高考化学原子结构与元素周期表提高练习题压轴题训练.docx
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高考化学原子结构与元素周期表提高练习题压轴题训练
2020-2021高考化学(原子结构与元素周期表提高练习题)压轴题训练
一、原子结构与元素周期表练习题(含详细答案解析)
1.完成下列问题:
(1)氮和磷氢化物热稳定性的比较:
NH3______PH3(填“>”或“<”)。
(2)PH3和NH3与卤化氢的反应相似,产物的结构和性质也相似。
下列对PH3与HI反应产物的推断正确的是_________(填序号)。
a.不能与NaOH反应b.含离子键、共价键c.受热可分解
(3)已知H2与O2反应放热,断开1molH-H键、1molO=O键、1molO-H键所需要吸收的能量分别为Q1kJ、Q2kJ、Q3kJ,由此可以推知下列关系正确的是______。
①Q1+Q2>Q3②2Q1+Q2<4Q3③2Q1+Q2<2Q3
(4)高铁电池总反应为:
3Zn+2K2FeO4+8H2O=3Zn(OH)2+2Fe(OH)3+4KOH,写出电池的正极反应:
__________,负极反应________________。
【答案】>bc②FeO42-+3e-+4H2O=Fe(OH)3+5OH-Zn+2OH--2e-=Zn(OH)2
【解析】
【分析】
(1)根据元素的非金属性越强,其相应的简单氢化物越稳定分析;
(2)PH3与HI反应产生PH4I,相当于铵盐,具有铵盐的性质;
(3)根据旧键断裂吸收的能量减去新键生成释放的能量的差值即为反应热,结合燃烧反应为放热反应分析解答;
(4)根据在原电池中,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,结合物质中元素化合价及溶液酸碱性书写电极反应式。
【详解】
(1)由于元素的非金属性:
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.下表是元素周期表的一部分,回答相关的问题。
(1)写出④的元素符号__。
(2)在这些元素中,最活泼的金属元素与水反应的离子方程式:
__。
(3)在这些元素中,最高价氧化物的水化物酸性最强的是__(填相应化学式,下同),碱性最强的是__。
(4)这些元素中(除⑨外),原子半径最小的是__(填元素符号,下同),原子半径最大的是__。
(5)②的单质与③的最高价氧化物的水化物的溶液反应,其产物之一是OX2,(O、X分别表示氧和②的元素符号,即OX2代表该化学式),该反应的离子方程式为(方程式中用具体元素符号表示)__。
(6)⑦的低价氧化物通入足量Ba(NO3)2溶液中的离子方程式__。
【答案】Mg2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑HClO4NaOHFNa2F2+2OH-=OF2+2F-+H2O3SO2+2NO3-+3Ba2++2H2O=3BaSO4↓+2NO+4H+
【解析】
【分析】
根据元素在元素周期表正的位置可以得出,①为N元素,②为F元素,③为Na元素,④为Mg元素,⑤为Al元素,⑥Si元素,⑦为S元素,⑧为Cl元素,⑨为Ar元素,据此分析。
【详解】
(1)④为Mg元素,则④的元素符号为Mg;
(2)这些元素中最活泼的金属元素为Na,Na与水发生的反应的离子方程式为2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑;
(3)这些元素中非金属性最强的是Cl元素,则最高价氧化物对应的水化物为HClO4,这些元素中金属性最强的元素是Na元素,则最高价氧化物对应的水化物为NaOH;
(4)根据元素半径大小比较规律,同一周期原子半径随原子序数的增大而减小,同一主族原子半径随原子序数的增大而增大,可以做得出,原子半径最小的是F元素,原子半径最大的是Na元素;
(5)F2与NaOH反应生成OF2,离子方程式为2F2+2OH-=OF2+2F-+H2O;
(6)⑦为S元素,⑦的低价氧化物为SO2,SO2在Ba(NO3)2溶液中发生氧化还原反应,SO2变成SO42-,NO3-变成NO,方程式为3SO2+2NO3-+3Ba2++2H2O=3BaSO4↓+2NO+4H+。
3.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。
4.下表为元素周期表的粗表,①~⑧分别表示元素周期表中对应位置的元素
①
⑧
③
⑤
②
④
⑥
⑦
(1)用电子式表示①与②形成化合物A的过程:
________
(2)已知⑥原子的最外层有2个电子,请画出⑥原子的结构示意图:
______________
(3)含有④元素的某种18电子的离子与H+及OH-均可发生反应,请写出该离子的电子式______
(4)元素③④⑤的简单气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序是_________(用化学式表示),其沸点由高到低的顺序是_______(用化学式表示)
(5)已知⑦的稳定化合态为+2价,且⑦与③可按3:
4形成某化合物,该化合物具有较强氧化性,可以与浓盐酸反应并释放出一种黄绿色的气体,请写出该化学方程式:
_________________
(6)①与③,①与④能形成18个电子的化合物,此两种化合物在溶液中发生反应的化学方程式为_________。
(7)⑧的一种氧化物为无色气体,在空气中能迅速变成红棕色。
在一定条件下,2L的该无色气体与0.5L的氧气混合,该混合气体被足量的NaOH溶液完全吸收后没有气体残留,则所生成的一种含氧酸盐的化学式是_________。
(8)两种均含①与②③④四种元素的化合物相互反应放出气体的离子方程式为_________。
【答案】
HF>H2O>H2SH2O>HF>H2SPb3O4+8HCl(浓)=3PbCl2+Cl2↑+4H2OH2S+H2O2=S+H2ONaNO2HSO3-+H+=H2O+SO2↑
【解析】
【分析】
根据题干图表分析可知,①元素位于元素周期表的第一周期第ⅠA族,为H元素,②元素位于元素周期表的第三周期第ⅠA族,为Na元素,③元素位于元素周期表的第二周期第ⅥA族,为O元素,④元素位于元素周期表的第三周期第ⅥA族,为S元素,⑤元素位于元素周期表的第二周期第ⅦA族,为F元素,⑥元素位于元素周期表第四周期第Ⅷ族,为26号元素Fe,⑦元素位于元素周期表的第六周期第ⅣA族,为Pb元素,⑧元素位于元素周期表的第二周期第ⅤA族,为N元素,据此分析解答问题。
【详解】
(1)由上述分析可知,①为H元素,②为Na元素,两者形成的化合物A为离子化合物NaH,用电子式表示其形成过程为
,故答案为:
;
(2)⑥为Fe元素,核外共有26个电子,原子的最外层有2个电子,则其原子结构示意图为
,故答案为:
;
(3)含有S元素的某种18电子的离子与H+及OH-均可发生反应,该离子为HS-,电子式为
,故答案为:
;
(4)非金属性越强,简单气态氢化物的稳定性越强,由于非金属性:
F>O>S,则气态氢化物的稳定性:
HF>H2O>H2S,因为H2O和HF分子中含有氢键,故沸点均大于H2S,且一个H2O分子中可形成两个氢键,故沸点:
H2O>HF,则H2O>HF>H2S,故答案为:
HF>H2O>H2S;H2O>HF>H2S;
(5)由题干已知,Pb的稳定化合态为+2价,且Pb与O可按3:
4形成某化合物Pb3O4,该化合物具有较强氧化性,可以与浓盐酸反应并释放出一种黄绿色的气体Cl2,根据氧化还原反应规律可得出其化学反应方程式为:
Pb3O4+8HCl(浓)=3PbCl2+Cl2↑+4H2O,故答案为:
Pb3O4+8HCl(浓)=3PbCl2+Cl2↑+4H2O;
(6)H与O形成的18电子的化合物为H2O2,H与S形成的18电子的化合物为H2S,H2S在溶液中可被H2O2氧化生成S单质,反应方程式为H2S+H2O2=S+H2O,故答案为:
H2S+H2O2=S+H2O;
(7)⑧为N元素,N的某种氧化物是一种无色气体,该气体在空气中迅速变成红棕色,则该气体为NO,2L的NO与0.5LO2相混合,该混合气体被足量NaOH溶液全吸收后没有气体残留,生成C的含氧酸盐只有一种,设含氧酸盐中N的化合价为x,根据得失电子守恒,2L×[x-(+2)]=0.5L×4,解得x=+3,所得含氧酸盐的化学式为NaNO2,故答案为:
NaNO2;
(8)两种均含H、Na、O、S四种元素的化合物可相互反应放出气体,可以是硫酸氢钠与亚硫酸氢钠反应生成硫酸钠、二氧化硫和水,离子反应方程式为HSO3-+H+=H2O+SO2↑,故答案为:
HSO3-+H+=H2O+SO2↑。
【点睛】
解答本题的关键在于熟悉元素周期表的结构以及元素在元素周期表中位置,从而推出相应的元素,同时要能够对物质结构的基础知识进行迁移运用,综合度较高,解答时要注意元素及其化合物的性质的综合运用。
5.A、B、C、D、E、F是核电荷数依次增大的六种短周期主族元素,A元素的原子核内只有1个质子;B元素的原子半径是其所在主族中最小的,B的最高价氧化物对应水化物的化学式为HBO3;C元素原子的最外层电子数比次外层多4;C的阴离子与D的阳离子具有相同的电子排布,两元素可形成化合物D2C;C、E同主族。
(1)B在周期表中的位置_________
(2)F元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式为________。
(3)元素C、D、E形成的简单离子半径由小到大的顺序________(用离子符号表示)。
(4)写出化合物D2C2的电子式:
________。
(5)E、F的简单离子的还原性大小顺序为:
_________。
(6)已知E单质和F单质的水溶液反应会生成两种强酸,其离子方程式为_______。
【答案】第二周期第ⅤA族HClO4Na+ S2->Cl-S+3Cl2+4H2O=8H++SO42-+6Cl- 【解析】 【分析】 由题干信息,A、B、C、D、E、F是核电荷数依次增大的六种短周期主族元素,A元素的原子核内只有1个质子,则A为H元素,B元素的原子半径是其所在主族元素原子中最小的,B的最高价氧化物对应水化物的化学式为HBO3,则B的最高化合价为+5,位于周期表中第ⅤA族,应为N元素,C元素原子的最外层电子数比次外层电子数多4,则原子核外电子排布为2、6,应为O元素,C的阴离子与D的阳离子具有相同的电子排布,两元素可形成化合物D2C,则D的化合价为+1,应为Na元素,C、E同主族,则E为S元素,F为Cl元素,据此分析解答问题。 【详解】 (1)根据上述分析,B为N元素,是第7号元素,在元素周期表的第二周期第ⅤA族,故答案为: 第二周期第ⅤA族; (2)F为Cl元素,其最高价氧化物对应水化物为高氯酸,化学式为HClO4,故答案为: HClO4; (3)Na+、O2-电子层数均为2,而核电荷数: Na+>O2-,则半径: Na+ Na+ (4)D2C2为Na2O2,是离子化合物,其电子式为: ,故答案为: ; (5)非金属性Cl>S,单质的氧化性Cl2>S,则对应简单离子的还原性Cl- S2->Cl-; (6)E的单质为S,F的单质为Cl2,S和Cl2的水溶液发生氧化还原反应生成H2SO4和HCl,离子方程式为S+3Cl2+4H2O=8H++SO42-+6Cl-,故答案为: S+3Cl2+4H2O=8H++SO42-+6Cl-。 6.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。 (3)d、e的最高价氧化物对应的水化物中,酸性较强的的是______。 (4)已知硒(Se)与d同主族,且位于d下一个周期,根据硒元素在元素周期表中的位置推测,硒可能具有的性质是______。 ①其单质在常温下呈固态 ②SeO2既有氧化性又有还原性 ③最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2SeO3 ④非金属性比e元素的强 【答案】C电子层数b与c相同,核电荷数b小于c,原子半径b大于cHClO4①② 【解析】 【分析】 由元素在周期表中的分布可知,a是C,b是Na,c是Al,d是S,e是Cl,结合元素周期律分析解答。 【详解】 由元素在周期表中的分布可知,a是C,b是Na,c是Al,d是S,e是Cl。 (1)a是碳元素,元素符号为C,故答案为: C; (2)b是钠,c是铝,由于电子层数b与c相同,核电荷数b小于c,原子半径b大于c,失电子能力b大于c,因此金属性b强于c,故答案为: 电子层数b与c相同,核电荷数b小于c,原子半径b大于c; (3)d的非金属性小于e,因此最高价氧化物对应的水化物中,酸性较强的的是高氯酸,故答案为: HClO4; (4)硒(Se)与S同主族,且位于S下一个周期,非金属性比S弱。 ①常温下硫为固体,同一主族元素的非金属单质,从上到下,熔沸点逐渐升高,因此硒单质在常温下呈固态,故①正确;②SeO2中Se的化合价为+4价,介于-2~+6之间,既有氧化性又有还原性,故②正确;③Se的最高价为+6价,最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2SeO4,故③错误;④硒(Se)与S同主族,且位于S下一个周期,非金属性比S弱,故④错误;故答案为: ①②。 【点睛】 本题的易错点为(4),要注意元素周期律的理解和应用,②的判断要注意在氧化还原反应中处于中间价态的元素既有氧化性又有还原性。 7.已知A、B、C三种元素的原子中,质于数: A A元素原子的最外层电子数是次外层电子数的2倍;B元素原子的M层电子数是L层电子数的一半;C元素原子的次外层电子数比最外层电子数多1。 试回答下列问题。 (1)写出三种元素的名称和符号: A______,B______,C______。 (2)画出三种元素的原子结构示意图: A______,B______,C______。 【答案】碳C硅Si氯Cl 【解析】 【分析】 A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍,则A原子核外电子排布为2、4,A是C元素;B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半,则B原子核外电子排布为2、8、4,B为Si元素;C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个,且原子序数大于B小于18,所以C原子核外电子排布为2、8、7,C是Cl元素,据此答题。 【详解】 根据上述分析可知A是C元素,B是Si元素,C是Cl元素。 (1)A为碳元素,元素符号为C;B为硅元素,元素符号为Si;C为氯元素,元素符号为Cl; (2)碳原子的结构示意图为 ,硅原子的结构示意图为 ,氯原子的结构示意图为 。 【点睛】 本题主要考查了根据原子核外各层电子数的关系,确定元素的种类,解题时要熟悉常见元素的核外电子排布,注意规范书写结构示意图。 8.X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素,在周期表的短周期主族元素中,X的原子半径最小,X与R的最外层电子数相等;Z的内层电子数是最外层电子数的一半;U的最高化合价和最低化合价的代数和为6;R和Q可形成原子个数之比为1: 1和2: 1的两种化合物;T与Z同主族。 请回答下列问题: (1)T元素在周期表中的位置是________________________。 (2)X、Z、Q三种元素的原子半径由小到大的顺序为___________(填元素符号)。 (3)R、T两元素最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为____________。 (4)某同学用X、R两元素的单质反应生成固体物质RX,RX属于离子化合物,且能与化合物X2Q反应生成X的单质。 ①RX的电子式为_____________;RX与X2Q反应的化学方程式为___________。 ②该同学认为取X、R两元素的单质反应后的固体物质与X2Q反应,若能产生 的单质,即可证明得到的固体物质一定是纯净的RX。 请判断该方法是否合理并说明理由: _____________。 【答案】第三周期ⅣA族H NaH+H2O=NaOH+H2↑不合理,若反应后有Na残留,也能与水反应生成H2 【解析】 【分析】 X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素,周期表的全部元素中X的原子半径最小,则X为H元素,X与R的最外层电子数相等,二者原子序数相差大于2,则R为Na元素,可知Z、Q处于第二周期,Z的内层电子数是最外层电子数的一半,Z的核外电子排布为2、4,Z原子最外层电子数为4,则Z为C元素;U的最高化合价和最低化合物的代数和为6,则U为Cl元素,R和Q可形原子数之比为1: 1和2: 1的两种化合物,则Q为O元素,这两种化合物为Na2O2、Na2O,T与Z同主族,由于Z是C元素,所以T为Si元素,据此分析解答。 【详解】 根据上述分析可知: X为H,Z为C,Q为O,R为Na,T为Si,U为Cl元素。 (1)T为Si元素,原子核外电子排布为2、8、4,所以Si元素在期表中的位置是第三周期IVA族; (2)X为H,Z为C,Q为O,同一周期元素原子序数越大原子半径越小;原子核外电子层数越多,原子半径越大,所以上述三种元素中原子半径由小到大顺序为H (3)R为Na,T为Si,它们的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、H2SiO3,H2SiO3是弱酸,可以与强碱NaOH发生中和反应产生Na2SiO3和H2O,反应的化学方程式为: 2NaOH+H2SiO3=Na2SiO3+2H2O; (4)X为H,R为Na,Q为O,H、Na二种元素形成的化合物NaH是离子化合物,X2Q是H2O,NaH与H2O反应产生NaOH和H2。 ①NaH中Na+与H-通过离子键结合,电子式为 ;NaH与H2O反应产生NaOH和H2,反应方程式为: NaH+H2O=NaOH+H2↑; ②由于Na是非常活泼的金属,可以与水反应产生H2,反应方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑,所以如果有Na残留,过量的Na与水反应也生成氢气,因此不能根据H、Na反应后的固体与水反应放出氢气确定得到的固体一定是纯净NaH,即该同学的说法不合理。 【点睛】 本题考查元素周期表及原子结构在元素推断中的应用。 根据元素的原子结构及相互关系推断元素是解题关键。 熟练掌握结构、性质、位置关系,注意元素金属性、非金属性强弱比较实验事实,要注意基础知识并灵活运用,注意金属氢化物有关问题。 9.如表所示为元素周期表的一部分,参照元素①~⑩在表中的位置,请回答下列问题: (1)写出①和④两种元素原子按1: 1组成的常见化合物的电子式______。 (2)用电子式表示⑥和⑨形成化合物的过程: ______。 (3)③、⑧、⑩的最高价氧化物对应
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- 高考 化学 原子结构 元素 周期表 提高 练习题 压轴 训练