学业分层测评(四) 元素周期律
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学业达标]
1．具有相同电子层结构的三种微粒An＋、Bn－和C，下列说法正确的是( ) A．原子序数关系：C＞B＞A B．离子半径关系：Bn－＜An＋ C．C是稀有气体元素的原子 D．原子半径关系：A＜B＜C
【解析】 An＋、Bn－、C具有相同的电子层结构，则其核外电子总数相等。设C的原子序数为z，则A的原子序数为z＋n，B的原子序数为z－n，则原子序数关系为A>C>B，A错。因An＋、Bn－具有相同的电子层结构，阴离子的半径大于阳离子的半径，即r(Bn－)＞r(An＋)，B错。An＋、Bn－都应具有稀有气体的电子层结构，C的电子层结构与An＋、Bn－相同，所以C必为稀有气体元素的原子；B、C为同一周期的元素，而A应处于B、C的下一周期，故A的原子半径应大于B。故C正确，D错误。
【答案】 C
2．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( ) A．Na、K、Rb C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋
B．F、Cl、Br D．Cl－、Br－、I－
【解析】 同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2
＋
、Al3＋电子层数相同但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C项不符合。 【答案】 C
3．下列各组粒子半径大小的比较中，错误的是( ) A．K>Na>Li C．Mg2＋>Na＋>F－
B．Na＋>Mg2＋>Al3＋ D．Cl－>F－>F
【解析】 A项，同一主族原子半径从上到下越来越大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小；C项，与B项同理，应为Mg2＋
【答案】 C
4．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)。
R I1 740 I2 1 500 I3 7 700 I4 10 500 …… …… 下列关于元素R的判断中一定正确的是( ) 【导学号：90990024】
A．R的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C．R元素的原子最外层共有4个电子 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
【解析】 由于I3?I2，因此R的最高正价为＋2价，A错误；R元素最外层有2个电子，一定位于第ⅡA族，但R不一定是Be元素，故B正确，C、D错误。
【答案】 B
5．第一电离能、第二电离能、第三电离能分别用I1、I2、I3表示，下表是第三周期部分元素的电离能单位：eV(电子伏特)]数据。
元素 甲 乙 丙 丁 下列说法正确的是( ) A．甲的金属性比乙弱 B．乙的化合价为＋1价 C．丙一定是非金属元素 D．丁一定是金属元素
【解析】 根据I2(甲)?I1(甲)和I3(乙)?I2(乙)以及甲、乙在第三周期可推知甲为Na，乙为Mg，金属性Na＞Mg，Mg的化合价为＋2价，因此A、B不正确；根据I1(丁)＞I1(丙)＞I1(Mg)可推知丙、丁为第三周期中原子序数大于Al的非金属元素，因此C正确，D错误。
【答案】 C
6．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 I1/eV 5.7 7.7 13.0 15.7 I2/eV 47.4 15.1 23.9 27.6 I3/eV 71.8 80.3 40.0 40.7 C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s1
【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，根据电负性在周期表中的变化规律可知电负性最大的为O元素。
【答案】 A
7．不能说明X的电负性比Y大的是( ) A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
【解析】 元素的非金属性越强，其电负性越大，A、B、D均能说明非金属性：X>Y，即说明电负性X>Y。
【答案】 C
8．下列各组元素各项性质比较正确的是( ) A．第一电离能：B>Al>Ga B．电负性：F>N>O C．最高正价：F>S>Si D．原子半径：P>N>C
【解析】 根据元素性质的变化规律可知B、Al、Ga为同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，A项正确；F、N、O电负性大小顺序应为F>O>N，B项错误；F无正化合价，C项错误；D项中正确顺序应为P>C>N。
【答案】 A
9．现有四种元素基态原子电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4;
②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3; ④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是 ( )
【导学号：90990025】
A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．原子半径：②＞①＞④＞③ C．电负性： ④＞③＞②＞① D．最高正化合价：④＞①＞③＝②
【解析】 从电子排布式可以看出①是S ②是P
③是N ④是F，第一电离能：F>N>P>S；原子半径：P>S>N>F；电负性：F>N>S>P；最高正化合价：S>N＝P>F。
【答案】 A
10．分析下列图表，回答问题。
(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 In/kJ·mol－1 I1 578 I2 1 817 I3 2 745 I4 11 578 … … 则该元素是________(填写元素符号)。 (2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第________族。
【解析】 (1)因为I4?I3，所以该元素原子最外层有3个电子，为铝元素。 (2)元素M的各级电离能逐级增大，I1和I2差别较小，但I3?I2＞I1，I3突跃式变大，即失去2个电子后，再失去电子变为＋3价阳离子却非常困难，说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。
【答案】 (1)Al (2)ⅡA
11．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量，设其为E，如图
所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。 【导学号：90990026】
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是
________________________________________。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。
(2)同周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试推测下列关系式中正确的是________。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)>E(硒) ④E(溴) (4)10号元素E值较大的原因是__________________________________ ________________________________________________________________ ______________________________________________________________。 【解析】 (1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。 (2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低，由此可以推测出E(砷)＞E(硒)、E(溴)>E(硒)。 (3)根据同主族、同周期E值变化规律可以推测E(K) 【答案】 (1)随着原子序数增大，E值变小 周期性 (2)①③ (3)485 738 (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构 12．碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。 (1)第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________。 (2)从电负性角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强至弱的顺序为________。 (3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为____________________。 (4)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________(填序号)。 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．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳 (5)溴与氯能以________键结合形成BrCl，BrCl分子中，________显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为________________。 【解析】 (1)基态Ni原子的价电子排布式为3d84s2，原子中含有2个未成对电子，第二周期中基态元素原子中含有2个未成对电子的价电子排布式为2s22p2和2s22p4，分别为C和O，而O元素的电负性大于C。
2017-2018学年高中化学选修三第1章 第2节 第2课时 元素周期律 学业分层测评 含解析 精品
