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14 5年高考3年模拟B版(教师用书)专题六原子结构 元素周期律和元素周期表对应学生用书起始页码P45考点一原子结构高频考点 1.元素、核素、同位素的概念及相互关系2.原子的构成及各微粒之间的数量关系(1)原子的构成原子(AZX)原子核质子(Z个):决定元素的种类中子(A-Z个):决定同位素的种类{核外电子(Z个):最外层电子数决定元素的化学性质ìîíïïïï(2)各微粒间的数量关系AZX表示质量数为A、质子数为Z的一个原子ꎮ1)核电荷数=核内质子数=原子核外电子数ꎻ2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)ꎻ3)离子所带电荷=质子数-核外电子总数ꎮ3.原子轨道(1)轨道形状s电子的原子轨道呈球形ꎮp电子的原子轨道呈纺锤形ꎮ(2)能量关系相同电子层上原子轨道能量的高低:nsnpndnf形状相同的原子轨道能量的高低:1s2s3s4s同一电子层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等ꎬ如2px、2py、2pz轨道的能量相等ꎮ4.基态原子核外电子排布及其表示方法(1)排布原则1)能量最低原理原子核外电子先占据能量低的轨道ꎬ然后依次进入能量较高的轨道ꎬ这样使整个原子的能量处于最低状态ꎮ2)泡利原理在一个原子轨道里ꎬ最多只能容纳2个电子ꎬ而且它们的自旋状态相反ꎬ这个原理称为泡利原理ꎮ3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时ꎬ基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道ꎬ而且自旋状态相同ꎬ这个规则称为洪特规则ꎮ(2)填充顺序———构造原理(3)核外电子排布规律1)每个电子层最多能容纳2n2个电子(n代表电子层数)ꎮ2)最外层电子数最多不超过8个ꎮ3)次外层电子数最多不超过18个ꎬ倒数第三层不超过32个ꎮ(4)基态原子核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例原子结构示意图电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4电子排布图(轨道表示式)↑↓1s↑↓2s↑↓↑↓↑↓2p↑↓3s↑↓↑↑3p价电子排布式3s23p4电子式S (2016四川理综ꎬ8ꎬ13分)M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素ꎬZ是一种过渡元素ꎮM基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍ꎬR是同周期元素中最活泼的金属元素ꎬX和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物ꎬZ的基态原子4s和3d轨道半充满ꎮ请回答下列问题:(1)R基态原子的电子排布式是 ꎬX和Y中电负性较大的是 (填元素符号)ꎮ(2)X的氢化物的沸点低于与其组成相似的M的氢化物ꎬ其原因是 ꎮ(3)X与M形成的XM3分子的空间构型是 ꎮ(4)M和R所形成的一种离子化合物R2M晶体的晶胞如图所示ꎬ则图中黑球代表的离子是 (填离子符号)ꎮ专题六 原子结构 元素周期律和元素周期表15 (5)在稀硫酸中ꎬZ的最高价含氧酸的钾盐(橙色)氧化M的一种氢化物ꎬZ被还原为+3价ꎬ该反应的化学方程式是 ꎮ本题涉及的考点有核外电子排布规律及其表示方法、电负性、分子空间构型和晶胞等ꎬ考查了考生对中学化学基础知识的复述、再现、辨认ꎬ并融会贯通的能力ꎬ体现了“宏观辨识与微观探析”学科核心素养ꎮ解析 由题意可知M为OꎬR为NaꎬX为SꎬY为ClꎬZ为Crꎮ(3)XM3为SO3ꎬ其分子中中心原子的价层电子对数为3ꎬ无孤电子对ꎬ故分子的空间构型为平面三角形ꎮ(4)由题图可知个数为8×18+6×12=4ꎬ个数为8ꎬR2M为Na2OꎬNa+与O2-的个数比为2∶1ꎬ故黑球代表Na+ꎮ(5)Cr的最高价含氧酸的钾盐(橙色)为K2Cr2O7ꎬ氧元素的氢化物中能被K2Cr2O7氧化的为H2O2ꎮ答案 (13分)(1)1s22s22p63s1或[Ne]3s1 Cl(2)H2O分子间存在氢键ꎬH2S分子间无氢键(3)平面三角形 (4)Na+(5)K2Cr2O7+3H2O2+4H2SO4K2SO4+Cr2(SO4)3+3O2↑+7H2O1.已知短周期主族元素X、Y、Z、W、Rꎬ其中X的原子半径在短周期主族元素中最大ꎬY元素的原子最外层电子数为mꎬ次外层电子数为nꎬZ元素的原子L层电子数为m+nꎬM层电子数为m-nꎬW与Z同主族ꎬR元素原子与Y元素原子的核外电子数之比为2∶1ꎮ下列叙述错误的是( )A.X与Y形成的两种化合物中阴、阳离子的个数比均为1∶2B.Y的氢化物比R的氢化物稳定ꎬ且熔、沸点高C.RY2和WY2通入Ba(NO3)2溶液中均不产生白色沉淀D.RY2和X2Y2均具有漂白性ꎬ均能使品红试液褪色1.答案 C X的原子半径在短周期主族元素中最大ꎬ应为Na元素ꎻY元素原子的最外层电子数为mꎬ次外层电子数为nꎬZ元素原子的L层电子数为m+nꎬM层电子数为m-nꎬ因为L层电子数最多为8ꎬ则n=2ꎬm=6ꎬ所以Y为O元素ꎬZ为Si元素ꎻW元素与Z元素同主族ꎬW应为C元素ꎻR元素原子与Y元素原子的核外电子数之比为2∶1ꎬY的核外电子数为8ꎬ则R的核外电子数为16ꎬR应为S元素ꎮX与Y形成的两种化合物分别为Na2O、Na2O2ꎬ两种化合物中阴、阳离子的个数比均为1∶2ꎬA项正确ꎻY是O元素ꎬR是S元素ꎬ水的稳定性强于硫化氢ꎬ熔、沸点高于硫化氢ꎬB项正确ꎻSO2通入Ba(NO3)2溶液ꎬ在酸性条件下ꎬNO-3氧化二氧化硫生成SO2-4ꎬSO2-4与Ba2+反应生成硫酸钡白色沉淀ꎬC项错误ꎻSO2和过氧化钠均具有漂白性ꎬ均能使品红试液褪色ꎬD项正确ꎮ2.第四周期中共有18种元素ꎬ它们均具有重要的用途ꎬ请回答下列问题:(1)锗、砷、硒三种元素的第一电离能由小到大的顺序是 (用元素符号表示)ꎮ(2)已知三溴化砷可溶于水ꎬ常用于医药和化学分析ꎬ其熔点为31℃ꎬ沸点为221℃ꎬ则三溴化砷的晶体类型为 ꎬ中心原子的杂化方式为 ꎬ空间构型为 ꎮ(3)金属钴(Co)在材料科学上有重要作用ꎬ不仅是制造合金钢的重要金属ꎬ而且是各种高级颜料的重要原料ꎮ①基态钴原子的价电子排布式为 ꎮ②钴能形成多种配合物ꎬ两种钴的配合物X、Y的化学式均为Co(NH3)5ClSO4ꎬ取X、Y溶液进行如下实验:X溶液Y溶液试剂BaCl2溶液AgNO3溶液BaCl2溶液AgNO3溶液现象无明显现象白色沉淀白色沉淀无明显现象则X的内界表示为 ꎬY的配体是 (填化学式)ꎮ(4)铁的某种氧化物晶胞如图所示(黑球代表Fe):①该氧化物的化学式为 ꎮ②铁、氧的半径分别为apm、bpmꎬ晶体密度为ρgcm-3ꎬ阿伏加德罗常数的值为NAꎬ该晶胞的空间利用率为 ×100%(用含π的式子表示)ꎮ2.答案 (1)GeSeAs (2)分子晶体 sp3 三角锥形(3)①3d74s2 ②[Co(NH3)5SO4]+ NH3、Cl-(4)①FeO ②(a3+b3)×10-30ρNAπ54解析 (1)锗、砷、硒同周期ꎬ同周期从左到右ꎬ元素第一电离能呈增大趋势ꎬ但是As最外层p轨道处于半满状态ꎬ导致其第一电离能大于硒ꎬ所以第一电离能:GeSeAsꎮ16 5年高考3年模拟B版(教师用书)(2)三溴化砷的熔、沸点低ꎬ为分子晶体ꎮ其中砷的价层电子对数为3+(5-1×3)/2=4ꎬ故As原子为sp3杂化ꎮ因存在一对孤电子对ꎬ则该分子的空间构型是三角锥形ꎮ(3)②从实验现象分析ꎬX溶液中无游离的SO2-4ꎬ存在自由的Cl-ꎮ而Y溶液中无游离的Cl-ꎬ存在自由的SO2-4ꎮX的内界为[Co(NH3)5SO4]+ꎬY的配体是NH3、Cl-ꎮ(4)①铁原子位于晶胞的顶点和面心ꎬ该晶胞中铁原子的个数为8×1/8+6×1/2=4ꎬ氧原子在体心和棱上ꎬ该晶胞中氧原子的个数为1+12×1/4=4ꎬ故两种元素的原子个数比为1∶1ꎬ所以化学式是FeOꎮ②1个晶胞的体积为4×(56+16)ρNAcm3ꎬ1个晶胞中所有原子的体积为4×4π×(a3+b3)×10-303cm3ꎬ则晶胞的空间利用率为(a3+b3)×10-30ρNAπ54ꎮ3.第四周期过渡元素如铁、锰、铜、锌等在太阳能电池、磁性材料等科技方面有广泛的应用ꎬ回答下列问题:(1)在现代化学中ꎬ常利用 上的特征谱线来鉴定元素ꎬ称为光谱分析ꎮ(2)写出Cu2+的外围电子排布式: ꎻ比较铁与锰的第三电离能(I3):铁 锰(填“”“=”或“”)ꎬ原因是 ꎮ(3)已知[Zn(CN)4]2-与甲醛在水溶液中发生反应可生成一种新物质HOCH2CNꎬ试判断新物质中碳原子的杂化方式: ꎻ1mol[Zn(CN)4]2-中的σ键数为 (阿伏加德罗常数的值用NA表示ꎬ下同)ꎮ(4)如图是晶体Fe3O4的晶胞ꎬ该晶体是一种磁性材料ꎬ能导电ꎮ①晶胞中亚铁离子处于氧离子围成的 (填空间结构)空隙ꎮ②晶胞中氧离子的堆积方式与某金属晶体原子堆积方式相同ꎬ该堆积方式名称为 ꎮ③解释Fe3O4晶体能导电的原因: ꎻ若晶胞的体对角线长为anmꎬ则Fe3O4晶体的密度为 gcm-3ꎮ3.答案 (1)原子光谱(2)3d9 Mn2+、Fe2+的价电子排布式分别为3d5、3d6ꎬMn2+的3d轨道处于半充满状态ꎬ较稳定ꎬ再失去一个电子所需能量较高(3)sp3、sp 8NA(4)①正四面体 ②面心立方堆积 ③电子可在两种不同价态的铁离子间快速发生转移 6963×1021a3NA解析 (1)在现代化学中ꎬ常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素ꎬ称为光谱分析ꎮ(2)Cu是29号元素ꎬ电子排布式为[Ar]3d104s1ꎬCu2+的外围电子排布式为3d9ꎻMn2+、Fe2+的价电子排布式分别为3d5、3d6ꎬMn2+的3d轨道处于半充满状态ꎬ较稳定ꎬ再失去一个电子所需能量较高ꎬ所以第三电离能Fe小于Mnꎮ(3)HOCH2CN中与羟基相连的碳原子为饱和碳原子ꎬ杂化轨道类型为sp3ꎬ另外一个碳原子与氮原子形成碳氮三键ꎬ该碳原子杂化轨道类型为spꎻ1个三键中含有1个σ键和2个π键ꎬ1个[Zn(CN)4]2-中含有4个CN键ꎬ每个CN-与Zn2+形成一个σ键ꎬ故1mol[Zn(CN)4]2-中的σ键数为8NAꎮ(4)①根据晶胞中离子的位置关系可知ꎬ晶胞中亚铁离子处于氧离子围成的正四面体空隙ꎻ③电子可在两种不同价态的铁离子间快速发生转移ꎬ故Fe3O4晶体能导电ꎻ根据“均摊法”计算ꎬ1个晶胞中含有铁离子的个数为4×18+3×12=2ꎬ亚铁离子的个数为1ꎬ氧离子的个数为1+12×14=4ꎬ若晶胞的体对角线长为anmꎬ设边长为xnmꎬ则体对角线长3xnm=anmꎬ故x=33aꎬ体积为39a3×10-21cm3ꎬ质量为232NAgꎬ故晶体的密度ρ=mV=232NAg39a3×10-21cm3=6963×1021a3NAgcm-3ꎮ考点二元素周期表与元素周期律高频考点 1.元素周期表的分区与价电子排布的关系(1)元素周期表的分区(2)各区价电子排布特点分区价电子排布s区ns1~2p区ns2np1~6(除He外)d区(n-1)d1~9ns1~2(除Pd外)ds区(n-1)d10ns1~2f区(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 2.元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小(
本文标题:(天津专用)2020版高考化学一轮复习 专题六 原子结构 元素周期律和元素周期表教师用书(PDF,含
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