北京市实验中学高三化学元素周期律综合测试卷及答案

北京市实验中学高三化学元素周期律综合测试卷及答案第1页共1页北京市实验中学高三化学元素周期律综合测试卷及答案一、单项选择题（共10小题，每题2分）1.下列元素中，第一电离能最小的是A.NaB.MgC.AlD.Si参考答案：A2.在元素周期表中，位于第IA族、第VIA族的两种元素形成的化合物中，该化合物中两种元素的原子个数比是A.1:1B.1:2C.2:1D.3:1参考答案：B3.下列关于原子结构的叙述中，正确的是A.原子核内中子数相同的所有原子一定是同一种元素B.原子核外电子层数越多，该元素原子半径越大C.原子核内质子数相同的所有原子一定是同一种元素D.原子核内质子数越多，该元素原子半径越大参考答案：B4.下列元素中，最易形成离子化合物的是A.ClB.FC.BrD.I参考答案：B5.下列关于元素周期律的叙述中，正确的是A.元素的金属性随着原子序数的增大而增强B.元素的非金属性随着原子序数的增大而增强C.元素的原子半径随着原子序数的增大而减小D.元素的电负性随着原子序数的增大而减小参考答案：B6.下列关于化学键的叙述中，正确的是A.共价键是原子间通过得失电子形成的化学键B.离子键是原子间通过共用电子对形成的化学键C.共价键是原子间通过得失电子形成的化学键D.离子键是原子间通过共用电子对形成的化学键参考答案：D7.下列关于分子晶体的叙述中，正确的是A.分子晶体中没有化学键B.分子晶体的熔点一般较高C.分子晶体的沸点一般较高D.分子晶体中分子间作用力较强参考答案：A8.下列关于离子晶体的叙述中，正确的是A.离子晶体中没有化学键B.离子晶体的熔点一般较低C.离子晶体的沸点一般较低D.离子晶体中离子间作用力较弱参考答案：C9.下列关于金属晶体的叙述中，正确的是A.金属晶体中没有化学键B.金属晶体的熔点一般较高C.金属晶体的沸点一般较高D.金属晶体中金属原子间作用力较弱参考答案：B10.下列关于化学键的叙述中，正确的是A.共价键是原子间通过得失电子形成的化学键B.离子键是原子间通过共用电子对形成的化学键C.共价键是原子间通过共用电子对形成的化学键D.离子键是原子间通过得失电子形成的化学键参考答案：C二、填空题（共10小题，每题2分）1.氢原子从n=3能级跃迁到n=2能级时，辐射的光子能量为______。参考答案：1.89eV2.在元素周期表中，同一主族元素从上到下，其原子半径逐渐______。参考答案：增大3.下列元素中，电负性最大的是______。参考答案：F4.碱金属元素从上到下，其金属性逐渐______。参考答案：增强5.氧化物Na₂O和Na₂O₂中，阴离子的离子半径较大的是______。参考答案：Na₂O₂6.下列分子中，属于极性分子的是______。参考答案：H₂O7.在常温常压下，下列气体中，分子间作用力最强的是______。参考答案：CH₄8.下列元素中，第一电离能最小的是______。参考答案：Cs9.碱性氧化物是指能与酸反应生成盐和水的氧化物，例如______。参考答案：Na₂O10.下列物质中，属于共价化合物的是______。参考答案：HCl三、判断题（共10小题，每题2分）1.同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强。参考答案：√2.O₃是由O₃分子构成的直线形分子。参考答案：×3.在周期表中，金属元素和非金属元素的分界线附近的元素通常既具有金属性又具有非金属性。参考答案：√4.根据元素周期律，第18号元素（氩）的原子半径大于第19号元素（钾）的原子半径。参考答案：×5.碱金属从上到下，其单质与水反应的剧烈程度逐渐增强。参考答案：√6.元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性就越强。参考答案：√7.在元素周期表中，同一周期从左到右，元素的第一电离能逐渐增大。参考答案：×8.卤族元素从上到下，其单质与氢气化合的能力逐渐减弱。参考答案：√9.化合物H₂O的稳定性比化合物H₂S的稳定性强。参考答案：√10.碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物一定是碱性氧化物。参考答案：×四、简答题（共8小题，每题2分）1.简述元素周期律的实质是什么？参考答案：元素周期律的实质是：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈周期性变化，从而引起元素性质也呈周期性变化。2.请说明同一周期中，从左到右元素的金属性和非金属性是如何变化的？参考答案：同一周期中，从左到右，原子核外电子层数不变，核电荷数逐渐增加，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，导致原子半径逐渐减小。同时，原子核外最外层电子数逐渐增多，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。3.列举第三周期中所有金属元素，并简述它们在元素周期表中的位置。参考答案：第三周期中的金属元素有Na、Mg、Al。它们在元素周期表中的位置分别是：Na位于第3周期第1族，Mg位于第3周期第2族，Al位于第3周期第13族。4.解释为什么同一主族元素自上而下原子半径会增大？参考答案：同一主族元素自上而下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。因为电子层数的增加使得原子核对最外层电子的吸引力减弱，导致原子半径增大。5.比较Na和Mg的金属性，并说明理由。参考答案：Na的金属性比Mg强。理由是：Na位于第3周期第1族，Mg位于第3周期第2族。同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，因此Na的金属性比Mg强。这表现在Na更容易失电子形成阳离子，而Mg失电子能力相对较弱。6.简述卤素单质性质的递变规律。参考答案：卤素单质性质的递变规律是：从上到下，卤素单质的熔沸点逐渐升高，密度逐渐增大，颜色逐渐加深，氧化性逐渐减弱，与氢气化合越来越困难。7.为什么稀有气体的化学性质非常稳定？参考答案：稀有气体的化学性质非常稳定，是因为它们的原子最外层电子层都是饱和结构，不易得失电子，也不易形成化学键。8.说明元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线大致在哪里？参考答案：元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线大致位于B、Si、As、Ge、Sb、Te等元素附近，这些元素既具有金属性，又具有非金属性，被称为半金属或类金属。五、应用题（共8小题，每题3分）1.某化学兴趣小组探究元素周期律，实验测定了短周期元素A、B、C、D的原子序数分别为3、6、9、11，且它们形成的常见化合物分别为甲、乙、丙、丁。请回答：甲、乙、丙、丁四种化合物中，含有离子键的是______，含有极性共价键的是______。参考答案：甲、丁；乙、丙2.已知元素X、Y位于同一周期，且原子最外层电子数分别为a和a+1。若元素X的原子半径为rX，元素Y的原子半径为rY，请比较rX与rY的大小关系，并说明理由。参考答案：rXrY3.某溶液中可能含有Na+、Mg2+、Al3+、Fe3+、Ba2+中的两种离子。向该溶液中滴加过量氨水，产生白色沉淀。请写出该溶液中一定存在的离子，并说明理由。参考答案：Mg2+4.短周期元素M、N、P形成的简单离子核外电子数分别为10、18、8。请写出这三种元素形成的化合物中，最简单氢化物的化学式，并比较它们稳定性大小，说明理由。参考答案：CH4、H2S、PH3；CH4最稳定5.已知元素R的原子最外层电子数为n，其最高价氧化物对应水化物的化学式为HnRO4。请写出元素R的气态氢化物的化学式，并说明元素R在周期表中的位置。参考答案：HnR6.某金属元素R位于元素周期表第n周期第ⅠA族，其原子的核外电子排布式为[Xe]4f145d106s1。请写出元素R的名称，并写出其最高价氧化物对应水化物的化学式。参考答案：镧；La(OH)37.短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其中W、X位于同一主族，Y、Z位于同一周期。请写出这四种元素形成的最简单气态氢化物中，酸性最强的是______，碱性最强的是______。参考答案：HCl；NH38.已知元素A、B、C位于同一周期，且原子最外层电子数分别为1、2、3。请写出这三种元素形成的最简单单质中，熔点最高的是______，并说明理由。参考答案：C标准答案与解析一、单项选择题1.参考答案：A解析：同一周期中，从左到右，元素的第一电离能逐渐增大。因此，Na、Mg、Al、Si的第一电离能逐渐增大。Na位于第IA族，是同一周期中第一电离能最小的元素。故选A。2.参考答案：B解析：第IA族元素的最外层电子数为1，第VIA族元素的最外层电子数为6。当这两种元素形成化合物时，为了达到稳定结构，IA族元素会失去1个电子，VIA族元素会得到2个电子。因此，该化合物中两种元素的原子个数比是1:2。故选B。3.参考答案：B解析：原子核内中子数相同的所有原子不一定是同一种元素，因为同一种元素可以有不同的中子数，即同位素。原子核外电子层数越多，该元素原子半径越大，因为电子层数越多，原子核对最外层电子的吸引力越小，原子半径越大。原子核内质子数相同的所有原子一定是同一种元素，因为质子数决定了元素的种类。原子核内质子数越多，该元素原子半径越大，这个说法是错误的，因为同一周期中，从左到右，元素原子半径逐渐减小。故选B。4.参考答案：B解析：F位于第VIIA族，是最活泼的非金属元素，易得电子形成离子化合物。Cl、Br、I也位于第VIIA族，但不如F活泼，因此不如F易形成离子化合物。故选B。5.参考答案：B解析：元素的金属性随着原子序数的增大而减弱，非金属性随着原子序数的增大而增强。原子半径随着原子序数的增大而减小。电负性随着原子序数的增大而增大。故选B。6.参考答案：D解析：共价键是原子间通过共用电子对形成的化学键，离子键是原子间通过得失电子形成的化学键。故选D。7.参考答案：A解析：分子晶体中没有化学键，分子间作用力较弱。分子晶体的熔点一般较低，沸点一般较低。故选A。8.参考答案：C解析：离子晶体中存在离子键，离子键较强。离子晶体的熔点一般较高，沸点一般较高。离子晶体中离子间作用力较强。故选C。9.参考答案：B解析：金属晶体中存在金属键，金属键较强。金属晶体的熔点一般较高，沸点一般较高。金属晶体中金属原子间作用力较强。故选B。10.参考答案：C解析：共价键是原子间通过共用电子对形成的化学键，离子键是原子间通过得失电子形成的化学键。故选C。二、填空题1.参考答案：1.89eV解析：氢原子能级跃迁时，辐射的光子能量等于两能级之间的能级差。氢原子从n=3能级跃迁到n=2能级时，辐射的光子能量为E=13.6eV[(1/2)^2-(1/3)^2]=1.89eV。2.参考答案：增大解析：在元素周期表中，同一主族元素从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。例如，碱金属元素从锂到铯，原子半径逐渐增大。3.参考答案：F解析：电负性是原子在形成化学键时吸引电子的能力。在元素周期表中，电负性最大的元素是氟（F）。4.参考答案：增强解析：碱金属元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，金属性逐渐增强。例如，锂的金属性弱于钠，钠的金属性强于钾。5.参考答案：Na₂O₂解析：Na₂O和Na₂O₂中，阴离子分别为O²⁻和O₂²⁻。O₂²⁻离子比O²⁻离子多一个电子层，离子半径较大。6.参考答案：H₂O解析：分子极性取决于分子中化学键的极性和分子的空间构型。H₂O分子中，O-H键是极性键，且分子构型为V形，正负电荷中心不重合，因此H₂O是极性分子。7.参考答案：CH₄解析：在常温常压下，分子间作用力最强的气体是范德华力较大的气体。CH₄分子范德华力较大，因此分子间作用力最强。8.参考答案：Cs解析：第一电离能是指从气态原子中移除一个电子所需的能量。碱金属元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，第一电离能逐渐减小。Cs的第一电离能最小。9.参考答案：Na₂O解析：碱性氧化物是指能与酸反应生成盐和水的氧化物。Na₂O是典型的碱性氧化物，能与酸反应生成盐和水，例如Na₂O+2HCl=2NaCl+H₂O。10.参考答案：HCl解析：共价化合物是指由非金属元素之间通过共价键形成的化合物。HCl是由氢和氯通过共价键形成的化合物，因此属于共价化合物。三、判断题1.参考答案：√解析：同主族元素从上到下，原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，因此元素的金属性逐渐增强。这是元素周期律中金属性变化规律的基本体现。2.参考答案：×解析：O₃是由O₃分子构成的分子，但O₃分子的空间构型是V形（角形），而不是直线形。直线形分子中，中心原子周围的原子数应为2，而O₃分子中中心氧原子周围有2个孤对电子和1个双键氧原子，形成V形结构。3.参考答案：√解析：在元素周期表中，金属元素和非金属元素的分界线附近的元素通常具有两性，即既表现出金属性又表现出非金属性。这些元素被称为两性元素，例如硼、铝、硅、砷等。4.参考答案：×解析：根据元素周期律，同一周期从左到右，原子半径逐渐减小；同一主族从上到下，原子半径逐渐增大。因此，第18号元素（氩）是惰性气体，原子半径较小，而第19号元素（钾）是碱金属，原子半径较大，所以氩的原子半径小于钾的原子半径。5.参考答案：√解析：碱金属从上到下，原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，因此碱金属单质与水反应的剧烈程度逐渐增强。这是碱金属化学性质变化规律的基本体现。6.参考答案：√解析：元素的非金属性越强，其原子核对外层电子的吸引力越强，因此其气态氢化物的稳定性就越强。这是非金属性与气态氢化物稳定性之间关系的基本规律。7.参考答案：×解析：在元素周期表中，同一周期从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，但存在一些例外情况。例如，第IIA族元素的第一电离能大于第IIIA族元素，第VA族元素的第一电离能大于第VIA族元素。这是因为电子排布的稳定性对第一电离能有重要影响。8.参考答案：√解析：卤族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，因此其单质与氢气化合的能力逐渐减弱。这是卤族元素化学性质变化规律的基本体现。9.参考答案：√解析：氧的非金属性比硫强，因此化合物H₂O的稳定性比化合物H₂S的稳定性强。这是非金属性与氢化物稳定性之间关系的基本规律。10.参考答案：×解析：碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。例如，过氧化钠（Na₂O₂）是金属氧化物，但不是碱性氧化物，而是过氧化物。四、简答题1.参考答案：元素周期律的实质是：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈周期性变化，从而引起元素性质也呈周期性变化。解析：元素周期律揭示了元素性质随原子序数变化的规律性。其核心在于原子核外电子排布的周期性变化，这种变化决定了元素的化学性质，如原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等。元素性质的周期性变化是元素周期表的基础，也是化学学习和研究的重要依据。掌握元素周期律的实质，有助于理解元素的性质及其在周期表中的位置关系。2.参考答案：同一周期中，从左到右，原子核外电子层数不变，核电荷数逐渐增加，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，导致原子半径逐渐减小。同时，原子核外最外层电子数逐渐增多，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。解析：在同一周期中，从左到右，原子序数逐渐增加，原子核外电子层数保持不变，但核电荷数逐渐增加，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，导致原子半径逐渐减小。同时，原子核外最外层电子数逐渐增多，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。这一变化规律是元素周期律的重要体现，也是理解元素性质变化的基础。3.参考答案：第三周期中的金属元素有Na、Mg、Al。它们在元素周期表中的位置分别是：Na位于第3周期第1族，Mg位于第3周期第2族，Al位于第3周期第13族。解析：第三周期中的金属元素包括钠（Na）、镁（Mg）和铝（Al）。它们在元素周期表中的位置分别是：钠（Na）位于第3周期第1族，镁（Mg）位于第3周期第2族，铝（Al）位于第3周期第13族。这些金属元素具有典型的金属性质，如良好的导电性、导热性和延展性。4.参考答案：同一主族元素自上而下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。因为电子层数的增加使得原子核对最外层电子的吸引力减弱，导致原子半径增大。解析：同一主族元素自上而下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。这是因为随着电子层数的增加，原子核对最外层电子的吸引力减弱，导致原子半径增大。例如，卤素元素中，F的原子半径最小，I的原子半径最大。5.参考答案：Na的金属性比Mg强。理由是：Na位于第3周期第1族，Mg位于第3周期第2族。同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，因此Na的金属性比Mg强。这表现在Na更容易失电子形成阳离子，而Mg失电子能力相对较弱。解析：Na的金属性比Mg强。这是因为Na位于第3周期第1族，Mg位于第3周期第2族。在同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，因此Na的金属性比Mg强。这表现在Na更容易失电子形成阳离子，而Mg失电子能力相对较弱。金属性的强弱可以通过元素的电离能、电子亲和能等性质来衡量，Na的电离能比Mg低，因此Na更容易失电子，金属性更强。6.参考答案：卤素单质性质的递变规律是：从上到下，卤素单质的熔沸点逐渐升高，密度逐渐增大，颜色逐渐加深，氧化性逐渐减弱，与氢气化合越来越困难。解析：卤素单质性质的递变规律是：从上到下，卤素单质的熔沸点逐渐升高，密度逐渐增大，颜色逐渐加深，氧化性逐渐减弱，与氢气化合越来越困难。例如，F2是淡黄色气体，Cl2是黄绿色气体，Br2是红棕色液体，I2是紫黑色固体。卤素的氧化性从上到下逐渐减弱，因此与氢气化合越来越困难。7.参考答案：稀有气体的化学性质非常稳定，是因为它们的原子最外层电子层都是饱和结构，不易得失电子，也不易形成化学键。解析：稀有气体的化学性质非常稳定，是因为它们的原子最外层电子层都是饱和结构，不易得失电子，也不易形成化学键。稀有气体元素的最外层电子数分别为2或8，达到了稳定结构，因此它们的化学性质非常稳定。例如，氦（He）的最外层电子数为2，氖（Ne）的最外层电子数为8，它们的化学性质都非常稳定。8.参考答案：元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线大致位于B、Si、As、Ge、Sb、Te等元素附近，这些元素既具有金属性，又具有非金属性，被称为半金属或类金属。解析：元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线大致位于B、Si、As、Ge、Sb、Te