2019高考化学总复习第十二章物质结构与性质12_1_2考点二原子结构与元素性质基础小题快练新人教版.docx

11-1-2 考点二 有机化合物的命名一、原子结构与元素周期表和元素周期律1某元素3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，则该元素在周期表中的位置为()AB族BB族C族DA族解析：由离子的电子排布式可推出原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2，共有8个价电子，为族。答案：C2下列有关元素周期表分区的说法正确的是()As区全部是金属元素Bp区全部是非金属元素Cd区内元素原子的价电子排布必为(n1)d110ns2D除ds区外，以最后填入电子的轨道能级符号作为区的名称解析：A项，H为非金属元素；B项，p区左下角元素为金属元素；C项，d区内Cr为3d54s1。答案：D3已知33As、34Se、35Br位于同一周期，下列关系正确的是()A电负性：AsClPB热稳定性：HClHBrAsH3C第一电离能：BrSeAsD酸性：H3AsO4H2SO4H3PO4解析：电负性ClPAs，A错误；非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越强，B正确；第一电离能应为BrAsSe，C错误；非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，故酸性H2SO4H3PO4H3AsO4，D错误。答案：B4下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是()A元素的电负性：POFB元素的第一电离能：CNNaMg2D原子的未成对电子数：MnSiCl解析：得电子能力POF，所以元素的电负性PONaMg2，C正确；Mn、Si、Cl原子的未成对电子数分别为5、2、1，D正确。答案：B5现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s23p3；1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是()A最高正化合价：B原子半径：C电负性：D第一电离能：解析：根据核外电子排布可知是S，是P，是F。F无最高正价，A错误；同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：，B错误；非金属性越强，电负性越大，则电负性：，C错误；非金属性越强，第一电离能越大，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能强于S，则第一电离能：，D正确。答案：D二、电离能和电负性6下列说法中正确的是()A第三周期所含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解析：同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大，A正确，C不正确；由于Mg的外围电子排布式为3s2，而Al的外围电子排布式为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的；D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁。答案：A7下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2表示，单位为kJmol1)。I1I2I3I4R7401 5007 70010 500下列关于元素R的判断中一定正确的是()AR的最高正价为3价BR元素位于元素周期表中第A族CR元素的原子最外层共有4个电子DR元素基态原子的电子排布式为1s22s2解析：由表中数据I3I2知其最高正价为2价，R元素位于A族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。答案：B8电负性的大小也可以作为判断元素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同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大B同主族从上到下，元素的电负性逐渐变大C电负性越大，金属性越强D电负性越小，非金属性越强解析：利用同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族从上到下元素电负性逐渐减小的规律来判断。电负性越大，金属性越弱，非金属性越强。答案：A9根据信息回答下列问题。信息A：第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态基态正离子X(g)所需的能量。如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中1217号元素的有关数据缺失)。信息B：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表示。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子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：(1)认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断NaAr元素中，Al的第一电离能的大小范围为_Al_(填元素符号)。(2)由图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是_。(3)图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第_周期_族。(4)根据对角线规则，铍、铝元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有_性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是_。(5)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围_。(6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是_。(7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由(即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)由所给的图可以看出，同周期的A族元素的第一电离能最小，而A族元素第一电离能小于A族元素第一电离能，故NaAlMg。(2)同主族元素第一电离能从题图中可以看出从上到下逐渐减小。(3)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其位置为第5周期第A族。(4)根据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2性质相似，Be(OH)2应具有两性，根据Al(OH)3NaOH=NaAlO22H2O，Al(OH)33HCl=AlCl33H2O可以类似地写出Be(OH)2与酸或碱反应的离子方程式。(5)根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性NaMgMgCa，最小范围应为0.931.57。(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力大小，所以，电负性越大，原子吸引电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。(7)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物，共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下是否导电，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。答案：(1)NaMg(2)从上到下依次减小(3)5A(4)两Be(OH)22H=Be22H2O，Be(OH)22OH=BeO2H2O(5)0.931.57(6)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小(7)铝元素和氯元素的电负性差值为1.551.7，所以形成共价键，为共价化合物将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物三、元素“位构性”关系10现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素，原子序数依次增大。A元素的价电子构型为nsnnpn1；C元素为最活泼的非金属元素，D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。(1)A元素的第一电离能_(填“”或“”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为_(用元素符号表示)。(2)D元素原子的价电子排布式是_。(3)C元素的电子排布图为_；E3的离子符号为_。(4)F元素位于元素周期表的_区，其基态原子的电子排布式为_。(5)G元素可能的性质_。A其单质可作为半导体材料B其电负性大于磷C最高价氧化物对应的水化物是强酸解析：A元素的价电子构型为nsnnpn1，则A是N；C元素为最活泼的非金属元素，则C是F，那么B是O；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6，则D是Mg；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，则E是Fe；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，则F是Cu；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒，则G是As。(1)由于N的最外层电子处于半充满的稳定状态，失去电子比O难，所以元素的第一电离能AB；一般情况下同一周期的元素，原子序数越大，元素的电负性越大。所以A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为NONO乙，沸点：甲乙b稳定性：甲乙，沸点：甲乙c稳定性：甲乙，沸点：甲乙d稳定性：甲乙(4)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小至大的顺序为_(用元素符号作答)。(5)Y原子核外有_个运动状态不同的电子，Q、R、X、Y四种元素电负性由大到小的顺序为_(用元素符号作答)。解析：29号元素为Cu，Y原子价电子排布：msnmpn中n只能取2，又为短周期元素，则Y可能为C或Si。R原子的核外L层电子数为奇数，则可能为Li、B、N或F。Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4，则为C(或Si)和O(或S)。又知五种元素原子序数依次递增，所以可推出：Q为C，R为N，X为O，Y为Si。(1)Cu的价电子排布为3d104s1，失去两个电子后得Cu2，故Cu2的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9或Ar3d9。(2)N的价电子排布式为2s22p3，因此价电子排布图为。(3)Q、Y的氢化物分别为CH4和SiH4，由于C的非金属性强于Si，则稳定