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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(