已知E0Hg2+/Hg=0.793V和Hg2Cl2的Ksp=1.3*10-18若在Cl-保持0.01mol/l溶液中则上述电对的电极电位应是()V。

根据题干中提供的信息，电极反应为 Hg2+/Hg，已知标准电极电位 E0Hg2+/Hg = 0.793 V。同时，在Cl-浓度为0.01 mol/L的条件下，要求确定电对的电极电位。根据 Nernst 方程，可以计算出电极电位的变化： E = E0 - (RT/nF) * ln(Q) 其中，E是电极电位，E0是标准电极电位，R是理想气体常数，T是温度，n是电子转移的摩尔数，F是法拉第常数，Q是反应物浓度比的电位系数。 在这个问题中，电子转移的摩尔数为2，温度和反应物浓度保持不变，因此可以将问题简化为： E = E0 - (0.0592/2) * log(Q) 其中，Q表示反应物的电位系数，对于溶解度积常数（Ksp）问题，Q = [Hg2+][Cl-]^2，所以可以得到： E = E0 - (0.0592/2) * log(Ksp/[Cl-]^2) 将已知的值代入计算，得到： E = 0.793 - (0.0592/2) * log(1.3*10^-18/(0.01)^2) 计算结果约为0.383 V，因此答案选择C。