Question

據元素周期表及周期律的知識回答下列問題：
（1）請在下圖所示元素周期表中用實線畫出前36號元素所在的范圍的邊界．

（2）下列比較元素性質的遞變規(guī)律正確的是

 

．
a．離子半徑：Na⁺＞Mg²⁺＞S^2-＞Cl^-      b．酸性：HClO₄＞H₂SO₄＞H₃PO₄＞H₄SiO₄
c．氫化物穩(wěn)定性：H₂O＞H₂S＞PH₃＞SiH₄ d．NH₃結合H⁺的能力比H₂O弱
（3）元素甲是第三周期ⅦA族元素，甲元素與另兩種非金屬元素可組成離子化合物A．寫出A的電子式

 

．工業(yè)上可用MnSO₄溶液吸收氯氣，獲得Mn₂O₃，請寫出該化學反應的化學方程式

 

．
（4）氮和氧都是較活潑的非金屬元素，用一個化學方程式說明兩種單質的氧化性強弱

 

．
（5）在所有元素的氣態(tài)氫化物中，元素乙的氫化物最穩(wěn)定，寫出元素乙的單質與水反應的化學方程式

 

．
（6）0.1mol的單質Cl₂與100mL1.5mol/L的FeBr₂溶液反應，則被氧化的Fe²⁺和Br^-的物質的量之比是

 

．

Answer 1

分析：（1）前36號元素為一～四周期元素，36號元素為氪；
（2）a．離子的電子層越多，半徑越大，具有相同電子排布的離子，原子序數大的離子半徑��；
b．非金屬性越強，其最高價氧化物的水化物酸性越強；
c．非金屬性越強，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定；
d．不易電離的氫化物，結合氫離子的能力強；
（3）元素甲是第三周期ⅦA族元素，為Cl元素，與另兩種非金屬元素可組成離子化合物A，則A為NH₄Cl，工業(yè)上可用MnSO₄溶液吸收氯氣，獲得Mn₂O₃，還生成硫酸和鹽酸；
（4）非金屬性O＞N，可利用得電子能力不同證明；
（5）所有元素的氣態(tài)氫化物中，元素乙的氫化物最穩(wěn)定，乙為F，其單質與水反應生成HF和氧氣；
（6）0.1mol的單質Cl₂失去0.2mol電子，100mL1.5mol/L的FeBr₂溶液，n（FeBr₂）=0.15mol，亞鐵離子可全部被氧化，由電子守恒計算被氧化的溴離子．

解答：解：（1）前36號元素為一～四周期元素，36號元素為氪，其用實線畫出前36號元素所在的范圍的邊界，如圖為
，故答案為：；
（2）a．離子的電子層越多，半徑越大，具有相同電子排布的離子，原子序數大的離子半徑小，則離子半徑為S^2-＞Cl^-＞Na⁺＞Mg²⁺，故a錯誤；
b．非金屬性為Cl＞S＞P＞Si，其最高價氧化物的水化物酸性為HClO₄＞H₂SO₄＞H₃PO₄＞H₄SiO₄，故b正確；
c．非金屬性為O＞S＞P＞Si，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性為H₂O＞H₂S＞PH₃＞SiH₄，故c正確；
d．不易電離的氫化物，結合氫離子的能力強，則NH₃結合H⁺的能力比H₂O強，故d錯誤；
故答案為：bc；
（3）元素甲是第三周期ⅦA族元素，為Cl元素，與另兩種非金屬元素可組成離子化合物A，則A為NH₄Cl，其電子式為，工業(yè)上可用MnSO₄溶液吸收氯氣，獲得Mn₂O₃，還生成硫酸和鹽酸，該反應為2MnSO₄+Cl₂+3H₂O═Mn₂O₃+2H₂SO₄+2HCl，
故答案為：；2MnSO₄+Cl₂+3H₂O═Mn₂O₃+2H₂SO₄+2HCl；
（4）非金屬性O＞N，可利用得電子能力不同證明，如4NH₃+5O₂

點燃  .

2N₂+6H₂O或4NH₃+5O₂

催化劑 .

△

4NO+6H₂O，
故答案為：4NH₃+5O₂

點燃  .

2N₂+6H₂O或4NH₃+5O₂

催化劑 .

△

4NO+6H₂O；
（5）所有元素的氣態(tài)氫化物中，元素乙的氫化物最穩(wěn)定，乙為F，其單質與水反應生成HF和氧氣，該反應為2F₂+2H₂O═4HF+O₂，故答案為：2F₂+2H₂O═4HF+O₂；
（6）0.1mol的單質Cl₂失去0.2mol電子，100mL1.5mol/L的FeBr₂溶液，n（FeBr₂）=0.15mol，亞鐵離子還原性強，亞鐵離子可全部被氧化，設被氧化的溴離子為x，由電子守恒可知，0.2mol=0.15mol+x×（1-0），解得x=0.05mol，所以被氧化的Fe²⁺和Br^-的物質的量之比是0.15mol：0.05mol=3：1，故答案為：3：1．

點評：本題考查較綜合，涉及元素在周期表中的位置、元素的性質、氧化還原反應等，側重化學用語及計算能力和分析問題能力的考查，題目難度不大．