Question

18．元素周期表的用途廣泛．
（1）用“＞”或“＜”填空：

離子半徑	非金屬性	酸性	沸點
K+＜S2-	N＜O	硫酸＜高氯酸	HF＞HCl

（2）能作為氯、溴、碘元素非金屬性（原子得電子能力）遞變規律的判斷依據是bc（填序號）．
a．Cl₂、Br₂、I₂的熔點      b．Cl₂、Br₂、I₂的氧化性
c．HCl、HBr、HI的熱穩定性  d．HCl、HBr、HI的酸性
（3）工業上，通過如下轉化可制得KClO₃晶體：
NaCl溶液$→_{Ⅰ}^{80℃，通電}$NaClO₃溶液$→_{Ⅱ}^{室溫，KCl}$KClO₃晶體
①完成Ⅰ中反應的總化學方程式：□NaCl+□H₂O═□NaClO₃+□3H₂↑．
②Ⅱ中轉化的基本反應類型是復分解反應，該反應過程能析出KClO₃晶體而無其它晶體析出的原因是室溫下KClO₃在水中的溶解度明顯小于其它晶體．
（4）一定條件，在水溶液中1mol Cl^-、ClO_x^-（x=1，2，3，4）的能量（kJ）相對大小如圖所示．
①D是ClO₄^-（填離子符號）．
②B→A+C反應的熱化學方程式為3ClO^-（aq）═（aq）+2Cl^-（aq）△H=-117kJ/mol（用離子符號表示）

Answer 1

分析 （1）電子層排布相同，核電荷數越大離子半徑越小；
同一周期自左而右，非金屬性增強；
元素的非金屬性越強，對應的最高價氧化物的水化物的酸性越強；
HF中含氫鍵，沸點最高，HBr、HCl中相對分子質量大的沸點高；
（2）非金屬性單質氧化性越強，元素非金屬性越強，氫化物穩定性、最高價含氧酸的酸性、單質與氫氣反應難易程度、元素化合時化合價等可以判斷元素非金屬性強弱，熔點屬于物理性質，不能比較元素非金屬性強弱，氫化物酸性也不能比較非金屬性強弱；
（3）①電解時，陽極上氯離子放電生成氯酸根離子、陰極上氫離子放電生成氫氣；
②兩種化合物相互交換成分生成另外的兩種化合物的反應為復分解反應，相同溫度下，溶解度小的物質先析出；
（4）①D微粒中Cl元素化合價為+7，結合離子所帶電荷等于各元素化合價之和計算；
②B→A+C發生反應：3ClO^-=ClO₃^-+2Cl^-，反應熱△H=生成物總能量-反應物總能量，注意離子為溶液狀態，進而書寫熱化學方程式；

解答 解：（1）K⁺與S^2-電子層排布相同，核電荷數越大離子半徑越小，所以離子半徑：K⁺＜S^2-；
同一周期自左而右，非金屬性增強，所以非金屬性：N＜O；
元素的非金屬性越強，對應最高價氧化物的水化物的酸性越強，氯元素的非金屬性比硫元素強，所以酸性：HClO₄＞H₂SO₄；
可說明HF中含氫鍵，沸點最高，則沸點：HF＞HCl；
故答案為：＜；＜；＜；＞；
（2）a．單質的熔點屬于物理性質，不能比較非金屬性強弱，故a錯誤；
b．Cl₂、Br₂、I₂的氧化性越強，元素的非金屬性越強，故b正確；
c．氫化物越穩定，元素的非金屬性越強，故c正確；
d．氫化物的酸性不能比較非金屬性強弱，如HF屬于弱酸、HCl屬于強酸，為F元素非金屬性強于Cl的，故d錯誤，
故選：bc；
（3）①電解時，陽極上氯離子放電生成氯酸根離子、陰極上氫離子放電生成氫氣，所以反應方程式為1NaCl+3H₂O═1NaClO₃+3H₂↑，
故答案為：1；3；1；3；3H₂↑；
②NaClO₃轉化為KClO₃，說明該反應中兩種物質相互交換離子生成鹽，為復分解反應，相同溫度下，溶解度小的物質先析出，室溫下KClO₃在水中的溶解度明顯小于其它晶體，所以先析出KClO₃；
故答案為：復分解反應；室溫下KClO₃在水中的溶解度明顯小于其它晶體；
（4）①根據圖象知，D中Cl元素化合價為+7價，所以ClO_x^-中x為4，則D為ClO₄^-；
故答案為：ClO₄^-；
②B→A+C發生反應：3 ClO^-=ClO₃^-+2Cl^-，根據離子能量可知，反應熱△H=53kJ/mol+2×0kJ/mol-3×60kJ/mol=-117kJ/mol，故反應熱化學方程式為：3ClO^-（aq）═ClO₃^-（aq）+2Cl^-（aq）△H=-117kJ/mol，
故答案為：3ClO^-（aq）═ClO₃^-（aq）+2Cl^-（aq）△H=-117kJ/mol；

點評 本題以鹵族元素為載體考查了氧化還原反應、熱化學反應、非金屬強弱的判斷方法等知識點，根據物質的性質、原子結構結合元素周期律等知識點來分析解答，題目難度中等．