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2019-2020年高考化學二輪 專題訓練 專題三 氧化還原反應教案（學生版） 【考綱點擊】 1．掌握化學反應的四種基本類型：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應． 2．理解氧化還原反應，了解氧化劑和還原劑等概念． 3．掌握重要的氧化劑、還原劑之間的常見反應．能判斷氧化還原反應中電子轉移的方向和數(shù)目，并能配平反應方程式． 【命題規(guī)律】 高考對氧化還原反應的考查常是以選擇題、填空題的形式對相關概念進行辨析，涉及氧化性、還原性強弱比較，以具體物質的性質為載體，考查氧化還原反應方程式中得失電子數(shù)目的簡單計算，以及強弱規(guī)律的應用等。氧化還原反應涉及面廣，解題規(guī)律性強，有一定的技巧，預計在今后的高考試題中會推出新的設問方式、新的題型，特別是與工農業(yè)生產、科學研究、日常生活等緊密結合的試題。在氧化還原反應的復習中要把握一個實質（電子的轉移）；抓住兩條主線（氧化劑→得電子→化合價降低→表現(xiàn)氧化性→被還原→對應還原產物；還原劑→失電子→化合價升高→表現(xiàn)還原性→被氧化→對應氧化產物）；利用三個守恒（質量守恒、電荷守恒、得失電子數(shù)目守恒）；掌握四條規(guī)律（強弱規(guī)律、歸中規(guī)律、先后規(guī)律、表現(xiàn)性質規(guī)律）。 【重點知識梳理】 一、氧化還原反應 1.有關概念 ⑴氧化反應和還原反應： 氧化反應：失去電子，化合價升高 的反應； 還原反應：得到電子 ，化合價降低 的反應。 ⑵氧化劑和還原劑 還原劑：在氧化還原反應中失電子，化合價升高的物質； 氧化劑：在氧化還原反應中得電子，化合價降低的物質。 ⑶氧化產物和還原產物 氧化產物：氧化反應反應得到的產物； 還原產物：還原反應反應得到的產物。 ⑷氧化性和還原性 氧化性：物質得到電子的能力； 還原性：物質失去電子的能力。 2.概念之間的關系 氧化劑具有氧化性，在反應中得到電子，越容易得 電子， 氧化性越強，常見的氧化劑單質有F2.O2等非金屬單質，化合物有KMnO4.KClO3等。 還原劑具有還原性，在反應中失去電子，越容易失電子，還原性越強，常見的還原劑單質有金屬單質，化合物有K2S、NaBr等。 所以化合價最高元素只有氧化性，最低價元素只有還原性，處于中間價態(tài)的元素既有氧化性又有還原性。 3.表現(xiàn)特征：反應前后元素的 化合價 發(fā)生變化。實質是電子轉移或共用電子對的偏移。 二、化學反應的分類： 1.根據(jù)反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少，把化學反應分成四大基本反應類型：化合反應；分解反應；置換反應；復分解反應。 2.初中階段根據(jù)化學反應中物質得到氧還是失去氧，可以把化學反應分為氧化反應和還原反應。 高中階段根據(jù)化學反應中是否有有電子轉移（得失或偏移），把化學反應分為氧化還原反應還是非氧化還原反應，判斷的依據(jù)是元素化合價是否升降。 3.四大基本反應類型中的置換反應一定屬于氧化還原反應，復分解反應一定屬于非氧化還原反應。 三、物質氧化性、還原性強弱的判斷方法 點撥： 1.根據(jù)金屬活動性順序來判斷: 一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質越容易，氧化性越強。 2.根據(jù)非金屬活動性順序來判斷: 一般來說，越活潑的非金屬，得到電子還原成非金屬陰離子越容易，其陰離子失電子氧化成單質越難，還原性越弱。 3.根據(jù)氧化還原反應發(fā)生的規(guī)律來判斷: 氧化還原反應可用如下式子表示： 規(guī)律：反應物中氧化劑的氧化性強于生成物中氧化產物的氧化性，反應物中還原劑的還原性強于生成物中還原產物的還原性。 4.根據(jù)氧化還原反應發(fā)生的條件來判斷: 如：Mn02+4HCl(濃)　 MnCl2+C12↑+2H20 2KMn04+16HCl(濃)=2MnCl2+5C12↑+8H2O 后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn04>Mn02 5.根據(jù)反應速率的大小來判斷: 如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢）， ， 其還原性: Na2SO4>H2SO3>SO2 6.根據(jù)被氧化或被還原的程度來判斷: 如：，， 即氧化性:。 又如:，， 即有還原性:。 7.根據(jù)原電池的正負極來判斷： 在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強。 8.根據(jù)電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電順序來判斷。 如:Cl-失去電子的能力強于OH-，還原性:。 9.根據(jù)元素在周期表中位置判斷： (1)對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。 (2)對同主族的金屬而言，從上到下其金屬活潑性依次增強。如Li、Na、K、Rb、Cs金屬活潑性依次增強，其還原性也依次增強。 （3）對同主族的非金屬而言，從上到下其非金屬活潑性依次減弱。如F、Cl、Br、I非金屬活潑性依次減弱，其氧化性也依次減弱。 10.根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)進行判斷： 元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化又有還原性。一般來說，同種元素價越高，氧化性越強；價越低還原性越強。如氧化性:Fe3+>Fe2+>Fe,S(+6價)>S(+4價)等，還原性:H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO34< HClO24< HClO。 注意：①物質的氧化性、還原性不是一成不變的。同一物質在不同的條件下，其氧化能力或還原能力會有所不同。如：氧化性：HNO3（濃）＞HNO3（?。?；Cu與濃H2SO4常溫下不反應，加熱條件下反應；KMnO4在酸性條件下的氧化性比在中性、堿性條件下強。 ②原子的氧化性一般都強于分子的氧化性。如：氧化性等。 【要點歸納探究】 一、有關氧化還原反應概念之間的關系圖 【自主探究1】下列氧化還原反應中，水作為還原劑的是( ) A.3Fe＋4H2OFe3O4＋4H2 B.Cl2＋H2O=HClO＋HCl C.CO2＋H2O=4H2CO3↑ D.2F2＋2H2O=4HF＋O2 【解析】A項H2O中H的化合價降低，為氧化劑；B、C項， H2O中氫、氧兩種元素的化合價都沒有發(fā)生改變，所以水既不是氧化劑也不是還原劑；D項H2O中O的化合價升高，所以為還原劑。 【答案】D 二、氧化還原反應的表示方法 1.雙線橋表示法：雙線橋用箭頭表示出同一元素在反應過程中的變化情況，同時雙線橋法還表示出元素化合價升降和氧化、還原的關系。在用雙線橋表示電子得失時，應注明“得（或+）”、“失（或-）”字樣，因為此時的箭頭不具有得失的意義，而得失電子的數(shù)目，則等于反應中相應元素的化合價的升高或降低的總數(shù)。 2.單線橋法能很明了地表示出反應中的電子轉移方向與數(shù)目。單線橋的箭頭自失電子的元素開始，指向得電子的元素，由于箭頭的方向已表達了得失電子的含義，線橋上不再標出“得”“失”字樣。例： 【特別提醒】對于氧化還原反應的表示，首先要正確判斷元素的化合價，依據(jù)化合價升降作出判斷，一定要注意得失電子守恒。 三、 氧化還原反應方程式的配平以及綜合計算 1.氧化還原反應方程式的配平 （1）常規(guī)配平 其關鍵是確定還原劑（或氧化劑）化合價升高（或降低）總數(shù)，這就必須弄清還原劑（或氧化劑）中有幾種元素發(fā)生化合價變化，每一種元素有幾個變價原子。 配平的原則是：化合價升降總數(shù)相等。 下面以NH3 + O2 — NO + H2O 為例例來說明配平的步驟：氧化還原反應方程式的配平步驟： ①寫出反應物和生成物的化學式，并標出反應前后變價元素的化合價。 H3 + 2 — + H2 ②列出元素化合價升高和降低的數(shù)值 N：-3 → +2 升高 5 O：0 → -2 降低 2，O2中含有2個氧原子，則降低22 = 4 ③求出最小公倍數(shù)，使化合價升高和降低總價數(shù)相等 5與4的最小公倍數(shù)為20，則 N：-3 → +2 升高 54 O：0 → -2 降低 2，O2中含有2個氧原子，則降低22 = 45 則4和5即是NH3 與O2前的系數(shù)，但不一定是最終系數(shù)。 即4 NH3 + 5 O2 — NO + H2O ④用觀察法配平其他物質的系數(shù) 由NH3 的系數(shù)可以確定NO的系數(shù)為4，H2O 的系數(shù)為6，檢查O的原子數(shù)，反應物中為52=10，生成物中O原子個數(shù)為4+6=10。則 4 NH3 + 5 O2 — 4 NO + 6 H2O ⑤．將“—”寫為“=”，給定條件的寫明條件 4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O （2）缺項配平： 一般先確定氧化劑、還原劑、氧化產物和還原產物的化學計量數(shù)，再通過比較反應物和生成物，確定缺項。缺項的物質一般為H2O 、酸或堿，然后用觀察法配平。 2.氧化還原反應的綜合計算： （1）依據(jù)守恒： 氧化還原反應中得失電子的物質的量相等——得失電子守恒 反應前后各元素原子的物質的量相等——質量守恒； 若同時屬于離子反應，還可以利用陰離子所帶的電荷總數(shù)等于陽離子所帶電荷總數(shù)相等——電荷守恒。 （2）有關氧化還原反應的計算種類： ①求氧化劑與還原劑、或氧化產物與還原產物的量之間的關系 ②題目給定反應物和生成物，要求求出氧化劑與還原劑或氧化產物與還原產物的量的關系。 ③題目給定氧化劑和還原劑的物質的量之比，求氧化產物或還原產物的化合價。 ④某一氧化還原反應中氧化劑或還原劑不止一種，求某一部分氧化劑（或還原劑）氧化（或還原）還原劑（或氧化劑）的物質的量。 【特別提醒】守恒思想是中學化學中最重要的思想之一，利用得失電子守恒、質量守恒、電荷守恒的思想解題，可以事半功倍。 【自主探究2】某金屬單質跟一定濃度的硝酸反應，假定只產生單一的還原產物。當參加反應的單質與被還原硝酸的物質的量之比為2：1，還原產物為 （ ） A．NO2 B．NO C．N2O D．N2 【解析】硝酸在與金屬單質發(fā)生反應時既表現(xiàn)氧化性又表現(xiàn)酸性，作為氧化劑的硝酸得到的電子數(shù)與金屬單質失去電子的數(shù)目相同，設金屬被氧化為 + x價，則金屬得失去電子為2 x，若得到的還原產物的化合價為y，所以硝酸得電子為5 - y，所以2 x = 5 – y；當x = 1時， y = 3；當x = 2時， y = 1；當x = 3時，y = - 1 【答案】C。 四、氧化還原反應中的基本規(guī)律 1.氧化性、還原性的判斷規(guī)律 ⑴氧化性是指得電子的能力，還原性是指失電子的能力。 ⑵氧化性、還原性的強弱取決于得失電子的難易程度，與得失電子的多少無關。 從元素的價態(tài)考慮：最高價態(tài)只有氧化性；最低價態(tài)只有還原性；中間價態(tài)既有氧化性又有還原性。 ⑶常用判斷方法： ①根據(jù)金屬活潑性判斷： 金屬的金屬性越強，單質的還原性越強，其對應的離子的氧化性越弱。 單質的還原性：按金屬活動性順序依次減弱。 離子的氧化性：按金屬活動性順序依次增強（鐵為Fe2+）。如：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+。 ②根據(jù)非金屬的活潑性判斷 非金屬性越強，單質的氧化性越強，其對應離子的還原性越弱。如：氧化性 F2>Cl2>Br2>I2>S 還原性 S2— > I— > Br— > Cl— > F—。 ③根據(jù)氧化還原反應進行的方向以及反應條件或劇烈程度來判斷： 氧化性：氧化劑 > 氧化產物 還原性：還原劑 > 還原產物 不同氧化劑（還原劑）與同一還原劑（氧化劑）反應時，反應條件越易，氧化性（還原性）越強； 如：濃鹽酸分別與KMnO4.MnO2.O2反應的條件分別為常溫、加熱、催化劑并加熱，所以可以判斷氧化性KMnO4 > MnO2 > O2。 不同氧化劑（還原劑）與同一還原劑（氧化劑）反應時，反應現(xiàn)象越劇烈，氧化性（還原性）越強； 鈉和鉀分別與水反應時，鉀更劇烈，所以還原性：K > Na ④根據(jù)原電池或電解池的電極反應判斷： 兩種不同的金屬構成原電池的兩極，負極金屬是電子流出的極，正極金屬是電子流入的極，其還原性：負極> 正極; 用惰性電極電解混合溶液時,在陰極先放電的陽離子的氧化性較強，在陽極先放電的陰離子的還原性較強。 ⑤某些物質的氧化性或還原性與外界條件有關 溫度：如濃硫酸具有強的氧化性，熱的濃硫酸比冷的濃硫酸的氧化性更強。 濃度：如硝酸的濃度越高，氧化性越強。 酸堿性：如KMnO4的氧化性隨酸性的增強而增強。 2.氧化還原反應的規(guī)律 ⑴相等規(guī)律：在任何氧化還原反應中，氧化劑得到電子的總數(shù)與還原劑失去電子的總數(shù)相等。此規(guī)律應用于解氧化還原反應的計算題、氧化還原反應方程式的配平。 ⑵先后規(guī)律：在溶液中如果存在多種氧化劑（或還原劑），當想溶液中加入一種還原劑（或氧化劑）時，還原劑（氧化劑）先把氧化性（還原性）強的氧化劑（還原劑）還原（或氧化）。如把Cl2通入到FeBr2溶液中，Cl2先氧化Fe2+，然后才氧化Br—。 【特別提醒】氧化還原反應價態(tài)轉化規(guī)律： ①鄰位轉化規(guī)律：某價態(tài)元素遇弱氧化劑（還原劑）時，通常只被氧化（或還原）到相鄰價態(tài)。如H2S 一般被氧化成S。Fe3+一般被還原為Fe2+。 ②歸中規(guī)律：不同價態(tài)的同種元素間發(fā)生氧化還原反應，其結果是兩種價態(tài)只能相互靠近或最多達到 相同價態(tài)，而決不會出現(xiàn)高價態(tài)邊低，低價態(tài)變高的交叉現(xiàn)象。所以同一元素相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應。 【自主探究3】已知氧化還原反應：2Cu(IO3)2＋24KI＋12H2SO4 = 2CuI↓＋13I2＋12K2SO4＋12H2O，其中1 mol氧化劑在反應中得到的電子為( ) A．10 mol B．11 mol C．12 mol D．13 mol 【解析】在氧化還原反應中，氧化劑是得到電子的物質，所含元素的化合價降低。對于該反應中，Cu(IO3)2中銅元素由＋2價降低到＋1價，碘元素由＋5價降低到0價，KI中碘元素由-1價升高到0價，所以Cu(IO3)2為氧化劑，KI為還原劑?？傆?摩爾Cu(IO3)2得到的電子為11 mol。 【答案】B。 【考點突破】 考點一　氧化性、還原性強弱的比較 例1.下表是四個反應的有關信息： 序號 ① ② ③ ④ 氧化劑 Cl2 KMnO4 KClO3 KMnO4 還原劑 FeBr2 H2O2 HCl(濃) HCl(濃) 其他反應物 H2SO4 氧化產物 O2 Cl2 Cl2 還原產物 FeCl3 MnSO4 Cl2 MnCl2 下列結論中正確的是 ( 　) A．第①組反應的氧化產物一定只有FeCl3(實為Fe3＋) B．氧化性比較：KMnO4>Cl2>Fe3＋>Br2>Fe2＋ C．還原性比較：H2O2>Mn2＋>Cl－ D．第③組反應的產物還有KCl和H2O 解析：第①組反應中，若Cl2足量，則其氧化產物是Fe3＋和Br2，選項A錯誤；Br2的氧化性大于Fe3＋，選項B錯誤；第②組反應可知還原性H2O2>Mn2＋，由第④組反應可知還原性HCl(Cl－)>Mn2＋，選項C錯誤；第③組的化學反應為：KClO3＋6HCl===KCl＋3Cl2↑＋3H2O，則第③組反應的產物還有KCl和H2O。 答案：D 【規(guī)律總結】物質氧化性、還原性強弱的判斷 物質氧化性、還原性的強弱取決于元素原子得失電子的難易程度，與得失電子的數(shù)目無關，常用的判斷方法有： (1)根據(jù)反應方程式判斷 氧化性：氧化劑>氧化產物； 還原性：還原劑>還原產物。 (2)根據(jù)物質活動性順序比較 ①金屬活動性順序(常見元素) (3)根據(jù)氧化產物的價態(tài)高低判斷 當變價的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，還原劑價態(tài)升高越大，氧化劑氧化性越強。 例如：2Fe＋3Cl22FeCl3，F(xiàn)e＋SFeS 可以判斷氧化性：Cl2>S (4)依據(jù)元素周期律進行判斷 ①金屬單質與水或非氧化性酸反應越容易，金屬的還原性越強。 ②金屬最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬的還原性越強。 ③非金屬氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬的氧化性越強。 ④非金屬單質與氫氣化合越容易，非金屬的氧化性越強。 ⑤非金屬最高價氧化物對應含氧酸酸性越強，非金屬的氧化性越強。 (5)根據(jù)原電池、電解池的電極反應判斷 ①兩種不同的金屬構成原電池的兩極。其還原性：負極>正極。 ②用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的陽離子的氧化性較強，而在陽極先放電的陰離子的還原性較強。 【變式探究1】已知Co2O3在酸性溶液中易被還原成Co2＋，且Co2O3、Cl2、FeCl3、I2 的氧化性依次減弱。下列反應在水溶液中不可能發(fā)生的是 (　　) A．3Cl2＋6FeI2===2FeCl3＋4FeI3 B．Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2 C．Co2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O D．2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2 解析：由于還原性I－＞Fe2＋，Cl2應先氧化I－，故A不可能發(fā)生，B可能發(fā)生；由于氧化性Fe3＋>I2，D可能發(fā)生；又因為氧化性Co2O3＞Cl2，故C也可能發(fā)生。 答案：A 考點二　氧化還原反應的基本規(guī)律及其應用 例2.含有a mol FeBr2的溶液中，通入x mol Cl2。下列各項為通Cl2過程中，溶液內發(fā) 生反應的離子方程式，其中不正確的是 (　) A．x＝0.4a,2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ B．x＝0.6a,2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－ C．x＝a,2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===Br2＋2Fe3＋＋4Cl－ D．x＝1.5a,2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Br2＋2Fe3＋＋6Cl－ 解析　還原性：Fe2＋>Br－，x＝0.4a時，Cl2不能完全氧化Fe2＋，只發(fā)生反應2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，A正確；當x＝0.6a時，Cl2將Fe2＋完全氧化后，又能氧化的Br－，故B錯誤；x＝a時，Cl2氧化Fe2＋后又能氧化的Br－，C正確；x＝1.5a時，Cl2將Fe2＋、Br－完全氧化，D正確。 答案：B 名師點撥： 恒規(guī)律 轉化規(guī)律 強弱規(guī)律 先后規(guī)律 【變式探究2】今有下列三個氧化還原反應： ①2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2 ②2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 ③2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑ 若某溶液中有Fe2＋、I－、Cl－共存，要除去I－而不影響Fe2＋、Cl－，則可加入的試劑是 (　　) A．Cl2 B．KMnO4 C．FeCl3 D．HCl 解析：由①可知氧化性Fe3＋>I2，還原性I－>Fe2＋；由②可知氧化性Cl2>Fe3＋，還原性Fe2＋>Cl－；由③可知氧化性KMnO4>Cl2，還原性Cl－>MnCl2；所以氧化性強弱順序為KMnO4>Cl2>FeCl3>I2；還原性強弱順序為I－>Fe2＋> Cl－>MnCl2。 答案：C 考點三　氧化還原反應綜合應用 例3.物質的量之比為2∶5的鋅與稀硝酸反應，若硝酸被還原的產物為N2O，反應結束后鋅沒有剩余，則該反應中被還原的硝酸與未被還原的硝酸的物質的量之比是 ( ) A．1∶4 B．1∶5 C．2∶3 D．2∶5 解析：2 mol Zn與稀硝酸反應轉移4 mol e－，1 mol HNO3被還原為N2O轉移4 mol e－，故被還原的硝酸為1 mol，未被還原的HNO3為4 mol，兩者比為1∶4。 答案：A 【名師點撥】氧化還原反應的相關計算 (1)基本方法——得失電子守恒法 對于氧化還原反應的計算，關鍵是根據(jù)氧化還原反應的實質——得失電子守恒，列出守恒關系式求解，即n(氧化劑)變價原子個數(shù)化合價變化值＝n(還原劑)變價原子個數(shù)化合價變化值。 (2)特殊題型 對于多步連續(xù)進行的氧化還原反應，只要中間各步反應過程中電子無損耗，可直接根據(jù)起始物和最終產物得失電子相等，刪去中間產物，建立二者之間的守恒關系，迅速求解。例如：CuNOxHNO3，則Cu失去電子的物質的量等于H2O2得電子的物質的量，忽略HNO3參與反應過程。 【變式探究3】向盛有KI溶液的試管中加入少許CCl4后滴加氯水，CCl4層變成紫色。如果繼續(xù)向試管中滴加氯水，振蕩，CCl4層會逐漸變淺，最后變成無色。 完成下列填空： (1)寫出并配平CCl4層由紫色變成無色的化學反應方程式(如果系數(shù)是1，不用填寫)： ____＋____＋____―→____＋____ (2)整個過程中的還原劑是________________。 (3)把KI換成KBr，則CCl4層變成________色，繼續(xù)滴加氯水，CCl4層的顏色沒有變 化。Cl2、HIO3、HBrO3氧化性由強到弱的順序是_______________________________。 (4)加碘鹽中含碘量為20 mg～50 mg/kg。制取加碘鹽(含KIO3的食鹽)1 000 kg，若用KI與Cl2反應制KIO3，至少需要消耗Cl2______L(標準狀況，保留2位小數(shù))。 解析：(2)根據(jù)題意，反應過程中Cl2首先氧化KI生成單質碘，Cl2過量時I2繼續(xù)被氧化生成HIO3，因此整個過程中還原劑為KI和I2。 (3)Cl2與KBr反應生成單質溴，溴溶于CCl4呈紅棕色。Cl2不能繼續(xù)氧化溴生成HBrO3，因此氧化性HBrO3>Cl2；又因Cl2氧化I2生成HIO3，則氧化性Cl2>HIO3，因此氧化性由強到弱的順序為HBrO3>Cl2>HIO3。 (4)根據(jù)題意，發(fā)生反應為：2KI＋Cl2===2KCl＋I2，I2＋5Cl2＋6H2O===2HIO3＋10HCl。因此存在關系式： 3Cl2→HIO3→KIO3→I。 3Cl2　 　～　 I 322.4 L　　　 127 g V(Cl2)　　　　1 000 kg2010－3 g/kg 則＝， 解得V(Cl2)＝10.58 L。 答案：(1)I2＋5Cl2＋6H2O===2HIO3＋10HCl　(2)KI、I2 (3)紅棕　HBrO3>Cl2>HIO3 (4)10.58 【高考失分警示】 1．含有最高價態(tài)元素的化合物不一定有強氧化性，如稀H2SO4為非氧化性酸。 2．在氧化還原反應中一種元素被氧化，不一定有另一種元素被還原。如Cl2＋H2OHCl＋HClO中被氧化和被還原的都是氯元素。 3．得電子難的元素不一定易失電子。如碳元素、稀有氣體元素。 4．氧化還原反應中同一種元素的價態(tài)“只靠攏，不交叉”。如 5.元素由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)不一定被氧化，如HCl→Cl2氯元素被氧化，CuO→Cu銅元素被還原。 6．NO只有在酸性條件下才有強氧化性，而ClO－無論在酸性還是在堿性條件下都有強氧化性。 考點4　氧化還原反應的概念及其原理 【例4】 下列類型的反應，一定發(fā)生電子轉移的是(　　) A．化合反應 B．分解反應 C．置換反應 D．復分解反應 思維點撥：A項，化合反應不一定是氧化還原反應，如NH3＋HCl===NH4Cl，該反應中無電子轉移；B項，分解反應不一定是氧化還原反應，如CaCO3 CaO＋CO2↑，該反應中無電子轉移；C項，置換反應一定是氧化還原反應，一定發(fā)生電子轉移；D項，復分解反應都不是氧化還原反應，無電子轉移。 答案：C 要點提醒——畫龍點睛　觸類旁通 解答氧化還原反應概念題的兩個關鍵 1．要理清知識線索，即價升高→失電子→失電子→還原劑→氧化反應→氧化產物(或價降低→得電子→氧化劑→還原反應→還原產物)。 2．要明確解題的方法思路：理解概念抓實質，解題應用靠特征，即從氧化還原反應的實質——電子轉移，去分析理解有關的概念，而在實際解題過程中，應從分析元素化合價有無變化這一氧化還原反應的特征入手。具體方法思路是：找變價、判類型、分升降、定其他。其中“找變價”是非常關鍵的一步，特別是反應物中含有同種元素的氧化還原反應，必須弄清它的變化情況。 考點5　氧化還原反應的規(guī)律 【例5】 (1)已知下列反應： 2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2 ① 2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 ② I2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HI ③ 判斷下列物質的還原能力由強到弱的順序是________。 A．I－>Fe2＋>Cl－>SO2 B．Cl－>Fe2＋>SO2>I－ C．Fe2＋>I－>Cl－>SO2 D．SO2>I－>Fe2＋>Cl－ (2)已知：X2、Y2、Z2、W2四種物質的氧化能力W2>Z2>X2>Y2，下列氧化還原反應能發(fā)生的是________。 A．2NaW＋Z2===2NaZ＋W2 B．2NaX＋Z2===2NaZ＋X2 C．2NaY＋W2===2NaW＋Y2 D．2NaZ＋X2===2NaX＋Z2 思維點撥：(1)根據(jù)反應方程式可以判斷還原能力強弱：①中I－>Fe2＋，②中Fe2＋>Cl－，③中SO2>I－，綜合分析知：SO2>I－>Fe2＋>Cl－。(2)氧化能力強的單質可以氧化其后的陰離子生成相應單質。由四種物質氧化能力可知，W2可氧化Z－、X－和Y－，Z2可氧化X－和Y－，X2可氧化Y－，故B、C項正確。 答案：(1)D　(2)BC 規(guī)律提示——善于總結　養(yǎng)成習慣 1．守恒律：對于一個氧化還原反應，元素化合價升高總數(shù)與降低總數(shù)相等；還原劑失電子總數(shù)與氧化劑得電子總數(shù)相等；反應前后電荷總數(shù)相等(離子反應)。 應用于有關氧化還原反應的計算。 2．價態(tài)律：元素處于最高價，只有氧化性(如Fe3＋、KMnO4中n等)；元素處于最低價，只有還原性(如S2－、I－等)；元素處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性(如Fe2＋、S、Cl2)。 3．強弱律：強氧化性的氧化劑跟強還原性的還原劑反應，生成弱還原性的還原產物和弱氧化性的氧化產物。 應用于在適宜條件下，用氧化性強的物質制備氧化性弱的物質；用還原性強的物質制備還原性弱的物質；用于比較物質間氧化性或還原性的強弱。 4．轉化律：氧化還原反應中，以元素相鄰價態(tài)之間的轉化最容易；同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生反應，元素的化合價變化只靠近而不交叉；同種元素相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應。應用于判斷氧化還原反應能否發(fā)生，氧化產物、還原產物判斷及標明電子轉移情況。 應用于斷元素或物質的氧化性、還原性。 例如： 5．難易律：越易失電子的物質，失去后就越難得電子，越易得電子的物質，得到后就越難失去電子。一種氧化劑同時和幾種還原劑相遇時，還原性最強的優(yōu)先發(fā)生反應；同理，一種還原劑遇多種氧化劑時，氧化性最強的優(yōu)先發(fā)生反應。應用于判斷物質的穩(wěn)定性及反應順序。 考點6　氧化還原反應的有關計算 【例6】 1.92 g銅投入一定量的濃硝酸中，銅完全溶解，生成氣體顏色越來越淺，共收集到672 mL氣體(標準狀況)，將盛有此氣體的容器倒扣在水中，通入氧氣恰好使氣體完全溶解在水中，則需要標準狀況下的氧氣體積為 (　　) A．504 mL B．168 mL C．336 mL D．224 mL 思維點撥：整體來看，銅失的電子給了N原子，接著N原子將所得電子又給了O原子，其中N是“二傳手”并沒有得失電子，銅失的電子全部由O原子得到，則：4＝2 得V(O2)＝0.336 L＝336 mL。 答案：C 要點提醒——畫龍點睛　觸類旁通 1．氧化還原反應比較典型的計算有：求氧化劑與還原劑物質的量之比或質量比，計算參加反應的氧化劑或還原劑的量，確定反應前后某一元素的價態(tài)變化等。計算的關鍵是依據(jù)氧化劑得電子總數(shù)等于還原劑失電子總數(shù)，列出守恒關系式求解。 2．得失電子守恒是指在發(fā)生氧化還原反應時，氧化劑得到的電子數(shù)一定等于還原劑失去的電子數(shù)，無論是自發(fā)進行的氧化還原反應還是原電池或電解池中均如此。得失電子守恒法常用于氧化還原反應中氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的有關計算及電解過程中電極產物的有關計算等。電子守恒法解題的步驟是：首先找出氧化劑、還原劑及其物質的量以及每摩爾氧化劑、還原劑得失電子的量，然后根據(jù)電子守恒列出等式。 計算公式如下： 氧化劑物質的量一個分子內被還原的原子的個數(shù)化合價的變化值＝還原劑物質的量一個分子內被氧化的原子的個數(shù)化合價的變化值。利用這一等式，解氧化還原反應計算題，可化難為易，化繁為簡。 【高考真題全解全析】 【xx高考】 1．（xx上海）氧化還原反應中，水的作用可以是氧化劑、還原劑、既是氧化劑又是還原劑、既非氧化劑又非還原劑等。下列反應與Br2+SO2+2H2O=H2SO4+2HBr相比較，水的作用不相同的是 A．2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ B．4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 C．2F2+2H2O=4HF+O2 D．2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑ 解析：反應Br2+SO2+2H2O=H2SO4+2HBr中，水既非氧化劑又非還原劑。A中水既非氧化劑又非還原劑；B中水既非氧化劑又非還原劑；C中水還原劑；D中水作氧化劑。 答案：CD 2．（xx上海）高鐵酸鉀( K2FeO4)是一種新型的自來水處理劑，它的性質和作用是 A．有強氧化性，可消毒殺菌，還原產物能吸附水中雜質 B．有強還原性，可消毒殺菌，氧化產物能吸附水中雜質 C．有強氧化性，能吸附水中雜質，還原產物能消毒殺菌 D．有強還原性，能吸附水中雜質，氧化產物能消毒殺菌 解析：高鐵酸鉀( K2FeO4)中Fe的化合價是+6價，具有強氧化性，其還原產物Fe3+水解生成氫氧化鐵膠體，能吸附水中雜質。 答案：A 3.（xx全國大綱版）某含鉻（Cr3O72－)廢水用硫酸亞鐵銨廢水用硫酸亞鐵銨銨[FeSO4(NH4)2SO46H2O]處理，反應中鐵元素和鉻元素完全轉化為沉淀。該沉淀經干燥后得到n molFeOFeyCrxO3。不考慮處理過程中的實際損耗，下列敘述錯誤的是 A.消耗硫酸亞鐵銨的物質的量為n(2-x)mol B.處理廢水中Cr2O72－的物質的量為nx/2mol C.反應中發(fā)生轉移的的電子數(shù)為3nx mol D.在FeOFeyCrxO3中，3x=y 【解析】A選項錯誤，由鐵元素守恒可知，沉淀中含的鐵全部來自硫酸亞鐵銨中，n molFeOFeyCrxO3中含鐵n（1+y）mol，則硫酸亞鐵銨也消耗這么多，故A錯誤；B選項正確，由Cr元素守恒，可知n molFeOFeyCrxO3中含鉻nx mol，則消耗Cr2O72-為nx/2 mol；C選項正確，反應過程中，鐵由+2→+3升高1價，鉻由+6→+3降低3價，顯然可以用鉻得的電子來算，也可以用鐵失的電子來算，得失電子守恒兩者算的等價，由鉻來算就是3nx mol；D選項正確，注意在FeOFeyCrxO3中鐵有兩種價態(tài)，前面FeOFeyCrxO3加框中鐵顯+2價，后面加下劃線的鐵顯+3價，由得失電子守恒可知： y=3x(一個鐵升1，一個鉻降3)。 【答案】A 4.（xx江蘇）NaCl是一種化工原料，可以制備一系列物質（見圖4）。下列說法正確的是 A.25℃，NaHCO3在水中的溶解度比Na2CO3的大 B.石灰乳與Cl2的反應中，Cl2既是氧化劑，又是還原劑 C.常溫下干燥的Cl2能用鋼瓶貯存，所以Cl2不與鐵反應 D.圖4所示轉化反應都是氧化還原反應 【答案】B 【解析】本題考查元素化合物知識綜合內容，拓展延伸至電解飽和食鹽水、電解熔融氯化鈉、侯氏制堿等內容，但落點很低，僅考查NaHCO3 Na2CO3的溶解度、工業(yè)制漂白粉，干燥的Cl2貯存和基本反應類型。重基礎、重生產實際應該是我們高三復習也應牢記的內容。石灰乳與Cl2的反應中氯發(fā)生歧化反應，Cl2既是氧化劑，又是還原劑。常溫下干燥的Cl2能用鋼瓶貯存僅代表常溫Cl2不與鐵反應，加熱、高溫則不然。 5.（xx安徽） 科學家最近研制出可望成為高效火箭推進劑的N(NO2)3（如下圖所示）。已知該分子中N-N-N鍵角都是108.1，下列有關N(NO2) 3的說法正確的是 A.分子中N、O間形成的共價鍵是非極性鍵 B.分子中四個氮原子共平面 C.該物質既有氧化性又有還原性 D.15.2g該物質含有6.021022個原子 解析：N和O兩種原子屬于不同的非金屬元素，它們之間形成的共價鍵應該是極性鍵，A錯誤；因為該分子中N-N-N鍵角都是108.1，所以該分子不可能是平面型結構，而是三角錐形，B錯誤；由該分子的化學式N4O6可知分子中氮原子的化合價是＋3價，處于中間價態(tài)，化合價既可以升高又可以降低，所以該物質既有氧化性又有還原性，因此C正確；該化合物的摩爾質量是152g/mol，因此15.2g該物質的物質的量為0.1mol，所以含有的原子數(shù)0.1106.021023＝6.021023，因此D也不正確。 答案：C 6.（xx安徽）室溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是 A.飽和氯水中 Cl－、NO3－、Na＋、SO32－ B.c(H＋)=1.010－13mol/L溶液中 C6H5O－、K＋、SO42－、Br－ C.Na2S溶液中 SO42－、 K＋、Cl－、Cu2＋ D.pH=12的溶液中 NO3－、I－、Na＋、Al3＋ 解析：飽和氯水具有強氧化性，能將SO32－氧化成SO42－，A中不能大量共存；c(H＋)=1.010－13mol/L溶液，說明該溶液顯堿性，因此可以大量共存；S2－和Cu2＋可以結合生成難溶性CuS沉淀，所以不能大量共存；pH=12的溶液，說明該溶液顯堿性，而Al3＋與堿不能大量共存。所以正確的答案是B。 答案：B 7.（xx安徽）(14分) MnO2是一種重要的無機功能材料，粗MnO2的提純是工業(yè)生產的重要環(huán)節(jié)。某研究性學習小組設計了將粗MnO2（含有較多的MnO和MnCO3）樣品轉化為純MnO2實驗，其流程如下： （1）第①步加稀H2SO4時，粗MnO2樣品中的 （寫化學式）轉化為可溶性物質。 （2）第②步反應的離子方程式 +ClO3－+ ＝MnO2+Cl2↑+ 。 （3）第③步蒸發(fā)操作必需的儀器有鐵架臺（含鐵圈）、 、 、 ，已知蒸發(fā)得到的固體中有NaClO3和NaOH，則一定還有含有 （寫化學式）。 （4）若粗MnO2樣品的質量為12.69g，第①步反應后，經過濾得到8.7g MnO2，并收集到0.224LCO2（標準狀況下），則在第②步反應中至少需要 mol NaClO3 解析：本題通過MnO2的提純綜合考察了常見的基本實驗操作、氧化還原方程式的配平、產物的判斷及有關計算。 （1）MnO2不溶于硫酸，所以加稀硫酸時樣品中的MnO和MnCO3分別和硫酸反應生成可溶性的MnSO4，所以答案是粗MnO2樣品中的MnO和MnCO3轉化為可溶性物質； （2）MnSO4要轉化為MnO2，需失去電子，故需要加入NaClO3做氧化劑，依據(jù)得失電子守恒可以配平，所以反應的化學方程式是：5MnSO4＋2NaClO3＋4H2O=5MnO2＋Cl2↑＋Na2SO4＋4H2SO4，因此反應的離子方程式是：5Mn2＋＋2ClO3－＋4H2O=5MnO2＋Cl2↑＋8H＋； （3）第③屬于蒸發(fā)，所以所需的儀器有鐵架臺（含鐵圈）、酒精燈、蒸發(fā)皿、玻璃棒；Cl2通入熱的NaOH溶液中一定發(fā)生氧化還原反應，且氯氣既做氧化劑又做還原劑，NaClO3屬于氧化產物，因此一定有還原產物NaCl； （4）由題意知樣品中的MnO和MnCO3質量為12.69g－8.7 g＝3.99g。由方程式H2SO4＋MnCO3=MnSO4＋H2O＋CO2↑可知MnCO3的物質的量為0.01mol，質量為115g/mol0.01mol ＝1.15g，所以MnO的質量為3.99g－1.15g＝2.84g，其物質的量為，因此與稀硫酸反應時共生成MnSO4的物質的量為0.05mol，根據(jù)方程式5MnSO4＋2NaClO3＋4H2O=5MnO2＋Cl2↑＋Na2SO4＋4H2SO4，可計算出需要NaClO3的物質的量為0.02mol。 答案：（1）MnO和MnCO3； （2）5Mn2＋＋2ClO3－＋4H2O=5MnO2＋Cl2↑＋8H＋； （3）酒精燈、蒸發(fā)皿、玻璃棒；NaCl； （4）0.02mol。 8.（xx福建）（15分） I.磷、硫元素的單質和化合物應用廣泛。 （1）磷元素的原子結構示意圖是 。 （2）磷酸鈣與焦炭、石英砂混合，在電爐中加熱到1500C生成白磷，反應為： 2Ca3(PO4)2+6SiO2=6CaSiO3+P4O10 10C+P4O10=P4+10CO 每生成 1molP4 時，就有 mol電子發(fā)生轉移。 （3）硫代硫酸鈉（Na2S2O2）是常用的還原劑。在維生素C（化學式C6H8O6）的水溶液中加入過量I2溶液，使維生素完全氧化，剩余的I2用Na2S2O2溶液滴定，可測定溶液中維生素C的含量。發(fā)生的反應為： C6H8O6+I2=C6H6O6+2H++2I- 2S2O32-+I2=S4O62-+2I- 在一定體積的某維生素C溶液中加入amolL-1I2溶液V1ml,充分反應后，用Na2S2O2溶液滴定剩余的I2,消耗bmolL-1 Na2S2O2溶液V2ml.該溶液中維生素C的物質量是 mol。 （4）在酸性溶液中，碘酸鈉(KIO3)和亞硫酸鈉可發(fā)生如下 反應：2IO3-+5SO32-+2H+=I2+5SO42++H2O 生成的碘可以用淀粉液檢驗，根據(jù)反應溶液出現(xiàn)藍色所需的時間來衡量該反應的速率。某同學設計實驗如下表所示： 該實驗的目的是；________________ 表中V2=_____mL. II 稀土元素是寶貴的戰(zhàn)略資源，我國的蘊藏量居世界首位。 （5）鈰（Ce）是地殼中含量最高的稀土元素，在加熱條件下CeCl3易發(fā)生水解，無水CeCl3，可用加熱CeCl3?6H2O和NH4Cl固體混合物的方法來制備。其中，NH4Cl的作用是___________。 （6）在某強酸性混合稀土溶液中加入H2O2，調節(jié)pH≈3. Ce5+通過下列反應形成 Ce（OH）4沉淀得以分離。完成反應的離子方程式： 【答案】 【解析】Ⅰ（1）P的原子序數(shù)是15，寫出其結構示意圖。 （2）P元素的化合價有正5價到了P4中的0價，故每生成1mol P4轉移20mol電子。 （3）根據(jù)方程式可知： Vc～I2 2S2O32-～I2 故用于滴定Vc的I2為：V1a10-3-0.5V2b10-3mol。 （4）通過分析表中的數(shù)據(jù)可知，該實驗研究的是溫度、濃度對反應速率的影響；由于實驗1和實驗2的溫度相同，故實驗2與實驗3的溶液體積一定相同，因此V2=40。 Ⅱ（5）由于氯化銨分解出氯化氫氣體，可以抑制CeCl3的水解。 （6）分析反應可知：Ce3+化合價升高到了Ce（OH）4中的正4價，而H2O2中O的化合價由-1價降到-2價，根據(jù)電子守恒可確定，Ce3+系數(shù)是2，而H2O2的系數(shù)為1。，再根據(jù)電荷守恒可知缺少的物質是H+，最后根據(jù)原子守恒配平反應：2Ce2++H2O2+6H2O=2Ce(OH)4↓+6H＋。 9.（xx浙江）[15分]食鹽中含有一定量的鎂、鐵等雜質，加碘鹽中碘的損失主要是由于雜質、水分、空氣中的氧氣以及光照、受熱而引起的。已知： 氧化性：＞Fe3＋＞I2；還原性：＞I－ 3I2＋6OH－＋5I－＋3H2O；KI＋I2KI3 （1）某學習小組對加碘鹽進行如下實驗：取一定量某加碘鹽(可能含有KIO3、KI、Mg2＋、Fe3＋)，用適量蒸餾水溶解，并加稀鹽酸酸化，將所得溶液分為3份。第一份試液中滴加KSCN溶液后顯紅色；第二份試液中加足量KI固體，溶液顯淡黃色，用CCl4萃取，下層溶液顯紫紅色；第三份試液中加入適量KIO3固體后，滴加淀粉試劑，溶液不變色。 ①加KSCN溶液顯紅色，該紅色物質是_________（用化學式表示）；CCl4中顯紫紅色的物質是___________________（用電子式表示）。 ②第二份試液中加入足量KI固體后，反應的離子方程式為___________________________、______________________________________。 （2）KI作為加碘劑的食鹽在保存過程中，由于空氣中氧氣的作用，容易引起碘的損失。 寫出潮濕環(huán)境下KI與氧氣反應的化學方程式：_____________________________。 將I2溶于KI溶液，在低溫條件下，可制得KI3H2O。該物質作為食鹽加碘劑是否合適？______（填“是”或“否”），并說明理由________________________________________。 （3）為了提高加碘鹽（添加KI）的穩(wěn)定性，可加穩(wěn)定劑減少碘的損失。下列物質中有可能作為穩(wěn)定劑的是___________________。 A．Na2S2O3 B．AlCl3 C．Na2CO3 D．NaNO2 （4）對含F(xiàn)e2＋較多的食鹽(假設不含F(xiàn)e3＋)，可選用KI作為加碘劑。請設計實驗方案_________________________________________ 【答案】（1）①Fe(SCN)3； ；②＋5I－＋6H＋3I2＋3H2O、2Fe3＋＋2I―2Fe2＋＋I2。 （2）4KI＋O2＋2H2O2I2＋4KOH；否；KI3受熱或潮解后產生KI和I2，KI易被O2氧化，I2易升華。 （3）AC。 （4）方法Ⅰ：取適量食鹽，加水溶解，滴加足量氯水(或H2O2)，再加KSCN溶液至過量，若顯血紅色說明有Fe2＋。方法Ⅱ：取適量食鹽，加水溶解，加入K3Fe(CN)3溶液，有藍色沉淀說明有Fe2＋。 【解析】本題考查物質的提純及檢驗。（1）①Fe3＋與SCN－的配合產物有多種，如、等；I2的CCl4溶液顯紫紅色。②應用信息：“氧化性：＞Fe3＋＞I2”，說明和Fe3＋均能氧化I－生成I2。（2）KI被潮濕空氣氧化，不能寫成I－＋O2＋H＋→，要聯(lián)系金屬吸氧腐蝕，產物I2＋KOH似乎不合理(會反應)，應考慮緩慢反應，微量產物I2會升華和KOH與空氣中CO2反應。KI3H2O作加碘劑問題，比較難分析，因為KI3很陌生。從題中：“低溫條件下可制得”或生活中并無這一使用實例來去確定。再根據(jù)信息：“KI＋I2KI3”解析其不穩(wěn)定性。（3）根據(jù)信息“還原性：＞I－”可判斷A，C比較難分析，應考慮食鹽潮解主要是Mg2＋、Fe3＋引起，加Na2CO3能使之轉化為難溶物；D中NaNO2能氧化I―。（4）實驗方案簡答要注意規(guī)范性，“如取…加入…現(xiàn)象…結論…”，本實驗I―對Fe2＋的檢驗有干擾，用過量氯水又可能氧化SCN－，當然實際操作能判斷，不過對程度好的同學來說，用普魯士藍沉淀法確定性強。 10.（xx重慶）（14分）臭氧是一種強氧化劑，常用于消毒、滅菌等。 （1）O3與KI溶液反應生成的兩種單質是___________和_________。（填分子式） （2）O3在水中易分解，一定條件下，O3的濃度減少一半所需的時間（t）如題29表所示。已知：O3的起始濃度為0.0216 mol/L。 ①pH增大能加速O3分解，表明對O3分解起催化作用的是___________. ②在30C、pH=4.0條件下，O3的分解速率為__________ mol/(Lmin)。 ③據(jù)表中的遞變規(guī)律，推測O3在下列條件下分解速率依次增大的順序為______.（填字母代號） a. 40C、pH=3.0 b. 10C、pH=4.0 c. 30C、pH=7.0 （3）O3 可由臭氧發(fā)生器（原理如題29圖）電解稀硫酸制得。 ①圖中陰極為_____(填“A”或“B”)，其電極反應式為_____。 ②若C處通入O 2 ，則A極的電極反應式為_____. ③若C處不通入O 2 ，D、E處分別收集到xL和有yL氣體(標準情況)，則E處收集的氣體中O 3 所占的體積分數(shù)為_____。(忽略 O 3 的分解)。 答案：（1）O2 I2 （2）①OH－； ②1.0010－4 ③b、a、c （3）①2H＋＋2e－=H2↑ ②O2＋4H＋＋4e－＝2H2O； 【解析】（1）臭氧具有強氧化性，能夠將KI中的I－氧化為碘單質，此反應中共有三種元素，其中K單質具有強還原性，因此不可能得到此單質，所以確定為得到氧氣。 （2）①pH越大，OH－濃度越大，判斷起催化作用的離子為OH－。 ②由表格可知，題目給定條件下所用時間為108min，而臭氧濃度減少為原來的一半，即有臭氧分解，速率為③所用時間越短，說明反應速率越快，因此確定溫度越高，pH越大，反應速率越快，且溫度對速率的影響較大些。 （3）①電解硫酸時，溶液中的OH－發(fā)生氧化反應生成氧氣和臭氧，因此產生氧氣和臭氧的一極為陽極，根據(jù)裝置中電極B處產生臭氧，則說明電極B為陽極，則A為陰極，硫酸溶液中的H＋在陰極放電生成氫氣。②若C處通入氧氣，則A極上產生的氫氣與氧氣反應生成水。③D處得到氫氣，E處生成氧氣和臭氧，每生成1molH2，可得到2mol電子，生成xL氫氣時，得到電子的物質的量為，每生成1molO2，可失去4mol電子，每生成1molO3，可失去6mol電子，根據(jù)得失電子守恒得，生成氧氣和臭氧的體積共yL，則，因此。 ③ 11．（xx上海）雄黃(As4S4)和雌黃(As2S3)是提取砷的主要礦物原料，二者在自然界中共生。根據(jù)題意完成下列填空： （1） As2S3和SnCl2在鹽酸中反應轉化為As4S4和SnCl4并放出H2S氣體。若As2S3和SnCl2正好完全反應，As2S3和SnCl2的物質的量之比為 。 （2）上述反應中的氧化劑是 ，反應產生的氣體可用 吸收。 （3） As2S3和HNO3有如下反應：As2S3+ 10H++ 10NO3—=2H3AsO4+ 3S+10NO2↑+ 2H2O 若生成2mol H3AsO4，則反應中轉移電子的物質的量為 。若將該反應設計成一原電池，則NO2應該在