氧化还原反应经典练习题

氧化还原反应经典练习题氧化还原反应作为化学学科的核心概念之一，贯穿于无机化学、有机化学乃至生物化学的各个领域。理解其本质——电子的转移，并掌握相关的判断、分析与计算方法，是学好化学的基石。本文精选若干经典练习题，辅以细致解析，旨在帮助读者巩固基础、提升能力，真正做到融会贯通。一、基本概念辨析与判断例题1：下列关于氧化还原反应的说法中，正确的是（）A.氧化还原反应的本质是元素化合价的升降B.氧化剂在反应中失去电子，发生氧化反应C.还原剂在反应中被氧化，其对应产物为还原产物D.置换反应一定是氧化还原反应，而复分解反应一定不是解析：本题考查氧化还原反应的基本概念。A选项，氧化还原反应的本质是电子的转移（得失或偏移），化合价升降只是其外在表现，故A错误。B选项，氧化剂在反应中应是得到电子（或电子对偏向），发生还原反应，B错误。C选项，还原剂在反应中失去电子（或电子对偏离），被氧化，其对应产物应为氧化产物，C错误。D选项，置换反应是单质与化合物反应生成新单质和新化合物，必然伴随电子转移，一定是氧化还原反应；而复分解反应是离子间的交换，无电子转移，一定不是氧化还原反应，D正确。答案：D例题2：判断下列反应是否为氧化还原反应，若是，请指出氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物。1.氢气在氯气中燃烧2.碳酸钙高温分解3.铁与硫酸铜溶液反应4.氢氧化钠与盐酸中和解析：判断依据是反应前后是否有元素化合价的变化。1.是。H₂+Cl₂=2HCl。氢元素化合价从0升高到+1，H₂是还原剂，被氧化，氧化产物是HCl；氯元素化合价从0降低到-1，Cl₂是氧化剂，被还原，还原产物是HCl。（注：此反应中HCl既是氧化产物也是还原产物）。2.否。CaCO₃=CaO+CO₂↑。反应前后各元素化合价均无变化。3.是。Fe+CuSO₄=FeSO₄+Cu。铁元素化合价从0升高到+2，Fe是还原剂，被氧化，氧化产物是FeSO₄（或Fe²⁺）；铜元素化合价从+2降低到0，CuSO₄是氧化剂（或Cu²⁺是氧化剂），被还原，还原产物是Cu。4.否。NaOH+HCl=NaCl+H₂O。酸碱中和反应，无元素化合价变化。二、电子转移的表示与分析例题3：用双线桥法表示下列反应中电子转移的方向和数目，并指出氧化剂和还原剂。MnO₂+4HCl(浓)=MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O解析：双线桥法需明确标出反应前后同一元素化合价的变化，以及电子得失的方向和总数。首先分析化合价变化：Mn：MnO₂中为+4价，MnCl₂中为+2价，化合价降低2价，得到2e⁻。Cl：HCl中部分Cl⁻为-1价，Cl₂中为0价，每个Cl原子化合价升高1价，每个Cl₂分子中有2个Cl原子，故共失去2e⁻。双线桥表示：（从MnO₂中的Mn指向MnCl₂中的Mn，线上注明“得到2e⁻，化合价降低，被还原”）（从HCl中的Cl指向Cl₂中的Cl，线上注明“失去2e⁻，化合价升高，被氧化”）氧化剂：MnO₂；还原剂：HCl（注意：只有部分HCl作还原剂，另一部分起酸性作用）。例题4：用单线桥法表示下列反应中电子转移的方向和数目。2Al+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+3H₂↑解析：单线桥法直接表示电子从还原剂转移到氧化剂的方向和总数，不标“得到”或“失去”。Al元素化合价从0升高到+3，每个Al原子失去3e⁻，2个Al原子共失去6e⁻。H元素化合价从+1降低到0，每个H⁺得到1e⁻，生成1个H₂分子需要2个H⁺得到2e⁻，3个H₂分子共得到6e⁻。单线桥表示：（从Al指向H₂SO₄中的H，线上注明“6e⁻”）三、氧化还原反应方程式的配平例题5：配平下列氧化还原反应方程式：□Cu+□HNO₃(稀)=□Cu(NO₃)₂+□NO↑+□H₂O解析：配平的关键是抓住化合价升降总数相等（电子守恒）。1.标价态，找变价：Cu：0→+2，升2价（失2e⁻）N：HNO₃中部分N为+5→NO中为+2，降3价（得3e⁻）2.求最小公倍数，使得失电子守恒：2和3的最小公倍数是6。因此，Cu的系数×3（共失6e⁻），NO的系数×2（共得6e⁻）。初步配平：3Cu+HNO₃(稀)=3Cu(NO₃)₂+2NO↑+H₂O3.观察法配平其他物质（考虑N元素守恒和H、O元素守恒）：右侧Cu(NO₃)₂中有3×2=6个NO₃⁻，NO中有2个N，故左侧HNO₃的总系数应为6（酸性）+2（氧化性）=8。再根据H元素守恒，H₂O的系数为4（8H→4H₂O）。最后用O元素检验是否守恒：左侧8×3=24，右侧3×6（Cu(NO₃)₂中的O）+2×1（NO中的O）+4×1（H₂O中的O）=18+2+4=24，守恒。配平结果：3Cu+8HNO₃(稀)=3Cu(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O例题6：配平离子方程式：□MnO₄⁻+□Fe²⁺+□H⁺=□Mn²⁺+□Fe³⁺+□H₂O解析：离子方程式的配平同样遵循电子守恒、电荷守恒和原子守恒。1.标价态，找变价：Mn：MnO₄⁻中+7→Mn²⁺中+2，降5价（得5e⁻）Fe：+2→+3，升1价（失1e⁻）2.电子守恒：5和1的最小公倍数是5。故MnO₄⁻系数×1，Fe²⁺系数×5。初步：MnO₄⁻+5Fe²⁺+H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+H₂O3.电荷守恒：左侧电荷总数=(-1)+5×(+2)+n(H⁺)×(+1)=-1+10+n=9+n右侧电荷总数=(+2)+5×(+3)=2+15=17故9+n=17→n=8，即H⁺系数为8。4.原子守恒（H、O）：左侧8个H⁺，故H₂O系数为4。O原子：左侧4→右侧4×1=4，守恒。配平结果：MnO₄⁻+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O四、氧化性、还原性强弱比较例题7：根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是（）①H₂SO₃+I₂+H₂O=2HI+H₂SO₄②2FeCl₃+2HI=2FeCl₂+2HCl+I₂A.H₂SO₃>I⁻>Fe²⁺B.I⁻>Fe²⁺>H₂SO₃C.Fe²⁺>I⁻>H₂SO₃D.Fe²⁺>H₂SO₃>I⁻解析：还原性：还原剂>还原产物。反应①：H₂SO₃是还原剂（S从+4→+6），HI是还原产物（I从0→-1）。故还原性：H₂SO₃>I⁻。反应②：HI是还原剂（I从-1→0），FeCl₂是还原产物（Fe从+3→+2）。故还原性：I⁻>Fe²⁺。综合：H₂SO₃>I⁻>Fe²⁺。答案：A五、综合应用题例题8：向含有1molFeBr₂的溶液中通入标准状况下的Cl₂22.4L，充分反应后，写出发生反应的离子方程式。解析：首先明确物质的量关系：n(FeBr₂)=1mol，n(Cl₂)=22.4L/22.4L·mol⁻¹=1mol。FeBr₂溶液中含有Fe²⁺和Br⁻，两者均具有还原性。Cl₂具有强氧化性，会优先氧化还原性更强的离子。已知还原性：Fe²⁺>Br⁻。因此，Cl₂先氧化Fe²⁺，再氧化Br⁻。1.Fe²⁺被氧化：2Fe²⁺+Cl₂=2Fe³⁺+2Cl⁻1molFe²⁺完全被氧化需要Cl₂0.5mol，生成1molFe³⁺和1molCl⁻。此时剩余Cl₂：1mol-0.5mol=0.5mol。2.剩余Cl₂氧化Br⁻：2Br⁻+Cl₂=Br₂+2Cl⁻0.5molCl₂可氧化1molBr⁻（2Br⁻~Cl₂）。原溶液中有2molBr⁻（1molFeBr₂中含2molBr⁻），故只有1molBr⁻被氧化。3.合并离子方程式：将两步反应合并，注意各离子的系数比。Fe²⁺：1mol，Br⁻：1mol，Cl₂：1mol。离子方程式：2Fe²⁺+2Br⁻+2Cl₂=2Fe³⁺+Br₂+4Cl⁻（方程式两侧同除以2可化简，但此处为体现实际反应量，保留系数亦可，通常可化简为：Fe²⁺+Br⁻+Cl₂=Fe³⁺+1/2Br₂+2Cl⁻，但一般系数取整数：2Fe²⁺+2Br⁻+2Cl₂=2Fe³⁺+Br₂