2020高中化学课时跟踪训练5元素周期律含解析 人教版选修3 11页

课时跟踪训练(五)‎ ‎[基础巩固]‎ ‎1．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　)‎ A．1s22s22p3 B．1s22s22p1‎ C．1s22s22p63s23p1 D．1s22s22p63s23p4‎ ‎[解析]　依据原子的电子排布式确定具体元素：A为氮(N)、B为硼(B)、C为铝(Al)、D为硫(S)。根据同周期、同主族元素原子半径变化规律，可知：r(B)＞r(N)、r(Al)＞r(S)、r(Al)＞r(B)，故铝原子半径最大。‎ ‎[答案]　C ‎2．下列对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是(　　)‎ A．原子半径最小 B．原子序数为7‎ C．第一电离能最大 D．电负性最大 ‎[解析]　价电子构型为2s22p5的元素为氟元素，同一周期中原子半径最小，但是大于氢原子半径；原子序数为9；第一电离能比氦、氖小，电负性最大。‎ ‎[答案]　D ‎3．下列说法中正确的是(　　)‎ A．第三周期的元素中，钠的第一电离能最大 B．最外层都只有一个电子的两原子的性质一定完全相同 C．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强 D．在同一周期中，随着原子序数的增大，元素的电负性逐渐减小 ‎[解析]　同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，第三周期的元素中，钠的第一电离能最小，A错误；最外层都只有一个电子的两原子，如Na和H，性质不同，如为同主族元素，性质存在递变性和相似性，也不完全相同，B错误；电负性越强，吸引电子能力越强，C正确；在同一周期中，随着原子序数的增大，电负性逐渐增强，D错误。‎ ‎[答案]　C ‎4．下列图示中纵坐标表示元素的电负性数值，横坐标表示同一主族的5种元素的原子序数的是(　　)‎ 11‎ ‎[解析]　同主族自上而下原子半径增大，原子对键合电子的吸引力减小，元素的电负性减小，即同主族随原子序数的增大，电负性减小，选项中符合变化规律的为B中所示图像。‎ ‎[答案]　B ‎5．下列关于电负性的叙述中不正确的是(　　)‎ A．电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 B．电负性是以氟为4.0作为标准的相对值 C．元素电负性越小，元素非金属性越强 D．元素电负性越大，元素非金属性越强 ‎[解析]　因为电负性是描述不同元素原子对键合电子吸引力的大小，所以电负性越大，说明元素吸引电子能力越强，非金属性越强。‎ ‎[答案]　C ‎6．下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是(　　)‎ 11‎ ‎[解析]　同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错；HF分子间存在氢键，所以HF沸点最高，C错；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错。‎ ‎[答案]　A ‎7．元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是(　　)‎ A．元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价 B．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高 C．P、S、Cl电负性和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强 D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素 ‎[解析]　氧无最高正价、氟无正化合价，A项不正确；离核近的电子能量较低，B项不正确；元素周期表中ⅡA族和ⅢA族间的元素为过渡元素，D项错误。‎ ‎[答案]　C ‎8．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是 kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是(　　)‎ 元素 I1‎ I2‎ I3‎ I4‎ X ‎500‎ ‎4600‎ ‎6900‎ ‎9500‎ Y ‎580‎ ‎1800‎ ‎2700‎ ‎11600‎ A.元素X的常见化合价是＋1价 B．元素Y是ⅢA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 ‎[解析]　X的第一电离能(I1)显著小于I2、I3‎ 11‎ 等，可知X最外层只有一个电子，故常见化合价为＋1价，且与Cl元素形成化合物XCl，A、C项正确；Y元素的I1、I2、I3相差不大，与I4悬殊明显，故Y最外层有3个电子为ⅢA族元素，当n＝3时，Y为Al，与冷水不反应，故B正确，而D错误。‎ ‎[答案]　D ‎9．通常情况下，原子核外p能级、d能级等原子轨道上电子排布为“全空”、“半充满”、“全充满”的时候一般更加稳定，称为洪特规则的特例，下列事实能作为这个规则证据的是(　　)‎ ‎①元素氦(He)的第一电离能远大于元素氢(H)的第一电离能 ‎②26Fe2＋容易失电子转变为26Fe3＋，表现出较强的还原性 ‎③基态铜(Cu)原子的电子排布式为[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2‎ ‎④某种激发态碳(C)原子电子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p2‎ A．①② B．②③‎ C．③④ D．全部 ‎[解析]　①中He、H均没有p、d能级电子，与特例无关，错；②中Fe2＋价电子排布为3d6，而Fe3＋价电子排布为3d5,3d5属于半充满状态，体系稳定，故Fe2＋易失去电子变为稳定的Fe3＋，正确；③中[Ar]3d104s1显然符合d能级全充满状态，为稳定结构，正确；④属于基态原子获得能量，2s能级上一个电子跃迁到2p能级上，而激发态不稳定，易变为基态放出能量，错误。‎ ‎[答案]　B ‎10．处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A＞B＞C＞D。则下列说法中，正确的是(　　)‎ ‎①元素的非金属性依次增强 ‎②元素的电负性依次减小 ‎③元素的第一电离能依次增大 ‎④最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱 A．①④ B．②④‎ C．①③ D．③④‎ ‎[解析]　根据电负性规律可知结合一个电子释放的能量越大，电负性越强，故在元素周期表中的从左到右的位置为：D、C、B、A，①、③错误，②、④正确。‎ ‎[答案]　B ‎11．现有四种元素基态原子电子排布式如下：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：②＞①＞④＞③‎ 11‎ C．电负性：④＞③＞②＞①‎ D．最高正化合价：④＞①＞③＝②‎ ‎[解析]　从电子排布式可以看出①是S；②是P；③是N；④是F。第一电离能：F＞N＞P＞S。原子半径：P＞S＞N＞F。电负性：F＞N＞S＞P。最高正化合价：S＞N＝P＞F。‎ ‎[答案]　A ‎12．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．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 C．最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D．对于同一元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3＜……‎ ‎[解析]　A项同一主族，从上到下元素的第一电离能越来越小，活泼性越来越强。B项，同周期的第ⅡA与第VA族，第一电离能出现了反常。C项ns2np6的原子为稀有气体原子，第一电离能较大。D项因为原子失电子带正电荷，电子越来越难失去，尤其是达到稳定结构以后，故正确。‎ ‎[答案]　B ‎13．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原子最外层中有两个不成对的电子；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，并知在DB2和EB2中，D与B的质量比为7∶8；E与B的质量比为1∶1。试回答：‎ ‎(1)写出D原子的电子排布式____________________。‎ ‎(2)用电子式表示AE2的形成过程________________。‎ ‎(3)B、C两元素的第一电离能大小关系为________＞________(填元素符号)，原因是____________________。‎ ‎[解析]　本题只要推断出各元素，然后按要求写出答案即可。A原子最外层p能级的电子数等于次外层电子总数，说明次外层为K层，故A的电子排布为1s22s22p2，即A为碳元素。B原子最外层中有两个不成对的电子说明B为ⅣA或ⅥA族的元素，又B与A同周期，说明B为氧元素。C元素可与B形成CB2型化合物且C与A、B同周期，说明C为氮元素。在DB2中，D与B质量比7∶8，即D的相对原子质量为×32＝28；在EB2中，E与B的质量比为1∶1，即E的相对原子质量为32；D、E核内各自的质子数与中子数相等可知D为硅元素，E为硫元素。‎ ‎[答案]　(1)1s22s22p63s23p2‎ ‎(2)2··＋··―→∶∶C∶∶ ‎(3)N　O　N原子中最外层电子处于半充满状态，比较稳定 11‎ ‎14．元素周期表前四周期A、B、C、D、E五种元素，A元素的原子最外层电子排布式为ns1；B元素的原子价电子排布式为ns2np2；C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等；D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子；E元素原子有五个未成对电子。‎ ‎(1)写出元素名称：‎ C________、D________、E________。‎ ‎(2)C基态原子的电子排布图为________________。‎ ‎(3)当n＝2时，B的最简单气态氢化物的电子式为________，BC2分子的结构式是________；当n＝3时，B与C形成的化合物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是________________________________。‎ ‎(4)若A元素的原子最外层电子排布为2s1，B元素的原子价电子排布为3s23p2，A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是______________________(用元素符号表示)。‎ ‎(5)E元素原子的外围电子排布式是________，在元素周期表中的位置是_______________，其最高价氧化物的化学式是________。‎ ‎[解析]　A元素的原子最外层电子排布式为ns1，则A为IA族元素或Cr、Cu；B元素的原子价电子排布式为ns2np2，则B为ⅣA族元素；C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等，则C为氧元素；D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子，则D为磷元素；E元素原子有五个未成对电子，则E为25号元素锰元素。‎ ‎(1)C、D、E元素名称依次为氧、磷、锰。‎ ‎(2)氧元素核电荷数为8，则根据构造原理、能量最低原理、洪特规则和泡利原理，其电子排布图为：‎ ‎(3)当n＝2时，B为碳元素，则B的最简单气态氢化物的电子式为；CO2分子的结构式是O===C===O；当n＝3时，则B为硅元素，SiO2与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是SiO2＋2OH－===SiO＋H2O。‎ ‎(4)若A元素的原子最外层电子排布为2sl，则A为Li；B元素的原子价电子排布为3s23p2，则B为Si；C为O，D为P；A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是O＞P＞Si＞Li。‎ ‎(5)E元素是锰元素，原子序数为25，位于元素周期表第四周期第ⅦB族，所以外围电子排布式为3d54s2，最高正价为＋7价，其最高价氧化物的化学式是Mn2O7。‎ 11‎ ‎[答案]　(1)氧　磷　锰 SiO2＋2OH－===SiO＋H2O ‎(4)O＞P＞Si＞Li ‎(5)3d54s2　第四周期第ⅦB族　Mn2O7‎ ‎15．根据周期表对角线规则，金属Be与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔、沸点较低，易升华，试回答下列问题：‎ ‎(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式(生成Na2BeO2)：‎ ‎_____________________________________________________。‎ ‎(2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂________鉴别，其离子方程式为______________________________________________________。‎ ‎(3)BeCl2是________(填“离子化合物”或“共价化合物”)，BeCl2水溶液呈酸性，其水解的离子方程式为______________。‎ ‎[解析]　根据对角线法则，可由铝的性质来推测铍的性质，故Be与NaOH反应的离子方程式为：Be＋2OH－===BeO＋H2↑。Be(OH)2具有两性，能溶于NaOH溶液，因此可用NaOH溶液来鉴别。由于AlCl3是共价化合物，故BeCl2也是共价化合物，水解的离子方程式为：Be2＋＋2H2OBe(OH)2＋2H＋。‎ ‎[答案]　(1)Be＋2OH－===BeO＋H2↑‎ ‎(2)NaOH溶液　Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O ‎(3)共价化合物　Be2＋＋2H2OBe(OH)2＋2H＋‎ ‎16．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)所需的最低能量。下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。‎ 11‎ 请回答以下问题：‎ ‎(1)认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na～Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像。‎ ‎(2)从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律为_____________________________________。‎ ‎(3)上图中5号元素在周期表中的位置是________________。‎ ‎[解析]　第一电离能反映原子失去最外层一个电子的难易，主族元素从上至下失电子越来越容易，故第一电离能依次减小。‎ ‎[答案]　(1)见解析图 ‎(2)从上到下依次减小 ‎(3)第三周期ⅤA族 ‎17．有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所示：‎ 元素 结构、性质等信息 A 11‎ 是元素周期表中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该元素某种合金是原子反应堆导热剂 B B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性 C 元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂 D 是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂 E L层上有2对成对电子 请根据表中信息填写：‎ ‎(1)A原子的核外电子排布式____________。‎ ‎(2)B元素在周期表中的位置________；离子半径：B________A(填“大于”或“小于”)。‎ ‎(3)C原子的电子排布图是________________________，其原子核外有________个未成对电子，能量最高的电子为________轨道上的电子，其轨道呈________形。‎ ‎(4)D原子的电子排布式为________________________，D－的结构示意图是________。‎ ‎(5)C、E元素的第一电离能的大小关系是________(用元素符号表示)。‎ ‎(6)已知CD3分子中D元素为＋1价，则C、D的电负性大小关系是________，CD3与水反应后的产物是________________。‎ ‎[解析]　根据题中信息可推出：A为Na，B为Al，C为N，D为Cl，E为O。‎ ‎(1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1简化电子排布式为[Ne]3s1。‎ ‎(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第三周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋核外电子排布相同，核电荷数Al3＋大于Na＋，故r(Al3＋)＜r(Na＋)。‎ ‎(3)C为N，其电子排布图为，其中有3个未成对电子，能量最高的为p轨道上的电子，其轨道呈哑铃形。(4)D为Cl，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，简化电子排布式为[Ne]3s23p5，Cl－的结构示意图为 ‎(5)N、O分别在VA族、ⅥA族，因N的2p原子轨道半充满较稳定，故第一电离能N＞O。‎ ‎(6)NCl3分子中N为－3价，Cl为＋1价，故N的电负性强于Cl，且水解产物为NH3(或NH3·H2O)和HClO。‎ ‎[答案]　(1)1s22s22p63s1或[Ne]3s1‎ ‎(2)第三周期第ⅢA族　小于 11‎ ‎(3) ‎ ‎3　p　哑铃 ‎(4)1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5‎ ‎(5)N＞O　(6)N＞Cl　NH3(或NH3·H2O)和HClO ‎[能力提升]‎ ‎18．已知电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：‎ 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 ‎1.5‎ ‎2.0‎ ‎1.5‎ ‎2.5‎ ‎3.0‎ ‎4.0‎ ‎1.0‎ ‎1.2‎ ‎3.0‎ ‎0.9‎ ‎3.5‎ ‎2.1‎ ‎2.5‎ ‎1.8‎ 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。‎ ‎(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是________________________。‎ ‎(2)下列物质属离子化合物的是________，属于共价化合物的有________。‎ A．Mg3N2 B．BeCl2‎ C．AlCl3 D．SiC ‎[解析]　元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。‎ ‎[答案]　(1)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化 ‎(2)A　BCD ‎19．仔细观察示意图，回答下列问题：‎ ‎(1)B的原子结构示意图为________，B元素位于元素周期表的第________周期第________族。‎ 11‎ ‎(2)铍的最高价氧化物对应的水化物是________化合物(填“酸性”“碱性”或“两性”)，证明这一结论的有关离子方程式是__________________________________。‎ ‎(3)根据周期律知识，硼酸酸性比碳酸________，理由是_____。‎ ‎(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，可知Li在空气中燃烧生成产物为________________(用化学式表示)。‎ ‎[解析]　本题主要是对“对角线规则”的考查。运用类推的思想解题，是解决此类问题最有效的方法。‎ ‎(1)B是5号元素，电子排布式为1s22s22p1。‎ ‎(2)Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是＋2。‎ ‎(3)B比C的非金属性弱。‎ ‎(4)Mg在空气中与O2、CO2、N2反应得MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。‎ ‎[答案]　(1)　二　ⅢA ‎(2)两性　Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O，Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O ‎(3)弱　硼的非金属性比碳弱 ‎(4)Li2O、Li3N 11‎