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第三十七讲 原子结构与性质
1．了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。
2．了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3．了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
4．了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
知识点一　原子核外电子排布及表示方法
1．能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层 一 二 三 四 五 …
符号 K L M N O …
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … …
最多容纳电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … …
2 8 18 32 … 2n2
2.原子轨道
电子云轮廓图给出了电子在____________的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道 轨道形状 轨道个数
s
p
第1电子层：只有s轨道。
第2电子层：有s、p两种轨道。
第3电子层：有s、p、d三种轨道。
3．构造原理
构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的电子排布式。
随着__________的递增，基态原子的核外电子按照右图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p，____，____，____，____，____，____，4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
4．原子核外电子排布规律
(1)能量最低原理
①原子的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。
②基态原子：______________。当基态原子________能量后，电子会______________，变成__________原子。
(2)泡利原理
一个原子轨道最多容纳____个电子，并且____________相反。
(3)洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先________________，并且__________相同。
知识点二　元素周期表中元素及其化合物的性质递变规律
1．电离能
(1)第一电离能：气态电中性基态原子____________转化为气态基态正一价离子所需要的最低能量。
(2)元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
(3)变化规律：
①同一周期从左到右元素的第一电离能呈________的趋势，但某些地方出现曲折变化，如____>____，____>____，____>____，____>____。
②同一族从上到下元素的第一电离能__________。
2．电负性
(1)成键电子：原子中用于形成________的电子。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对________吸引力的大小。
(3)意义：电负性越大的原子，对成键电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。
(4)变化规律
①同周期从__________元素的电负性逐渐增大。
②同主族从上到下元素的电负性逐渐________。
(5)应用
①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性>1.8；金属的电负性<1.8；类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
②判断化学键的类型：两元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；两元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
元素周期律与元素推断
1．元素周期律所描述内容汇总(完成下表)
项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径 逐渐____(0族除外) 逐渐增大
元素主要化合价 最高正价由(＋1→＋7) 最低负价由－4→－1 最高正价＝________，非金属最低负价＝_______
原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
元素的第一电离能 第一电离能呈______的趋势 第一电离能________
元素的电负性 电负性逐渐____ 电负性________
元素金属性、非金属性 金属性逐渐________非金属性逐渐________ 金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱
单质氧化性、还原性 氧化性逐渐____还原性逐渐____ 氧化性逐渐____还原性逐渐____
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐____酸性逐渐____ 碱性逐渐____酸性逐渐___
非金属气态氢化物的稳定性_ 生成由__到__稳定性逐渐____ 生成由__到__稳定性逐渐____
2.元素周期律与元素推断的关系
在试题中，通常用元素周期律的某项内容，来推断新元素名称，然后再考查该元素的其它性质。
【答案】
二、1.减小　主族序数　主族序数－8　增大　逐渐减小　增大　逐渐减小　减弱　增强　增强　减弱　减弱
增强　减弱　增强　增强　减弱　难　易　增强　易　难　减弱
【典例】1．我国“奋斗者”号潜水器载人舱球壳“钛”厉害，球壳材料是一种Ti和Al、、Si等形成的合金。回答下列问题：
(1)钛元素位于元素周期表的_______区，其基态原子核外有_______种运动状态不同的电子，的电子排布式为_______。
(2)已知钛和铝的相对原子半径分别是1.45和1.43，钛的硬度比铝大的原因是_______。
(3)TiCl4可以与胺形成配合物，如[TiCl4(CH3NH2)2]、[TiCl4(H2NCH2CH2NH2)]等。中含有的键物质的量为_______。
(4)已知TiO2与浓硫酸反应生成硫酸氧钛，硫酸氧钛晶体中阳离子为链状聚合形式的离子，结构如图所示，该阳离子化学式为_______，阳离子中O的杂化方式为_______，阴离子的空间构型为_______。
【典例】2．三元锂电池性能优异、能量密度高，正极材料包含了Ni、Co、Mn三种过渡金属的氧化物。
(1)基态Ni原子有___________个未成对电子，Ni2+核外电子排布式为___________。
(2)如表是Mn与Fe的部分电离能数据，解释I3(Mn)大于I3(Fe)的主要原因：___________。
元素 Fe Mn
第二电离能I2/(kJ·mol-1) 1561 1509
第三电离能I3/(kJ·mol-1) 2957 3248
【典例】3．回答以下关于常见元素及其化合物的问题。
(1)碘元素在元素周期表中位置_____，碘基态原子价电子的电子排布式为_____。价电子共占据_____个轨道。
(2)是一种与性质相似的气体，在中C显价，N是价，氮元素显负价的原因_____。该分子中每个原子都达到了8电子稳定结构，写出的电子式_____。
(3)请比较氮元素与氧元素的非金属性强弱：N_____O(填“>”、“＜”或“=”)，用一个化学方程式说明强弱关系_____。
(4)在常压下，甲醇的沸点(65℃)比甲醛的沸点(℃)高。主要原因是_____。
(5)一定条件下，向溶液中滴加碱性溶液，溶液中的(B元素的化合价为)与反应生成纳米铁粉、和，其离子方程式为_____。
1．下列描述碳原子结构的化学用语正确的是
A．碳-12原子：C
B．原子结构示意图：
C．原子核外能量最高的电子云图：
D．原子的轨道表示式：
2．下列化学用语或图示表达正确的是
A．NaCl的电子式 B．SO2的VSEPR模型
C．p—pσ键电子云轮廓图 D．的空间结构模型
3．有关氮原子核外p亚层中的电子的说法错误的是
A．能量相同 B．电子云形状相同
C．电子云伸展方向相同 D．自旋方向相同
4．已知某微粒的核外电子排布式是1s22s22p63s23p4，下列判断错误的是
A．该元素在周期表的位置是第三周期IVA族
B．该元素最高价是+6，最低价是-2
C．该微粒原子核外有16种运动状态不同的电子
D．该微粒原子核外有5种能量不同的电子
5．下列说法正确的是
A．金刚石与石墨烯中的夹角都为
B．、都是由极性键构成的非极性分子
C．锗原子()基态核外电子排布式为
D．ⅣA族元素单质的晶体类型相同
6．下列关于价电子排布为3s23p4的原子描述正确的是
A．它的元素符号为O
B．它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
C．可以与H2化合生成液态化合物
D．其轨道表示式为
7．下列说法正确的是
A．NCl3分子的极性比PCl3的大
B．中，①②键长不相同
C．NO的空间构型为三角锥形
D．基态原子中，4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动
8．工业上电解熔融和冰晶石的混合物可制得铝。下列说法正确的是
A．半径大小： B．电负性大小：
C．电离能大小： D．碱性强弱：
9．短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，其中只有Y、Z处于同一周期且相邻，Z是地壳中含量最多的元素，W是短周期中金属性最强的元素。下列说法正确的是
A．原子半径：
B．气态氢化物的稳定性：Y>Z
C．第一电离能：Y＜Z
D．X、Y、Z三种元素可以组成共价化合物和离子化合物
10．下列判断不正确的是
A．第一电离能： Ca＜Mg＜Al B．稳定性： H2S ＜HCl ＜ HF
C．电负性： N＜O＜F D．酸性： H2SiO3 ＜ H3PO4 ＜ HClO4
课程标准
基础知识通关
规律与方法
经典例题
基础通关练
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第三十七讲 原子结构与性质
1．了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。
2．了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3．了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
4．了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
知识点一　原子核外电子排布及表示方法
1．能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层 一 二 三 四 五 …
符号 K L M N O …
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … …
最多容纳电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … …
2 8 18 32 … 2n2
2.原子轨道
电子云轮廓图给出了电子在____________的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道 轨道形状 轨道个数
s
p
第1电子层：只有s轨道。
第2电子层：有s、p两种轨道。
第3电子层：有s、p、d三种轨道。
3．构造原理
构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的电子排布式。
随着__________的递增，基态原子的核外电子按照右图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p，____，____，____，____，____，____，4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
4．原子核外电子排布规律
(1)能量最低原理
①原子的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。
②基态原子：______________。当基态原子________能量后，电子会______________，变成__________原子。
(2)泡利原理
一个原子轨道最多容纳____个电子，并且____________相反。
(3)洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先________________，并且__________相同。
知识点一
2.核外经常出现　球形　1　纺锤形　3
3．原子核电荷数　3s　3p　4s　3d　4p　5s
4．(1)②处于最低能量的原子　吸收　跃迁到较高能级　激发态
(2)2　自旋状态
(3)单独占据一个轨道　自旋状态
知识点二　元素周期表中元素及其化合物的性质递变规律
1．电离能
(1)第一电离能：气态电中性基态原子____________转化为气态基态正一价离子所需要的最低能量。
(2)元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
(3)变化规律：
①同一周期从左到右元素的第一电离能呈________的趋势，但某些地方出现曲折变化，如____>____，____>____，____>____，____>____。
②同一族从上到下元素的第一电离能__________。
2．电负性
(1)成键电子：原子中用于形成________的电子。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对________吸引力的大小。
(3)意义：电负性越大的原子，对成键电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。
(4)变化规律
①同周期从__________元素的电负性逐渐增大。
②同主族从上到下元素的电负性逐渐________。
(5)应用
①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性>1.8；金属的电负性<1.8；类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
②判断化学键的类型：两元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；两元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
知识点二
1．(1)失去一个电子　(3)①增大　Be　B　N　O　Mg　Al　P　S
②变小
2．(1)化学键　(2)成键电子　(4)①左到右　②减小
元素周期律与元素推断
1．元素周期律所描述内容汇总(完成下表)
项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径 逐渐____(0族除外) 逐渐增大
元素主要化合价 最高正价由(＋1→＋7) 最低负价由－4→－1 最高正价＝________，非金属最低负价＝_______
原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
元素的第一电离能 第一电离能呈______的趋势 第一电离能________
元素的电负性 电负性逐渐____ 电负性________
元素金属性、非金属性 金属性逐渐________非金属性逐渐________ 金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱
单质氧化性、还原性 氧化性逐渐____还原性逐渐____ 氧化性逐渐____还原性逐渐____
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐____酸性逐渐____ 碱性逐渐____酸性逐渐___
非金属气态氢化物的稳定性_ 生成由__到__稳定性逐渐____ 生成由__到__稳定性逐渐____
2.元素周期律与元素推断的关系
在试题中，通常用元素周期律的某项内容，来推断新元素名称，然后再考查该元素的其它性质。
【答案】
二、1.减小　主族序数　主族序数－8　增大　逐渐减小　增大　逐渐减小　减弱　增强　增强　减弱　减弱
增强　减弱　增强　增强　减弱　难　易　增强　易　难　减弱
【典例】1．我国“奋斗者”号潜水器载人舱球壳“钛”厉害，球壳材料是一种Ti和Al、、Si等形成的合金。回答下列问题：
(1)钛元素位于元素周期表的_______区，其基态原子核外有_______种运动状态不同的电子，的电子排布式为_______。
(2)已知钛和铝的相对原子半径分别是1.45和1.43，钛的硬度比铝大的原因是_______。
(3)TiCl4可以与胺形成配合物，如[TiCl4(CH3NH2)2]、[TiCl4(H2NCH2CH2NH2)]等。中含有的键物质的量为_______。
(4)已知TiO2与浓硫酸反应生成硫酸氧钛，硫酸氧钛晶体中阳离子为链状聚合形式的离子，结构如图所示，该阳离子化学式为_______，阳离子中O的杂化方式为_______，阴离子的空间构型为_______。
【答案】(1) d 22 1s22s22p63s23p63d2
(2)原子的价电子数比多，金属键更强
(3)
(4) 正四面体
【解析】
(1)钛是22号元素，位于元素周期表的d区，其中每一个电子是运动状态都不同，钛是22号元素，电子数也是22，故其基态原子核外电子具有22种运动状态不同的电子，Ti2+电子占据的最高能层的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d2。
故正确答案为：d；22；1s22s22p63s23p63d2
(2)因为钛的价电子数多于铝，即钛的金属键强于铝，故钛的硬度比铝大。
故正确答案为：原子的价电子数比多，金属键更强
(3)[TiCl4(H2NCH2CH2NH2)]中给Ti提供孤电子对形成配位键的是4个氯和2个氮，故配位数为6，在乙二胺中，含有4个N-H键，4个C-H键，2个C-N键，1个 C-C键，共11个键，故中含有的键物质的量为11mol。
故正确答案为：11mol
(4)根据结构图可知，Ti和O的比例为1:1，则阳离子化学式为，由结构图可知，O含有2个键，含有2个孤电子对，则杂化方式为sp3杂化，阴离子的中心原子S的价层电子对数为4+0=4，则的空间构型为正四面体结构。
故正确答案为： ；sp3；正四面体
【典例】2．三元锂电池性能优异、能量密度高，正极材料包含了Ni、Co、Mn三种过渡金属的氧化物。
(1)基态Ni原子有___________个未成对电子，Ni2+核外电子排布式为___________。
(2)如表是Mn与Fe的部分电离能数据，解释I3(Mn)大于I3(Fe)的主要原因：___________。
元素 Fe Mn
第二电离能I2/(kJ·mol-1) 1561 1509
第三电离能I3/(kJ·mol-1) 2957 3248
【答案】(1) 2 [Ar]3d8
(2)Mn失去两个电子后价电子排布为3d5，处于半满的稳定状态，而铁失去三个电子能形成3d5的半满稳定状态
【解析】
(1)Ni是28号元素，核外电子排布式为：，存在2个未成对电子，Ni2+核外电子排布式为，故答案为：2；；
(2)Mn的价电子排布为，失去两个电子后价电子排布为3d5，处于半满的稳定状态；而铁的价电子排布为，失去三个电子能形成3d5的半满稳定状态，因此I3(Mn)大于I3(Fe)，故答案为：Mn失去两个电子后价电子排布为3d5，处于半满的稳定状态，而铁失去三个电子能形成3d5的半满稳定状态；
【典例】3．回答以下关于常见元素及其化合物的问题。
(1)碘元素在元素周期表中位置_____，碘基态原子价电子的电子排布式为_____。价电子共占据_____个轨道。
(2)是一种与性质相似的气体，在中C显价，N是价，氮元素显负价的原因_____。该分子中每个原子都达到了8电子稳定结构，写出的电子式_____。
(3)请比较氮元素与氧元素的非金属性强弱：N_____O(填“>”、“＜”或“=”)，用一个化学方程式说明强弱关系_____。
(4)在常压下，甲醇的沸点(65℃)比甲醛的沸点(℃)高。主要原因是_____。
(5)一定条件下，向溶液中滴加碱性溶液，溶液中的(B元素的化合价为)与反应生成纳米铁粉、和，其离子方程式为_____。
【答案】(1) 第五周期ⅦA族 5s25p5 4
(2) 氮的电负性大于碳，共用电子对偏向氮
(3) ＜
(4)甲醇分子间存在着氢键,分子间作用力更大；
(5)
【解析】
(1)碘是53号元素，其在周期表中的位置是第五周期ⅦA族：碘基态原子价电子的电子排布式为5s25p5；共占据1个s轨道，3个p轨道，共4个轨道；
(2)氮的电负性大于碳，共用电子对偏向氮；根据电子式的书写规则，电子式为：；
(3)同周期从左向右非金属性增强(稀有气体除外)，因此氧元素的非金属性强于氮元素，利用氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，故可以用，故答案为＜；；
(4)甲醇分子间存在着氢键,分子间作用力更大；
(5)中B元素的化合价为+3价，则H为-1价，根据题意可知可以被还原为Fe，同时生成和，根据电子守恒可知和的系数之比为2:1，再结合元素守恒可得离子方程式为；
1．下列描述碳原子结构的化学用语正确的是
A．碳-12原子：C
B．原子结构示意图：
C．原子核外能量最高的电子云图：
D．原子的轨道表示式：
【答案】C
【解析】
A．元素符号的左下角表示质子数，左上角表示质量数，则碳－12原子可表示为C，A错误；
B．碳原子结构示意图为，B错误；
C．碳原子核外能量最高的电子在p能级，电子云呈哑铃形，C正确；
D．根据核外电子排布规则可知，该原子的轨道表示式为 ，D错误。
故选C。
2．下列化学用语或图示表达正确的是
A．NaCl的电子式 B．SO2的VSEPR模型
C．p—pσ键电子云轮廓图 D．的空间结构模型
【答案】D
【解析】
A．NaCl是离子化合物，Na+与Cl-之间以离子键结合，其电子式为： ，A错误；
B．SO2中的中心S原子的价电子对数为2+ =3，含有1对孤电子对，S原子为sp2杂化，VSEPR模型为平面三角形，不是V形，B错误；
C．上述电子云轮廓图表示的是p-pπ键，该电子云轮廓图为未参与杂化的p电子通过肩并肩的方式形成的π键时，原子轨道的重叠部分对等地分布在包括键轴在内的平面上、下两侧，形状相同，并不具有p—pσ键电子云“头碰头”的特点，C错误；
D．的中心C原子的价电子对数为3+ =3，C原子上不含有孤电子对，其空间结构模型是平面三角形，D正确；
故合理选项是D。
3．有关氮原子核外p亚层中的电子的说法错误的是
A．能量相同 B．电子云形状相同
C．电子云伸展方向相同 D．自旋方向相同
【答案】C
【解析】
氮原子核外电子排布为：1s22s22p3，2px1、2py1 和2pz1 上的电子能量相同、电子云形状相同、自旋方向相同，但电子云伸展方向不相同，故选C。
4．已知某微粒的核外电子排布式是1s22s22p63s23p4，下列判断错误的是
A．该元素在周期表的位置是第三周期IVA族
B．该元素最高价是+6，最低价是-2
C．该微粒原子核外有16种运动状态不同的电子
D．该微粒原子核外有5种能量不同的电子
【答案】A
【解析】
A．硫元素在第三周期ⅥA族，A错误；
B．硫最高价为+6价，最低价-2价，B正确；
C．硫元素有16个电子，有16种运动状态不同的电子，C正确；
D．该原子的电子占据5个不同电子能级，有5种能量不同的电子，D正确；
故选A。
5．下列说法正确的是
A．金刚石与石墨烯中的夹角都为
B．、都是由极性键构成的非极性分子
C．锗原子()基态核外电子排布式为
D．ⅣA族元素单质的晶体类型相同
【答案】B
【解析】
A．金刚石中的碳原子为正四面体结构，夹角为109°28′，故A错误；
B．的化学键为Si-H，为极性键，为正四面体，正负电荷中心重合，为非极性分子；的化学键为Si-Cl，为极性键，为正四面体，正负电荷中心重合，为非极性分子，故B正确；
C．锗原子()基态核外电子排布式为[Ar]3d10，故C错误；
D．ⅣA族元素中的碳元素形成的石墨为混合晶体，而硅形成的晶体硅为原子晶体，故D错误；
故选B。
6．下列关于价电子排布为3s23p4的原子描述正确的是
A．它的元素符号为O
B．它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
C．可以与H2化合生成液态化合物
D．其轨道表示式为
【答案】B
【解析】
价电子排布为3s23p4的原子，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其核电荷数为16，为S元素，据此分析解答。
A．O为8号元素，氧原子的价电子排布为2s22p4，故A错误；
B．S是16号元素，原子核外有16个电子，根据构造原理，S的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，故B正确；
C．一定条件下，S与H2化合生成H2S，常温下为气体，故C错误；
D．S原子核外电子排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则，其轨道表示式为，故D错误；
答案选B。
7．下列说法正确的是
A．NCl3分子的极性比PCl3的大
B．中，①②键长不相同
C．NO的空间构型为三角锥形
D．基态原子中，4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动
【答案】B
【解析】
A．NCl3分子PCl3分子都为三角锥形，因为N元素的电负性与Cl元素接近， NCl3分子的极性比PCl3的小，故A错误；
B．不同杂化类型的轨道形成的共价键键长不同，①是sp3杂化轨道和sp2杂化轨道形成的，而②是两个sp2杂化轨道形成的，①②键长不相同，故B正确；
C．NO中心原子的价层电子对数为，的空间构型为平面三角形，故C错误；
D．电子层是距离原子核由近到远排列的，则多电子原子中电子离核的平均距离4s＞3s，离原子核越远，层数越大，能量越高，4s电子在4s区域出现的几率多，但不总是在比3s电子离核更远的区域运动，故D错误；
故选B。
8．工业上电解熔融和冰晶石的混合物可制得铝。下列说法正确的是
A．半径大小： B．电负性大小：
C．电离能大小： D．碱性强弱：
【答案】A
【解析】
A．核外电子数相同时，核电荷数越大半径越小，故半径大小为，故A正确；
B．同周期元素核电荷数越大电负性越大，故，故B错误；
C．同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，同主族从上往下第一电离能呈减小趋势，故电离能大小为，故C错误；
D．元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性强弱为，故D错误；
故选A。
9．短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，其中只有Y、Z处于同一周期且相邻，Z是地壳中含量最多的元素，W是短周期中金属性最强的元素。下列说法正确的是
A．原子半径：
B．气态氢化物的稳定性：Y>Z
C．第一电离能：Y＜Z
D．X、Y、Z三种元素可以组成共价化合物和离子化合物
【答案】D
【解析】
短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，Z是地壳中含量最多的元素，W是短周期中电负性最小的元素，则Z是O元素，W是Na元素；其中只有Y、Z处于同一周期且相邻，且Y原子序数小于Z，则Y是N元素，X是H元素，据此解答。
由分析可知X、Y、Z、W分别是：H、N、O、Na。
A．原子的电子层数越多其半径越大，原子的电子层数相同时，原子半径随着原子序数的增大而减小，X位于第一周期，Y、Z位于第二周期且原子序数YB．Y、Z分别是N、O，元素的非金属性越强，其最简气态氢化物的稳定性越强，非金属性O>N，所以稳定性：H2O>NH3，B错误；
C．同一周期，从左到右，元素的第一电离能依次增大，但是第IIA族、VA族的第一电离能均高于其相邻的元素，故第一电离能：Y(N)＞Z(O)，C错误；
D．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是HNO3、NH4NO3，其中HNO3是共价化合物，NH4NO3是离子化合物，D正确。
答案选D。
10．下列判断不正确的是
A．第一电离能： Ca＜Mg＜Al B．稳定性： H2S ＜HCl ＜ HF
C．电负性： N＜O＜F D．酸性： H2SiO3 ＜ H3PO4 ＜ HClO4
【答案】A
【解析】
A．同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但IIA>IIIA，所以第一电离能： Mg>Al，故A错误；
B．同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，非金属性：SCl，非金属性越强，气态氢化物越稳定，所以稳定性： H2S ＜HCl ＜ HF，故B正确；
C．一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐变大，所以电负性： N＜O＜F，故C正确；
D．同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，非金属性：Si故答案为：A
课程标准
基础知识通关
规律与方法
经典例题
基础通关练
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