高中化学人教版 (2019)选择性必修1实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素练习

这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修1实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素练习，共12页。试卷主要包含了原子结构与元素周期表，元素周期律，第五电离能依此类推等内容，欢迎下载使用。
原子结构与元素的性质一、原子结构与元素周期表1．碱金属与稀有气体的核外电子排布周期碱金属ⅠA族价电子排布稀有气体0族价电子排布元素种类价电子数变化规律二3Li2s110Ne2s22p68(1)同族元素价电子数相同三11Na3s118Ar3s23p68四19K4s136Kr4s24p618(2)同一周期元素，价电子数由1个递增至8个五37Rb5s154Xe5s25p618六55Cs6s186Rn6s26p6322．元素周期系的形成（1）形成（2）原因元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。（3）特点①每一周期(除第一周期外)从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，外围电子排布从ns1递增至ns2np6。②元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随周期序号的递增逐渐增多；同时，金属元素的数目也逐渐增多。3．元素周期表的结构（1）周期（2）族：元素周期表中有18个纵列，除8、9、10三个纵列叫第Ⅷ族，其余15个纵列的每一个纵列为一族，故元素周期表中有7个主族、7个副族、一个Ⅷ族和一个0族。（3）最外层电子排布与周期表的关系①原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数。②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的价电子数＝主族序数。（4）对价电子认识的误区提醒①价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。②元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数，这只对主族元素成立，对部分过渡元素是不成立的。③同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。4．元素周期表的分区按电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵列的元素的核外电子因先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如下图所示。【方法点拨】根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置电子排布式价电子排布式二、元素周期律1．原子半径（1）递变规律①同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。②同主族：从上到下，能层数越多，半径越大。（2）影响因素（3）离子半径的大小比较①能层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。②带相同电荷的离子，能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。③同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。④核电荷数、能层数均不相同的离子可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。2．元素的电离能（1）概念①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，符号：I1。②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……（2）意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。（3）元素第一电离能变化规律①每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。②同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。（4）电离能的应用①根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。②判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。3．电负性（1）概念、意义①键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。③电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0作为相对标准。（2）递变规律①同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。③同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。（3）应用①判断元素的金属性和非金属性及其强弱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，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。②判断元素的化合价电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。③判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。4．元素的对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性均为1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们的性质表现出相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的主要产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。   1．原子序数为83的元素位于：①第五周期；②第六周期；③ⅣA族；④ⅤA族；⑤ⅡB族，其中正确的组合是A．①④          B．②③           C．②④          D．①⑤【答案】C【解析】根据元素的原子序数确定元素在周期表中的位置时，基本方法是依据原子结构示意图，根据电子层数确定其所在周期，根据最外层电子数确定其所在族，但用0族定位法较为方便，即根据与该元素原子序数最邻近的0族元素的位置来确定。与83号元素最邻近的0族元素为86号元素氡，83号元素比氡的原子序数小3，那么它在元素周期表中的位置应该是氡左移3个格，即第六周期ⅤA族。答案选C。2．对应下列叙述的微粒M和N，肯定属于同主族元素且化学性质相似的是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2p轨道上有一对成对电子，N原子基态3p轨道上有一对成对电子D．M原子基态2p轨道上有1个未成对电子，N原子基态3p轨道上有1个未成对电子【答案】C【解析】M为Be，N为He，二者不属于同主族元素，A项错误；前者属于原子，后者属于离子，性质不相似，B项错误；M为O，N为S，二者属于同主族元素，化学性质相似，C项正确；M可能为B或F，N可能为Al或Cl，二者不一定属于同主族元素，D项错误。答案选C。3．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是A．1s22s22p3   B．1s22s22p1C．1s22s22p63s23p1   D．1s22s22p63s23p4【答案】C【解析】根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮(N)，B项中原子为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知，r(B)＞r(N)、r(Al)＞r(S)、r(Al)＞r(B)，故Al原子半径最大。答案选C。4．下列有关电离能的说法，正确的是A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价【答案】D【解析】①第一电离能是气态电中性基态原子失去核外第一个电子需要的最低能量；②元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；③从总的变化趋势上看，同一周期中元素的第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如I1(N)＞I1(O)。答案选D。5．2019 年，我国青年化学家雷晓光被遴选为“青年化学家元素周期表”氮元素的代言人。下列与氮元素有关的说法正确的是A．14N与14C互为同位素 B．NH3的热稳定性比HF的强C．34gNH3的电子数为20NA D．Si3N4中N为+3价【答案】C【解析】同一元素的不同核素互为同位素，14N与14C是不同元素的不同核素，不是同位素，A项错误；同周期，从左到右，非金属性增强，气态氢化物的稳定性增强，非金属性：N＜F，NH3的热稳定性比HF的弱，B项错误；一个NH3分子中含有10个电子，34gNH3的物质的量为2mol，则含有的电子数为2mol ×10×NA =20NA，C项正确；电负性：Si＜N，则N的得电子能力比Si强，根据化学式书写原则可知，Si3N4中Si元素的化合价为+4价，N元素为-3价，D项错误。答案选C。6．下列对电负性的理解不正确的是A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准B．元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关【答案】D【解析】一般来说，同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下元素的电负性逐渐减小，因此，电负性与原子结构有关。答案选D。7．若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是A．离子半径：Am＋<Bn－B．原子半径：A<BC．A的原子序数比B的大m＋nD．b＝a－n－m【答案】B【解析】因为aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，即b＋n＝a－m，推知a－b＝m＋n，故A的原子序数比B的大m＋n；由上式可知b＝a－m－n；核外能层结构相同时，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：Am＋<Bn－；比较原子半径需要考虑两原子的能层数，原子半径：A＞B。答案选B。8．最近我国科研人员发现了一种安全、高效的点击化学试剂FSO2N3，下列有关元素F、S、O、N的说法正确的是A．电负性：F＞O＞N＞SB．第一电离能：F＞S＞O＞NC．最高正价：F＞S＝O＞ND．S原子的基态原子核外未成对电子数最多【答案】A【解析】元素的非金属性越强，其电负性越大。由于元素的非金属性：F＞O＞N＞S，则元素的电负性大小顺序为：F＞O＞N＞S，A项正确；元素的非金属性越强，其第一电离能越大；同一周期元素第一电离能呈增大趋势，但第IIA、第VA元素原子核外电子处于全满、半满的稳定状态，其第一电离能比同一周期相邻元素的大，故这四种元素的第一电离能大小顺序：F＞N＞O＞S，B项错误；在化合物中F没有正价，O一般情况下也没有正价，C项错误；基态原子核外未成对电子数：F原子只有1个，S原子和O原子均有2个，N原子有3个，所以N原子未成对电子数最多，D项错误。答案选A。9．下表给出了14种元素的电负性：元素电负性元素电负性元素电负性Al1.5B2.0Be1.5C2.5Cl3.0F4.0Li1.0Mg1.2N3.0Na0.9O3.5P2.1S2.5Si1.8   运用元素周期律知识完成下列各题。(1)同一周期中，从左到右，主族元素的电负性______________________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________________。所以主族元素的电负性随原子序数递增呈__________变化。(2)短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于________化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：____________________________________________。(3)已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中为离子化合物的是__________，为共价化合物的是____________________________________________。【答案】(1)逐渐增大　逐渐减小　周期性(2)(3)Mg3N2　BeCl2、AlCl3、SiC【解析】(1)分析可知，所给元素位于元素周期表的第二、三周期，分属于7个主族：第二周期元素LiBeBCNOF电负性1.01.52.02.53.03.54.0第三周期元素NaMgAlSiPSCl电负性0.91.21.51.82.12.53.0可以看出：a.同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小；b.随着核电荷数的递增，元素的电负性呈现周期性变化。(3)Mg3N2中Mg、N两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，故Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中组成元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，故这3种物质均为共价化合物。10．(1)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是___________(填标号)。(2)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)___________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是___________。(3)元素Mn与O中，第一电离能较大的是___________。(4)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____。(5)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu=1 958 kJ·mol-1、INi=1 753 kJ·mol-1，ICu>INi的原因是___。【答案】(1)A    (2)大于    Zn的核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子    (3)O    (4)同周期元素随核电荷数的增大，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，具有额外稳定性，故不易结合一个电子    (5)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子    【解析】(1)[Ne]3s1属于基态的Mg+，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，其再失去一个电子所需能量较高；[Ne]3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+；[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子；[Ne]3p1属于激发态Mg+，其失去一个电子所需能量低于基态Mg+，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]s1，答案选A。(2)因为Zn的核外电子排布已经达到了每个能级都是全满的稳定结构，所以失电子比较困难。同时也可以考虑到Zn最外层上是一对电子，而Cu的最外层是一个电子，Zn电离最外层一个电子还要拆开电子对，额外吸收能量。所以Zn的第一电离能应该高于Cu的第一电离能。(3)元素Mn与O中，由于O元素是非金属而Mn是过渡元素，所以第一电离能较大的是O。(4)根据图可知，同周期随着核电荷数依次增大，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；氮元素的2p能级达到半满状态，原子相对稳定,不易失去电子。所以氮元素的E1呈现异常。(5)因为 Cu的最外层电子式是3d104s1，失去一个电子后变成3d10全充满状态，而镍最外层是3d84s2，镍失去一个电子后变成4s1，不稳定，还易失去，所以元素铜的第二电离能大于元素镍的第二电离能。    1．X、Y、Z、W、R 为五种短周期元素，其原子半径和最外层电子数之间的关系如图所示。下列说法错误的是A．简单离子半径：Y<W B．元素的电负性：Z<WC．R 为氧元素 D．X 与 Z 可以形成正四面体结构的分子【答案】C【解析】X、Y、Z、W、R为五种短周期元素，X、Y最外层只有一个电子，为第IA族元素；Z最外层有4个电子，位于第IVA族，W原子最外层有5个电子，位于第VA族，R最外层有6个电子，位于第VIA族；Y原子半径最大，为Na元素，X原子半径最小，为H元素；Z原子和W原子半径接近、W原子半径大于Z而最外层电子数大于Z，所以Z是C、W是N、R为S元素，据此回答问题。【详解】Y离子为Na+，有两个电子层，而W离子为N3−，也有2个电子层，而当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，故简单离子半径：Y<W，A项正确；元素的非金属性越强，其电负性越大，由于Z为C元素，而W为N元素，非金属性W更强，故电负性：Z<W，B项正确；由于R处于第VIA族，且半径大于Z和E，故R为硫元素，C项错误；X、Z可以形成CH4，而甲烷是正四面体结构，D项正确。答案选C。2．下列关于元素周期律和元素周期表的叙述正确的是A．室温下，0族元素的单质均为气体B．同一周期(第一周期除外)元素中，碱金属元素的第一电离能最大C．同一周期(第一周期除外)元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大D．同主族(第ⅠA族除外)元素中，第二周期元素的电负性最小【答案】A【解析】0族元素为稀有气体，其单质在常温下均为气体，A项正确；同一周期(第一周期除外)中，元素的第一电离能从左到右呈增大趋势，故碱金属元素的第一电离能最小，B项错误；同一周期(第一周期除外)中，元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第ⅦA族元素的原子半径最小，C项错误；同主族(第ⅠA族除外)中，元素的电负性从上到下逐渐减小，故第二周期元素的电负性最大，D项错误。答案选A。3．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是元素ABCDE最低化合价－4－2－1－2－1电负性2.52.53.03.54.0 A．C、D、E的氢化物的稳定性：C＞D＞EB．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子C．元素B、C之间不可能形成化合物D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应【答案】D【解析】根据电负性和最低化合价，推知A为C元素，B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF＞H2O＞HCl，A项错误；元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2，2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同，B项错误；S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物，C项错误；Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2，D项正确。答案选D。4．某微粒的核外电子排布式为1s22s22p6，下列说法正确的A．可以确定该微粒为NeB．对应元素一定位于元素周期表中第13列C．它的单质不可能是强还原剂D．对应元素可能是电负性最大的元素【答案】D【解析】某微粒的核外电子排布式为1s22s22p6，可知该微粒含有10个电子，该微粒可能是原子或离子，即可能是Ne，也可能是F-、Na+等，A项错误；该微粒可能为Al3+，位于元素周期表中第13列，也可能是Ne原子或其它离子，不位于元素周期表中第13列，B项错误；该微粒可能为Na+、Mg2+、Al3+，对应的单质是强还原剂，C项错误；该微粒可能为F-，F是最活泼的非金属，它是电负性最大的元素，D项正确。答案选D。5．下图是元素周期表的一部分(号元素，用化学用语回答下列问题：(1)D的基态电子排布式可简写为：___________；H代表的元素在周期表中的位置是___________。(2)、G、J、K、M对应的简单离子的半径由大到小的顺序是___________(用离子符号表示)(3)在所列元素中，电负性最大的元素是___________(填元素符号)。(4)已知某原子的各级电离能如下：I1=577kJ/mol，I2=1817kJ/mol，I3=2745kJ/mol，I4=11578kJ/mol，则该原子在化合物中表现的化合价为___________(5)元素周期表中位于斜对角线的两种元素及其性质十分相似，称之为对角线规则。根据元素周期表对角线规则，金属铍Be与铝单质及其化合物性质十分相似。Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂NaOH溶液鉴别。涉及的化学方程式为：___________。【答案】(1)[Ar]d104s1    第四周期第VIII族    (2)S2->Cl->Ca2+>Al3+    (3)F    (4)+3    (5)Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O    【解析】依据元素在周期表中的相对位置，首先判断出元素种类分别为：A是H，B是Na， E是O，F是Mg，。H是Fe，D是Cu，I是P，J是S，K是Cl，L是Br，M是Ca，X是C，Y是F，然后结合元素周期律以及相关物质的性质分析解答。【详解】(1)根据上述分析可知：D是Cu为29号元素，则D的基态电子排布式为：1s22s2sp63s2sp63d104s1，可简写为：[Ar]d104s1；H是Fe为26号元素，它在元素在周期表中的位置是第四周期第VIII族。(2)根据上述分析：G是Al ，J是S，K是Cl，M是Ca ，G、J、K、M对应的简单离子分别为：Al3+、S2-、Cl-、Ca2+，S2-、Cl-、Ca2+的核外电子数相同，原子序数越大，半径越小，所以半径由大到小的顺序是S2->Cl->Ca2+，Al3+核外有两个电子层，Ca2+核外有三个电子层，所以半径是Ca2+>Al3+，所以半径由大到小的顺序是S2->Cl->Ca2+>Al3+。(3)元素的非金属性越强，电负性越大，在所列元素中，F的非金属性越强，所以电负性最大的元素是F。(4)已知某原子的各级电离能如下：I1=577kJ/mol，I2=1817kJ/mol，I3=2745kJ/mol，I4=11578kJ/mol，分析该元素的电离能可知，第四电离能剧增，第一二三电离能较小，说明该元素容易失去3个电子，则该元素的化合价为+3价。(5)金属铍Be与铝单质及其化合物性质十分相似，则Be(OH)2应可以和NaOH溶液反应生成类似于偏铝酸钠的Na2BeO2，所以Be(OH)2和Mg(OH)2可用NaOH试剂溶液鉴别。其反应的化学方程式为： Be(OH)2＋2NaOH=Na2BeO2＋2H2O，Mg(OH)2和NaOH溶液不反应。