1第八章氧化还原反应与氧化还原滴定习题1.是非判断题1-1氧化数在数值上就是元素的化合价。1-2Na2S，Na2S2O3，Na2SO4和NaS4O6中，硫离子的氧化数分别为-2，2，4，6和+5/2。1-3NH4+中，氮原子的氧化数为-3，其共价数为4。1-4氧化数发生改变的物质不是还原剂就是氧化剂。1-5任何一个氧化还原反应都可以组成一个原电池。1-6两根银丝分别插入盛有0.1mol·L-1和1mol·L-1AgNO3溶液的烧杯中，且用盐桥将两只烧杯中的溶液连接起来，便可组成一个原电池。1-7在设计原电池时，值大的电对应是正极，而值小的电对应为负极。1-8原电池中盐桥的作用是盐桥中的电解质中和两个半电池中过剩的电荷。1-9半反应NO3-+H++eNO+H2O配平后，氧化态中各物质的系数依次为1，4，3。1-10在碱性介质中进行的反应CrO2-+Cl2+OH-CrO42-+Cl-+H2O被配平后反应生成物CrO42-的系数分别为8和2。1-11对电极反应S2O82-+2e2SO42-来说，S2O82-是氧化剂被还原，SO42-是还原剂被氧化。1-12原电池中，电子由负极经导线流到正极，再由正极经溶液到负极，从而构成了回路。1-13金属铁可以置换CuSO4溶液中的Cu2+，因而FeCl3溶液不能与金属铜反应。1-14标准电极电势表中的θ值是以氢电极作参比电极而测得的电势值。1-15电极电势表中所列的电极电势值就是相应电极双电层的电势差。1-16某电对的标准电极电势是该电对与标准氢电极组成原电池时的原电池电动势。1-17电极反应为Cl2+2e2Cl-的电对Cl2/Cl-的Eθ=1.36V;电极反应为12Cl2+eCl-时θ（Cl2/Cl-）=1/2×1.36=0.68V。1-18电极电势大的氧化态物质氧化能力大，其还原态物质还原能力小。1-19在一定温度下，电动势E只取决于原电池的两个电极，而与电池中各物质的浓度无关。1-20在氧化还原反应中，两电对的电极电势的相对大小，决定氧化还原反应速率的大小。1-21任何一个原电池随着反应的进行，电动势E在不断降低。1-22改变氧化还原反应条件使电对的电极电势增大，就可以使氧化还原反应按正反应方向进行。1-23在自发进行的氧化还原反应中，总是发生标准电极电势高的氧化态被还原的反应。1-24由自发进行的氧化还原反应设计而成的原电池，正极总是标准电极电势高的氧化还原电对。1-25在电极反应Ag++eAg中，加入少量NaI(s)，则Ag的还原性增强。1-26电对的和θ的值的大小都与电极反应式的写法无关。21-27对于一个反应物与生成物都确定的氧化还原反应，由于写法不同，反应转移的电子数Z不同，则按能斯特方程计算而得的电极电势的值也不同。1-28电对MnO4-/Mn2+和Cr2O7/Cr3+的电极电势随着溶液pH值减小而增大。1-29对于电对Cu2+/Cu，加入某种配位剂后，对其电极电势产生的影响是逐渐增大。1-30电池电动势等于发生氧化反应电极的电极电势减去发生还原反应电极的电极电势。1-31原电池电动势与电池反应的书写方式无关，而标准平衡常数却随反应式的书写而变，氧化剂电对的电极电势必定与还原剂电对的电极电势相等。1-32对于电池反应Cu2++Zn=Cu+Zn2+，增加系统Cu2+的浓度必将使电池的电动势增大，根据电动势与平衡常数的关系可知，电池反应的K也必将增大。1-33若氧化还原反应两电对转移电子的数目不等，当反应达到平衡时，氧化剂电对的电极电势必定与还原剂电对的电极电势相等。1-34溶液中同时存在几种氧化剂，若它们都能被某一还原剂还原，一般说来，电极电势差值越大的氧化剂与还原剂之间越先反应，反应也进行得越完全。1-35在25℃时(-)Fe|Fe3+(c1)||Ag+(c2)|Ag(+)电池中，已知电池电动势为E，若在Ag+离子溶液中加入少量浓氨水，则电池的电动势降低。1-36已知电池(-)Ag，AgCl(s)||HCl(0.01mol·L-1)︱Cl2(Pθ)，Pt(+)在25℃时的E=1.135V。若以c=0.1mol·L-1的HCl代替c=0.01mol·L-1的HCl时，电池电动势将发生改变。1-37电极反应Cu2++2eCu和Fe3++eFe2+中的离子浓度减小一半时，(Cu2+/Cu)和(Fe3+/Fe)的值都不变。1-38酸碱指示剂的变色是由得失H+引起的，同样氧化还原指示剂的变色一定是由得失e所造成的。1-39条件电极电势是考虑溶液中存在副反应及离子强度影响之后的实际电极电势。1-40氧化还原滴定中，影响电势突跃范围大小的主要因素是电对的电势差，而与溶液的浓度几乎无关。2.选择题2-1在2KMnO4+16H...
