第1章《 原子结构与元素性质》检测题
一、单选题
1．下列各项叙述中，正确的是
A．在同一电子层上运动的电子，其自旋状态肯定不同
B．基态原子的价电子排布为的元素的族序数一定为
C．在元素周期表中，非金属元素都在p区
D．硅原子有14种不同运动状态的电子
2．对于第n电子层，若它是原子的最外层，则其最多容纳的电子数与n-1层相同，若它是次外层，则其最多容纳的电子数比n+1层上最多容纳的电子数多10个，则第n电子层为
A．K层 B．L层 C．M层 D．N层
3．下列排布不符合泡利不相容原理的是
A．2p轨道： B．3d轨道：
C．2p轨道： D．3d轨道：
4．下列原子半径大小顺序正确的是( )
①1s22s22p3 ②1s22s22p63s23p3③1s22s22p5 ④1s22s22p63s23p2
A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞①
C．④＞③＞①＞② D．④＞②＞①＞③
5．下列说法或表达方式中不正确的是
A．电子从激发态到基态产生的光谱是发射光谱
B．第三、第四周期同主族元素的原子序数均相差8
C．、、分子中中心原子孤电子对数最多的是
D．基态氯原子的价电子轨道表示式为
6．已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是
元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge
电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3 1.8
A．Mg元素电负性的最小范围为1.0~1.6
B．Ge既具有金属性，又具有非金属性
C．Be和Cl形成共价键
D．O和F形成的化合物O显正价
7．下列说法错误的是
A．CH4分子填充模型： B．基态Si原子价电子排布图
C．第一电离能：N＞O＞C D．石墨质软的原因是其层间作用力微弱
8．亚铁氰化钾()俗称黄血盐，呈黄色结晶性粉末，常作为抗结剂添加到食盐中，可防止食盐因水分含量高而结块，其制备原理为：，下列说法正确的是
A．黄血盐中组成元素的第一电离能关系为：
B．铁元素与铜元素均属于过渡元素，且均在元素周期表的ds区
C．黄血盐中的组成元素的电负性关系为：
D．KCN中组成元素的原子半径大小关系为：
9．已知X、Y、Z为三种原子序数相邻的主族元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：。下列说法不正确的是
A．电负性： B．气态氢化物的稳定性：
C．原子半径： D．单质的氧化性：
10．CO2的应用领域广泛，是一种廉价易得的基本化工原料，我国提出力争在 2060 年前实现碳中和。碳中和：通过节能减排，植树造林，化工合成等治理 CO2的手段，使 CO2排放量减少甚至是回收利用，以此达到 CO2“零排放”的目的。在二氧化碳合成甲醇的研究中，催化剂是研究的关键。目前国内外研究主要集中于铜基催化剂，有学者提出了 CO2的转化过程如图所示。下列说法正确的是
A．基态铜电子排布：[Ar]3d94s2
B．甲酸乙酯是该过程的催化剂
C．步骤④中有化学键的断裂和形成
D．反应过程中，催化剂参与反应，降低了反应的焓变
11．以下可正确表示一个明确的原子轨道的是
A．2d B．3p C．2s D．L层
12．在第4周期元素中，4s轨道半充满的元素有
A．2种 B．3种 C．4种 D．5种
13．下列叙述正确的是
A．同周期元素中第VIIA族元素的第一电离能最大
B．主族元素的原子形成单原子离子时的化合价的绝对值都等于它的族序数
C．第IA、IIA族元素的原子，其原子半径越大，元素的第一电离能越大
D．同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小
14．下列化学用语表示正确的是
A．乙烯的球棍模型为：
B．用电子式表示HCl的形成过程：
C．溴原子简化的电子排布式为：
D．的原子结构示意图为：
15．X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氖原子相同的电子层结构，下列说法正确的是
A．原子序数X
C．原子的最外层电子数X>Y D．元素的最高正价X
16．(1)基态Ti原子的核外电子排布式为______。
(2)Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为价层电子排布式为______。
(3)基态核外电子排布式为______。
(4)氮原子价S电子的轨道表示式(电子排布图)为______。
(5)Co基态原子核外电子排布式为______。元素Mn与O中，基态原子核外未成对电子数较多的是______。
17．基态与激发态
(1)基态原子：处于___________状态的原子，
(2)基态原子___________，电子跃迁到___________，变为激发态原子；
(3)电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将___________；
(4)___________是电子跃迁释放能量的重要形式之一。
18．为纪念 Dmitri Mendeleev(德米特里·门德列夫)发明的元素周期表诞生150周年。联国大会室布2019年是“国际化学元素周期表年。以下是元素周期表的一部分
X Y
Z
回答下列问题：
(1)在上表中用实线画出元素周期表的上边界_______。
(2)元素X原子核外有_______种能量不同的电子，元素Y原子最外层电子的轨道表示式为_______；26号元素Z的最外层有2个电子，其原结构示意可以表示为_______。
(3)比较元素的金属性：X_______Y(填“>”或“<)，从原子结构的角度说明理由：_______。
(4)下列曲线分别表示元素的某种性质(y)与核电荷数(Z)的关系：
①若“y表示元素周期表中第一列元素单质熔点，则对应曲线的编号是_______。
②若“y”表示同一短周期元素的原子半径，则对应曲线的编号是_______。
(5)氮(N)元素的气态氢化物的电子式为_______，假设NH是主族“元素”NH4的阳离子，则主族“元素”NH4在元素周期表中应处于第_______族，其“单质”在常温常压下_______(填“能”或“不能”)导电。
19．根据要求填空：
（1）A元素原子的M层电子数是其电子总数的，则其原子结构示意图为__；其简单离子的电子式为___。
（2）下列图示表示同种元素的是___；化学性质相似的是___；属于离子的是__。
（3）已知Mm+与Nn-具有相同的电子层结构，若N的核电荷数为a，M的质量数为A，则M的中子数为__，两者形成的化合物的化学式可能为__。
20．PSCl3、SCl2、NaN3等化合物用途非常广泛。
（1）PSCl3(结构式为：)中磷的化合价为__。
（2）S2Cl2分子中各原子均满足8电子结构，画出S2Cl2的结构式：__。
（3）能说明同周期的相邻元素S的非金属性比Cl弱的事实是__(填标号)。
A．H2SO3的酸性比HClO3的弱
B．气态H2S的热稳定性比HCl的弱
C．Cl2通入Na2S溶液可发生反应：Cl2+S2-=2Cl-+S↓
D．SO2是常见的还原剂，ClO2是常见的氧化剂
（4）NaN3是一种易溶于水(NaN3=Na++N)的白色固体，钠法(液氨法)制备NaN3的工艺流程如图：
①钠元素位于周期表第___周期___族。
②Na+的结构示意图为___。
③反应NH4NO3N2O↑+2H2O↑中，每生成1molN2O转移电子数为___。
④销毁NaN3可用NaClO溶液，该销毁反应的离子方程式为___。(N被氧化为N2)。
21．某同学学了元素周期表后，自己设计了一套实验方案，验证元素性质的递变性，并记录了有关实验现象(见下表，表中的“实验方案”与“实验现象”前后不一定是对应关系)。
实验步骤 实验现象
①将镁条用砂纸打磨后，放入试管中，加入少量水后，加热至水沸腾；再向溶液中滴加酚酞溶液 A．浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出“嘶嘶”声，随之消失，溶液变成红色。
②向新制得的Na2S溶液中满加新制的氯水 B．有气体产生，溶液变成浅红色
③将一小块金属钠放入滴有酚酞溶液的冷水中 C．剧烈反应，迅速产生大量无色气体。
④将镁条投入稀盐酸中 D．反应不十分剧烈；产生无色气体。
⑤将铝条投入稀盐酸中 E.生成淡黄色沉锭。
请你帮助该同学整理并完成实验报告。
实验目的：研究同周期元素性质的递变性
(1)实验用品：
试剂：金属钠，镁条，铝条，稀盐酸，新制氯水，新制Na2S溶液，AlC13溶液，NaOH溶液，酚酞溶液等。
仪器：_____(写两种以上的玻璃仪器)，试管夹，胶头滴管，镊子，小刀，玻璃片，砂纸，火柴等。
(2)实验记录：(填写与实验步骤对应的实验现象的编号和步骤②、步骤⑤反应的离子方程式)
实验内容 ① ② ③ ④ ⑤
实验现象(填A～E) _ _ _ _ _
步骤②_____，
步骤⑤______，
(3)实验结论：____。
(4)总结反思：从原子结构角度分析，同周期元素产生性质递变性的原因是______。
22．金属、、有广泛的应用。针对金属、、的金属性，进行了如下实验：
实验1：各取1.0g金属钠和镁，分别加入5水中，钠与水反应剧烈，镁与水反应缓慢。
实验2：各取1.0g的镁条和铝条，分别加入51.0盐酸中，镁与盐酸反应剧烈，铝与盐酸反应较剧烈。
(1)实验1和实验2得出的结论是______；
(2)用原子结构理论解释：同周期元素从左到右，______。
23．原子序数为11~17的元素符号和原子结构示意图如下。
Na Mg Al SiP S Cl
(1)原子序数为15的原子质子数为____，最外层有____个电子。
(2)结合上图用符号表示下列内容：
①原子序数为13的原子形成的简单离子符号为____。
②一个单质分子中含有两个原子的物质的化学式为____。
③原子序数为12、17的元素组成化合物的化学式为____。
(3)原子序数为11~17的元素，随着原子序数的增加，其原子结构或元素的性质呈现出的变化规律是_____________________。(任写一条)
24．19世纪中叶，门捷列夫总结了如表所示的元素化学性质的变化情况。请回答：
（1）门捷列夫的突出贡献是________。
A．提出了原子学说
B．提出了分子学说
C．发现了元素周期律
D．发现能量守恒定律
（2）该表变化表明________。
A．事物的性质总是在不断地发生变化
B．元素周期表中最右上角的氦元素是非金属性最强的元素
C．第ⅠA族元素的金属性肯定比同周期的第ⅡA族元素的金属性强
D．物质发生量变到一定程度必然引起质变
（3）按照表中元素的位置，认真观察从第ⅢA族的硼到第ⅦA族的砹连接的一条折线，我们能从分界线附近找到________。
A．耐高温材料 B．新型农药材料
C．半导体材料 D．新型催化剂材料
（4）据报道，美国科学家制得一种新原子，它属于一种新元素116号元素(元素符号暂用X代替)，关于它的推测正确的是________。
A．这种原子的中子数为167
B．它位于元素周期表中第6周期
C．这种元素一定是金属元素
D．这种元素的原子易与氢化合
25．根据原子结构、元素周期表和元素周期律的知识回答下列问题：
(1)A是1~36号元素原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素，A元素的名称是______，在元素周期表中的位置是_______。
(2)B元素基态原子的轨道表示式是下图中的________(填序号)，另一轨道表示式不能作为基态原子的轨道表示式是因为它不符合_______(填序号)。
①
②
A．能量最低原则 B．泡利不相容原理 C．洪特规则
(3)下图表示8种短周期元素的原子序数(图中原子序数是连续的)和元素常见单质沸点的关系。其中第一电离能和电负性最大的元素分别是______、_______(填序号)；C、D、F元素的简单离子的半径由大到小的顺序是______(用离子符号表示)。
试卷第1页，共3页
试卷第1页，共3页
参考答案：
1．D
【详解】A．由泡利不相容原理可知，同一原子轨道上运动的两个电子，自旋方向肯定不同，由洪特规则可知，填入简并电子轨道的电子总是先单独分占，且自旋方向相同，故A错误；
B．元素周期表中基态原子的价电子排布为的ⅢB～ⅦB及Ⅷ族元素的族序数为外围电子中d、s能级含有电子数目之和，族序数一定为x+y，而ⅠB族、ⅡB族元素的族序数等于外围电子排布中s能级中的电子数为y，故B错误；
C．氢元素为非金属元素，元素周期表中，氢元素处于s区，故C错误；
D．由泡利不相容原理可知，同一原子核外没有运动状态完全相同的电子，硅元素的原子序数为14，则硅原子核外有14种不同运动状态的电子，故D正确；
故选D。
2．C
【详解】当n为最外层时，最多容纳的电子数为8，则(n－1)层最多容纳8个电子，应为L层。当n为次外层时，其最多容纳的电子数比(n－1)层最多容纳的电子数多10，说明(n－1)层不是K层，而是L层。则n为M层，故选C。
3．C
【分析】泡利不相容原理是指每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子，而洪特规则是指在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据不同的轨道，且自旋方向相同，然后根据轨道表达式分析判断。
【详解】由于泡利原理指的是一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋状态必须相反。
A．2p能级的3个电子占据3个轨道，且自旋方向相同，遵循泡利原理和洪特规则，A不符合题意；
B．3d能级有5个轨道，5个电子应占据5个轨道，且自旋方向相同，轨道表达式应该为：，不遵循洪特规则，B不符合题意；
C．2p能级有三个轨道，1个轨道最多只能容纳2个自旋状态相反的电子，轨道表达式应该为，不符合泡利不相容规则，C符合题意；
D．3d能级有5个轨道，3个电子分别占据一个轨道，且自旋方向相同，遵循泡利原理和洪特规则，D不符合题意；
故合理选项是C。
4．D
【分析】根据核外电子排布式书写规律分析解答。
【详解】①1s22s22p3是N元素，②1s22s22p63s23p3是P元素，③1s22s22p5是F元素，④1s22s22p63s23p2是Si元素，根据元素周期律分析可知，原子半径由大到小的顺序为：④＞②＞①＞③；
答案选D。
【点睛】本题考查同周期元素性质递变规律，原子半径比较：电子层数越多，原子半径越大；电子层数相同时，核电荷数越小，原子半径越大。
5．B
【详解】A．电子从激发态到基态，需要向外释放能量，产生发射光谱，A项正确；
B．第IA、ⅡA族元素相差8，其它主族元素的原子序数相差18个，所以第三、第四周期同主族元素的原子序数相差不一定是8，B项错误；
C．氨气的电子式为，中心原子N上孤电子对数为1，水的电子式为：，中心原子O上孤电子对数为2，二氧化碳的电子式为，中心原子C上孤电子对数为0，所以中含有的孤电子对最多，C项正确；
D．基态氯原子的价电子排布式为：，依据洪特规则和泡利不相容原理其价电子轨道表示式为：，D项正确；
答案选B。
6．A
【详解】Mg元素的金属性小于Na，大于Be，故电负性的最小范围为0.9～1.5，A判断不正确；Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B判断正确；根据Be和Cl的电负性，两元素电负性差距小于1.7，可形成极性键，C判断正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物O显正价，D判断正确。
7．A
【详解】A．CH4分子为正四面体结构，碳原子的原子半径较大，其空间充填模型为，A错误；
B．基态Si原子价电子排布式为3s23p2，排布图为，B正确；
C．同周期自左至右第一电离能呈增大趋势，但N原子的2p轨道处于半满状态，因此其第一电离能最大，则第一电离能：N＞O＞C，C正确；
D．在石墨中，同层的C原子以共价键结合，而每层之间以范德华力结合，其层间作用力微弱，层与层之间可以滑动，因此较为松软，D正确；
综上所述答案为A。
8．C
【详解】A．亚铁氰化钾的组成元素N、O、C、、K中，N的第一电离能大于O，A错误；
B．铁元素与铜元素均属于过渡元素，铁位于d区，铜位于区，B错误；
C．N、O、C、、H、K元素中N、O、C属于同一周期元素，同一周期，从左到右电负性逐渐增大，，、K为金属，电负性，但都比非金属小，H与C、N、O组成化合物时显正化合价，因此电负性关系为，C正确；
D．的组成元素N、C、K中C、N属于第二周期元素，K属于第四周期元素，同一周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小，故，D错误。
答案选C。
9．A
【分析】X、Y、Z为三种原子序数相邻的主族元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则X、Y、Z同周期，且原子序数X＞Y＞Z，电负性X＞Y＞Z，非金属性X＞Y＞Z，非金属性越强，气态氢化物越稳定、单质氧化性越强，据此解答。
【详解】A．根据分析，电负性：X＞Y＞Z，A错误；
B．非金属性越强，氢化物越稳定，则氢化物稳定性X＞Y＞Z，B正确；
C．根据分析，X、Y、Z同周期，且原子序数X＞Y＞Z，则原子半径：，C正确；
D．非金属性越强，单质氧化性越强，则单质的氧化性：X＞Y＞Z，D正确；
故选A。
10．C
【详解】A．电子排布为全满或半满时，原子的能量最低，较稳定，所以基态铜（Cu）原子的电子排布式为[Ar]3d104s1，选项A错误；
B．催化剂在反应前后的量是不变的，反应④生成了甲酸乙酯，但在其它步骤中未有甲酸乙酯的参与，即甲酸乙酯只有生成，没有消耗，所以甲酸乙酯不是催化剂，选项B错误；
C．由图可知步骤④中的 C O 和 H O 键均发生了断裂，生成了金属羟基化合物(H O M)和甲酸乙酯，选项C正确；
D．催化剂可以加快反应速率，降低反应的活化能，改变反应历程，但不改变焓变，选项D错误；
答案选C。
11．C
【详解】A．L(n=2)能层没有d能级，只有2s和2p，共2个能级，A不符合题意；
B．3p能级含有3个原子轨道，分别是3px、3py、3pz，共3个原子轨道，B不符合题意；
C．2s能级只有一个原子轨道就是2s，C符合题意；
D．L层含有2s和2p，共2个能级；含有2s、3px、3py、3pz，共4个原子轨道，D不符合题意；
答案选C。
12．B
【详解】在第4周期元素中，4s轨道半充满的元素有钾([Ar]4s1)、铬([Ar]3d54s1)、铜([Ar]3d104s1)三种元素，故选B。
13．D
【详解】A．同周期元素的第一电离能0族的元素最大，A错误；
B．一般情况下，主族元素的原子形成单原子阳离子时的化合价数都和它的族序数相等，而阴离子的化合价绝对值与族序数的和为8，B错误；
C．第IA、IIA族元素的原子，其半径越大，第一电离能越小，C错误；
D．在同一主族中，自上而下由于原子半径逐渐增大，所以第一电离能逐渐减小，D正确。
答案为：D。
14．D
【详解】A．C原子半径比H原子大，A错误；
B．HCl为共价化合物，电子式表示其形成过程时，不用箭头表示电子得失，B错误；
C．溴原子简化的电子排布式为[Ar]3d104s24p5，C错误；
D．Cr的原子结构示意图正确，D正确；
故选D。
15．B
【分析】X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氖原子相同的电子层结构，则X为第三周期的金属元素，Y为第二周期的非金属元素，Y原子最外层电子数较多，以此来解答。
【详解】A．由以上分析可知X的原子序数大于Y的原子序数，A错误；
B．X为第三周期的金属元素，Y为第二周期的非金属元素，由同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大可知X的原子半径比Y的大，B正确；
C．X的最外层电子数少于4，Y的最外层电子数大于4，C错误；
D．最外层电子数等于最高正价，X的最外层电子数少于4，Y的最外层电子数大于4，则X元素的最高正价比Y的小，但F没有正价，O没有最高价，D错误；
故选B。
16． 或 4s 或 或 Mn
【详解】(1)Ti是22号元素，其基态原子核外电子排布式为或；故答案为：或；
(2)Fe的价层电子排布式为，其阳离子、的价层电子排布式分别是、，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为时，首先失去6s轨道上的电子，然后失去1个4f轨道上的电子，故的价层电子排布式为；故答案为：4s；；
(3)的核外有27个电子，核外电子排布式为或；故答案为：或；
(4)N位于第二周期ⅤA族，价层电子是最外层电子，即价层电子轨道表示式是；故答案为：；
(5)Co是27号元素，位于元素周期表第四周期第Ⅷ族，其基态原子核外电子排布式为或；O元素的基态原子价层电子排布式为，所以其楗外未成对电子数是2，而Mn元素的基态原子价层电子排布式为，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；故答案为：或；Mn。
17．(1)最低能量
(2) 吸收能量 较高能级
(3)释放能量
(4)光(辐射)
【解析】略
18． 4 3s23p1 > Na和Al的电子层数相同，Al的核电荷数比Na大，对核外的电子吸引力强，半径更小，失电子能力较弱，金属性较弱 F A ⅠA 能
【详解】(1)在元素周期表中，最左侧第一行只有一个氢元素，最右侧第一行只有一个氦元素，第二、三行左侧有两种元素，右侧有六中元素，所以用实线画出元素周期表的上边界如图：；
(2)元素X为钠元素，电子排布为1s22s22p63s1，原子核外有4种能量不同的电子，元素Y为铝元素，原子最外层电子的轨道表示式为3s23p1；26号元素Z为铁元素，最外层有2个电子，其原结构示意可以表示为；
(3)因为Na和Al的电子层数相同，Al的核电荷数比Na大，对核外的电子吸引力强，半径更小，失电子能力较弱，金属性较弱，所以钠的金属性强于铝；
(4)①若“y表示元素周期表中第一列元素单质熔点，第一列中第一个为氢元素，熔点很低，其余为碱金属元素，熔点依次降低，所以对应曲线的编号是F；
②若“y”表示同一短周期元素的原子半径，同周期从左到右原子半径依次减小，所以对应曲线的编号是A；
(5)氮(N)元素的气态氢化物为氨气，电子式为，假设NH是主族“元素”NH4的阳离子，其带一个单位正电荷，所以主族“元素”NH4在元素周期表中应处于第ⅠA族，第ⅠA族单质除了氢元素的以外都为金属单质，都能导电，故推测其“单质”在常温常压下能导电。
19． AC BD C A-(a+m+n) MnNm或MNm/n
【分析】本题主要考查元素、离子的定义和原子的结构，以及原子结构中各微粒之间的关系，总体难度不大。
【详解】(1)A元素原子的M层电子数是其电子总数的，设M层有x个电子，则有x=(10+x)，得x=5，即为P原子，故其原子结构示意图为 ；其简单离子的电子式为，故答案为： ；；
(2)具有相同核电荷数得同一类原子的总称为元素，下列图示表示同种元素的是A和C均为钠元素，具有相同最外层电子数的同一主族元素的化学性质相似，故相似的是BD，质子数和核外电子总数不相等的即属于离子，故属于离子的是C，故答案为：AC；BD；C；
(3)已知Mm+与Nn-具有相同的电子层结构则有Z(M)-m=Z(N)+n，若N的核电荷数为a，则Z(M)=a+m+n，根据质量数A=质子数Z+中子数N，故M的质量数为A，则M的中子数为A-(a+m+n)，根据化合物中元素的化合价代数和为0，故两者形成的化合物的化学式可能为MnNm或MNm/n，故答案为：A-(a+m+n)；MnNm或MNm/n。
20． +5 Cl一S一S一Cl BC 三 IA 2.408×1024 ClO-+2N+H2O=Cl-+N2↑+2OH-
【详解】（1）根据结构简式知，Cl元素化合价为-1、S元素化合价为-2，分子中各元素化合价的代数和为0，则P为+5价；
（2）S2Cl2分子中各原子均满足8电子结构，说明每个Cl原子形成1个共价键、每个S原子形成2个共价键，所以其结构式为Cl-S-S-Cl；
（3）元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其单质与氢气化合越容易，其氢化物的稳定性越强，其最高价氧化物的水合物酸性越强；
A．H2SO3、HClO3都不是非金属元素的最高价含氧酸，所以不能据此酸性强弱判断非金属性强弱，故A错误；
B．气态H2S的热稳定性比HCl的弱，则非金属性S
D．SO2、ClO2的氧化性或还原性强弱与其非金属性强弱无关，故D错误；
综上所诉，答案选BC；
（4）①钠是11号元素，位于周期表第三周期第IA族；
②Na+的结构示意图为： ；
③反应NH4NO3N2O↑+2H2O↑中，氮元素由+5价降为+1价，由-3价升为+1价，故每生成1molN2O转移电子4mol，转移电子数为：2.408×1024；
④销毁NaN3可用NaClO溶液，二者发生氧化还原反应，该反应的离子方程式为：ClO-+2N+H2O=Cl-+N2↑+2OH-。
21． 试管、烧杯、酒精灯 B E A C D S2﹣+Cl2=S+2Cl﹣ 2Al+6H+=2Al3++3 H2↑ 同周期从左到右，元素得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 同周期元素的原子，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子核对电子的吸引力增强，使得原子的失电子能力减弱
【分析】根据实验现象可以判断反应的剧烈程度，根据剧烈成都可以判断金属的活泼性，通过活泼性从而能判断同周期元素在同周期中的变化规律。
【详解】(1)在烧杯中完成①③实验，①需要加热，在试管中完成其它实验，则还需要的仪器为试管、烧杯、酒精灯，
故答案为：试管、烧杯、酒精灯；
(2)钠与冷水反应剧烈，Mg与水反应需要加热；且金属越活泼，与酸反应越剧烈，则
与实验步骤对应的实验现象的编号为
实验内容 ① ② ③ ④ ⑤
实验现象(填A～E) B E A C D
步骤②的离子反应为S2﹣+Cl2═S+2Cl﹣，
步骤⑤的离子反应为2Al+6 H+═2Al3++3 H2↑，
故答案为：
实验内容 ① ② ③ ④ ⑤
实验现象(填A～E) B E A C D
；S2﹣+Cl2═S+2Cl﹣；2Al+6 H+═2Al3++3 H2↑；
(3)实验结论为同周期从左到右，元素得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，
故答案为：同周期从左到右，元素得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；
(4)从原子结构角度分析，同周期元素产生性质递变性的原因是同周期元素的原子，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子核对电子的吸引力增强，使得原子的失电子能力减弱，故答案为：同周期元素的原子，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子核对电子的吸引力增强，使得原子的失电子能力减弱。
【点睛】此题难点在于从原子结果角度分析，同周期元素性质的递变规律，根据半径的大小判断，及影响判断得失电子的能力。
22． 金属性 核电荷数增大，原子半径减小，原子核对核外电子吸引能力增强，原子失电子能力减弱
【详解】(1)、、原子核外均有3个电子层，均处于第三周期，金属与水、酸反应越剧烈，金属性越强，实验1和实验2得出的结论是金属性；
(2)用原子结构理论解释，同周期元素从左到右，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对核外电子吸引能力增强，原子失电子能力减弱，元素金属性减弱。
23． 15 5 Al3+ Cl2 MgCl2 随着原子序数的增加，元素原子的最外层电子数逐渐增加
【详解】(1)原子的原子序数=核内质子数，故原子序数为15的原子质子数为15；从原子结构示意图可看出原子序数为15的原子，最外层有5个电子。
(2)①原子序数为13的原子是Al，最外层有3个电子，在形成离子时易失去最外层的3个电子，形成带3个单位正电荷的Al3+。
②11~17号元素中，Na、Mg、Al是金属元素，Si、P、S是非金属元素，它们的单质可用其元素符号直接表示，17号氯元素形成的单质是双原子分子，所以一个单质分子中含有两个原子的物质的化学式为Cl2。
③原子序数是12的元素是镁元素，镁原子的最外层电子数是2，易失去最外层的2个电子而形成+2价的阳离子；原子序数是17的元素是氯元素，氯原子最外层电子数是7，易得到1个电子而形成-1价的阴离子，所以镁元素和氯元素形成的化合物为MgCl2。
(3)从题目中给出的11~17号元素的原子结构示意图可看出，随原子序数的递增，元素原子的最外层电子数逐渐增加(或元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，原子半径逐渐减小等)。
24． C )CD C AC
【详解】（1）A.19世纪初，英国化学家道尔顿提出近代原子学说，A错误；
B.19世纪初，意大利科学家阿伏加德罗提出分子概念，提出原子-分子学说，B错误；
C.1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，并编制出元素周期表，使得化学学习和研究变得有规律可循，C正确；
D.1756年俄国罗蒙诺索夫首先能量守恒定律，D错误；
答案选C。
（2）A．图示显示不同元素的递变规律，A错误；
B．氦为稀有气体，性质最稳当，B错误；
C．同周期，从左到右，金属性减弱，ⅠA族元素的失电子能力肯定比同周期ⅡA族元素的失电子能力强，C正确；
D．同周期，随原子序数递增，元素从活泼金属→金属→两性元素→非金属→活泼非金属排列，物质发生量变到一定程度必然引起质变，D正确；
答案选CD；
（3）耐高温的合金材料在过渡元素区寻找；制农药的元素在周期表右上方的非金属元素区寻找；做催化剂的元素从过渡元素区寻找；作半导体材料的元素，在元素周期表金属元素与非金属元素的分界线附近寻找，而从ⅢA族的硼到ⅦA族的砹是元素周期表金属元素与非金属元素的分界线，所以作半导体材料的元素，答案选C；
（4）稀有气体的原子序数分别为：2、10、18、36、54、86、118，116号元素与118号元素同周期，且位于118号元素的前2列，即116号元素处于第七周期ⅥA族。
A．质量数为283，质子数为116，所以中子数为167，A正确；
B.116号元素处于第七周期ⅥA族，B错误；
C．该元素的金属性比Po强，一定为金属元素，C正确；
D．该元素为金属元素，金属性比较弱，不易与氢化合，D错误。
答案选AC。
25．(1) 铬 第四周期第VIB族
(2) ② C
(3) E D O2->F->Mg2+
【解析】（1）
1~36号元素中未成对电子数最多的为Cr元素，其价电子排布式为3d54s1，含6个未成对电子，故此处填：铬；位于周期表第四周期第ⅥB族；
（2）
基态原子的电子填充满足能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则，其中轨道排布式①3p能级电子填充不满足洪特规则，故此处依次填：②、C；
（3）
B、C、D、E单质常温下为气体，结合短周期元素知连续B、C、D、E只能为N、O、F、Ne，则A为C，F为Mg，随着周期表往右往上，元素第一电离能、电负性呈增大趋势，第一电离能最大的为Ne，电负性最强的为F，故此处依次填：E、D；O2-、F-、Mg2+电子层数均为两层， 核电荷数：Mg＞F＞O，故离子半径：O2-＞F-＞Mg2+。
答案第1页，共2页
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