1.2 原子结构与元素的性质 同步练习（含解析） 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2
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| 名称 | 1.2 原子结构与元素的性质 同步练习（含解析） 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 239.7KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-02-28 15:27:58 | ||
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文档简介
1.2 原子结构与元素的性质 同步练习
一、单选题
1．与原子序数为8的元素原子核外最外层电子数相同的元素是（）
A．氩 B．硅 C．硫 D．氯
2．现有三种元素的基态原子的电子排布式：①1s22s22p63s23p4；②ls22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是（ ）
A．第一电离能：③＞②＞① B．原子半径：③＞②＞①
C．电负性：③＞②＞① D．最高正化合价：③＞②＞①
3．下列说法中，正确的是（ ）
A．不同能层的s轨道大小、形状都相同
B．最外层电子数为2的元素一定位于s区
C．电离能越大的元素，电负性也越大
D．碳原子的能量：激发态>基态
4．含主族元素N、F、Cl、As、Se等的某些化合物对工农业生产意义重大，下列说法正确的是
A．N元素基态原子所有价电子的电子云轮廓图均为哑铃形
B．Se元素基态原子的电子排布式为[Ar]4s24p4
C．O、F、Cl电负性由大到小的顺序为F＞Cl＞O
D．第一电离能As＞Se
5．下列说法正确的是
A．原子能级中，p能级能量一定比s能级的能量高
B．同主族元素中，从上到下元素的电负性逐渐变大
C．键能、键长都是衡量共价键的稳定性重要参数
D．元素周期表中，s区全部是金属元素
6．下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是（ ）
A．Al、Mg、Na B．N、O、C C．K、Na、Li D．Cl、S、P
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．按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，Zn元素属于d区
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的第一电离能、电负性和氧化物对应的水化物的酸性均依次增大或增强
D．某同学给出Fe的3d能级电子排布图为 ，此排布图违反了洪特规则
8．抗坏血酸分子的结构简式为 ，下列说法不正确的是（ ）
A．分子中含有2个手性碳原子
B．抗坏血酸分子中含有键
C．分子中碳原子的杂化方式为和
D．所含元素的第一电离能比较：
9．第ⅠA族元素具有相似的化学性质，是由于它们的原子具有相同的（ ）
A．原子半径 B．电子层数
C．核外电子数 D．最外层电子数
10．下列关于第一电离能和电负性的说法正确的是（ ）
A．第一电离能和电负性随着核电荷数的增加而增大
B．已知：时，失去电子需要吸收的能量，则的第一电离能为
C．在元素周期表中，某些元素与右下方的主族元素的有些性质相似的主要原因是这些元素的电负性相近
D．两元素的电负性数值相同，则其金属性和非金属性相同
11．W、X、Y、Z、R是五种短周期主族元素，原子序数依次增大。W元素的一种离子与Li+具有相同的电子层排布且半径稍大，X原子核外L层的电子数与Y原子核外M层的电子数之比为3︰2，X与Z同主族，Z的价电子排布式为。下列说法错误的是
A．气态氢化物的热稳定性： B．第一电离能：
C．原子半径： D．电负性：
12．下图为“点击化学”的一种反应，下列关I～III三种物质的说法正确的是（ ）
A．I中O元素的第一电离能最大
B．I个II分子中含有9个键
C．III中碳氧键的键能均相等
D．基态的价层电子排布式为
13．下列关于原子结构的说法不正确的是 （ ）
A．原子光谱上的特征谱线可用于元素鉴定
B．同一原子中，2p、3p、4p电子的能量依次增强
C．电子排布式为1s22s22p5 的基态原子对应元素位于周期表第五周期
D．日常生活中的焰火、LED灯都与原子核外电子跃迁释放能量有关
14．1934年居里夫妇用a粒子轰击金属原子，发现了人工放射性。涉及反应：(为中子)，其中X、Y的最外层电子数之和为8。下列说法正确的是（ ）
A．元素Y的相对原子质量为30 B．X是铝元素
C．原子半径：Y>X D．Y的含氧酸属于强电解质
15．X、Y、Z、W、R属于周期表中前20号主族元素，且原子序数依次增大。X的简单氢化物水溶液显碱性，Z是元素周期表中电负性最大的元素，Z和W同主族，R的基态原子只有一个未成对电子。下列说法正确的是（ ）
A．简单离子半径：r(R)>r(W)>r(Z)
B．第一电离能：I1(X)>I1(Y)>I1(Z)
C．Z的最高价氧化物的水化物是强酸
D．X的简单氢化物分子属于极性分子
16．下列关于元素电负性大小的比较中，错误的是（ ）
A．P＜S＜O＜F B．C＜N＜O＜F
C．O＜S＜Se＜Te D．K＜Na＜Mg＜Al
17．下列说法错误的是（ ）
A．气态电中性基态原子失去一个电子变为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能
B．因为乙烯中含有σ键，所以容易发生加成反应
C．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度
D．同主族元素从上到下第一电离能逐渐变小
18．某含铜催化剂的阴离子的结构如图所示。是原子序数依次增大的短周期元素，其中位于同一周期，基态原子的价电子排布式为。下列说法错误的是（ ）
A．该阴离子中铜元素的化合价为
B．元素电负性：
C．基态原子的第一电离能：
D．均位于元素周期表的区
19．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是（ ）
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
20．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5
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：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>①
二、综合题
21．合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大成就，在很大程度上解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿问题，是化学和技术对社会发展与进步的巨大贡献。
（1）自然界中的氮元素主要以分子的形式存在于空气中，是人工固氮的主要来源。
①基态氮原子的轨道表示式为 。
②NH3分子中，与N原子相连的H显正电性。N、H电负性大小顺序为 。
（2）铁触媒是普遍使用的以铁为主体的多成分催化剂，通常还含有Al2O3、K2O、CaO、MgO、Cr2O3等氧化物中的几种。
①上述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是 。
②比较Mg、Ca第一电离能的大小： 。
③下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
元素 Na Mg Al
电离能(kJ/mol) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
结合数据说明Mg的常见化合价为＋2价的原因： 。
（3）我国科研人员研制出了“Fe—LiH”催化剂，温度、压强分别降到了350℃、1MPa，这是近年来合成氨反应研究中的重要突破。
①基态Fe原子的核外电子排布式为 。
②比较Li＋与H-的半径大小关系：r(Li＋) r(H-)(填“＞”或“＜”)。
22．甲醇(CH3OH )是一种用途广泛的基础有机原料和优质燃料。
（1）甲醇可以在铜作催化剂的条件下直接氧化成甲醛(HCHO)
①基态Cu原子的价层电子的轨道表达式为 ，其核外电子共占据 个能级。
②甲醇和甲醛中碳原子的杂化方式分别为 ，其组成元素的电负性由小到大的顺序为 .
（2）在一定条件下，甲醇(沸点64.7℃)可转化为乙酸甲酯(CH3COOCH3，佛点57.1℃)
①乙酸甲酯分子中心键和节键的个数之比为 ；
②甲醇与乙酸甲酯的混合物因沸点接近而不易分离，工业上用蒸馏的方法分离二者时常先加适量水，理由为 。
（3）科研团队通过皮秒激光照射悬浮在甲醇溶液中的多臂碳纳米管合成T一碳，T-碳的晶体结构可以看成金刚石晶体中每个碳原子被一个由四个碳原子组成的正四面体结构单元取代，如图所示。
①T-碳与金刚石互称为 ；一个T-碳晶胞中含有 个碳原子。
②T-碳的密度非常小，约为金刚石的一半。试计算T-碳晶胞的边长和金刚石品胞的边长之比为 。
23．铁及其化合物在生产生活及科学研究方面应用非常广泛。
（1）基态Fe原子的价层电子的电子排布图为 ；其最外层电子的电子云形状为 。
（2）(NH4)2Fe(SO4)2 6H2O俗称摩尔盐
① 电子式为 。
②N、O两元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
③ 中S原子的杂化方式为 ，VSEPR模型名称为 。
（3）K3[Fe(CN)6]晶体中中心原子的配位数为 ，晶体的配位体为 (用化学符号表示)。
24．
（1）元素的第一电离能：Al Si(填“>”或“<”)，按电负性由大到小的顺序排列N、O、F 。
（2）基态Mn2+的核外电子排布式为 。
（3）硅烷(SinH2n+2)的沸点与其相对分子质量的变化关系如图所示，呈现这种变化关系的原因是 。
（4）硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm-(含B、O、H三种元素)的球棍模型如图所示：
①在Xm-中，硼原子轨道的杂化类型有 ；配位键存在于 原子之间(填原子的数字标号)。
②硼砂晶体由Na+、Xm-和H2O构成，它们之间存在的作用力有 (填序号)。
A．离子键 B．共价键 C．金属键 D．范德华力E.氢键
25．我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。
（1）氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)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R的晶体结构，其局部结构如图(b)所示。从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为 ，不同之处为 。(填标号)
A．中心原子的杂化轨道类型 B．中心原子的价层电子对数
C．立体结构 D．共价键类型
答案解析部分
1．【答案】C
【解析】【解答】原子序数为8的元素是氧元素，原子核外最外层电子数为6。
A.氩原子核外最外层电子数为8，A不符合题意；
B.硅原子最外层电子数为4，B不符合题意；
C.硫原子最外层电子数为6，C符合题意；
D.氯原子最外层电子数为7，D不符合题意；
故答案为：C
【分析】原子序数为8的元素为氧元素，其最外层电子数为6，最外层电子数与之相同的元素与氧元素位于同一主族。
2．【答案】A
【解析】【解答】由核外电子排布式可知，①1s
22s
22p
63s
23p
4为S元素，②1s
22s
22p
63s
23p
3为P元素，③1s
22s
22p
5为F元素；A．同周期自左而右，第一电离能增大，但P元素原子3p能级为半满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能Cl＞P＞S；同主族自上而下第一电离能减弱，故F＞Cl，故第一电离能F＞P＞S，即③＞②＞①，故A符合题意；
B.同周期自左而右，原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径P＞S＞F，即②＞①＞③，故B不符合题意；
C.同周期自左而右，电负性增大，同主族自上而下降低，故电负性③＞①＞②，故C不符合题意；
D.S元素最高正化合价为+6，P元素最高正化合价为+5，F没有正化合价，故最高正化合价：①＞②，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】根据排布式 ①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5 可判定三种元素分别为硫，磷，氟。同周期元素
3．【答案】D
【解析】【解答】A．能层序数越大，s原子轨道的能量越高，轨道的半径越大，A不符合题意；
B．s区的ⅡA族元素原子最外层电子数2，但最外层电子数为2的元素也可能处于p区，如He，可能处于d区，如Fe，也可能处于ds区，如Zn处于ds区，B不符合题意；
C．N元素原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能大于O元素，但N元素的电负性小于氧元素的电负性，C不符合题意；
D．基态元素原子的电子吸收能量后可以变成激发态，故碳原子的能量：激发态>基态，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.s能级的形状相同，但不能能层的s能级轨道半径不相同；
B.最外层电子数为2的元素也可能处于p区，如He；
C.原子轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失电子较难，第一电离能较大。
4．【答案】D
【解析】【解答】A．N元素基态原子价电子为，电子云轮廓图有哑铃形和球形两种，故A不符合题意；
B．元素基态原子的电子排布式为，故B不符合题意；
C．同周期越靠右电负性越大，同主族越靠上电负性越大，O、F、电负性由大到小的顺序为，故C不符合题意
D．原子的轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能大于相邻元素，故D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.N原子的价层电子排布式为，p能级的电子电子云轮廓图为哑铃形，s能级的电子电子云轮廓图为球形；
B.Se为34号元素，其基态原子电子排布式为；
C.元素的非金属性越强，电负性越大；
D.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素。
5．【答案】C
【解析】【解答】A．原子能级中，相同能层的p能级能量一定比s能级的能量高，若是不同能层，则不一定，A不符合题意；
B．电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度，吸引电子能力越强，电负性越大，同主族元素中，从上到下元素的电负性逐渐减小，B不符合题意；
C．键能、键长都是衡量共价键的稳定性重要参数，键长越短，键能越大，共价键越稳定，C符合题意；
D．元素周期表中，s区元素除氢外，其余全部是金属元素，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A.能级能量还与能层有关；
B.元素的非金属性越强，电负性越大，同主族元素中，从上到下元素的非金属逐渐减小；
C.键长越短，键能越大，共价键越稳定；
D.H为s区元素，但属于非金属元素。
6．【答案】C
【解析】【解答】A.Al、Mg、Na均为第三周期元素，原子半径大小顺序为： Al＜Mg＜Na，元素第一电离能大小顺序为：Na＜Al＜Mg，A不符合题意；
B.N、O、C均为第二周期元素，原子半径大小顺序为：O＜N＜C，元素第一电离能大小顺序为：C＜O＜N，B不符合题意；
C.K、Na、Li均为ⅠA族元素，原子半径大小顺序为：Li＜Na＜K，元素第一电离能大小顺序为：K＜Na＜Li，C符合题意；
D.Cl、S、P均为第三周期元素，原子半径大小顺序为：Cl＜S＜P，元素第一电离能大小顺序为：S＜P＜Cl，D不符合题意；
故答案为：C
【分析】根据元素周期表中原子半径的递变规律和第一电离能的递变规律分析。
7．【答案】D
【解析】【解答】A．Zn是第四周期IIB族元素，价电子排布应是3d104s2，位置属于ds区，A不符题意；
B．按核外电子排布规则，离核较近的电子能量更低，B不符题意；
C．由于P的p轨道处于半充满状态、结构稳定，故三种元素第一电离能的排序由低到高(用元素符号表示)应是 ，C不符题意；
D．按照洪特规则，Fe原子的3d能级电子排布图应为 ，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.写出锌元素的核外电子能级排布，找出价电子即可
B.距离原子核越近，核对电子的吸引越强，能量越低，离核越远能量越高
C.电离能和电负性以及最高价氧化物的水合物的酸性主要是和元素的非金属性有关，非金属性越强，电离能、电负性、最高价氧化物的水合物的酸性越强
D.此能级排布违背了洪特规则，多余的电子先排第一个d轨道
8．【答案】D
【解析】【解答】A.手性碳是指连有四个不同原子团的碳原子，该分子中含有2个手性碳原子，如图用“*”标记
，故A正确；
B.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键，则抗坏血酸分子中含有键，故B正确；
C.双键碳原子采用sp2杂化，饱和碳原子采用sp3杂化，该分子中的碳原子既有形成双键的，也有饱和碳原子，因此分子中碳原子的杂化方式为和，故C正确；
D.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则第一电离能：O>C，但由于H原子核外只有一个电子层，核外电子受到的束缚力较大，失去电子需要消耗更多能量，其第一电离能大于O和C，则第一电离能：C故答案为：D。
【分析】A.手性碳是指连有四个不同原子团的碳原子；
B.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键；
C.双键碳原子采用sp2杂化，饱和碳原子采用sp3杂化；
D.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素。
9．【答案】D
【解析】【解答】第IA族元素具有相似的化学性质，是由于它们的原子具有相同的最外层电子数，
故答案为：D。
【分析】同主族元素的最外层电子数相同，所以具有相似的化学性质，据此解答即可。
10．【答案】C
【解析】【解答】A．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，ⅡA族的s轨道为全充满稳定结构，ⅤA族的p轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能均大于相邻元素，故A不符合题意；
B．第一电离能是基态的气态原子失去最外层的一个电子所需能量，所以25℃时1mol钡原子失去1mol电子需要吸收的能量与第一电离能的数值不相等，故B不符合题意；
C．在元素周期表中，某些元素与右下方的主族元素的电负性相近，性质相似，该规则为对角线规则，故C符合题意；
D．元素电负性大小可以衡量元素的金属性 和非金属性的强弱，但电负性数值相同的元素的金属性和非金属性不一定相同，故D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】 考查了电离能的有关知识，根据元素周期律来分析解答即可，注意同周期元素第一电离能的异常现象。
11．【答案】C
【解析】【解答】A．元素非金属性越强，其气态氢化物越稳定，非金属性：S>Si，气态氢化物的热稳定性：H2S>SiH4，A不符合题意；
B．同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，因此第一电离能：Cl>S>Si，B不符合题意；
C．根据层多径大，同电子层结构核多径小原则，则原子半径：S>Cl>O，C符合题意；
D．根据同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，因此电负性：S故答案为：C。
【分析】A、氢化物的热稳定性即比较非金属性；
B、同周期从左到右第一电离能呈增大趋势；
C、同一周期，从左到右半径减小，同一主族，从上到下半径增大；
D、同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小。
12．【答案】D
【解析】【解答】A．同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故I中N元素的第一电离能最大，A不符合题意；
B．单键均为σ键，双键中含有1个σ键1个π键，叁键含有1个σ键2个π键；I个II分子中含有14个键，B不符合题意；
C．III中存在碳氧双键、碳氧单键，两种碳氧键的键能不相等，C不符合题意；
D．铜为29号元素，失去一个电子形成，故基态的价层电子排布式为，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
B.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键，三键中含有1个σ键和2个π键；
C.双键和单键的键能不同。
13．【答案】C
【解析】【解答】A．不同元素原子的吸收光谱不同，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，A不符合题意；
B．同一原子中，2p、3p、4p电子的能量依次增强，B不符合题意；
C．电子排布式为1s22s22p5 的基态原子对应元素位于周期表第二周期，C符合题意；
D．日常生活中的许多可见光，如焰火、LED灯，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关，D不符合题意；
故答案为：C
【分析】A．不同元素原子的吸收光谱不同，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素；
B．同一原子中，2p、3p、4p电子的能量依次增强；
C．电子排布式判断元素位置；
D.光与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。
14．【答案】B
【解析】【解答】A.30是的近似相对原子质量，也是它的质量数，A选项不符合题意；
B．据分析可知X是铝元素，B选项符合题意；
C．同一周期核电荷数越大，半径越小，即X>Y，C选项不符合题意；
D．P的含氧酸 H3PO4等在水溶液中不完全电离，属于弱电解质，D选项不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.元素的近似相对原子质量近似等于它的质量数；
B．据质子数确定元素种类；
C．同一周期核电荷数越大，半径越小；
D．弱电解质在水溶液中不完全电离。
15．【答案】D
【解析】【解答】A．简单离子半径，K+与Cl-核外电子层相同，原子序数越大，离子半径越小，F-核外电子层结构较K+与Cl-少，离子半径小，故r(W)>r(R)>r(Z)，A不符合题意；
B．同周期元素，第一电离能从左往右依次增大，第ⅤA族大于第ⅣA族，故F>N>O，即I1(Z)>I1(X)>I1(Y)，B不符合题意；
C．Z为F元素，F元素没有正价，故无最高价氧化物对应的水化物，C不符合题意；
D．X为N元素，简单氢化物分子为NH3，NH3为三角锥形分子，为不对称结构，故属于极性分子，D符合题意。
故答案为：D。
【分析】根据 X的简单氢化物水溶液显碱性，因此X为N，Z是元素周期表中电负性最大的元素， Z处于第二周期，为F，W为Cl，R为K，Y为O，结合选项进行判断即可
16．【答案】C
【解析】【解答】A.同一周期元素从左到右电负性逐渐增大，因此F＞O、S＞P，同一主族元素从上到下电负性逐渐减小，所以电负性O＞S，故电负性：F＞O＞S＞P，故A不符合题意；
B.同周期自左而右电负性增大，则电负性C＜N＜O＜F，故B不符合题意；
C.元素的非金属性越强，电负性越强，元素的非金属性：Te＜Se＜S＜O，则电负性为Te＜Se＜S＜O，故C符合题意；
D.一般来说，元素的金属性越强，电负性越小，即K＜Na＜Mg＜Al，故D不符合题意。
故答案为：C。
【分析】元素的非金属性越强，电负性越强；即同周期自左而右电负性增大；同一主族元素从上到下电负性逐渐减小。
17．【答案】B
【解析】【解答】A.气态电中性基态原子失去一个电子变为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，A项不符合题意；
B.乙烯容易发生加成反应的原因是：乙烯中含π键，乙烯中的π键不如σ键牢固，比较容易发生断裂，B项符合题意；
C.电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，位于非金属三角区边界的“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，C项不符合题意；
D.同主族元素从上到下第一电离能逐渐变小，D项不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.根据第一电离能的定义进行判断；
B.乙烯中含π键，不稳定易发生加成反应；
C.非金属性越强电负性越大；
D.同主族元素从上到下金属性增强，第一电离能逐渐变小。
18．【答案】D
【解析】【解答】A、由图可知，该阴离子为[Cu(CF3)3CH2CN]-，其中铜元素为+3价，故A正确；
B、元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：CC、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则第一电离能CD、W为H元素，位于s区，故D错误；
故答案为：D。
【分析】基态原子的价电子排布式为，则n=2，即X原子的价电子排布式为2s22p2，则X为C元素，是原子序数依次增大的短周期元素，位于同一周期，则W位于第一周期，为H元素，根据成键情况可知，Y为N元素，Z为F元素。
19．【答案】A
【解析】【解答】周期表中从左到右，非金属性逐渐增强，所以主族元素的电负性逐渐变大，A符合题意；
周期表中从上到下，非金属性逐渐减弱，所以元素的电负性逐渐减小，B不符合题意；
元素的电负性越大，原子在形成化学键时吸引电子的能力越强，则元素非金属性越强，金属性越弱，C不符合题意，D不符合题意。
【分析】A.周期表中从左到右，非金属性逐渐增强；
B.周期表中从上到下，非金属性逐渐减弱；
CD.元素的电负性越大，元素非金属性越强，金属性越弱；
20．【答案】A
【解析】【解答】A．根据元素周期律，同一周期从左向右，元素的第一电离能逐渐增大，同主族从上向下，电离能减小，且第三周期存在反常情况：N>S，因此，第一电离能关系为：F>N>P>S，即④>③>②>①，A符合题意；
B．原子半径的变化规律为：同主族从上向下，原子半径增大，同周期从左向右，原子半径减小，因此F半径最小，P半径大于N，B不符合题意；
C．同周期元素从左向右，元素电负性逐渐增大，即S>P，C不符合题意；
D．元素的最高正价等于其族序数，F无正价，因此关系为：S>P=N，D不符合题意。
本题选A。
【分析】A．同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素；
B．同主族从上向下，原子半径增大，同周期从左向右，原子半径减小；
C．同周期元素从左向右，元素电负性逐渐增大；
D．元素的最高正价等于其族序数，F无正价。
21．【答案】（1）；N＞H
（2）Al、O；Mg＞Ca；镁的第三电离能比第一、二电离能大很多，镁很难失去第三个电子，而易失去两个电子形成＋2价镁离子
（3）1s22s22p63s23p63d64s2；＜
【解析】【解答】（1）①氮原子的核外电子排布式为1s22s22p3，所以轨道表示式为。
②非金属性越强，得电子能力越强，则其电负性越大。根据NH3分子中，与氮原子相连的H显正电性，说明氮原子得电子能力比氢强，所以电负性是N＞H。
（2）①元素周期表中p区包括ⅢA~ⅦA元素和0族元素，这几种氧化物中的Al、O元素属于p区。
②Mg、Ca属于同主族元素，且Ca在Mg的下方，根据同主族元素的电离能从上到下逐渐减小，所以第一电离能大小是Mg＞Ca。
③原子失去一个电子，带一个单位正电荷。根据表格数据信息可知，镁的第三电离能比第一、二电离能大很多，且第一、二电离能相差较小，说明镁很难失去第三个电子，容易失去两个电子而带两个单位正电荷，即形成Mg2+。
（3）①铁原子核外有26个电子，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
②Li＋与H-的核外电子结构相同，由于Li 的原子序数比H大，则其离子半径比H-小。
【分析】（1）①氮原子核外有7个电子，书写轨道排布式时注意遵循泡利不相容原理和洪特规则。
②非金属性越强，得电子能力越强，则其电负性越大。据此分析。
（2）①元素周期表中可分为s区、d区、f区、ds区、p区，其中s区包括ⅠA、ⅡA元素，d区包括ⅢB族~ⅦB族元素（不包括ⅢB族的镧系和錒系元素）和第Ⅷ族元素，f区包括ⅢB族的镧系和錒系元素，ds区包括ⅠB~ⅡB族的元素，p区包括ⅢA~ⅦA元素和0族元素。据此分析。
②同周期元素的电离能从左到右呈增大趋势，同主族元素的电离能从上到下逐渐减小。
③电离能用来衡量原子失去电子的难易程度，原子的电离能越小，说明原子越容易失去电子。
（3）①根据构造原理进行书写电子排布式。
②核外电子结构相同的离子，原子序数越大，半径越小。
22．【答案】（1）；7；sp3、sp2；H、C、O
（2）10：1；乙酸甲酯不易与水形成氢键，而甲醇易与水形成氢键使甲醇沸点升高，使得乙酸甲酯容易从混合物中蒸出
（3）同素异形体；32；2：1
【解析】【解答】（1）①Cu元素为29号元素，原子核外有29个电子，所以核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，价层电子的轨道表达式为 ，其核外电子共占据7个能级；②甲醇中碳原子的杂化方式为 sp3，而甲醛中碳原子的杂化方式为 sp2，元素非金属性越强电负性越大，则其组成元素C、H、O的电负性由小到大的顺序为H、C、O；（2）在一定条件下，甲醇(沸点64.7℃)可转化为乙酸甲酯(CH3COOCH3，佛点57.1℃)①乙酸甲酯分子中除了碳氧双键中含一个 键和一个 键外，另有9个 键，故 键和 键的个数之比为10：1；②甲醇与乙酸甲酯的混合物因沸点接近而不易分离，乙酸甲酯不易与水形成氢键，而甲醇易与水形成氢键使甲醇沸点升高，使得乙酸甲酯容易从混合物中蒸出，故工业上用蒸馏的方法分离二者时常先加适量水；（3）①T-碳与金刚石是由碳形成的不同单质，互称为同素异形体；金刚石的晶胞是18个碳原子（顶点8个，面心上下左右前后6个，体内两层对角线各2个共4个），运用切割法， 一个晶胞中的应是 个碳原子；T-碳的晶体结构可以看成金刚石晶体中每个碳原子被一个由四个碳原子组成的正四面体结构单元取代，故含有碳个数为32个；②T-碳的密度非常小，约为金刚石的一半，而根据构成原子的数目，质量为金刚石的4倍，根据V= ，T-碳晶胞的体积应该是金刚石的8倍，而边长= ，则边长为金刚石的2倍，即T-碳晶胞的边长和金刚石品胞的边长之比为2：1。
【分析】（1）根据元素在元素周期表的位置书写核外电子排布式，价层电子的轨道表达式要符合洪特规则和泡利原理；（2）碳氧双键中含一个 σ 键和一个 π 键；（3）根据晶胞结构分析；
23．【答案】（1）；球形
（2）；N＞O；sp3杂化；正四面体形
（3）6；CN﹣
【解析】【解答】(1)Fe是26号元素，电子排布式为[Ar]3d64s2，价电子排布为3d64s2，结合洪特规则，价层电子的排布图为 ，最外层电子在s轨道中，s轨道的电子云形状为球形，故答案为： ；球形；
(2)①铵根的电子式中，N原子形成8电子稳定结构，电子式中含[]，电子式为 ，故答案为： ；
②N的价电子排布为2s22p3，O的价电子排布为2s22p4，N的2p轨道半充满，相比O较为稳定，故N的第一电离能大于O的第一电离能，故答案为：N＞O；
③SO42﹣中S原子的价层电子对数为 ＝4，即有4对价层电子对，S原子为sp3杂化，VSEPR模型名称为正四面体形，故答案为：sp3杂化；正四面体形；
(3)根据K3[Fe(CN)6]晶体中的化学式可快速判断出中心原子的配位数为6，配体是CN﹣，故答案为：6；CN﹣。
【分析】（1）根据核外电子排布规律书写价电子排布
（2）① 带正电，是得到得到电子形成② p轨道半充满较稳定③计算出价电子对即可
（3）考查的是配位化合物中提供孤对电子的配体数目
24．【答案】（1）<；F＞O＞N
（2）1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
（3）硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越强
（4）sp2、sp3；4，5(或5，4)；ABDE
【解析】【解答】(1)同周期从左到右第一电离能逐渐增大趋势，第ⅡA和第ⅤA族则反常，所以铝的第一电离能小于硅的；同周期元素，从左到右电负性增强，N、O、F电负性由大到小的顺序是F＞O＞N ，故答案为：＜；F＞O＞N ；(2)Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，则基态Mn2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5，故答案为：1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)；(3)硅烷是分子晶体，结构相似，相对分子质量越大，分子间的范德华力越大，沸点越高，故答案为：硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越强；(4)①1，3，5，6代表氧原子，2，4代表B原子，2号B形成3个键，则B原子为sp2杂化，4号B形成4个键，则B原子为sp3杂化； B一般是形成3个键，4号B形成4个键，其中1个键很可能就是配位键，配位键存在4号与5号之间，故答案为：sp2、sp3；4，5(或5，4)；②钠离子与Xm-形成离子键，水分子由共价键形成，结晶水分子间存在氢键和范德华力，故答案为：ABDE。
【分析】(1)同周期从左到右第一电离能逐渐增大趋势，第ⅡA和第ⅤA族则反常；同周期元素，从左到右电负性增强；(2)Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2；(3)硅烷是分子晶体，结构相似，相对分子质量越大，分子间的范德华力越大，沸点越高；(4)①1，3，5，6代表氧原子，2，4代表B原子，2号B形成3个键，则B原子为sp2杂化，4号B形成4个键，则B原子为sp3杂化； B一般是形成3个键，4号B形成4个键，其中1个键很可能就是配位键，配位键存在4号与5号之间；
②钠离子与Xm-形成离子键，水分子由共价键形成，结晶水分子间存在氢键和范德华力。
25．【答案】（1）
（2）同一周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大；N原子的2p轨道为半充满状态较稳定，能量低稳定，故不易结合一个电子
（3）AB；CD
【解析】【解答】（1）N原子价电子数是5个，其中2s能级上有2个电子，2p能级上有3个电子；
（2） 同一周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 ；N是第VA族元素， 同一周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 ，其第一电离能出现异常；
（3）根据结构式，可知，R中的两个阳离子是H3O+，NH4+，二者的相同之处是： 中心原子的杂化轨道类型 都是sp3杂化，中心原子的价层电子对数都是4；不同之处是，H3O+的立体结构是三角锥形，以及共价键的类型不同，NH4+含有配位键。
【分析】同一周期的元素从左至右第一电离能呈现增大的趋势，但是由于第IIA族的元素存在ns的全满和第VA族的np能级的半充满，结构稳定，会使第IIA族的元素和第VA族的第一电离能大于相邻主族元素的第一电离能。
一、单选题
1．与原子序数为8的元素原子核外最外层电子数相同的元素是（）
A．氩 B．硅 C．硫 D．氯
2．现有三种元素的基态原子的电子排布式：①1s22s22p63s23p4；②ls22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是（ ）
A．第一电离能：③＞②＞① B．原子半径：③＞②＞①
C．电负性：③＞②＞① D．最高正化合价：③＞②＞①
3．下列说法中，正确的是（ ）
A．不同能层的s轨道大小、形状都相同
B．最外层电子数为2的元素一定位于s区
C．电离能越大的元素，电负性也越大
D．碳原子的能量：激发态>基态
4．含主族元素N、F、Cl、As、Se等的某些化合物对工农业生产意义重大，下列说法正确的是
A．N元素基态原子所有价电子的电子云轮廓图均为哑铃形
B．Se元素基态原子的电子排布式为[Ar]4s24p4
C．O、F、Cl电负性由大到小的顺序为F＞Cl＞O
D．第一电离能As＞Se
5．下列说法正确的是
A．原子能级中，p能级能量一定比s能级的能量高
B．同主族元素中，从上到下元素的电负性逐渐变大
C．键能、键长都是衡量共价键的稳定性重要参数
D．元素周期表中，s区全部是金属元素
6．下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是（ ）
A．Al、Mg、Na B．N、O、C C．K、Na、Li D．Cl、S、P
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．按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，Zn元素属于d区
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的第一电离能、电负性和氧化物对应的水化物的酸性均依次增大或增强
D．某同学给出Fe的3d能级电子排布图为 ，此排布图违反了洪特规则
8．抗坏血酸分子的结构简式为 ，下列说法不正确的是（ ）
A．分子中含有2个手性碳原子
B．抗坏血酸分子中含有键
C．分子中碳原子的杂化方式为和
D．所含元素的第一电离能比较：
9．第ⅠA族元素具有相似的化学性质，是由于它们的原子具有相同的（ ）
A．原子半径 B．电子层数
C．核外电子数 D．最外层电子数
10．下列关于第一电离能和电负性的说法正确的是（ ）
A．第一电离能和电负性随着核电荷数的增加而增大
B．已知：时，失去电子需要吸收的能量，则的第一电离能为
C．在元素周期表中，某些元素与右下方的主族元素的有些性质相似的主要原因是这些元素的电负性相近
D．两元素的电负性数值相同，则其金属性和非金属性相同
11．W、X、Y、Z、R是五种短周期主族元素，原子序数依次增大。W元素的一种离子与Li+具有相同的电子层排布且半径稍大，X原子核外L层的电子数与Y原子核外M层的电子数之比为3︰2，X与Z同主族，Z的价电子排布式为。下列说法错误的是
A．气态氢化物的热稳定性： B．第一电离能：
C．原子半径： D．电负性：
12．下图为“点击化学”的一种反应，下列关I～III三种物质的说法正确的是（ ）
A．I中O元素的第一电离能最大
B．I个II分子中含有9个键
C．III中碳氧键的键能均相等
D．基态的价层电子排布式为
13．下列关于原子结构的说法不正确的是 （ ）
A．原子光谱上的特征谱线可用于元素鉴定
B．同一原子中，2p、3p、4p电子的能量依次增强
C．电子排布式为1s22s22p5 的基态原子对应元素位于周期表第五周期
D．日常生活中的焰火、LED灯都与原子核外电子跃迁释放能量有关
14．1934年居里夫妇用a粒子轰击金属原子，发现了人工放射性。涉及反应：(为中子)，其中X、Y的最外层电子数之和为8。下列说法正确的是（ ）
A．元素Y的相对原子质量为30 B．X是铝元素
C．原子半径：Y>X D．Y的含氧酸属于强电解质
15．X、Y、Z、W、R属于周期表中前20号主族元素，且原子序数依次增大。X的简单氢化物水溶液显碱性，Z是元素周期表中电负性最大的元素，Z和W同主族，R的基态原子只有一个未成对电子。下列说法正确的是（ ）
A．简单离子半径：r(R)>r(W)>r(Z)
B．第一电离能：I1(X)>I1(Y)>I1(Z)
C．Z的最高价氧化物的水化物是强酸
D．X的简单氢化物分子属于极性分子
16．下列关于元素电负性大小的比较中，错误的是（ ）
A．P＜S＜O＜F B．C＜N＜O＜F
C．O＜S＜Se＜Te D．K＜Na＜Mg＜Al
17．下列说法错误的是（ ）
A．气态电中性基态原子失去一个电子变为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能
B．因为乙烯中含有σ键，所以容易发生加成反应
C．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度
D．同主族元素从上到下第一电离能逐渐变小
18．某含铜催化剂的阴离子的结构如图所示。是原子序数依次增大的短周期元素，其中位于同一周期，基态原子的价电子排布式为。下列说法错误的是（ ）
A．该阴离子中铜元素的化合价为
B．元素电负性：
C．基态原子的第一电离能：
D．均位于元素周期表的区
19．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是（ ）
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
20．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5
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：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>①
二、综合题
21．合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大成就，在很大程度上解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿问题，是化学和技术对社会发展与进步的巨大贡献。
（1）自然界中的氮元素主要以分子的形式存在于空气中，是人工固氮的主要来源。
①基态氮原子的轨道表示式为 。
②NH3分子中，与N原子相连的H显正电性。N、H电负性大小顺序为 。
（2）铁触媒是普遍使用的以铁为主体的多成分催化剂，通常还含有Al2O3、K2O、CaO、MgO、Cr2O3等氧化物中的几种。
①上述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是 。
②比较Mg、Ca第一电离能的大小： 。
③下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
元素 Na Mg Al
电离能(kJ/mol) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
结合数据说明Mg的常见化合价为＋2价的原因： 。
（3）我国科研人员研制出了“Fe—LiH”催化剂，温度、压强分别降到了350℃、1MPa，这是近年来合成氨反应研究中的重要突破。
①基态Fe原子的核外电子排布式为 。
②比较Li＋与H-的半径大小关系：r(Li＋) r(H-)(填“＞”或“＜”)。
22．甲醇(CH3OH )是一种用途广泛的基础有机原料和优质燃料。
（1）甲醇可以在铜作催化剂的条件下直接氧化成甲醛(HCHO)
①基态Cu原子的价层电子的轨道表达式为 ，其核外电子共占据 个能级。
②甲醇和甲醛中碳原子的杂化方式分别为 ，其组成元素的电负性由小到大的顺序为 .
（2）在一定条件下，甲醇(沸点64.7℃)可转化为乙酸甲酯(CH3COOCH3，佛点57.1℃)
①乙酸甲酯分子中心键和节键的个数之比为 ；
②甲醇与乙酸甲酯的混合物因沸点接近而不易分离，工业上用蒸馏的方法分离二者时常先加适量水，理由为 。
（3）科研团队通过皮秒激光照射悬浮在甲醇溶液中的多臂碳纳米管合成T一碳，T-碳的晶体结构可以看成金刚石晶体中每个碳原子被一个由四个碳原子组成的正四面体结构单元取代，如图所示。
①T-碳与金刚石互称为 ；一个T-碳晶胞中含有 个碳原子。
②T-碳的密度非常小，约为金刚石的一半。试计算T-碳晶胞的边长和金刚石品胞的边长之比为 。
23．铁及其化合物在生产生活及科学研究方面应用非常广泛。
（1）基态Fe原子的价层电子的电子排布图为 ；其最外层电子的电子云形状为 。
（2）(NH4)2Fe(SO4)2 6H2O俗称摩尔盐
① 电子式为 。
②N、O两元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
③ 中S原子的杂化方式为 ，VSEPR模型名称为 。
（3）K3[Fe(CN)6]晶体中中心原子的配位数为 ，晶体的配位体为 (用化学符号表示)。
24．
（1）元素的第一电离能：Al Si(填“>”或“<”)，按电负性由大到小的顺序排列N、O、F 。
（2）基态Mn2+的核外电子排布式为 。
（3）硅烷(SinH2n+2)的沸点与其相对分子质量的变化关系如图所示，呈现这种变化关系的原因是 。
（4）硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm-(含B、O、H三种元素)的球棍模型如图所示：
①在Xm-中，硼原子轨道的杂化类型有 ；配位键存在于 原子之间(填原子的数字标号)。
②硼砂晶体由Na+、Xm-和H2O构成，它们之间存在的作用力有 (填序号)。
A．离子键 B．共价键 C．金属键 D．范德华力E.氢键
25．我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。
（1）氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)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R的晶体结构，其局部结构如图(b)所示。从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为 ，不同之处为 。(填标号)
A．中心原子的杂化轨道类型 B．中心原子的价层电子对数
C．立体结构 D．共价键类型
答案解析部分
1．【答案】C
【解析】【解答】原子序数为8的元素是氧元素，原子核外最外层电子数为6。
A.氩原子核外最外层电子数为8，A不符合题意；
B.硅原子最外层电子数为4，B不符合题意；
C.硫原子最外层电子数为6，C符合题意；
D.氯原子最外层电子数为7，D不符合题意；
故答案为：C
【分析】原子序数为8的元素为氧元素，其最外层电子数为6，最外层电子数与之相同的元素与氧元素位于同一主族。
2．【答案】A
【解析】【解答】由核外电子排布式可知，①1s
22s
22p
63s
23p
4为S元素，②1s
22s
22p
63s
23p
3为P元素，③1s
22s
22p
5为F元素；A．同周期自左而右，第一电离能增大，但P元素原子3p能级为半满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能Cl＞P＞S；同主族自上而下第一电离能减弱，故F＞Cl，故第一电离能F＞P＞S，即③＞②＞①，故A符合题意；
B.同周期自左而右，原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径P＞S＞F，即②＞①＞③，故B不符合题意；
C.同周期自左而右，电负性增大，同主族自上而下降低，故电负性③＞①＞②，故C不符合题意；
D.S元素最高正化合价为+6，P元素最高正化合价为+5，F没有正化合价，故最高正化合价：①＞②，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】根据排布式 ①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5 可判定三种元素分别为硫，磷，氟。同周期元素
3．【答案】D
【解析】【解答】A．能层序数越大，s原子轨道的能量越高，轨道的半径越大，A不符合题意；
B．s区的ⅡA族元素原子最外层电子数2，但最外层电子数为2的元素也可能处于p区，如He，可能处于d区，如Fe，也可能处于ds区，如Zn处于ds区，B不符合题意；
C．N元素原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能大于O元素，但N元素的电负性小于氧元素的电负性，C不符合题意；
D．基态元素原子的电子吸收能量后可以变成激发态，故碳原子的能量：激发态>基态，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.s能级的形状相同，但不能能层的s能级轨道半径不相同；
B.最外层电子数为2的元素也可能处于p区，如He；
C.原子轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失电子较难，第一电离能较大。
4．【答案】D
【解析】【解答】A．N元素基态原子价电子为，电子云轮廓图有哑铃形和球形两种，故A不符合题意；
B．元素基态原子的电子排布式为，故B不符合题意；
C．同周期越靠右电负性越大，同主族越靠上电负性越大，O、F、电负性由大到小的顺序为，故C不符合题意
D．原子的轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能大于相邻元素，故D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.N原子的价层电子排布式为，p能级的电子电子云轮廓图为哑铃形，s能级的电子电子云轮廓图为球形；
B.Se为34号元素，其基态原子电子排布式为；
C.元素的非金属性越强，电负性越大；
D.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素。
5．【答案】C
【解析】【解答】A．原子能级中，相同能层的p能级能量一定比s能级的能量高，若是不同能层，则不一定，A不符合题意；
B．电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度，吸引电子能力越强，电负性越大，同主族元素中，从上到下元素的电负性逐渐减小，B不符合题意；
C．键能、键长都是衡量共价键的稳定性重要参数，键长越短，键能越大，共价键越稳定，C符合题意；
D．元素周期表中，s区元素除氢外，其余全部是金属元素，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A.能级能量还与能层有关；
B.元素的非金属性越强，电负性越大，同主族元素中，从上到下元素的非金属逐渐减小；
C.键长越短，键能越大，共价键越稳定；
D.H为s区元素，但属于非金属元素。
6．【答案】C
【解析】【解答】A.Al、Mg、Na均为第三周期元素，原子半径大小顺序为： Al＜Mg＜Na，元素第一电离能大小顺序为：Na＜Al＜Mg，A不符合题意；
B.N、O、C均为第二周期元素，原子半径大小顺序为：O＜N＜C，元素第一电离能大小顺序为：C＜O＜N，B不符合题意；
C.K、Na、Li均为ⅠA族元素，原子半径大小顺序为：Li＜Na＜K，元素第一电离能大小顺序为：K＜Na＜Li，C符合题意；
D.Cl、S、P均为第三周期元素，原子半径大小顺序为：Cl＜S＜P，元素第一电离能大小顺序为：S＜P＜Cl，D不符合题意；
故答案为：C
【分析】根据元素周期表中原子半径的递变规律和第一电离能的递变规律分析。
7．【答案】D
【解析】【解答】A．Zn是第四周期IIB族元素，价电子排布应是3d104s2，位置属于ds区，A不符题意；
B．按核外电子排布规则，离核较近的电子能量更低，B不符题意；
C．由于P的p轨道处于半充满状态、结构稳定，故三种元素第一电离能的排序由低到高(用元素符号表示)应是 ，C不符题意；
D．按照洪特规则，Fe原子的3d能级电子排布图应为 ，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.写出锌元素的核外电子能级排布，找出价电子即可
B.距离原子核越近，核对电子的吸引越强，能量越低，离核越远能量越高
C.电离能和电负性以及最高价氧化物的水合物的酸性主要是和元素的非金属性有关，非金属性越强，电离能、电负性、最高价氧化物的水合物的酸性越强
D.此能级排布违背了洪特规则，多余的电子先排第一个d轨道
8．【答案】D
【解析】【解答】A.手性碳是指连有四个不同原子团的碳原子，该分子中含有2个手性碳原子，如图用“*”标记
，故A正确；
B.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键，则抗坏血酸分子中含有键，故B正确；
C.双键碳原子采用sp2杂化，饱和碳原子采用sp3杂化，该分子中的碳原子既有形成双键的，也有饱和碳原子，因此分子中碳原子的杂化方式为和，故C正确；
D.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则第一电离能：O>C，但由于H原子核外只有一个电子层，核外电子受到的束缚力较大，失去电子需要消耗更多能量，其第一电离能大于O和C，则第一电离能：C
【分析】A.手性碳是指连有四个不同原子团的碳原子；
B.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键；
C.双键碳原子采用sp2杂化，饱和碳原子采用sp3杂化；
D.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素。
9．【答案】D
【解析】【解答】第IA族元素具有相似的化学性质，是由于它们的原子具有相同的最外层电子数，
故答案为：D。
【分析】同主族元素的最外层电子数相同，所以具有相似的化学性质，据此解答即可。
10．【答案】C
【解析】【解答】A．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，ⅡA族的s轨道为全充满稳定结构，ⅤA族的p轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能均大于相邻元素，故A不符合题意；
B．第一电离能是基态的气态原子失去最外层的一个电子所需能量，所以25℃时1mol钡原子失去1mol电子需要吸收的能量与第一电离能的数值不相等，故B不符合题意；
C．在元素周期表中，某些元素与右下方的主族元素的电负性相近，性质相似，该规则为对角线规则，故C符合题意；
D．元素电负性大小可以衡量元素的金属性 和非金属性的强弱，但电负性数值相同的元素的金属性和非金属性不一定相同，故D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】 考查了电离能的有关知识，根据元素周期律来分析解答即可，注意同周期元素第一电离能的异常现象。
11．【答案】C
【解析】【解答】A．元素非金属性越强，其气态氢化物越稳定，非金属性：S>Si，气态氢化物的热稳定性：H2S>SiH4，A不符合题意；
B．同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，因此第一电离能：Cl>S>Si，B不符合题意；
C．根据层多径大，同电子层结构核多径小原则，则原子半径：S>Cl>O，C符合题意；
D．根据同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，因此电负性：S
【分析】A、氢化物的热稳定性即比较非金属性；
B、同周期从左到右第一电离能呈增大趋势；
C、同一周期，从左到右半径减小，同一主族，从上到下半径增大；
D、同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小。
12．【答案】D
【解析】【解答】A．同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故I中N元素的第一电离能最大，A不符合题意；
B．单键均为σ键，双键中含有1个σ键1个π键，叁键含有1个σ键2个π键；I个II分子中含有14个键，B不符合题意；
C．III中存在碳氧双键、碳氧单键，两种碳氧键的键能不相等，C不符合题意；
D．铜为29号元素，失去一个电子形成，故基态的价层电子排布式为，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
B.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键，三键中含有1个σ键和2个π键；
C.双键和单键的键能不同。
13．【答案】C
【解析】【解答】A．不同元素原子的吸收光谱不同，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，A不符合题意；
B．同一原子中，2p、3p、4p电子的能量依次增强，B不符合题意；
C．电子排布式为1s22s22p5 的基态原子对应元素位于周期表第二周期，C符合题意；
D．日常生活中的许多可见光，如焰火、LED灯，都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关，D不符合题意；
故答案为：C
【分析】A．不同元素原子的吸收光谱不同，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素；
B．同一原子中，2p、3p、4p电子的能量依次增强；
C．电子排布式判断元素位置；
D.光与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。
14．【答案】B
【解析】【解答】A.30是的近似相对原子质量，也是它的质量数，A选项不符合题意；
B．据分析可知X是铝元素，B选项符合题意；
C．同一周期核电荷数越大，半径越小，即X>Y，C选项不符合题意；
D．P的含氧酸 H3PO4等在水溶液中不完全电离，属于弱电解质，D选项不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.元素的近似相对原子质量近似等于它的质量数；
B．据质子数确定元素种类；
C．同一周期核电荷数越大，半径越小；
D．弱电解质在水溶液中不完全电离。
15．【答案】D
【解析】【解答】A．简单离子半径，K+与Cl-核外电子层相同，原子序数越大，离子半径越小，F-核外电子层结构较K+与Cl-少，离子半径小，故r(W)>r(R)>r(Z)，A不符合题意；
B．同周期元素，第一电离能从左往右依次增大，第ⅤA族大于第ⅣA族，故F>N>O，即I1(Z)>I1(X)>I1(Y)，B不符合题意；
C．Z为F元素，F元素没有正价，故无最高价氧化物对应的水化物，C不符合题意；
D．X为N元素，简单氢化物分子为NH3，NH3为三角锥形分子，为不对称结构，故属于极性分子，D符合题意。
故答案为：D。
【分析】根据 X的简单氢化物水溶液显碱性，因此X为N，Z是元素周期表中电负性最大的元素， Z处于第二周期，为F，W为Cl，R为K，Y为O，结合选项进行判断即可
16．【答案】C
【解析】【解答】A.同一周期元素从左到右电负性逐渐增大，因此F＞O、S＞P，同一主族元素从上到下电负性逐渐减小，所以电负性O＞S，故电负性：F＞O＞S＞P，故A不符合题意；
B.同周期自左而右电负性增大，则电负性C＜N＜O＜F，故B不符合题意；
C.元素的非金属性越强，电负性越强，元素的非金属性：Te＜Se＜S＜O，则电负性为Te＜Se＜S＜O，故C符合题意；
D.一般来说，元素的金属性越强，电负性越小，即K＜Na＜Mg＜Al，故D不符合题意。
故答案为：C。
【分析】元素的非金属性越强，电负性越强；即同周期自左而右电负性增大；同一主族元素从上到下电负性逐渐减小。
17．【答案】B
【解析】【解答】A.气态电中性基态原子失去一个电子变为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，A项不符合题意；
B.乙烯容易发生加成反应的原因是：乙烯中含π键，乙烯中的π键不如σ键牢固，比较容易发生断裂，B项符合题意；
C.电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，位于非金属三角区边界的“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，C项不符合题意；
D.同主族元素从上到下第一电离能逐渐变小，D项不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.根据第一电离能的定义进行判断；
B.乙烯中含π键，不稳定易发生加成反应；
C.非金属性越强电负性越大；
D.同主族元素从上到下金属性增强，第一电离能逐渐变小。
18．【答案】D
【解析】【解答】A、由图可知，该阴离子为[Cu(CF3)3CH2CN]-，其中铜元素为+3价，故A正确；
B、元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：C
故答案为：D。
【分析】基态原子的价电子排布式为，则n=2，即X原子的价电子排布式为2s22p2，则X为C元素，是原子序数依次增大的短周期元素，位于同一周期，则W位于第一周期，为H元素，根据成键情况可知，Y为N元素，Z为F元素。
19．【答案】A
【解析】【解答】周期表中从左到右，非金属性逐渐增强，所以主族元素的电负性逐渐变大，A符合题意；
周期表中从上到下，非金属性逐渐减弱，所以元素的电负性逐渐减小，B不符合题意；
元素的电负性越大，原子在形成化学键时吸引电子的能力越强，则元素非金属性越强，金属性越弱，C不符合题意，D不符合题意。
【分析】A.周期表中从左到右，非金属性逐渐增强；
B.周期表中从上到下，非金属性逐渐减弱；
CD.元素的电负性越大，元素非金属性越强，金属性越弱；
20．【答案】A
【解析】【解答】A．根据元素周期律，同一周期从左向右，元素的第一电离能逐渐增大，同主族从上向下，电离能减小，且第三周期存在反常情况：N>S，因此，第一电离能关系为：F>N>P>S，即④>③>②>①，A符合题意；
B．原子半径的变化规律为：同主族从上向下，原子半径增大，同周期从左向右，原子半径减小，因此F半径最小，P半径大于N，B不符合题意；
C．同周期元素从左向右，元素电负性逐渐增大，即S>P，C不符合题意；
D．元素的最高正价等于其族序数，F无正价，因此关系为：S>P=N，D不符合题意。
本题选A。
【分析】A．同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素；
B．同主族从上向下，原子半径增大，同周期从左向右，原子半径减小；
C．同周期元素从左向右，元素电负性逐渐增大；
D．元素的最高正价等于其族序数，F无正价。
21．【答案】（1）；N＞H
（2）Al、O；Mg＞Ca；镁的第三电离能比第一、二电离能大很多，镁很难失去第三个电子，而易失去两个电子形成＋2价镁离子
（3）1s22s22p63s23p63d64s2；＜
【解析】【解答】（1）①氮原子的核外电子排布式为1s22s22p3，所以轨道表示式为。
②非金属性越强，得电子能力越强，则其电负性越大。根据NH3分子中，与氮原子相连的H显正电性，说明氮原子得电子能力比氢强，所以电负性是N＞H。
（2）①元素周期表中p区包括ⅢA~ⅦA元素和0族元素，这几种氧化物中的Al、O元素属于p区。
②Mg、Ca属于同主族元素，且Ca在Mg的下方，根据同主族元素的电离能从上到下逐渐减小，所以第一电离能大小是Mg＞Ca。
③原子失去一个电子，带一个单位正电荷。根据表格数据信息可知，镁的第三电离能比第一、二电离能大很多，且第一、二电离能相差较小，说明镁很难失去第三个电子，容易失去两个电子而带两个单位正电荷，即形成Mg2+。
（3）①铁原子核外有26个电子，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
②Li＋与H-的核外电子结构相同，由于Li 的原子序数比H大，则其离子半径比H-小。
【分析】（1）①氮原子核外有7个电子，书写轨道排布式时注意遵循泡利不相容原理和洪特规则。
②非金属性越强，得电子能力越强，则其电负性越大。据此分析。
（2）①元素周期表中可分为s区、d区、f区、ds区、p区，其中s区包括ⅠA、ⅡA元素，d区包括ⅢB族~ⅦB族元素（不包括ⅢB族的镧系和錒系元素）和第Ⅷ族元素，f区包括ⅢB族的镧系和錒系元素，ds区包括ⅠB~ⅡB族的元素，p区包括ⅢA~ⅦA元素和0族元素。据此分析。
②同周期元素的电离能从左到右呈增大趋势，同主族元素的电离能从上到下逐渐减小。
③电离能用来衡量原子失去电子的难易程度，原子的电离能越小，说明原子越容易失去电子。
（3）①根据构造原理进行书写电子排布式。
②核外电子结构相同的离子，原子序数越大，半径越小。
22．【答案】（1）；7；sp3、sp2；H、C、O
（2）10：1；乙酸甲酯不易与水形成氢键，而甲醇易与水形成氢键使甲醇沸点升高，使得乙酸甲酯容易从混合物中蒸出
（3）同素异形体；32；2：1
【解析】【解答】（1）①Cu元素为29号元素，原子核外有29个电子，所以核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，价层电子的轨道表达式为 ，其核外电子共占据7个能级；②甲醇中碳原子的杂化方式为 sp3，而甲醛中碳原子的杂化方式为 sp2，元素非金属性越强电负性越大，则其组成元素C、H、O的电负性由小到大的顺序为H、C、O；（2）在一定条件下，甲醇(沸点64.7℃)可转化为乙酸甲酯(CH3COOCH3，佛点57.1℃)①乙酸甲酯分子中除了碳氧双键中含一个 键和一个 键外，另有9个 键，故 键和 键的个数之比为10：1；②甲醇与乙酸甲酯的混合物因沸点接近而不易分离，乙酸甲酯不易与水形成氢键，而甲醇易与水形成氢键使甲醇沸点升高，使得乙酸甲酯容易从混合物中蒸出，故工业上用蒸馏的方法分离二者时常先加适量水；（3）①T-碳与金刚石是由碳形成的不同单质，互称为同素异形体；金刚石的晶胞是18个碳原子（顶点8个，面心上下左右前后6个，体内两层对角线各2个共4个），运用切割法， 一个晶胞中的应是 个碳原子；T-碳的晶体结构可以看成金刚石晶体中每个碳原子被一个由四个碳原子组成的正四面体结构单元取代，故含有碳个数为32个；②T-碳的密度非常小，约为金刚石的一半，而根据构成原子的数目，质量为金刚石的4倍，根据V= ，T-碳晶胞的体积应该是金刚石的8倍，而边长= ，则边长为金刚石的2倍，即T-碳晶胞的边长和金刚石品胞的边长之比为2：1。
【分析】（1）根据元素在元素周期表的位置书写核外电子排布式，价层电子的轨道表达式要符合洪特规则和泡利原理；（2）碳氧双键中含一个 σ 键和一个 π 键；（3）根据晶胞结构分析；
23．【答案】（1）；球形
（2）；N＞O；sp3杂化；正四面体形
（3）6；CN﹣
【解析】【解答】(1)Fe是26号元素，电子排布式为[Ar]3d64s2，价电子排布为3d64s2，结合洪特规则，价层电子的排布图为 ，最外层电子在s轨道中，s轨道的电子云形状为球形，故答案为： ；球形；
(2)①铵根的电子式中，N原子形成8电子稳定结构，电子式中含[]，电子式为 ，故答案为： ；
②N的价电子排布为2s22p3，O的价电子排布为2s22p4，N的2p轨道半充满，相比O较为稳定，故N的第一电离能大于O的第一电离能，故答案为：N＞O；
③SO42﹣中S原子的价层电子对数为 ＝4，即有4对价层电子对，S原子为sp3杂化，VSEPR模型名称为正四面体形，故答案为：sp3杂化；正四面体形；
(3)根据K3[Fe(CN)6]晶体中的化学式可快速判断出中心原子的配位数为6，配体是CN﹣，故答案为：6；CN﹣。
【分析】（1）根据核外电子排布规律书写价电子排布
（2）① 带正电，是得到得到电子形成② p轨道半充满较稳定③计算出价电子对即可
（3）考查的是配位化合物中提供孤对电子的配体数目
24．【答案】（1）<；F＞O＞N
（2）1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
（3）硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越强
（4）sp2、sp3；4，5(或5，4)；ABDE
【解析】【解答】(1)同周期从左到右第一电离能逐渐增大趋势，第ⅡA和第ⅤA族则反常，所以铝的第一电离能小于硅的；同周期元素，从左到右电负性增强，N、O、F电负性由大到小的顺序是F＞O＞N ，故答案为：＜；F＞O＞N ；(2)Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，则基态Mn2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5，故答案为：1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)；(3)硅烷是分子晶体，结构相似，相对分子质量越大，分子间的范德华力越大，沸点越高，故答案为：硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越强；(4)①1，3，5，6代表氧原子，2，4代表B原子，2号B形成3个键，则B原子为sp2杂化，4号B形成4个键，则B原子为sp3杂化； B一般是形成3个键，4号B形成4个键，其中1个键很可能就是配位键，配位键存在4号与5号之间，故答案为：sp2、sp3；4，5(或5，4)；②钠离子与Xm-形成离子键，水分子由共价键形成，结晶水分子间存在氢键和范德华力，故答案为：ABDE。
【分析】(1)同周期从左到右第一电离能逐渐增大趋势，第ⅡA和第ⅤA族则反常；同周期元素，从左到右电负性增强；(2)Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2；(3)硅烷是分子晶体，结构相似，相对分子质量越大，分子间的范德华力越大，沸点越高；(4)①1，3，5，6代表氧原子，2，4代表B原子，2号B形成3个键，则B原子为sp2杂化，4号B形成4个键，则B原子为sp3杂化； B一般是形成3个键，4号B形成4个键，其中1个键很可能就是配位键，配位键存在4号与5号之间；
②钠离子与Xm-形成离子键，水分子由共价键形成，结晶水分子间存在氢键和范德华力。
25．【答案】（1）
（2）同一周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大；N原子的2p轨道为半充满状态较稳定，能量低稳定，故不易结合一个电子
（3）AB；CD
【解析】【解答】（1）N原子价电子数是5个，其中2s能级上有2个电子，2p能级上有3个电子；
（2） 同一周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 ；N是第VA族元素， 同一周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 ，其第一电离能出现异常；
（3）根据结构式，可知，R中的两个阳离子是H3O+，NH4+，二者的相同之处是： 中心原子的杂化轨道类型 都是sp3杂化，中心原子的价层电子对数都是4；不同之处是，H3O+的立体结构是三角锥形，以及共价键的类型不同，NH4+含有配位键。
【分析】同一周期的元素从左至右第一电离能呈现增大的趋势，但是由于第IIA族的元素存在ns的全满和第VA族的np能级的半充满，结构稳定，会使第IIA族的元素和第VA族的第一电离能大于相邻主族元素的第一电离能。