备战高考化学 氧化还原反应 综合题附详细答案Word文件下载.docx

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（4）根据得失电子守恒可得到关系式：

5H2C2O4---2MnO4-，带入数值进行计算；

Na2S2O8也具有氧化性，氧化H2C2O4。

【详解】

（1）在试管中加热固体时，试管口应略微向下倾斜，SO3的熔、沸点均在0℃以上，因此冰水浴有利于将SO3冷却为固体，便于收集SO3，由Na2S2O8的分解原理可知，生成物中有氧气，所以在导管出气口的带火星的木条会复燃，故答案为：

试管口应该略向下倾斜；

冷却并收集SO3；

木条复燃；

（2）X为MnO4-，向所得溶液中加入BaCl2溶液可以产生白色沉淀，则产物中有SO42-，则反应的离子方程式为2Mn2＋＋5S2O

＋16H＋，根据该反应中元素化合价的变化可知，氧化剂是S2O82-，氧化产物是MnO4-，故答案为：

2Mn2＋＋5S2O

＋16H＋；

S2O82-；

MnO4-；

（3）沉淀洗涤时，需要用玻璃棒引流，并且所加蒸馏水需要没过沉淀，需要洗涤2~3次，故答案为：

用玻璃棒引流，向漏斗中加蒸馏水至没过沉淀，使蒸馏水自然流下，重复操作2～3次（合理即可）；

则

，Na2S2O8具有氧化性，消耗的H2C2O4溶液增多，导致测得的结果偏高，故答案为：

0.06；

偏高。

2．二氧化氯（ClO2）具有强氧化性，在工业上常用作水处理剂、漂白剂。

ClO2是一种易溶于水的黄绿色气体，其体积分数超过10%时易引起爆炸。

某研究小组欲用以下三种方案制备ClO2，回答下列问题：

（1）以黄铁矿（FeS2）、氯酸钠和硫酸溶液混合反应制备ClO2，黄铁矿中的硫元素在酸性条件下被ClO3-氧化成SO42-，写出制备ClO2的离子方程式__。

（2）用过氧化氢作还原剂，在硫酸介质中还原NaClO3制备ClO2，并将制得的ClO2用于处理含CN-废水。

实验室模拟该过程的实验装置（夹持装置略）如图所示。

①装置A的名称是__，装置C的作用是__。

②反应容器B应置于30℃左右的水浴中，目的是__。

③通入氮气的主要作用有3个，一是可以起到搅拌作用，二是有利于将ClO2排出，三是__。

④ClO2处理含CN-废水的离子方程式为__，装置E的作用是__。

（3）氯化钠电解法是一种可靠的工业生产ClO2的方法。

①用于电解的食盐水需先除去其中的Ca2+、Mg2+、SO42-等杂质。

某次除杂操作时，往粗盐水中先加入过量的__（填化学式），至沉淀不再产生后，再加入过量的Na2CO3和NaOH，充分反应后将沉淀一并滤去。

②用石墨做电极，在一定条件下电解饱和食盐水制取ClO2，工作原理如图所示，写出阳极产生ClO2的电极反应式__。

【答案】FeS2+15ClO3-+14H+=15ClO2+Fe3++2SO42-+7H2O恒压漏斗安全瓶提高化学反应速率，同时防止过氧化氢受热分解稀释ClO2，防止其爆炸2CN-+2ClO2=2CO2+N2+2Cl-吸收ClO2等气体，防止污染大气BaCl2Cl--5e-+2H2O=ClO2↑+4H+

二氧化氯（ClO2）具有强氧化性，在工业上常用作水处理剂、漂白剂。

分别利用无机反应和电解原理制备二氧化氯，三种方法均利用了氧化还原反应。

（1）以黄铁矿（FeS2）、氯酸钠和硫酸溶液混合反应制备ClO2，黄铁矿中的硫元素在酸性条件下被ClO3-氧化成SO42-，根据氧化还原反应中电子守恒和元素守恒，可以写出制备ClO2的离子方程式为FeS2+15ClO3-+14H+=15ClO2+Fe3++2SO42-+7H2O。

（2）①装置A的名称为恒压漏洞，装置C为安全瓶，起到防止液体倒吸的作用。

②升高温度可以提高化学反应速率，但是原料中含有过氧化氢，过氧化氢在过高的温度下可以发生分解反应，因此反应容器B应置于30℃左右的水浴中。

③根据题文可知，ClO2是一种易溶于水的黄绿色气体，其体积分数超过10%时易引起爆炸，故通入氮气的主要作用有3个，一是可以起到搅拌作用，二是有利于将ClO2排出，三是稀释ClO2，防止其爆炸。

④ClO2处理含CN-废水发生氧化还原反应，将CN-转化为无污染的CO2和N2，故离子方程式为2CN-+2ClO2=2CO2+N2+2Cl-；

装置E在整套装置之后，起到吸收尾气，防止环境污染的作用。

（3）①用于电解的食盐水需先除去其中的Ca2+、Mg2+、SO42-等杂质，需要过量的碳酸根离子、氢氧根离子和钡离子，过量的钡离子可以用碳酸根离子除去，因此在加入Na2CO3之前应先加入过量BaCl2。

②用石墨做电极，电解池的阳极发生氧化反应，元素化合价升高，因此氯离子在阳极失电子和水反应得到ClO2，电极反应式为Cl--5e-+2H2O=ClO2↑+4H+。

3．羟氨（NH2OH）是一种还原剂，和联氨一样是一种弱碱，不稳定，室温下吸收水汽迅速分解。

回答下列问题：

（1）请写出羟氨的电子式___。

（2）利用KMnO4标准溶液定量间接测定羟氨的纯度。

测定步骤如下：

①溶液配制：

称取5.0g某羟氨样品，溶解在______酸中后加适量蒸馏水，将其全部转移至100mL的______中，加蒸馏水至_______。

②取20.00mL的羟氨酸性溶液与足量硫酸铁在煮沸条件下反应：

2NH2OH2＋＋4Fe3＋＝N2O↑＋4Fe2＋＋H2O＋6H＋，生成的Fe2＋用0.4000mol·

L－1的酸性KMnO4溶液滴定，滴定达到终点的现象是____________。

请写出Fe2＋与酸性KMnO4溶液反应的离子方程式_____________。

重复滴定3次，每次消耗酸性高锰酸钾标准溶液的体积如表所示：

计算试样的纯度____%。

（3）下列操作导致误差偏高的有______（填编号）。

a滴定前滴定管尖嘴处有气泡，滴定后消失

b滴定管未经润洗盛装KMnO4溶液

c羟氨称量时，时间过长和溶解时没有及时用酸酸化

dKMnO4溶液起始读数仰视，终点正常读数

【答案】

硫酸容量瓶刻度线当最后一滴滴入时，锥形瓶中溶液的颜色由无色变为紫红色，且半分钟不褪色5Fe2++MnO4-+8H+＝5Fe3++Mn2++4H2O66ab

（1）根据羟氨化学式写出其电子式；

（2）①羟氨应溶解在H2SO4中，因为HCl中的Cl会被MnO4-氧化；

②用酸性KMnO4溶液滴定达到终点的现象是当最后一滴滴入时，锥形瓶中溶液的颜色由无色变为紫红色，且半分钟不褪色；

根据氧化还原反应的规律写出Fe2＋与酸性KMnO4溶液反应的离子方程式，根据物质的量的关系计算式样纯度；

（3）根据氧化还原滴定的相关操作分析实验误差。

（1）根据羟氨化学式NH2OH可知其电子式为：

，故答案为：

；

（2）①羟氨应溶解在H2SO4中，因为HCl中的Cl会被MnO4-氧化，将其全部转移至100mL的容量瓶中，加蒸馏水至刻度线，故答案为：

硫酸；

容量瓶；

刻度线；

根据氧化还原反应的规律写出Fe2＋与酸性KMnO4溶液反应的离子方程式为：

5Fe2++MnO4-+8H+＝5Fe3++Mn2++4H2O；

由消耗高锰酸钾体积表可知，第一次误差过大，舍去，V（平均）=

=20.00mL；

设滴定时NH2OH2+的物质的量为xmol，依据离子方程式可得关系式：

解得x=0.02

因总量为100mL，所以n（NH2OH2+）＝0.02×

5＝0.1mol

m=n

M＝0.1×

33g/mol＝3.3g

w=

=

100%=66%

故答案为：

当最后一滴滴入时，锥形瓶中溶液的颜色由无色变为紫红色，且半分钟不褪色；

66；

（3）a．滴定前滴定管尖嘴处有气泡，滴定后消失会导致V标准偏大，计算结果偏高；

b．滴定管未经润洗盛装KMnO4溶液，相当于把KMnO4溶液稀释，滴定时消耗体积增大，计算结果偏高；

c．羟氨称量时，时间过长和溶解时没有及时用酸酸化会导致羟氨被氧化，导致消耗体积偏小，计算结果偏低；

d．KMnO4溶液起始读数仰视，终点正常读数，导致消耗体积偏小，计算结果偏低；

ab。

【点睛】

注意氧化还原滴定操作中的注意事项，根据公式判断不同操作可能引起的实验误差。

4．废水中过量的氨氮（

和

）会导致水体富营养化。

某科研小组用

氧化法处理氨氮废水。

已知：

①

的氧化性比

强；

②

比

更易被氧化；

③国家相关标准要求经处理过的氨氮废水

要控制在6~9。

（1）

时，

可与

反应生成

等无污染物质，该反应的离子方程式为___________。

（2）进水

对氨氮去除率和出水pH的影响分别如图1和图2所示：

①进水

在1.25~2.75范围内时，氨氮去除率随

的升高迅速下降的原因是__________。

②进水

在2.75~6范围内时，氨氮去除率随

的升高而上升的原因是___________。

③进水

应控制在____________左右为宜。

（3）为研究空气对

氢化氨氮的影响，其他条件不变，仅增加单位时间内通人空气的量，发现氨氮去除率几乎不变。

其原因可能是______（填序号）

a.

弱

b.

氧化氨氮速率比

慢

c.

在废水中溶解度比较小

d.空气中的

进入废水中

随着

的升高，

含量增大，氧化性降低，导致氨氯去除率下降随着

的升高，氨氮废水中

含量增大，而

更易被氧化1.5

（1）pH=1.25时，NaClO可与NH4+反应生成N2等无污染物质，次氯酸根离子被还原为氯离子和水，结合电荷守恒、电子守恒、原子守恒配平书写离子方程式；

（2）①进水pH为1.25～2.75范围内，氨氮去除率随pH升高迅速下降是c（OH-）较大，抑制NaClO水解，c（HClO）较小致氧化能力弱；

②进水pH为2.75～6.00范围内氨氮去除率随pH升高而上升，氨气含量增大氨氮易被氧化；

③结合图象变化可知进水pH应控制在1.0左右；

（3）其他条件不变，仅增加单位时间内通入空气的量，发现氨氮去除率几乎不变，说明O2氧化氨氮速率比NaClO慢，比次氯酸钠氧化性弱，溶液中溶解的氧气少等原因。

（1）pH=1.25时，NaClO可与NH4+反应生成N2等无污染物质，次氯酸根离子被还原为氯离子，结合电荷守恒、电子守恒、原子守恒配平书写离子方程式：

3ClO-+2NH4+=N2↑+3Cl-+2H+；

（2）①进水pH为1.25～2.75范围内，氨氮去除率随pH升高迅速下降的原因是：

随着PH升高，NaClO含量增大，氧化性能降低，导致氨氮去除率下降；

②进水pH为2.75～6.00范围内，氨氮去除率随pH升高而上升的原因是：

随着PH升高氨氮废水中氨气含量增大，氨氮更易被氧化；

③进水pH应控制在1.50左右，氨氮去除率会较大；

（3）研究空气对NaClO氧化氨氮的影响，其他条件不变，仅增加单位时间内通入空气的量，发现氨氮去除率几乎不变。

其原因可能是：

O2的氧化性比NaClO弱、O2氧化氨氮速率比NaClO慢、O2在溶液中溶解度比较小；

abc。

5．MnO2是制造干电池的主要原料之一，也是中学化学中常见的一种试剂。

工业上Mn（NO3）2和KMnO4为原料制备MnO2，其生产原理如下：

用软锰矿（含MnO2和少量的Fe2O3、SiO2）和碳反应制得MnO；

再将MnO与稀硝酸反应，反应后经过滤、提纯、浓缩，可制得50%的Mn（NO3）2溶液；

在一定条件下，把50%的Mn（NO3）2溶液滴加到KMnO4溶液中，发生如下反应：

3Mn（NO3）2+2KMnO4+2H2O═5MnO2↓+2KNO3+4HNO3，反应生成的沉淀经过滤、洗涤、干燥后得到MnO2。

请回答下列问题：

Ⅰ、若将软锰矿和碳反应后的固体产物置于如图1所示的装置甲中，与稀硝酸反应，观察到装置乙中有红棕色气体产生。

（1）写出甲中产生气体反应的化学方程式___。

（2）在制备MnO2的实验中要向反应混合液中不断滴加氨水，则氨水的作用是___。

Ⅱ、有人提出用日光分解KMnO4溶液的方法可制取MnO2，反应方程式为：

4KMnO4+2H2O

4MnO2↓+4KOH+3O2↑该反应中c（OH-）随时间的变化曲线如图2所示，分析曲线的变化趋势，你认为形成该变化的原因是___。

Ⅲ、某兴趣小组通过实验研究MnO2的氧化性进行了一系列的研究。

（1）该小组设计了如下4个方案以验证MnO2的氧化性，可行的是___。

A．把MnO2固体加入到FeSO4溶液中，再加入KSCN溶液，观察溶液是否变红

B．把MnO2固体加入到FeCl3溶液中，再加入KSCN溶液，观察溶液是否变红

C．把MnO2固体加入到Na2SO3溶液中，再加入BaCl2观察是否有白色沉淀生成

D．把MnO2固体加入到稀盐酸中，观察是否有黄绿色气体生成

（2）该小组为研究在不同酸碱性的溶液中MnO2的氧化能力，他们控制KI溶液的浓度和MnO2固体的质量相同，恒定实验温度在298K，设计如下对比试验。

实验

酸或碱

现象

A

1滴0.2mol/LNaOH溶液

不变色

B

1滴水

缓慢变浅棕褐色

C

1滴0.1mol/L硫酸溶液

迅速变棕褐色

该小组从上述对比实验中，可以得出的结论是___。

写出在MnO2迅速氧化I−的离子方程式___。

【答案】Fe+4HNO3=Fe（NO3）3+NO↑+2H2O可以中和硝酸，增大反应物的转化率，使原料尽可能多地转化为MnO2反应生成的MnO2对该反应起催化作用A酸性越强，MnO2氧化能力越强MnO2+2I−+4H+=Mn2++I2+2H2O

Ⅰ、

（1）软锰矿中含有少量Fe2O3，在加热条件下与C反应生成铁，铁与稀硝酸反应生成NO气体，为便于吸收氮氧化物，向乙中通入空气，空气中的氧气将NO氧化成NO2，使气体呈红棕色，丙中应盛NaOH溶液等碱性物质，吸收有毒气体NO2；

（2）制备MnO2的实验中生成HNO3，加入氨水，可以中和硝酸，增大反应物的转化率，使原料尽可能多地转化为MnO2；

Ⅱ、反应中c（OH-）在t1时突然增大，说明反应速率增大，在其它条件不变的情况下，可考虑生成物起催化作用；

Ⅲ、

（1）A中，通过溶液变红，可说明MnO2固体将Fe2+氧化为Fe3+；

B中，Fe3+没有还原性，MnO2不能表现氧化性；

C中，不管是否将SO32-氧化，都产生白色沉淀；

D中，MnO2固体加入到稀盐酸中，不发生反应。

（2）从溶液的酸碱性及产生的现象，可得出酸性越强，I-转化为I2的反应速率越快，现象越明显，MnO2氧化能力越强的结论；

MnO2在酸性溶液中氧化I−，生成Mn2+、I2和H2O。

Ⅰ、

（1）软锰矿中含有少量Fe2O3，在加热条件下与C反应生成铁，铁与稀硝酸反应生成NO气体。

反应的方程式为Fe+4HNO3=Fe（NO3）3+NO↑+2H2O；

答案为：

Fe+4HNO3=Fe（NO3）3+NO↑+2H2O；

可以中和硝酸，增大反应物的转化率，使原料尽可能多地转化为MnO2；

Ⅱ、反应中c（OH-）在t1时突然增大，说明反应速率增大，在其它条件不变的情况下，可考虑生成物MnO2起催化作用；

反应生成的MnO2对该反应起催化作用；

Ⅲ、

（1）A中，通过溶液变红，可说明MnO2固体将Fe2+氧化为Fe3+，A符合题意；

B中，Fe3+没有还原性，MnO2不能表现氧化性，B不合题意；

C中，不管是否将SO32-氧化，都产生白色沉淀，C不合题意；

D中，MnO2固体加入到稀盐酸中，不发生反应，D不合题意。

故选A；

酸性越强，MnO2氧化能力越强；

MnO2在酸性溶液中氧化I−，生成Mn2+、I2和H2O，反应的离子方程式为MnO2+2I−+4H+=Mn2++I2+2H2O；

MnO2+2I−+4H+=Mn2++I2+2H2O。

6．

（1）难溶物PbSO4溶于CH3COONH4溶液可制得易溶于水的（CH3COO）2Pb，发生的反应为PbSO4＋2CH3COONH4＝（CH3COO）2Pb＋（NH4）2SO4，说明（CH3COO）2Pb是________（填“强”或“弱”）电解质。

（2）已知次磷酸（H3PO2）与足量的氢氧化钠溶液反应生成NaH2PO2和H2O，则次磷酸是_____元酸（填“一”、“二”或“三”）。

（3）工业上制玻璃和水泥需用到的共同原料是________（填化学式）。

（4）在一定温度下，向一个2L的真空密闭容器中（预先装入催化剂）通入1molN2和3molH2，发生反应：

N2（g）＋3H2（g）⇌2NH3（g）。

经过一段时间后，测得容器内压强是起始的0.9倍，在此时间内，H2平均反应速率为0.1mol/（L·

min），则所经过的时间为______min

（5）高铁酸钠（Na2FeO4）具有强氧化性，可对自来水进行消毒、净化。

高铁酸钠可用氢氧化铁和次氯酸钠在碱性介质中反应得到，请补充并配平下面离子方程式。

____Fe（OH）3+____ClO－+____OH－=__FeO42－＋___Cl－+__

（6）在反应11P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4中，氧化剂是___________；

当有2molH3PO4生成，转移的电子的物质的量为___________

【答案】弱一CaCO33234235H2OP、CuSO410mol

（1）硫酸铅在水溶液里存在溶解平衡，加入醋酸铵时，醋酸根离子和铅离子生成难电离物质或弱电解质醋酸铅，促使硫酸铅溶解，说明（CH3COO）2Pb是弱电解质；

（2）H3PO2与足量的NaOH溶液反应，生成NaH2PO2，说明H3PO2只能电离出一个氢离子，所以H3PO2是一元酸；

（3）水泥的生产原料为黏土、石灰石，制玻璃的主要原料为纯碱、石灰石和石英砂，共同原料为CaCO3；

（4）容器体积为2L，所以初始投料c（N2）=0.5mol/L，c（H2）=1.5mol/L，设△c（N2）=xmol，列三段式有：

容器内压强是起始的0.9倍，温度和容器容积不变，气体的压强比等于浓度之比，所以

，解得x=0.1mol/L，则△c（H2）=0.3mol/L，v（N2）=0.1mol/（L·

min），则反应时间t=

=3min；

（5）铁元素化合价由+3升高为+6，失去3个电子，氯元素化合价由+1降低为-1，得2个电子，取最小公倍数，则氢氧化铁与高铁酸根前系数为2，次氯酸跟与氯离子前系数为3，再根据电荷守恒及原子守恒配平得2Fe（OH）3+3ClO-+4OH-=2FeO42-+3Cl-+5H2O；

（6）Cu3P中P元素化合价为-3，H3PO4中P元素化合价为+5，所以P既是氧化剂又是还原剂，Cu元素化合价由CuSO4中的+2降低为Cu3P中+1，所以CuSO4也是氧化剂，即氧化剂为P、CuSO4；

当有2mol 

H3PO4生成，转移的电子的物质的量为2mol×

（+5-0）=10mol。

7．铁、氯、铜及其化合物在生产、生活中有广泛的用途。

试回答下列问题。

（1）二氧化氯（ClO2）已逐步代替Cl2用于自来水处理，用ClO2处理过的饮用水（pH为5.5～6.5）常含有一定量对人体不利的亚氯酸根离子（ClO2-）。

25℃时Ka（HClO）＝3.2×

10－8，Ka（HClO2）＝1.0×

10－2，则酸性HClO2________HClO（填“>

”“＝”或“<

”）；

在pH＝5的上述处理过的饮用水中

＝___________；

若饮用水中ClO2-的含量超标，可向其中加入适量的Fe2＋将ClO2-还原成Cl－，写出酸性条件下该反应的离子方程式：

____________________________________________________________。

（2）①腐蚀铜板后的溶液中，若Cu2＋、Fe3＋和Fe2＋浓度均为0.1mol·

L－1，下图为金属离子的浓度的对数与溶液pH的关系，现向混合溶液中通入氨气调节溶液的pH＝5.6，溶液中存在的金属阳离子为____________（当溶液中金属离子浓度≤10－5mol·

L－1时，可认为沉淀完全）。

②从图中数据计算可得Fe（OH）2的溶度积Ksp[Fe（OH）2]＝______________________。

（3）Na2S是常用的重金属离子沉淀剂。

某工业污水中含有等浓度的Cu2＋、Fe2＋、Pb2＋，滴加Na2S溶液后首先析出的沉淀是________________；

当最后一种离子沉淀完全时（该离子浓度为10－5mol·

L－1），此时的S2－浓度为___________________________。

Ksp（FeS）＝6.3×

10－18；

Ksp（CuS）＝6×

10－36；

Ksp（PbS）＝