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- 2021-07-06 发布
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原子结构
【巩固练习】
一、选择题
1.下列有关多电子原子的叙述中,正确的是( )
A.在一个多电子原子中,不可能有两个运动状态完全相同的电子
B.在一个多电子原子中,不可能有两个能量相同的电子
C.在一个多电子原子中,N层上的电子能量肯定比M层上的电子能量高
D.某个多电子原子的3p能级上仅有两个电子,它们的自旋状态必然相反
2.已知某元素+3价离子的电子排布为1s22s22p63s23p63d5,该元素在周期表中的位置是( )
A.第三周期第Ⅷ族,p区 B.第三周期ⅤB族,ds区
C.第四周期第Ⅷ族,d区 D.第四周期ⅤB族,f区
3.基态原子的4s能级中只有1个电子的元素共有( )
A.1种 B.2种 C.3种 D.8种
4.下列四种元素中,其单质氧化性最强的是( )
A.原子含有未成对电子最多的第二周期元素
B.位于周期表中第三周期ⅢA族的元素
C.原子最外电子层排布为2s22p6的元素
D.原子最外电子层排由为3s23p5的元素
5.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是( )
A.碱性:NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3
B.第一电离能:Na<Mg<Al
C.电负性:Na>Mg>Al
D.还原性:Na>Mg>Al
6.下列各组元素,按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高顺序排列的是( )
A.K、Na、Li B.Al、Mg、Na C.N、O、C D.Cl、S、P
7.下表为元素周期表前四周期的一部分,下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中,正确的是( )
X
W
Y
R
Z
A.常压下五种元素的单质中Z单质的沸点最高
B.Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C.W的氢化物的沸点比X的氢化物的沸点高
D.Y元素的非金属性比W元素的非金属性强
8.英国科学家曾在《Science》上发表论文,宣布发现Al的超原子结构,如Al13、Al14,并用质谱仪检测到稳定的Al13I―等,Al13、Al14的一些性质像其他的主族元素的化学性质,得到或失去电子生成40个价电子的最稳定状态。下列说法中不正确的是( )
A.Al13与卤族单质的性质相似
B.Al14与ⅡA族元素的性质相似
C.Al13在一定条件下与HI反应的化学方程式:Al13+HI==HAl13I
D.Al13中的Al原子间以离子健相结合
5
9.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下:①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是( )
A.第一电离能:④>③>②>① B.原子半径:④>③>②>①
C.电负性:④>③>②>① D.最高正化合价:④>③=②>①
10.下列说法正确的是( )
A.非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数
B.非金属元素呈现的最低化合价,其绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C.最外层有2个电子的原子都是金属原子
D.最外层有5个电子的原子都是非金属原子
二、填空题
1.(1)以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断,哪些违反了泡利原理________,哪些违反了洪特规则________。
(2)某元素的激发态(不稳定状态)原子的电子排布式为1s22s22p63s13p33d2,则该元素基态原子的电子排布式为________;其最高价氧化物对应水化物的化学式是________。
(3)将下列多电子原子的原子轨道按轨道能量由低到高的顺序排列。
①2s ②3d ③4s ④3s ⑤4p ⑥3p
轨道能量由低到高的排列顺序是________。
2.下列为元素周期表的一部分,请参照元素①~⑧在表中的位置,用化学用语回答下列问题:
(1)④、⑤、⑥的原子半径由大到小的顺序是________。
(2)②、③、⑦的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序是________。
(3)①、④、⑤、⑧中的某些元素可形成既含离子键又含极性共价键的化合物,写出其中一种化合物的电子式:________。
(4)由表中两种元素的原子按1∶1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解,可使用的催化剂为(填序号)________。
a.MnO2 b.FeCl3 c.Na2SO3 d.KMnO4
(5)由表中元素形成的常见物质X、Y、Z、M、N可发生以下反应:
X
Y
H2O
Z
N
△
⑥的单质
M(仅含非金属元素的盐)
X溶液与Y溶液反应的离子方程式为________________,N→⑥
5
的单质的化学方程式为________________;常温下,为使0.1 mol·L―1 M溶液中由M电离的阴、阳离子浓度相等,应向溶液中加入一定量的Y溶液至____。
3.有A、B、C、D、E五种元素,其中A、B、C属于同一周期,A原子最外层p能级的电子数等于次外层的电子总数,B原子最外层中有2个未成对电子,D、E原子核内各自的质子数与中子数相等,B元素可分别与A、C、D、E生成RB2型化合物,在DB2和EB2中,D与B的质量比为7∶8,E与B的质量比为1∶1。根据以上条件。
(1)D原子的电子排布式________。
(2)E元素在周期表中的位置________。
(3)A、B、C三种元素的第一电离能大小顺序________。
(4)D和E的最高价氧化物对应水化物的酸性(填分子式)________>________。
4.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性来表示,电负性越大,其原子吸引电子的能力越强,在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表是某些短周期元素的电负性值:
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
电负性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
元素符号
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负性
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)通过分析电负性变化规律,确定N、Mg最接近的电负性范围:________<Mg<________,________<N<________。
(2)推测电负性与原子半径的关系是________。上表中短周期元素电负性的变化特点,体现了元素性质的________变化规律。
(3)某有机化合物的结构式为,其中C—N键中,你认为共用电子对偏向于________(写原子名称)一方。
(4)经验规律告诉我们:当成键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时,一般为离子键;小于1.7时,一般为共价键。试推断:AlBr3中化学键类型是________。
【参考答案与解析】
一、选择题
1.A
【解析】根据泡利原理,在一个原子中不可能有两个运动状态完全相同的电子,A正确。原子中处于同一能级的电子能量相同,B错误。电子能量取决于能层、能级,C错误。在3p能级上只有两个电子,由洪特规则可知,它必须分占不同的轨道且自旋状态相同,D错误。
2.C
【解析】该元素+3价离子的核外有23个电子,则原子核外有26个电子,26号元素是铁,位于第四周期第Ⅷ族,d区。
3.C
【解析】满足条件的元素有:[Ar]4s1,为K;[Ar]3d54s1,为Cr;[Ar]3d104s1,为Cu,共3种。
4.D
【解析】四个选项中的元素依次为N、Al、Ne、Cl,由它们在周期表中的相对位置可以判断,Cl2的氧化性最强。
5
5.D
【解析】Na、Mg、Al在同一周期,其原子序数依次增大,第一电离能Na<Al<Mg,电负性逐渐增大,还原性逐渐减弱,最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱,所以正确的选项为D。
6.A
【解析】利用在同周期从左到右元素第一电离能逐渐增大,原子半径逐渐减小;同主族从上到下元素第一电离能逐渐减小,原子半径逐渐增大来判断。
7.D
【解析】据元素周期表的结构知X、W、Y、R、Z元素分别为N、P、S、Ar、Br。A项中溴单质的沸点不是最高;C项中氢化物的沸点:NH3>PH3;B项中Br―的电子层结构与Kr原子的电子层结构相同,S2―与Ar原子的电子层结构相同。
8.D
【解析】根据“生成40个价电子的最稳定状态”知,Al13需得到1个电子形成稳定结构,与卤族单质的性质相似,选项A正确;而Al14要失去2个电子,与ⅡA族元素的性质相似,选项B正确;根据用质谱仪检测到Al13I―,选项C正确;铝原子之间不可能形成离子键,只能以共价键相结合,选项D错。
9.A
【解析】根据四种元素的基态原子电子排布式可知①是硫、②是磷、③是氮、④是氟,结合元素周期律分析,第一电离能④>③>②>①;原子半径②>①>③>④;电负性④>③>①>②;最高正化合价①>③=②。只有选项A正确。
10.A
【解析】非金属元素的最高化合价等于最外层电子数,故A正确。非金属元素呈现的最低化合价的绝对值,等于其所得电子数,故B错。最外层有2个电子的原子有氦,故C错。最外层有5个电子的原子有锑、铋,是金属,故D错。
二、填空题
1.(1)③ ②④⑥
(2)1s22s22p63s23p4 H2SO4
(3)①④⑥③②⑤
【解析】(1)同一轨道中不应有自旋状态相同的电子,③违反了泡利原理;②中成单电子自旋状态应相同,④中5个电子应分占5个轨道,⑥中成单电子自旋状态应相同,所以②④⑥违反了洪特规则。(2)3p能量小于3d,激发态为1s22s22p63s13p33d2,基态应为1s22s22p63s23p4,此原子核外电子数为16,其质子数也为16,该元素为硫元素,其最高价氧化物对应水化物的化学式是H2SO4。(3)原子轨道按轨道能量由低到高的顺序排列是①④⑥③②⑤。
2.(1)Na>Al>O
(2)HNO3>H2CO3>H2SiO3
Na+[∶O∶H]-
¨
¨
Na+[∶O∶ Cl∶]-
¨
¨
¨
¨
(3) 或
(4)ab
(5)Al3++3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4
电解
冰晶石
2Al2O3 (熔融) 4Al+3O2↑ 溶液的pH等于7(或“中性”)
5
【解析】(3)四种元素分别为H、O、Na和Cl,含离子键必有Na+,含极性共价键则应由两种非金属元素组成。(4)符合题意的物质应是H2O2,它在MnO2、FeCl3等催化剂作用下能发生分解反应。(5)⑥为Al,则有:Z[Al(OH)3]N (Al2O3)→Al,M是“仅含非金属元素的盐”,应为铵盐,即X+Y→Z[Al(OH)3]+M(铵盐),据复分解反应规律知“X和Y”为“Al3+(盐)+碱(NH3·H2O)”,但X、Y谁为NH3·H2O,还须通过下面的题给条件来确定:“为使0.1 mol·L―1 M溶液中由M电离的阴、阳离子浓度相等,应向溶液中加入一定量的Y溶液至________”,这说明Y为NH3·H2O(铵盐溶液中加NH3·H2O可从酸性变中性)、X(铝盐)中的酸根为―1价,即X为AlCl3或Al(NO3)3。铵盐溶液中加NH3·H2O可从酸性变中性的原理电荷守恒:c (NH4+)+c (H+)=c (Cl―)+c (OH―),若c (NH4+)=c (Cl―),必有c (H+)=c (OH―),即中性。
3.(1)1s22s22p63s23p2
(2)第三周期ⅥA族
(3)N>O>C
(4)H2SO4>H2SiO3
【解析】 根据核外电子排布规律可知A的电子排布式为1s22s22p2,则A是碳元素,因B与A同周期,且B原子核外只有2个未成对电子,则B是氧。因C能与氧形成RO2型化合物,又与氧同周期则为N。DO2中D、O质量比为7∶8,则D的相对原子质量为28,D是Si,同理E是S。(3)N原子的p轨道处于半充满状态,较稳定。(4)S的非金属性比Si强。
4.(1)0.9 1.5 2.5 3.5
(2)原子半径越大,电负性越小 周期性
(3)氮
(4)共价键
【解析】(1)确定电负性的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。(2)分析同周期和同主族元素电负性的递变规律,均可得出电负性随原子半径的增大而减小。(3)对比C、N的电负性,应用题干中的信息,即可得出共用电子对偏向氮一方。(4)Cl与Al的电负性差值为3.0―1.5=1.5<1.7,Br的电负性小于Cl的电负性,故AlBr3中成键的两原子相应元素的电负性差值小于1.7,为共价键。
5
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