高考化学 原子结构与元素周期表 培优 易错 难题练习含答案及详细答案Word下载.docx

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N>

P，所以简单氢化物的稳定性：

NH3>

PH3；

（2）a．铵盐都能与NaOH发生复分解反应，所以PH4I也能与NaOH发生反应，a错误；

b．铵盐中含有离子键和极性共价键，所以PH4I也含离子键、共价键，b正确；

c．铵盐不稳定，受热以分解，故PH4I受热也会发生分解反应，c正确；

故合理选项是bc；

（3）1molH2O中含2molH-O键，断开1molH-H、1molO=O、1molO-H键需吸收的能量分别为Q1、Q2、Q3kJ，则形成1molO-H键放出Q3kJ热量，对于反应H2（g）+

O2（g）=H2O（g），断开1molH-H键和

molO=O键所吸收的能量（Q1+

Q2）kJ，生成2molH-O新键释放的能量为2Q3kJ，由于该反应是放热反应，所以2Q3-（Q1+

Q2）>

0，2Q1+Q2<

4Q3，故合理选项是②；

（4）在原电池中负极失去电子发生氧化反应，正极上得到电子发生还原反应。

根据高铁电池总反应为：

3Zn+2K2FeO4+8H2O=3Zn（OH）2+2Fe（OH）3+4KOH可知：

Fe元素的化合价由反应前K2FeO4中的+6价变为反应后Fe（OH）3中的+3价，化合价降低，发生还原反应，所以正极的电极反应式为：

FeO42-+3e-+4H2O=Fe（OH）3+5OH-；

Zn元素化合价由反应前Zn单质中的0价变为反应后Zn（OH）2中的+2价，化合价升高，失去电子，发生氧化反应，所以负极的电极反应式为Zn+2OH--2e-=Zn（OH）2。

【点睛】

本题考查了元素周期律的应用及键能与反应热的关系、原电池反应原理的应用。

元素周期律是学习化学的重要规律，要掌握物质性质变化的规律及物质的特殊性，结合具体物质分析。

在化学反应过程中伴随的能量变化可能是热能、电能及光能，化学能的断裂与形成是能量变化的根本原因。

在书写原电池电极反应式时要结合元素化合价升降及电解质溶液的酸碱性分析，明确负极发生氧化反应，正极发生还原反应。

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

（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；

。

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．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑨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）②③⑦最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是___（填化学式）。

（3）下列可以判断⑤和⑥金属性强弱的是___（填序号）。

a．单质的熔点：

⑤＜⑥

b．化合价：

c．单质与水反应的剧烈程度：

⑤＞⑥

d．最高价氧化物对应水化物的碱性：

（4）为验证第ⅦA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：

①仪器A的名称是___，A中发生反应的离子方程式是___。

②棉花中浸有NaOH溶液的作用是___（用离子方程式表示）。

③验证溴与碘的非金属性强弱：

通入少量⑨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⑨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___。

④第ⅦA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”），得电子能力逐渐减弱。

【答案】

HNO3＞H2CO3＞H2SiO3cd分液漏斗2Br-＋Cl2=Br2＋2Cl-Cl2＋2OH-=H2O＋Cl-＋ClO-溶液分层，下层液体为紫红色氯气能够氧化溴离子和碘离子，氯气必须少量，否则干扰检验结果增大

由元素在周期表的位置可知，元素①～⑨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。

（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②③⑦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；

（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）①A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－＋Cl2=Br2＋2Cl－；

②NaOH溶液用于吸收氯气，离子方程为Cl2＋2OH－=H2O＋Cl－＋ClO－；

③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；

④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。

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．A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的原子序数依次增大；

A原子核内无中子；

B元素的最高价氧化物对应水化物与其氢化物能反应生成盐F；

D与A同主族，且与E同周期；

E元素原子的最外层电子数是其次外层电子数的

，A、B、D、E这四种元素，每一种与C元素都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物．请回答下列问题：

（1）C元素在元素周期表中的位置是___；

C、D、E三种元素简单离子半径由大到小的顺序为：

___（用离子符号表示）。

（2）写出分别由A、D与C形成的原子个数比为1：

1的化合物的电子式___、___。

（3）A与C、E间分别形成甲、乙两种共价化合物，且甲有10个电子，乙有18个电子，则沸点较高的是___（填化学式）。

（4）F含有的化学键类型是___、___。

（5）D和C形成的一种化合物能与A和C形成的一种化合物反应产生C单质，该反应的离子方程式为___。

【答案】第二周期VIA族S2->

O2->

Na+

H2O离子键极性共价键2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑

A原子核内无中子，则A为氢元素；

B元素的最高价氧化物对应水化物与其氢化物能反应生成盐F，B为氮元素，F为硝酸铵；

，则E为硫元素，在第三周期；

D与A同主族，且与E同周期，则D为钠元素；

A、B、D、E这四种元素，每一种与C元素都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物，则C为氧元素。

（1）C为氧元素，在元素周期表中的位置是第二周期VIA族；

Na+、O2-、S2-离子半径由大到小的顺序为S2->

Na+，故答案为：

第二周期VIA族；

S2->

Na+；

（2）由H、Na与O形成的原子个数比为1：

1的化合物分别为H2O2、Na2O2，其电子式分别为

、

（3）H与O、S间分别形成H2O、H2S两种共价化合物，因为水分子间存在氢键，则沸点较高，故答案为：

H2O；

（4）F为硝酸铵，含有离子键和极性共价键，故答案为：

离子键、极性共价键；

（5）过氧化钠与水反应能生成氧气，则该反应的离子方程式为2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑，故答案为：

2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑。

比较离子半径可以用“先层后核再电子”进行比较，S2-有三个电子层，则半径最大，Na+、O2-有两个电子层，但氧的序数小于钠的序数，则O2-的离子半径大于Na+，所以S2->

Na+。

5．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①~⑧在表中的位置，回答下列问题：

（1）地壳中含量居于第二位的元素在周期表中的位置是_______。

（2）②的最高价氧化物的分子式为____。

（3）①、④、⑤中的某些元素可形成既含离子键又含共价键的离子化合物，写出符合要求的一种化合物的电子式_____。

（4）W是第四周期与④同主族的元素。

据此推测W不可能具有的性质是___

A．最高正化合价为+6B．气态氢化物比H2S稳定

C．最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱D．单质在常温下可与氢气化合

（5）已知X为第ⅡA族元素（第一到第四周期），其原子序数为a，Y与X位于同一周期，且为第ⅢA族元素，则Y的原子序数b与a所有可能的关系式为____。

【答案】第三周期第ⅣA族CO2NaOH：

或Na2O2：

BDb=a+1或b=a+11

由元素在周期表中的位置可知：

①为H、②为C、③为N、④为O、⑤为Na、⑥为Al、⑦为Si、⑧为Cl。

（1）地壳中含量居于第二位的元素为Si；

（2）②表示C元素，根据元素最高化合价等于原子最外层电子数等于原子序数分析；

（3）由H、O、Na中的某些元素可形成既含离子键又含共价键的离子化合物有NaOH、Na2O2等；

（4）W是第四周期与④同主族元素，④是O元素，则W为Se元素，根据元素周期律分析判断；

（5）根据元素周期表的位置与原子序数关系分析解答。

（1）地壳中含量居于第二位的元素为Si，Si原子核外电子排布为2、8、4，所以Si处于元素周期表中第三周期第ⅣA族；

（2）②表示C元素，C原子最外层有4个电子，所以其最高价氧化物的分子式为CO2；

（3）由H、O、Na中的某些元素可形成既含离子键又含共价键的离子化合物有NaOH、Na2O2等，其中NaOH的电子式为：

，Na2O2的电子式为：

（4）W是第四周期与④同主族元素，④是O元素，则W为Se元素。

A.Se原子最外层有6个电子，所以其最高正化合价为+6，A正确；

B.元素的非金属性越强，其相应的简单氢化物的稳定性就越强，由于元素的非金属性：

S>

Se，所以气态氢化物稳定性：

H2S>

H2Se，B错误；

C.同一主族的元素原子序数越大，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。

由于非金属性S>

Se，所以H2SeO4<

H2SO4，C正确；

D.元素的非金属性越强，其单质越容易与氢气化合，由于元素的非金属性：

Se，S与H2反应需在加热条件下进行，则Se单质与H2反应要求温度会更高，在常温下不可能与H2化合，D错误；

故合理选项是BD；

（5）X原子序数为a，Y原子序数为b，若X位于第二周期第ⅡA族元素，或X位于第三周期第IIA族，则其同一周期第IIIA的元素Y原子序数为b=a+1；

若X位于第四周期第ⅡA族元素，由于第IIA族、第IIIA族之间增加了7个副族和1个第VIII族元素，共10纵行，所以其同一周期第IIIA的元素Y原子序数为b=a+10+1=a+11。

本题考查元素周期表与元素周期律、无机物推断、常用化学用语、元素化合物性质等，掌握元素周期表的结构、元素周期律是正确判断解答的关键，注意元素周期表的结构。

一般情况下同一周期相邻主族元素原子序数相差1，但第IIA、第IIIA有特殊性，还与其在周期表的周期序数有关。

在比较同一周期第IIA、第IIIA元素的原子序数时，若元素位于元素周期表第二、三周期时，原子序数相差1；

若元素位于元素周期表第四、五周期时，由于在第IIA与第IIIA之间增加了7个副族和1个第VIII族，共10个纵行，元素的原子序数相差11；

若元素位于第六周期，在第IIIB是15种镧系元素，在第七周期在第IIIB是15种锕系元素，元素的原子序数相差25。

6．下表是元素周期表的一部分。

表中所列的字母分别代表某一化学元素。

（1）下列________（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。

①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f

（2）以上13种元素中，____（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。

i在周期表中的位置_________。

（3）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。

核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：

原子核对核外电子的吸引力；

形成稳定结构的倾向。

下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（kJ·

mol－1）；

锂

X

Y

失去第一个电子

519

502

580

失去第二个电子

7296

4570

1820

失去第三个电子

11799

6920

2750

失去第四个电子

9550

11600

①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量______________。

②表中X可能为以上13种元素中的_____（填写字母）元素。

用元素符号表示X和j形成化合物的化学式_____。

③Y是周期表中_____族元素。

【答案】①④m第三周期ⅤA族Li原子失去1个电子后形成稳定结构，此时再失去1个电子很困难aNa2O和Na2O2ⅢA

（1）金属是导体（锗是半导体），石墨是导体；

（2）越容易失去第一个电子，第一电离能越小；

（3）根据电离能的大小结合原子核外电子排布判断可能的元素种类，注意电离能的大小能判断出元素的化合价，即最外层电子数。

根据元素周期表中元素的分布知识，可以知道a是Na，b是H，c是Mg，d是Sr，e是Sc，f是Al，g是Ge，h是C，j是O，i是P，k是Sb，l是Cl，m是Ar；

（1）金属是电的良导体，石墨棒是电的良导体，金属有Na、Mg、Sr、Sc、Al，锗是半导体，故答案为：

①④；

（2）从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关．结构越稳定失电子所需能量越高，在所给13种元素中，处于零族的m元素已达8e-的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多；

i是P，位于元素周期表的第三周期ⅤA族；

（3）①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，1个在L层，当失去最外层的一个电子后，锂离子处于稳定结构，根据题给信息可知，要使锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量；

②由表中数据可知：

X失去第2个电子所需能量远大于失去第一个电子所需的能量（9倍多），而失去第三个、第四个电子所需能量皆不足前者的两倍，故第一个电子为最外层的1个电子，而其他几个电子应处于内层；

结合所给的周期表知，X应为a，即钠元素，和j即氧元素所形成的化合物化学式分别为Na2O和Na2O2；

③由表中所给Y的数据可知，Y失去第1、2、3个电子所需能量差别不大，而失去第4个电子所需能量远大于失去第3个电子所需的能量，因此Y元素的最外层有3个电子，即为ⅢA族的元素Al。

7．某元素原子的电子排布式为

，根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系，完成下列各题：

（1）该元素处于元素周期表的第______周期，该周期的元素种数是______；

（2）该元素处于元素周期表的第______族，该族的非金属元素种数是______。

（3）试推测该元素处于元素周期表的______区，该区包含族的种类是______。

【答案】四18ⅢA1pⅢA~ⅦA族、0族

（1）电子层数=周期数，由核外电子排布可知，该元素处于第四周期，含有18种元素；

（2）根据外围电子排布可知，为主族元素，主族族序数=最外层电子数，非金属性元素的最外层电子数大于电子层数，据此判断；

（3）根据价层电子排布为4s24p1，可以确定该元素在p区，ⅡA～ⅦA族、零族。

（1）根据元素原子有4个电子层容纳电子，则该元素处于第四周期，该周期元素原子的电子排布式为[Ar]3d1-104s1-24p1-6，故共有18种元素；

（2）由外围电子排布为4s24p1，可知该元素处于p区，为主族元素，最外层电子数为3，处于ⅢA族，本族元素只有一种非金属元素--硼；

（3）由外围电子排布为4s24p1，可知该元素处于p区，由该区元素的价层电子的电子排布为ns24p1-6，可以确定所包含元素族的种数为ⅢA～ⅦA族、零族。

对于主族元素，最外层电子数等于族数，周期数等于电子层数。

8．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

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。

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

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。

9．下图是中学化学中常见物质间的转化关系，其中甲、乙、丙均为非金属单质；

A、