高考化学—原子结构与元素周期表的综合压轴题专题复习附答案解析
高考化学—原子结构与元素周期表的综合压轴题专题复习附答案解
析
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1 mol H-H键、1 mol O=O键、1 mol O-H键所需要吸收的能量分别为Q1 kJ、Q2 kJ、Q3 kJ，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】> bc ② FeO42-+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)1 mol H2O中含2 mol H-O键，断开1 mol H-H、1 mol O=O、1 mol O-H键需吸收的能量分
别为Q1、Q2、Q3 kJ，则形成1 mol O-H键放出Q3 kJ热量，对于反应H2(g)+1
2
O2(g)=H2O(g)，
断开1 mol H-H键和1
2
mol O=O键所吸收的能量(Q1+
1
2
Q2) kJ，生成2 mol H-O新键释放的
能量为2Q3 kJ，由于该反应是放热反应，所以2Q3-(Q1+1
2
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】Mg 2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑ HClO4 NaOH F Na 2F2+2OH-=OF2+2F-+H2O 3SO2+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）F 2与NaOH 反应生成OF 2，离子方程式为2F 2+2OH -=OF 2+2F -+H 2O ；
（6）⑦为S 元素，⑦的低价氧化物为SO 2，SO 2在Ba(NO 3)2溶液中发生氧化还原反应，SO 2变成SO 42-，NO 3-变成NO ，方程式为3SO 2+2NO 3-+3Ba 2++2H 2O=3BaSO 4↓+2NO+4H +。
3．为探究乙烯与溴的加成反应，甲同学设计并进行如下实验：先取一定量的工业用乙烯气体(在储气瓶中)，使气体通入溴水中，发现溶液褪色，即证明乙烯与溴水发生了加成反应；乙同学发现在甲同学的实验中，褪色后的溶液里有少许淡黄色浑浊物质，推测在工业上制得的乙烯中还可能含有少量还原性气体杂质，由此他提出必须先除去杂质，再让乙烯与溴水反应。请回答下列问题：
(1)甲同学设计的实验________(填“能”或“不能”)验证乙烯与溴发生了加成反应，其理由是________(填序号)。
①使溴水褪色的反应不一定是加成反应
②使溴水褪色的反应就是加成反应
③使溴水褪色的物质不一定是乙烯
④使溴水褪色的物质就是乙烯
(2)乙同学推测此乙烯中一定含有的一种杂质气体是________，它与溴水反应的化学方程式是________________。在实验前必须全部除去，除去该杂质的试剂可用________。
(3)为验证乙烯与溴发生的反应是加成反应而不是取代反应，丙同学提出可用pH 试纸来测试反应后溶液的酸性，理由是
_____________________________________________________________________________。
【答案】不能 ①③ 2H S 22H S Br 2HBr S ++↓ NaOH 溶液(答案合理即可) 若乙烯与2Br 发生取代反应，必定生成HBr ，溶液的酸性会明显增强，若乙烯与2Br 发生加成反应，则生成22CH BrCH Br ，溶液的酸性变化不大，故可用pH 试纸予以验证
【解析】
【分析】
根据乙同学发现在甲同学的实验中，褪色后的溶液里有少许淡黄色浑浊物质，推测在工业上制得的乙烯中还可能含有少量还原性气体杂质，该淡黄色的浑浊物质应该是具有还原性的硫化氢与溴水发生氧化还原反应生成的硫单质，反应方程式为
22H S Br 2HBr S =++↓，据此分析解答。
【详解】
(1)根据乙同学发现在甲同学的实验中，褪色后的溶液里有少许淡黄色浑浊物质，推测在工业上制得的乙烯中还可能含有少量还原性气体杂质，则可能是该还原性气体与溴水发生氧化还原反应，使溴水褪色，则溴水褪色不能证明是乙烯与溴水发生了加成反应，所以①③
正确，故答案为：不能；①③；
(2)淡黄色的浑浊物质是具有还原性的硫化氢与溴水发生氧化还原反应生成的硫单质，反应方程式为22H S Br 2HBr S =++↓；选用的除杂试剂能够除去硫化氢气体，但是不能与乙烯反应，也不能引入新的气体杂质，根据除杂原则，可以选用NaOH 溶液，故答案为：2H S ；22H S Br 2HBr S =++↓；NaOH 溶液(答案合理即可)；
(3)若乙烯与2Br 发生取代反应，必定生成HBr ，溶液的酸性会明显增强，若乙烯与2Br 发生加成反应，则生成22CH BrCH Br ，溶液的酸性变化不大，故可用pH 试纸予以验证，故答案为：若乙烯与2Br 发生取代反应，必定生成HBr ，溶液的酸性会明显增强，若乙烯与2Br 发生加成反应，则生成22CH BrCH Br ，溶液的酸性变化不大，故可用pH 试纸予以验证。
4．我国科学家受中医启发，发现As 2O 3（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：As 4，其分子结构与白磷（P 4）相似，也是正四面体，则As 4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）NH 4NO 3可做化肥，但易爆，300℃发生爆炸：2NH 4NO 3→2N 2↑+O 2↑+4H 2O 。每生成2molN 2，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CO 2。常温下，当CO 2不断通入pH =11的氨水中时会产
生微量的新离子：NH 2COO -。
（i ）写出NH 2COO -的电子式___________。
（ii ）计算原氨水中c （NH 4+）=_______mol /L 。 【答案】 60o 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＜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 10
15:7 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。
5．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
ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0
周期
2a
3b 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c HClO4①②【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。
6．下表是元素周期表的一部分，回答下列问题：
（1）B在周期表中的位置是__；写出A、B的单质之间发生反应的化学方程式：__。（2）写出表中位于长周期的卤族元素的名称：__；属于短周期的碱金属元素的元素符号为__。
【答案】第3周期ⅥA族 2K+S 加热
K2S 溴 Li、Na
【解析】
【分析】
根据元素周期表的结构及物质性质分析解答。
【详解】
（1）B在周期表中的位置是第3周期，VIA族；A为钾，B为硫，则单质之间加热反应生
成硫化钾，反应的化学方程式：2K+S 加热
K2S，故答案为：第3周期ⅥA族；
2K+S 加热
K2S；
（2）表中的长周期为第4周期，卤族元素为ⅦA族元素，则该元素为溴；碱金属元素指IA 族元素中H以外的元素，短周期指前3周期，则元素符号为Li、Na；故答案为：溴；Li、Na。
7．A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数，B原子核内质子数和中子数相等。
(1)写出A、B、C的名称:A_____、B_____、C_____。
(2)C在元素周期表中的位置是_____。
(3)B的原子结构示意图为_____,C的氢化物与B的氢化物的稳定性强弱顺序> (填化学式)。_______
(4)比较A、C的原子半径:A_____(填“>”“<”或“=”)C。
【答案】氮硫氟第二周期ⅦA HF>H2S >
【解析】
【分析】
A、B、C为短周期元素，由它们在周期表中的位置，可知A、C处于第二周期，B处于第三周期，令A原子核外电子为x，则B质子数为x+9，C核外电子数为x+2，则：x+x+2=x+9，解得x=7，故A为N元素、B为S元素、C为F元素，据此解答。
【详解】
A、B、C为短周期元素，由它们在周期表中的位置，可知A.C处于第二周期，B处于第三周期，令A原子核外电子为x，则B质子数为x+9，C核外电子数为x+2，则：x+x+2=x+9，解得x=7，故A为N元素、B为S元素、C为F元素，
(1)由上述分析可知，A为氮、B为硫、C为氟；
(2)C为氟，处于周期表中第二周期Ⅶ A族；
(3)B为S元素，原子结构示意图为；非金属性：F＞S，非金属性越强其对应简单
气态氢化物的稳定性越大，故氢化物稳定性：HF＞H2S；
(4) A为N、C为F，同一周期，自左至右，元素的原子半径减小，故原子半径：N＞F。
8．A、B、C、D为原子序数依次增大短周期元素，A的最外层电子数是其电子层数2倍；B 的阴离子和C的阳离子具有相同的电子层结构，两元素的单质反应，生成一种淡黄色的固体E；D的L层电子数等于其它电子层上的电子数之和。
(1)A元素名称为______，D在周期表中的位置________，离子半径大小B___C(填“>”“<”或“=”)。
(2)B的两种单质在常温下都是气体，它们互为____________。比较B的氢化物和D的氢化物沸点：B___D（填“＞”“＜”或“=”），原因是_________________。
(3)E中含有化学键类型：_________，属于___________化合物（填“离子化合物”或“共价化合物”）。
(4)用电子式表示C与D的二元化合物的形成过程：_____________________。
(5)氢原子与B分别形成10电子和18电子分子，写出18电子分子转化成10电子分子的化学方程式__________________。
【答案】碳第三周期第VIA > 同素异形体 > 水分子间存在氢键离子键和非极性共价键离子化合物 2H2O22H2O+O2↑【解析】
【分析】
短周期元素A、B、C、D原子序数依次增大，A的最外层电子数是其电子层数2倍，则A 原子核外有2个电子层，核外电子排布是2、4，A是C元素；B的阴离子和C的阳离子具有相同的电子层结构，两元素的单质反应，生成一种淡黄色的固体E，淡黄色固体E是Na2O2，则B是O元素、C是Na元素；D的L层电子数等于K、M两个电子层上的电子数之和，则D原子M层电子数为6，则D为S元素。然后根据元素的原子结构及形成的化合物的性质，结合元素周期律分析解答。
【详解】
根据上述分析可知：A是C元素，B是O元素，C是Na元素，D是S元素，淡黄色的固体E是Na2O2。
(1)A是C元素，元素名称为碳；D是S元素，原子核外电子排布为2、8、6，则S在元素周期表中位于第三周期第VIA族；O2-、Na+核外电子排布是2、8，二者电子层结构相同，对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径就越小，所以离子半径O2-
>Na+；
(2)氧元素形成的单质有O2、O3，二者是由同一元素形成的不同性质的单质，互为同素异形体；B的氢化物H2O和D的氢化物H2S结构相似，由于在H2O分子之间存在氢键，增加了分子之间的吸引力，使得物质的熔沸点升高，故物质的沸点：H2O>H2S；
(3)E是Na2O2，该物质是离子化合物，2个Na+与O22-之间通过离子键结合，在阴离子O22-中2个O原子之间通过共价键结合；
(4)C与D的二元化合物Na2S是离子化合物，Na+与S2-通过离子键结合，用电子式表示其形成过程为：。
(5)H与O分别形成10电子分子是H2O，形成的18电子分子是H2O2，18电子分子H2O2不稳定，容易分解为H2O和O2，反应的化学方程式为：2H2O22H2O+O2↑。
【点睛】
本题考查位置结构性质的相互关系及应用，涉及原子结构、元素周期表结构、物质性质等知识点，熟练掌握元素化合物、元素周期律等知识点，侧重考查学生分析与应用能力。
9．短周期元素A 、B 、C 、D 的原子序数依次增大。X 、Y 、Z 、W 分别是由这四种元素中的两种组成的常见化合物，Y 为淡黄色固体，W 为常见液体；甲为单质，乙为红棕色气体；上述物质之间的转化关系如图所示(部分生成物已省略)。则下列说法中不正确．．．
的是
A ．沸点：W>X
B ．原子半径：D>B>C>A
C ．C 、
D 两种元素组成的化合物只含有离子键
D ．A 、B 、C 三种元素组成的化合物既可以是离子化合物，又可以是共价化合物
【答案】C
【解析】
【分析】
乙为红棕色气体，乙是NO 2 ；Y 为淡黄色固体，Y 是Na 2O 2；Y 与W 生成甲，所以甲是O 2，W 是常见液体则为H 2O ，甲与Z 生成NO 2，所以Z 是NO ；X 与O 2生产NO 2，所以X 是NH 3；因为A 、B 、C 、D 的原子序数依次增加，所以分别是H 、N 、O 、Na ；综上所述，A 、B 、C 、D 分别是H 、N 、O 、Na ；X 是NH 3，Y 是Na 2O 2，Z 是NO ，W 是H 2O ，甲是O 2，乙是NO 2。
【详解】
A. 常温下，W 为水液态，X 为氨气气态，沸点：W>X ，故A 正确；
B. 电子层越多，原子半径越大，同周期从左向右原子半径减小，则原子半径：D>B>C>A ，故B 正确；
C. 氧化钠中只含有离子键，过氧化钠中既有离子键，又含有共价键，故C 错误；
D. H 、N 、O 三种元素可组成硝酸，为共价化合物，又可组成硝酸铵，为离子化合物，故D 正确；
答案选C 。
10． (1)在188O 中，中子数为________；该原子与16
8O 是_________关系。
(2)标准状况下，有以下三种物质余①222gCO ，②433.6LCH ，③21molH O ，上述物质质量最大的_____(填序号，下同)，所含原子数最多的是______，体积最小的是_______。
(3)已知A 、B 、C 、D 均含有同一种元素，其中A 为活泼金属单质，热的C 溶液可用于洗涤油污。且它们四种物质之间存在如下转化关系，请回答下列问题：
①D 的化学式为：_____。
②写出过程③的化学方程式：__________。
【答案】10 同位素 ② ② ③ NaHCO 3 Na 2CO 3+ CO 2+H 2O=2NaHCO 3
【解析】
【分析】
(1)质量数=质子数+中子数；同位素是同种元素的不同核素；
(2) 标准状况下：①22gCO 2的物质的量为2244/mol
g g =0.5mol ，体积为0.5mol×22.4L/mol=11.2L ；②33.6LCH 4的物质的量为
33.622.4/mol
L L =1.5mol ，质量为1.5mol×16g/mol=24g ；③1molH 2O 的质量为1mol×18g/mol=18g ，体积为18mL ； (3)常用热的Na 2CO 3溶液洗涤油污，且Na 为活泼金属，则A 为Na 、B 为NaOH 、C 为Na 2CO 3、D 为NaHCO 3。
【详解】
(1)在18
8O 中，中子数为18-8=10；18
8O 与16
8O 具有相同质子数和不同中子数，互为同位
素；
(2) 标准状况下：①22gCO 2的物质的量为2244/mol
g g =0.5mol ，体积为0.5mol×22.4L/mol=11.2L ，含有的原子总物质的量为1.5mol ；②33.6LCH 4的物质的量为33.622.4/mol
L L =1.5mol ，质量为1.5mol×16g/mol=24g ，含有的原子总物质的量为7.5mol ；③1molH 2O 的质量为1mol×18g/mol=18g ，体积为18mL ，含有的原子总物质的量为3mol ；则上述物质质量最大的②，所含原子数最多的是②，体积最小的是③；
(3) 常用热的Na 2CO 3溶液洗涤油污，且Na 为活泼金属，则A 为Na 、B 为NaOH 、C 为Na 2CO 3、D 为NaHCO 3；
①D 为碳酸氢钠，化学式为NaHCO 3；
②过程③为碳酸钠与水、CO 2反应生成NaHCO 3，发生反应的化学方程式Na 2CO 3+ CO 2+H 2O=2NaHCO 3。
11．请用符号表示下列核素或同位素。
（1）质子数为a ，中子数为b 的X 原子：______。
（2）质子数和中子数都为9的氟原子：______。
（3）中子数为2的氢原子：______。
（4）中子数分别为8、9、10的氧原子：______。
（5）质量数分别为35、37的氯原子： ______。
【答案】X a b a 18
9F 31H （或T ） 168O 、178O 、188O 3517Cl 、3717Cl 【解析】
【分析】
结合核素的组成结构和同位素的概念分析解题即可。
【详解】
(1)质子数为a ，中子数为b 的X 原子的质量数为a+b ，其核素表示为X a b a +；
(2)质子数和中子数都为9的氟原子的质量数为18，其核素表示为189F ；
(3)中子数为2的氢原子，质子数为1，质量数为3，其核素表示为31H (或T )；
(4)中子数分别为8、9、10的氧原子，质量数分别是16、17、18，核素依次表示为168O 、
17
8O 、18
8O ；
(5)质子数为17，质量数分别为35、37的氯原子核素依次表示为3517Cl 、3717Cl 。
【点睛】
核素的最常见表示形式为A Z X ，其中A 为质量数，Z 为质子数，核内中子数为A-Z ，而同种
元素的不同核素，其子数肯定不等，互为同位素，化学性质几乎完全相同，据此分析解题。
12．钋（Po ）是一种低熔点金属，极其稀有，毒性和放射性极强。回答下列问题： （1）210
84Po 具有放射性，经α衰变成稳定的铅，在衰变过程中释放一个4
2He 2+，Pb 的原子核中质子数为____，中子数为____，Po 元素能形成较稳定的+4价离子，wg
21084Po 4+含有的电子的物质的量为____；
（2）半衰期是指由大量原子组成的放射性样品中，放射性元素原子核有50％发生衰变所需的时间，已知
21084Po 的半衰期为138天，质量为64克的21084Po ，经276天后，得到铅的质量为____。
【答案】82 124
8w 21
mol 47.09g 【解析】
【分析】
(1)了解任何一个原子X 用A Z X 表示时的意义，且A 、Z 、N 满足关系式A=Z+N ，离子所含的电子数为原子得失电子后得到的电子数；
(2)半衰期是指有一半发生衰变所需要的时间，276天是二个半衰期。
【详解】
(1)Po 的质子数是84，它释放出的42He 2+的质子数是2，所以Pb 的质子数=84-2=82；Po 的中子数是210-84=126，它释放出的42He 2+的中子数=4-2=2，所以Pb 的中子数=126-2=124；210
484Po +的质量数为210，所以Po 的摩尔质量数值为210，质量为Wg 的Po 的物质的量为210
w mol ，一个Po 原子含的电子数为84，一个Po 4+离子含的电子数为84-4=80，所以Wg 210
484Po +所含的电子的物质的量为210w mol×80=821
w mol ；
(2)经过第一个半衰期生成的Pb的物质的量为64
210
×50%mol，剩余的Po的物质的量为
64 210×50%mol；再经过第二个半衰期生成的Pb的物质的量为
64
210
×50%×50%mol，所以经
过276天所得Pb的质量为(64
210
×50%+
64
210
×50%×50%)×206g/mol=47.09g。
13．海水中溴含量约为67mg?L-1，从海水中提取溴的一种工艺流程如图：
（1）步骤Ⅰ中已获得游离态的溴，步骤Ⅱ又将之转化为化合态的溴，其目的是___。（2）步骤Ⅱ中通入热空气吹出Br2，利用了Br2的___（填序号）。
A．氧化性 B．还原性
C．挥发性 D．腐蚀性
（3）步骤Ⅱ中涉及的离子反应如下，请在横线上填上适当的化学计量数：___Br2+___CO32-——___BrO3-+___Br-+___CO2。
（4）上述流程中吹出的溴蒸汽也可先用二氧化硫的水溶液吸收，再用氯气氧化，最后蒸馏，写出Br2与SO2水溶液反应的化学方程式：___。
【答案】富集（或浓缩）溴元素 C 3 3 1 5 3 SO2+Br2+2H2O=2HBr+H2SO4
【解析】
【分析】
根据流程分析可知：海水晒盐后得到氯化钠和卤水，卤水中通入氯气，可将溴离子氧化为单质溴，得到低浓度的溴溶液，通入热空气或水蒸气吹出Br2，利用的是溴单质的易挥发性，利用纯碱溶液吸收溴单质，再用硫酸酸化，使溴酸根离子和溴离子发生氧化还原反应得到溴单质，据此解答。
【详解】
(1)由于海水中Br-的含量低，步骤Ⅰ获得游离态的溴后，步骤Ⅱ又将其转化为化合态的溴，其目的是富集(或浓缩)溴元素，故答案为：富集(或浓缩)溴元素；
(2)步骤Ⅱ用热空气吹出Br2，主要利用了Br2的挥发性，故答案为：C；
(3)该反应中Br元素的化合价由0价变为?1价、+5价，根据得失电子守恒、原子守恒、电荷守恒，配平该离子程式为：3Br2+3CO32? ═ BrO3?+5Br?+3CO2↑，故答案为：3；3；1；5；3；
(4)溴与二氧化硫水溶液反应生成硫酸和溴化氢，反应的化学方程式为
22224
SO+Br+2H O=2HBr+H SO，故答案为：SO2+Br2+2H2O=2HBr+H2SO4。
14．氢能的存储是氢能应用的主要瓶颈，目前所采用或正在研究的主要储氢材料有：配位
氢化物、富氢载体化合物、碳质材料、金属氢化物等。
(1)Ti(BH 4)2是一种过渡元素硼氢化物储氢材料。
①Ti 2+基态的电子排布式可表示为__________________。
②BH 4-的空间构型是________________(用文字描述)。
(2)液氨是富氢物质，是氢能的理想载体，利用N 2+3H 2储氢输氢
垐垐垐?噲垐垐?2NH 3实现储氢和输氢。
①上述方程式涉及的三种气体熔点由低到高的顺序是__________________。
②下列说法正确的是________(填字母)。
a .NH 3分子中N 原子采用sp 3杂化
b .相同压强时，NH 3沸点比PH 3高
c .[Cu(NH 3)4]2＋中，N 原子是配位原子
d .CN -的电子式为
(3)Ca 与C 60生成的Ca 32C 60能大量吸附H 2分子。
①C 60晶体易溶于苯、CS 2，说明C 60是________分子(填“极性”或“非极性”)；
②1个C 60分子中，含有σ键数目为________个。
(4)MgH 2是金属氢化物储氢材料，其晶胞结构如图所示，已知该晶体的密度为a g·cm -3，则晶胞的体积为____cm 3[用a 、N A 表示(N A 表示阿伏加德罗常数)]。
【答案】1s 22s 22p 63s 23p 63d 2(或[Ar]3d 2
) 正四面体 H 2< N 2< NH 3 abcd 非极性 90 52A aN 【解析】
【分析】
(1)①Ti 是22号元素，Ti 原子失去最外层2个电子形成Ti 2+，然后根据构造原理书写基态的电子排布式；
②根据价层电子对互斥理论判断离子空间构型；
(2)①根据物质的分子间作用力和分子之间是否含有氢键分析判断；
②a.根据价层电子对互斥理论确定杂化方式；
b.同一主族元素的氢化物中，含有氢键的氢化物沸点较高；
c.提供孤电子对的原子是配原子；
https://www.360docs.net/doc/f55431910.html, -的结构和氮气分子相似，根据氮气分子的电子式判断；
(3)①根据相似相溶原理确定分子的极性；
②利用均摊法计算；
(4)利用均摊法计算该晶胞中镁、氢原子个数，再根据V=m
ρ进行计算。
【详解】
①Ti是22号元素，根据构造原理可知基态Ti原子核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d24s2，Ti原子失去最外层2个电子形成Ti2+，则Ti2+基态的电子排布式可表示为1s22s22p63s23p63d2 (或写为[Ar]3d2)；
②BH4-中B原子价层电子对数为4+3141
2
+-?
=4，且不含有孤电子对，所以BH4-的空间构
型是正四面体型；
(2)①在该反应中涉及的物质有N2、H2、NH3，NH3分子之间存在氢键，而N2、H2分子之间只存在分子间作用力，所以NH3的熔沸点比N2、H2的高；由于相对分子质量N2>H2，物质的相对分子质量越大，分子间作用力就越大，物质的熔沸点就越高；所以三种物质的熔点由低到高的顺序是H2< N2 ②a.NH3分子中N原子含有3个共用电子对和一个孤电子对，所以其价层电子对是4，采用sp3杂化，a正确； b.相同压强时，氨气中含有氢键，PH3中不含氢键，所以NH3沸点比PH3高，b正确； c.[Cu(NH3)4]2+离子中，N原子提供孤电子对，所以N原子是配位原子，c正确； https://www.360docs.net/doc/f55431910.html,-中C、N原子通过三对共用电子对结合，其电子式为，d正确； 故合理选项是abcd； (3)①苯、CS2都是非极性分子，根据相似相溶原理，由非极性分子构成的溶质容易溶于由非极性分子构成的溶剂中，所以C60是非极性分子； ②利用均摊法知，每个碳原子含有σ键数目为133 22 ? =，则1mol C60分子中，含有σ键数 目=3 2 ×1mol×60×N A/mol=90N A； (4)该晶胞中镁原子个数=1 8 ×8+1=2，含有的H原子个数=2+4× 1 2 =4，则晶胞的体积 V=m ρ=A 24214 N a ?+? g/cm3= A 52 aN g/cm 3。 【点睛】 本题考查物质结构和性质，涉及原子核外电子排布、微粒空间构型的判断、晶胞的计算等知识点，难点是晶胞的计算，学会使用均摊方法分析，灵活运用公式是解本题关键。 15．A、B、C、X、Y、Z、E为前四周期元素，且原子序数依次增大。A原子核外有三个能级，且每个能级上的电子数相等，C原子成对电子数是未成对电子数的3倍，X、Y、Z、E 是位于同一周期的金属元素，X、E原子的最外层电子数均为1，Y有“生物金属”之称，Y4+和氩原子的核外电子排布相同，Z原子核外电子的运动状态数目是最外层电子数的14 倍。用元素符号回答下列问题： (1)B的电子排布式：_____________，Y的价电子排布图____________，Z2+的价电子排布式____________。 (2)E元素位于周期表第________周期__________族_________区。 (3)①A、B、C三种元素的第一电离能由小到大的顺序为_____________。 ②A、C元素气态氢化物的稳定性的大小_________＞________(分子式表示)原因 _____________。 ③与AC32-互为等电子体的离子_______(写一种)，写出与ABC-离子互为等电子体的分子的化学式：______(写一种)。 ④AC2的电子式___________。 【答案】1s22s22p3 3d8四 IB ds C＜O＜N H2O CH4氧元素的非金属性强于碳或氧的原子半径比碳原子半径小，键长越小键能越大越稳定 NO3- N2O 或CO2 【解析】 【分析】 A、B、C、X、Y、Z、E为前四周期元素，且原子序数依次增大。A原子核外有三个能级，且每个能级上的电子数相等，A原子核外电子排布为1s22s22p2，则A为碳元素。X、Y、Z、E是位于同一周期的金属元素，元素只能处于第四周期，Y有“生物金属”之称，Y4+和氩原子的核外电子排布相同，Y元素原子核外电子数=18+4=22，故Y为Ti元素；X原子的最外层电子数为1，且X的原子序数小于Ti，故X为K元素；Z原子核外电子的运动状态数目是最外层电子数的14倍，最外层电子数只能为2，故Z原子核外电子数为28，则Z为Ni元素；E原子的最外层电子数为1，原子序数又大于Ni，则E原子的价电子排布式为 3d104s1，则E为Cu元素；C原子成对电子数是未成对电子数的3倍，原子序数又小于 X(钾)，未成对电子数最大为3，故C原子核外电子排布式为1s22s22p4，则C为O元素；而B的原子序数介于碳、氧之间，所以B为N元素，据此分析解答。 【详解】 根据上述分析可知A是C，B是N，C是O，X是K，Y是Ti，Z是Ni，E是Cu元素。 (1)B是N元素，原子序数是7，根据构造原理可知N原子的核外电子排布式为： 1s22s22p3；Y是22号Ti元素，价电子排布式是3d24s2，价电子排布图为： ；Z是Ni，Ni原子失去最外层的2个电子变为Ni2+，Ni2+的价电子排布 式3d8； (2)E是Cu，原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1，在元素周期表中位于第四周期第IB族，属于ds区； (3)①A是C，B是N，C是O，一般情况下，同一周期的元素，随原子序数的增大，元素的第一电离能呈增大趋势，但由于N原子的2p电子处于半充满的稳定状态，所以其第一电离能比O大，则三种元素的第一电离能由小到大的顺序为C＜O＜N； ②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C＜ O，原子半径r(C)＞r(O)，所以这两种元素的相应氢化物的稳定性：H2O＞CH4； ③AC32-离子为CO32-，与其互为等电子体的离子为NO3-；ABC-离子为CNO-，与其互为等电子体的分子的化学式为N2O或CO2。 ④AC2是CO2，在该物质分子中，C原子与2个O原子形成四对共用电子对，使分子中每个原子都达到最外层8个电子的稳定结构，所以CO2的电子式为：。 【点睛】 本题考查了物质结构的知识，涉及元素周期表、元素周期律的应用、原子核外电子排布的表示、元素周期表的位置、元素的电离能大小比较、等电子体及物质电子式的书写。根据原子结构推断元素是本题解答的关键。要根据原子的构造原理，结合元素的原子结构与元素位置及性质的关系分析判断，注意理解同一周期元素的第一电离能变化规律及反常现象，熟练掌握原子核外电子排布规律，这是解答该题的基础。 专题13.1 原子结构与性质 （测试时间45分钟，满分100分） 姓名：班级：得分：一、选择题(本题包括10小题，每小题5分，共50分) 1．【2017届福建省华安一中高三上学期开学考试】若15P原子的电子排布式写成1s22s22p63s23p X23P Y1，它违背了（） A．能量守恒原理 B．洪特规则 C．能量最低原理 D．泡利不相容原理 【答案】B 【解析】 试题分析：P原子3p能级上有3个轨道，3p能级上有3个电子，3个电子应该排在3个不同的轨道上，且自旋方向相同，若将P原子的电子排布式写成1s22s22p63s23p x23p y1，它违背了洪特规则，故选B。 考点：考查了原子核外电子排布的相关知识。 2．对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（） A．碱性：NaOH＜Mg（OH）2＜Al（OH）3 B．第一电离能：Na＜Mg＜Al C．电负性：Na＞Mg＞Al D．还原性：Na＞Mg＞Al 【答案】D 考点：考查元素周期律应用 3．下列说法或有关化学用语的表达正确的是（） A．在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量 B．核外电子排布由1s22s22p63s1―→1s22s22p6的变化需要吸收能量 C．因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大 D．根据原子核外电子排布的特点，Cu在周期表中属于s区元素 【答案】B 考点：考查物质的结构与性质相关知识 4．外围电子排布为3s23p5的元素在周期表中的位置是（） A．第三周期ⅦA族p区 B．第三周期ⅦB族p区 C．第三周期ⅦA族s区 D．第四周期ⅢB族s区 【答案】A 【解析】 试题分析：区的名称来自于按照构造原理最后通入电子的轨道名称，外围电子排布为3s23p5的元素是氯元素，位于元素周期表的第三周期ⅦA族p区，答案选A。 考点：考查元素周期表的结构 5．下列各项叙述中，说法不正确的是（） A．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同 B．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子吸收能量，由基态转化成激发态 C．最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素 【答案】D 【解析】 试题解析：A．所有原子任一能层的S电子云轮廓图都是球形，能层越大，球的半径越大，故A正确；B．基态Mg的电子排布式为1s22s22p63s2，能量处于最低状态，当变为1s22s22p63p2时，电子发生跃迁，需要吸收能量，变为激发态，故B正确；C．同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，所以最外层电子排布为ns2np6（当只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大，故C正确；D．价电子排布为5s25p1的元素最外层电子数为3，电子层数是5，最后一个电子排在P轨道，所以该元素位于第五周期第ⅢA族，是P区元素，故D错误。 考点：原子核外电子排布 6．肯定属于同族元素且性质相似的是（） 元素周期表 1．发展历程 2．编排原则 例1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×” (1)现行元素周期表的编排依据是相对原子质量( ) (2)一个横行即是一个周期，一个纵行即是一个族( ) (3)最外层电子数相同的元素一定是同族元素( ) (4)每一周期都是碱金属元素开始，稀有气体元素结束( ) 答案(1)×(2)×(3)×(4)× 3、元素周期表的结构 要点解释：常见族的特别名称： 第ⅠA族(除氢)：碱金属元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素。 例2 ．元素周期表中所含元素种类最多的族是哪一族？ 答案ⅢB族。 例3．现行元素周期表元素种类最多的周期是哪一周期？ 答案第六周期。 1．结构特点 元素 名称 元素 符号 核电 荷数 原子结构 示意图 最外层 电子数 电子 层数 原子半 径/nm 碱 金 属 元 素 锂Li 3 ] 1 2 0.152 钠Na 11 ] 1 3 0.186 钾K 19 ] 1 4 0.227 铷Rb 37 ] 1 5 0.248 铯Cs 55 ] 1 6 0.265 (2)得出结论：碱金属元素原子结构的共同点是最外层电子数均为1，不同点是电子层数和原子半径不同，其变化规律是随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。2．碱金属的性质 (1)物理性质 (2)化学性质 碱金属化学反应方程式反应程度 产物复杂 程度 活泼性 Li 4Li＋O22Li2O Na 2Na＋O2Na2O2 K K＋O2KO2 Rb － Cs － 钾钠 熔成小球，浮于水面，四处游动，有轻熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶 例4．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×” (1)碱金属元素原子的次外层电子数都是8个( ) (2)化合物中碱金属元素的化合价都为＋1价( ) (3)碱金属元素的原子半径随核电荷数的增大而增大( ) (4)碱金属单质的化学性质活泼，易失电子发生还原反应( ) (5)Li在空气中加热生成LiO2( ) 答案(1)×(2)√(3)√(4)×(5)× 例5．钾与水(含酚酞)反应的实验现象能表明钾的一些性质，请连一连。 (1)钾浮在水面上A．钾与水反应放热且钾的 熔点较低 (2)钾熔化成闪亮的小球B．钾与水反应剧烈，放出的热使生成的H2燃烧 (3)钾球四处游动，并有轻,微的爆鸣声C．钾的密度比水小 (4)溶液变为红色D．钾与水反应后 的溶液呈碱性 答案(1)—C (2)—A (3)—B (4)—D 例6．下列各组比较不正确的是( ) A．锂与水反应不如钠与水反应剧烈 B．还原性：K＞Na＞Li，故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠 C．熔、沸点：Li＞Na＞K D．碱性：LiOH＜NaOH＜KOH 答案 B 解析锂的活泼性比钠弱，与水反应不如钠剧烈，A正确；还原性：K＞Na＞Li，但K不能置换出NaCl溶液中的Na，而是先与H2O反应，B错误；碱金属元素从Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，即Li＞Na＞K＞Rb＞Cs，C正确；从Li到Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应最高价氧化物的水化物的碱性依次增强，即碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH，D正确。 归纳总结碱金属的原子结构与化学性质的关系 (1)相似性 原子都容易失去最外层的一个电子，化学性质活泼，它们的单质都具有较强的还原性，它们都能与氧气等非金属单质及水反应。碱金属与水反应的通式为2R＋2H2O===2ROH＋H2↑(R表示碱金属元素)。 (2)递变性 随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。 ① ②与O2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成 Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。 ③与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。 2014高考化学必备专题——原子结构 核外电子排布 【考纲解读】 【高考预测】《物质结构》可谓中学化学之灵魂，高考重现率几乎为100%，且常考常新，现将近两年全国各地高考试题中有关考点试题分类如下： 一、以等电子微粒结构为基点考查常见微粒的性质 二、以原子构成为切入点考查同素异形体的性质 三、以元素周期表的结构为载体考查简单推理能力 四、以元素周期律为指导考查分析判断能力 五、以分子结构与分子组成考查观察能力 六、借助微粒结构考查审题能力 一、原子的构成 质子 → 决定元素种类 原子核 → 质量数 1．原子A ZX 中子 → 决定同位素 电子数 → 最外层电子数 → 化学性质 核外电子 电子排布 → 电子层数 2．原子结构的表示方法 （1）原子结构示意图：表示原子的核电荷数和核外电子数在各电子层排布的图示（圆圈表示原子核，圆圈里面的数字表示核电荷数，“+”表示质子带正电，半弧表示电子层，半弧上的数字表示该层上的电子数）。如Cl 原子： （2）原子组成表示式：A ZX ，其中X 为原子符号，A 为质量数，Z 为质子数，A-Z 为中子数。 （3）电子式：在元素符号周围用“· ”或“×”表示最外层电子的图示。 3．构成原子或离子微粒间的数量关系： （1）质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数 （2）质量数=质子数+中子数 （3）质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带电荷数 （4）质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带电荷数 （5）原子的质量数≈该同位素原子的相对原子量 （6）元素的质量数≈该元素的平均相对原子量 例1.（2013·上海化学·3）230Th 和232Th 是钍的两种同位素，232Th 可以转化成233U 。下列有关Th 的说法正确的是 A. Th 元素的质量数是232 B. Th 元素的相对原子质量是231 C. 232Th 转换成233U 是化学变化 D. 230Th 和232Th 的化学性质相同 【答案】D 二、元素、核素、同位素 1.元素、核素、同位素的区别与联系 元素是具有 的同一类原子的总称 核素是具有 和 的一种原子 同一元素的不同 之间互称为同位素 元素、核素、同位素间的关系可用右图表示： 2.原子中各粒子的作用 ① 数决定元素种类，同种元素的不同 ，其 数相同 数不同， ② 数和 数共同决定了原子(核素)的种类 元素 同位素 核素 核素 专题三元素周期表及元素周期律 1.（2015·新课标I·12）W、X、Y、Z均为的短周期元素，原子序数依次增加，且原子核外L电子层的电子数分别 为0、5、8、8，它们的最外层电子数之和为18。下列说法正确的是 A．单质的沸点：W>X B．阴离子的还原性：A>Z C．氧化物的水化物的酸性：Y 2020-2021高考化学原子结构与元素周期表综合题汇编 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-1I2/kJ?mol-1I3/kJ?mol-1 X737.71450.77732.7 Y1313.93388.35300.5 Z1402.32856.04578.1 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πn m 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π66)，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a nm，N A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、N A的代数式表示）。 【答案】3d5 ds Z X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 sp254π 12 22 3 A 8.910 N a ? ? 高考总复习元素周期表和元素周期律 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN 高考总复习 元素周期表与元素周期律 【考纲要求】 1．掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的结构（周期、族）及其应用。 2．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 3．以ⅠA 族和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 【考点梳理】 要点一、元素周期表 1．原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。 原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中） 2．编排原则 （1）周期：将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列，排成一个横行； （2）族：把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增顺序从上到下排列，排成一个纵行。 3．元素周期表的结构（“七横十八纵”） 表中各族的顺序：ⅠA 、ⅡA 、ⅢB …ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 、ⅢA ……ⅦA 、0（自左向右）。 4．原子结构与周期表的关系 （1）电子层数=周期数 （2）最外层电子数=主族序数=最高正化合价（除F 、O ） （3）质子数=原子序数 要点二、元素周期律 1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。 3个短周期：一、二、三周期元素种数分别为2、8、 8种 周期（7主族（7个）：ⅠA ～ⅦA 副族（7个）：ⅠB ～ⅦB 族 元素周 期 2．实质：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。 注：元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等 3．元素周期表中主族元素性质的递变规律 高考化学原子结构与元素周期表综合题含答案 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-1I2/kJ?mol-1I3/kJ?mol-1 X737.71450.77732.7 Y1313.93388.35300.5 Z1402.32856.04578.1 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πn m 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π66)，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a nm，N A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、N A的代数式表示）。 【答案】3d5 ds Z X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 sp254π 12 22 3 A 8.910 N a ? ? 元素周期表及元素周期律专题三 电子层的电子数分别均为的短周期元素，原子序数依次增加，且原子核外LX、Y、Z2015·1.（新课标I·12）W、18。下列说法正确的是、8、8，它们的最外层电子数之和为为0、5 W>X A．单质的沸点：A>Z B．阴离子的还原性：C．氧化物的水化物的酸性：Y 原子结构 [考纲要求] 1.掌握元素、核素、同位素、相对原子质量、相对分子质量、原子构成、原子核外电子排布的含义。2.掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。3.掌握1～18号元素的原子结构示意图的表示方法。 考点一原子构成 1．构成原子的微粒及作用 2．微粒之间的关系 (1)质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数； (2)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)； (3)阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数； (4)阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。 3．一个信息丰富的符号 深度思考 18□、4019□＋、4020□2＋、4120□(“□”内元素符号1．有5种单核粒子，它们分别是4019□、40 未写出)，则它们所属元素的种类有________种。 答案 3 解析质子数决定元素种类，质子数有19、18、20共3种，所以B正确。 2．(1)4822Ti的质子数为________、中子数为________、电子数为________、质量数为________。 (2)27Al3＋的质子数为________、中子数为________、电子数为________、质量数为________。 (3)35Cl－的质子数为________、中子数为________、电子数为________、质量数为________。答案(1)22 26 22 48 (2)13 14 10 27 (3)17 18 18 35 题组一粒子中微粒关系的判断 1．下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是( ) A ．D3O ＋ B ．Li ＋ C ．O D － D ．OH － 答案 D 2．现有bXn －和aYm ＋两种离子，它们的电子层结构相同，则a 与下列式子有相等关系的是 ( ) A ．b －m －n B ．b ＋m ＋n C ．b －m ＋n D ．b ＋m －n 答案 B 规避3个易失分点 (1)任何微粒中，质量数＝质子数＋中子数，但质子数与电子数不一定相等，如阴、阳离子中；(2)有质子的微粒不一定有中子，如1H ，有质子的微粒不一定有电子，如H ＋；(3)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F 与OH －。 题组二 物质中某种微粒量的计算 3．已知阴离子R2－的原子核内有n 个中子，R 原子的质量数为m ，则ω g R 原子完全转化为R2－时，含有电子的物质的量是 ( ) A.m －n －2ω·m mol B.ωm －n n mol C ．ω(m －n －2m ) mol D ．ω(m －n ＋2m ) mol 答案 D 解析 R 原子的质子数为(m －n)，其核外电子数也为(m －n)，所以R2－的核外电子数为(m －n ＋2)，而ω g R 原子的物质的量为ωm mol ，所以形成的R2－含有的电子为ω m (m －n ＋2)mol ， 故选D 。 4．某元素的一种同位素X 的原子质量数为A ，含N 个中子，它与1H 原子组成HmX 分子，在a g HmX 中所含质子的物质的量是 ( ) A.a A ＋m (A －N ＋m)mol B.a A (A －N)mol C. a A ＋m (A －N)mol D.a A (A －N ＋m)mol 答案 A 解析 X 原子的质子数为(A －N)，一个HmX 中所含的质子数为(A －N ＋m)，HmX 的摩尔质量为(A ＋m)g·mol－1，所以a g HmX 中所含质子的物质的量为a A ＋m (A －N ＋m)mol 。 求一定质量的某物质中微粒数的答题模板 物质的质量―――――――――→ ÷摩尔质量来自质量数物质的量――――――――――――――→×一个分子或离子中含某粒子个数 指 定粒子的物质 的量――→×NA 粒子数 高考化学原子结构与元素周期表(大题培优)附详细答案 一、原子结构与元素周期表练习题（含详细答案解析） 1．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】 60o 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＜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 10 15:7 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 物质结构、元素周期律讲座 一、疑点、难点、关键点 疑点：化学键与晶体；共价化合物与分子晶体、原子晶体。分子结构及组成分子的元素在周期表位置关系。非金属元素的含氧酸根。 难点：原子结构和该元素在周期表位置间的关系及递变规律；元素性质递变规律。元素的推断，根据事实和数据，归纳物质变化规律；结合周期表的应用，培养学生推理能力。 关键点：搞清物质结构与化学键、晶体的关系。搞清原子结构、周期表位置及元素性质关系。 二、示例 例1 下列说法正确的是（）。 A．元素相对原子质量是该元素的一个原子的质量与碳-12原子质量1 / 12的 比值。 B．具有相同质量的原子，其化学性质基本相同。 C．具有相同质子数的微粒不一定属于同一种元素。 D．同种元素组成的物质一定是单质。 [辨析] 元素的相对原子质量是该元素各同位素相对原子质量的平均值，某元素的一个原子的质量与碳-12原子质量的1 / 12的比值是某元素的一种同位素相对原子质量。 互为同位素的原子的化学性质几乎相同，而质量数相同的原子可能是不同元素的原子，例1940K和2040Ca 其性质不同。 微粒包括原子、分子、离子等，只有质子数相同的原子属于同一种元素，有些微粒具有相同的质子数，但不属于同一种元素，如：水分子，氟化氢分子和氖原子等的质子数相同，但它们不属于同一种元素。 同种元素组成的纯净物才是单质，两种同素异形体组成的物质是混合物。 [解答] C [小结] 分清质量数、同位素相对原子质量、元素相对原子质量、近似相对原子质量的不同概念。分子是保持物质化学性质的一种微粒。原子是化学反应中的最小微粒，但不是构成物质的最小微粒，原子可由更小的微粒（如：质子、中子、电子等）构成。 例2 下列叙述中，正确的是（）。 A．两种元素构成的共价化合物中的化学键都是极性键 B．任何元素的原子都是由质子、中子、电子构成的 C．由强酸和强碱形成的盐，其水溶液一定呈中性 D．由非金属元素组成的化合物不一定都是共价化合物 E．只要是离子化合物，其熔点一定高于共价化合物 [辨析] 过氧化氢中的氧氧键属于非极性键；氢有一种同位素没有中子；硫酸氢钠显酸性；铵盐是由非金属元素组成的离子化合物；原子晶体属于共价化合物，它的熔点一般高于离子化合物。 [解答] D 高考总复习 元素周期表与元素周期律 【考纲要求】 1．掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的结构（周期、族）及其应用。 2．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 3．以ⅠA 族和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 【考点梳理】 要点一、元素周期表 1．原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。 原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中） 2．编排原则 （1）周期：将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列，排成一个横行； （2）族：把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增顺序从上到下排列，排成一个纵行。 3．元素周期表的结构（“七横十八纵”） 表中各族的顺序：ⅠA 、ⅡA 、ⅢB …ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 、ⅢA ……ⅦA 、0（自左向右）。 4．原子结构与周期表的关系 （1）电子层数=周期数 （2）最外层电子数=主族序数=最高正化合价（除F 、O ） （3）质子数=原子序数 要点二、元素周期律 1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。 2．实质：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。 注：元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等 3个短周期：一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种 3个长周期：四、五、六周期元素种数分别为18、18、32种 1个不完全周期：七周期元素种数为26（非排满）种 周期（7个） 主族（7个）：ⅠA ～ⅦA 副族（7个）：ⅠB ～ⅦB Ⅷ（1个）：表中第8、9、10三个纵行 0族（1个）：表中最右边 族 元素周 期 表 全国高考化学原子结构与元素周期表的综合高考真题汇总含答案 一、原子结构与元素周期表练习题（含详细答案解析） 1．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 I 1(Zn)__________I 1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是__________ （3）ZnF 2具有较高的熔点(872℃ ),其化学键类型是__________;ZnF 2不溶于有机溶剂而ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2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a cm,高为c cm,阿伏加德罗常数的值为N A ，Zn 的密度为__________g· cm -3(列出计算式)。 【答案】1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 2或[Ar ]3d 104s 2 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 ZnF 2为离子化合物，ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2的化学键以共价键为 主、极性较小 六方最密堆积(A 3型2A 3N 6a c ??? 【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1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 2或[Ar]3d 104s 2，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：1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 2或[Ar]3d 104s 2；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 高考化学原子结构与元素周期表的综合热点考点难点附答案解析 一、原子结构与元素周期表练习题（含详细答案解析） 1．著名化学家徐光宪在稀土化学等领域取得了卓越成就，被誉为“稀土界的袁隆平”。稀土元素包括钪、钇和镧系元素。请回答下列问题： (1)写出基态二价钪离子(Sc2+)的核外电子排布式____，其中电子占据的轨道数为 ____。 (2)在用重量法测定镧系元素和使镧系元素分离时，总是使之先转换成草酸盐，然后经过灼烧而得其氧化物，如2LnCl3+3H2C2O4+nH2O=Ln2(C2O4)3?nH2O+6HCl。 ①H2C2O4中碳原子的杂化轨道类型为____；1 mol H2C2O4分子中含σ键和π键的数目之比为 ___。 ②H2O的VSEPR模型为 ___；写出与H2O互为等电子体的一种阴离子的化学式_______。 ③HCI和H2O可以形成相对稳定的水合氢离子盐晶体，如HCl?2H2O，HCl?2H2O中含有 H5O2+，结构为，在该离子中，存在的作用力有___________ a.配位键 b.极性键 c.非极性键 d.离子键 e.金属键 f氢键 g.范德华力h.π键i.σ键 (3)表中列出了核电荷数为21～25的元素的最高正化合价： 元素名称钪钛钒铬锰 元素符号Sc Ti V Cr Mn 核电荷数2122232425 最高正价+3+4+5+6+7 对比上述五种元素原子的核外电子排布与元素的最高正化合价，你发现的规律是 ___________ (4)PrO2(二氧化镨)的晶胞结构与CaF2相似，晶胞中Pr(镨)原子位于面心和顶点。假设相距最近的Pr原子与O原子之间的距离为a pm，则该晶体的密度为_____g?cm-3(用N A表示阿伏加德罗常数的值，不必计算出结果)。 【答案】1s22s22p63s23p63d1 10 sp2杂化 7:2 四面体形 NH2- abfi 五种元素的最高正化合价数值等于各元素基态原子的最高能层s电子和次高能层d电子数目之和() 3 -10 A 4141+162 3 4a10 N ?? ? ??? ?? 【解析】 《原子结构与元素周期表》教案 第二节原子结构与元素周期表 【教学目标】 . 理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布； 2. 能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布； 【教学重难点】 解释1~36号元素基态原子的核外电子排布； 【教师具备】 多媒体 【教学方法】 引导式 启发式教学 【教学过程】 【知识回顾】 .原子核外空间由里向外划分为不同的电子层? 2.同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动? 3.比较下列轨道能量的高低（幻灯片展示） 【联想质疑】 为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？ 【引入新课】通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。 【板书】一、基态原子的核外电子排布 【交流与讨论】（幻灯片展示） 【讲授】通过前面的学习我们知道了核外电子在原子轨道上的排布是从能量最低开始的，然后到能量较高的电子层，逐层递增的。也就是说要遵循能量最低原则的。比如氢原子的原子轨道有1s、2s、2px、2py、2pz等，其核外的惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，电子排布式为1s1。也就是说用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，原子c的电子排布式为1s2s22p2。 备战高考化学原子结构与元素周期表(大题培优易错试卷)附答案解 析 一、原子结构与元素周期表练习题（含详细答案解析） 1．硅是构成矿物和岩石的主要成分，单质硅及其化合物具有广泛的用途。完成下列填空： I.某些硅酸盐具有筛选分子的功能，一种硅酸盐的组成为：M 2O·R 2O 3·2SiO 2·nH 2O ，已知元素M 、R 均位于元素周期表的第3周期。两元素原子的质子数之和为24。 （1）该硅酸盐中同周期元素原子半径由大到小的顺序为________________； （2）写出M 原子核外能量最高的电子的电子排布式：__________________； （3）常温下，不能与R 单质发生反应的是___________（选填序号）； a ．CuCl 2溶液 b ．Fe 2O 3 c ．浓硫酸 d ．Na 2CO 3溶液 （4）写出M 、R 两种元素的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式：____________________________________________。 II.氮化硅（Si 3N 4）陶瓷材料硬度大、熔点高。可由下列反应制得： SiO 2+C+N 2???→高温Si 3N 4+CO （5）Si 3N 4晶体中只有极性共价键，则氮原子的化合价为______，被还原的元素为______________。 （6）C 3N 4的结构与Si 3N 4相似。请比较二者熔点高低。并说明理由： _____________________。 （7）配平上述反应的化学方程式，并标出电子转移的数目和方向。_________________ （8）如果上述反应在10L 的密闭容器中进行，一段时间后测得气体密度增加了2.8g/L ，则制得的Si 3N 4质量为_____________。 【答案】Na >Al>Si 3s 1 bd ()-23- 2Al OH +OH =lO +H A O -3 N 2中氮元素 两者均为原子晶体，碳原子半径小于硅原子半径，因此C 3N 4中碳原子与氮原子形成的共价键键长较Si 3N 4中硅原子与氮原子形成的共价键键长小，键能较大，熔点较高 35g 【解析】 【分析】 【详解】 I ．（1）化合物的化合价代数和为0，因此M 呈+1价，R 呈+3价，M 、R 均位于元素周期表的第3周期，两元素原子的质子数之和为24，则M 为Na ，R 为Al ，该硅酸盐中Na 、Al 、Si 为同周期元素，元素序数越大，其半径越小，因此半径大小关系为：Na >Al>Si ； （2）M 原子核外能量最高的电子位于第三能层，第三能层上只有1个电子，其电子排布式为：3s 1； （3）常温下，Al 与CuCl 2溶液反应能将铜置换出来；Al 与Fe 2O 3在高温反应；Al 与浓硫酸发生钝化；Al 与Na 2CO 3溶液在常温下不发生反应； 故答案为：bd ； 2020-2021高考化学原子结构与元素周期表综合题 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1 mol H-H键、1 mol O=O键、1 mol O-H键所需要吸收的能量分别为Q1 kJ、Q2 kJ、Q3 kJ，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】> bc ② FeO42-+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)1 mol H2O中含2 mol H-O键，断开1 mol H-H、1 mol O=O、1 mol O-H键需吸收的能量分 别为Q1、Q2、Q3 kJ，则形成1 mol O-H键放出Q3 kJ热量，对于反应H2(g)+1 2 O2(g)=H2O(g)， 断开1 mol H-H键和1 2 mol O=O键所吸收的能量(Q1+ 1 2 Q2) kJ，生成2 mol H-O新键释放的 能量为2Q3 kJ，由于该反应是放热反应，所以2Q3-(Q1+1 2 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 专题5 微观结构与物质的多样性 第1讲原子结构 一、单项选择题(本题包括6个小题，每小题3分，共18分) 1．不具有放射性的同位素称之为稳定同位素，稳定同位素分析法近20年来在植物生理学、生态学和环境科学研究中获得广泛应用。如在陆地生态系统研究中，2H、13C、15N、18O、34S等常用作环境分析指示物。下列有关说法正确的是() A．34S原子核内中子数为16 B．1H162O和1H182O的相对分子质量不同 C．13C和15N原子的原子序数相差2 D．2H＋结合OH－的能力比1H＋的更强 2．下列叙述错误的是() A．13C和14C属于同一种元素，它们互为同位素 B．1H和2H是不同的核素，它们的质子数相等 C．14C和14N的质量数相等，它们的中子数不等 D．6Li和7Li的电子数相等，中子数也相等 3．氢化锂(LiH)、氘化锂(LiD)、氚化锂(LiT)在一定条件下都可产生极高的能量，被广泛应用在火箭推进剂和核反应中。下列有关说法中，正确的是() A．LiH、LiD、LiT是同一种物质 B．LiH、LiD、LiT中氢元素的化合价均为＋1 C．H、D、T之间互称为同位素 D．LiH、LiD、LiT在反应中常作氧化剂 4．X、Y均为元素周期表中前20号元素，其简单离子的电子层结构相同，下列说法正确的是() A．由m X a＋与n Y b－(电子层结构相同)得m＋a＝n－b B．X2－的还原性一定大于Y－ C.X、Y一定不是同周期元素 D．若X的原子半径大于Y，则气态氢化物的稳定性H m X一定大于H n Y 5．下列有关化学用语使用正确的是() A．硫原子的原子结构示意图： B．氚原子可表示为21H C．原子核内有10个中子的氧原子：188O D．铁位于周期表第4周期第ⅧB族高考化学复习专题.原子结构与性质
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