11、 由反应Zn (s) + 2H+ (xmol·L-1 ) Zn2+(1.0 mol·L-1) + H2 (1.0×105 Pa ) 组成原电池,测得其电动势为0.615V,E ( Zn2+ / Zn )= -0.763V ,则氢电极溶液的PH为…………（ ）A. 10.203B. 2.500C. 3.010D. 5.118

本题考查原电池电动势的计算及能斯特方程的应用。关键点在于确定两个半电池的电极电势，利用电动势公式建立方程求解氢离子浓度，进而计算pH值。需注意：

1. 锌电极为阳极（氧化反应），氢电极为阴极（还原反应）；
2. 锌电极的标准电极电势已知，其实际电势可通过能斯特方程计算；
3. 氢电极的实际电势与溶液中氢离子浓度相关，结合电动势公式联立求解。

步骤1：确定半电池电极电势

• 锌电极（阳极）：
  反应为 $Zn(s) \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$，标准电极电势 $E^\circ(Zn^{2+}/Zn) = -0.763\ \text{V}$。
  根据能斯特方程：
  $E_{\text{阳}} = E^\circ + \frac{0.05916}{2} \log [Zn^{2+}]$
  代入 $[Zn^{2+}] = 1.0\ \text{mol/L}$，得 $E_{\text{阳}} = -0.763\ \text{V}$。

• 氢电极（阴极）：
  反应为 $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2$，标准电极电势 $E^\circ(H^+/H_2) = 0\ \text{V}$。
  根据能斯特方程：
  $E_{\text{阴}} = 0 + \frac{0.05916}{2} \log \frac{[H^+]^2}{P_{H_2}}$
  由于 $P_{H_2} = 1.0 \times 10^5\ \text{Pa} = 1\ \text{atm}$，化简为：
  $E_{\text{阴}} = 0.05916 \log [H^+]$

步骤2：建立电动势方程

原电池电动势公式为：
$E_{\text{cell}} = E_{\text{阴}} - E_{\text{阳}}$
代入已知 $E_{\text{cell}} = 0.615\ \text{V}$，得：
$0.615 = 0.05916 \log [H^+] - (-0.763)$
整理得：
$0.05916 \log [H^+] = 0.615 - 0.763 = -0.148$
解得：
$\log [H^+] = \frac{-0.148}{0.05916} \approx -2.502$
因此：
$[H^+] = 10^{-2.502} \approx 3.095 \times 10^{-3}\ \text{mol/L}$

步骤3：计算pH值

$\text{pH} = -\log [H^+] = -(-2.502) = 2.502 \approx 2.500$