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+Cl2(g)===PCl3(g),△H＝-306kJ?mol-1. (2)PCl5(g)===PCl3(g)+Cl2(g),△H＝+93kJ?mol-1.25%,大于. (3)兩步反應均為放熱反應.降低溫度有利于提高產率.防止產物分解. (4)-399kJ?mol-1, 【查看更多】

下列粒子半徑大小之比大于1的是（）

A.K⁺/K B.Ca/Mg C.P/S D.Cl/Cl^-

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已知：P₄(s、白磷)+5O₂(g) == P₄O₁₀(s)；△H=-2983.2kJ·mol^-1；P(s、紅磷)+ 5/4O₂(g) == 1/4P₄O₁₀(s)；△H=-738.5kJ·mol^-1那么，1 mol白磷轉變成相應物質量的紅磷時，應是：
A．放出29.2kJ熱量； B．吸收29.2kJ熱量；

C．放出2244.7kJ熱量； D．吸收2244.7kJ熱量。

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1932年美國化學家鮑林首先提出電負性的概念．電負性（用X表示）也是元素的一種重要性質，下表給出的是原子序數小于20的16種元素的電負性數值：

元素	H	Li	Be	B	C	N	O	F
電負性	2.1	1.0	1.5	2.0	2.5	3.0	3.5	4.0
元素	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	K
電負性	0.9	1.2	1.5	1.7	2.1	2.3	3.0	0.8

請仔細分析，回答下列有關問題；
（1）預測周期表中電負性最大的元素應為

F

；估計鈣元素的電負性的取值范圍：

0.8

＜X＜

1

．
（2）根據表中的所給數據分析，同主族內的不同元素X的值變化

自上而下電負性降低，

；簡述元素電負性X的大小與元素金屬性、非金屬性之間的關系

非金屬性越強電負性越大，金屬性越強電負性越小

．
（3）經驗規律告訴我們：當形成化學鍵的兩原子相應元素的電負性差值大于1.7時，所形成的一般為離子鍵；當小于1.7時，一般為共價鍵．試推斷AlBr3中形成的化學鍵的類型為

共價鍵

，其理由是

AlCl₃中兩電負性之差為1.5，Br元素的電負性小于Cl元素電負性，AlBr₃中兩電負性之差小于1.5

．

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元素周期表與元素周期律在學習、研究和生產實踐中有很重要的作用．下表是元素周期表的一部分，請依據該表回答問題．

族周期	IA							0
1	H	IIA	IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA	He
2	Li	Be	B	C	N	O	F	Ne
3	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar

（1）第三周期IA族元素的原子結構示意圖是

，該元素與同周期VIIA族元素組成的化合物類型是

離子化合物

；
（2）第三周期元素的最高價氧化物對應水化物中，酸性最強的是

HClO₄

（填化學式，下同）；堿性最強的是

NaOH

；具有兩性的是

Al（OH）₃

，其與氫氧化鈉溶液反應的化學方程式為

A1（OH）₃+NaOH=NaA1O₂+2H₂O

；
（3）有人認為形成化合物最多的不是IVA的碳元素，而是另一種短周期元素，請你根據已學化學知識判斷這一元素是

H

（填元素符號）；
（4）由H、N、O三種元素組成的離子化合物X，在210℃時可分解生成N元素的一種氣態氧化物Y和水．已知 40g X完全分解可生成11.2L（標準狀況）Y，則Y的化學式為

N₂O

．

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美國化學家鮑林（L．Pauling）首先提出了電負性的概念．電負性也是元素的一種重要性質，電負性越大，其原子吸引電子的能力越強，在所形成的分子中成為帶負電荷的一方．下表給出的是原子序數小于20的16種元素的電負性數值：

元素	H	Li	Be	B	C	N	O	F
電負性	2.1	1.0	1.5	2.0	2.5	3.0	3.5	4.0

元素	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	K
電負性	0.9	1.2	1.5	1.8	2.1	2.5	3.0	0.8

請仔細分析，試回答下列問題：
（1）同主族的不同元素的電負性變化的規律是：

同周期中不同元素的電負性變化的規律是：

（2）預測周期表中，電負性最小的元素位于第

周期

族（放射性元素除外）．

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