氧化还原及电极电位
氧化还原反应与电极电位
当H+, OH– 出现在 氧化型时，H+, OH– 写在方程分 子项中， H+, OH– 出现在还原方时，H+, OH –写在 方程中分母项中。
MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
从电极电位的Nernst方程可以看出：
❖ 电极电位不仅取决于电极本性，还取决于温度和氧 化剂、还原剂及相关介质的浓度或分压。
电极电位的Nernst方程 p Ox + ne- q Red
Ox/Red O θ x/ReR dnFTlnccR qO pexd
298K时
q 0.059lg2ca(O)x
n cb(Re)d
应用Nernst公式时应注意：
1) 电极反应中固体.纯液体.不写入公式。 2) 对气体，以相对压力代入公式。 3) 除氧化态、还原态物质外，参加电极反应 的其它物质（如H+、 OH-）浓度也应写入。
例：已知:
θ O2/OH
0.40V
求pOH=1, p(O2)=100kPa时, 电极反应(298K)
O2 + 2H2O + 4e = 4OH 的 O2/OH
例：原电池的组成为(－)Zn|Zn2+ (0.001mol·L-1) Zn2+ (1.0mol·L-1)| Zn (＋) 计算298K时，该原电池的电动势。
❖ 当Eθ>0 即θ+> θ－ 正反应能自发进行 ❖ 当Eθ＝0 即θ+＝ θ－ 反应达到平衡 ❖ 当Eθ<0 即θ+< θ－ 逆反应能自发进行
例：判断反应在标准状态下能否自发进行。
Pb + Sn2+
化学反应中的氧化还原电位与电极
化学反应中的氧化还原电位与电极氧化还原反应是化学反应中非常重要的一种类型。
在氧化还原反应中，电子的转移导致了原子或离子的氧化和还原。
这种电子转移过程涉及到电极和氧化还原电位的概念。
一、电极电极是指在氧化还原反应中起着电子转移的作用的物质。
电极分为两种类型，即负极和正极。
负极又称为还原电极，它是氧化还原反应中接受电子的地方，通常是由还原剂构成。
正极又称为氧化电极，它是氧化还原反应中提供电子的地方，通常是由氧化剂构成。
二、氧化还原电位氧化还原电位是评估氧化还原反应中电子转移的能力的物理量。
它反映了氧化剂和还原剂进行氧化还原反应的趋势和力量。
氧化还原电位用E表示，单位为伏特（V）。
氧化还原电位是通过比较参与氧化还原反应的两种物质在标准状态下的电极电势差来确定的。
标准氧化还原电位用E°表示，单位仍然是伏特（V）。
在标准氧化还原电位中，参与反应的物种的浓度被规定为1mol/L，在温度为298K的情况下进行测量。
三、氧化还原电位与反应方向根据氧化还原电位的值，可以判断氧化还原反应的方向。
当两个物质的氧化还原电位的差值（ΔE）大于0时，反应会向着具有较正电位的物质发生。
反之，当ΔE小于0时，反应会向着具有较负电位的物质发生。
根据这个原理，可以预测氧化还原反应的进行方向，并判断哪个物质是氧化剂，哪个物质是还原剂。
氧化剂是具有较正氧化还原电位的物质，它会接受电子。
还原剂是具有较负氧化还原电位的物质，它会提供电子。
四、应用氧化还原电位在许多化学反应中具有重要的应用价值。
它可以用于计算电池电势，评估电池的性能。
电池电势是通过将正极和负极的氧化还原电位之差（ΔE）计算得到的。
较大的电势差意味着更强的电池，因为它产生了更大的电流。
此外，氧化还原电位还可以用于研究化学反应的速率。
具有较大氧化还原电位差的氧化还原反应通常具有更快的速率，因为电子的转移更容易发生。
总结：化学反应中的氧化还原电位与电极密切相关。
电极在氧化还原反应中起着电子转移的作用，其中氧化电极提供电子，还原电极接受电子。
氧化还原反应与电极电位
氧化还原反应与电极电位氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型，它涉及到电子的传递和原子、离子之间的电荷转移。
在氧化还原反应中，物质可以同时发生氧化和还原的过程，其中一个物质被氧化，失去电子，另一个物质则被还原，获得电子。
这种反应可以通过电极电位来描述和测量。
一、电极电位的定义电极电位是指电极与溶液中某特定物种（如氢离子）之间的电势差。
它是描述氧化还原能力的物理量，以标准氢电极为参照。
标准氢电极的电极电位定义为0V，其他电极与标准氢电极之间的电位差可以正负表示。
正值表示该电极的氧化还原能力较强，负值表示能力较弱。
二、氧化还原反应中的电位变化在氧化还原反应中，电子的转移会导致电极电位的变化。
当物质被氧化时，它的电极电位会升高，而当物质被还原时，电极电位会降低。
这是因为被氧化的物质失去了电子，所以电极电位增高；而被还原的物质获得了电子，所以电极电位降低。
三、电极电位的测量方法测量电极电位的方法有很多种，其中较常用的是电化学法。
电化学法利用电池的原理，将待测电极与参比电极连接在一起，通过测量其间的电势差来得到电极电位。
常见的参比电极有标准氢电极、银/银离子电极等。
四、电极电位对氧化还原反应的影响电极电位可以影响氧化还原反应的进行程度和方向。
当两个电极电位之间的差异较大时，电子会从电位较负的一侧传递到电位较正的一侧，从而反应更为剧烈。
根据电极电位的高低，氧化还原反应可以被分为自发反应和非自发反应。
自发反应是指电极电位差足够大，反应能够自行进行；非自发反应是指电极电位差不足以驱动反应发生，需要外部提供电势差来促使反应进行。
五、电极电位在实际应用中的意义电极电位在许多领域具有广泛的应用价值。
在电化学电池中，电极的电位差决定了电池的工作状态和输出电压。
在腐蚀、电解和电镀等工艺中，电极电位的变化影响着反应速率和产物的选择。
而在生物体内，电极电位的平衡和调节对细胞的正常功能也具有重要作用。
总结：氧化还原反应与电极电位密切相关。
氧化还原及电极电位
Mn + 4 H2O
2+
(－) Pt|Fe3+，Fe2+ | | MnO4-，Mn2+，H+|Pt (+) －
作两极， 例：Cu、Fe作两极，稀硫酸作电解质溶液的原 、 作两极 电池中： 电池中：①Cu作____极, ②Fe作____极 作 正 极 作 负极 负极____________ 电极反应式 ：负极 Fe-2e- Fe2+ Fe正极_____________ ↑ 正极 2H++2eH2 如将稀硫酸改为浓硝酸则： 如将稀硫酸改为浓硝酸则： ①Cu作____极, ②Fe作____极 作 负 极 作 正 极 负极____________ 2+ 电极反应式 ：负极 Cu-2eCuCu 正极_____________________ 正极 2NO3-+4H++2e2NO2↑+2H2O
第一节 氧化还原反应
一、氧化值（oxidationumber） 氧化值（ ） 1970年，IUPAC（国际纯粹和应用化学协会） 年 （ 氧化值： 氧化值：某元素一个原子的表观荷电 数，这种荷电数由假设把每个键中的 电子指定给电负性较大的原子而求得。 电负性较大的原子而求得 电子指定给电负性较大的原子而求得。 例： NH3 N -3 H +1
第二节 原电池和电极电位
二、电极电位的产生
将金属放入其盐溶液中时有两种倾向存在： 将金属放入其盐溶液中时有两种倾向存在：
溶解 M 在极板上 沉积 Mn+ + ne 在溶液中 留在极板上
金属越活泼(易失e 溶液越稀，溶解倾向越大； 金属越活泼(易失e-)，溶液越稀，溶解倾向越大； 反之沉积倾向越大。 反之沉积倾向越大。
氧化反应的标准电极电位与氧化还原反应的推导
氧化反应的标准电极电位与氧化还原反应的推导氧化还原反应是化学中常见的重要反应之一。
在氧化还原反应中，物质发生氧化的过程称为氧化反应，而同时发生还原的过程称为还原反应。
作为探究氧化还原反应的一个重要指标，标准电极电位在研究中起着重要的作用。
本文将探讨氧化反应的标准电极电位以及氧化还原反应的推导。
1. 标准电极电位标准电极电位是指在标准状态下，电极与溶液中电离浓度均为1mol/L时，测得的电解电位。
标准状态是指所有反应物的活度均为1。
标准电极电位可以通过电位差测量仪器来测量，并被用来评估元素或化合物的氧化还原能力。
2. 氧化反应的标准电极电位氧化反应涉及到被氧化物质失去电子，因此其标准电极电位是正值，表示其具有氧化能力。
例如，标准氢电极的电位被定义为0 V，而其他电极的电位相对于标准氢电极进行比较和测量。
3. 氧化还原反应的推导氧化还原反应的推导可以通过以下步骤进行。
a. 确定氧化和还原反应物首先需要明确参与反应的氧化物质和还原物质。
氧化反应中，物质被氧化，因此被氧化的物质是氧化剂，而还原反应中，物质被还原，因此被还原的物质是还原剂。
b. 确定氧化态和还原态确定氧化反应物和还原反应物的氧化态和还原态。
根据反应物和产物中元素的氧化态的变化来推导反应的方程式。
c. 平衡反应方程式根据确定的氧化态和还原态，平衡氧化还原反应方程式中的反应物和产物的个数。
确保反应方程式中的总电荷和总质量都平衡。
d. 计算电极电位利用标准电极电位表，查找反应中涉及的各个物质的标准电极电位，并按照反应方程式的系数进行计算。
计算得到的标准电极电位之差就是氧化还原反应的标准电极电位。
4. 应用和意义氧化还原反应的标准电极电位可以用来比较和评估不同物质的氧化还原能力。
通过测量不同反应物的标准电极电位，可以推导出一系列反应的相对强弱，从而指导相关实验的设计和反应条件的选择。
此外，标准电极电位的研究对于电化学、电池和腐蚀等领域的发展也具有重要意义。
氧化还原与电极电位
2
f 两式相加，削去电子e，多余的
H2O和H＋，配平总反应
两式相加，配平总反应：
2MnO4 5SO3 6H 2Mn 5SO 4 3H2O
-时根据实验条件加H2O的原则
酸性介质
半反应式左 侧多O原子 右侧+H2O 左侧+H+
中性介质
左侧+H2O 右侧+OH左侧+H2O 右侧H+
Zn Zn2++2e
2 2
电池反应是:
Zn Cu Zn Cu
(2)半反应（电极反应）涉及同一元素 的氧化态和还原态：
氧化态+ne-
还原态
这种共轭关系，称为氧化还原电对，
记为：“氧化态/还原态” 如：
Zn2+/Zn， H+/H2， Fe3+/Fe2+， O2/OH-，
Hg2Cl2/Hg， MnO4-/Mn2+ , 等。
0.05916 0.7628 lg 0.0010 2
0.8220 V) (
Mn2++4H2O 例题2 求电极反应MnO4-+8H++5e 在pH＝5时的电极电位，其它条件与标准状态相同。 解： 已知条件： pH＝5，即［H+］＝1.0×10-5 mol· -1 L ［ MnO4-］＝ ［ Mn2+］＝1 mol· -1 L 转移了n＝5个电子
氧化半反应：SO
23
＋H2O SO 4 ＋2H
2＋ 2
＋
还原半反应：MnO4
＋8H Mn ＋4H2O
d 在两个半反应中分别加上相应数目 的电子e，以使半反应左右两边的电 荷数相同
氧化还原和电极电位
=
Mn 2
4H
O
2
设c(MnO 4
)=c(Mn
2
)
1.00mol.L1,
=1.507V,
求PH=5,250C时的(MnO
4
/Mn
2
).
解
电极反应为
MnO +8H +5e 4
=
Mn 2
4H
O
2 Nhomakorabea0.05916 5
lg
c(MnO
4
)c(H
)8
c(Mn2 )
)=0.535V
(Br 2
/Br
)=1.087V
(Cl 2
/Cl
)=1.358V
(Fe3 /Fe2 )=0.770V
(MnO 4
/Mn
2
)=1.507V
选择 Fe (SO ) /Fe2 )更合理. 2 43
11:25
21
4.4.3判断氧化还原反应方向
可以直接用电极电位来判断氧化还原反应自发 进行的方向，即：
11:25
2
4.2 原电池 4.2.1原电池
11:25
3
原电池——将氧化还原反应的化学能转变为电能 的装置。
原电池由电极组成，原电池的化学反应由电极反 应组成，规定：
发生氧化反应的为负极，发生还原反应的为正极。
铜锌电池的反应为：
正极反应： Cu2+(c1) + 2e → Cu(s) 负极反应： Zn (s) → Zn2+(c2) + 2e 总反应为： Cu2+(c1) + Zn (s) → Zn2+(c2) + Cu(s)
氧化还原反应的电极电位计算电极电位与氧化还原反应的驱动力计算
氧化还原反应的电极电位计算电极电位与氧化还原反应的驱动力计算氧化还原反应是化学中非常重要的一类反应，涉及到电子的转移与传递。
在氧化还原反应中，电极电位是一个关键参数，用来描述电极上发生氧化还原反应的趋势和方向。
本文将介绍如何计算氧化还原反应的电极电位以及电极电位与氧化还原反应的驱动力之间的关系。
一、氧化还原反应的电极电位计算方法在氧化还原反应中，电极电位可以通过计算标准电极电位和非标准电极电位来确定。
标准电极电位是指在标准状况下（浓度为1 mol/L，温度为298K），电极上的氧化还原反应的电位。
非标准电极电位是指在非标准状况下，电极上的氧化还原反应的电位。
1. 计算标准电极电位标准电极电位的计算可以通过标准氧化还原电位表来实现。
标准氧化还原电位表列出了各个氧化还原对的标准电极电位值。
对于给定的氧化还原对，其标准电极电位可以通过两个半反应的标准电极电位之差来计算。
2. 计算非标准电极电位非标准电极电位可以通过涉及到的各种因素来确定，例如浓度、温度和电子传递系数等。
在实际应用中，可以使用尼尔斯特方程来计算非标准电极电位：E = E0 - (0.0592/n) * logQ其中，E是非标准电极电位，E0是标准电极电位，n是电子传递的电子数目，Q是反应物浓度之比的电子指数。
二、电极电位与氧化还原反应的驱动力计算方法氧化还原反应的驱动力可以通过计算电极电位之差来确定。
具体而言，氧化还原反应的驱动力等于电子传递的能力与电子转移的能力之间的差异。
根据热力学理论，氧化还原反应的驱动力可以通过以下公式计算：ΔG = -nFΔE其中，ΔG是氧化还原反应的自由能变化，n是电子传递的电子数目，F是法拉第常数，ΔE是氧化还原反应的电极电位差。
根据上述公式，我们可以通过计算氧化还原反应的电极电位差来确定反应的驱动力。
如果电极电位差为正值，说明反应是自发进行的，驱动力大；如果电极电位差为负值，反应是不自发进行的，驱动力小。
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第八章氧化还原反应与电极电位首页难题解析学生自测题学生自测答案章后习题解答难题解析 [TOP]例 8-1 写出并配平下列各电池的电极反应、电池反应，注明电极的种类。
（1） (-) Ag(s)│AgCl(s) │HCl(sln)│Cl2(100kp)│Pt(s) (+)（2） (-) Pb(s)│PbSO4(s)│K2SO4(sln)‖KCl(sln)│PbCl2(s)│Pb(s) (+)（3） (-) Zn(s)│Zn2+(c1)‖MnO4-(c2), Mn2+(c3), H+(c4)│Pt(s) (+)（4） (-) Ag(s) | Ag+ (c1) ‖Ag+(c2) │Ag(s) (+)分析将所给原电池拆分为两个电极。
负极发生氧化反应，正极发生还原反应，写出正、负极反应式，由正极反应和负极反应相加构成电池反应。
解（1）正极反应 Cl2(g)+2e- → 2 Cl－ (aq) 属于气体电极负极反应 Ag(s)+Cl-(aq) → AgCl(s)+e- 属于金属-难溶盐-阴离子电极电池反应 2Ag（s）+ Cl2(g) →2AgCl(s) n=2（2）正极反应 PbCl2(s)+2e- →Pb(s)+2Cl- (aq) 属于金属-难溶盐-阴离子电极负极反应 Pb(s)+SO42-(aq) →PbSO4(s)+2e- 属于金属-难溶盐-阴离子电极电池反应 PbCl2(s) +SO42- (aq)→PbSO4(s) +2Cl-(aq) n=2（3）正极反应 MnO4-(aq) +8H+(aq)+5e- →Mn2+(aq)+ 4H2O(l) 属于氧化还原电极负极反应 Zn(s) → Zn2+(aq)+2e- 属于金属-金属离子电极电池反应2MnO4- (aq)+16H+(aq)＋5Zn(s)→2Mn2+(aq)＋8H2O(l)＋5Zn2+ (aq) n=10 （4）正极反应 Ag+(c2) +e- → Ag(s) 属于金属-金属离子电极负极反应 Ag(s) → Ag+ (c1) + e- 属于金属-金属离子电极电池反应 Ag+(c2) → Ag+ (c1) n=1例 8-2 25℃时测得电池 (-) Ag(s)│AgCl(s)│HCl(c)│Cl2(100kp)│Pt(s) (+) 的电动势为1.136V，已知 ( Cl2/Cl-)=1.358V, ( Ag+/Ag)=0.799 6V，求AgCl的溶度积。
分析首先根据电池电动势和已知的标准电极电位，由Nernst方程求出 AgCl/Ag 。
其次：AgCl的平衡AgCl(s) Ag+ (aq)+ Cl-(aq)，方程式两侧各加Ag：AgCl(s) + Ag(s) Ag+ (aq)+ Cl-(aq) + Ag(s)AgCl与产物Ag组成AgCl/Ag电对；反应物Ag与Ag+组成Ag+/Ag电对。
AgCl(s)的溶度积常数为： = 。
解由电池表达式：正极反应 Cl2 (g)+ 2e- → 2 Cl-(aq)， = + lg负极反应 Ag(s) + Cl-(aq) → AgCl(s) + e-， = ＋ lg电池反应 Cl2(g) + 2Ag(s) → 2AgCl(s)E ＝ -＝( + lg )-( ＋ lg )＝1.136V，将和数据带入＝－1.136 V＝1.358 V－1.136 V＝0.222V，又由 AgCl(s) + Ag Ag+ + Cl- + Ag＝ =(0.222-0.799 6)V/0.059 16V＝-9.76Ksp(AgCl) = 1.74×10-10例 8-3 在Ag+、Cu2+离子浓度分别为1.00×10-2mol?L-1和1.00mol?L-1的溶液中加入铁粉，哪一种金属离子先被还原析出？当第二种金属离子被还原析出时，第一种金属离子在溶液中的浓度为多少？已知 ( Cu2+/Cu)=0.341 9V， (Ag+/Ag)=0.799 6V。
分析首先根据电极电位判断物质氧化性或还原性的相对强弱。
氧化能力强的氧化型物质将首先被还原。
随着反应进行，被还原金属离子浓度降低，电极电位减小，当减小到与第二种金属离子的电极电位相等时，第二种金属离子才能被还原。
解 = ＋ 0.059 16Vlog[Ag+]＝ 0.799 6V + 0.059 16Vlg(1.00×10-2) = 0.681 3 V= = 0.341 9 V由于＞，Ag+是较强氧化剂，当加入还原剂铁粉时首先被还原。
当 = 时，Cu2+离子被还原。
则= 0.799 6V+ 0.059 16Vlg[Ag+] = 0.341 9V[Ag+] = 1.82×10-8（mol?L-1）例8-4 298K时电池 (-) Pt(s)│H2(100kp)│NaOH(sln)│HgO(s)│Hg(l) (+) 的 =0.926V，反应H2(g)+ O2(g) = H2O(l)的△rHm = -285.84kJ ?mol-1。
又：H2(g) O2(g) H2O(l) Hg(l) HgO(s)Sθ/J?mol-1?K-1 130.5 205.03 69.94 77.4 70.29试求分解反应 HgO(s) Hg(l) + O2(g)(1) 在298K时氧的平衡分压；(2) 假定反应热与温度无关，HgO在空气中能稳定存在的最高温度是多少？解给定的电池反应：HgO(s)+ H2 → Hg(l) +H2O(l) 且n＝2 ……（1式）△rGmθ= -nFEθ= -2×96 500C?mol-1×0.926V＝-178 718 J?mol-1由 H2(g) + O2(g)＝H2O(l) ……（2式）△rGmθ[H2O (l)]＝△rHmθ－T×△rSmθ＝-285 840J?mol-1-298K×(69.94-130.5 - ×205.03) J?mol-1?K-1＝-237 244 J?mol-11式－2式得 HgO(s) → Hg(l) + O2(g) ……（3式）△rGmθ＝-178 718 J?mol-1-(-237 244 J?mol-1)＝58 526 J?mol-1(1) 由△rGmθ＝－RTlnKp，lnKp= -△rGmθ/RT = -58 526 J?mol-1/(8.314 J?mol-1?K-1×298K) = -23.62Kp=5.5×10-11== Kp2 =3.03×10-21atm = 3.07×10-19kPa(2) 反应 HgO(s) → Hg(l) + O2(g) 的△rSmθ =77.4 J?mol-1?K-1+ ×205.03 J?mol-1?K-1-70.29 J?mol-1?K-1=109.6 J?mol-1?K-1△rHmθ = △rGmθ + T△rSmθ=58 526 J?mol-1＋298K×109.6 J?mol-1?K-1 = 91 187 J?mol-1当HgO在空气中能稳定存在时， =0.2 atm，Kp= = 0.447再由 ==计算得 T2＝784.2K学生自测题 [TOP] 判断题选择题填空题问答题计算题一、判断题（对的打√，错的打×）1． CH4中C与4个H形成四个共价键，因此C的氧化值是4。
（）2．浓差电池Ag|AgNO3(c1)||AgNO3(c2)|Ag，c1< c2, 则左端为负极。
（）3．组成原电池的两个电对的电极电位相等时，电池反应处于平衡状态。
（）4．氢电极的电极电位是0.0000伏。
（）5．增加反应I2 + 2e- 2I-中有关离子的浓度，则电极电位增加。
（）二、选择题（将每题一个正确答案的标号选出） [TOP]1．下列关于氧化值的叙述中，不正确的是（）A. 单质的氧化值为0B. 氧的氧化值一般为-2C. 氢的氧化值只能为+1D. 氧化值可以为整数或分数E. 在多原子分子中，各元素的氧化值的代数和为02．下列原电池中，电动势最大的是（）A. (-) Zn|Zn2+(c)‖Cu2+(c)|Cu (+)B. (-) Zn|Zn2+(0.1c)‖Cu2+(0.2c)|Cu (+)C. (-) Zn|Zn2+(c)‖Cu2+(0.1c)|Cu (+)D. (-) Zn|Zn2+(0.1c)‖Cu2+(c)|Cu (+)E. (-) Zn|Zn2+(2c)‖Cu2+(c)|Cu (+)3．已知 (Zn2+/Zn)=－0.76V， (Ag+/Ag)=0.80V，将这两电对组成原电池，则电池的标准电动势为 ( )A. 2.36VB. 0.04VC. 0.84VD. 1.56VE. 1.18V4．对于电池反应Cu2+ + Zn＝Cu + Zn2+，下列说法正确的是（）A. 当c(Cu2+)＝c(Zn2+)时，电池反应达到平衡。
B. 当 (Zn2+/Zn)＝ (Cu2+/Cu) 时，电池反应达到平衡。
C. 当Cu2+，Zn2+均处于标准态时，电池反应达到平衡。
D. 当原电池的标准电动势为0时，电池反应达到平衡。
E. 当原电池的电动势为0时，电池反应达到平衡。
5．已知 (Fe2+/Fe)＝－0.45V， (Ag+/Ag)＝0.80V， (Fe3+/Fe2+)＝0.77V，标准状态下，上述电对中最强的氧化剂和还原剂分别是 ( )A. Ag+，Fe2+B. Ag+，FeC. Fe3+，FeD. Fe2+，AgE. Fe3+，Fe2+三、填空题 [TOP]1．Fe3O4中Fe的氧化值为 (1) ； Na2O2中O的氧化值为 (2) 。
2．在氧化还原反应中，电极电位值愈负的电对，其还原型物质 (3) 电子的倾向愈大，是愈强的 (4) 剂。
3．对于电极反应Mn++Xe- M(n-x)+，若加入M (n-x)+的沉淀剂或络合剂，则此电极的电极电位将 (5) ，Mn+的氧化性将 (6) 。
四、问答题 [TOP]1．随着溶液pH的升高，下列物质的氧化性有何变化？MnO ，Cr2O ，Hg ，Cu2+，H2O2，Cl22．应用标准电极电位数据，解释下列现象：（1）为使Fe2+溶液不被氧化，常放入铁钉。
（2）H2S溶液，久置会出现浑浊。
（3）无法在水溶液中制备FeI3 。
（ (Fe3+/Fe2+)＝0.77V， (Fe2+/Fe)＝－0.45V， (S/H2S)＝0.14V， (O2/H2O)＝1.23V，(I2/I-)＝0.54V ）五、计算题 [TOP]1．设计一原电池，计算AgCl的溶度积常数Ksp，并写出原电池的组成式。
2．已知 (Cu2+/Cu)＝0.340V， (Ag+/Ag)＝0.799V，将铜片插入0.10mol?L-1 CuSO4 溶液中，银片插入0.10mol?L-1 AgNO3 溶液中组成原电池。