高中化学竞赛化学反应类型.docx

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高中化学竞赛化学反应类型

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化学反应的类型

化学反应是指反应物经过化学变化转化为新的物质的过程，化学变化涉及到化学键的断裂和形成，物质在化学反应中表现出来的性质称为化学性质，包括酸碱性、氧化性、还原性、热稳定性等。

在中学化学中，我们曾从不同的角度对化学反应进行分类：

（1）根据反应物和生成物的类别、反应前后物质种类的多少，将化学反应分为化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应。

（2）根据是否存在电子得失，将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。

（3）从化学反应的所处的体系，将化学反应分为水相反应、非水溶剂液相反应、气相反应、固相反应等。

一、溶液中的反应：

1.电解质与非电解质：

在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物称为电解质，电解质分强电解质和弱电解质；在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质。

2.强酸、强碱、绝大多数盐（醋酸铅（PbAc2）除外）在水溶液中是完全电离的，属于强电解质。

强电解质在水溶液中的电离方程式用“→”表示完全电离。

弱酸、弱碱、少数的盐在水溶液中的电离是不完全的，属于弱电解质。

水自身能发生很弱的电离，是一种极弱的电解质，弱电解在水溶液中的电离方程式用“

”表示不完全电离。

3.当不同的物质在水溶液中发生电离生成不同的离子，这些离子间可发生相互反应，这样的反应称为离子反应，离子反应的本质是使溶液中某种离子的浓度降低。

4.用实际参加反应的离子来表示的反应式称为离子反应方程式。

离子方程式揭示了一个反应的本质，也能表示一类反应。

离子方程式的书写步骤：

“写、拆、删、查”

注意：

将易溶于水、易电离的物质，即易溶的强电解质拆写成离子形式，难溶的物质、气体、弱电解质仍用化学式表示。

5.离子反应发生的条件：

使溶液中某种离子的浓度降低，即生成弱电解质（不仅仅局限于水，还包括弱酸、弱碱），生成气体，生成沉淀，生成配离子，溶液中氧化还原反应（如2Fe3++Cu→2Fe2++Cu2+）等。

FeS可溶于稀硫酸，发生反应：

FeS+H2SO4→H2S↑+FeSO4，H2S通入CuSO4溶液中发生反应：

H2S+CuSO4→CuS↓+H2SO4（“弱酸制强酸”的反应），上述两个反应发生的方向截然相反。

对于难溶的硫化物（如FeS、CuS）能否与强酸的反应生成H2S，取决于FeS、CuS、H2S在溶液中产生的自由离子浓度的相对大小。

虽然FeS难溶于水，但在其饱和溶液中的离子浓度仍然大于H2S饱和溶液的离子浓度，而CuS是一种极其难溶的物质，其饱和溶液中产生的离子浓度最小，即有：

FeS产生自由离子浓度＞H2S产生自由离子浓度＞CuS产生自由离子浓度，所以有FeS可溶于稀硫酸，而CuS不溶于稀硫酸。

6.离子的检验：

可以利用离子在溶液中的反应现象来检验，如：

利用生成沉淀可检验阳离子：

Ba2+、Mg2+、Al3+、Ag+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等；

利用生成沉淀可检验阴离子：

Cl－、Br－、I－、SO42－、CO32－、PO43－、S2－、SO32－等；

利用生成气体可检验离子：

NH4+、S2－、HCO3－等；

利用生成配合物可检验离子：

Cu2+、Fe3+、Fe2+等；

7.离子浓度的测定—滴定分析法

（1）滴定分析法简介：

滴定分析法是将一种已知浓度的滴定剂溶液（标准溶液），滴加到待测溶液中去，直到滴定的化学反应按计量关系完全反应为止，然后根据所消耗的标准溶液的浓度和体积计算出待测物的浓度，这样的操作过程称为“滴定”。

由于这种分析方法是通过“滴定”来实现的，所以称为滴定分析法。

滴定分析方法分类：

酸碱滴定法、沉淀滴定法、配位滴定法和氧化还原滴定法，它们分别以溶液中的酸碱中和反应、沉淀反应、配位反应、氧化还原反应为基础。

滴定剂和待测组分按化学反应的计量关系完全反应的那一点，称为化学计量点。

对于酸碱中和滴定而言，酸和碱完全中和时即达到化学计量点。

指示剂：

在滴定过程中，溶液往往没有什么现象发生，通常是用一种辅助试剂的颜色变化来确定化学计量点的到达，这种辅助试剂称为指示剂。

指示剂发生颜色变化的转变点称为滴定终点。

（2）酸碱中和滴定：

酸碱中和滴定，是用已知浓度的酸或碱来测定一定体积的未知浓度的碱或酸的方法。

实验中可用石蕊、甲基橙等做酸碱指示剂来判断是否完全中和。

如强酸滴定强碱的原理为：

H++OH—→H2O

滴定终点时（指示剂变色）：

n（H+）=n（OH—），c（H+）×V（H+）=c（OH—）×V（OH—）

当选用的指示剂变色时，不一定恰好完全中和，但是滴定误差很小，相对误差＜0.1%，在可接受的误差范围之内。

（3）沉淀滴定：

沉淀滴定是以沉淀反应为基础的滴定分析方法。

例如用标准的硝酸银溶液和以K2CrO4为指示剂测定Cl—、Br—等的浓度。

如滴定Cl—，反应原理：

Ag++Cl－→AgCl↓（白），Ksp＝1.8×10－10，溶解度S=1.3×10－5mol·L－1，指示剂反应：

2Ag++CrO42－→Ag2CrO4↓（砖红），Ksp＝2.0×10－12，溶解度S＝7.9×10-5mol·L－1

（4）氧化还原滴定：

氧化还原滴定是以氧化还原反应为基础的滴定分析方法。

例如利用标准高锰酸钾溶液来测定Fe2+、H2O2、NO2－、C2O42－等。

有关的反应为：

MnO4－+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O

2MnO4－+5H2O2+16H+→2Mn2++5O2↑+8H2O

2MnO4－+5NO2－+6H+→2Mn2++5NO3－+3H2O

2MnO4－+5C2O42－+16H+→2Mn2++10CO2↑+8H2O

利用高锰酸钾溶液进行滴定时不需要另外加试剂，可利用高锰酸钾和还原产物之间的颜色变化来指示反应的终点。

如用酸性高锰酸钾溶液滴定Fe2+溶液，当溶液颜色变为淡紫红色时，说明达到了滴定终点。

利用高锰酸钾进行滴定的方法称为高锰酸钾法，此外还有重铬酸钾法、碘量法、溴酸盐法、铈量法等。

利用氧化还原法，不仅可以测定具有氧化性或还原性的物质，而且还可以测定能与氧化剂或还原剂定量反应形成沉淀的物质。

因此，氧化还原法的应用范围很广泛。

（5）配位滴定：

配位滴定法是以配位反应为基础的滴定分析法。

在配位滴定中，应用最为广泛的滴定剂是EDTA（乙二胺四乙酸），利用它可以直接或间接滴定几十种金属离子。

8.滴定的方式：

根据滴定方式的不同，可以分为直接滴定法、间接滴定法和返滴定法等。

（1）直接滴定法：

直接法滴定是将滴定剂直接加入到被测物质溶液中，这是滴定分析中最常用的方法，适用于能定量、快速完成的滴定反应，如用氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液等。

（2）间接滴定法：

不能与滴定剂直接反应的物质，有时可以通过另外的化学反应间接测定。

例如Ca2+不能直接用氧化还原法滴定。

但可以先将其沉淀为CaC2O4，然后将沉淀滤过洗涤后再溶解于硫酸中，就可用KMnO4标准溶液滴定溶液中的草酸，间接测定Ca2+的含量，相关反应：

Ca2++C2O42－→CaC2O4↓

CaC2O4+2H+→Ca2++H2C2O4

2MnO4－+5C2O42－+16H+→2Mn2++10CO2↑+8H2O

（3）返滴定法：

对于一些反应速率比较慢或没有合适指示剂的化学反应，可以用返滴定法滴定。

这种方法是先在被测溶液中加入过量的一种标准溶液，反应完全后，再用另一种标准溶液滴定过剩的第一种标准溶液。

如测定MnO2的含量，可以用过量的已知准确体积的Na2C2O4标准溶液与MnO2反应，然后用KMnO4标准溶液来滴定剩余的Na2C2O4，根据消耗的KMnO4标准溶液的含量进而得到MnO2的含量。

MnO2+Na2C2O4+2H2SO4→MnSO4+Na2SO4+2CO2↑+2H2O

2MnO4－+5C2O42－+16H+→2Mn2++10CO2↑+8H2O

二、氧化还原反应：

1.常见的氧化剂有：

（1）活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等；

（2）元素价态处于较高价的化合物，如KMnO4、K2Cr2O7、FeCl3、K2FeO4、次氯酸盐等；

（3）氧化性酸，如浓硫酸、硝酸、次氯酸；

（4）过氧化物，如Na2O2、H2O2、CaO2等；

2.常见的还原剂有：

（1）活泼的金属单质，如Na、Mg、Al、Zn、Fe等；

（2）元素价态处于较低价的化合物，如S2—、I—、Br—、SO2、SO32—、Fe2+等；

（3）某些非金属单质，如H2、C、Si等；

（4）某些低价态氧化物，如CO、SO2、NO等；

3.影响物质氧化性的因素：

物质的氧化性受物质自身性质（内因）、浓度、温度、pH等的影响。

常温下MnO2不能与浓盐酸反应，需要加热，说明升高温度MnO2的氧化性增强；MnO2与稀盐酸不反应，而与浓盐酸反应，Cl－被氧化的半反应为：

2Cl－—2e→Cl2↑，浓盐酸中Cl—浓度较大，有利于反应正向进行，其次MnO2的氧化性随H+浓度的增加而增加，MnO2被还原的半反应为：

MnO2+2e+4H+

→Mn2++2H2O，可见H+浓度增加，有利于MnO2的还原反应。

一般来说，多数氧化剂在酸性环境下，氧化剂的氧化性增强，如硝酸根、高锰酸根、次氯酸根等。

4.氧化性、还原性强弱的判断方法：

（1）根据氧化还原反应（包括原电池、电解池反应）判断：

在同一反应中，氧化剂的氧化性最强，还原剂的还原性最强。

如根据反应：

2Fe2++Cl2→Fe3++2Cl－，可知，氧化性：

Cl2＞Fe3+；

还原性：

Fe2+＞Cl－

（2）根据反应条件判断：

一般来说，反应条件越苛刻，氧化剂的氧化性越弱，还原剂的还原性越弱。

如MnO2与浓盐酸在加热的条件下才能将盐酸氧化成氯气，而KMnO4氧化盐酸不需要加热，可见KMnO4的氧化性强于MnO2；钠与水在常温下即可剧烈反应，而镁与水反应需要进行加热，可见钠的还原性强于镁。

（3）根据被氧化或被还原的程度判断，如：

2Fe+3Cl2

2FeCl3，Fe+S

FeS，

氯气可将铁氧化至+3价，而硫只能将铁氧化至+2价，可见氯气的氧化性强于硫。

（4）根据金属活动性顺序判断：

一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。

5.化合价与氧化数：

在高中阶段的表述中，氧化还原反应是化合价发生变化的反应，这里所指的化合价包括“正负化合价”，在1970年，国际联合化学会（IUPAC）建议将这种“正负化合价”改称为氧化数或氧化值，并将其定义为：

某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得。

在氧化还原反应中，电子转移将引起相关原子的价电子层结构发生变化，从而改变它们的带电状态，氧化数的高低反应了元素被氧化的程度。

对于简单离子来说，元素的氧化数与离子带的电荷是一致的，对于共价键结合的分子或离子而言，共用电子对偏向于电负性大的原子，使其氧化数降低。

元素的氧化数与反应中得失电子相关联。

如果反应中某元素的原子失去电子，则该元素的氧化数升高，反之，得到电子，元素的氧化数降低。

确定氧化数的规则如下：

（1）在单原子离子中，元素的氧化数等于离子所带的电荷数。

（2）在大多数化合物中，氢的氧化数为+1，在金属氢化物中，由于金属的电负性小于氢，氢的氧化数为－1，如NaH、KH、CaH2等。

（3）碱金属的氧化数为+1，碱土金属的氧化数为+2.

（4）在所有含氟化合物中，氟的氧化数为－1.

（5）在大多数化合物中氧的氧化数为－2，但在过氧化物中，氧化数为－1，如H2O2，Na2O2、BaO2等，这是基于在这些化合物中H、Na的氧化数为+1，Ba的氧化数为+2得到的，同样在超氧化物KO2中，K的氧化数为+1，则O的氧化数为－1/2，臭氧化物KO3中，O的氧化数为－1/3；在OF2中，O的氧化数为+2.

（6）在中性分子中，各元素的氧化数的代数和为零。

在多原子离子中，各元素氧化数的代数和等于离子所带电荷数。

例1.（2008北京高一化竞）请写出下列反应的化学方程式：

（1）KMnO4滴加到NaOH（浓度大于2mol/L）中，溶液呈绿色（MnO42）；

（2）无O2条件下，Fe（OH）2受热转化为Fe3O4；

（3）在MnO2催化下，KClO3热分解产生Cl2；

解：

（1）4MnO4+4OH→4MnO42+O2↑+2H2O

（2）3Fe（OH）2→Fe3O4+H2↑+2H2O

（3）2KClO3

K2O+Cl2↑+2.5/2O2↑或8KClO3

4K2O+4Cl2↑+5O2↑

例2.某反应体系的物质有：

NaOH、Au2O3、Na2S4O6、Na2S2O3、Au2O、H2O

（1）已知Au2O3为反应物之一，写出该方程式__________________________

（2）反应中，被还原的元素是_______，还原剂是____________

（3）纺织工业中常用氯气作漂白剂，Na2S2O3可作为漂白后布匹“脱氯剂”，Na2S2O3和Cl2反应的产物是H2SO4、NaCl和HCl，则还原剂与氧化剂物质的量之比为__________

解：

（1）Au2O3＋4Na2S2O3＋2H2O→Au2O＋2Na2S4O6＋4NaOH

（2）

；Na2S2O3，（3）1∶4

例3.氧化还原滴定是常用的化学分析方法之一，如利用标准高锰酸钾溶液可以用来分析草酸盐的含量。

（1）配平氧化还原反应方程式：

____C2O42—+____MnO4-+____H+→____CO2+____Mn2++____H2O

（2）称取6.0g含H2C2O4·2H2O、KOH、KHC2O4和K2SO4的试样，加水溶解，配成250mL溶液，量取两份此溶液各25mL，分别置于两个锥形瓶中。

①第一份溶液中加入酚酞试液，滴加0.25mol/LNaOH溶液至20mL时，溶液由无色变为浅红色，该溶液被中和的H＋的物质的量为__________mol.

②第二份溶液中滴加0.10mol/L的酸性高锰酸钾溶液至16mL时反应完全，此时溶液颜色由

__________变为___________，该溶液中还原剂的物质的量为___________mol.

③原试样中H2C2O4·2H2O的质量分数为___________，KHC2O4的质量分数为___________

解：

（1）

（1）52161028

（2）①由H＋＋OH－→H2O知，n（H＋）＝n（OH－）＝0.25mol·L－1×0.02L＝0.005mol

②原溶液无色，而KMnO4为紫红色，所以当溶液中的H2C2O4和KHC2O4反应完全时，溶液呈紫红色。

由电子守恒得：

n（还）×2＝0.1mol·L－1×0.016L×5，n（还）＝0.004mol

③由于实验时所取溶液均为配置时的

，所以①、②中计算的数据均为配置溶液中溶质的

，由①得：

2n（H2C2O4·2H2O）＋n（KHC2O4）=0.05mol，由②得：

n（H2C2O4·2H2O）＋n（KHC2O4）=0.04mol，解上述两个方程式得：

n（H2C2O4·2H2O）＝0.01mol，n（KHC2O4）＝0.03mol，H2C2O4·2H2O的质量分数为：

×100%=21%，KHC2O4的质量分数为：

×100%＝64%。

答案：

（1）52161028

（2）

0.005；

无色；紫红色；0.004，

21％；64％

变式训练：

1.己知氧化还原反应：

2Cu（IO3）2+24KI+12H2SO4→2CuI↓+13I2+12K2SO4+12H2O

其中1mol氧化剂在反应中得到的电子为（B）

A.10molB.11molC.12molD.13mol

分析：

将氧化剂Cu（IO3）2视为一个整体，每1mol氧化剂得到电子为（1+5×2＝11）mol.

2.下列反应与Br2+SO2+2H2O→H2SO4+2HBr相比较，水的作用不相同的是（CD）

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↑

分析：

反应Br2+SO2+2H2O→H2SO4+2HBr中，水既非氧化剂又非还原剂。

A中水既非氧化剂又非还原剂；B中水既非氧化剂又非还原剂；C中水还原剂；D中水作氧化剂。

3.多硫化钠Na2Sx（x≥2）在结构上与Na2O2、FeS2、CaC2等有相似之处。

Na2Sx在碱性溶液中可被NaClO氧化为Na2SO4，NaClO被还原为NaCl，反应中Na2Sx与NaClO的物质的量之比为1：

16，则x的值是（）

A.5B.4C.3D.2

分析：

ClO－变成Cl－，需得到2e，则ClO－＋H2O＋2e－→Cl－＋2OH－

而Sx2－需失去（x－2）×6e＋2×7e＝（6x＋2）e，这个结果可这们理解，Sx2－中2个S的化合价为－1价，由－1价变成SO42－的＋6价需失去7e－，则另外（x－2）个S的化合价为0价，由0价变成SO42－的＋6价需失去6e，因此1个Sx2共需失去（6x＋2）e，反应式为：

Sx2＋8xOH－－（6x＋2）e－＝xSO42－＋4xH2O，由这两个电极反应式及1︰16，可得到以下关系式：

2︰（6x＋2）＝1︰16，得x＝5

4.下列实验过程中，始终无明显现象的是（B）

A.NO2通入FeSO4溶液中B.CO2通入CaCl2溶液中

C.NH3通入AlCl3溶液中D.SO2通入已酸化的Ba（NO3）2溶液中

分析：

此题考查了常见元素化合物知识。

NO2通入后和水反应生成具有强氧化性的硝酸，其将亚铁盐

氧化为铁盐，溶液颜色由浅绿色变为黄色，排除A；CO2和CaCl2不反应，无明显现象，符合，选B；NH3通入后转化为氨水，其和AlCl3反应生成氢氧化铝沉淀，排除C；SO2通入酸化的硝酸钡中，其被氧化为硫酸，生成硫酸钡沉淀，排除D

5.物质的量之比为2：

5的锌与稀硝酸完全反应，若硝酸被还原的产物为N2O，反应结束后锌没有剩余，则该反应中被还原的硝酸与未被还原的硝酸的物质的量之比是（A）

A.1：

4B.1：

5C.2：

3D.2：

5

分析：

设2molZn参与反应，因Zn无剩余，则最终生成了2molZn（NO3）2，显然含有4molNO3－，这部分是没有参与氧化还原反应的HNO3，根据得失电子守恒有：

2×n（Zn）＝n（HNO3）×4，则n（HNO3）＝1mol，即有1molHNO3被还原。

6.含有amolFeBr2的溶液中，通入xmolCl2，下列各项为通Cl2过程中，溶液内发生反应的离子方程式，其中不正确的是（B）

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－

分析：

由于Fe2＋的还原性强于Br－，故根据氧化还原反应的先后顺序知，Cl2先氧化Fe2＋，然后再氧化Br－。

2Fe2＋+Cl2→2Fe3＋+2Cl－，2Br－+Cl2→Br2+2Cl－，2FeBr2+3Cl2→2FeCl3+2Br2当x/a≤0.5时，Cl2仅氧化Fe2＋，故A项正确。

当x/a≥1.5时，Fe2＋和Br－全部被氧化，D项正确；当介于两者之间时，即0.5＜x/a＜1.5时，则可分步书写方程式，然后进行叠加得总反应。

如B项，当x＝0.6a，Cl2将Fe2＋氧化完全消耗0.5amolCl2的，还有剩余的0.1amolCl2还要氧化Br－，而选项中没有表示Cl2氧化Fe2＋的过程，故B错。

当x＝a时，Cl2将Fe2＋氧化完全消耗0.5amolCl2的，还有剩余的0.5amolCl2还要氧化amolBr－，总反应离子方程式为aFe2++aBr—+aCl2→aFe3++1/2aBr2+2aCl—，整理得2Fe2＋+2Br－+2Cl2→Br2+2Fe3＋+4Cl－，C选项正确。

7.下列化学方程式中，属于氧化还原反应的个数为（A）

VO3++H2O2→VO23++H2O，

VO23++H2O2+2H2O→VO63-+6H+

B2（OH）4+4SF4→B2F4+4SOF2+4HF，

2HOF→2HF+O2

A.0B.1C.2D.4

分析：

V的价电子构型为3d34s2，最高化合价为+5，在第一个方程式中V为最高价态+5价，只能表现氧化性，但生成物中并无被氧化的产物，VO23+离子中，两个氧原子以过氧基团形式存在；同样第二个方程式也为非氧化还原反应，VO63—中含两个过氧基团和两个—2价的氧；第三个方程式中，B为+2价，S为+4价，反应前后B和S的化合价不变，为非氧化还原反应；在第四个反应方程式中，反应物HOF中H为+1价，F为—1价，氧为0价，反应前后元素的化合物均不变，也未非氧化还原反应。

8.写出（CH3COO）2Pb溶液中通入H2S时的离子方程式：

（CH3COO）2Pb＋H2S→PbS↓＋2CH3COOH

9.实验室为监测空气中汞蒸气的含量，往往悬挂涂有CuI的滤纸，根据滤纸是否变色或颜色发生变化所用去的时间来判断空气中的含汞量，其反应为：

4CuI＋Hg→Cu2HgI4＋2Cu

（1）上述反应产物Cu2HgI4中，Cu元素显价。

（2）以上反应中的氧化剂为__________，当有1molCuI参与反应时，转移电子___________mol.

（3）CuI可由Cu2＋与I－直接反应制得，请配平下列反应的离子方程式：

____Cu2＋＋____I－→____CuI＋____I3－

9.

（1）＋1，

（2）CuI0.5，（3）2521

10.雄黄（As4S4）和雌黄（As2S3）是提取砷的主要矿物原料，二者在自然界中共生。

根据题意完成下列填空：

（1）As2S3和SnCl2在盐酸中反应转化为As4S4和SnCl4并放出H2S气体，若As2S3和SnCl2正好完全反应，As2S3和SnCl2的物质的量之比为

（2）上述反应中的氧化剂是，反应产生的气体可用吸收。

（3）As2S3和HNO3有如下反应：

As2S3+10H++10NO3－→2H3AsO4+3S+10NO2↑+2H2O，若生成2molH3AsO4，则反应中转移电子的物质的量为，若将该反应设计成一原电池，则NO2应该在（填“正极”或“负极”）附近逸出。

（4）若反应产物NO2与11.2LO2（标准状况）混合后用水吸收全部转化成浓HNO3，然后与过量的碳反应，所产生的CO2的量

a.小于0.5molb.等于0.5molc.大于0.5mold.无法确定

分析：

（1）根据电子得失守恒知1molAs2S3作氧化剂得到2mol电子，而1molSnCl2作还原剂失去2mol电子，所以二者的物质的量之比是1:

1；

（2）H2S是酸性气体可用碱液吸收或硫酸铜溶液吸收；（3）As2S3作还原剂，转移电子的个数是2×（5－3）+3×（0+2）＝10。

若将一个氧化还原反应涉及为原电池，还原剂应在负极失电子，被氧化，生成氧化产物；氧化剂应在正极得电子，被还原，生成还原产物，NO2属于还原产物，在正极生成；（4）根据反