无机化学第四章课后习题参考答案
中级无机化学唐宗薰版课后习题第四章答案
第4章习题1 根据半径比规则预测下列晶体的结构：LiF NaBr KCl CsI MgO AlN PbO 2 BaCl 2 SiO 2解：注：(1) 离子半径值为Pauling 数据；(2) KCl 的理论构型为CsCl 型，而实验结果为NaCl 型。
2 下列各对离子晶体哪些是同晶型的(晶体结构相同)?并提出理由。
(1) ScF 3和LaF 3; (2) ScF 3和LuF 3；(3) YCl 3和YbCl 3; (4) LaF 3和LaI 3；(5) PmCl 3和PmBr 3。
答：(1) ScF 3：r ＋/r —＝81/136＝0.596 NaCl 型，LaF 3：r ＋/r —＝106/136＝0.779 CsCl 型(2) ScF 3：NaCl 型 LuF 3：r ＋/ r —＝85/136＝0.625 NaCl 型(3) YCl 3：r ＋/ r —＝93/181＝0.514 NaCl 型，YbCl 3：r ＋/ r —＝86/181＝0.475 NaCl 型(4) LaF 3：CsCl 型 LaI 3：r ＋/ r —＝106/216＝0.491 NaCl 型(5) PmCl 3：r ＋/ r —＝98/181＝0.541 NaCl 型 PmBr 3：r ＋/ r —＝98/195＝0.503 NaCl 型 所以，第(2)、(3)和(5)组同晶型，均具有NaCl 型结构。
3 计算负离子作三角形排布时r ＋/r －的极限比值。
解：负离子作三角形排布时，3个球在平面互相相切形成空隙，3个球的球心连线为正三角形。
设正、负离子的半径分别是r 、R 。
由图2.4.1可见，在直角△AFD 中，AF ＝R ＋r ，AD ＝R ，∠FAD ＝30°， AD : AF ＝R : (R+r) ＝cos30°＝3/2r/R ＝(2/3)－1＝0.1554 如果Ge 加到GaAs 中，Ge 均匀地分布在Ga 和As 之间，那么Ge优先占据哪种位置?当GaAs 用Se 掺杂时形成P 型还是N 型半导体?解：Ge 、Ga 、As 的半径分别为137、141和119 pm ，Ge 优先占据Ga 的位置；施主杂质，形成n 型半导体。
高等教育出版社无机化学第四章课后习题答案
第四章1. 试用离子键理论说明由金属钾和单质氯反应，形成氯化钾的过程？如何理解离子键没有方向性和饱和性？答原子所得，二者因静电引力而吸引，之间得作用力成为离子键。
离子键没有方向性可以这样理解：阴离子与阳离子并非只有再某一方向才具有吸引力，而是在任何方向都有力的作用，只不过当距离远时其作用力小一点而已。
2. 用下列数据求氢原子的电子亲和能：K(s) → K(g) △H 1=83 kJ ·mol 1-K(g) → K +(g) △H 2=419 kJ ·mol 1- 21H 2(g) → H(g) △H 3=218kJ ·mol 1- K +(g) + H -(g) → KH(s) △H 4= -742kJ ·mol 1- K(s) +21H 2(g) → KH(s) △H 5= -59kJ ·mol 1- 解3. ClF 的解离能为246kJ ·mol -1 ，ClF 的生成热为—56 kJ ·mol -1 Cl 2的解离能为238kJ ·mol -1，试计算F 2（g ）解离能。
解4. 试根据晶体的构型与半径比的关系，判断下列AB 型离子化合物的晶体构型：BeO ，NaBr ，CaS ，RbI ，BeS ，CsBr ，AgCl 。
答5. 试从电负性数据，计算下列化合物中单键的离子性百分数各为多少？ 并判断哪些是离子型化合物？哪些是共价型化合物？NaF ，AgBr ，RbF ，HI ，CuI ，HBr ，CrCl 。
答6. 如何理解共价键具有方向性和饱和性？答7.BF3是平面三角形的几何构型，但NF3却是三角的几何构型，试用杂化轨道理论加以说明。
答8.指出下列化合物合理的结构是哪一种？不合理结构的错误在哪里？（a)（b)（c)答N2O存在9.在下列各组中，哪一种化合物的键角大？说明其原因。
（a）CH4和NH3（b）OF2和Cl2O（c）NH3和NF3（d）PH3和NH3答10.试用价层电子互斥理论判断下列分子或离子的空间构型。
无机化学第四版课后习题答案
HA H++ A-
c平/(mol·L-1)0.10-1.7×10-31.7×10-31.7×10-3
α=
5．解：溶液的pH=9.00,c(H+)=1.0×10-9mol·L-1
故c(OH-)=1.0×10-5mol·L-1
14．解： （3）= （2）×3- （1）×2=1266.47 kJ·mol1
15．解：（1）Qp= ==4 (Al2O3, s) -3 (Fe3O4, s) =3347.6 kJ·mol1
（2）Q =4141 kJ·mol1
16．解：（1） =151.1 kJ·mol1（2） =905.47 kJ·mol1（3） =71.7 kJ·mol1
p(Ar) =1103Pa
６．解：（1） 0.114mol;
（2）
（3）
7.解：（1）p(H2) =95.43 kPa
（2）m(H2) = =0.194 g
8.解：（1）=5.0 mol
（2）=2.5 mol
结论:反应进度()的值与选用反应式中的哪个物质的量的变化来进行计算无关，但与反应式的写法有关。
（2）0.050mol·L-1HOAc溶液中，
HOAc H++ OAc-
c平/(mol·L-1)0.050-xx x
c(H+)=9.5×10-4mol·L-1
pH=-lgc(H+)=3.02
2．解：（1）pH=1.00c(H+)=0.10mol·L-1
pH=2.00c(H+)=0.010mol·L-1
= =30.32,故 = 4.81031
无机及分析化学第4章 习题答案
第四章配位化合物习题参考解答1. 试举例说明复盐与配合物，配位剂与螯合剂的区别。
解复盐(如KCl·MgCl2·6H2O)在晶体或在溶液中均无配离子，在溶液中各种离子均以自由离子存在；配合物K2[HgI4]在晶体与溶液中均存在[HgI4]2-配离子，在溶液中主要以[HgI4]2-存在，独立的自由Hg2+很少。
配位剂有单基配位剂与多基配位剂：单基配位剂只有一个配位原子，如NH3(配位原子是N)；多基配位剂(如乙二胺H2N－CH2－CH2－NH2)含有两个或两个以上配位原子，这种多基配位体能和中心原子M形成环状结构的化合物，故称螯合剂。
2. 哪些元素的原子或离子可以作为配合物的形成体？哪些分子和离子常作为配位体？它们形成配合物时需具备什么条件？解配合物的中心原子一般为带正电的阳离子，也有电中性的原子甚至还有极少数的阴离子，以过渡金属离子最为常见，少数高氧化态的非金属元素原子也能作中心离子，如Si(Ⅳ)、P(Ⅴ)等。
配位体可以是阴离子，如X－、OH－、SCN－、CN－、C2O4－等；也可以是中性分子，如H2O、CO、乙二胺、醚等。
它们形成配合物时需具备的条件是中心离子(或原子)的价层上有空轨道，配体有可提供孤对电子的配位原子。
3. 指出下列配合物中心离子的氧化数、配位数、配体数及配离子电荷。
[CoCl2(NH3)(H2O)(en)]Cl Na3[AlF6] K4[Fe(CN)6] Na2[CaY] [PtCl4(NH3)2]解配合物氧化数配位数配体数配离子电荷[CoCl2(NH3)(H2 O)(en)]Cl Co(+3)65个，分别为Cl－(2个)、en、NH3、H2O＋1Na3[AlF6] Al(+3)6 6个F－－3K4[Fe(CN)6] Fe(+2)6 6个CN－－4Na2[CaY] Ca(+2)6 1个Y4-－2[PtCl4(NH3)2] Pt(+4)6 6个，4个Cl－，2个NH304. 命名下列配合物，指出中心离子的氧化数和配位数。
无机化学(周祖新)习题解答 第四章
无机化学（周祖新）习题解答第四章第四章酸碱平衡和溶解沉淀平衡习题解答（4）思考题1．强电解质的水溶液有强的导电性，但AgCl和BaSO4水溶液的导电性很弱，它们属于何种电解质？1．答：AgCl和BaSO4水溶液的导电性虽很弱，溶液中离子浓度很小，这是由于AgCl和BaSO4本身溶解度小，致使溶液中自由离子浓度小，导电性弱。
而AgCl和BaSO4（溶解部分）在溶液中还是全部解离的，所以是强电解质。
2．在氨水中加入下列物质时，NH3?H2O的解离度和溶液的pH将如何变化？⑴NH4Cl ⑵NaOH ⑶HAc ⑷加水稀释 2．NH3?H2ONH4++OH-⑴加入NH4Cl，氨水解离度下降，pH减小。
⑵加入NaOH，氨水解离度下降，pH增加。
⑶加入HAc，氨水解离度增加，pH减小。
⑷加水稀释，氨水解离度增加，pH减小。
3．下列说法是否正确？若有错误请纠正，并说明理由。
⑴酸或碱在水中的解离是一种较大的分子拆开而形成较小离子的过程，这是吸热反应。
温度升高将有利于电离。
⑵1×10-5 mol?L-1的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的pH值等于8.0。
⑶将氨水和NaOH溶液的浓度各稀释为原来1/2时，则两种溶液中OH-浓度均减小为原来的1/2。
⑷pH相同的HCl和HAc浓度也应相同。
⑸酸碱滴定中等当点即指示剂变色点。
⑹某离子被完全沉淀是指其在溶液中的浓度为0。
3．⑴错。
在解离即较大的分子拆开而形成较小离子的吸热反应的同时，较小离子与水分子的水合是是放热的，总反应的吸放热取决于两过程热效应的相对大小，有吸热也有放热，故温度升高不一定有利于解离。
⑵错。
在pH值远离7的时候，溶液每稀释10倍，pH近视增加一个单位，这是没有计算水解离出的H+，当pH接近7的时候，水解离出的H+就不能再忽略了，所以酸性溶液不管怎么稀释，只能越来越接近中性，不可能变为碱性。
⑶错。
NaOH溶液稀释为原来1/2时OH-浓度确实减小为原来的1/2；但氨水在稀释过程中，其解离平衡向右移动，会解离出更多的OH-，稀释一倍后，其OH-浓度大于原来的一半。
无机与分析化学第四章课后习题答案
第四章(p.96)1. 下列说法是否正确？说明理由。
(1) 凡是盐都是强电解质；(2) BaSO 4, AgCl 难溶于水，水溶液导电不显著，故为弱电解质； (3) 氨水冲稀一倍，溶液中[OH -]就减为原来的一半；(4) 由公式c K a θ=α可推得，溶液越稀，α就越大，即解离出来的离子浓度就越大。
(5) 溶度积大的沉淀都容易转化为溶度积小的沉淀。
(6) 两种难溶盐比较，θsp K 较大者其溶解度也较大。
答：(1) 不正确。
强电解质应在水溶液中能够百分之百的离解。
但有些盐，如：HgCl 2在水溶液中的离解度远达不到百分之百，所以不是强电解质。
(2) 不正确。
溶解在水溶液中的BaSO 4, AgCl 可以百分之百地离解，所以它们是强电解质。
只是由于它们的溶解度非常小，所以其水溶液的导电性不显著。
(3) 不正确。
氨水在水溶液中产生碱离解平衡： NH 3 + H 2O = NH 4+ + OH -当氨水被稀释时，离解平衡将向氨离解度增加的方向移动，所以达到平衡时，溶液中的[OH -]将高于原平衡浓度的1/2。
(4) 不正确。
溶液越稀，离解度α就越大，但溶液中相应离子的浓度是弱电解质的浓度c和离解度α的乘积，所以离子的浓度还是会随着c 的降低而降低的。
(5) 不正确。
对于不同类型的难溶盐而言，溶度积大的物质未必是溶解度大的物质，严格的讲，应该是溶解度大的物质易于转化溶解度小的物质。
(6) 不正确。
对于相同类型的难溶盐，θsp K 较大者其溶解度也较大。
对于不同类型的难溶盐，不能直接用溶度积的大小来比较它们的溶解度。
2. 指出下列碱的共轭酸：SO 42-, S 2-, H 2PO 4-, HSO 4-, NH 3；指出下列酸的共轭碱：NH 4+, HCl,HClO 4, HCN, H 2O 2。
答：SO 42-, S 2-, H 2PO 4-, HSO 4-, NH 3的共轭酸分别是：HSO 4-, HS -, H 3PO 4, H 2SO 4, NH 4+；NH 4+,HCl, HClO 4, HCN, H 2O 2的共轭碱分别是：NH 3, Cl -, ClO 4-, CN -, HO 2-。
大学无机化学第四章试题及答案
第四章 化学平衡本章总目标：1：了解化学平衡的概念，理解平衡常数的意义； 2：掌握有关化学平衡的计算； 3：熟悉有关化学平衡移动原理。
各小节目标： 第一节：化学平衡状态1：熟悉可逆反应达到平衡的特征——反应体系中各种物质的生成速率分别等于其消耗的速率，各种物质的浓度将不再改变。
2：了解平衡常数、平衡转化率这两个概念的意义。
第二节：化学反应进行的方向学会运用标准平衡常数判断化学反应的方向：Q K θ>时，反应向逆向进行。
Q K θ<向正反应方向进行。
Q K θ=时体系达到平衡状态。
第三节;标准平衡常数K θ与r m G θ∆的关系1：掌握化学反应等温式(ln r m r m G G RT Q θ∆=∆+)，当体系处于平衡状态的时候Q K θ=ln r mG RT K θθ⇒∆=-。
2：重点掌握运用公式r m r m r m G H T S θθθ∆=∆-∆进行热力学数据之间的计算。
第四节：化学平衡的移动1：熟悉温度、浓度、压强对化学平衡的影响， 2：熟练地根据条件的改变判断平衡移动的方向。
习题一 选择题1.可逆反应达平衡后，若反应速率常数k 发生变化，则标准平衡常数（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.一定发生变化B. 一定不变C. 不一定变化D. 与k 无关2.反应：2CO （g ）+O 2（g 2（g ）在300K 时的Kc 与Kp 的比值约 为（ ）A.25B.2500C.2.2D.0.043.反应的温度一定，则下列的陈述中正确的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.平衡常数能准确代表反应进行的完全程度B.转化率能准确代表反应进行的完全程度C. 平衡常数和转化率都能准确代表反应进行的完全程度D. 平衡常数和转化率都不能代表反应进行的完全程度4.相同温度下：2H2（g）+S2（g2S（g）Kp12Br2（g）+2H2S（g2（g）Kp2H2（g）+Br2（g）（g）Kp3则Kp2等于（）A. Kp1· Kp3B.（Kp3）2/ Kp1C. 2Kp1· Kp3D. Kp3/ Kp15.下列反应中，K˚的值小于Kp值的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H2（g）+Cl2（g）== 2HCl（g）B. 2H2（g）+S（g）== 2H2S（g）C. CaCO3(s) == CaO(s)+CO2(g)D.C（s）+O2（g）== CO2（g）6.N2（g）+3H2（g3（g），H=-92.4KJ·mol-1，473K时，三种混合气体达平衡。
无机及分析化学课后第四章答案
第四章 解离平衡1 各种说法均为错误。
（1）有的盐，如HgCl 2, 易溶于水，但电离度较小，属弱电解质。
（2）BaSO 4、AgCl 等虽难溶于水，但溶于水的部分完全电离，为强电解质。
（3）氨水为弱电解质，稀释时，电离度增大，因而[OH -]比原来的1/2大。
（4）α＝[H ＋]/c, [H ＋]＝c α， 稀释时c 减小显著，α略有增大，[H ＋]减小。
（5）只有相同类型的沉淀比较，溶度积大的沉淀才易转化为溶度积小的沉淀。
（6）只有相同类型的难溶盐比较，K θsp 较大者其溶解度也较大。
3 解 为质子酸的 [Al(H 2O)6]3＋, HCl 为质子碱的 CO 32－, NO 32－, Ac －, OH － 既为酸又为碱的 HS －, H 2PO 4－, NH 3, HSO 4－, H 2O4 解 强酸中 H 3N ＋－CH 2－COOH 强碱中H 2N －CH 2－COO － 纯水中H 3N ＋－CH 2－COO － 5 解 α = [H ＋]/c[H ＋] = [Ac －] = α c=0.042×0.010=0.00042mol/L据 α = (K θa /c)1/2 (α<5%时，该式成立) K θa =α2 c = 0.000422×0.010=1.76×10－5 7 解 c = 0.20/0.40 = 0.50mol/L [H ＋] = 10-2.50 = 3.16×10-3mol/Lα = [H ＋]/c = 3.16×10-3/0.50=0.00632<0.05K θa = [H ＋] 2 /c = (3.16×10-3)2/0.50 = 2.0×10-58解 （1）0.1mol/LHCl 具有最高的[H ＋]； （2）0.01mol/LHF 具有最低的[H ＋]； （3）0.1mol/LHF 具有最低的解离度； （4）0.1mol/LHCl 和0.01mol/LHCl 具有相似的解离度，均接近100%。
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第四章氧化和还原
1、在下列两种物质中，分别按Mn,N元素的氧化值由低到高的顺序将各物质进行排列：
（1）MnO, MnSO4, KMnO4, MnO(OH), K2MnO4, Mn
(2) N2, NO2, N2O5, N2O, NH3, N2H4
2、指出下列反应中的氧化剂，还原剂以及它们相应的还原，氧化产物。
（1）SO2+ I2 + 2H2O →H2SO4 + 2HI
（2）SnCl2 + 2HgCl2→SnCl4 + Hg2Cl2
(3) 3I2 + 6NaOH →5NaI + NaIO3 + 3H2O
3、用氧化值法配平下列氧化还原反应方程式：
（1）Cu + H2SO4 (浓)→CuSO4 + SO2 + H2O
（2）KMnO4 + S →MnO2 + K2SO4
(3) As2S3+ HNO3 + H2O →H3AsO4 + H2SO4 + NO
(4) (NH4)2Cr2O7→N2 + Cr2O3 + H2O
(5) P4 + NaOH →PH3+ NaH2PO2
4、用离子-电子法配平下列氧化还原反应方程式：
（1）Cr2O72-+ SO32+ + H+→Cr3+ + SO42-
(2) PbO2(s) + Cl- + H+→Pb2+ (实际是PbCl42-) + Cl2
(3) H2S + I2→I- + S
(4) CrO2- + H2O2 + OH-→CrO42-
(5) ClO3- + S2-→Cl- + S + OH-
(6) KMnO4+ FeSO4+ H2SO4→MnSO4+ Fe2(SO4)3+ K2SO4 + H2O
(7) KI + KIO3 + H2SO4→I2+ K2SO4
(8) Ca(OH)2 + Cl2→Ca(ClO) 2 + CaCl2
(9) Fe(OH)2 + H2O2→Fe(OH)3
(10) Al + NO3-→[Al(OH) 4] - + NH3
(11) ClO- + Fe(OH)3→Cl- + FeO42-
(12) P + CuSO4→Cu3P + H3PO4 + H2SO4
5、把镁片和铁片分别放入浓度均为1 mol .L-1的镁盐和亚铁盐的溶液中，并组成一个原电池。
写出原电池的电池符号，指出正极和负极，写出正、负极的电极反应，并指出哪种金属会溶解？
6、从铁、镍、铜、银四种金属及其盐溶液[c(M2+)=1.0 mol .L-1]中选出两种，组成一个具有最大电动势的原电池，写出其电池符号。
7、标准状态下，下列各组物种内，哪种是较强的氧化剂？说明理由。
（1）PbO2或Sn4+(2) I2或Ag+
(3) Cl2或Br2（4）HNO2或H2SO3
8、标准状态下，下列各组物种内，哪种是较强的还原剂？说明理由。
(1) F-或Cu (2) I2或Ag+
(3) Cl2或Br2(4) HNO2或H2SO3
9、查出下列各电对的标准电极电势E aθ,判断各组电对中，哪一个
物种是最强的氧化剂？哪一个物种是最强的还原剂？并写出两者之间进行氧化还原反应的反应式。
（1）MnO4-/Mn2+,Fe3+/Fe2+,Cl2/Cl-
(2) Br2/Br-,Fe3+/Fe2+，I2/I-
(3) O2/H2O2,H2O2/H2O,O2/H2O
10、根据标准电极电势E aθ，判断下列反应自发进行的方向：
（1）Cd + Zd2+→Cd2+ + Zn
(2) Sn2+ + 2Ag+→Sn4+ + 2Ag
(3) H2SO3 + 2H2S →3S + 3H2O
(4) 2MnO4- + 3Mn2+ + 2H2O →5MnO2 + 4H+
(5) 3Fe(NO3) 2 + 4HNO3→3Fe(NO3) 3 + NO + 2H2O
(6) 2K2SO4 + Cl2→K2S2O8 + 2KCl
11、根据标准电极电势E aθ，指出下列各物种，哪些可以共存，哪些不能共存，说明理由。
（1）Fe3+,I- (2)S2O82-,H2S (3) Fe2+,Sn4+
(4) Cr2O72-,I- (5)Ag+,Fe2+ (6) BrO3-,Br- (酸性介质)
（7）MnO4-,Sn2+ (8) HNO3,H2S
12、在下列电对中，离子浓度的变化对电极电势有何影响？单质的氧化还原能力如何改变？
（1）Fe2++ 2e-⇋ Fe (2)I2 + 2e-⇋2I-
13、溶液的pH增加，对下列电对的电极电势有何影响？使各物种的氧化还原能力如何改变？
(1) MnO2/Mn2+(2) MnO4-/MnO42-
(3) NO3-/HNO2
14、计算下列半反应的电极电势。
（1）Sn2+ (0.10 mol .L-1) + 2e-→Sn
(2) Ag+ (0.25 mol .L-1) + e-→Ag
(3) O2 (1.00kPa) + 4H+ (0.10 mol .L-1) + 4e-→2H2O(L)
(4) PbO2 (s) + 4H+ (1.0mol .L-1) + 2e-→Pb2+ (0.10mol .L-1) + 2H2O
15、次氯酸在酸性溶液中的氧化性比在中性溶液中强，计算当溶
液PH=1.00和PH=7.00时，电对HClO/Cl -
的电极电势，假设c(HClO)
和c(Cl -
)都等于1.0 mol .L-1。
16、若c(Cr2O72-)=c(Cr3+)=1.0 mol .L-1,p(Cl2)=1.00kPa,下列情况下能否利用反应：
K2Cr2O7 + 14HCl 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl +7H2O
来制备氯气？
（1）盐酸浓度为0.10 mol .L-1；
（2）盐酸浓度为12 mol .L-1.
17、在一个半电池中，一根铂丝浸入一含有0.85 mol .L-1Fe3+和0.010 mol .L-1Fe2+的溶液中，另一个半电池是金属Cd浸入0.50 mol .L-1Cd2+的溶液中。
试答：
（1）当电池产生电流时，何者是正极？何者是负极？
（2）写出电池反应。
（3）计算该电池反应的平衡常数。
18、已知锰在酸性介质中的元素电势图：
1.23
E aθ/V MnO4- 0.564 MnO42- 2.26 MnO2 0.95 Mn2+-1.18Mn
1.695
(1) 试判断哪些物种可以发生歧化反应，写出歧化反应式。
（2）估计在酸性介质中，哪些是较稳定的物种？
19、硫在酸性溶液中的元素电势图中：
E aθ/V
S2O82- 2.05SO42- 0.17 H2SO30.40S2O32-0.50 S0.141H2S
0.45
试问：（1）氧化性最强的物种是什么？还原性最强的物种是什么？
(2) 比较稀H2SO4和H2SO3的氧化能力，举例说明。
（3）H2S2O3能否发生歧化反应，估计歧化反应产物是什么？
20、计算反应Fe + Cu2+= Fe2+ + Cu的平衡常数。
若反应结束后溶液中c(Fe2+)=0.10 mol .L-1 ,试问此时溶液中的Cu2+浓度为多少？
21、某原电池中的一个半电池是由金属钴浸入在1.00mol .L-1Co2+的溶液中组成的，另一半半电池则由铂片浸入 1.00 mol .L-1Cl-的溶液中，并不断通入Cl2[p(Cl2)=100kPa]组成的。
实验测得电池的电动势为1.63V，钴电极为负极。
已知Eθ(Cl2/Cl-)=1.36V,回答下列问题：（1）写出电池反应方程式。
（2）Eθ(Co2+/Co)为多少？
（3）p(Cl2)增大时，电池的电动势如何变化？
（4）当其他浓度、分压不变，c(Co2+)变为0.010 mol .L-1时，电池的电动势是多少？
22、铊的元素电势图如下：
E aθ/V Tl3+ 1.25Tl+ -0.34 Tl
0.72
(1)写出由电对Tl3+/Tl+和Tl+/Tl组成的原电池的电池符号及电池反应；
（2）计算该原电池的标准电动势Eθ；
（3）求此电池反应的平衡常数。
23、试从下列各题了解同一电对在酸、碱介质中的E aθ值和E bθ值的联系【系统中p(H2)=100kPa,p(O2)=100kPa】;
（1）E aθ(H+/H2)=0V,它在碱性介质中的E bθ(OH-/H2)等于多少？
（2）E bθ(O2/OH-)=0.401V,它在酸性介质中的E aθ(O2/H2O)等于多少？
24、参照本章例6的处理方法，根据Kaθ(HF)=6.6*10--4,求电对F2/F-的Eθ值【p(F2)=100kPa】。
25、Ag不溶于HCl,却溶于HI.
提示：计算Eθ（AgCl/Ag）和Eθ（AgI/Ag）值并与Eθ(H+/H2)对比。
26、已知Eθ{Fe(OH)2/Fe}=-0.887V, Eθ(Fe2+/Fe)=-0.44V,求Ksp θ{Fe(OH)
}.
2
27、Pb-Sn电池
（-）Sn|Sn2+ (1.0 mol .L-1) ||Pb2+ (1.0 mol .L-1)|Pb(+) 求算：（1）电池的标准电动势Eθ。
（2）当c(Sn2+)仍为1.0 mol .L-1，电池反应逆转时（即Eθ≤0 V）的c(Pb2+)等于多少？。