高中化学人教版 (2019)选择性必修2第一节 原子结构同步测试题

第一章 原子结构与性质章末整合提升

专题1　易混概念的比较

原子结构与性质中，相似概念可以采用比较法学习，在比较中找差异，通过概念之间的差异加深理解，抓住本质，避免应用时出现错误。重点抓住下列概念辨析与比较。

1.电子层、次外层、最外层、最内层、内层

在推断题中经常出现与层数有关的概念，理解这些概念是正确推断的关键。为了研究方便，人们形象地把原子核外电子运动看成分层运动，在原子结构示意图中，按能量高低将电子运动分为K、L、M、N、O、P、Q……统称为电子层。一个原子在基态时，电子所占据的电子层数等于该元素在周期表中所在的周期序数。倒数第一层，称为最外层；从外向内，倒数第二层称为次外层；最内层就是第一层(K层)，内层是除最外层剩下的电子层的统称。以基态铁原子结构示意图为例：Fe。铁原子共有4个电子层，最外层(N层)只有2个电子，次外层(M层)有14个电子，最内层(K层)有2个电子，内层共24个电子。

2.价层电子、最外层电子

价层电子指原子参加化学反应时形成化合价的电子，称为价层电子；最外层电子指电子层数最高的电子，对于主族元素，最外层电子数等于价层电子数；对于副族元素，部分能量高的次外层电子参与成键，即次外层部分电子与最外层电子统称为价层电子。

3.能层、能级、轨道

同一电子层称为同一能层，同一能层中能级能量有差异，同一能级中有多个轨道，其能量相同。例如，基态镍(Ni)原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，其中s、p、d表示能级，其各自左边的数字1、2、3、4表示能层序数，即基态镍原子的核外电子排布有4个能层，7个能级(1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s)。轨道：s、p、d、f能级所含轨道数分别为1、3、5、7，1s、2s、3s、4s能级的能量不同，但是轨道数相同。

【例1】若某基态原子的价层电子排布为4d15s2，则下列说法中正确的是 (　　)

A.该元素基态原子第四能层中共有1个轨道填充电子

B.该元素原子核外有5个电子层

C.该元素原子最外层共有3个电子

D.该元素原子M能层共有8个电子

【思维提示】主要考查能层、能级、价层电子、最外层电子等基本概念。该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2，第四能层中共有5个轨道填充电子，有5个电子层，最外层有2个电子，M能层有18个电子。

答案：B

专题2　元素的金属性和非金属性强弱的判断依据

1.元素金属性强弱的判断依据

(1)某元素的单质与水或酸置换出氢的反应越容易发生，说明其金属性越强。

(2)某元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，说明其金属性越强。

(3)金属单质间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙，说明甲的金属性比乙的金属性强。

(4)金属性与金属活动性顺序大致相同：

(5)金属阳离子氧化性的强弱：一般来说主族元素最高价阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。

(6)原电池反应中的正、负极：两金属同时作原电池的电极，一般作负极的金属的金属性较强。

(7)元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但原子的价层电子排布影响元素的第一电离能，如Mg(3s2为全充满状态，稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能。

(8)元素电负性越小，元素原子失电子能力越强，元素金属性越强。

2.元素非金属性强弱的判断依据

(1)某元素的单质与氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易与H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。

(2)某元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。

(3)非金属单质间的置换反应：例如，Cl2+2KI2KCl+I2，说明Cl2的非金属性比I2的非金属性强。

(4)某元素的原子对应的阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱。

(5)元素的第一电离能的数值越大，表明元素失电子的能力越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。但原子的价层电子排布影响元素的第一电离能，如I1(P)>I1(S)，但非金属性：P<S。

(6)元素电负性越大，元素原子得电子的能力越强，元素的非金属性越强。

【例2】(2022·广东揭阳，节选)电负性与电离能是两种定量描述元素原子得失电子能力的参数，请回答下列问题。

 (1)非金属性强弱：O　　Cl(填“>”或“<”)。 

(2)依据电负性数值，上述元素的原子最容易形成离子键的是　　　　和　　　　(填元素符号)。 

(3)某元素Y，其基态原子核外有2个电子层，3个未成对电子，该元素是　　　(填元素符号)，Y元素电负性的取值范围是　　　　　。 

(4)随着原子序数的递增，元素气态基态原子的第一电离能呈现起伏变化，而电负性的规律性更强。结合基态原子电子排布式解释Mg的第一电离能比Al的高的原因：　 　 　 　 　

　。 

【思维提示】(1)根据非金属电负性越大，则非金属性越强，因此非金属性强弱：O>Cl。(2)依据电负性数值，电负性之差越大，越易形成离子键，因此题述元素的原子最容易形成离子键的是Mg和F。(3)某元素Y，其基态原子核外有2个电子层、3个未成对电子，价层电子排布式为2s22p3，则该元素是N。根据同周期从左到右，电负性逐渐增大，因此Y元素电负性的取值范围是2.5<电负性(N)<3.5。(4)原子核外电子处于全充满、全空、半充满时较稳定。

答案：(1)>　(2)Mg　F

(3)N　2.5<电负性(N)<3.5

(4)Al的价层电子排布式为，Mg的价层电子排布式为，3s轨道处于全充满状态，比较稳定，因此第一电离能Mg更高

专题3　对角线规则

性质比较

(1)锂—镁。

锂与钠虽属于同一主族，但与钠的性质相差较远，而它的化学性质更类似于镁。

①锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都生成氧化物。

②锂和镁都能与氮气反应生成氮化物Li3N和Mg3N2。

③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为相应的氧化物(Li2O、MgO)和H2O。

④锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物(Li2O、MgO)和CO2。

⑤锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。

(2)铍—铝。

①两者都是活泼金属，其单质在冷的浓硝酸中都可以钝化。

②两者都具有两性，其单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于强碱溶液，如：

Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O

Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O

Be(OH)2+2HClBeCl2+2H2O

Be(OH)2+2NaOHNa2BeO2+2H2O

③两者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。

④两者的卤化物，如AlCl3、BeCl2，都是共价化合物。

【例3】仔细观察如下示意图，回答下列问题。

 (1)B原子的电子排布式为　　　　　，B元素位于元素周期表的第　　　　周期第　　　　族。 

(2)铍的最高价氧化物的水化物是　　　　(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是　　　　　。 

(3)根据元素周期律知识，硼酸的酸性比碳酸的酸性　　　　，理由是　　　　　　。 

(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为　　　　　　　(填化学式)。 

【思维提示】(1)B是5号元素，电子排布式为1s22s22p1。

(2)Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似。

(3)B比C的非金属性弱。

(4)Mg在空气中燃烧得MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。

答案：(1)1s22s22p1　二　ⅢA

(2)两性　Be(OH)2+2OH-Be+2H2O，Be(OH)2+2H+Be2++2H2O

(3)弱　硼的非金属性比碳的非金属性弱

(4)Li2O、Li3N

专题4　元素的“位—构—性”关系及规律

1.“位—构—性”的关系

2.元素周期表所包含的规律

(1)相等规律。

①周期序数=电子层数。

②主族元素原子的最外层电子数=价层电子数=主族序数=最高正化合价数(F、O例外)。

③最低负价绝对值=8-主族序数(限第ⅣA~第ⅦA族非金属元素)。

(2)递变性规律。

若A、B、C三种元素位于元素周期表中的位置如图，则有下列性质：

①原子半径：C>A>B。

②金属性：C>A>B。

③非金属性：B>A>C。

3.元素周期律具体内容体现

(1)原子半径的变化规律。

①同种元素：阴离子半径>原子半径>阳离子半径。

②同一周期(稀有气体元素除外)：随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小，但长周期中各元素的原子半径的减小幅度越来越小。

③同一主族：随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大。

(2)元素第一电离能的变化规律。

①同一族：随着原子序数的增加，电子层数也相应增多，核电荷数和原子半径都在逐渐增大，原子半径增大起主要作用，所以同一族元素，其第一电离能随核电荷数增大而逐渐减小。

②同一周期：从左到右，第一电离能变化的总趋势是增大的，但受核外电子层结构的影响有反常现象。

(3)元素电负性的变化规律。

①同一周期(稀有气体元素除外)：从左到右，电负性递增。

②同一族：从上到下，电负性递减。

说明：元素的电负性越大，表示该元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的电负性越小，表示该元素的非金属性越弱，金属性越强。

【例4】(2022·广东江门)按照下列元素基态原子的电子排布特征回答问题。

A元素的原子中只有一个能层且只含1个电子；B元素的原子3p轨道上得到1个电子后不能再容纳外来电子；C元素的原子2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反；D元素的原子第三能层上有8个电子，第四能层上只有1个电子；E元素的原子最外层电子排布式为3s23p6；F为金属元素且原子核外p电子数和s电子数相等。

(1)B元素在元素周期表中的位置：　　　　　　　　　　。 

(2)上述元素中位于s区的有　　　　　(填元素符号)。 

(3)画出C元素基态原子价层电子排布图：　　　　　　　　　　。 

(4)检验某溶液中是否含有D+，可通过　　　　　　　　来实现；检验某溶液中是否含有B-，通常所用的试剂是　　　　　和　　　　。 

(5)写出E的元素符号：　　　　，要证明太阳上是否含有E元素，可采用的方法是　 　。 

【思维提示】A原子中只有一个能层且只含1个电子，A是H；B原子3p轨道上得到1个电子后不能再容纳外来电子，则B原子3p轨道上原有5个电子，B是Cl；C原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反，说明C原子的2p轨道上有4个电子，C是O；D原子第三能层上有8个电子，第四能层上只有1个电子，则D是K；E原子的价层电子排布式为3s23p6，E是Ar；F为金属元素且原子核外p电子数和s电子数相等，故F为Mg。(1)B为氯元素，原子序数为17，在元素周期表中的位置为第三周期第ⅦA族。(2)H、Mg、K的价层电子排布式分别为1s1，3s2，4s1，可知这些元素在周期表中位于s区。(3)C为O元素，氧元素基态原子的价层电子排布式为2s22p4，价层电子排布图为 。(4)检验某溶液中是否含有K+，可以通过焰色试验来实现，透过蓝色钴玻璃观察焰色是否为紫色；检验溶液中是否含有Cl-，通常使用的试剂是硝酸银溶液和稀硝酸，原理为。(5)根据上述分析可知，E为Ar元素，对太阳光进行光谱分析可证明太阳上是否含有Ar元素。

答案：(1)第三周期第ⅦA族　

(2)H、Mg、K

(3)　

(4)焰色试验　AgNO3溶液　稀硝酸　

(5)Ar　对太阳光进行光谱分析