1、高考化学 原子结构与元素周期表 培优 易错 难题练习 ( 含答案 ) 含详细答案一、原子结构与元素周期表练习题（含详细答案解析）1 同一周期(短周期 )各元素形成单质的沸点变化如下图所示(按原子序数连续递增顺序排列)。该周期部分元素氟化物的熔点见下表。氟化物AFBF2DF4熔点 /K12661534183(1)A 原子核外共有 _种不同运动状态的电子、_种不同能级的电子；(2)元素 C 的最高价氧化物对应水化物的电离方程式为_ ；(3)解释上表中氟化物熔点差异的原因：_；(4)在 E、G、 H 三种元素形成的氢化物中，热稳定性最大的是_（填化学式）。 A、B、 C 三种原子形成的简单离子的半径
2、由大到小的顺序为_（填离子符号）。【答案】 11 4AlO2 - + 2Al(OH)3Al3+-2+H +H O+3OHNaF与 MgF 为离子晶体，离子之间以离子键结合，离子键是强烈的作用力，所以熔点高；Mg 2+的半径比 Na+的半径小，离子电荷比 Na+多，故 MgF24的熔点比 NaF 高； SiF 为分子晶体，分子之间以微弱的分子间作用力结合，故SiF4 的熔点低 HCl+2+3+NaMgAl【解析】【分析】图中曲线表示 8种元素的原子序数(按递增顺序连续排列)和单质沸点的关系， H、 I 的沸点低于 0，根据气体的沸点都低于0，可推断 H、I 为气体，气体元素单质为非气体，故为第三
3、周期元素，则A 为 Na， B 为Mg ， C 为Al，D 为Si， E为P、 G 为S， H 为Cl， I 为Ar。(1)原子中没有运动状态相同的电子，由几个电子就具有几种运动状态；根据核外电子排布式判断占有的能级；(2)氢氧化铝为两性氢氧化物，有酸式电离与碱式电离；(3)根据晶体类型不同，以及同种晶体类型影响微粒之间作用力的因素解答；(4)同周期自左而右非金属性增强，非金属性越强氢化物越稳定；电子层结构相同核电荷数越大离子半径越小，据此解答。【详解】由上述分析可知：A 为Na， B 为Mg， C 为Al， D 为Si， E 为 P、 G 为S， H 为Cl， I 为Ar。(1)A 为 Na
4、 元素，原子核外电子数为 11，故共有 11 种不同运动状态的电子，原子核外电子排布式为 1s22s22p63s1，可见有 4 种不同能级的电子；(2)Al(OH)3 为两性氢氧化物，在溶液中存在酸式电离和碱式电离两种形式的电离作用，电离方程式为： AlO2-+H+H2OAl(OH)3Al3+3OH-；(3)NaF 与 MgF2 为离子晶体，阳离子与阴离子之间以强烈的离子键结合，断裂化学键需消耗较高的能量，因此它们的熔沸点较高；由于Mg 2+的半径比Na+的半径小，带有的电荷比Na+多，所以MgF2 的熔点比 NaF 高；而 SiF4 为分子晶体，分子之间以微弱的分子间作用力结合，破坏分子间作
5、用力消耗的能量较少，故SiF4 的熔点低；(4)同一周期元素从左到右元素的非金属性逐渐增强，元素的非金属性：ClSP。元素的非金属性越强，其相应的简单氢化物就越稳定，故HCl 最稳定性， Na+、 Mg 2+、 Al3+核外电子排布都是 2 、8，电子层结构相同，对于电子层结构相同的离子来说，离子的核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径Na+Mg2+Al3+。【点睛】本题考查核外电子排布规律、晶体结构与性质的关系、元素周期律等的应用，根据图象信息判断出元素是解题关键，突破口为二、三周期含有气体单质数目。2 我国科学家受中医启发，发现As2O3（俗称砒霜）对白血病有疗效。氮、磷、砷（As）是 V
6、A 族、第二至第四周期的元素，这些元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。完成下列填空：（1） As 原子最外层电子的轨道表示式为_；砷蒸气的分子式：As4，其分子结构与白磷（ P4）相似，也是正四面体，则As4 中砷砷键的键角是 _ 。（2） P 的非金属性比 As 强，从原子结构的角度解释其原因_；如图是元素周期表的一部分，请推测砷的单质或其化合物可能具有的性质_（写出两条即可）（3） NH4NO3 可做化肥，但易爆，300发生爆炸： 2NH4 NO32N 2+O2+4H2O。每生成2molN 2 ，反应中转移的电子为 _mol ，氧化产物与还原产物的质量之比为 _。（4）发电厂常用氨气
7、吸收烟气中的CO2CO2不断通入pH 11的氨水中时会产。常温下，当=-生微量的新离子：NH2COO 。-（i ）写出 NH2COO 的电子式 _ 。（ ii ）计算原氨水中 c（NH4+）=_mol / L。【答案】60oP原子核外有三个电子层，As 原子核外有四个电子层， P 的原子半径 As， P 吸引电子的能力更强，所以P 的非金属性更强砷是半导体，砷的氧化物是两性氧化物、砷的最高价氧化物对应水化物是两性氢氧化物等1015: 7- 3- 11- 3）10 - 10（或 10【解析】【分析】【详解】( 1) As 的最外层有5 个电子， As 原子最外层电子的轨道表示式为； As4 分子
8、结构与白磷( P4) 相似，也是正四面体，键角为60o；( 2) 由于为 P 原子核外有三个电子层，As 原子核外有四个电子层，P 的原子半径小于As，P吸引电子的能力更强，所以P 的非金属性更强；由位置可知，砷是半导体，则砷的氧化物是两性氧化物、砷的最高价氧化物对应水化物是两性氢氧化物；( 3) 该反应 2NH4NO3 2N2+O2+4H2O 中 N 元素化合价由 - 3 价、 +5 价变为 0 价， O 元素的化合价由 - 2 价升高为 0，则氮气既是氧化产物也是还原产物，氧气为氧化产物，转移电子个数为 10，则每生成 2molN 2，反应中转移的电子为 10mol ，氧化产物与还原产物的
9、质量之比为 ( 32+28): 28=15: 7。( 4) NH2COO- 的电子式为； pH=11 的氨水中， c（ H+）=10- 11mol/ L， c（ OH- ）=10- 3mol/ L，由电荷守恒可知，+c H+)=c（OH-），解得c NH+10- 310- 11molL10- 3c NH4)+ (4)=(-)/或 =molL(/。3 下表为元素周期表的一部分，请参照元素在表中的位置，回答下列问题。（1）第三周期元素中非金属性最强的元素的原子结构示意图是（2）最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是（3）下列可以判断和金属性强弱的是_( 填序号 ) 。_。_( 填化学式) 。
10、a单质的熔点：b化合价：c单质与水反应的剧烈程度：d最高价氧化物对应水化物的碱性：（4）为验证第A 族部分元素非金属性的递变规律，设计如图装置进行实验，请回答：仪器 A 的名称是 _，A 中发生反应的离子方程式是 _。棉花中浸有NaOH溶液的作用是_( 用离子方程式表示 ) 。验证溴与碘的非金属性强弱：通入少量的单质，充分反应后，将A 中液体滴入试管内，取下试管，充分振荡、静置，可观察到_。该实验必须控制单质的加入量，否则得不出溴的非金属性比碘强的结论。理由是_。第 A 族元素非金属性随元素核电荷数的增加而逐渐减弱的原因：同主族元素从上到下原子半径逐渐 _( 填“增大”或“减小” ) ，得电子
11、能力逐渐减弱。【答案】HNO3 H2CO3 H2SiO3cd 分液漏斗-2BrCl2 =Br2 2ClCl2 2OH-氯气能够氧化溴离子和碘离子，氯气必=H2O Cl ClO 溶液分层，下层液体为紫红色须少量，否则干扰检验结果增大【解析】【分析】由元素在周期表的位置可知，元素分别为H、 C、 N、 O、 Na、 Al、 Si、 S、 Cl，结合元素周期律和物质的性质分析解答。【详解】(1) 第三周期元素中非金属性最强的元素是Cl；，其原子结构示意图是( 2) 元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是HNO3 H2CO3 H2SiO3
12、；( 3) a根据单质的熔点不能判断金属性强弱，故a 错误；b化合价高低不能作为比较金属性的依据，故b 错误；c Na 与水反应比 Al 剧烈，说明金属性： Na Al，可以比较，故c 正确；d元素的金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，可以比较，故d 正确；答案选 cd；( 4) A 为分液漏斗， A 中发生氯气与 NaBr 的氧化还原反应，离子方程式为2Br Cl2Br2=2Cl ；NaOH溶液用于吸收氯气，离子方程为Cl2H2ClO； 2OH=O Cl溴与 KI 反应生成碘单质，碘单质易溶于四氯化碳。将A 中液体滴入试管内，充分振荡、静置，可观察到溶液分层，下层呈紫色；若通入过量
13、氯气，剩余的氯气能够进入试管先于Br2 氧化碘离子，干扰溴与碘离子的反应，所以氯气必须少量，否则干扰检验结果；同主族元素从上到下，原子核外电子层数增加，原子半径增大，故得到电子能力减弱。【点睛】比较金属性的强弱，是看金属与水或与酸反应的剧烈程度，最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，比较非金属性强弱，可以依照单质的氧化性的强弱。4 据中国质量报报道，我国首次将星载铷(Rb)钟应用于海洋二号卫星，已知Rb 的原子序数为 37。回答下列有关铷的问题：(1) Rb 的原子结构示意图中共有 _个电子层，最外层电子数为 _。(2) Rb 在元素周期表中的位置是 _。(3)取少量铷单质加入水中，可观察到其剧烈
14、反应，放出气体_( 写化学式 ) ，在反应后的溶液中滴加紫色石蕊试液，溶液显_色，因为_( 用离子方程式表示 ) 。(4) Rb 的还原性比 K 的还原性 _（填 “弱 ”或“强 ”）。【答案】 51第五周期 A 族H2蓝2Rb+2H2O=2Rb+2OH-+H2强【解析】【分析】根据元素周期律，结合原子核外电子排布规律确定Rb 元素在周期表的位置，利用元素周期律分析、解答。【详解】(1)Rb 是 37 号元素，根据原子核外电子排布规律，可知Rb 核外电子排布为 2、 8、 18、8、1，所以 Rb 的原子结构示意图中共有5 个电子层，最外层电子数为1 个；(2)Rb 核外电子排布是 2、 8、
15、 18、8 、1，根据原子核外电子层结构与元素在周期表的位置关系可知 Rb 在元素周期表中的位置是第五周期第IA 族；(3)Na 是活泼金属，与水发生反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2 ， Rb 与 Na 是同一主族的元素，由于元素的金属性 RbNa，所以 Rb 与水反应比钠更剧烈反应放出H2； RbOH 是一元强碱，水溶液显碱性，在反应后的溶液中滴加紫色石蕊试液，溶液显蓝色，该反应的离子方程式为： 2Rb+2H2O=2Rb+2OH-+ H2；(4)同一主族的元素，由于从上到下，原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱，Rb 在 K
16、元素下一周期，所以Rb的还原性比K 的还原性强。【点睛】本题考查了原子核外电子排布与元素在周期表的位置及元素性质的关系，掌握原子核外电子层数等于元素在周期表的周期序数，原子核外最外层电子数等于元素的族序数。利用同一主族的元素由上到下元素的金属性逐渐增强分析判断。5 元素周期表前四周期的元素ab c dea的核外电子总数与、 、 、 ，原子序数依次增大。其周期数相同， b 的价电子层中未成对电子有3 个， c 的最外层电子数为其内层电子数的3倍， d 与 c 同族， e 的最外层只有1 个电子，但次外层有18 个电子。回答下列问题：(1)b、 c、 d 中第一电离能最大的是_(填元素符号 )，
17、e 的价层电子轨道表示式为_。(2)a 和其他元素形成的二元共价化合物中，三角锥形分子的中心原子的杂化方式为_。(3)这些元素形成的含氧酸中，HNO2、 H2SO3 的中心原子价层电子对数之和为_， H2SO3和 H2SO4 酸根的空间构型分别为_、 _。(4)e 单质晶体结构如图1，此晶胞模型名称为_， e 原子半径为 r cm， e 的相对原子质量3-1（用 r、 表示）。为 M ，晶胞密度为 g/cm，则阿伏加德罗常数为_mol(5)这 5 种元素形成的一种 1 1 型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结构 (如图 2 所示 )。该化合物中，阴离子为_，阳离子中存
18、在的化学键类型有_；该化合物加热时首先失去的组分是 _（填 “H23O”或“ NH”），判断理由是 _。【答案】 Nsp3 7 三角锥形正四面体面心立方晶胞2MSO42-共价键和配位键H2O H2O 与 Cu2+的配位键键长较长而比较弱8 r 3【解析】【分析】元素周期表前四周期的元素a、 b、 c、 d、e ，原子序数依次增大，a 的核外电子总数与其周期数相同，则a 为 H 元素； c 的最外层电子数为其内层电子数的3 倍，最外层电子数不超过 8 个，则 c 核外电子排布为2、 6，因此 c 是 O 元素； b 的价电子层中的未成对电子有3 个，且原子序数小于c，则 b 核外电子排布式是1s
19、22s22p3， b 原子序数为 7，所以 b 是 N元素； e 的最外层只有1 个电子，但次外层有 18个电子，则 e 原子核外电子数为2+8+18+1=29， e 为 Cu 元素； d 与 c 同族，且原子序数小于e ，所以 d 为 S 元素。(1)同一周期元素，元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第IIA 族和第 VA 族元素第一电离能大于其相邻主族元素，同一主族元素中，元素第一电离能随着原子序数增大而减小； e 的价层电子为3d、 4s 电子；(2)a 和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子为NH3，根据价层电子对互斥理论确定该分子的中心原子的杂化方式；(3
20、)根据价层电子对理论分析这些元素形成的含氧酸中的中心原子的价层电子对数之和，根据原子的价层电子对数确定H2SO3 和 H2SO4 酸根的空间构型；(4)根据晶胞结构判断晶胞晶体类型；根据晶胞的基本结构可知其中含有的Cu 原子数，利m用密度 = 计算阿伏伽德罗常数；V(5)这 5 种元素形成的一种1： 1 型离子化合物中，阴离子呈四面体结构，说明该阴离子价层电子对个数是4 且不含孤电子对；阳离子呈轴向狭长的八面体结构，根据图知：其阳离子中铜离子配位数是6，在八面体上下顶点上的分子中含有两个共价键且含有两个孤电子对，为水分子，有两个H2O 分子；正方形平面上四个顶点上的分子中含有3 个共价键且含有
21、一个孤电子对，该分子为NH3 分子，共有4 个 NH3 分子。【详解】根据上述分析可知：a 为 H 元素； b 是 N 元素； c 是 O 元素； d 为 S 元素； e 为 Cu 元素。(1)b 是 N， c 是 O， d 为 S。由于同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第IIA 族和第 VA 族元素第一电离能大于其相邻元素；同一主族元素的第一电离能随着原子序数增大而减小，所以b、c、 d 三种元素第一电离能最大的是N 元素； e 是 Cu 元素，其价层电子为 3d、 4s电子，则其价层电子排布图为；(2)a 是 H 元素， H 和其他元素形成的二元共价化合物中，物质分子
22、呈三角锥形的为NH3，该分子的中心N 原子形成3 个共价健 N-H，同时 N 原子上还含有一个孤电子对，价层电子对数为4，所以 N 原子的杂化方式为sp3 杂化；(3)这些形成的含氧酸中， HNO2 的分子的中心N 原子的价层电子对数为512=3，2+2H2SO3 的中心 S 原子的价层电子对数为64=4，所以 HNO2、H2 SO3 的中心原子价层电3+2子对数之和为3+4=7；亚硫酸 H2SO3的酸根 SO32-中的 S 原子价层电子对数为：6232243+2=4，且含有一对孤电子对，所以其空间构型为三角锥形；硫酸H SO 的酸根42- 中的 S 原子价层电子对数为：4+ 6 242SO2
23、=4，中心原子 S 上无孤对电子，所以其空间构型为正四面体形；(4)根据 Cu 晶胞结构可知 :Cu 晶胞模型类型为立方面心结构；在一个Cu 晶胞中含有的 Cu 原114M?g / mol4M子个数为： 8 +6 =4，Cu 的相对原子质量为M ，则晶胞质量 m=N A / molN A82g，假设晶胞边长为L，Cu 原子半径为 r cm ，则2 L=4r cm，所以 L=22 r cm ，晶胞体积为 V= L3 =32r3 cm3， 则晶胞密度 =m4M g22r?cm=16N A4M，所V16 2r 3cm3162N A r 3以 NA=2M/mol ；38r(5)根据已知条件可知五种元素
24、形成的1： 1 型离子化合物的阴离子呈四面体结构，说明该阴离子价层电子对个数是4，且不含孤电子对，则该离子为SO42-；阳离子呈轴向狭长的八面体结构，根据图知，其阳离子中的中心离子Cu2+配位数是 6，配位体是H2O、 NH3，其中H2O 有 2 个， NH3 有 4 个， H2O、 NH3 与 Cu2+之间通过配位键结合，H2O 中存在 H-O 共价键， NH3 中存在 H-N 共价键，故阳离子中含有配位键和共价键；元素的非金属性ON，且原子半径 OHNO3H3PO42222- -+Be(OH) +2NaOH=Na BeO +2H OClFNa【解析】【分析】由元素在周期表中位置，可知是H，
25、是 Be，是 N，是 O，是 F，是 Na，是Al，是 P，是 S，是 Cl。(1)和两种元素原子按1 ：1 组成的常见化合物为过氧化氢；(2)和形成化合物为硫化钠，为离子化合物；(3)非金属性越强，对应最高价氧化物对应水化物的酸性越强；(4)的氢氧化物与的氢氧化物反应，生成偏铍酸钠、水；(5)离子核外电子层越多，离子半径越大；具有相同电子排布的离子，原子序数大的离子半径小。【详解】由元素在周期表中位置，可知是H，是 Be，是 N，是 O，是 F，是 Na，是Al，是 P，是 S，是 Cl。(1)和两种元素原子按1 ：1组成的常见化合物为过氧化氢，分子式是H2O2，在该分子中 2 个 O 原子
26、形成一个共价键，每个O 原子分别与 H 原子形成 1 个共价键，因此 H2O2 的电子式为；(2)和形成化合物为硫化钠，Na2S 为离子化合物，Na+与 S2-之间通过离子键结合，用电子式表示 Na2 S 形成化合物的过程为：；(3)元素的非金属性越强，其对应最高价氧化物对应水化物的酸性越强，、的最高价氧化物对应水化物分别是HNO3、 H3PO4、 HClO4 ，三种酸的酸性由强到弱的顺序为HClO4HNO3H3PO4 ；(4)的氢氧化物 Be(OH)2 是两性氢氧化物，可以与的氢氧化物NaOH 反应，生成偏铍酸钠和水，反应方程式为Be(OH)2 +2NaOH=Na2BeO2+2H2 O；(5
27、)离子核外电子层数越大，离子半径越大；对于电子层结构相同的离子来说，离子核外电子层数越多，离子半径越大；具有相同电子排布的离子，原子序数大的离子半径小。所以、三种元素的离子F-、 Na+、 Cl-的离子半径由大到小的顺序为Cl-F-Na+。【点睛】本题考查了元素及化合物的推断及元素周期律的应用。掌握元素的位置、结构与性质的关系、元素化合物知识为解答的关键。注重原子结构与元素化合物知识相结合的训练，侧重考查学生的分析与应用能力。7 下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题：（ 1）写出下列元素符号： _， _， _， ? _。（ 2）在这些元素中，最活泼的金属元素是 _，最活泼的非金属元素是
28、_，最不活泼的元素是 _。（ 3）在这些元素的最高价氧化物对应水化物中，酸性最强的是_，碱性最强的是_，呈两性的氢氧化物是 _ ，写出三者之间相互反应的化学方程式_。（4）在这些元素中，原子半径最小的是_，原子半径最大的是 _。（5）在与中，化学性质较活泼的是_，怎样用化学实验证明？答：_。在与 ? 中，化学性质较活泼的是_，怎样用化学实验证明？答： _。【答案】 N SiSCa K FArHClOKOHAl(OH)3Al(OH)3+3HClO4=Al(ClO4)3+3H2O、4Al(OH) +KOH=KAlO +2H O、 KOH+HClO=KClO+H OF KNa 与 H O 反应： N
29、a 与水剧烈反3224422应， Mg 与水不反应Cl 将 Cl2 通入到 NaBr 溶液中，溶液由无色变为橙色，说明Cl 的化学性质比 Br 的活泼【解析】【详解】（ 1）根据元素周期表的结构可知：、 ? 分别在第二周期 VA、第三周期 IVA、第三周期 VIA 和第四周期 IIA，则、 ? 分别为 N、 Si、 S、 Ca；（ 2）根据元素周期表性质的递变规律，最活泼的金属应在第IA，最活泼的非金属应在第VIIAI A元素NaKK最活泼；在VIIA 族元素，惰性气体最不活泼，则在（）和（）中F（）、 Cl（）和 Br（?）中， F 最活泼；最不活泼的是即Ar；（3）元素的最高价氧化物对应水
30、化物中，酸性最强的必是非金属性增强的，根据同周期、同主族元素非金属性的递变规律可知，元素非金属性最强的是即F，但 F 无最高正价；因为我们知道， HClO4已知的最高价含氧酸中酸性最强的，即酸性最强的是4HClO ；元素的最高价氧化物对应水化物中，碱性最强的必是非金属性增强的，根据同周期、同主族元素金属性的递变规律可知，元素金属性最强的是即K，则碱性最强的必是KOH；在表中所列元素的最高价氧化物对应水化物中，只有Al(OH)3 具有两性；三者之间相互反应的化学方程式分别为 Al(OH)344 32O、+3HClO =Al(ClO ) +3HAl(OH)3+KOH=KAlO2 +2H2 O、 K
31、OH+HClO4=KClO4+H2O；（ 4）同周期元素从左至右原子半径依次减小，同主族元素从上而下原子半径依次增大，故在这些元素中，原子半径最小的是F，原子半径最大的是 K；（5）和分别是Na 和Mg ，根据同主族元素金属性的递变规律可知，金属性Na Mg，根据判断金属性强弱的方法，可依据二者单质分别与水反应的剧烈程度来判断其金属性强弱，即与 H2O 反应： Na 与水剧烈反应，Mg 与水不反应；和?分别是 Cl 和 Br，根据同主族元素非金属性的递变规律可知，非金属性Cl Br，根据判断非金属性强弱的方法，可依据二者气态氢化物的稳定性、单质之间的置换反应等来判断其非金属性强弱，即将入到 N
32、aBr 溶液中，溶液由无色变为橙色，说明Cl 的化学性质比Br 的活泼。【点睛】Cl2 通本题综合性较强，涵盖了元素周期表、元素性质的递变规律、元素金属性及非金属性强弱的判断方法等，要求用多方面的知识解决问题，能很好滴训练综合运用知识解决问题的能力，根据元素最高价氧化物对应水化物的递变规律或元素的金属性、非金属性的递变规律思考。8A、 B 均为钾盐的水溶液， A 呈中性， B 有氧化性， E 的溶质中有一种含 +5 价元素的含氧酸盐 M。现有下图所示转化：请回答：（ 1） C 的化学式为 _，检验气体 F 常用的试纸是 _（ 2）写出物质 M 在生活中的常见用途 _（ 3）写出 FH的化学方程
33、式： _【答案】 AgI（湿润的）淀粉碘化钾试纸给食盐中加碘、给人体补充碘元素、预防甲状腺肿大等Cl2+2KOH=KCl+KClO+HO【解析】【分析】A 为钾盐且遇到硝酸酸化的AgNO3 得到黄色沉淀，说明A 为 KI； D 在 CCl4 中呈紫色，说明D 为 I2; 将 B 逐滴加入KI 溶液中即可将I 氧化为 I2，说明该钾盐具有强氧化性，F(黄绿色气体)为 Cl2，与 KOH溶液反应会生成 KCl和 KClO，而 KClO具有氧化性，又H 中含 B，故 H 中B 为 KClO，上述流程中，得到的碘溶液，继续滴加KClO会继续发生氧化还原反应，KClO继续将 I2 氧化为 IO3 ，溶液变为无色，结合已知信息，E 的溶质中有一种含+5 价元素的含氧酸盐 M，则 M 为 KIO3；氯气可氧化氯化亚铁为氯化铁，故K 为 FeCl3，据此分析作答。【详解】根据上述分析可知，（1） C 为黄色沉淀，其化学式为AgI， F 为氯气，检验气体氯气常用的试纸是（湿润的）淀粉 碘化钾试纸，故答案为：AgI；（湿润的）淀粉 碘化钾试纸；（ 2）根据上述分析知， M 为 KIO3，在生活中的常见用
