历年高考化学易错题汇编原子结构与元素周期表练习题.docx
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历年高考化学易错题汇编原子结构与元素周期表练习题
2020-2021历年高考化学易错题汇编-原子结构与元素周期表练习题
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.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。
3.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VA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:
2NH4NO3→2N2↑+O2↑+4H2O。
每生成2molN2,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)发电厂常用氨气吸收烟气中的CO2。
常温下,当CO2不断通入pH=11的氨水中时会产生微量的新离子:
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
10-3-10-11(或10-3)
【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2molN2,反应中转移的电子为10mol,氧化产物与还原产物的质量之比为(32+28):
28=15:
7。
(4)①NH2COO−的电子式为
;
②pH=11的氨水中,c(H+)=10-11mol/L,c(OH-)=10-3mol/L,由电荷守恒可知,c(NH4+)+c(H+)=c(OH-),解得c(NH4+)=(10-3-10-11)mol/L或=10-3mol/L。
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↑
【解析】
【分析】
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;E元素原子的最外层电子数是其次外层电子数的
,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。
【详解】
(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->O2->Na+,故答案为:
第二周期VIA族;S2->O2->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
、
,故答案为:
;
(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↑。
【点睛】
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->O2->Na+。
5.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。
6.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。
7.A、B、C、D、E、F的核电荷数依次增大,且均为核电荷数小于18的非稀有气体元素。
A的单质是自然界中密度最小的气体,A和C可形成A2C和A2C2两种常见的液态化合物,B、C原子的最外层电子数之和等于11,D+与C的简单离子的最外层电子排布相同,C、E原子的最外层电子数相同。
请回答下列问题:
(1)写出元素符号:
B______,D______。
(2)A元素具有两个中子的核素的表示符号为______,E的简单离子的结构示意图是______。
(3)A2C2的分子式为______。
(4)将少量
的单质通入足量NaOH溶液中,发生反应的离子方程式是______。
【答案】NNa
H2O2Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O
【解析】
【分析】
A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种短周期主族元素,A单质是自然界中密度最小的气体为氢气,A为H元素,A和C可形成A2C和A2C2两种常见的液态化合物,为H2O、H2O2,则C为O元素,C原子最外层有6个电子,B、C原子的最外层电子数之和等于11,则B最外层有5个电子,B为N元素;D+与C的简单离子核外电子排布相同,判断为Na+,D为Na元素,C、E原子的最外层电子数相同,则C、E同主族,E为S元素,F为Cl元素,然后根据问题分析、解答。
【详解】
根据上述分析可知:
A是H,B是N,C是O,D是Na,E是S,F是Cl元素。
(1)B元素符号为N,D元素符号为Na;
(2)A是H原子,原子核内有1个质子,若原子核内有2个中子,则其质量数为1+2=3,用符号表示为
;E是S,S原子获得2个电子变为S2-,则S2-的简单离子的结构示意图是
;
(3)A是H,C是O,A2C2是H2O2;
(4)F是Cl,Cl2能够与NaOH溶液反应产生NaCl、NaClO、H2O,该反应的离子方程式是Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O。
【点睛】
本题考查了元素的位置、结构、性质关系及其应用,根据元素的原子结构及物质的性质、位置关系及形成化合物的性质推断元素是解题关键,题目侧重考查学生分析推理能力、知识迁移应用能力。
8.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
【解析】
【分析】
(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。
【详解】
(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。
【点睛】
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。
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、B、E和丁均为化合物,其中A常温下呈液态;B和E为能产生温室效应的气体,且1molE中含有10mol电子。
乙和丁为黑色固体,将他们混合后加热发现固体由黑变红。
(1)写出化学式:
甲______;乙______;丙______;
(2)丁的摩尔质量______;
(3
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