ(NO 3－/ NO) －?Θ(Fe 3+ / Fe 2+)≈0.2 v ，所以稀 HNO 3将氧化Fe 2＋ 离子 ： 3 Fe 2＋ ＋ 4 H ＋ ＋ NO 3－ ＝ 3 Fe 3＋ ＋ NO ＋ 2 H 2O

⑶ 在H 2O 2溶液中滴加几滴Fe 3＋离子溶液 ，因为

?Θ(Fe 3+ / Fe 2+) ＝0.77 v > ?Θ(O 2 / H 2O 2) ＝0.68 v ，所以Fe 3＋离子将氧化H 2O 2 ：

2 Fe 3＋ ＋ H 2O 2 ＝ 2 Fe 2＋ ＋ O 2 ＋ 2 H ＋

随着Fe 2＋离子的生成 ，?Θ(H 2O 2/ H 2O)＝1.77 v > ?Θ(Fe 3+ / Fe 2+)＝0.77 v ，所以H 2O 2可氧化Fe 2＋

离子 ：

2 Fe 2＋ ＋ H 2O 2 ＋ 2 H ＋＝ 2 Fe 3＋ ＋ 2 H 2O

这两个反应反复进行 ，最后观察到H 2O 2完全分解 。所以Fe 3＋离子可看作是使H 2O 2

分解的催化剂 。

21．⑴ Zn ＋ Fe 2＋ ＝ Fe ＋ Zn 2＋

?Θ(Fe 2+ / Fe) － ?Θ(Zn 2+ / Zn)＝－0.44 － (－0.76)＝0.32 (v) > 0.2 v

反应向右进行 。

⑵ 2 I － ＋ Br 2 ＝ I 2 ＋ 2 Br －

?Θ(Br 2 / Br －) － ?Θ(I 2/ I －)＝1.07 － 0.54＝0.53 (v) > 0.2 v 反应向右进行 。

⑶ 2 Br － ＋ 2 Fe 3＋ ＝ Br 2 ＋ 2 Fe 2＋

?Θ(Fe 3+ / Fe 2+) － ?Θ(Br 2 / Br －

) ＝0.77 － 1.07 ＝－0.30 (v) < －0.2 v 反应向左进行 。