2026年《原子结构与性质》单元测试题及答案

2026年《原子结构与性质》单元测试题及答案一、选择题（每小题3分，共45分。每小题只有一个正确选项）1.下列关于量子数的描述中，正确的是（）A.n=3时，l可取0、1、2、3B.l=2时，m可取-2、-1、0、1、2C.n=2，l=1时，m只能取0D.自旋量子数ms只能取+1/22.下列关于电子云的说法中，错误的是（）A.s电子云呈球形对称，无方向性B.p电子云有3个相互垂直的伸展方向C.d电子云的空间伸展方向数与f电子云相同D.电子云的疏密表示电子在该区域出现的概率密度3.下列能级能量由低到高排列正确的是（）A.4s<3d<4p<5sB.3p<4s<3d<4pC.2p<3s<3p<4sD.5s<4d<5p<6s4.某基态原子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²，违反了（）A.泡利不相容原理B.洪特规则C.能量最低原理D.没有违反任何规则5.已知119号元素（假设已合成）的电子排布式为[Og]8s¹，该元素应位于周期表的（）A.s区，第1周期，ⅠA族B.s区，第8周期，ⅠA族C.ds区，第7周期，ⅠB族D.p区，第8周期，ⅦA族6.下列元素的第一电离能由大到小排列正确的是（）A.Na>Mg>AlB.N>O>CC.S>P>SiD.Cl>S>P7.下列关于电负性的说法中，错误的是（）A.电负性是衡量原子在分子中吸引电子能力的物理量B.电负性最大的元素是F，最小的金属元素是CsC.一般来说，同一周期从左到右电负性逐渐增大D.电负性差值大于1.7时，原子间易形成共价键8.氢原子中电子从n=4能级跃迁到n=2能级时，释放的光子波长约为（）（已知里德伯常量R=1.097×10⁷m⁻¹）A.486nmB.656nmC.434nmD.121nm9.用斯莱特规则计算Fe原子（Z=26）中3d电子的有效核电荷数（Z）为（）9.用斯莱特规则计算Fe原子（Z=26）中3d电子的有效核电荷数（Z）为（）A.6.2B.7.8C.8.9D.10.410.下列基态原子的电子排布式中，错误的是（）A.K：[Ar]4s¹B.Cr：[Ar]3d⁵4s¹C.Cu：[Ar]3d¹⁰4s¹D.Fe：[Ar]3d⁶4s²11.下列原子中未成对电子数最多的是（）A.Mn（Z=25）B.Fe（Z=26）C.Co（Z=27）D.Ni（Z=28）12.下列关于原子半径的说法中，正确的是（）A.同一周期从左到右原子半径逐渐增大B.同一主族从上到下原子半径逐渐减小C.原子半径：K>Na>LiD.原子半径：Cl>S>P13.某元素的价电子构型为3d¹⁰4s¹，该元素的主要性质不包括（）A.良好的导电性B.较高的熔点C.较强的非金属性D.易形成+1价离子14.下列电子排布式表示激发态原子的是（）A.1s²2s²2p⁶3s²B.1s²2s²2p⁶3s¹3p¹C.1s²2s²2p⁶3s²3p⁶D.1s²2s²2p⁶3s²3p⁵15.下列关于电子亲和能的说法中，正确的是（）A.电子亲和能越大，原子越难获得电子B.同一周期从左到右电子亲和能逐渐减小C.卤素的电子亲和能在同周期中最大D.稀有气体的电子亲和能为正值二、填空题（每空2分，共32分）1.24号元素Cr的电子排布式为________，价电子构型为________。2.某元素的电子排布式为[Kr]4d¹⁰5s²5p³，该元素位于第________周期，第________族，________区（填s、p、d、ds）。3.比较第一电离能大小：Mg________Al（填“>”“<”或“=”）；O________N（填“>”“<”或“=”）。4.Fe³+的电子排布式为________，其未成对电子数为________。5.3p轨道的量子数组合为n=________，l=________，m的可能取值为________。6.电负性最大的元素是________（填元素符号），金属性最强的短周期元素是________（填元素符号）。7.K原子的4s能级能量低于3d能级的现象称为________，其实质是________的综合作用。8.某元素的逐级电离能（kJ/mol）为I1=578，I2=1817，I3=2745，I4=11575，该元素最外层有________个电子，属于________族（填罗马数字）。三、简答题（共20分）1.（4分）解释同一周期元素第一电离能从左到右总体增大，但N的第一电离能大于O，P的第一电离能大于S的原因。2.（4分）Cr（24号）的电子排布式为[Ar]3d⁵4s¹而不是[Ar]3d⁴4s²，试用核外电子排布规则解释。3.（4分）O的电负性（3.5）大于Cl的电负性（3.0），但HClO4的酸性强于H2SO4，试从结构角度分析原因。4.（4分）简述原子半径在周期表中的变化规律，并解释同周期主族元素原子半径减小的原因。5.（4分）已知A、B两种元素的价电子构型分别为3s²和3d⁶4s²，判断哪种元素的金属性更强，并说明理由。四、计算题（共23分）1.（8分）计算氢原子中电子从n=5能级跃迁到n=2能级时释放的光子能量（h=6.626×10⁻³⁴J·s，c=3.0×10⁸m/s）。2.（7分）用斯莱特规则计算Ca原子（Z=12）中4s电子的有效核电荷数（σ的计算：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶为内层，对4s的屏蔽常数σ=0.85×8+1.00×10）。3.（8分）某元素原子的最外层电子数为2，次外层电子数为14，倒数第三层电子数为2，试确定该元素的原子序数、电子排布式及在周期表中的位置。答案一、选择题1.B2.C3.A4.D5.B6.B7.D8.A9.C10.A11.A12.C13.C14.B15.C二、填空题1.[Ar]3d⁵4s¹；3d⁵4s¹2.5；ⅤA；p3.>；<4.[Ar]3d⁵；55.3；1；-1、0、+16.F；Na7.能级交错；核电荷数和电子云径向分布8.3；ⅢA三、简答题1.同一周期从左到右，核电荷数增大，原子半径减小，核对外层电子的吸引力增强，第一电离能总体增大。N（2p³）和P（3p³）的p轨道处于半满稳定状态，失去电子需要更高能量，因此第一电离能大于相邻的O（2p⁴）和S（3p⁴）。2.Cr的电子排布遵循洪特规则的特例：当d轨道半满（3d⁵）时，体系能量更低，更稳定。若排布为3d⁴4s²，d轨道未达到半满，能量较高，因此选择3d⁵4s¹的排布。3.酸性强弱与中心原子（Cl、S）的电负性及氧化态有关。HClO4中Cl的氧化态为+7，H2SO4中S的氧化态为+6，高氧化态的中心原子对O-H键的电子吸引力更强，更易离解出H+。尽管O的电负性大于Cl，但Cl的高氧化态弥补了电负性差异，因此HClO4酸性更强。4.变化规律：同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下原子半径逐渐增大。同周期主族元素原子半径减小的原因：核电荷数递增，电子层数相同，核对外层电子的吸引力增强，原子半径减小。5.A的价电子构型为3s²（Mg），B为3d⁶4s²（Fe）。Mg的金属性更强。Mg位于s区，原子半径较大，最外层电子易失去；Fe位于d区，d电子的屏蔽作用使原子核对4s电子的吸引力较强，失去电子难度更大，因此金属性Mg>Fe。四、计算题1.光子能量ΔE=hc/λ，其中1/λ=R(1/n1²-1/n2²)=1.097×10⁷×(1/2²-1/5²)=2.303×10⁶m⁻¹，λ≈434nm。ΔE=6.626×10⁻³⁴×3.0×10⁸/(434×10⁻⁹)≈4.58×10⁻¹⁹J。2.Ca的电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²。4s电子的屏蔽常数σ=0.85×(3s²3p⁶的8个电子)+1.00×(1s²2s²2p⁶的10个电子)=0.85×8+1.00×10=16.8。有效核电荷Z=Z-σ=20-16.8=3.2。2.Ca的电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²。4s电子的屏蔽常数σ=0.85×(3s²3p⁶的8个电子)+1.00×(1s²2s²2p⁶的10个电子)=0.85×8+1.00×10=16.8。有效核电荷Z