Question

（14分）如下表所示为元素周期表的一部分，参照元素①～⑦在表中的位置，请回答下列问题：

族 周期	IA		0
1	①	ⅡA	ⅢA	ⅣA	ⅤA	ⅥA	ⅦA
2						②	③
3	④		⑤			⑥	⑦

（1）③、④、⑦的原子半径由大到小的顺序为       （用元素符号表示）。

（2）⑥和⑦的最高价含氧酸的酸性强弱为              （用酸的化学式表示）。

（3）①、②两种元素按原子个数之比为1：1组成的常见液态化合物，在酸性溶液中能将Fe²⁺氧化，写出该反应的离子方程式                          ；

（4）由表中元素形成的物质可发生如图中的反应，其中B、C、G是单质，B为黄绿色气体，D溶液显碱性。

①写出D溶液与G反应的化学方程式                                      。

②写出检验A溶液中溶质的阴离子的方法                                   。

③常温下，若电解1L0.1 mol·L^-1的A溶液，一段时间后测得溶液pH为12（忽略溶液体积变化），则该电解过程中转移电子的物质的量为                  。

④写出过量的E与F溶液中溶质反应的离子方程式                        。

（5）由②、④、⑥元素组成的化合物W（在酸性溶液中发黄，W还原性较强），在溶液中易被⑦的单质氧化，该反应的离子方程式为                             。

Answer

（共14分）

（1）Na＞Cl＞F （1分）

（2）HClO4＞H2SO4（1分）

（3）H2O2+2Fe2++2H+=2Fe3++2H2O（2分）

（4）①2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑（2分）

②取少量A溶液滴加几滴稀硝酸酸化的硝酸银溶液有白色沉淀生成（2分）

③0.01mol（2分）

④AlO2-+4H+=Al3++2H2O（2分）

（5）S2O32-＋4Cl2＋5H2O===2SO42-＋8Cl－＋10H＋（2分）

【解析】

试题分析：（1）根据元素在周期表中的位置可知③是F元素，④是Na元素，⑦是Cl元素。同一周期的元素原子序数越大，原子半径越小；同一主族的元素原子核外电子层数越多，原子半径就越大，因此这三种元素的原子半径由大到小的顺序为Na＞Cl＞F；

（2）根据元素在周期表中的位置可知⑥是S元素，⑦号元素是Cl，元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强。元素的非金属性Cl>S，所以最高价含氧酸的酸性越强强弱为HClO4＞H2SO4；

（3）①是H元素；②是O元素，两种元素按原子个数之比为1：1组成的常见液态化合物是H2O2，有强的氧化性，在酸性溶液中能将Fe2+氧化，根据电子守恒、原子守恒和电荷守恒可得该反应的离子方程式是H2O2+2Fe2++2H+=2Fe3++2H2O；

（4）根据元素之间的关系可知：A是NaCl，B是Cl2，C是H2，D是NaOH，氢气与氯气反应产生的E是HCl，G是Al，Al与NaOH溶液发生反应产生F是NaAlO2，HCl与NaAlO2溶液发生反应，产生AlCl3，反应的化学方程式是：NaAlO2+4HCl =AlCl3+NaCl+2H2O。①D溶液与G反应的化学方程式是2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑；②NaCl溶液中含有的Cl-与Ag+发生反应形成AgCl白色沉淀，既不溶于水，也不溶于酸，可以利用AgCl的不溶性检验Cl-。检验A溶液中溶质的阴离子的方法是取少量A溶液滴加几滴稀硝酸酸化的硝酸银溶液有白色沉淀生成；③常温下，电解NaCl溶液的反应方程式是：2NaCl＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2NaOH。根据反应方程式可知，每转移2mol的电子，产生NaOH的物质的量是2mol。n(NaOH）=0.01mol/L×1L=0.01mol，则该电解过程中转移电子的物质的量为0.01mol。④过量的E与F溶液中溶质反应的离子方程式是AlO2-+4H+=Al3++2H2O；

（5）由②O元素、④Na元素、⑥S元素组成的化合物W（在酸性溶液中发黄，W还原性较强），则该化合物是Na2S2O3，在溶液中易被⑦的单质Cl2氧化，根据电子守恒、原子守恒及电荷守恒可得该反应的离子方程式为S2O32-＋4Cl2＋5H2O===2SO42-＋8Cl－＋10H＋。

考点：考查元素的推断、元素周期表、元素周期律的应用、离子方程式的书写、电解原理的应用及氧化还原反应的计算的知识。