高考化学一轮复习 分层限时跟踪练 物质结构与性质 第1节 原子结构与性质试题

冠夺市安全阳光实验学校原子结构与性质 (限时：45分钟)
[基础练]
扣教材练双基
1．(1)(2013·安徽高考)Al的第一电离能比Si的________(填“大”或“小”)。

(2)(2013·福建高考)依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照如图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。

(3)(2013·浙江高考)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
(4)(2013·山东高考)下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。

a b
c d
【解析】(1)同周期元素的第一电离能从左向右呈逐渐增大趋势。

(2)B的第一电离能最小，F的第一电离能最大，注意N的第一电离能比O 的大。

则第一电离能：B<C<O<N<F。

(3)锗原子核外有32个电子，其基态原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2。

Ge元素的最高化合价为＋4，其氯化物为GeCl4。

Ge元素处于金属与非金属分界线附近，表现出一定的金属性和非金属性，其单质常用作半导体材料，不属于活泼金属。

Ge元素的电负性小于Si 元素的电负性，而Si元素的电负性小于S元素的电负性，则S元素的电负性大于Ge元素的。

GeCl4的相对分子质量小于GeBr4，则GeCl4的分子间作用力小于GeBr4的分子间作用力，GeCl4的沸点低于GeBr4的沸点。

(4)同主族元素自上而下电负性逐渐减弱，a正确；F是非金属性最强的元素，没有正价，b错误；HF分子间存在氢键，沸点高于同主族其他元素的氢化物的沸点，c错误；卤素单质自上而下单质的熔点逐渐升高，d错误。

【答案】(1)小
(2)
(3)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2GeCl4CD (4)a
2．(2015·四川高考)X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素。

X和R属同族元素；Z和U位于第ⅦA族；X和Z可形成化合物XZ4；
Q 基态原子的s 轨道和p 轨道的电子总数相等；T 的一种单质在空气中能够自燃。

请回答下列问题：
(1)R 基态原子的电子排布式是______________。

(2)利用价层电子对互斥理论判断TU 3的立体构型是____________。

(3)X 所在周期元素最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是
________(填化学式)；Z 和U 的氢化物中沸点较高的是________(填化学式)；Q 、R 、U 的单质形成的晶体，熔点由高到低的排列顺序是________(填化学式)。

(4)CuSO 4溶液能用作T 4中毒的解毒剂，反应可生成T 的最高价含氧酸和铜，该反应的化学方程式是__________________________________________
_________________________________________________________。

【解析】 Z 和U 位于第ⅦA 族，故Z 为F 元素，U 为Cl 元素；X 和Z 可形成化合物XZ 4，则X 为C 元素；X 和R 属同族元素，则R 为Si 元素；Q 基态原子的s 轨道和p 轨道的电子总数相等，则Q 为Mg 元素；T 的一种单质在空气中能够自燃，则T 为P 元素。

(1)R 为Si 元素，原子序数为14，故其基态原子的电子排布式是1s 2
2s 2
2p 6
3s 2
3p 2
或[Ne]3s 2
3p 2。

(2)TU 3为PCl 3，根据价层电子对互斥理论，中心原子上的孤电子对数＝1
2(a
－xb )，中心原子P 的价电子数a ＝5，中心原子P 结合的Cl 原子数x ＝3，Cl
原子最多能接受的电子数b ＝1，可以算出中心原子P 的孤电子对数等于1，加
上3个σ键电子对，所以P 的价层电子对数等于4，PCl 3的VSEPR 模型为四面体形，故PCl 3的立体构型为三角锥形。

(3)与碳同一周期，非金属性由强到弱依次为F 、O 、N ，由于F 没有正价，O 无最高正价，故X 所在周期元素最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的
是HNO 3；HF 、HCl 均为分子晶体，但由于HF 中存在氢键，所以沸点：HF ＞HCl ；Si 为原子晶体，Mg 为金属晶体，Cl 2为分子晶体，熔点由高到低的顺序为Si 、
Mg 、Cl 2。

(4)CuSO 4溶液与P 4反应可生成P 的最高价含氧酸H 3PO 4和铜，故该反应的化学方程式为10CuSO 4＋P 4＋16H 2O===4H 3PO 4＋10Cu ＋10H 2SO 4。

【答案】 (1)1s 2
2s 2
2p 6
3s 2
3p 2
或[Ne]3s 2
3p 2
(2)三角锥形 (3)HNO 3 HF Si 、Mg 、Cl 2 (4)10CuSO 4＋P 4＋16H 2O===4H 3PO 4＋10Cu ＋10H 2SO 4
3．(2016·河南实验中学月考)现有部分前36号元素的性质或原子结构如下表。

X
(1)R
_________________________________________________________。

(2)S元素的常见化合价为________，原因是
_________________________________________________________
_________________________________________________________。

(3)T元素的原子N电子层上电子数为________。

(4)X的核外电子排布图违背了________。

用X单质、碱金属盐及碱土金属盐等可以做成焰火。

燃放时，焰火发出五颜六色的光，请用原子结构的知识解释发光的原因：
_________________________________________________________
_________________________________________________________。

【解析】(1)由R的核外电子排布情况可知其为N，N原子2p轨道半充满，能量低，稳定，所以其电离能较大。

(2)由题知S为氟元素，F的电负性最强，只能得电子，无正价，其常见化合价为－1价。

(3)由构造原理可知核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2，N电子层只有2个电子。

(4)X元素的核外电子排布应先排能量低的3s轨道。

发射光谱是电子从较高能量的激发态跃迁至较低能量的激发态或基态时释放能量产生的。

【答案】(1)原子2p轨道半充满，能量低，稳定
(2)－1 F的电负性最强，只能得电子且得到一个电子后形成相对稳定结构
(3)2
(4)能量最低原理电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量
4．下表为元素周期表中第四周期的部分元素(从左到右按原子序数递增排列)，根据要求回答下列各小题：
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge
________(填元素名称)。

(2)写出基态Cr3＋的核外电子排布式：___________________。

(3)Fe3＋的化学性质比Fe2＋稳定，其原因是____________________。

(4)试比较：第一电离能I1(Cr)________I1(Co)(填“>”“<”或“＝”，下同)；晶格能U(FeO)________U(NaCl)(FeO与NaCl的晶胞结构相似)。

(5)前四周期元素中，基态原子中未成对电子数与其所在周期数相同的元素有________种。

【解析】(1)由构造原理，4s轨道只有1个电子，则3d轨道可能为0、5(半充满)、10(全充满)，则有1s2s22p63s23p63d04s1、1s22s22p63s23p63d54s1、
1s22s22p63s23p63d104s1，分别为元素钾、铬、铜。

(2)Cr失去3个电子生成Cr3＋，则核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d3或[Ar]3d3。

(3)Fe3＋的电子排布式为[Ar]3d5，Fe2＋的电子排布式为[Ar]3d6，半充满结构更稳定。

(4)铬元素的价电子排布式为3d54s1，钴元素的价电子排布式为3d74s2，前者第一电离能更小。

晶格能与阴、阳离子所带电荷数的乘积成正比，与阴、阳离子的半径成反比。

(5)分周期一一讨论，第一周期中基态原子中未成对电子数为1个，是H
元素；第二周期中基态原子中未成对电子数为2个，可以是1s22s22p2或1s22s22p4，是C元素或O元素；第三周期中基态原子中未成对电子数为3个，电子排布式为1s22s22p63s23p3，是P元素；第四周期中基态原子中未成对电子数为4个，只能是过渡元素，电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，是Cr元素，因此共有5
种元素符合题意。

【答案】(1)钾、铬、铜(2)1s22s22p63s23p63d3或[Ar]3d3
(3)Fe3＋的3d轨道填充了5个电子，为半充满状态
(4)< > (5)5
5．已知X、Y、Z、W、Q、R、E七种元素中，原子序数X<Y<Z<W<Q<R<E，其结构或性质信息如下表。

(1)元素X的原子核外共有________种不同运动状态的电子，有________种不同能级的电子。

(2)元素Y原子中能量最高的是________电子，其原子轨道呈________状。

(3)Q的基态电子排布式为__________，R的元素符号为________，E元素原子的价电子排布式为________。

(4)含有元素W的盐的焰色反应为________色，许多金属盐都可以发生焰色反应，其原因是____________________________________________________ _________________________________________________________。

【解析】(1)X原子的L层上s电子数等于p电子数，即其电子排布式为
1s22s22p2，故X为碳元素，其原子核外共有6种不同运动状态的电子，有3种不同能级的电子。

(2)因s轨道最多容纳2个电子，所以n＝2，Y元素原子最外层电子排布式为2s22p2＋1，其能量最高的电子是2p电子，原子轨道呈哑铃状。

(3)Z原子的M层上有1个未成对的p电子，可能为Al或Cl，单质常温、常压下是气体的只有氯元素，故Z为氯元素，Q为铬元素，基态电子排布式为
1s22s22p63s23p63d54s1；R元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即26号元素Fe；根据题意要求，E元素的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu，价电子排布式为3d104s1。

(4)钾元素的焰色为紫色，激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量，形成不同的颜色。

【答案】(1)6 3 (2)2p 哑铃
(3)1s22s22p63s23p63d54s1Fe 3d104s1
(4)紫激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量，形成不同的颜色
6．(1)下图曲线表示部分短周期元素的原子序数(按递增顺序排列)和其常见单质沸点的关系。

其中A点表示的单质是________(填化学式)。

(2)准晶体是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过________方法区分晶体、准晶体和非晶体。

(3)氧化亚铜为半导体材料，在其立方晶胞内部有四个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有________个铜原子。

(4)很多金属盐都可以发生焰色反应，其原因是
_________________________________________________________
_________________________________________________________。

(5)已知HF与F－通过氢键结合成HF－2。

判断HF－2和HF－2微粒间能否形成氢键，并说明理由。

【解析】(1)图中曲线表示8种元素的原子序数(按递增顺序排列)和单质沸点的关系，A以及前面的2种单质的沸点都低于0 ℃，则连续3种均为气体单质，根据短周期元素形成的常见气体单质，推得A为F2。

(2)从外观无法区分三者，但用X光照射会发现：晶体对X射线发生衍射，非晶体不发生衍射，准晶体介于二者之间，因此通过有无衍射现象即可确定。

(3)该晶胞中O原子数为4×1＋6×1/2＋8×1/8＝8，由Cu2O中Cu和O的原子个数比可知该晶胞中铜原子数为O原子数的2倍，即为16个。

(4)许多金属盐都可以发生焰色反应，其原因是发生电子跃迁时以光的形式将能量释放出来。

(5)在HF－2中，已经存在分子内氢键(F—H…F－)，所以没有可用于形成分子间氢键的氢原子，故HF－2和HF－2微粒间不能形成氢键。

【答案】(1)F2(2)X射线衍射(3)16 (4)激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长光的形式将能量释放出来(5)在
HF－2中，已经存在分子内氢键(F—H…F－)，所以没有可用于形成分子间氢键的氢原子，故HF－2和HF－2微粒间不能形成氢键。

[能力练]
扫盲区提素能
7．(2016·陕西模拟)A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期元素，F为第四周期元素，F还是前四周期中电负性最小的元素。

已知：A原子的核外电子数与电子层数相等；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1个；C原子的第一至第四电离能为I1＝738 kJ/mol，I2＝1 451
kJ/mol，I3＝7 733 kJ/mol，I4＝10 540 kJ/mol；D原子核外所有p轨道为全充满或半充满；E元素的族序数与周期序数的差为4。

(1)写出E元素在周期表中的位置：________；D元素的原子的核外电子排布式：________。

(2)某同学根据题目信息和掌握的知识分析C的核外电子排布图为
该同学违背了
_________________________________________________________。

(3)已知BA5为离子化合物，写出其电子式：________。

(4)DE3中心原子杂化方式为__________，其空间构型为________。

【解析】(1)由题意分析知F为K，A为H，B为N；由电离能知C的＋2价稳定，为Mg，D为P，E为Cl。

(2)原子的核外电子分能级排布，按构造原理先排能量低的能级，再排能量高的能级，遵循能量最低原理时，该原子才最稳定。

该同学未排满3s能级就排3p能级，违背了能量最低原理。

(3)NH5为离子化合物，则为铵盐，存在NH＋4和H－。

(4)PCl3中心原子P上的价层电子对＝3＋
1
2 (5－3×1)＝4，杂化类型为sp3杂化；存在一个孤电子对，故分子构型为三角锥形。

【答案】(1)第三周期ⅦA族1s22s22p63s23p3(2)能量最低原理
(4)sp3三角锥形
8．(2016·浙江宁波十校联考)请回答下列问题：
(1)SiF4、NaF、MgF2的熔点是下表中的某个数据：
氟化物 A B C
熔点/K 1 266 1 534 183
则B
_________________________________________________________
_________________________________________________________。

(2)基态砷(As)原子的核外电子排布式是________，对该元素可能的性质或应用叙述正确的是________。

A．是一种活泼的非金属元素
B．该元素在半导体工业中有重要用途
C．其电负性大于P
D．AsCl3是非极性分子
(3)某化合物的分子结构如下图所示，该化合物中C、N、O的第一电离能由大到小的顺序是______________________________________________，关于该化合物分子下列说法中正确的是________。

A．该化合物分子间可形成氢键，它极易溶于水
B．该化合物受热融化(未分解)需克服微粒间的作用力有离子键、氢键、范德华力
C．图中“→”表示氮原子提供一对电子，镍原子接受电子所形成的配位键D．分子中既有极性键又有非极性键，既有σ键又有π键
【解析】(1)NaF、MgF2为离子晶体，与Na＋相比，Mg2＋的半径小、电荷数多，MgF2的熔点高于NaF，SiF4是分子晶体，熔点最低，因此三种物质熔点高低的顺序为MgF2>NaF>SiF4，故A是NaF，B是MgF2，C是SiF4。

(2)根据砷在元素周期表中的位置可知基态砷原子的核外电子排布式是[Ar]3d104s24p3。

As不是活泼的非金属元素；在半导体工业中有重要用途；其电负性小于P；AsCl3是极性分子，B正确。

(3)C、N、O的第一电离能由大到小的顺序是I1(N)>I1(O)>I1(C)。

由所给化合物的结构可知，该化合物已形成分子内氢键，不能形成分子间氢键，A错误；该化合物受热融化(未分解)只需克服范德华力，B错误；图中“→”表示氮原子提供一对电子，镍原子接受电子所形成的配位键，C正确；分子中C—C 键为非极性键，C—H键、O—H键、N—O键、N→Ni键及C===N键均为极性键，既有σ键又有π键，D正确。

【答案】(1)MgF2SiF4是分子晶体，熔点最低，NaF、MgF2为离子晶体，与Na＋相比，Mg2＋的半径小、电荷数多，MgF2的熔点高于NaF，因此，MgF2的熔点最高
(2)[Ar]3d104s24p3 B (3)I1(N)>I1(O)>I1(C) CD。