2019高中化学 原子结构（提高）巩固练习 新人教版选修3.doc

1原子结构原子结构【巩固练习巩固练习】一、选择题 1下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关 R、W、X、Y、Z 五种元素的叙述中，正确的是（ ） A常压下五种元素的单质中 Z 单质的沸点最高 BY、Z 的阴离子电子层结构都与 R 原子的相同 CW 的氢化物的沸点比 X 的氢化物的沸点高 DY 元素的非金属性比 W 元素的非金属性强2英国科学家曾在Science上发表论文，宣布发现 Al 的超原子结构，如 Al13、Al14，并用质谱仪检测到稳 定的 Al13I等，Al13、Al14的一些性质像其他的主族元素的化学性质，得到或失去电子生成 40 个价电子的最稳 定状态。下列说法中不正确的是（ ） AAl13与卤族单质的性质相似 BAl14与A 族元素的性质相似 CAl13在一定条件下与 HI 反应的化学方程式：Al13+HI=HAl13I DAl13中的 Al 原子间以离子健相结合3现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： 1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s23p3；1s22s22p3；1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是（ ） A第一电离能： B原子半径： C电负性： D最高正化合价：4下列说法正确的是（ ） A非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数 B非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数 C最外层有 2 个电子的原子都是金属原子 D最外层有 5 个电子的原子都是非金属原子5下列叙述中正确的是（ ） A同一主族的元素，原子半径越大，其单质的熔点一定越高 B同一周期的元素，原子半径越小越容易失去电子 C同一主族元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点一定越高 D稀有气体元素的原子序数越大，其单质的沸点一定越高6电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，下列关于电负性的变化规律正确的是（ ） A周期表中同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大 B周期表中同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐增大 C电负性越大，金属性越强 D电负性越小，非金属性越强7有人认为在元素周期表中，位于A 族的氢元素也可以放在A 族，下列物质能支持这种观点的是（ ） AHF BH3O+ CNaH DH2O28具有下列电子排布式的原子中，半径最大的为（ ） A1s22s22p63s1 B1s22s22p63s23p64s1XWYRZ2C1s22s22p63s2 D1s22s22p63s23p64s29下列说法中正确的是（ ） A第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C在所有元素中，氟的第一电离能最大 D钾的第一电离能比镁的第一电离能大10A+、B2+、C、D2四种离子具有相同的电子层结构，现有以下排列排序： B2+A+CD2，CD2A+B2+，B2+A+D2C，D2CA+B2+。四种离子的半径由大到 小及四种元素的原子序数由大到小的顺序分别是（ ） A B C D二、填空题 1有 A、B、C、D、E 五种元素，其中 A、B、C 属于同一周期，A 原子最外层 p 能级的电子数等于次外层的电子 总数，B 原子最外层中有 2 个未成对电子，D、E 原子核内各自的质子数与中子数相等，B 元素可分别与 A、C、D、E 生成 RB2 型化合物，在 DB2 和 EB2 中，D 与 B 的质量比为 78，E 与 B 的质量比为 11。根据以上 条件。 （1）D 原子的电子排布式_。 （2）E 元素在周期表中的位置_。 （3）A、B、C 三种元素的第一电离能大小顺序_。 （4）D 和 E 的最高价氧化物对应水化物的酸性（填分子式）_。2不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性来表示，电负性越大，其原子吸引电子的能力越强， 在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表是某些短周期元素的电负性值：元素符号LiBeBCOF 电负性1.01.52.02.53.54.0 元素符号NaAlSiPSCl 电负性0.91.51.82.12.53.0（1）通过分析电负性变化规律，确定 N、Mg 最接近的电负性范围： _Mg_，_N_。（2）推测电负性与原子半径的关系是_。上表中短周期元素电负性的变化特点，体现了元素性质的 _变化规律。（3）某有机化合物的结构式为，其中 CN 键中，你认为共用电子对偏向于_（写原 子名称）一方。（4）经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的电负性差值大于 1.7 时，一般为离子键；小于 1.7 时， 一般为共价键。试推断：AlBr3 中化学键类型是_。3在元素周期表前四周期中，有 A、B、C、D 四种元素，它们的原子序数依次增大，A 原子有 3 个未成对电子； B 原子次外层有 8 个电子，1 mol B 单质与足量盐酸反应可生成 1 mol H2，B 单质不易与冷水反应；C 元素的+3 价离子的 d 轨道是半充满的；D 元素易形成1 价离子。 （1）填写下表：元素名称、符号电子排布式属于哪个区A3C（2）C 元素位于第_周期_族，在含 C2+的水溶液中，滴入氯水后再滴入数滴 KSCN 溶液，现 象是_，上述反应的离子方程式为_。在含 C3+的水溶液中加足量铁粉充分振荡后，滴入 KSCN 溶液，现象是_，上述反应的离子方程式为_。（3）四种元素中电负性最大的元素是_种，第一电离能最小的元素是_。A、B 两种元素的原 子半径大小是_，单核离子的离子半径大小是_。4已知电离能是指 1 mol 气态原子（或阳离子）失去 1 mol 电子形成了 1 mol 气态阳离子（或更高价阳离子） 所需要吸收的能量。现有核电荷数小于 20 的元素 A，其电离能数据如下：（I1表示气态原子失去第一个电子的 电离能；In表示离子失去第n个电子的电离能，单位：eV）序号I1I2I3I4I5I6 电离能7.64415.0380.12109.3141.2186.5 序号I7I8I9I10I11I12 电能离224.9266.0327.9367.41761（1）外层电子离核越远，能量越高，电离能越_（填“大”或“小” ） ；阳离子电荷数越高，再失去 电子时，电离能越_（填“大”或“小” ） 。（2）上述 11 个电子分属_个电子层。（3）该元素的主要化合价为_。（4）该元素原子的电子排布式为_。（5）写出该元素最高价氧化物对应的水化物与稀盐酸反应的离子方程式_。【参考答案与解析参考答案与解析】一、选择题 1D【解析】据元素周期表的结构知 X、W、Y、R、Z 元素分别为 N、P、S、Ar、Br。A 项中溴单质的沸点不是最 高；C 项中氢化物的沸点：NH3PH3；B 项中 Br的电子层结构与 Kr 原子的电子层结构相同，S2与 Ar 原子的电 子层结构相同。2D【解析】根据“生成 40 个价电子的最稳定状态”知，Al13需得到 1 个电子形成稳定结构，与卤族单质的性 质相似，选项 A 正确；而 Al14要失去 2 个电子，与A 族元素的性质相似，选项 B 正确；根据用质谱仪检测到 Al13I，选项 C 正确；铝原子之间不可能形成离子键，只能以共价键相结合，选项 D 错。3A【解析】根据四种元素的基态原子电子排布式可知是硫、是磷、是氮、是氟，结合元素周期律分析， 第一电离能；原子半径；电负性；最高正化合价。 只有选项 A 正确。4A【解析】非金属元素的最高化合价等于最外层电子数，故 A 正确。非金属元素呈现的最低化合价的绝对值， 等于其所得电子数，故 B 错。最外层有 2 个电子的原子有氦，故 C 错。最外层有 5 个电子的原子有锑、铋，是 金属，故 D 错。45D【解析】同一主族的金属元素原子半径越大其单质的熔点越低；同一周期元素原子半径越小，越不易失去电 子；同一主族元素的氢化物相对分子质量越大，其沸点不一定越高，如 NH3、H2O、HF 液态时因存在氢键而出现 反常现象；因稀有气体属于分子晶体，原子序数越大其单质的相对分子质量越大，沸点越高。6A【解析】根据元素周期律，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，选项 B 错；电负性越大非金属性越强， 金属性越弱，选项 C、D 错。7C【解析】氢元素易失去一个电子表现出+1 价，与A 族元素性质相似；氢元素也可得到一个电子显1 价， 与A 族元素性质相似。8B【解析】根据电子排布式可知 A 为 Na，B 为 K，C 为 Mg，D 为 Ca，显然 K 半径最大。9A【解析】同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体最大，故 A 正确，C 错误；由于镁的最外层电子排布 为 3s2，属全充满结合，原子的能量较低，具有相对较大的第一电离能，而铝的最外层电子排布为 3s23p1，原子 的能量较高，具有相对较小的第一电离能，B 错误；钾比镁更易失电子，钾的第一电离能比镁小，D 错误。10B【解析】先判断原子序数的大小为 BACD，再由原子序数大离子半径小确定离子半径为 D2CA+B+。二、填空题 1 （1）1s22s22p63s23p2 （2）第三周期A 族 （3）NOC （4）H2SO4H2SiO3 【解析】 根据核外电子排布规律可知 A 的电子排布式为 1s22s22p2，则 A 是碳元素，因 B 与 A 同周期，且 B 原子核外只有 2 个未成对电子，则 B 是氧。因 C 能与氧形成 RO2型化合物，又与氧同周期则为 N。DO2中 D、O 质量比为 78，则 D 的相对原子质量为 28，D 是 Si，同理 E 是 S。 （3）N 原子的 p 轨道处于半充满状态，较稳 定。 （4）S 的非金属性比 Si 强。2 （1）0.9 1.5 2.5 3.5 （2）原子半径越大，电负性越小 周期性 （3）氮 （4）共价键 【解析】 （1）确定电负性的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。 （2）分析同周期和同主族元素 电负性的递变规律，均可得出电负性随原子半径的增大而减小。 （3）对比 C、N 的电负性，应用题干中的信息， 即可得出共用电子对偏向氮一方。 （4）Cl 与 Al 的电负性差值为 3.01.5=1.51.7，Br 的电负性小于 Cl 的电 负性，故 AlBr3中成键的两原子相应元素的电负性差值小于 1.7，为共价键。3 （1）氮、N 1s22s22p3 p 铁、Fe Ar3d64s2 d （2）四 第 溶液变血红色 2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl、Fe3+3SCN=Fe(SCN)3 无明显现象5Fe+2Fe3+=3Fe2+ （3）N Mg MgN N3Mg2+ 【解析】 由 B 单质不能与冷水反应，1 mol B 与足量盐酸反应，生成 1 mol H2可知，B 镁元素，则 A 为 氮元素。C 元素 d 轨道有电子，又 C3+的 d 轨道半充满，则 C 是铁元素，故 D 为溴元素。4 （1）小 大（2）3（3）+2（4）1s22s22p63s2（5）Mg(OH)2+2H+=Mg2+2H2O 【解析】 由电离能数据可知I2到I3、I10到I11，分别为两次电离能突跃，故该元素必为原子核外有 12 个电子 的 Mg。