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

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】

【分析】

(1)Sc(钪)为21号元素，1s 22s 22p 63s 23p 63d 14s 2，据此写出基态Sc 2+

核外电子排布式；s 、p 、d 能级分别含有1、3、5个轨道，基态Sc 2+的核外电子3d 轨道只占了一个轨道，据此计算Sc 2+占据的轨道数；

(2)①根据杂化轨道理论进行分析；根据共价键的类型结合该分子的结构进行分析计算； ②根据价层电子对互斥理论分析H 2O 的分子空间构型；等电子体是原子数相同，电子数也相同的物质，据此写出与之为等电子体的阴离子；

③HCl ?2H 2O 中含有H 5O 2+，结构为，据此分析该粒子存在的作用力；

(3)根据表中数据，分别写出Sc 、Ti 、V 、Cr 、Mn 的外围电子排布式为：3d 14s 2、3d 24s 2、3d 34s 2、3d 54s 1、3d 54s 2，则有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；

(4)根据均摊法进行计算该晶胞中所含粒子的数目，根据密度=m V 进行计算。 【详解】

(1)Sc(钪)为21号元素，基态Sc 2+失去两个电子，其核外电子排布式为：

1s 22s 22p 63s 23p 63d 1，s 、p 、d 能级分别含有1、3、5个轨道，但基态Sc 2+的核外电子3d 轨道只占了一个轨道，故共占据1×3+3×2+1=10个，故答案为：1s 22s 22p 63s 23p 63d 1；10；

(2)①H 2C 2O 4的结构式为，含碳氧双键，则碳原子的杂化轨道类型为sp 2杂化，分子中含有7个σ键、2个π键，所以σ键和π键数目之比为：7:2，故答案为：sp 2杂化；7:2；

②H 2O 中O 原子的价层电子对数6+2==42

，且含有两个2个孤对电子，所以H 2O 的VSPER 模型为四面体形，分子空间构型为V 形，等电子体是原子数相同，电子数也相同的物质，因此，与H 2O 互为等电子体的阴离子可以是NH 2-，故答案为：四面体形；NH 2-； ③HCl?2H 2O 中含有H 5O 2+，结构为

，存在的作用力有：配位键、极性键、氢键和σ键，故答案为：abfi ；

(3)根据表中数据，分别写出Sc 、Ti 、V 、Cr 、Mn 的外围电子排布式为：3d 14s 2、3d 24s 2、3d 34s 2、3d 54s 1、3d 54s 2，则有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，故答案为：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；

(4)由图可知，相距最近的Pr 原子和O 原子之间的距离为该立方体晶胞的体对角线的14，则该晶胞的晶胞参数-103=4a 10cm 3

?，每个晶胞中占有4个“PrO 2”，则该晶胞的质量

为()A 4141+16

2g N ??，根据m =V

ρ可得，该晶体的密度为：()3-10A 4141+16234a 10N ??????? ???

，故答案为：()

3

-10A 4141+16234a 103N ??????? ??? 。 【点睛】

本题考查新情景下物质结构与性质的相关知识，意在考查考生对基础知识的掌握情况以及对知识的迁移能力；本题第(2)小题的第②问中H 2O 的VSEPR 模型容易习惯性写为空间构型V 形，解答时一定要仔细审题，注意细节。

2．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。

3．A、B、C、D、E都是短周期元素，原子序数依次增大，A、B处于同一周期，C、D、E 同处另一周期。C、B可按原子个数比2∶1和1∶1分别形成两种离子化合物甲和乙。D、A按原子个数比3∶2形成离子化合物丙。E是地壳中含量最高的金属元素。根据以上信息回答下列问题：

(1)B元素在周期表中的位置是__________，乙物质化学式是__________。

(2)A、B、C、D、E五种元素的原子半径由小到大的顺序是__________(用元素符号填写)。

(3)E的单质加入到C的最高价氧化物对应的水化物的溶液中，发生反应的离子方程式是

____________________________________。

【答案】第二周期VIA族 Na2O2 O

【解析】

【分析】

C、B可按原子个数比2∶1和1∶1分别形成两种离子化合物甲和乙，可知C为Na元素，B为O元素，甲为Na2O，乙为Na2O2；E是地壳中含量最高的金属元素，则E为Al元素；

A、B、C、D、E都是短周期元素，原子均小于Al的原子序数，D、A按原子个数比3∶2形成离子化合物丙，可知A为N元素，D为Mg元素，丙为Mg3N2。

【详解】

（1）B为O元素，在周期表中第二周期VIA族，乙物质为过氧化钠，化学式是Na2O2，故答案为：第二周期VIA族；Na2O2；

（2）Na、Mg、A l在第三周期，O、N在第二周期，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，则O

（3）铝能跟氢氧化钠溶液发生反应生成偏铝酸盐和氢气，其反应的离子反应方程式为

2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑，故答案为：2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑。

【点睛】

一般情况下，原子个数比按2∶1和1∶1可分别形成H2O、H2O2或Na2O、Na2O2，H2O、H2O2为共价化合物，Na2O、Na2O2为离子化合物。

4．下表是元素周期表的一部分，除标出的元素外，表中的每个编号代表一种元素。请根据要求回答问题：

（1）②的元素符号是______。

（2）⑤和⑥两种元素的非金属性强弱关系是：⑤______⑥。

（3）①和③两种元素组成的化合物中含有的化学键为________（填“离子键”或“共价键”）。

（4）④和⑥两种元素组成的化合物与AgNO3溶液反应的离子方程式为__________。

【答案】C ＜共价键 Ag＋＋Cl－＝AgCl↓

【解析】

【分析】

根据元素在周期表中的位置分析元素的种类；根据元素周期律及元素性质分析解答。

【详解】

根据元素周期表的结构及元素在周期表中的位置分析知，①为氢，②为碳，③为氧，④为钠，⑤为硫，⑥为氯；

（1）碳的元素符号是C，故答案为：C；

（2）⑤和⑥处于相同周期，同周期元素随核电荷数增大，非金属性增强，则两种元素的非金属性强弱关系是：⑤＜⑥，故答案为：＜；

（3）H和O两种元素组成的化合物中有H2O和H2O2，都属于共价化合物，含有的化学键为共价键，故答案为：共价键；

（4）Na和Cl两种元素组成的化合物为NaCl，与AgNO3溶液反应生成氯化银沉淀和硝酸钠，离子方程式为：Ag＋＋Cl－＝AgCl↓，故答案为：Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。

5．原子序数依次增大的A、B、C、D、E、F都是元素周期表中前20号元素，B、C、D、E 同周期，A、D同主族，且A的原子结构中最外层电子数是电子层数的3倍。F和其他元素既不在同周期也不在同主族，且B、C、D的最高价氧化物对应的水化物两两混合均能发生

反应生成盐和水。根据以上信息，回答下列问题：

(1)A、F的名称为______、_______。

(2)A和D与氢元素形成的氢化物中，沸点较高的是______(填化学式，下同)，D和E的最高价氧化物对应的水化物中酸性较强的是_________，写出A和B形成的化合物中含有共价键的化合物的电子式_____。

(3)B、C形成的单质中与水反应较剧烈的是________，相应反应的化学方程式为

______________。

(4)写出C的最高价氧化物对应的水化物与B的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式_______。

【答案】氧钙 H2O HClO4 Na 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O

【解析】

【分析】

原子序数依次增大的A、B、C、D、E、F都是元素周期表中前20号元素，A的原子结构中最外层电子数是电子层数的3倍，最外层最多容纳8个电子，则A含有2个电子层，最外层含有6个电子，A为O元素；A、D同主族，则D为S元素；B、C、D、E同一周期，则四种元素都位于元素周期表第三周期，E的原子序数大于S，则E为Cl元素；B、C、D的最高价氧化物对应的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水，则B为Na元素，C为Al 元素；F和其他元素既不在同周期也不在同主族，则F位于第四周期，F不可能为K元素，只能为Ca元素，据此进行解答。

【详解】

根据上述分析可知：A为O，B为Na，C为Al，D为S，E为Cl，F为Ca元素。

(1)根据分析可知，A、F元素的名称分别为氧、钙；

(2)A、D分别为O、S，二者的氢化物分别为H2O、H2S，由于H2O分子之间存在氢键，增加了分子之间的作用力，导致其沸点比H2S高；

D为S、E为Cl，元素的非金属性：Cl>S，由于元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，所以S、Cl元素的最高价含氧酸的酸性较强的为高氯酸，其化学式为：HClO4；

A为O，B为Na，二者形成的含共价键的化合物为Na2O2，Na2O2是由2个Na+与1个O22-通过离子键结合而成的离子化合物，电子式为；

(3)B、C的单质分别为Na、Al，钠的金属性比铝强，与水反应更剧烈。钠与水反应生成氢氧化钠和氢气，反应的化学方程式为：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；

(4)C是Al，Al的最高价氧化物对应的水化物为Al(OH)3，B是Na，Na的最高价氧化物对应的水化物为NaOH，Al(OH)3是两性氢氧化物，能够与强碱NaOH反应产生NaAlO2和H2O，二者反应的离子方程式为：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O。

【点睛】

本题考查了元素的位置、结构与性质关系的应用，根据元素的原子结构及性质和相互关系推断元素为解答关键，注意掌握元素周期表结构、元素周期律内容，试题有利于培养学生的分析能力及灵活应用能力。

6．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F的单质通入足量NaOH溶液中，发生反应的离子方程式是______。

H H2O2 Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O

【答案】N Na 3

1

【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

H；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

符号表示为3

1

；

(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。

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．有关物质存在如图所示的转化关系，已知C、G、H为中学常见的单质，其中G 固态时呈紫黑色，C、H在通常状况下为气体，实验室常用E在B的催化加热下制单质H。

(1)写出B物质的名称 _______________________ ；

(2)写出①的化学反应方程式 ___________________________________________________ ；

(3)写出②的离子方程式

_____________________________________________________________；

(4)在D溶液中通入C 后的溶液中，分离出G 的操作名称是_______________________。

【答案】二氧化锰 MnO 2+4HCl(浓) =MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O 6I -+ClO 3-+6H + = 3I 2+Cl -+3H 2O 萃取

【解析】

【分析】

G 为紫黑色固体单质，且是常见单质，则G 是碘单质；实验室常用E 在B 的催化加热下制单质H ，实验室需要催化剂制取的气体单质只有氧气，所以H 为O 2，常用氯酸钾在二氧化锰的催化下加热分解制取氧气，所以B 为MnO 2，E 是KClO 3；浓A 溶液与B （二氧化锰）加热可以生成气体单质C ，则A 为HCl ，气体C 为Cl 2，氯气可以与D(含I -溶液)反应生成碘单质，且D 与HCl 、KClO 3反应生成碘单质，根据元素守恒可知F 为KCl 溶液，则D 为KI 溶液。

【详解】

（1）根据分析可知B 为二氧化锰，故答案为：二氧化锰；

（2）该反应为浓盐酸与二氧化锰共热制取氯气的反应，故答案为：MnO 2+4HCl(浓) =MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O ；

（3）该反应为KI 在酸性环境中与KClO 3发生归中反应生成碘单质的反应，故答案为：6I -+ClO 3-+6H + = 3I 2+Cl -+3H 2O ；

（4）通过萃取可将碘单质从溶液中分离，故答案为：萃取。

【点睛】

实验室制取氧气的反应有: 1、加热高锰酸钾，化学式为：2KMnO 4===(△）

K 2MnO 4+MnO 2+O 2↑；

2、用催化剂MnO 2并加热氯酸钾，化学式为:2KClO 32 MnO 2KCl+3O 2↑；

3、双氧水在催化剂MnO 2（或红砖粉末，土豆，水泥，铁锈等）中，生成O 2和H 2O ，化学式为: 2H 2O 22MnO 2H 2O+O 2↑；

9．有关元素X 、Y 、D 、E 的信息如下：

用化学用语．．．．

回答下列问题： （1）D 在元素周期表中的位置为____。

（2）X 、Y 、D 形成的简单离子的半径由大到小为_____。

（3）X 的一种氢化物可用于实验室制取X 的单质，其反应的化学方程式为_________，D

的单质溶于强碱的离子方程式为________。

（4）E元素与Y元素可形成EY2和EY3两种化合物，下列说法正确的是（填序号）_____。

①保存EY2溶液时，需向溶液加入少量E单质

②EY2、EY3均能通过化合反应生成

③向煮沸的NaOH溶液中滴加几滴饱和EY3溶液，可以制得胶体

【答案】第三周期第ⅢA族 r(Cl-)>r(O2-)>r(Al3+) 2H2O2

2

MnO

2H2O+O2↑2Al+2OH-

+2H2O=2A1O2-+3H2↑①②

【解析】

【分析】

X是地壳中含量最高的元素，则其为氧(O)；Y为第三周期中原子半径最小的元素，则其为氯(Cl)；D元素的最高价氧化物既能溶于强酸又能溶于强碱，则其为铝(Al)；E的单质是生活中常见金属，其制品在潮湿空气中易被腐蚀或损坏，则其为铁(Fe)。

【详解】

（1）铝的原子结构示意图为，则其在元素周期表中的位置为第三周期第ⅢA族；

（2）比较O2-、Al3+、Cl-的半径时，O2-、Al3+为两个电子层数，Cl-为三个电子层，则Cl-半径最大，O2-、Al3+的核电荷数，前者为8后者为13，所以离子半径前者大于后者，从而得出离子半径大小关系为r(Cl-)>r(O2-)>r(Al3+)；

（3）X的一种氢化物可用于实验室制取X的单质，则其为H2O2，其反应的化学方程式为2H2O22H2O+O2↑，Al的单质溶于强碱离子的离子方程式为2Al+2OH-+2H2O=2A1O2-+3H2↑；

（4）①保存FeCl2溶液时，需向溶液加入少量Fe单质，以防止Fe2+被空气中O2氧化，①正确；

②FeCl2可由Fe与FeCl3化合制得，FeCl3可由Fe与Cl2化合制得，②正确；

③向煮沸的NaOH溶液中滴加1~2mL饱和FeCl3溶液，并继续煮沸至液体呈红褐色，可以制得胶体，③错误；

故选①②。

【点睛】

比较原子或离子半径时，通常先看电子层数，一般情况下，电子层数越多，半径越大；当电子层数相同时，比较核电荷数，核电荷数越大，半径越小；当电子层数、核电荷数均相同时，比较最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大。

10．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。

11．现有下列9种微粒：11H 、21H 、136C 、146C 、147N 、56226Fe

+、56326Fe +、1682O 、1683O 。按要求完成以下各题：

（1）1

1H 、21H 分别是氢元素的一种______，它们互为______。

（2）互为同素异形体的微粒是______。

（3）56226Fe +的中子数为______，核外电子数为______。

（4）形成上述9种微粒的核素有______种、元素有______种。

【答案】核素 同位素 1682O 和1683O 30 24 7 5

【解析】

【分析】

结合核素的结构分析即可。

【详解】

(1)1

1H 、21H 的质子数均为1，中子数分别为0、1，分别是氢元素的一种核素，它们互为同位素；

(2)1682O 和1683O 是由O 元素组成的两种不同单质，互为同素异形体；

(3)56226Fe +的质子数为26，质量数为56，中子数为562630-=，核外电子数为

26224-=；

(4)9种微粒中含有H 、C 、N 、Fe 和O 5种元素，含有1

1H 、21H 、136C 、146C 、147N 、

56

26Fe 、16

8O 7种核素。

12．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Br 2，利用了Br 2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：___Br 2+___CO 32-——___BrO 3-+___Br -+___CO 2。

（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Br 2与SO 2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 SO 2+Br 2+2H 2O=2HBr+H 2SO 4

【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

SO+Br+2H O=2HBr+H SO，故答案为：SO2+Br2+2H2O=2HBr+H2SO4。

22224

13．如图为工业从海水中提取液溴的流程图：

已知：溴的沸点为59℃，微溶于水，有毒性。请回答：

（1）某同学利用下图装置进行步骤①至步骤④的实验，当进行步骤①时，应关闭活塞

___，打开活塞____。

（2）步骤②中可根据___现象，简单判断热空气的流速。

（3）步骤③中简单判断反应完全的依据是___。

（4）从“溴水混合物Ⅰ”到“溴水混合物Ⅱ”的目的是___。

（5）步骤⑤用下图装置进行蒸馏，蒸馏烧瓶中尚未安装温度计，安装其位置时应注意

___，装置C中直接加热不合理，应改为__。

【答案】bd ac A中气泡产生的快慢 B中溶液褪色浓缩Br2或富集溴温度计的水银球在蒸馏烧瓶的支管口附近水浴加热

【分析】

向浓缩海水中加入氯气可以将Br -氧化得到溴水的混合物，利用热的空气吹出溴单质，得到粗溴，然后通入SO 2气体吸收Br 2单质，将Br 2富集，二者在溶液中发生氧化还原反应生成HBr ，再通入Cl 2氧化Br -得到溴与水的溶液，最后蒸馏得到液溴。

【详解】

(1)进行步骤①的目的是通入Cl 2氧化Br -离子为Br 2，且能使氯气通入和浓缩海水中的溴离子反应，剩余氯气进行尾气吸收，因此应关闭bd ，打开ac ，进行反应和尾气处理；

(2)步骤②是利用溴单质易挥发的性质，关闭ac ，打开bd ，通入热空气把生成的溴单质赶出到装置B ，并使Br 2蒸气和通入的SO 2气体在溶液中发生氧化还原反应生成H 2SO 4和HBr ，依据A 装置中直玻璃管产生气泡的快慢现象，简单判断热空气的流速；

(3)步骤③中是二氧化硫和溴单质发生氧化还原反应生成溴化氢和硫酸，反应方程式为：Br 2+SO 2+2H 2O= H 2SO 4+2HBr ，由于溴水显橙色，所以可根据溴水溶液的颜色由橙色变化为无色，来判断反应是否恰好完全进行；

(4)海水中溴元素较少，从“溴水混合物Ⅰ”到“溴水混合物Ⅱ”过程中，的目的是增大溴单质的浓度，起到富集溴元素的作用；

(5)蒸馏装置中温度计的作用是测定馏出成分的温度，因此蒸馏烧瓶中安装温度计，安装其位置时应注意：温度计水银球在蒸馏烧瓶的支管口处；装置C 中直接加热温度不容易控制，为使溴单质从溴水中蒸出，可根据溴的沸点为59℃，采用水浴加热的方法。

【点睛】

本题考查了物质制备的流程分析判断的知识，涉及氧化还原反应、反应条件的控制等，主要是海水提取溴的原理应用，掌握实验原理，分析实验过程的目的是进行操作判断的依据。

14．在玻璃生产中，熔炉里原料发生的主要反应为：

2Na 2CO 3+CaCO 3+3SiO 22Na 2SiO 3+CaSiO 3+3CO 2↑。

(1)某反应物在熔融状态下不导电，它属于______晶体。

(2)上述反应里所涉及的短周期元素原子半径由大到小的顺序为________。

(3)碳和硅属于同族元素，该族元素的原子最外层电子的价层电子表示式为________。

(4)写一个能比较碳元素和氧元素非金属性强弱的化学反应方程式：________。

(5)CO 2的电子式为_______。

(6)反应物Na 2CO 3与CaCO 3均能制备二氧化碳，但是往往不是都能使用稀硫酸，请说明理由。______

【答案】原子 Na>Si>C>O ns 2np 2 22C+O CO 点燃 CaCO 3与稀硫酸反应生成的CaSO 4微溶于水，会附着在CaCO 3表面阻止反应进一步进行

【解析】

(1)反应物中Na2CO3、CaCO3为离子晶体，SiO2为原子晶体；

(2)反应中涉及Na、C、Si、O、Ca五种元素，根据它们在周期中的位置及元素周期律分析；

(3)C、Si位于第IVA，最外层有4个电子，根据核外电子排布规律书写；

(4)根据二者形成化合物中元素化合价的正负判断；

(5)C原子与2个O原子形成4个共用电子对；

(6)根据反应产物的溶解性、反应进行的快慢分析。

【详解】

(1)反应物中Na2CO3、CaCO3是盐，属于离子晶体，离子晶体在熔融状态时电离产生自由移动的离子，因此能导电，而SiO2为原子晶体，原子之间通过共价键结合形成晶体，原子晶体在熔融状态下不导电；

(2)在上述反应中涉及Na、C、Si、O、Ca五种元素，Ca位于第四周期，Na、Si位于第三周期，C、O位于第二周期，由于同一周期的元素，原子序数越大，原子半径越小；不同周期的元素，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以上述反应里所涉及的短周期元素原子半径由大到小的顺序为Na>Si>C>O；

(3)碳和硅属于同一族元素，该族元素的原子最外层电子数为4个，根据核外电子排布规律可得该族元素的价层电子排布式为ns2np2；

(4)C与O2在点燃条件下发生反应产生CO2气体，在该反应产生的CO2中，C为+4价，O为-2价，表明O吸引电子能力强，共用电子对偏小O原子，偏离C原子，从而证明元素的非金属性O>C；

(5)在CO2分子中，C原子与2个O原子形成4个共用电子对，从而使分子中每个原子都达到8个电子的稳定结构，电子式为；

(6)从理论上可知反应物Na2CO3与CaCO3均能制备二氧化碳，但是往往不是都能使用稀硫酸，Na2CO3与硫酸反应产生Na2SO4具有可溶性，对反应无影响，而CaCO3与稀硫酸反应生成的CaSO4微溶于水，会附着在CaCO3表面阻止反应进一步进行，因此就不能使用H2SO4制备CO2。

【点睛】

本题考查了晶体的类型、元素周期表的应用、电子式、气体飞制取方法等，把握原子的电子排布与元素的位置关系为解答的关键，要注重基础知识的学习，从物质的溶解性等分析气体制备试剂的使用情况。

15．氮、磷、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi)、镆(Mc)为元素周期表中原子序数依次增大的同族元素。

(1)砷(As)在元素周期表中的位置为____________________，磷的基态原子的价电子排布式为__________，六种元素中电负性最大的是__________（填元素符号）。

(2)N2分子中σ键和π键的数目比N(σ):N(π)=__________。NH3的分子构型为__________，中心原子的杂化方式为__________。

(3)热稳定性：NH3_____PH3（填“>”或“<”），沸点：N2H4______P2H4（填“>”或“<”）。

(4)已知：P(s,白磷)=P(s,黑磷)ΔH=-39.3kJ·mol-1；P(s,白磷)=P(s,红磷)ΔH=-17.6kJ·mol-1

由此推知，其中最稳定的磷单质是__________。

(5)SbCl3能发生较强烈的水解，生成难溶的SbOCl，因此配制SbCl3溶液应加入__________。【答案】第4周期第VA族 3s23p3 N 1:2 三角锥形 sp3 > > 黑磷盐酸

【解析】

【分析】

(1)As是33号元素；同主族元素原子序数越小电负性越强；

(2)氮气分子中为氮氮三键；根据价层电子对数和孤电子对数判断分子构型和杂化方式；

(3)元素的非金属性越强，其氢化物越稳定；分子晶体熔沸点与分子间作用力和氢键有关，能形成分子间氢键的氢化物熔沸点较高；

(4)能量越低越稳定；

(5)SbCl3能发生较强烈的水解，生成难溶的SbOCl，根据元素守恒知，还生成HCl。

【详解】

(1)砷(As)在元素周期表中的位置为第4周期第VA族，价电子排布为3s23p3；同主族元素原子序数越小电负性越强，所以电负性最大的元素为N，故答案为：第4周期第VA族；

3s23p3；N；

(2)一个氮氮三键中有一个σ键和两个π键，所以N(σ): N(π)=1:2；氨气分子中价层电子对数

为5+13

=4

2

，孤电子对数为1，故杂化方式为sp3，空间构型为三角锥形，故答案为：

1:2；三角锥形；sp3；

(3)元素的非金属性越强，其氢化物越稳定；非金属性N＞P，所以热稳定性：NH3＞PH3；N2H4能形成分子间氢键、P2H4分子间不能形成氢键，所以沸点：N2H4＞P2H4，故答案为：＞；＞；

(4)P(s，白磷)=P(s，黑磷)△H=-39.3 kJ?mol-1①

P(s，白磷)=P(s，红磷)△H=-17.6kJ?mol-1②

将方程式①-②得P(s，红磷)=P(s，黑磷)△H=(-39.3+17.6)kJ/mol=-21.7kJ/mol，

则能量：红磷＞黑磷，则黑磷稳定，故答案为：黑磷；

(5)SbCl3能发生较强烈的水解，生成难溶的SbOCl，根据元素守恒知，还生成HCl，反应方程式为SbCl3+H2O?SbOCl+2HCl，配制SbCl3溶液要防止其水解，其水溶液呈酸性，所以酸能抑制水解，则配制该溶液时为防止水解应该加入盐酸，故答案为：盐酸。

【点睛】

解决第(5)题时要根据元素守恒和水解相关知识判断出SbCl3的水解产物，然后根据勒夏特列原来解决问题。

高中化学第1章第2节原子结构与元素周期表第2课时核外电子排布与元素周期表原子半径教案鲁科版选修3

第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径 [学习目标定位] 1.了解核外电子排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。2.了解原子半径的意义及其测定方法，知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。 一、核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)填写下表： (2)观察分析上表，讨论原子核外电子排布与周期划分的本质联系。 ①根据能级能量的差异，可将能量相近的能级分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。 ②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。

③一个能级组最多容纳的电子数等于对应的周期所含的元素种数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中： (2)以第4周期副族元素为例，填写下表： (3)依据上述表格，分析讨论族的划分与原子核外电子排布的关系。 族的划分依据与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。 ①同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在最外层的n s或n s n p轨道上。族序数与价电子数相同。 ②稀有气体的价电子排布为1s2或n s2n p6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵行原子的价电子排布基本相同。价电子排布式为(n－1)d1～10n s1～2，第ⅢB～ⅦB族的族序数与价电子数相同，第ⅠB、ⅡB族的族序数＝n s轨道上的电子数，第Ⅷ族的价电子数分别为8、9、10。 3．原子核外电子排布与区的划分

(1)最外层电子排布与周期表的关系 ①原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数 ②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的价电子数＝主族序数 (2)对价电子认识的误区提醒 ①价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 ②元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数。这只对主族元素成立，对部分过渡元素是不成立的。 ③同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。 例

高考化学复习专题.原子结构与性质

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（）

元素周期表中的规律

元素周期表中的规律 一、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 二、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 2、规律性

由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。 3、元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H原子 质量最轻的元素：H元素； 非金属性最强的元素：F 金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr） 最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4 最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH 形成化合物最多的元素：C元素 所含元素种类最多的族：ⅢB 地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素 地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素 含H质量分数最高的气态氢化物：CH4 与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素 与水反应最剧烈的非金属元素：F元素 常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg …… 4、特殊性

2014年高考化学必备专题复习——原子结构

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

2020-2021高考化学原子结构与元素周期表综合题汇编

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 ? ?

元素周期表的规律总结

元素周期表的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小 三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-) r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+） r(Na+ )r(Cl)

高考化学原子结构与元素周期表综合题含答案

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 ? ?

高考化学原子结构考点全归纳

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

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

化学元素周期表规律

化学元素周期表规律 (一)元素周期律和元素周期表 1.元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2.比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。

2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。 如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3.常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则 正常化合价为一系列连续的偶数。 4.原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。 2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。 3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素。

高三化学原子结构的知识体系

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

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

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

化学元素周期表的规律总结

化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性

（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。

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

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】

元素周期表中的性质

1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。1.2元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6非金属气态氢化物

元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。

(夺冠方略)高中化学 1.2.2 核外电子排布与元素周期表、原子半径知能巩固提升 鲁科版选修3

"（夺冠方略）2013-2014高中化学 1.2.2 核外电子排布与元素周期表、原子半 径知能巩固提升鲁科版选修3 " 一、选择题 1.在元素周期表中，原子最外电子层只有2个电子的元素是( ) A.一定是金属元素 B.一定是稀有气体元素 C.一定是过渡元素 D.无法判断是哪一类元素 2.某元素位于周期表中第4周期ⅤA族，则该元素的名称和价电子排布式均正确的是( ) A.砷，4s24p3 B.溴，4s24p5 C.磷，4s24p3 D.锑，5s25p3 3.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( ) A.1s22s22p63s23p3 B.1s22s22p3 C.1s22s22p5 D.1s22s22p63s23p4 4.具有下列结构的原子，一定是主族元素的是( ) ①最外层有3个电子的元素 ②最外层电子排布为ns2的原子 ③最外层有3个未成对电子的原子 ④次外层没有未成对电子的原子 A.①② B.②③ C.③④ D.①③ 5.(2012·衡水高二检测)元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示： 已知Y元素原子的价电子排布为ns(n-1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是( ) A.Y元素原子的价电子排布为4s24p4

B.Y元素在周期表的第3周期ⅥA族 C.X元素所在周期中所含非金属元素最多 D.Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 6.具有相同电子层结构的三种微粒A n+、B n-和C，下列分析正确的是( ) A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系：r(B n-)

《原子结构与元素周期表》教案

《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

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 ；