高中化学人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律精品同步测试题

      第四章  物质结构  元素周期律

    第二节  元素周期律

 课时1  元素周期律

（建议时间：30分钟）

1．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是

A．元素周期表中左下方区域的金属元素多用于制造半导体材料

B．第三周期主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数

C．短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构

D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同

【答案】B

【详解】

A.元素周期表中金属与非金属分界线附近的元素多用于制造半导体材料，故A错误；

B.第三周期主族元素的最高正化合价等于最外层的电子数，与它所处的主族序数相等，故B正确；

C.短周期元素形成离子后，最外层不一定都达到8电子稳定结构，如H—的最外层电子数为2，故C错误；

D.同一主族元素的原子，最外层电子数相同，但电子层数不同，原子半径不同，化学性质相似，但不完全相同，故D错误；

故选B。

2．下列叙述中，不正确的是

A．I2、Br2、Cl2元素的单质与氢气化合越来越容易

B．Al、Mg、Na的氧化物的水化物的碱性依次增强

C．Na、Mg、Al的简单离子的半径逐渐减小

D．P、S、Cl元素的最高正价依次升高，其对应的简单气态氢化物的稳定性依次减弱

【答案】D

【详解】

A．元素的非金属性越强，其单质越易与氢气化合，由于元素的非金属性：，则I、、元素的单质与氢气化合越来越易，A正确；

B．元素的金属性越强，其对应碱的碱性越强．由于元素的金属性：，则、、的氧化物的水化物的碱性依次增强，B正确；

C．、、的核外电子排布相同，其核外电子层结构相同，对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大的离子半径越小，所以、、的简单离子的半径逐渐减小，C正确；

D．元素的非金属性越强，其对应的氢化物就越稳定，由于元素的非金属性，其对应的气态氢化物的稳定性依次增强，D错误；

故选：D。

3．下列各组离子半径，从小到大排列正确的是

A．S2-、Cl-、K+ B．Na+、Mg2+、Al3+ C．Cl-、Br-、I- D．K+、F-、O2-

【答案】C

【分析】

电子层数越多半径越大；电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，由此分析解答。

【详解】

A．S2-、Cl-、K+电子层结构相同，所以半径由大到小的顺序为：S2-＞Cl-＞K+，故A不符合题意；

B．Na+、Mg2+、Al3+电子层结构相同，所以半径由大到小的顺序为：Na+＞Mg2+＞Al3+，故B不符合题意；

C．Cl-、Br-、I-电子层数逐渐增多，所以半径由大到小的顺序为：Cl-＜Br-＜I-，故C符合题意；

D．K+有3个电子层，F-、O2-有2个电子层，则半径由大到小的顺序为：K+＞O2-＞F-，故D不符合题意；

故选：C。

4．下列关于铝元素及其化合物的说法正确的是

A．Al(OH)3的碱性比Mg(OH)2的强

B．原子的最外层电子数n：n(Al)＞n(C)

C．Al原子失电子的能力比硼(B)原子的强

D．通常条件下，Fe单质比Al单质更耐腐蚀

【答案】C

【详解】

A．同周期从左到右金属性逐渐减弱，因此Al(OH)3的碱性比Mg(OH)2的弱，故A错误；

B．Al原子的最外层电子数为3，C原子的最外层电子数为4，因此原子的最外层电子数为n：n(C)＞n(Al)，故B错误；

C．同主族从上到下金属性逐渐增强，因此Al原子失电子的能力比硼(B)原子的强，故C正确；

D．通常条件下，Al表面易生成致密氧化膜，而铁不会，因此Al单质比Fe单质更耐腐蚀，故D错误。

综上所述，答案为C。

5．下列叙述能说明氯元素非金属性比硫元素强的是

①HCl的溶解度比H2S大②HCl的酸性比H2S强③HCl的稳定性比H2S强④还原性：Cl-<S2-⑤HClO的酸性比H2SO4弱⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS⑦Cl2能与H2S反应生成S⑧在周期表中Cl处于S同周期的右侧

A．③④⑤⑦⑧ B．③⑥⑦⑧

C．③④⑥⑦⑧ D．①②③④⑤⑥⑦⑧

【答案】C

【详解】

溶解度为物理性质，①不能说明，比较酸性必须为最高价含氧酸，②不能说明，氢化物的稳定性可以说明氯元素的非金属性大于硫，③正确，离子的还原性可以说明，④正确，不是最高价含氧酸，⑤错误，氯气的氧化性大于硫，⑥可以说明，氯气与硫化氢生成硫单质，氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，⑦可以说明，周期表中Cl处于S同周期的右侧，⑧可以说明；故选C。

6．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如图所示，下列叙述不正确的是

A．X、Y的最高价氧化物都可以作耐火材料

B．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水

C．Z的非金属性小于W

D．X的单质可分别与Z、W的单质发生氧化还原反应

【答案】B

【分析】

由图可知，W为O元素、X为Mg元素、Y为Al元素、Z为N元素。

【详解】

A．氧化镁和氧化铝都具有很高的熔点，都可以作耐火材料，故A正确；

B．氢氧化铝是两性氧化物，溶于强酸和强碱，不溶于弱酸和弱碱，则氢氧化铝不能溶于稀氨水，故B错误；

C．同周期元素，从左到右非金属性依次增强，则氧元素的非金属性强于氮元素，故C正确；

D．镁单质能在氧气和氮气中燃烧，发生氧化还原反应生成氧化镁和氮化镁，故D正确；

故选B。

7．下列说法正确的是

A．同周期元素中ⅦA族元素的原子半径最大

B．ⅥA族元素的原子，其原子半径越大，越容易得到电子

C．室温时，0族元素的单质都是气体

D．所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等

【答案】C

【详解】

A．同周期元素，从左往右，原子半径依次减小，所以ⅦA族元素的原子半径最小，A不正确；

B．同主族元素，从上到下，原子半径依次增大，非金属性依次减弱，所以ⅥA族元素的原子，其原子半径越大，越难得到电子，B不正确；

C．0族元素的单质，包括氦、氖、氩、氪、氙、氡的单质，室温时都是气体，C正确；

D．主族元素中非金属元素的原子，形成单原子阴离子时的化合价和它的族序数不相等，D不正确；

故选C。

8．已知原子核外电子层数不大于3的元素的离子、、、都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是

A．原子半径：

B．原子的最外层电子数：

C．原子序数：

D．离子半径：

【答案】D

【详解】

根据题意，A、B原子的核外电子层数为3，C、D原子的核外电子层数为2，则核外电子排布A原子的为，B原子的为，C原子的为，D原子的为，所以原子序数；原子半径；离子半径；原子的最外层电子数。故选：D。

9．随原子序数递增，八种原子序数小于20的元素(用字母x等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如下图所示。

回答下列问题：

(1)用于文物年代测定的元素，其核素符号为___________。

(2)元素d、e、f、g简单离子的半径由大到小的顺序为___________(用离子符号表示)。

(3)元素f的单质与元素e的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为___________。

(4)元素h的单质的氧化性强于元素g的单质的氧化性的事实是___________(用离子方程式表示)。

【答案】               

【分析】

根据所给图示可知，x原子核外电子层数为1，y、z、d电子层数为2，e、f、g、h电子层数为3，再根据它们的化合价，可推知x为H，y、z、d分别为C、N、O，e、f、g、h分别为、、S、。

【详解】

根据分析可知：x为H，y、z、d分别为C、N、O，e、f、g、h分别为、、S、。

(1)用于文物年代测定的元素，其核素符号为。

(2)电子层数越多，离子半径越大，具有相同电子排布的离子中核电荷数大的离子半径小，则离子半径。

(3)元素f的单质与元素e的最高价氧化物对应的水化物反应生成偏铝酸钠和氢气，化学方程式为。

(4)单质之间的置换反应可比较氧化性的强弱，如。

10．8种短周期元素(用字母表示)原子半径的相对大小、最高正化合价(或最低负化合价)的变化如图所示。

已知：X为元素周期表中相对原子质量最小的元素，B为氮元素。请回答下列问题：

(1)A在元素周期表中的位置是_______________；G的原子结构示意图为__________________。

(2)X2D电子式为___________________。

(3)写出单质E与H2O反应的化学方程式__________________。

(4)下列有关物质性质的推断，正确的是_________________(填“序号”)。

a.金属性：E>G            b.氢化物的稳定性：D<L           c.最高价氧化物的水化物酸性：L<Q

(5)Q的单质通入淀粉-KI溶液，溶液变蓝，写出该反应的离子方程式___________________，该实验说明Q的非金属性强于碘，请从原子结构的角度解释其原因______________________。

【答案】第二周期第IVA族            2Na+2H2O=2NaOH+H2↑    a、c    Cl2+2I-=2Cl-+I2    Cl和I是同主族元素，最外层电子数均为7，电子层数I>Cl，原子半径I>Cl，原子得电子能力I<Cl，元素非金属性I<Cl   

【分析】

X为元素周期表中相对原子质量最小的元素，故X为H，根据原子半径与元素化合价的关系分析可知，B为N，则A为C，D为O，E为Na，G为Al，L为S，Q为Cl。

【详解】

(1)C在元素周期表中位于第二周期第IVA族，G的原子结构示意图为，故答案为：第二周期第IVA族；；

(2) X2D为H2O，电子式为，故答案为：；

(3)Na与水的反应方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑，故答案为：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；

(4)同一周期，从左到右，金属性减弱，金属性钠大于铝，a正确；同一主族从上到下，非金属性减弱，氢化物的稳定性氧大于硫，b错误；非金属性：氯大于硫，所以 最高价氧化物的水化物酸性：硫酸小于高氯酸，c正确；故答案为：a，c；

(5)氯气通入淀粉-KI溶液的离子方程式为：Cl2+2I-=2Cl-+I2，碘遇淀粉变蓝；Cl和I是同主族元素，最外层电子数均为7，电子层数I>Cl，原子半径I>Cl，原子得电子能力I<Cl，元素非金属性I<Cl；

故答案为： Cl2+2I-=2Cl-+I2；Cl和I是同主族元素，最外层电子数均为7，电子层数I>Cl，原子半径I>Cl，原子得电子能力I<Cl，元素非金属性I<Cl。

11．在学习元素周期表和元素周期律后，某化学兴趣小组在老师的指导下，设计实验以探究元素性质的递变规律。

Ⅰ.为了验证卤族部分元素递变规律，设计如图装置进行实验。

(1)指出溴元素在周期表中的位置___________；

(2)A中发生反应的离子方程式是___________；

(3)A中通入Cl2充分反应后，将A中液体滴入试管内，取下试管，充分振荡，静置，可观察到的现象是___________。

(4)根据上述实验操作步骤，为确保“非金属性：氯＞溴＞碘”的实验结论可靠，你认为做好本实验最关键因素是___________。

(5)下列性质的递变正确，且能作为卤族元素非金属性递变规律判断依据的是___________。(填写序号)

a.Cl2、Br2、I2的熔点逐渐升高b.HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱

c.HCl、HBr、HI的酸性逐渐减弱d.Cl-、Br-、I-的还原性逐渐增强

Ⅱ．为了验证非金属性：N＞C＞Si，该兴趣小组又设计如下装置，实验所用到的物质有：①稀HNO3②稀盐酸③碳酸钙④Na2SiO3溶液⑤饱和NaHCO3溶液，已知H2SiO3不溶于水。据此回答以下问题。

(6)分液漏斗内装入的试剂为___________(填序号)，B中装入的试剂为___________(填序号)

(7)烧杯C中发生反应的离子方程式为___________。

【答案】第四周期第ⅦA族    2Br-＋Cl2=Br2＋2Cl-    溶液分层，上层几乎无色，下层呈紫红色    氯气通入少(适)量    bd    ①    ⑤    CO2＋H2O＋=H2SiO3↓＋   

【分析】

Ⅱ．实验为验证N、C、Si的非金属性强弱，应利用其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱比较，装置A应盛的漏斗中应盛放稀硝酸，烧瓶中应盛放碳酸钙，装置B用于除去CO2气体中混有的少量杂质，应盛放饱和碳酸氢钠溶液，装置C应盛放硅酸钠溶液，据此答题。

【详解】

Ⅰ．(1)Br为第35号元素，位于元素周期表的第四周期第ⅦA族；

(2)向长颈漏斗中通入氯气，氯气与溴化钠反应生成氯化钠和溴，反应的离子方程式为2Br-＋Cl2=Br2＋2Cl-；

(3)A中充分反应后，反应生成的Br2可以在是试管中与试管中的KI溶液反应，反应生成是I2溶于CCl4中实现萃取的过程，该过程的现象为溶液分层，上层几乎无色，下层呈紫红色；

(4)为保证氯气只与Br-反应而不溶于溴水中，应保证氯气通入适量；

(5)a．单质的熔沸点不能判断元素的非金属性强弱，a正确；

b．HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱，说明Cl、Br、I的单质与氢气化合的反应逐渐变难，Cl、Br、I越来越不容易得到电子，非金属性逐渐减弱，b正确；

c．无机无氧酸的酸性不能判断元素的非金属性强弱，c错误；

d．Cl-、Br-、I-的还原性逐渐增强，说明Cl-、Br-、I-的失电子能力逐渐增强，非金属性逐渐减弱，d正确；

故答案选bd；

Ⅱ．(6)根据分析，分液漏斗中应盛放的试剂为稀硝酸，填①；装置B中应盛放饱和碳酸氢钠溶液，填⑤；

(7)C中发生的反应为CO2与硅酸钠的反应，反应的化学方程式为CO2＋H2O＋=H2SiO3↓＋。