上海市沪教版高中化学元素周期表知识点巩固习题及答案

上海市沪教版高中化学元素周期表知识点巩固习题及答案第1页共1页上海市沪教版高中化学元素周期表知识点巩固习题及答案一、单项选择题（共10小题，每题2分）1.某元素原子核外电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶，该元素在元素周期表中的位置是A.第三周期第VIA族B.第四周期第IVA族C.第三周期第VA族D.第四周期第VIA族参考答案：A2.下列关于原子序数为17的氯元素的叙述中，正确的是A.原子核外电子层数为3B.最外层电子数与次外层电子数之比为1:2C.原子半径大于同周期钠元素D.第一电离能大于同周期硫元素参考答案：A3.在元素周期表中，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。下列元素中，非金属性最强的是A.OB.FC.NeD.Na参考答案：B4.下列元素中，第一电离能最小的是A.MgB.AlC.SiD.P参考答案：D5.下列关于离子半径的叙述中，正确的是A.同主族自上而下，离子半径逐渐增大B.同周期自左而右，离子半径逐渐减小C.电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小D.阳离子半径一定小于阴离子半径参考答案：C6.下列化合物中，属于离子化合物的是A.CO₂B.H₂OC.NaClD.CH₄参考答案：C7.下列元素中，最易形成氢化物的是A.CB.NC.OD.F参考答案：D8.下列关于同位素的叙述中，正确的是A.同位素是质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子B.同位素的质量数相同C.同位素的化学性质完全相同D.同位素的原子的电子层数不同参考答案：A9.下列关于元素周期律的叙述中，正确的是A.元素周期律是元素性质随原子序数递变而呈现的周期性变化规律B.元素周期律是元素性质随相对原子质量递变而呈现的周期性变化规律C.元素周期律是元素性质随电子层数递变而呈现的周期性变化规律D.元素周期律是元素性质随最外层电子数递变而呈现的周期性变化规律参考答案：A10.下列关于化学键的叙述中，正确的是A.化学键是原子间强烈的相互作用B.化学键是原子间微弱的相互作用C.化学键是分子间的作用力D.化学键是离子间的作用力参考答案：A二、填空题（共10小题，每题2分）1.氢原子核外电子数为______。参考答案：12.第二周期中，原子半径最小的元素是______。参考答案：F3.碱金属元素从上到下，金属性逐渐______。参考答案：增强4.卤族元素从上到下，非金属性逐渐______。参考答案：减弱5.碳酸钠的化学式为______。参考答案：Na2CO36.氯化钠的电子式为______。参考答案：Na+[:Cl:]-7.氧化铝的化学式为______，它属于______氧化物。参考答案：Al2O3；两性8.氢氧化钠的化学式为______，它属于______碱。参考答案：NaOH；强9.硫酸的化学式为______，它属于______酸。参考答案：H2SO4；强10.碳酸钙的化学式为______，它属于______盐。参考答案：CaCO3；碳三、判断题（共10小题，每题2分）1.氢元素位于元素周期表的第一周期第ⅠA族。参考答案：√2.所有金属元素都属于同一主族。参考答案：×3.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。参考答案：√4.氯原子（Cl）和硫原子（S）的最外层电子数相同。参考答案：√5.碱金属元素从上到下，其单质的熔点逐渐升高。参考答案：×6.元素周期表中，第ⅠA族和第ⅡA族元素都是活泼的金属元素。参考答案：√7.同一主族元素的性质相似，因此它们形成的化合物性质也完全相同。参考答案：×8.原子序数为34的元素是硒（Se），它位于元素周期表的第四周期第ⅥA族。参考答案：√9.稀有气体元素由于化学性质稳定，因此它们在自然界中含量非常丰富。参考答案：×10.过渡元素位于元素周期表的d区，它们通常具有多种化合价和复杂的化学性质。参考答案：√四、简答题（共8小题，每题2分）1.简述元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线附近元素的主要化学性质。参考答案：分界线附近的元素通常既具有金属性也具有非金属性，表现出两性。例如，位于分界线附近的铝（Al）既能与酸反应又能与碱反应，表现出两性。2.说明同一周期中，从左到右元素的第一电离能一般呈什么趋势？并简述其主要原因。参考答案：同一周期中，从左到右元素的第一电离能一般呈增大趋势。主要原因是随着原子序数的增加，原子核的正电荷数增加，原子核对核外电子的吸引力增强，使得电子更难被移走。但是，当电子排布发生半充满或全充满结构时，第一电离能会反常增大。3.列举元素周期表中四种常见的金属晶体类型及其典型代表元素。参考答案：金属晶体类型主要有体心立方（如铁Fe）、面心立方（如铜Cu）、密排六方（如镁Mg）和简单立方（如锂Li）。典型代表元素分别为铁（Fe）、铜（Cu）、镁（Mg）和锂（Li）。4.分析为什么同一主族元素自上而下，其原子半径一般会增大？参考答案：同一主族元素自上而下，其原子半径一般会增大。主要原因是随着电子层数的增加，原子核外电子层数增多，电子云扩展，原子半径增大。5.简述周期表中为什么会出现过渡元素？过渡元素在化学工业中有哪些重要应用？参考答案：周期表中存在过渡元素是因为在元素周期表中，原子序数从4到12之间，原子核外电子层数相同，但最外层电子数不同，这些元素具有未充满的d电子层，因此称为过渡元素。过渡元素在化学工业中有重要应用，如铁（Fe）用于制造钢铁，铜（Cu）用于制造电线，钴（Co）用于制造催化剂等。6.解释元素周期律的本质是什么？它对化学研究有什么指导意义？参考答案：元素周期律的本质是原子核外电子排布的周期性变化。它反映了元素性质随原子序数增加而呈周期性变化的规律。元素周期律对化学研究有重要指导意义，可以帮助预测元素的性质，指导化学合成和新材料的开发。7.比较卤族元素（F、Cl、Br、I）中，哪种元素的单质最易挥发？并说明理由。参考答案：卤族元素（F、Cl、Br、I）中，氟（F）的单质最易挥发。理由是氟（F）的分子量最小，分子间作用力最弱，因此最容易挥发。8.简述为什么在元素周期表中，碱金属元素和碱土金属元素通常表现出强烈的金属性？参考答案：碱金属元素和碱土金属元素位于元素周期表的第一族和第二族，它们的最外层电子数分别为1和2，容易失去电子形成阳离子，因此表现出强烈的金属性。例如，钠（Na）和钾（K）是活泼的金属，可以与水反应生成氢气和氢氧化物。五、应用题（共8小题，每题3分）1.某化学兴趣小组用氯酸钾和二氧化锰混合物制取氧气，实验测得生成氧气质量与反应时间关系如图所示。请回答：（1）前2分钟内，生成氧气的平均反应速率是多少？（2）该实验中二氧化锰的作用是什么？（3）若要制取4.48g氧气，理论上需要多少克氯酸钾？参考答案：（1）0.025g/(L•min)2.已知短周期元素X、Y、Z的原子序数依次增大，X与Z同主族，Y与Z同周期且最外层电子数是次外层的2倍。请回答：（1）写出X、Y、Z三种元素符号。（2）比较X与Y的原子半径大小，并说明理由。（3）写出Y与Z形成的化合物化学式，并说明该化合物所属类别。参考答案：（1）X=O，Y=Si，Z=S3.将镁条放入一定浓度的盐酸中，反应产生氢气的速率与反应时间关系如图所示。请回答：（1）前2秒内，平均反应速率是多少？（2）该反应中，盐酸浓度对反应速率有何影响？（3）若要使反应速率加倍，可以采取哪些措施？参考答案：（1）0.025mol/(L•s)4.某溶液中可能含有Na+、Mg2+、Al3+、Fe3+、SO42-、CO32-中的两种离子。请回答：（1）若溶液呈电中性，不可能同时存在的离子组合是什么？（2）若加入BaCl2溶液有白色沉淀生成，原溶液中一定含有的离子是什么？（3）写出可能存在的离子组合，并说明理由。参考答案：（1）Mg2+、Fe3+5.用石墨电极电解饱和食盐水，请回答：（1）写出阳极和阴极的电极反应式。（2）若电解过程中转移了2F电子，理论上生成多少克氢气？（3）该电解过程中，溶液pH值如何变化？说明理由。参考答案：（1）阳极：2Cl--2e-=Cl2↑；阴极：2H++2e-=H2↑（2）0.2g6.某元素M的原子最外层电子数为2，次外层电子数为8，其单质在常温下为固态。请回答：（1）写出元素M的名称和原子符号。（2）M与Cl形成化合物的化学式是什么？（3）M与H形成化合物的电子式是什么？参考答案：（1）镁，Mg7.将一定量的镁粉和铝粉混合物溶于足量盐酸中，完全反应后生成5.4g氢气。请回答：（1）混合物中镁粉和铝粉的质量比是多少？（2）若将等质量的镁粉和铝粉分别溶于足量盐酸中，哪种金属产生的氢气更多？（3）写出镁与盐酸反应的化学方程式。参考答案：（1）9:48.已知元素周期表中，同一主族自上而下原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强。请回答：（1）比较Na与K的金属性强弱，并说明理由。（2）写出Na与水反应的化学方程式。（3）若将Na与K的合金投入水中，现象有何不同？说明理由。参考答案：（1）KNa标准答案与解析一、单项选择题1.参考答案：A解析：原子核外电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶的元素，原子序数为18，属于氩元素，位于元素周期表第三周期第VIII族。题干中选项A为第三周期第VIA族，应为硫元素，选项B为第四周期第IVA族，应为锗元素，选项C为第三周期第VA族，应为磷元素，选项D为第四周期第VIA族，应为硒元素。因此，正确答案为A。2.参考答案：A解析：原子序数为17的氯元素，原子核外电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁵，原子核外电子层数为3，最外层电子数为7，次外层电子数为8，最外层电子数与次外层电子数之比为7:8，选项B错误。氯元素位于元素周期表第三周期第VIIA族，原子半径小于同周期钠元素，选项C错误。氯元素的第一电离能小于同周期硫元素，选项D错误。因此，正确答案为A。3.参考答案：B解析：非金属性越强，元素越容易获得电子。F位于元素周期表第二周期第VIIA族，O位于第二周期第VIA族，Ne为稀有气体元素，Na位于第三周期第IA族。F的非金属性最强，因此，正确答案为B。4.参考答案：D解析：第一电离能是指气态基态原子失去一个电子形成气态阳离子时所需的能量。同周期自左而右，原子核外电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，第一电离能逐渐增大。P位于第三周期第VA族，P的原子核外电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p³，P的第一电离能大于同周期Si，Si的第一电离能大于同周期Al，Mg的第一电离能大于同周期Al。因此，正确答案为D。5.参考答案：C解析：同主族自上而下，原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，选项A错误。同周期自左而右，原子核外电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，选项B错误。电子层结构相同的离子，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越强，离子半径越小，选项C正确。阳离子半径一定小于阴离子半径，但不是所有情况下都成立，例如，Na⁺的离子半径大于F⁻，选项D错误。因此，正确答案为C。6.参考答案：C解析：离子化合物是由阴阳离子通过离子键结合而成的化合物。NaCl是由Na⁺和Cl⁻通过离子键结合而成的化合物，属于离子化合物，选项C正确。CO₂是由C和O通过共价键结合而成的分子，属于共价化合物，选项A错误。H₂O是由H和O通过共价键结合而成的分子，属于共价化合物，选项B错误。CH₄是由C和H通过共价键结合而成的分子，属于共价化合物，选项D错误。因此，正确答案为C。7.参考答案：D解析：非金属性越强，元素越容易形成氢化物。C、N、O、F位于元素周期表第二周期，自左而右，非金属性逐渐增强，元素形成氢化物的能力逐渐增强。F的非金属性最强，因此，F最易形成氢化物，选项D正确。因此，正确答案为D。8.参考答案：A解析：同位素是质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子。同位素的质子数相同，因此，原子的电子层数相同，选项D错误。同位素的中子数不同，因此，质量数不同，选项B错误。同位素的化学性质几乎完全相同，选项C错误。同位素是质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，选项A正确。因此，正确答案为A。9.参考答案：A解析：元素周期律是元素性质随原子序数递变而呈现的周期性变化规律。元素周期律是元素性质随原子序数递变而呈现的周期性变化规律，选项A正确。元素周期律是元素性质随相对原子质量递变而呈现的周期性变化规律，选项B错误。元素周期律是元素性质随电子层数递变而呈现的周期性变化规律，选项C错误。元素周期律是元素性质随最外层电子数递变而呈现的周期性变化规律，选项D错误。因此，正确答案为A。10.参考答案：A解析：化学键是原子间强烈的相互作用。化学键是原子间强烈的相互作用，选项A正确。化学键是原子间微弱的相互作用，选项B错误。化学键是分子间的作用力，选项C错误。化学键是离子间的作用力，选项D错误。因此，正确答案为A。二、填空题1.参考答案：1解析：氢原子只有一个质子和一个电子，因此核外电子数为1。2.参考答案：F解析：第二周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小，因此原子半径最小的元素是氟（F）。3.参考答案：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，因此金属性逐渐增强。4.参考答案：减弱解析：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，因此非金属性逐渐减弱。5.参考答案：Na2CO3解析：碳酸钠由两个钠离子（Na+）和一个碳酸根离子（CO3^2-）构成，因此化学式为Na2CO3。6.参考答案：Na+[:Cl:]-解析：氯化钠由一个钠离子（Na+）和一个氯离子（Cl-）构成，钠离子失去一个电子形成阳离子，氯离子得到一个电子形成阴离子，电子式为Na+[:Cl:]-。7.参考答案：Al2O3；两性解析：氧化铝由两个铝离子（Al^3+）和三个氧离子（O^2-）构成，化学式为Al2O3。氧化铝既能与酸反应也能与碱反应，因此属于两性氧化物。8.参考答案：NaOH；强解析：氢氧化钠由一个钠离子（Na+）和一个氢氧根离子（OH-）构成，化学式为NaOH。氢氧化钠在水中能完全电离，因此属于强碱。9.参考答案：H2SO4；强解析：硫酸由两个氢离子（H+）和一个硫酸根离子（SO4^2-）构成，化学式为H2SO4。硫酸在水中能完全电离，因此属于强酸。10.参考答案：CaCO3；碳解析：碳酸钙由一个钙离子（Ca^2+）和一个碳酸根离子（CO3^2-）构成，化学式为CaCO3。碳酸钙属于碳酸盐。三、判断题1.参考答案：√解析：氢元素原子核外只有一个电子，位于元素周期表的第一周期第ⅠA族。2.参考答案：×解析：金属元素分布在元素周期表左侧和中间，包括第ⅠA族至第ⅢB族，并非所有金属元素都属于同一主族。3.参考答案：√解析：在同一周期中，从左到右，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，导致原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，因此金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。4.参考答案：√解析：氯原子（Cl）和硫原子（S）都属于第ⅥA族，其最外层电子数都是6个。5.参考答案：×解析：碱金属元素从上到下，原子半径增大，金属键减弱，因此其单质的熔点逐渐降低。6.参考答案：√解析：第ⅠA族元素（除氢外）和第ⅡA族元素都是活泼的金属元素，它们容易失去电子形成阳离子。7.参考答案：×解析：同一主族元素的性质相似，但并非完全相同，例如钠（Na）和钾（K）都属于第ⅠA族，但钾比钠更活泼。8.参考答案：√解析：原子序数为34的元素是硒（Se），它位于元素周期表的第四周期第ⅥA族。9.参考答案：×解析：稀有气体元素由于化学性质稳定，因此在自然界中含量相对稀少，例如氦（He）在地球大气中的含量非常低。10.参考答案：√解析：过渡元素位于元素周期表的d区，它们通常具有多种化合价和复杂的化学性质，例如铁（Fe）可以形成Fe²⁺和Fe³⁺两种离子。四、简答题1.参考答案：分界线附近的元素通常既具有金属性也具有非金属性，表现出两性。例如，位于分界线附近的铝（Al）既能与酸反应又能与碱反应，表现出两性。解析：元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线附近元素，如硼、硅、砷、锑、碲等，通常具有金属性和非金属性的双重特性，称为两性元素。这些元素的化学性质比较复杂，既能像金属一样与酸反应，也能像非金属一样与碱反应。例如，铝（Al）是一种典型的两性金属，它能与盐酸反应生成氢气和氯化铝，也能与氢氧化钠溶液反应生成氢气和偏铝酸钠。这种两性是由于这些元素原子的电子结构特殊，既具有一定的失电子能力（金属性），又具有一定的得电子能力（非金属性）。2.参考答案：同一周期中，从左到右元素的第一电离能一般呈增大趋势。主要原因是随着原子序数的增加，原子核的正电荷数增加，原子核对核外电子的吸引力增强，使得电子更难被移走。但是，当电子排布发生半充满或全充满结构时，第一电离能会反常增大。解析：在同一周期中，从左到右，随着原子序数的增加，原子核的正电荷数增加，原子核对核外电子的吸引力增强，因此需要更多的能量才能将最外层的一个电子移走，所以第一电离能一般呈增大趋势。例如，从钠（Na）到氖（Ne），第一电离能逐渐增大。但是，当电子排布发生半充满或全充满结构时，原子结构更加稳定，第一电离能会反常增大。例如，第IIB族（如镁Mg）比第I族（如钠Na）的第一电离能大，第VA族（如氮N）比第VA族（如磷P）的第一电离能大，这是因为半充满和全充满的电子结构更加稳定。3.参考答案：金属晶体类型主要有体心立方（如铁Fe）、面心立方（如铜Cu）、密排六方（如镁Mg）和简单立方（如锂Li）。典型代表元素分别为铁（Fe）、铜（Cu）、镁（Mg）和锂（Li）。解析：金属晶体类型主要有四种：体心立方、面心立方、密排六方和简单立方。体心立方晶格结构中，原子位于晶胞的八个角和中心，如铁（Fe）属于体心立方结构。面心立方晶格结构中，原子位于晶胞的八个角和每个面的中心，如铜（Cu）属于面心立方结构。密排六方晶格结构中，原子位于晶胞的六个角和每个面的中心，如镁（Mg）属于密排六方结构。简单立方晶格结构中，原子位于晶胞的八个角，如锂（Li）属于简单立方结构。不同的金属晶体类型具有不同的物理性质，如密度、硬度、熔点等。4.参考答案：同一主族元素自上而下，其原子半径一般会增大。主要原因是随着电子层数的增加，原子核外电子层数增多，电子云扩展，原子半径增大。解析：同一主族元素自上而下，原子核外电子层数逐渐增加，电子层数越多，原子半径越大。例如，卤族元素中，氟（F）的原子半径最小，碘（I）的原子半径最大。这是因为随着电子层数的增加，原子核对外层电子的吸引力减弱，电子云扩展，原子半径增大。同时，原子核的正电荷数增加，但由于电子层数的增加，内层电子的屏蔽效应增强，对外层电子的吸引力减弱，因此原子半径仍然呈增大趋势。5.参考答案：周期表中存在过渡元素是因为在元素周期表中，原子序数从4到12之间，原子核外电子层数相同，但最外层电子数不同，这些元素具有未充满的d电子层，因此称为过渡元素。过渡元素在化学工业中有重要应用，如铁（Fe）用于制造钢铁，铜（Cu）用于制造电线，钴（Co）用于制造催化剂等。解析：周期表中存在过渡元素是因为在元素周期表中，原子序数从4到12之间，原子核外电子层数相同，但最外层电子数不同，这些元素具有未充满的d电子层，因此称为过渡元素。过渡元素具有丰富的化学性质，可以形成多种化合物，因此在化学工业中有重要应用。例如，铁（Fe）是制造钢铁的主要原料，铜（Cu）是制造电线的主要材料，钴（Co）是制造催化剂的重要元素，镍（Ni）用于制造不锈钢等。6.参考答案：元素周期律的本质是原子核外电子排布的周期性变化。它反映了元素性质随原子序数增加而呈周期性变化的规律。元素周期律对化学研究有重要指导意义，可以帮助预测元素的性质，指导化学合成和新材料的开发。解析：元素周期律的本质是原子核外电子排布的周期性变化。随着原子序数的增加，原子核外电子排布呈现周期性变化，导致元素的性质也呈现周期性变化。元素周期律对化学研究有重要指导意义，可以帮助预测元素的性质，指导化学合成和新材料的开发。例如，根据元素周期律，可以预测新元素的化学性质，为新元素的发现和研究提供理论依据。7.参考答案：卤族元素（F、Cl、Br、I）中，氟（F）的单质最易挥发。理由是氟（F）的分子量最小，分子间作用力最弱，因此最容易挥发。解析：卤族元素（F、Cl、Br、I）中，氟（F）的单质最易挥发。这是因为氟（F）的分子量最小，分子间作用力最弱，因此最容易挥发。随着原子序数的增加，卤族元素的分子量逐渐增大，分子间作用力逐渐增强，因此挥发性逐渐减弱。例如，氯（Cl）比氟（F）难挥发，溴（Br）比氯（Cl）更难挥发，碘（I）比溴（Br）更难挥发。8.参考答案：碱金属元素和碱土金属元素位于元素周期表的第一族和第二族，它们的最外层电子数分别为1和2，容易失去电子形成阳离子，因此表现出强烈的金属性。例如，钠（Na）和钾（K）是活泼的金属，可以与水反应生成氢气和氢氧化物。解析：碱金属元素和碱土金属元素位于元素周期表的第一族和第二族，它们的最外层电子数分别为1和2，容易失去电子形成阳离子，因此表现出强烈的金属性。例如，钠（Na）和钾（K）是活泼的金属，可以与水反应生成氢气和氢氧化物。碱金属元素和碱土金属元素具有许多共同的化学性质，如易与水反应、易与氧气反应、易形成离子化合物等。这些性质使得它们在化学工业中有广泛的应用，如钠用于制造钠灯，钾用于制造肥料等。五、应用题1.参考答案：（1）0.025g/(L•min)解析：前2分钟生成氧气0.3g，假设体积为22.4L/mol，则n(O2)=0.01mol，v(O2)=0.01mol/(2×60s)=0.00027mol/s=0.025g/(L•min)。（2）催化剂解析：二氧化锰在反应中加速氯酸钾分解，自身化学性质不变，符合催化剂特征。（3）14.9g解析：2KClO3→2KCl+3O2↑，M(KClO3)=122.5，M(O2)=32，n(O2)=0.14mol，需KClO3=122.5×0.14/1.5=14.9g。2.参考答案：（1）X=O，Y=Si，Z=S解析：Y最外层4个电子，次外层2个，为Si，与S同周期；X与S同主