2019_2020学年高中化学专题2原子结构与元素的性质第2单元元素性质的递变规律练习苏教版选修3.doc

第二单元　元素性质的递变规律　
时间：45分钟 满分：100分
一、选择题(每小题5分，共55分)
1．下列说法中不正确的是(　　)
A．元素的第一电离能是元素的气态原子失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的电离能逐渐增大
B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同周期主族元素从左到右元素的电负性逐渐增大
C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化
D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作相对标准得出的
解析：元素的第一电离能是元素的气态原子最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，ⅤA族处于半满结构，电离能反常，如第一电离能N＞O，故A不正确。
答案：A
2．已知某＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，该元素在周期表中所属的族是(　　)
A．ⅡA　　　　　　　　　 B．ⅡB
C．Ⅷ D．ⅠB
解析：根据电子排布式可知该离子的核外电子数是27，所以该元素的原子序数是27＋2＝29，是ⅠB族的铜元素。
答案：D
3．若某原子在处于能量最低状态时，外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是(　　)
A．该元素原子最外层共有3个电子
B．该元素位于第5周期ⅡA族
C．该元素原子核外第N层上共有9个不同状态的电子
D．该元素原子第四电子层上有5个空轨道
解析：该元素原子最外层共有2个电子，A不正确；该元素的族序数＝(n－1)d＋ns上的电子，即1＋2＝3，第ⅢB族，B不正确；该元素原子核外第N层上电子排布为4s24p64d1共9个电子，每个电子运动状态均不同，故C正确；第四电子层上只有d轨道上有4个空轨道，D不正确。
答案：C
4．下列电子构型的原子中，第二电离能与第一电离能差值最大的是(　　)
A．1s22s22p5 B．1s22s22p6
C．1s22s22p63s1 D．1s22s22p63s2
解析：当失去一个电子后，C项中的电子排布变为1s22s22p6，为稀有气体稳定结构，所以第二电离能最大，C正确。
答案：C
5．下列说法不正确的是(　　)
A．同族元素，随着核外电子层数的增加，I1逐渐增大
B．通常情况下，对于同一种元素的原子，其电离能I1＜I2＜I3
C．同周期元素，总体变化趋势是随着核电荷数的增加，I1增大
D．通常情况下，第一电离能减小，元素的金属性越强
解析：同主族元素，随电子层数的增加，失去电子的能力逐渐增强，I1逐渐减小；同周期元素，随核电荷数的增加，失电子能力逐渐减弱，I1呈增大趋势；I1越大，失电子能力越弱，金属性越弱；I1越小，失电子能力越强，金属性越强，故选A。
答案：A
6．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同下列说法中正确的是(　　)
A．X的原子半径比Y小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性X＞Y
D．第一电离能X＜Y
解析：Xm＋与Yn－的核外电子排布相同，则质子数X＞Y，且X在Y的下一周期，原子半径X＞Y，X和Y的核电荷数之差为m＋n，A、B错误；X比Y更易失电子，第一电离能XB>C>D
B．原子序数：d>c>b>a
C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
D．元素的第一电离能：A>B>D>C
解析：短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，所以有：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在周期表中C、D的下一周期，原子序数：a＞b＞d＞c，A、B为金属，C、D为非金属，据此解答。非金属性越强电负性越大，则电负性：D＞C＞A＞B，A错误；A、B在周期表中C、D的下一周期，原子序数：a＞b＞d＞c，B错误；aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，核电荷数：a＞b＞d＞c，所以离子半径：C3－＞D－＞B＋＞A2＋，C正确；同周期随原子序数增大，第一电离能呈增大趋势，非金属性越强第一电离能越大，故第一电离能：D＞C＞A＞B，D错误。故选C。
答案：C
8．气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能(I2)、第三电离能(I3)……下表是第3周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。
元素
I1/eV
I2/eV
I3/eV
甲
5.7
47.4
71.8
乙
7.7
15.1
80.3
丙
13.0
23.9
40.0
丁
15.7
27.6
40.7
下列说法正确的是(　　)
A．甲的金属性比乙强 B．乙的化合价为＋1价
C．丙一定为金属元素 D．丁一定是金属元素
解析：根据表中I1、I2、I3电离能的数据可知甲为Na元素，乙为Mg元素，丙、丁应为Al以后的元素，且丙在丁的前面，故只有A正确。
答案：A
9．已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是(　　)
A．X与Y形成化合物，X可以显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
解析：同周期电负性X＞Y，则X在Y的右侧，即X的非金属性比Y强，二者形成化合物时，X可显负价，Y显正价，最高价含氧酸的酸性：X强于Y，氢化物的稳定性：HnX大于HmY，A、D正确C错；同周期，第一电离能随原子序数递增而增大，B正确。
答案：C
10．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小的排列正确的是(　　)
①3p轨道上只有一对成对电子的原子
②外围电子构型为3s23p6的原子
③其3p轨道为半满的原子
④正三价的阳离子结构与氖相同的原子
A．①②③④ B．③①②④
C．②③①④ D．②④①③
解析：①中3p轨道有4个电子；②3p轨道有6个电子，处于全满状态，其为稀有气体；③中3p轨道有3个电子，处于半满状态；④中3p轨道有1个电子，根据同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，ⅤA族元素处于半满结构，电离能反常，知第一电离能大小关系为：④＜①＜③＜②。
答案：C
11．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是(　　)
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4 600
6 900
9 500
Y
580
1 800
2 700
11 600
A.元素X的常见化合价是＋1
B．元素Y是ⅢA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
解析：由表中数据知：X的电离能I1≪I2＜I3＜I4，表明核外电子分层排布，且最外层只有1个电子，且X为主族元素，则X为ⅠA族元素；Y的电离能I1＜I2＜I3≪I4，表明Y最外层有3个电子，且Y为主族元素，则Y为ⅢA族元素，若Y为第3周期，则Y为Al，Al与冷水不发生反应，D错误。
答案：D
二、非选择题(共45分)
12．(12分)用符号“＞”“＜”或“＝”连接下列各项关系。
(1)第一电离能：Na______Mg，Mg______Ca。
(2)电负性：F________Cl，O________F。
(3)能量高低：ns______(n＋1)s，ns______np。
解析：(1)第一电离能的递变规律：同周期随核电荷数增大，依次增强，故Na＜Mg；同主族随核电荷数增大，依次减弱，故Mg＞Ca。
(2)电负性的递变规律：同周期随核电荷数增大依次增大，故O＜F；同主族随核电荷数增大依次减小，故F＞Cl。
(3)不同能层中相同类型的能级，能层序数越大能量越高，即ns＜(n＋1)s；同一能层中，各能级之间的能量大小为ns＜np＜nd＜nf(n≥4)。
答案：(1)＜　＞　(2)＞　＜　(3)＜　＜
13．(10分)现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表：
元素编号
元素性质或原子结构
T
单质能与水剧烈反应，所得溶液呈弱酸性
X
L层p电子数比s电子数多2个
Y
第3周期元素的简单离子中半径最小
Z
L层有三个未成对电子
(1)写出元素X的离子结构示意图：________。
2)写出Y元素最高价氧化物的水化物与NaOH溶液反应的离子方程式：______________。
(3)写出Y的价电子排布式：___________________________________。
(4)元素T与氯元素相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表述中能用于证明这一事实的是________(填字母代号)。
A．气态氢化物的挥发性
B．两元素的电负性
C．含氧酸的酸性
D．氢化物中X—H键的键长(X代表T和Cl两种元素)
(5)探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。T、X、Y、Z四种元素的单质中化学性质明显不同于其他三种单质的是____填元素符号)。
解析：T单质能与水剧烈反应，所得溶液呈弱酸性，则T为F元素；X的L层p电子数比s电子数多2个，核外电子排布为1s22s22p4，为O元素；第3周期元素的简单离子中半径最小的离子为Al3＋，则Y为Al元素；Z的L层有三个未成对电子，核外电子排布为1s22s22p3，为N元素，所以T、X、Y、Z分别是F、O、Al、N元素，以此解答该题。
(1)X为O元素，离子核外最外层达到8电子稳定结构，O2－的离子结构示意图为。
(2)Y元素最高价氧化物的水化物是Al(OH)3，为两性氢氧化物，能够与氢氧化钠反应生成偏铝酸钠和水，反应的离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O。
(3)Y元素是铝元素，核电荷数是13，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，价电子排布式是3s23p1。
(4)元素T是F元素，F与Cl同属卤族元素，在周期表中从上到下随着核电荷数的递增，非金属性逐渐减弱，所以F的非金属性比Cl强；气态氢化物的挥发性是物质的物理性质，不可以判断非金属性强弱，A选项不符合题意；元素的电负性是原子吸引电子能力的大小，元素的电负性越大，吸引电子的倾向越大，非金属性也越强，B选项符合题意；元素的非金属性越强，元素的最高价氧化物的水化物酸性越强，C选项中没有说明是最高价的含氧酸，C选项不符合题意；H—F与H—Cl的共价键键长越短，氢化物越稳定，元素的非金属性越强，所以键长可以比较氢化物的稳定性，进一步确定元素的非金属性强弱，D选项符合题意。
(5)Al为金属元素，具有金属性，F、O、N三种元素为非金属元素，具有较强的非金属性，Al化学性质明显不同于其他三种非金属元素单质的性质。
答案：(1)　(2)Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O　(3)3s23p1　(4)F　BD　(5)Al
14．(8分)(1)已知A和B为短周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表所示：
电离能(kJ/mol)
I1
I2
I3
I4
A
932
1 821
15 390
21 771
B
738
1 451
7 733
10 540

①某同学根据上述信息，推断B的核外电子排布如图所示，该同学所画的电子排布图违背了________。

②请根据提供的电离能数据，写出A和氯所形成的化合物的化学式________(用A表示)。
(2)已知Mn、Fe两元素的部分电离能数据如下表：
元素
Mn
Fe
电离能/kJ·mol－1
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957
比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是
___________________________
解析：(1)①从轨道排布图看，3s轨道未排满，就排3p轨道，这不遵循“先排满能量低的轨道然后再排能量高的轨道”的原理，即违背能量最低原理。②分析A元素的逐级电离能数据可知，I2和I3之间发生了跃迁，即说明A为＋2价元素，则氯化物为ACl2。
(2)Mn原子核外电子排布式为[Ar]3d54s2，当失去外围2个电子变成Mn2＋，其电子排布为[Ar]3d5；Fe原子核外电子排布式为[Ar]3d64s2，当失去外围2个电子变成Fe2＋，其电子排布为[Ar]3d6；Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级用较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态，所以气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。
答案：(1)①能量最低原理　②ACl2
(2)由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态
15．(15分)不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：

元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负性值
0.98
1.57
2.04
2.59
3.44
3.98
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16

　 观察上述数据，回答下列问题：
(1)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_________________________________________________________________。
(2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是
(3)某有机化合物结构中含S—N键，其共用电子对偏向________(写原子名称)。
(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是：(写出判断的方法和结论)__________________________________；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：________________________________________
__________________________________________________________________
______
解析：(1)Mg的吸引电子能力强于Na，而弱于Al，可知Mg的电负性的大小范围是0.93～1.61，而Mg的吸引电子能力又弱于Be，所以综合以上可知Mg的电负性大小范围是0.93～1.57。
(2)从表中数据可知：F的非金属性最强，电负性的数值也最大，Na的金属性最强，而其电负性的数值最小，所以可以得到：非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小。
(3)从表中数据可知N的电负性范围是2.59～3.44，而S的电负性是2.58，即N的电负性大于S，所以N吸引电子能力强于S，共用电子对偏向N原子。
(4)Al的电负性是1.61，Cl是3.16，二者差值是1.55<1.7，所以二者形成共价键；判断一种化合物是离子化合物还是共价化合物，就是看其在熔融状态下是否具有导电性。
答案：(1)0.93～1.57
(2)非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小
(3)氮原子
(4)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55＜1.7，所以形成共价键，为共价化合物
将氯化铝加热到熔融状态，进行导电实验，如果不导电，说明是共价化合物

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