第15講-原子結(jié)構(gòu)-化學(xué)鍵(精講)-2022年一輪復(fù)習(xí)講練測(原卷版)

第五章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律第15講原子結(jié)構(gòu)化學(xué)鍵（精講）【考情分析】本講內(nèi)容是高考的?？键c，高考中常以選擇題型出題，考查內(nèi)容主要有以下四方面：①核素與同位素的概念及表示方法；②原子結(jié)構(gòu)示意圖的書寫及粒子“量”之間的關(guān)系；③化學(xué)鍵類型與存在的判斷；④電子式的書寫，結(jié)合其他化學(xué)用語一起考查。預(yù)計今后高考考查的重點仍會以元素及其化合物知識為載體，用物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論來解釋現(xiàn)象、定性推斷、定量計算，向多方位、多角度、多層次方向延伸，主要表現(xiàn)在以下幾個方面：一是元素、核素和同位素的概念及性質(zhì)；二是原子結(jié)構(gòu)及各粒子“量”之間的關(guān)系；三是8e－結(jié)構(gòu)判斷及等電子微粒的判斷及應(yīng)用，如10e－、18e－微粒；四是化學(xué)鍵類型的判斷與化合物類型的判斷；五是電子式的書寫，結(jié)合其他化學(xué)用語一起考查。考查方式有選擇題和填空題，選擇題測試角度主要考查學(xué)生對原子結(jié)構(gòu)，核外電子排布規(guī)律、化學(xué)鍵類型判斷等的認(rèn)識和理解能力。在填空題中常常和元素推斷的內(nèi)容結(jié)合起來，借以考查學(xué)生對元素或物質(zhì)微觀結(jié)構(gòu)的認(rèn)識?！竞诵乃仞B(yǎng)分析】宏觀辨識與微觀探析：能用原子或物質(zhì)結(jié)構(gòu)解釋元素或相關(guān)物質(zhì)的性質(zhì)，其實質(zhì)是能根據(jù)原子核外電子排布、典型物質(zhì)的結(jié)構(gòu)(電子式、結(jié)構(gòu)式等)、典型物質(zhì)(最高價氧化物對應(yīng)的水化物、氫化物)性質(zhì)的變化規(guī)律等，通過知識的類比遷移，推斷、比較、解釋元素及相關(guān)物質(zhì)的性質(zhì)。證據(jù)推理與模型認(rèn)知：通過對原子結(jié)構(gòu)認(rèn)識逐步深入的演變過程認(rèn)識模型在科學(xué)發(fā)展中的作用?！揪W(wǎng)絡(luò)構(gòu)建】【知識梳理】知能點一原子結(jié)構(gòu)與核素、同位素1．原子結(jié)構(gòu)(1)原子的構(gòu)成粒子eq原子\o\al(A,Z)X)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(原子核\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(質(zhì)子Z個——決定元素的種類,中子(A－Z)個\b\lc\\rc\(\a\vs4\al\co1(\f(在質(zhì)子數(shù)確定后,決定原子種類)))同位素)),核外電子Z個——最外層電子數(shù)決定元素的化學(xué)性質(zhì)))(2)微粒之間的等式關(guān)系1）質(zhì)量關(guān)系：質(zhì)量數(shù)(A)＝質(zhì)子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)；2）電性關(guān)系：①原子中：質(zhì)子數(shù)(Z)＝核電荷數(shù)＝核外電子數(shù)；②陽離子的核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)－陽離子所帶的電荷數(shù)，如Mg2＋的核外電子數(shù)是10。③陰離子的核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＋陰離子所帶的電荷數(shù)，如Cl－的核外電子數(shù)是18。(3)微粒符號周圍數(shù)字的含義【特別提醒】①原子中不一定都含有中子，如eq\o\al(1,1)H中沒有中子。②電子排布完全相同的原子不一定是同一種原子，如互為同位素的各原子。③易失去1個電子形成＋1價陽離子的不一定是金屬原子，如氫原子失去1個電子形成H＋。④形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的離子最外層不一定是8個電子，如Li＋為2個電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。2．元素、核素、同位素(1)元素、核素、同位素的概念及相互關(guān)系(2)同位素的特征①相同存在形態(tài)的同位素，化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同，物理性質(zhì)不同。②天然存在的同一元素各核素所占的原子百分?jǐn)?shù)(豐度)一般不變。(3)同位素的“六同三不同”(4)常見的重要核素及其應(yīng)用核素eq\o\al(235,92)Ueq\o\al(14,6)Ceq\o\al(2,1)H(D)eq\o\al(3,1)H(T)eq\o\al(18,8)O用途核燃料用于考古斷代制氫彈示蹤原子(5)元素、核素、同位素的聯(lián)系與區(qū)別①現(xiàn)行元素周期表已發(fā)現(xiàn)的元素有118種，由于同位素的存在，故核素的種數(shù)遠(yuǎn)大于118種。②不同核素可能具有相同的質(zhì)子數(shù)，如eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H；也可能具有相同的中子數(shù)，如eq\o\al(14,6)C、eq\o\al(16,8)O；也可能具有相同的質(zhì)量數(shù)，如eq\o\al(14,6)C、eq\o\al(14,7)N。③同位素之間的轉(zhuǎn)化，既不是物理變化也不是化學(xué)變化，是核反應(yīng)。④同位素之間可形成不同的同位素單質(zhì)。如氫的三種同位素形成的單質(zhì)有六種：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他們的物理性質(zhì)(如密度)有所不同，但化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同。⑤同位素之間可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他們的相對分子質(zhì)量不同，物理性質(zhì)(如密度)有所不同，但化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同。3.相對原子質(zhì)量(1)原子(即核素)的相對原子質(zhì)量：一個原子(即核素)的質(zhì)量與一個12C質(zhì)量的eq\f(1,12)的比值。一種元素有幾種同位素，就有幾種不同核素的相對原子質(zhì)量。(2)元素的相對原子質(zhì)量：是根據(jù)該元素各種天然同位素的相對原子質(zhì)量按該元素各種天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。(3)核素的近似相對原子質(zhì)量＝該核素的質(zhì)量數(shù)。(4)元素的近似相對原子質(zhì)量：是根據(jù)該元素各種天然同位素的質(zhì)量數(shù)按該元素各種天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。知能點二核外電子排布1．電子的運動特征運動速度很快，與宏觀物體的運動有極大不同：不能同時確定速度和位置，不能描繪動軌跡。2.核外電子排布規(guī)律核外電子總是先排布在能量最低的電子層里，然后再按照由里向外的順序依次排布在能量逐漸升高的電子層里。①每層最多容納的電子數(shù)為2n2個。②最外層不超過8個(K層為最外層時不超過2個)。③次外層不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個。【特別提醒】核外電子排布的幾條規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立地理解，必須同時滿足各項要求，如M層不是最外層時，最多能容納18個電子，當(dāng)M層為最外層時，最多容納8個電子。(2)最外層電子數(shù)與元素性質(zhì)的關(guān)系①稀有氣體元素原子最外層已排滿8個電子(He排滿2個)，既不易得到電子又不易失去電子，通常表現(xiàn)為0價。②金屬元素原子最外層電子數(shù)一般小于4，常易失去最外層電子，形成8電子或2電子(如Li＋)穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的陽離子，在化合物中顯正化合價。③非金屬元素原子最外層電子數(shù)一般大于或等于4，易得到電子或形成共用電子對，達(dá)到最外層8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，在化合物中既顯正價又顯負(fù)價(F無正價)。3．原子結(jié)構(gòu)示意圖4．核外電子排布與元素性質(zhì)的關(guān)系(1)金屬元素原子的最外層電子數(shù)一般小于4，較易失去電子，形成陽離子，表現(xiàn)出還原性，在化合物中顯正化合價。(2)非金屬元素原子的最外層電子數(shù)一般大于或等于4，較易得到電子，活潑非金屬原子易形成陰離子，在化合物中主要顯負(fù)化合價。(3)稀有氣體元素的原子最外層為8電子(氦為2電子)穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，不易失去或得到電子，通常表現(xiàn)為0價。5．常見的“10電子”、“18電子”粒子(1)常見的“10電子”粒子(2)常見的“18電子”粒子6．1～20號元素原子核外電子排布的特點與規(guī)律(1)原子核中無中子的原子：eq\o\al(1,1)H。(2)最外層只有一個電子的原子：H、Li、Na、K；最外層有兩個電子的原子：He、Be、Mg、Ca。(3)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的原子：Be、Ar；最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的原子：C；最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)3倍的原子：O。(4)電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的原子：H、Be、Al；最外層電子數(shù)是電子層數(shù)2倍的原子：He、C、S；最外層電子數(shù)是電子層數(shù)3倍的原子：O。(5)次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子：Li、Si。(6)內(nèi)層電子總數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子：Li、P。(7)與He原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子有：H－、Li＋、Be2＋。(8)次外層電子數(shù)是其他各層電子總數(shù)2倍的原子：Li、Mg；(9)次外層電子數(shù)與其他各層電子總數(shù)相等的元素：Be、S。7．質(zhì)子數(shù)和核外電子數(shù)分別相等的兩種微粒關(guān)系(1)可以是兩種原子，如同位素原子。(2)可以是兩種分子，如CH4、NH3等。(3)可以是兩種帶電荷數(shù)相同的陽離子，如NHeq\o\al(＋,4)、H3O＋。(4)可以是兩種帶電荷數(shù)相同的陰離子，如OH－、F－。知能點三化學(xué)鍵、分子間作用力和氫鍵（一）化學(xué)鍵1．化學(xué)鍵使離子相結(jié)合或原子相結(jié)合的作用力。根據(jù)成鍵粒子和粒子間的相互作用，可分為離子鍵和共價鍵。2.分類3．離子鍵與共價鍵(1)概念①離子鍵：帶相反電荷離子之間的相互作用。②共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。(2)對比項目離子鍵共價鍵非極性鍵極性鍵概念帶相反電荷離子之間的相互作用原子間通過共用電子對所形成的相互作用成鍵粒子陰、陽離子原子成鍵實質(zhì)陰、陽離子間的靜電作用共用電子對不偏向任何一方共用電子對偏向一方原子形成條件非金屬性強的元素與金屬性強的元素經(jīng)得失電子，形成離子鍵同種元素原子之間成鍵不同種元素原子之間成鍵形成的物質(zhì)離子化合物如NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等非金屬單質(zhì)如H2、Cl2、N2等；某些共價化合物如H2O2或離子化合物如Na2O2共價化合物如HCl、CO2、CH4或離子化合物如NaOH、NH4Cl4．化學(xué)鍵類型的判斷(1)從物質(zhì)構(gòu)成角度判斷(2)從物質(zhì)類別角度判斷物質(zhì)類別含化學(xué)鍵情況非金屬單質(zhì)，如Cl2、N2、I2、P4、金剛石等只有共價鍵非金屬元素構(gòu)成的化合物，如H2SO4、CO2、NH3、HCl、CCl4、CS2等活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如NaCl、CaCl2、K2O等只有離子鍵含有原子團的離子化合物，如Na2SO4、Ba(OH)2、NH4Cl、Na2O2等既有離子鍵又有共價鍵稀有氣體，如Ne、Ar等沒有化學(xué)鍵【特別提醒】①由活潑金屬與活潑非金屬形成的化學(xué)鍵不一定都是離子鍵，如AlCl3中Al—Cl鍵為共價鍵。②非金屬元素的兩個原子之間一定形成共價鍵，但多個原子間也可能形成離子鍵，如NH4Cl等。③影響離子鍵強弱的因素是離子半徑和所帶電荷數(shù)：離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，離子鍵越強，熔、沸點越高。③離子鍵中“靜電作用”包括靜電吸引和靜電排斥，且二者達(dá)到平衡。5．電子式(1)概念：在元素符號周圍用“·”或“×”來表示原子的最外層電子的式子。(2)電子式的書寫粒子的種類電子式的表示方法注意事項舉例原子元素符號周圍標(biāo)有價電子價電子少于4時以單電子分布，多于4時多出部分以電子對分布陽離子單核離子符號右上方標(biāo)明電荷Na＋多核元素符號緊鄰鋪開，周圍標(biāo)清電子分布用“[]”，并標(biāo)明電荷陰離子單核元素符號周圍合理分布價電子及所得電子用“[]”，右上方標(biāo)明電荷多核元素符號緊鄰鋪開，合理分布價電子及所得電子相同原子不得加和，用“[]”，右上方標(biāo)明電荷單質(zhì)及化合物離子化合物用陽離子電子式和陰離子電子式組成同性不相鄰，離子合理分布單質(zhì)及共價化合物各原子緊鄰鋪開，標(biāo)明價電子及成鍵電子情況原子不加和，無“[]”，不標(biāo)明電荷(2)電子式書寫常見的6大誤區(qū)①漏寫未參與成鍵的電子，如：N2：N??N，正確應(yīng)為∶N??N∶②化合物類型不清楚，漏寫或多寫[]及錯寫電荷數(shù)，如：NaCl：Na＋eq\o\al(·,·)eq\o(Cl,\s\up11(··),\s\do4(··))eq\o\al(·,·)；HF：H＋[eq\o\al(·,·)eq\o(F,\s\up11(··),\s\do4(··))eq\o\al(·,·)]－，正確應(yīng)為NaCl：Na＋[eq\o\al(·,·)eq\o(Cl,\s\up11(··),\s\do4(··))eq\o\al(·,·)]－，HF：Heq\o\al(·,·)eq\o(F,\s\up11(··),\s\do4(··))eq\o\al(·,·)。③書寫不規(guī)范，錯寫共用電子對，寫雙原子分子的非金屬單質(zhì)的電子式時，要注意共用電子對的數(shù)目和表示方法。如：N2的電子式為∶N??N∶，不能寫成∶N∶∶∶N∶，更不能寫成eq\o\al(·,·)eq\o(N,\s\up14(··))eq\o\al(·,·)eq\o(N,\s\up14(··,))eq\o\al(·,·)或·eq\o(N,\s\up14(··,))eq\o\al(·,·)eq\o(N,\s\up11(··),\s\do4(··))·。④錯誤理解原子間的結(jié)合順序，如HClO的結(jié)構(gòu)式為H—O—Cl而非H—Cl—O。確定原子間連接順序的方法是先標(biāo)出各原子的化合價，然后根據(jù)異性微粒相鄰，同性微粒相間的原則確定，如HClO中各元素的化合價為eq\o(H,\s\up14(＋1))eq\o(Cl,\s\up14(＋1))eq\o(O,\s\up14(－2))，其結(jié)構(gòu)式為H—O—Cl，電子式為：eq\o(Cl,\s\up11(),\s\do4())：eq\o(O,\s\up11(),\s\do4())：H。⑤忽視原子最外層電子數(shù)，均寫成8電子結(jié)構(gòu)，如CHeq\o\al(＋,3)的電子式為[H：eq\o(C,\s\up14(,))H：H]＋而非[H：eq\o(C,\s\up11(),\s\do4())H：]＋。⑥不考慮A2B、AB2型離子化合物中2個A、2個B是分開寫還是一起寫。要注意每一個離子都與帶相反電荷的離子直接相鄰的事實。如Na2O的電子式應(yīng)為Na＋[：eq\o(O,\s\up11(),\s\do4())：]2－Na＋，不能寫成Naeq\o\al(＋,2)[：eq\o(O,\s\up11(),\s\do4())：]2－；再如CaBr2的電子式為[：eq\o(Br,\s\up11(),\s\do4())：]－Ca2＋[：eq\o(Br,\s\up11(),\s\do4())：]－。(3)用電子式表示化合物的形成過程①離子化合物：左邊是原子的電子式，右邊是離子化合物的電子式，中間用“―→”連接，相同的原子或離子不合并。如NaCl：。②共價化合物：左邊是原子的電子式，右邊是共價化合物的電子式，中間用“―→”連接。如HCl：。(4)陌生電子式書寫方法①確定該物質(zhì)是屬于共價化合物還是離子化合物；②確定該物質(zhì)中各原子的成鍵方式；③根據(jù)各原子最外層電子數(shù)和成鍵后各原子達(dá)到最外層8(或2)電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的要求，分析各原子共用電子對的情況；④根據(jù)化合物類型、成鍵方式和原子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的分析，書寫電子式。6.化學(xué)鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系1）離子化合物與共價化合物(1)離子化合物與共價化合物的比較項目離子化合物共價化合物定義含有離子鍵的化合物只含有共價鍵的化合物構(gòu)成微粒陰、陽離子分子或原子化學(xué)鍵類型一定含有離子鍵，可能含有共價鍵只含有共價鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系①強堿、②絕大多數(shù)鹽、③活潑金屬氧化物①酸、②弱堿、③氣態(tài)氫化物、④非金屬氧化物、⑤極少數(shù)鹽(2)離子化合物和共價化合物的判斷方法【特別提醒】熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物一定是離子化合物，水溶液中能導(dǎo)電的化合物不一定是離子化合物，如HCl。2）化學(xué)鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系(1)只含有極性共價鍵的物質(zhì)一般是不同種非金屬元素形成的共價化合物，如SiO2、HCl、CH4等。(2)只含有非極性共價鍵的物質(zhì)是同種非金屬元素形成的單質(zhì)，如Cl2、P4、金剛石等。(3)既有極性鍵又有非極性鍵的共價化合物一般由多個原子組成，如H2O2、C2H4等。(4)只含離子鍵的物質(zhì)主要是由活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。(5)既有離子鍵又有極性共價鍵的物質(zhì)，如NaOH、K2SO4等；既有離子鍵又有非極性共價鍵的物質(zhì)，如Na2O2等。(6)僅由非金屬元素形成的離子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。(7)金屬元素和非金屬元素間可能存在共價鍵，如AlCl3等。3）化學(xué)鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響(1)對物理性質(zhì)的影響①金剛石、晶體硅、石英、金剛砂等物質(zhì)硬度_大__、熔點_高_(dá)_，就是因為其中的共價鍵很強，破壞時需消耗很多的能量。②NaCl等部分離子化合物，也有很強的離子鍵，故熔點也_較高_(dá)_。(2)對化學(xué)性質(zhì)的影響①N2分子中有很強的共價鍵，故在通常狀況下，N2性質(zhì)很_穩(wěn)定__。②H2S、HI等分子中的共價鍵較弱，故它們受熱時易_分解__。(3)物質(zhì)熔化、溶解時化學(xué)鍵的變化①離子化合物的溶解或熔化過程離子化合物溶于水或熔化后均電離成自由移動的陰、陽離子，離子鍵被破壞。②共價化合物的溶解過程A．有些共價化合物溶于水后，能與水反應(yīng)，其分子內(nèi)共價鍵被破壞，如CO2和SO2等。B．有些共價化合物溶于水后，與水分子作用形成水合離子，從而發(fā)生電離，形成陰、陽離子，其分子內(nèi)的共價鍵被破壞，如HCl、H2SO4等。C．某些共價化合物溶于水后，其分子內(nèi)的共價鍵不被破壞，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。③單質(zhì)的溶解過程某些活潑的非金屬單質(zhì)溶于水后，能與水反應(yīng)，其分子內(nèi)的共價鍵破壞，如Cl2、F2等。（二）分子間作用力和氫鍵1.分子間作用力定義把分子聚集在一起的作用力，又稱范德華力特點①分子間作用力比化學(xué)鍵弱得多，它主要影響物質(zhì)的熔點、沸點等物理性質(zhì)，而化學(xué)鍵主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)；②分子間作用力存在于由共價鍵形成的多數(shù)共價化合物和絕大多數(shù)氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)非金屬單質(zhì)分子之間。但像二氧化硅、金剛石等由共價鍵形成的物質(zhì)，微粒之間不存在分子間作用力變化規(guī)律一般來說，對于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點也越高。例如，熔、沸點：I2eq\a\vs4\al(>)Br2eq\a\vs4\al(>)Cl2eq\a\vs4\al(>)F22.氫鍵定義分子間存在的一種比分子間作用力稍強的相互作用形成條件除H外，形成氫鍵的原子通常是O、F、N存在氫鍵存在廣泛，如蛋白質(zhì)分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之間。分子間氫鍵會使物質(zhì)的熔點和沸點升高性質(zhì)影響①存在氫鍵的物質(zhì)，其熔、沸點明顯高于同族同類物質(zhì)。如H2O的熔、沸點高于H2S②氨極易液化，是因為NH3分子間存在氫鍵；NH3極易溶于水，也是因為NH3分子與H2O分子間易形成氫鍵③水結(jié)冰時體積膨脹、密度減小，是因為結(jié)冰時形成了氫鍵3.化學(xué)鍵、分子間作用力、氫鍵的強弱：范德華力＜?xì)滏I＜化學(xué)鍵?！咎貏e提醒】化學(xué)鍵判斷常見錯誤(1)認(rèn)為有化學(xué)鍵破壞的變化一定是化學(xué)變化，如HCl溶于水破壞共價鍵是物理變化。(2)認(rèn)為物質(zhì)在熔化時都破壞化學(xué)鍵，如HCl、S等熔化時不破壞化學(xué)鍵。(3)認(rèn)為物質(zhì)中均含化學(xué)鍵，如稀有氣體中不含化學(xué)鍵。(4)認(rèn)為只含非金屬元素的化合物不存在離子鍵，如NH4NO3中存在離子鍵。(5)認(rèn)為金屬與非金屬之間不能形成共價鍵，如AlCl3中存在共價鍵。(6)認(rèn)為離子化合物中不存在共價鍵，如NaOH中存在共價鍵。(7)認(rèn)為共價化合物中存在離子鍵，根據(jù)離子化合物定義若含離子鍵一定是離子化合物?！镜淅饰觥扛哳l考點1考查同位素與同素異形體的判斷例1.（2020·浙江卷）下列說法正確的是()A.和是兩種不同的元素 B.單晶硅和石英互為同素異形體C.和互為同系物 D.H與Na在元素周期表中處于同一主族【變式訓(xùn)練】(2021·河北衡水高三檢測)隨著科學(xué)技術(shù)的不斷進步，研究物質(zhì)的手段和途徑越來越多，Neq\o\al(＋,5)、H3、O4、C60等已被發(fā)現(xiàn)。下列有關(guān)說法正確的是()A．Neq\o\al(＋,5)中含有36個電子B．O2與O4屬于同分異構(gòu)體C．C60和12C、14C互為同位素D．H2與H3屬于同素異形體高頻考點2考查原子中各種微粒數(shù)目之間的關(guān)系與計算例2(2021·山東淄博高三檢測)質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)之和為A，核內(nèi)中子數(shù)為N的R2＋與16O所形成的Wg氧化物中所含質(zhì)子的物質(zhì)的量為()A．eq\f(W,A＋16)(A－N＋8)molB．eq\f(W,A＋16)(A－N＋10)molC．(A－N＋8)molD．eq\f(W,A＋16)(A－N＋6)mol【變式訓(xùn)練】（專題04物質(zhì)結(jié)構(gòu)和元素周期律——備戰(zhàn)2021年高考化學(xué)糾錯筆記）若NA為阿伏加德羅常數(shù)，已知某元素的陰離子Rn-的原子核中，中子數(shù)為A-x＋n，其中A為原子的質(zhì)量數(shù)，則mgRn-中電子總數(shù)為A． B． C． D．高頻考點3考查核外電子排布規(guī)律的理解與應(yīng)用例3.(2021·河南信陽調(diào)研)現(xiàn)有部分元素的原子結(jié)構(gòu)特點如表：XL層電子數(shù)是K層電子數(shù)的3倍Y核外電子層數(shù)等于原子序數(shù)ZL層電子數(shù)是K層和M層電子數(shù)之和W共用三對電子形成雙原子分子，常溫下為氣體單質(zhì)下列敘述中正確的是()A．W原子結(jié)構(gòu)示意圖為B．元素X和Y只能形成原子個數(shù)比為1︰2的化合物C．元素X比元素Z的非金屬性強D．X、Y、Z、W四種元素不能形成離子化合物【變式訓(xùn)練】下列有關(guān)短周期元素原子的說法正確