高中化学 原子结构（提高）巩固练习 新人教版选修3.doc

原子结构【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（ ）xwyrza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=hal13idal13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 b1s22s22p63s23p64s1c1s22s22p63s2 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ac （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】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。5d 【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fe+2fe3+=3fe2+（3）n mg mgn n3mg