第2講氧化還原反應備考導航復習目標1.了解氧化還原反應的概念，理解氧化還原反應的本質。2.會用“單、雙線橋”分析電子轉移的方向和數(shù)目。3.掌握氧化性、還原性強弱的比較方法及價態(tài)規(guī)律的應用。4.能利用“得失電子守恒”規(guī)律進行氧化還原反應的簡單計算。5.掌握氧化還原反應方程式的配平方法及技巧。6.了解氧化還原反應在生產(chǎn)、生活中的應用。熟記網(wǎng)絡課前自測判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)。(1)(2023·南通四模)F2與熔融Na2SO4反應制備SO2F2時，一定有氧元素化合價升高(√(2)(2024·南通三模)S8在液態(tài)SO2中被AsF5氧化成Seq\o\al(2＋,8)，化學方程式為S8＋3AsF5eq\o(=,\s\up7(SO2))S8(AsF6)2＋AsF3，反應中n(氧化劑)∶n(還原劑)＝3∶1(×)(3)(2023·連云港)向盛有2mL黃色氯化鐵溶液的試管中滴加濃的維生素C溶液，觀察顏色變化，可探究維生素C的還原性(√)(4)(2023·揚州中學)將SO2氣體通入碘和淀粉的混合溶液中，觀察溶液顏色的變化，可探究還原性：SO2>I－(√)(5)(2023·南通二模)向盛有少量酸性K2Cr2O7溶液的試管中滴加足量乙醇，充分振蕩，觀察溶液顏色變化，可探究乙醇具有還原性(√)(6)(2023·海門二調)向5mL0.1mol/LCuSO4溶液中加入5mL0.1mol/LKI溶液，再加入苯，振蕩，觀察苯層的顏色，可探究CuSO4與KI能否發(fā)生氧化還原反應(√)(7)(2023·揚州中學)向較濃的FeCl2溶液中滴入少量酸性KMnO4溶液，觀察KMnO4溶液紫色是否褪去，可探究Fe2＋具有還原性(×)(8)(2023·無錫)向Fe(NO3)3溶液中滴入淀粉，再滴加HI溶液，觀察溶液顏色變化，可探究I2與Fe3＋氧化性強弱(×)(9)(2023·南京)向Fe(NO3)2溶液中滴入硫酸酸化的H2O2溶液，觀察溶液顏色變化，可探究H2O2與Fe3＋氧化性強弱(×)(10)(2023·海安中學)向淀粉碘化鉀溶液中通入過量Cl2，溶液顏色最終為無色，則氯氣不能氧化I－(×)考點1氧化還原反應的基本概念知識梳理氧化還原反應的本質和特征1.本質：電子轉移[電子得失(如2Na＋Cl2eq\o(=,\s\up7(△))2NaCl)或共用電子對偏移(如H2＋Cl2eq\o(=,\s\up7(點燃))2HCl)]。2.特征：反應前后有元素的化合價發(fā)生變化。氧化還原反應基本概念氧化還原反應電子轉移的表示方法1.雙線橋法2.單線橋法氧化還原反應與四種基本反應類型的關系氧化還原反應的常見規(guī)律1.強弱規(guī)律氧化性、還原性強弱的比較方法：(1)根據(jù)化學方程式判斷氧化劑＋還原劑→還原產(chǎn)物＋氧化產(chǎn)物氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物還原性：還原劑>還原產(chǎn)物如K2Cr2O7＋14HCl(濃)=2KCl＋2CrCl3＋3Cl2↑＋7H2O，可判斷氧化性：K2Cr2O7>Cl2，還原性：HCl>CrCl3。(2)強者優(yōu)先(選擇性)同時含有幾種還原劑(或氧化劑)，發(fā)生氧化還原反應時，還原性(或氧化性)強的優(yōu)先反應。①將Cl2通入FeBr2溶液中(還原性：Fe2＋>Br－)：若Cl2少量，則只氧化Fe2＋；若Cl2過量，則Fe2＋、Br－都被氧化。②在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入鐵粉(氧化性：Fe3＋>Cu2＋>H＋)：鐵粉先與Fe3＋反應，然后依次與Cu2＋、H＋反應。(3)一般反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強。如MnO2＋4HCl(濃)eq\o(=,\s\up7(△))MnCl2＋Cl2↑＋2H2O、2KMnO4＋16HCl(濃)=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O，可判斷氧化性：KMnO4>MnO2。(4)根據(jù)相同條件下產(chǎn)物的價態(tài)高低判斷如2Fe＋3Cl2eq\o(=,\s\up7(△))2FeCl3、Fe＋Seq\o(=,\s\up7(△))FeS，可判斷氧化性：Cl2＞S。①常見氧化劑的氧化性順序：KMnO4(H＋)>Cl2>Br2>Fe3＋>Cu2＋>H＋。②常見還原劑的還原性順序：S2－>SOeq\o\al(2－,3)>I－>Fe2＋>Br－>Cl－。③金屬活動性順序：④非金屬活動性順序：⑤在酸性條件下，氧化性：HClO>ClO－；在堿性條件下，還原性：NH3>NHeq\o\al(＋,4)。2.價態(tài)升降規(guī)律(1)當元素的化合價處于最高價態(tài)時，僅有氧化性(但不一定具有強氧化性)；當元素的化合價處于最低價態(tài)時，僅有還原性(但不一定具有強還原性)；當元素的化合價處于中間價態(tài)時，既有氧化性又有還原性。說明：Fe2＋、SO2、SOeq\o\al(2－,3)主要表現(xiàn)還原性，H2O2主要表現(xiàn)氧化性。(2)歸中反應：當同種元素不同價態(tài)的物質間發(fā)生氧化還原反應時，價態(tài)變化一般規(guī)律：“高價＋低價→中間價”，而不會出現(xiàn)交叉現(xiàn)象。簡記為“兩相靠，不相交”。如：(3)歧化反應：“中間價→高價＋低價”(如氯、硫、氮和磷元素)。如：(4)應用①判斷同種元素不同價態(tài)的物質間能否發(fā)生氧化還原反應。如濃硫酸與SO2不發(fā)生反應(相鄰價態(tài)不反應)。②判斷氧化劑、還原劑及氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物。如6HCl＋NaClO3=NaCl＋3Cl2↑＋3H2O中，氧化劑為NaClO3，還原劑為HCl，氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物都為Cl2。3.得失電子守恒規(guī)律(1)氧化還原反應中，氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)相等。(2)運用“得失電子守恒規(guī)律”可進行氧化還原反應方程式的配平和相關計算。解疑釋惑3影響物質氧化性或還原性的因素1.濃度：一般來說，氧化劑的濃度越大，其氧化性越強；還原劑的濃度越大，其還原性越強。氧化性：濃硫酸>稀硫酸；濃硝酸>稀硝酸。還原性：濃鹽酸>稀鹽酸。2.溫度：許多氧化還原反應是在加熱條件下進行的，可見升高溫度可增強氧化劑的氧化性(或還原劑的還原性)。如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。3.酸堿性：同一種物質，所處環(huán)境的酸性(或堿性)越強，其氧化性(或還原性)越強。(1)中性環(huán)境中，NOeq\o\al(－,3)不顯氧化性，酸性環(huán)境中，NOeq\o\al(－,3)顯氧化性。(2)酸性條件：MnOeq\o\al(－,4)＋5Fe2＋＋8H＋=Mn2＋＋5Fe3＋＋4H2O；中性條件：2MnOeq\o\al(－,4)＋3SOeq\o\al(2－,3)＋H2O=2MnO2↓＋3SOeq\o\al(2－,4)＋2OH－；堿性條件：2MnOeq\o\al(－,4)＋SOeq\o\al(2－,3)＋2OH－=2MnOeq\o\al(2－,4)＋SOeq\o\al(2－,4)＋H2O。(3)溶液的酸堿性不同，氧化性、還原性順序不同。已知反應a.3Cl2＋2Fe(OH)3＋10OH－=2FeOeq\o\al(2－,4)＋6Cl－＋8H2O，可知堿性條件下氧化性：Cl2>FeOeq\o\al(2－,4)；反應b.2FeOeq\o\al(2－,4)＋16H＋＋6Cl－=2Fe3＋＋3Cl2↑＋8H2O，可知酸性條件下氧化性：FeOeq\o\al(2－,4)>Cl2。4.反應自發(fā)進行的條件是ΔG<0，溶液的酸度影響氧化還原反應的方向。如pH＝0，或在更強的酸性介質中，H3AsO4能氧化I－，發(fā)生反應：H3AsO4＋2I－＋2H＋=H3AsO3＋I2＋H2O；當pH＝1，或在堿性更大的介質中，I2能氧化H3AsO3，發(fā)生反應：H3AsO3＋I2＋H2O=H3AsO4＋2I－＋2H＋。典題悟法氧化性、還原性及其比較(2024·江蘇各地模擬重組)下列說法錯誤的是(B)A.向盛有Fe(OH)3和NiO(OH)的試管中分別滴加相同濃度的濃鹽酸，只有盛NiO(OH)的試管中產(chǎn)生黃綠色氣體，說明氧化性：NiO(OH)>Fe(OH)3B.向含有0.1molFeI2溶液中通入0.1molCl2，再加入淀粉溶液，溶液變藍色，說明還原性：I－>Fe2＋C.向2mLKHSO3溶液中滴加幾滴酸性KMnO4溶液，觀察溶液顏色變化，探究HSOeq\o\al(－,3)是否具有還原性D.向H2O2溶液中滴入NaClO溶液，產(chǎn)生無色氣體，說明氧化性：NaClO>O2【解析】向盛有Fe(OH)3和NiO(OH)的試管中分別滴加相同濃度的濃鹽酸，只有盛NiO(OH)的試管中產(chǎn)生黃綠色氣體，說明只有NiO(OH)能氧化HCl生成Cl2，氧化性：NiO(OH)>Fe(OH)3，A正確；氧化性：Cl2>I2，Cl2能將I－氧化為I2，溶液變藍色，不能說明還原性：I－>Fe2＋，B錯誤；HSOeq\o\al(－,3)具有還原性，能使酸性KMnO4溶液褪色，C正確；向H2O2溶液中滴入NaClO溶液，產(chǎn)生O2，O2為氧化產(chǎn)物，NaClO為氧化劑，故氧化性：NaClO>O2，D正確。氧化還原反應計算(2023·東臺中學)工業(yè)生產(chǎn)中除去電石渣漿(含CaO)中的S2－并制取硫酸鹽，其常用流程如圖所示。下列說法正確的是(C)A.堿性條件下，氧化性：MnOeq\o\al(2－,3)>O2>S2Oeq\o\al(2－,3)B.過程Ⅰ中氧化劑和還原劑的物質的量之比為2∶1C.過程Ⅱ中，反應的離子方程式為4MnOeq\o\al(2－,3)＋2S2－＋9H2O=S2Oeq\o\al(2－,3)＋4Mn(OH)2↓＋10OH－D.將1molS2－轉化為SOeq\o\al(2－,4)理論上需要O2的體積為22.4L(標準狀況)【解析】堿性條件下，O2能將Mn(OH)2氧化為MnOeq\o\al(2－,3)，MnOeq\o\al(2－,3)能將S2－氧化為S2Oeq\o\al(2－,3)，氧化性：O2>MnOeq\o\al(2－,3)>S2Oeq\o\al(2－,3)，A錯誤；過程Ⅰ反應為2Mn(OH)2＋O2＋4OH－=2MnOeq\o\al(2－,3)＋4H2O，氧化劑(O2)和還原劑[Mn(OH)2]物質的量之比為1∶2，B錯誤；1molS2－轉化為SOeq\o\al(2－,4)失8mol電子，根據(jù)得失電子守恒可知需要2molO2，標準狀況下2molO2的體積為2mol×22.4L/mol＝44.8L，D錯誤。(1)(2024·如皋適應性三)50℃時，單質碲(Te，位于ⅥA族)與NaBH4反應可制取硼砂[Na2B4O5(OH)4·8H2O]，發(fā)生反應：2Te＋4NaBH4＋17H2O=2NaHTe＋Na2B4O5(OH)4·8H2O↓＋14H2↑。已知電負性：H>B，反應每轉移8mol電子，被Te氧化的NaBH4的物質的量為0.5mol。(2)(2024·南通一模)在80℃下，向(NH4)2Fe(SO4)2溶液中邊攪拌邊分批加入NaClO3固體，同時滴加NaOH溶液，控制溶液pH在4～4.5之間。一段時間后，過濾、洗滌得α-①制備1molα-FeOOH理論上需要NaClO3的物質的量為eq\f(1,6)mol；實際生產(chǎn)過程中所加NaClO3低于理論用量的原因是少量Fe2＋被氧氣氧化，減少了NaClO3的消耗量。②為檢驗(NH4)2Fe(SO4)2已被完全氧化，某同學向過濾所得濾液中滴加酸性KMnO4溶液，該設計方案不合理的理由是濾液中的Cl－能使酸性KMnO4溶液褪色，干擾Fe2＋的檢驗?！窘馕觥?1)根據(jù)題給反應，2molTe得4mol電子，6molH2O得12mol電子生成6molH2，4molNaBH4失16mol電子生成8molH2，故每生成14molH2轉移16mol電子，則反應每轉移8mol電子，被Te氧化的NaBH4物質的量為0.5mol。(2)①NaClO3將Fe2＋氧化為FeOOH，自身被還原為NaCl，由得失電子守恒知，制備1molα-FeOOH理論上需要NaClO3的物質的量為eq\f(1,6)mol?？諝庵械腛2也能氧化少量Fe2＋，則NaClO3的消耗量減少。②濾液中的Cl－也能使酸性KMnO4溶液褪色，會干擾Fe2＋的檢驗。深度指津H2O2、O3及S2Oeq\o\al(2－,3)的性質[H2O2的性質]H2O2分子中，中心氧原子采取sp3雜化，每個氧原子都有2個孤電子對。H2O2分子不是直線形，也不具有平面形結構(如圖所示)。H2O2是極性分子，可以與水以任意比例互溶。H2O2的沸點遠比水高。1.弱酸性酸性比HCN還弱[Ka1(H2O2)＝1.55×10－12]，不能使藍色石蕊溶液變紅，但可與強堿反應，例如：H2O2＋Ba(OH)2=BaO2＋2H2O，BaO2可看作H2O2的鹽。即過氧化物相當于一種特殊的鹽。2.強氧化性(1)2Fe2＋＋H2O2＋2H＋=2Fe3＋＋2H2O。(2)H2O2＋SO2=H2SO4。(3)H2O2＋H2S=S↓＋2H2O。(4)H2O2＋2I－＋2H＋=I2＋2H2O。(5)H2O2＋Cu＋2H＋=Cu2＋＋2H2O。過氧化氫的還原產(chǎn)物是水，過氧化氫被稱為“綠色氧化劑”。3.弱還原性5H2O2＋2KMnO4＋3H2SO4=2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2O(用于定量測定H2O2或KMnO4溶液的濃度)。4.不穩(wěn)定性2H2O2eq\o(=,\s\up7(△))2H2O＋O2↑。[特別提醒]①能促進H2O2分解的因素：溫度、光照、介質(堿性介質中分解遠比酸性介質中快)、雜質(Mn2＋、Fe3＋、Cu2＋以及有機物等能催化分解)。②H2O2受熱易分解，H2O2參與反應時，反應溫度不宜過高。③常用加熱的方法除去溶液中過量的H2O2。④雙氧水可作殺菌消毒劑。[O3的性質]O3分子中，中心氧原子采取sp2雜化，O3分子呈V形(結構如圖)，O3是由極性鍵構成的極性分子(O3在極性溶劑水中的溶解度比非極性的O2在水中的溶解度大)。Πeq\o\al(4,3)1.O3的產(chǎn)生：3O2eq\o(=,\s\up7(放電))2O32.化學性質(1)強氧化性：2Ag＋O3=Ag2O＋O2(Ag、Hg等金屬在臭氧中可以被氧化)4O3＋PbS=PbSO4＋4O2O3＋SO2=SO3＋O2O3＋2KI＋H2O=I2＋2KOH＋O2(O3能使?jié)駶櫟牡矸鄣饣浽嚰堊兯{)(2)不穩(wěn)定性：2O3eq\o(=,\s\up7(一定條件))3O23.用途：O3殺菌能力強且不影響水質，可用于飲用水的殺菌消毒。[S2Oeq\o\al(2－,3)的性質]1.與酸反應：S2Oeq\o\al(2－,3)＋2H＋=S↓＋SO2↑＋H2O。2.還原性(1)“碘量法”測定碘：2S2Oeq\o\al(2－,3)＋I2=S4Oeq\o\al(2－,6)＋2I－。(2)較強的氧化劑如氯、溴等，可將硫代硫酸鹽氧化為硫酸鹽：S2Oeq\o\al(2－,3)＋4Cl2＋5H2O=2SOeq\o\al(2－,4)＋10H＋＋8Cl－。3.配位能力：AgBr＋2S2Oeq\o\al(2－,3)=[Ag(S2O3)2]3－＋Br－(攝影過程的定影)?？键c2氧化還原反應方程式的書寫知識梳理常見的氧化劑和還原劑1.常見的氧化劑氧化劑對應還原產(chǎn)物X2(鹵素)X－O2H2O或OH－濃硫酸SO2濃硝酸NO2稀硝酸NOMnOeq\o\al(－,4)(H＋)、MnOeq\o\al(2－,4)(H＋)、MnO2Mn2＋Fe3＋Fe2＋FeOeq\o\al(2－,4)Fe3＋K2Cr2O7(H＋)Cr3＋ClO2、ClOeq\o\al(－,3)、ClOeq\o\al(－,2)、ClO－Cl－H2O2H2O(酸性)；OH－(中性、堿性)[Ag(NH3)2]＋AgCu(OH)2Cu2OPbO2Pb2＋S2Oeq\o\al(2－,8)SOeq\o\al(2－,4)2.常見的還原劑還原劑對應氧化產(chǎn)物M(金屬)：Na、Mg等Mn＋I－(HI)I2S2－(H2S)SH2H＋或H2OCO、C、H2C2O4、C2Oeq\o\al(2－,4)CO2Fe2＋Fe3＋NH3N2或NON2H4N2SO2、SOeq\o\al(2－,3)、H2SO3、HSOeq\o\al(－,3)、S2Oeq\o\al(2－,3)SOeq\o\al(2－,4)H2O2O2氧化還原反應方程式的書寫1.確定氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物。2.配平。(1)標變價：標明反應前后變價元素的化合價。(2)列得失：列出化合價的變化值(電子得失)。(3)求總數(shù)：通過求最小公倍數(shù)使化合價升降總數(shù)相等。(4)配系數(shù)：確定氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的化學計量數(shù)，觀察法配平其他物質的化學計量數(shù)。(5)查守恒：檢查原子、電荷、得失電子是否守恒。離子方程式中如何平衡電荷方程式介質酸性中性堿性反應物多O加H＋，生成H2O加H2O，生成OH－加H2O，生成OH－反應物少O加H2O，生成H＋加H2O，生成H＋加OH－，生成H2O典題悟法氧化還原反應方程式的配平配平下列反應的化學(或離子)方程式。(1)正向配平①1K2Cr2O7＋6FeSO4＋7H2SO4=7H2O＋3Fe2(SO4)3＋1Cr2(SO4)3＋1K2SO4②3Cu2S＋22HNO3=6Cu(NO3)2＋10NO↑＋3H2SO4＋8H2O③5KI＋1KIO3＋3H2SO4=3I2＋3K2SO4＋3H2O(2)逆向配平①2P4＋9KOH＋3H2O=5PH3↑＋3K3PO4②3S＋6KOH=2K2S＋1K2SO3＋3H2O(3)含有未知數(shù)的配平eq\f(1,x)FexS＋2HCl=eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(1,x)－1))S＋1FeCl2＋1H2S(4)反應物有有機物參與①5C2H5OH＋12KMnO4＋18H2SO4=6K2SO4＋12MnSO4＋10CO2↑＋33H2②5CH2=CH2＋12KMnO4＋18H2SO4=6K2SO4＋12MnSO4＋10CO2＋28H2O③5＋6KMnO4＋9H2SO4=5＋3K2SO4＋6MnSO4＋14H2O(5)缺項配平①5Mn2＋＋2ClOeq\o\al(－,3)＋4H2O=5MnO2↓＋1Cl2↑＋8H＋②1FeS2＋3MnOeq\o\al(－,4)＋8H＋=1Fe3＋＋2SOeq\o\al(2－,4)＋3Mn2＋＋4H2O氧化還原反應方程式的書寫(1)(2023·無錫一中)在堿性條件下，向鉬精礦(主要成分是MoS2)中加入NaClO溶液可以制備Na2MoO4，同時生成SOeq\o\al(2－,4)，該反應的離子方程式為MoS2＋9ClO－＋6OH－=MoOeq\o\al(2－,4)＋2SOeq\o\al(2－,4)＋9Cl－＋3H2O。(2)(2023·蘇州期中)以熱的濃硫酸作為氧化劑，可將H2eq\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(GeOH2C2O42))徹底氧化，將鍺元素轉化為Ge4＋進入溶液，該反應的化學方程式為H2[Ge(OH)2(C2O4)2]＋4H2SO4(濃)eq\o(=,\s\up7(△))4CO2↑＋Ge(SO4)2＋2SO2↑＋6H2O。(3)寫出·OH氧化甘氨酸根(C2NH4Oeq\o\al(－,2))生成NOeq\o\al(－,3)、CO2的離子方程式：14·OH＋C2NH4Oeq\o\al(－,2)=NOeq\o\al(－,3)＋2CO2↑＋9H2O。(4)(2024·南通三模)將放電完全的鈷酸鋰(LiCoO2)電池正極材料粉碎后進行酸浸處理。實驗測得，在相同條件下，使用鹽酸作浸取劑可使鈷轉化為Co2＋，轉化率達到99%，但工業(yè)生產(chǎn)使用HCl-H2O2混合物作浸取劑。①寫出鹽酸作浸取劑發(fā)生酸浸反應的化學方程式：2LiCoO2＋8HCl=2LiCl＋2CoCl2＋Cl2↑＋4H2O。②工業(yè)生產(chǎn)時在鹽酸中加入H2O2，H2O2的作用是作還原劑。(5)(2024·南京、鹽城一模)碲廣泛應用于冶金工業(yè)。以碲銅廢料(主要含Cu2Te)為原料回收碲單質的一種工藝流程如下：已知：Ka1(H2TeO3)＝1.0×10－3。①“氧化酸浸”得到CuSO4和H2TeO3，該反應的化學方程式為Cu2Te＋4H2O2＋2H2SO4=H2TeO3＋2CuSO4＋5H2O。②“還原”在50℃條件下進行，H2TeO3發(fā)生反應的離子方程式為H2TeO3＋2SOeq\o\al(2－,3)eq\o(=,\s\up7(50℃))Te↓＋2SOeq\o\al(2－,4)＋H2O。③“還原”時，Na2SO3的實際投入量大于理論量，其可能的原因為提高H2TeO3的還原率；Na2SO3會與“沉銅”后所得濾液中的酸反應生成SO2，SO2從溶液中逸出。深度指津流程圖分析以低品位銅礦砂(主要成分為CuS)為原料制備氯化亞銅的路線如下：寫出酸溶1發(fā)生反應的化學方程式。書寫步驟：(1)“瞻前”確定反應物：根據(jù)進料確定反應物為CuS＋MnO2＋H2SO4。(2)“顧后”確定生成物：出料中含有S，后續(xù)除錳生成MnCO3，說明酸溶1生成的是S和MnSO4。(3)根據(jù)得失電子守恒配平發(fā)生氧化還原反應的物質：CuS＋MnO2＋H2SO4——MnSO4＋S。(4)根據(jù)原子守恒補充并配平未發(fā)生氧化還原反應的物質：CuS＋MnO2＋2H2SO4=MnSO4＋S＋2H2O＋CuSO4。(5)檢查原子和得失電子是否守恒。循環(huán)轉化圖分析1.只進不出的物質——反應物。2.只出不進的物質——生成物。3.又進又出的物質——催化劑或中間體。(1)一般第一步消耗，后來又生成的物質——催化劑。(2)先生成后又消耗的物質——中間體。1.下列物質結構與性質或物質性質與用途具有對應關系的打“√”，否則打“×”。(1)(2023·江蘇卷)H2具有還原性，可作為氫氧燃料電池的燃料(√)(2)(2024·蘇州、海門、淮陰、姜堰中學期初)PbO2具有氧化性，可用作鉛蓄電池的正極材料(√)(3)(2023·揚州中學)維生素C具有還原性，可用作食品抗氧化劑(√)(4)(2023·揚州中學)H2O2具有還原性，可用于處理含CN－廢水(×)(5)(2024·徐州模擬)HCl具有還原性，可用于制氯氣(√)(6)(2023·海門調研)(NH4)2S2O8中S元素為＋6價，(NH4)2S2O8具有較強的氧化性(×)(7)(2023·揚州中學)CO(NH2)2具有氧化性，可用于處理汽車尾氣(×)(8)(2024·泰州中學)(CH3)2NNH2具有還原性，可用作火箭的燃料(√)(9)(2023·揚州期初)SO2具有還原性，可用于與KClO3反應制ClO2(√)(10)(2024·揚州期末)NO2具有強氧化性，可作為火箭發(fā)射的助燃劑(√)2.(2024·南京六校)某化工集團為減少環(huán)境污染，提高資源的利用率，將“鈦廠、氯堿廠、甲醇廠”進行聯(lián)合生產(chǎn)，其主要生產(chǎn)工藝如下(Fe