高二化学人教版选修三课下能力提升二 原子结构与元素的性质含答案.docx

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高二化学人教版选修三课下能力提升二原子结构与元素的性质含答案

课下能力提升

（二）　原子结构与元素的性质

一、选择题

1．（2016·福州高二检测）下列说法或有关化学用语的表达正确的是（　　）

A．在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量

B．核外电子排布由1s22s22p63s1―→1s22s22p6的变化需要吸收能量

C．因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大

D．根据原子核外电子排布的特点，Cu在周期表中属于s区元素

2．（2016·华中师大附中高二检测）长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1－18列，即碱金属为第一列，稀有气体元素为第18列。

按这种规定，下列说法正确的是（　　）

A．第9列元素中没有非金属元素

B．只有第2列的元素原子最外层电子排布为ns2

C．第四周期第9列元素是铁元素

D．第10、11列为ds区

3．（2016·南京高二检测）下列说法正确的是（　　）

A．所有非金属元素都分布在p区

B．最外层电子数为2的元素都分布在s区

C．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素

D．同一主族元素从上到下，金属性呈周期性变化

4．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表所示：

元素代号

L

M

X

R

T

原子半径/nm

0.160

0.143

0.102

0.089

0.074

主要化合价

＋2

＋3

＋6，－2

＋2

－2

下列叙述中正确的是（　　）

A．R的氧化物对应的水化物可能具有两性

B．X单质可在氧气中燃烧生成XO3

C．离子半径大小：

r（M3＋）＞r（T2－）

D．L2＋和X2－的核外电子数相等

5．（2016·衡水高二检测）元素的性质呈现周期性变化的根本原因是（　　）

A．原子半径呈周期性变化

B．元素的化合价呈周期性变化

C．第一电离能呈周期性变化

D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化

6．下列说法中错误的是（　　）

A．原子及其阴离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数

B．元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素

C．同一周期主族元素随原子序数的递增，电负性逐渐增大

D．同一周期元素随原子序数的递增，第一电离能逐渐增大

7．（2016·荆门高二检测）以下有关元素性质的说法不正确的是（　　）

A．①Na，K，Rb　②N，P，As　③O，S，Se　④Na，P，Cl元素的电负性随原子序数增大而递增的是④

B．下列原子中，①1s22s22p63s23p1　②1s22s22p63s23p2

③1s22s22p63s23p3　④1s22s22p63s23p4对应的第一电离能最大的是④

C．某元素的逐级电离能分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，该元素在第三周期第ⅡA族

D．以下原子中，①1s22s22p63s23p2　②1s22s22p3

③1s22s22p2　④1s22s22p63s23p4半径最大的是①

8．（2016·衡阳高二检测）下列关于元素第一电离能的说法不正确的是（　　）

A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠

B．对于同一元素而言，原子的逐级电离能越来越大

C．最外层排布为ns2np6（若只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大

D．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大

9．某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是（　　）

A．X元素可能为＋4价

B．X可能为非金属

C．X为第五周期元素

D．X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3＋

10．X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（　　）

A．X的原子半径大于Y的原子半径

B．X的电负性大于Y的电负性

C．X阴离子的半径小于Y阳离子的半径

D．X的第一电离能小于Y的第一电离能

11．（2016·宿迁高二检测）某元素的原子最外电子层排布是6s26p4，该元素或其化合物不可能具有的性质是（　　）

A．该元素单质可能是导体

B．该元素的最高化合价呈＋6价

C．该元素能与氢气反应生成气态氢化物

D．该元素价电子轨道中有2个未成对电子

12．下列说法不正确的是（　　）

A．同族元素在性质上的相似性，取决于原子价电子排布的相似性

B．第一电离能越小，表示气态时该原子越易失去电子

C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强

D．电负性大的元素易呈现正价，电负性小的元素易呈现负价

二、非选择题

13．根据元素周期表中完整周期元素的性质，在下列空格中填上适当的元素符号。

（1）在第三周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。

（2）在元素周期表中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________。

（3）最活泼的金属元素是________。

（4）最活泼的气态非金属原子是________。

（5）第二、三、四周期，原子最外电子层中p能级半充满的元素是________。

14．（2016·武汉高二检测）A、B、C、D、E、F代表6种元素。

请填写下列空白。

（1）A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________。

（2）B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与Ar相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________。

（3）D元素的正三价离子的3d轨道为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为________。

（4）E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为________。

（5）F元素的基态原子的外围电子排布式为3d54s2，其最高正价为________；位于元素周期表中第________周期第________族。

15．（2016·锦州高二检测）现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素，原子序数依次增大。

A元素的价电子构型为nsnnpn＋1；C元素为最活泼的非金属元素，D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的

；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。

（1）A元素的第一电离能________B（填“<”“>”或“＝”），A、B、C三种元素电负性由小到大的顺序为________（用元素符号表示）。

（2）D元素原子的价电子排布式是________。

（3）C元素的电子排布图为________________________________；

E3＋的离子符号为________。

（4）F元素位于元素周期表的________区，其基态原子的电子排布式为________________。

（5）G元素可能的性质________。

A．其单质可作为半导体材料　B．其电负性大于磷

C．最高价氧化物对应的水化物是强酸

[能力提升]

16．前四周期元素A、B、C、D、E、F原子序数依次增大，其相关性质如下表所示：

A

2p能级电子半充满

B

与A同周期，且原子核外有2个未成对电子

C

基态原子核外有6个原子轨道排有电子，且只有1个未成对电子

D

其基态原子外围电子排布为msnmpn＋2

E

前四周期元素中，E元素基态原子未成对电子数最多

F

基态F＋各能级电子全充满

请根据以上情况，回答下列问题：

（1）E元素基态原子核外有________种能量不同的电子，电子排布式为________________，F位于元素周期表第________周期第________族，写出F元素基态原子的外围电子排布式________________。

（2）B和C可形成一种同时含有共价键和离子键的化合物，写出此化合物的电子式___________。

（3）A、B、C、D四种元素第一电离能由大到小的顺序为_____________（用元素符号表示）。

B、C、D三种元素的简单离子的半径由大到小的顺序为__________________

（用离子符号表示）。

（4）写出一个化学方程式证明元素B和D的非金属性强弱_______________。

（5）许多金属盐都可以发生焰色反应，如元素C，其原因是_________________。

17．根据信息回答下列问题：

Ⅰ.第一电离能I1是指气态原子X（g）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋（g）所需的能量。

如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图（其中12号至17号元素的有关数据缺失）。

Ⅱ.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。

一般认为：

如果两个成健原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，原子之间通常形成共价键。

如表是某些元素的电负性值：

元素

符号

Li

Be

B

C

O

F

Na

Al

Si

P

S

Cl

电负

性值

0.98

1.57

2.04

2.55

3.44

3.98

0.93

1.61

1.90

2.19

2.58

3.16

（1）认真分析图中同周期元素每一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________

（2）从图分析可知，同主族元素原子的第一电离能I1变化规律是____________________。

（3）图中第一电离能最小的元素周期表中的位置是第________周期第________族。

（4）根据对角线规则，Be、Al元素的最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be（OH）2显示这种性质的离子方程式是_____________________。

（5）通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围：

________。

（6）请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：

________________。

（7）从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？

请说出理由（写出判断的方法和结论），并设计一个实验方案证明上述所得的结论。

_________________。

课下能力提升

（二）

1．解析：

选B　决定电子能量的因素的主量子数和角量子数，在同一层，p轨道电子的能量一定比s轨道电子能量高，但外层s轨道电子能量则比内层p轨道电子能量高，A项错误；核外电子排布由1s22s22p63s1―→1s22s22p6的变化是原子失去电子生成离子的过程，所以需要吸收能量，B项正确；N原子的2p轨道处于半满，第一电离能大于氧原子，C项错误；Cu的外围电子排布式为3d104s1，位于元素周期表的ds区，D项错误。

2．解析：

选A　第9列中元素是第Ⅷ族元素，都是金属元素，没有非金属元素，A项正确；第2列的元素原子最外层电子排布为ns2，此外He核外电子排布是1s2，也符合该最外层电子排布，B项错误；第四周期第9列元素是钴元素，C项错误；第11、12列为ds区，D项错误。

3．解析：

选C　非金属元素中氢在s区，其余非金属元素均分布在p区，A项错误；最外层电子数为2的元素可能在s区（如Mg）、p区（如He）或d区（如Ti、Fe）等，B项错误；同主族元素从上到下，金属性增强，非金属性减弱，属递变性质而不是周期性变化，D项错误。

4．解析：

选A　由表中所给数据，分析可推出L是镁、M是铝、X是硫、R是铍、T是氧。

结合元素的性质分析可知，X单质可在氧气中燃烧生成XO2，而不是XO3；电子层结构相同，核电荷数大，则离子半径小，r（M3＋）＜r（T2－）；X2－的核外电子数比L2＋多8个。

5．解析：

选D　原子结构决定元素的性质，元素的性质（原子半径、化合价、电负性、第一电离能、金属性、非金属性）的周期性变化是因为原子核外电子排布呈现周期性变化。

6．解析：

选D　原子及其阴离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数，阳离子的核外电子层数小于该元素所在的周期数，所以A正确。

元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素是过渡元素，也叫过渡金属，所以都是金属元素，所以B正确。

电负性的大小可以作为判断元素金属性、非金属性强弱的尺度：

非金属性越强，电负性越大；金属性越弱，电负性越大。

同一周期主族元素随原子序数的递增，非金属性增强，金属性减弱，所以电负性逐渐增大，所以C正确。

同一周期元素随原子序数的递增，第一电离能整体呈增大的趋势。

但有反常的情况，如：

铍和硼，氮和氧，镁和铝，磷和硫，砷和硒等，所以D错误。

7．解析：

选B　①同主族元素从上到下电负性减小，②电负性随原子序数增大而减小，③电负性随原子序数增大而减小，④同周期从左向右电负性增大，A正确；第一电离能规律：

同周期从左向右电离能增大，ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA除外，同主族从上到下第一电离能减小，①是Al，②是Si，③是P，④是S，故P的第一电离最大，B错误；能层之间的能量不同，如果有突变，说明能层发生变化，发现1451、7733突变了，说明最外层有2个电子，C正确；①是Si，②是N，③是C，④是S，原子半径看电子层数，电子层数越多半径越大，电子层数相等，看原子序数，原子序数越大，半径反而越小，故Si的半径最大，D正确。

8．解析：

选D　钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，A正确；对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，B正确；最外层电子排布为ns2np6（若只有K层时为1s2）的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以其第一电离能较大，C正确；同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素，D错误。

9．解析：

选D　由图像知，该元素的I4≫I3，故该元素最外层有3个电子，易形成＋3价阳离子，A、B错误，D正确；无法确定该元素是否位于第五周期，C错误。

10．解析：

选B　X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，则Y在周期表中位于X的下一周期，且X为非金属元素，Y为金属元素，Y比X多一个电子层，故原子半径：

Y＞X，电负性：

X＞Y，A错误，B正确；电子层结构相同，核电荷数越多，粒子半径越小，故X阴离子半径大于Y阳离子半径，C错误；X为非金属元素易得电子形成阴离子，而Y为金属元素易失电子形成阳离子，故其第一电离能：

X＞Y，D错误。

11．解析：

选C　元素为第六周期的钋，是金属。

金属是导体，不选A；元素是第ⅥA族，最高价为＋6，正确，不选B；金属不能和氢气反应生成气态氢化物，错误，选C；p电子轨道中有2个未成对的电子，正确，不选D。

12．解析：

选D　元素原子的电负性越大，对键合电子的吸引力越大，故在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。

13．解析：

同周期中从左到右，元素的第一电离能（除第ⅡA族、第ⅤA族反常外）逐渐增大，同周期中ⅠA族元素最小，稀有气体最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。

电负性的递变规律：

同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小。

故元素周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小有为铯。

答案：

（1）Na　Ar　

（2）F　Cs　（3）Cs　（4）F　（5）N、P、As

14．解析：

（1）次外层有2个电子，说明该元素原子核外有2个电子层，该元素原子的电子排布图为

，为N元素。

（2）B的核电荷数应比Ar的少1，C的核电荷数应比Ar的多1，所以B为Cl元素，C为K元素。

（3）正三价离子3d轨道上半充满为5个电子，根据构造原理，该元素原子4s轨道上为2个电子，3d轨道上应为6个电子，该元素原子的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d64s2，为Fe元素。

（4）M层全充满，N层的电子只有1个，所以该元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，即为Cu元素。

（5）由核外电子排布顺序知该元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，确定为Mn元素，最高化合价为＋7，位于第四周期第ⅦB族。

答案：

（1）N　

（2）Cl　K

（3）Fe　1s22s22p63s23p63d64s2

（4）Cu　1s22s22p63s23p63d104s1

（5）＋7　四　ⅦB

15．解析：

A元素的价电子构型为nsnnpn＋1，则A是N元素；C元素为最活泼的非金属元素，则C是F元素，那么B是O元素；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的

，则D是Mg元素；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，则E是Fe元素；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，则F是Cu元素；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒，则G是As元素。

（1）由于N元素的最外层电子处于半充满的稳定状态，失去电子比O难，所以元素的第一电离能A>B；一般情况下同一周期的元素，原子序数越大，元素的电负性越大。

所以A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为N＜O＜F。

（2）Mg元素原子的价电子排布式是3s2。

（3）C元素是F元素，其电子排布图为

；E是Fe，E3＋的离子符号为Fe3＋。

（4）F是Cu元素，Cu元素位于元素周期表的ds区，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1（或[Ar]3d104s1）。

（5）A.As是非金属，位于金属与非金属交界区，其单质为半导体材料，正确；B.Cu是金属，其电负性小于磷，错误；C.As元素最高价氧化物对应的水化物H3AsO4，酸性弱于磷酸，磷酸是中强酸，H3AsO4的酸性比磷酸弱，所以也是弱酸，错误。

答案：

（1）>　N＜O＜F　

（2）3s2　

（3）

　Fe3＋

（4）ds　1s22s22p63s23p63d104s1（或[Ar]3d104s1）　（5）A

16．解析：

2p能级处于半满状态的元素是氮，A为氮元素，则B为氧元素；C元素核外有11个电子，为钠元素；由D元素的电子排布式可知为S；由于半充满状态也是稳定态，故Cr是前四周期中未成对电子最多的元素，E为铬元素；F＋各能级都全充满，故为铜元素。

（2）钠与氧可形成Na2O2和Na2O两种化合物，其中Na2O2中既有离子键又有共价键。

（3）注意氮原子的2p能级处于半充满状态，结构稳定导致其第一电离能比氧大。

（4）利用非金属的置换反应证明氧、硫的非金属性强弱关系。

（5）焰色反应是由于电子从激发态（高能量）能级向低能级跃迁时，多余的能量以光的形式释放出来所产生的。

答案：

（1）7　1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar]3d54s1）　四　ⅠB　3d104s1

（2）

（3）N>O>S>Na　S2－>O2－>Na＋

（4）2H2S＋O2===2S↓＋2H2O

（5）激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长（可见光区域）光的形式释放能量

17．解析：

（1）由题图可以看出，同周期的第ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素中第一电离能小于第ⅡA族元素中第一电离能，故Na

（2）从图中可看出同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。

（3）根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其位置为第五周期第ⅠA族。

（4）根据对角线规则，Al（OH）3与Be（OH）2的性质相似，Be（OH）2应具有两性，根据Al（OH）3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al（OH）3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似地写出Be（OH）2与酸或碱反应的离子方程式。

（5）根据电负性的递变规律：

同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性NaMg>Ca，则Mg电负性值的最小范围应为0.93～1.57。

（6）因为电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，所以电负性越大，原子吸引电子的能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。

（7）AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物。

共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下是否导电，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。

答案：

（1）Na　Mg　

（2）从上到下依次减小　（3）五　ⅠA

（4）两　Be（OH）2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be（OH）2＋2OH－===BeO

＋2H2O　（5）0.93～1.57　（6）非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小　（7）Al和Cl的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物。

将氯化铝加热到熔融状态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物