氧化還原反應(作業(yè)更正)-資料下載頁
2025-03-25 05:07本頁面
【正文】 =[ H+]平衡+2； 解此方程可以獲得[H+]平衡= 。 此外，從反應式可以看出生成1oml的Mn2+需要消耗4mol的H+， 故[H+]起始= + 4 = 。 故所以，如要用鹽酸與MnO2制備氯氣，必須用濃鹽酸。，根據(jù)此圖回答下列問題。（1） 計算后說明H2O2在酸性溶液中的氧化性強弱，在堿性溶液中的還原性強弱。（2） 計算后說明H2O2在酸性溶液和堿性溶液中的穩(wěn)定性。（3） 計算H2O的離子積常數(shù)。解：物質(zhì)的氧化性與還原性強弱與對應的電對電極電勢大小有關，如果還原電勢越大，氧化性越強，反之則還原性越強。根據(jù)給出的電勢圖，未知電對的電極電勢為：酸性體系中：堿性體系中：（1）如果H2O2為氧化劑，即獲得電子，對應電對為H2O2/H2O（酸性）和HO2/OH（堿性），從電勢圖可見，前者的電極電勢明顯要高一些，即在酸性中H2O2的氧化性更強。如果H2O2為還原劑，即給出電子，對應的電對為：O2/H2O2（酸性）和O2/HO2（堿性），從電勢圖可見，前者的電極電勢明顯要高一些，即在堿性中H2O2的還原性更強。（2）從電勢圖還可以看出，酸性與堿性介質(zhì)中，右邊電極電勢都大于左邊電極電勢，說明H2O2在酸性與堿性中都要發(fā)生歧化反應，即穩(wěn)定性較差。但在酸性介質(zhì)中差異要大一些，說明在堿性介質(zhì)中的歧化程度沒有酸性大，即在堿性介質(zhì)中的穩(wěn)定性更高一些。（3）H2O的離子積常數(shù)對于的反應式為H2O = H+ + OH；兩邊同加上H2O2，則H2O* + H2O2 = H+ + OH + H2O2* ?；騂2O* + H+ + HO2 = H+ + OH + H2O2*將反應設計為電池，電極反應為：正極反應：HO2 + H+ + 2e = 2O*H 負極反應：H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O*電池反應為：2H2O = 2H+ + 2OH；電池電動勢ε0=φ正φ負= – = （V）反應的平衡常數(shù)為：根據(jù)平衡常數(shù)之間的關系：答：1015；
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