第1章《原子结构与元素性质》检测题（含解析）2022---2023学年下学期高二化学鲁科版（2019）选择性必修2

第1章《 原子结构与元素性质》检测题
一、单选题
1．下列叙述中，错误的是（ ）
A．H2S、H2O、HF的稳定性依次增强
B．RbOH、KOH、Mg(OH)2的碱性依次减弱
C．Ca、Mg、Na的还原性依次减弱
D．H2SiO3、H2CO3、H2SO4的酸性依次增强
2．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42,X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物X2Y3，Z元素可形成负一价离子。下列说法正确的是
A．X元素基态原子的电子排布式为[Ar]4s24p3
B．X元素是第四周期第VA族元素
C．Y元素原子的轨道表示式为
D．Z元素的单质Z2在氧气中不能燃烧
3．碱性介于和之间的氢氧化物是
A． B． C． D．
4．甲～戊均为元素周期表短周期主族元素，其元素周期表中相对位置关系如下图所示，乙的单质为双原子分子，且是地球空气的组成成分。下列说法不正确的是
A．甲、乙、戊三种元素中，乙的电负性最大
B．丙的单质一定是金属
C．丙原子的最高能级中的电子均为未成对电子
D．丁的最高价氧化物对应水化物一定能与NaOH反应
5．钾和钠的性质相似，下列说法中能最好的解释这个事实的是
A．都是金属 B．原子半径相差不大 C．最高化合价相同 D．最外层电子数相同
6．氮化锗()具有耐腐蚀、硬度高等优点，应用广泛。下列说法正确的是
A．锗是金属，不能做半导体材料
B．第4周期基态原子与锗未成对电子数相等的元素共有2种
C．基态锗原子的电子排布式可表示为
D．氮化锗中氮显-3价，说明氮的电负性比锗大
7．W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的位置如图所示，其中Z位于第ⅦA族，下列判断错误的是
A．常压下四种元素的单质中，W单质的熔点最高
B．Z的阴离子电子层结构与氩原子相同
C．Z的氧化物对应水化物的酸性比X的氧化物对应水化物的酸性强
D．Y元素的非金属性比X元素的非金属性强
8．甲～庚等元素在周期表中的相对位置如下图，已知己元素基态原子的M层有6种运动状态不同的电子，甲和丁在同一周期，甲原子最外层与最内层具有相同电子数。下列判断正确的是
A．丙与戊的原子序数相差25
B．丙的最高价为＋3，它与丁的性质具有相似性
C．简单离子半径：乙>己>甲
D．气态氢化物的稳定性：庚＜己＜戊
9．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
① ② ③
则下列有关比较中正确的是
A．原子半径：②>①>③ B．第一电离能：③>①>②
C．电负性：②>①>③ D．最高正化合价：③>②>①
10．下列表示不正确的是
A．甲基的电子式：
B．肼(H2NNH2)的球棍模型：
C．Cu+的基态电子排布式：[Ar]3d10
D．F的基态原子轨道表示式：
11．短周期元素能形成电子层结构相同的离子：，下列说法正确的是
A．离子半径： B．质子数：
C．最高正价： D．第一电离能：
12．下图表示前20号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量(eV)的变化关系，其中A、B、C各点表示的元素是 (　　)
A．N、S、P B．F、Cl、O
C．He、Ne、Ar D．Si、C、B
13．X、Y、Z、M和W等五种短周期元素的原子序数依次增大，其中M与W位于同一主族且能形成二元化合物WM2。化合物甲常用于农药、染料、医药及有机合成等，其结构简式如下图。下列说法错误的是
A．简单阴离子半径：W>M>Z
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：YC．X、Z和W三种元素形成的化合物可能含离子键
D．化合物甲中除X外，其他原子最外层均为8e-
14．元素周期表中铋元素的数据见图，下列说法不正确的是
A．铋原子s轨道的形状是球形的，p轨道的形状是哑铃形
B．铋元素的相对原子质量是209.0
C．铋原子6p能级中6px、6py、6pz轨道上各有一个电子
D．铋原子最外层有5个能量相同的电子
15．下列化学用语或图示表达正确的是
A．的电子式 B．的原子结构示意图
C．中子数为9的氮原子 D．基态原子的价层电子的轨道表示式
二、填空题
16．应用
①判断元素的金属性和非金属性强弱
i.金属的电负性一般_______1.8，非金属的电负性一般_______1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在_______左右，它们既有金属性，又有非金属性。
ii.金属元素的电负性_______，金属元素越活泼；非金属元素的电负性_______，非金属元素越活泼。
②判断元素的化合价
i.电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力_______，元素的化合价为_______。
ii.电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力_______，元素的化合价为_______。
③判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0-2.1=0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0-1.5=1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
17．Ⅰ.下列8种化学符号：O2、O3、H、C、Na、N、C、Mg。
（1）表示核素的符号共_____种。
（2）互为同位素的是______，质量数相等的是_______，中子数相等的是____。
（3）质量相同的H216O和D216O所含中子数之比为________。
Ⅱ.根据周期表对角线规则，金属Be与Al的单质及其化合物的性质相似。试回答下列问题：
（4）写出Be与NaOH溶液反应生成Na2[Be(OH)4]的离子方程式____________
（5）Be(OH)2与Mg(OH)2可用_________鉴别。
Ⅲ.铜有两种天然同位素 Cu和Cu，参考铜的相对原子质量（63.5）。
（6）计算Cu的质量百分含量约是_________。（保留3位有效数字）
18．根据要求回答下列问题：
(1)工业上利用镍与CO形成化合物Ni(CO)4分离提纯镍。C原子能量最高的电子为_______轨道上的电子，该轨道呈_______形。CO的结构式为_______，WgCO中含键数目为_______。
(2)硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。基态Si原子中，电子占据的最高能层的符号为_______，核外电子的运动状态有_______种，有_______种能量不同的电子。
(3)有关碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：
化学键 C-C C-H C-O Si-Si Si-H Si-O
键能/(KJ/mol) 356 413 336 226 318 452
硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是_______。
(4)按要求写出由第二周期元素为中心原子，通过sp3杂化形成中性分子的化学式(各写一种)：正四面体形分子_______，三角锥形分子_______，V形分子_______。
(5)琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物，临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成Fe3+，从原子核外电子结构角度来看，Fe2+易被氧化成Fe3+的原因是_______。
19．按要求回答问题：
(1)某元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半，请写出该元素的价电子轨道表示式_______。该元素氧化物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式_______。
(2)1～36号元素原子核外电子排布中未成对电子数最多的是_______(填元素符号)元素，其基态原子的核外电子排布式_______。
(3)Y的单质在W2中燃烧的产物可使品红溶液褪色，Y元素在周期表中的位置是 _______ 。
20．卤素原子的电负性由小到大的顺序是_______。
21．下表列出了①~⑥六种元素在周期表中的位置：
族周期 ⅠA 0
1 ① ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 ② ③ ④
3 ⑤ ⑥
(1)⑤元素的原子结构示意图为_____________；
(2)③元素原子的最外层电子数为___________；
(3)⑤元素与④元素形成的离子化合物的化学式为_________（写出一种即可）；
(4)②、③、④三种元素的非金属性逐渐___________（填“减弱”或“增强”）；
(5)④元素和⑥元素形成的氢化物，其稳定性的强弱顺序为_______＞_______（填化学式）。
22．回答下列问题：
(1)基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是_______，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为_______。
(2)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_______形象化描述。在基态原子中，核外存在_______对自旋相反的电子。
(3)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由和组成。第一电离能_______(填“大于”或“小于”)。原因是_______。
(4)元素铜与镍的第二电离能分别为、，的原因是_______。
(5)比较离子半径：_______(填“大于”“等于”或“小于”)。
23．氧、硫、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)是元素周期表中原子序数依次增大的同主族元素。回答下列问题：
(1)硒在元素周期表中的位置________。
(2)Po的中子数为________。
(3)某温度时，该族单质与H2反应生成气态H2X的热化学方程式如下：
O2(g)+2H2(g)=2H2O(g) △H1=-484 kJ/mol
S(g)+H2(g)H2S(g) △H2=-20 kJ/mol
Se(g)+H2(g)H2Se(g) △H3=+81kJ/mol
①硫和硒氢化物的热稳定性：H2S________ H2Se（填“>”、“=”或“<”）；判断依据是________。
②写出O2(g)与H2S(g)反应生成H2O(g)和S(g)的热化学方程式________。
24．元素Mn与O中，第一电离能较大的是___________。
25．I.2020年12月17日，我国“嫦娥五号”返回器携月壤成功着陆。研究发现，月壤中存在天然的铁、金、银、铅、锌、铜、锑、铼等矿物颗粒。
(1)写出铜的基态原子的电子排布式：_____。
(2)第四周期的元素原子中最外层电子数与铜原子的相同的元素有_____(填元素符号)。
(3)Fe在周期表中位于_____周期______族。
(4)s电子的原子轨道呈______形，每个s能级有______个原子轨道；p电子的原子轨道呈_____形，每个p能级有_____个原子轨道。
(5)基态铝原子核外共有_____种不同能级的电子，有_____种不同运动状态的电子。
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．C
【详解】A．非金属性越强，氢化物的稳定性越强，非金属性是S＜O＜F，则H2S、H2O、HF的稳定性依次增强，A正确；
B．金属性越强，最高价氧化物水化物的碱性越强，金属性是Rb＞K＞Mg，则RbOH、KOH、Mg(OH)2的碱性依次减弱，B正确；
C．Mg的金属性比Na弱，即还原性比Na弱， C错误；
D．非金属性越强，最高价氧化物水化物的酸性越强，非金属性是S＞C＞Si，则H2SiO3、H2CO3、H2SO4酸性依次增强，D正确，
答案选C。
2．B
【分析】X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，X元素原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3，处于第四周期第ⅤA族，故X为As元素；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，Y的2p轨道上有2个电子或4个电子，所以Y为碳元素或氧元素，X跟Y可形成化合物X2Y3，故Y为氧元素；X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，则Z的质子数为42-8-33=1，则Z为氢元素，氢原子可以形成负一价离子，符合题意。
【详解】A．X为As，As元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故A错误；
B．As元素是第四周期第ⅤA族元素，故B正确；
C．Y为O元素，基态原子的电子排布式为1s22s22p4，电子排布图为，故C错误；
D．H2能在O2中燃烧，故D错误；
故选B。
3．A
【详解】同主族元素，随着原子序数增大，金属性逐渐增强：则金属性：，；、、处于同周期，同周期主族元素，随着原子序数增大，金属性逐渐减弱，则金属性：，故的金属性介于K和之间，则的碱性介于和之间，故选A。
4．C
【分析】根据元素周期表结构可知，甲~戊为二、三周期的元素，乙的单质为双原子分子，且是地球空气的组成成分，则乙单质为氧气或为氮气，则乙为O，甲为N，戊为S，丁为Si，丙为Al，或者乙为N，甲为C，戊为P，丁为Al，丙为Mg，以此分析；
【详解】A．同周期元素，原子序数增大，电负性增大，同主族元素，原子序数越大，电负性越小，则乙的电负性最大，A正确；
B．根据分析，丙为Al或Mg，为金属，B正确；
C．如果丙为Mg，则其电子排布式为1s22s22p63s2，若丙为Al，电子排布式为1s22s22p63s23p1，C错误；
D．丁的最高价氧化物对应水化物为Al(OH)3或H2SiO3，均能与NaOH反应，D正确；
故答案为：C。
5．D
【详解】A．金属元素有很多种，但性质不完全相似，只有位于同一主族的元素，性质才相似，故A错误；
B．同主族原子半径相差较大，但性质相似，同周期元素原子半径相差不大，但性质不同，故B错误；
C．化合价相同的元素性质不一定相同，如Mg、Cu最高化合价都为+2价，但性质不同，故C错误；
D．钠和钾都位于周期表IA，最外层电子数相同，性质相似，故D正确；
故选D。
6．D
【详解】A．锗是第IVA族元素，处于金属与非金属分界线附近，能做半导体材料，故A错误；
B．基态Ge原子的外围电子排布式是4s24p2，锗基态原子有2个未成对电子，与锗同周期且基态原子未成对电子数与Ge原子相同的元素有Ti、Ni、Se，共有3种，故B错误；
C．基态锗Ge原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，故C错误；
D．氮化锗中氮显-3价，锗是+3价，证明氮原子的得电子能力强于锗原子，即氮元素的非金属性比锗元素强，故D正确；
故答案为D。
7．C
【分析】根据W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的位置可知W、Y在第二周期，X、Z在第三周期，Z位于ⅦA族，应为Cl元素，根据四种元素所在周期表中的相对位置可知，X为P元素，W为C元素，Y为O元素。
【详解】A．W为C，C元素的单质金刚石为原子晶体熔点最高，A判断正确；
B．Z为Cl，氯离子核外有18个电子与氩原子的相同，B判断正确；
C．X、Z分别为P、Cl，Cl的非金属大于P，则Cl的最高价氧化物对应水化物的酸性比P的强，其它价态的氧化物对应水化物的酸性不能通过此方法比较，C判断错误；
D．根据元素性质递变规律，非金属性：O＞S＞P，所以O＞P，D判断正确；
答案为C。
8．B
【分析】己元素基态原子的M层有6种运动状态不同的电子，则为S元素，甲和丁在同一周期，甲原子最外层与最内层具有相同电子数，甲为Na元素，根据位置可推知乙为K元素；根据S元素的位置可推知丙为B元素，丁为Si元素，庚为F元素，戊为As元素。
【详解】A．丙与戊的原子序数相差为33- 5= 28，选项A错误；
B．丙为B元素最高价为＋3，根据对角线规则，它与丁的性质具有相似性，选项B正确；
C．甲的离子比乙、已少一个电子层，离子半径最小，乙和已具有相同电子层结构，核电荷数越大半径越小，故离子半径：己>乙>甲，选项C错误；
D．非金属性越强，气态氢化物越稳定，同周期自左而右非金属性增强，同主族自.上而下非金属性减弱，则气态氢化物的稳定性:庚>己>戊，选项D错误；
答案选B。
9．A
【分析】①为S元素；②为P元素；③为F元素；据此分析解题。
【详解】A．除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小；同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大；所以S、P、F元素的原子半径大小为P > S>F，故A正确；
B．P元素最外层电子为半充满状态，第一电离能大于相邻元素，所以第一电离能P > S，故B错误；
C．对于主族元素，同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减，所以F元素电负性最大，故C错误；
D．F元素无正化合价，故D错误；
故答案选A。
10．D
【详解】A．甲基是甲烷失去一个氢原子，故其电子式为：，A正确；
B．已知H2NNH2中含有N-N单键，其结构式为，故肼(H2NNH2)的球棍模型为：，B正确；
C．已知Cu是29号元素，其基态原子的电子排布式为：[Ar]3d104s1，Cu+的基态电子排布式为：[Ar]3d10，C正确；
D．已知F为9号元素，故F的基态原子轨道表示式：，D错误；
故答案为：D。
11．A
【分析】短周期元素X、Y、Z、W能形成电子层结构相同的离子：X 、Y3 、Z+、W2+，则Y、X、Z、W分别为N、F、Na、Mg。
【详解】A．电子数相同，核电荷数越大，半径越小，则离子半径：Y3 >X >Z+>W2+，A正确；
B．质子数数值上等于原子序数，质子数：W> Z > X >Y，B错误；
C．X无正价，Y、Z、W最高正价为+5、+1、+2，C错误；
D．同主族从上往下第一电离能减小，同周期从左往右第一电离能呈增大的趋势，第一电离能：X > Y >W>Z，D错误；
故答案为：A。
12．C
【分析】
【详解】气态原子失去核外第一个电子所需的能量即第一电子能，同周期中稀有气体最外层电子达稳定结构，故最难失电子，第一电离能最大，图中A、B、C三点分别为第一、二、三周期中第一电离能最大的元素，故分别为He、Ne、Ar，所以答案选C。
【点睛】本题主要考查第一电离能的递变规律，准确判断图示信息是解题的关键。气态原子失去核外第一个电子所需的能量即第一电子能，同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，所以同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，最大的是稀有气体元素，本题要根据同周期第一电离能的递变规律分析解答。
13．A
【分析】XYZ成键数目分别为1、4、3，根据成键数目，可推知X、Y、Z分别为H、C、N；M与W位于同一主族且能形成二元化合物WM2，推知M和W分别为O和S；代入检验推理正确；
【详解】A．一般而言，电子层数越多半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；同一元素不同粒子，核外电子数越多，半径越大，简单阴离子半径为S2->N3->O2-，A项错误；
B．根据非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，H2CO3酸性小于H2SO4，B项正确；
C．NH4HS等化合物中含离子键，C项正确；
D．化合物甲中除H外，其他原子最外层均为8e -，D项正确；
故选A。
14．D
【详解】A．s轨道的形状是球形的，p轨道的形状是哑铃形，A正确；
B．由图可以知道，Bi元素的相对原子质量是209.0，B正确；
C．根据洪特规则可以知道，电子排布在同一能级的不同轨道时，总是首先单独占一个轨道，而且自旋方向相同，故Bi原子6p能级中6px、6py、6pz轨道上各有一个电子，C正确；
D．6s能量比6p能量低，6s能级2个电子与6p能级3个电子能量不同，D错误；
故选D。
15．B
【详解】A．过氧化钠为离子化合物，电子式为，A错误；
B．为26号元素，原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2，原子结构示意图，B正确；
C．核素的表示方法为：元素符号左下角为质子数，左上角为质量数；中子数为9的氮原子，C错误；
D．基态原子的价层电子的轨道表示式，D错误；
故选B。
16． 小于 大于 1.8 越小 越大 弱 正值 强 负值
【解析】略
17． 6 C C N、C Na、Mg 8:9 Be+2OH-+2H2O=[Be(OH)4]2-+H2↑ 氢氧化钠溶液 25.6%
【分析】（1）核素是指具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子；
（2）质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素；
（3）先计算两种分子的中子数，再依据等质量计算所含中子数之比；
（4）Be与氢氧化钠溶液反应生成Na2[Be(OH)4]和氢气；
（5）Be(OH)2与氢氧化铝性质相似为两性氢氧化物，能溶于强酸强碱，Mg(OH)2为中强碱，溶于强酸，不溶于强碱；
（6）先计算Cu和Cu的物质的量比，再依据物质的量比计算质量百分含量。
【详解】（1）核素是指具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，属于原子的有H、C、Na、N、C、Mg，它们都表示核素，即共有6种核素，故答案为6；
（2）质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素，在8种微粒中C和 C质子数都是6，中子数分别为7和8，互为同位素；N和C的质量数都为14；Na的中子数为（23—11）=12，Mg的中子数为（24—12）=12，两者中子数相同，故答案为C、 C；N、C；Na、Mg；
（3）H216O的摩尔质量为18g/mol，中子数为2×0+（16—8）=8，D216O的摩尔质量为20g/mol，中子数为2×1+（16—8）=10，质量相同的H216O和D216O所含中子数之比为（8×）：（10×）=8:9，故答案为8:9；
（4）金属Be与Al的单质及其化合物的性质相似可知，Be与氢氧化钠溶液反应生成Na2[Be(OH)4]和氢气，反应的离子方程式为Be+2OH-+2H2O=[Be(OH)4]2-+H2↑，故答案为Be+2OH-+2H2O=[Be(OH)4]2-+H2↑；
（5）Be(OH)2与氢氧化铝性质相似为两性氢氧化物，能溶于强酸强碱，Mg(OH)2为中强碱，溶于强酸，不溶于强碱，则可用氢氧化钠溶液鉴别Be(OH)2与Mg(OH)2，故答案为氢氧化钠溶液；
（6）设Cu的物质的量分数为a，则Cu的物质的量分数为（1—a），由铜的相对原子质量为63.5可得65a+63（1—a）=63.5，解得a=0.25，Cu和Cu的物质的量比为0.25:0.75=1:3，则Cu的质量百分含量为×100%≈25.6%，故答案为25.6%。
【点睛】Be(OH)2与氢氧化铝性质相似为两性氢氧化物，能溶于强酸强碱，Mg(OH)2为中强碱，溶于强酸，不溶于强碱是鉴别的关键。
18．(1) 2p 哑铃 CO
(2) M 14 5
(3)C-C键和C-H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si-Si键和Si-H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成
(4) CH4 NH3 H2O
(5)Fe3+的3d5半满状态更稳定
【解析】(1)
C原子的电子排布式为1s22s22p2，故能量最高的电子为2p轨道上的电子，该轨道呈哑铃形；
CO与N2互为等电子体，结构相似；CO的结构式为CO；1个CO分子中含2个键，wgCO的物质的量为n===mol，wgCO含键个数为=；
(2)
硅原子核外有14个电子,其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，对应能层分别为K、L、M，其中能量最高的是最外层M层；故答案为: M；
根据硅原子为14号元素，则核外有14种不同运动状态的电子；有5个能级，故有5种能量不同的电子；
(3)
C-C键和C-H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si-Si键和Si-H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成，故硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多；
(4)
由第二周期元素为中心原子，通过sp3杂化形成中性分子，说明中心原子价层电子对是4，如果是正四面体构型，则中心原子不含孤电子对，如果呈三角锥型结构说明中心原子含有一个孤电子对，如果呈V形结构则说明中心原子含有2个孤电子对，所以正四面体分子为CH4，三角锥分子为NH3，V形分子为H2O，故答案为：CH4；NH3；H2O；
(5)
Fe原子失去2个电子形成Fe2+，失去3个电子形成Fe3+，则Fe2+、Fe3+的价电子排布分别为3d6、3d5，Fe3+的3d5半满状态更稳定。
19．(1) SiO2+2OH-=SiO+H2O
(2) Cr [Ar]3d54s1或1s22s22p63s23p63d54s1
(3)第三周期ⅥA族
【详解】（1）元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半，则推知该元素原子核外有3个电子层，每个电子层电子数分别为2，8，4，所以该元素原子的价电子排布式为3s23p2，轨道表示式为；该元素氧化物为二氧化硅，属于酸性氧化物，与氢氧化钠溶液反应的离子方程式为：SiO2+2OH-=SiO+H2O；
（2）1～36号元素原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素核外价电子排布式为3d54s1，有6个未成对电子，该元素原子为Cr，其基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d54s1或1s22s22p63s23p63d54s1；
（3）Y的单质在W2中燃烧的产物可使品红溶液褪色，则该产物为二氧化硫，Y为S原子，W2为O2，S元素原子序数为16，在周期表中的位置是第三周期ⅥA族。
20．I【详解】同一主族从上到下，原子半径增大，对电子吸引能力减弱，因此同一主族从上到下，电负性逐渐减小，即卤素原子的电负性由小到大的顺序是I＜Br＜Cl＜F，故答案为I＜Br＜Cl＜F。
21． 5 Na2O或Na2O2 增强 H2O H2S
【分析】由元素在周期表中的位置可知，①为H、②为C、③为N、④为O、⑤为Na、⑥为S，根据此分析进行解答。
【详解】（1）⑤为Na，原子结构示意图为。
故答案为
（2）③为N，原子序数为7，最外层电子数为5.
故答案为 5
（3）④为O、⑤为Na，组合出的离子化合物为Na2O或Na2O2。
故答案为 Na2O或Na2O2
（4）同周期，原子序数依次增大，自左而右元素非金属性增强。
故答案为 增强
（5）④为O、⑥为S氢化物分别为水和硫化氢，且O的非金属性强于S，故稳定性的强弱顺序为H2O＞H2S。
故答案为 H2O H2S
【点睛】本题考查元素周期表与元素周期律等，难度不大，注意整体把握元素周期表，理解元素周期律。
22．(1) N 球形
(2) 电子云 2
(3) 大于 核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
(4)铜失去的是全充满的电子，镍失去的是电子
(5)小于
【详解】（1）K原子核外有19个电子，其基态原子核外电子排布式为，电子占据N层；能级电子云轮廓图形状为球形。
（2）根据电子云的定义可知，处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用电子云形象化描述；基态的核外电子排布式为，其中的、两对电子自旋相反，的两个电子自旋平行。
（3）基态原子的核外电子排布式为，基态原子的核外电子排布式为，原子的能级为全满稳定结构，较难失去电子。
（4）基态的核外电子排布式为，基态的核外电子排布式为，失去的是全充满的电子，比较困难，需要的能量更高，失去的是电子，比较容易，消耗的能量更少。
（5）与的核外电子排布相同，F的核电荷数比O的多1，当离子的核外电子排布相同时，核电荷数越大，离子的半径越小，则的半径小于。
23． 第四周期，第ⅥA族 125 > 同主族元素，从上到下，核电荷数增多，电子层数增加，原子半径增大，得电子能力减弱，气态氢化物稳定性减弱。(或依据△H可判断硫化氢能量小，物质更稳定。合理给分) 2H2S(g)+O2(g)=S(g)+2H2O(g) △H=-444 kJ/mol
【分析】(1)Se是34号元素，根据其原子核外电子排布确定Se元素在周期表的位置；
(2)根据元素符号各个角标的含义及关系计算其中子数目；
(3)①物质含有的能量越低，物质的稳定性越强；
②根据盖斯定律，将第一个热化学方程式减去2乘以第二个热化学方程式，可得待求反应的热化学方程式。
【详解】(1)Se是34号元素，原子核外电子排布为2、8、18、6，原子核外电子层数等于元素的周期序数，原子核外最外层电子数等于其所在的主族序数，所以Se在周期表的位置是第四周期第VIA族；
(2)Po质子数是84，质量数为209，由于质量数等于质子数与中子数的和，所以Po原子的中子数为209-84=125；
(3)①S(g)+H2(g)H2S(g) △H2=-20 kJ/mol，反应是放热反应；而Se(g)+H2(g)H2Se(g) △H3=+81kJ/mol是吸热反应，说明物质含有的能量高低顺序：H2Se(g)>H2S(g)；物质含有的能量越低，物质的稳定性就越强，所以物质的稳定性：H2S(g) >H2Se(g)；
②(i)O2(g)+2H2(g)=2H2O(g) △H1=-484 kJ/mol
(ii)S(g)+H2(g)H2S(g) △H2=-20 kJ/mol
(i)- 2×(ii)，整理可得：2H2S(g)+O2(g)=S(g)+2H2O(g) △H=-444 kJ/mol。
【点睛】本题考查了元素原子结构及其在周期表的位置的关系、物质的稳定性比较及热化学方程式的书写。掌握元素周期表与元素周期律的关系及盖斯定律是本题解答的关键。一般情况下原子是由质子、中子、电子三种微粒构成，原子核外电子数等于原子核内质子数，等于原子序数，质量数等于中子数与质子数的和，根据盖斯定律，不仅可以计算不容易测量的反应的反应热，也可以计算不能直接进行的反应的反应热，还可以从能量角度分析比较物质的稳定性强弱，使用起来非常方便。
24．O
【详解】同一主族随原子序数变大，原子半径变大，第一电离能变小；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，故第一电离能较大的是O。
25．(1)[Ar]3d104s1或1s22s22p63s23p63dl04s1
(2)K、Cr
(3) 4 VⅢ
(4) 球 1 哑铃 3
(5) 5 13
【解析】(1)
铜原子核电荷数为29，其基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1或1s22s22p63s23p63dl04s1；
(2)
铜原子核电荷数为29，其基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1或1s22s22p63s23p63dl04s1；第四周期的元素原子中最外层电子数与铜原子的相同的元素有钾(K)和铬(Cr)，钾原子核外电子排布为：1s22s22p63s23p64s1，原子的核外电子排布式为；
(3)
铁原子的核电荷数为26，核外电子排布为：1s22s22p63s23p64s23d6，Fe在周期表中位于第四周期第VⅢ族；
(4)
s电子的原子轨道为，呈球形，每个s能级只能容纳自旋方向相反的2个电子。所以每个s能级有1个原子轨道；p电子的原子轨道为，从图中看出p电子的原子轨道呈哑铃形，每个p能级有3个原子轨道；
(5)
铝原子的核电荷数13，基态铝原子核外电子排布为：1s22s22p63s23p1，有1s、2s、2p、3s、3p共有5种不同能级的电子，原子核外共有13个电子，有13种不同运动状态的电子。
答案第1页，共2页
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