备战高考化学原子结构与元素周期表大题培优.docx
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备战高考化学原子结构与元素周期表大题培优
2020-2021备战高考化学原子结构与元素周期表(大题培优)
一、原子结构与元素周期表练习题(含详细答案解析)
1.南京理工教授制出了一种新的全氮阴离子盐—AgN5,目前已经合成出钠、锰、铁、钴、镍、镁等几种金属的全氮阴离子盐。
(1)基态Mn2+的价电子排布式为____;银与铜位于同一族,银元素位于元素周期表的___区。
(2)[Mg(H2O)6]2+[(N5)2(H2O)4]2-的晶体的部分结构如图1所示:
N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示:
元素
I1/kJ∙mol-1
I2/kJ∙mol-1
I3/kJ∙mol-1
X
737.7
1450.7
7732.7
Y
1313.9
3388.3
5300.5
Z
1402.3
2856.0
4578.1
①X、Y、Z中为N元素的是____,判断理由是__________。
②从作用力类型看,Mg2+与H2O之间是________、N5与H2O之间是________。
③N5-为平面正五边形,N原子的杂化类型是_______。
科学家预测将来还会制出含N4-、N6-等平面环状结构离子的盐,这一类离子中都存在大π键,可用符号π
表示,其中m代表参与形成大π键的原子数,n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为π
),则N4-中的大π键应表示为_________。
(3)AgN5的立方晶胞结构如图2所示,Ag+周围距离最近的Ag+有_______个。
若晶体中紧邻的N5-与Ag+的平均距离为anm,NA表示阿伏加德罗常数的值,则AgN5的密度可表示为_____g∙cm-3(用含a、NA的代数式表示)。
【答案】3d5dsZX最外层为2个电子,X为镁;N的2p轨道处于半充满的稳定状态,其失去第一个电子较难,I1较大,则Z为氮元素配位键氢键sp2
12
【解析】
【分析】
(1)根据构造原理书写出25号Mn元素的原子核外电子排布式,Mn原子失去最外层2个电子得到Mn2+;根据原子结构与元素在周期表的位置确定Ag在周期表所属区域;
(2)①根据元素的电离能大小结合原子结构确定X、Y、Z三种元素,然后判断哪种元素是N元素;
②根据图示,判断晶体中阳离子、阴离子中含有的作用力类型;
③结合N5-为平面正五边形结构,结合原子杂化类型与微粒构型关系分析判断,结合微粒的原子结构分析大π键的形成;
(3)根据晶胞中离子的相对位置判断Ag+的配位数,利用均摊方法计算1个晶胞中含有的AgN5的个数,结合ρ=
计算密度大小。
【详解】
(1)Mn是25号元素,根据构造原理可得Mn原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2,Mn原子失去最外层2个电子得到Mn2+,其价电子排布式为3d5;Ag、Cu在周期表中位于第IB,发生变化的电子有最外层的s电子和次外层的d电子,属于ds区元素;
(2)①X的第一、第二电离能比较小且很接近,说明X原子最外层有2个电子,容易失去,则X为Mg元素,Z的第一电离能在三种元素中最大,结合N原子2p轨道处于半充满的稳定状态,其失去第一个电子较难,I1较大,可推知Z为N元素,Y是O元素;
②在该晶体中阳离子[Mg(H2O)6]2+的中心离子Mg2+含有空轨道,而配位体H2O的O原子上含有孤电子对,在结合时,Mg2+提供空轨道,H2O的O原子提供孤电子对,二者形成配位键;在阴离子[(N5)2(H2O)4]2-上N5-与H2O的H原子之间通过氢键结合在一起,形成N…H-O,故二者之间作用力为氢键;
③若原子采用sp3杂化,形成的物质结构为四面体形;若原子采用sp2杂化,形成的物质结构为平面形;若原子采用sp杂化,则形成的为直线型结构。
N5-为平面正五边形,说明N原子的杂化类型为sp2杂化;在N5-中,每个N原子的sp2杂化轨道形成2个σ键,N原子上还有1个孤电子对及1个垂直于N原子形成平面的p轨道,p轨道间形成大π键,N5-为4个N原子得到1个电子形成带有1个单位负电荷的阴离子,所以含有的电子数为5个,其中大π键是由4个原子、5个电子形成,可表示为
;
(3)根据AgN5的晶胞结构示意图可知,假设以晶胞顶点Ag+为研究对象,在晶胞中与该Ag+距离相等且最近的Ag+在晶胞面心上,通过该顶点Ag+可形成8个晶胞,每个面心上的Ag+被重复使用了2次,所以与Ag+距离相等且最近的Ag+的数目为
=12个;在一个晶胞中含有Ag+的数目为8×
+6×
=4,含有N5-的数目为1+12×
=4,晶胞体积为V=(2a×10-7)3cm3,则ρ=
g/cm3。
【点睛】
本题考查了物质结构,涉及电离能的应用、作用力类型的判断、大π的分析、晶胞计算,掌握物质结构知识和晶体密度计算方法是解题关键,要注意电离能变化规律及特殊性,利用均摊方法分析判断晶胞中含有微粒数目,结合密度计算公式解答。
2.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。
3.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
AF
BF2
DF4
熔点/K
1266
1534
183
(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由大到小的顺序为______(填离子符号)。
【答案】114AlO2-+H++H2O
Al(OH)3
Al3++3OH-NaF与MgF2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;Mg2+的半径比Na+的半径小,离子电荷比Na+多,故MgF2的熔点比NaF高;SiF4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HClNa+>Mg2+>Al3+
【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++H2O
Al(OH)3
Al3++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Mg2+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:
Cl>S>P。
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+、Mg2+、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。
4.如图是元素周期表的一部分,表中所列字母分别代表一种元素。
根据表中所列元素回答下列问题:
(1)元素d在元素周期表中的位置是________,元素h与f的原子序数相差_____。
(2)元素b、c、f形成的简单离子中半径最小的是______(填离子符号),原子半径最小的是______(填元素符号)。
(3)表中第三周期所列元素的非金属性最强的是______(填元素符号),e、f、g三种元素的简单氢化物中最不稳定的是______(填化学式)。
(4)元素
与元素
的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式为______。
(5)铅(Pb)、锡(Sn)、锗(Ge)与碳(C)、硅(Si)属于同主族元素,常温下,在空气中,单质锡、锗均不反应而单质铅表面生成一层氧化铅;单质锗与盐酸不反应,而单质锡与盐酸反应。
由此可得出以下结论:
①锗的原子序数为______;
②铅(Pb)、锡(Sn)、锗(Ge)的+4价氢氧化物的碱性由强到弱的顺序为___________(用化学式表示)。
(6)最近,德国科学家实现了铷原子气体的超流体态与绝缘态的可逆转换,该成果将在量子计算机研究方面带来重大突破。
已知铷(Rb)是37号元素,相对原子质量是85.5,与钠同主族。
回答下列问题:
①铷在元素周期表中的位置为__________________。
②同主族元素的同类化合物的性质相似,请写出AlCl3与RbOH过量反应的离子方程式:
_____________________。
③现有铷和另一种碱金属形成的混合金属50g,当它与足量水反应时,放出标准状况下的氢气22.4L,另一种碱金属可能是__________。
(填序号)
A.LiB.NaC.KD.Cs
【答案】第三周期第ⅢA族18Mg2+SClPH3NaOH+HClO4=NaClO4+H2O32Pb(OH)4>Sn(OH)4>Ge(OH)4第五周期第ⅠA族Al3++4OH-=AlO2-+2H2O(或写为Al3++4OH-=[Al(OH)4]-)AB
【解析】
【分析】
由元素在周期表的位置可知,a是N元素,b为Na元素,C为Mg元素,d为Al元素,e为P元素,f为S元素,g为Cl元素,h为Se元素,然后根据元素周期律分析解答。
【详解】
根据元素在周期表的位置可知确定各种元素分别是:
a是N元素,b为Na元素,C为Mg元素,d为Al元素,e为P元素,f为S元素,g为Cl元素,h为Se元素。
(1)元素d为Al,原子核外电子排布是2、8、3,所以在元素周期表中的位置是第三周期IIIA族,f是16号元素S,h是34号元素Se,h与f原子序数相差34-16=18;
(2)b、c、f形成的简单离子分别是Na+、Mg2+、S2-,Na+、Mg2+核外电子排布为2、8,具有两个电子层,S2-核外电子排布是2、8、8,具有三个电子层,离子核外电子层数越多,离子半径越大,对于电子层结构相同的离子来说,核电荷数越大,离子半径越小,所以,三种离子中离子半径最小的是Mg2+;Na、Mg、S都是同一周期的元素,原子序数越大,原子半径越小,所以三种元素的原子半径最小的是S;
(3)同一周期的元素,原子序数越大,元素的非金属性越强,表中第三周期元素的非金属性最强是Cl;元素的非金属性越强,其简单氢化物的稳定性就越强,e、f、g三种元素分别表示P、S、Cl,元素的非金属性:
P
(4)g元素与b元素的最高价氧化物对应水化物分别是HClO4、NaOH,HClO4是一元强酸,NaOH是一元强碱,二者混合发生中和反应产生盐和水,反应的化学方程式为NaOH+HClO4=NaClO4+H2O;
(5)①锗位于Si元素下一周期,二者原子序数相差18,所以Ge的原子序数为14+18=32;
②由于同一主族的元素从上到下元素的金属性逐渐增强,所以根据铅(Pb)、锡(Sn)、锗(Ge)在元素周期表的位置可知,元素的金属性Pb>Sn>Ge,元素的金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强,故铅(Pb)、锡(Sn)、锗(Ge)的+4价氢氧化物的碱性由强到弱的顺序为Pb(OH)4>Sn(OH)4>Ge(OH)4;
(6)①铷(Rb)是37号元素,原子核外有5个电子层,最外层有1个电子,所以37号元素在元素周期表中的位置为第五周期第ⅠA族;
②铷(Rb)与钠同主族,由于Rb的金属性比Na强,所以RbOH是一元强碱,AlCl3与过量的RbOH反应产生的离子方程式为Al3++4OH-=AlO2-+2H2O(或写为Al3++4OH-=[Al(OH)4]-);
③22.4L标准状况下的H2的物质的量n(H2)=22.4L÷22.4L/mol=1mol,铷和水反应的化学方程式为2Rb+2H2O=2RbOH+H2↑,可知2molRb反应产生1molH2,由碱金属与水反应的化学方程式为2M+2H2O=2MOH+H2↑可知混合金属的平均摩尔质量M=
=25g/mol,Rb的摩尔质量为85.5g/mol,则另一种碱金属的摩尔质量一定小于25g/mol,所以另一种碱金属可能是Li或Na,故合理选项是AB。
【点睛】
本题考查元素周期表和元素周期律的应用的知识。
掌握元素的位置、原子结构与物质性质的关系解答本题的关键,注意规律性知识的应用,侧重考查学生的分析与应用能力。
5.下表标出的是元素周期表的一部分元素,回答下列问题:
(1)表中用字母标出的14种元素中,化学性质最不活泼的是____________(用元素符号表示,下同),金属性最强的是___________,非金属性最强的是___________,常温下单质为液态的非金属元素是_________,属于过渡元素的是______________(该空用字母表示)。
(2)B,F,C气态氢化物的化学式分别为______________,其中以___________最不稳定。
(3)第三周期中原子半径最小的是__________________。
【答案】ArKFBrMH2O、HCl、PH3PH3Cl
【解析】
【分析】
由元素在周期表中位置,可知A为氟、B为氧、C为磷、D为碳、E为Ar、F为Cl、G为硫、H为Al、I为Mg、J为Na、K为Ca、L为钾、N为Br、M处于过渡元素。
【详解】
(1)表中用字母标出的14种元素中,稀有气体原子最外层达到稳定结构,化学性质最不活泼的是Ar(用元素符号表示,下同);
同周期自左而右金属性减弱、非金属性增强,同主族自上而下金属性增强、非金属性减弱,故上述元素中金属性最强的为K,非金属性最强的为F;
Br2常温下为液态,根据元素在周期表中位置可知M属于过渡元素;
故答案为:
Ar;K;F;Br;M;
(2)B,F,C气态氢化物的化学式分别为H2O、HCl、PH3,同周期自左而右非金属性增强,同主族自上而下非金属性减弱,故非金属性O>P、Cl>P,非金属性越强,氢化物越稳定,与PH3最不稳定,故答案为:
H2O、HCl、PH3;PH3;
(3)同周期自左而右原子半径减小,故第三周期中Cl原子半径最小,故答案为:
Cl。
6.下列各题中的物质均由核电荷数为1~10的元素组成。
请按下列要求填写化学式:
(1)只由2个原子核和2个电子构成的分子是___。
(2)1个最外层有5个电子和3个只有1个电子的原子结合的分子是___。
(3)1个最外层有4个电子的原子和2个最外层有6个电子的原子结合的分子是___。
(4)由3个最外层是6个电子的原子结合而形成的分子是___。
(5)由2个原子核10个电子结合而成的分子是___。
(6)由5个原子核10个电子结合而成的分子是___。
【答案】H2NH3CO2O3HFCH4
【解析】
【分析】
根据前10号元素的电子排布,由成键特点和形成分子的原子数目推导常见的分子微粒;根据原子符号的含义解题。
【详解】
由题意可知,一个原子中含有一个电子,则原子为H,构成的分子为:
;
由核外电子排布和形成分子的原子数目可知,原子分别是N和H,形成的分子为
;
由由核外电子排布和形成分子的原子数目可知,原子分别是C和O,形成的分子为
;
由核外电子排布和形成分子的原子数目可知,原子是O,形成的分子为
;
由核外电子排布和形成分子的原子数目可知,该分子为HF;
由核外电子排布和形成分子的原子数目可知,该分子为
。
【点睛】
考查元素化合物的推断,推断元素化合物是解题的根据,了解短周期元素构成的常见10电子、18电子物质是解题基础;常见10电子微粒:
原子(Ne);离子N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、OH-、H3O+;分子(CH4、NH3、H2O、HF)等。
7.下表是元素周期表中的一部分。
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
1
A
2
E
F
H
J
3
B
C
D
G
I
根据A~J在周期表中的位置,用元素符号或化学式回答下列问题:
(1)电负性最强的元素是________,第一电离能最小的单质是________。
(2)最高价氧化物对应的水化物中,酸性最强的是__________,呈两性的是________。
(3)A分别与E、F、G、H、I形成的简单化合物中,沸点最高的是________。
(4)由B、C、D、G、I形成的单核离子中,半径最大的离子是________。
【答案】FNaHClO4Al(OH)3HFS2-
【解析】
【分析】
先根据元素在周期表的位置确定元素:
A是H,B是Na,C是Mg,D是Al,E是C,F是N,G是S,H是F,I是Cl,J是Ne。
(1)在同一周期元素的原子中,原子半径越小,元素的非金属性越强,元素的电负性越大;元素的金属性越强,其第一电离能越小;
(2)形成最高价含氧酸酸性最强的是物质HClO4;处于金属与非金属交界区的Al元素形成的氧化物的水化物显两性;
(3)分子之间作用力越强,物质的熔沸点越高;分子之间存在的氢键,增加分子之间的吸引力,导致相应的氢化物沸点升高;
(4)离子核外电子层数越多,离子半径越大;当离子核外电子层数相同时,离子的核电荷数越小,离子半径越大。
【详解】
根据上述分析可知A是H,B是Na,C是Mg,D是Al,E是C,F是N,G是S,H是F,I是Cl,J是Ne。
(1)元素的非金属性越强,其电负性越大,在上述元素中,非金属性最强的元素是F,所以电负性最强的元素是F;元素的金属性越强,原子半径越大,越容易失去电子,其第一电离能越小。
在上述元素中金属性最强的元素是Na元素,所以第一电离能最小的单质是Na;
(2)上述元素形成最高价氧化物对应的水化物中,酸性最强的是HClO4,呈两性的是Al(OH)3;
(3)H分别与C、N、S、F、Cl形成的简单化合物分别是CH4、NH3、H2S、HF、HCl,这些物质都是由分子构成,物质分子间作用力越强,克服分子间作用力消耗的能量越高,物质的熔沸点就越高。
氢键是比分子间作用力强很多的作用力,会使物质的熔沸点升高。
由于HF、NH3分子之间存在氢键,且氢键HF>NH3,因此物质的沸点最高的是HF。
(4)Na、Mg、Al、S、Cl都是第三周期的元素,Na+、Mg2+、Al3+是原子失去最外层电子形成的阳离子,核外电子排布是2、8
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- 备战 高考 化学 原子结构 元素 周期表 大题培优