高三化学(苏教版)总复习同步练习2-2-1

(时间：60分钟分值：100分)一、选择题1．下列有关认识正确的是()A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束C．各能层含有的能级数为n－1D．各能层含有的电子数为2n2[解析]各能层的能级之间存在着交错现象，2n2是各能层中可容纳的最多电子数，很多情况下电子达不到这个数。[答案]A2．下列微粒中，肯定属于同族元素且性质相似的是()A．原子核外电子排布式：M为1s22s2，N为1s2B．结构示意图：M为，N为C．M原子基态时2p轨道上有1个未成对电子，N原子基态时3p轨道上也有1个未成对电子D．M原子基态时2p轨道上有一对成对电子，N原子基态时3p轨道上也有一对成对电子[解析]A项M为Be，N为He；B项M为Ne，N为Na＋；C项M为B或F，N为Al或Cl；D项M为O，N为S。[答案]D3．下列各元素的第一电离能从小到大排列正确的是()A．NOFB．NaMgAlC．SClArD．SiPS[解析]Mg的最外层电子排布为3s2，最外层p轨道上全空(没有电子)；N的最外层电子排布为2s22p3，P的最外层电子排布为3s23p3，最外层p轨道上半满；Ar的最外层电子排布为3s23p6，最外层p轨道上全满。故这些原子相对稳定，第一电离能偏大。[答案]C4．下列说法中不正确的是()A．元素周期律的本质是随着核电荷数的增加元素性质呈周期性的变化B．核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的本质C．元素周期表中可以把元素分成s、p、d、ds、f五个区D．最外层电子数≤2的元素一定是金属元素[解析]最外层电子数≤2的元素不一定都是金属元素，也可能是H元素或He元素，所以D错误。[答案]D5．已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是()A．X与Y形成的化合物中，X可以显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X的弱于Y的D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX[解析]由题意，非金属性XY，所以最高价含氧酸的酸性：X的强于Y的。[答案]C6．有Xn＋、Ym＋、Zn－三种离子，已知mn，且X、Y、Z三种原子的M电子层中的电子数均为奇数，若按X→Y→Z的顺序，下列说法正确的是()A．它们最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱，酸性依次增强B．原子半径依次增大C．元素的第一电离能依次减小，电负性依次增大D．原子序数依次减小[解析]X、Y、Z依次是Na、Al、Cl，它们的原子半径依次减小；元素的第一电离能依次增大，电负性依次增大；原子序数依次增大。[答案]A7．A、B、C、D是同一短周期的四种元素。A、B、C的原子序数依次相差1。A元素的单质化学性质活泼，其原子在本周期中原子半径最大；B元素的氧化物2.0g恰好跟100mL0.5mol/L硫酸完全反应，B元素单质跟D元素单质反应生成化合物BD2。根据以上事实填写下列空白：(1)A的原子结构示意图是________________；C原子的电子排布式是______________；BD2的电子式是______________。(2)四种元素原子第一电离能的大小顺序为__________(用元素符号表示)；四种元素简单离子的离子半径大小顺序为________(用离子符号表示)。[解析]A是碱金属元素，B是二价金属元素，其氧化物为BO。n(BO)＝n(H2SO4)＝0.05mol，M(BO)＝2.0g÷0.05mol＝40g/mol，所以B是Mg。由此可知，A是Na，C是Al，D是Cl。[答案](1)1s22s22p63s23p1[··Cl······]－Mg2＋[··Cl······]－(2)ClMgAlNaCl－Na＋Mg2＋Al3＋8．下表为元素周期表前三周期的一部分：XZRWY(1)X的氢化物的沸点与W的氢化物的沸点比较：________________(填化学式)，原因是________________________。(2)选出X的基态原子的电子排布图________，另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合________(填序号)。A．能量最低原理B．泡利原理C．洪特规则(3)以上五种元素中，________(填元素符号)元素第一电离能最大。(4)由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子E和由以上某种元素组成的直线形分子G反应，生成两种直线形分子L和M(组成E、G、L、M分子的元素原子序数均小于10)，反应如图所示，则下列判断错误的是________。A．G是最活泼的非金属单质B．L是极性分子C．E的中心原子杂化轨道类型为sp2杂化D．M的化学性质比同主族相邻元素单质的化学性质活泼E．M分子中有1个σ键，2个π键[解析]根据元素周期表的结构可知X为N，Z为F，R为Ne，W为P，Y为S。(1)X、W的氢化物为NH3和PH3，因NH3可以形成氢键，故NH3的沸点、熔点显著升高，故沸点NH3PH3。(2)当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同，因此N元素的基态原子的电子排布图为：(3)原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关；还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定，失去电子所需能量越高，在所给五种元素中，Ne元素最外层已达8电子的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能最大。(4)根据题给图示可知E为NH3，G为F2，L为HF，M为N2，NH3中N原子的杂化轨道类型为sp3杂化，在N2中N原子间以1个σ键和2个π键形成三键，键能高，化学性质不活泼，C、D错误。[答案](1)NH3PH3NH3可以形成氢键，使NH3熔点、沸点明显升高(2)②C(3)Ne(4)C、D9．根据信息回答下列问题：A．第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSCl电负性值0.981.572.042.553.443.980.931.611.902.192.583.16(1)认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________Al______填元素符号)；(2)从A图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是______________________________；(3)A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是________周期________族；(4)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是____________________；(5)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围______________；(6)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是____________；(7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由(即写出判断的方法和结论)是________________________；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论________________。[解析](1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而ⅢA族元素中第一电离能小于ⅡA族元素中第一电离能，故NaAlMg。(2)同主族元素第一电离能从图中可以看出从上到下逐渐减小。(3)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其位置为第五周期第ⅠA族。(4)根据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2性质相似，Be(OH)2应为两性，根据Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似的写出Be(OH)2与酸或碱反应的离子方程式。(5)根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性NaMgAl，同主族BeMgCa，最小范围应为0.93～1.57。(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力大小，所以，电负性越大，原子吸引电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。(7)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下是否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。[答案](1)NaMg(2)从上到下依次减小(3)第5ⅠA(4)两Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO2－2＋2H2O(5)0.93～1.57(6)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小(7)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.551.7，所以形成共价键，为共价化合物将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物