高二化学上册智能提高检测试题29Word格式文档下载.docx
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S和P的价电子构型分别为3s23p4和3s23p3，由于P原子p轨道处于半充满状态较稳定，所以I1（S）<
I1（P）。
Na、Mg和Al的价电子构型分别为3s1、3s2、3s22p1，镁原子s轨道处于全满状态，故其第一电离能最大；
D项中He与Ne同族，I1（He）>
I1（Ne）。
故正确选项为B。
B
3．X、Y均为短周期元素，且X为ⅠA族元素，Y为ⅥA族元素。
下列说法正确的是（ ）
A．X2Y既可能是离子化合物，也可能是共价化合物
B．由X、Y形成的共价化合物中所有原子都满足最外层为8电子结构
C．X的原子半径一定大于Y的原子半径
D．由X、Y组成的化合物中，X、Y的原子个数比不可能是1∶1
依题意X、Y可以形成化合物如：
H2S、H2O、Na2O、Na2S、Na2O2等，H2S、H2O属于共价化合物，而Na2O、Na2S属于离子化合物，故A选项正确，H2S、H2O中H原子最外层只有2个电子，故B错误；
H原子半径小于S原子半径，故C错；
Na2O2中原子个数比为1∶1，D错。
A
4．一个价电子排布式为2s22p5的原子，下列有关它的描述正确的是（ ）
A．原子序数为7 B．第一电离能最大
C．原子半径最大D．电负性最大
价电子构型为2s22p5的元素是氟元素，其原子序数为9。
其第一电离能较大，但不是最大的，第一电离能最大的是氦元素；
原子半径较小，是最活泼的非金属元素，故其电负性最大。
D
5．下列各元素原子排列中，其电负性减小顺序正确的是（ ）
A．K>
Na>
LiB．F>
O>
S
C．As>
P>
ND．C>
N>
O
同周期从左向右主族元素的电负性依次增大，同主族元素从上到下电负性依次减小。
6．下列说法正确的是（ ）
A．SiH4比CH4稳定
B．O2－半径比F－的小
C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强
D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱
选项A中C与Si属于同主族元素，其氢化物的稳定性逐渐减弱，即CH4比SiH4稳定；
选项B中O2－与F－的电子层结构相同，根据电子层数相同，核电荷数小的离子半径大，所以O2－半径大于F－半径；
选项C中Na与Cs同主族，随着核电荷数的增大，原子失去电子的能力逐渐增强，即失去电子的能力Cs>
Na；
选项D中根据同主族元素从上到下最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强，所以酸性：
H3PO4>
H3AsO4。
C
7．a、b、c、d是四种短周期元素。
a、b、d同周期，c、d同主族。
a的原子结构示意图为
，b与c形成的化合物的电子式为
。
下列说法中正确的是（ ）
A．原子半径：
a＞c＞d＞bB．电负性：
a＞b＞d＞c
C．原子序数：
d＞a＞c＞bD．最高价含氧酸的酸性：
c＞d＞a
由a的原子结构示意图分析得，a应为硅元素，位于第三周期；
因为a、b、d同周期，b元素显＋1价，故b应为Na；
又因c显－3价，则c应为氮或磷，但d为第三周期元素，且c与d同主族，故d应为磷，c应为氮元素。
将a、b、c、d四种元素代入分析即可解答。
8．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外排布相同，下列说法中正确的是（ ）
A．X的原子半径比Y小B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性X>
YD．第一电离能X<
Y
Xm＋与Yn－的核外电子排布相同，则质子数X>
Y，原子半径X>
Y。
X比Y更易失电子，第一电离能X小于Y，电负性X小于Y。
9．（海南高考）在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是（ ）
A．最易失去的电子能量最高
B．电离能最小的电子能量最高
C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D．在离核最近区域内运动的电子能量最低
根据构造原理，基态多电子原子，离原子核越近的能层与能级，其能量越低，核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，即能量越低的电子排布在离原子核越近的能层或能级中。
A项，原子在反应中失去的电子应是离核最远的外层电子，其能量最高，A正确；
B项，电离能最小的电子离原子核最远，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正确；
处于高能层中的s轨道电子的能量要比处于较低能层中p轨道电子的能量高，C错误；
能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上，D正确。
10．某元素的各级电离能（kJ·
mol－1）分别为740、1500、7700、10500、13600、18000、21700，当它与氯气反应时最可能形成的阳离子是（ ）
A．X＋ B．X2＋
C．X3＋D．X4＋
由电离能判断元素化合价时，关键看电离能数据的变化趋势。
相邻两电子层能量相差较大时，电离能产生突跃，说明再失一个电子的难度增大很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能化合价并由此推出其阳离子所带的正电荷。
该元素原子电离能数据突跃发生在第二、第三电离能上，故其最外层有2个电子，可形成＋2价阳离子。
二、非选择题（本题包括4小题，共50分）
11．（12分）根据元素周期表1～20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。
（1）属于金属元素的有______种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有______________（填两种化合物的化学式）；
（2）属于稀有气体的是______________（填元素符号，下同）；
（3）形成化合物种类最多的两种元素是________；
（4）第三周期中，原子半径最大的是（稀有气体除外）______；
（5）推测Si、N最简单氢化物的稳定性：
______大于______（填化学式）。
解答第
（1）题应注意金属元素和非金属元素在周期表中的分布规律，1～20号元素中属于金属元素的有Li、Na、K、Be、Mg、Ca和Al共7种；
根据同周期和同主族元素金属性和非金属性的递变规律可知金属性最强的元素为K，其氧化物较为复杂，主要有K2O、K2O2、KO2、KO3等，可由同周期元素性质的相似性和递变性类推而得（如Li的氧化物有Li2O，Na的氧化物有Na2O、Na2O2，则K的氧化物应有K2O、K2O2等）。
（2）属于稀有气体的是第一周期的He、第二周期的Ne及第三周期的Ar三种。
解答第（3）题应注意题给信息“形成化合物种类最多的两种元素”，结合元素化合物知识可知为C、H。
第（4）、（5）题主要体现元素周期律和元素性质比较，因此要注意原子半径的变化规律和非金属性强弱判断的方法，同周期元素的原子半径自左向右逐渐减小（稀有气体除外），故第三周期中原子半径最大的是Na；
C的非金属性大于Si，而C的非金属性小于N，故Si的非金属性比N弱，最简单氢化物的稳定性NH3大于SiH4。
（1）7 K2O、K2O2、KO2、KO3（任选两个）
（2）He、Ne、Ar （3）C、H
（4）Na （5）NH3 SiH4
12．（12分）（2011·
启东期中测试）A、B、C、D、E都是元素周期表中前20号元素，原子序数依次增大，B、C、D同周期，A、D原子中某p能级均排有5个电子，E和其他元素既不在同周期也不在同主族，B、C、D的最高价氧化物的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水。
根据以上信息，回答下列问题：
（1）A和D的氢化物中，沸点较低的是________（填“A”或“D”）；
A和D的电负性较大的是________（填“A”或“D”）；
B和C的第一电离能较小的是________（填“B”或“C”）；
A和B的离子中，半径较小的是________（填离子符号）；
元素C的原子核外电子排布式为________；
C单质的晶体中原子以________键相结合。
（2）写出B、C的最高价氧化物的水化物相互反应的离子方程式：
________________________________________________________________________。
由B、C、D的最高价氧化物的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水，推知B、C、D元素分别为Na、Al、Cl，则D的电子排布为1s22s22p63s23p5，A为氟元素，E为钙元素，然后根据元素周期律进行回答。
（1）D A B Na＋ 1s22s22p63s23p1 金属
（2）OH－＋Al（OH）3===AlO2－＋2H2O
13．（12分）元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含许多信息和规律。
下表所列是五种短周期的元素原子半径及主要化合价：
（已知铍的原子半径为0.089nm）
元素代号
A
B
C
D
E
原子半径/nm
0.16
0.143
0.102
0.089
0.074
主要化合价
＋2
＋3
＋6，－2
－2
（1）用元素代号标出它们在周期表中对应位置（以下为周期表的一部分）
（2）在上面的元素周期表中寻找催化剂材料的区域，用斜线阴影标明。
（3）A、B、E所代表元素的离子半径最大的为________（填离子符号）。
（4）周期表有些元素存在“对角线相似”现象，请写出D的单质与强碱溶液反应的离子方程式________________________________________________________________。
本题主要考查学生对于元素周期表和周期律知识的相互推导，即元素周期律的“位—构—性”的应用，在已知的五种元素化合价中不难发现C为第ⅥA族元素，又是短周期元素，故为硫元素，因此可以找到突破口，则根据原子半径的变化规律可以推导出A为Mg，B为Al，而DE在元素周期表上一周期即第二周期，再根据元素化合价可以推导出D为Be，E为O。
进而后续问题就可以比较轻松的解决了。
同时又考查了对角线规则，而对于对角线规则应该明确主要研究对象为第二周期和第三周期元素，它们的上下周期对角位置元素性质具有相似性。
（1）和
（2）见下图 （3）O2－
（4）Be＋2OH－===BeO22－＋H2↑
14．（14分）（知能提升）下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。
（1）下列________（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f
（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去，核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
a．原子核对核外电子的吸引力
b．形成稳定结构的倾向
下列是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（kJ·
mol－1）。
锂
X
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7296
4570
1820
失去第三个电子
11799
6920
2750
失去第四个电子
9550
11600
①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
②表中X可能为以上13种元素中的________________________________________________________________________（填写字母）元素。
用元素符号表示X和j形成化合物的化学式________________________________________________________________________。
③Y是周期表中________族元素。
④以上13种元素中________（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
（1）从所给元素在周期表中的位置不难知道，a、c、d、f分别为Na、Mg、Sr和Al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；
h为碳元素，其单质中的一种石墨也是电的良导体，故应选①、④两组。
（2）①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，1个在L层，当失去最外层的一个电子后，锂离子处于稳定结构，根据题给信息可知，要使锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量。
②由表中数据可知：
X失去第2个电子所需能量远大于失去第一个电子所需的能量（9倍多），而失去第三个、第四个电子所需能量皆不足前者的2倍，故第一个电子为最外层的1个电子，而其他几个电子处于内层。
结合所给的周期表知，X应为a即钠元素，它和即氧元素所形成的化合物化学式分别为Na2O和Na2O2。
③由表中所给Y的数据可知，Y失去第1、2、3个电子所需能量差别不大，而失去第4个电子所需能量远大于失去第3个电子所需的能量，因此Y元素的最外层有3个电子即为ⅢA族的Al。
④从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。
结构越稳定失电子所需能量越高，在所给13种元素中，处于零族的m元素已达8e－的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。
（1）①④
（2）①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难 ②a Na2O或Na2O2 ③ⅢA或第三主 ④m
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