题目内容
5.H、N、O、P、Cr、Fe是元素周期表中六种常见元素.(1)P位于元素周期表第三周期第ⅤA族;Cr的基态原子价层电子排布式是3d54s1.O的一种18电子结构氢化物的电子式是.
(2)用“>”“<”填空:
电负性 | 熔沸点 | 稳定性 | 酸性 |
O>N | NH3>PH3 | Fe2+< Fe3+ | H3PO4<HNO3 |
(4)已知:
3Fe(s)+2O2(g)=Fe3O4(s)△H=-1118.4kJ/mol
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△H=-438.6kJ/mol,
则3Fe(s)+4H2O(g)=Fe3O4(s)+4H2(g)的△H=-151.2KJ/mol.
分析 (1)根据P结构示意图为结合主族元素周期数=电子层数、主族族序数=最外层电子数判断;Cr原子为24号元素,其满足半满和全满的稳定结构,据此书写其基态原子价层电子排布式;O的一种18电子结构氢化物为双氧水,双氧水为共价化合物,氧原子最外层8个电子,分子中存在两个氧氢键,1个氧氧单键;
(2)同周期从左到右元素的非金属性增强,电负性增强;物质的熔沸点与晶体类型有关,分子晶体中存在氢键的熔点大于没有氢键的;二价铁易被氧化成三价铁,所以三价铁比较稳定;元素的非金属性越强,其最高价氧化物的水化物的酸性越强;
(3)利用电解生成的Fe2+而将酸性含铬废水(K2Cr2O7)中的铬元素还原为三价,本身氧化成Fe3+,结合氧化还原反应电子得失守恒配平;
(4)①3Fe (s)+2O2(g)═Fe3O4(s)△H=-1118.4kJ•mol-1,
②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△H=-483.6KJ/mol,
依据盖斯定律①-②×2书写热化学方程式,标注物质聚集状态和对应焓变.
解答 解:(1)磷为15号元素,其原子结构示意图为,又元素周期数=电子层数、主族族序数=最外层电子数,所以原子核外有3个电子层,处于第三周期,最外层电子数为5,处于ⅤA族;Cr原子为24号元素,其满足半满和全满的稳定结构,基态原子价层电子排布式为3d54s1;O的一种18电子结构氢化物为双氧水,双氧水为共价化合物,氧原子最外层8个电子,分子中存在两个氧氢键,1个氧氧单键,双氧水的电子式为,故答案为:三;ⅤA;3d54s1;;
(2)同周期从左到右元素的非金属性增强,电负性增强,所以电负性O>N;
物质的熔沸点与晶体类型有关,分子晶体中存在氢键的熔点大于没有氢键的,又氨气分子间存在氢键,所以熔沸点NH3>PH3;
因为二价铁易被氧化成三价铁,所以稳定性:Fe2+<Fe3+;
元素的非金属性越强,其最高价氧化物的水化物的酸性越强,非金属性:P<N,所以酸性:H3PO4<HNO3;
故答案为:>;>;<;<;
(3)利用电解生成的Fe2+而将酸性含铬废水(K2Cr2O7)中的铬元素还原为三价,本身氧化成Fe3+,则离子方程式为:Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3++6Fe3++7H2O,
故答案为:Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3++6Fe3++7H2O;
(4)①3Fe (s)+2O2(g)═Fe3O4(s)△H=-1118.4kJ•mol-1,
②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△H=-483.6KJ/mol,
依据盖斯定律①-②×2得到:3Fe(s)+4H2O(g)═Fe3O4(s)+4H2(g)△H=-151.2KJ/mol;
故答案为:-151.2KJ/mol.
点评 本题考查了原子结构的推断及其性质的比较,铬及其化合物的性质、氧化还原反应,热化学方程式书写和盖斯定律计算应用,题目难度中等.
A. | X可能是金属铜 | B. | Y不可能是氢气 | C. | Z可能是氯化钠 | D. | Z可能是三氧化硫 |
A. | 图中AB段发生的是过量的酸性KMnO4溶液与KI的反应 | |
B. | 从题中可以得出还原性:I->Fe2+>Mn2+ | |
C. | 取B点以后的少量溶液滴入几滴KSCN溶液,溶液变红色 | |
D. | 根据OC段的数据可知,开始加入的KMnO4的物质的量为0.5mol |
A. | 1 L 1 mol•L-1的醋酸溶液中含有的醋酸分子数为NA | |
B. | 电解精炼铜时,当阳极上质量减少6.4 g时,电路中转移的电子数为2NA | |
C. | 常温下,46 g NO2和N2O4的混合物中含有的氧原子数为2NA | |
D. | 11.2 L CO2中含有的分子数为0.5NA |