阶段质量评价(2)专题2 原子结构与元素性质(Word练习)-【优化指导】2025-2026学年高中化学选择性必修第二册（苏教版2019）

阶段质量评价(二) (满分：100分) 一、选择题：本题共15小题， 每小题3分，共45分。 1．下列有关原子光谱的说法，不正确的是 (　　) A．通过光谱分析可以鉴定某些元素 B．电子由能量较低的轨道跃迁至能量较高的轨道时，一定发生的是化学变化 C．燃放的焰火在夜空中呈现五彩缤纷的礼花与原子核外电子的跃迁有关 D．原子中的电子在跃迁时能量的表现形式之一是光，这也是原子光谱产生的原因 B　解析：不同的原子在电子发生跃迁时，吸收或发射的光谱不同，则可通过光谱分析鉴定某些元素，A正确；原子的电子吸收一定的能量后，由基态或能量较低的轨道跃迁至能量较高的轨道时，为物理变化，B错误；核外电子发生跃迁时会吸收或释放能量，主要体现为光(辐射)，不同原子发射的光谱不同，则燃放的焰火在夜空中呈现五彩缤纷的礼花与原子核外电子的跃迁有关，C正确；原子中的电子在跃迁时会发生能量的变化，能量的表现形式之一是光，这也是原子光谱产生的原因，D正确。 2．下列说法正确的是 (　　) A．CH4分子的球棍模型为 B．铍原子最外层的电子云图为 C　解析：该模型为空间填充模型，A错误；铍原子最外层为s轨道，为球形，B错误；铁为26号元素，基态铁原子的外围电子排布式为3d64s2，其轨道表示式为，C正确；该轨道表示式违反了洪特规则，2p轨道电子应自旋状态相同，D错误。 3．铁原子核外电子占据的能量最高的轨道是 (　　) A．3s B．3p C．3d D．4s D　解析：Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，虽然未填充电子时，3d轨道的能量比4s高，但一旦填充电子后，3d轨道电子受原子核的束缚力增强，电子的能量降低，所以铁原子核外电子占据的能量最高的轨道是4s。 4．下列各原子或离子的电子排布，不正确的是 (　　) A．N　1s22s22p3 B．Ar　1s22s22p63s23p6 C．Na＋　1s22s22p6 D．Cl－　1s22s22p63s23p5 D　解析：N是7号元素，第2周期ⅤA族元素，电子排布式是1s22s22p3，A正确；Ar是18号元素，第3周期0族元素，电子排布式是1s22s22p63s23p6，B正确；Na是11号元素，第3周期ⅠA族元素，电子排布式是1s22s22p63s1，而Na＋是钠原子失去最外层一个电子，所以Na＋电子排布式是1s22s22p6，C正确；Cl是17号元素，第3周期ⅦA族元素，电子排布式是1s22s22p63s23p5，而Cl－是Cl原子得到一个电子形成的，电子式为1s22s22p63s23p6，D错误。 5．下列说法错误的是 (　　) A．电子排布式为1s22s22p63s23p1的元素，其价态为＋3时最稳定 B．在同一轨道上运动的电子，其运动状态肯定不同 C．碳原子核外能量最高的电子云轮廓图如图所示 D．钠原子由1s22s22p63p1→1s22s22p63s1时，吸收能量，由激发态转化成基态 D　解析：电子排布式为1s22s22p63s23p1的元素是Al，其最外层有3个电子，失去最外层的3个电子，达到8 e－稳定结构，所以铝元素的价态为＋3价时最稳定，A正确；在同一轨道上运动的电子，其自旋状态不同，故其运动状态肯定不同，B正确；碳原子核外能量最高的电子为2p轨道上的电子，C正确；钠原子由1s22s22p63p1→1s22s22p63s1时，由激发态转化成基态，应是释放能量，D错误。 6．下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是 (　　) A．原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云 B．s原子轨道呈球形，处于该轨道上的电子只能在球壳内运动 C．p原子轨道呈纺锤形，随着电子层的增加，p原子轨道也在增多 D．p原子轨道与s原子轨道的平均半径都随电子层数的增大而增大 D　解析：电子云表示电子在核外某一区域出现的机会大小，A错误；原子轨道是电子出现概率约为90%的电子云空间，只是表明电子在这一空间区域内出现的机会大，在此空间区域外出现的机会小，B错误；无论电子层数n如何变化，每个p原子轨道都有3个轨道且相互垂直，C错误；电子的能量越高，电子在离核更远的区域出现的机会越大，电子云将向更大的空间扩展，原子轨道半径会逐渐增大，D正确。 7．下列各组多电子原子的原子轨道能量比较不正确的是 (　　) A．4s＞3d B．4px＞3pz C．4p＞3p D．2s＜2p A　解析：根据构造原理，各能级能量由低到高的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s……由此可知原子轨道能量4s＜3d，A错误；电子的电子层越大，电子的能量越大，同一原子轨道具有相同的能量，原子轨道能量：4px＝4pz＞3pz，B正确；电子的电子层越大，电子的能量越大，原子轨道能量：4p＞3p，C正确；相同电子层上原子轨道能量s＜p，D正确。 8．X、Y、Z为短周期元素，X原子最外层电子排布式为ns1，Y原子最外层电子排布式为(n＋1)sn(n＋1)p2n，Z原子的外围电子排布式可以表示为csccp2c。X、Y、Z三种元素形成的化合物的化学式不正确的是 (　　) A．X2YZ3 B．X2YZ4 C．X2Y2Z3 D．XYZ3 D　解析：根据原子核外电子的排布规律，原子最外层电子排布式为ns1的元素有H、Li、Na；内层的s轨道最多只能容纳2个电子，因此外围电子排布可以表示为csccp2c的元素只能是氧，原子最外层电子排布为(n＋1)sn(n＋1)p2n的元素为S，则X为Li。X2SO3、X2SO4、X2S2O3均正确，D错误。 9．下列氮原子电子排布图表示的状态，能量最高的是 (　　) D　解析：A图是氮原子的基态的电子排布图，2p轨道有3个电子；B图中1s轨道有1个电子激发后跃迁到2p轨道，2p轨道有4个电子；C图中2s轨道有1个电子激发后跃迁到2p轨道，2p轨道有4个电子；D图中1s、2s轨道各有1个电子激发后跃迁到2p轨道，2p轨道有5个电子，因此，D中2p轨道的电子最多，能量最高。 10．下列关于原子结构的说法，不正确的是 (　　) A．原子结构决定元素的性质 B．2px、2py、2pz轨道相互垂直，且能量相等 C．随核电荷数递增，电子总是填满一个电子层，再填下一个电子层 D．电子云是电子在原子核外空间出现的机会大小的形象化描述 C　解析：最外层电子决定元素的化学性质，A正确；2p轨道有三个轨道，即2px、2py、2pz轨道相互垂直，且能量相等，B正确；电子是按能量由低到高的顺序填充的，C错误；电子云为核外电子在核外运动的机会大小的形象化描述，电子云中的小点表示电子在核外出现的机会的大小，小点越密表示出现的机会越大，D正确。 11．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述： ①原子半径A＜B；②离子半径A＞B；③原子序数A＞B；④原子最外层电子数A<B；⑤A的正价与B的负价绝对值一定相等；⑥A的电负性小于B的电负性；⑦A的第一电离能大于B的第一电离能。 其中正确的组合是 (　　) A．③⑤ B．①②⑦ C．③④⑥ D．③④⑤⑥⑦ C　解析：A为阳离子B为阴离子，两离子的电子层数相同，说明A位于B的下一周期，所以原子半径A>B，①错误；B的原子序数更小，则核电荷数更小，所以B的离子半径更大，②错误；③正确；当原子最外层电子数＜4时易失去最外层电子形成阳离子，当原子最外层电子数＞4时，易得到电子形成阴离子，则原子最外层电子数A＜B，④正确；虽然两离子电子层结构相同，但形成离子时得到或失去的电子数不一定相同，所以无法确定二者化合价之间的关系，⑤错误；A能形成阳离子，具有较强的金属性，电负性较弱，B能形成阴离子，说明具有较强的电负性，则A的电负性小于B的电负性，⑥正确；A位于B的下一周期，原子半径更大，更容易失去电子，所以A的第一电离能小于B的第一电离能，⑦错误。 12．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下： ①[Ne]3s23p4；②1s22s22p63s23p3； ③1s22s22p5。 则下列比较正确的是 (　　) A．最高正化合价：③＞②＞① B．第一电离能：③＞②＞① C．电负性：③＞②＞① D．原子半径：③＞②＞① B　解析：S最高正化合价为＋6，P最高正化合价为＋5，F没有正化合价，故最高正化合价：①>②，A错误；磷原子3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能Cl>P>S；同主族元素自上而下第一电离能减弱，故F>Cl，故第一电离能F>P>S，即③>②>①，B正确； 同周期元素自左而右，电负性增大，同主族元素自上而下减小，电负性F>S>P，即③>①>②，C错误； 同周期元素自左而右，原子半径减小，同主族元素自上而下原子半径增大，原子半径P>S>F，即②>①>③，D错误。 13．如图是第3周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图。下列说法正确的是 (　　) A．y轴表示的可能是电离能 B．y轴表示的可能是电负性 C．y轴表示的可能是原子半径 D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数 B　解析：对于第3周期11～17号元素，Mg、P特殊，Mg的3s轨道电子全充满为稳定结构，P的3p轨道电子半充满为稳定结构，则第一电离能大于同周期相邻的元素，即第一电离能不是随着原子序数的递增而增大，A错误； 同周期随原子序数的增大，元素的非金属性增强，则元素的电负性增强，B正确；同周期随原子序数的增大，原子半径减小，C错误；形成基态离子转移的电子数依次为Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为2，Cl为1，D错误。 14．下列叙述正确的是 (　　) A．N、O、F的电负性逐渐增大 B．Na、Mg、Al的第一电离能逐渐增大 C．碳原子的电子排布图： D．铬原子的电子排布式： 1s22s22p63s23p63d44s2 A　解析：同一周期原子序数越大电负性越强，则N、O、F的电负性逐渐增大，A正确； 同周期从左向右第一电离能呈增大趋势 ，但ⅡA族原子最外层处于全充满稳定状态，故ⅡA族>ⅢA族，则第一电离能大小顺序是Mg >Al> Na，B错误； 按洪特规则，碳原子2个p电子分别处于2个p轨道，且电子自旋状态相同，则电子排布图：，C错误；根据洪特规则特例，铬原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1，D错误。 15．某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能(I2)、第三电离能(I3)……下表是第3周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。 元素 I1/eV I2/eV I3/eV 甲 5.7 47.4 71.8 乙 7.7 15.1 80.3 丙 13.0 23.9 40.0 丁 15.7 27.6 40.7 下列说法正确的是 (　　) A．甲的金属性比乙强 B．乙的化合价为＋1价 C．丙一定为金属元素 D．丁一定是金属元素 A　解析：根据表中I1、I2、I3电离能的数据可知甲为Na，乙为Mg，丙、丁应为Al以后的元素，且丙在丁的前面，A正确。 二、非选择题：本题共9小题，共55分。 16．(6分) 原子结构与元素周期表存在着内在联系。根据已学知识，请你回答下列问题： (1)指出31号元素镓(Ga)在元素周期表中的位置：第________周期________族。 (2)X原子在第二电子层上只有一个空轨道，则X的轨道表示式为________。 (3)被誉为“21世纪的金属”的钛(Ti)元素原子的外围电子排布式：________。 (4)写出原子序数最小的ⅠB族元素原子的核外电子排布式：________。 (5)写出3p轨道上有2个未成对电子的元素符号：________。 (6)日常生活中广泛应用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素原子的外围电子排布式为3d54s1，该元素的名称为________。 答案：(1)4　ⅢA　(2) (3) 3d24s2　 (4)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)　 (5)Si(或S)　(6)铬 解析：(1)由31－2－8－8＝13，所以31号元素镓(Ga)位于元素周期表中第4周期ⅢA族。 (2)X原子在第二电子层上只有一个空轨道，则外围电子排布式为2s22p2，则X是C，轨道表示式为 (3)钛为22号元素，则其电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，所以其外围电子排布式为3d24s2。 (4)原子序数最小的ⅠB族元素为29号Cu元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。 (5)3p轨道上有2个未成对电子，则其外围电子排布式为3s23p2或3s23p4，若外围电子排布为3s23p2，是Si；若外围电子排布为3s23p4，是S。 (6)该元素原子的外围电子排布式为3d54s1，则电子排布为[Ar]3d54s1，可知原子序数为24，该元素的名称为铬。 17．(6分)按要求填空。 (1)基态K原子中，核外电子占据最高电子层的符号是________，占据该电子层电子的电子云轮廓图形状为________。 (2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)，第2周期部分元素的E1变化趋势如图所示。 氮元素的E1呈现异常的原因是_______________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)B原子外围电子的轨道表示式为___________________________________________。 (4)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________。 答案：(1)N　球形　 (2)N的2p轨道为半充满结构，较为稳定，不易结合一个电子　 (3) (4)1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2 )　Mn 解析：(1)基态K原子共有4个电子层，所以最高电子层符号为N，外围电子排布式为4s1，该电子层电子云轮廓图形状为球形。 (2)元素的非金属性越强，越易得到电子，则第一电子亲和能越大，同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，从左到右易结合电子，放出的能量增大，而N的2p轨道为半充满结构，较为稳定，不易结合一个电子，所以出现异常。 (3)B为5号元素，核外电子排布式为1s22s22p1，外围电子排布为2s22p1，轨道表示式为。 (4)Co是27号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；O基态原子外围电子排布式为2s22p4，所以其核外未成对电子数是2，而Mn基态原子外围电子排布为3d54s2，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。 18．(6分) 第4周期有14种金属元素，其中4种为主族元素，10种为过渡元素。 (1)锰元素属于________区元素(填“s”“p”“d”“ds”或“f”)。 (2)与铬同周期的所有元素的基态原子中，最外层电子数与铬原子相同的有________。 (3)基态Fe原子中，电子占据的最高电子层的符号为________，该电子层具有的原子轨道数为________，电子数为________。 (4)As、Se、Br元素的电负性由大到小的顺序为__________________________，第一电离能由大到小的顺序为________。 (5)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示： 电离能 I1/(kJ·mol-1) I2/(kJ·mol-1) 铜 746 1 958 锌 906 1 733 铜的第二电离能(I2)大于锌的第二电离能，其主要原因是______________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：(1)d　(2)K、Cu　 (3)N　16　2　(4)Br>Se>As　Br>As>Se　(5)Cu原子失去一个电子后，核外电子排布式为[Ar]3d10，而锌原子失去1个电子后的核外电子排布式变为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大 解析：(1)Mn的原子序数为25，外围电子排布式为3d54s2，属于d区元素。 (2)基态铬原子最外层电子数为1，其他的原子还有K、Cu。 (3)基态Fe原子核外有4个电子层，电子占据的最高电子层为第四层，符号为N；该电子层有s、p、d、f四个轨道，原子轨道数为1＋3＋5＋7＝16，其外围电子排布式为3d64s2，故N层的电子数为2。 (4)同周期元素从左到右电负性逐渐增大，故电负性由大到小的顺序为Br>Se>As；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但由于As的4p轨道半充满，为稳定结构，其第一电离能大于Se，故第一电离能由大到小的顺序为Br>As>Se。 19．(6分)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题： (1)写出基态时J的电子排布式：___________________________________________， L的原子序数为__________________，M的简化电子排布式为__________________。 (2)下列关于元素在元素周期表中的位置的叙述正确的是________(填标号)。 A．K位于元素周期表中第4周期ⅡB族，属于ds区元素 B．J位于元素周期表中第4周期ⅣB族，属于d区元素 C．F位于元素周期表中第3周期ⅡA族，属于s区元素 D．I位于元素周期表中第3周期ⅦA族，属于ds区元素 (3)根据“对角线”规则及已知元素性质，回答下列问题： ①B元素最高价氧化物的水化物与E元素最高价氧化物的水化物的溶液反应的离子方程式为________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②A元素的单质与氧气在点燃时的化学反应方程式为__________________________ ________________________________________________________________________。 (4)下列说法正确的是________(填标号)。 A．第一电离能：G>F>E B．电负性：D>C C．原子半径：E>B D．含氧酸的酸性：I>H 答案：(1)1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)　56　[Ar]3d104s24p2 (2)C　(3)①Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O ②4Li＋O22Li2O　(4)BC 解析：根据元素在周期表中的位置，可知A为3Li，B为4Be，C为6C，D为7N，E为11Na，F为12Mg，G为13Al，H为16S，I为17Cl，J为24Cr，K为29Cu，L为56Ba，M为32Ge。 (2)K即Cu位于第4周期ⅠB族，A错误；J即Cr位于第4周期ⅥB族，B错误；F即Mg位于第3周期ⅡA族，s区元素，C正确；I即Cl属于p区元素，D错误。(3)①Be和Al位于对角线，根据“对角线”规则，二者的化合物具有相似的化学性质，因此Be(OH)2具有两性，可以和强碱NaOH反应。②Li的化学性质不如Na活泼，在氧气中燃烧时生成Li2O。(4)同周期元素第一电离能自左向右呈增大趋势，但ⅡA族大于ⅢA族，因此Na、Mg、Al第一电离能大小顺序为Mg>Al>Na，A错误；同周期元素电负性自左向右逐渐增大，因此电负性N>C，B正确；同周期原子半径自左向右逐渐减小，同主族自上向下逐渐增大，因此原子半径Na>Be，C正确；Cl的非金属性强于S，因此最高价含氧酸的酸性Cl>S，但选项中没有说明是否为最高价，无法判断，D错误。 20．(6分)Fe、Co、Ni均为Ⅷ族元素，C、 O、S 是重要的主族元素， 它们的化合物在生产生活中有着广泛的应用。 (1)基态Ni原子外围电子中成对电子数与未成对电子数之比为________。 (2)第二周期中，第一电离能介于B和N之间的元素有________种。 (3)钴元素在周期表中的位置是________________。 (4)已知第四电离能大小：I4(Fe)＞ I4 (Co)，从原子结构的角度分析可能的原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (5)半夹心结构催化剂M能催化乙烯、丙烯、苯乙烯的聚合， 其结构如图所示。 组成M的元素中，电负性最大的是________ (填名称)。 答案：(1)4∶1　(2)3　(3)第4周期Ⅷ族　(4)Co失去的是3d6上的一个电子，而Fe失去的是半充满状态3d5上的一个电子，故Fe需要的能量较高　(5)氧 21．(6分)四氟肼(N2F4 )可作高能燃料的氧化剂，可用 Fe3+ 与二氟胺(HNF2 )反应制得，发生反应的离子方程式为 2HNF2＋2Fe3+===N2F4↑＋2Fe2+＋2H＋ 。请回答有关问题： (1)F 原子外围电子排布式为__________； N 原子核外不同运动状态的电子有________种； N2 的电子式为_________； F元素的非金属性比N元素强，用原子结构的知识说明理由：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)HNF2中N元素的化合价是________；反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为_________；若生成 0.1 mol N2F4 ，转移电子数是_________；检验反应后Fe3+是否过量的操作方法是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)Fe单质在高温下会与水蒸气反应生成一种黑色固体和一种易燃性气体，且每生成1 mol该易燃气体放出 37.68 kJ热量，请写出此反应的热化学方程式： ________________________________________________________________________。 答案：(1)2s22p5　7　 　F元素与N元素电子层数相同，F元素的核电荷数比N元素多，吸引电子能力强，因此F元素的非金属性比N元素强 (2)＋1　1∶1　0.2NA　取反应后的混合液少许于试管中，滴入几滴KSCN溶液，若溶液变为红色，说明Fe3+过量，反之则Fe3+不过量 (3)3Fe(s)＋4H2O(g)===Fe3O4(s)＋4H2(g)　 ΔH＝－150.72 kJ·mol-1 解析：(1)F的原子序数是9，原子外围电子排布式为2s22p5；原子核外没有两个运动状态完全相同的电子，有几个电子就有几种运动状态，所以N原子核外不同运动状态的电子有7种； N2 分子中含有三键，电子式为；由于F元素与N元素电子层数相同，F元素的核电荷数比N元素大，吸引电子能力强，因此F元素的非金属性比N元素强。 (2)HNF2 中H的化合价是＋1，F的化合价是－1，则根据化合物中各元素化合价代数和为0可知，N元素的化合价是＋1；反应 2HNF2＋2Fe3+===N2F4↑＋2Fe2+＋2H＋ 中铁元素化合价降低，氮元素化合价升高，铁离子是氧化剂， HNF2 是还原剂，氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶1；氮元素化合价从＋1升高到＋2，因此若生成 0.1 mol N2F4 ，转移电子数是0.2NA；检验反应后Fe3+是否过量的试剂是KSCN溶液，其操作方法是取反应后的混合液少许于试管中，滴入几滴KSCN溶液，若溶液变为红色，说明Fe3+过量，反之则Fe3+不过量。 (3)Fe单质在高温下会与水蒸气反应生成一种黑色固体和一种易燃性气体，即四氧化三铁和氢气，且每生成1 mol氢气放出 37.68 kJ热量，则生成4 mol氢气放出热量是37.68 kJ×4＝150.72 kJ，此反应的热化学方程式为3Fe(s)＋4H2O(g) ===Fe3O4(s)＋4H2(g)　ΔH＝－150.72 kJ·mol-1。 22．(6分)现有七种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第4周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。 A 元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素 B 元素原子的核外p轨道电子数比s轨道电子数少1 C 元素原子的第一至第四电离能分别是 I1＝738 kJ· mol-1； I2＝1 451 kJ· mol-1； I3＝7 733 kJ· mol-1； I4＝10 540 kJ· mol-1 D 原子核外所有p轨道全充满或半充满 E 元素的主族序数与周期数的差为4 F 前四周期中电负性最小的元素 G 位于元素周期表的第七列 (1)B基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有________个方向，原子轨道呈________形。 (2)某同学根据上述信息，推断C基态原子的轨道表示式为，该同学所画的轨道表示式违背了______________________。 (3)G位于________族，________区，外围电子排布式为________________。 (4)检验F元素的方法是________________，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：(1)3　纺锤 (2)泡利不相容原理 (3)ⅦB　d　3d54s2 (4)焰色反应　当处于能量最低状态的原子吸收能量后，电子从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，放出光子 解析：(1)氮元素的最高能量电子为2p轨道上的电子，相应电子云有3个方向，原子轨道呈纺锤形。(2)3s轨道上的两个电子自旋方向相同，违反了泡利不相容原理。(3)Mn原子的外围电子排布式为3d54s2，最后填充的电子为3d轨道，故属于d区元素，处于第4周期ⅦB族。 23．(6分) (1)某元素的原子最外层电子排布为3s23p2，它的次外层上电子云形状有________种，原子中所有电子占有________个轨道，核外共有________种运动状态。 (2)用镁粉、碱金属盐及碱土金属盐等可以做成烟火。燃放时，烟火发出五颜六色的光，请用原子结构的知识解释发光的原因：________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)下图中能正确表示与Si同周期部分元素的第三电离能(I3)与原子序数关系的是________。 答案：(1) 2　8　14　(2) 电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以发光的形式释放能量　(3)D 解析：(1)某元素的基态原子最外层电子排布为3s23p2，则该元素的原子序数是14，是Si元素；它的次外层是L层，其电子云形状有2种，原子中所有电子占有8个轨道，核外共有14个不同运动状态的电子；(2)原子核外电子按一定轨道顺序排列，轨道离核越远，能量越高。燃烧时，电子获得能量，从内侧轨道跃迁到外侧的另一条轨道。跃迁到新轨道的电子处在一种不稳定的状态，它随即就会跳回原来轨道，并向外界释放能量(光能)；(3)镁失去2个电子后，就已经达到稳定结构，所以镁的第三电离能最大，答案选D。 24．(7分) 天然气的主要成分是甲烷，含有少量的羰基硫(COS)、乙硫醇­SH等气体。 (1)组成羰基硫的元素中，原子半径最小的元素在周期表中的位置是________。 (2)乙硫醇有特殊气味，是天然气的臭味指示剂．乙硫醇可以看作是乙醇分子中羟基(—OH)被—SH取代，则乙硫醇的结构式为________。 (3)下列事实可用于比较C与S两种元素非金属性(原子得电子能力)相对强弱的是________(填序号)。 a．沸点：H2S＞CH4 b．元素在周期表中的位置 c．酸性：H2SO3＞H2CO3 d．同温同浓度水溶液的pH：Na2CO3＞Na2SO4 (4)羰基硫水解及利用的过程如下(部分产物已略去)： COSH2SX溶液＋H2 ①常温下，在反应Ⅱ中，每吸收1 g H2S气体放出热量a kJ，其热化学方程式为________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ②已知X溶液中硫元素的主要存在形式为S2O，则反应Ⅲ中生成该离子的离子方程式为________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 ③如图是反应Ⅲ中，在不同反应温度下，反应时间与H2产量的关系图(Na2S初始含量为3 mmol)。请结合图像数据解释300 ℃时X溶液中除S2O外，还有SO、SO的原因________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案：(1)第二周期第ⅥA族　(2) 　(3)d　(4)①H2S(g)＋2NaOH(aq)===Na2S(aq)＋2H2O(l)　ΔH＝－34a kJ·mol-1　②2S2-＋5H2O===S2O＋4H2↑＋2OH－　③从图可知＞2，故部分硫元素的化合价将高于＋2 解析：(1)电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同的，原子序数越大，半径越小，则O原子的半径最小，O元素位于第二周期第ⅥA族； (2)乙硫醇可以看作是乙醇分子中羟基(—OH)被H2S＞CH4取代，则乙硫醇的结构式为; (3)a.氢化物的沸点高低与分子间作用力有关，不能根据沸点高低判断非金属性，故a错误； b．根据周期表中位置可知非金属性：O＞S，O＞C，但是不能比较C与S，故b错误； c．元素的非金属性越强，其最高价氧化物水化物的酸性越强，但是H2SO3不是最高价含氧酸，故c错误； d．元素的非金属性越强，其最高价氧化物水化物的酸性越强，同温同浓度水溶液的pH：Na2CO3＞Na2SO4，说明碳酸的酸性小于硫酸，则非金属性：C＜S，故d正确； (4)①常温下，在反应Ⅱ中，每吸收1 g Na2S气体放出热量a kJ，则34 g硫化氢即1 mol反应的热效应为34a kJ，所以其热化学方程式为H2S(g)＋2NaOH(aq)===Na2S(aq)＋2H2O(l)　ΔH＝－34a kJ·mol-1；②硫化钠与水反应生成S2O、氢气和氢氧化钠，其反应的离子方程式为：2S2-＋5H2OS2O＋4H2↑＋2OH－；③＝2若只生成S2O转移 12 mol电子，根据电子守恒可知，生成的氢气为6 mol，由图可知，生成的氢气大于6 mol，即＞2，所以Na2S失去的电子的物质的量大于12 mol，因此产物中S的化合价高于＋2，所以有SO、SO。 学科网（北京）股份有限公司 $$