备战高考化学备考之元素周期律压轴突破训练培优 易错 难题篇.docx

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备战高考化学备考之元素周期律压轴突破训练培优易错难题篇

2020-2021备战高考化学备考之元素周期律压轴突破训练∶培优易错难题篇

一、元素周期律练习题（含详细答案解析）

1．煤粉中的氮元素在使用过程中的转化关系如图所示：

（1）②中NH3参与反应的化学方程式为_______。

（2）焦炭氮中有一种常见的含氮有机物吡啶（

），其分子中相邻的C和N原子相比，N原子吸引电子能力更___________（填“强”或“弱”），从原子结构角度解释原因：

________。

（3）工业合成氨是人工固氮的重要方法。

2007年化学家格哈德·埃特尔证实了氢气与氮气在固体催化剂表面合成氨的反应过程，示意如图：

下列说法正确的是________（选填字母）。

a.图①表示N2、H2分子中均是单键

b.图②→图③需要吸收能量

c.该过程表示了化学变化中包含旧化学键的断裂和新化学键的生成

（4）已知：

N2（g）＋O2（g）=2NO（g）ΔH=akJ·mol-1

N2（g）＋3H2（g）=2NH3（g）ΔH=bkJ·mol-1

2H2（g）＋O2（g）=2H2O（l）ΔH=ckJ·mol-1

反应后恢复至常温常压，①中NH3参与反应的热化学方程式为________。

（5）用间接电化学法除去NO的过程，如图所示：

①已知电解池的阴极室中溶液的pH在4~7之间，写出阴极的电极反应式：

________。

②用离子方程式表示吸收池中除去NO的原理：

__________。

【答案】4NH3+5O2

4NO+6H2O强C和N原子在同一周期（或电子层数相同），N原子核电荷数更大，原子半径更小，原子核对外层电子的吸引力更强bc4NH3（g）+6NO（g）=5N2（g）+6H2O（l）ΔH=（3c-3a-2b）kJ·mol-12HSO3-+2e-+2H+=S2O42-+2H2O2NO+2S2O42-+2H2O=N2+4HSO3-

【解析】

【分析】

【详解】

（1）氨气在催化剂条件下与氧气反应生成一氧化氮和水，为重要的工业反应，反应的化学方程式为4NH3+5O2

4NO+6H2O；

（2）由于C和N原子在同一周期（或电子层数相同），N原子核电荷数更大，原子半径更小，原子核对外层电子的吸引力更强，所以N原子吸引电子能力更强；

（3）a．氮气中两个氮原子之间为三键，故a错误；

b．分析题中图可以知道，图②表示N2、H2被吸附在催化剂表面，而图③表示在催化剂表面，N2、H2中化学键断裂，断键吸收能量，所以图②→图③需要吸收能量，故b正确；

c．在化学变化中，氮分子和氢分子在催化剂的作用下断裂成氢原子和氮原子，发生化学键的断裂，然后原子又重新组合成新的分子，形成新的化学键，所以该过程表示了化学变化中包含旧化学键的断裂和新化学键的生成，故c正确；

答案选bc。

（4）①中NH3参与的反应为：

4NH3（g）+6NO（g）=5N2（g）+6H2O（l）；

已知：

N2（g）＋O2（g）=2NO（g）ΔH=akJ·mol-1i；

N2（g）＋3H2（g）=2NH3（g）ΔH=bkJ·mol-1ii；

2H2（g）＋O2（g）=2H2O（l）ΔH=ckJ·mol-1iii；

根据盖斯定律iii×3-i×3-ii×2可得4NH3（g）+6NO（g）=5N2（g）+6H2O（l）ΔH=（3c-3a-2b）kJ·mol-1；

（5）①阴极发生还原反应，据图可知亚硫酸氢根离子得电子被还原生成S2O42-，电解质溶液显弱酸性，所以电极反应式为：

2HSO3-+2e-+2H+=S2O42-+2H2O；

②据图可知S2O42-与一氧化氮发生氧化还原反应，生成氮气和亚硫酸氢根，根据得失电子守恒、原子守恒和电荷守恒，反应的离子方程式为：

2NO+2S2O42-+2H2O=N2+4HSO3-。

2．A、B、C、D、E均为短周期主族元素，其原子序数依次增大。

其中A元素原子核内只有1个质子；A与C，B与D分别同主族；B、D两元素原子序数之和是A、C两元素原子序数之和的2倍。

请回答下列问题：

（1）由上述元素组成的下列物质中属于非电解质的是________（填字母编号）。

a.A2Bb.E2c.DB2d.C2DB3

（2）B元素在元素周期表中的位置为________；化合物C2B2中含有的化学键类型是________；化合物C2B中两种离子的半径大小关系为________＜________（填离子符号）。

（3）实验室中欲选用下列装置制取并收集纯净干燥的E2气体。

①实验中应选用的装置为________（按由左到右的连接顺序填写）；

②装置A中发生反应的化学方程式为________。

【答案】c第2周期ⅥA族离子键、共价键Na+O2－AFEBMnO2＋4HCl（浓）

MnCl2＋Cl2↑+2H2O

【解析】

【分析】

A、B、C、D、E均为短周期主族元素，其原子序数依次增大。

其中A元素原子核内只有1个质子，则A为H；A与C，B与D分别同主族；B、D两元素原子序数之和是A、C两元素原子序数之和的2倍，C应为Na，设B的原子序数为x，D的原子序数为x+8，则2×（1+11）=x+x+8，解得x=8，则B为O，D为S，E为Cl。

【详解】

（1）H2O、Na2SO3均为化合物，均可发生电离，属于电解质，Cl2是单质，既不是电解质也不是非电解质，而SO2本身不能电离，属于非电解质，则只有c为非电解质，故答案为：

c；

（2）B为O，位于第2周期ⅥA族，化合物C2B2为Na2O2，含离子键、共价键；C2B为Na2O，其中离子具有相同电子排布，原子序数大离子半径小，离子半径为O2-＞Na+，故答案为：

第2周期ⅥA族；离子键、共价键；Na+；O2-；

（3）①用装置A制取并收集纯净干燥的Cl2气体，选择浓盐酸与二氧化锰加热制备；用装置F中的饱和食盐水除杂；用装置E中的浓硫酸干燥；最后用B装置进行收集及尾气处理，则仪器连接顺序为AFEB，故答案为：

AFEB；

②装置A中发生反应的化学方程式为MnO2＋4HCl（浓）

MnCl2＋Cl2↑+2H2O，故答案为：

MnO2＋4HCl（浓）

MnCl2＋Cl2↑+2H2O。

【点睛】

此题易错点在于非电解质的判断，电解质的前提必须是化合物，本质是自身在一定条件下可以电离。

3．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-1

I2/kJ∙mol-1

I3/kJ∙mol-1

X

737.7

1450.7

7732.7

Y

1313.9

3388.3

5300.5

Z

1402.3

2856.0

4578.1

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π

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π

），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anm，NA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、NA的代数式表示）。

【答案】3d5dsZX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sp2

12

【解析】

【分析】

（1）根据构造原理书写出25号Mn元素的原子核外电子排布式，Mn原子失去最外层2个电子得到Mn2+；根据原子结构与元素在周期表的位置确定Ag在周期表所属区域；

（2）①根据元素的电离能大小结合原子结构确定X、Y、Z三种元素，然后判断哪种元素是N元素；

②根据图示，判断晶体中阳离子、阴离子中含有的作用力类型；

③结合N5-为平面正五边形结构，结合原子杂化类型与微粒构型关系分析判断，结合微粒的原子结构分析大π键的形成；

（3）根据晶胞中离子的相对位置判断Ag+的配位数，利用均摊方法计算1个晶胞中含有的AgN5的个数，结合ρ=

计算密度大小。

【详解】

（1）Mn是25号元素，根据构造原理可得Mn原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn原子失去最外层2个电子得到Mn2+，其价电子排布式为3d5；Ag、Cu在周期表中位于第IB，发生变化的电子有最外层的s电子和次外层的d电子，属于ds区元素；

（2）①X的第一、第二电离能比较小且很接近，说明X原子最外层有2个电子，容易失去，则X为Mg元素，Z的第一电离能在三种元素中最大，结合N原子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，可推知Z为N元素，Y是O元素；

②在该晶体中阳离子[Mg（H2O）6]2+的中心离子Mg2+含有空轨道，而配位体H2O的O原子上含有孤电子对，在结合时，Mg2+提供空轨道，H2O的O原子提供孤电子对，二者形成配位键；在阴离子[（N5）2（H2O）4]2-上N5-与H2O的H原子之间通过氢键结合在一起，形成N…H-O，故二者之间作用力为氢键；

③若原子采用sp3杂化，形成的物质结构为四面体形；若原子采用sp2杂化，形成的物质结构为平面形；若原子采用sp杂化，则形成的为直线型结构。

N5-为平面正五边形，说明N原子的杂化类型为sp2杂化；在N5-中，每个N原子的sp2杂化轨道形成2个σ键，N原子上还有1个孤电子对及1个垂直于N原子形成平面的p轨道，p轨道间形成大π键，N5-为4个N原子得到1个电子形成带有1个单位负电荷的阴离子，所以含有的电子数为5个，其中大π键是由4个原子、5个电子形成，可表示为

；

（3）根据AgN5的晶胞结构示意图可知，假设以晶胞顶点Ag+为研究对象，在晶胞中与该Ag+距离相等且最近的Ag+在晶胞面心上，通过该顶点Ag+可形成8个晶胞，每个面心上的Ag+被重复使用了2次，所以与Ag+距离相等且最近的Ag+的数目为

=12个；在一个晶胞中含有Ag+的数目为8×

+6×

=4，含有N5-的数目为1+12×

=4，晶胞体积为V=（2a×10-7）3cm3，则ρ=

g/cm3。

【点睛】

本题考查了物质结构，涉及电离能的应用、作用力类型的判断、大π的分析、晶胞计算，掌握物质结构知识和晶体密度计算方法是解题关键，要注意电离能变化规律及特殊性，利用均摊方法分析判断晶胞中含有微粒数目，结合密度计算公式解答。

4．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+。

5．8种短周期元素在周期表中的相对位置如下所示，，其中D元素原子核外电子总数是其最外层电子数的3倍．表中字母分别代表某一元素。

请回答下列问题。

G

H

A

B

C

D

E

F

（1）D、B的元素名称分别为_______、_______。

（2）元素A与元素B相比，金属性较强的是______（填元素符号），下列表述中能证明这一事实的是______（填字母）。

A．A单质的熔点比B单质低

B．A的化合价比B低

C．A单质与水反应比B单质与水反应剧烈

D．A最高价氧化物对应的水化物的碱性比B的强

（3）G、H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）。

G、C、F三种元素的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是________（用化学式表示）。

（4）F元素的单质可以用来制取漂白液，其化学方程式为________。

（5）E和H形成的一种化合物，相对分子质量在170～190之间，且E的质量分数约为70%．该化合物的化学式为________。

【答案】磷铝NaCDNH3˃CH4HClO4˃H2CO3˃H2SiO32Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2OS4N4

【解析】

【分析】

由元素在周期表中的位置可知，D位于第三周期，D元素原子核外电子总数是其最外层电子数的3倍，令该原子最外层电子数为x，则2+8+x=3x，解得x=5，即D为P，结合其他元素在周期表中的位置可知：

A为Na、B为Al、C为Si、E为S、F为Cl、G为C、H为N。

【详解】

（1）由分析可知：

D为P、B为Al，元素名称分别为磷、铝；

（2）A为Na、B为Al，同一周期从左到右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐的减弱，故金属性较强的是Na。

A．A、B金属性的强弱与金属单质熔点的高低没有关系，A错误；

B．A、B金属性的强弱与金属元素化合价的高低没有关系，B错误；

C．金属单质与水反应越剧烈，金属性越强，Na与水反应比Al与水反应剧烈可以证明Na的金属性比Al的强，C正确；

D．最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，金属性越强，Na最高价氧化物对应的水化物的碱性比Al的强，可以证明Na的金属性比Al的强，D正确；

答案选CD。

（3）G、H的简单气态氢化物分别为CH4、NH3，同一周期的主族元素，从左到右随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强，G、H的简单气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序是NH3˃CH4；G为C、C为Si、F为Cl，非金属性Cl˃C˃Si，非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，即HClO4˃H2CO3˃H2SiO3；

（4）F元素的单质为Cl2，其用来制取漂白液的化学方程式为，2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O；

（5）E为S、H为N，形成的化合物中S的质量分数为70%，则S和N的原子个数比为

≈1:

1，其相对分子质量在170～190之间，设化学式为（SN）x，当x=4时，（32+14）×4=184,满足相对分子质量在170～190之间，所以该化合物的化学式为S4N4。

6．硫酸亚铁铵[（NH4）2Fe（SO4）2•6H2O，相对分子质量392]晶体又称莫尔盐，易溶易电离但却比一般的亚铁盐稳定，因此广泛应用于制药、电镀以及定量分析。

回答下列与之有关的问题：

（1）在莫尔盐所涉及的五种元素中：

①S元素在门捷列夫元素周期表中的位置是______________；

②其中处于同主族的两种元素非金属性更强的是：

_____________。

（2）为检验莫尔盐是否变质，可用的试剂为_______________。

碘是合成人体甲状腺激素的重要原料，食盐中加KIO3是我国为解决普遍性碘缺乏问题的国家规定，下图是自动电位滴定法测定食盐中碘含量的实验过程：

（3）已知“溶解”过程中IO3-的还原产物为碘单质，写出该反应的离子反应方程式：

______________________________。

（4）取50.00mL样品，用0.005mol/L酸性K2Cr2O7溶液滴定剩余Fe2+，滴定操作时使用的锥形瓶未干燥，导致结果_____________（填“偏大”“偏小”或“无影响”）

【答案】第三周期第ⅥA族O硫氰化钾（KSCN）溶液2IO3-+10Fe2++12H+=I2+10Fe3++6H2O无影响

【解析】

【分析】

【详解】

（1）①S元素在元素周期表中的位置为第三周期第ⅥA族，故答案为：

第三周期第ⅥA族；

②莫尔盐中处于同主族的两种元素是O和S，其中非金属性更强的是O，故答案为：

O；

（2）硫酸亚铁铵中含有Fe2+，Fe2+容易被氧化成Fe3+，可加入硫氰化钾（KSCN）溶液检验是否有Fe3+生成，故答案为：

硫氰化钾（KSCN）溶液；

（3）溶解过程中，IO3-与Fe2+发生氧化还原反应生成I2和Fe3+，根据得失电子守恒、原子守恒和电荷守恒，反应的离子反应方程式为2IO3-+10Fe2++12H+=I2+10Fe3++6H2O，故答案为：

2IO3-+10Fe2++12H+=I2+10Fe3++6H2O；

（4）滴定操作时使用的锥形瓶未干燥，不会影响Fe2+的物质的量，因此对滴定结果无影响，故答案为：

无影响。

7．A、B、C、D、E、F六种短周期主族元素，原子序数依次增大。

其中B的单质在常温下为双原子分子，它与A的单质可形成分子X，X的水溶液呈碱性；D的简单阳离子与X具有相同电子数，且D是同周期中简单离子半径最小的元素；E元素的原子最外层比次外层少两个电子，C、F两种元素的原子最外层共有13个电子。

则

（1）A的元素符号______________，D的元素名称____________。

（2）C在周期表中的位置：

___________，E的离子结构示意图________；

（3）B、C、E分别与A形成的化合物中最稳定的是________（写化学式）；E、F的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是________（写化学式）

（4）F的单质在反应中常作氧化剂，该单质的水溶液与E的低价氧化物反应的离子方程式为________________。

（5）X在纯净的C单质中可以安静的燃烧，生成B的单质。

该方应的化学方程式为：

__________________。

【答案】H铝第二周期ⅥA族

H2OHClO4SO2+Cl2+2H2O=2Cl－+4H++SO42－4NH3+3O2（纯氧）

2N2+6H2O

【解析】

【分析】

A、B、C、D、E、F六种短周期主族元素，原子序数依次增大，其中B的单质在常温下为双原子分子，它与A的单质可形成分子X，X的水溶液呈碱性，A的原子序数比B小，则B为N元素，A为H元素，X为NH3；D的简单阳离子与X具有相同电子数，D的简单阳离子为10e-结构，且D是同周期中简单离子半径最小的元素，则D为Al元素；E元素的原子最外层比次外层少两个电子，E的原子序数大于Al，则E有3个电子层，最外层电子数为6，则E为S元素；F的原子序数比E大且为短周期主族元素，则F是Cl元素；C、F（Cl）两种元素的原子最外层共有13个电子，C最外层电子数=13-7=6，C的原子序数比Al小，则C为O元素，结合元素对应的单质、化合物的性质解答该题。

【详解】

（1）根据上述分析A为氢，元素符号为H，D的元素名称为铝，故答案为：

H；铝；

（2）C为O，原子序数为8，在周期表中第二周期VIIA族；E为硫，硫离子结构示意图为

，故答案为：

第二周期VIIA族；

；

（3）B、C、E分别与A形成的化合物分别是NH3、H2O、H2S，非金属越强，氢化物越稳定，非金属性O＞N＞S，所以氢化物稳定性H2O＞NH3＞H2S，即H2O最稳定；E为硫，F为氯，非金属性越强其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，所以较强的是HClO4，故答案为：

H2O；HClO4；

（4）氯水与二氧化硫反应生成硫酸和盐酸，反应的离子方程式为：

SO2+Cl2+2H2O=2Cl-+4H++SO42-，故答案为：

SO2+Cl2+2H2O=2Cl-+4H++SO42-；

（5）氨气在氧气中燃烧生成氮气和水，反应方程式为：

4NH3+3O2（纯氧）

2N2+6H2O，故答案为：

4NH3+3O2（纯氧）

2N2+6H2O。

8．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①－⑩在表中的位置，用相应的化学用语回答下列问题：

族

周期

IA

0

1

①

ⅡA

ⅢA

ⅣA

ⅤA

ⅥA

ⅦA

2

②

③

④

⑤

3

⑥

⑦

⑧

⑨

⑩

（1）表中用序号标出的10种元素中，化学性质最不活泼的元素的原子结构示意图是_____________________________。

（2）④、⑥、⑧的原子半径由小到大的顺序为___________（用元素符号作答）。

（3）②、③、⑨的最高价氧化物的水化物的酸性由弱到强的顺序是______________（用化学式作答）。

（4）由表中两种元素的原子按1：

1组成的共价化合物M，M为常见液态化合物，其稀溶液易被催化分解，请写出M的电子式_____________，M的结构式_____________。

（5）写出⑦元素的最高价氧化物对应水化物分别与元素⑥、⑧的最高价氧化物对应水化物的水溶液反应的离子方程式_____________、_____________。

（6）⑥的金属性强于⑦，下列表述中能证明这一事实的是_____________。

a．⑥的单质和⑦的单质熔沸点不同

b．⑥的最高价氧化物水化物的碱性比⑦的最高价氧化物水化物的碱性强

c．⑦最外层的电子数比⑥多

d．⑦的单质与稀盐酸反应比⑥的缓和一些

（7）①和④形成的气态