人教选修3 每课一练(19份打包)

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基 础 强 化
1．下列能级符号不正确的是(　　)
A．6s B．5p
C．4d D．3f
解析　第三能层不包含f能级，故选D。
答案　D
2．已知Na的电子排布式为1s22s22p63s1，通常把内层已达稀有气体的电子层结构写成“原子实”，如上述Na的电子排布式可写成[Ne]3s1。用“原子实”表示30号元素锌的电子排布式正确的是(　　)
A．[Ne]3d104s2 B．[Ar]3d104s24p2
C．[Ar]3d84s24p2 D．[Ar]3d104s2
解析　根据构造原理，锌元素的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，除3d104s2外内层电子的排布与稀有气体Ar的电子排布相同，因此锌的简化电子排布式可写为[Ar]3d104s2。
答案　D
3．下列关于多电子原子核外电子排布的说法正确的是(　　)
A．各能层含有的能级数等于能层序数减1
B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各能层含有的电子数一定是该能层序数平方的2倍
D．各能级可容纳的最多电子数按s、p、d、f顺序依次为1、3、5、7的2倍
解析　各能层中所含有的能级数等于其能层序数，A错；第一能层，只含有s能级，第二能层只含s、p能级，B错；每个能层最多填充该能层序数平方的2倍个电子，但该能层不一定含有这么多电子，故C错。
答案　D
4．下列各原子或离子的电子排布式错误的是(　　)
A．Na＋：1s22s22p6 B．F－：1s22s22p6
C．N：1s22s22p6 D．O2－：1s22s22p6
解析　N原子有7个电子，得到3个电子形成N3－，C选项是N3－的电子排布式，N原子的电子排布式为1s22s22p3。
答案　C
5．某元素的原子3d能级上有1个电子，它的N能层上电子数是(　　)
A．0 B．2
C．5 D．8
解析　根据该元素的原子3d能级上有1个电子，可以写出该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d14s2，由此可知该元素N能层上的电子数为2。
答案　B
6．某粒子用Rn－表示，下列关于该粒子的叙述中正确的是(　　)
A．所含质子数＝A－n
B．所含中子数＝A－Z
C．所含电子数＝Z＋n
D．所带电荷＝n
解析　A表示R的质量数，Z表示核电荷数，n表示所带电荷数。中子数＝A－Z，所含电子数＝Z＋n。故选B、C。
答案　BC
7．(1)下列是某基态原子的外围电子层排布，与稀盐酸反应最剧烈的是(　　)
A．3d104s1 B．3s2
C．3d64s2 D．2s22p2
(2)该原子的原子结构示意图为________，其在周期表中的位置为________。
解析　(1)由外围电子层排布可推知A为Cu，B为Mg，C为Fe，D为碳，故选B。
(2)确定该原子为Mg即可画出其原子结构示意图，Mg在周期表中位于第三周期第ⅡA族。
答案　(1)B
(2)　第三周期第ⅡA族
8．某基态原子的价电子构型为3s23p1，请写出该原子构成的单质与烧碱溶液反应的离子方程式______________________，2.7 g该单质与烧碱溶液反应，转移电子数为________。
解析　由其价电子构型为3s23p1，可推断其为Al,2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑。2.7 gAl为0.1 mol，与NaOH溶液反应转移电子数为0.3 NA。
答案　2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑　0.3 NA
能 力 提 升
1．下列说法正确的是(　　)
A. Fe元素常显示＋3价，因此铁原子最外层有3个电子
B．第五周期第ⅡA族的元素次外层有8个电子
C. Pb2＋最外层有18个电子
D. Cu次外层有18个电子
解析　Fe的原子结构示意图为，其最外层有2个电子，故A错；B项中元素位于过渡元素左侧，故其次外层有8个电子，正确；Pb最外层有4个电子，因此Pb2＋最外层应有2个电子，故C错；Cu的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，由此可见其次外层有18个电子，正确。
答案　BD
2．主族元素A和B可形成为AB2的离子化合物，则A、B两原子的外围电子排布分别为(　　)
A．ns2np2和ns2np4 B．ns1和ns2np4
C．ns2和ns2np5 D．ns1和ns2
解析　由A和B为主族元素，且二者能构成AB2型的离子化合物知，A为第ⅡA族元素，B为第ⅦA族元素(排除了CO2)，故A元素原子的最外层电子排布为ns2，B元素原子的最外层电子排布为ns2np5。
答案　C
3．某基态原子的p能级上的电子数等于其他能级上的电子数总和，则其不可能形成的化合物为(　　)
A．SO2 B．Na2SO4
C．H2S D．H2O
解析　由p能级最多可容纳6个电子，由题意知其只能是2p能级，故其含有1s、2s能级，则其为1s22s22p4，该原子为O，故选C。
答案　C
4．有两种气态单质Am和Bn，已知2.4 g Am和2.1 g Bn所含的原子个数相等，而分子数之比为2：3。A和B的原子核内质子数都等于中子数，A原子L层电子数是K层的3倍。
(1)A、B的元素符号分别为________。
(2)Am中的m值为________。
(3)写出A、B原子的核外电子排布式______________ ____________。
(4)A、B形成一种化合物与水反应能放出另外一种由A、B形成的化合物的气体。写出该反应的化学方程式____________________。
解析　依题意设A、B相对原子质量分别为x、y，所以解得2m＝3n。
所以n＝2时，m＝3。
由结构推知A为O，由关系式①得B为N。
答案　(1)O、N　
(2)3
(3)A：1s22s22p4　B：1s22s22p3
(4)3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
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基 础 强 化
1．下列说法中正确的是(　　)
A．1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布
B．3p2表示3p能级有两个轨道
C．同一原子中1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
解析　A中1个2s电子被激发到2p能级上，表示的是激发态原子；B中3p2表示3p能级上填充了2个电子；C中同一原子中电子层数越大，能量越高，离核越远，故1s、2s、3s电子的能量逐渐升高；D中同一能级中，其轨道数是一定的，不论它在哪一能层中。
答案　A
2．在化学变化中，可能发生改变的是(　　)
A．质子数 B．中子数
C．核外电子数 D．原子核
解析　在化学变化中，原子核并不分裂，只是核外电子得失或偏移，形成新的分子。故选C。
答案　C
3．下列各原子的电子排布图正确的是(　　)
解析　A中电子在同一个原子轨道中自旋方向相同，不符合泡利原理；B、D中不符合洪特规则，碳的正确
答案　C
4．图①和图②分别是1s电子的概率密度分布图和原子轨道图。下列认识正确的是(　　)
A．图①中的每个小黑点表示1个电子
B．图②表明1s轨道呈球形，有无数对称轴
C．图②表示1s电子只能在球体内出现
D．不同能层的s轨道平均半径都相等
解析　电子云只表示电子在某一区域出现的概率密度，小黑点并不表示电子，A错；原子轨道是电子云的90%的空间轮廓，电子在这一空间出现机会多，不表示电子不能在空间外出现，C错；按1s、2s、3s……的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率增大，s电子云半径逐渐增大。
答案　B
5．下列说法正确的是(　　)
A．s能级的能量总是小于p能级的能量
B．电子云都是球形对称的
C．当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占满1个轨道(1个原子轨道最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反)，然后再占据其他原子轨道
D．nf能级中最多可容纳14个电子
解析　同一能层中，s能级的能量小于p能级的能量，能量较高的能层中的s能级的能量大于p能级的能量，如E(4s)>E(3p)，A错；s电子云是球形对称的，p电子云是哑铃形的，B错；当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据1个轨道，而自旋状态相同，C错；nf能级中有7个原子轨道，每个原子轨道最多能容纳2个电子，且自旋状态相反，D正确。
答案　D
6．对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因是(　　)
A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量
B．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线
C．氖原子获得电子后转变成能发出红光的物质
D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应
解析　解答该题的关键是明确基态原子与激发态原子的相互转化及其转化过程中的能量变化及现象。在电流作用下，基态氖原子的电子吸收能量跃迁到较高能级，变为激发态原子，这一过程要吸收能量，不会发出红色光；而电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态及基态时，将释放能量，从而产生红光，故A项正确。
答案　A
7．如图是s能级和p能级的原子轨道图，试回答问题：
(1)s电子的原子轨道呈________形，每个s能级有________个原子轨道；p电子的原子轨道呈________形，每个p能级有________个原子轨道．
(2)元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，原子中能量最高的是________电子，其电子云在空间有________方向；元素X的名称是________，它的氢化物的电子式是________．若元素X的原子最外层电子排布式为nsn－1npn＋1，那么X的元素符号应为________，原子的轨道表示式为________。
解析　(1)ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，s电子的原子轨道是球形的，p电子的原子轨道都是哑铃形的，每个p能级有3个原子轨道，它们相互垂直，分别以px、py、pz表示。
(2)因为元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，np轨道上已排上电子，说明ns轨道已排满电子，即n＝2，则X的核外电子排布式为1s22s22p3，是氮元素；当元素X的原子最外层电子排布式为nsn－1npn＋1时有n－1＝2，则n＝3，X的最外层排布式为3s23p4，为硫元素。
答案　(1)球　1　哑铃　3
8．有A、B、C、D四种短周期主族元素，它们的原子序数依次增大，其中A元素原子核外电子仅有一种原子轨道，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2，C为金属元素且原子核外p电子数和s电子数相等；D元素的原子核外所有p轨道全满或半满。
(1)写出四种元素符号及核外电子排布式
A．____________，B.____________，
C．____________，D.____________。
(2)写出C、D两种元素基态原子核外电子排布图。
C．____________，D.____________。
解析　A是宇宙中最丰富的元素，则A为氢；B元素原子的核外电子排布为1s22s22p2，为碳；C元素原子的核外电子排布为1s22s22p63s2，为镁；D元素原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p3，为磷。
答案　(1)H 1s1　C 1s22s22p2　Mg 1s22s22p63s2　P 1s22s22p63s23p3
能 力 提 升
1．若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是(　　)
A．该元素基态原子中共有3个电子
B．该元素原子核外有5个电子层
C．该元素原子最外层共有3个电子
D．该元素原子M能层共有8个电子
解析　根据构造原理和原子核外电子排布规则，外围电子排布为4d15s2，则该元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2，故该原子共有39个电子，5个电子层，其中最外层有2个电子，M能层共有18个电子，B项正确。
答案　B
2．下列是几种主族元素最外电子层排布，其中化合价最高的是(　　)
A．nsnnpn－1 B．nsnnpn
C．nsn－1npn＋1 D．nsnnpn＋3
解析　A项为2s22p1，为硼，化合价为＋3；B项为2s22p2，为碳，最高化合价为＋4价；C项为3s23p4，为硫，最高化合价为＋6价；D项为2s22p5，为氟，最高化合价为0价。故选C。
答案　C
3．下列原子中未成对电子最多的是(　　)
A．Cr B．O
C．N D．Cl
解析　分别写出四种元素的核外电子排布式或画出其原子的核外电子排布图即可得出答案。A中Cr核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，可知其有6个未成对电子；B中O为1s22s22p4有2个未成对电子；C中N核外电子排布式为1s22s22p3有3个未成对电子；D中Cl核外电子排布式为1s22s22p63s23p5有1个未成对电子。
答案　A
4．A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：
(1)A元素原子核外最外层电子数是次外层电子数的二分之一，A的元素符号为________。
(2)B元素的负一价阴离子和C元素的正一价阳离子的电子层结构都与氖相同，B的元素符号为________，C的电子排布图为__________________。
(3)D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为____________________。
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子， E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为____________________________。
解析　由A元素原子核外最外层电子数是次外层电子数的二分之一，可知符合条件的为Li 1s22s1或Si 1s22s22p63s23p2；Ne是10号元素，故B为9号元素F，C为11号元素Na；D元素的正三价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，电子总数为23，故D原子的电子总数为26，D为Fe元素，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；E元素核外电子数为2＋8＋18＋1＝29，为铜元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s63d104s1。
答案　(1)Li或Si

(3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(4)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
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基 础 强 化
1．某元素的原子具有三个电子层，关于其外围电子排布的正确说法是(　　)
A．只有s电子
B．只有p电子
C．有s、p电子
D．只有s电子或有s、p电子
解析　由题意该元素的原子具有三个电子层，则其外围电子排布为3s1～2或3s23p1～6，故该元素外围电子排布可能只有s电子或有s、p电子。
答案　D
2．在元素周期表中，主族元素原子的最外层电子只有1个或2个的元素是(　　)
A．金属元素　　　　　　　 B．稀有气体元素
C．非金属元素 D．无法确定
解析　由周期表可看出，最外层有1个电子可能为H或碱金属；最外层有2个电子可能为He或ⅡA族，故选D。
答案　D
3．已知某元素－1价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中属于(　　)
A．ⅠA族 B．ⅦA族
C．ⅡB族 D．Ⅷ族
解析　该元素－1价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，则该元素原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p5，该元素位于ⅦA。
答案　B
4．下列说法中正确的是(　　)
A．所有非金属元素都分布在p区
B．最外层电子数为2的元素都分布在s区
C．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
D．同一主族元素从上到下，金属性呈周期性变化
解析　氢元素为非金属元素，位于s区，其余非金属元素均分布在p区，A错；最外层电子数为2的元素可能在s区(如Mg、Ca)，p区(如He)、d区(如Fe)、ds区(如Zn)，B错；同主族元素从上到下金属性增强，非金属性减弱，属递变性质，D错。
答案　C
5．已知短周期元素aX＋、bY2－具有相同的电子层结构，下列叙述正确的是(　　)
A．X、Y位于同一周期
B．X的原子半径小于Y的原子半径
C．X的原子序数大于Y的原子序数
D．X位于Y的上一周期
解析　由题干知X失去1个电子、Y得到2个电子，二者电子层结构相同，说明X位于Y的下一周期，X的原子序数大于Y的原子序数，X原子半径大于Y的原子半径，只有C正确。
答案　C
6．Y元素的最外层电子排布为ns2np4，具有下列最外层电子排布特征的主族元素中，能与Y形成XY2型化合物的是(　　)
A．ns1　　 B．ns2np2　　
C．ns2np1　　 D．ns2
解析　由最外层电子排布可知Y为ⅥA族；A为ⅠA族；B为ⅣA族；C为ⅢA族；D为ⅡA族；只有B可为＋4价，Y为－2价，故选B。
答案　B
7．X原子在第二电子层上只有一个空轨道，则X是________；其电子排布图为________________________________；R原子的3p轨道上有两个未成对电子，则R元素可能是________；Y原子的核电荷数为35，其外围电子排布是________，其在元素周期表中的位置是________，是属于________区的元素。
解析　X原子在第二电子层上只有一个空轨道，则其电子排布为1s22s22p2，是碳元素；R原子的3p轨道上有两个未成对电子，则其原子的电子排布为1s22s22p63s23p2或1s22s22p63s23p4，则R可能为Si或S；Y原子的核电荷数为35，根据构造原理和核外电子排布规则可知，Y原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s24p5，在元素周期表中位于第四周期ⅦA族，属于p区元素。
答案　C(或碳)　
Si、S　4s24p6　第四周期ⅦA族　p
8．某元素的元素符号为A，则A在周期表中位于________周期________族，电子排布式为________，元素符号为________，其最高价氧化物的水化物的化学式为________，在该水化物中通入少量二氧化碳，反应的离子方程式为__________________。
解析　由该元素的符号A可知，其原子序数为20，电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，位于周期表中第四周期ⅡA族，为Ca，其最高价氧化物的水化物为Ca(OH)2，该水化物溶液中通入少量CO2反应的离子方程式为Ca2＋＋2OH－＋CO2===CaCO3↓＋H2O。
答案　四　ⅡA　1s22s22p63s23p64s2　Ca
Ca(OH)2　Ca2＋＋2OH－＋CO2===CaCO3↓＋H2O
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1．如下图为元素周期表的一部分，X、Y、Z、W均为短周期元素，若Z原子最外层电子数是次外层电子数的。则下列说法正确的是(　　)
A．X、Y二种元素都仅能形成一种单质
B．X与O2反应的产物可作为干燥NH3的干燥剂
C．Z的氧化物中有一种是形成酸雨的主要物质
D．W不能形成含氧酸
解析　由题意可推知Z为S，Y为O，X为P，W为Cl，故可知仅有C对。
答案　C
2．肯定属于同族元素且性质相似的是(　　)
A．原子核外电子排布式：X为1s22s2，Y为1s2
B．结构示意图：X为，Y为
C．X原子基态时2p轨道上有1个未成对电子，Y原子基态时3p轨道上也有1个未成对电子
D．X原子基态时2p轨道上有两对成对电子，Y原子基态时3p轨道上有两对成对电子
解析　
答案　D
3．在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，如图所示：
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为________。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，它常见离子的电子排布式为________。
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的最外层电子排布式为________。
(4)在p区中，第二周期ⅤA族元素原子的价电子的轨道表示式为________。
解析　(1)s区包括ⅠA族和ⅡA族，族序数最大、原子序数最小的元素应是第二周期ⅡA族的Be，其电子排布式为1s22s2，价电子排布式为2s2，其电子云形状为球形。
(2)d区包括ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族，其中族序数最大、原子序数最小的元素应该是第四周期Ⅷ族的Fe。Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。Fe元素的常见离子为Fe2＋和Fe3＋。
(3)ds区包括ⅠB族和ⅡB族，族序数最大、原子序数最小的元素是Zn，ⅡB族价电子的电子排布结构特征是(n－1)d10ns2，故Zn的价电子排布式为3d104s2。
(4)在p区中，位于第二周期ⅤA族的元素是N，其最外层电子排布式为2s22p3，则轨道表示式为
答案　(1)球形　
(2)Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；
Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
(3)3d104s2
(4)
4．设X、Y、Z代表三种元素。已知：
①X＋和Y－两种离子具有相同的电子层结构；
②Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个；
③Y和Z两种元素可以形成4核42个电子的负一价阴离子。
据此，请填空。
(1)Y元素是________，其原子的电子排布式为____________，Z元素是________，其原子的电子排布式为________。
(2)由X、Y、Z三种元素所形成的含68个电子的盐类化合物的化学式是________。
解析　X＋和Y－电子层结构相同可推测为Na＋、F－或K＋、Cl－，然后根据Y和Z可以形成4核42个电子的负一价阴离子，推测该阴离子为ClO。X＋与Y－具有相同的电子层结构说明X位于Y的下一周期，由于Y形成Y－，又Z比Y的质子数少9个，故Y的原子序数最少为17，假设Y为Cl，则由③可推知Z为O，由①可推知X为K，满足题意。
答案　(1)Cl　1s22s22p63s23p5　O　1s22s22p4
(2)KClO4
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基 础 强 化
1．下列叙述中正确的是(　　)
A．同一周期中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越难失去电子
C．室温时，0族元素的单质都是气体
D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大
解析　同一周期中，ⅦA族元素的原子半径最小，A错；同一主族中原子半径越大，越易失电子，B错；室温时，0族元素的单质都是气体，C正确；同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小，D错。
答案　C
2．下列原子的价电子排布中，第一电离能最大的是(　　)
A．3s23p1 B．3s23p2
C．3s23p3 D．3s23p4
解析　原子轨道全充满、半充满最稳定，故选C。
答案　C
3．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是(　　)
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
解析　在周期表中同周期元素从左至右元素电负性逐渐增大，同主族元素从上至下元素电负性逐渐减小，A正确。
答案　A
4．下列各对原子中，第一电离能前者大于后者的是(　　)
A．S和P B．Mg和Al
C．Na和Mg D．He和Ne
解析　S和P的价电子构型分别为3s23p4和3s23p3，由于P原子p轨道处于半充满状态较稳定，所以I1(S)I1(Ne)。
答案　BD
5．元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式为(　　)
A．HI B．LiI
C．CsF D．KI
解析　电负性最大的为F元素，电负性最小的元素且能在自然界中存在的为Cs，故选C。
答案　C
6．下列叙述中肯定X金属比Y金属的活泼性强的是(　　)
A．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数少
B．X的氢氧化物为两性化合物，Y的氢氧化物为碱
C．1mol X与酸反应产生的H2比1mol Y与酸反应产生的H2多
D．X元素的电负性比Y元素的电负性小
解析　比较金属性的强弱不能看电子层数或最外层电子数的多少，而应该看是否容易失去最外层电子。例如：Ca的最外层电子数为2，比Na的最外层电子层多1，但Ca活泼；Ag虽然拥有5个电子层，最外层也是一个电子，但其金属性却弱于只有3个电子层的Na；金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，其金属性越强。金属与酸或水反应时的剧烈程度是判断金属活泼性的依据，与置换H2的多少无必然的关系；元素的电负性越小，金属性越强，越活泼。
答案　D
7．A元素是第三周期p区元素，其最低化合价为－2价，B元素是第四周期元素，其最高化合价为＋5，请填写下表
元素
外围电子排布式
族
金属或非金属
电负性相对高低
A
B
解析　根据题意，A元素处于周期表p区，为主族元素，其最低化合价为－2价，则它的外围电子排布式为3s23p4，位于第三周期ⅥA族，属于非金属元素，具有较大的电负性。同理可推测B元素的外围电子排布为3d34s2在周期表中位于第四周期ⅤB族，属于金属元素，电负性较小。
答案　
元素
外围电子排布式
族
金属或非金属
电负性相对高低
A
3s23p4
ⅥA
非金属
较高
B
3d34s2
ⅤB
金属
较低
8.下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。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，将Na～Ar 8种元素用短线连接起来，构成完整的图像。
(2)从图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是________________________________________。
(3)图中6号元素在周期表中的位置是________，其气态氢化物的电子式为________。
(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为：失去第一个电子为519kJ·mol－1，失去第二个电子为7296kJ·mol－1，失去第三个电子为11799kJ·mol－1，据此数据分析为何锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量________________________。
解析　(1)由题中图示可知，同周期元素第ⅡA族元素第一电离能高于第ⅢA族元素的第一电离能，第ⅤA族元素的第一电离能高于ⅥA族元素的第一电离能。其原因是，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量最低，该元素具有较高的第一电离能。故2号元素为Mg,1号元素为Al,5号元素为P,4号元素为S,6号为Cl，据此连接可得完整图像。
(2)比较图中同主族元素第一电离能大小可知，同主族元素原子的第一电离能从上到下随电子层数的增加而依次减小。
(4)从题给气态锂原子失去核外不同电子所需的能量数据不难看出，失去第一个电子所需的能量远小于失去第二、三个电子所需的能量，说明锂原子核外电子共有两个电子层，第一个电子处于L层(电子离核相对较远)，第二、三个电子处于K层(电子离核相对较近)。当锂原子失去第一个电子变成Li＋后，只剩下K层的两个电子(属于稳定结构)，此时要想再失去电子已变得很困难。
答案　
(1)如图所示　
(2)从上到下依次减小
(3)第三周期，ⅦA族　H
(4)锂原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难
能 力 提 升
1．同一周期的4种元素，原子半径从小到大的顺序为CA．C与A B．C与D
C．D与B D．B与C
解析　非金属元素之间最可能形成共价化合物，同周期非金属元素原子半径小于金属元素原子半径，故A与C最有可能是非金属，故选A。
答案　A
2．短周期的三种元素X、Y、Z位于同一周期，它们的最高价氧化物对应的水化物分别为HXO4、H2YO4、H3ZO4，下列判断中不正确的是(　　)
A．元素的非金属性：X>Y>Z
B．阴离子的还原性：XC．气态氢化物的稳定性：X>Y>Z
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>Y>X
解析　在同周期中，从左到右随着核电荷数的递增，元素非金属性逐渐增强，即其最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，又由于从左到右最外层电子数增多，即最高正化合价也在增大，所以从给出的最高价氧化物对应水化物的化学式可得，在该周期中元素从左到右分别为Z、Y、X，所以X的非金属性最强， Z的非金属性最弱，它们的最高价氧化物对应水化物的酸性X>Y>Z，氢化物的稳定性X>Y>Z，单质氧化性X>Y>Z，而单质氧化性越强，其阴离子还原性越弱，所以阴离子的还原性X答案　D
3．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是(　　)
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4600
6900
9500
Y
580
1800
2700
11600
A.元素X的常见化合价是＋1价
B．元素Y是ⅢA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
解析　X的第一电离能(I1)显著小于I2、I3等，可知X最外层只有一个电子，故其常见化合价为＋1价，且与Cl元素形成XCl，A、C两项正确；Y元素的I1、I2、I3相差不悬殊，与I4相差悬殊，故Y最外层有3个电子，为ⅢA族元素，当n＝3时，Y为Al，与冷水不反应，故B正确，而D错误。
答案　D
4．美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
请仔细分析，试回答下列问题。
(1)根据表中所给数据分析推测：
同主族的不同元素的电负性变化的规律是________ __________________；
同周期中，电负性与原子半径的关系为________________ ________。
(2)预测周期表中电负性最大的元素应为________(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围________(3)预测周期表中，电负性最小的元素位于第________周期________族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为____________________，与氯形成的化合物化学式为________，属于________化合物。(填“离子”、“共价”)
解析　(1)由题给信息可知：元素的非金属性越强，则元素的电负性越大；元素金属性越强，则元素的电负性越小，所以同主族元素，从上至下，电负性逐渐变小；同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)周期表中F元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大；由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8～1.2。
(3)电负性越小，元素的金属性越强，周期表中金属性最强的元素为Cs，它位于周期表中第六周期的ⅠA族。其基态原子核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。铯与氯形成的化合物为CsCl，Cs的电负性小于0.8，氯的电负性为3.0，其差值为3.0－0.8＝2.2>1.7，属于离子化合物。
答案　(1)核电荷数越大，电负性越小
原子半径越小，电负性越大
(2)F　0.8　1.2
(3)六　ⅠA
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1　CsCl　离子
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基 础 强 化
1．下列说法中不正确的是(　　)
A．σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强
B．两个原子间形成共价键时，最多有一个σ键
C．气体单质中，一定有σ键，可能有π键
D．N2分子中有一个σ键和两个π键
解析　形成σ键时，电子云重叠程度比形成π键时的重叠程度大，所以σ键的强度比π键大，比π键稳定，A正确；两个原子之间形成共价单键、共价双键和共价三键时，均只含一个σ键，在共价双键和共价三键中还分别含一个和两个π键，B正确；稀有气体分子是由原子组成的，不含有共价键，C错；N2分子中含有N≡N键，其中含有一个σ键和两个π键，D正确。
答案　C
2．从键长的角度来判断下列共价键中最稳定的是(　　)
A．H—F B．H—N
C．H—C D．H—S
解析　F、N、C、S四种原子中，F原子半径最小，故H—F键键长最短，键最稳定。
答案　A
3．下列分子的电子式书写正确的是(　　)
解析　选项A中N原子的最外层电子没有全部标出；B项中Cl原子的最外层电子也没有全部标出；D项中C、O原子共用电子对数目标错，正确写法为
答案　C
4．下列各组微粒属于等电子体的是(　　)
A．12CO2和14CO B．H2O和CH4
C．N2和13CO D．NO和CO
解析　根据等电子体的概念：组成粒子的原子总数相同，价电子总数也相同的粒子，称为等电子体。只有C项符合。
答案　C
5．下列分子中，键角最大的是(　　)
A．CH4 B．NH3
C．H2O D．CO2
解析　CH4中C、H键角为109°28′；NH3中N、H键角为107°；H2O中H、O键角为105°；CO2中C、O键角为180°，故选D。
答案　D
6．下列说法正确的是(　　)
A．已知N—N键能为193kJ·mol－1，故NN的键能之和为193kJ·mol－1×3
B．H—H键能为436.0kJ·mol－1，F—F键能为157kJ·mol－1，故F2比H2稳定
C．某元素原子最外层有1个电子，它跟卤素相结合时，所形成的化学键为离子键
D．N—H键键能为390.8kJ·mol－1，其含义为形成1mol N—H所释放的能量为390.8kJ
解析　由于NN中含有一个σ键二个π键，σ与π键键能不同，故A错；分子的键能越大越稳定，故B错；C项该元素可能为H或碱金属，故可形成共价键或离子键，故C错；只有D项符合定义。
答案　D
7．(1)如下图所示，根据电子云重叠情况写出下列价键的名称，并各举一例说明含有这种价键类型的物质。
　
①
②
③
④
⑤
化学键类型
举例
(2)某有机物的结构式如下：(单、双、三线各表示单、双、三键)
则分子中有________个σ键，________个π键。
解析　(1)共价键具有方向性，以“头碰头”方式重叠形成的为σ键，以“肩并肩”方式重叠形成的为π键，由此可得①②③形成σ键，④⑤形成π键。
(2)除八条共价单键全部为σ键外，双键中1个为σ键，另一个为π键；三键中1个为σ键，另两个为π键，故σ键总数为10，π键总数为3。
答案　(1)
　
①
②
③
④
⑤
化学键类型
s-s σ键
s-p σ键
p-p σ键
pz-pzπ键
py-pyπ键
举例
H2
HCl
Cl2
N2
N2
(2)10　3
8．化学上常用一条短线来代表一对共用电子对，用元素符号和短线来表示物质结构的式子叫做结构式。比如Cl2的结构式用Cl—Cl表示，H2O的结构式用H—O—H表示。
(1)写出下列物质的结构式：
HCN________，CCl4________，NH3________。
(2)根据下列物质的结构式写出相应的电子式：
答案　
能 力 提 升
1．已知H—H键能为436kJ·mol－1，N—H键能为391kJ·mol－1，根据化学方程式：N2＋3H22NH3,1mol N2反应放出的热量为92.4kJ·mol－1，那么NN键的键能是(　　)
A．431kJ·mol－1
B．945.6kJ·mol－1
C．649kJ·mol－1
D．896kJ·mol－1
解析　由题意可知，断键吸收的能量比成键释放出的能量少92.4kJ，则有2×3×391kJ/mol－3×436kJ/mol－x＝92.4kJ·mol－1，则x＝945.6kJ·mol－1。
答案　B
2．N2的结构可以表示为，CO的结构可以表示为，其中椭圆框表示π键，下列说法不正确的是(　　)
A．N2分子与CO分子中都含有三键
B．N2分子与CO分子中π键并不完全相同
C．N2分子与CO分子互为等电子体
D．N2分子与CO分子的化学性质相同
解析　从图示看出，N2分子和CO分子中均含有一个σ键和两个π键，故二者均含有三键，A正确；N2分子中的π键是由每个N原子各提供两个p电子以“肩并肩”的方式重叠形成，而CO分子中的一个π键是由氧原子单方面提供电子而形成的，B正确；N2与CO的原子总数和价电子总数均相同，互为等电子体，它们的化学结构相似，化学性质相似，但并不完全相同，C正确，D错。
答案　D
3．下列不属于共价键成键因素的是(　　)
A．共用电子对在两原子核之间高概率出现
B．共用的电子必有配对
C．成键后体系能量降低，趋于稳定
D．两原子核体积大小要适中
解析　两原子形成共价键时电子云发生重叠，即电子在两核间出现机会增多；两原子电子云重叠越多，键越牢固，体系的能量越低；原子核体积大小与共价键的形成无必然联系。
答案　D
4．现有原子序数小于20的A、B、C、D、E、F6种元素，它们的原子序数依次增大，已知B元素是地壳中含量最多的元素；A和C的价电子数相同，B和D的价电子数也相同，且A和C两元素原子核外电子数之和是B、D两元素原子核内质子数之和的1/2；C、D、E三种元素的基态原子具有相同的电子层数，且E原子的p轨道上电子数比D原子的p轨道上多一个电子；6种元素的基态原子中，F原子的电子层数最多且和A处于同一主族。回答下列问题。
(1)用电子式表示C和E形成化合物的过程________________。
(2)写出基态F原子核外电子排布式__________________。
(3)写出A2D的电子式________，其分子中________(填“含”或“不含”)σ键，________(填“含”或“不含”)π键。
(4)A、B、C共同形成的化合物化学式为________，其中化学键的类型有________。
解析　已知B元素是地壳中含量最多的元素，则B为氧元素；B和D的价电子数相同，则D为硫元素；B、D两元素原子核内质子数之和24，其1/2为12，A和C的价电子数相同，且A和C两元素原子核外电子数之和是B、D两元素原子核内质子数之和的1/2，则A为氢元素，C为钠元素； C、D、E三种元素的基态原子具有相同的电子层数，且E原子的p轨道上电子数比D原子的p轨道上多一个电子，则E为氯元素；6种元素的基态原子中，F原子的电子层数最多且和A处于同一主族，则F为钾元素。
答案　(1)Na:―→Na＋[::]－
(2)1s22s22p63s23p64s1
(3)H: :H　含　不含
(4)NaOH　离子键、共价键
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基 础 强 化
1．下列各项中表达正确的是(　　)
A．F－的结构示意图：
B．CO2的分子模型示意图：
C．NaCl的电子式：Na:
D．N2的结构式：:N≡N:
解析　CO2为直线形分子，图中模型示意图错误；NaCl为离子化合物其电子式为Na＋[::]－；N2结构式为N≡N。
答案　A
2．能说明CH4分子的5个原子不在同一平面而为正四面体结构的是(　　)
A．任意两个键之间夹角为109°28′
B. C—H键为极性共价键
C. 4个C—H键的键能、键长相同
D．碳的价层电子都形成共价键
解析　分子的空间构型与共价键的极性无关，故B错；无论何种构型，在同一分子中，相同键则键能、键长相同，故C错；D项中碳原子价电子都成键，无法说明分子构型，故选A。
答案　A
3．六氟化硫分子呈正八面体形(如图所示)，在高电压下仍有良好的绝缘性，在电器工业方面有着广泛的用途，但逸散到空气中会引起强温室效应。下列有关六氟化硫的推测正确的是(　　)
A．六氟化硫易燃烧生成二氧化硫
B．六氟化硫中各原子均达到8电子稳定结构
C．六氟化硫分子中的S—F键都是σ键，且键长、键能都相等
D．六氟化硫分子中含非极性键
解析　SF6分子中，S和F的化合价分别是＋6和－1，S的化合价已达到最高价，不会再升高，而F的氧化性比O强，所以六氟化硫不易燃烧，A错；SF6分子中的硫原子并不是8电子稳定结构，氟原子满足8电子稳定结构，B错；SF6分子中只有S—F极性共价单键，均为σ键，C正确，D错。
答案　C
4．若ABn的中心原子A上没有未用于形成共价键的孤电子对，运用价层电子对互斥理论，判断下列说法中正确的是(　　)
A．若n＝2，则分子的立体结构为V形
B．若n＝3，则分子的立体结构为三角锥形
C．若n＝4，则分子的立体结构为正四面体形
D．以上说法都不正确
解析　若中心原子A上没有未用于成键的孤电子对，则根据斥力最小的原则，当n＝2时，分子结构为直线形；n＝3时，分子结构为平面三角形；n＝4时，分子结构为正四面体形。
答案　C
5．根据价层电子对互斥模型，判断下列分子或者离子的空间构型不是三角锥形的是(　　)
A．PCl3 B．HCHO
C．H3O＋ D．PH3
解析　PCl3分子中P原子的成键电子对数为3，孤电子对数为1，其电子对的空间构型为四面体形，分子的空间构型为三角锥形；同理H3O＋、PH3分子的成键电子对数和孤电子对数分别为3和1。分子的空间构型为三角锥形；HCHO分子的中心原子的价电子都用来形成共价键，中心原子周围的原子数为3，空间构型为平面三角形。
答案　B
6．下列说法中，正确的是(　　)
A．由分子构成的物质中一定含有共价键
B．C2H6分子中只含有极性共价键
C．正四面体结构的分子中键角一定是109°28′
D．CO2和C2H2都是直线形分子
解析　由分子构成的物质中不一定有共价键，如He，A错，C2H6分子中含有C—H极性键和C—C非极性键，B错；P4为正四面体结构，但其键角为60°，C错；CO2、C2H2分子的中心原子无孤电子对，为直线形分子，D正确。
答案　D
7．用价层电子对互斥理论推测下列分子或离子的空间构型
(1)BeCl2________　(2)NH________
(3)H3O＋________　(4)CS2________
(5)BF3________
解析　BeCl2、CS2中心原子上的价电子都用于成键，中心原子周围的原子数为2，BeCl2、CS2的空间构型为直线型；NH中具有4对成键电子对，且都是完全等同的N—H键，应向正四面体的四个顶点方向伸展才能使相互间斥力最小，为正四面体结构；H3O＋中心原子上含有一对孤电子对，有3对成键电子对，结构与NH3类似是三角锥形；BF3分子中硼原子价电子为3，全部成键，为平面三角形。
答案　(1)直线形
(2)正四面体形
(3)三角锥形
(4)直线形
(5)平面三角形
8．磷在空气中充分燃烧后生成结构如下图所示的分子。图中的圆圈表示原子，实线表示化学键。
(1)请在图中找出磷原子，并在图上将其涂黑。
(2)形成化合物的化学式为________。
(3)分子内磷原子排列成________形。
(4)每个磷原子处于________的中心。
解析　实线表示化学键，图中有两类原子；一类每个原子形成两个共价键，另一类每个原子形成五个化学键。联想P原子为＋5价，氧原子为－2价，对比思考，第一类为氧原子，第二类为磷原子。在图中四个磷原子排列为正四面体形(图中虚线)，键角为60°，而每个磷原子又在以四个氧原子形成的正四面体的中心。
答案　(1)图中虚线形成的正四面体的四个顶点原子为磷原子
(2)P4O10
(3)正四面体
(4)以4个O原子形成的正四面体
能 力 提 升
1．若分子中心原子有孤电子对，它一般可和H＋化合。下面分子不能结合H＋的是(　　)
A．H2O B．NH3
C．CO2 D．SO
解析　通过计算A、B、D都有孤电子对，故选C。
答案　C
2．已知在CH4中，C—H键间的键角为109°28′，NH3中，N—H键间的键角为107°，H2O中O—H键间的键角为105°，则下列说法中正确的是(　　)
A．孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力
B．孤电子对与成键电子对间的斥力小于成键电子对与成键电子对间的斥力
C．孤电子对与成键电子对间的斥力等于成键电子对与成键电子对间的斥力
D．题干中的数据不能说明孤电子对与成键电子对间的斥力与成键电子对与成键电子对间的斥力之间的大小关系
解析　由中心原子上孤电子对数的计算公式可知，CH4中碳原子无孤电子对；NH3中氮原子有1对孤电子对；H2O中的氧原子有2对孤电子对。根据题意知CH4中C—H键间的键角为109°28′，若孤电子对与成键电子对间的斥力等于成键电子对与成键电子对间的斥力，则NH3中N—H键间的键角和H2O中O—H键间的键角均应为109°28′，故C不正确；若孤电子对与成键电子对间的斥力小于成键电子对与成键电子对间的斥力，则NH3中N—H键间的键角和H2O中O—H键间的键角均应大于109°28′，现它们的键角均小于109°28′，故B不正确；孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力，将成键电子对压得靠近一点，使其键角变小，D错误，A正确。
答案　A
3．由ⅢA族元素A和ⅥA族元素B组成的阴离子结构如下：
则所带电荷x、y、z依次为多少？
解析　A元素属于第ⅢA族，原子的最外层有3个电子，能形成三个共价键，而B元素属于ⅥA族，最外层有6个电子，要达到8电子稳定结构，一个B原子需与A形成2个共价键。从三种阴离子的组成可以看出，所有的A原子都已与3个B原子形成了3个共用电子对，而分别只有1个B,3个B,2个B原子与2个A原子形成了共价键。因此，只与A共用一对电子的每个B原子要各得1个电子才能达到8电子稳定结构，因此x＝4，y＝3，z＝2。
答案　x＝4、y＝3、z＝2
4．O3能吸收有害紫外线，保护人类赖以生存的空间。O3分子的结构如右图所示，呈V形，键角为116.5°。
三个原子以一个氧原子为中心，与另外两个氧原子分别构成一个共价键；中间氧原子提供2个电子，旁边两个氧原子各提供1个电子，构成一个特殊的化学键——三个氧原子均等地享有这4个电子。请回答：
(1)臭氧与氧气的关系是________。
(2)下列分子与O3分子的结构最相似的是________。
A．H2O B．CO2
C．SO2 D．BeCl2
(3)O3分子有________对孤电子对。
(4)O3具有强氧化性，它能把PbS氧化为PbSO4，而O2不能，试配平：
PbS＋O3===PbSO4＋O2
生成1mol O2，转移电子________mol。
解析　(1)臭氧与氧气的组成不同，属同种元素形成的不同单质，是同素异形体。
(2)硫与氧属同主族元素，最外层电子数相同，其成键情况相似，因此SO2可以看成是O3分子中的中间氧原子被硫代替，故SO2与O3分子的结构最相似。
(3)根据O3分子中氧原子的成键情况可知，中间氧原子有1对孤电子对，而另外两个氧原子中各有2对孤电子对，因此O3分子中共有5对孤电子对。
(4)O3分子做氧化剂时，只有1个氧原子显示氧化性，然后根据化合价升降法即可配平。
答案　(1)同素异形体
(2)C
(3)5　
(4)1　4　1　4　2
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基 础 强 化
1．有关乙炔分子中的化学键描述不正确的是(　　)
A．两个碳原子采用sp杂化方式
B．两个碳原子采用sp2杂化方式
C．每个碳原子都有两个未杂化的2p轨道形成π键
D．两个碳原子形成两个π键
解析　乙炔分子中心原子C原子以1个s轨道和1个p轨道形成sp杂化，两个碳原子采用sp杂化，每个碳原子以两个未杂化的2p轨道形成2个π键构成碳碳三键，B不正确。
答案　B
2．下列说法中正确的是(　　)
A．PCl3分子是三角锥形，这是因为磷原子是sp2杂化的结果
B．sp3杂化轨道是由任意的1个s轨道和3个p轨道混合形成的4个sp3杂化轨道
C．中心原子采取sp3杂化的分子，其几何构型可能是四面体形或三角锥形或V形
D．AB3型的分子空间构型必为平面三角形
解析　PCl3分子中磷原子采取sp3杂化，A错；sp3杂化轨道是原子最外电子层上的s轨道和能量相近的3个p轨道形成的能量相等、成分相同的4个轨道，B错；一般sp3杂化得到的分子空间构型为正四面体，如CH4，但如果杂化轨道被中心原子上的孤电子对占据，构型会发生变化，如NH3、PCl3分子是三角锥形，H2O为V形，C正确，D错。
答案　C
3．下列加点元素在形成共价键时，没有发生原子轨道杂化的是(　　)
A. HL B. H2
C. Cl3 D. O2
解析　HCl分子中H原子的1s轨道和Cl原子的1个2p轨道重叠而形成1个σ键，故选A。
答案　A
4．下列关于配位化合物的叙述中，不正确的是(　　)
A．配位化合物中必定存在配位键
B．配位化合物中只有配位键
C．[Cu(H2O)4]2＋中的Cu2＋提供空轨道，H2O中的氧原子提供孤电子对形成配位键
D．配位化合物在半导体等尖端技术、医学科学、催化反应和材料化学等领域都有着广泛的应用
解析　配位化合物中一定含有配位键，但还可能含有其他化学键；Cu2＋有空轨道，H2O中氧原子有孤电子对，可以形成配位键，故选B。
答案　B
5．甲醛分子的结构式为，下列描述正确的是(　　)
A．甲醛分子中有4个σ键
B．甲醛分子中的C原子为sp3杂化
C．甲醛分子中的O原子为sp杂化
D．甲醛分子为平面三角形，有一个π键垂直于三角形平面
解析　从甲醛分子的结构可知，甲醛为平面三角形，中心原子碳原子采取sp2杂化，分别与氧原子和两个氢原子形成3个σ键，还有一个未参与杂化的p轨道与氧原子形成π键，该π键垂直于杂化轨道的平面。氧原子不是中心原子，不发生轨道杂化。
答案　D
6．下列物质不能溶于浓氨水的是(　　)
A．AgCl B．Cu(OH)2
C．AgOH D．Al(OH)3
解析　Ag＋和Cu2＋都易与NH3分子形成配合物，所以AgCl、Cu(OH)2、AgOH都能溶于浓氨水。
答案　D
7．关于[Co(NH3)6]Cl3和[Co(NH3)5H2O]Cl3的说法正确的是(　　)
A．前者配位数为6，后者配位数为4
B．后者配位数为5
C．二者配位数都为3
D．二者配位数都为6
解析　与Co3＋离子直接络合的配位微粒前者为6个NH3，后者为5个NH3和1个H2O，故二者配位数为6，故选D。
答案　D
8．铁原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物。
(1)与铁原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是________。
(2)六氰合亚铁离子[Fe(CN)6]4－中配位数为________，其中配体CN－中碳原子的杂化轨道类型是________。
解析　(1)形成配位化合物的条件是：①中心离子或原子必须具有空轨道，过渡金属离子符合这一条件，过渡金属易形成配合物；②配体必须能提供孤电子对，常见的微粒有CO、NH3、H2O、Cl－、CN－等。
(2)配体为CN－，配位数为6。判断配体CN－中碳原子的杂化类型，要知道CN－的结构：[C≡N]－，碳原子的2个2p轨道要形成2个π键，只能为1个2p轨道参与杂化，其杂化轨道类型为sp杂化。
答案　(1)具有孤电子对
(2)6　sp
能 力 提 升
1．已知Zn2＋的4s轨道和4p轨道可以形成sp3杂化轨道，那么[ZnCl4]2－的空间构型为(　　)
A．直线形 B．平面正方形
C．正四面体形 D．正八面体形
解析　根据杂化轨道理论，Zn2＋的4s轨道和4p轨道形成sp3杂化轨道后，其杂化轨道构型一定为正四面体形，又由于Zn2＋结合了4个Cl－，孤电子对数为0，所以[ZnCl4]2－的空间构型为正四面体。
答案　C
2．某物质的实验式为PtCl4·2NH3，其水溶液不导电，加入AgNO3溶液也不产生沉淀，以强碱处理并没有NH3放出，则关于此化合物的说法中正确的是(　　)
A．配合物中中心原子的电荷数和配位数均为6
B．该配合物中心原子是Cl－
C．Cl－和NH3分子均与Pt4＋配位
D．配合物中Cl－与Pt4＋配位，而NH3分子不配位
解析　在PtCl4·2NH3水溶液中加入AgNO3溶液无沉淀生成，以强碱处理无NH3放出，说明Cl－、NH3均处于内界，故该配合物中心原子铂的配位数为6，电荷数为4，Cl－和NH3分子均与Pt4＋配位，只有C正确。
答案　C
3．水分子在特定条件下容易得到一个H＋，形成水合氢离子(H3O＋)。下列对上述过程的描述不合理的是(　　)
A．氧原子的杂化类型发生了改变
B．微粒的形状发生了改变
C．微粒的化学性质发生了改变
D．微粒中的键角发生了改变
解析　水与氢离子结合形成配位键，氧原子杂化方式仍为sp3，氧原子与三个氢原子间的共用电子对和剩下的一对孤电子对相互排斥形成了三角锥形分子，同时其键角也发生改变，形成的微粒兼有水分子和氢离子的性质。
答案　A
4．已知：①红磷在氯气中燃烧可以生成两种化合物——PCl3和PCl5，氮与氢也可形成两种化合物——NH3和NH5。
②PCl5分子中，P原子的1个3s轨道、3个3p轨道和1个3d轨道发生杂化形成5个sp3d杂化轨道，PCl5分子呈三角双锥形()。
(1)NH3、PCl3和PCl5分子中，所有原子的最外层电子数都是8个的是________(填分子式)，该分子空间构型是________ ______________。
(2)有同学认为，NH5与PCl5类似，N原子的1个2s轨道、3个2p轨道和1个2d轨道可能发生sp3d杂化。请你对该同学的观点进行评价_____________________________________________________ __________________________________________________________。
(3)经测定，NH5中存在离子键，N原子最外层电子数是8，所有氢原子的最外层电子数都是2，则NH5的电子式是________。
解析　写出NH3、PCl3和PCl5分子的电子式不难发现，氢原子是2e－稳定，氯原子是8e－稳定，在PCl3中磷原子外围是8e－，PCl5中磷原子外围是10e－，所有原子的最外层电子数都是8个的只有PCl3，联想到氨分子的空间构型，PCl3分子的形状是三角锥形。要满足N原子最外层电子数是8，所有氢原子的最外层电子数都是2，则NH5的电子式必须是
。
答案　(1)PCl3　三角锥形
(2)不对，因为N原子没有2d轨道
(3)
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基 础 强 化
1．范德华力为akJ·mol－1，化学键为bkJ·mol－1，氢键为ckJ·mol－1，则a、b、c的大小关系是(　　)
A．b>c>a　　　　　　　 B．b>a>c
C．c>b>a D．a>b>c
解析　化学键是原子间的强烈的相互作用，范德华力和氢键属于分子间作用力，比化学键弱的多，但氢键比范德华力强。
答案　A
2．下列叙述正确的是(　　)
A．构成单质分子的微粒一定含有共价键
B．由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物
C．非极性键只存在于双原子单质分子里
D．不同元素组成的多原子分子里的化学键一定都是极性键
解析　稀有气体单质分子均为单原子分子，没有共价键，A错；NH4Cl为离子化合物，该化合物均是由非金属元素组成，B正确；CH≡CH、H2O2中含有非极性键，C、D错。
答案　B
3．卤素单质从F2到I2在常温常压下的聚集状态由气态、液态到固态的原因是(　　)
A．原子间的化学键键能逐渐减小
B．范德华力逐渐增大
C．原子半径逐渐增大
D．氧化性逐渐减弱
解析　卤素单质从F2到I2，其结构相似，相对分子质量逐渐增大，范德华力逐渐增大，熔沸点逐渐升高，聚集状态由气态、液态到固态。
答案　B
4．下列化合物中含2个手性碳原子的是(　　)
解析　A项含1个手性碳原子：
答案　B
5．下列含氧酸酸性最强的是(　　)
A．HClO B．H2CO3
C．H2SO4 D．H2SO3
解析　HClO可写成HOCl；H2CO3可写成(HO)2CO；H2SO4可写成(HO)2SO2；H2SO3可写成(HO)2SO；HClO中n为零；H2CO3中n为1；H2SO4中n为2；H2SO3中n为1，故H2SO4酸性最强。
答案　C
6．判断物质在不同溶剂中的溶解性时，有一条经验规律：“极性分子组成的溶剂易溶解极性分子组成的溶质；非极性分子组成的溶剂易溶解非极性分子组成的溶质。”下列如图装置中，不宜用作HCl尾气吸收的是(　　)
解析　考查“相似相溶”原理在化学实验防倒吸中的应用，其中A、D原理类似，当A、D发生倒吸时，液面下降，与水脱离接触，水在重力作用下又流下来；而B HCl为极性分子，直接用水吸收时，由于HCl易溶于极性溶剂，故易发生倒吸，但若先通入CCl4中，由于CCl4为非极性溶剂，故HCl不溶，向上逸出时逐渐被水吸收，也起到防倒吸作用。故不宜用作HCl尾气吸收的选C。
答案　C
7．若不断地升高温度，实现“雪花→水→水蒸气→氧气和氢气”的变化。在变化的各阶段被破坏的粒子间的主要相互作用依次是(　　)
A．氢键；分子间作用力；非极性键
B．氢键；氢键；极性键
C．氢键；极性键；分子间作用力
D．分子间作用力；氢键；非极性键
解析　因氧的电负性较大，在雪花、水、水蒸气中存在O—H…O氢键，故在实现雪花→水→水蒸气的变化阶段主要破坏水分子间的氢键，由水蒸气→氧气和氢气破坏了O—H极性共价键。
答案　B
8．下列是元素周期表的一部分：
族
周期　　
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
一
A
二DF
H
三
B
C
E
G
根据元素A～H在周期表中的位置，用化学式填写下列空白。
(1)单质中氧化性最强的是________，还原性最强的是________，化学性质最不活泼的是________。
(2)最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是________，最稳定的氢化物是________。
(3)按碱性逐渐减弱、酸性逐渐增强的顺序，将B、C、E、G四种元素的最高价氧化物对应水化物的化学式排列成序是______ ______________________。
解析　根据周期表中的位置可确定A、B、C、D、E、F、G、H分别为H、Na、Al、N、P、F、Cl、Ne。在周期表中同一周期从左到右随原子序数递增非金属性逐渐增强，最高价氧化物的水化物碱性减弱，酸性增强，同一主族，从上到下随原子序数递增，金属性增强，非金属性减弱，最高价氧化物的水化物的碱性增强，酸性减弱。
答案　(1)F2　Na　Ne
(2)HClO4　HF
(3)NaOH、Al(OH)3、H3PO4、HClO4
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1．关于丙氨酸的下列说法，正确的是(多选)(　　)
A．Ⅰ和Ⅱ的结构和性质完全不相同
B．Ⅰ和Ⅱ呈镜面对称，具有不同的分子极性
C．Ⅰ和Ⅱ互为同分异构体
D．Ⅰ和Ⅱ中化学键的种类与数目完全相同
解析　根据其结构图可知，丙氨酸分子为极性分子，Ⅰ和Ⅱ互为同分异构体，手性异构体只是在物理性质上有很大不同，其化学键和分子极性都是相同的。
答案　CD
2．NH3、H2S等是极性分子，CO2、BF3、CCl4等是含极性键的非极性分子。根据上述实例可推出ABn型分子是非极性分子的经验规律是(　　)
A．分子中不能含有氢原子
B．在ABn分子中A的相对原子质量应小于B的相对原子质量
C．在ABn分子中A原子没有孤电子对
D．分子中每个共价键的键长应相等
解析　题中五种分子的电子式分别为
NH3、H2S分子中心原子有孤电子对，导致正电中心和负电中心不重合，使分子具有极性；而CO2、BF3、CCl4分子的中心原子没有孤电子对，正电中心和负电中心重合，分子无极性，是非极性分子，故C项正确。
答案　C
3．数10亿年来，地球上的物质不断变化，大气的成分也发生了很大的变化。下表是原始大气和目前空气的主要成分：
目前空气的成分
N2、O2、CO2、水蒸气及稀有气体(如He、Ne等)
原始大气的主要成分
CH4、NH3、CO、CO2等
用上表所涉及的分子填写下列空白。
(1)含有10个电子的分子有(填化学式，下同)_________ _____________；
(2)由极性键构成的非极性分子有____________________；
(3)与H＋可直接形成配位键的分子有________；
(4)沸点最高的物质是________，用所学的知识解释其沸点最高的原因__________________________________；
(5)分子中不含孤电子对的分子(稀有气体除外)有________，它的立体构型为________；
(6)极易溶于水、且水溶液呈碱性的物质的分子是________，它之所以极易溶于水是因为它的分子和水分子之间形成________；
(7)CO的结构可表示为OC，与CO结构最相似的分子是________，这两种结构相似的分子中，分子的极性________(填“相同”或“不相同”)，CO分子中有一个键的形成与另外两个键不同，它叫________。
解析　(1)含10电子的分子有CH4、NH3、H2O、Ne等。
(2)具有对称结构的分子是非极性分子，如N2、O2、CH4、CO2，其中由极性键形成的非极性分子只有CH4和CO2，另两个非极性分子是由非极性共价键形成的。
(3)H2O可与H＋直接形成配位键，形成H3O＋(水合氢离子)，NH3与H＋以配位键形式结合成NH。
(4)表中所涉及的物质都是由分子构成的。沸点的高低比较主要看范德华力的强弱，但水分子中除了范德华力外，还有氢键的作用，分子间氢键的存在使水的沸点最高。
(5)碳原子最外层有4个电子，在甲烷分子中形成了4个共价键，不存在孤电子对，最外层电子都参加成键，构型为正四面体形。
(6)极易溶于水且水溶液呈碱性的物质只有氨气。它极易溶于水，是因为氨分子与水分子间形成氢键，增大了氨气的溶解性。
(7)由一氧化碳的结构式可知，碳原子和氧原子之间存在三个共价键，氮气分子中两个氮原子之间也存在三个共价键，结构相似。CO分子中的三键是由两个不同的原子形成的，是极性共价键，而N2分子中的三键是由两个相同的氮原子形成的，是非极性共价键。CO中带箭头的键与其他共价键不同，是配位键。
答案　(1)H2O、Ne、CH4、NH3
(2)CH4、CO2
(3)NH3、H2O
(4)H2O　液态水中水分子间存在氢键，使分子作用力增大，沸点升高
(5)CH4　正四面体
(6)NH3　氢键
(7)N2　不相同　配位键
4．PtCl2(NH3)2可以形成两种固体，一种为淡黄色，在水中的溶解度小，另一种为黄绿色，在水中的溶解度较大，请回答下列问题。
(1)PtCl2(NH3)2是平面四边形结构还是四面体结构？
(2)请在以下方框内画出这两种固体分子的几何构型图。
淡黄色固体：
黄绿色固体：
(3)淡黄色固体物质是由________组成，黄绿色固体物质是由________组成(填“极性分子”或“非极性分子”)。
(4)黄绿色固体在水中的溶解度比淡黄色固体大，原因是____________________。
解析　解答本题的突破口是“相似相溶”，由水是极性分子反过来推测化合物的几何构型。
淡黄色固体在水中的溶解度小，而黄绿色固体在水中的溶解度大，所以淡黄色固体由非极性分子组成，而黄绿色固体由极性分子组成，PtCl2(NH3)2存在两种分子结构，则PtCl2(NH3)2是平面四边形结构，其
答案　(1)平面四边形结构
(3)非极性分子　极性分子
(4)极性溶质易溶于极性溶剂
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基 础 强 化
1．下列过程中不能得到晶体的是(　　)
A．降低KNO3饱和溶液的温度所得到的固体
B．气态水直接冷却成固态水
C．熔融的硫冷却后所得的固体
D．将液态的塑料冷却后所得到的固体
解析　明确形成晶体的几种途径是解题的关键。A中KNO3从溶液中析出，得到KNO3晶体；B中是气态物质冷却得到固体(凝华)，得到的冰是晶体；C中是熔融态物质凝固，得到硫晶体；D中将液态塑料冷却后得到的固体不是晶体。
答案　D
2．下列区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是(　　)
A．测定熔、沸点 B．观察外形
C. X-射线衍射 D．比较硬度
解析　从外形和某些物理性质可以初步鉴别晶体和非晶体，但不一定可靠。区分晶体和非晶体的最可靠的科学方法是对固体进行X-射线衍射实验。
答案　C
3．某离子化合物的晶胞如下图所示。阳离子位于晶胞的中心，阴离子位于晶胞的8个顶点上，则该离子化合物中阴、阳离子的个数比为(　　)
A．1:8 B．1:4
C．1:2 D．1:1
解析　离子晶体是由晶胞在三维空间里通过无隙并置构成的。由图可知，阳离子位于晶胞的中心，属于该晶胞的数目为1，阴离子位于晶胞的8个顶点上，属于该晶胞的数目为8×1/8＝1，因此，阴离子与阳离子的个数比为1:1。
答案　D
4．如下图所示石墨晶体结构的每一层里平均每个最小的正六边形占有碳原子数目为(　　)
A．2　　　　　　　　 B．3
C．4 D．6
解析　每个碳原子被3个正六边形共用，因此每个正六边形占有这个碳原子的，所以每个正六边形占有碳原子数目为6×＝2个，故选A。
答案　A
5．水的状态除了气、液和固态外，还有玻璃态。它是由液态水急速冷却到165 K时形成的。玻璃态的水无固定形状，不存在晶体结构，且密度与普通液态水的密度相同，有关玻璃态水的叙述中正确的是(　　)
A．水由液态变为玻璃态，体积缩小
B．水由液态变为玻璃态，体积膨胀
C．玻璃态是水的一种特殊状态
D．玻离态水能使X-射线产生衍射
解析　玻璃态水无固定形状，不存在晶体结构，故玻璃态水不是晶体，不能使X－射线产生衍射；因密度与普通水相同，故水由液态变为玻璃态时体积不变。
答案　C
6．根据晶体中的晶胞结构，判断下列晶体的化学式中不正确的是(　　)
A．AB2　　　 B．C2D　　　
C．EF3　　　 D．XY3Z
解析　A项中，粒子A在晶胞内部，完全被晶胞拥有，有八个粒子B处于顶点位置，故粒子B数目为8×＝1个，N(A)：N(B)＝1：1，晶体化学式为AB，A项错误；B项中粒子C为一个，粒子D为4×＝，故N(C) ：N(D)＝2：1，其化学式为C2D；C项中化学式明显为EF3；D项中粒子X位于体心，故有一个X，Y的数目为4×＝2，Z的数目为8×＝1个，故N(X) ：N(Y) ：N(Z)＝1：2：1，其化学式为XY2Z，D项错误。
答案　AD
7．如图所示是CsCl晶体的晶胞(晶体中最小重复单元)，已知晶体中2个最近的Cs＋核间距为a cm，氯化铯的式量为M，NA为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体的密度为(　　)
A.g·cm－3　　　　　 B.g·cm－3
C.g·cm－3 D.g·cm－3
解析　据式量可知，1mol CsCl的质量为Mg，故需求出1mol CsCl的体积。因晶体是由晶胞构成的，而1个CsCl晶胞的体积为a3cm3。因此，此题解题的关键是找出1mol CsCl晶体中的晶胞数目，由晶胞的示意图可知，1个晶胞中含1个Cs＋和1个Cl－，所以，在1mol CsCl晶体中含NA个晶胞。由此可得，晶体的密度ρ＝＝＝g·cm－3。
答案　C
8．已知晶体硼的基本结构单元是由硼原子组成的正二十面体(如图所示)。其中有二十个等边三角形的面和一定数目的顶点，每个顶点各有一个硼原子，则这个基本结构单元由________个硼原子构成，共含有________个B—B键。
解析　观察图示可知每个顶点被5个等边三角形所共有，则每个顶点的硼原子的属于一个等边三角形，可知一个等边三角形实际占有的顶点数为3×＝个，所以二十个等边三角形总共占有的顶点数为20×＝12个。基本结构单元中的B—B键的键数即为二十面体的棱边数，计算方法有以下2种，方法一：每个硼原子核外有5个电子，12个硼原子所含电子数为5×12＝60个，每2个电子形成共用电子对，共用电子对数目即为B—B键数目，则B—B键数目为60×＝30个。方法二：二十面体有20个等边三角形，而等边三角形的每条边均被2个三角形所共用，所以二十面体棱边数为20×3×＝30个。
答案　12　30
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1．如图所示，一块密度、厚度均匀的矩形被测样品，长AB为宽CD的两倍，若多用电表沿两对称轴测其电阻均为R，这块样品一定是(　　)
A．金属 B．半导体
C．非晶体 D．晶体
解析　多用电表沿两对称轴测其电阻均为R，说明此样品，不具有各向异性的性质，即不是晶体。已知条件中没有提到半导体单向导电的性质，不能判断是不是半导体，无论金属还是非金属都是有电阻的。
答案　C
2．氢气是重要而洁净的能源，要利用氢气做能源，必须安全有效地储存氢气。据研究镧(La)镍(Ni)合金材料有较大的储氢容量，其晶体结构的最小单元如下图所示。则这种合金的化学式为(　　)
A．LaNi6 B．LaNi3
C．LaNi4 D．LaNi5
解析　分析La原子：12个位于顶点、2个位于面的中心，一个La原子被上面三个晶胞和下面三个晶胞共用。一个最小单元实际占有La原子：12×＋2×＝3。分析Ni原子：18个位于面上、6个位于该最小单元内，该最小单元实际占有Ni原子：18×＋6＝15。所以La、Ni原子个数比为1：5。
答案　D
3．石墨的片层结构如图所示，试回答：
(1)石墨晶体每一层内碳原子数与C—C化学键之比是________。
(2)ng碳原子可构成________个正六边形。
解析　(1)分析每一个正六边形：①所占的碳原子数为6×1/3＝2；②所占的C—C键数为6×＝3，故答案为2：3。
(2)ng碳原子个数为NA，故答案为NA。
答案　(1)2：3
(2)NA·n/24
4．A、B、C、D、E都是元素周期表中前20号元素，原子序数依次增大，B、C、D同周期，A、D同主族，E和其他元素既不在同周期也不在同主族，B、C、D的最高价氧化物的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水。
根据以上信息，回答下列问题。
(1)A和D的氢化物中，沸点较低的是________(选填“A”或“D”)；A和B的离子中，半径较小的是________(填离子符号)。
(2)元素C在元素周期表中的位置是________。
(3)A和E可组成离子化合物，其晶胞结构如上图所示，阳离子(用“?”表示)位于该正方体的顶点和面心，阴离子(用“o”表示)均位于小正方体中心。该化合物的电子式是________。
解析　本题的突破点主要是“B、C、D的最高价氧化物的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水”，结合其他题给条件，可知C是Al元素。根据题干所给条件，不能确定A、D所在的族，必须结合图确定，由于E与其他元素既不在同周期，也不在同主族，还是前20号元素中原子序数最大的，因此只能是Ca。根据上图晶胞中阳离子与阴离子个数比为1：2，可知A必为F，D为Cl，B、C、D位于同周期，则B为Na(Mg(OH)2不与Al(OH)3反应)，A、E形成的化合物为CaF2，A、D的氢化物为HF、HCl，因HF分子间含有氢键，其沸点较高，F－与Na＋具有相同的核外电子层排布，核电荷数越小，离子半径反而越大，故Na＋半径较小。
答案　(1)D　Na＋
(2)第三周期、ⅢA族
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基 础 强 化
1．下列说法中，正确的是(　　)
A．冰融化时，分子中H—O键发生断裂
B．原子晶体中，共价键越强，熔点越高
C．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔、沸点一定越高
D．分子晶体中，分子间作用力越大，该物质越稳定
解析　冰融化时，破坏的是氢键，H—O并不断裂，A错；原子晶体熔化时，破坏共价键，共价键越强，越不易破坏，熔点越高，B正确；分子晶体的熔沸点的高低取决于分子间作用力的大小，而共价键的强弱决定了分子的稳定性大小，故C、D错误。
答案　B
2．下列晶体中，前者属于原子晶体，后者属于分子晶体的是(　　)
A．晶体锗、冰
B．足球烯(C60)、干冰
C．碳化硅、金刚石
D．固态氢、二氧化硅
解析　本题考查物质组成与晶体类型的关系。晶体锗、碳化硅、金刚石、二氧化硅属于原子晶体，冰、干冰、足球烯、固态氢都是分子晶体。
答案　A
3．在amol金刚石中含有C—C键的个数为(　　)
A．a×6.02×1023 B．2a×6.02×1023
C．4a×6.02×1023 D．8a×6.02×1023
解析　金刚石晶体中每个C原子与4个C原子相连，每2个C原子形成一个共价键，因此每个C原子可形成4×＝2个C—C键，故选B。
答案　B
4．干冰和二氧化硅晶体同属ⅣA族元素的最高价氧化物，它们的熔、沸点差别很大的原因是(　　)
A．二氧化硅的相对分子质量大于二氧化碳的相对分子质量
B．C===O键键能比Si—O键键能小
C．干冰为分子晶体，二氧化硅为原子晶体
D．干冰易升华，二氧化硅不能
解析　干冰和二氧化硅晶体尽管同属ⅣA族元素的最高价氧化物，但干冰是分子晶体，二氧化硅为原子晶体，干冰的熔、沸点取决于其分子间作用力的大小，而不是共价键键能的强弱，而二氧化硅的熔、沸点则由Si—O共价键键能的强弱所决定。
答案　C
5．据报道：用激光可将置于铁室中的石墨靶上的碳原子“炸松”，再用一个射频电火花喷射出氮气，可使碳、氮原子结合成碳氮化合物的薄膜，该碳氮化合物比金刚石更坚硬，则下列分析正确的是(　　)
A．该碳氮化合物呈片层状结构
B．该碳氮化合物呈空间立体网状结构
C．该碳氮化合物中C—N键键长比金刚石的C—C键键长长
D．该碳氮化合物的化学式为C4N3
解析　因碳氮化合物硬度比金刚石还大，说明该碳氮化合物为原子晶体，故是空间立体网状结构；与金刚石相比，C原子半径大于N原子半径，所以C—N键键长小于C—C键键长；由碳的四价、氮的三价原理分析，该化合物的化学式应为C3N4。
答案　B
6．下列事实与氢键有关的是(　　)
A．水加热到很高的温度都难以分解
B．CH4、SiH4、GeH4、SnH4的沸点随相对分子质量的增大而升高
C．H2O、H2S、H2Se、H2Te的热稳定性依次减弱
D．冰的密度比液态水小
解析　水分子分解破坏的是共价键，不是氢键，A选项与氢键无关；CH4分子中存在强极性键，所以不存在氢键，满足同主族元素的气态氢化物的沸点随相对分子质量的增大而升高，B选项与氢键无关；热稳定性破坏的是分子内的共价键，与氢键无关，C选项也与氢键无关；由于氢键的存在，使每个水分子周围有4个水分子，使冰晶体中水分子的空间利用率不高，留有很大空隙，使冰的密度比液态水小。
答案　D
7．(1)下图为固态CO2的晶体结构示意图。通过观察分析，可得出每个CO2分子周围与之紧邻、等距的CO2有________个。
(2)试判断：①SiO2、②SiC、③CS2晶体的熔点由高到低的排列顺序是________(填相应物质的编号)。
解析　(1)每个CO2分子周围有12个CO2分子(同层4个，上层4个，下层4个)
(2)先判断晶体类型，SiO2、SiC为原子晶体，CS2为分子晶体，C—Si的键长比Si—O长，SiO2熔点比SiC高，CS2最低。
答案　(1)12
(2)①＞②＞③
8．白磷分子中P—P键易断开，若一个白磷分子中的每个P—P键均断开插入一个氧原子，则一共可结合__________个氧原子，这样得到磷的一种氧化物，其分子式为__________。由C、H、N三种元素组成的某化合物，其分子内含4个氮原子排成内空的正四面体(同白磷)，每两个氮原子间都有一个碳原子，且分子内无C—C和C===C，则化合物的分子式__________。
解析　白磷分子空间结构图中，分子内共有6个P—P键，由题意，可嵌入6个O原子，分子式为P4O6；同理4个N原子也可构成正四面体，在N—N之间嵌入6个C原子，因无C—C和C===C，为满足碳4价，化合物分子应由4个N原子和6个CH2组成，故分子式为C6H12N4。
答案　6　P4O6　C6H12N4
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1．金刚石是由碳原子所形成的正四面体结构向空间无限延伸而得到的具有空间网状结构的原子晶体。在立方体中，若一碳原子位于立方体体心，则与它直接相邻的四个碳原子位于该立方体互不相邻的四个顶角上〔如下图中的小立方体〕。请问图中与小立方体顶角的四个碳原子直接相邻的碳原子数为多少，它们分别位于大立方体的什么位置(　　)
A．12，大立方体的12条棱的中点
B．8，大立方体的8个顶角
C． 6，大立方体的6个面的中心
D．14，大立方体的8个顶角和6个面的中心
解析　与小立方体顶角的四个碳原子直接相邻的碳原子分别位于大立方体的12条棱的中点，共12个。
答案　A
2．观察下列模型并结合有关信息进行判断，下列说法错误的是(　　)
　
HCN
S8
SF6
B12结构单元
结构模型示意图
备注
/
易溶于CS2
/
熔点1873 K
A.HCN的结构式为H—C≡N，分子中“C≡N”键含有1个σ键和2个π键
B．固态硫S8属于原子晶体
C．SF6是由极性键构成的非极性分子
D．单质硼属原子晶体
解析　在“C≡N”键中含有1个σ键和2个π键，A正确；S8属于分子晶体，B错；SF6是正八面体对称结构是非极性分子，C正确；晶体硼熔点高为原子晶体，D正确。
答案　B
3．德国和美国科学家首次研制出了由20个碳原子组成的空心笼状分子C20，该笼状结构是由多个正五边形构成的(如图所示)。请回答：
(1)C20分子中共有________个正五边形，共有________条棱。C20晶体属于________(填晶体类型)。
(2)固体C60与C20相比较，熔点较高的应为________，理由是________________________。
解析　(1)C20分子中的棱边数为＝30(每个碳原子形成三条键)，所以含五边形的个数为×2＝12(每条棱被2个五边形共用)。在题中明确提出为空心笼状分子，故C20为分子晶体。
(2)C60与C20均为分子晶体，结构相似，相对分子质量越大熔点越高。
答案　(1)12　30　分子晶体
(2)C60　结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔点越高
4．有A、B、C、D 4种元素，A元素的气态氢化物分子式为AH4，其中A的质量分数为75%，该元素核内有6个中子，能与B形成AB2型化合物，B在它的氢化物中含量为88.9%，核内质子数和中子数相等，C、D为同周期元素，D的最高价氧化物的水化物为酸性最强的酸，C的氧化物为两性氧化物。
(1)A元素的一种无色透明的单质，名称为________，其晶体类型是________；
(2)B的氢化物的电子式为________，属________分子(填“极性”或“非极性”)；
(3)A和B形成化合物的分子空间构型为________，属________分子，其晶体类型是________，俗名________；
(4)C元素位于周期表中第________周期________族，A、C、D三种元素的最高价氧化物的水化物按酸性由强到弱的顺序排列为____________________________(用分子式表示)；
(5)C和D的化合物溶于水后滴入过量KOH，现象是___________ _________________，离子方程式为_______________________ ___________________。
解析　由已知×100%＝75%，得ArA＝12，该元素核内有6个中子，则质子数为6，A为碳。同样可推出B为氧，AB2为CO2。最高价氧化物水化物酸性最强者为HClO4，D为Cl，同周期氧化物为两性的C为Al。
答案　(1)金刚石　原子晶体
(2)H：：H　极性
(3)直线形　非极性　分子晶体　干冰
(4)三　ⅢA　HClO4＞H2CO3＞H3AlO3
(5)先有白色沉淀，滴入过量KOH时白色沉淀消失
Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓，Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
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1．下列不属于金属晶体通性的是(　　)
A．易导电　　　　　　　 B．易导热
C．有延展性 D．高熔点
解析　并不是所有的金属熔点都很高，如汞在常温下是液体。
答案　D
2．关于“电子气”的理解不正确的是(　　)
A．金属原子的电子全部脱落下来，形成了“电子气”
B．金属键是“电子气”与金属阳离子间的作用力
C．每个金属原子提供的电子都与周围的全体原子共用
D．金属键不具有方向性
解析　“电子气”是金属原子脱落下来的价电子形成的，并非所有电子，电子气为所有原子所共有，因此电子气不具有方向性，共价键具有方向性，C正确，D正确，A错；金属键是“电子气”与金属阳离子间的作用力，B正确。
答案　A
3．金属具有延展性的原因是(　　)
A．金属原子半径都较大，价电子数较少
B．金属受外力作用变形时，金属阳离子与自由电子间仍保持较强烈的作用
C．金属中大量自由电子受外力作用时，运动速度加快
D．自由电子受外力作用时能迅速传递能量
解析　金属具有延展性是因为金属晶体形成的作用是金属离子与自由电子之间的金属键，当金属发生变形时，金属离子与自由电子间的作用依然存在，不会发生断裂，因此金属具有良好的延展性。
答案　B
4．下列事实中，一般不能用于判断金属性强弱的是(　　)
A．金属间发生的置换反应
B. 1mol金属单质在反应中失去电子的多少
C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
D．金属元素的单质与水或酸置换出氢的难易程度
解析　判断金属性强弱的依据很多，如金属性强的金属可以置换金属性弱的金属；金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强，还可以根据金属元素置换水中或酸中氢的难易程度等方法都可以判断，但要注意金属的物理性质及金属在反应中失电子数的多少不能作为金属性强弱判断的依据。
答案　B
5．关于钾型晶体(下图)的结构的叙述正确的是(　　)
A．是密置层的一种堆积方式
B．晶胞是六棱柱
C．每个晶胞内含2个原子
D．每个晶胞内含6个原子
解析　钾型晶体的晶胞为立方体，是非密置层的一种堆积方式，其中有8个顶点原子和1个体心原子，晶胞内含有8×＋1＝2个原子。
答案　C
6．下列各物质中，按熔点由低到高排列正确的是(　　)
A. O2、I2、Hg B．铝硅合金、铝、金刚石
C. Na、K、Rb D. SiC、金属钠、SO2
解析　构成晶体的微粒间的相互作用越强，熔点就越高。一般原子晶体熔点最高，离子晶体熔点较高，分子晶体熔点较低，金属晶体由于不同金属中金属键强度差别较大，其熔点高低差别较大。A中Hg呈液态，O2、I2分别呈气、固态，熔点O2＜Hg＜I2；B中合金的熔点较其成分金属Al低，金刚石为原子晶体，熔点高，符合题意；C中同主族的Na、K、Rb金属键依次减弱，熔点降低；D中SiC为原子晶体熔点较高，金属钠为金属晶体，熔点较低。SO2为分子晶体，故熔点依次降低。
答案　B
7．已知下列金属晶体：Na、Po、K、Fe、Cu、Mg、Zn、Au其堆积方式为：
(1)简单立方的是________，配位数为________。
(2)钾型的是__________，配位数为__________。
(3)镁型的是__________，配位数为__________。
(4)铜型的是__________，配位数为__________。
解析　由金属晶体的四种堆积模型可得出答案。
答案　(1)Po　6
(2)Na、K、Fe　8　
(3)Mg、Zn　12　
(4)Cu、Au　12
8．在核电荷数为1～18的元素中，其单质属于金属晶体的有__________，金属中密度最小的是__________，地壳中含量最多的金属元素是__________，既能与酸反应又能与碱反应的是__________，单质的还原性最强的是__________。
解析　金属元素在元素周期表中的位置，一般可根据周期、主族序数来推断。凡是周期序数大于主族序数的元素，均为金属元素，若两序数相等的元素一般为既能与酸反应又能与碱反应的金属元素(H除外)，但其单质仍为金属晶体，例如Al、Be；周期序数小于主族序数的元素一般为非金属元素。
答案　Li、Be、Na、Mg、Al　Li　Al　Al、Be　Na
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1．下列有关金属晶体的堆积模型的说法正确的是(　　)
A．金属晶体中的原子在二维平面有三种放置方式
B．金属晶体中非密置层在三维空间可形成两种堆积方式，其配位数都是6
C．镁型堆积和铜型堆积是密置层在三维空间形成的两种堆积方式
D．金属晶体中的原子在三维空间的堆积有多种方式，其空间的利用率相同
解析　金属晶体中的原子在二维平面只有密置层和非密置层两种放置方式，A错；非密置层在三维空间可形成简单立方堆积和体心立方堆积两种堆积方式，其配位数分别是6和8，B错；金属晶体中的原子在三维空间有四种堆积方式，其中镁型和铜型堆积的空间利用率较高，C正确，D错。
答案　C
2．铁有δ、γ、α三种同素异形体，如下图所示，三种晶体在不同温度下能发生转化。下列说法不正确的是(　　)
A．δ-Fe晶体中与每个铁原子等距离且最近的铁原子有8个
B．α-Fe晶体中与每个铁原子等距离且最近的铁原子有6个
C．若δ-Fe晶胞边长为a cm，α-Fe晶胞边长为b cm，则两种晶体密度比为2b3?a3
D．将铁加热到1500°C分别急速冷却和缓慢冷却，得到的晶体类型相同
解析　由题图知，δ-Fe晶体中与铁原子等距离且最近的铁原子有8个，A项正确；α-Fe晶体中与铁原子等距离且最近的铁原子有6个，B项正确；一个δ-Fe晶胞占有2个铁原子，一个α-Fe晶胞中占有1个铁原子，故两者密度比为：＝2b3：a3，C项正确；晶体加热后急速冷却和缓慢冷却，得到的晶体类型不同。
答案　D
3．下列有关化学键、氢键和范德华力的叙述中，不正确的是(　　)
A．金属键是金属离子与“电子气”之间的较强作用，金属键无方向性和饱和性
B．共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键，共价键有方向性和饱和性
C．范德华力是分子间存在的一种作用力，分子的极性越大，范德华力越大
D．氢键不是化学键而是分子间的一种作用力，所以氢键只存在于分子与分子之间
解析　氢键是一种分子间作用力，比范德华力强，但是比化学键要弱。氢键既可以存在于分子间(如水、乙醇、甲醇、液氨等)，又可以存在于分子内(如)，所以应选择D项。
答案　D
4．(1)石墨的片层结构如图①所示。在片层结构中，碳原子数、C—C键数、六元环数之比为________。
(2)图②为一个金属铜的晶胞，请完成以下各题。
①该晶胞“实际”拥有的铜原子数是________个。
②该晶胞称为________。(填序号)
A．六方晶胞 B．体心立方晶胞
C．面心立方晶胞
③此晶胞立方体的边长为a cm，Cu的相对原子质量为64，金属铜的密度为ρg·cm－3，则阿伏加德罗常数为________(用a、ρ表示)。
解析　(1)在石墨的片层结构中，取一个六元环为研究对象。观察图可知每个碳原子为三个六元环共用，即属于每个六元环的碳原子数为6×＝2个，另外每个碳碳键为二个六元环共用，即属于每个六元环的碳碳键键数为6×＝3个，在片层结构中碳原子数、C—C键数、六元环数之比为2：3：1。
(2)在图中位于顶点的铜原子有8个，位于面心的铜原子有6个，该晶胞中实际拥有的铜原子数为8×＋6×＝4；该晶胞为面心立方晶胞；每晶胞拥有4个铜原子，其质量为＝ρ·a3，NA＝。
答案　(1)2：3：1
(2)①4　②C　③
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1．离子晶体不可能具有的性质是(　　)
A．较高的熔沸点 B．良好的导电性
C．溶于极性溶剂 D．坚硬而易粉碎
解析　离子晶体是阴、阳离子通过离子键结合而成的，在固态时，阴、阳离子受到彼此的束缚不能自由移动，因而不导电。只有离子晶体溶于水或熔融后，电离成可以自由移动的阴、阳离子，才可以导电。
答案　B
2．下列化学式表示的物质中，属于离子晶体并且含有非极性共价键的是(　　)
A．BaCl2 B．Na2O2
C．H2O2 D．NH4Cl
解析　A、B、D项的物质属于离子晶体，BaCl2中只含离子键，NH4Cl中含有离子键和极性键。
答案　B
3．下列大小关系正确的是(　　)
A．晶格能：NaClB．熔点：NaI>NaBr
C．硬度：MgO>CaO
D．熔沸点：冰>NaCl
解析　对电荷相同的离子，离子半径越小，晶格能越大，熔、沸点越高，硬度越大。离子半径Cl－答案　C
4．几种离子的半径如下表所示：
离子
Be2＋
Mg2＋
La3＋
K＋
F－
离子半径/pm
31
65
104
133
136
下列各离子晶体中阳离子配位数与氯化钠(在0.414～0.732之间)中钠离子配位数相同的是(　　)
A．LaF3 B．MgF2
C．BeF2 D．KF
解析　氯化钠中Na＋配位数为6，半径比为()在0.414～0.732之间时配位数为6。分别计算各选项中离子半径比，MgF2中 ＝0.478合题意，其余均不在此范围内，故选B。
答案　B
5．1mol气态钠离子和1mol气态氯离子结合生成1mol氯化钠晶体释放出的热能为氯化钠晶体的晶格能。下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是(　　)
A．Na＋(g)＋Cl－(g)―→NaCl(s)；ΔH
B．Na(s)＋Cl2(g)―→NaCl(s)；ΔH1
C．Na(s)―→Na (g)；ΔH2
D．Na(g)－e－―→Na＋(g)；ΔH3
E.Cl2(g)―→Cl(g)；ΔH4
F．Cl(g)＋e－―→Cl－(g)；ΔH5
解析　在热化学方程式中，各物质的化学计量数表示其物质的量，只有A选项能表示1mol气态钠离子和1mol气态氯离子结合生成1mol氯化钠晶体释放出的热。
答案　A
6．AB、CD、EF均为1:1型离子化合物，根据下列数据判断它们熔、沸点由高到低的顺序是(　　)
物质
AB
CD
EF
离子电荷数
1
1
2
键长/10－10m
2.31
3.18
2.10
A.CD>AB>EF B．AB>EF>CD
C．AB>CD>EF D．EF>AB>CD
解析　离子的电荷数越多，半径越小，则晶格能越大，熔沸点越高。
答案　D
7．北京大学和中国科学院的化学工作者合作，已成功研制出了碱金属的球碳盐K3C60。实验测知该物质属于离子晶体，具有良好的超导性(超导临界温度为18 K)。下列关于K3C60的组成与结构的分析正确的是(　　)
A. K3C60中既有离子键又有非极性键
B. 1mol K3C60中含有的离子数为63 NA
C．该晶体在熔融状态下能导电
D．该物质的化学式可写成KC20
解析　该离子晶体由K＋与C组成，故K3C60中既有离子键，又有非极性键，A项正确；1mol K3C60中含有3mol K＋和1mol C，其离子总数为4 NA，B项不正确；因离子晶体在熔融状态和水溶液中能导电，故C项正确；C是一个原子团，其化学式不能约简为KC20，D项不正确。
答案　AC
8．(1)氯酸钾熔化，粒子间克服了________的作用力；二氧化硅熔化，粒子间克服了________的作用力；碘的升华，粒子间克服了________的作用力。三种晶体熔点由高到低的顺序是_________ _________________________。
(2)下列六种晶体：①CO2，②NaCl，③Na，④Si，⑤CS2，⑥金刚石，它们的熔点从低到高的顺序为________________(填序号)。
(3)在H2、(NH4)2SO4、SiC、CO2、HF中，由极性键形成的非极性分子有________，由非极性键形成的非极性分子有________，能形成分子晶体的物质是________，含有氢键的晶体的化学式是________，属于离子晶体的是________，属于原子晶体的是________，五种物质的熔点由高到低的顺序是______________________ __________________________________。
(4)A、B、C、D为四种晶体，性质如下：
A．固态时能导电，能溶于盐酸
B．能溶于CS2，不溶于水
C．固态时不导电，液态时能导电，可溶于水
D．固态、液态时均不导电，熔点为3500℃
试推断它们的晶体类型：
A．________；B.________；
C．________；D.________。
(5)下图中A～D是中学化学教科书上常见的几种晶体结构模型，请填写相应物质的名称：
A________；B________；C________；D________。
解析　(1)氯酸钾是离子晶体，熔化离子晶体时需要克服离子键的作用力；二氧化硅是原子晶体，熔化原子晶体时需要克服共价键的作用力；碘为分子晶体，熔化分子晶体时需要克服的是分子间的作用力。由于原子晶体是由共价键形成的空间网状结构的晶体，所以原子晶体的熔点最高，其次是离子晶体，由于分子间作用力与化学键相比较要小得多，所以碘的熔点最低。
(2)先把六种晶体分类。原子晶体：④、⑥；离子晶体：②；金属晶体：③；分子晶体：①、⑤。由于C的原子半径小于Si的原子半径，所以金刚石的熔点高于晶体硅。CO2和CS2同属于分子晶体，其熔点与相对分子质量成正比，故CS2熔点高于CO2。Na在通常状态下是固态，而CS2是液态，CO2是气态，所以Na的熔点高于CS2和CO2；Na在水中反应时即熔化成小球，说明它的熔点较NaCl低。
答案　(1)离子键　共价键　分子间　二氧化硅＞氯酸钾＞碘
(2)①⑤③②④⑥
(3)CO2　H2　H2、CO2、HF　HF　(NH4)2SO4　SiC　SiC＞(NH4)2SO4＞HF＞CO2＞H2
(4)金属晶体　分子晶体　离子晶体　原子晶体
(5)氯化铯　氯化钠　二氧化硅　金刚石
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1．分析化学中常用X-射线研究晶体结构，有一种蓝色晶体可表示为[MxFey(CN)z]，研究表明它的结构特性是Fe2＋、Fe3＋分别占据立方体的顶点，自身互不相邻，而CN－位于立方体的棱上，其晶体中的阴离子晶胞结构如下图所示，下列说法正确的是(　　)
A．该晶体是原子晶体
B. M的离子位于上述晶胞的面心，呈＋2价
C．M的离子位于上述晶胞体心，呈＋1价，且M＋空缺率为50%(体心中没有M＋的占总体心的百分数)
D．晶体的化学式可表示为MFe2(CN)6，且M为＋1价
解析　这是一道非常新颖的结合有机化学的晶体题。首先根据结构粒子是离子，可确定该晶体为离子晶体，并非原子晶体。观察阴离子晶胞可知，Fe2＋、Fe3＋共占据8个顶点，分别平均分摊到4×＝个，CN－在棱上，分摊到12×＝3个，再根据阴阳离子所带电荷，可确定晶胞中阴离子组成为[Fe(CN)3]0.5－，扩大2倍(相当于2个阴离子晶胞)得[Fe2(CN)6]－，显然，所对应的阳离子只能为＋1价，形成MFe2(CN)6，即2个晶胞共有1个M＋阳离子，根据晶胞知识，知其只能位于体心，且每2个晶胞中有一个M＋，另一个必无，即空缺率为50%。故答案应选C和D。
答案　CD
2．叠氮酸(HN3)与醋酸酸性相近，其盐稳定，但遭撞击可迅速分解生成氮气，有关叠氮酸的叙述有①NaN3的水溶液呈碱性；②HN3的固体属于分子晶体；③NaN3的固体属于离子晶体；④NaN3可用于小汽车防撞保护气囊。其中正确的有(　　)
A. ①②③ B. ②③④
C. ①③④ D．全对
解析　HN3为弱酸，故NaN3水解后溶液呈碱性，①正确；HN3为共价化合物，其晶体为分子晶体，故②正确；NaN3是盐类，属离子化合物形成的离子晶体，故③正确；NaN3受撞击后产生大量气体，可起到缓冲外界撞击的作用，因此可用于汽车的防撞保护气囊，故④正确，所以选D。
答案　D
3．如下图，直线交点处的圆圈为NaCl晶体中Na＋或Cl－所处的位置。这两种离子在空间三个互相垂直的方向上都是等距离排列。
(1)请将其中代表Na＋的圆圈涂黑(不必考虑体积大小)，以完成NaCl晶体结构示意图。
(2)晶体中，在每个Na＋的周围与它最接近的且距离相等的Na＋共有________个。
(3)晶体中每一个重复的结构单元叫晶胞。在NaCl晶胞中正六面体的顶点上、面上、棱上的Na＋或Cl－为该晶胞与其相邻的晶胞所共有，一个晶胞中Na＋的个数等于________，即(填计算式)_____ _________________________；Cl－的个数等于________，即(填计算式)______________________________。
(4)设NaCl的摩尔质量为Mg·mol－1，食盐晶体的密度为ρg·cm－3，阿伏加德罗常数为NA。食盐晶体中两个距离最近的钠离子中心间的距离为________cm。
解析　(1)如答案图。
(2)从体心Na＋看，与它最接近的且距离相等的Na＋共有12个。
(3)根据离子晶体的晶胞，求阴、阳离子个数比的方法是(均摊法)：图NaCl晶胞中，含Na＋离子8×＋6×＝4个；含Cl－离子12×＋1＝4个。
(4)设Cl－与Na＋的最近距离为a cm，则两个最近的Na＋离子间的距离为a cm，一个晶胞中含有4个Na＋和4个Cl－，则·NA＝M，即a＝，所以Na＋间的最近距离为·。
答案　(1)如图
(2)12
(3)4　8×＋6×＝4　4　12×＋1＝4
(4) 
4．已知硅酸盐和石英的晶格能如下表：
硅酸盐矿物和石英
晶格能(kJ·mol－1)
橄榄石
4400
辉石
4100
角闪石
3800
云母
3800
长石
2400
石英
2600
回答下列问题。
(1)橄榄石和云母晶出的顺序是____________________________ ______________________________________。
(2)石英总是在各种硅酸盐析出后才晶出的原因是___________ _____________________________________________________________________________________________________________________。
(3)推测长石和辉石的熔点顺序为________，硬度大小顺序为________。
解析　根据岩浆晶出规则，分析表中晶格能数据可知，橄榄石的晶格能大于云母的晶格能，所以橄榄石先析出；石英总是在各种硅酸盐析出后才晶出，主要原因是晶格能较小，同时它不容易在岩浆中达到饱和浓度，所以只有当各种金属离子以硅酸盐的形式析出后，石英的浓度才达到饱和；长石的晶格能不如辉石的大，故辉石的熔点高于长石，硬度大于长石。
答案　(1)橄榄石先晶出，云母后晶出
(2)石英的晶格能较小，同时它不容易在岩浆中达到饱和浓度
(3)辉石高于长石　辉石大于长石
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1.(2010·广东)短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如下表所示。下列判断正确的是(　　)
甲
乙
丙
丁
戊
A.原子半径：丙<丁<戊
B．金属性：甲>丙
C．氢氧化物碱性：丙>丁>戊
D．最外层电子数：甲>乙
解析　据同周期元素从左到右原子半径逐渐减小；则原子半径：丙>丁>戊，A错；据同主族元素从上到下元素金属性增强，则金属性甲<丙，B错；据同周期元素从左到右元素的金属性逐渐减弱，则金属性：丙>丁>戊，由元素金属性越强，其对应氢氧化物碱性越强，则氢氧化物碱性丙>丁>戊，C对；同周期最外层电子数甲<乙，D错。
答案　C
2．下列各组给定原子序数的元素，不能形成原子数之比1:1稳定化合物的是(　　)
A．3和17　　　　　　　 B．1和8
C．1和6 D．7和12
解析　A项可形成化合物Lid；B项可形成化合物H2O2；C项可形成C2H2、C6H6等化合物；D项形成的化合物为Mg3N2，故D符合题意。
答案　D
3．下列说法正确的是(　　)
A．SiH4比CH4稳定
B．O2－半径比F－的小
C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强
D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱
解析　A项Si、C属于同主族元素，非金属性碳强于硅，CH4比SiH4更稳定；B项O2－与F－核外电子排布相同，O2－半径大于F－半径；C项Cs比Na原子半径大，失电子能力Cs强于Na，C项正确；D项P的非金属性强于As，H3PO4酸性强于H3AsO4。
答案　C
4．下列叙述中正确的是(　　)
A．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数
B．除短周期外，其他周期均有18个元素
C．副族元素中没有非金属元素
D．碱金属元素指ⅠA族的所有元素
解析　氧、氟无正价，A错；第六周期共有32种元素，B错；副族元素都是金属元素，C正确；氢元素属于第ⅠA族，但氢元素不是碱金属元素，D错。
答案　C
5．某种元素只存在两种天然同位素，且在自然界它们的含量相近，其相对原子质量为152.0，原子核外的电子数为63。下列叙述中错误的是(　　)
A．它是副族元素
B．它是第六周期元素
C．它的原子核内有63个质子
D．它的一种同位素的核内有89个中子
解析　该元素具有两种同位素，则中子数应一种大于89，一种小于89，故选D。
答案　D
6．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．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第三周期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．同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
解析　硅既具有金属性，如可以导电，又具有非金属性，其最高价氧化物对应的水化物为酸，A项错误；除O、F没有正化合价外，短周期元素的最高正化合价等于它所在的主族序数，B项正确；H－、Li＋最外层均只有2个电子，C项错误；H与Na属于同一主族，但化学性相差非常大，D项错误。
答案　B
7．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑧在表中的位置，用化学用语回答下列问题：
(1)④、⑤、⑥的原子半径由大到小的顺序是______________。
(2)②、③、⑦的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序是________________。
(3)①、④、⑤、⑧中的某些元素可形成既含离子键又含极性共价键的化合物，写出其中一种化合物的电子式：________________。
(4)由表中两种元素的原子按1:1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，可使用的催化剂为(填序号)________。
a．MnO2 b．FeCl3
c．Na2SO3 d．KMnO4
解析　根据元素在周期表中的位置，结合元素周期表的结构可看出①～⑧分别为H、C、N、O、Na、Al、Si、Cl元素。
(1)根据同一周期从左到右原子半径逐渐减小，故r(Na)>r(Al)。根据同一主族从上到下原子半径逐渐增大，故r(Al)>r(B)，而r(B)>r(O)，所以，r(Na)>r(Al)>r(O)。
(2) C、Si、N元素的非金属性N>C>Si，故其最高价含氧酸酸性由强到弱的顺序为HNO3>H2CO3>H2SiO3。
(3)由H、O、Na、Cl四种元素中的某些元素组成的化合物中含有离子键和极性共价键的化合物，必为这几种元素中的几种形成盐或碱，如NaOH、NaClO。
(4)常见液态化合物除有机物外只有H2O和H2O2，根据原子按1:1组成，且易分解可知该物质必为H2O2，所给选项中MnO2和FeCl3对该物质都具有催化作用。
答案　(1)Na>Al>O
(2)HNO3>H2CO3>H2SiO3
(3)Na＋[::H]－或Na＋[:::]－
(4)a　b
8．元素A～D是元素周期表中短周期的四种元素，请根据表中信息回答下列问题。
元素
A
B
C
D
性质或结构信息
单质制成的高压灯，发出的黄光透雾力强、射程远
工业上通过分离液态空气获得其单质。原子的最外层未达到稳定结构
单质常温、常压下是气体，原子的L层有一个未成对的p电子
＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同
(1)上表中与A属于同一周期的元素是________，写出D离子的电子排布式__________________。
(2)D和C形成的化合物属于________晶体。写出C单质与水反应的化学方程式__________________。
(3)对元素B的单质或化合物描述正确的是________。
a. B元素的最高正价为＋6
b．常温、常压下单质难溶于水
c．单质分子中含有18个电子
d．在一定条件下镁条能与单质B反应
(4)A和D两元素金属性较强的是(写元素符号)________。写出能证明该结论的一个实验事实_________________________________。
解析　根据由A单质制成的高压灯发出黄光，知A单质为钠；分离液态空气获得的单质有N2、O2及稀有气体，但原子最外层未达到稳定结构的为N原子或O原子；C单质为气体，且原子的L层中有一个未成对的p电子，即L层的电子排布式为2s22p1或2s22p5，但若为2s22p1不符合条件，故C元素为F；D2＋与Ne排布相同，故D为Mg。
(1)与Na同一周期的是Mg，Mg2＋的电子排布式为1s22s22p6。
(2)Mg与F2形成MgF2，是离子化合物；F2与水的反应为2F2＋2H2O===4HF＋O2。
(3)B元素应为O或N，N2与O2都难溶于水；镁能在N2中燃烧生成Mg3N2或在O2中燃烧生成MgO。
(4)A、D中金属性较强的为A，即Na；可用NaOH的碱性强于Mg(OH)2或钠与水反应比镁与水反应剧烈来证明。
答案　(1)Mg　1s22s22p6
(2)离子　2F2＋2H2O===4HF＋O2
(3)bd
(4)Na　钠与水反应比镁与水反应剧烈或氢氧化钠的碱性比氢氧化镁强
综合能力检测一(第一章)
考试时间：90分钟　　分值：100分
第Ⅰ卷(选择题，共48分)
一、选择题(每小题3分，共48分。每小题只有一个选项符合题意)
1．以下能级符号正确的是(　　)
A．4s　　　　　　　　　 B．2d
C．3f D．1p
解析　任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数：第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s、3p和3d)，第四能层有4个能级(4s、4p、4d、4f)，故只有A正确。
答案　A
2．以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详细的是(　　)
A．：He B.
C．1s2 D．
解析　A、B选项仅能表述He原子的核外有两个电子；C选项表明He原子核外的两个电子位于1s轨道上；D选项不仅表明He原子核外的两个电子位于1s轨道上，还表明了电子自旋方向相反。
答案　D
3．下列说法中正确的是(　　)
A．处于最低能量的原子叫做基态原子
B．3s2表示3s能级有两个轨道
C．同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D．同一原子中，3d、4d、5d能级的轨道数依次增多
解析　处于最低能量的原子叫做基态原子，A正确；3s2表示3s轨道上有2个电子，B不正确；同一原子中1s、2s、3s电子的能量逐渐升高，C不正确；nd能级的轨道数均为5，D不正确。
答案　A
4．“各能级最多容纳的电子数，是该能级原子轨道数的二倍”，支撑这一结论的理论是(　　)
A．构造原理 B．泡利原理
C．洪特规则 D．能量最低原理
解析　根据泡利原理，每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋相反的电子，则可得出各能级最多容纳的电子数，是该能级原子轨道数的2倍。
答案　B
5．对于第三周期从左到右的主族元素，下列说法中不正确的是(　　)
A．原子半径逐渐减小
B．电子层数逐渐增多
C．最高正化合价逐渐增大
D．元素的电负性逐渐增强
解析　第三周期从左到右，原子半径逐渐减小，最高正化合价逐渐增大，电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强，但电子层数不变。
答案　B
6．某元素原子的质量数为52，中子数为28，其基态原子未成对电子数为(　　)
A．1 B．3
C．4 D．6
解析　该元素原子核外电子数＝52－28＝24，故其核外电子排布为1s22s22p63s23p63d54s1，故选D。
答案　D
7．下列原子的价电子构型中，第一电离能最小的是(　　)
A．2s22p4 B．3s23p4
C．4s24p4 D．5s25p4
解析　同一主族的第一电离能由上→下，会由大变小。故选D。
答案　D
8．下列关于元素的叙述正确的是(　　)
A．金属元素与非金属元素能形成共价化合物
B．只有在原子中，质子数才与核外电子数相等
C．目前使用的元素周期表中，最长的周期含有36种元素
D．元素的最高正价值和最低负价值不可能相等
解析　金属元素与非金属元素可以形成共价化合物如AlCl3，也可以形成离子化合物，如NaCl，A正确；在分子中，各原子的质子数也和核外电子数相等，B不正确；目前使用的元素周期表中最长的周期含有32种元素，而不是36种，C不正确；第ⅣA族如碳最高正价值和最低负价值相等，D不正确。
答案　A
9．下列轨道表示式所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是(　　)
解析　根据构造原理、泡利原理和洪特规则，A中2p电子应排布在2s轨道上；B中3个2p电子自旋方向应相同；C中3s电子应排布在2s轨道上；只有D符合上述原理，能量最低。
答案　D
10．X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是(　　)
A．XYZ2 B．X2YZ3
C．X2YZ2 D．XYZ3
解析　由三种元素的最外层电子排布判断三种元素X、Y、Z在化合物中的化合价分别为＋1价，＋3价，－2价，根据元素形成化合物的化合价代数和为零可知只有A符合。
答案　A
11．某元素X的气态氢化物在高温下分解为固态的X单质和H2，分解反应前后气体的质量之比是17:1。下列有关叙述中错误的是(　　)
A．X的阴离子的电子排布式是1s22s22p63s23p6
B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比砷酸强
C．X的最高价氧化物中，X的质量分数为50%
D．X的气态氢化物的水溶液呈酸性
解析　由题意不难分析出X为S，其最高价氧化物为SO3，其中S的质量分数为×100%＝40%，故C项错误。
答案　C
12．具有下列电子排布式的原子中，原子半径最大的是(　　)
A．1s22s22p62s23p2
B．1s22s22p63s2
C．1s22s22p2
D．1s22s22p63s23p4
解析　由电子排布式可知四种原子分别为Si、Mg、C、S，r(Mg)>r(Si)>r(S)，r(Mg)>r(Si)>r(C)。
答案　B
13．下列元素性质的递变规律正确的是(　　)
A．原子半径：BeB．第一电离能：BC．元素的电负性：O>N>S>P
D．气态氢化物的稳定性：NH3解析　先分析位置，再对应规律
A项原子半径逐渐减小，B项NaCH4>SiH4。
答案　C
14．从①P和S；②Mg和Ca；③Al和Si三组原子中，分别找出第一电离能较大的原子，将这3种原子的原子序数相加，其和是(　　)
A．40 B．41
C．42 D．48
解析　第一电离能指气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。对于两种非金属原子而言，第一电离能越大，非金属性越强，同时电子从处于半充满的np3状态中脱离出来，其电离能比相邻元素大些。故①中第一电离能大的为P；对两种金属原子而言，第一电离能大的金属性弱，故②中第一电离能大的为Mg；对于金属和非金属相比，非金属第一电离能比金属的第一电离能大，故③中Si比Al的第一电离能大。P、Mg、Si三者原子序数之和为41，故选B。
答案　B
15．下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是(　　)
A．W元素最高价含氧酸酸性强于Y元素的最高价含氧酸
B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C．p亚层未成对电子最多的是Z元素
D．X元素是电负性最大的元素
解析　根据五种元素所处位置，X、W、Y、R、Z五种元素分别为F、P、S、Ar、Br。P元素的最高价含氧酸为H3PO4，S元素的最高价含氧酸为H2SO4，H2SO4酸性比H3PO4酸性强，A错；S2－与Ar核外电子排布相同，Br－比Ar原子多一个电子层，B错；W(磷)元素的p亚层上有3个未成对的电子，Z(溴)元素p亚层只有1个未成对电子，C错；X为F元素，电负性最大，D正确。
答案　D
16．下列关于主族元素电子排布特征的说法正确的是(　　)
A．主族元素的原子核外电子最后填入的能级是s能级
B．主族元素的原子核外电子最后填入的能级是s能级或p能级
C．主族元素的原子核外电子最后填入的能级是d能级或f能级
D．主族元素的原子核外电子最后填入的能级是s能级或d能级
解析　主族元素的原子核外电子最后填入的能级第ⅠA族和ⅡA族是s能级，ⅢA～ⅦA是p能级，故B正确。
答案　B
第Ⅱ卷(非选择题，共52分)
二、非选择题(共52分)
17．(10分)A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：
(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________，其气态氢化物化学式为________。
(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，其最高价氧化物的水化物的化学式为________，C的元素符号为________，C在周期表中的位置为________。
(3)D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为______________________。
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为________。
解析　(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，该元素最外层还有2个2s电子，因此A为氮元素(N)，其气态氢化物为NH3。
(2)B元素负一价离子与氩电子层结构相同，B元素为氯(Cl)，其最高价氧化物的水化物为HClO4；C元素正一价离子与氩电子层结构相同，C元素为钾(K)，其在周期表中位于第四周期第ⅠA族。
(3)D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，则D原子就应为3d64s2，即26号元素铁(Fe)，铁基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有1个未成对电子，则E原子价电子排布为3d104s1，即29号元素铜，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。
答案　(1)N　NH3
(2)Cl　HClO4　K　第四周期第ⅠA族
(3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(4)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
18．(10分)
(1)以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利原理________，哪些违反了洪特规则________。
(2)某元素的激发态(不稳定状态)原子的电子排布式为1s22s22p63s13p33d2，则该元素基态原子的电子排布式为________；其最高价氧化物对应水化物的化学式是________。
(3)将下列多电子原子的原子轨道按轨道能量由低到高顺序排列。
①2s　②3d　③4s　④3s　⑤4p　⑥3p
轨道能量由低到高排列顺序是__________________________ ______________________________________________。
解析　(1)同一轨道中不应有自旋状态相同的电子，③违反了泡利原理；②中成单电子状态应相同，④中5个电子应分占5个轨道，⑥中成单电子自旋状态应相同，所以②④⑥违反了洪特规则。
(2)3p能量小于3d，激发态为1s22s22p63s13p33d2，基态应为1s22s22p63s23p4。此原子核外电子数为16，其质子数也为16，该元素为硫元素，其最高价氧化物对应水化物的化学式是H2SO4。
(3)原子轨道按轨道能量由低到高顺序排列是①④⑥③②⑤。
答案　(1)③　②④⑥　
(2)1s22s22p63s23p4　H2SO4
(3)①④⑥③②⑤
19．(12分)下列给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
请运用元素周期律知识完成下列各题。
(1)同一周期中，从左到右，元素的电负性逐渐________；同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐________。所以，元素的电负性随原子序数的递增呈________变化。
(2)短周期元素中，由电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物的化学式为________，用电子式表示该化合物的形成过程：____________________________________。
(3)表中符合“对角线规则”的元素有Li和________、Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是____________________，写出Be(OH)2与强酸及强碱反应的离子方程式：____________________________________。
(4)一般认为，两成键元素间电负性差值大于1.7时形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。判断Mg3N2、SO2、AlCl3、CS2、MgO是离子化合物还是共价化合物。
解析　(1)电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度；电负性越大非金属性越强，同一周期从左到右电负性逐渐增大，同一主族从上到下电负性逐渐减小，元素的电负性随原子序数的递增呈现周期性变化。
(2)电负性最大的元素为F，电负性最小的为Na，其化合物为NaF。
(3)表中符合对角线规则的元素为Li和Mg，Be和Al，B和Si它们的电负性数值相近，化学性质相似，如Al(OH)3具有两性，Be(OH)2也具有两性。
(4)根据题给信息判断出Mg3N2电负性差值为3.0－1.2＝1.8>1.7，MgO电负性差值为3.5－1.2＝2.3>1.7，Mg3N2、MgO为离子化合物；SO2电负性差值为3.5－2.5＝1.0<1.7，AlCl3电负性差值为3.0－1.5＝1.5<1.7，CS2电负性差值为2.5－2.0＝0.5<1.7，SO2、AlCl3、CS2为共价化合物。
答案　(1)增大　变小　周期性
(2)NaF　―→Na＋[]－
(3)Mg　Al　Si　电负性数值相近
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O
Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
(4)离子化合物有　Mg3N2、MgO
共价化合物有　SO2、AlCl3、CS2
20．(8分)
(1)A、B、C、D、E、F是元素周期表前四周期的元素，它们在元素周期表中的位置如图所示：
①写出F的基态原子的核外电子排布式：__________________ __________________________________________________________。
②C元素的第一电离能比同周期相邻的两种元素的第一电离能都高的原因是____________________。
(2)A、B、C 3种元素中，A的第一电离能最小，C的电负性最大，3种元素的失电子能力由强到弱的顺序为
______________________________________________________。
(3)D、E两种元素形成的化合物化学式为___________。
解析　(1)根据题给周期表可知，A为硼元素，B为氧元素，C为磷元素，D为氯元素，E为钙元素，F为钛元素。磷原子的最外层电子排布式为3s23p3，处于半充满，它比相邻两元素的第一电离能都高。
(2)原子的电离能越小，失电子能力越强；原子的电负性越大，得电子能力越强，失电子能力越弱。硼的第一电离能最小，因此硼失电子能力最强；氧的电负性最大，因此氧的失电子能力最弱，其顺序为A>C>B(或B>P>O)。
(3)E与D形成的化合物为CaCl2。
答案　(1)①1s22s22p63s23p63d24s2　②磷原子的最外层电子排布式3s23p3，它处于半充满稳定状态
(2) A>C>B　(填B>P>O也可)
(3)CaCl2
21．(12分)
有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题。
(1)A是________，B是________，C是________，E是________。
(2)B在周期表中位于________区。
(3)写出C元素基态原子的电子排布式________。
(4)用轨道表示式表示D元素原子的价电子构型__________ ______________。
解析　由题意A和E属于同一族，最外层电子排布为ns1，得A、E位于第ⅠA族，由A的原子序数最小，则A为H元素。B、D为同一族元素，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，则B、D为第ⅥA族，则B为O元素，D为S元素。C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半，C的原子序数小于S，则C为Al，E为K，推出各元素即可写出各问答案。
答案　(1)H　O　Al　K
(2)p
(3)1s22s22p63s23p1
高考链接
1.(2010·全国Ⅰ)下列判断错误的是(　　)
A．熔点：Si3N4>NaCl>SiI4
B．沸点：NH3>PH3>AsH3
C．酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4
D．碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
解析　Si3N4、NaCl、SiI4分别为原子晶体、离子晶体和分子晶体，故熔点大小顺序为Si3N4>NaCl>SiI4，A正确；NH3、PH3、AsH3均为分子晶体，且分子的组成和结构相似，由于NH3分子间有氢键，其沸点最高，而PH3的相对分子质量小于AsH3，则其沸点低于AsH3，B错误；元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，由于非金属性：Cl>S>P，酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4，C正确；元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，由于金属性：Na>Mg>Al，碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，D正确。
答案　B
2．(2010·上海)下列判断正确的是(　　)
A．酸酐一定是氧化物
B．晶体中一定存在化学键
C．碱性氧化物一定是金属氧化物
D．正四面体分子中键角一定是109°28′
解析　酸酐不一定是氧化物，例如醋酸酐为(CH3CO)2O，A错误；单原子组成的分子晶体中不存在化学键，如稀有气体，B错误；金属氧化物不一定是碱性氧化物，但碱性氧化物一定是金属氧化物，C正确；白磷为正四面体，但分子中P－P键角为60°，D错误。
答案　C
3．下列叙述正确的是(　　)
A．1个甘氨酸分子中存在9对共用电子
B．PCl3和BCl3分子中所有原子的最外层都达到8电子稳定结构
C．H2S和CS2分子都是含极性键的极性分子
D．熔点由高到低的顺序是：金刚石>碳化硅>晶体硅
解析　A项中1个甘氨酸分子中存在10对共用电子；B项中硼元素的原子最外层只有3个电子，在BCl3分子中硼原子最外层只有6个电子；C项中CS2是直线形分子，分子无极性；D项中三种晶体均属于原子晶体且结构相似，熔点的高低取决于原子间共价键的强弱，三种共价键强度为C—C>C—Si>Si—Si。故D项正确。
答案　D
4．下列说法正确的是(　　)
A．离子晶体中每个离子周围均吸引着6个带相反电荷的离子
B．金属导电的原因是在外电场作用下金属产生自由电子，电子定向运动
C．分子晶体的熔沸点很低，常温下都呈液态或气态
D．原子晶体中的各相邻原子都以共价键相结合
解析　离子晶体中，CsCl型的每个离子吸引着8个带相反电荷的离子，故A错；金属晶体是由金属离子和自由电子构成，自由电子在外电场作用下，由无规则运动变为定向移动而导电，故B错；硫、红磷等分子晶体，常温下呈固态，故C错。
答案　D
5．石墨烯是由碳原子构成的单层片状结构的新材料(结构示意图如图)，可由石墨剥离而成，具有极好的应用前景。下列说法正确的是(　　)
A．石墨烯与石墨互为同位素
B. 0.12g石墨烯中含6.02×1022个碳原子
C．石墨烯是一种有机物
D．石墨烯中碳原子间以共价键结合
解析　石墨烯与石墨均是碳元素形成的单质，应是互为同素异形体的关系，而同位素应是同一元素不同原子间的互称，A选项错误；0.12g石墨烯中含有＝0.01mol碳原子，即0.01×6.02×1023＝6.02×1021个碳原子，B选项错误；有机物通常指含碳元素的化合物，而石墨烯显然是由碳原子构成的单质，C选项错误；石墨烯是由石墨剥离而成，即是石墨中的一层，碳原子间是以共价键结合，D选项正确。
答案　D
6．下列说法中错误的是(　　)
A．SO2、SO3都是极性分子
B．在NH和[Cu(NH3)4]2＋中都存在配位键
C．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强
D．原子晶体中原子以共价键结合，具有键能大、熔点高、硬度大的特性
解析　本题考查分子的极性、配位键、电负性等。SO3为平面三角形分子，为非极性分子，A错；NH为NH3中N与H＋形成配位键，[Cu(NH3)4]2＋中Cu2＋与NH3中N形成配位键，B对；元素的电负性越大，原子吸引电子能力越强，C对；原子晶体中原子之间作用力为共价键，共价键键能大，因此熔点高、硬度大，D对。
答案　A
7．已知周期表中，元素Q、R、W、Y与元素X相邻。Y的最高价氧化物对应的水化物是强酸。回答下列问题。
(1)W与Q可以形成一种高温结构陶瓷材料。W的氯化物分子呈正四面体结构，W的氧化物的晶体类型是________；
(2)Q的具有相同化合价且可以相互转变的氧化物是________；
(3)R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物的化学式是________；
(4)这5种元素的氢化物分子中，①立体结构类型相同的氢化物的沸点从高到低的排列次序是(填化学式)________________，其原因是____________________________________________________；
②电子总数相同的氢化物的化学式和立体结构分别是_________ ____________________________________________________________________________________________________________________。
解析　(1)Y的最高价氧化物对应的水化物是强酸，则Y应为ⅤA族，ⅥA族或ⅦA族元素；W的氯化物分子呈正四面体结构，且W与Q可形成一种高温结构陶瓷材料，则可判断W为Si，Q为N，W的氧化物SiO2为原子晶体。
(2)Q的具有相同化合价且可以相互转变的氧化物是NO2和N2O4。
(3)由Q、R、W、Y与元素X相邻、(1)(2)的判断可知X为P元素，Y为S元素，R为As元素，则R与Y形成的化合物中R呈现最高化合价的化合物的化学式为As2S5。
(4)①所给5种元素的氢化物分子式分别为NH3、AsH3、SiH4、H2S、PH3，因N、P、As为同主族元素，所以它们的氢化物具有相同的立体构型。因NH3分子间存在氢键，所以沸点最高，由于相对分子质量AsH3大于PH3，故分子间作用力AsH3大于PH3，故AsH3沸点高于PH3。②电子总数相同的氢化物化学式分别为SiH4、PH3、H2S，其立体结构分别为正四面体、三角锥、角形。
答案　(1)原子晶体
(2)NO2和N2O4
(3)As2S5
(4)①NH3、AsH3、PH3　NH3分子间存在氢键，所以沸点最高，相对分子质量AsH3大于PH3，分子间作用力AsH3大于PH3，故AsH3沸点高于PH3
②SiH4正四面体形，PH3三角锥形，H2S角形(或V形)
8．(2010·山东)碳族元素包括C、Si、Ge、Sn、Pb。
(1)碳纳米管由单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过________杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠________结合在一起。
(2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。
(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br键的键角________120°(填“>”、“<”或“＝”)。
(4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4＋处于立方晶胞顶点，Ba2＋处于晶胞中心，O2－处于晶胞棱边中心。该化合物化学式为________，每个Ba2＋与________个O2－配位。
解析　(1)石墨晶体是混合型晶体，同一层内碳原子之间以共价键结合成正六边形结构，层与层之间通过范德华力结合，故碳纳米管中碳原子的杂化方式为sp2杂化，层与层之间靠范德华力结合。
(2)电负性越大，非金属性越强，即吸引电子对的能力越强，故电负性的大小关系为C>H>Si。
(3)在SnBr2分子中，中心原子Sn有2对成键电子，1对孤电子对，采用sp2杂化，故键角小于120°。
(4)1个晶胞中有1个Ba2＋，Pb4＋的个数为8×＝1，O2－的个数为12×＝3，故化学式为BaPbO3。每个Ba2＋与12个O2－配位。
答案　(1)sp2　分子间作用力(或范德华力)　
(2)C>H>Si
(3)<　
(4)BaPbO3　12
综合能力检测三(第三章)
考试时间：90分钟　　分值：100分
第Ⅰ卷(选择题，共48分)
一、选择题(每小题3分，共48分。每小题只有一个选项符合题意)
1．下列说法正确的是(　　)
A．离子晶体中可能含有共价键，一定含有金属元素
B．分子晶体中可能不含共价键
C．非极性分子中一定存在非极性键
D．对于组成和结构相似的分子晶体，一定是相对分子质量越大，熔沸点越高
解析　NH4Cl属于离子晶体，含有共价键，但不含金属元素，A错；稀有气体属于分子晶体，不含共价键，B正确；CO2、CH4等属于非极性分子，但不含非极性键，C错；某些分子晶体可能含有氢键，如NH3、H2O、HF它们在同族的氢化物中，相对分子质量最小，但熔沸点却最高，D错。
答案　B
2．下列指定粒子的个数比不为2:1的是(　　)
A．Be2＋中的质子数和电子数比
B.H原子中的中子数和电子数
C．Na2CO3晶体中阳离子和阴离子个数比
D．BaO2(过氧化钡)固体中阴离子和阳离子个数比
解析　A项中，Be2＋中质子数为4，核外电子数为2，比为2:1；B项中，H原子中中子数为2，电子数为1，故比为2:1；C项中阳离子和阴离子个数比为2:1；D项中BaO2中阴离子(O)和阳离子(Ba2＋)的个数比等于1:1，故选D。
答案　D
3．某物质熔融状态可导电，固态可导电，将其投入水中所形成的水溶液也可导电，则可推测该物质可能是(　　)
A．金属单质　　　　　　 B．非金属单质
C．可溶性碱 D．可溶性盐
解析　可溶性碱和可溶性盐固态时均不导电；熔融状态和固态均能导电的是金属和某些非金属单质(如石墨、硒等半导体材料)，但后者不溶于水也不与水反应，不能形成导电的水溶液。因此，只有能与水反应的金属(如钠、钾等)符合题意。
答案　A
4．科学家最近又发现了一种新能源——“可燃冰”。它的主要成分是甲烷分子的结晶水合物(CH4·nH2O)。其形成过程是：埋于海底地层深处的大量有机质在缺氧环境中，厌氧型细菌把有机质分解，最后形成石油和天然气，其中许多天然气被包进水分子中，在海底的低温与高压下形成了类似冰的透明晶体，这就是“可燃冰”。这种“可燃冰”的晶体类型是(　　)
A．离子晶体 B．分子晶体
C．原子晶体 D．金属晶体
解析　“可燃冰”是甲烷分子的结晶水合物，构成此晶体的质点是分子，所以“可燃冰”应为分子晶体。
答案　B
5．某物质的晶体中，含A、B、C三种元素，其排列方式如图所示(其中前后两面心上的B原子未画出)。晶体中的A、B、C的原子个数比依次为(　　)
A．1:3:1 B．2:3:1
C．2:2:1 D．1:3:3
解析　采用均摊法计算可得：A 8×＝1，B 6×＝3，C为1，故A、B、C的原子个数比＝1:3:1。
答案　A
6．如图是氯化铯晶体的晶胞示意图(晶体中最小的重复结构单元)，已知晶体中2个最近的Cs＋核间距为a cm，氯化铯(CsCl)的相对分子质量M，NA为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体的密度为(　　)
A.g· cm－3
B.g· cm－3
C.g· cm－3
D.g· cm－3
解析　ρ＝＝g·cm－3＝g·cm－3。
答案　C
7．直接由原子构成的一组物质是(　　)
A．干冰、二氧化硅、金刚石
B．氧化钠、金刚石、氯化氢
C．碘、石墨、氯化钠
D．二氧化硅、金刚石、晶体硼
解析　干冰属于分子晶体，是由分子构成的，A不符合；氧化钠是离子化合物，是由阴、阳离子构成的，氯化氢属于共价化合物，由分子构成，B不符合；碘属于分子晶体，由分子构成，氯化钠属于离子晶体，由阴、阳离子构成，C不符合；二氧化硅、金刚石、晶体硼属于原子晶体，直接由原子构成，D符合。
答案　D
8．关于晶体的下列说法正确的是(　　)
A．化学键都具有饱和性和方向性
B．晶体中只要有阴离子，就一定有阳离子
C．氢键具有方向性和饱和性，也属于一种化学键
D．金属键由于无法描述其键长、键角，故不属于化学键
解析　离子键、金属键没有方向性、饱和性；氢键不属于化学键；金属键属于化学键。
答案　B
9．有关晶体的叙述中正确的是(　　)
A．在SiO2晶体中，由Si、O构成的最小单元环中共有8个原子
B．在28g晶体硅中，含Si—Si共价键个数为4NA
C．金刚石的熔沸点高于晶体硅，是因为C—C键键能小于Si—Si键
D．镁型和铜型金属晶体的配位数均为12
解析　SiO2晶体中的最小单元环中共有12个原子；28g晶体硅中Si－Si共价键个数为2NA；金刚石的熔沸点高于晶体硅，是因为C—C键键能大于Si—Si键；镁型和铜型晶体的晶胞不同，但原子的配位数(均为12)和空间利用率(均为74%)都相同。
答案　D
10．晶态AB型共价化合物，若原子最外层电子数之和为8，它是具有半导体性质的原子晶体。已知金刚石不导电而善于导热；锆石(氧化锆)不导电不导热，但它很硬，类似钻石。近期用于制耐热器的碳化硅也制成假钻石，则识别这些假钻石的可靠方法是(　　)
A．能在玻璃上刻出划痕的是金刚石
B．很硬、不导电而导热的是金刚石和SiC
C．很硬、导电又导热的是SiC
D．硬度大，但导热性不好的是SiC和锆石
解析　金刚石不导电、导热，锆石不导电、不导热，碳化硅可制耐热器，说明也不易导热，三者硬度都较大。
答案　D
11．如下图所示为冰的一种骨架形式，依此为单位向空间延伸，那么该冰中的每个水分子氢键个数为(　　)
A．1 B．3
C．2 D．4
解析　由图示观察冰的晶体结构，一个水分子的H—O键与另一水分子中氧原子的孤对电子所在轨道的轴在一条直线上。因每个水分子有两个氢原子和两对孤对电子，所以最多可与四个水分子形成四个氢键，又因两个水分子形成一个氢键，所以4(一个水分子周围有4个氢键)×1/2(2个水分子间形成一个氢键)＝2，故选C。
答案　C
12．下列有关物质类别判断的依据正确的是(　　)
A．原子晶体：晶体的熔点是否很高
B．电解质：水溶液是否导电
C．离子化合物：是否含有离子键
D．共价化合物：是否含有共价键
解析　有些金属晶体的熔点也可能很高，A不正确；熔融状态下能导电的化合物也属于电解质，B不正确；含有离子键的化合物一定是离子化合物，C正确；有些离子化合物中也可能含共价键，如NaOH，D不正确。
答案　C
13．①～④是从NaCl或CsCl晶体结构中分割出来的部分结构图，其中属于从NaCl晶体中分割出来的结构图是(　　)
A．图①和③ B．图②和③
C．只有④ D．图①和④
解析　本题考查了离子晶体的代表物质NaCl、CsCl晶体结构。NaCl晶体是简单立方体结构，每个Na＋周围有6个Cl－，每个Cl－周围有6个Na＋；与每个Na＋等距离的Cl－有6个，且构成正八面体，同理，与每个Cl－等距离的6个Na＋也构成正八面体，由此可知图(1)和图(4)是属于NaCl晶体的。
答案　D
14．下列有关金属键的相关叙述，正确的是(　　)
A．金属中的电子属于整块金属
B．金属键是金属离子和自由电子之间存在的强烈的静电吸引作用
C．按熔点逐渐升高的顺序排列的是：Li、Na、Mg
D．固态能导电的单质一定为金属
解析　金属键不仅仅是静电吸引作用，还包括静电排斥作用，Li的熔点比Na高；非金属单质石墨也能导电，B、C、D均错。
答案　A
15．下列数据是对应物质的熔点
Na2O
NaCl
AlF3
AlCl3
BCl3
Al2O3
CO2
SiO2
920
801
1291
190
－107
2073
－57
1723
据此做出的下列判断中错误的是(　　)
A．含铝的化合物的晶体中有的是离子晶体
B．表中只有BCl3和干冰是分子晶体
C．同族元素的氧化物可形成不同类型的晶体
D．不同族元素的氧化物可形成相同类型的晶体
解析　根据熔点及物质组成判断，Na2O、NaCl、AlF3、Al2O3属于离子晶体，AlCl3、BCl3和CO2属于分子晶体，SiO2中只有共价键且熔点很高，属于原子晶体，只有B错误。
答案　B
16．高温下超氧化钾晶体呈立方体结构，晶体中氧的化合价部分为0价，部分为－2价。如右图所示为超氧化钾晶体的一个晶胞(晶体中最小的重复单元)，则下列说法中正确的是(　　)
A．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个K＋和4个O
B．晶体中每个K＋周围有8个O，每个O周围有8个K＋
C．晶体中与每个K＋距离最近的K＋有8个
D．晶体中，0价氧与－2价氧的数目比为2:1
解析　由题中的晶胞结构可知，有8个K＋位于顶点，6个K＋位于面心，则晶胞中含有的K＋的个数为8×1/8＋6×1/2＝4(个)；有12个O位于棱上，一个处于中心，则晶胞中含有的O的个数为12×1/4＋1＝4(个)，所以超氧化钾的化学式为KO2，A项正确；超氧化钾的晶体结构类似于氯化钠的晶体结构，所以晶体中每个K＋周围有6个O，每个O周围有6个K＋，B项错误；晶体中与每个K＋距离最近的K＋有12个，C选项也错误；设晶体中0价氧原子和－2价氧原子个数分别为x、y，则有－2y/(x＋y)＝－，即x/y＝3/1，D不正确。
答案　A
第Ⅱ卷(非选择题，共52分)
二、非选择题(共52分)
17．(10分)(1)分析下列物质的物理性质，判断其晶体类型。
A．碳化铝，黄色晶体，熔点2200°C，熔融态不导电________；
B．溴化铝，无色晶体，熔点98°C，熔融态不导电________；
C．五氟化钒，无色晶体，熔点19.5°C，易溶于乙醇、氯仿、丙酮中________；
D．溴化钾，无色晶体，熔融时或溶于水中都能导电________。
(2)三氯化铁常温下为固体，熔点282°C，沸点315°，在300°C以上易升华。易溶于水，也易溶于乙醚、丙酮等有机溶剂。据此判断三氯化铁晶体为________。
(3)金属铁的晶体在不同温度下有两种堆积方式，晶胞分别如上图所示。面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际含有的铁原子个数之比为________。
解析　(1)晶体的熔点高低、熔融态能否导电及溶解性等性质相结合，是判断晶体类型的重要依据。原子晶体和离子晶体的熔点都很高或较高，两者最大的差异是熔融态的导电性不同。原子晶体熔融态不导电，离子晶体熔融时或水溶液都能导电。原子晶体和分子晶体的区别则主要在于熔、沸点有很大差异。一般原子晶体和分子晶体熔融态时都不能导电。另外易溶于一些有机溶剂的物质往往也是分子晶体的特征之一。
(2)根据题信息，FeCl3的熔沸点低，易溶于水、有机溶剂等，可确定其为分子晶体。
(3)面心立方中铁原子个数为8×＋6×＝4，体心立方中铁原子个数为8×＋1＝2个，两晶胞中实际含有的铁原子的个数比为2:1。
答案　(1)原子晶体　分子晶体　分子晶体　离子晶体
(2)分子晶体
(3)2:1
18．(11分)A、B、C、D是分布在三个不同短周期内除稀有气体以外的四种元素，它们的原子序数依次递增。已知B、D两种元素原子的最外层电子数是最内层电子数的两倍，而C元素原子的最外层电子数等于B元素原子的核外电子数。回答下列问题。
(1)画出C元素的原子结构示意图________。
(2)在化合物DC2的晶体结构中，最小的环上有________个D原子。
(3)在化合物BC2的晶体中，每个BC2分子周围与它距离最近的BC2分子有________个。
(4)写出符合通式BnAn(n≥6)且分子中所有A、B原子处于同一平面内的两种化合物的结构简式________、________。
(5)化合物DA4具有强还原性，将它加入硝酸银溶液中，会产生银镜，同时生成DC2和硝酸，该反应的化学方程式(用具体的化学式表示)是________________________。
解析　(1)由B、D两元素原子的最外层电子数是最内层电子数的两倍，B、D原子序数递增，B、D为碳、硅，C元素原子的最外层电子数等于B元素原子的核外电子数，C为氧，A、B、C、D位于三个不同周期，则A为氢元素。氧元素的原子结构示意图为。
(2)SiO2晶体中，最小环上有12个原子，其中有6个Si原子。
(3)CO2为分子晶体，在其晶体中每个CO2分子周围与其距离最近的CO2分子有12个。
(5)SiH4中Si为－4价，SiO2中Si为＋4价，根据反应中化合价升高总数与降低总数相等可配平方程式。
答案　(1)
(2)6　
(3)12　

(5)SiH4＋8AgNO3＋2H2O===8Ag↓＋SiO2＋8HNO3
19．(16分)下表为周期表的一部分，其中的编号代表对应不同的元素。
请回答下列问题。
(1)表中属于d区的元素是________(填编号)；元素⑧的原子外围电子排布式是________。
(2)③和⑦形成的常见化合物的晶体类型是________；②③④的电负性：________>________>________(用元素符号表示)。判断依据是______________________________，气态氢化物最稳定的是________(写化学式)；
(3)某元素的特征电子排布式(价电子排布式)为nsnnpn＋1，该元素为周期表中的________(填编号)；该元素与元素①形成的化合物X极易溶于水的原因是_________________________________________。
(4)②③形成一种超硬、耐磨、耐高温的新型无机非金属材料，则其化学式为________，其熔点比金刚石的________(填“高”或“低”)。
(5)⑤的氧化物与⑥的最高价氧化物的水化物反应的方程式为______________________。
解析　(1)由各元素在周期表中的位置可知①至⑨各元素分别为H、C、N、O、Al、S、Cl、Cu、Fe，属于d区的是Fe，Cu的外围电子排布为3d104s1。
(2)N和Cl形成的常见化合物有NCl3、NCl5，均为分子晶体；由于周期表中同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，电负性也逐渐增大，即C(3)由其价电子排布式可知，符合条件的为N元素，氨气和水都是极性分子，根据相似相溶原理可知NH3易溶于水，又由于氨分子与水分子间可形成氢键，使NH3更易溶于水。
(4)C、N形成的化合物为C3N4，由其超硬，耐高温等性质，可判断该化合物属于原子晶体，由于C—N键比C—C键短，C—N键键能更大，C3N4熔点更高。
(5)Al的氧化物为Al2O3，S的最高价氧化物的水化物为H2SO4，二者反应的方程式为Al2O3＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋3H2O。
答案　(1)⑨　3d104s1
(2)分子晶体　O　N　C　同周期元素从左到右的非金属性逐渐增强　H2O
(3)③　氨气和水都是极性分子，氨气和水分子间可以形成分子间氢键
(4)C3N4　高
(5)Al2O3＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋3H2O
20．(15分)镁、铜等金属离子是人体内多种酶的辅因子。工业上从海水中提取镁时，先制备无水氯化镁，然后将其熔融电解，得到金属镁。
(1)以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备镁时，常加入NaCl、KCl或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除了降低熔点之外还有____________________________。
(2)已知MgO的晶体结构属于NaCl型，某同学画出的MgO晶胞结构示意图如图所示，请改正图中错误：______________________。
(3)Mg是第三周期元素，该周期部分元素氟化物的熔点见下表：
氟化物
NaF
MgF2
SiF4
熔点/K
1266
1534
183
解释表中氟化物熔点差异的原因：_________________________ ____________________________________________________________________________________________________________________。
(4)人工模拟酶是当前研究的热点。有研究表明，化合物X可用于研究模拟酶，当结合或Cu(I)(I表示化合价为＋1)时，分别形成a和b：
①a中连接相邻含N杂环的碳碳键可以旋转，说明该碳碳键具有________键的特性。
②微粒间的相互作用包括化学键和分子间相互作用，比较a和b中微粒间相互作用力的差异________________________________。
解析　(1)以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备Mg时，常加入NaCl、KCl或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除了降低熔点之外，还有增大离子浓度，增大熔融盐导电性等作用。
(2)根据NaCl晶体中阴、阳离子的空间位置关系，可判断出实心球应为Mg2＋，空心球则为O2－，8号空心球应为实心球。
(3)SiF4晶体为分子晶体，NaF、MgF2则为离子晶体，分子晶体的熔点较低，离子晶体熔点较高，所以SiF4的熔点远低于NaF、MgF2的熔点。而NaF、MgF2两种晶体中，由于r(Mg2＋)(4)①由于σ键为轴对称，可以旋转，不易断裂，而π键属于镜面对称，不可旋转，易断裂，所以该键属于σ键。②a分子中有典型的氢键，而b分子中有典型的配位键。
答案　(1)增强熔融盐的导电性
(2)空心球应为O2－，实心球应为Mg2＋；8号空心球改为实心球
(3)NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，所以NaF与MgF2的熔点远比SiF4的熔点高。又因为Mg2＋的半径小于Na＋的半径，Mg2＋的电荷较高，所以MgF2的离子键强度大于NaF的离子键强度，故MgF2的熔点大于NaF的熔点
(4)①σ　②a中存在分子间氢键和范德华力，b中存在配位键
综合能力检测二(第二章)
考试时间：90分钟　　分值：100分
第Ⅰ卷(选择题，共48分)
一、选择题(每小题3分，共48分。每小题只有一个选项符合题意)
1．下列有关σ键的说法错误的是(　　)
A．如果电子云图像是由两个s电子重叠形成的，即形成s-s σ键
B．s电子与p电子可形成s-p σ键
C．p电子与p电子不能形成σ键
D．HCl分子里含一个s-p σ键
解析　σ键一般有三种类型，两个s电子重叠形成s-s σ键，s电子与p电子形成s-p σ键，p电子与p电子也能形成p-p σ键，在HCl分子里的σ键属于s-p σ键，故C错误。
答案　C
2．下列各组微粒中不属于等电子体的是(　　)
A．CH4、NH　　　　　　 B．H2O、HF
C．CO2、N2O D．CO、NO
解析　本题考查了等电子体的概念。原子数相同、价电子总数相同的微粒叫等电子体。H2O、HF两个分子中原子个数不同，前者为3原子分子，后者为2原子分子。
答案　B
3．NH3分子的空间构型是三角锥形，而不是正三角形的平面结构，其充分的理由是(　　)
A. NH3分子是非极性分子
B．分子内3个N—H键的键长相等，键角相等
C. NH3分子内3个N—H键的键长相等，3个键角都等于107°18′
D. NH3分子内3个N—H键的键长相等，3个键角都等于120°
解析　空间构型决定分子的极性，反过来分子的极性验证了分子的空间构型，即分子有极性说明其空间结构为不对称，故NH3为三角锥形，键角小于120°。判断ABn型分子极性方法，几何构型法：具有平面三角形、直线形、正四面体等对称结构的分子为非极性分子；而折线形、三角锥形等非对称结构的分子为极性分子。
答案　C
4．下列说法正确的是(　　)
A．CHCl3是正四面体形
B．H2O分子中氧原子为sp2杂化，其分子几何构型为V形
C．二氧化碳中碳原子为sp杂化，为直线形分子
D．NH是三角锥形
解析　CHCl3分子中碳原子为sp3杂化，分子构型为四面体，不是正四面体形，A不正确；H2O分子中氧原子为sp3杂化，B不正确；二氧化碳中碳原子为sp杂化，为直线形分子，C正确；NH中氮原子为sp3杂化，分子构型为正四面体形，D不正确。
答案　C
5．下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是(　　)
①光气(COCl2)　②六氟化硫　③HCHO　④三氟化硼　⑤PCl3　⑥PCl5　⑦NO2　⑧二氟化氙　⑨N2　⑩CH4
A．⑥⑦⑨ B．①⑤⑨
C．①④⑤⑦ D．①④⑤⑨
解析　本题可依据原子的最外层电子数和形成的共价键进行推断。SF6中S周围有12个电子，HCHO中H周围只能有2个电子，BF3中B周围有6个电子，PCl5中P周围有10个电子。XeF2中Xe原来已达饱和，故其化合后一定不满足最外层8电子结构。②③④⑥⑦⑧⑩均不满足条件。
答案　B
6．实验测得BeCl2为共价化合物，两个Be—Cl键间的夹角为180°，以下判断正确的是(　　)
A．由极性键构成的极性分子
B．由极性键构成的非极性分子
C．由非极性键构成的极性分子
D．BeCl2中Be采取sp2杂化
解析　Be—Cl键是由不同原子形成的共价键，属于极性键，两个Be—Cl键间的夹角为180°，为直线形分子，正电中心与负电中心重合，属于非极性分子；BeCl2的结构式为Cl—Be—Cl，Be采取sp杂化。
答案　B
7．根据相似相溶规则和实际经验，下列叙述不正确的是(　　)
A．白磷(P4)易溶于CS2，但难溶于水
B．NaCl易溶于水，难溶于CCl4
C．碘易溶于苯，微溶于水
D．卤化氢易溶于水，也易溶于CCl4
解析　P4是非极性分子，易溶于CS2、苯，难溶或微溶于水；NaCl是离子化合物，HX是极性分子，易溶于水，难溶于CCl4。
答案　D
8．下列事实与氢键无关的是(　　)
A．液态氟化氢中有三聚氟化氢(HF)3分子存在
B．冰的密度比液态水的密度小
C．乙醇能与水以任意比混溶而甲醚(CH3—O—CH3)难溶于水
D．H2O比H2S稳定
解析　氢键只影响物质的物理性质，物质的稳定性属于化学性质，故只有D与氢键无关。
答案　D
9．下列关于价层电子对互斥模型(VSEPR模型)的叙述中不正确的是(　　)
A．VSEPR模型可用来预测分子的立体结构
B．分子中价电子对相互排斥决定了分子的空间结构
C．中心原子上的孤电子对不参与互相排斥
D．分子中键角越大，价电子对相互排斥力越小，分子越稳定
解析　中心原子上的孤电子对也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。
答案　C
10．下列说法正确的是(　　)
A．离子化合物中可能含有共价键，但不一定含有金属元素
B．分子中一定含有共价键
C．非极性分子中一定存在非极性键
D．对于组成结构相似的分子，一定是相对分子质量越大，熔沸点越高
解析　在离子化合物中可能含有共价键，如NaOH中含有极性共价键，在离子化合物NH4Cl中不含金属元素，A正确；在稀有气体中不含共价键，B错；在非极性分子中可能存在非极性键如H2、Cl2等分子，也可能只存在极性键，如CH4、CCl4等，C错；HF、HCl、HBr组成结构相似，但在HF分子间含有氢键，则HF沸点比HCl、HBr高，D错。
答案　A
11．下列各组物质两种含氧酸中，前者比后者酸性弱的是(　　)
A．H2SO4和H2SO3
B．(HO)2RO2和(HO)2RO3
C．HNO3和HNO2
D．H2SiO3和H4SiO4
解析　(HO)2RO2和(HO)2RO3比较，前者的非羟基氧原子数少，酸性比后者弱。
答案　B
12．下列各组离子能共存的是(　　)
A．Na＋、OH－、Al3＋、SO
B．Fe3＋、SCN－、Na＋、Cl－
C．Mg2＋、SO、Na＋、Cl－
D．H＋、Cl－、NO、Fe2＋
解析　A中Al3＋与OH－不能共存；B中Fe3＋与SCN－发生反应生成配合物不能共存；D中H＋、NO、Fe2＋因发生氧化还原反应，不能共存。
答案　C
13．下列反应过程中，同时有离子键、极性共价键和非极性共价键的断裂和形成的反应是(　　)
A．NH4ClNH3↑＋HCl↑
B．NH3＋CO2＋H2O===NH4HCO3
C．2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O
D．2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
解析　A中没有非极性键的断裂与形成；B中没有离子键的断裂，也没有非极性键的断裂与形成；C中没有非极性键的形成；D中反应前有Na＋和O形成的离子键，非极性键O—O，极性键C===O键的断裂，反应后生成的盐含离子键，盐的酸根中含极性键C===O，氧气中含O—O非极性键，符合题意。
答案　D
14．下列分子属于手性分子的是(　　)
A．H2O
解析　本题考查了手性分子的判断。有手性异构体的分子叫做手性分子。手性分子的中心原子通常为碳原子，这种碳原子连接四个不同的原子或原子团，中*C连接了四个不同的基团，该分子为手性分子。
答案　B
15．已知NH3分子可与Cu2＋形成配合物离子[Cu(NH3)4]2＋，则除去硫酸铜溶液中少量硫酸可选用的试剂是(　　)
A．NaOH B．NH3·H2O
C．CuO D．BaCl2
解析　除去杂质要求不能引入新的杂质，而且为了除净杂质要求所加试剂应过量，由题给信息Cu2＋与NH3·H2O可形成配合物离子[Cu(NH3)4]2＋，若用NH3·H2O除中和H2SO4外还与Cu2＋发生配合，减少Cu2＋的量，并引入了新的杂质；加入NaOH也消耗了CuSO4，并引入杂质Na2SO4；加入BaCl2消耗了CuSO4，且引入杂质BaCl2、HCl；故只有加入CuO，消耗H2SO4，也不引入杂质。
答案　C
16．氨气溶于水时，大部分NH3与H2O以氢键(用“…”表示)结合形成NH3·H2O分子。根据氨水的性质可推知NH3·H2O的结构式为(　　)
解析　从氢键的成键原理上讲，A、B都成立；但从空间构型上讲，由于氨分子是三角锥形，易于提供孤电子对，所以B方式结合空间阻碍最小，结构最稳定；从事实上讲，依据NH3·H2O??NH＋OH－，可知答案是B。
答案　B
第Ⅱ卷(非选择题，共52分)
二、非选择题(共52分)
17．(8分)以下6种物质中选取序号填空(仅填序号，可重复选填)。
①二氧化碳　②硫化氢　③氯化铵　④氢氧化钾
⑤甲醛　⑥乙醇
(1)含有非极性键的是________；
(2)含有配位键的是________；
(3)既含有σ键又含有π键的是________；
(4)分子的立体结构呈平面三角形的是________；
(5)属于非极性分子的是________；
(6)属于离子化合物的是________。
解析　(1)同种元素的原子间可形成非极性键，在C2H5OH中存在碳碳键。
(2)在NH中存在配位键。
(3)含有双键的存在σ键和π键，符合条件的是①CO2、⑤HCHO。
(4) 中碳原子采取sp2杂化。是平面三角形。
(5)CO2是含有极性键的非极性分子。
(6)NH4Cl、KOH含离子键，属于离子化合物。
答案　(1)⑥
(2)③
(3)①⑤
(4)⑤
(5)①
(6)③④
18．(12分)下列是A、B、C、D、E五种元素的某些性质：
　
A
B
C
D
E
化合价
－4
－2
－1
－2
－1
电负性
2.55
2.58
3.16
3.44
3.98
(1)元素A是形成有机物的主要元素，下列分子中含有sp和sp3杂化方式的是________。
B．CH4
C．CH2===CHCH3
D．CH3CH2C≡CH
E．CH3CH3
(2)用氢键表示式写出E的氢化物的水溶液中存在的所有氢键__________________________________________________________。
(3)相同条件下，AD2与BD2分子在水中的溶解度较大的是________(化学式)，理由是________________________。
(4)B、D形成的氢化物沸点：________更高，热稳定性________更强。(写化学式)
解析　(1)A是形成有机物的主要元素，所以A是碳元素，碳原子采取sp和sp3杂化方式的分子空间构型为直线形、四面体形，故D项符合题意。
(2)根据化合价可知B、D同主族，电负性D比B大，所以B是S，D是O；同理C是Cl，E是F。HF、H2O中F、O因电负性都很大，容易形成氢键，故HF之间、H2O之间以及HF和H2O之间均能形成氢键。
(3)CO2是非极性分子，SO2是极性分子，H2O是极性分子，根据“相似相溶”，SO2较易溶于水。
(4)因H2O分子间能形成氢键，H2O的沸点高于H2S；氧的非金属性强于S，故H2O比H2S更稳定。
答案　(1)D　
(2)F—H…F、F—H…O、O—H…F、O—H…O
(3)SO2　CO2是非极性分子，SO2和H2O都是极性分子，根据“相似相溶”，SO2在H2O中的溶解度较大
(4)H2O　H2O
19．(8分)溴化碘(IBr)的化学性质类似于卤素单质，试完成下列问题。
(1)溴化碘的电子式是________，它是由________键形成的________分子。
(2)溴化碘和水反应生成了一种三原子分子，该分子的电子式为________。
解析　卤素单质形成8电子稳定结构，溴化碘(IBr)的化学性质类似于卤素单质，则Br和I两种元素均形成8电子稳定结构，即为??，不同原子间形成的化学键为极性键，由极性键构成的分子为极性分子。根据卤素单质与水反应生成次卤酸和卤化氢，由于Br比I的电负性大，溴化碘和水反应生成次碘酸和溴化氢，次碘酸的电子式为
答案　(1)??　极性　极性
(2) ?
20．(14分)元素A、B、C都是短周期元素，A元素原子的2p轨道上只有两个未成对电子，B的3p轨道上有空轨道，A、B同主族，B、C同周期，C是本周期中电负性最大的。
请回答：
(1)A原子的核外电子排布的轨道表示式________，B原子的核外电子排布式______________________，C原子的价电子排布式________。
(2)A、B、C的气态氢化物的化学式分别是________，其中最不稳定的是________。
(3)它们的最高价氧化物的水化物中，酸性最强的是________。
(4)AC4的化学式________，电子式________，结构式________，中心原子A的杂化方式________杂化，是________(填“极性”或“非极性”)分子。
解析　B元素的3p轨道上有空轨道，说明为第三周期，电负性最大的为Cl，A元素2p轨道上只有两个未成对电子，即为1s22s22p2，同主族下一周期的B应为1s22s22p63s23p2，即A为C，B为Si，C为Cl。电负性Si最小，氢化物最不稳定，Cl电负性最大，对应的最高价氧化物的水化物HClO4酸性最强。
答案　(1)　1s22s22p63s23p2　3s23p5
(2)CH4、SiH4、HCl　SiH4
(3)HClO4
(4)CCl4　?　sp3　非极性
21．(10分)配位化学创始人维尔纳发现，将各为1mol的CoCl3·6NH3(黄色)、CoCl3·5NH3(紫红色)、CoCl3·4NH3(绿色)、CoCl3·4NH3(紫色)四种配合物溶于水，加入足量硝酸银溶液，立即沉淀的氯化银分别为3mol、2mol、1mol、和1mol。已知上述配合物中配离子的配位数均为6。
(1)请根据实验事实用配合物的形式写出它们的化学式。
CoCl3·6NH3______________________，
CoCl3·5NH3____________________，
CoCl3·4NH3(绿色和紫色)____________。
(2)后两种物质组成相同而颜色不同的原因是它们互为同分异构体，已知绿色的配合物内界结构对称，请在下图中用元素符号标出氯原子的位置。
解析　(1)在这些配合物中，只有外界的Cl－能与硝酸银反应，1mol的CoCl3·6NH3加入足量硝酸银溶液，生成3mol氯化银，说明其3个Cl－都在外界，其化学式为[Co(NH3)6]Cl3，同理可分别写出另两种配合物的化学式。
(2)由图知，六个配体构成八面体，后两种物质内界均有2个氯原子、4个氨分子，其中2个氯原子的位置只有两种：相对和相邻，当2个氯原子相对时，其内界结构是对称的，应该是绿色的，2个氯原子相邻时，其内界结构不对称，应该是紫色的。
答案　(1)[Co(NH3)6]Cl3　[Co(NH3)5Cl]Cl2
[Co(NH3)4Cl2]Cl
(2)
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1.(2010·山东)下列说法正确的是(　　)
A．形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力
B．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性和还原性均依次减弱
C．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
D．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果
解析　阴阳离子间存在静电吸引力和静电排斥力，两种作用力平衡时，形成离子键，A错；HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱，还原性依次增强，B错；第三周期非金属元素的最高价氧化物的水化物酸性从左到右依次增强，C错。
答案　D
2．(2010·上海)下列有关物质结构的表述正确的是(　　)
A．次氯酸的电子式H: : :
B．二氧化硅的分子式：SiO2
C．硫原子的最外层电子排布式：3s23p4
D．钠离子的结构示意图：
解析　次氯酸的电子式为H: : :，A错；二氧化硅是由原子直接构成的，晶体中不存在SiO2分子，B错；硫原子最外层有6个电子，电子排布式为3s23p4，C正确；钠离子的结构示意图为，D错。
答案　C
3．在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成化学键中共价键成分最少的是(　　)
A．Li，F　　 B．Na，F　　
C．Na，Cl　　 D．Mg，O
解析　如果成键元素的电负性相差越大，则形成的离子键中共价键的成分越少，比较两原子电负性的差，其中Na与F的电负性相差最大。
答案　B
4．下列叙述中正确的是(　　)
A．NH3、CO、CO2都是极性分子
B．CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子
C．HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次增强
D．CS2、H2O、C2H2都是直线形分子
解析　A项CO2是非极性分子；B项CH4、CCl4均含有极性键，且属于非极性分子；C项HF、HCl、HBr、HI稳定性依次减弱；D项水为V形分子。
答案　B
5．用价层电子对互斥理论预测H2S和BF3的立体结构，两个结论都正确的是(　　)
A．直线形；三角锥形
B．V形；三角锥形
C．直线形；平面三角形
D．V形；平面三角形
解析　在H2S中，中心原子S与H成键后，其中心原子S上还有两对孤电子对，而且孤电子对也要占据中心原子周围的空间，它们相互排斥，因此H2S为V形结构。在BF3中，其中心原子B上无孤电子对，因此BF3应为平面三角形。
答案　D
6．W、X、Y、Z均为短周期元素，W的最外层电子数与核外电子总数之比为7∶17，X与W同主族；Y的原子序数是W和X的原子序数之和的一半；含Z元素的焰色反应为黄色。下列判断正确的是(　　)
A．金属性：Y>Z
B．氢化物的沸点：X>W
C．离子的还原性：X>W
D．原子及离子半径：Z>Y>X
解析　W最外层电子数与核外电子总数之比为7∶17，则W为氯元素；X与W同主族，则X为氟元素；Y的原子序数是W和X的原子序数之和的一半，则Y的原子序数为13，Y为Al元素；含Z元素的物质焰色反应为黄色，则Z为Na元素。Na的金属性大于Al，A错；HF分子间存在氢键，其沸点大于HCl，B正确；Cl－还原性大于F－，故C错；Na、Al、F三者原子半径大小关系为Na>Al>F，离子半径大小关系为Al3＋答案　B
7．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题。
(1)X元素原子基态时的电子排布式为______________________，该元素的符号是________。
(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为__________________，该元素的名称是________。
(3)X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为________。
(4)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是___________ ___________________。
(5)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由_______________________ _______________________。
解析　由X的4p轨道上有3个未成对电子，可知其基态电子排列为1s22s22p63s23p63d104s24p3，为As元素；Y的2p轨道上有2个未成对电子，则其电子排列为1s22s22p2或1s22s22p4(即碳元素或氧元素)，又X和Y可以形成X2Y3，则Y只能为氧元素。因为42－33－8＝1，则Z为氢元素。
(3)XZ3即为AsH3，根据NH3的空间结构可推出其空间构型也应为三角锥形。
答案　(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3　As
(2)或　氧
(3)三角锥形
(4)As2O3＋6Zn＋6H2SO4===2AsH3↑＋6ZnSO4＋3H2O
(5)稳定性：NH3>PH3>AsH3，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定。沸点：NH3>AsH3>PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高，AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高
8．生物质能是一种洁净、可再生能源。生物质气(主要成分为CO、CO2、H2等)与H2混合，催化合成甲醇是生物质能利用的方法之一。
(1)上述反应的催化剂含有Cu、Zn、Al等元素。写出基态Zn原子的核外电子排布式______________________________。
(2)根据等电子原理，写出CO分子的结构式________。
(3)甲醇催化氧化可得到甲醛，甲醛与新制Cu(OH)2的碱性溶液反应生成Cu2O沉淀。
①甲醇的沸点比甲醛的高，其主要原因是________；甲醛分子中碳原子轨道的杂化类型为________。
②甲醛分子的空间构型是________；1mol甲醛分子中σ键的数目为________。
解析　(1)Zn的原子序数为30，则电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2。
(2)依据等电子原理，可知CO与N2为等电子体，N2分子的结构式为N≡N，互为等电子体分子的结构相似，可写出CO的结构式。
(3)甲醇分子之间形成分子间氢键，甲醛分子间只是分子间作用力，而没有形成氢键，故甲醇的沸点高；甲醛分子中含有碳氧双键，故碳原子轨道的杂化类型为sp2杂化，分子的空间构型为平面三角形；1mol甲醛分子中含有2mol碳氢σ键，1mol碳氧σ键，故σ键的数目为3NA(还含有1molπ键)。
答案　(1)1s22s22p63s23p63d104s2
(2)C≡O
(3)①甲醇分子之间形成氢键　sp2杂化　②平面三角形　3NA
综合能力检测 (第一～三章)
考试时间：90分钟　　分值：100分
第Ⅰ卷 (选择题，共48分)
一、选择题(每小题3分，共48分。每小题只有一个选项符合题意)
1．下图表示的是某物质所发生的(　　)
A．置换反应　　　　　　 B．水解反应
C．中和反应 D．电离过程
解析　题中图示为HCO的水解反应。
答案　B
2．下列物质发生变化时，克服的微粒间的相互作用力属于同种类型的是(　　)
A．液溴和苯分别受热变为气体
B．干冰和氯化铵分别受热变为气体
C．二氧化硅和铁分别受热熔化
D．食盐和葡萄糖分别溶解在水中
解析　A中液溴和苯受热变为气体，均克服的是分子间作用力；B中干冰受热变为气体克服的是分子间作用力，NH4Cl受热克服的是离子键；C中二氧化硅受热熔化克服共价键，铁熔化克服金属键；D中食盐溶于水克服离子键，葡萄糖溶于水克服分子间作用力。故只有A符合题目要求。
答案　A
3．下列电子排布式中，原子处于激发态的是(　　)
A．1s22s22p1
B．1s22s22p33s1
C．1s22s22p63s23p63d54s1
D．1s22s22p63s23p63d34s2
解析　A、C、D项均为基态排布；C项是体现洪特规则的特例；B项是基态为1s22s22p4的(氧原子)的激发态。
答案　B
4．下列叙述正确的是(　　)
A．同周期金属的原子半径越大，熔点越高
B．同周期金属的原子半径越小，熔点越低
C．同主族金属的原子半径越大，熔点越低
D．金属晶体熔点高低与原子半径无关
解析　金属阳离子半径越小、价电子数越多，金属晶体的熔点越高，同周期金属，从左到右金属原子半径减小，价电子数增多，熔点升高；同主族金属原子半径越大，熔点越低。
答案　C
5．用烧热的钢针去接触涂有薄薄一层石蜡的云母片的反面，熔化了的石蜡成椭圆形，是因为(　　)
A．云母是热的不良导体，传热不均匀
B．石蜡是热的不良导体，传热不均匀
C．石蜡具有各向异性，不同方向导热性能不同
D．云母具有各向异性，不同方向导热性能不同
解析　云母是晶体，具有各向异性，在不同方向的导热性能不同，使得熔化的石蜡成椭圆形。
答案　D
6．氢元素与其他元素形成的二元化合物称为氢化物，下面关于氢化物的叙述正确的是(　　)
A．一个D2O分子所含的中子数为8
D．热稳定性：HCl>HF
解析　D2O的中子数为10，A错；HCl电子式为
H::，C错；热稳定性HCl答案　B
7．下列说法正确的是(　　)
A．若把H2S分子写成H3S分子，违背了共价键的饱和性
B．H3O＋的存在，说明共价键没有饱和性
C．所有的共价键都有方向性
D．凡是有空轨道的微粒，都能接受孤电子对形成牢固的配位键
解析　H2O分子中具有孤电子对，而H＋能提供空轨道，两种粒子形成配位键生成H3O＋，既表明配位键的形成是有条件的，也能说明共价键有饱和性，B错；s轨道与s轨道形成共价键时无方向性，s轨道与p轨道、p轨道与p轨道形成共价键时则有方向性，C错；有空轨道的微粒即使能接受孤电子对形成配位键，也不一定稳定，D错。
答案　A
8．下列关于晶体的叙述错误的是(　　)
A．在金刚石网状结构中，由共价键形成的最小碳环上有6个碳原子
B．在氯化钠晶体中，每个钠离子的周围与它最近且等距离的钠离子有12个
C．在干冰晶体中，每个二氧化碳分子周围距离最近且相等的二氧化碳分子数是12
D．在氯化铯的晶体中，每个铯离子的周围与它最近且等距离的铯离子有8个
解析　在氯化铯的晶体中，每个铯离子的周围与它最近且等距离的铯离子有6个，D错。
答案　D
9．已知离子半径r(Cs＋)＝169 pm，r(S2－)＝184 pm，则硫化铯中各离子配位数是(　　)
A．Cs＋配位数为6，S2－配位数为6
B．Cs＋配位数为6，S2－配位数为3
C．Cs＋配位数为8，S2－配位数为8
D．Cs＋配位数为4，S2－配位数为8
解析　由＝＝0.918，故硫化铯的配位数为8，又由Cs＋、S2－的电荷比为1:2，原子个数比为2:1，故选D。
答案　D
10．下列物质中含有手性C原子最多的是(　　)
A．葡萄糖 B．甘油
C．丙氨酸 D．2-氯丁烷
解析　分别写出它们的结构简式：
答案　A
11．在化学上，常用一条短线表示一个化学键，如下图所示的有关结构中，有直线(包括虚线)不表示化学键或分子间作用力的是(　　)
解析　石墨是层状结构，层内直线表示C—C键，层与层之间不存在化学键而存在分子间作用力，虚线表示分子间作用力，A选项不符合条件；白磷分子是一个正四面体的结构，每个磷原子形成三个P—P键，直线表示P—P键，B选项不符合条件；CCl4分子里，只有C—Cl键，Cl和Cl之间不存在化学键或分子间作用力，故Cl和Cl之间的虚线不表示化学键或分子间作用力，C选项符合条件；立方烷(C8H8)的8个碳原子处于立方体的8个顶点，每个碳原子形成了三个C—C键，还有一个C—H键未画出，直线全表示C—C键，D选项不符合条件。
答案　C
12．下列关于阳离子的说法中错误的是(　　)
①阳离子都是由一个金属原子失去电子而形成的
②非金属原子不能形成阳离子　③阳离子的电子排布一定与稀有气体相同　④阳离子的价态不会大于其原子的最外层电子数　⑤阳离子都是稳定结构，不会再失去电子
A．①④ B．②④
C．①②③ D．①②③④⑤
解析　阳离子不一定都是由金属原子失电子而形成的，非金属原子也能形成阳离子，如H＋，故①②错；阳离子的电子排布不一定与稀有气体相同，如Fe3＋为1s22s22p63s23p64d5与稀有气体的排布不同，Fe最外层电子数为2，而Fe3＋价态大于其最外层电子数，故③④错；阳离子不一定都是稳定结构，可能会再失去电子，如Fe2＋可被氧化为Fe3＋，故⑤错。
答案　D
13．下列各组微粒的空间构型相同的是(　　)
①NH3和H2O　②NH和H3O＋　③NH3和H3O＋　④O3和SO2　⑤CO2和C2H2　⑥SiO和SO
A．全部 B．除①④⑥以外
C．③④⑤⑥ D．②⑤⑥
解析　等电子体一般具有相同的空间构型。O3和SO2、NH3和H3O＋、SiO和SO互为等电子体，CO2和CH≡CH均为直线形结构，故③、④、⑤、⑥空间构型相同。
答案　C
14．类推是化学学习和研究中常用的思维方法。下列类推正确的是(　　)
A．干冰是分子晶体，则SiO2也是分子晶体
B．金属Na着火不能用干冰灭火，金属K着火也不能用干冰灭火
C．SO2能使品红溶液褪色，CO2也能使品红溶液褪色
D．晶体中有阴离子，必有阳离子；则晶体中有阳离子，必有阴离子
解析　SiO2是原子晶体，A不正确；Na、K等燃烧生成的过氧化物均能与CO2反应放出氧气，不能用干冰灭火，应用砂子灭火，B正确；CO2不能使品红溶液褪色，C不正确；晶体中有阳离子，不一定有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子，但无阴离子，D不正确。
答案　B
15．下列说法中正确的是(　　)
A．原子间通过共价键而形成的三维网状结构的晶体一定具有高的熔、沸点及硬度
B．P4和CH4都是正四面体形分子且键角都为109°28′
C．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道
D．NO2、SO2、BF3、NCl3分子没有一个分子中原子最外层电子都满足了8e－稳定结构
解析　原子间通过共价键而形成的三维网状结构的晶体为原子晶体，具有高的熔、沸点及硬度，A项正确；P4的结构为空心正四面体，各顶点原子间成键，其键角为60°，B项不正确；NH3分子中N原子同CH4分子中C原子一样都采取sp3杂化，得到4个相同的杂化轨道，C项不正确；NCl3分子中原子最外层电子都满足了8e－稳定结构，D项不正确。
答案　A
16．下列各组顺序不正确的是(　　)
A．微粒半径大小：S2－>Cl－>F－>Na＋>Al3＋
B．热稳定性大小：SiH4C．熔点高低：石墨>食盐>干冰>碘晶体
D．沸点高低：NH3>AsH3>PH3
解析　A项中各离子的核外电子排布分别为
核外电子层数多微粒半径大，相同电子层排布的微粒核电荷数越大微粒半径越小，故微粒半径大小为S2－>Cl－>F－>Na＋>Al3＋，A项正确；B项中热稳定性大小取决于分子内共价键键能大小，键能越大热稳定性越高，故B项正确；C项中干冰常温下为气体，而I2常温下为固体，故熔点高低顺序为石墨>食盐>碘晶体>干冰，故C错；D项中沸点高低顺序取决于分子间作用力的大小，NH3分子间有氢键，故沸点较高，AsH3、PH3的沸点与相对分子质量大小有关，相对分子质量越大，范德华力越大，沸点越高，故D项正确。
答案　C
第Ⅱ卷(非选择题，共52分)
二、非选择题(共52分)
17．(15分)填写下列空白[第(1)～(4)小题用元素符号填写]。
(1)第三周期原子半径最小的元素________。
(2)第一电离能最大的元素________。
(3)电负性最大的元素________。
(4)第四周期中第一电离能最小的元素________。
(5)含有8个质子，10个中子的原子的化学符号________。
(6)最外层电子排布为4s24p1的原子的核电荷数为________。
(7)周期表中最活泼的非金属元素原子的轨道表示式为________。
(8)某元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6，该元素原子的电子排布式是________。
(9)写出铬元素在周期表中的位置________，它位于________区。
解析　掌握元素周期表的结构、元素在周期表的位置及元素的性质，是解题关键。
答案　(1)Cl
(2)He
(3)F
(4)K
(5)O
(6)31
(8)1s22s22p63s2或[Ne]3s2
(9)第四周期ⅥB族　ds
18．(10分)参考下表中物质的熔点，回答有关问题。
物质
熔点/°C
物质
熔点/°C
NaF
993
SiF4
－90.2
NaCl
801
SiCl4
－70.4
NaBr
747
SiBr4
5.2
NaI
662
SiI4
120.5
NaCl
801
SiCl4
－70.4
KCl
768
GeCl4
－49.5
RbCl
717
SnCl4
－36.2
CsCl
646
PbCl4
－15
(1)钠的卤化物及碱金属的氯化物的熔点与卤离子及碱金属离子的________有关，随着________的增大，熔点逐渐降低。
(2)硅的卤化物的熔点及硅、锗、锡、铅的氯化物的熔点与________有关，随着________增大，________增强，故熔点逐渐升高。
(3)钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高得多，这与________有关，因为______________________，故前者的熔点远高于后者。
解析　NaF、NaCl、NaBr、NaI均为离子晶体，它们的阳离子相同，随着阴离子半径的增大，离子键逐渐减弱，熔点逐渐降低；NaCl、KCl、RbCl、CsCl四种碱金属的氯化物亦均为离子晶体，它们的阴离子相同，随着阳离子半径的增大，离子键逐渐减弱，熔点逐渐降低。SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4四种硅的卤化物均为分子晶体，分子结构相似，随着相对分子质量的增大，分子间作用力逐渐增强，熔点逐渐升高；SiCl4、GeCl4、SnCl4、PbCl4四种碳族元素的氯化物也均为分子晶体，分子结构相似，随着相对分子质量的增大，分子间作用力逐渐增强，熔点逐渐升高；钠的卤化物的熔点高于相应的硅的卤化物的熔点，是因为前者为离子晶体，后者为分子晶体。
答案　(1)半径　半径
(2)相对分子质量　相对分子质量　分子间作用力
(3)晶体类型　钠的卤化物为离子晶体，硅的卤化物为分子晶体
19．(12分)氮及其化合物在生产、生活和科技等方面有着重要的应用。请回答下列问题。
(1)氮原子的原子结构示意图为_____________________________ ______________________________________。
(2)氮气的电子式为________，在氮气分子中，氮原子之间存在着________个σ键和________个π键。
(3)磷、氮、氧是周期表中相邻的三种元素，比较：(均填“大于”“小于”或“等于”)
①氮原子的第一电离能________氧原子的第一电离能；
②N2分子中N—N键的键长________白磷分子中P—P键的键长。
(4)氮元素的氢化物(NH3)是一种易液化的气体，请阐述原因是____________________________________________________。
(5)配合物[Cu(NH3)4]Cl2中含有4个配位键，若用2个N2H4代替其中的2个NH3，得到的配合物[Cu(NH3)2(N2H4)2]Cl2中含有配位键的个数为________。
解析　掌握氮原子及其常见单质及化合物的结构是解答本题的关键。氮原子的核外电子排布为1s22s22p3，其p轨道处于半充满状态，其原子能量较低，故其第一电离能大于氧原子的第一电离能。氨分子间形成氢键使其沸点升高易液化。
答案　(1)
(2):N??N:　1　2
(3)①大于　②小于
(4)氨分子之间容易形成氢键，使其沸点升高而容易液化
(5)4
20．(15分)A、B、C、D、E都是元素周期表中的前20号元素，原子序数依次增大，B、C、D同周期，A、D原子中某p能级均排有5个电子，E和其他元素既不在同周期也不在同主族，B、C、D的最高价氧化物的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水。
根据以上信息，回答下列问题。
(1)A和D的氢化物中，沸点较低的是________(填化学式)；该物质固态时属于________晶体；
A和D的电负性较大的是________(填元素符号)；
B和C的第一电离能较小的是________(填元素符号)；
A和B的离子中，半径较小的是________(填离子符号)；
构成C单质晶体的微粒以________键相结合。
(2)写出B、C的最高价氧化物的水化物相互反应的离子方程式：______________________________。
(3)A和E可组成离子化合物，其晶胞结构如图所示：
阳离子(用“●”表示)位于大立方体的顶点或面心；阴离子(用“○”表示)均位于小立方体的中心。与一个“○”距离最近的“●”有________个，与一个“●”距离最近的“●”有________个，该化合物的化学式是________。
(4)已知晶胞的的体积为2.0×10－23cm3，求A和E组成的离子化合物的密度，请列式并计算，结果保留一位小数。
解析　因为“A、D原子中某p能级均排有5个电子”，则A、D均为第ⅦA元素，分别为F、Cl。因为“B、C、D同周期，B、C、D的最高价氧化物的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水”，故B为Na、C为Al。E的原子序数最大且与其他元素既不在同周期也不在同主族，故只能是钙。
(1)根据元素的种类和元素周期表可推知答案。
(2)B、C的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、Al(OH)3，二者相互反应的离子方程式为OH－＋Al(OH)3===AlO＋2H2O。
(3)A、E组成的化合物为CaF2，由题图可知，F－所在的小立方体的顶点上的4个Ca2＋离F－最近。以上底面中心的Ca2＋为研究对象，可知与其最近的Ca2＋共有12个。
(4)已知晶胞的的体积为2.0×10－23cm3，晶胞的含个CaF2，其质量是，
密度是
＝
＝3.2g·cm－3。
答案　(1)HCl　分子　F　Na　Na＋　金属
(2)OH－＋Al(OH)3===AlO＋2H2O
(3)4　12　CaF2
(4)ρ＝＝3.2g·cm－3