Question

19．大多數(shù)金屬硫化物難溶于水，可溶于硝酸．例如：
①FeS+HNO₃（稀）→Fe（NO₃）₃+NO↑+S↓+H₂O（未配平）
②CuS+HNO₃（濃）→CuSO₄+NO₂↑+H₂O（未配平）
（1）配平反應(yīng)②的方程式：
1CuS+8HNO₃（濃）→1CuSO₄+8NO₂↑+4H₂O
（2）反應(yīng)①中若生成3.2g硫，則電子轉(zhuǎn)移0.3N_A或1.806×10²³個．
（3）由反應(yīng)①和②是否能夠判斷稀硝酸與濃硝酸的氧化性強弱？并說明判斷依據(jù)．能；反應(yīng)①中稀硝酸將-2價的硫氧化到了低價態(tài)，而反應(yīng)②中濃硝酸將-2價的硫氧化到了高價態(tài)．
（4）反應(yīng)①和②所涉及的4種非金屬元素中，原子半徑由大到小的順序是S＞N＞O＞H；未成對電子最多的原子核外電子排布式為1s²2s²2p³．下列描述，不能用來比較硫、氮兩種元素的非金屬性強弱的是ac．
a．單質(zhì)與氧氣化合的難易程度   b．氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性
c．含氧酸的酸性強弱    d．S₄N₄中共用電子對的偏向
（5）寫出 ①NO ②S ③H₂O ④NO₂ 四種物質(zhì)的沸點由高到低的順序（用編號回答）②＞③＞④＞①．若要判斷NO₂分子的極性，你所需要的信息是NO₂分子的空間結(jié)構(gòu)（或：NO₂分子中正負電荷中心是否重合）．

Answer 1

分析 （1）反應(yīng)中S元素化合價由-2價升高到+6價，N元素化合價由+5價降低到+4價，結(jié)合電子守恒和質(zhì)量守恒配平；
（2）n（S）=$\frac{3.2g}{32g/mol}$=0.1mol，消耗0.1mol FeS；
（3）根據(jù)S元素化合價的變化可判斷氧化性強弱；
（4）短周期元素有H、S、N、O等元素，H原子半徑最小，同周期元素從左到右原子半徑逐漸減小，比較非金屬性強弱，可根據(jù)氫化物的穩(wěn)定性強弱以及形成化合物的電子對偏向判斷；
（5）S常溫下為固體，H₂O為液體，氣體的相對分子質(zhì)量越大，沸點越高；可根據(jù)分子的空間結(jié)構(gòu)判斷．

解答 解：（1）反應(yīng)中S元素化合價由-2價升高到+6價，N元素化合價由+5價降低到+4價，反應(yīng)的方程式為CuS+8HNO₃（濃）=CuSO₄+8NO₂↑+4H₂O，
故答案為：1；8；1；8；4；
（2）n（S）=$\frac{3.2g}{32g/mol}$=0.1mol，消耗0.1mol FeSFe元素化合價由+2價升高到+3價，S元素化合價由-2價升高到0價，則電子轉(zhuǎn)移0.3N_A或1.806×10²³，
故答案為：0.3N_A或1.806×10²³；
（3）一般來說，具有可變化合價的單質(zhì)或化合物與不同氧化劑發(fā)生反應(yīng)時，氧化劑的氧化性越強，則化合價升高數(shù)值越大，可比較氧化性強弱，
故答案為：能；反應(yīng)①中稀硝酸將-2價的硫氧化到了低價態(tài)，而反應(yīng)②中濃硝酸將-2價的硫氧化到了高價態(tài)；
（4）短周期元素有H、S、N、O等元素，H原子半徑最小，同周期元素從左到右原子半徑逐漸減小，原子核外電子層數(shù)越多，原子半徑越大，則原子半徑S＞N＞O＞H，未成對電子最多的原子為N原子，核外電子排布式為1s²2s²2p³，
比較非金屬性強弱，可根據(jù)氫化物的穩(wěn)定性強弱、與氫氣反應(yīng)的劇烈程度、最高價氧化物的水化物的酸性強弱以及形成化合物的電子對偏向，ac符合，
故答案為：S＞N＞O＞H；1s²2s²2p³；ac；
（5）S常溫下為固體，H₂O為液體，氣體的相對分子質(zhì)量越大，沸點越高，①NO ②S ③H₂O ④NO₂ 四種物質(zhì)的沸點由高到低的順序為②＞③＞④＞①，判斷二氧化氮是否非極性分子，可根據(jù)NO₂分子的空間結(jié)構(gòu)（或：NO₂分子中正負電荷中心是否重合），
故答案為：②＞③＞④＞①；NO₂分子的空間結(jié)構(gòu)（或：NO₂分子中正負電荷中心是否重合）．

點評 本題考查較為綜合，涉及氧化還原反應(yīng)的計算、元素周期率等知識，為高頻考點，把握反應(yīng)中元素的化合價變化及電子守恒、原子守恒為解答的關(guān)鍵，側(cè)重分析與計算能力的綜合考查，題目難度不大．