2019_2020学年高中化学第1章原子结构与性质第2节原子结构与元素的性质第2课时元素周期律课后限时作业含解析新人教版选修3.doc

第2课时 元素周期律
(建议用时：35分钟)
知识点
基础训练
能力提升
1.原子半径
2,5,6
13,14,15，16,17,18
2.电离能
1,9,10,12
3.电负性
3,4,7,8,11
[基础训练]
1．下列原子的价电子排布中，对应第一电离能最大的是(　　)
A．ns2np1　　 B．ns2np2
C．ns2np3　　 D．ns2np4
答案 C　
2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是(　　)
A．1s22s22p3　　 B．1s22s22p1
C．1s22s22p63s23p1　　 D．1s22s22p63s23p4
C　解析 A项中原子为氮(N)，B项中原子为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知，r(Al)＞r(S)>r(B)＞r(N)。
3．下列有关物质性质的比较不正确的是(　　)
A．热稳定性：H2S>SiH4　　 B．离子半径：Na＋>S2－
C．第一电离能：N>O　　 D．元素电负性：C>H
B　解析 非金属性S大于Si，故热稳定性H2S比SiH4强，A项正确；S2－有三个能层，Na＋有两个能层，故离子半径S2－>Na＋，B项错误；氮原子的2p轨道电子处于半充满状态，结构较稳定，其第一电离能大于氧，C项正确；碳的非金属性比氢的强，故电负性碳大于氢，D项正确。
4．下列是几种基态原子的电子排布，电负性最大的原子是(　　)
A．1s22s22p4　　　　 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2　　　　 D．1s22s22p63s23p64s1
A　解析 由元素的核外电子排布式可知，A为O元素，B为P元素，C为Si元素，D为K元素，其中电负性最大的为O元素。A项正确。
5．下列各组微粒半径的比较正确的是(　　)
①Cl＜Cl－＜Br－　②F－＜Mg2＋＜Al3＋　③Ca2＋＜Ca＜Ba　④S2－＜Se2－＜Br－
A．①和③　　 B．①和②
C．③和④　　 D．①和④
A　解析 同种元素：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径，则半径：Cl＜Cl－，Ca2＋＜Ca。Cl－、Br－的最外层电子数相同，电子层数增多，所以离子半径：Cl－＜Br－，①正确；Al3＋、Mg2＋、F－的核外电子排布相同，核电荷数依次减小，则离子半径：Al3＋＜Mg2＋＜F－，②错误；Ca、Ba的最外层电子数相同，电子层数依次增多，则半径：Ca＜Ba，③正确；半径应为Se2－＞Br－，④错误。
6．下列化合物中阴、阳离子半径之比最大的是(　　)
A．LiI　　 B．NaBr
C．KCl　　 D．CsF
A　解析 碱金属离子半径：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Cs＋)，卤素离子半径：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)，显然，阴、阳离子半径之比最大的是LiI。
7．下列事实不能用元素周期律解释的是(　　)
A．气态氢化物的稳定性：HBr＞HI
B．0.1 mol·L－1溶液的pH：NaOH＞LiOH
C．向Na2SO3溶液中加盐酸，有气泡产生
D．形状大小相同的Mg、Al与同浓度盐酸反应，Mg更剧烈
C　解析 同主族元素从上到下，气态氢化物的稳定性依次减弱，则稳定性：HBr>HI，能用元素周期律解释；同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，则同浓度的两种溶液，NaOH溶液的pH较大，能用元素周期律解释； Na2SO3与盐酸反应生成SO2，能够证明酸性：HCl>H2SO3，不能体现元素周期律；同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，因此Mg比Al与等浓度的盐酸反应更剧烈，能用元素周期律解释。
8．下列说法不正确的是(　　)
A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D．NaH 的存在能支持将氢元素放在ⅦA族的观点
A　解析 同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性都逐渐减小，A项错误。
9．如表所示是第三周期部分元素的电离能(单位：kJ·mol－1)：
　　　电离能
元素　　
I1
I2
I3
甲
496
4 562
6 912
乙
738
1 451
7 733
丙
1 251
2 298
3 822
丁
1 520
2 666
3 931
下列说法正确的是(　　)
A．甲的金属性比乙强　　 B．乙的常见化合价为＋1
C．丙不可能为非金属元素　　 D．丁一定为金属元素
A　解析 甲、乙、丙、丁为第三周期元素，由题给表格数据可知，甲的I1<<I2，说明甲易失去1个电子达到稳定结构，甲为Na，乙的I2<<I3，说明乙易失去2个电子达到稳定结构，乙为Mg，常见化合价应为＋2，甲的金属性比乙强，A项正确；B项错误；丙的I1、I2、I3相差不大且失去电子较难，所以可能是非金属元素，C项错误；丁失去电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素，D项错误。
10．几种短周期元素的主要化合价及原子半径数据如表：
元素代号
L
M
Q
R
T
主要化合价
＋2
＋3
＋6、－2
＋7、－1
－2
原子半径/nm
0.160
0.143
0.102
0.099
0.074
据表中信息判断，下列有关叙述正确的是(　　)
A．L、M的单质分别与同浓度的稀盐酸反应时，M的单质反应更剧烈
B．M与T形成的化合物能和强酸、强碱反应
C．Q、T两元素的简单氢化物热稳定性比较：Q的氢化物大于T的氢化物
D．L与R两元素形成的化合物中，含有共价键
B　解析 L是镁元素，M是铝元素，单质镁比铝活泼，与同浓度的稀盐酸反应时，L的单质反应更剧烈，A项错误；M与T形成的化合物为氧化铝，能与强酸、强碱反应，B项正确；Q 为硫元素，T为氧元素，非金属性O>S，则氢化物的稳定性，H2O>H2S，C项错误；L、R分别为Mg、Cl，二者形成的化合物MgCl2是离子化合物，D项错误。
11．下列各组元素按电负性大小排列正确的是(　　)
A．F＞N＞O　　 B．O＞Cl＞F
C．As＞P＞H　　 D．Cl＞S＞As
D　解析 同周期主族元素从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下元素的电负性逐渐减小，A、B、C项错误，D项正确。
12．(1)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____________。
(2)用符号“>”“<”或“＝”表示下列各项关系。
①第一电离能：Na______Mg，Mg______Ca。　
②电负性：O______F，F______Cl。
③能量高低：ns______(n＋1)s，ns______np。
④主族序数______价电子数______元素最高正化合价。
解析 (1)该元素的基态应为1s22s22p63s23p4，为硫元素。(2)同周期中主族元素从左到右第一电离能有增大的趋势，电负性逐渐增大；同主族中自上而下电负性与第一电离能均逐渐减小。
答案 (1)1s22s22p63s23p4　H2SO4　(2)①<　>　②<　>　③<　<　④＝　＝
[能力提升]
13．下列叙述中肯定金属A比金属B的活泼性强的事实是(　　)
A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B．A的氢氧化物为两性化合物，B的氢氧化物为碱
C．1 mol A从酸中置换出H＋生成的H2比1 mol B从酸中置换出H＋生成的H2多
D．A元素的电负性比B元素的电负性小
D　解析 比较金属活泼性的强弱应该看是否容易失去最外层电子；金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，其金属性越强；金属与酸或水反应时的剧烈程度是判断金属活泼性的依据，与置换H2的多少无必然的关系；活泼性越强的金属元素，其电负性越小，D项正确。
14．短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，且原子最外层电子数之和为16。Y的原子半径比X的大，X与W同主族，Z是地壳中含量最高的金属元素。下列说法正确的是(　　)
A．原子半径的大小顺序：r(W)>r(Z)>r(Y)
B．元素X、Y只能形成一种化合物
C．元素W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强
D．Y、W最高价氧化物所对应的水化物均能溶解Z的氢氧化物
D　解析 Z是地壳中含量最高的金属元素，则Z是Al元素；X、Y、Z、W的原子序数依次增大，原子最外层电子数之和为16，X与W同主族，则W、X是第ⅣA～ⅥA族元素；Y的原子半径比X的大，则X、Y分别在两个不同周期；Y是第ⅠA～ⅡA族元素，所以W、X是第ⅥA族元素，X是O元素、W是S元素；Y是第ⅠA族元素，是Na元素。原子半径的大小顺序：r(S)<r(Al)<r(Na) , A项错误；Na与O2反应能形成氧化钠和过氧化钠，B项错误；O的非金属性比S强，故H2O热稳定性比H2S强，C项错误；氢氧化铝是两性氢氧化物，既能与强碱NaOH反应，又能与强酸H2SO4反应，D项正确。
15．现有四种元素基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5，则下列有关比较正确的是(　　)
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
A　解析 ①②③④四种元素分别为S、P、N、F。原子半径顺序应为②>①>③>④，B项错误；电负性顺序应为④>③>①>②，C项错误；最高正化合价顺序应为①>③＝②，F无正化合价，D项错误。
16．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。其中正确的组合是(　　)
A．①②⑦　　 B．③④⑥
C．③⑤　　 D．③④⑤⑥⑦
B　解析 由题意知A在B的下一周期，原子半径A＞B，①错误；离子半径A＜B，②错误；原子序数A＞B，③正确；当原子最外层电子数＜4时易失去最外层电子形成阳离子，当原子最外层电子数＞4时易得到电子形成阴离子，则原子最外层电子数A＜B，④正确；A、B原子最外层电子数不能确定，则元素的化合价关系不能确定，⑤错误；A能形成阳离子，说明A易失去电子，B能形成阴离子，说明B在反应时易得到电子，则A的电负性小于B的电负性，⑥正确；A易失去电子，第一电离能较小，B易得电子，说明A的第一电离能小于B的第一电离能，⑦错误。
17．根据周期表对角线规则，金属铍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”)
解析 根据对角线规则，可由铝的性质来推测铍的性质。Be(OH)2与Al(OH)3相似，具有两性，能溶于NaOH溶液。
答案 (1)Be＋2OH－===BeO＋H2↑　(2)NaOH溶液　Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O　(3)共价化合物　
18．有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20，其中C、E是金属元素，其他均为非金属元素。A和E属于同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属于同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性为2.5、3.5、0.8、2.1、1.5中之一。请回答下列问题：
(1)A是__________，B是__________，C是__________，D是__________，E是__________。(填元素符号)
(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是__________，非金属性最强的是__________。
(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。(填“正”或“负”)
(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是__________________，有共价键的是__________________。(填化学式)
解析 A、E均为ⅠA族元素，且E为金属元素，则A为H；由题可知B、D的价电子排布为ns2np4，为ⅥA族元素，则B为O，D为S，C为Al，E为K。五种元素中，金属性：K>Al，则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：O>S>H，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1。当O与H、Al、S形成化合物时，由于O的电负性大，故O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，电负性差值小于1.7的为共价键，电负性差值大于1.7的为离子键。
答案 (1)H　O　Al　S　K　(2)K　O　(3)负　正　(4)Al2O3、K2O　H2O、SO2、SO3

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