热门试卷

（5分）（1）同一主族，随着原子序数增大，E值变小 周期性

（2） 1、3

（3）10号元素是Ne，它的原子最外层已经形成8电子稳定结构

（4）第7号元素和第8号元素分别是N和O，由于氮元素的2p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于氧元素的。

（1）根据表中数据可知，同一主族，随着原子序数增大，E值是逐渐变小的，这说明各主族中E值的这种变化的特点体现了元素性质的周期性变化规律。

（2）根据表中数据可知，氮元素的大于氧元素的，P元素的大于S元素的。这是由于氮元素的2p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于氧元素的。由于As元素的4p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于Se元素的，即1正确；由于溴元素的非金属性强于Se的，所以选项3也是正确的，答案选1和3。

（3）10号元素是Ne，它的原子最外层已经形成8电子稳定结构，所以第一电离能大。

（4）第7号元素和第8号元素分别是N和O，由于氮元素的2p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于氧元素的。

（1）KAl(SO4)2•12H2O（1分） （2）1s22s22p63s23p1 （1分） （3）2s22p4  （1分）

（4）O＞S   Al＞K （2分）    （5）极性；极性； V型（3分）

根据元素的结构及有关性质可知，A、B、C、D、E 5种元素分别是H、O、Al、S、K。

（1）由这五种元素组成的一种化合物应该是明矾，化学式为KAl(SO4)2•12H2O。

（2）根据构造原理可知，Al元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1 。

（3）根据构造原理可知，氧元素原子的价电子构型是2s22p4。

（4）非金属性越强，电负性越大，氧元素的非金属性其余硫元素的，所以氧元素的电负性大于硫元素的。金属性越强，第一电离能越小，铝的金属性弱于K的，所以第一电离能是Al＞K。

（5）根据价层电子对互斥理论可知，SO2中S原子的孤对电子对数是（6－2×2）÷2＝1，所以SO2是含有极性键的极性分子，空间构形是V型。

Mg， ，，离子键，离子

元素A的原子的L层比M层多6个电子，则A是镁。元素B的L层比K层多5个电子，则F，其原子结构示意图是。镁是活泼的金属，F是活泼的非金属，形成的化学键是离子键，其相应化合物是离子化合物，电子式为。

（4分，每空1分）①B，②A，③C，④D

质子数相同，中子数不同的同一种元素的不同核素互称为同位素，所以答案是B。由同一种元素形成的不同单质互为同素异形体，因此答案选A。分子式相同结构不同的化合物互为同分异构体，则答案选C。性质和结构都完全相同的是同一种物质，所以答案是D。

(12分)(1) (2)O  (3)HClO4　， KOH ， Al(OH)3　

(4)2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑

考查元素周期表的结构及元素周期律的应用。根据元素在周期表中的位置可知，A~R 9种元素分别是Na、K、Mg、Al、C、O、Cl、Br、Ar。稀有气体分子的最外层电子已经达到稳定结构，所以Ar的性质最不活泼。金属性越强最高价氧化物的水化物的碱性越强，同样非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。所以分别是高氯酸和氢氧化钾。

（8分）

试题分析：核电荷数等于原子序数，所以核电荷数为11的元素是钠元素。又因为质子数和中子数之和是质量数，所以其元素符号是；根据质量数和中子数可知，该元素的质子数是32－16＝16，即是S元素。又因为核外电子数是18，所以是硫离子，即符号是。

点评：在进行原子组成的有关计算时，需要注意几个守恒关系，分别是中子数＋质子数＝质量数、质子数＝核外电子数＝核电荷数＝原子序数。另外在表示原子组成时元素符号的左下角表示质子数，左上角表示质量数，据此可以判断。

 Ⅰ.⑴(  B  ) （2分）    ⑵（ C ）（2分）  ⑶（ E ）（2分）  

⑷（ G ）（2分）    ⑸（ A ）（2分）

Ⅱ. ⑴略（2分）⑵略（2分）  ⑶略（2分）

Ⅰ.⑴ⅡA族元素的最外层电子数都是2个，所以答案选B。

（2）第三周期元素的最高化合价，自左向右逐渐升高，但0族最低，所以答案选C。

（3）核外电子排布相同的微粒，其微粒半径随原子序数的增大而减小。电子层数越多，离子半径越大，所以答案选E。

（4）同周期自左向右原子半径逐渐减小，所以答案选G。

（5）金属性越强，相应阳离子的氧化性越弱，同主族自上而下金属性逐渐增强，所以答案选A。

Ⅱ. （1）、（2）参照教材

（3）位于正确的第四周期第ⅣB。

（1）Ar 镁  F2   Cl－ （2）C （3） 

（4）Mg（OH）2 （5）共价 原子

考查元素周期表的结构和元素周期律的应用。根据元素在周期表中的位置可知①~⑩分别是C、N、O、F、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar。同周期自左向右原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族自上而下原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。非金属性越强，相应氢化物的稳定性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。金属性越强，最高价氧化物的水化物的碱性越强。一般活泼的金属和活泼的非金属容易形成离子键，非金属元素的原子间容易形成共价键，所以氧和硅原子形成的化学键是极性键，晶体是原子晶体。

) (1)2s22p4　(1分)   (2)2F2＋2H2O===4HF＋O2(2分)

(3)MgO(2分)　晶格能大(1分)　 (4)3∶1∶1(2分)

考查原子核外电子的排布规律及晶体的有关应用。

W的原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，则W是O。Y是第ⅡA族元素，且W与Y形成的化合物M的熔点最高，所以M是氧化镁，则Y是镁。W、X、Y、Z的原子序数依次增大，因此X是F。又因为X、Y和Z的原子序数之和是W原子序数的5倍，所以Z是K。

（1）根据构造原理可写出

（2）氟是最活泼的非金属，和水反应生成氟化氢和氧气。

（3）镁离子半径小于钠离子半径，氧离子半径小于氯离子半径，所以氧化镁中的晶格能要大于氯化钠中的，故熔点高。

（4）X占据所有棱的中心，则X的个数是12×1/4＝3。 Y位于顶角，则Y的个数是8×1/8＝1。Z处于体心位置，所以该晶体的组成为X∶Y∶Z＝3∶1∶1。

小题1:  Cl2O7；HClO4；HClO4+ NaOH = NaClO4 + H2O；

小题2:Al2O3；Al(OH)3 + OH- = [Al(OH)4]-

小题3:SiH4；PH3；H2S；HCl； 

小题4:SO3；。

考查元素周期表的结构以及常见化学用语的书先。

小题1:根据已知信息可判断该元素位于第三周期第ⅦA，所以是Cl元素，最高价是＋7价。因此最高价氧化物是Cl2O7,对应水化物化学式HClO4,高氯酸属于强酸和氢氧化钠发生中和反应，方程式为HClO4+ NaOH = NaClO4 + H2O。

小题2:第3周期元素中最外层电子数与电子层数相同，说明最外层有3个电子，属于原子序数是13，是铝元素。最高价是＋3价，因此最高价氧化物的化学式为Al2O3，对应的水化物的化学式为Al(OH)3。氢氧化铝是两性氢氧化物，能溶于强碱氢氧化钠中，方程式为Al(OH)3 + OH- = [Al(OH)4]-。

小题3:Ar的质子数和电子数都是18，所以这四种元素应该位于第三周期，分别为Si、P、S、Cl，其氢化物分别为SiH4、PH3、H2S、HCl。

小题4:最高正价与最低负价的代数和为4元素一定属于第ⅥA，最高价是＋6价，属于最高价氧化物的化学式为RO3（R表示该元素的元素符号）。根据题意可知 ，解得M(R)＝32，因此是硫元素。

⑴A  氧       B  氟         E  硅     ⑵

⑶ 2Na + Cu2+ + 2H2O = 2Na+ + Cu(OH)2↓ + H2↑  

⑷  极性       极性           sp3          V形

E的M层电子数是K层电子数的2倍，则E是硅元素。所以EA2应是SiO2，即A是O。C、D都能分别与A按原子个数比为1∶1或2∶1形成化合物，所以C是H，D是Na。由EB4可知B属于第ⅦA元素，根据原子序数的顺序可知B是F元素。D2A2是过氧化钠，含有离子键和非极性键，电子式为。钠属于活泼性金属，极易与水反应，所以D单质与CuSO4溶液反应的离子方程式为2Na + Cu2+ + 2H2O = 2Na+ + Cu(OH)2↓ + H2↑。在化合物H2O中，中心原子有2对孤对电子，其VSEPR模型是四面体，碳原子是sp3杂化，但实际构型是 V形，属于极性分子。

(1)氟、氟气(2)Na、AL、AL(OH)3 + OH-=Al3+ + 2H2O(3)Na>Mg>Al>C>N  (4)H2S

（1）表中元素，只有负价而无正价的元素为非金属性最强的元素即为F（氟），氧化性最强的单质即为得电子能力最强的为氟气；

（2）最高价氧化物的水化物中碱性最强的即为元素金属性最强的元素Na，呈两性的是AL，与氢氧化钠溶液反应的离子方程式为：AL(OH)3 + OH-=Al3+ + 2H2O；

（3）在b、c、d、f、g、h中，原子半径从大到小的顺序为的是：Na>Mg>Al>C>N；

（4）k、m的气态氢化物的稳定性为：H2S