全国通用版版高考化学一轮复习 第十二章 物质结构与性质 课时梯级作业四十一 121 原子结构与性质文档格式.docx

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d.比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目

【解析】T是人体内含量最多的元素,且其单质是常见的助燃剂,应为氧元素,X单质为双原子分子,分子中含有3对共用电子对,常温下单质性质稳定,但其原子较活泼,为氮元素,Y在第3周期元素的简单离子中半径最小,应为Al,Z是第4周期元素,M电子层为全充满状态,最外层只有一个电子的原子,应为Cu。

（1）元素T的离子为O2-,O2-结构示意图为

元素X的气态氢化物为NH3,电子式为

Z为Cu,外围电子排布式为3d104s1,Y为Al,核外有s、p能级,则有2种不同形状的电子云;

（2）镁的3s为全充满,3p轨道全空,较为稳定,第一电离能大于铝,故答案为<

;

Mg的价电子排布为3s2,3p轨道全空,是较稳定结构;

（3）氧元素与氟元素相比,非金属性较强的是氟元素。

a.单质颜色属于物理性质,不能比较元素非金属性强弱,故a错误;

b.氟气与T的氢化物剧烈反应,产生T的单质,说明氟气氧化性更强,可以说明氟元素非金属性强,故b正确;

c.氟与T形成的化合物中T元素呈正价态,说明氟元素对键合电子吸引更强,则氟元素非金属性更强,故c正确;

d.非金属性强弱与获得电子难易程度有关,与获得电子数目多少无关,故d错误。

答案:

（1）

　3d104s1　2

（2）<

　Mg的价电子排布为3s2,3p轨道全空,是较稳定结构

（3）F　bc

【加固训练】

　　有四种前四周期的元素,它们的结构、性质等信息如下表所述:

结构、性质等信息

A

是应用最广泛的金属

B

是第3周期元素,其最高价氧化物的水化物呈两性

C

元素的气态氢化物极易溶于水,可用作制冷剂

D

是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素,其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂

请根据表中信息填写:

（1）A原子的核外电子排布式为______________。

（2）B元素在周期表中第________族。

（3）C原子的基态电子排布图是__________, 

其原子核外有________个未成对电子,能量最高的电子为________轨道上的电子,其轨道呈________形。

（4）C的同周期元素中第一电离能小于C的非金属元素有________种。

（5）B的最高价氧化物对应的水化物与NaOH溶液反应的化学方程式为__________。

与D的氢化物的水溶液反应的化学方程式为__________。

【解析】根据题中信息可推出:

A为Fe,B为Al,C为N,D为Cl。

（1）A为Fe,其核外电子排布式为

1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。

（2）B为Al,其在元素周期表中的位置为第ⅢA族。

（3）C为N,其基态电子排布图为

其中有3个未成对电子,能量最高的为2p轨道上的电子,其轨道呈哑铃形。

（4）第2周期元素中非金属元素有B、C、N、O、F、Ne,其中第一电离能小于氮元素的有B、C、O三种元素。

（5）本题考查Al（OH）3与NaOH和HCl反应的化学方程式,Al（OH）3+NaOH

NaAlO2+2H2O,Al（OH）3+3HCl

AlCl3+3H2O。

（1）1s22s22p63s23p63d64s2（或Ar3d64s2）

（2）ⅢA　（3）

　3　2p　哑铃

（4）3

（5）NaOH+Al（OH）3

NaAlO2+2H2O

3HCl+Al（OH）3

AlCl3+3H2O

2.（14分）（2018·

长沙模拟）原子序数依次增大的A、B、C、D、E、F六种元素。

其中A的基态原子有3个不同的能级,各能级中的电子数相等;

C的基态原子2p能级上的未成对电子数与A原子的相同;

D为它所在周期中原子半径最大的主族元素;

E和C位于同一主族,F的原子序数为29。

（1）F基态原子的核外电子排布式为______________。

（2）在A、B、C三种元素中,第一电离能由小到大的顺序是_________ 

（用元素符号回答）。

（3）元素B的简单气态氢化物的沸点__________（填“高于”或“低于”）元素A的简单气态氢化物的沸点,其主要原因是_________________。

（4）由A、B、C形成的离子CAB-与AC2互为等电子体,则CAB-的结构式为__________。

（5）由B、C、D三种元素形成的化合物晶体的晶胞如图所示,则该化合物的化学式为__________。

（6）FC在加热条件下容易转化为F2C,从原子结构的角度解释原因_________。

【解析】原子序数依次增大的A、B、C、D、E、F六种元素。

其中A的基态原子有3个不同的能级,各能级中的电子数相等,原子核外电子排布式为1s22s22p2,故A为碳元素;

C的基态原子2p能级上的未成对电子数与A原子的相同,则C原子核外电子排布式为1s22s22p4,故C为氧元素,由原子序数可知B为氮元素;

F的原子序数为29,则F为Cu;

E和C位于同一主族,则E为硫元素;

D为它所在周期中原子半径最大的主族元素,处于ⅠA族,原子序数大于氧元素小于硫元素,故D为Na。

（1）F原子核外电子数为29,基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s1;

（2）同周期随原子序数增大元素第一电离能呈增大趋势,但氮元素2p能级容纳3个电子,处于半满稳定状态,能量较低,第一电离能高于氧元素,故第一电离能N>

O>

C;

（3）NH3分子之间存在氢键,CH4分子间的作用是范德华力,氢键比范德华力更强,故其沸点高于CH4;

（4）OCN-与CO2互为等电子体,价电子总数相等,二者结构类似,则OCN-的结构式为[N

O]-;

（5）由晶胞结构可知,晶胞中存在N

结构微粒,位于顶点和体心,微粒数目=1+8×

=2,Na+位于8条棱的中心,数目=8×

=2,故该化合物的化学式为NaNO2;

（6）Cu+外围电子3d10轨道全充满稳定,Cu2+外围电子3d9轨道电子非全充满状态不稳定,故CuO在加热条件下容易转化为Cu2O。

（1）1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1　

（2）C<

O<

N　（3）高于　NH3分子之间存在氢键,而CH4分子间的作用是范德华力,氢键比范德华力更强　（4）[N

O]-

（5）NaNO2　（6）Cu+外围电子3d10轨道全充满稳定,Cu2+外围电子3d9轨道电子非全充满状态不稳定

3.（12分）原子序数依次递增的X、Y、Z、W是周期表中前30号元素,其中只有X、Y同周期。

已知X的最外层电子数是其内层电子数的2倍;

X与Y形成的常见化合物之一常被用于高炉炼铁;

Z与X同主族,其单质在同周期元素形成的单质中熔点最高;

W原子M能层为全充满状态,且核外的未成对电子只有一个。

回答下列问题:

（1）从电负性角度分析,X、Y、Z三种元素的非金属活泼性由强到弱的顺序为

_________________。

（2）X、Y分别与H形成的化学键的极性关系为X—H______（填“<

”“>

”或“=”）

Y—H。

（3）+1价气态基态正离子再失去一个电子形成+2价气态基态正离子所需要的能量称为第二电离能I2,依次还有I3、I4、I5……,推测Z元素的电离能突增应出现在第________电离能。

（4）X的氢化物中X原子的杂化方式为sp2,则相对分子质量最小的分子式为________。

（5）W的价电子排布图为______________。

【解析】根据X的最外层电子数是其内层电子数的2倍知X是C,X、Y同周期,X与Y形成的常见化合物之一常被用于高炉炼铁推出Y是O,Z与X同主族,则Z是Si,W是Cu。

（1）X、Y、Z三种元素的非金属活泼性由强到弱的顺序为O>

C>

Si。

（2）由于氧元素的电负性大于碳元素,因此键的极性C—H<

O—H。

（3）Si的最外层电子数为4,因此第5个电子失去会出现电离能突增。

（4）碳原子以sp2方式杂化,则应该形成碳碳双键,所以相对分子质量最小的分子式为C2H4。

（5）Cu的价电子排布图为

。

（1）O>

Si　

（2）<

　（3）5　（4）C2H4

（5）

4.（14分）（2018·

沈阳模拟）下表为长式周期表的一部分,其中的编号代表对应的元素。

请回答下列问题:

（1）表中属于d区的元素是__________（填编号）。

（2）表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子名称为__________。

（3）④⑤⑥⑦四种元素的第一电离能由大到小的顺序是__________（用元素符号表示）。

（4）按原子轨道的重叠方式,③与⑥形成的化合物中σ键有__________个,π键有__________个。

（5）某元素的特征电子排布式为nsnnpn+1,该元素原子的核外最外层电子的孤对电子数为__________;

该元素与元素①形成的分子X的空间构型为__________。

（6）某些不同族元素的性质也有一定的相似性,如上表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质。

请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式:

_______________________________。

【解析】

（1）区的名称来自按照构造原理最后填入电子的轨道名称,表中属于d区的元素是⑨;

（2）表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子是苯;

（3）④⑤⑥⑦四种元素分别是Mg、Al、S、Cl。

金属性越强第一电离能越大。

但由于镁元素的3s轨道电子处于全充满状态,所以第一电离能大于铝元素的,则第一电离能由大到小的顺序是Cl>

S>

Mg>

Al;

（4）按原子轨道的重叠方式,③与⑥形成的化合物是二硫化碳,分子中含有2个双键。

而双键是由1个σ键和1个π键构成的,所以分子中σ键有2个,π键有2个;

（5）某元素的特征电子排布式为nsnnpn+1,则该元素是第ⅤA族元素。

所以该元素原子的核外最外层电子的孤对电子数为1;

该元素与元素①形成的分子X是氨气,其空间构型为三角锥形结构,属于极性分子;

由于⑤是铝元素,氢氧化铝能和氢氧化钠溶液反应生成偏铝酸钠和水,则元素②即Be的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式为Be（OH）2+2NaOH

Na2BeO2+2H2O。

（1）⑨　

（2）苯　（3）Cl>

Al

（4）2　2　（5）1　三角锥形

（6）Be（OH）2+2NaOH

Na2BeO2+2H2O

　　研究物质的微观结构,有助于人们理解物质变化的本质。

请回答下列问题。

（1）C、Si、N的电负性由大到小的顺序是________。

C60和金刚石都是碳的同素异形体,二者相比较熔点较高的是________。

（2）A、B均为短周期金属元素。

依据下表数据,写出B原子的电子排布式:

________。

电离能

/kJ·

mol-1

I1

I2

I3

I4

932

1821

15390

21771

738

1451

7733

10540

（3）过渡金属离子与水分子形成的配合物是否有颜色,与其d轨道电子排布有关。

一般而言,为d0或d10排布时,无颜色;

为d1～d9排布时,有颜色,如[Co（H2O）6]2+显粉红色。

据此判断,[Mn（H2O）6]2+________（填“无”或“有”）颜色。

（1）电负性与元素的非金属性一致,非金属性:

N>

Si,所以电负性:

Si;

金刚石是原子晶体,C60是分子晶体,则熔点:

金刚石>

C60。

（2）由于A、B的I2、I1相差不大,I3突然增大,则A、B为ⅡA族元素,由于I1:

A>

B,则A为铍元素,B为镁元素。

（3）由于[Mn（H2O

]中Mn2+的核外电子排布为1s22s22p63s23p63d5,根据题意可以确定[Mn（H2O

]有颜色。

（1）N>

Si　金刚石

（2）1s22s22p63s2（或[Ne]3s2）　（3）有

5.（12分）（2018·

衡阳模拟）X、Y、Z、Q、E五种元素中,X原子核外的M层中只有两对成对电子,Y原子核外的L层电子数是K层的两倍,Z是地壳内含量（质量分数）最高的元素,Q的核电荷数是X与Z的核电荷数之和,E在元素周期表的各元素中电负性最大。

（1）E、Y、Z元素的原子半径由大到小的顺序是________（写元素符号）。

（2）XZ2与YZ2分子的立体结构分别是________和________,相同条件下两者在水中的溶解度较大的是________（写分子式）。

（3）Q的元素符号是________,它属于第________族,它的价电子层电子排布式为________,在形成化合物时它的最高化合价为________。

（4）Y元素的一种单质具有很高的硬度,它的晶体类型为__________________。

【解析】X原子核外的M层中只有两对成对电子,核外电子排布式应为1s22s22p63s23p4,为硫元素;

Y原子核外的L层电子数是K层的两倍,应为碳元素;

Z是地壳内含量最高的元素,为氧元素;

Q的核电荷数是X与Z的核电荷数之和,原子序数为24,为铬元素;

E在元素周期表的各元素中电负性最大,应为氟元素。

（1）E为F、Y为C、Z为O,则F、C、O的原子半径由大到小的顺序是C>

F。

（2）SO2中,S和O形成2个σ键,有1对孤电子对,为V形,CO2中,C和O形成2个σ键,没有孤电子对,为直线形;

相同条件下两者在水中的溶解度较大的是SO2。

（3）Q为Cr,原子序数为24,位于元素周期表第4周期ⅥB族,价电子层电子排布式为3d54s1,最高化合价为+6价。

（4）Y元素形成的具有很高的硬度的单质为金刚石,晶体类型为原子晶体。

（1）C>

F　

（2）V形　直线形　SO2

（3）Cr　ⅥB　3d54s1　+6　（4）原子晶体

6.（16分）早期发现的一种天然二十面体准晶颗粒由Al、Cu、Fe三种金属元素组成,回答下列问题:

（1）①铜元素位于周期表中__________区。

Cu2+的价层电子排布图为__________。

②锰、铁、钴三种元素的逐级电离能如下表:

电离能/kJ·

Mn

717.3

1509.0

3248

4940

Fe

762.5

1561.9

2957

5290

Co

760.4

1648

3232

4950

铁元素的第三电离能明显低于锰元素和钴元素,其原因是 

____________。

③实验室可用赤血盐K3[Fe（CN）6]检验Fe2+,在赤血盐中铁元素的化合价为__________,中心离子的配位数为__________。

（2）利用反应:

X+C2H2+NH3

Cu2C2+NH4Cl（未配平）可检验乙炔。

①化合物X晶胞结构如图,据此可知X的化学式为__________。

②乙炔分子中σ键与π键数目之比为__________________, 

碳原子的杂化方式为__________;

N

立体构型为__________（用文字描述）。

（3）下列三种化合物a.AlCl3　b.NaCl　c.Al2O3沸点由高到低依次是__________（填编号）,其原因是__ 

______________________。

（1）①铜原子价电子排布式为3d104s1,位于ds区,Cu2+是铜原子失去2个电子,即价电子排布图为

②Fe价电子排布式为3d64s2,Mn的价电子排布式为3d54s2,Co价电子排布式为3d74s2,Co的核电荷数多于Fe,电子离开时克服的引力较大,所以Co的第三电离能比Fe大,Mn2+是半充满结构（3d5）,再电离一个电子所需的能量较高,所以Mn的第三电离能也比Fe大;

③K显+1价,CN显-1价,整个化合价代数和为0,因此Fe的价态是+3价,CN-是Fe的配离子,因此中心离子的配位数为6;

（2）①Cu位于顶点和面心,个数为8×

+6×

=4,Cl位于晶胞内部,有4个,因此化学式为CuCl;

②乙炔结构简式为HC≡CH,1个碳碳三键中有1个σ键2个π键,因此1mol乙炔中σ键和π键的比值为3∶2;

碳有2个σ键,无孤电子对,杂化类型为sp;

NH4+中1个N有4个σ键,无孤电子对,即杂化类型为sp3,立体构型为正四面体;

（3）AlCl3属于分子晶体,NaCl和Al2O3属于离子晶体,一般分子晶体的熔沸点小于离子晶体,即氯化铝最低,离子晶体熔沸点与晶格能有关,所带电荷数越多、半径越小,晶格能越强,熔沸点越高,Al2O3的构成离子半径小,电荷数多,晶格能大,沸点最高,顺序是Al2O3>

NaCl>

AlCl3。

（1）①ds　

　②Co的核电荷数多于Fe,电子离开时克服的引力较大,所以Co的第三电离能比Fe大。

Mn2+是半充满结构（3d5）,再电离一个电子所需的能量较高,所以Mn的第三电离能也比Fe大　③+3　6

（2）①CuCl　②3∶2　sp杂化　正四面体

（3）cba　AlCl3是分子晶体.沸点最低,NaCl和Al2O3是离子晶体,Al2O3的构成离子半径小,电荷高,晶格能大,沸点最高

7.（16分）（能力挑战题）铜、镓、硒、硅等元素的化合物是生产第三代太阳能电池的重要材料。

请回答:

（1）基态铜原子的电子排布式为__________________;

已知高温下CuO→Cu2O+O2,从铜原子价层电子结构（3d和4s轨道上应填充的电子数）变化角度来看,能生成Cu2O的原因是 

（2）硒在元素周期表第________周期________族,其价电子排布图为__ 

____。

（3）硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se________Si（填“>

”或“<

”）。

与Si同周期部分元素的电离能如下图所示,其中a、b和c分别代表________。

A.a为Il、b为I2、c为I3

B.a为I2、b为I3、c为I1

C.a为I3、b为I2、c为I1

D.a为Il、b为I3、c为I2

（4）SeO2常温下是白色晶体,熔点为340～350℃,315℃时升华,则SeO2固体的晶体类型为___________;

若SeO2类似于SO2是V形分子,则硒原子的杂化类型为________。

（1）铜元素为29号元素,原子核外有29个电子,所以核外电子排布式为

1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1,CuO中铜的价层电子排布为3d9,Cu2O中铜的价层电子排布为3d10,3d10为稳定结构,所以在高温时能生成Cu2O。

（2）硒在元素周期表第4周期第ⅥA族,价电子排布式为4s24p4,价电子排布图为

（3）“Si—H”中共用电子对偏向氢原子,说明电负性H>

氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,反应中硒化合价降低,电负性Se>

H,所以硒与硅的电负性相对大小为Se>

在第3周期元素中,第一电离能总体呈增大趋势,第ⅡA族和第ⅤA族元素比相邻元素略大,因此c为I1。

钠失去1个电子后,就已经达到稳定结构,所以钠的第二电离能最大。

镁最外层为2个电子,失去2个电子后为稳定结构,所以镁的第二电离能较小。

铝最外层有3个电子,失去2个电子后还未达稳定结构,而铝的金属性比镁弱,所以第二电离能比镁略高。

硅最外层上3p轨道有2个电子,失去后,留下3s轨道上2个电子,相对较稳定,所以硅的第二电离能比铝要低。

磷、硫非金属性逐渐增大,第二电离能也增大,由于硫失去一个电子后,3p轨道上是3个电子,是较稳定结构,所以硫的第二电离能要高于氯,a为第二电离能I2、b为第三电离能I3,故选B。

（4）SeO2常温下是白色晶体,熔、沸点低,为分子晶体;

二氧化硒分子中价层电子对数=

×

6=3,硒原子的杂化类型为sp2,且含有一个孤电子对,所以属于V形。

（1）1s22s22p63s23p63d104s1（或Ar3d104s1）　CuO中铜的价层电子排布为3d9,Cu2O中铜的价层电子排布为3d10,后者处于稳定的全充满状态而前者不是

（2）4　ⅥA　

（3）>

　B　（4）分子晶体　sp2

【方法规律】本题中要比较第3周期元素第一、二、三电离能的变化规律,应从原子或离子的电子层结构进行分析,原子轨道达到全充满或半充满状态时比较稳定,则失去一个电子消耗的能量增加。