题目内容

根据原子序数推断，下列各组元素化合时能以离子键结合的是

A. 10与19        B. 6与16       C. 11与17       D. 14与8

 

【答案】

C

 【解析】10为Ne，19为K不能形成离子键，A错误。B、D形成共价键，错误。

 

练习册系列答案
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第一电离能I1是指气态原子X（g）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X+（g）所需的能量．如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图（其中12号至17号元素的有关数据缺失）．
请回答以下问题：
（1）认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小（最小）范围为
Na
Na
＜Al＜
Mg
Mg
（填元素符号）．
（2）从图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是
从上到下依次减小
从上到下依次减小
．
（3）图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是
第五周期ⅠA族
第五周期ⅠA族
．
（4）根据对角线规则，Be、Al元素最高氧化物的水化物性质相似，它们都具有
两性
两性
，其中Be（OH）2显示这种性质的离子方程式是
Be（OH）2+2H+=Be2++2H2O
Be（OH）2+2H+=Be2++2H2O
、
Be（OH）2+2OH-=BeO2-+2H2O
Be（OH）2+2OH-=BeO2-+2H2O
．
1932年美国化学家鲍林首先提出电负性的概念．电负性（用X表示）也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8
请仔细分析，回答下列有关问题；
（1）预测周期表中电负性最大的元素应为
F
F
；估计钙元素的电负性的取值范围：
0.8
0.8
＜X＜
1
1
．
（2）根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化
自上而下电负性降低，
自上而下电负性降低，
；  简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系
非金属性越强电负性越大，金属性越强电负性越小
非金属性越强电负性越大，金属性越强电负性越小
．  
（3）经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键．试推断AlBr3中形成的化学键的类型为
共价键
共价键
，其理由是
AlCl3中两电负性之差为1.5，Br元素的电负性小于Cl元素电负性，AlBr3中两电负性之差小于1.5
AlCl3中两电负性之差为1.5，Br元素的电负性小于Cl元素电负性，AlBr3中两电负性之差小于1.5
．
阅读下表中的部分短周期主族元素的相关信息
元素代号 相关信息
T T的单质能与冷水剧烈反应，所得强碱性溶液中含有两种电子数相同的阴、阳离子
X X的原子最外层电子数是其内层电子数的三倍
Y 在第三周期金属元素中，Y的简单离子半径最小
Z T、X、Z组成的36电子的化合物A是家用消毒剂的主要成分
请回答下列问题：
（1）描述Z元素在周期表中的位置：
第三周期第ⅦA族
第三周期第ⅦA族

（2）T、X、Y元素简单离子半径由大到小的顺序为：（填离子符号）
O2-＞Na+＞Al3+
O2-＞Na+＞Al3+

（3）已知1mol 化合物A与Na2SO3在溶液中发生反应时，转移2mol电子，写出该反应的离子方程式
SO32-+ClO-=SO42-+Cl-
SO32-+ClO-=SO42-+Cl-
．
（4）第三周期元素的气态原子失去最外层一个电子所需能量（设为E）如图所示：

①同周期内，随着原子序数的增大，E值变化的总趋势是
增大
增大
．
②根据上图提供的信息，试推断E氟
＞
＞
E氧（填“＞”“＜”或“=”）．
有七种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大．请回答问题．
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电子数比s电子数少1
C原子的第一至第四电离能分别是：
I1=738kJ/mol  I2=1451kJ/mol  I3=7733kJ/mol  I4=10540kJ/mol
D原子核外所有p轨道全满或半满
E元素的主族序数与周期数的差为4
F是前四周期中电负性最小的元素
G在周期表的第八列
（1）已知BA5为离子化合物，是由
 
、
 
两种微粒构成的（填化学符号）．
（2）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．
（3）某同学根据上述信息，推断C基态原子的核外电子排布为，精英家教网该同学所画的电子排布图违背了
 
．
（4）G位于
 
族，G3+价电子排布式为
 
．GE3常温下为固体，熔点282℃，沸点315℃，在300℃以上升华，易溶于水，也易溶于乙醚、丙酮等有机溶剂．据此判断GE3的晶体类型为
 
．
（5）DE3中心原子的杂化方式为
 
，其空间构型为
 
．
（6）前四周期中与F同一族的所有元素分别与E元素形成化合物，其晶体的熔点由高到低的排列顺序为（写化学式）
 
，原因是
 
．
精英家教网根据元素周期表及周期律的知识回答下列问题：
（1）与钠同周期且离子半径最小的元素位于周期表的第
 
族．其氧化物属于
 
晶体．
（2）金属钠在一定条件下与氢气反应生成氢化钠（2Na+H2
一定条件
2NaH）．生成物氢化钠的电子式为
 
，含有的化学键为
 
键（填“离子”、“共价”或“金属”）．
（3）元素周期表中元素的性质存在递变规律，下列比较正确的是
 
．
a．碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3 b．酸性：H4SiO4＞H3PO4＞H2SO4＞HClO4
c．氢化物稳定性：PH3＜H2S＜HCl      d．与NaOH溶液反应的剧烈程度：Na＞Mg＞Al
（4）第三周期元素的气态原子失去最外层一个电子所需能量（设为E）如图所示：
①同周期内，随着原子序数的增大，E值变化的总趋势是
 
．
②根据上图提供的信息，试推断E氟
 
E氧（填“＞”“＜”或“=”）．

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