高考化学原子结构与元素周期表经典压轴题附答案解析.docx
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高考化学原子结构与元素周期表经典压轴题附答案解析
高考化学原子结构与元素周期表-经典压轴题附答案解析
一、原子结构与元素周期表练习题(含详细答案解析)
1.锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。
回答下列问题:
(1)Zn原子核外电子排布式为__________洪特规则内容_____________
泡利不相容原理内容______________________
(2)黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。
第一电离能I1(Zn)__________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。
原因是__________
(3)ZnF2具有较高的熔点(872℃),其化学键类型是__________;ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂,原因是__________
(4)金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示,这种堆积方式称为__________,配位数为____六棱柱底边边长为acm,高为ccm,阿伏加德罗常数的值为NA,Zn的密度为__________g·cm-3(列出计算式)。
【答案】1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时,电子尽可能分占不同的原子轨道,且自旋状态相同,这样整个原子的能量最低每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子大于Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子离子键ZnF2为离子化合物,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小六方最密堆积(A3型)12
【解析】
【分析】
【详解】
(1)Zn原子核外有30个电子,分别分布在1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s能级上,其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2,洪特规则是指原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时,电子尽可能分占不同的原子轨道,且自旋状态相同,这样整个原子的能量最低,而泡利原理是指每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子,故答案为:
1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2;原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时,电子尽可能分占不同的原子轨道,且自旋状态相同,这样整个原子的能量最低;每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子;
(2)轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定,失去电子需要的能量较大,Zn原子轨道中电子处于全满状态,Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态,所以Cu较Zn易失电子,则第一电离能Cu<Zn,故答案为:
大于;Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子;
(3)离子晶体熔沸点较高,熔沸点较高ZnF2,为离子晶体,离子晶体中含有离子键;根据相似相溶原理知,极性分子的溶质易溶于极性分子的溶剂,ZnF2属于离子化合物而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2为共价化合物,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2分子极性较小,乙醇、乙醚等有机溶剂属于分子晶体极性较小,所以互溶,故答案为:
离子键;ZnF2为离子化合物,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主,极性较小;
(4)金属锌的这种堆积方式称为六方最密堆积,Zn原子的配位数为12,该晶胞中Zn原子个数=12×
+2×
+3=6,六棱柱底边边长为acm,高为ccm,六棱柱体积=[(6×
)×3×c]cm3,晶胞密度=
,故答案为:
六方最密堆积(A3型);12;
。
【点睛】
本题考查物质结构和性质,涉及晶胞计算、微粒空间构型判断、原子杂化方式判断、原子核外电子排布等知识点,侧重考查学生分析、判断、计算及空间想像能力,熟练掌握均摊分在晶胞计算中的正确运用、价层电子对个数的计算方法,注意:
该晶胞中顶点上的原子被6个晶胞共用而不是8个,为易错点。
2.硅是构成矿物和岩石的主要成分,单质硅及其化合物具有广泛的用途。
完成下列填空:
I.某些硅酸盐具有筛选分子的功能,一种硅酸盐的组成为:
M2O·R2O3·2SiO2·nH2O,已知元素M、R均位于元素周期表的第3周期。
两元素原子的质子数之和为24。
(1)该硅酸盐中同周期元素原子半径由大到小的顺序为________________;
(2)写出M原子核外能量最高的电子的电子排布式:
__________________;
(3)常温下,不能与R单质发生反应的是___________(选填序号);
a.CuCl2溶液b.Fe2O3c.浓硫酸d.Na2CO3溶液
(4)写出M、R两种元素的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式:
____________________________________________。
II.氮化硅(Si3N4)陶瓷材料硬度大、熔点高。
可由下列反应制得:
SiO2+C+N2
Si3N4+CO
(5)Si3N4晶体中只有极性共价键,则氮原子的化合价为______,被还原的元素为______________。
(6)C3N4的结构与Si3N4相似。
请比较二者熔点高低。
并说明理由:
_____________________。
(7)配平上述反应的化学方程式,并标出电子转移的数目和方向。
_________________
(8)如果上述反应在10L的密闭容器中进行,一段时间后测得气体密度增加了2.8g/L,则制得的Si3N4质量为_____________。
【答案】Na>Al>Si3s1bd
-3N2中氮元素两者均为原子晶体,碳原子半径小于硅原子半径,因此C3N4中碳原子与氮原子形成的共价键键长较Si3N4中硅原子与氮原子形成的共价键键长小,键能较大,熔点较高
35g
【解析】
【分析】
【详解】
I.
(1)化合物的化合价代数和为0,因此M呈+1价,R呈+3价,M、R均位于元素周期表的第3周期,两元素原子的质子数之和为24,则M为Na,R为Al,该硅酸盐中Na、Al、Si为同周期元素,元素序数越大,其半径越小,因此半径大小关系为:
Na>Al>Si;
(2)M原子核外能量最高的电子位于第三能层,第三能层上只有1个电子,其电子排布式为:
3s1;
(3)常温下,Al与CuCl2溶液反应能将铜置换出来;Al与Fe2O3在高温反应;Al与浓硫酸发生钝化;Al与Na2CO3溶液在常温下不发生反应;
故答案为:
bd;
(4)Na、Al两种元素的最高价氧化物对应的水化物分别为:
NaOH、Al(OH)3,二者反应的离子方程式为:
;
II.(5)非金属性N>Si,因此Si3N4中N元素化合价为-3价;该反应中N元素化合价从0价降低至-3价,N元素被还原;
(6)Si3N4陶瓷材料硬度大、熔点高,晶体中只有极性共价键,说明Si3N4为原子晶体,C3N4的结构与Si3N4相似,说明C3N4为原子晶体,两者均为原子晶体,碳原子半径小于硅原子半径,因此C3N4中碳原子与氮原子形成的共价键键长较Si3N4中硅原子与氮原子形成的共价键键长小,键能较大,熔点较高;
(7)该反应中Si元素化合价不变,N元素化合价从0价降低至-3价,C元素化合价从0价升高至+2价,根据得失电子关系以及原子守恒配平方程式以及单线桥为:
;
(8)气体密度增加了2.8g/L,说明气体质量增加了2.8g/L×10L=28g,
因此生成的Si3N4质量为
=35g。
3.著名化学家徐光宪在稀土化学等领域取得了卓越成就,被誉为“稀土界的袁隆平”。
稀土元素包括钪、钇和镧系元素。
请回答下列问题:
(1)写出基态二价钪离子(Sc2+)的核外电子排布式____,其中电子占据的轨道数为____。
(2)在用重量法测定镧系元素和使镧系元素分离时,总是使之先转换成草酸盐,然后经过灼烧而得其氧化物,如2LnCl3+3H2C2O4+nH2O=Ln2(C2O4)3∙nH2O+6HCl。
①H2C2O4中碳原子的杂化轨道类型为____;1molH2C2O4分子中含σ键和π键的数目之比为___。
②H2O的VSEPR模型为___;写出与H2O互为等电子体的一种阴离子的化学式_______。
③HCI和H2O可以形成相对稳定的水合氢离子盐晶体,如HCl∙2H2O,HCl∙2H2O中含有H5O2+,结构为
,在该离子中,存在的作用力有___________
a.配位键b.极性键c.非极性键d.离子键e.金属键f氢键g.范德华力h.π键i.σ键
(3)表中列出了核电荷数为21~25的元素的最高正化合价:
元素名称
钪
钛
钒
铬
锰
元素符号
Sc
Ti
V
Cr
Mn
核电荷数
21
22
23
24
25
最高正价
+3
+4
+5
+6
+7
对比上述五种元素原子的核外电子排布与元素的最高正化合价,你发现的规律是___________
(4)PrO2(二氧化镨)的晶胞结构与CaF2相似,晶胞中Pr(镨)原子位于面心和顶点。
假设相距最近的Pr原子与O原子之间的距离为apm,则该晶体的密度为_____g∙cm-3(用NA表示阿伏加德罗常数的值,不必计算出结果)。
【答案】1s22s22p63s23p63d110sp2杂化7:
2四面体形NH2-abfi五种元素的最高正化合价数值等于各元素基态原子的最高能层s电子和次高能层d电子数目之和
【解析】
【分析】
(1)Sc(钪)为21号元素,1s22s22p63s23p63d14s2,据此写出基态Sc2+核外电子排布式;s、p、d能级分别含有1、3、5个轨道,基态Sc2+的核外电子3d轨道只占了一个轨道,据此计算Sc2+占据的轨道数;
(2)①根据杂化轨道理论进行分析;根据共价键的类型结合该分子的结构进行分析计算;
②根据价层电子对互斥理论分析H2O的分子空间构型;等电子体是原子数相同,电子数也相同的物质,据此写出与之为等电子体的阴离子;
③HCl∙2H2O中含有H5O2+,结构为
,据此分析该粒子存在的作用力;
(3)根据表中数据,分别写出Sc、Ti、V、Cr、Mn的外围电子排布式为:
3d14s2、3d24s2、3d34s2、3d54s1、3d54s2,则有五种元素的最高正化合价数值等于各元素基态原子的最高能层s电子和次高能层d电子数目之和;
(4)根据均摊法进行计算该晶胞中所含粒子的数目,根据密度=
进行计算。
【详解】
(1)Sc(钪)为21号元素,基态Sc2+失去两个电子,其核外电子排布式为:
1s22s22p63s23p63d1,s、p、d能级分别含有1、3、5个轨道,但基态Sc2+的核外电子3d轨道只占了一个轨道,故共占据1×3+3×2+1=10个,故答案为:
1s22s22p63s23p63d1;10;
(2)①H2C2O4的结构式为
,含碳氧双键,则碳原子的杂化轨道类型为sp2杂化,分子中含有7个σ键、2个π键,所以σ键和π键数目之比为:
7:
2,故答案为:
sp2杂化;7:
2;
②H2O中O原子的价层电子对数
,且含有两个2个孤对电子,所以H2O的VSPER模型为四面体形,分子空间构型为V形,等电子体是原子数相同,电子数也相同的物质,因此,与H2O互为等电子体的阴离子可以是NH2-,故答案为:
四面体形;NH2-;
③HCl∙2H2O中含有H5O2+,结构为
,存在的作用力有:
配位键、极性键、氢键和σ键,故答案为:
abfi;
(3)根据表中数据,分别写出Sc、Ti、V、Cr、Mn的外围电子排布式为:
3d14s2、3d24s2、3d34s2、3d54s1、3d54s2,则有五种元素的最高正化合价数值等于各元素基态原子的最高能层s电子和次高能层d电子数目之和,故答案为:
五种元素的最高正化合价数值等于各元素基态原子的最高能层s电子和次高能层d电子数目之和;
(4)由图可知,相距最近的Pr原子和O原子之间的距离为该立方体晶胞的体对角线的
,则该晶胞的晶胞参数
,每个晶胞中占有4个“PrO2”,则该晶胞的质量为
,根据
可得,该晶体的密度为:
,故答案为:
。
【点睛】
本题考查新情景下物质结构与性质的相关知识,意在考查考生对基础知识的掌握情况以及对知识的迁移能力;本题第
(2)小题的第②问中H2O的VSEPR模型容易习惯性写为空间构型V形,解答时一定要仔细审题,注意细节。
4.电气石是一种具有保健作用的天然石材,其中含有的主要元素为B、Si、Al、Mg、Na、O等元素。
(1)上述元素中,原子半径最小的是_________(用元素符号表示),在元素周期表中处于金属和非金属分界线附近的元素是_____________(用元素符号表示);
(2)表示原子结构的化学用语有:
原子结构示意图、核外电子排布式、轨道表示式,从中选择最详尽描述核外电子运动状态的方式,来表示氧元素原子核外电子的运动状态______________;
(3)B与最活泼的非金属元素F形成化合物BF3,检测发现BF3分子中三根B—F键的键长相等,三根键的键角相等,能否仅仅依据此数据此判断BF3分子的极性____________;
(4)SiO2晶体的熔点比BF3晶体________(选填“高”、“低”)。
【答案】OB、Si、Al
非极性高
【解析】
【分析】
(1)同周期自左而右原子半径减小,电子层越多原子半径越大;在元素周期表中处于金属和非金属分界线附近的元素是B、Si、Al;
(2)最详尽描述核外电子运动状态的方式为核外电子轨道排布式,根据核外电子排布规律画出;处于不同能级的电子,能量不同,处于同一能级不同轨道的电子能量相同;
(3)BF3分子中三根B﹣F键的键长相等且键角也相等,为平面正三角形结构,正负电荷重心重合;根据晶体类型判断熔点高低,一般熔点:
原子晶体>离子晶体>分子晶体;
(4)BF3是分子晶体,SiO2是原子晶体。
【详解】
(1)同周期自左而右原子半径减小,电子层越多原子半径越大,故原子半径Na>Mg>Al>Si>B>O,在元素周期表中处于金属和非金属分界线附近的元素是B、Si、Al;
(2)最详尽描述核外电子运动状态的方式为核外电子轨道排布式,氧元素原子核外电子轨道排布式为:
;
(3)BF3分子中三根B﹣F键的键长相等且键角也相等,为平面正三角形结构,正负电荷重心重合,为非极性分子;
(4)BF3是分子晶体,SiO2是原子晶体,故SiO2晶体的熔点比BF3晶体高。
5.下表是元素周期表的一部分,针对表中用字母标出的元素,回答下列问题:
(除特别注明外,其它一律用化学式表示)
(1)由E形成的物质中硬度最大的是___(填名称),属于___(填“晶体类型”)。
(2)最高价氧化物水化物中碱性最强的化合物的电子式是___,该碱溶液与D的最高价氧化物反应的离子方程式___。
(3)常用作光导纤维的是___。
(4)G、H、I形成的气态氢化物稳定性由强到弱的顺序___。
(5)H、J、K的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序___。
(6)I、J、K三种元素形成的离子,离子半径由大到小的顺序是___。
(7)元素I的氢化物的结构式为___;该氢化物常温下和元素K的单质反应的化学方程式为___。
【答案】金刚石原子晶体
2OH-+Al2O3=2AlO2-+H2OSiO2H2O>NH3>PH3HClO4>H2SO4>H3PO4S2->Cl->O2-H—O—HCl2+H2O
HClO+HCl
【解析】
【分析】
根据元素周期表可知,A为氢元素,B为钠元素,C为镁元素,D为铝元素,E为碳元素,F为硅元素,G为氮元素,H为磷元素,I为氧元素,J为硫元素,K为氯元素,L为氩元素。
【详解】
(1)E为碳元素,形成的物质中硬度最大的是金刚石,属于原子晶体,故答案为:
金刚石;原子晶体;
(2)同周期元素从左到右,金属性逐渐减弱,同主族元素,从上到下,金属性逐渐增强,可知钠金属性最强,对应的碱为氢氧化钠,其电子式为
,D为铝元素,其最高价氧化物为氧化铝,氧化铝有两性,与氢氧化钠反应的离子反应方程式为2OH-+Al2O3=2AlO2-+H2O,故答案为:
;2OH-+Al2O3=2AlO2-+H2O;
(3)二氧化硅常用作光导纤维,故答案为:
SiO2;
(4)同周期元素从左到右非金属性逐渐增强,同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,则非金属性O>N>P,非金属性强的元素对应的氢化物越稳定,则稳定性H2O>NH3>PH3,故答案为:
H2O>NH3>PH3;
(5)同周期元素从左到右非金属性逐渐增强,则非金属性Cl>S>P,非金属性强的元素对应的最高价含氧酸的酸性强,则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4,故答案为:
HClO4>H2SO4>H3PO4;
(6)S2-、Cl-均有三个电子层,核外电子排布相同,则核电荷数小的离子半径大,即S2->Cl-,O2-有两个电子层,比S2-、Cl-的离子半径都小,则S2->Cl->O2-,故答案为:
S2->Cl->O2-;
(7)元素I的氢化物为水,结构式为H—O—H,水在常温下和氯气反应的化学方程式为Cl2+H2O
HClO+HCl,故答案为:
H—O—H;Cl2+H2O
HClO+HCl。
6.A、B、C、D、E、F、X、Y、Z九种主族元素的原子序数依次增大,且均不大于20。
B元素的最高价氧化物对应的水化物与其气态氢化物反应生成一种正盐;盐EYC与AY的浓溶液反应,有黄绿色气体产生,此气体同冷烧碱溶液作用,可得到含EYC的溶液;X元素的最外层电子数是其次外层电子数的
倍,D、Y、Z元素的最外层电子数之和为15;E、F、X三种元素对应的最高价氧化物的水化物间两两皆能反应生成盐。
请回答下列问题:
(1)B元素的原子结构示意图是____,X元素在周期表中的位置是第__周期第__族。
(2)这九种元素中,金属性最强的是____,非金属性最强的是____。
(3)EYC中化学键类型:
_____________,其电子式为___________。
(4)A与B、C、D形成的化合物中,共价键的极性由强到弱的顺序是________(用化学式表示),这些化合物的稳定性由强到弱的顺序为__________(用化学式表示)。
(5)D、E、F简单离子半径由大到小的顺序为_________(填离子符号),F和镁条用导线连接插入NaOH溶液中,镁条作______(填“正极”或“负极”)。
【答案】
三VIAK或钾F或氟离子键、共价键(或极性键)
HF>H2O>NH3HF>H2O>NH3F->Na+>Al3+正极
【解析】
【分析】
B元素的最高价氧化物对应的水化物与其气态氢化物反应生成一种正盐,则B为氮元素;盐EYC与AY的浓溶液反应,有黄绿色气体产生,该气体为氯气,氯气同冷烧碱溶液作用,可得到含次氯酸钠溶液,则E为钠元素,Y为氯元素,C为氧元素,A氢元素,因此D是F;X元素的最外层电子数是其次外层电子数的
倍,则X为硫元素;D、Y、Z元素的最外层电子数之和为15,则Z为钾元素;E、F、X三种元素对应的最高价氧化物的水化物间两两皆能反应生成盐,则F为铝元素。
【详解】
(1)B为氮元素,原子结构示意图是
;X为硫元素,在周期表中的位置是第三周期第VIA族,故答案为:
三;VIA;
(2)由分析和元素周期律可知,这九种元素中,金属性最强的是钾元素,非金属性最强的是氟元素,故答案为:
K或钾;F或氟;
(3)次氯酸钠为离子化合物,次氯酸根中有极性共价键,所以次氯酸钠中的化学键为离子键和共价键(或极性键),次氯酸钠的电子式为
,故答案为:
离子键、共价键(或极性键);
;
(4)根据非金属性F>O>N,可知氨气、水、氟化氢中,共价键的极性由强到弱的顺序是HF>H2O>NH3,键能大小关系为HF>H2O>NH3,则稳定性由强到弱的顺序为HF>H2O>NH3,故答案为:
HF>H2O>NH3;HF>H2O>NH3;
(5)氟离子、钠离子、铝离子的核外电子层数相同,则原子序数小的半径大,即离子半径由大到小的顺序为F->Na+>Al3+,铝和镁条用导线连接插入NaOH溶液中,因为镁与氢氧化钠不发生反应,而铝与氢氧化钠能发生氧化还原反应,则镁条作正极,故答案为:
F->Na+>Al3+;正极。
【点睛】
在原电池判断负极时,要注意一般活泼性不同的两个金属电极,活泼的金属电极作负极,但要考虑负极要发生氧化反应,所以在镁、铝、氢氧化钠形成的原电池中,铝作负极,镁作正极。
7.A、B、C、D、E、F、G、H为八种短周期主族元素,原子序数依次增大。
A、F的最外层电子数分别等于各自的电子层数,其中A的单质在常温下为气体。
C与B、H在元素周期表中处于相邻位置,这三种元素原子的最外层电子数之和为17。
D与F同周期。
G的单质常用作半导体材料。
请回答:
(1)C和H分别与A形成的简单化合物沸点较高的是________(填化学式),理由是_____________。
(2)C、E形成的简单离子半径大小:
r(C)______r(E)(填>、<或=)
(3)请写出F最高价氧化物对应的水化物在水溶液中的电离方程式______________。
(4)B与G形成的化合物常用于做耐高温材料,工业可用碳热还原法制取:
将G的氧化物与B的单质在1400℃条件下和足量的碳反应,请写出化学反应方程式_____________。
【答案】H2OH2O分子间存在氢键>H++AlO2-+H2O
Al(OH)3
Al3++3OH-3SiO2+6C+2N2
Si3N4+6CO
【解析】
【分析】
A、B、C、D、E、F、G、H为八种短周期主族元素,原子序数依次增大。
A、F的最外层电子数分别等于各自的电子层数,其中A的单质在常温下为气体,则A为H;G的单质常用作半导体材料,G为Si,结合原子序数可知F为Al;C与B、H在元素周期表中处于相邻位置,这三种元素原子的最外层电子数之和为17,17÷3=5…2,B为N、C为O、H为S,D与F同周期,位于第三周期,D为Na、E为Mg,以此来解答。
【详解】
由上述分析可知,A为H、B为N、C为O、D为Na、E为Mg、F为Al、G为Si、H为S。
(1)C和H分别与A形成的简单化合物分别是H2O、H2S,其中沸点较高的是H2O,原因是H2O分子间存在氢键,增加了分子之间的吸引力;
(2)O2-、Mg2+核外电子排布相同。
具有相同电子排布的离子中,原子序数大的离子半径小,则C、E形成的简单离子半径大小:
r(C)>r(E);
(3)F最高价氧化物对应的水化物Al(OH)3是两性氢氧化物,在水溶液中存在酸式电离和碱式电离,电离方程式为H++AlO2-+H2O
Al(OH)3
Al3++3OH-;
(4)将G的氧化物与B的单质在1400℃条件下和足量的碳反应,其化学反应方程式为3SiO2+6C+2N2
Si3N4+6CO。
【点睛】
本题考查元素及化合物的推断及物质性质的方程式表示。
把握原子结构、元素的位置、质子数关系来推断元素为解答的关键,注意元素化合物知识的应用,题目侧重考查学生的分析与应用能力。
8.元素周期表与元素周期律在学习、研究和生产实践中有很重要的作用。
下表列出了a~e5种元素在周期表中的位置。
族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
a
3
b
c
d
e
(1)a的元素符号是______。
(2)金属性b强于c,用原子结构解释原因:
______,失电子能力b大于c。
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