氧化还原反应高考题及解析2023_氧化还原反应的高考题

1.求解关于有机物的氧化还原反应方程式配平有什么技巧？

2.化学氧化还原反应的解题过程

3.关于离子方程式中得失电子问题（两道高考题）

4.高中化学离子共存题中，如何判断哪些粒子之间发生氧化还原反应？求哪位高手能帮忙全面总结一下，谢谢！

A，选项，因为S从-2价到SO2中的+4价，化合价升高，被氧化，所以SO2是氧化产物，而作为氧化剂的O2中的O元素，从单质的0价到SO2中的-2价，化合价降低，被还原，所以SO2又是还原产物，所以A正确。一个是对于S元素来说，另一个是对O元素来说的。

D选项，也正确，因为这个反应中，唯一被氧化的是后来转化为SO2的相对应的CuFeS2中的部分S元素，而且，从方程式可知，被氧化的S，即化合价升高的S，占总的S元素的1/4。而S从原来的-2价到SO2中的+4价，失去(转移)了6个电子，因此，每转移1.2mol电子，生成的SO2就有1.2/6=0.2mol，即有0.2mol硫S被氧化。

而C选项，从以上分析，以及化学方程式的系数可知，每生成1mol的Cu2S，同时就生成1mol的SO2，因此就只有1mol的硫S被氧化，所以，C选项错误。

所以，正确选项为A，D。

望纳！谢谢！

求解关于有机物的氧化还原反应方程式配平有什么技巧？

A中，硫酸中和掉NaOH后剩下的还有N2和O2，干扰结果；

B酸性高锰酸钾有强氧化性，会将SO2氧化从而褪色，稀硫酸用来酸化的；

C是利用了SO2的还原性,将碘还原，从颜色判断；

D可以从第一小题看出，SO3会干扰结果。

化学氧化还原反应的解题过程

氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的反应，一般从反应物着手配平。如91年高考题：

Pt+HNO3+HCl-H2PtCl6+NO↑+H2O

分析：还原剂Pt和氧化剂HNO3中N的化合价全变，可从反应物着手先确定Pt和HNO3的系数。

确定了Pt和HNO3的系数分别为3和4之后，再用观察法配平其余物质的系数，得到：

3Pt+4HNO3+18HCl=3H2PtCl6+4NO↑+8H2O；

自身氧化还原反应（包括同一物质中同种元素变价和不同种元素变价两种情况），一般从生成物着手较好。如92年高考试题：

(NH4)2PtCl6Pt+NH4Cl+HCl↑+N2↑

分析：该反应是(NH4)2PtCl6中N与Pt之间发生的自身氧化还原反应，可从生成物着手，先确定Pt和N2的系数。

确定了Pt和N2的系数分别为3和2之后，再用观察法配平其余物质的系数，可得：

3(NH4)2PtCl6==3Pt+2NH4Cl+16HCl↑+2N2↑；

部分变两边配 ，如85年高考题：

Zn+HNO3——Zn(NO3)2+NH4NO3+H2O

分析：该反应中HNO3部分被还原，其系数应为变与不变之和。对于这类部分氧化还原反应，宜从反应物和生成物同时着手，先确定Zn和NH4NO3的系数。

确定了Zn和NH4NO3的系数分别为4和1之后，再用观察法配平Zn(NO3)2、HNO3、H2O的系数依次为4、10、3；

多变要整体配，如89年高考题：

Cu2S+HNO3——Cu(NO3)2+NO↑+H2SO4+H2O

分析：Cu2S中的Cu和S同时失去电子，应从反应物着手，把Cu2S当作一个整体来处理。

确定了Cu2S和NO的系数分别为3和10之后，再用观察法确定H2SO4、Cu(NO3)2、HNO3、H2O的系数依次为3∶6、22、8；

化台价难断用整体总价法配，如1991年河南省化学奥林匹克竞赛决赛试题：

Fe3P+HNO3——Fe(NO3)3+NO↑+H3PO4+H2O

分析：Fe3P中元素化合价难以断定，以整体记为[Fe3P]0，则：

确定了Fe3P和NO的系数分别为3和14之后，再用观察法确定H3PO4，Fe(NO3)3、NO、HNO3、H2O的系数依次为3、9、14、41、16。

关于离子方程式中得失电子问题（两道高考题）

考点阐释

1.掌握氧化还原反应有关的概念。氧化还原反应的概念包括氧化和还原、氧化性和还原性、氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物等。命题多以选择题或填空题的形式出现。

2.综合应用化合价变化和电子转移的观点分析判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目，配平氧化还原反应方程式。命题常以填空题的形式出现，有时还需要判断反应物或生成物。

3.会比较物质氧化性或还原性的强弱，其主要依据是：氧化(或还原)剂的氧化(或还原)性强于氧化(或还原)产物的氧化(或还原)性。

命题趋向与应试策略

(一)重视基础 形成知识规律

1.常见的氧化剂、还原剂

2.反应是否发生的规律

(1)强氧化剂与强还原剂相遇时，一般都会发生氧化还原反应。

如：H2SO4(浓)与金属，H2S、S2－、HI、HBr、I－、Br－、Fe2＋、P。

Cl2与金属，H2S、S2－、HI、I－、HBr、Br－、Fe2＋、P、H2、SO2、H2SO3、SO 。

HNO3与金属，H2S、S2－、HI、I－、HBr、Br－、Fe2＋、P、SO2、H2SO3、SO 。

O2与金属，H2S、S2－、HI、I－、Fe2＋、Si、P、H2。

(2)同种元素间不同价态相遇时，若无中间价态，不反应；若发生反应，则生成物中该元素价态必介于反应物中该元素两种价态之间。

如：H2SO4＋SO2 不反应

H2S＋SO2 只能生成S

ClO－＋Cl－ 只能生成Cl2

NH3＋NO 只能生成N2

3.守恒规律

(1)原子个数守恒：反应前后同种元素的原子个数相等，这也是所有化学反应必须遵循的。

(2)电子守恒：失电子总数等于得电子总数，氧化还原反应才遵守且必须遵守。

(3)电荷守恒：反应前后离子所带正负电荷总数相等，离子方程式必须遵守。

4.氧化性或还原性强弱比较规律

(1)由元素的金属性或非金属性比较。

金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是Ag＋>Cu2＋>Al3＋>K＋。

非金属阴离子的还原性随其单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是I－>Br－>Cl－>F－。

(2)由反应条件的难易比较。

不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。

不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强。如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M的还原性比N强。

(3)由氧化还原反应方向比较。

还原剂A＋氧化剂B＝氧化产物a＋还原产物b，则：氧化性B>a，还原性A>b

如：由2Fe2＋＋Br2===2Fe3＋＋2Br－可知，氧化性Br2>Fe3＋，还原性Fe2＋>Br－。

(4)当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱，一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理，当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。

(5)某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：

温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。

浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。

酸碱性：如KMnO4溶液的氧化性随溶液酸性的增强而增强。

5.氧化还原反应方程式的配平方法技巧

(1)原则及顺序 ①电子得失守恒；②离子电荷守恒；③原子个数守恒。

(2)方法和技巧 ①顺配法：先从氧化剂或还原剂开始配平。适用范围：a.分子间的氧化还原反应；b.所有元素参与的氧化还原反应；c.生成物中物质既是氧化产物，又是还原产物。

②逆配法：先从氧化还原反应产物开始配平。适用范围：a.自身氧化还原反应(含歧化反应)；b.反应物中某一部分被氧化或还原。

(3)几类反应配平的技巧

①缺项类：a.可能缺的项：一般是反应介质，通常是酸、碱或水，它们参与反应，但其中元素化合价不变；b.确定方法：先配出氧化还原系数，后根据离子电荷守恒和原子个数守恒确定。

②多变类：a.有两种以上元素价态改变；b.存在一种物质，其中两种元素价态均同时升高或降低。

配平技巧：整体＋零价法(即：把有多种元素价态改变的分子作为整体或把整体中各元素化合价当做0)。

如P＋CuSO4＋H2O H3PO4＋Cu3P＋H2SO4可看作：

根据电子得失相等，分别乘以系数5和6，合并得P原子总数，即可配平：

11P＋15CuSO4＋24H2O===6H3PO4＋5Cu3P＋15H2SO4

(二)分析热点 把握命题趋向

氧化还原反应在生产实践中应用极为广泛，它贯穿于中学化学的全过程，是高考命题的热点之一。在命题中经常涉及的知识及题型有：①从氧化还原反应的角度来分析反应类型；②判断化学反应中的氧化剂和还原剂、电子转移方向和数目；③比较氧化性或还原性的强弱，判断氧化还原反应的可能性及反应产物；④配平氧化还原反应方程式；⑤氧化还原反应的有关计算。

解答此类题目要注意从氧化还原反应的实质即电子转移入手去正确理解有关的概念，而在实际解题过程中，应从分析元素化合价有无变化及其升降这一氧化还原反应的特征入手。具体方法思路是：找变价、判类型、分升降、定其他。

氧化还原反应试题的解法规律性较强，也有一定的技巧，同时因涉及知识面广，会推出新的设问方式、新的题型，特别是与工农业生产、科研等实际相结合的知识，解题时要灵活作答。

［例题］在氯氧化法处理含CN－的废水过程中，液氯在碱性条件下可以将氰化物氧化成氰酸盐(其毒性仅为氰化物的千分之一)，氰酸盐进一步被氧化为无毒物质。

(1)某厂废水中含KCN，其浓度为650 mg/L。现用氯氧化法处理，发生如下反应(其中N均为－3价)：KCN＋2KOH＋Cl2 KOCN＋2KCl＋H2O。被氧化的元素是___________。

(2)投入过量液氯，可将氰酸盐进一步氧化为氮气。请配平下列化学方程式，并标出电子转移方向和数目：KOCN＋KOH＋Cl2 CO2＋N2＋KCl＋H2O

(3)若处理上述废水20 L，使KCN完全转化为无毒物质。至少需液氯 g。

解析：本题结合含CN－的废水处理，考查氧化还原反应的基本概念、配平、标出电子转移的方向和数目，根据方程式进行定量计算，属中等题。何种元素价态升高谁即被氧化，不难分析。要配平方程式，同样从元素价态的升降、电子得失守恒考虑。标电子转移方向和数目可用单线桥或双线桥表示，但必须区分两者，第(3)题可根据两个方程式找出KCN与Cl2的总量关系求出。

(1)在KCN＋2KOH＋Cl2 KOCN＋2KCl＋H2O反应中，氯元素价态降低，H、N、O、K四种元素的价态没变，只有碳元素的价态升高，故被氧化的为碳元素。

(2)氧化还原方程式的配平，首先要找准变价元素，再利用化合价升降法配平，反应物KOCN中N的价态升高，KOCN为还原剂，氯气为氧化剂。

mol，由两步反应的化学方程式得出关系式：2KCN~5Cl2，所以需氯气：0.2 mol× =0.5 mol，即35.5 g。

答案：(1)碳(或C)

(3)35.5

高中化学离子共存题中，如何判断哪些粒子之间发生氧化还原反应？求哪位高手能帮忙全面总结一下，谢谢！

在第一个反应中：MnO4-中Mn为+7，反应后变为Mn2+，降低了5价，根据价态变化规律，则必有化合价升高的元素，应为H2O2中的-1价O，反应后变为O2，升高了1价。配平：1molMnO4-反应得到5mol电子，生成1molO2需失去2mol电子，根据电子得失守恒，MnO4-系数为2，O2系数为5，，则Mn2+系数为2，然后根据电荷守恒确定H+系数为6，则H2O系数为8：2MnO4- + 5H2O2 +6H+=2Mn2+ +5O2 + 8H2O，题目提供的方程式中O2系数为4，显然电子得失不能守恒了。

在第二个反应中：反应物中：Cu(IO3)2中Cu为+2价，I为+5价，KI中I为-1价，产物中CuI中Cu为+1价，I2为0价。氧化剂应该是Cu(IO3)2，1molCu(IO3)2得到的电子数为：1mol+2价Cu变化+1价Cu，得到1mol电子、2mol+5价I变为0价，得到10mol电子，共得到11mol电子。

说明一下：氧化还原反应中同种元素的化合价变化应遵循下列原则：只靠近，不交叉，也就是说同一元素不同价态变化时，低价升高，高价降低，升高和降低至最多同一价态，不能出现价态变化交叉情况。

当一个氧化还原反应中，同一元素在反应物和生成物中有相同的价态，则相同部分其价态不变。

如上述第二个反应中，反应物有24个KI，但产物中有2个CuI，说明24个KI中有2个-1价I价态没有发生变化，只有22个KI被氧化，产物13I2中，有22个I来源于KI，还有4个I来源于Cu(IO3)2，I2既是氧化产物又是还原产物。

注意点之一

一般注意以下几点：

①在强酸性溶液中，不能大量存在弱酸根离子：如碳酸根（CO32－）、碳酸氢根（HCO3－）、硫离子（S2－）、硫氢根离子（HS－）、亚硫酸根离子（SO32－）、硅酸根离子（SiO32－）、偏铝酸根离子（AlO2－）、氟离子（F－）、硬脂酸根离子等，也不能有大量的氢氧根（OH－）。

②强碱性溶液中，不能大量存在弱碱金属离子。如：镁离子（Mg2+）、亚铁离子（Fe2+）、铁离子（Fe3+）、铝离子（Al3+）、铜离子（Cu2+）及铵根离子（NH4+）等，也不能大量存在氢离子（H+）及酸式根离子：HCO3－、HSO3－、HS－、H2PO4－等。

③能发生氧化还原反应的离子也不能共存：如：Fe3+、Cu2+与I－，H+、I－、Fe2+与NO3－，S2－、Fe2+与ClO－，H+、I－与SO32－或S2－等。

④能形成络离子的也不能共存：如：Fe3+与SCN－，Ag+与SO32－，Fe3+与C6H5O－等。

以上内容简化为：

①强酸不存弱酸根

离子共存

②强碱不存弱碱金属

③氧化还原定不存

④成络也不存

总结：能够结合生成沉淀、气体以及水等弱电解质的离子

之二

1．同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子之间便不能在溶液中大量共存。

⑴生成难溶物或微溶物：如SO42－与Ba2+、Ag+；OH－与Cu2+、Fe2+、Fe3+、Mg2+、Al3+；Ag+与Cl－、Br－、I－、CO32－、SO32-、S2－；Mg2+、Ba2+、Ca2+与CO32－、SO32－、PO43－；S2－与Cu2+、Pb2+、Ca2+与SO42－等不能大量共存。

⑵生成气体或挥发性物质：如NH4+与OH－，H+与CO32－、HCO3－、SO32－、OH－、HSO3－、S2－、HS－等不能大量共存。

⑶生成难电离的物质：如H+与CH3COO－（即醋酸根离子）、OH－、ClO－、HPO42－、H2PO4－、CO32－、S2-、SO32－等生成弱酸；OH－与NH4+、Cu2+、Fe3+、HCO3－、HS－、HSO3—、H2PO4－、HPO42-、H+等生成弱碱；H+与OH－生成水，这些离子不能大量共存。

⑷发生氧化还原反应：一般说来，有氧化性的离子（如MnO4－、ClO－、Fe3+、NO3－等）与有还原性的离子（如S2－、Br－、I－、SO32－、Fe2+等）不能大量共存。

注意以下几种情况：

①在有H+存在时，MnO4－、ClO－、NO3－的氧化性会增强。

②Fe3+与Fe2+可以共存，因为它们之间不存在中间价态。

Fe3+不能氧化Cl－。

③NO3－（有H+时）不能氧化Cl－。

④还应注意题目是否给出溶液的酸碱性，是否给定是在无色溶液中。在酸性溶液中除题给离子外，还应有大量H+；在碱性溶液中除题给离子外，还应有大量OH-。若给定溶液为无色时，则应排除有色离子。（相关离子的颜色：MnO4－为紫色；Fe3+为棕**；Fe2+为浅绿色；Cu2+为蓝色。）

⑸形成络合物：如Fe3+与SCN-反应生成络合物而不能大量共存。

2．附加隐含条件的应用规律：

⑴溶液无色透明时，则溶液中肯定没有有色离子。

⑵强碱性溶液中肯定不存在与OH－起反应的离子！

⑶强酸性溶液中肯定不存在与H+起反应的离子！

⑷离子能够大量共存，包括离子相互间不会发生化学反应，不会生成沉淀，不会生成气体挥发

限制酸性溶液的条件

⒈ PH=1的溶液。

⒉使紫色石蕊溶液呈红色。

⒊使甲基橙呈红色。

⒋加镁粉放氢气。

⒌c(oH-）为十的负十四次方。

隐含有H+。

限制碱性的条件

⒈ P H=14。

的溶液。

⒉使红色石蕊试纸变蓝。

⒊酚酞呈红色。

⒋c(H+）为十的负十四次方。

可酸可碱的条件

⒈水电离c(OH-）或者c(H+）浓度为十的负N次方摩尔每升。

⒉加入铝粉有氢气产生。

⒊HCO3-离子不能稳定存在的溶液。

之三

在溶液中离子共存问题的实质是哪些离子之间不能发生反应。能够发生反应的离子就不能共存，不能够发生反应的离子才可以共存。

1.酸碱不共存类

1.强酸（HClO4、HI、HBr、HCl、H2SO4、HNO3、H+）可以和强酸的酸根离子共存；但不能与弱酸根离子共存（F－、CO32－、ClO－、S2－、SiO32－等）

2.强碱（KOH、NaOH、Ba(OH)2等）OH－与弱碱的阳离子（如Cu2+、NH4+、Al3+等）不能共存。

3.弱酸的酸式根离子与H+、OH－都不能共存，如HCO3－、HS－、HSO3－、HPO42－等。但强酸的酸式根离子只与碱不能共存，如HSO4－。

4.相关离子的颜色：MnO4－为紫色；Fe3+为棕**；Fe2+为浅绿色；Cu2+为蓝色。

5.电解质溶液中至少有一种阳离子和一种阴离子。

复分解反应是有难溶物（微溶物）生成、难电离物质生成、易挥发物质生成。由于难溶物、难电离物微粒之间有比较强的相互作用，分子难以电离成离子；挥发性物质生成并从溶液中分离，都导致溶液中离子浓度降低，使离子不能大量共存。如Cl－与Ag+；Ba2+与SO42－；CO32－、H+；H+、OH－；OH－与NH4+；H+、CH3COO－等。

⒉强氧化剂和强还原剂不能共存（但Fe3+、Fe2+因没有中间价态可以共存）

常见强氧化剂：硝酸；浓硫酸；MnO4－（H+）溶液；高铁离子（Fe3+）；NO3－（H+）溶液；含有ClO－在酸、碱性的溶液中都有强氧化性。

常见强还原剂：I－；Fe2+；－2价硫（如S2－、HS－、H2S）；+4价硫（SO2、SO32－、HSO3－）等。

⒊发生双水解反应使离子浓度降低。

盐溶液中，弱酸的阴离子和弱碱的阳离子容易发生水解，某些离子相遇形成弱酸弱碱盐时，阴阳离子相互促进水解，使平衡向水解方向移动而水解完全，使溶液中的离子浓度迅速降低。常见易发生双水解的阳离子有（Fe3+或Al3+）与（CO32－、HCO3－、AlO2－）的组合。

Al3++3HCO3－=Al（OH）3↓+3CO2↑

2Al3++3CO32－+3H2O=2Al（OH）3↓+3CO2↑

Al3++3 AlO2－+6H2O=4Al(OH)3↓

⒋发生络合反应使离子浓度降低。

如Fe3+与SCN－等。

二、离子共存问题常见的典型问题

⒈ Al(OH)3有酸式电离和碱式电离：，增加或OH－、Al3+浓度；或者增加H+、AlO2－离子浓度，都可以使平衡朝生成沉淀的方向移动。因此OH－、Al3+；H+、AlO2－不能共存，但OH－、AlO2－；Al3+、H+可以共存。

⒉Fe2+、NO3－可以共存，但有H+时不能共存，因为HNO3具有强氧化性。

⒊某溶液与铝反应可以生成氢气，在该溶液中不一定存在与H+或者OH－可以共存的离子。

⒋常温下，某溶液中由水电离出的H+为0.01mol/L，则该溶液可能是pH=2或者pH=12的溶液。该溶液为酸性或碱性，有H+或者OH－。

⒌某种溶液中有多种阳离子，则阴离子一般有NO3－；某种溶液中有多种阴离子，一般阳离子有K+、Na+、NH4+中的一种或几种。

⒍酸性条件下 ClO—与Cl—不共存

离子共存问题（高考热点）

⒈离子在溶液中能否大量共存首先应看其能否发生以下反应：

⑴能发生复分解反应，即能够形成沉淀、易挥发性物质（气体）、弱电解质（如水、弱酸、弱碱等）的离子不能大量共存。其中，微溶物如CaSO4等少量可以共存，大量不能共存。

例1、下列各组离子在水溶液中能大量共存的是（A）

（A）Na+、Ba2+、OH-、AlO2- （B）H+、Na+、Cl-、SO32-

（C）H+、Na+、HPO42-、NO3- （D）K+、Ca2+、ClO-、SO42-

⑵能发生完全双水解的阴阳离子在水溶液中不能大量共存。

例2、下列各组离子在水溶液中能够大量共存的是（C）

（A）Al3+、SO42-、HCO3-、NO3- （B）NH4+、Cl-、SiO32-、SO42-

（C）NH4+、NO3-、CH3COO-、HCO3- （D）Fe3+、Cl-、HCO3-、NO3-

总结

一般地，生成物中有沉淀或气体产生的双水解反应可以完全进行。

⑶能发生氧化还原反应的离子不能大量共存。

例3、下列各组离子在水溶液中不能大量共存的是（AB）

（A）Na+、Mg2+、NO3-、I- （B）H+、Fe2+、NO3-、Cl-

（C）Na+、K+、ClO-、S2- （D）H+、Fe2+、SO42-、I-

⑷能形成络合物的离子不能大量共存，如 Fe3+ 和SCN-。

⒉注意题干的附加条件。如“无色溶液”中不应含MnO4-、Fe2+、Fe3+、Cu2+等有色离子；又如“pH=1的溶液”中有大量H+，再如“加入金属铝有H2放出的溶液”或“由水电离出的H+的浓度为10-13mol/L-1的溶液”可能有大量H+或OH-。

例4、下列各组离子中，在[H+]=10-13mol/L-1的溶液中能大量共存，且加入NaHSO4溶液过程中会产生气体和沉淀的是（C）

（A）Na+、NO3-、AlO2-、Cl- （B）Na+、K+、NO3-、SiO32-

（C）K+、Cl-、AlO2-、CO32- （D）Na+、Mg2+、HCO3-、Cl-

以上来自百度百科“离子共存”，里面很全面的，有什么不懂可追问，…新年快乐?*^_^*望纳