有一原电池Ag | AgCl(s) | Cl-(a=1)||Cu2+(a=0、01)| Cu。(1)写出上述原电池的反应式;(2)计算该原电池在25℃时的电动势E;(3)25℃时,原电池反应的 吉布斯函数变(rG m)与平衡常数K各为多少?已知:E(Cu2+|Cu) = 0、3402V,E(Cl-|AgCl|Ag) =0、2223 V。

考查要点：本题主要考查原电池反应式的书写、电动势的计算以及吉布斯函数变与平衡常数的关系。
解题思路：

1. 确定正负极：根据标准电极电势，正极为电势高的Cu²+/Cu，负极为电势低的AgCl/Ag。
2. 书写半反应：负极Ag被氧化生成AgCl，正极Cu²+被还原为Cu，结合电子守恒写出总反应。
3. 电动势计算：利用Nernst方程分别计算两极实际电势，再求差。
4. 热力学关系：通过电动势计算ΔG，再通过ΔG°与平衡常数K的关系求解。

第（1）题

负极反应：
$\text{Ag(s)} + \text{Cl}^- \rightarrow \text{AgCl(s)} + e^-$
正极反应：
$\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu(s)}$
总反应：将两式相加，得：
$2\text{Ag} + 2\text{Cl}^- + \text{Cu}^{2+} \rightarrow 2\text{AgCl(s)} + \text{Cu(s)}$

第（2）题

计算正极电势

$E_{\text{正}} = E^\circ_{\text{Cu}^{2+}|\text{Cu}} + \frac{0.05916}{2} \lg \frac{1}{[\text{Cu}^{2+}]}$
代入数据：
$E_{\text{正}} = 0.3402 - \frac{0.05916}{2} \lg \frac{1}{0.01} = 0.3402 - 0.05916 = 0.28104 \, \text{V}$

计算负极电势

因$\text{Cl}^-$活度为1，负极电势保持标准值：
$E_{\text{负}} = E^\circ_{\text{Cl}^-|\text{AgCl}|\text{Ag}} = 0.2223 \, \text{V}$

原电池电动势

$E = E_{\text{正}} - E_{\text{负}} = 0.28104 - 0.2223 = 0.05874 \, \text{V}$

第（3）题

吉布斯函数变

$\Delta G_m = -zFE = -2 \times 96485 \times 0.05875 = -11337 \, \text{J/mol} = -11.337 \, \text{kJ/mol}$

平衡常数

标准吉布斯函数变：
$\Delta G^\circ = -zFE^\circ = -2 \times 96485 \times (0.3402 - 0.2223) = -22730 \, \text{J/mol}$
计算$\ln K$：
$\ln K = -\frac{\Delta G^\circ}{RT} = \frac{22730}{8.314 \times 298.15} \approx 9.178$
求$K$：
$K = e^{9.178} \approx 9.68 \times 10^3$