2020版新教材高中化学第1章原子结构元素周期律第3节第1课时认识同周期元素性质的递变规律课后练习含解析鲁科版必修第二册
第1课时 认识同周期元素性质的递变规律
1.下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是( )
A.根据金属失电子的多少来确定,失电子较多的金属性较强
B.用Na来置换MgCl2溶液中的Mg,来验证Na的金属性强于Mg
C.根据Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应,说明金属性:Al>Mg
D.根据碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,可说明钠、镁、铝的金属性依次减弱
答案D
解析A项应该根据金属失电子的难易来比较,易失电子的金属性较强,错误;B项中钠首先要跟MgCl2溶液中的水反应,不能置换出Mg,错误;C项判断依据错误,D项正确。
2.X、Y、Z三种元素位于周期表中同一周期,它们的最高价氧化物分别为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物,则三种元素原子序数的大小顺序为( )
A.X>Y>Z B.Y>Z>X
C.X>Z>Y D.Z>X>Y
答案C
解析根据X、Y、Z三种元素的最高价氧化物分别为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物可知,Y为金属元素,X为非金属元素,Z处于X和Y之间。同周期元素随着原子序数的递增,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,则三种元素在周期表中的位置关系是
Y
……
Z
……
X
,故原子序数关系为X>Z>Y。
3.X、Y为同周期元素,如果X的原子半径大于Y的原子半径,则下列判断不正确的是( )
A.若X、Y均为金属元素,则X失电子的能力强于Y
B.若X、Y均为金属元素,则X的阳离子氧化性比Y的阳离子氧化性强
C.若X、Y均为非金属元素,则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定
D.若X、Y均为非金属元素,则最高价含氧酸的酸性Y的强于X的
答案B
解析由原子半径X>Y可知,同周期中X在Y的左边。当X、Y为金属元素时,失电子能力X>Y,阳离子的氧化性X
Z>Y>X
B.最高价氧化物对应水化物的酸性W比Z弱
C.Y的气态氢化物的稳定性较Z的弱
D.四种元素的单质中,Z的熔、沸点最高
答案D
解析Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍,则Y为O,故X为N,Z为S,W为Cl,A项错误;HClO4的酸性比H2SO4酸性强,B项错误;H2O比H2S稳定,故C项错误;S为固体,其他单质为气体,故D项正确。
7.为探究Na、Mg、Al的活动性顺序,某课外小组同学进行了如下实验:
实验步骤
1.将一小块金属钠放入滴有酚酞溶液的冷水中。
2.将一小段用砂纸打磨后的镁带放入试管中,加入少量水,加热至水沸腾,冷却后,向试管中滴加酚酞溶液。
3.将一小段镁带投入稀盐酸中。
4.将一小片铝投入稀盐酸中。
他们记录的实验现象有:
实验现象
①剧烈反应,迅速生成大量的气体。
②浮在水面上,熔成小球,不断游动,小球渐小且最终消失,溶液变红。
③反应不剧烈,产生无色气体。
④有气体产生,溶液变成红色。
请帮助该小组同学补充下列实验报告中的内容。
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(1)在下表中填写与实验步骤相对应的实验现象的序号:
实验步骤
1
2
3
4
实验现象
(2)写出钠与水反应的化学方程式: 。
(3)实验结论是 。
(4)用原子结构理论对上述实验结论进行解释,同周期主族元素从左至右,原子的电子层数相同,核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐 ,原子核对电子的引力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,因此 逐渐减弱。
答案(1)② ④ ① ③
(2)2Na+2H2O2NaOH+H2↑
(3)Na、Mg、Al金属性逐渐减弱 (4)减小 金属性
解析(1)金属钠、镁、铝位于同一周期,按照从左到右的顺序失电子能力逐渐减小,与水及酸反应置换出氢气的程度是越来越难。所以,1对应的现象为②,2对应的现象为④,3对应的现象为①,4对应的现象为③。
(2)钠与水反应生成氢氧化钠与氢气,反应的化学方程式为2Na+2H2O2NaOH+H2↑。
(3)根据金属和酸以及水反应的剧烈程度,可以知道金属活动性顺序为Na>Mg>Al,即实验结论是Na、Mg、Al金属性逐渐减弱。
(4)同周期主族元素从左到右核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对核外电子的吸引力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,金属性逐渐减弱。
提升能力·跨越等级
1.下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素强的是( )
①HCl的溶解度比H2S大 ②HCl的酸性比H2S强
③HCl的稳定性比H2S强 ④HCl的还原性比H2S强
⑤HClO的酸性比H2SO4强 ⑥Cl2与铁反应生成FeCl3,而S与铁反应生成FeS ⑦Cl2能与H2S反应生成S ⑧还原性:Cl-S,元素的非金属性越强,其氢化物的还原性就越弱,因此HCl的还原性比H2S弱,④错误;⑤元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强,因此HClO4的酸性比H2SO4强,HClO的酸性比H2SO4弱,⑤错误;⑥元素非金属性越强,能把变价金属氧化为高价态,元素的非金属性越弱,则把变价金属氧化为低价态。Cl2与铁反应生成FeCl3,而S与铁反应生成FeS,说明氯元素原子得电子能力比硫元素强,⑥正确;⑦元素非金属性强的单质能够把元素非金属性弱的单
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质从化合物中置换出来。Cl2能与H2S反应生成S,说明氯元素原子得电子能力比硫元素强,⑦正确;⑧元素的非金属性越强,则其简单离子的还原性就越弱。因此还原性Cl-W
B.单质沸点:Y>Z>W
C.离子半径:X2->W->Y+>Z-
D.结合H+的能力:X2->W-
答案D
解析W、X、Y、Z均为短周期主族元素,W、X、Y处于同一周期,X、Z的最低价离子分别为X2-和Z-,Y+和Z-具有相同的电子层结构,则X、Y、Z分别为S、Na、F;W和Z的最外层电子数相同,则W为氯元素。W、X的最高价氧化物对应水化物的酸性为高氯酸>硫酸,A项错误;单质沸点:硫>氯气>氟气,B项错误;电子层数越多的离子,其半径越大,电子层数相同的离子,核电荷数越小的半径越大,所以离子半径:S2->Cl->F->Na+,C项错误;因为硫化氢为弱电解质,氯化氢为强电解质,故结合H+的能力S2->Cl-,D项正确。
3.下列叙述不能说明氮和氧非金属性相对强弱的是( )
A.氨气在氧气中燃烧生成氮气
B.沸点:H2O>NH3
C.NO中N为+2价,氧为-2价
D.热稳定性:H2O>NH3
答案B
解析氨气在氧气中燃烧生成氮气,氧元素的化合价降低,氧元素的化合价升高,则氧得电子能力强,说明非金属性O>N,故A不符合题意;H2O的沸点比NH3高,沸点的高低与元素的非金属性强弱没有关系,故B符合题意;NO中N为正价,O为负价,则氧得到电子能力强,说明非金属性O>N,故C不符合题意;非金属性越强,对应气态氢化物越稳定,则热稳定性H2O>NH3,说明非金属性O>N,故D不符合题意。
4.(双选)同周期三种元素X、Y、Z,它们的最高价氧化物的水化物分别是HXO4、H2YO4、H3ZO4,则下列判断正确的是( )
A.含氧酸的酸性:H3ZO4>H2YO4>HXO4
B.非金属性:X>Y>Z
C.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序减弱
D.元素的最低化合价的绝对值按X、Y、Z顺序减小
答案BC
解析解本题的依据是同一周期元素性质的递变规律,关键是确定X、Y、Z在周期表中的位置,突破口是最高价氧化物的水化物的化学式。具体分析如下:
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HXO4H2YO4H3ZO4+7+6+5ⅦAⅥAⅤA分析各选项。根据最高化合价可知,X、Y、Z的负价分别为-1、-2、-3,原子序数为X>Y>Z,元素的非金属性X>Y>Z,B项正确。气态氢化物的稳定性:X>Y>Z,C项正确。
5.X、Y、Z均为元素周期表中前20号元素,Xa+、Yb-、Z(b+1)-简单离子的电子层结构相同。下列说法正确的是( )
A.已知mXa+与nYb-,则m+a=n-b
B.离子半径:Yb->Z(b+1)->Xa+
C.Z(b+1)-的还原性一定强于Yb-
D.气态氢化物的稳定性Hb+1Z一定强于HbY
答案C
解析原子失去电子形成阳离子,原子获得电子形成阴离子。由于mXa+、nYb-简单离子的电子层结构相同,所以m-a=n+b,A项错误;对于电子层结构相同的微粒来说,核电荷数越多,离子半径就越小。因此离子半径为Z(b+1)->Yb->Xa+,B项错误;对于电子层结构相同的离子来说,离子的核电荷数越大,离子半径就越小,离子的还原性就越弱,故Z(b+1)-的还原性一定强于Yb-,C项正确;核电荷数Y>Z,则气态氢化物的稳定性Hb+1Za,c和d的气态氢化物的还原性d>c,e为金属元素。五种元素的原子得失电子后所形成的简单离子中,e的离子半径最小,则它们的原子序数由小到大的顺序是( )
A.baedc B.edabc C.abdce D.ebadc
答案A
解析a和b的最高价氧化物对应水化物呈碱性,则a、b为金属,因其最高价氧化物对应水化物的碱性b>a,则金属性b>a。c和d的气态氢化物的还原性d>c,即c、d为非金属元素,且非金属性d”、“<”或“=”填空。
离子半径
酸性
还原性
得电子能力
N3- Al3+
H2SO4 HClO4
O2- S2-
35Cl 37Cl
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(3)黑火药爆炸时发生反应的化学方程式为S+2KNO3+3CK2S+3CO2↑+N2↑,该反应的生成物中,属于非电解质的是 (写化学式);K2S中阴、阳离子的半径大小关系是 (用化学式表示)。
(4)在(3)中化学反应方程式涉及的元素中,属于同周期元素的非金属性由强到弱的顺序为 ,能证明其递变规律的事实是 。
A.氧化物对应水化物的酸性
B.气态氢化物的沸点
C.氢化物的稳定性
答案(1)第2周期ⅣA族 14C (2)> < < =
(3)CO2 S2->K+ (4)O>N>C C
解析(1)碳元素位于元素周期表第2周期ⅣA族,14C可以测定文物年代。
(2)N3-、Al3+为核外电子排布相同的离子,离子核电荷数越大,半径越小,则N3-半径大于Al3+;非金属性Cl>S,元素的非金属性越强,对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强;氧气的氧化性大于硫单质,则O2-的还原性小于S2-;35Cl与37Cl属于同一种元素,同种元素得电子能力相同。
(3)二氧化碳属于非电解质,K2S由K+和S2-构成,K+与S2-的核外电子排布相同,S2-的半径大于K+。
(4)C、N、O同周期,同周期随原子序数增大元素的非金属性增强,故非金属性O>N>C;氧元素没有含氧酸,不能通过含氧酸的酸性比较元素的非金属性,故A错误;沸点属于物理性质,不能比较元素的非金属性强弱,故B错误;气态氢化物越稳定,对应元素的非金属性越强,故C正确。
8.A、B、C、D、E、F六种短周期元素在元素周期表中的位置如图所示。
回答下列问题:
(1)在周期表中,E位于第 周期 族。
(2)在E、F的气态氢化物中,热稳定性较强的是 (填化学式,下同),还原性较强的是 。
(3)A、C、D、E组成两种酸式盐X、Y,将X、Y溶液混合发生复分解反应,写出离子方程式: 。
(4)常用(BA4)2E2C8检验废水中的Mn2+,若观察到无色溶液变紫红色,可判断废水中含Mn2+,还原产物与盐酸酸化的BaCl2溶液混合产生白色沉淀。写出无色溶液变紫红色溶液的离子方程式: 。
答案(1)3 ⅥA
(2)HCl H2S (3)HSO3-+H+SO2↑+H2O
(4)5S2O82-+2Mn2++8H2O10SO42-+2MnO4-+16H+
解析根据各元素在周期表中的位置可知,A、B、C、D、E、F分别为H、N、O、Na、S、Cl。
(1)在周期表中,E(硫元素)位于第3周期第ⅥA族。
(2)S、Cl的非金属性相比,S镁>铝,所以相同条件下与盐酸反应最剧烈的是钠,反应速率最慢的是铝;生成1 mol氢气需要得到2 mol电子,1 mol钠都失去1 mol电子,1 mol镁失去2 mol电子,而1 mol铝失去3 mol电子,所以生成氢气最多的是金属铝。
(2)氯气的氧化性强于硫单质,所以氯气能够与硫离子反应生成单质硫,反应的离子方程式为S2-+Cl2S↓+2Cl-。
Ⅱ.(3)由图知a为分液漏斗。
(4)高锰酸钾与浓盐酸反应较为剧烈,无需加热即可进行,应选装置A。
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(5)检验氯气的性质时,不能先通过NaOH溶液,否则会消耗氯气,且起不到尾气吸收的作用,因为①处为NaBr溶液、②处为NaOH溶液,所以应从X端进氯气。①处Cl2与NaBr溶液反应生成Br2,反应的离子方程式为Cl2+2Br-2Cl-+Br2。②处主要为Cl2与NaOH溶液反应,其反应的离子方程式为Cl2+2OH-Cl-+ClO-+H2O。
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