1.2原子结构与元素的性质 同步练习题（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 同步练习题（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 | 329.4KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-03-10 18:49:37 | ||
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文档简介
1.2原子结构与元素的性质 同步练习题
一、单选题
1．某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，该元素的气态氢化物化学式为（ ）
A．HX B．H2X C．XH3 D．XH4
2．下列说法没有因果关系的是（ ）
A．氧化铝熔点高，故作耐高温材料
B．聚乙炔能燃烧，故作导电高分子材料
C．浓硫酸具有吸水性，故用于干燥
D．电负性，故酸性
3．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol-1)。
I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500 ……
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R的最高正价为+3价
B．元素R位于元素周期表中第ⅡA族
C．元素R的原子最外层共有4个电子
D．元素R基态原子的电子排布式为1s22s2
4．下列说法正确的是（ ）
A．决定元素种类的是原子核最外层电子数
B．质子数相同的原子一定属于同种元素
C．决定元素化学性质的是原子核内中子数
D．原子核内的中子数一定不为零
5．在下面的电子构型中，通常第一电离能最小的原子具有哪一种构型( )
A．ns2np3 B．ns2np4 C．ns2np5 D．ns2np6
6．前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X在同周期元素中非金属最强，Y的周期序数与族序数相等，基态时Z原子原子轨道上成对电子与未成对电子数目相等，W的原子序数比Y大18。下列说法正确的是（ ）
A．原子半径：
B．第一电离能：
C．Z的简单气态氢化物的热稳定性比X的强
D．Y的最高价氧化物对应水化物的碱性比W的强
7．离子液体是指由体积较大的阴、阳离子组成，并且在室温或接近室温下呈液态的盐，也称为低温熔融盐。有许多优点例如有难挥发，良好的导电性。可作溶剂，电解质，催化剂等。1-正丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐是一种离子液体。结构简式如图，下列关于它的叙述正确的是（ ）
或
A．该新型化合物含有的C、N、P元素均为sp3杂化
B．1-正丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐属于含共价键的离子化合物
C．有关元素的第一电离能：F>N> C> H
D．该新型化合物的组成元素全部位于元素周期表p区
8．X、Y、Z、R、W 是5 种短周期主族元素， 原子序数依次增大；它们可组成离子化合物Z2Y 和共价化合物RY3、XW4;已知Y、R 同主族， Z、R、W 同周期， 下列说错误的（ ）
A．原子半径： Z>R>W
B．R 最高价氧化物对应水化物的化学式是H2RO3
C．X2W6分子中各原子最外层电子均满足8电子结构
D．ZWY 是 84 消毒液的有效成分
9．下列原子的价电子排布中，对应元素第一电离能最大的是（ ）
A．ns2np1 B．ns2np2 C．ns2np3 D．ns2np4
10．硫酸亚铁铵[]俗称莫尔盐，在生产生活中有多种应用。下列说法错误的是
A．可用试剂检验莫尔盐是否已氧化变质
B．有4个σ键电子对
C．基态的价层电子轨道表示式为
D．N的第一电离能比同周期相邻的两种元素都大
11．下列说法错误的是（ ）
A．共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价
B．同主族元素，第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据
C．元素周期表中S区全部是金属元素
D．元素周期表中从第四周期开始的长周期，比短周期多出的元素全部是金属元素
12．已知元素X、Y同周期，且电负性X>Y，下列说法中一定错误的是（ ）
A．第一电离能：YB．最简单气态氢化物的稳定性：HmY> HnX
C．最高价含氧酸的酸性：元素X对应酸的酸性强于Y
D．X和Y形成的化合物中，X显负价，Y显正价
13．如图所示的化合物是一种重要的化工原料，X、Y、Z、W、E是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Z、E同族，基态Y原子的核外有3个未成对电子。下列说法正确的是（ ）
A．原子半径：
B．W2Z2中只含有离子键
C．电负性：
D．Z、W、E组成化合物的水溶液一定显中性
14．关于反应，下列说法正确的是
A．该反应的氧化剂是硝酸钾
B．生成标准状况下2.24L，反应共转移1mol电子
C．氧化产物与还原产物的物质的量之比为3∶1
D．电负性：O>N>C>K
15．某多孔储氢材料前驱体结构如图，M、W、X、Y、Z五种元素原子序数依次增大，基态Z原子的电子填充了3个能级，其中有2个未成对电子。下列说法正确的是（ ）
A．氢化物沸点： B．原子半径：
C．第一电离能： D．阴、阳离子中均有配位键
16．下列关于Cr的说法正确的是（ ）
A．位于ⅥB族，属于d区
B．核外电子有24个空间运动状态
C．第一电离能比Mn大
D．基态Cr原子的价层电子轨道表示式为
17．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，X的原子半径是所有短周期主族元素中最大的，W原子的核外电子数与X、Z原子的最外层电子数之和相等，Y的原子序数是Z原子最外层电子数的2倍，由W、X、Y三种元素形成的化合物M的结构如图所示。下列叙述正确的是（ ）
A．第一电离能：Y＞Z＞X B．单质Y的熔点高于单质X
C．简单氢化物的热稳定性：Y＞Z D．Z的所有含氧酸均为强酸
18．乙二酸()俗称草酸，为无色晶体，是二元弱酸，广泛分布于植物、动物和真菌体中，在实验研究和化学工业中应用广泛。乙二酸与氧化剂作用易被氧化成二氧化碳和水，如。下列说法正确的是
A．乙二酸的电离方程式：
B．电负性：O>Cl>C>H
C．若基态原子的电子排布式写为，则违背了洪特规则
D．氧的基态原子的轨道表示式：
19．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其中Z的内层电子数是X最外层电子数的2倍：基态Y原子的s轨道电子数与p轨道电子数相等；由这四种元素组成的某种物质常用作消毒漂白剂，其结构式如图所示。下列说法正确的是
A．简单离子半径：XB．简单氢化物的沸点：Z>Y
C．基态W原子核外电子的空间运动状态有6种
D．同周期中第一电离能小于X的元素有5种
20．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基态W的原子2p轨道处于半充满状态，基态X的原子的2p能级上只有一对成对电子，基态Y的原子的最外层电子运动状态只有1种，元素Z与X同主族。下列说法不正确的是（ ）
A．第一电离能： B．电负性：
C．简单离子半径： D．这些元素中有3种属于p区元素
二、综合题
21．五水硫酸铜( CuSO4·5H2O) 和六水硫酸亚铁铵[(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O] 都是重要的化工原料，用途十分广泛。
请回答与这两种物质中元素有关的一些问题。
（1）基态铁原子的核外电子排布式为 ；基态铜原子的电子占据的最高能层符号为 。
（2）氧元素的第一电离能小于氮元素，其原因是 。
（3）SO42-、H2O、NH4+三种微粒中，空间构型为正四面体的是 ；NH4+中氮原子的杂化轨道类型是 。
（4）写出与SO42-互为等电子体的分子的化学式 (写一种)。
（5）Cu与Au的合金可形成面心立方最密堆积的晶体，在该晶胞中Cu 原子处于面心，该晶体具有储氢功能，氢原子可进入到Cu原子与Au原子构成的立方体空隙中，储氢后的晶胞结构与金刚石晶胞结构(如图) 相似，该晶体储氢后的化学式为 ，若该晶体的密度为ρg.cm-3，则晶胞中Cu原子与Au原子中心的最短距离d= cm (NA表示阿伏加德罗常数的值)。
22．氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。回答下列问题：
（1）基态N原子中电子占据最高能级的电子云轮廓图为 形，基态N原子的轨道表示式为 。
（2）B的第一电离能I1(B)=800kJ·mol 1，判断I1(Al) 800kJ·mol 1(填“>”或“＜”)，从电子排布的角度说明判断理由 。
（3）NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)。在H、B、N三种元素中：
①电负性由大到小的顺序是 。
②原子半径由大到小的顺序是 。
③在元素周期表中的分区与其他两种不同的是 。
（4）26Fe、27Co、28Ni、29Cu是目前氨硼烷水解产氢催化剂研究的热点。不同催化剂催化氨硼烷水解产氢的性能如图所示。
这四种催化剂中：
①催化效果最好的金属基态原子中未成对的电子数为 。
②催化效果最差的金属基态原子的价层电子排布式为 。
23．请回答下列问题：
（1）N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I1 I2 I3 I4 ……
In/(kJ·mol-1) 578 1 817 2 745 11 578 ……
则该元素是 (填写元素符号)。
（2）基态锗(Ge)原子的电子排布式是 。Ge的最高价氯化物分子式是 。该元素可能的性质或应用有 。
A.是一种活泼的金属元素
B.其电负性大于硫
C.其单质可作为半导体材料
D.其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点
（3）关于化合物 ，下列叙述正确的有 。
A．分子间可形成氢键
B．分子中既有极性键又有非极性键
C．分子中有7个σ键和1个π键
D．该分子在水中的溶解度大于2-丁烯
（4）NaF的熔点 B 的熔点(填“>”“=”或“<”)，其原因是 。
24．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
25．下表是某些短周期元素的电负性数值(鲍林标度)。
元素符号 N O F P S
电负性数值 1.0 1.5 3.0 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 2.1 2.5 3.0
（1）根据表中数据归纳元素的电负性的变化规律。
（2）试推测，前四周期元素中电负性最小的元素与电负性最大的元素分别是 元素，写出这两种元素形成的化合物的电子式 。
（3）预测元素电负性的范围 。
（4）一般认为，如果两种成键元素之间的电负性差值大于1.7，它们的原子之间通常形成离子键，电负性差值小于1.7通常形成共价键。请据此预测属于离子化合物还是共价化合物 。
答案解析部分
1．【答案】D
【解析】【解答】某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，该元素的最高价是+4价，所以最低价是－4价，则气态氢化物化学式为XH4，答案选D。
点睛：掌握主族元素化合价的判断依据以及最高价与最低价的关系是解答的关键，主族元素的化合价计算依据是：①主族元素的最高正价等于主族序数，且等于主族元素原子的最外层电子数(O除外)，其中氟无正价。②主族元素的最高正价与最低负价的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族元素分别位于ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。
正确答案为：D。
【分析】一般规则，最高正价和最低负价的关系。
2．【答案】B
【解析】【解答】A．氧化铝熔点高，高温时不熔化，可作高温材料，有因果关系，A不符合题意；
B．燃烧和导电之间没有必然联系，B符合题意；
C．浓硫酸具有吸水性，可以吸收水蒸气，可用于干燥，有因果关系，C不符合题意；
D．电负性，电负性越大，羧基上碳上电子云密度越小，羟基上碳和氢之间的共用电子对向氧靠近，更加容易断裂，有因果关系，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.氧化铝的熔点高，因此可作耐高温材料；
C.浓硫酸用于干燥氢气是因为浓硫酸具有吸水性；
D.电负性越大，酸中的氢离子越容易电离，酸性越强。
3．【答案】B
【解析】【解答】由表中数据I3 I2，可知元素R的最高正价为+2价，A项错；元素R一定位于第ⅡA族，最外层有2个电子，但R不一定是Be元素，故C、D项错。
【分析】根据各级电离能的比较，第二级电离能和第三级电离能相差较大，可知该原子最易失去两个电子。
4．【答案】B
【解析】【解答】A.决定元素种类的是质子数，A不符合题；
B.质子数相同的原子一定属于同种元素，B符合题意；
C.元素的化学性质取决于原子核最外层电子数，而不是原子核内中子数，C不符合题意；
D.氢原子核内只有一个质子，没有中子，所以中子数为0，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.元素指具有相同核电核数（及核内质子数）的一类原子的总称；
C.发生化学变化时主要是最外层电子书改变，所以鱼子和最外层电子数决定了元素的化学性质；
D.中子数=相对原子质量-质子数。
5．【答案】B
【解析】【解答】价电子层为ns2np4的原子失去一个电子后形成ns2np3的稳定结构，因而其第一电离能最小。
【分析】当原子失去一个电子变为半充满状态时，就说明该原子特别容易失去一个电子形成离子，则其第一电离能最小。
6．【答案】B
【解析】【解答】由分析可知，X是F，Y是Al，Z是S，W是Ga；
A．Al和S同周期，原子序数越大，原子半径越小，所以原子半径：，故A不符合题意；
B．同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，Al和S同周期，S和Ga同主族，所以第一电离能：，故B符合题意；
C．非金属性：F>S，元素的非金属性越强，其简单气态氢化物越稳定，即F的简单气态氢化物的热稳定性比S的强，故C不符合题意；
D．金属性：Ga>Al，元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则Ga的最高价氧化物对应水化物的碱性比Al的强，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】 Y的周期序数与族序数相等，则Y为Al元素，X比Y原子序数小，且X在同周期元素中非金属最强，则X是F，基态时Z原子原子轨道上成对电子与未成对电子数目相等，则其价电子排布是3s23p4，故Z是S，W的原子序数比Y大18，则W是Ga；
A.电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；
B.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；
C.元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定；
D.元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强。
7．【答案】B
【解析】【解答】A． 该新型化合物有碳碳双键，属于sp2杂化，A不符合题意；
B ．丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐属于含共价键的离子化合物，B符合题意；
C．H的第一电离能大于C小于N，F>N> H> C，C不符合题意；
D．该新型化合物中的H元素位于s区，D不符合题意；
故答案为：B
【分析】A．有碳碳双键，属于sp2杂化；
B.1-正丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐属于离子化合物；
C．H的1s轨道为半充满稳定结构，第一电离能较大；
D．H位于s区。
8．【答案】B
【解析】【解答】由分析可知：X是C、Y是O、Z是Na、R是S、W是Cl；
A．Z、R、W分别为Na、S、Cl，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径： Z>R>W，故A不符合题意；
B．R是S，最高化合价是+6价，最高价氧化物对应水化物的化学式是H2SO4，故B符合题意；
C．C2Cl6分子每个C原子形成4个共价键，C原子最外层满足8电子稳定结构，Cl形成1个共价键，最外层电子数也为8，故C不符合题意；
D．ZWY 是NaClO，具有强氧化性，能杀菌消毒，是84 消毒液的有效成分，故D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】X、Y、Z、R、W是5种短周期元素，原子序数依次增大．离子化合物Z2Y中Z的化合价为+1价，Y的化合价为-2价，分别为ⅠA族和ⅥA族元素，已知Y、R同主族，且形成共价化合物RY3，则R为S元素，Y为O元素，Z、R、W同周期，则Z为Na元素；W原子序数最大，则W是Cl元素，根据XW4可知X为C元素；
9．【答案】C
【解析】【解答】四种元素中应位于同一周期，ns2np3中p轨道为半充满状态，难以失去电子，则第一电离能最大；
故答案为C。
【分析】因同主族元素从上到下电离能逐渐减小，比较核外电子的第一电离能，应按同周期元素比较，否则没有可比性，当最外层处于半充满或全充满时，难以失去电子，则第一电离能最大。
10．【答案】A
【解析】【解答】A．莫尔盐中的铁为+2价，被空气中的氧气氧化后会变质成+3价，检验是否存在铁离子应用亚铁氰化钾溶液或KSCN溶液，A符合题意；
B．中中心原子的价层电子对数为4，采用sp3杂化，有4个σ键电子对，B不符合题意；
C．基态的价层电子排布式为2s22p6，轨道表示式为，C不符合题意；
D．N原子的2p轨道处于半满状态，能量较低，比同周期相邻的两种元素的第一电离能都大，D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A．依据检验铁离子应用亚铁氰化钾溶液或KSCN溶液；
B．依据单键是σ键，双键一个σ键和一个π键，三键是一个σ键和两个π键；
C．依据构造原理和洪特规则分析；
D．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。
11．【答案】C
【解析】【解答】A．在共价化合物中，共用电子对会偏向电负性大的元素，使其显负价，A不符合题意；
B．同主族元素从上到下，第一电离能逐渐增加，元素的金属性也逐渐增强，因此可以将第一电离能的大小作为判断元素金属性强弱的依据，B不符合题意；
C．元素周期表中的S区除H外都是金属元素，C符合题意；
D．元素周期表中从第四周期开始的长周期，比短周期多出的元素全部是金属元素，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A．在共价化合物中，共用电子对会偏向电负性大的元素；
B．同主族元素从上到下，第一电离能逐渐增加，元素的金属性也逐渐增强；
C．元素周期表中的S区除H外都是金属元素；
D．依据元素周期表元素的种类判断。
12．【答案】B
【解析】【解答】A、同周期从左到右各元素电负性递增，因为电负性X>Y，所以同周期Y在前X在后，X的非金属性更强。而同一周期，各元素原子的第一电离能从左到右总体递增，但是如果原子最外层处于处于全满或者半满时是一种亚稳定状态，对应原子的第一电离能比相邻的原子高，所以出现诸如N元素第一电离能比O元素大情况，既A不符合要求。
B、X的非金属性更强，所以X的氢化物更稳定，B符合要求。
C、X的非金属性更强，一般其最高价含氧酸酸性更强，但是X可能不存在最高价含氧酸，如X为O元素或F元素，所以C不符合要求。
D、由于X的电负性更强，所以X和Y如果形成共价化合物，共用电子对偏向X，X显负价；如果形成离子化合物，X形成的是阴离子显负价，因此D不符合要求。
故答案为：B。
【分析】 已知元素X、Y同周期，且电负性X>Y， 即可判断X在Y的右侧，元素的非金属性是X大于Y，结合选项进行判断即可
13．【答案】C
【解析】【解答】A、电子层数越大，原子半径越大；电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。因此原子半径：W＞E＞Y＞Z＞X，A不符合题意。
B、W2Z2的化学式为Na2O2，其中含有离子键和共价键，B不符合题意。
C、同一周期，核电荷数越大，电负性越大，因此电负性：Z＞Y＞X，C符合题意。
D、Z、W、E组成的化合物为Na2SO3或Na2SO4，其中Na2SO3溶液显碱性，Na2SO4溶液显中性，D不符合题意。
故答案为：C
【分析】基态Y原子的核外有3个未成对的电子，因此Y的核外电子排布式为1s22s22p3，所以Y为N。Z、E同族，且E可形成6个共价键，因此E为S，Z为O。X可形成1个共价键，所以X为H。W可形成带一个单位正电荷的离子，因此W为Na。
14．【答案】D
【解析】【解答】A．反应中，N和S元素化合价降低，该反应的氧化剂是S和，故A不符合题意；
B．生成标准状况下2.24L，物质的量为0.1mol，则生成0.3molCO2，C元素由0价上升到+4价，转移1.2mol电子，故B不符合题意；
C．反应中，N和S元素化合价降低，C元素化合价上升，为氧化产物，和为还原产物，则氧化产物与还原产物的物质的量之比为3∶2，故C不符合题意；
D．非金属性越强，电负性越强，所以电负性：O>N>C>K，故D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.所含元素化合价降低的物质为氧化剂；
B.根据得失电子守恒计算；
C.中，和为还原产物，为氧化产物；
D.元素的非金属性越强，电负性越大。
15．【答案】D
【解析】【解答】A．由分析可知，X、Y的氢化物分别为：CH4和NH3，由于NH3存在分子间氢键，故氢化物沸点： ，A不符合题意；
B．根据同一周期从左往右主族元素的原子半径依次减小，同一主族从上往下依次增大，故原子半径： ，B不符合题意；
C．根据同一周期从左往右元素的第一电离能呈增大趋势，IIA与IIIA，VA与VIA反常，故第一电离能： ，C不符合题意；
D．由于阳离子中的Y原子是N原子，形成了类似于铵根离子的阳离子，故存在配位键，阴离子中的W为B，最外层上只有3个电子，能形成3个共价键，现在形成了4个共价键，故还有一个配位键，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】
根据结构简式推断，X是碳、Y是氮、M是氢、Z是氧、W是硼；
A.两者氢化物分别是甲烷和氨气，氮氨气存在氢键，沸点较高；
B.原子半径同周期随质子数增加而减小，同主族随质子数增加而增大；
C.电离能同周期从左到右逐渐增大；
D.根据结构简式均含一个配位键。
16．【答案】A
【解析】【解答】A．Cr位于第四周期ⅥB族，属于d区，故A符合题意；
B．Cr是24号元素，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，核外有15种空间运动状态不同的电子，有24种运动状态不同的电子，故B不符合题意；
C．Mn价电子排布式为3d54s2，Mn的最外层处于全满，能量低，稳定，因此Mn的第一电离能大，故C不符合题意；
D．Cr的价电子排布式为3d54s1，Cr的3d轨道上有5个电子，4s上有1个电子，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】B.Cr的原子序数为24，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，核外有15种空间运动状态不同的电子；
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；
D.Cr的价电子排布式为3d54s1。
17．【答案】B
【解析】【解答】根据上述分析可知：W为O，X为Na，Y为Si，Z为Cl。
A．同一周期元素的第一电离能呈增大趋势，则元素的第一电离能大小关系为：Z(Cl)＞Y(Si)＞X(Na)，A不符合题意；
B．单质Si为共价晶体，原子之间以共价键结合，而单质Na为金属晶体，金属阳离子与自由电子之间以金属键结合，金属键比共价键弱，故单质熔点：Si＞Na，B符合题意；
C．元素的非金属性越强，其形成的简单氢化物的稳定性就越强。元素的非金属性：Si＜Cl，故简单氢化物的热稳定性：SiH4＜HCl，C不符合题意；
D．Cl元素的常见含氧酸有HClO、HClO2、HClO3、HClO4，其中HClO、HClO2属于弱酸，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】 X的原子半径是所有短周期主族元素中最大的，则X为Na元素，W可以与Y形成共价双键，W的最外层含有6个电子，其原子序数小于Na，则W为O元素； W的核外电子数与X、Z的最外层电子数之和相等，Z的最外层电子数为8-1=7，Z的原子序数大于Na，则Z为Cl元素，Y的原子序数是Z的最外层电子数的2倍，Y的原子序数为14，则Y为Si元素，据此解答。
18．【答案】B
【解析】【解答】A．乙二酸为二元弱酸，故第一步电离的方程式为：，A不符合题意；
B．根据元素在周期表中的位置关系和甲烷中碳为-4价，氢为+1价，可得电负性的关系为：，B符合题意；
C．在同一原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们自旋相反，这个原理为泡利原理，若基态原子的电子排布式写为，则违背了泡利原理，C不符合题意；
D．氧为8号元素，氧的基态原子的轨道表示式：，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A．二元弱酸分步电离；
B．非金属性越强，则电负性越大；
C．在同一原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们自旋相反，这个原理为泡利原理
D．氧为8号元素。
19．【答案】D
【解析】【解答】根据分析可知：W为C，X是N，Y是O，Z是Cl。
A.离子半径应该是：N3->O2-，A选项是错误的；
B.简单氢化物的沸点应该是：H2O>HCl，B选项是错误的；
C.基态C原子 核外电子的空间运动状态 有4种，C选项是错误的；
D.同周期中第一电离能小于N的元素有：Li、Be、B、C、O五种，D选项是正确的。
故答案为：D。
【分析】A.离子核外电子排布相同的离子，遵循“序小径大”的原则，所以离子半径应该是：N3->O2-；
B.水分子中含有分子间氢键，可以提高其沸点，所以水的沸点大于氯化氢；
C.原子空间运动状态等于其占据的轨道数；
D.同周期的元素从左至右第一电离能呈现增大的趋势，但是N元素存在2p能级的半充满，结构较为稳定，不易失去最外层电子，其第一电离能大于相邻主族元素的第一电离能。
20．【答案】B
【解析】【解答】A．非金属元素第一电离能大于金属元素；同一周期元素的第一电离能呈增大趋势，但第IIA、第VA元素的第一电离能大于相邻元素，则这三种元素的第一电离能由大到小的顺序为：N＞O＞Na，即W＞X＞Y，A不符合题意；
B．同一周期元素随原子序数的增大，元素电负性逐渐增大；同一主族元素，原子核外电子层数越多，元素电负性越小，所以电负性：N＞P＞Na，即W＞Z＞Y，B符合题意；
C．离子核外电子层数越多，离子半径越大；当离子核外电子排布相同时，离子的核电荷数越大，离子半径越小。O2-、Na+核外电子排布都是2、8，有2个电子层；P3-核外电子排布是2、8、8，有3个电子层，所以简单离子半径：P3-＞O2-＞Na+，即离子半径：Z＞X＞Y ，C不符合题意；
D．这四种元素中主族非金属元素N、O、P都是p区元素，Na是s区元素，故D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基态W的原子2p轨道处于半充满状态，则W核外电子排布是1s22s22p3，W是N元素；基态X的原子的2p能级上只有一对成对电子，则X核外电子排布式是1s22s22p4，X是O元素；基态Y的原子的最外层电子运动状态只有1种，Y核外电子排布式是1s22s22p63S1， Y是Na元素， 元素Z与X同主族，则Z是P元素，然后根据问题分析解答。根据上述分析可知：W是N，X是O，Y是Na，Z是P元素。
21．【答案】（1）1s22s22p63s23p63d64s2；N
（2）氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态，不容易失去一个电子，故第一电离能比氧元素大
（3）SO42-、NH4+；sp3杂化
（4）SiCl4或CCl4
（5）H4Cu3Au；
【解析】【解答】（1）铁的核电荷数为26，其基态铁原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；铜核电荷数为29，基态铜原子电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 ，其最高能层为N；正确答案：1s22s22p63s23p63d84s2；N。(2)氧元素的第一电离能小于氮元素，氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态，不容易失去一个电子，故第一电离能比氧元素大；正确答案：氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态，不容易失去一个电子，故第一电离能比氧元素大。(3)SO42-离子中含有4个 键，没有孤电子对，所以其立体构型是正四面体，硫原子采取 杂化； 分子中O原子的价层电子对数 ，为 杂化，含有2个孤电子对，分子为V形；NH4+中N原子的价层电子对数 ，为 杂化，不含有孤电子对，为正四面体形；正确答案： SO42-、NH4+ ； sp3杂化。(4) 与SO42-互为等电子体的分子的化学式为SiCl4或CCl4；正确答案：SiCl4或CCl4。(5) 与 的合金可形成面心立方最密堆积的晶体，在晶胞中 原子处于面心，该晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由 原子与 原子构成的四面体空隙中，储氢后的晶胞结构与金刚石晶胞结构相似，金刚石晶胞结构为 ，形成的晶体中， 原子有4个， 原子数目为 ， 的原子数目为 ，该晶体储氢后的化学式为 ；该晶体的分子质量为393，若该晶体的密度为ρg·cm3，则晶胞的体积为： ÷ρ= cm3 晶胞的棱长为r= ，从结构中看出，晶胞中Cu原子与Au原子中心的最短距离d为面对角线的一般，即 r= cm；正确答案：H4Cu3Au； 。
【分析】（1）根据元素的核电荷数，书写原子的核外电子排布式；（2）考查元素的电离能；（3）根据原子的原子的价层电子对数判断杂化类型；（4）根据原子数、电子总数均相等的物质，称为等电子体；（5）根据晶胞结构分析。
22．【答案】（1）哑铃；
（2）＜；B和Al的基态原子电子排布式分别为1s22s22p1和1s22s22p63s23p1，3p能级的能量高于2p能级的能量，处于3p能级的电子更容易失去，因此I1(Al)＜I1(B)
（3）N>H>B；B>N>H；H
（4）3；3d64s2
【解析】【解答】（1）N是7号元素，价电子排布式为2s22p3，电子占据最高能级的电子云轮廓图为哑铃形，基态N原子的轨道表示式为；
（2）B和Al的基态原子电子排布式分别为1s22s22p1和1s22s22p63s23p1，B半径小，第一电离能比Al大，I1(Al) ＜800kJ·mol 1，因为3p能级的能量高于2p能级的能量，处于3p能级的电子更容易失去，因此I1(Al)＜I1(B)；
（3）①与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，电负性N>H，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)电负性H>B，电负性由大到小的顺序是N>H>B；
②同周期元素从左到右半径依次减小，原子半径由大到小的顺序是B>N>H；
③H为与s区，B、N位于p区，在元素周期表中的分区与其他两种不同的是s；
（4）①从图上可以看出，Co催化用时最短，产氢体积也最大，故催化效果最好，Co的价电子排布式为3d74s2，原子中未成对的电子数为3；
②从图上可以看出，Fe催化用时最长，产氢体积也最小，故催化效果最差，Fe原子的价层电子排布式为3d64s2；
【分析】（1）依据原子构造原理分析；
（2）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。
（3）①非金属性越强，电负性越大；
②根据层多径大，同周期元素从左到右半径依次减小；
③依据原子构造原理分析；
（4）依据图像分析判断。
23．【答案】（1）Al
（2）1s22s22p63s23p63d104s24p2；GeCl4；CD
（3）B；D
（4）>；两者均为离子化合物，且阴阳离子电荷数均为1，但后者的离子半径较大，离子键较弱，因此其熔点较低
【解析】【解答】(1)由图中数据，I4 I3，说明该元素的原子最外层有3个电子，则该元素是Al。(2)Ge位于第四周期第ⅣA族，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。由C的最高价氯化物为CCl4，则Ge的最高价氯化物为GeCl4。Ge位于金属元素与非金属元素分界线的附近，其金属性较弱，电负性应小于硫，单质可作为半导体材料；GeCl4与GeBr4均属于分子晶体，由其相对分子质量可知GeCl4的沸点低于GeBr4，故正确的为CD。(3) 分子中既有极性键又有非极性键，该分子中含有一个碳碳双键，两个碳氧双键，所以含有3个π键。(4)由题意知两种物质均为离子化合物，且阴阳离子电荷数均为1，但后者的离子半径较大，离子键较弱，因此后者熔点较低。
【分析】（1）根据电离能判断元素；
（2）Ge为32号元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2； Ge的最高化合价为+4价，最高价氯化物为GeCl4；Ge位于金属元素与非金属元素分界线的附近，可作半导体材料；
（3）A.该分子中存在-CHO而不存在-OH，分子间不能形成氢键；
B.该物质含有C=C非极性键和C-H、C=O极性键；
C.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键；
D.醛基属于亲水基，烃基属于憎水基；
（4）离子晶体的晶格能越大，熔点越高。
24．【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现周期性变化
（2）A；BCD
【解析】【解答】元素的电负性随原子序数的递增呈现周期性变化。根据已知条件及表中数值,可知Mg3N2中两元素的电负性差值为1.8,大于1.7,Mg与N之间形成离子键,Mg3N2为离子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC中两元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7,均小于1.7,Be与Cl,Al与Cl,Si与C之间均形成共价键,BeCl2、AlCl3、SiC为共价化合物。
【分析】（1）根据变革可知电负性具有周期性的变化规律；
（2）离子化合物是阴阳离子通过离子键作用而形成的化合物；共价化合物指的是原子之间通过共用电子对形成共价键而形成的化合物。
25．【答案】（1）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
（2）K、F；K+
（3）（1.5，2.1）
（4）离子化合物
【解析】【解答】(1) 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，
故答案为： 第1空、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
(2)前四周期元素电负性最小的元素为K，电负性最大的元素为F，二者形成化合物为KF，KF为离子化合物；
故答案为：
第1空、K、F
第2空、K+
(3) 同一周期从左至右电负性增大，同族元素从上到下元素电负性减小，Si元素的电负性小于P，大于Al；
故答案为： 第1空、（1.5，2.1）
(4) Li的电负性为1.0，Cl元素的电负性是3.0，二者差值为2.0大于1.7，为离子化合物，
故答案为： 第1空、离子化合物
【分析】(1) 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，
(2)前四周期元素电负性最小的元素为K，电负性最大的元素为F，KF为离子化合物；
(3) 同一周期从左至右电负性增大，同族元素从上到下元素电负性减小；
(4) 电负性差值大于1.7，为离子化合物。
一、单选题
1．某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，该元素的气态氢化物化学式为（ ）
A．HX B．H2X C．XH3 D．XH4
2．下列说法没有因果关系的是（ ）
A．氧化铝熔点高，故作耐高温材料
B．聚乙炔能燃烧，故作导电高分子材料
C．浓硫酸具有吸水性，故用于干燥
D．电负性，故酸性
3．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol-1)。
I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500 ……
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R的最高正价为+3价
B．元素R位于元素周期表中第ⅡA族
C．元素R的原子最外层共有4个电子
D．元素R基态原子的电子排布式为1s22s2
4．下列说法正确的是（ ）
A．决定元素种类的是原子核最外层电子数
B．质子数相同的原子一定属于同种元素
C．决定元素化学性质的是原子核内中子数
D．原子核内的中子数一定不为零
5．在下面的电子构型中，通常第一电离能最小的原子具有哪一种构型( )
A．ns2np3 B．ns2np4 C．ns2np5 D．ns2np6
6．前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X在同周期元素中非金属最强，Y的周期序数与族序数相等，基态时Z原子原子轨道上成对电子与未成对电子数目相等，W的原子序数比Y大18。下列说法正确的是（ ）
A．原子半径：
B．第一电离能：
C．Z的简单气态氢化物的热稳定性比X的强
D．Y的最高价氧化物对应水化物的碱性比W的强
7．离子液体是指由体积较大的阴、阳离子组成，并且在室温或接近室温下呈液态的盐，也称为低温熔融盐。有许多优点例如有难挥发，良好的导电性。可作溶剂，电解质，催化剂等。1-正丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐是一种离子液体。结构简式如图，下列关于它的叙述正确的是（ ）
或
A．该新型化合物含有的C、N、P元素均为sp3杂化
B．1-正丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐属于含共价键的离子化合物
C．有关元素的第一电离能：F>N> C> H
D．该新型化合物的组成元素全部位于元素周期表p区
8．X、Y、Z、R、W 是5 种短周期主族元素， 原子序数依次增大；它们可组成离子化合物Z2Y 和共价化合物RY3、XW4;已知Y、R 同主族， Z、R、W 同周期， 下列说错误的（ ）
A．原子半径： Z>R>W
B．R 最高价氧化物对应水化物的化学式是H2RO3
C．X2W6分子中各原子最外层电子均满足8电子结构
D．ZWY 是 84 消毒液的有效成分
9．下列原子的价电子排布中，对应元素第一电离能最大的是（ ）
A．ns2np1 B．ns2np2 C．ns2np3 D．ns2np4
10．硫酸亚铁铵[]俗称莫尔盐，在生产生活中有多种应用。下列说法错误的是
A．可用试剂检验莫尔盐是否已氧化变质
B．有4个σ键电子对
C．基态的价层电子轨道表示式为
D．N的第一电离能比同周期相邻的两种元素都大
11．下列说法错误的是（ ）
A．共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价
B．同主族元素，第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据
C．元素周期表中S区全部是金属元素
D．元素周期表中从第四周期开始的长周期，比短周期多出的元素全部是金属元素
12．已知元素X、Y同周期，且电负性X>Y，下列说法中一定错误的是（ ）
A．第一电离能：Y
C．最高价含氧酸的酸性：元素X对应酸的酸性强于Y
D．X和Y形成的化合物中，X显负价，Y显正价
13．如图所示的化合物是一种重要的化工原料，X、Y、Z、W、E是原子序数依次增大的短周期主族元素，其中Z、E同族，基态Y原子的核外有3个未成对电子。下列说法正确的是（ ）
A．原子半径：
B．W2Z2中只含有离子键
C．电负性：
D．Z、W、E组成化合物的水溶液一定显中性
14．关于反应，下列说法正确的是
A．该反应的氧化剂是硝酸钾
B．生成标准状况下2.24L，反应共转移1mol电子
C．氧化产物与还原产物的物质的量之比为3∶1
D．电负性：O>N>C>K
15．某多孔储氢材料前驱体结构如图，M、W、X、Y、Z五种元素原子序数依次增大，基态Z原子的电子填充了3个能级，其中有2个未成对电子。下列说法正确的是（ ）
A．氢化物沸点： B．原子半径：
C．第一电离能： D．阴、阳离子中均有配位键
16．下列关于Cr的说法正确的是（ ）
A．位于ⅥB族，属于d区
B．核外电子有24个空间运动状态
C．第一电离能比Mn大
D．基态Cr原子的价层电子轨道表示式为
17．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，X的原子半径是所有短周期主族元素中最大的，W原子的核外电子数与X、Z原子的最外层电子数之和相等，Y的原子序数是Z原子最外层电子数的2倍，由W、X、Y三种元素形成的化合物M的结构如图所示。下列叙述正确的是（ ）
A．第一电离能：Y＞Z＞X B．单质Y的熔点高于单质X
C．简单氢化物的热稳定性：Y＞Z D．Z的所有含氧酸均为强酸
18．乙二酸()俗称草酸，为无色晶体，是二元弱酸，广泛分布于植物、动物和真菌体中，在实验研究和化学工业中应用广泛。乙二酸与氧化剂作用易被氧化成二氧化碳和水，如。下列说法正确的是
A．乙二酸的电离方程式：
B．电负性：O>Cl>C>H
C．若基态原子的电子排布式写为，则违背了洪特规则
D．氧的基态原子的轨道表示式：
19．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其中Z的内层电子数是X最外层电子数的2倍：基态Y原子的s轨道电子数与p轨道电子数相等；由这四种元素组成的某种物质常用作消毒漂白剂，其结构式如图所示。下列说法正确的是
A．简单离子半径：X
C．基态W原子核外电子的空间运动状态有6种
D．同周期中第一电离能小于X的元素有5种
20．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基态W的原子2p轨道处于半充满状态，基态X的原子的2p能级上只有一对成对电子，基态Y的原子的最外层电子运动状态只有1种，元素Z与X同主族。下列说法不正确的是（ ）
A．第一电离能： B．电负性：
C．简单离子半径： D．这些元素中有3种属于p区元素
二、综合题
21．五水硫酸铜( CuSO4·5H2O) 和六水硫酸亚铁铵[(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O] 都是重要的化工原料，用途十分广泛。
请回答与这两种物质中元素有关的一些问题。
（1）基态铁原子的核外电子排布式为 ；基态铜原子的电子占据的最高能层符号为 。
（2）氧元素的第一电离能小于氮元素，其原因是 。
（3）SO42-、H2O、NH4+三种微粒中，空间构型为正四面体的是 ；NH4+中氮原子的杂化轨道类型是 。
（4）写出与SO42-互为等电子体的分子的化学式 (写一种)。
（5）Cu与Au的合金可形成面心立方最密堆积的晶体，在该晶胞中Cu 原子处于面心，该晶体具有储氢功能，氢原子可进入到Cu原子与Au原子构成的立方体空隙中，储氢后的晶胞结构与金刚石晶胞结构(如图) 相似，该晶体储氢后的化学式为 ，若该晶体的密度为ρg.cm-3，则晶胞中Cu原子与Au原子中心的最短距离d= cm (NA表示阿伏加德罗常数的值)。
22．氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。回答下列问题：
（1）基态N原子中电子占据最高能级的电子云轮廓图为 形，基态N原子的轨道表示式为 。
（2）B的第一电离能I1(B)=800kJ·mol 1，判断I1(Al) 800kJ·mol 1(填“>”或“＜”)，从电子排布的角度说明判断理由 。
（3）NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)。在H、B、N三种元素中：
①电负性由大到小的顺序是 。
②原子半径由大到小的顺序是 。
③在元素周期表中的分区与其他两种不同的是 。
（4）26Fe、27Co、28Ni、29Cu是目前氨硼烷水解产氢催化剂研究的热点。不同催化剂催化氨硼烷水解产氢的性能如图所示。
这四种催化剂中：
①催化效果最好的金属基态原子中未成对的电子数为 。
②催化效果最差的金属基态原子的价层电子排布式为 。
23．请回答下列问题：
（1）N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I1 I2 I3 I4 ……
In/(kJ·mol-1) 578 1 817 2 745 11 578 ……
则该元素是 (填写元素符号)。
（2）基态锗(Ge)原子的电子排布式是 。Ge的最高价氯化物分子式是 。该元素可能的性质或应用有 。
A.是一种活泼的金属元素
B.其电负性大于硫
C.其单质可作为半导体材料
D.其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点
（3）关于化合物 ，下列叙述正确的有 。
A．分子间可形成氢键
B．分子中既有极性键又有非极性键
C．分子中有7个σ键和1个π键
D．该分子在水中的溶解度大于2-丁烯
（4）NaF的熔点 B 的熔点(填“>”“=”或“<”)，其原因是 。
24．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
25．下表是某些短周期元素的电负性数值(鲍林标度)。
元素符号 N O F P S
电负性数值 1.0 1.5 3.0 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 2.1 2.5 3.0
（1）根据表中数据归纳元素的电负性的变化规律。
（2）试推测，前四周期元素中电负性最小的元素与电负性最大的元素分别是 元素，写出这两种元素形成的化合物的电子式 。
（3）预测元素电负性的范围 。
（4）一般认为，如果两种成键元素之间的电负性差值大于1.7，它们的原子之间通常形成离子键，电负性差值小于1.7通常形成共价键。请据此预测属于离子化合物还是共价化合物 。
答案解析部分
1．【答案】D
【解析】【解答】某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，该元素的最高价是+4价，所以最低价是－4价，则气态氢化物化学式为XH4，答案选D。
点睛：掌握主族元素化合价的判断依据以及最高价与最低价的关系是解答的关键，主族元素的化合价计算依据是：①主族元素的最高正价等于主族序数，且等于主族元素原子的最外层电子数(O除外)，其中氟无正价。②主族元素的最高正价与最低负价的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族元素分别位于ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。
正确答案为：D。
【分析】一般规则，最高正价和最低负价的关系。
2．【答案】B
【解析】【解答】A．氧化铝熔点高，高温时不熔化，可作高温材料，有因果关系，A不符合题意；
B．燃烧和导电之间没有必然联系，B符合题意；
C．浓硫酸具有吸水性，可以吸收水蒸气，可用于干燥，有因果关系，C不符合题意；
D．电负性，电负性越大，羧基上碳上电子云密度越小，羟基上碳和氢之间的共用电子对向氧靠近，更加容易断裂，有因果关系，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.氧化铝的熔点高，因此可作耐高温材料；
C.浓硫酸用于干燥氢气是因为浓硫酸具有吸水性；
D.电负性越大，酸中的氢离子越容易电离，酸性越强。
3．【答案】B
【解析】【解答】由表中数据I3 I2，可知元素R的最高正价为+2价，A项错；元素R一定位于第ⅡA族，最外层有2个电子，但R不一定是Be元素，故C、D项错。
【分析】根据各级电离能的比较，第二级电离能和第三级电离能相差较大，可知该原子最易失去两个电子。
4．【答案】B
【解析】【解答】A.决定元素种类的是质子数，A不符合题；
B.质子数相同的原子一定属于同种元素，B符合题意；
C.元素的化学性质取决于原子核最外层电子数，而不是原子核内中子数，C不符合题意；
D.氢原子核内只有一个质子，没有中子，所以中子数为0，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.元素指具有相同核电核数（及核内质子数）的一类原子的总称；
C.发生化学变化时主要是最外层电子书改变，所以鱼子和最外层电子数决定了元素的化学性质；
D.中子数=相对原子质量-质子数。
5．【答案】B
【解析】【解答】价电子层为ns2np4的原子失去一个电子后形成ns2np3的稳定结构，因而其第一电离能最小。
【分析】当原子失去一个电子变为半充满状态时，就说明该原子特别容易失去一个电子形成离子，则其第一电离能最小。
6．【答案】B
【解析】【解答】由分析可知，X是F，Y是Al，Z是S，W是Ga；
A．Al和S同周期，原子序数越大，原子半径越小，所以原子半径：，故A不符合题意；
B．同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，Al和S同周期，S和Ga同主族，所以第一电离能：，故B符合题意；
C．非金属性：F>S，元素的非金属性越强，其简单气态氢化物越稳定，即F的简单气态氢化物的热稳定性比S的强，故C不符合题意；
D．金属性：Ga>Al，元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则Ga的最高价氧化物对应水化物的碱性比Al的强，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】 Y的周期序数与族序数相等，则Y为Al元素，X比Y原子序数小，且X在同周期元素中非金属最强，则X是F，基态时Z原子原子轨道上成对电子与未成对电子数目相等，则其价电子排布是3s23p4，故Z是S，W的原子序数比Y大18，则W是Ga；
A.电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；
B.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；
C.元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定；
D.元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强。
7．【答案】B
【解析】【解答】A． 该新型化合物有碳碳双键，属于sp2杂化，A不符合题意；
B ．丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐属于含共价键的离子化合物，B符合题意；
C．H的第一电离能大于C小于N，F>N> H> C，C不符合题意；
D．该新型化合物中的H元素位于s区，D不符合题意；
故答案为：B
【分析】A．有碳碳双键，属于sp2杂化；
B.1-正丁基-3-甲基咪唑六氟磷酸盐属于离子化合物；
C．H的1s轨道为半充满稳定结构，第一电离能较大；
D．H位于s区。
8．【答案】B
【解析】【解答】由分析可知：X是C、Y是O、Z是Na、R是S、W是Cl；
A．Z、R、W分别为Na、S、Cl，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径： Z>R>W，故A不符合题意；
B．R是S，最高化合价是+6价，最高价氧化物对应水化物的化学式是H2SO4，故B符合题意；
C．C2Cl6分子每个C原子形成4个共价键，C原子最外层满足8电子稳定结构，Cl形成1个共价键，最外层电子数也为8，故C不符合题意；
D．ZWY 是NaClO，具有强氧化性，能杀菌消毒，是84 消毒液的有效成分，故D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】X、Y、Z、R、W是5种短周期元素，原子序数依次增大．离子化合物Z2Y中Z的化合价为+1价，Y的化合价为-2价，分别为ⅠA族和ⅥA族元素，已知Y、R同主族，且形成共价化合物RY3，则R为S元素，Y为O元素，Z、R、W同周期，则Z为Na元素；W原子序数最大，则W是Cl元素，根据XW4可知X为C元素；
9．【答案】C
【解析】【解答】四种元素中应位于同一周期，ns2np3中p轨道为半充满状态，难以失去电子，则第一电离能最大；
故答案为C。
【分析】因同主族元素从上到下电离能逐渐减小，比较核外电子的第一电离能，应按同周期元素比较，否则没有可比性，当最外层处于半充满或全充满时，难以失去电子，则第一电离能最大。
10．【答案】A
【解析】【解答】A．莫尔盐中的铁为+2价，被空气中的氧气氧化后会变质成+3价，检验是否存在铁离子应用亚铁氰化钾溶液或KSCN溶液，A符合题意；
B．中中心原子的价层电子对数为4，采用sp3杂化，有4个σ键电子对，B不符合题意；
C．基态的价层电子排布式为2s22p6，轨道表示式为，C不符合题意；
D．N原子的2p轨道处于半满状态，能量较低，比同周期相邻的两种元素的第一电离能都大，D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A．依据检验铁离子应用亚铁氰化钾溶液或KSCN溶液；
B．依据单键是σ键，双键一个σ键和一个π键，三键是一个σ键和两个π键；
C．依据构造原理和洪特规则分析；
D．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。
11．【答案】C
【解析】【解答】A．在共价化合物中，共用电子对会偏向电负性大的元素，使其显负价，A不符合题意；
B．同主族元素从上到下，第一电离能逐渐增加，元素的金属性也逐渐增强，因此可以将第一电离能的大小作为判断元素金属性强弱的依据，B不符合题意；
C．元素周期表中的S区除H外都是金属元素，C符合题意；
D．元素周期表中从第四周期开始的长周期，比短周期多出的元素全部是金属元素，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A．在共价化合物中，共用电子对会偏向电负性大的元素；
B．同主族元素从上到下，第一电离能逐渐增加，元素的金属性也逐渐增强；
C．元素周期表中的S区除H外都是金属元素；
D．依据元素周期表元素的种类判断。
12．【答案】B
【解析】【解答】A、同周期从左到右各元素电负性递增，因为电负性X>Y，所以同周期Y在前X在后，X的非金属性更强。而同一周期，各元素原子的第一电离能从左到右总体递增，但是如果原子最外层处于处于全满或者半满时是一种亚稳定状态，对应原子的第一电离能比相邻的原子高，所以出现诸如N元素第一电离能比O元素大情况，既A不符合要求。
B、X的非金属性更强，所以X的氢化物更稳定，B符合要求。
C、X的非金属性更强，一般其最高价含氧酸酸性更强，但是X可能不存在最高价含氧酸，如X为O元素或F元素，所以C不符合要求。
D、由于X的电负性更强，所以X和Y如果形成共价化合物，共用电子对偏向X，X显负价；如果形成离子化合物，X形成的是阴离子显负价，因此D不符合要求。
故答案为：B。
【分析】 已知元素X、Y同周期，且电负性X>Y， 即可判断X在Y的右侧，元素的非金属性是X大于Y，结合选项进行判断即可
13．【答案】C
【解析】【解答】A、电子层数越大，原子半径越大；电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。因此原子半径：W＞E＞Y＞Z＞X，A不符合题意。
B、W2Z2的化学式为Na2O2，其中含有离子键和共价键，B不符合题意。
C、同一周期，核电荷数越大，电负性越大，因此电负性：Z＞Y＞X，C符合题意。
D、Z、W、E组成的化合物为Na2SO3或Na2SO4，其中Na2SO3溶液显碱性，Na2SO4溶液显中性，D不符合题意。
故答案为：C
【分析】基态Y原子的核外有3个未成对的电子，因此Y的核外电子排布式为1s22s22p3，所以Y为N。Z、E同族，且E可形成6个共价键，因此E为S，Z为O。X可形成1个共价键，所以X为H。W可形成带一个单位正电荷的离子，因此W为Na。
14．【答案】D
【解析】【解答】A．反应中，N和S元素化合价降低，该反应的氧化剂是S和，故A不符合题意；
B．生成标准状况下2.24L，物质的量为0.1mol，则生成0.3molCO2，C元素由0价上升到+4价，转移1.2mol电子，故B不符合题意；
C．反应中，N和S元素化合价降低，C元素化合价上升，为氧化产物，和为还原产物，则氧化产物与还原产物的物质的量之比为3∶2，故C不符合题意；
D．非金属性越强，电负性越强，所以电负性：O>N>C>K，故D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.所含元素化合价降低的物质为氧化剂；
B.根据得失电子守恒计算；
C.中，和为还原产物，为氧化产物；
D.元素的非金属性越强，电负性越大。
15．【答案】D
【解析】【解答】A．由分析可知，X、Y的氢化物分别为：CH4和NH3，由于NH3存在分子间氢键，故氢化物沸点： ，A不符合题意；
B．根据同一周期从左往右主族元素的原子半径依次减小，同一主族从上往下依次增大，故原子半径： ，B不符合题意；
C．根据同一周期从左往右元素的第一电离能呈增大趋势，IIA与IIIA，VA与VIA反常，故第一电离能： ，C不符合题意；
D．由于阳离子中的Y原子是N原子，形成了类似于铵根离子的阳离子，故存在配位键，阴离子中的W为B，最外层上只有3个电子，能形成3个共价键，现在形成了4个共价键，故还有一个配位键，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】
根据结构简式推断，X是碳、Y是氮、M是氢、Z是氧、W是硼；
A.两者氢化物分别是甲烷和氨气，氮氨气存在氢键，沸点较高；
B.原子半径同周期随质子数增加而减小，同主族随质子数增加而增大；
C.电离能同周期从左到右逐渐增大；
D.根据结构简式均含一个配位键。
16．【答案】A
【解析】【解答】A．Cr位于第四周期ⅥB族，属于d区，故A符合题意；
B．Cr是24号元素，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，核外有15种空间运动状态不同的电子，有24种运动状态不同的电子，故B不符合题意；
C．Mn价电子排布式为3d54s2，Mn的最外层处于全满，能量低，稳定，因此Mn的第一电离能大，故C不符合题意；
D．Cr的价电子排布式为3d54s1，Cr的3d轨道上有5个电子，4s上有1个电子，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】B.Cr的原子序数为24，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，核外有15种空间运动状态不同的电子；
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；
D.Cr的价电子排布式为3d54s1。
17．【答案】B
【解析】【解答】根据上述分析可知：W为O，X为Na，Y为Si，Z为Cl。
A．同一周期元素的第一电离能呈增大趋势，则元素的第一电离能大小关系为：Z(Cl)＞Y(Si)＞X(Na)，A不符合题意；
B．单质Si为共价晶体，原子之间以共价键结合，而单质Na为金属晶体，金属阳离子与自由电子之间以金属键结合，金属键比共价键弱，故单质熔点：Si＞Na，B符合题意；
C．元素的非金属性越强，其形成的简单氢化物的稳定性就越强。元素的非金属性：Si＜Cl，故简单氢化物的热稳定性：SiH4＜HCl，C不符合题意；
D．Cl元素的常见含氧酸有HClO、HClO2、HClO3、HClO4，其中HClO、HClO2属于弱酸，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】 X的原子半径是所有短周期主族元素中最大的，则X为Na元素，W可以与Y形成共价双键，W的最外层含有6个电子，其原子序数小于Na，则W为O元素； W的核外电子数与X、Z的最外层电子数之和相等，Z的最外层电子数为8-1=7，Z的原子序数大于Na，则Z为Cl元素，Y的原子序数是Z的最外层电子数的2倍，Y的原子序数为14，则Y为Si元素，据此解答。
18．【答案】B
【解析】【解答】A．乙二酸为二元弱酸，故第一步电离的方程式为：，A不符合题意；
B．根据元素在周期表中的位置关系和甲烷中碳为-4价，氢为+1价，可得电负性的关系为：，B符合题意；
C．在同一原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们自旋相反，这个原理为泡利原理，若基态原子的电子排布式写为，则违背了泡利原理，C不符合题意；
D．氧为8号元素，氧的基态原子的轨道表示式：，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A．二元弱酸分步电离；
B．非金属性越强，则电负性越大；
C．在同一原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们自旋相反，这个原理为泡利原理
D．氧为8号元素。
19．【答案】D
【解析】【解答】根据分析可知：W为C，X是N，Y是O，Z是Cl。
A.离子半径应该是：N3->O2-，A选项是错误的；
B.简单氢化物的沸点应该是：H2O>HCl，B选项是错误的；
C.基态C原子 核外电子的空间运动状态 有4种，C选项是错误的；
D.同周期中第一电离能小于N的元素有：Li、Be、B、C、O五种，D选项是正确的。
故答案为：D。
【分析】A.离子核外电子排布相同的离子，遵循“序小径大”的原则，所以离子半径应该是：N3->O2-；
B.水分子中含有分子间氢键，可以提高其沸点，所以水的沸点大于氯化氢；
C.原子空间运动状态等于其占据的轨道数；
D.同周期的元素从左至右第一电离能呈现增大的趋势，但是N元素存在2p能级的半充满，结构较为稳定，不易失去最外层电子，其第一电离能大于相邻主族元素的第一电离能。
20．【答案】B
【解析】【解答】A．非金属元素第一电离能大于金属元素；同一周期元素的第一电离能呈增大趋势，但第IIA、第VA元素的第一电离能大于相邻元素，则这三种元素的第一电离能由大到小的顺序为：N＞O＞Na，即W＞X＞Y，A不符合题意；
B．同一周期元素随原子序数的增大，元素电负性逐渐增大；同一主族元素，原子核外电子层数越多，元素电负性越小，所以电负性：N＞P＞Na，即W＞Z＞Y，B符合题意；
C．离子核外电子层数越多，离子半径越大；当离子核外电子排布相同时，离子的核电荷数越大，离子半径越小。O2-、Na+核外电子排布都是2、8，有2个电子层；P3-核外电子排布是2、8、8，有3个电子层，所以简单离子半径：P3-＞O2-＞Na+，即离子半径：Z＞X＞Y ，C不符合题意；
D．这四种元素中主族非金属元素N、O、P都是p区元素，Na是s区元素，故D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基态W的原子2p轨道处于半充满状态，则W核外电子排布是1s22s22p3，W是N元素；基态X的原子的2p能级上只有一对成对电子，则X核外电子排布式是1s22s22p4，X是O元素；基态Y的原子的最外层电子运动状态只有1种，Y核外电子排布式是1s22s22p63S1， Y是Na元素， 元素Z与X同主族，则Z是P元素，然后根据问题分析解答。根据上述分析可知：W是N，X是O，Y是Na，Z是P元素。
21．【答案】（1）1s22s22p63s23p63d64s2；N
（2）氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态，不容易失去一个电子，故第一电离能比氧元素大
（3）SO42-、NH4+；sp3杂化
（4）SiCl4或CCl4
（5）H4Cu3Au；
【解析】【解答】（1）铁的核电荷数为26，其基态铁原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；铜核电荷数为29，基态铜原子电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 ，其最高能层为N；正确答案：1s22s22p63s23p63d84s2；N。(2)氧元素的第一电离能小于氮元素，氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态，不容易失去一个电子，故第一电离能比氧元素大；正确答案：氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态，不容易失去一个电子，故第一电离能比氧元素大。(3)SO42-离子中含有4个 键，没有孤电子对，所以其立体构型是正四面体，硫原子采取 杂化； 分子中O原子的价层电子对数 ，为 杂化，含有2个孤电子对，分子为V形；NH4+中N原子的价层电子对数 ，为 杂化，不含有孤电子对，为正四面体形；正确答案： SO42-、NH4+ ； sp3杂化。(4) 与SO42-互为等电子体的分子的化学式为SiCl4或CCl4；正确答案：SiCl4或CCl4。(5) 与 的合金可形成面心立方最密堆积的晶体，在晶胞中 原子处于面心，该晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由 原子与 原子构成的四面体空隙中，储氢后的晶胞结构与金刚石晶胞结构相似，金刚石晶胞结构为 ，形成的晶体中， 原子有4个， 原子数目为 ， 的原子数目为 ，该晶体储氢后的化学式为 ；该晶体的分子质量为393，若该晶体的密度为ρg·cm3，则晶胞的体积为： ÷ρ= cm3 晶胞的棱长为r= ，从结构中看出，晶胞中Cu原子与Au原子中心的最短距离d为面对角线的一般，即 r= cm；正确答案：H4Cu3Au； 。
【分析】（1）根据元素的核电荷数，书写原子的核外电子排布式；（2）考查元素的电离能；（3）根据原子的原子的价层电子对数判断杂化类型；（4）根据原子数、电子总数均相等的物质，称为等电子体；（5）根据晶胞结构分析。
22．【答案】（1）哑铃；
（2）＜；B和Al的基态原子电子排布式分别为1s22s22p1和1s22s22p63s23p1，3p能级的能量高于2p能级的能量，处于3p能级的电子更容易失去，因此I1(Al)＜I1(B)
（3）N>H>B；B>N>H；H
（4）3；3d64s2
【解析】【解答】（1）N是7号元素，价电子排布式为2s22p3，电子占据最高能级的电子云轮廓图为哑铃形，基态N原子的轨道表示式为；
（2）B和Al的基态原子电子排布式分别为1s22s22p1和1s22s22p63s23p1，B半径小，第一电离能比Al大，I1(Al) ＜800kJ·mol 1，因为3p能级的能量高于2p能级的能量，处于3p能级的电子更容易失去，因此I1(Al)＜I1(B)；
（3）①与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，电负性N>H，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)电负性H>B，电负性由大到小的顺序是N>H>B；
②同周期元素从左到右半径依次减小，原子半径由大到小的顺序是B>N>H；
③H为与s区，B、N位于p区，在元素周期表中的分区与其他两种不同的是s；
（4）①从图上可以看出，Co催化用时最短，产氢体积也最大，故催化效果最好，Co的价电子排布式为3d74s2，原子中未成对的电子数为3；
②从图上可以看出，Fe催化用时最长，产氢体积也最小，故催化效果最差，Fe原子的价层电子排布式为3d64s2；
【分析】（1）依据原子构造原理分析；
（2）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。
（3）①非金属性越强，电负性越大；
②根据层多径大，同周期元素从左到右半径依次减小；
③依据原子构造原理分析；
（4）依据图像分析判断。
23．【答案】（1）Al
（2）1s22s22p63s23p63d104s24p2；GeCl4；CD
（3）B；D
（4）>；两者均为离子化合物，且阴阳离子电荷数均为1，但后者的离子半径较大，离子键较弱，因此其熔点较低
【解析】【解答】(1)由图中数据，I4 I3，说明该元素的原子最外层有3个电子，则该元素是Al。(2)Ge位于第四周期第ⅣA族，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。由C的最高价氯化物为CCl4，则Ge的最高价氯化物为GeCl4。Ge位于金属元素与非金属元素分界线的附近，其金属性较弱，电负性应小于硫，单质可作为半导体材料；GeCl4与GeBr4均属于分子晶体，由其相对分子质量可知GeCl4的沸点低于GeBr4，故正确的为CD。(3) 分子中既有极性键又有非极性键，该分子中含有一个碳碳双键，两个碳氧双键，所以含有3个π键。(4)由题意知两种物质均为离子化合物，且阴阳离子电荷数均为1，但后者的离子半径较大，离子键较弱，因此后者熔点较低。
【分析】（1）根据电离能判断元素；
（2）Ge为32号元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2； Ge的最高化合价为+4价，最高价氯化物为GeCl4；Ge位于金属元素与非金属元素分界线的附近，可作半导体材料；
（3）A.该分子中存在-CHO而不存在-OH，分子间不能形成氢键；
B.该物质含有C=C非极性键和C-H、C=O极性键；
C.单键均为σ键，双键含有1个σ键和1个π键；
D.醛基属于亲水基，烃基属于憎水基；
（4）离子晶体的晶格能越大，熔点越高。
24．【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现周期性变化
（2）A；BCD
【解析】【解答】元素的电负性随原子序数的递增呈现周期性变化。根据已知条件及表中数值,可知Mg3N2中两元素的电负性差值为1.8,大于1.7,Mg与N之间形成离子键,Mg3N2为离子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC中两元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7,均小于1.7,Be与Cl,Al与Cl,Si与C之间均形成共价键,BeCl2、AlCl3、SiC为共价化合物。
【分析】（1）根据变革可知电负性具有周期性的变化规律；
（2）离子化合物是阴阳离子通过离子键作用而形成的化合物；共价化合物指的是原子之间通过共用电子对形成共价键而形成的化合物。
25．【答案】（1）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
（2）K、F；K+
（3）（1.5，2.1）
（4）离子化合物
【解析】【解答】(1) 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，
故答案为： 第1空、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
(2)前四周期元素电负性最小的元素为K，电负性最大的元素为F，二者形成化合物为KF，KF为离子化合物；
故答案为：
第1空、K、F
第2空、K+
(3) 同一周期从左至右电负性增大，同族元素从上到下元素电负性减小，Si元素的电负性小于P，大于Al；
故答案为： 第1空、（1.5，2.1）
(4) Li的电负性为1.0，Cl元素的电负性是3.0，二者差值为2.0大于1.7，为离子化合物，
故答案为： 第1空、离子化合物
【分析】(1) 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，
(2)前四周期元素电负性最小的元素为K，电负性最大的元素为F，KF为离子化合物；
(3) 同一周期从左至右电负性增大，同族元素从上到下元素电负性减小；
(4) 电负性差值大于1.7，为离子化合物。