氧化还原反应计算中的应用(含解析).doc

2020届高考化学第二轮专题复习课时提升训练
氧化还原反应计算中的应用
一、选择题
1、在含有0.078molFeSO4的溶液中通入0.009molCl2，再加入含有0.01molX2O的溶液后，Fe2＋恰好完全转化为Fe3＋，则反应后X元素的化合价为(　　)
A．＋2 B．＋3 C．＋4 D．＋5
答案：B
解析：假设反应后X元素的化合价为＋m价，根据得失电子数相等，得0.078×1＝0.009×2＋0.01×2×(6－m)，解得m＝3。
2、已知M2O可与R2－作用，R2－被氧化为R单质，M2O的还原产物中，M为＋3价；又知100mLc(M2O)＝0.3mol·L－1的溶液可与150mLc(R2－)＝0.6mol·L－1的溶液恰好完全反应，则n值为(　　)
A．4 B．5 C．6 D．7
答案：D
解析：n(M2O)＝0.3mol·L－1×0.1L＝0.03mol，n(R2－)＝0.6mol·L－1×0.15L＝0.09mol，反应中M被还原，化合价降低到＋3价，R元素被氧化，化合价升高到0价。设M2O中M的化合价为x，则2x＋2＝2n，x＝n－1，氧化还原反应中氧化剂和还原剂转移电子数目相等，则有(n－1－3)×0.03mol×2＝[0－(－2)]×0.09mol，n＝7。
3、R2O在一定条件下可以把Mn2＋氧化成MnO，若反应中R2O变为RO，又知反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为5∶2，则n值为(　　)
A．1 B．2
C．3 D．4
答案：　B
解析：　Mn的化合价从＋2价升高到＋7价，失去5个电子，所以根据电子的得失守恒可知，1 mol氧化剂所得到的电子是2 mol×5÷5＝2 mol，即R在反应中得到1个电子，因此反应前R的化合价是6＋1＝＋7价，则n＝2，故B项正确。
4、羟胺(NH2OH)是一种还原剂，能将某些氧化剂还原。现用25.00mL0.049mol·L－1羟胺的酸性溶液与足量硫酸铁溶液煮沸反应，生成的Fe2＋恰好与24.55mL0.020mol·L－1的酸性KMnO4溶液完全反应。已知(未配平)：FeSO4＋KMnO4＋H2SO4―→Fe2(SO4)3＋K2SO4＋MnSO4＋H2O，则羟胺的氧化产物是(　　)
A．N2 B．N2O C．NO D．NO2
答案：B
解析：根据题意，可以认为羟胺被酸性KMnO4氧化，羟胺中N元素的化合价是－1，设羟胺的氧化产物中N元素的化合价是x，根据得失电子守恒，存在25.00×10－3L×0.049 mol·L－1×(x＋1)＝24.55×10－3L×0.020 mol·L－1×5，解得x≈1，故羟胺的氧化产物为N2O。
5、已知S2O和H2O2一样含有过氧键，因此也有强氧化性，S2O在一定条件下可把Mn2＋氧化为MnO，若反应后S2O被还原生成SO，又知氧化剂和还原剂的离子数之比为5∶2，则S2O中的n和S元素化合价分别是(　　)
A．2，＋6 B．2，＋7
C．4，＋6 D．4，＋7
答案：A
解析：首先，根据S元素的最高化合价为＋6即可排除B、D项。Mn2＋被氧化成MnO，Mn元素的化合价由＋2升高至＋7，Mn2＋为还原剂，已知S2O中含有过氧键，反应后生成SO，过氧键中氧元素化合价降低，S2O为氧化剂，结合S2O与Mn2＋的离子数之比为5∶2，可写出离子方程式：8H2O＋5S2O＋2Mn2＋===2MnO＋10SO＋16H＋，根据电荷守恒得－5n＋2×2＝(－1)×2＋(－2)×10＋1×16，解得n＝2，故选A。
6、将0.195 g锌粉加入到20.0 mL的0.100 mol·L－1 MO溶液中，恰好完全反应，则还原产物可能是(　　)
A．M B．M2＋
C．M3＋ D．MO2＋
答案：　B
解析：　根据电子得失守恒解答。锌粉的物质的量为0.003 mol，完全反应后失电子0.006 mol，若M的化合价由＋5价变为x，则(5－x)×0.020 0 L×0.100 mol·L－1＝0.006 mol，可得x＝2，故B项正确。
7、含有砒霜(As2O3)的试样和锌、盐酸混合反应，生成的砷化氢(AsH3)在热玻璃管中完全分解成单质砷和氢气。若砷的质量为1.50 mg，则(　　)
A．被氧化的砒霜为1.98 mg
B．分解产生的氢气为0.672 mL
C．和砒霜反应的锌为3.90 mg
D．转移的电子总数为6×10－5NA
答案：　C
解析：　砒霜(As2O3)转化为AsH3，被还原，A项错误；根据2AsH32As＋3H2，产生的氢气在标准状况下体积为××22 400 mL/mol＝0.672 mL，B项错误；由得失电子守恒，可得关系式As2O3～6Zn，，则和砒霜反应的锌的质量为××6×65 g/mol＝3.90×10－3 g＝3.90 mg，C项正确；由As2O3→2AsH3→2As知，1 mol As2O3参加反应时，转移电子共18 mol，因As2O3为1×10－5 mol，故转移电子总数为1×10－5×18×NA＝1.8×10－4NA，D项错误。
二、非选择题
8、新型净水剂高铁酸钾(K2FeO4)为暗紫色固体，可溶于水，在中性或酸性溶液中逐渐分解，在碱性溶液中稳定。生产K2FeO4的工艺流程如下图所示：

(1)完成“氧化”过程中反应的化学方程式：
FeCl3＋____NaOH＋____NaClO→____Na2FeO4＋____＋____。其中氧化剂是________(填化学式)。
(2)“转化”过程中发生反应的化学方程式为____________。
解析：　(1)反应中NaClO是氧化剂，还原产物是NaCl，根据元素守恒，可知反应式中需要补充NaCl和H2O。根据化合价升降法配平方程式为：2FeCl3＋10NaOH＋3NaClO===2Na2FeO4＋9NaCl＋5H2O。
(2)根据(1)中反应的化学方程式和“转化”后最终得到的产物，可知“转化”过程是在加入KOH溶液后，将Na2FeO4转化为溶解度更小的K2FeO4。
答案：　(1)2　10　3　2　9　NaCl　5　H2O　NaClO
(2)Na2FeO4＋2KOH===K2FeO4＋2NaOH
9、已知几种离子的还原能力强弱顺序为I－>Fe2＋>Br－，现有200 mL混合溶液中含FeI2、FeBr2各0.10 mol，向其中逐滴滴入氯水(假定Cl2分子只与溶质离子反应，不考虑其他反应)
(1)若氯水中有0.15 mol Cl2被还原，则所得溶液中含有的阴离子主要是________，剩余Fe2＋的物质的量为________。
(2)若原溶液中Br－有一半被氧化，共消耗Cl2的物质的量为________，若最终所得溶液为400 mL，其中主要阳离子及其物质的量浓度为________。
(3)通过对上述反应的分析，试判断Cl2、I2、Fe3＋、Br2四种氧化剂的氧化能力由强到弱的顺序是__________________。
(4)上述反应若原溶液中溶质离子全部被氧化后，再滴入足量氯水，则I2全部被Cl2氧化成HIO3(强酸)。试写出此反应的离子方程式：________________________________________________________________________。上述所有反应共消耗Cl2________mol。
解析：　　　　I－　　　　　Fe2＋　　　　　Br－
物质的量 0.2 mol 0.2 mol 0.2 mol
消耗Cl2 0.1 mol 0.1 mol 0.1 mol
(1)0.15 mol Cl2被还原时I－完全被氧化，Fe2＋被氧化0.1 mol，此时溶液中阴离子为Br－和Cl2被还原生成的Cl－，剩余Fe2＋的物质的量为0.1 mol。
(2)当Br－一半被氧化时，I－、Fe2＋完全被氧化，共消耗Cl2的物质的量为0.1 mol＋0.1 mol＋＝0.25 mol，此时主要的阳离子为Fe3＋，其物质的量浓度为＝0.5 mol/L。
(3)因还原性I－>Fe2＋>Br－>Cl－，故氧化性I2<Fe3＋<Br2<Cl2。
(4)已知反应物为I2、Cl2、H2O，生成物为HIO3，Cl2被还原为HCl，即可写出化学反应方程式。HIO3、HCl均为强酸，由离子方程式可知，消耗Cl2的总量为氧化I－、Fe2＋、Br－和I2消耗Cl2之和。
答案：　(1)Cl－、Br－　0.10 mol
(2)0.25 mol　n(Fe3＋)＝0.50 mol/L
(3)Cl2>Br2>Fe3＋>I2
(4)I2＋5Cl2＋6H2O===2IO＋10Cl－＋12H＋　0.8
10、硫代硫酸钠(Na2S2O3)俗名“大苏打”，又称为“海波”，是一种重要的化工产品。某兴趣小组拟在实验室模拟工业硫化碱法制取硫代硫酸钠，设计了如图所示的实验装置。

查阅资料知：
①Na2S2O3·5H2O是无色透明晶体，易溶于水，难溶于乙醇，遇热、遇酸易分解，其稀溶液与BaCl2溶液混合无沉淀生成；
②向Na2CO3和Na2S混合溶液中通入SO2可制得Na2S2O3，所得产品常含有少量Na2SO3和Na2SO4。
请回答以下问题：
(1)装置丙是为了检验装置乙中SO2的吸收效果，丙中的试剂可以是______________________，若SO2没有完全被吸收，可观察到的实验现象是______________________________。
(2)反应结束后，过滤乙中混合物，滤液经过__________(填操作名称)、冷却结晶、过滤、洗涤、低温烘干，得到产品；其中洗涤晶体的操作方法是______________________________________。
(3)为验证产品中含有Na2SO3和Na2SO4，该小组根据现有试剂(BaCl2溶液、稀HNO3、稀H2SO4、稀盐酸、蒸馏水)设计了验证方案：取适量产品配成稀溶液，滴加足量BaCl2溶液，有白色沉淀生成，_
_________________________(补充实验操作)，若沉淀未完全溶解，并有刺激性气味的气体产生，则可以确定产品中含有Na2SO3和Na2SO4。
(4)为测定所得产品中硫代硫酸钠晶体的百分含量，兴趣小组的同学采用间接碘量法标定溶液的浓度：①称取6.0g所制得的产品并配制成200mL溶液；②在锥形瓶中加入25.00mL0.01mol·L－1KIO3溶液，再加入过量的KI，并酸化，发生下列反应：5I－＋IO＋6H＋===3I2＋3H2O，加入几滴淀粉溶液，立即用所配Na2S2O3溶液滴定，发生反应：I2＋2S2O===2I－＋S4O，当蓝色褪去且半分钟不变色时达到滴定终点，测得消耗Na2S2O3溶液的体积为20.00mL，则所得产品中硫代硫酸钠晶体的百分含量为____________；经分析发现，该方法测得的硫代硫酸钠晶体的百分含量偏大，原因是_
_________________________。
答案：(1)品红溶液(溴水或酸性高锰酸钾溶液等合理答案均可)　丙中溶液的颜色会变浅或褪色
(2)蒸发浓缩　沿玻璃棒向漏斗中加乙醇直至浸没晶体，待乙醇自然流完后，重复操作2～3次
(3)过滤，用蒸馏水洗涤沉淀，向沉淀中加入足量稀盐酸
(4)62%　所制备的晶体中含有Na2SO3，Na2SO3也会与碘发生反应
11、二氧化氯(ClO2)是一种在水处理等方面有广泛应用的高效安全消毒剂，并且与Cl2相比不会产生对人体有潜在危害的有机氯代物。下列两种方法可制备ClO2：
方法一：2NaClO3＋H2O2＋H2SO4===2ClO2↑＋O2↑＋Na2SO4＋2H2O。
方法二：2NaClO3＋4HCl===2ClO2↑＋Cl2↑＋2NaCl＋2H2O。
(1)关于方法一的下列说法中正确的是______(填字母)。
A．H2SO4是氧化剂
B．NaClO3被还原
C．H2O2是还原剂
D．ClO2中Cl为＋2价
(2)方法二中被还原物质与被氧化物质的物质的量之比是________，若反应中产生的ClO2气体在标准状况下的体积为3.36L，则转移电子________mol。
(3)某温度下，将Cl2通入NaOH溶液中，反应得到NaCl、NaClO、NaClO3的混合液，经测定Cl－与ClO的物质的量浓度之比为9∶1，则所得溶液中c(ClO)∶c(ClO－)＝________。
答案：(1)BC　
(2)1∶1　0.15　
(3)1∶4
解析　(1)H2SO4中各元素的化合价未发生变化，A项错误；NaClO3中氯元素的化合价是＋5，ClO2中氯元素的化合价是＋4，反应中NaClO3被还原，B项正确、D项错误；H2O2中氧元素的化合价为－1，O2中氧元素的化合价为0，H2O2发生氧化反应，作还原剂，C项正确。
(2)根据“化合价只靠拢不交叉”可知，NaClO3中氯元素的化合价由＋5降为＋4，HCl中氯元素的化合价由－1升高到0，反应中有一半HCl起酸的作用，氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶1。标准状况下3.36LClO2的物质的量为0.15mol，反应中转移电子0.15mol。
(3)Cl2、NaCl、NaClO、NaClO3中氯元素的化合价分别为0、－1、＋1、＋5，混合液中Cl－与ClO的物质的量浓度之比为9∶1，根据得失电子守恒可知ClO与ClO－的物质的量浓度之比为1∶4。