2020届一轮复习人教通用版第32讲原子结构与性质作业
练案[32]选修3 物质结构与性质
第32讲 原子结构与性质
A组 基础必做题
1．(2019·河南林州中学调研)电子在原子核外排布时，必须遵循的原则是( C )
①电子排布在同一能级时，总是优先单独占据不同轨道，且自旋方向相同
②电子排布在不同能级时，一定优先占据能量低的轨道，然后再占据能量高的轨道
③电子排布在同一轨道时，最多只能排2个，且自旋方向必须相反
④电子的排布一定遵循“能量最低原理”“泡利不相容原理”和“洪特规则”
A．①② B．②④
C．①③ D．②③④
[解析] 电子排布在同一能级时，总是优先单独占据不同轨道，且自旋方向相同，即遵循洪特规则，①正确；电子排布在不同能级时，若电子先占据能量高的轨道，使高能级处于半充满或全充满的稳定状态，此时整个体系能量最低，这种情况为洪特规则特例，②、④错误；电子排布在同一轨道时，最多只能排2个，且自旋方向必须相反，即遵循泡利原理，③正确。综上所述，C正确。
2．(2019·试题调研)下列有关电子排布图的表述正确的是( A )
A．可表示单核10电子粒子基态时电子排布
B．此图错误，违背了泡利原理
C．表示基态N原子的价电子排布
D．表示处于激发态的B的电子排布图
[解析] 单核10电子粒子基态时电子排布式为1s22s22p6，每个轨道内排布2个电子，自旋状态相反，A正确；B图违背了洪特规律，B错误；N的价电子排布图为，C错误；该电子排布图中的电子没有激发跃迁到能量更高的轨道上，D错误。
3．(2019·四川成都校级月考)根据泡利的原子轨道能级图和“能级交替”现象，原子轨道的能量高低顺序是：ns<(n－3)g<(n－2)f<(n－1)d
O>S>Cr___。
(3)SO2分子的VSEPR模型为__平面三角形___，SO中心原子的杂化方式为__sp3杂化___。
(4)CO2分子的立体构型为__直线形___，它的等电子体中属于分子的有__N2O___(任写一种)。
(5)实验式为CrCl3·6H2O的化合物有三种异构体，其中一种可表示为[Cr(H2O)4Cl2]Cl·2H2O，该物质配离子中提供孤电子对的原子为__O、Cl___，配位数为__6___。
(6)NH3分子可以与H＋结合生成NH，这个过程发生改变的是__ac___(填序号)。
a．微粒的空间构型 b．N原子的杂化类型
c．H—N—H的键角 d．微粒的电子数
(7)由碳元素形成的某种晶体的晶胞结构如图所示，若阿伏加德罗常数的值为NA，晶体密度为ρg·cm－3，则该晶胞的棱长为 ×1010 pm。
[解析] (2)N原子2p轨道为半充满状态，第一电离能大于O原子。(3)SO2分子中，中心原子孤电子对数＝×(6－2×2)＝1，VSEPR模型为平面三角形，SO中，中心原子孤电子对数＝×(6＋2－2×3)＝1，价层电子对数为4，杂化方式为sp3。
(4)CO2的常见等电子体有N2O、SCN－。
(6)NH3变成NH的过程中，NH3分子中的孤电子对变为共用电子对，所以微粒的空间构型改变，H—N—H的键角变大。
(7)晶体密度ρ＝＝，故晶胞的棱长l＝×1010pm。
B组 能力提升题
9．(2019·湖北黄冈中学等八校联考)X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子的最外电子层上s、p电子数相等；Z元素＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是( C )
A．X元素的氢化物的水溶液显碱性
B．Z元素的离子半径大于W元素的离子半径
C．Z元素的单质在一定条件下能与X元素的单质反应
D．Y元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点
[解析] 根据题意可推知：X是N或O；Y是C或Si；Z是Mg；W是Al或Cl。若X是N，则NH3的水溶液显碱性；若X是O，则H2O显中性，A错误。若W是Al，Al3＋与Mg2＋的电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Mg2＋>Al3＋；若W是Cl，则Cl－核外电子层数多于Mg2＋，对于电子层数不同的离子，电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：Cl－>Mg2＋，B错误。若X是O，可发生反应：2Mg＋O22MgO，若X是N，可发生反应：3Mg＋N2Mg3N2，C正确。若Y是C，则CO2的晶体是分子晶体，熔、沸点较低，D错误。
10．(2019·试题调研)根据下表中五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，下列说法不正确的是( D )
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2080
4000
6100
9400
R
500
4600
6900
9500
S
740
1500
7700
10500
T
580
1800
2700
11600
U
420
3100
4400
5900
A．T的氯化物最可能的化学式为TCl3
B．氦元素最有可能与Q元素位于同一族
C．在同周期表中，最可能处于同一族的是R和U
D．U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
[解析] 当In＋1≫In时，元素的最高化合价为＋n，故R和U最高为＋1，S最高价为＋2价，T最高为＋3价，A，C正确；由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，化学性质和物理性质最像氦，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B正确；R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D不正确。
11．(2019·陕西延安校级期中)如图表示前36号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量(eV)的变化关系，其中A、B、C各点表示的元素是( C )
A．N、S、P B．F、Cl、O
C．He、Ne、Ar D．Si、C、B
[解析] 气态原子失去核外第一个电子所需的能量即第一电离能，同周期中稀有气体最外层电子达稳定结构，故最难失电子，第一电离能最大，图中A、B、C三点分别为第一、二、三周期中第一电离能最大的元素，故分别为He、Ne、Ar。
12．按要求回答下列各小题。
(1)(2017·全国Ⅲ)元素Mn与O中，第一电离能较大的是__O___，基态原子核外未成对电子数较多的是__Mn___。
(2)(2017·全国Ⅱ)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变化趋势如右图所示，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__同周期元素随核电荷数依次增大，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E1呈现异常的原因是__N原子的2p能级为半充满状态，相对比较稳定，故结合一个电子放出的能量相对较少___。
(3)(2017·江苏化学)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为__HGe>Zn___。
(5)(2016·全国Ⅲ)根据元素周期律，原子半径Ga__大于___As，第一电离能Ga__小于___As(填“大于”或“小于”)。
(6)(2015·全国Ⅱ)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。四种元素中电负性最大的是__O___(填元素符号)。
(7)(2014·全国Ⅱ)N、O、S中第一电离能最大的是__N___(填元素符号)。
[解析] (1)元素Mn与O中，由于O元素是非金属元素，而Mn元素是金属元素，所以第一电离能较大的是O；O元素的基态原子价电子排布式为2s22p4
，所以其核外未成对电子数是2，而Mn元素的基态原子价电子排布式为3d54s2，所以其核外未成对电子数是5，因此核外未成对电子数较多的是Mn；
(2)根据题图，同周期元素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能级为半充满状态，原子相对稳定，结合一个电子放出能量相对较少；
(3)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为HGe>Zn；
(5)Ga、As同周期，Ga在As左侧，故原子半径Ga>As；As的4p能级为半充满结构，故As的第一电离能大于Ga；
(6)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型，则A为O元素，B为Na元素。C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍，则C为P元素，D为Cl元素；非金属性越强，元素的电负性越大，故四种元素中电负性最大的是O元素。
(7)第一电离能的一般递变规律为：同周期从左至右递增，同主族从上到下递减，但当nP能级呈全满、丰满、全空状态时较稳定，第一电离能出现反常。
13．(2019·新题预选)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式__1s22s2sp63s23p63d64s2___。
(2)c与a组成的最简单的有机物分子中，中心原子的杂化形式为__sp3___。
(3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：__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)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：
元素
o
p
电离能
(kJ·mol－1)
I1
717
759
I2
1509
1561
I3
3248
2957
比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是__Mn2＋的3d轨道电子排布为半满状态，比较稳定___。
(5)第3周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图Ⅰ所示，其中电负性最大的是__2___(填图中的序号)。
(6)上述元素周期表中所列的某主族元素的电离能情况如图Ⅱ所示，则该元素是__Al___(填元素符号)。
[解析] 根据元素周期表知，a～p各元素分别是H、Li、C、N、O、F、Na、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar、K、Mn、Fe，则(1)Fe原子核外电子数为26，根据能量最低原理可知，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；(2)c与a组成的最简单的有机物为甲烷，根据中心原子碳原子的价层电子对数为＝4，所以碳原子的杂化方式为sp3；(3)镁在空气中燃烧发出耀眼的白光，在反应过程中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)由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋到Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6到稳定的3d5半充满状态，需要的能量相对要少；(5)第3周期8种元素，只有Si单质为原子晶体，熔点最大，与图中8对应；分子晶体的熔点低，有磷、硫、氯气、氩气几种物质，但Cl的电负性最大，与图中2对应；(6)根据表中所列的某主族元素的电离能可知，该元素原子最外层电子数为3，所以该元素为Al元素。
14．(2019·芜湖模拟)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
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负性值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)根据对角线规则，Be、Al的最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有__两___性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O 。
(2)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg的电负性值的最小范围为__0.9～1.5___。
(3)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是__非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小___。
(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法__Al和Cl的电负性差值为1.5<1.7，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___。
[解析] (1)根据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2的性质相似，Be(OH)2
应具有两性，根据Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似地写出Be(OH)2与酸、碱反应的离子方程式。
(2)根据电负性的递变规律：同周期元素，从左到有电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小可知，在同周期中电负性NaMg>Ca，最小范围应为0.9～1.5。
(3)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，所以电负性越大，原子吸引电子的能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。
(4)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5.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。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物不能导电。
15．(2019·衡水检测)A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的6种元素，其中A、B、C、D、E为短周期元素，F为第4周期元素，F还是前4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－1，I2＝1451 kJ·mol，I3＝7733 kJ·mol－1，I4＝10540 kJ·mol－1；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：__第3周期ⅦA族___；D元素的原子的核外电子排布式：__1s22s22p63s23p3___。
(2)某同学根据题目信息和掌握的知识分析C的电子排布图为
。
该同学所画的轨道式违背了__能量最低原理___。
(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__sp3___，其空间构型为__三角锥形___。
[解析] (1)由题意分析知F为K，A为H，B为N；由电离能知C的常见化合价为＋2价，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和H－。(4)PCl3中心原子P上的价层电子对＝3＋(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。
16．(2019·黄冈模拟)自然界中不存在氟的单质，得到单质氟共经历了一百多年时间，不少科学家为此献出了宝贵的生命，氟及其化合物在生产及生活中有着广泛的用途。
请回答下列问题：
(1)氟磷灰石可用于制取磷肥，其中钙原子的L层电子排布式为__2s22p6___。磷原子有__3___个未成对电子，PO的中心磷原子的杂化方式为__sp3___。
(2)氟气可以用于制取火箭燃料的氧化剂ClF3和BrF3，其中沸点较高的是__BrF3___(填化学式)，原因是__晶体ClF3和晶体BrF3均属于分子晶休且类型相同，故相对分子质量越大沸点越高___。
(3)氟气可以用于制取惰性强于N2的保护气SF6；可以用于制取聚合反应的催化剂PF3，可以作为工业制取硅单质的中间体(SiCl4)的原料。
①SiCl4分子的空间构型为__正四面体形___。
②S、P、Si的第一电离能由大到小的顺序为__P>S>Si___。
(4)氟气可以用于制取高化学稳定性材料聚四氟乙烯的原料四氟乙烯，50 g四氟乙烯含σ键的数目为__2.5NA___。
(5)工业上电解Al2O3制取单质铝，常利用冰晶石NaAlF6降低Al2O3的熔点。Na、Al、F的电负性由小到大的顺序为__NaS>Si。
(4)四氟乙烯分子含有5个σ键，50 g即0.5 mol四氟乙烯含σ键的数目为2.5NA。
(5)电负性随非金属性增强而增大，随金属性减弱而增大，Na、Al、F的电负性由小到大的顺序为Na
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