高中化学 第一章 原子结构与性质知识点总结 新人教版选修3

第一篇：高中化学 第一章 原子结构与性质知识点总结 新人教版选修3

第一章 原子结构与性质

课标要求

1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。

2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质

3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。要点精讲 一.原子结构 1.能级与能层

2.原子轨道

教学课件 3.原子核外电子排布规律

⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。（2）能量最低原理

现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。

（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p3的轨道式为或，而不是。

洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。4.基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式

①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。(2)电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为

教学课件

二.原子结构与元素周期表

1.原子的电子构型与周期的关系

(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。2.元素周期表的分区(1)根据核外电子排布 ①分区

②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

教学课件

③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。三.元素周期律 1.电离能、电负性

（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大（2）元素的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。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，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”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。（3）电负性的应用

①判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ②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。③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。④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。2.原子结构与元素性质的递变规律

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3.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如

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第二篇：【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质

第三章 晶体结构与性质

课标要求

1.了解化学键和分子间作用力的区别。

2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。

3.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。

5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。要点精讲 一.晶体常识 1.晶体与非晶体比较

2.获得晶体的三条途径 ①熔融态物质凝固。

②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。③溶质从溶液中析出。3.晶胞

晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法

如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立方晶胞

立方晶胞中微粒数的计算方法如下：

注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状 二.四种晶体的比较

2．晶体熔、沸点高低的比较方法

（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子 晶体＞分子晶体。

金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。

（2）原子晶体

由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅

（3）离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。

（4）分子晶体

①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。

③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。（5）金属晶体

金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。三.几种典型的晶体模型

第三篇：【人教版】高中化学选修3知识点总结：第二章分子结构与性质

第二章 分子结构与性质

课标要求

1.了解共价键的主要类型键和键，能用键长、键能和键角等说明简单分子的某些性质 2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3），能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。3.了解简单配合物的成键情况。

4.了解化学键合分子间作用力的区别。

5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。要点精讲 一.共价键

1.共价键的本质及特征

共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。2.共价键的类型

①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。

②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。

③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。3.键参数

①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。④键参数对分子性质的影响

键长越短，键能越大，分子越稳定．

4.等电子原理[来源:学§科§网] 原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。二.分子的立体构型

1．分子构型与杂化轨道理论 杂化轨道的要点

当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。

2分子构型与价层电子对互斥模型

价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。

(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。

3.配位化合物

（1）配位键与极性键、非极性键的比较

（2）配位化合物

①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。②组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH3，配位数为2。三.分子的性质

1.分子间作用力的比较

2．分子的极性

(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。3．溶解性

(1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互 溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小． 4．手性 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。

5．无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。

第四篇：2020-2021学年人教版高中化学选修3第一章《原子结构与性质》测试题（含答案）

《原子结构与性质》测试题

一、单选题

1．以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是

A．He

B．

C．1s2

D．

2．X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别是1、4、6，则由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是（）

A．XYZ

B．X2YZ

C．X2YZ2

D．X2YZ3

3．金属钛对体液无毒且惰性，能与肌肉和骨骼生长在一起，有“生物金属”之称。下列有关的说法中正确的是

A．原子中均含有22个中子

B．为同一核素

C．互称同位素，在周期表中位置相同，都在第4纵行

D．分别由组成的金属钛单质互称为同分异构体

4．已知：X、Y、Z、W四种元素原子的电负性数值如表所示：

元素

X

Y

Z

W

电负性

2.5

4.0

1.2

2.4

上述四种元素中，最容易形成共价键的是（）

A．X与Y

B．X与W

C．Y与Z

D．Y与W

5．下列各微粒中，各能层电子数均达到2n2的是()

A．Ne，Ar

B．F－，Mg2＋

C．Al，O2－

D．Cl－，Ar

6．目前人类已发现的非金属元素除稀有气体外共有16种,对这16种非金属元素的相关判断（）

①都是主族元素,最外层电子数都大于4

②单质在反应中都只能作氧化剂

③氢化物常温下都是气态,所以又叫作气态氢化物

④氧化物常温下都可以与水反应生成酸

⑤根据非金属原子最外层的电子数,可判断两种元素得电子能力的强弱

⑥非金属得电子后形成的简单阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体原子的核外电子排布相同

A．④⑤正确

B．①③⑥正确

C．②③⑤正确

D．都错误

7．某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是（）

A．X元素可能显+4价

B．X为非金属元素

C．X为第5周期元素

D．X的单质与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3+

8．下列说法中错误的是

A．同一原子中一定没有能量相同的电子

B．6C的电子排布式1s22s22px2违反了洪特规则

C．电子排布式1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理

D．电子排布式1s22s22p63s23p10违反了泡利原理

9．下列关于含氮微粒的表述正确的是（）

A．N2的电子式为

B．N3-的最外层电子数为6

C．N3-的质子数是20

D．氮原子未成对电子的电子云形状相同

10．短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是

A．最简单气态氢化物的热稳定性：R＞Q

B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q＞W

C．原子半径：T＞Q＞R

D．单质T既可以与盐酸反应又能与NaOH溶液反应

11．下列多电子原子的原子轨道能量高低顺序正确的是

（）

A．2s

3s

B．2s

2d

C．2px<

2Py

D．2px=

2py

12．甲、乙、丙、丁四种短周期主族元素，它们的价电子数依次增大，乙形成的化合物种类最多，甲与乙的原子序数之和等于丁的原子序数，丙和乙位于同一周期，丁和乙位于不同周期。则下列说法中正确的是

A．甲、乙、丙形成的化合物既有离子键又有共价键

B．乙、丙、丁形成的氢化物常温下均为气体

C．原子序数由小到大顺序为：甲＜乙＜丙＜丁

D．原子半径大小顺序为：丁＞甲＞乙＞丙

13．X、Y为两种元素的原子，X的‒1价阴离子与Y的+1价阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（）

A．X的原子半径大于Y的原子半径

B．X的电负性大于Y的电负性

C．X‒的半径小于Y+的半径

D．X的第一电离能小于Y的第一电离能

14．短周期元素R、T、X、Y、Z在元素周期表的相对位置如下表所示，它们的最外层电子数

之和为24。则下列判断正确的是

A．气态氢化物稳定性：Y＞T

B．R能分别与X、Z形成共价化合物

C．R位于元素周期表中第二周期第VA族

D．Z元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式为HZO4

15．下列表示正确的是

A．含20个电子的氯原子的符号为：3517Cl

B．四氯化碳的球棍模型：

C．氩的原子结构示意图：

D．乙烯的结构简式：CH2CH2

二、填空题

16．已知aAn＋、bB(n+1)+、cCn-、dD(n+1)─具有相同的核外电子排布，则a、b、c、d由大到小的顺序是_______，这四种离子的半径由大到小的顺序是_______。

17．主族元素碳、氧、氮、氟、磷、硒及副族元素镍、铜元素在化学中有很重要的地位，回答下列问题：

(1)在基态14C原子中,核外存在___对自旋相反的电子，基态氮原子的价层电子排布图为____。

(2)将F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2,OF2分子构型为__其中氧原子的杂化方式为_______。

(3)CuSO4溶液能用作P4中毒的解毒剂,反应可生成P的最高价含氧酸和铜,该反应的化学方程式是_____。

18．填写下列空白[第(1)～(4)小题用元素符号填写]。

(1)第三周期原子半径最小的元素________。

(2)第一电离能最大的元素________。

(3)电负性最大的元素________。

(4)第四周期中第一电离能最小的元素________。

(5)含有8个质子，10个中子的原子的化学符号________。

(6)最外层电子排布为4s24p1的原子的核电荷数为________。

(7)周期表中最活泼的非金属元素原子的轨道表示式为___________________。

(8)某元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的，写出该元素原子的电子排布式是__________________。

(9)写出铜元素在周期表中的位置________________，它位于________区。

19．已知四种元素A、B、C、D，其原子序数依次增大，最外层电子数依次为4、1、2、7，其中A元素原子次外层电子数为2，B、C

两元素的原子次外层电子数为8，B元素原子最外层电子数比第1层电子数少1，也比C元素原子第M层电子数少1，D元素的单质为液态非金属单质。若此四种元素均位于元素周期表前四个周期，请按要求填写下列各题：

（1）A原子的原子结构示意图为_____，D元素在元素周期表中的位置为______。

（2）B元素的最高价氧化物对应的水化物用电子式表示为______________，C、D两元素形成的化合物化学键类型为__________。

（3）请写出D元素的单质与SO2同时通入水中反应的化学方程式：___________。

20．（化学选修3-物质结构与性质）a、b、c、d、e均为周期表前四周期元素，原子序数依次增大，相关信息如下表所示。

a

原子核外电子分别占3个不同能级，且每个能级上排布的电子数相同

b

基态原子的p轨道电子数比s轨道电子数少1

c

在周期表所列元素中电负性最大

d

位于周期表中第4纵行

e

基态原子M层全充满，N层只有一个电子

请回答：

（1）d属于________区的元素，其基态原子的价电子排布图为_________。

（2）b与其同周期相邻元素第一电离能由大到小的顺序为________（用元素符号表示）。

（3）c的氢化物水溶液中存在的氢键有________种，任意画出一种________。

（4）a与其相邻同主族元素的最高价氧化物的熔点高低顺序为________（用化学式表示）。若将a元素最高价氧化物水化物对应的正盐酸根离子表示为A，则A的空间构型为________；A的中心原子的轨道杂化类型为________；与A互为等电子体的一种分子为________（填化学式）。

（5）e与Au的合金可形成面心立方最密堆积的晶体，在晶胞中e原子处于面心，该晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由e原子与Au原子构成的四面体空隙中，储氢后的晶胞结构与金刚石晶胞结构相似，该晶体储氢后的化学式为________，若该晶体的相对分子质量为M，密度为ag/cm，则晶胞的体积为________（用表示阿伏加德罗常数的值）。

三、元素或物质推断题

21．A、B、C、D四种元素，原子序数依次增大，A原子的最外层上有4个电子；B的阴离子和C的阳离子具有相同的电子层结构，两元素的单质反应，生成一种淡黄色的固体E；D的L层电子数等于K、M两个电子层上的电子数之和。

(1)B为__(填写元素符号)，D的最高价氧化物对应的水化物是__(填写化学式)，离子半径大小B__C(填“>”“<”或“=”)；

(2)写出A、B的化合物与E反应的化学方程式：__；A、B两元素形成的化合物属于__(填“离子”或“共价”)化合物。

(3)A的单质与D的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为__。

22．现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G六种元素，原子序数依次增大。A

元素的价电子构型为nsnnpn+1；C元素为最活泼的非金属元素；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。

(1)A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为___________(用元素符号表示)。

(2)C元素的电子排布图为___________；E3+的离子符号为___________。

(3)F元素位于元素周期表的___________区，其基态原子的电子排布式为___________

(4)

D元素的第一电离能___________(填“＜”“>”或“=”)Al元素的第一电离能，其原因是___________。

(5)G元素可能的性质___________。

A．其单质可作为半导体材料

B．其电负性大于磷

C．其原子半径大于锗

D．其第一电离能小于硒

四、实验题

23．镁、铝是生活中两种常见的金属，课堂上老师演示了系列关于镁、铝性质的实验，某学习小组在组长的带领下进行归纳整理，并进行了深入的思考。

(1)

“位置和结构”

①铝元素在周期表的位置是______________镁原子电子式________________________

(2)

“基本性质”

②下列关于镁、铝及其化合物性质的说法，正确的是__________(不定项选择)

A．镁在氯气中剧烈燃烧，产物中只有离子键

B．电解熔融的Al2O3可以制备金属铝

C．Al和MgO按照适当比列混合可做“铝热剂”，发生“铝热反应”

D．铝片放入冷的浓硝酸中，无明显现象，未发生化学反应

(3)设计实验验证“金属性：Mg

Al”

实验一：截取一段大小和形状相同的“经过一定预处理”的镁片和铝片，放入试管中，同时加入浓度和体积均相同的盐酸，观察某种实验现象，得到结论“金属性：Mg

Al”

③镁片和铝“经过一定预处理”，下列实验操作达到“预处理”效果的是_______

A．用砂纸打磨镁片和铝片

B．用盐酸浸泡镁片和铝片片刻

C．用烧碱溶液浸泡镁片和铝片片刻

④通过观察某种实验现象得到结论，该实验现象是____________________________

实验二：如右图，甲乙试管中分别加入2ml

1mol/L

MgCl2和AlCl3溶液，用胶滴管逐滴滴加5mol/L

NaOH溶液至过量。

⑤该“对照实验”甲、乙试管中分别出现实验现象能得出“金属性：Mg

Al”

甲试管现象__________________________

乙试管离子方程式___________________________

实验三：利用原电池原理也可得出“金属性：Mg

Al”，⑥请在下框中画出一个原电池装置图，能够通过观察实验现象判定金属性：Mg

>Al；

可用材料：镁片、铝片、导线，其它试剂和材料、仪器可自选。

______________________

五、计算题

24．(1)已知氢有3种常见原子：11H、21H、31H(或H、D、T)，氯有2种常见核素原子：35Cl、37Cl，氯气与氢气形成的氯化氢分子的相对分子质量有________种。

(2)质量相同的H216O和D216O所含质子数之比为______，中子数之比为________，电解产生的氢气在同温同压下体积之比为________，质量之比为________。

(3)2

g

AO32-电子数比质子数多3.01×1022个，则A的相对原子质量为__________。

参考答案

1．D

2．A

3．C

4．B

5．B

6．D

7．D

8．A

9．D

10．B

11．D

12．A

13．B

14．B

15．C

16．b>a>c>d

D(n+1)─>Cn->An＋>B(n+1)+

17．2

V形

sp3

P4+10CuSO4+16H2O=10Cu+4H3PO4+10H2SO4

18．Cl

He

F

K

O

1s22s22p63s2或[Ne]3s2

第四周期第ⅠB族

ds

19．第四周期第ⅦA族

离子键

Br2＋SO2＋2H2O=2HBr＋H2SO4

20．(共15分)

（1）d

（2）N＞O＞C

（3）4

F—H…F

F—H…O

O—H…F

O—H…O

（4）SiO2＞CO2平面三角形

sp2SO3、BF3(其他合理答案均可)

（5）H4Cu3Aucm2

21．O

H2SO4

＞

2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

共价

C+2H2SO4(浓)CO2↑+2SO2↑+2H2O

22．N＜O＜F

Fe3+

ds

1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1

Mg元素的价层电子排布式为：3s2，处于全充满的稳定结构，Al的价层电子排布式为3s23p1，其3p上的1个电子较易失去

A

23．第三周期第IIIA族

·Mg·

A、B

A、B

溶液中无色气泡产生的快慢或金属溶解的快慢

溶液中出现白色沉淀

Al3++

4OH—＝AlO2—+

2H2O

24．5

10∶9

8∶9

10∶9

5∶9

第五篇：2020-2021学年人教版高中化学选修3第一章《原子结构与性质》测试题（含答案）

《原子结构与性质》测试题

一、单选题

1．碘元素的一种核素可用于治疗肿瘤．下列有关的说法正确的是

A．质量数是53

B．质子数是125

C．中子数是125

D．电子数是53

2．根据元素周期表，判断下列元素中不属于主族元素的是

A．Sn

B．Se

C．Sb

D．Sc

3．下列比较正确的是（）

A．第一电离能：I1(Na)＞I1(Cl)

B．原子半径：r(C)＞r(N)

C．能级能量：E(2s)＞E(3s)

D．电负性：O原子＞F原子

4．新型光催化剂Zn2GeO4具有较高的催化活性。下列有关其组成元素的说法正确的是（）

A．Zn处于元素周期表中的d区

B．Ge的价电子排布式为3d104s24p2

C．基态O原子中成对电子数是未成对电子数的2倍

D．三种元素电负性由大到小的顺序是：O＞Ge＞Zn

5．下列由电子排布式或排布图所得的结论错误的是（）

选项

电子排布式

结论

A

1s22s22p2p2p

违背洪特规则

B

1s22s22p63s23p63d3

违背能量最低原理

C

N的电子排布图：

违背泡利原理

D

1s22s22p63s23p63d54s1

违背能量最低原理

A．A

B．B

C．C

D．D

6．工业焊接钢管常用55137Cs进行“无损探伤”。下列有关说法正确的是

A．137表示质量数

B．137表示质子数

C．该原子质子数大于中子数

D．55表示中子数

7．关于元素周期表，下列叙述中不正确的是()

A．元素周期表中共有18列，16族

B．周期表中的族分为主族、副族、0族和Ⅷ族

C．过渡元素全部是副族元素

D．主族都是由短周期元素和长周期元素共同组成8．下列排列顺序中，错误的是

A．原子半径：O＜S＜Na

B．稳定性：PH3＞H2S＞NH3

C．电负性：P＜S＜Cl

D．第一电离能：Na＜Al＜Mg

9．已知1～18号元素的离子aW3+、bX+、cY2﹣、dZ﹣都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是()

A．质子数c＞d，离子的还原性Y2﹣＞Z﹣

B．氢化物的稳定性H2Y＞HZ

C．原子半径X＜W，第一电离能X＜W

D．电负性Z＞Y＞W＞X

10．居室装修用石材的放射性常用22688Ra作为标准，居里夫人（Marie

Curie）因对Ra元素的研究两度获得诺贝尔奖。下列叙述中正确的是

A．RaCl2的熔点比CaCl2高

B．Ra元素位于元素周期表中第六周期ⅡA族

C．一个22688Ra原子中含有138个中子

D．Ra(OH)2是一种两性氢氧化物

11．下列说法正确的是

A．（过氧化钡）固体中的阴离子和阳离子之比为2∶1

B．在SiO2晶体中，1个Si原子和2个O原子形成2个共价键

C．HCl的相对分子质量大于HF，所以HCl的沸点高于HF

D．由ⅠA族和ⅥA族元素可形成原子个数比为1∶1、电子总数为38的化合物

12．在元素周期表中，一稀有气体元素原子的最外层电子构型为4s24p6，与其同周期的A、B、C、D四种元素，它们的原子的最外层电子数依次为2、2、1、7，其中A、C两元素原子的次外层电子数为8，B、D两元素原子的次外层电子数为18，E、D两元素处于同族，且在该族元素中，E的气态氢化物的沸点最高。下列说法错误的是（）

A．元素C核外电子占据10个原子轨道

B．B元素在周期表中的d区

C．E的气态氢化物沸点最高的原因是HE分子间形成氢键

D．元素D的电子排布式为[Ar]3d104s24p5

13．元素周期表中，按照第一电离能由大到小顺序排列错误的是（）

A．Al、Mg、Na

B．Mg、Ca、K

C．He、Ne、Ar

D．N、O、C

14．在温度和下，卤素单质和反应生成HX学平衡常数如下表所示，仅根据下表数据不能判断的是

化学方程式

A．已知，HX的生成反应为放热反应

B．在相同条件下，平衡转化率

C．与反应的剧烈程度随着原子序数递增逐渐减弱

D．HX的稳定性：

15．某元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1，该元素最可能的化合价为()

A．＋1价

B．＋3价

C．＋5价

D．－5价

二、填空题

16．(1)以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，违反了泡利原理的是______，违反了洪特规则的是______。

(2)用符号“＞”“＜”或“＝”表示下列各项关系。

①第一电离能：Na______Mg，Mg______Ca。

②电负性：O______F，F______Cl。

③能量高低：ns______(n+1)s，ns______np。

17．用符号“>”“

<”

或“=”连接下列各项关系。

(1)第一电离能：Na________Mg，N______O。

(2)电负性：O___________F，F_________Cl

(3)能量高低：ns________(n+1)s，ns______________np

(4)主族序数_____价电子数______元素最高正化合价。

18．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①~⑧在表中的位置，用化学用语回答下列问题：

（1）⑧的气态氢化物为_________(填电子式)

（2）⑤对应的碱为_____(填电子式)；③的最高价含氧酸_____(填化学式)。

（3）比较⑤、⑥元素的金属性强弱________；并写出它们最高价氧化物的水化物反应的化学方程式__________。

（4）写出一种由原子序数①、③、⑧三种元素组成化合物的化学式：_______。

19．在下列横线上，填上适当的元素符合：

(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是_________，第一电离能最大的元素是______。

(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是_______，电负性最小的元素是_________

(放射性元素除外)。

(3)最活泼的金属元素是_______。

(4)最活泼的非金属元素是______。

(5)第二、三、四周期元素中p轨道半充满的原子是

_______。

(6)电负性相差最大的两种元素是________

(放射性元素除外)。

三、实验题

20．实验室为准确测定FeSO4的浓度，可用重铬酸钾标准溶液进行滴定。（已知重铬酸钾被还原为Cr3+）

步骤1．用分析天平准确称取2.9400g重铬酸钾，配制500mL重铬酸钾标准溶液；

步骤2．移取25.00mL所配制的重铬酸钾标准溶液于500mL锥形瓶中，用蒸馏水稀释至250mL，再加20mL浓硫酸，冷却后，加2～3滴试亚铁灵指示剂；

步骤3．用待测硫酸亚铁溶液滴定至溶液由橙黄到绿，由绿色刚变为红紫色为终点；

步骤4．记录消耗硫酸亚铁溶液的体积为18.70

mL。

（1）配制500mL重铬酸钾标准溶液需要的玻璃仪器有量筒、烧杯、____________________

（2）移取K2Cr2O7溶液选用的仪器是___________，盛装待测硫酸亚铁溶液选用的仪器是___________

A．50mL酸式滴定管

B．25mL碱式滴定管

C．25mL量筒

（3）氧元素位于周期表的______分区，铁元素在周期表中的位置是___________________，Fe2+的简化电子排布式为_________________，基态铬原子的价电子电子排布图为

__________________。

（4）测得FeSO4的浓度为

______________

。（小数点后保留两位数字）

四、计算题

21．X元素的一种核素，其氯化物为XCl2，取1.11g该氯化物配成溶液后，需用1mol/LAgNO3溶液20mL才能把氯离子完全沉淀下来。已知X核素中有20个中子。

（1）试写出XCl2与AgNO3反应的化学反应方程式（直接用XCl2代入方程式书写，注意X的化合价）。

（2）X的质量数为多少？

（3）指出X元素在周期表中的位置？

参考答案

1．D

2．D

3．B

4．D

5．D

6．A

7．C8、B

9．D

10．C

11．D

12．B

13．A

14．C

15．B

16．②

③⑤

＜

＞

＜

＞

＜

＜

17．<

＝

＝

18．HNO3

Na>Al

NaOH+Al(OH)3==NaAlO2+2H2O

NH4Cl

19．Na

Ar

F

Cs

Cs

F

N、P、As

F、Cs

20．500

mL容量瓶、玻璃棒、胶头滴管

A

A

P

第四周期第Ⅷ族

[Ar]3d6

0.16mol/L

21．（1）XCl2+2AgNO3=2AgCl↓+X(NO3)2（2）X的质量数为40（3）第四周期第ⅡA族