专题2《 原子结构与元素性质》检测题
一、单选题
1．W、X、Y、Z为原子序数依次增大的四种主族元素，Y的单质和氢化物均能在W单质中燃烧生成有刺激性气味的气体，Z2在标准状况下呈气态，且密度为3.17g·L 1，X的最外层电子数为最内层电子数的1.5倍。下列说法正确的是
A．简单离子半径：
B．简单氢化物的沸点：Y＞W
C．Y的氧化物对应的水化物为强酸
D．用铁作电极电解XZ3饱和溶液时，阳极有黄绿色气体生成
2．图是部分短周期主族元素原子半径与原子序数的关系图。下列说法错误的是
A．X、Y两种单质在常温条件下反应生成的产物为碱性氧化物
B．Y、Z、R三种元素对应的最高价氧化物的水化物相互之间可以发生反应
C．Y、Z的单质在空气中加热，均能燃烧
D．电解熔融的X与Z构成的化合物可以得到单质Z
3．W、X、Y、Z均为短周期元素月原子序数依次增大，其中W元素的单质是自然界最轻的气体，X元的最高正价与最低负价的代数和为0，Y元素的原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，在短周期中Z元素的原子半径最大。下列说法正确的是
A．简单离子半径：Z>Y>W
B．氢化物稳定性：X>Y
C．Y、Z形成的化合物之一可用作供氧剂
D．X、Y、Z分别与W可形成10电子微粒
4．X、Y、Z、W为原子序数依次增大的前四周期元素，X与Y、Z均能形成多种常见二元化合物，Y、Z形成的某化合物是参与光合作用的主要气体，基态原子中X、Y、Z的价电子数之和等于W的价电子数，下列说法正确的是
A．W属于d区元素 B．原子半径：
C．氢化物沸点： D．X与W的最外层电子数相等
5．1934年约里奥－居里夫妇在核反应中用α粒子(即氦核He)轰击金属原子X，得到核素Y，开创了人造放射性核素的先河：。其中元素X、Y的最外层电子数之和为8。下列叙述正确的是
A．X的相对原子质量为26 B．X、Y均可形成三氯化物
C．X的原子半径小于Y的 D．Y的最高价含氧酸是强酸
6．最近研究表明，用Sb(CH3)3、Sb(CH3)2Br和Sb(CH3)Br2三种化合物进行重组反应可生成空间位阻最小的离子化合物——[Sb2(CH3)5]2[Sb2(CH3)2Br6]。已知锑(Sb)与砷(As)同主族，下列说法错误的是
A．Sb的价电子排布式为5s25p3
B．第一电离能：Br>Se>As
C．电负性：Br>C>H
D．[Sb2(CH3)5]2[Sb2(CH3)2Br6]中存在离子键和共价键
7．X、Y、Z、W、G五种短周期主族元素，其原子序数依次增大。已知Y、W同主族，Y的最外层电子数是Z的6倍，X和Z的质子数之和等于G的质子数。下列说法正确的是
A．X的含氧酸酸性比G的含氧酸酸性强
B．G的简单阴离子比W的简单阴离子还原性强
C．X、W、Y三种元素氢化物的沸点依次升高
D．Z与W形成的化合物中可能含有共价键
8．下列有关认识正确的是
A．原子的核外电子最易失去的电子能量最低
B．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7
C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D．s能级电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p能级电子是走字形
9．X、Y两元素可形成X2Y3型化合物，则X、Y原子基态时价电子的电子排布不可能是
A．X：2s22p1Y：2s22p4 B．X：3s23p1Y：2s22p4
C．X：3s2Y：2s22p3 D．X：2s22p3Y：2s22p4
10．短周期元素离子A2+、B+、C3-、D-具有相同的电子层结构，下列叙述正确的是
A．离子半径：C3->D->B+>A2+ B．原子序数：D>C>B>A
C．电负性：A>B>C>D D．元素的第一电离能：A>B>D>C
11．W、X、Y、Z四种短周期元素，它们在周期表中位置如图所示，下列说法不正确的是( )
A．W、Y、X三种元素的原子半径依次减小
B．Z元素的气态氢化物的热稳定性比Y的高
C．W元素与氢元素可能会形成W2H6
D．Y元素的单质能从NaZ溶液中置换出Z元素的单质
12．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，Y、Z原子的电子数之比为3∶4；X、Z、W三种元素可组成化合物甲，25 ℃时，0.1 mol·L-1甲溶液的pH＝13，下列说法正确的是
A．简单离子半径：W＞Z
B．X和W形成的化合物属于离子化合物
C．由X、Y、Z三种元素组成化合物的水溶液一定显酸性
D．Z最简单氢化物分子间存在氢键，故其稳定性强于Y最简单氢化物
13．首先提出了“带核的原子结构模型”的科学家是
A．道尔顿 B．玻尔 C．汤姆生 D．卢瑟福
14．下列说法不正确的是
A．Mg原子由1s22s22p63s13p1→1s22s22p63s2时，原子释放能量，由激发态变为基态
B．电子云图中黑点密度越大，说明单位体积内电子出现的几率越大
C．碳原子的基态电子排布式写成1s22s12p3，它违背了能量最低原理
D．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
二、填空题
15．请填空：
(1)在KH2PO4的四种组成元素各自所能形成的简单离子中，核外电子排布相同的是_______(填离子符号)。
(2)Fe基态核外电子排布式为_______。
(3)Al在周期表中的位置_______；基态Zn的价层电子排布式_______。
(4)基态Ti原子的核外电子排布式为_______。
16．Goodenough等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。回答下列问题：
(1)基态与离子中未成对的电子数之比为_______。
(2)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。，原因是_______。，原因是_______。
520 900 B801
496 738 578
17．请回答下列问题：
(1)氢化钠(NaH)的电子式为___，氢负离子的离子结构示意图为__。
(2)元素X的最外层电子数是次外层电子数的2倍，该元素名称是___，该元素核外电子排布式为___，画出该元素的价电子轨道表示式___。
(3)前四周期元素中，未成对电子数为5的元素符号是___，该元素在周期表中的位置为第___周期___族，__区。
(4)C、N、O三种元素和氢元素共同组成的离子化合物的化学式为__(写出一种即可)。
18．学习小组设计实验探究C、Si、S、Br四种元素的非金属性强弱。回答下列问题：
(1)小组同学根据元素周期表和元素周期律可分析判定非金属性强弱：C_______Si(填写“>”或“<”，下同)，Si_______S。
(2)小组同学设计如图实验装置比较C、Si、S的非金属性强弱。
①设计此实验的依据是_______。
②试剂A的名称是_______。
③实验开始后，试剂B发生反应的离子方程式为_______。
(3)小组同学通过化学实验证明了非金属性：Br>S。(供选择的试剂：氯水、溴水、溴化钠溶液、新制Na2S溶液、四氯化碳、酚酞溶液。)
①完成实验需要的最合适试剂为_______。
②完成实验所需要的最合适仪器有_______。
③实验现象为_______。
19．元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。如图是第三周期各元素第一电离能与原子序数的关系。
回答下列问题：
(1)I1(Mg)>I1 (Al)的原因是_______。
(2)同一周期由左向右元素第一电离能的变化特点是_______ ；第二周期元素(原子序数3-10)具有类似的变化规律，可见各周期元素第一电离能的这种变化特点体现了元素性质的_______变化规律。
(3)在同周期元素中氩元素的第一电离能最大的原因是_______。
(4)根据上述变化特点，推测As、Se、Br三种元素第一电离能由大到小的顺序是_______。
(5)已知第三周期某元素各级电离能数据如下，该元素是_______(填元素符号)。
电离能 I1 I2 I3 I4 …
In/kJ·mol-1 578 1817 2745 11578 …
20．（1）某金属氧化物的化学式为，1个含的电子总数为50。若其中每个氧原子核内都有8个中子，的相对分子质量为102，则M原子核内的中子数约为__________；若与盐酸发生复分解反应，则其化学方程式是_________，反应消耗了盐酸100mL，则参加反应的的质量是__________。
（2）元素X的某种原子和元素Y的某种原子的质量数相同，两者的质子数之和为34，但前者比后者多2个中子，又知Y的质子数与中子数相等，则这两种元素原子的符号分别为X__________、Y__________。
21．纳米微晶碱式碳酸锌是一种新型的碱式碳酸锌，在医药行业可用作皮肤保护剂。工业级硫酸锌(主要成分为ZnSO4·7H2O，含少量Fe2+、Cu2+、Cd2+、Co2+、Ni2+)制备纳米微晶碱式碳酸锌[Zn4CO3(OH)6]。回答下列各步转化涉及的问题：
(1)氧化除杂：向ZnSO4溶液中加H2O2除去溶液中Fe2+。Fe2+的电子排布式为___________。
(2)还原除杂：除Cu2+、Cd2+后，再加入Zn粉和少量Sb2S3，形成锑锌微电池，提高除Co2+、Ni2+的反应速率。则该条件下Zn2+、Ni2+、Sb3+的氧化性强弱顺序：___________(用离子符号表示)。
(3)沉锌：加入NH4HCO3溶液、MgSO4·7H2O(只用于控制晶粒大小)，过滤、洗涤得纳米微晶。
①生成纳米微晶碱式碳酸锌的离子方程式为___________。
②实验测得在一段时间内加入等量NH4HCO3所得纳米微晶质量随反应温度的变化如图所示，分析曲线下降可能的原因：___________。
(4)用乙二胺四乙酸(俗称EDTA，H2Y2-表示乙二胺四乙酸根离子)滴定法测样品中锌的含量，反应原理为Zn2++H2Y2-=ZnY2-+2H+。取1.840g纳米微晶碱式碳酸锌样品，溶于pH为5~6的乙酸-乙酸钠缓冲溶液中配成100mL溶液，滴入少量的铬黑T作指示剂，取25.00mL置于锥形瓶中，向锥形瓶中加入过量的10.00mL2.000mol·L-1EDTA，振荡。用1.000mol·L-1锌标准溶液滴定过量的EDTA至终点，消耗锌标准溶液16.00mL。则样品中Zn元素的含量为___________(写出计算过程)。
22．LiAlH4是有机合成中非常重要的还原剂，尤其是对于酯、羧酸和酰胺的还原。回答下列问题：
(1)LiAlH4的焰色反应为紫红色，这与Li原子核外电子发生跃迁____(填“吸收”或“释放”)能量有关。
(2)离子半径：r(Li+)____r(H-)(填“>”或“<”)；基态Al原子的价层电子排布图为____。
(3)LiAlH4中各元素电负性由大到小的顺序是____(用元素符号表示)，基态Al原子中电子占据的最高能级的电子云轮廓图的形状是____。
(4)Li与Al各级的电离能如表：
电离能/(kJ·mol-1) 元素 I1 I2 I3
Li 520 7298 11815
Al 578 1817 2745
试解释Li的I2、I3大于Al的原因：____。
23．电负性与电离能是两种定量描述元素原子得失电子能力的参数，请回答下列问题：
元素符号 H C O F Mg Al Cl
电负性 2.1 2.5 3.5 4.0 1.2 1.5 3.0
(1)非金属性强弱：O___________Cl(填“>”或“＜”)。
(2)依据电负性数值，上述元素的原子最容易形成离子键的是_____和_____(填元素符号)。
(3)某元素Y，其基态原子核外有2个电子层，3个未成对电子，该元素是_______(填元素符号)，Y元素电负性的取值范围是______。
(4)二氟化氧的结构式为F—O—F，氧元素的化合价为______，该分子属于______分子(填“极性”或“非极性”)。
(5)随着原子序数的递增，元素气态基态原子的第一电离能呈现起伏变化，而电负性的规律性更强。结合原子核外电子排布式解释Mg的第一电离能比Al的高的原因_____。
参考答案：
1．A
【分析】已知四种元素均为主族元素，由“Y的单质和氢化物均能在W单质中燃烧生成有刺激性气味的气体”可知，该刺激性气味的气体为SO2，Y的单质为S，氢化物为H2S，W的单质为O2，故Y为硫元素，W为氧元素；由“Z2在标准状况下呈气态，且密度为3.17g·L 1”可知，其摩尔质量为，则Z2为Cl2，Z为氯元素；“X的最外层电子数为最内层电子数的1.5倍”，原子最内层电子数为2，故X最外层电子数为，“结合W、X、Y、Z的原子序数依次增大”可知，X为铝元素。
【详解】A．核外电子结构不同时，电子层数越多，离子半径越大，核外电子层结构相同时，核电荷数越大，离子半径越小，故简单离子半径：，A正确；
B．O、S对应的简单氢化物分别为H2O、H2S，H2O分子间形成氢键，使沸点反常增大，故沸点：H2O＞H2S，B错误；
C．S的氧化物有SO2和SO3，对应的水化物分别为H2SO3和H2SO4，H2SO3为弱酸，H2SO4为强酸，C错误；
D．用铁作电极电解饱和溶液时，Fe的还原性强于，故电解时阳极发生的反应为Fe失去电子生成Fe2+，而不是失去电子生成Cl2，故阳极不会产生黄绿色气体Cl2，D错误。
故选B。
2．C
【分析】同周期元素从左往右，原子半径依次减小，同主族元素从上到下，原子半径依次增大，故前7种元素处于第二周期，后7种元素处于第三周期，由原子序数可知，X为O元素，Y为Na元素，Z为Al元素，R为S元素。
【详解】A．X、Y两种单质在常温下反应生成的产物为氧化钠，能和酸反应只生成盐和水的氧化物为碱性氧化物，氧化钠和酸反应只生成盐和水，则氧化钠是碱性氧化物，故A正确；
B．Y、Z、R三种元素对应的最高价氧化物的水化物分别是NaOH、Al(OH)3、H2SO4，氢氧化铝是两性氢氧化物，能和酸、碱反应生成盐和水，氢氧化钠和稀硫酸发生中和反应，所以Y、Z、R三种元素对应的最高价氧化物的水化物相互之间可以发生反应，故B正确；
C．Al在空气中极易容易氧化形成一层致密的氧化膜，因此不能燃烧，故C错误；
D．X、Z构成的化合物是氧化铝，铝是亲氧元素，较活泼，工业上用电解熔融氧化铝的方法冶炼铝，故D正确。
故选C。
3．C
【分析】根据题意，可得W为H，X为C，Y为O，Z为Na。
【详解】A．钠离子和氧离子中氧离子半径大，故A错误；
B．C与O中非金属性O大于C，故氢化物水大于甲烷，故B错误；
C．O与Na可以形成Na2O2可以作供氧剂，故C正确；
D．Na与H不能形成10电子微粒，故D错误；
故选C。
4．D
【分析】X、Y、Z、W为原子序数依次增大的前四周期元素，Y、Z形成的某化合物是参与光合作用的主要气体，则Y为C元素、Z为O元素；X与Y、Z均能形成多种常见二元化合物，则X为H元素；基态原子中X、Y、Z的价电子数之和等于W的价电子数，则W为Cu元素；
【详解】A．铜元素的原子序数为29，价电子排布式为3d104s1，处于元素周期表的ds区，故A错误；
B．同周期元素，从左到右原子半径依次减小，氧原子的原子半径小于碳原子，故B错误；
C．碳元素的氢化物可以是气态烃、液态烃、固态烃，固态烃的沸点高于水或过氧化氢，故C错误；
D．氢原子和铜原子的最外层电子数均为1，故D正确；
故选D。
5．B
【分析】由及质量守恒可知：W=30+1-4=27，XY质子数相差2，X为金属元素，则XY位于同一周期，且Y序数大于X，X、Y的最外层电子数之和为8，则X的最外层电子数为=3，金属原子的质量数为27、且位于ⅢA族，Z=13符合题意，则X为Al；Y的最外层电子数为8-3=5，质子数为13+2=15，Y为P，综上，X为Al、Y为P；
【详解】A．的质量数是27，其相对原子质量近似为27，故A错误；
B．元素X、Y均可形成三氯化物，如氯化铝、三氯化磷，故B正确；
C．电子层数越多半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；X的原子半径大于Y的，故C错误；
D．磷酸为中强酸，故D错误；
故选B。
6．B
【详解】A．根据能层序数等于电子层数等于周期序数，最外层电子数等于主族序数，故Sb的价电子排布式为5s25p3，A正确；
B．As 、Se、 Br为同一周期元素，同一周期从左往右元素的第一电离能呈增大趋势，第ⅡA与ⅢA，ⅤA与ⅥA之间反常，故第一电离能：Br> As > Se，B错误；
C．元素的电负性变化规律为：同一周期从左往右依次增大，同一主族从上往下依次减小，故电负性：Br>C>H，C正确；
D．由题干可知 [Sb2(CH3)5]2[Sb2(CH3)2Br6]为离子化合物，故该物质中存在离子键和共价键，D正确；
故答案为：B。
7．D
【分析】X、Y、Z、W、G五种短周期主族元素，其原子序数依次增大。Y的最外层电子数是Z的6倍，Z的最外层电子数只能是1，则Y的最外层电子数为6，所以Z为钠元素，Y为氧元素，Y、W同主族，所以W为硫元素，则G为氯元素， X和Z的质子数之和等于G的质子数，X为碳元素。
【详解】A．X的含氧酸为碳酸，但G的含氧酸有多种，其中次氯酸的酸性比碳酸弱，但高氯酸的酸性比碳酸强，故A错误；
B．单质的氧化性越强，相应的阴离子的还原性越弱，所以氯离子比硫离子的还原性弱，故B错误；
C．碳元素的氢化物为多种烃类，其沸点有高有低，故无法比较，故C错误；
D．钠和硫元素形成的化合物可能为硫化钠或Na2S2，Na2S2含有共价键，故D正确。
故选D。
8．B
【分析】
【详解】A．能量越高的电子在离核越远的区域内运动，也就越容易失去，所以原子核外最易失去的电子能量最高，故A错误；
B．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7，故B正确；
C．p轨道电子能量不一定高于s轨道电子能量，如2p轨道的电子能量低于3s轨道的电子能量，故C错误；
D．电子在原子核外作无规则运动，核外电子的运动并无固定的轨道，故D错误；
答案选B。
9．C
【详解】X、Y两元素可形成X2Y3型化合物，可判断X的可能化合价为+3价，价层电子排布为: ns2np1， Y的可能化合价为-2价，价层电子为排布为ns2nP4。
A. X：2s22p1，为硼，Y：2s22p4，为氧，二者能形成X2Y3化合物，故A不符合题意；
B . X：3s23p1，为铝元素，Y：2s22p4为氧元素，能形成化合物为Al2O3，故B不符合题意；
C . X：3s2，为镁元素，Y：2s22p3，为氮元素，形成Mg3N2型化合物，故C符合题意；
D . X：2s22p3为氮元素，Y：2s22p4，为氧元素，形成N2O3，故D不符合题意。
故选C。
10．A
【分析】A2+，B+，C3-，D-都具有相同的电子层结构，即A失去2个电子被氧化为A2+；B失去1个电子被氧化为B+；C得到3个电子被还原成C3-；D得到1个电子被还原为D-，所以A、B、C、D的原子序数由大到小为：A＞B＞D＞C。据此分析可得；
【详解】A．电子层结构相同的离子“序小径大”，即离子半径C3-＞ D-＞B+＞A2+，A正确；
B．由分析可知，A、B、C、D的原子序数由大到小为：A＞B＞D＞C，B错误；
C．同周期越靠右电负性越大，非金属的电负性大于金属元素的电负性，故电负性顺序为：D>C>A>B，C错误；
D．同周期越靠右第一电离能越大，电子排布全空、半满、全满更稳定，因此IIA族、VA族反常，第一电离能分别大于IIIA族、VIA族，同族元素约靠上，第一电离能越大，故第一电离能顺序：A>B，D>C，且C>A，即D>C>A>B，D错误。
故选A。
11．D
【详解】A. 同周期元素原子半径随着核电荷数增大而减小，所以原子半径W>Y，同主族元素原子半径随着原子序数增大而增大，所以原子半径Y>X，总之，W、Y、X三种元素的原子半径依次减小，故A正确；
B. 非金属性Z>Y，所以Z元素的气态氢化物的热稳定性比Y的高，故B正确；
C. W为硅，W元素与氢元素会形成乙硅烷即Si2H6，故C正确；
D. Y元素的单质硫不能从NaCl溶液中置换出Z元素的单质氯气，故D不正确。
故选D。
12．B
【分析】四种短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X、Z、W三种元素可组成化合物甲，25℃时，0.1mol L-1甲溶液的pH=13，则甲为碱且为强碱溶液，短周期元素形成的强碱为NaOH，则X、Z、W分别是H、O、Na元素，Y、Z原子的电子数之比为3：4，则Y是C元素
【详解】A．Na+和O2-的离子核外排布相同，离子半径随着原子序数增大而减小，离子半径大小顺序是O2-＞Na+，故A错误；
B．X、W分别是H、Na元素，二者形成的化合物是NaH，NaH由阴阳离子构成，是离子化合物，故B正确；
C．X、Y、Z分别是H、C、O元素，三种元素形成的化合物可能是碳酸、醇、醛、羧酸、酯等，碳酸和羧酸具有酸性，但醛、醇、酯等没有酸性，故C错误；
D．氢键只影响物理性质，与氢化物的稳定性无关，而元素非金属性越强，其氢化物的稳定性越强，非金属性Z＞Y，所以氢化物的稳定性Z＞Y，故D错误；
故选B。
【点睛】正确推断元素及灵活运用元素周期律是解本题关键，四种短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X、Z、W三种元素可组成化合物甲，25℃时，0.1mol L-1甲溶液的pH=13，则甲为碱且为强碱溶液，短周期元素形成的强碱为NaOH，则X、Z、W分别是H、O、Na元素，Y、Z原子的电子数之比为3：4，则Y是C元素；注意C中还要考虑有机物，为易错点。
13．D
【详解】A．道尔顿提出近代原子学说，A错误；
B．波尔提出了量子论，B错误；
C．汤姆生发现电子，提出葡萄干面包式的原子结构模型，C错误；
D．卢瑟福提出带核的原子结构模型，D正确；
故选D。
14．D
【详解】A．Mg原子由1s22s22p63s13p1→1s22s22p63s2时，则有1个3p电子由激发态变为基态，原子释放能量，A正确；
B．电子云图中黑点并不表示电子，而是表示电子出现机会的多少，小黑点的密度越大，说明单位体积内电子出现的几率越大，B正确；
C．碳原子的基态电子排布式写成1s22s12p3，则2s轨道未排满电子，电子就进入能量较高的2p轨道，它违背了能量最低原理，C正确；
D．p轨道电子能量不一定高于s轨道电子能量，如2p轨道的电子能量比3s轨道的能量低，D不正确；
故选D。
15．(1)K+和P3-
(2)1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(3) 第三周期第IIIA族 3d104s2
(4)1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2
【详解】（1）四种组成元素形成的简单离子为K+、H+(或H-)、P3-、O2-，其中K+和P3-的核外电子排布相同，均与Ar原子相同。
（2）Fe是26号元素，基态Fe原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。
（3）Al的核外电子排布为[Ne]3s23p1，故Al在周期表中处于第三周期第IIIA族；基态Zn原子核外电子排布式为[Ar] 3d104s2，故其价层电子排布式为3d104s2。
（4）Ti原子核外有22个电子，基态Ti原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2。
16．(1)4∶5
(2) 与同主族，的电子层数更多，原子半径更大，更易失电子，故第一电离能更小 和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
【详解】（1）基态Fe2+与Fe3+的核外电子排布式分别为[Ar]3d6、[Ar]3d5，则未成对电子数之比为4：5，故答案为：4：5；
（2）I1（Li）＞I1（Na），原因是Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，故第一电离能更小，I1（Be）＞I1（B）＞I1（Li），原因是Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B，故答案为：Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，第一电离能更小；Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，其第一电离能大于B。
17． 碳 1s22s22p2 Mn 4 ⅦB d NH4HCO3[或(NH4)2CO3等]
【详解】(1)是离子化合物，阴离子是，的电子式为，氢负离子的离子结构示意图为；
(2)原子核外电子的排列情况是：第1层排满时只能排2个电子，第二层排满时只能排8个电子，最外层不能超过8个电子，由某元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，所以该元素核外电子只能有两层，所以第1层电子数是2，第2层电子数是4，所以该元素的质子数是6，为碳元素，核外电子排布式为。
(3)前四周期元素中，未成对电子数为5，即价电子排布式为，原子序数为25，即为，该元素在周期表中的位置为第4周期ⅠB族，位于d区；
(4)C、O、N三种元素和H元素共同组成的离子化合物的化学式为或等。
18．(1) > <
(2) 利用最高价含氧酸酸性强弱判断 碳酸钠或碳酸氢钠 CO2+ +H2O= H2SiO3↓+
(3) 溴水、新制Na2S溶液 试管、胶头滴管 溶液变浑浊
【分析】探究C、Si、S、Br四种元素的非金属性强弱，利用稀硫酸与碳酸钠或碳酸氢钠溶液反应产生的二氧化碳能与硅酸钠反应产生白色沉淀硅酸，最高价氧化物的水化物的酸性越强，对应非金属性越强；
【详解】（1）根据元素周期表和元素周期律可知，同主族从上而下元素非金属性逐渐减弱，故非金属性：C>Si；同周期从左到右元素非金属性逐渐增强，故非金属性：Si
②试剂A的名称是碳酸钠或碳酸氢钠；
③实验开始后，产生的二氧化碳与硅酸盐反应生成硅酸沉淀和碳酸盐，试剂B发生反应的离子方程式为CO2+ +H2O= H2SiO3↓+ ；
（3）小组同学通过化学实验证明了非金属性：Br>S，可以利用溴单质将硫置换出来，通过溴水与新制Na2S溶液反应，生成白色沉淀，故：
①完成实验需要的最合适试剂为溴水、新制Na2S溶液；
②完成实验所需要的最合适仪器有试管、胶头滴管；
③实验现象为溶液变浑浊。
19．(1)镁原子的各能级处于全充满状态，比较稳定
(2) 呈增大趋势 周期性
(3)氩原子的最外层达到8电子稳定结构
(4)Br>As>Se
(5)Al
【解析】(1)
基态镁原子价电子排布式为3s2，而基态铝原子价电子排布式为3s23p1，可见镁原子的3p轨道处于全空状态，比较稳定，而铝原子3p轨道只有一个电子，没有镁稳定，导致I1(Mg)>I1 (Al)，故答案为：镁原子的各能级处于全充满状态，比较稳定；
(2)
由图中数据可知，同周期元素由左向右元素第一电离能第一电离能增大，体现元素性质的周期性变化规律，故答案为：呈增大趋势；周期性；
(3)
在同周期元素中氩元素的第一电离能最大的原因是氩原子的最外层达到8电子稳定结构，故答案为：氩原子的最外层达到8电子稳定结构；
(4)
同周期主族元素随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，As元素原子4p轨道为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故三种元素第一电离能由大到小的顺序为：Br>As>Se，故答案为：Br>As>Se；
(5)
该元素为第三周期元素，而其第四电离能剧增，所以最外层电子数为3，故为Al，故答案为：Al。
20． 14 5.1g
【详解】（1）M的质子数=M的核外电子数=(50-3×8) ÷2=13，M为A1，因相对分子质量近似等于各原子质量数之和，则A1的质量，铝原子核内的中子数；氧化铝与盐酸的反应方程式为：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O，
根据与HCl反应的化学方程式可知，，。
（2）设X、Y元素原子的质量数为n，质子数分别为m和p，
则X元素的原子为，Y元素的原子为，
由题意得，解得，
故元素X为，元素Y为。
21．(1)[Ar]3d6
(2)Sb3+>Ni2+>Zn2+
(3) 4Zn2++8HCO=Zn4CO3(OH)6↓+7CO2↑+H2O 温度过高，碳酸氢铵分解，碳酸氢铵浓度降低，沉淀质量减少
(4)56.52%
【解析】(1)
Fe为26号元素，基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe→Fe2+过程中失去4s的两个电子，所以Fe2+的电子排布式为[Ar]3d6；
(2)
加入Zn粉和少量Sb2S3，能形成锑锌微电池，说明Sb3+能氧化Zn，生成Zn2+和Sb，其氧化性强于Zn2+，Co2+、Ni2+又能在溶液中被还原，说明Ni2+的氧化性强与Zn2+弱于Sb3+，综上所述氧化性强弱顺序为：Sb3+>Ni2+>Zn2+；
(3)
①根据题意加入碳酸氢铵后生成Zn4CO3(OH)6，说明Zn2+会结合HCO电离出的碳酸根，促进其电离，从而产生H+，H+又会和HCO反应生成CO2和水，所以离子方程式为4Zn2++8HCO=Zn4CO3(OH)6↓+7CO2↑+H2O；
②碳酸氢铵不稳定，温度过高，碳酸氢铵分解，碳酸氢铵浓度降低，沉淀质量减少；
(4)
n(EDTA)=2.000mol·L-1×10.00mL×10-3L·mL-1=2.000×10-2moL；
与标准溶液反应的EDTA：n(EDTA)=1.000mol·L-1×16.00mL×10-3L·mL-1=1.600×10-2moL；
样品中锌有：n(Zn2+)=(2.000×10-2-1.600×10-2)moL=4.000×10-3moL；
产品中锌元素的质量分数=××100%=56.52%。
22．(1)释放
(2) <
(3) H>Al>Li 哑铃形(或纺锤形)
(4)Li原子失去的第二或第三个电子为内层电子，而Al原子失去的第二或第三个电子仍为价电子
【解析】(1)
焰色反应是灼烧后的原子核外电子从高能级跃迁到低能级，是释放能量的过程；
(2)
因为和的电子层结构相同，但的核电荷数少，对电子的引力小，离子半径大，故；Al是13号元素，其价层电子排布式为3s23p1，基态Al原子的价层电子排布图为；
(3)
元素的非金属性越强，电负性越大，所以电负性：H>Al>Li；基态Al原子中电子占据的最高能级3p能级的电子云轮廓图的形状是哑铃形(或纺锤形)；
(4)
Li原子失去的第二或第三个电子为内层电子，而Al原子失去的第二或第三个电子仍为价电子，故、是Li大于Al。
23．(1)＞
(2) Mg F
(3) N 2.5＜电负性(N)＜3.5
(4) ＋2 极性
(5)Al的价电子排布式为，Mg的价电子排布式为，3s轨道处于全满状态，比较稳定，因此第一电离能Mg更高
【详解】（1）根据非金属电负性越大，则非金属性越强，因此非金属性强弱：O＞Cl；故答案为：＞。
（2）依据电负性数值，电负性之差越大，越易形成离子键，因此上述元素的原子最容易形成离子键的是Mg和F；故答案为：Mg；F。
（3）某元素Y，其基态原子核外有2个电子层，3个未成对电子，说过是2s22p3，则该元素是N，根据同周期从左到右电负性逐渐增大，因此Y元素电负性的取值范围是2.5＜电负性(N)＜3.5；故答案为：N；2.5＜电负性(N)＜3.5。
（4）二氟化氧的结构式为F—O—F，F化合价为 1价，则氧元素的化合价为+2价，O的价层电子对数为，是倒立“V”形结构，因此该分子属于极性分子；故答案为：+2；极性。
（5）结合原子核外电子排布式解释Mg的第一电离能比Al的高的原因Al的价电子排布式为，Mg的价电子排布式为，3s轨道处于全满状态，比较稳定，因此第一电离能Mg更高；故答案为：Al的价电子排布式为，Mg的价电子排布式为，3s轨道处于全满状态，比较稳定，因此第一电离能Mg更高。
