届高考化学总复习跟踪检测15.docx
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届高考化学总复习跟踪检测15
跟踪检测（七）氧化还原反应规律及应用
1．已知离子方程式：
As2S3＋H2O＋NO
―→AsO
＋SO
＋NO↑＋________（未配平），下列说法错误的是（ ）
A．配平后水的化学计量数为4
B．反应后溶液呈酸性
C．配平后氧化剂与还原剂的物质的量之比为3∶28
D．氧化产物为AsO
和SO
解析：
选C 从所给的离子方程式知，As2S3转化成AsO
和SO
，而NO
转化为NO，根据得失电子守恒、原子守恒和电荷守恒，配平后的离子方程式为3As2S3＋4H2O＋28NO
===6AsO
＋9SO
＋28NO↑＋8H＋，则A、B、D正确；氧化剂与还原剂物质的量之比为28∶3，则C不正确。
2．H3PO2是精细磷化工产品。
工业制备原理如下：
（Ⅰ）2P4＋3Ba（OH）2＋6H2O===3Ba（H2PO2）2＋2PH3↑
（Ⅱ）Ba（H2PO2）2＋H2SO4===BaSO4↓＋2H3PO2
下列推断不正确的是（ ）
A．反应Ⅰ是氧化还原反应，反应Ⅱ是非氧化还原反应
B．H3PO2具有强还原性，在空气中可能被氧化成磷酸
C．在反应Ⅰ中氧化剂与还原剂的质量之比为1∶1
D．在标准状况下生成2.24LPH3，上述反应转移0.3mol电子
解析：
选C 反应Ⅰ中一部分磷元素化合价由0价升至＋1价，另一部分磷元素化合价由0价降至－3价，是氧化还原反应，反应Ⅱ是复分解反应，A项正确；H3PO2中磷为＋1价，能升至＋3、＋5价，在空气中易被氧化成磷酸，B项正确；分析反应Ⅰ，2个磷的化合价降低，6个磷的化合价升高，氧化剂P4与还原剂P4的质量之比为1∶3，C项错误；由反应Ⅰ知，每生成2molPH3必转移6mol电子，n（PH3）＝
＝0.1mol，转移电子0.3mol，D项正确。
3.某离子反应中涉及H2O、ClO－、NH
、H＋、N2、Cl－六种微粒。
其中N2、ClO－的物质的量随时间变化的曲线如图所示。
下列判断不正确的是（ ）
A．该反应的氧化剂是ClO－
B．消耗1mol还原剂，转移3mol电子
C．氧化剂与还原剂的物质的量之比为2∶3
D．反应后溶液的酸性明显增强
解析：
选C 由题意知反应过程为ClO－→Cl－得到2个电子，2NH
→N2失去6个电子，氧化剂与还原剂的物质的量之比为3∶2，显然A、B正确，C错误；根据图像，可知总反应为3ClO－＋2NH
===2H＋＋N2↑＋3Cl－＋3H2O，反应后溶液的酸性明显增强，D正确。
4．（2018·兰州模拟）水热法制备Fe3O4纳米颗粒的反应为3Fe2＋＋2S2O
＋O2＋xOH－===Fe3O4＋S4O
＋2H2O。
下列说法中正确的是（ ）
A．3molFe2＋被氧化时有1molO2被还原
B．该反应中只有Fe2＋是还原剂
C．每生成1molFe3O4转移2mol电子
D．反应方程式中化学计量数x＝2
解析：
选A 分析所给离子方程式中元素化合价变化，Fe：
＋2→＋
，S：
＋2→＋
，O2中O：
0→－2，由此可知Fe2＋、S2O
为还原剂，O2是氧化剂，B项错误；离子方程式中反应1molO2时，3molFe2＋被氧化，A项正确；每生成1molFe3O4，消耗1molO2，失去4mol电子，而Fe2＋得到2mol电子，S2O
得到2mol电子，则每生成1molFe3O4转移4mol电子，C项错误；根据离子方程式的电荷守恒可知x＝4，D项错误。
5．某反应体系中的物质有：
NaOH、Au2O3、Na2S4O6、Na2S2O3、Au2O、H2O。
下列方框中对应的物质或有关叙述正确的是（ ）
A．Na2S4O6、H2O、Na2S2O3、Au2O、NaOH
B．Na2S2O3、NaOH、Na2S4O6、Au2O、H2O
C．Na2S2O3、H2O、Na2S4O6、Au2O、NaOH
D．当1molAu2O3完全反应时，转移电子8mol
解析：
选C Au2O3是反应物，则Au2O一定是生成物，其中Au元素的化合价由＋3变成＋1，化合价降低，则必然有化合价升高的元素，即Na2S2O3（硫元素为＋2价）是反应物，Na2S4O6（硫元素为＋2.5价）是生成物。
根据反应前后硫元素守恒有2Na2S2O3―→Na2S4O6，根据钠元素守恒，可知生成物中缺少钠元素，所以NaOH是生成物，再根据氢元素守恒，可知水是反应物。
由关系式：
Au2O3～Au2O～4e－，所以当1molAu2O3完全反应时，转移电子的物质的量为4mol。
6．把图2中的物质补充到图1中，可得到一个完整的氧化还原反应的离子方程式（未配平）。
对该氧化还原反应的离子方程式，下列说法不正确的是（ ）
A．IO
作氧化剂，具有氧化性
B．氧化性：
MnO
＞IO
C．氧化剂和还原剂的物质的量之比为5∶2
D．若有2molMn2＋参加反应，则转移10mol电子
解析：
选B 结合图1可知Mn2＋为反应物，故图2中的MnO
为生成物，因此Mn2＋作还原剂，被氧化，故图2中的IO
作氧化剂，IO
为还原产物，因此该反应的离子方程式为2Mn2＋＋5IO
＋3H2O===2MnO
＋5IO
＋6H＋，由此可知A项和C项正确；同一个反应中，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，故氧化性：
IO
＞MnO
，B项错误；Mn2＋～MnO
～5e－，若2molMn2＋参加反应，则转移10mol电子，D项正确。
7．（2018·上海高考）某铁的氧化物（FexO）1.52g溶于足量盐酸中，向所得溶液中通入标准状况下112mLCl2，恰好将Fe2＋完全氧化。
x值为（ ）
A．0.80 B．0.85
C．0.90D．0.93
解析：
选A 根据得失电子守恒可知，FexO被氧化为Fe3＋转移的电子数和Cl2转移的电子数相等。
标准状况下112mLCl2转移电子为0.01mol，则有：
×
×x＝0.01，x＝0.80。
8．高锰酸钾溶液在酸性条件下可以与硫酸亚铁反应，化学方程式如下（未配平）：
KMnO4＋____FeSO4＋____H2SO4===____K2SO4＋____MnSO4＋____Fe2（SO4）3＋____H2O
下列说法正确的是（ ）
A．MnO
是氧化剂，Fe3＋是氧化产物
B．Fe2＋的还原性弱于Mn2＋
C．取反应后的溶液加KSCN溶液，可观察到有血红色沉淀生成
D．生成1mol水时，转移2.5mol电子
解析：
选A 反应前后铁元素的化合价升高，故Fe3＋是氧化产物，A项正确；还原剂还原性强于还原产物，B项错误；硫氰化铁溶于水，C项错误；根据元素守恒和转移电子个数守恒配平方程式：
2KMnO4＋10FeSO4＋8H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋5Fe2（SO4）3＋8H2O，生成8mol水时，转移10mol电子，故生成1mol水时，转移1.25mol电子，D项错误。
9．把图b的碎纸片补充到图a中，可得到一个完整的离子方程式。
下列有关该离子方程式的说法正确的是（ ）
A．配平后的化学计量数依次为3、1、2、6、3
B．若有1molS被氧化，则生成2molS2－
C．氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶2
D．2molS参加反应有3mol电子发生转移
解析：
选B 配平后的离子方程式为3S＋6OH－===2S2－＋SO
＋3H2O，A项错误；当有1molS被氧化，则生成2molS2－，B项正确；氧化剂与还原剂的物质的量之比为2∶1，C项错误；3molS参加反应有4mol电子发生转移，则2molS参加反应有
mol电子发生转移，D项错误。
10．（2018·青岛模拟）制备新型高效水处理剂高铁酸钠（Na2FeO4）的主要反应为2FeSO4＋aNa2O2===2Na2FeO4＋2Na2O＋2Na2SO4＋bX。
下列说法中正确的是（ ）
A．该反应中X为O2
B．反应物Na2O2只作氧化剂
C．该反应中发生氧化反应的过程只有FeSO4→Na2FeO4
D．每生成1molNa2FeO4，反应过程中转移4mole－
解析：
选A 2molFeSO4被氧化成2molNa2FeO4，铁元素失去8mole－，根据钠原子守恒及过氧化钠转移电子情况分析，a＝6，b＝1，X为O2,6molO
中有10molO从－1价降到－2，得10mole－，另外2molO从－1价升到0价，失去2mole－，A项正确；反应过程中5molNa2O2作氧化剂，1molNa2O2作还原剂，B、C两项错误；每生成1molNa2FeO4，反应过程中转移5mole－，D项错误。
11．HNO2是一种弱酸，且不稳定，易分解生成NO和NO2；它能被常见的强氧化剂氧化；在酸性溶液中它也是一种氧化剂，如能把Fe2＋氧化成Fe3＋。
AgNO2是一种难溶于水、易溶于酸的化合物。
试回答下列问题：
（1）人体正常的血红蛋白含有Fe2＋。
若误食亚硝酸盐（如NaNO2），则导致血红蛋白中的Fe2＋转化为Fe3＋而中毒，服用维生素C可解毒。
下列叙述不正确的是________（填字母）。
A．亚硝酸盐被还原
B．维生素C是还原剂
C．维生素C将Fe3＋还原为Fe2＋
D．亚硝酸盐是还原剂
（2）下列方法中，不能用来区分NaNO2和NaCl的是____（填字母）。
A．测定这两种溶液的pH
B．分别在两种溶液中滴加甲基橙
C．在酸性条件下加入淀粉KI溶液来区别
D．用AgNO3和HNO3两种试剂来区别
（3）某同学把新制的氯水加到NaNO2溶液中，观察到氯水褪色，同时生成NaNO3和HCl，请写出反应的离子方程式：
_____________________________________________。
（4）Fe与过量稀硫酸反应可以制取FeSO4。
若用反应所得的酸性溶液，将Fe2＋转化为Fe3＋，要求产物纯净，可选用的最佳试剂是________（填字母）。
a．Cl2 b．Fe c．H2O2 d．HNO3
（5）若FeSO4和O2的化学计量数比为2∶1，试配平下列方程式：
解析：
（1）亚硝酸盐能使Fe2＋转化为Fe3＋，说明亚硝酸盐具有氧化性；服用维生素C可解毒，说明维生素C能把Fe3＋还原，生成Fe2＋，因此维生素C具有还原性，所以选项D是错误的。
（2）亚硝酸钠是强碱弱酸盐，水解显碱性，而氯化钠溶液显中性，A正确；甲基橙的变色范围是3.1～4.4，所以二者溶液中滴入甲基橙都显黄色，B不正确；亚硝酸钠具有氧化性，能把碘化钾氧化生成单质碘，C正确；氯化钠能和硝酸酸化的硝酸银反应产生白色沉淀，所以D也正确。
（3）氯水褪色，同时生成NaNO3和HCl，说明反应中氯水是氧化剂，亚硝酸钠是还原剂，所以离子方程式为NO
＋Cl2＋H2O===NO
＋2H＋＋2Cl－。
（4）氯气的还原产物是氯离子，而硝酸氧化亚铁离子会引入NO
，所以a、d不正确；单质铁没有氧化性，b错误；双氧水的还原产物是水，没有杂质，c正确。
（5）氧气是过氧化钾的氧化产物，每产生1molO2就失去2mol电子。
而亚铁离子在反应中失去4个电子，所以2mol硫酸亚铁失去8mol电子，因此反应中共失去10mol电子，因此氧化剂就必须得到10mol电子，所以参加反应的过氧化钾起氧化剂作用的是5mol，则参加反应的过氧化钾是6mol，即系数分别是2、6、2、2、2、1。
答案：
（1）D
（2）B
（3）NO
＋Cl2＋H2O===NO
＋2H＋＋2Cl－
（4）c （5）2 6 2 2 2 1
12．实验室用下列方法测定某水样中O2的含量。
（1）实验原理
①用如图所示装置，使溶解在水中的O2在碱性条件下将Mn2＋氧化成MnO（OH）2，反应的离子方程式为______________________________________________________
________________________________________________________________________。
②在酸性条件下，再用I－将生成的MnO（OH）2还原为Mn2＋，反应的离子方程式为________________________。
然后用Na2S2O3标准溶液滴定生成的I2，反应方程式为I2＋2Na2S2O3===2NaI＋Na2S4O6。
（2）实验步骤
①打开止水夹a和b，从A处向装置内鼓入过量N2，此操作的目的是________________________________________________________________________；
②用注射器抽取某水样20.00mL从A处注入锥形瓶；
③再分别从A处注入含mmolNaOH溶液及过量的MnSO4溶液；
④完成上述操作后，关闭a、b，将锥形瓶中溶液充分振荡；
⑤打开止水夹a、b，分别从A处注入足量NaI溶液及含nmolH2SO4的硫酸；
⑥重复④的操作；
⑦取下锥形瓶，向其中加入2～3滴__________作指示剂；
⑧用0.005mol·L－1Na2S2O3溶液滴定至终点。
滴定终点的现象是________________________________________________________________________。
（3）数据分析
①若滴定过程中消耗的Na2S2O3标准溶液体积为3.90mL，则此水样中氧（O2）的含量为__________mg·L－1。
②若未用Na2S2O3标准溶液润洗滴定管，则测得水样中O2的含量将__________（填“偏大”“偏小”或“不变”）。
解析：
（1）注意从题给条件中挖掘信息：
反应物有O2、OH－（碱性条件下）、Mn2＋，发生氧化还原反应，生成MnO（OH）2，利用化合价升降相等配平O2、Mn2＋、MnO（OH）2的化学计量数，再利用电荷守恒配平OH－的化学计量数，最后可用原子守恒检查方程式的配平是否正确。
（3）①根据
（1）中的三个方程式，可以得出物质间的定量关系为O2～2MnO（OH）2～2I2～4Na2S2O3，则n（O2）＝0.005mol·L－1×（3.90×10－3）L÷4＝4.875×10－6mol，则此水样中氧（O2）的含量为
＝7.8mg·L－1。
②若未用Na2S2O3标准溶液润洗滴定管，则c（Na2S2O3）减小，V（Na2S2O3）增大，所以n（O2）增大，故测得水样中O2的含量将偏大。
答案：
（1）①2Mn2＋＋O2＋4OH－===2MnO（OH）2
②MnO（OH）2＋2I－＋4H＋===Mn2＋＋I2＋3H2O
（2）①排出装置内的空气，避免空气中的O2的干扰 ⑦淀粉溶液 ⑧滴最后一滴标准液，溶液恰好由蓝色变为无色，且半分钟内不恢复原色
（3）①7.8 ②偏大
13．溴及其化合物广泛应用在有机合成、化学分析等领域。
（1）海水提溴过程中溴元素的变化如下：
①过程Ⅰ，海水显碱性，调其pH＜3.5后，再通入氯气。
ⅰ.通入氯气后，反应的离子方程式是____________________________________
________________________________________________________________________。
ⅱ.调海水pH可提高Cl2的利用率，用平衡原理解释其原因是________________________________________________________________________。
②过程Ⅱ，用热空气将溴赶出，再用浓碳酸钠溶液吸收。
完成并配平下列方程式。
③过程Ⅲ，用硫酸酸化可得Br2和Na2SO4的混合溶液。
相同条件下，若用盐酸酸化，则所得溴的质量减少，原因是
________________________________________________________________________。
（2）NaBrO3是一种分析试剂。
向硫酸酸化的NaI溶液中逐滴加入NaBrO3溶液，当加入2.6molNaBrO3时，测得反应后溶液中溴和碘的存在形式及物质的量分别为
粒子
I2
Br2
IO
物质的量/mol
0.5
1.3
则原溶液中NaI的物质的量为________mol。
解析：
（1）①ⅱ.氯气与水的反应是可逆反应：
Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO，海水呈碱性可使该平衡向正反应方向移动，则与Br－发生反应的氯气减少，造成氯气的利用率降低。
所以调节海水的pH＜3.5，使之呈酸性，从而抑制氯气与水反应。
②完成化学方程式的依据：
得失电子守恒和原子守恒。
③BrO
具有强氧化性，能将Cl－氧化，造成溴元素的损失。
（2）反应的离子方程式为I－＋BrO
―→I2＋Br2＋IO
（未参与电子转移的物质未列出），设生成物中IO
的物质的量为xmol，由得失电子守恒得0.5×2×[0－（－1）]＋x×[5－（－1）]＝1.3×2×（5－0），解得x＝2。
再由碘原子守恒可知原溶液中NaI的物质的量为3mol。
答案：
（1）①ⅰ.Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－
ⅱ.通入Cl2后发生反应Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO，增大c（H＋），平衡向逆反应方向移动，抑制Cl2与水反应
②3 3 1 3 5 NaBr
③盐酸具有还原性，与溴酸根离子反应
（2）3
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