2025年大学《化学》专业题库- 化学元素的周期性规律

2025年大学《化学》专业题库——化学元素的周期性规律考试时间：______分钟总分：______分姓名：______一、选择题（每小题2分，共20分。请将正确选项的字母填在题后的括号内）1.下列哪一项不是决定元素原子核外电子排布的基本因素？A.原子序数B.核电荷数C.核内中子数D.能量最低原理2.根据原子结构解释，下列元素中第一电离能最小的是？A.NaB.MgC.AlD.Si3.在元素周期表中，同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。这一变化的主要原因是？A.原子半径逐渐减小B.核电荷数逐渐增大C.最外层电子数逐渐增多D.核对外层电子的吸引力逐渐增强4.下列元素中，电负性最大的是？A.CB.NC.OD.F5.下列关于原子半径的叙述，正确的是？A.同一周期中，从左到右原子半径逐渐增大B.同一主族中，从上到下原子半径逐渐减小C.同一周期中，金属元素的原子半径通常大于非金属元素的原子半径D.相同电子层数的原子，核电荷数越大，原子半径越大6.钠（Na）和钙（Ca）位于元素周期表同一主族，下列叙述正确的是？A.Ca的第一电离能一定大于Na的第一电离能B.Ca的最高价氧化物水化物的碱性一定强于Na的最高价氧化物水化物的碱性C.Ca的原子半径一定大于Na的原子半径D.Ca的电子亲和能一定大于Na的电子亲和能7.下列元素中，最外层电子数等于其周期数的是？A.BeB.AlC.ClD.Ar8.下列元素中，属于s区元素的是？A.FeB.CuC.KD.Br9.在元素周期表中，位于金属和非金属分界线附近的元素，通常具有？A.坚强的金属性B.坚强的非金属性C.既有金属性又有非金属性D.只有金属性或只有非金属性10.下列现象中，不能用元素周期律解释的是？A.碱金属从上到下，其还原性逐渐增强B.卤素从上到下，其单质的氧化性逐渐减弱C.同周期主族元素从左到右，其原子第一电离能逐渐增大D.氢氧化钠（NaOH）的碱性比氢氧化镁（Mg(OH)₂）强二、填空题（每空2分，共30分。请将答案填在题后的横线上）1.原子最外层电子数为2的元素，可能位于元素周期表的______区或______区。2.同一主族元素，从上到下，原子半径逐渐______，第一电离能逐渐______（均填“增大”或“减小”）。3.同一周期中，第ⅠA族元素的第一电离能通常______（大于/小于）第ⅦA族元素的第一电离能。4.电负性是衡量原子______能力的物理量，F是元素周期表中电负性______的元素。5.稀有气体元素位于元素周期表的______族，其原子最外层电子结构通常为______。6.根据元素周期律，预测第12号元素（Z=12，Mg的同族元素）的金属性比镁______（强/弱），其最高价氧化物水化物应呈______性（酸/碱/两性）。7.解释为什么Be（原子序数4）的第一电离能比B（原子序数5）的第一电离能大。三、简答题（每小题10分，共20分）1.简述原子核外电子排布的三大基本原则（或规则）及其含义。2.为什么同一周期中，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强？请从原子结构的角度解释。四、计算题（共10分）已知铍（Be）的第一电离能为932kJ/mol，镁（Mg）的第一电离能为738kJ/mol，第二电离能为1451kJ/mol。试解释为什么Be失去第一个电子比Mg容易，但失去第二个电子却比Mg困难得多？试卷答案一、选择题1.C解析思路：原子核外电子排布由原子序数（即核电荷数）决定，并遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则等。核内中子数不影响电子排布。2.A解析思路：Na失去最外层的1个s电子即可达到稳定结构（类似Ne），而Mg需要失去2个s电子，Al失去3个s电子，Si失去4个s电子，克服核对外层电子的吸引力依次增大，因此Na的第一电离能最小。3.D解析思路：同周期从左到右，核电荷数增大，核对外层电子的吸引力逐渐增强（原子半径减小），导致原子失电子能力减弱（金属性减弱），得电子能力增强（非金属性增强）。4.D解析思路：电负性表示原子吸引成键电子的能力。F位于元素周期表右上角，非金属性最强，其原子吸引成键电子的能力最强，即电负性最大。5.C解析思路：同周期从左到右原子半径逐渐减小（A错误）。同一主族从上到下，电子层数增多，原子半径逐渐增大（B错误）。同周期主族元素中，金属元素原子半径通常大于非金属元素（C正确）。相同电子层数的原子，核电荷数越大，核对电子吸引越强，原子半径越小（D错误）。6.C解析思路：Ca位于Na的下方，同一主族，电子层数更多，原子半径更大（C正确）。Ca失去第一个电子比Na容易，但Ca失去第二个电子时需要破坏较稳定的次外层8电子结构，而Na失去第二个电子仍破坏最外层，Ca更难（A错误）。金属性Ca比Na强，其最高价氧化物水化物碱性更强（B正确，但题干问的是叙述“正确的是”，需选择最符合的或唯一的）。Ca得到电子能力比Na弱，电子亲和能通常小于Na（D错误）。7.A解析思路：Be位于元素周期表第二周期第IIA族，原子序数为4，其原子最外层有2个电子，等于其周期数2。Al最外层3个，周期数3；Cl最外层7个，周期数3；Ar最外层8个，周期数3。8.C解析思路：K位于元素周期表第四周期第IA族，属于s区元素（IA族和IIA族为s区）。Fe、Cu属于d区（VB族和VIB族），Br属于p区（VIIA族）。9.C解析思路：位于金属和非金属分界线附近的元素（如B、Si、Ge、As、Sb、Te等），其最外层电子数通常为4，既不易失电子也不易得电子，表现出既有金属性又有非金属性。10.D解析思路：A、B、C均符合元素周期律的递变规律。D中NaOH碱性比Mg(OH)₂强，这不仅是由于它们同周期，更主要的原因是Na的金属性强于Mg，导致其最高价氧化物对应水化物碱性更强，单纯用周期律的横向递变规律不能完全解释这种对比，尤其是跨越金属和非金属分界线时。二、填空题1.s；d解析思路：最外层电子数为2的元素，若为主族元素，位于s区（如Be）；若为副族或第VIII族元素，位于d区（如Zn，或空缺的元素）。2.增大；减小解析思路：同主族从上到下，电子层数增多，原子半径增大；失去电子能力增强，第一电离能减小。3.小于解析思路：同周期从左到右，原子半径减小，失电子能力减弱，第一电离能增大。第ⅠA族在最左，第ⅦA族在最右，故第ⅠA族元素第一电离能小于第ⅦA族。4.吸引成键电子；最大解析思路：电负性的定义是原子在形成化学键时吸引电子的能力。F位于周期表右上角，非金属性最强，其电负性为所有元素中最高的。5.0；8电子稳定结构（或ns²np⁶）解析思路：稀有气体元素位于第VIII族（零族）。它们的原子最外层电子数分别为He的2个（s²），其他为8个（s²p⁶），达到稳定结构。6.强；碱解析思路：同主族从上到下，金属性增强。Mg为第IIA族元素，其同族下一周期元素（第12号元素）金属性比Mg强。金属性强的元素，其最高价氧化物对应水化物碱性更强。因此，该元素最高价氧化物水化物呈碱性。7.Be原子最外层2s电子全满，结构较稳定，失去电子需要克服较大的能量。B原子最外层3s²3p¹，失去一个电子只需克服较小的能量即可达到较稳定的2s²2p⁶结构。因此Be的第一电离能比B大。解析思路：比较第一电离能需考虑原子最外层电子的排布和稳定性。Be的最外层为2s²，全满结构相对稳定；B的最外层为2s²2p¹，失去一个电子可达到稳定的全满结构（Ne构型），所需能量较小。三、简答题1.原子核外电子排布的三大基本原则（或规则）及其含义是：*能量最低原理：原子核外电子总是优先占据能量最低的轨道，只有当低能级轨道填满后，电子才依次进入高能级轨道。*泡利不相容原理：每个原子轨道最多只能容纳两个自旋状态相反的电子。*洪特规则：当电子填充能量相同的简并轨道（如p、d、f轨道）时，电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。解析思路：此题要求列出并解释三大基本原则。能量最低原理是电子排布的总体趋势。泡利原理限制了每个轨道的电子数。洪特规则决定了电子在简并轨道中的排布方式，以使体系能量最低。2.同一周期中，从左到右，原子核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小。原子核对外层电子的吸引力增强，原子失电子能力逐渐减弱（金属性减弱）。同时，原子核对外层电子的吸引力增强，原子得电子能力逐渐增强（非金属性增强）。因此，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。解析思路：此题要求从原子结构角度解释周期性变化。关键在于抓住核电荷数、原子半径、核对电子吸引力以及原子得失电子能力这几个因素之间的内在联系，并说明它们如何共同导致金属性和非金属性的变化。四、计算题铍（Be）失去第一个电子时，变为Be⁺，其核外电子排布为1s²2s¹，最外层仍有1个s电子，离核较近，受核吸引较大，且未达到稳定结构。失去第二个电子时，变为Be²⁺，其核外电子排布为1s²，达到稳定的惰性气体结构（类He）。Mg失去第一个电子变为Mg⁺，核外电子排布为1s²2s²2p⁶，达到稳定的惰性气体结构（类Ne）。失去第二个电子时，变为Mg²⁺，需要从已达到稳定结构的次外层（2p层）失去电子，克服的束缚力非常大，因此第二电离能远大于第一电离能。相比之下，Be失去第一个电子后并未达到稳定结构，只需克服较小的能量；而其失去第二个