高三化学暑期复习专题训练-氧化还原反应

高考化学复习热点问题专题训练一氧化还原反应氧化还原反应几乎每年高考都无法回避。氧化还原反应贯穿整个中学化学教材，既是重点又是难点。考查多以选择题和配平题的方式出现，在综合题中涉及到化学部分内容时，又往往以书写化学方程式的形式出现。在某些计算题中涉及到氧化还原反应时，又以先写化学方程式后根据方程式进行反应物和生成物的相关的量的计算。理解氧化还原反应的特征、规律，掌握电子守恒原理的巧妙运用，同时明确基本概念，牢记常见氧化剂、还原剂性质的强弱顺序，就能顺利地解出题目。相关知识点：一、概念：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应二、特征（判断方法）：化合价发生变化三、本质：反应过程中有电子得失（或偏移）凡没有电子转移（得失或偏移）的反应，就是非氧化还原反应。表示方法：1.双线桥法：表明了物质中的元素的原子在反应前后的电子得失情况 得2e-MnO2+4HCl MnCl2+Cl2+2H2O失2e-2.单线桥法：表明了物质在反应过程中电子的转移情况2e-MnO2 + 4HClMnCl2+Cl2+2H2O四、有关概念得电子，化合价降低，被还原，发生还原反应氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物（氧化性）（还原性） 失电子，化合价升高，被氧化，发生氧化反应五、基本规律及应用1.守恒律：化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等。应用：有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原方程式。2.价态律：元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质。物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。应用：判断元素或物质氧化性或还原性的有无。3.强弱律：较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质。亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。4.转化律：氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素，相邻价态间不发生氧化还原反应。应用：分析判断氧化还原反应能否发生。5.难易律：越易失电子的物质，失后就越难得电子，越易得电子的物质，得后就越难失去电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应。同理，一种还原剂遇多种氧化剂时，氧化性最强的优先发生反应。应用：判断物质的稳定性及反应顺序（注意：难失电子的物质不一定易得电子）。六、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法1. 根据金属活动顺序判断 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au 单质的还原性逐渐减弱对应的阳离子氧化性逐渐增强2.根据非金属活动性顺序进行判断 F2 Cl2 O2 Br2 I2 S P C Si H2 氧化性逐渐减弱 F- Cl- O2- Br- I- S2- 还原性逐渐增强3.根据反应方程式进行判断 氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物还原性：还原剂还原产物 氧化性：氧化剂氧化产物4.据被氧化或被还原的程度的不同进行判断。Fe+2HCl=FeCl2+H2 2Fe+3Cl2= 2FeCl3Cl2将Fe氧化至+3价，而HCl只能将Fe氧化为+2价，故氧化性：Cl2 HCl5.据氧化还原反应进行的难易程度（反应条件）的不同进行判断6.依据元素周期律进行判断例题分析例1 一定条件下硝酸铵受热分解的未配平化学方程式为：NH4NO3HNO3+N2+H2O在反应中被氧化与被还原的氮原子数之比为（ ）A.53 B.54 C.11 D.35解析 本题考查氧化还原反应的概念极守恒律和同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉的规律的应用。从观察可看出，涉及化合价改变的只有氮元素，NH4+转变成N2， N元素的化合价由3价升高到零，升了3价，被氧化；NO3-转变为N2， N元素的化合价由+5价降低到零，降了5价被还原，再根据化合价升降守恒律得两者的最小公倍数为15，氮原子数分别乘以5和3，所以被氧化与被还原的氮原子数之比为53。正确答案为A。或以下列方法： 3e-5 NH4NO3HNO3 +N2+H2O +5e-3可以看出，被氧化的是组成NH4+的N元素，被还原的是组成NO3-的N元素，其原子数之比为53。例2 已知常温下，在溶液中发生如下反应（1）16H+10Z-+2XO4-=2X2-+5Z2+8H2O（2）2A2+B2=2A3+2B- （3）2B-+Z2=2Z-+B2由此推断下列说法错误的是（ ）A.反应Z2+2A2+=2A3+2Z- 可以进行B.Z元素在（1）、（3）的反应中均被还原 C.氧化性由强到弱的顺序是XO4-、Z2、A3+、B2 D.还原性由强到弱的顺序是Z-、B-、A2+、X2+解析 本题考查氧化还原反应的基本概念及根据化学方程式判断出物质的氧化性、还原性的强弱。在反应（1）中，Z元素的化合价由1到0，化合价升高，被氧化；而反应（3）中，Z元素的化合价由0到1，化合价降低了，被还原，选项B错误。由根据化学方程式判断物质的氧化性、还原性的强弱规律，由反应（1）得到，氧化性：XO4-Z2 ，还原性：Z-X2-；由反应（2）得到，氧化性：B2A3+，还原性：A2+B-；由反应（3）得到，氧化性：Z2B2，还原性：B-Z-；综上可得氧化性：XO4-Z2B2A3+，还原性：A2+B-Z-X2-。选项C、D均错误。由上述氧化性的顺序可知选项A正确。例3 用0.1mol/L的Na2SO3溶液30mL恰好将210-3mol 的XO4-离子还原，则X元素被还原后的价态为（ ）A.+1 B.+2 C.+3 D.+4解析 本题主要考查根据氧化还原XO4-离子还原反应的基本规律守恒律确定元素的化合价。由题干：Na2SO3将XO4-离子还原，得Na2SO3作还原剂，所含元素化合价升高，依据Na2SO3的性质可知，氧化产物是Na2SO4，是S元素的化合价由+4升高至+6，失去2e-，而0.1mol/L的Na2SO3溶液30mL，物质的量为310-3mol，共失去电子：2310-3mol=610-3mol。由得失电子守恒得XO4-离子得到的电子的物质的量应为610-3mol，则每个XO4-离子得到电子为610-3mol210-3mol=3个，X元素的化合价应降低3价，所以X由+7降到+4。或者根据化合价升降守恒计算也可。Na2SO3与XO4-离子的物质的量之比为(310-3)(210-3)=32，3Na2SO3共升高6，2 XO4-降低应为6，每个X降3，所以X由+7降到+4。故正确答案为D。例4 针对以下AD 4个涉及H2O2的反应（未配平），填写空白：A. Na2O2+HClH2O2+NaClB. Ag2O+H2O2Ag+O2+H2OC.H2OH2O+O2D. H2O2+Cr2(SO4)3+KOHK2CrO4+K2SO4+H2O（1）H2O2仅体现氧化性的反应是（填代号） ，该反应配平的化学方程式为 。（2）H2O2既体现氧化性又体现还原性的反应是（填代号） 。（3）H2O2体现弱酸性的反应是（填代号） ，其理由为 。解析 本题以过氧化氢为素材，考查有关氧化还原反应的基础知识及思维的严密性，同时考查对具体问题的分析判断能力。反应A是一个非氧化还原反应。盐酸是强酸，它与Na2O2反应除了生成盐以外还得到H2O2，按照“强酸可置换弱酸”的规律，在此反应中H2O2表现出弱酸的性质。反应B中Ag2O变成单质银，可见H2O2当是一种还原剂，其中的氧元素可认为从氧化银而来。C是H2O2的分解反应，是一个自身氧化还原反应，H2O2既表现出了氧化性，又表现了还原性。反应中Cr2(SO4)3转变成K2CrO4，其中Cr元素的化合价由+3价升至+6价，Cr2(SO4)3作还原剂，则H2O2当氧化剂，表现氧化性。由守恒律配平反应D。正确答案为：（1）D，3H2O2+Cr2(SO4)3+10KOH=2K2CrO4+3K2SO4+8H2O（2）C （3）A 这一反应可看作是强酸制取弱酸的反应。例5 14g铜、银合金跟足量的浓硝酸反应，将产生的NO2气体与1.12L（标准状况）氧气混合，通入水中恰好全部吸收，则合金中铜的质量是（ ）A.1.6g B.3.2g C.6.4g D。 9.6g解析 本题考查应用氧化还原反应的规律进行计算的能力，要求思维的逻辑性和灵活性。初看是一个根据化学方程式进行的计算题，实质只要抓住氧化还原反应的实质即可巧解。铜、银被HNO3氧化生成Cu2+、Ag+，即Cu、Ag失去电子转移给了HNO3，而还原产物NO2与氧气混合，通入水中恰好全部吸收时，发生如下反应：4NO2+O2+2H2O=4HNO3，NO2被氧化成HNO3，即NO2失去电子转移给了O2。由N原子守恒知：被还原的HNO3和生成的HNO3是等量的，则综合整个过程可看作：Cu、Ag失去的电子转移给了O2。解题过程如下：设：Cu、Ag的物质的量分别为x、得 64g/molx+108g/moly=14g 2x+y= （电子守恒）解得x=0.05mol，y=0.1mol 。铜的质量为64g/mol0.05mol=3.2g。正确答案为B。强化训练1.某金属单质跟一定浓度的硝酸反应，假定只产生单一的还原产物。当参加反应的单质与被还原硝酸的物质的量之比为21时，还原产物是（ ）A. NO2 B. NO C.N2O D.N22.溴化碘的分子式为IBr。它的化学性质活泼，能跟大多数金属反应，也能跟某些非金属单质反应，它跟水反应的化学方程式为：IBr+H2O=HBr+HIO下列关于溴化碘的叙述中，不正确的是（ ）A.固态IBr是分子晶体B.把0.1mol IBr加入水中配成500mL溶液，所得溶液中Br-和I-的物质的量浓度均为0.2mol/LC.IBr跟水的反应是一个氧化还原反应 D.在化学反应中，IBr可以作为氧化剂3.已知XeF4+2CH3CH=CH22CH3CH2CHF2+Xe，下列有关说法正确的是（ ）A.该反应不属于氧化还原反应 B.XeF4既是氧化剂又是还原剂C.反应中电子由Xe转移到C D.氧化剂与还原剂的物质的量之比为124.(NH4)2SO4在强热条件下分解生成NH3、SO2、N2、H2O，反应中生成的氧化产物和还原产物个数比为（ ）A. 13 B. 23 C. 11 D. 435.依据2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl-，HClO+HCl=Cl2+H2O，2Fe3+Cu=2Fe2+Cu2+，Fe+Cu2+=Fe2+Cu。下列关于氧化剂的氧化性强弱判断正确的是（ ）A. Fe3+ HClOCl2Fe2+ Cu2+ B. HClO Cl2 Fe3+ Cu2+Fe2+C. Cl2HClOFe3+ Cu2+Fe2+ D. HClO Cl2 Cu2+Fe3+ Fe2+6.下列叙述正确的是（ ）A.元素的单质可由氧化或还原该元素的化合物制得B.得电子越多的氧化剂，其氧化性越强C.阳离子只能得电子被还原，只能做氧化剂D.含有最高价元素的化合物一定有强的氧化性7.需加入氧化剂才能实现的变化为（ ）A.MnO2MnSO4 B.AlO2-Al(OH)3 C.KIKIO3 D.HNO3NO8.R2O8n-在一定条件下将Mn2+氧化为MnO4-，若反应中R2O8n-变成RO42-离子，反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为52，则n是（ ）A. 1 B. 2 C. 3 D. 49.在pH=0的溶液中，下列各组离子因发生氧化还原反应而不能大量共存的（ ）A. Ag+、Ca2+、Cl-、CO32- B.ClO-、S2-、K+、Na+C.Fe2+、Na+、K+、NO3- D.K+、Na+、Br-、Cl-10.人体血红蛋白中含有Fe2+，若误食亚硝酸盐，会使人中毒，因为亚硝酸盐会使Fe2+转化为Fe3+生成高铁血红蛋白而丧失与O2的结合能力。服用维生素C可缓解亚硝酸盐中毒，说明维生素C具有（ ）A.酸性 B.碱性 C.氧化性 D.还原性 11.工业上从含硒的废料中提取硒的方法之一是用硫酸和硝酸钠处理废料，获得亚硝酸和少量硒酸，再与盐酸共热，硒酸被转化为亚硒酸：2HCl+H2SeO4=H2SeO3+Cl2+H2O。通SO2于亚硒酸溶液中，有单质硒析出。据此，下列叙述正确的是（ ）A.H2SeO4的氧化性弱于Cl2 B.亚硒酸氧化性强于H2SO3 C.二氧化硒的还原性强于二氧化硫 D.析出1molSe需H2SeO3、SO2、H2O各1mol。12.已知I-、Fe2+、SO2、Cl-和H2O2均有还原性，它们在酸性溶液中的还原性强弱顺序为Cl-Fe2+H2O2I-SO2。则下列反应不能发生的是（ ）A.2Fe2+SO42-+4H+=2Fe3+SO2+2H2O B.I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HIC.H2O2+H2SO4=SO2+O2+2H2O D.2Fe3+2I-=2Fe2+I213.一定量的KClO3中加入浓盐酸发生如下反应，KClO3+HClKCl+Cl2+H2O（未配平），其中发生氧化反应的元素与发生还原反应的元素的质量比为（ ）A.16 B. 61 C.15 D.51 14.6.4g铜与过量硝酸(8mol/L、60mL)充分反应后,硝酸的还原产物有NO、NO2，反应后溶液中所含H+为amol，此时溶液中所含NO3-的物质的量为（ ）A.0.28mol B.0.31mol C.（a+0.2）mol D.（a+0.4）mol15.将分别含有MnO4-、Fe2+、Fe3+、I-的溶液混合，调整溶液的pH=1，充分反应后这四种离子中：若I-有剩余，则溶液中还存在的离子是 ，一定不存在的离子是 。16.在淀粉碘化钾溶液中，滴入少量NaClO溶液，并加入少量硫酸，溶液立即变蓝，这是因为（用离子方程式表示） 。在上述蓝色溶液中，滴加足量的Na2SO3溶液，蓝色消失，这是因为（用化学方程式表示） 。 从