2020届一轮复习人教版原子结构与性质作业(1) 12页

原子结构与性质 时间：45分钟 ‎1．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是(　B　)‎ A．第一电离能的大小：Mg＞Al B．锗的第一电离能大于碳而电负性小于碳 C．第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳 D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F 解析：同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族元素的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素的第一电离能大，A正确；锗是金属元素而碳是非金属元素，第一电离能小于碳，B不正确；Ni的价电子排布式为3d84s2，未成对电子数为2，第二周期未成对电子数为2的元素有碳和氧，同周期元素从左到右电负性逐渐增大，则电负性：C＜O，C正确；一般来说，元素的非金属性越强，电负性越大，D正确。‎ ‎2．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径A＜B，②离子半径A＞B，③原子序数A＞B，④原子最外层电子数A＜B，⑤A的正价与B的负价绝对值一定相等，⑥A的电负性小于B的电负性，⑦A的第一电离能大于B的第一电离能。其中正确的是(　B　)‎ A．①②⑦ B．③④⑥‎ C．③⑤ D．③④⑤⑥⑦‎ 解析：A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则A在B的下一周期。①错误，因A原子半径大于同一主族的上一周期元素原子的半径，该原子的半径又大于同一周期的B原子的半径，所以原子半径A＞B；因原子序数A＞B，则离子半径A＜B，②错误；A的正价与B的负价绝对值不一定相等，⑤错误；A的第一电离能小于B的第一电离能，因为A为金属，B为非金属，⑦错误。‎ ‎3．(2019·湖北黄冈中学等八校联考)‎ X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子的最外电子层上s、p电子数相等；Z元素＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是(　C　)‎ A．X元素的氢化物的水溶液显碱性 B．Z元素的离子半径大于W元素的离子半径 C．Z元素的单质在一定条件下能与X元素的单质反应 D．Y元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点 解析：根据题意可推知：X是N或O；Y是C或Si；Z是Mg；W是Al或Cl。若X是N，则NH3的水溶液显碱性；若X是O，则H2O显中性，A错误。若W是Al，Al3＋与Mg2＋的电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Mg2＋＞Al3＋；若W是Cl，则Cl－核外电子层数多于Mg2＋，对于电子层数不同的离子，电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：Cl－＞Mg2＋，B错误。若X是O，可发生反应：2Mg＋O22MgO，若X是N，可发生反应：3Mg＋N2Mg3N2，C正确。若Y是C，则CO2的晶体是分子晶体，熔、沸点较低，D错误。‎ ‎4．(2019·河南林州中学调研)电子在原子核外排布时，必须遵循的原则是(　C　)‎ ‎①电子排布在同一能级时，总是优先单独占据不同轨道，且自旋方向相同　②电子排布在不同能级时，一定优先占据能量低的轨道，然后再占据能量高的轨道　③电子排布在同一轨道时，最多只能排2个，且自旋方向必须相反　④电子的排布一定遵循“能量最低原理”“泡利不相容原理”和“洪特规则”‎ A．①② B．②④ ‎ C．①③ D．②③④‎ 解析：‎ 电子排布在同一能级时，总是优先单独占据不同轨道，且自旋方向相同，即遵循洪特规则，①正确；电子排布在不同能级时，若电子先占据能量高的轨道，使高能级处于半充满或全充满的稳定状态，此时整个体系能量最低，这种情况为洪特规则特例，②④错误；电子排布在同一轨道时，最多只能排2个，且自旋方向必须相反，即遵循泡利原理，③正确。综上所述，C正确。‎ ‎5．(2019·辽宁省实验中学等五校模拟)下列说法正确的是(　C　)‎ A．将过量的氨水加入到CuSO4溶液中，最终得到蓝色沉淀 B．由于氢键的作用，H2O的稳定性强于H2S C．核电荷数为26的元素原子核外价电子排布图为 D．核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中可能不含“未成对电子”‎ 解析：将过量的氨水加入到CuSO4溶液中，首先生成氢氧化铜蓝色沉淀，然后沉淀逐渐溶解，形成深蓝色溶液，故A错误；氢键与物质的稳定性无关，H2O的稳定性强于H2S是因为H—O键比H—S键键能大，故B错误；核电荷数为26的元素为Fe，其价电子排布图为，故C正确；根据泡利不相容原理，在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，基态原子的核外电子数为奇数时，则至少有一个电子“落单”，所以核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中一定含未成对电子，故D错误。‎ ‎6．(2019·河北邢台模拟)某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是(　D　)‎ A．X元素的常见价态为＋4价 B．X不可能为金属元素 C．X一定为第五周期元素 D．X与氧气反应时最可能生成的阳离子为X3＋‎ 解析：由图可知，第三电离能和第四电离能间的差距最大，所以该原子最外层有3个电子，所以在化合物中通常显＋3价，故A错误；第ⅢA族既有金属元素也有非金属元素，根据已知条件无法确定是否是金属元素，故B错误；根据已知条件无法确定其所处周期，故C错误；该主族元素最外层有3个电子，在反应中容易失去电子，所以与氧气反应时最可能生成的阳离子为X3＋，故D正确。‎ ‎7．(2019·四川遂宁模拟)A、X、C、D、E为前四周期元素，且原子序数依次增大。‎ 元素 相关信息 A 第二周期中的一种非金属元素，其第一电离能大于相邻元素 X 地壳中含量最多的元素，2p轨道上有2个未成对电子 C 与X同主族 D 前四周期中金属性最强的元素 E 前四周期中原子核外未成对电子数最多的元素 ‎(1)C元素位于第________周期第________族，X元素的核外电子排布式为________，E元素的价电子排布图为____________。‎ ‎(2)X、C两元素的电负性大小关系为____________(用元素符号表示)，A、X的最简单气态氢化物的稳定性强弱关系为____________(用氢化物的化学式表示)。‎ ‎(3)X的氢化物由固体变为气态所需克服的微粒间的作用有________。‎ ‎(4)由A、X、C三种元素及氢元素组成的既含离子键又含共价键且其中元素C显最高价的酸式盐的化学式是________。‎ ‎(5)D2X2的电子式为____________，与CO2反应生成X的单质的化学方程式为______________________________________。‎ 解析：由题干信息可知，A、X、C、D、E元素分别是N、O、S、K、Cr。‎ ‎(1)S元素位于第三周期第ⅥA族，O原子核外电子排布式为1s22s22p4，Cr是24号元素，Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，故其价电子排布图为。‎ ‎(2)O元素的非金属性强于S元素，故电负性：O＞S，N、O两元素中O元素的非金属性较强，故最简单气态氢化物的稳定性：H2O＞NH3。‎ ‎(3)O元素的氢化物为H2O，H2O由固体变为气态所需克服的微粒间的作用有范德华力和氢键。‎ ‎(4)S元素的最高价为＋6价，符合要求的酸式盐的化学式是NH4HSO4。‎ ‎(5)K2O2的电子式为K＋[ ]2－K＋，与CO2反应生成O2的化学方程式为2K2O2＋2CO22K2CO3＋O2。‎ 答案：(1)三　ⅥA　1s22s22p4　 ‎(2)O＞S　NH3＜H2O ‎(3)范德华力、氢键　(4)NH4HSO4‎ ‎(5)K＋[ ]2－K＋2K2O2＋2CO2==2K2CO3＋O2‎ ‎8．(2019·山东昌乐模拟)下表是元素周期表的一部分，表中所列字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：‎ ‎(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式：‎ ‎______________。‎ ‎(2)元素o的价电子排布图为______________。‎ ‎ (3)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：‎ 比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是________________________。‎ ‎(4)第三周期8种元素中电负性最大的是________，第一电离能最大的是__________________(填元素符号)，h～k四种元素，第一电离能从小到大的排列顺序是____________(用元素符号表示)。‎ ‎(5)表中所列的某主族元素的电离能情况如图所示，则该元素是____________(填元素符号)。‎ 解析：(1)26号元素为铁，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(2)元素o为Mn，价电子排布图为 ‎。(3)o2＋为Mn2＋，Mn2＋的3d能级电子排布为半充满，难失去电子。(4)第三周期电负性最大的为Cl；第一电离能最大的为稀有气体Ar；Mg的3s能级全充满、3p能级全空，故Mg原子结构相对稳定，第一电离能大于同周期的相邻元素。(5)据图可知该元素原子的最外电子层有3个电子，再根据所列元素，可确定为Al。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2‎ ‎(2) ‎ ‎(3)Mn2＋的3d能级电子排布为半充满状态，比较稳定 ‎(4)Cl　Ar　Al＜Mg＜Si＜S ‎(5)Al ‎9．(2019·河南濮阳二模)(节选)铜及其化合物在人们的日常生活中有着广泛的用途。回答下列问题：‎ ‎(1)铜或铜盐的焰色反应为绿色，下列有关原理分析的叙述正确的是________(填字母)。‎ A．电子从基态跃迁到较高的激发态 B．电子从较高的激发态跃迁到基态 C．焰色反应的光谱属于吸收光谱 D．焰色反应的光谱属于发射光谱 ‎(2)基态Cu原子中，核外电子占据的最高能层符号是________，其核外电子排布式中未成对电子数为________个，Cu与Ag均属于ⅠB族，熔点：Cu________Ag(填“>”或“<”)。‎ ‎(3)[Cu(NH3)4]SO4中阴离子的立体构型是________；中心原子的轨道杂化类型为________，[Cu(NH3)4]SO4中Cu2＋与NH3之间形成的化学键称为________。‎ ‎(4)用Cu作催化剂可以氧化乙醇生成乙醛，乙醛中σ键和π键的个数比为________。‎ ‎(5)碘、铜两种元素的电负性如下表：‎ 元素 I Cu 电负性 ‎2.5‎ ‎1.9‎ CuI属于________(填“共价”或“离子”)化合物。‎ 解析：(2)铜为第4周期元素，基态Cu原子中，核外电子占据的最高能层符号是N，其核外电子排布式为[Ar]3d104s1，其中未成对电子数为1个，Cu与Ag均属于ⅠB族，铜原子半径小于银原子，铜原子对自由电子的吸引力大于银，金属键强于银，熔点高于Ag。(3)[Cu(NH3)4]SO4中阴离子为SO，S原子与周围的4个O原子连接，采用sp3杂化，立体构型为正四面体；[Cu(NH3)4]SO4中Cu2＋与NH3之间形成的化学键称为配位键。(4)乙醛的结构式为，其中σ键和π键的个数比为6∶1。(5)CuI中2种元素的电负性数值之差＝0.6＜1.7，则CuI属共价化合物。‎ 答案：(1)BD　(2)N　1　＞　(3)正四面体　sp3　配位键 ‎(4)6∶1　(5)共价 ‎10．(2019·山西六校第四次名校联考)镓与ⅤA族元素形成的化合物是重要的半导体材料，应用最广泛的是砷化镓(GaAs)，回答下列问题：‎ ‎(1)基态Ga原子的核外电子排布式为________________，基态As原子核外有________个未成对电子。‎ ‎(2)镓失去电子的逐级电离能(单位：kJ·mol－1)的数值依次为577、1 984.5、2 961.8、6 192，由此可推知镓的主要化合价为________和＋3。砷的电负性比镓________(填“大”或“小”)。‎ ‎(3)比较下列镓的卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因：____________________________________________________。‎ 镓的卤化物 GaCl3‎ GaBr3‎ GaI3‎ 熔点/℃‎ ‎77.75‎ ‎122.3‎ ‎211.5‎ 沸点/℃‎ ‎201.2‎ ‎279‎ ‎346‎ GaF3的熔点超过1 000 ℃，可能的原因是_________。‎ ‎(4)二水合草酸镓的结构如图所示，其中镓原子的配位数为________，草酸根中碳原子的杂化方式为___________________。‎ ‎(5)砷化镓熔点为1 238 ℃，立方晶胞结构如图所示，晶胞参数为a＝565 pm。该晶体的类型为________，晶体的密度为________g·cm－3(设NA为阿伏加德罗常数的值，列出算式即可)。‎ 解析：(1)Ga位于第四周期ⅢA族，为31号元素，因此核外电子排布式为[Ar]3d104s24p1(或1s22s22p63s23p63d104s24p1)；As位于第ⅤA族，核外有3个未成对电子。‎ ‎(2)根据电离能的数值，第一电离能与第二电离能相差较大，因此Ga的主要化合价有＋1价；As为非金属，Ga为金属，因此砷的电负性比镓大。‎ ‎(3)根据表格中的数据，GaCl3、GaBr3、GaI3的熔、沸点依次升高，它们均为分子晶体，结构相似，相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增强；GaF3熔点比其余三个高很多，说明GaF3属于离子晶体。‎ ‎(4)根据结构图可知，Ga的配位数为4，C原子有3个σ键，无孤电子对，因此C的杂化类型为sp2。‎ ‎(5)该晶体熔点高，属于原子晶体，Ga位于顶点和面心，个数为8×＋6×＝4，As位于晶胞内部，原子个数为4，化学式为GaAs，晶胞的质量为g，晶胞的体积为(565×10－10)3cm3，则晶胞的密度为 g·cm－3。‎ 答案：(1)[Ar]3d104s24p1(或1s22s22p63s23p63d104s24p1)　3‎ ‎(2)＋1　大　(3)GaCl3、GaBr3、GaI3的熔、沸点依次升高，它们均为分子晶体，结构相似，相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增强　GaF3为离子晶体 ‎(4)4　sp2　(5)原子晶体　 ‎11．(2019·湖南衡阳第一次联考)某盐的组成可表示为3[H3ON5]·3[NH4N3]·NH4Cl。回答下列问题：‎ ‎(1)氯原子的电子排布式为______________________________。‎ ‎(2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图(a)所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是______________________________________________；‎ 氮元素的E1呈现异常的原因是_________________。‎ ‎(3)经X射线衍射测得化合物3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl的晶体结构，其局部结构如图(b)所示。‎ ‎①H3O＋中心原子的杂化类型为________，NH的空间构型为________。‎ ‎②3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl中阴离子N中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号Ⅱ表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Ⅱ)，则N中的大π键应表示为________。‎ ‎③图(b)中虚线代表氢键，其中表示式为(NH)N—H…Cl、____________、____________。‎ ‎(4)3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl的晶体密度为d g·cm－3，其立方晶胞参数为a nm，晶胞中含有y个3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为 ‎_______________________。(设NA为阿伏加德罗常数的值)‎ 解析：(1)氯原子的核电荷数为17，其电子排布式为1s22s22p63s23p5。‎ ‎(2)同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合1个电子释放出的能量依次增大，氮原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性。‎ ‎(3)①H3O＋中价层电子对数是4且含有一对孤电子对，所以为三角锥形结构，中心原子的杂化类型为sp3杂化，NH中价层电子对数是4且不含孤电子对，其空间构型为正四面体。②3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl中阴离子N中的σ键总数为5个，根据已知信息，N中参与形成大π键的原子数为5，形成大π键的电子数为6，所以N中的大π键表示为Ⅱ。③图(b)中虚线代表氢键，其中表示式为(NH)N—H…Cl、(H3O＋)O—H…N(N)、‎ ‎(NH)N—H…N(N)。‎ ‎(4)晶胞体积V＝(a×10－7)3cm3，晶胞质量m＝y×M/NA，密度ρ＝m/V，所以y＝×10－21。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p5　(2)同周期元素随核电荷数增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量(E1)依次增大　N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子 ‎(3)①sp3杂化　正四面体　②5　Ⅱ ‎③(H3O＋)O—H…N(N)　(NH)N—H…N(N)‎ ‎(4)y＝(或×10－21)‎