《优化方案》鲁科版化学选修3电子题库（28份打包）

1.干冰是二氧化碳的分子晶体，但是已经有科学家在实验室里将干冰制成了原子晶体。下列预测中错误的是(　　)
A．干冰原子晶体会比二氧化硅原子晶体熔点更高
B．干冰原子晶体会保持易升华的物理性质
C．有可能将干冰晶体制成纳米材料
D．有可能将干冰制成等离子体
解析：选B。干冰原子晶体中的化学键是C—O键，二氧化硅原子晶体中的化学键是Si—O键，C—O键比Si—O键键长小、键能大，所以干冰原子晶体会比二氧化硅原子晶体熔点更高。干冰原子晶体是由碳、氧原子以共价键相互结合而成的晶体，共价键键能大，需要很高的能量才能断裂，所以干冰原子晶体不易升华。由纳米材料和等离子体的组成可知，干冰有可能被加工为纳米材料或等离子体。
2.下列有关等离子体的说法不正确的是(　　)
A．等离子体内部全部是带电荷的微粒
B．等离子体正、负电荷大致相等
C．等离子体具有很好的导电性
D．等离子体的用途之一是可以制造等离子体显示器
解析：选A。等离子体中有带电微粒，也有中性微粒，A错误；等离子体总体来看正、负电荷数大致相等，呈准电中性，B正确；等离子体中的微粒带有电荷且能自由运动，使等离子体有很好的导电性，C正确；如等离子电视就是运用等离子体显示技术制造的，D正确。
3.电子数相等的微粒叫等电子体，下列微粒组是等电子体的是(　　)
A．N2O4和NO2　　 B．Na＋和Cl－
C．SO和PO D．NO和O2
解析：选C。本题考查等电子体。N2O4电子数是NO2的2倍；Na＋的电子数是10，Cl－的电子数是18；NO的电子数是15，O2的电子数是16，故A、B、D不正确。
4.下列各项与等离子体无关的是(　　)
A．等离子电视 B．日光灯和霓虹灯
C．宇宙中发光的星球 D．液晶显示器
解析：选D。本题考查等离子体的存在及用途。我们周围有很多地方存在等离子体，如日光灯、霓虹灯的灯管里等；在广袤无垠的宇宙中，大部分发光的星球，它们内部的温度和压力都极高，这些星球内部的物质几乎都处于等离子态；等离子电视就是采用的等离子显示器。故答案为D。
5.科学研究表明，宇宙中90%以上的物质以等离子体状态存在，其原因是大部分发光星球的内部温度和压力都很高。下列说法中正确的是(　　)
A．只有在宇宙发光星球上才存在等离子体
B．等离子体能吸收电磁波
C．有些难于发生的化学反应，在等离子体化学反应过程中也不能发生
D．等离子体是一种自然现象，不能人工得到
解析：选B。常见的火焰就是等离子体，A、D两项说法错误。等离子体因含带电微粒而能吸收电磁波，因能量很高而能使难于发生的化学反应迅速发生C项说法错误，B选项说法正确。
6.下列有关液晶的叙述中不正确的是(　　)
A．具有液体的流动性、晶体的各向异性
B．制造液晶显示器
C．不是物质的一种聚集状态
D．液晶分子聚集在一起时，其分子间的相互作用很容易受温度、压力和电场的影响
解析：选C。由液晶的定义可知液晶是物质的一种聚集状态，C错误；这种在一定温度范围内存在的液体既具有液体的流动性，又具有晶体的各向异性，这种液体称为液态晶体，简称液晶，这是液晶的定义，所以A正确；液晶分子聚集在一起时，其分子间的相互作用很容易受温度、压力和电场的影响，这是液晶的性质，也可以用来解释为什么可以用液晶来做液晶显示器，所以B、D都正确。
7.纳米材料是指其基本构成微粒的三维尺度中的任一维在1～100 nm范围内的材料，纳米技术所带动的技术革命及其对人类的影响远远超过了电子技术。下列关于纳米技术的叙述不正确的是(　　)
A．将“纳米材料”分散到液体分散剂中可制得液溶胶
B．用纳米级金属颗粒粉剂做催化剂可加快反应速率，提高反应物的平衡转化率
C．用纳米颗粒粉剂做成火箭的固体燃料将有更大的推动力
D．银器能抑菌、杀菌，纳米银微粒植入内衣织物中，有奇异的抑菌、杀菌效果
解析：选B。本题考查纳米材料的有关知识。纳米材料直径在1～100 nm之间，与胶粒直径相当，A正确；催化剂能改变化学反应速率，但不能使化学平衡移动，B不正确；纳米颗粒直径小，比表面积大，反应速率快，短时间内可产生更大推动力，C正确；银为重金属，重金属微粒可使蛋白质变性，故有杀菌作用，D正确。
8.下列关于物质特殊聚集状态的叙述中，错误的是(　　)
A．在电场存在的情况下，液晶分子沿着电场方向有序排列
B．非晶体的内部原子或分子的排列杂乱无章
C．液晶最重要的用途是制造液晶显示器
D．由纳米粒子构成的纳米陶瓷有极高的硬度，但低温下不具有优良的延展性
解析：选D。纳米粒子构成的纳米陶瓷在低温下具有良好的延展性。
9.下列说法符合科学性的是(　　)
A．我厂生产的食盐对人体有益，它是纳米材料，易吸收、易消化
B．我厂生产的食盐，处于液晶状态，是你日常生活中不可缺少的物质，它是非常纯净的非晶体
C．金的常规熔点约为1064 ℃，而制成2 nm尺寸的金的熔点只有327 ℃左右，所以纳米金属于分子晶体
D．液晶是一种具有晶体性质的特殊物质，可用于制造显示器
解析：选D。A、B是错误的，食盐易溶于水，溶解前处于什么状态与溶解、吸收无多大关系，只是溶解的快慢问题。通常使食盐处于晶体状态，不是处于液晶状态。纳米材料不同于一般的晶体、非晶体，所以C也是错误的。
10.有一种蓝色的晶体，它的结构特征是Fe2＋和Fe3＋分别占据立方体互不相邻的顶点，立方体的每条棱上均有一个CN－。
(1)根据晶体结构的特点，推出这种蓝色晶体的化学式(用最简整数表示)________。
(2)此蓝色晶体带________电荷，如用Rn＋与其结合成电中性微粒，此微粒的化学式为________。
解析：Fe2＋、Fe3＋占据立方体互不相邻的顶点，则每个立方体顶点上有4个Fe2＋、4个Fe3＋，根据晶体的空间结构特点，每个顶点上的微粒有1/8属于该立方体，则该立方体中有1/2个Fe2＋、1/2个Fe3＋、CN－位于立方体的棱上，棱上的微粒有1/4属于该立方体，该立方体中有12×1/4个CN－(即3个CN－)，所以该晶体的化学式为[Fe2(CN)6]－，此晶体带负电荷，若结合Rn＋形成中性微粒，此微粒的化学式为R[Fe2(CN)6]n。
答案：(1)[Fe2(CN)6]－　(2)负　R[Fe2(CN)6]n
11.(CH3)3NH＋和AlCl可形成离子液体。离子液体由阴、阳离子组成，熔点低于100 ℃，其挥发性一般比有机溶剂________(填“大”或“小”)，可用做________(填代号)。
a．助燃剂 b．“绿色”溶剂
c．复合材料 d．绝热材料
解析：由(CH3)3NH＋和AlCl形成的离子液体，阴、阳离子间的作用力肯定大于有机溶剂分子间的范德华力，因此其挥发性一般比有机溶剂小；该离子液体中不含氧，则其不助燃，属于无机物，一般不能用做复合材料；由阴、阳离子形成的离子液体，应该具有导热性，不可能用作绝热材料。
答案：小　b
12.晶体与非晶体不同，晶体的各向异性是指____________________，玻璃等非晶体物质的物理性质一般____________________。由于形成晶体的有些物质内无分子，你认为哪几类晶体中不存在分子？________________________________，稀有气体都是由原子直接构成的，原子不组合成分子，但其晶体叫分子晶体，简述其原因________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：从实质上理解晶体与非晶体在结构、性质上的区别；稀有气体元素的原子具有分子特性，是单原子分子，原子之间只存在范德华力，无其他相互作用，所以属分子晶体。
答案：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质　不随方向而变化　离子晶体、原子晶体、金属晶体　原子之间无化学键，稀有气体元素原子具有分子特性，构成晶体时，各微粒之间只存在范德华力，无其他相互作用
13.纳米技术制成的金属燃料、非金属固体燃料、氢气等已应用到社会生活和高科技领域。
(1)A和B的单质单位质量的燃烧热大，可用作燃料。已知A和B为短周期同主族元素，其原子的第一至第四电离能如下表所示：
电离能(kJ/mol) I1 I2 I3 I4
A 932 1821 15390 21771
B 738 1451 7733 10540
①某同学根据上述信息，推断B的核外电子排布如图所示，该同学所画的电子排布图违背了________。
②A在元素周期表中的位置为________。
(2)氢气作为一种清洁能源，必须解决它的储存问题，C60可用作储氢材料。
①已知金刚石中的C—C键的键长为0.154 nm，C60中C—C键键长为0.140～0.145 nm，有同学据此认为C60的熔点高于金刚石，你认为是否正确并阐述理由____________________。
②
科学家把C60和K掺杂在一起制造了一种富勒烯化合物，其晶胞如图所示，该物质在低温时是一种超导体。该物质的K原子和C60分子的个数比为________。
③继C60后，科学家又合成了Si60、N60，C、Si、N原子电负性由大到小的顺序是________。Si60分子中每个硅原子只跟相邻的3个硅原子形成共价键，且每个硅原子最外层都满足8电子稳定结构，则Si60分子中π键的数目为________个。
解析：(1)因I3(A) I2(A)，所以A为ⅡA元素，又因A、B为同主族短周期元素且I1(A)>I1(B)，所以A为Be、B为Mg。①根据能量最低原理，3s能级上应该有2个电子。
(2)①C60为分子晶体，熔点较低；金刚石为原子晶体，熔点较高。
②K原子数＝12×＝6，C60分子数＝8×＋1＝2。
③三原子在周期表中的位置为，电负性为N>C>Si。由题意知2个Si原子形成一个π键，所以π键数为30个。
答案：(1)①能量最低原理　②第2周期ⅡA族
(2)①不正确。C60是分子晶体，熔化时不需破坏化学键　②3∶1　③N>C>Si　30(时间：90分钟，满分：100分)
一、选择题(本题包括15小题，每小题3分，共45分，每小题只有一个选项符合题意)
1.某元素原子价电子构型为4s2，其应在(　　)
A．第4周期ⅡA族　　 B．第4周期ⅡB族
C．第4周期ⅦA族 D．第4周期ⅦB族
解析：选A。由主量子数和价电子数知，该元素为第4周期ⅡA族元素Ca。
2.σ键可由两个原子的s轨道、一个原子的s轨道和另一个原子的p轨道或一个原子的p轨道和另一个原子的p轨道等以“头碰头”方式重叠构建而成。则下列分子中的σ键是由两个原子的s轨道以“头碰头”方式重叠构建而成的是(　　)
A．H2 B．HCl
C．Cl2 D．F2
解析：选A。Cl2和F2中是p p σ键；HCl中是s p σ键；H2中是s s σ键。
3.在2p能级上最多只能排布6个电子，其依据的规律是(　　)
A．能量最低原理
B．泡利不相容原理
C．洪特规则
D．能量最低原理和泡利不相容原理
解析：选B。能量最低原理主要是电子排布先后顺序；洪特规则指相同能级电子尽量占据不同轨道，只有泡利不相容原理说明一个轨道上最多容纳2个电子且自旋方向相反，2p能级共有3个轨道，最多容纳6个电子。
4.下列说法中正确的是(　　)
A．分子的结构是由键角决定的
B．共价键的键能越大，共价键越牢固，由该键形成的分子越稳定
C．CF4、CCl4、CBr4、CI4中C—X键的键长、键角均相等
D．H2O分子中的两个O—H键的键角为180°
解析：选B。分子的结构是由键参数——键能、键长与键角共同决定的，故A项错误；由于F、Cl、Br、I的原子半径不同，故C—X的键长不相等，C项错误；H2O分子中的键角为104.5°，故D项错误。
5.下列分子或离子中中心原子价层电子对几何构型为四面体且分子或离子空间构型为V形的是(　　)
A．NH B．PH3
C．H3O＋ D．OF2
解析：选D。在四个选项中，中心原子均按sp3杂化方式成键，其中：NH的空间构型为正四面体；PH3和H3O＋为三棱锥；只有OF2为V形。
6.关于氢键，下列说法正确的是(　　)
A．每一个水分子中含有两个氢键
B．冰、水、水蒸气中都含有氢键
C．DNA中的碱基互补配对是通过氢键来实现的
D．水是一种非常稳定的化合物，这是由于氢键所致
解析：选C。氢键存在于水分子之间，A错误；在水蒸气中不存在氢键，B错误；水比较稳定是因H—O共价键键能高、难被破坏的原因，氢键只影响物质的物理性质，D错误。
7.如图所示某硅氧离子的空间结构示意图(虚线不表示共价键)。通过观察分析，下列叙述正确的是(　　)
A．键角为120°
B．化学组成为SiO
C．Si原子采用sp2轨道杂化方式
D．化学组成为SiO
解析：选D。由该离子的空间结构示意图可知：硅氧原子形成正四面体结构，Si在体心，O在顶点，键角为109.5°，离子组成为SiO，Si原子采用sp3杂化方式成键。
8.2012年春天山东等地出现了严重的春旱，为了缓解旱情，有关部门选择适宜的条件和方法，向大气中发射增雪剂。其主要成分是干冰、液氮、碘化银等。下列有关叙述不正确的是(　　)
A．干冰和液氮的固体都是分子晶体
B．干冰和液氮的分子中都有非极性共价键
C．干冰和液氮增雪的原理属于物理变化
D．碘化银粒子在冷云中产生冰晶，起到增雪作用
解析：选B。干冰中存在极性共价键，B错误；干冰和液氮增雪原理是利用气化时吸收大量的热使水蒸气凝结，发生的是物理变化。
9.经X射线研究证明：PCl5在固体状态时，由空间构型分别是正四面体和正八面体两种离子构成，下列关于PCl5的推断正确的是(　　)
A．PCl5固体是分子晶体
B．PCl5晶体具有良好的导电性
C．PCl5晶体有[PCl3]2＋和[PCl7]2－构成，其离子数目之比为1∶1
D．PCl5晶体有[PCl4]＋和[PCl6]－构成，其离子数目之比为1∶1
解析：选D。有阴、阳离子构成，不可能是分子晶体，离子晶体在固态时不能导电；类比NH为正四面体，推测[PCl4]＋为正四面体，而[PCl3]2＋应类似BF3为正三角形结构。
10.
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。如图为超氧化钾晶体的一个晶胞(晶体中最小的重复单元)。则下列说法正确的是(　　)
A．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含14个K＋和13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价氧原子与－2价氧原子的数目比为3∶1
解析：选D。K＋在顶点和面心，O在棱的中点和体心，故每个晶胞含K＋数＝8×＋6×＝4，含O数＝12×＋1＝4，化学式为KO2；晶体中每个K＋周围有6个O，每个O周围有6个K＋；晶体中与每个K＋距离最近的K＋有12个；在O中O的平均价态为－，则0价与－2价氧原子之比为3∶1。
11.在硼酸[B(OH)3]分子中，B原子与3个羟基相连，其晶体具有与石墨相似的层状结构。则分子中B原子杂化轨道的类型及同层分子间的主要作用力分别是(　　)
A．sp1，范德华力 B．sp2，范德华力
C．sp2，氢键 D．sp3，氢键
解析：选B。由题知：B(OH)3中B的杂化方式与石墨中C的杂化方式相同，为sp2杂化；层与层间的作用力也与石墨晶体相同，为范德华力。
12.三氟化硼是平面正三角形，因此是非极性分子，推断三氯甲烷(碳原子位于分子结构中心)的结构和分子的极性情况是(　　)
A．正四面体，非极性分子
B．平面三角形，非极性分子
C．四面体，极性分子
D．平面三角形，极性分子
解析：选C。甲烷是正四面体结构，是由于四个碳氢键完全相同且互相排斥，而三氯甲烷(CHCl3)中由于氯原子有较强的吸引电子能力，故C—Cl键中的共用电子对偏向于Cl，使整个分子结构成为变形的四面体结构，因而正负电荷中心不能重合，是极性分子。
13.固体A的化学式为NH5，它的所有原子的最外层都符合相应稀有气体原子的最外电子层结构，则下列有关说法中，不正确的是(　　)
A．NH5中既有离子键又有共价键
B．NH5的熔、沸点高于NH3
C．1 mol NH5中含有5 mol N—H键
D．NH5固体投入少量水中，可产生两种气体
解析：选C。根据NH5所有原子的最外层都符合相应稀有气体原子的最外电子层结构，说明该物质的化学式应为NH4H，是离子化合物。NH5固体投入少量水中，可以产生NH3和H2。
14.下列有关说法正确的是(　　)
A．物质熔、沸点的高低顺序是：晶体硅>氯化钠>冰>氖气
B．微粒半径由大到小的顺序是：H＋>Li＋>H－
C．金刚石的硬度、熔点、沸点都低于晶体硅
D．CO2、HCl、CF4、PCl3四种物质分子中的所有原子都满足最外层为8电子的稳定结构
解析：选A。B选项中微粒半径由大到小顺序应是：H－>Li＋>H＋；C选项中由于金刚石的键长小于晶体硅的，所以硬度、熔点、沸点较大；D选项中HCl中的H最外层不能满足8电子稳定结构。
15.如图中曲线表示原子序数在前20号元素的原子序数(按递增顺序连接排列)和单质沸点的关系。其中A点表示的元素是(　　)
A．Cl B．F
C．Si D．S
解析：选B。由沸点可看出，A单质在常温下，应为气体，排除C、D选项；另外，与A相邻的两种元素单质在常温下也为气体，只有B项合适。
二、非选择题(本题包括5小题，共55分)
16.(12分)请完成下列各题：
(1)前4周期元素中，基态原子中未成对电子数与其所在周期数相同的元素有________种。
(2)第ⅢA、ⅤA族元素组成的化合物GaN、GaP、GaAs等是人工合成的新型半导体材料，其晶体结构与单晶硅相似。在GaN晶体中，每个Ga原子与________个N原子相连，与同一个Ga原子相连的N原子构成的空间构型为________。在四个晶体类型中，GaN属于________晶体。
(3)在极性分子NCl3(遇水强烈水解)中，N原子的化合价为－3价，Cl原子的化合价为＋1价，请推测NCl3水解的主要产物是________(填化学式)。
解析：(1)第1周期的氢，第2周期的碳、氧，第3周期的磷，第4周期的铁，其基态原子中未成对电子数与其所在周期数相同，故共有5种元素。
(2)Ga原子最外层有3个电子，可分别与3个N原子形成共价键，为了达到8电子稳定结构，含空轨道的原子可吸收含孤电子对的第4个N原子形成配位键，成键后Ga原子与4个N原子的键长、键角都完全相等，呈正四面体形。GaN结构与单晶硅结构相似，故均为原子晶体。
(3)NCl3在水解过程中各元素的化合价保持不变，N原子显－3价，结合H＋生成NH3，Cl显＋1价，结合OH－生成HClO，所以水解的主要产物是NH3和HClO。
答案：(1)5　(2)4　正四面体形　原子　(3)HClO、NH3
17.(10分)A、B、C、D、E是中学化学常见的五种元素，原子序数依次增大，其结构或性质信息如下表：
元素 结构或性质信息
A 其原子最外层电子数是内层电子数的2倍
B 基态原子最外层电子排布为nsnnpn＋1
C 非金属元素，其单质为固体，在氧气中燃烧时有明亮的蓝紫色火焰
D 单质在常温、常压下是气体。基态原子的M层上有1个未成对的p电子
E 其与A形成的合金为目前用量最多的金属材料
(1)E元素基态原子的电子排布式是________________________________________________________________________。
(2)在一定条件下，B与D可形成一种化合物(分子中每个原子最外层均为8电子结构)，常温下为淡黄色液体，该物质遇水强烈水解，生成两种产物，其中之一的分子构型为三角锥形，另一种产物具有漂白性，写出该化合物与水反应的化学方程式：________________________________________________________________________。
(3)E单质在海水中易发生电化学腐蚀，写出该电化学腐蚀的正极电极反应式：________________________________________________________________________。
(4)已知1 g单质C完全燃烧放出热量为Q kJ，写出表示C燃烧热的热化学方程式：________________________________________________________________________。
(5)比较A与C的电负性：A________C(填“<”、“＝”或“>”)。A与D形成的一种常见化合物常温下为液体，是良好的有机溶剂，其分子中含有的共价键类型是________(填“σ键”或“π键”)。
解析：A是碳；s轨道最多容纳电子数为2，故B元素原子的最外层电子排布式为2s22p3，所以B是氮；根据C单质燃烧的现象，可知C是硫；第3周期单质为气态的有氯气和氩，但是还有1个未成对的p电子，故D元素是氯；铁合金是使用量最大的金属材料，故E是铁。
(5)硫酸的酸性比碳酸的强，故硫的非金属性强，非金属性越强的元素，电负性越大。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2
(2)NCl3＋3H2O NH3↑＋3HClO
(3)O2＋2H2O＋4e－4OH－
(4)S(s)＋O2(g) SO2(g)　ΔH＝－32Q kJ·mol－1
(5)<　σ键
18.(12分)主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的原子最外层电子数是次外层电子数的3倍。X、Y和Z分属不同的周期，它们的原子序数之和是W原子序数的5倍。在由元素W、X、Y、Z组成的所有可能的二组分化合物中，由元素W与Y形成的化合物M的熔点最高。请回答下列问题：
(1)W元素原子的L层电子排布式为________，W3分子的空间构型为________；
(2)X单质与水发生主要反应的化学方程式为________________________________________________________________________
______________________；
(3)化合物M的化学式为________，其晶体结构与NaCl相同，而熔点高于NaCl。M熔点较高的原因是________。将一定量的化合物ZX负载在M上可制得ZX/M催化剂，用于催化碳酸二甲酯与月桂醇酯交换合成碳酸二月桂酯。在碳酸二甲酯分子中，碳原子采用的杂化方式有________，O—C—O的键角约为________；
(4)X、Y、Z可形成立方晶体结构的化合物，其晶胞中X占据所有棱的中心，Y位于顶角，Z处于体心位置，则该晶体的组成为X∶Y∶Z＝________；
(5)含有元素Z的盐的焰色反应为________色。许多金属盐都可以发生焰色反应，其原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)根据核外电子排布规律，W为氧元素，其核外电子排布式为1s22s22p4。
(2)X、Y、Z的原子序数之和为40，由于原子序数依次增大，所以X的原子序数大于8，第5周期的元素原子序数大于36，所以Z只能是第4周期的元素，即X、Y、Z分别为第2、3、4周期，X只能为F，所以Y、Z的原子序数之和为31，则都为主族元素，所以Z只能为第ⅠA或第ⅡA族中的元素，因为第4周期第ⅢA族中的元素原子序数为31，Y、Z可能为Na、Ca，也可能为Mg、K，依M的熔点高，及(3)可知M为MgO，所以Y为Mg，Z为K。
(3)MgO与NaCl晶体结构相同，是离子晶体，离子晶体熔点与晶格能有关；由碳酸的结构可知碳酸二甲酯的结构为，—CH3中的C为sp3杂化，中C采用sp2杂化，键角为120°。
(4)晶胞中X的个数为12×＝3，Y的个数为8×＝1，Z的个数为1，所以X∶Y∶Z＝3∶1∶1。
(5)K元素的焰色反应为紫色，焰色反应是元素原子中的电子发生跃迁吸收和释放能量形成的，是物理变化。
答案：(1)2s22p4　V形　(2)2F2＋2H2O 4HF＋O2
(3)MgO　晶格能大　sp3和sp2　120°　(4)3∶1∶1
(5)紫　激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量
19.(9分)有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的核电荷数按C、A、B、D、E的顺序增大。C、D都能分别与A按原子个数比为1∶1或2∶1形成化合物；CB可与EA2反应生成C2A与气态物质EB4；E的M层电子数是K层电子数的2倍。
(1)写出这五种元素的名称：A________，B________，C________，D________，E________。
(2)比较EA2与EB4的熔点高低(填化学式)________>________。
(3)写出D单质与CuSO4溶液反应的离子方程式：________________________________________________________________________
________________________________。
解析：由于E的M层电子数是K层电子数的2倍，所以E为硅，EB4为气态物质，则B为氟，D单质与CuSO4溶液反应，则D为钠，A为氧，C为氢。由于钠是活泼金属，将其投入到CuSO4溶液中钠先与H2O反应，再与Cu2＋反应，所以离子方程式为2Na＋2H2O＋Cu2＋Cu(OH)2↓＋2Na＋＋H2↑。SiO2为原子晶体，SiF4为分子晶体，SiO2的熔点高于SiF4。
答案：(1)氧　氟　氢　钠　硅　(2)SiO2　SiF4
(3)2Na＋Cu2＋＋2H2O 2Na＋＋Cu(OH)2↓＋H2↑
20.(12分)氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN，如下图所示：
请回答下列问题：
(1)由B2O3制备BF3、BN的化学方程式依次是________________________、________________________；
(2)基态B原子的电子排布式为________；B和N相比，电负性较大的是________，BN中B元素的化合价为________；
(3)在BF3分子中，F—B—F的键角是________，B原子的杂化轨道类型为________，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF的立体构型为________；
(4)在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为________，层间作用力为________________________；
(5)六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶胞边长为361.5 pm。立方氮化硼晶胞中含有________个氮原子、________个硼原子，立方氮化硼的密度是________g·cm－3(只要求列算式，不必计算出数值，阿伏加德罗常数为NA)。
解析：(1)根据题给制备流程可知两个反应方程式分别为B2O3＋3CaF2＋3H2SO43CaSO4＋2BF3↑＋3H2O，B2O3＋2NH32BN＋3H2O。(2)B原子的原子序数为5，其电子排布式为1s22s22p1；B、N处于同周期，依据同周期元素随原子序数增大电负性依次增大可知，N的电负性较大；B位于元素周期表的第ⅢA族，由化学式BN得B元素的化合价为＋3价。(3)BF3的空间构型为平面正三角形，故F—B—F的键角为120°；B原子的杂化类型为sp2杂化；根据价层电子对互斥理论可知，BF的立体构型为正四面体。(4)借助于石墨的结构可知，B与N原子之间的化学键为共价键，层与层之间依靠分子间作用力相结合。(5)依据金刚石的晶胞结构及化学式BN可确定立方氮化硼晶胞中含有4个N原子，4个B原子。则一个晶胞的质量可表示为×4 g(BN的摩尔质量为25 g·mol－1)，一个晶胞的体积可表示为(361.5×10－10)3cm3(1 pm＝10－12m＝10－10cm)，晶体密度的表达式为 g·cm－3。
答案：(1)B2O3＋3CaF2＋3H2SO43CaSO4＋2BF3↑＋3H2O　B2O3＋2NH32BN＋3H2O
(2)1s22s22p1　N　＋3价
(3)120°　sp2　正四面体
(4)共价键(或极性共价键)　分子间作用力
(5)4　4　1.某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是(　　)
A．电子排布式为：1s22s22p63s23p63d34s2
B．该元素为V
C．元素为ⅡA族元素
D．该元素属于过渡元素
解析：选C。主族元素的最外层电子数＝价电子数，所以该元素在过渡元素区，因其是同族中序数最小的元素，所以在第4周期，其价电子为3d34s2，为ⅤB元素V，属于过渡元素。
2.已知某元素的＋2价离子的电子排布式为1s22s22p6，则该元素在周期表中属于(　　)
A．第3周期ⅤB族　　 B．第4周期ⅡB族
C．第4周期Ⅷ族 D．第3周期ⅡA族
解析：选D。对主族元素而言，价电子排布即为最外层电子排布。要特别注意过渡元素的价电子还可能与次外层有关。由题推知，该元素原子的电子排布式为1s22s22p63s2，故该元素应为第3周期ⅡA族元素Mg。
3.若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是(　　)
A．离子半径：Am＋B．原子半径：AC．A的原子序数比B大(m＋n)
D．b＝a－n－m
解析：选B。因为aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，即b＋n＝a－m，推知a－b＝m＋n，故A的原子序数比B大(m＋n)；由上式可知b＝a－m－n；核外电子层结构相同时，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：Am＋B。
4.下列说法中，正确的是(　　)
A．周期表中的主族都有非金属元素
B．周期表中的主族都有金属元素
C．周期表中的非金属元素都位于短周期
D．周期表中的过渡元素都是金属元素
解析：选D。第ⅡA族都是金属，A错；ⅦA族和0族都是非金属，B错；ⅤA、ⅥA、ⅦA族的非金属元素，长、短周期都有，C错；D符合题意。
5.若某原子在处于能量最低状态时，价电子排布式为4d15s2，则下列说法正确的是(　　)
A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子
B．该元素原子核外共有5个电子层
C．该元素原子的M能层共有8个电子
D．该元素原子最外层共有3个电子
解析：选B。由价电子排布式知：该元素为第5周期ⅢB族元素，该元素原子中有1个未成对电子，A项错误；因4d能级上有1个电子，所以M层的3d能级应充满电子，共18个电子，C项错误；该原子最外层有2个电子，D项错误。
6.价电子构型为4f75d56s2的元素在周期表中位置应是(　　)
A．第4周期第ⅦB族 B．第5周期第ⅢB族
C．第6周期第ⅦB族 D．第6周期第ⅢB族
解析：选C。最大能层数为6，所以为第6周期；由5d56s2知在第ⅦB族。
7.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　)
A．1s22s22p63s23p1 B．1s22s22p5
C．1s22s22p63s23p4 D．1s22s22p1
解析：选A。A为Al，B为F，C为S，D为B，根据原子半径的递变规律：同一周期从左到右原子半径逐渐减小，同一主族从上到下原子半径逐渐增大，可知半径最大的是Al。
8.已知某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中属于(　　)
A．第ⅤB族 B．第ⅡB族
C．第Ⅷ族 D．第ⅡA族
解析：选D。解该题一定要注意看清是“＋2价”离子的电子排布式，根据核外电子排布规律，可知该元素的原子最外层只有2个电子，而且应该排布在第四电子层上，该元素在周期表中的位置应该是第4周期第ⅡA族。
9.几种短周期元素的原子半径及某些化合价见下表。分析判断下列说法正确的是(　　)
元素代号 A B D E G H I J
化合价 －1 －2 ＋4、－4 －1 ＋5、－3 ＋3 ＋2 ＋1
原子半径/nm 0.071 0.074 0.077 0.099 0.110 0.143 0.160 0.186
A.A的单质能将E单质从HE3的溶液中置换出来
B．A、H、J的离子半径由大到小顺序是A>J>H
C．G元素的单质不存在同素异形体
D．I在DB2中燃烧生成两种化合物
解析：选B。根据元素的化合价，结合其原子半径的大小，可推出A是氟、B是氧、D是碳、E是氯、G是磷、H是铝、I是镁、J是钠。分析可知，A的单质与水剧烈反应，不能将E(Cl2)单质从HE3(AlCl3)的溶液中置换出来；G(磷)存在同素异形体(白磷、红磷)；I(镁)在DB2(CO2)中燃烧生成一种化合物和一种单质。故选项A、C、D均不正确。
10.(1)下表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用实线补全元素周期表边界。
(2)元素甲是第3周期第ⅥA族元素，请在右边方框中按下图氦元素的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外电子层排布。
(3)元素乙的3p能级中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：________>________(用元素符号表示)，甲、乙的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为________>________(用化学式表示)。
(4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的________，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)根据周期表结构可得。
(2)第3周期第ⅥA族为硫(S)可推知。
(3)由题意，该元素原子电子排布式为1s22s22p63s23p1，则为铝(Al)，与硫元素为同周期，且在硫元素的左边，由元素周期律知识可推知。
(4)由元素原子结构推断位置规律：周期数＝电子层数，主族序数＝最外层电子数可得。
答案：(1)
(2)
(3)Al　S　H2SO4　Al(OH)3
(4)周期性变化　元素所在的周期等于该元素的原子的电子层数；元素的主族序数等于原子的最外层电子数
11.某元素原子序数为33，则：
(1)该元素原子的电子总数有________个，有________个未成对电子；
(2)有________个电子层，________个能级，________个原子轨道；
(3)它的价电子排布式是________________________________________________________________________。
解析：原子序数＝质子数＝核外电子数，根据核外电子数可知该元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。
答案：(1)33　3　(2)4　8　18　(3)4s24p3
12.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________；
(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________，C的元素符号为________；
(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，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元素原子核外共有7个电子，则核内为7个质子，因此为N元素。(2)B、C分别为17、19号元素即Cl、K。(3)D3＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，可知D为26号元素，即Fe，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(4)E元素原子核外共有29个电子，即第29号元素为Cu，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。
答案：(1)N　(2)Cl　K　(3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2
(4)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1
13.已知A、B、C、D四种元素的相对原子质量分别为27、39、64、80，它们的原子核内中子数分别为14、20、35、45。
(1)A元素原子的核外电子排布式为________________________________________________________________________，
元素符号为____________；B元素原子的核外电子排布式为________________________________________________________________________，
元素符号为__________；C元素原子的核外电子排布式为
________________________________________________________________________，
元素符号为__________；D元素原子的核外电子排布式为
________________________________________________________________________，
元素符号为__________。
(2)A元素在元素周期表中的位置为________，B元素在元素周期表中的位置为________，C元素在元素周期表中位置为________，D元素在元素周期表中的位置为________。
解析：质子数＋中子数＝相对原子质量，据此确定质子数，再根据质子数＝核外电子数，则可以求出电子数并写出核外电子排布式。
答案：(1)1s22s22p63s23p1　Al　1s22s22p63s23p64s1　K
1s22s22p63s23p63d104s1　Cu　1s22s22p63s23p63d104s24p5
Br
(2)第3周期ⅢA族　第4周期ⅠA族　第4周期ⅠB族
第4周期ⅦA族1.下列有关氢原子电子云图的说法正确的是(　　)
A．黑点密度大，电子数目多
B．黑点密度大，单位体积内电子出现的概率小
C．电子云图是对电子运动无规律性的描述
D．电子云图描述了电子运动的客观规律
解析：选D。电子云图中的黑点不代表电子数目的多少，而代表单位体积内电子出现概率的大小。黑点密度大，表示电子出现的概率大，黑点密度小，表示电子出现的概率小。电子运动虽然没有宏观物体那样的运动规律，但也有它自身的规律。电子云就是人们采用的描述电子运动规律的形象比喻。
2.图中所发生的现象与电子跃迁无关的是(　　 )
解析：选D。A、B、C选项中的现象所获得的能量都是电子跃迁时以光的形式释放出来而导致的；D选项中平面镜成像是光的反射的结果。
3.下列电子层中，原子轨道的数目为4的是(　　)
A．K层　　 B．L层
C．M层 D．N层
解析：选B。每一电子层中含有不同的能级，K层有1个s能级；L层含有1个s能级和1个p能级；M层有1个s能级、1个p能级、1个d能级；N层除各含1个s、p、d能级外还有1个f能级，而s、p、d、f能级中分别含有1、3、5、7个不同的原子轨道。
4.在1s、2px 、2py、2pz轨道中，具有球对称性的是(　　)
A．1s B．2px
C．2py D．2pz
解析：选A。s轨道为球形，p轨道为纺锤形。
5.下列说法中正确的是(　　)
A．氢原子光谱是原子的所有光谱中最简单的光谱之一
B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点
C．玻尔理论不但成功地解释了氢原子光谱，而且还推广到其他原子光谱
D．原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上像火车一样高速运转着
解析：选B。A选项，氢原子光谱是所有光谱中最简单的光谱。B选项正确。C选项，玻尔理论只是成功地解释了氢原子光谱，但对多电子原子的光谱却无法解释。D选项，原子中的电子在运动时没有确定半径的轨道，所谓的“轨道”只是电子运动的一个区域。玻尔理论所提出的“轨道量子化”、“轨道上的能量量子化”一定得理解透彻，然后根据理论内容一一判断。
6.道尔顿的原子学说曾经起了很大的作用。他的学说中包含有下述三个论点：①原子是不能再分的粒子；②同种元素原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。从现代的观点看，你认为这三个论点中，不确切的是(　　)
A．只有③ B．只有①③
C．只有②③ D．①②③
解析：选D。原子是由原子核和核外电子组成的，显然①不确切。大多数元素原子都有多种同位素，同位素原子的质量不同，性质也不一定完全相同，②不确切。原子内绝大部分是空的，因此③不确切。
7.下列能级中轨道数为5的是(　　)
A．s能级 B．p能级
C．d能级 D．f能级
解析：选C。s、p、d、f能级分别有1、3、5、7个轨道。
8.下列说法中正确的是(　　)
A．一般而言，n越大，电子离核平均距离越远，能量越低
B．一般n越大，电子层中的能级数越多
C. 对于确定的n值，其原子轨道数为2n2个
D．自旋状态随原子轨道的具体情况而确定
解析：选B。随n值增大，电子离核越来越远，但电子能量越来越高。电子层数越大，其能级数越大，如n＝1，K层只有s能级，n＝2，L层有s、p能级，n＝3，M层有s、p、d三个能级。一个电子层上的原子轨道数为n2，一个电子有两种自旋状态(向上或向下)，一个电子层容纳的最多电子数为2n2。自旋状态与原子轨道无关。
9.下列有关电子云和原子轨道的说法中正确的是(　　)
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能级原子轨道呈球形，处于该轨道上的电子只能在球壳内运动
C．p能级原子轨道呈纺锤形，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多
D．p能级原子轨道与s能级原子轨道的平均半径都随能层序数的增大而增大
解析：选D。电子云表示电子在核外某一区域出现的概率，故A选项错误；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少，故B选项错误；无论能层序数n如何变化，每个p能级都有3个原子轨道且相互垂直，故C选项错误；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。
10.比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
(1)1s________2s；(2)2s________2p；(3)3px________3py；(4)3d________4d；(5)3p________2p。
答案：(1)<　(2)<　(3)＝　(4)<　(5)>
11.描述一个原子轨道要用________、________、________三个方面。3d能级中原子轨道的电子层数________，该能级的原子轨道最多可以有________个空间伸展方向，最多可容纳________个电子。
答案：电子层　能级　空间伸展方向　3　5　10
12.如图是s能级和p能级的原子轨道图，试回答问题：
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。
解析：根据图示可知s电子的原子轨道呈球形，p电子的原子轨道呈纺锤形。s能级有1个原子轨道，p能级有3个原子轨道。
答案：球　1　纺锤　3
13.写出符合下列要求的符号。
(1)第二电子层　s能级________
(2)n＝3 p能级________
(3)第五电子层 d能级________
(4)n＝4 p能级________
(5)n＝2 p能级沿y轴取向的轨道________
答案：(1)2s　(2)3p　(3)5d　(4)4p　(5)2py1.下列叙述与范德华力无关的是(　　)
A．气体物质加压或降温时能凝结或凝固
B．通常状况下氯化氢为气体
C．氟、氯、溴、碘单质的熔沸点依次升高
D．氯化钠的熔点较高
解析：选D。范德华力主要影响物质的熔点、沸点等物理性质。A项，气体物质加压时，范德华力增大；降温时，气体分子的平均动能减小，两种情况下，分子靠自身的动能不足以克服范德华力，从而聚集在一起形成液体甚至固体；B项，HCl分子之间的作用力是很弱的范德华力，因此通常状况下氯化氢为气体；C项，一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增强，物质的熔沸点逐渐升高；D项，NaCl中将Na＋和Cl－维系在固体中的作用力是很强的离子键，所以NaCl的熔点较高，与范德华力无关。
2.下列关于范德华力与氢键的叙述中正确的是(　　)
A．任何物质中都存在范德华力，而氢键只存在于含有N、O、F的物质中
B．范德华力比氢键的作用还要弱
C．范德华力与氢键共同决定物质的物理性质
D．范德华力与氢键的强弱都只与相对分子质量有关
解析：选B。只有由分子组成的物质中才存在范德华力，A项叙述错误。范德华力弱于氢键，B项叙述正确。只有由分子组成且分子之间存在氢键的物质，其物理性质才由范德华力和氢键共同决定，C项叙述错误。氢键的强弱主要与形成氢键的原子的电负性有关，D项叙述错误。
3.下列关于范德华力的有关叙述中正确的是(　　)
A．范德华力的实质也是一种电性作用，所以范德华力是一种特殊的化学键
B．范德华力与化学键的区别是作用力的强弱问题
C．范德华力是决定物质熔沸点高低的唯一因素
D．范德华力能够影响物质的化学性质
解析：选B。范德华力是分子与分子之间的一种相互作用，其实质与化学键类似，也是一种电性作用，但两者的区别是作用力的强弱不同，化学键必须是强烈的相互作用(100～600 kJ·mol－1)，范德华力的作用能一般只有2～20 kJ·mol－1，故范德华力不是化学键。
4.下列物质发生变化时，所克服的粒子间相互作用属同种类型的是(　　)
A．金属钠与晶体硅分别受热熔化
B．氯化铵与苯分别受热变为气体
C．氯化钠与氯化氢分别溶解在水中
D．碘与干冰分别受热变为气体
解析：选D。
选项 各种粒子变化时克服的作用力
A 钠 金属键 硅 共价键
B NH4Cl 离子键 苯 范德华力
C NaCl 离子键 HCl 共价键
D I2 范德华力 干冰 范德华力
5.下列几种氢键：①O—H…O；②N—H…N；③F—H…F；④O—H…N。氢键从强到弱的顺序正确的是(　　)
A．③>①>④>②　　 B．①>②>③>④
C．③>②>①>④ D．①>④>③>②
解析：选A。F、O、N的电负性依次降低，F—H、O—H、N—H键的极性依次降低，故F—H…F中的氢键最强，其次是O—H…O，再次是O—H…N，最弱是N—H…N。
6.下列说法正确的是(　　)
A．HF、HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高
B．H2O的熔点、沸点大于H2S是由于H2O分子之间存在氢键
C．乙醇分子与水分子之间只存在范德华力
D．氯的各种含氧酸的酸性由强到弱排列为HClO>HClO2>HClO3>HClO4
解析：选B。HF中含有氢键，其熔、沸点反常高，A错；乙醇分子与水分子之间不只存在范德华力，还存在氢键，C错；D项中顺序反了。
7.下列说法中错误的是(　　)
A．卤化氢中，HF沸点较高，是由于HF分子间存在氢键
B．H2O的沸点比HF的高，是由于每摩尔分子中水分子形成的氢键数目多
C．氨水中有分子间氢键
D．氢键X—H…Y的三个原子总在一条直线上
解析：选D。氢键具有一定的方向性，所以X—H…Y的三个原子尽可能在一条直线上，但不是一定在一条直线上，如形成的分子内氢键三个原子就不在一直线上，故D不正确。
8.下列关于小分子团水的说法正确的是(　　)
A．水分子的化学性质改变
B．水分子中氢氧键缩短
C．水分子间的作用力减小
D．水分子间结构、物理性质改变
解析：选D。小分子团水仍是以水分子为基本单元构成的聚集状，故分子结构没有改变，分子中的氢氧键没有缩短，化学性质也不改变；而改变的是分子间的结构，物理性质改变。
9.现有如下各种说法，正确的是(　　)
①在水中氢、氧原子间均以化学键相结合　②金属和非金属化合形成离子键　③离子键是阳离子、阴离子的相互吸引　④根据电离方程式：HCl==H＋＋Cl－可判断HCl分子里存在离子键　⑤H2分子和Cl2分子的反应过程是H2、Cl2分子里共价键发生断裂生成H原子、Cl原子，而后H原子、Cl原子形成离子键的过程
A．①②⑤正确 B．都不正确
C．④正确，其他不正确 D．仅①不正确
解析：选B。水分子内存在H、O原子之间的相互作用，分子间的H、O原子间也存在相互作用；而化学键只指分子内相邻原子间强烈的相互作用，故①叙述不正确。离子键不是存在于任何金属和非金属微粒间，只有活泼金属和活泼非金属化合时，才可形成离子键，故②叙述不正确。在离子化合物中，阴、阳离子间存在相互作用，但不单指吸引力还有相互排斥力，故③叙述也不正确。HCl分子中不存在离子，它属于共价化合物，分子中没有离子键，故④叙述不正确。化学反应的本质是旧键断裂、新键形成的过程，但HCl中存在共价键而非离子键，故⑤不正确。
10.下列分子或离子中，能形成分子内氢键的有________，不能形成分子间氢键的有________。
①NH3　②H2O　③HNO3　④HF　⑤NH　⑥
解析：NH3中的三个氢原子都连在同一个氮原子上，氮原子上有孤电子对，可以与其他NH3中的氢原子形成分子间氢键，但不能与分子内的氢原子形成氢键；与NH3类似的还有H2O；在HNO3中，既可以形成分子内氢键()又可以形成分子间氢键()；在HF(F—H…F－)中，已经存在分子内氢键，所以没有可以形成分子间氢键的氢原子；NH中的氮原子已经没
答案：③④⑥　④⑤
11.
水分子间存在一种叫“氢键”的作用(介于范德华力与化学键之间)彼此结合而形成(H2O)n。在冰中每个水分子被4个水分子包围形成变形的正四面体，通过“氢键”相互连接成庞大的分子晶体，其结构示意图如图所示。
(1)1 mol冰中有________mol“氢键”。
(2)水分子可电离生成两种含有相同电子数的微粒，其电离方程式为__________________。已知在相同条件下过氧化氢的沸点明显高于水的沸点，其可能的原因是__________________。
(3)在冰的结构中，每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接。在冰晶体中除氢键外，还存在范德华力(11 kJ·mol－1)。已知冰的升华热是51 kJ·mol－1，则冰晶体中氢键的能量是________ kJ·mol－1。
(4)氨气极易溶于水的原因之一也是与氢键有关。请判断NH3溶于水后，形成的NH3·H2O的合理结构是________(填序号)。
解析：(1)每个水分子与相邻的4个水分子形成氢键，故每个水分子形成的氢键数为4/2＝2；(2)自偶电离；(3)(51 kJ·mol－1－11 kJ·mol－1)/2＝20 kJ·mol－1；(4)从一水合氨的电离特点确定。
答案：(1)2　(2)2H2OH3O＋＋OH－　过氧化氢分子之间存在更强烈的氢键　(3)20　(4)b
12.研究人员最近发现，在一定的实验条件下，给水施加一个弱电场，在20 ℃、1个大气压下，水可以结成冰，称为“热冰”。下图是水和“热冰”的计算机模拟图，图中球代表水分子中的原子。
(1)图中较大的球代表________原子，其原子结构示意图是________。水分子中氢氧原子间的化学键是________________(填“共价键”或“离子键”)。
(2)用球棍模型表示的水分子结构是________。
(3)已知水分子中氧原子一端带部分负电荷，氢原子一端带部分正电荷，在外加电场作用下，水结成冰。上图中模拟“热冰”的示意图是________(填“图1”或“图2”)，理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：氧原子比氢原子大，故大球代表氧原子。水分子中含极性共价键，两个O—H键之间夹角为104.5°，呈V形结构。“热冰”中的水分子应为有序排列，氧原子一端吸引氢原子一端。
13.已知N、P同属于元素周期表的ⅤA族元素，N在第2周期，P在第3周期。NH3分子呈三角锥形，N原子位于锥顶，3个H原子位于锥底，N—H键间的夹角是107.3°。
（1）PH3分子与NH3分子的构型关系_____________（填“相同”、“相似”或“不相似”），P—H_____________（填“有”或“无”）极性，PH3分子_____________（填“有”或“无”）极性。
（2）NH3与PH3相比，热稳定性更强的是_____________。
（3）NH3、PH3在常温、常压下都是气体，但NH3比PH3易液化，其主要原因是_____________。
A.键的极性N—H比P—H强
B.分子的极性NH3比PH3强
C.相对分子质量PH3比NH3大
D.NH3分子之间存在特殊的分子间作用力
解析：（1）N原子与P原子结构相似，NH3分子与PH3分子结构也相似，P—H键为不同种元素原子之间形成的共价键，为极性键。
（2）由N、P在元素周期表中的位置关系和元素周期律知，元素的非金属性N比P强。由元素的非金属性与氢化物之间的热稳定性关系知，NH3比PH3热稳定性强。
（3）“易液化”属于物质的物理性质，NH3与PH3都是共价型分子，其物理性质与化学键无关。按照相对分子质量与范德华力的关系，范德华力与物质的物理性质的关系分析，应该是PH3比NH3沸点高，PH3比NH3易液化。现实是NH3比PH3易液化，这种反常现象是由于NH3分子之间存在特殊的分子间作用力——氢键。
答案：（1）相似有有（2）NH3（3）D(时间：90分钟，满分：100分)
一、选择题(本题包括15小题，每小题3分，共45分，每小题只有一个选项符合题意)
1.有关核外电子运动规律的描述错误的是(　　)
A．核外电子质量很小，在原子核外绕核作高速运动
B．核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释
C．在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动
D．在电子云示意图中，小黑点越密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的概率越大
解析：选C。核外电子在原子核外作高速的不规则的运动，故A项正确；根据量子力学理论可知核外电子在原子核外没有固定的运动轨迹，所以核外电子的运动不能用牛顿运动定律来解释，故B项正确；在电子云示意图中小黑点表示核外电子在某个区域中出现的概率，故C项错误，D项正确。
2.电子在一个原子的下列能级的原子轨道中排布时，最后排布的是(　　)
A．ns　　 B．np
C．(n－1)d D．(n－2)f
解析：选B。根据原子中电子的排布顺序ns→(n－2)f→(n－1)d→np，最后排布的应为np轨道。
3.美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金做载热介质，下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是(　　)
A．原子半径：Al>Na
B．第一电离能：Al>Na
C．电负性：Na>Al
D．基态原子未成对电子数：Na>Al
解析：选B。根据元素周期律，原子半径Na>Al，电负性Na4.某元素原子的电子排布式是1s22s22p63s23p4，则它在周期表中的位置是(　　)
A．第2周期第ⅣA族
B．第3周期第ⅣA族
C．第4周期第ⅡA族
D．第3周期第ⅥA族
解析：选D。电子层数为周期序数，n＝3，则为第3周期。最外层电子数为主族序数，为第ⅥA族。
5.价电子构型为3d54s2的元素属于(　　)
A．稀有气体 B．过渡元素
C．氧族元素 D．卤族元素
解析：选B。由该原子的电子排布式知该原子核外共有25个电子，即为25号元素Mn，是第ⅦB族元素，属于过渡元素。
6.表示一个原子的M层上有10个电子，可以写成(　　)
A．3s23p63d2 B．2d10
C．3s23p64s2 D．3s23p33d5
解析：选A。M为n＝3的电子层。则电子排布式为3s23p63d2。
7.下列各项叙述中正确的是(　　)
A．电子层序数越大，s原子轨道的形状相同、半径越大
B．在同一电子层上运动的电子，其自旋方向肯定不同
C．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
D．原子最外层电子排布是5s1的元素，其氢氧化物不能使氢氧化铝溶解
解析：选A。s能级原子轨道都是球形的，且电子层序数越大，半径也越大，故A正确；在一个轨道中电子的自旋方向肯定不同，但在同一电子层中，电子的自旋方向是可以相同的，如C原子的核外电子排布(轨道表示式) ，在2p能级上2个电子的自旋方向相同，故B错误；Mg原子3s2能级上的2个电子吸收能量跃迁到3p2能级上，由基态转化成激发态，故C错误；原子最外层电子排布是5s1的元素是Rb元素，其氢氧化物(RbOH)是强碱，可以与氢氧化铝反应，故D错误。
8.下列叙述中错误的是(　　)
A．原子半径　Na>Si>Cl
B．金属性　Na>Mg>Al
C．稳定性　SiH4D．酸性　H3PO4解析：选C。由元素所在周期表中的相对位置可知元素的性质递变规律，故C错。稳定性应为：HCl＞H2S＞SiH4。
9.以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是(　　)
A．第ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子
B．同周期元素(除0族元素外)从左到右，原子半径逐渐减小
C．第ⅦA族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强
D．同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低
解析：选B。A项137Cs和133Cs互为同位素，二者具有相同的质子数；C项第ⅦA族元素从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，氢化物的稳定性逐渐减弱；D项第ⅠA和第ⅡA族金属元素从上到下对应单质的熔点逐渐降低，而第ⅥA、第ⅦA族非金属元素对应单质的熔点逐渐升高。
10.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；
②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3；
④1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是(　　)
A．第一电离能：④>③>②>①
B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③＝②>①
解析：选A。由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。根据元素周期律可知：第一电离能为④>③>②>①，A正确；原子半径应是②最大，④最小，B不正确；电负性应是④最大，②最小，C不正确；④无正价，②、③最高正化合价为＋5，①的最高正化合价为＋6，D不正确。
11.X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知(　　)
A．X的原子半径大于Y的原子半径
B．X的电负性大于Y的电负性
C．X阴离子的半径小于Y阳离子的半径
D．X的第一电离能小于Y的第一电离能
解析：选B。由题可知X、Y在周期表中位置应为，所以原子半径应为Y>X，电负性为X>Y，离子半径应为X>Y，第一电离能为X>Y。
12.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是(　　)
A．X的原子半径比Y小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性X>Y
D．第一电离能X解析：选D。Xm＋与Yn－的核外电子排布相同，则质子数X>Y，原子半径X>Y。X和Y的核电荷数之差为m＋n。X比Y更易失电子，第一电离能X小于Y的，电负性X小于Y的。
13.下列各组元素性质的递变情况错误的是(　　)
A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多
B．Si、P、Cl元素的最高正价依次升高
C．N、O、F元素的电负性依次增大
D．Na、K、Rb元素的第一电离能依次增大
解析：选D。A、B、C三选项中的元素分别处于同一周期，随原子序数递增，最外层电子数依次增多，最高正价依次升高，元素电负性依次增大；D项中同一主族从上到下，元素第一电离能依次减小。
14.下列轨道表示式所示的氧原子的核外电子排布中，氧原子处于基态的是(　　)
解析：选A。B选项，2p能级在仍有空轨道的情况下两个原子轨道各填充了2个电子，违背了洪特规则。C选项，2p能级有两个单电子的自旋方向相反，违背了洪特规则。D选项，2p能级的两个成对电子的自旋方向相同，违背了泡利不相容原理。A选项中氧原子的核外电子排布符合基态原子核外电子排布的原则，氧原子处于基态。
15.X、Y、Z为短周期元素，Z的原子序数等于X、Y的原子序数之和，且Z离子比X离子多3个电子层，下列推断不正确的是(　　)
A．Y的原子半径大于Z的原子半径
B．X可能为金属元素
C．Y与Z不可能形成离子化合物
D．Z一定为非金属元素
解析：选B。因X、Y、Z为短周期元素，Z离子比X离子多3个电子层，推知X只能是氢元素，Z为第3周期的S、Cl等元素；根据Z的原子序数等于X、Y的原子序数之和，推知Y为第3周期的非金属元素，且Y的原子序数小于Z，根据元素周期律即可判断选项中A、C、D正确，B错误。
二、非选择题(本题包括5小题，共55分)
16.(12分)根据元素周期表1～20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。
(1)属于金属元素的有________种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有________(填两种化合物的化学式)；(2)属于稀有气体的是________(填元素符号，下同)；(3)形成化合物种类最多的两种元素是________；(4)第3周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外)________；(5)推测Si、N最简单氢化物的稳定性________大于________(填化学式)。
解析：C、H两种元素可以形成一系列的有机物，所以形成的化合物种类最多。根据元素周期律可推知其他答案。
答案：(1)7　K2O、K2O2(KO2也可以)　(2)He、Ne、Ar
(3)C、H　(4)Na　(5)NH3　SiH4
17.(10分)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________。
解析：4p轨道上有3个电子，价电子为4s24p3，为砷元素。2p轨道有2个未成对电子的为C或O元素，根据可以与砷反应的产物可判断出Y为氧元素。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3　As
(2)
18.(10分)周期表里的四种短周期主族元素的相对位置如下所示。已知它们的原子序数总和为46，则
m n
x y
(1)元素n的原子序数为________；
(2)用电子排布式表示x原子的价电子结构为________；
(3)m与y所形成化合物的化学式为________(填元素符号，下同)；
(4)x与y相比，电负性较大的是________，理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：根据四种主族元素的原子序数总和为46可知，m、n两种元素处于第2周期，x、y元素在第3周期，设n的原子序数为a，m的原子序数a－1，x、y的原子序数分别为a＋9和a＋10，由题意可知：a＋a－1＋a＋9＋a＋10＝46，a＝7，即n的原子序数为7，是N元素；x的原子序数为7＋9＝16，为S元素，价电子结构用电子排布式表示为3s23p4；m是C元素，y是Cl元素，两者形成的化合物为CCl4；Cl原子核电荷数大，半径小，原子核吸引电子的能力比S元素强，所以电负性较大的是Cl元素。
答案：(1)7　(2)3s23p4　(3)CCl4　(4)Cl　Cl原子的核电荷数大，半径小，原子核吸引电子的能力强
19.(11分)Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：
①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；
②Y原子价电子排布msnmpn(m≠n)；
③R原子核外L层电子数为奇数；
④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：
(1)Z2＋的核外电子排布式是________________________________________________________________________。
(2)Q、Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，其氢化物的稳定性________>________，其氢化物的还原性________>________(用化学式填空)。
(3)Q、R、X三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________，电负性数值由小到大的顺序是________(用元素符号作答)。
(4)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物是________(填化学式)。
解析：由①知Z为Cu元素。由②推测，n＝2，为ⅣA族元素，又由于其是原子序数小于29的短周期元素，且m≠n，Y只能是Si元素。R的核外L层电子数为奇数，则可能为Li、B、N或F。Q、X的p轨道的电子数分别为2和4，则为C(或Si)和O(或S)。因为五种元素原子序数依次递增。故可推出：Q为C，R为N，X为O，Y为Si。(1)Cu的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，失去两个电子，则为1s22s22p63s23p63d9。(2)Q、Y的氢化物分别为CH4和SiH4，由于C的非金属性强于Si，则稳定性CH4>SiH4。还原性正好相反。(3)C、N、O位于同一周期，而N由于具有半充满状态，故第一电离能比O元素大，所以N>O>C，而电负性C答案：(1)1s22s22p63s23p63d9
(2)CH4　SiH4　SiH4　CH4
(3)C20.
(12分)W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。
(1)X位于元素周期表中第________周期________族；W的基态原子核外有________个未成对电子。
(2)X的单质和Y的单质相比，熔点较高的是________________(写化学式)；Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是________________(写化学式)。
(3)Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是________________________________________________________________________
__________________________。
(4)在25 ℃、101 kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1 mol电子放热190.0 kJ，该反应的热化学方程式是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：根据题意，W的一种核素的质量数为18，中子数为10，则W为O；X和Ne原子的核外电子数相差1，且原子半径比W大，则X为Na；Y的单质是一种常见的半导体材料，不难推断Y为Si；Z的电负性在同周期主族元素中最大，且原子半径比O大，而比Na小，不难推出Z为Cl。
答案：(1)3　ⅠA　2　(2)Si　HCl
(3)SiCl4＋3H2OH2SiO3↓＋4HCl(其他合理答案均可)
(4)SiH4(g)＋2O2(g)SiO2(s)＋2H2O(l)
ΔH＝－1520.0 kJ·mol－11.下列关于等离子体的叙述中，错误的是(　　)
A．是物质的一种聚集状态
B．是一种混合物存在状态
C．具有导电性
D．基本构成微粒只有阴、阳离子
解析：选D。等离子体的基本构成微粒既有带电的阴、阳离子，也有中性的分子或原子，是个复杂的混合体系，D选项错误。
2.等离子体的用途十分广泛，运用等离子体来切割金属或者进行外科手术，其利用了等离子体的特点是(　　)
A．微粒带有电荷　　 B．高能量
C．基本构成微粒多样化 D．准电中性
解析：选B。切割金属或者进行外科手术，是利用了等离子体高能量的特点。
3.下列叙述正确的是(　　)
A．食盐粉末为非晶体
B．液体与晶体混合物叫液晶
C．最大维度处于纳米尺度的材料叫纳米材料
D．等离子体的外观为气态
解析：选D。食盐粉末仍由细小食盐晶体组成，保持食盐晶体的结构和性质特点，不是非晶体，故A项不正确；液晶是指外观为液态，但却有晶体的特性的物质，故B项不正确；纳米材料是指至少有一维为纳米级尺度的材料，故C项不正确；等离子体是物质在气态的基础上进一步解离产生的气态带电微粒，故D项正确。
4.等离子体灭菌医疗器械的灭菌性能是普通器械的100倍，比环氧乙烷、甲醛等灭菌更快更可靠，在该器械中主要运用了等离子体______________特点。氙气和氖气的混合物形成的等离子体可用于制造等离子体显示器，其主要原因是
________________________________________________________________________，
这种显示屏还具备________特点。
解析：考查等离子体的反应特点(产生高温)和等离子体的重要用途(制造显示器)。
答案：可以获得比燃烧所产生的温度高5倍以上的高温
电流激发气体，使其发出肉眼看不见的紫外线，这种紫外线碰击后面玻璃上的红、蓝、绿三色荧光体，它们再发出我们在显示器上看到的光　超薄
5.(2012·福建三明高二检测)请根据如图所示回答下列问题：
(1)纳米是________单位，1纳米等于________米。纳米科学与技术是研究结构尺寸在1至100纳米范围内材料的性质与应用。它与________分散系的粒子大小一样。
(2)世界上最小的马达，只有千万分之一个蚊子那么大，如图，这种分子马达将来可用于消除体内垃圾。
①该图是马达分子的________模型。
②该分子中含有的组成环的原子是__________元素的原子，分子中共有__________个该原子。
③纳米产品以其优异的性能令人向往，下列关于纳米用品的说法中错误的是________。
a．现代家庭普遍使用的电冰箱大多都是“纳米冰箱”，它耗电少且无污染
b．现代商场里的高档衣服都是“纳米衣服”，它冬暖夏凉且无污染
c．专供幼儿、学生饮用的“营养强化牛奶”是“纳米牛奶”，它能使人增强记忆力
解析：胶体是分散质粒子直径为1～100 nm的分散系。根据我们的生活经验判断，现在市面上还没有或极少有纳米生活用品。
答案：(1)长度　10－9　胶体
(2)①球棍　②碳　30　③abc1.下列物质中，存在的化学键的种类最多的是(　　)
A．NaOH　　　 B．HClO
C．MgCl2 D．NH4Cl
解析：选D。NaOH中存在离子键和极性共价键，HClO中只存在极性共价键，MgCl2中只存在离子键，NH4Cl中存在离子键、极性共价键和配位键。
2.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＋H2ONH4HCO3
C．2NaOH＋Cl2NaCl＋NaClO＋H2O
D．2Na2O2＋2CO22Na2CO3＋O2
解析：选D。A、B项中无非极性共价键的断裂和形成，C项中有非极性共价键(Cl—Cl)的断裂但无非极性共价键的形成。D项中Na2O2既有离子键又有非极性共价键，CO2中有极性共价键，O2中有非极性共价键，Na2CO3中有离子键和极性共价键。
3.向盛有少量NaCl溶液的试管中滴入少量AgNO3溶液，再加入氨水，下列关于实验现象的叙述不正确的是(　　)
A．先生成白色沉淀，加入足量氨水后沉淀消失
B．生成的沉淀为AgCl，它不溶于水，但溶于氨水，重新电离成Ag＋和Cl－
C．生成的沉淀是AgCl，加入氨水后生成了可溶性的配合物[Ag(NH3)2]Cl
D．若向AgNO3溶液中直接滴加氨水，产生的现象也是先出现白色沉淀后又消失
解析：选B。本题考查AgCl的生成与溶解的实验现象。由于Ag＋与NH3分子能通过配位键而发生反应：Ag＋＋2NH3 [Ag(NH3)2]＋，所以，AgCl、AgOH等沉淀都能溶于氨水中。
4.下列离子或分子中，不具有孤电子对的是________(填序号)。
①H2O　②NH3　③NH　④H2S　⑤OH－
解析：孤电子对是不成键的电子对。
答案：③
5.下列变化中：①碘升华　②烧碱熔化　③食盐溶于水
④HCl溶于水　⑤O2溶于水　⑥NaHCO3热分解
(1)未发生化学键破坏的是________________________________________________________________________；
(2)仅发生离子键破坏的是________________________________________________________________________；
(3)仅发生共价键破坏的是________________________________________________________________________；
(4)既发生离子键破坏，又发生共价键破坏的是________________________________________________________________________。
解析：物理变化不破坏化学键，电解质溶于水时，发生电离，离子键或共价键被破坏。
答案：(1)①⑤　(2)②③　(3)④　(4)⑥1.某物质熔融状态可导电，固态可导电，将其投入水中水溶液也可导电，则可推测该物质可能是(　　)
A．金属　　 B．非金属
C．可溶性碱 D．可溶性盐
解析：选A。由固态导电可排除C、D，由熔融状态导电可排除B。
2.金属的下列性质中，不能用金属晶体结构加以解释的是(　　)
A．易导电 B．易导热
C．有延展性 D．易锈蚀
解析：选D。金属锈蚀大多数发生的是电化学腐蚀，与金属晶体结构无关。
3.金属晶体堆积密度大，原子配位数高，能充分利用空间的原因是(　　)
A．金属原子的价电子数少
B．金属晶体中有自由电子
C．金属原子的半径大
D．金属键没有饱和性和方向性
解析：选D。晶体中的微粒通过相互间的作用力尽可能紧密堆积，由于金属键没有方向性和饱和性，所以金属晶体在空间排列上服从紧密堆积原理，使金属晶体常见的结构型式具有堆积密度大、原子配位数高、能充分利用空间等特点。
4.金属的下列性质中，与自由电子无关的是(　　)
A．密度大小 B．易导电
C．延展性好 D．易导热
解析：选A。对于金属，其导电性、导热性及延展性好均与自由电子有关。
5.
氯化铯晶胞(晶体中重复的结构单元)如图中(1)所示，该晶体中Cs＋与Cl－的个数比为1∶1，化学式为CsCl。若某晶体晶胞结构如图中(2)所示，其中含有A、B、C三种元素的微粒，则该晶体中A、B、C的微粒个数比为(　　)
A．8∶6∶1 B．4∶3∶1
C．1∶6∶1 D．1∶3∶1
解析：选D。A的个数＝8×＝1，B的个数＝6×＝3，C的个数为1。
6.氧化钙在2973 K时熔化，而氯化钠在1074 K时熔化，两者的离子间距离和晶体结构都类似，有关它们熔点差别较大的原因叙述不正确的是(　　)
A．氧化钙晶体中阴、阳离子所带的电荷数多
B．氧化钙的晶格能比氯化钠的晶格能大
C．氧化钙晶体的结构类型与氯化钠晶体的结构类型不同
D．在氧化钙与氯化钠的离子间距离类似的情况下，晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定
解析：选C。CaO和NaCl都属于离子晶体，熔点的高低可根据晶格能的大小判断。晶格能的大小与离子所带电荷多少、离子间距离、晶体结构类型等因素有关。CaO和NaCl的离子间距离和晶体结构都类似，故晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定。
7.下列图像是从NaCl或CsCl晶体结构图中分割出来的部分结构图，试判断属于NaCl晶体结构的图像是(　　)
A．图(1)和图(3) B．图(2)和图(3)
C．只有图(1) D．图(1)和图(4)
解析：选D。在NaCl晶体结构中。每个Na＋周围等距且最近的Cl－有6个，图(1)和图(4)能够满足；在CsCl晶体中，与每个Cs＋等距且最近的Cl－有8个，图(2)和图(3)符合。
8.
高温下，超氧化钾晶体(KO2)呈面心立方体结构。如图为超氧化钾晶体的一个晶胞(晶体中最小的重复单元)，则下列有关说法中正确的是(　　)
A．KO2中只存在离子键
B．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞中含有1个K＋和1个O
C．晶体中与每个K＋距离最近的O有6个
D．晶体中，所有原子都以离子键结合
解析：选C。根据题给信息知超氧化钾晶体是面心立方结构，而且该晶体(KO2)是离子化合物，阴、阳离子分别为K＋、O，晶体中K＋与O间形成离子键，但O中O—O键为共价键，故A、D不正确；作为面心立方结构，每个晶胞中含有K：8×＋6×＝4，含O：1＋×12＝4，B不正确；晶胞中与每个K＋距离最近的O有前、后、上、下、左、右共6个，故C选项正确。
9.MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的高低顺序是(　　)
A．MgO>Rb2O>BaO>CaO
B．MgO>CaO>BaO>Rb2O
C．CaO>BaO>MgO>Rb2O
D．CaO>BaO>Rb2O>MgO
解析：选B。四种离子晶体所含阴离子相同，所含阳离子不同。Mg2＋、Rb＋、Ca2＋、Ba2＋比较，Rb＋所带电荷量少，其与O2－形成的离子键最弱，使Rb2O的熔点最低。Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋比较，它们所带正电荷一样多，半径Mg2＋Ca2＋>Ba2＋，相应离子晶体的熔点由高到低的顺序是MgO>CaO>BaO。综上所述，四种离子晶体熔点的高低顺序是MgO>CaO>BaO>Rb2O。
10.下面列出的是一些离子晶体空间结构示意图(“○”代表阴离子，“●”代表阳离子)，用M和N分别代表阳离子和阴离子，分别写出各离子晶体的化学式：
A：____________________；B：____________________；
C：____________________；D：____________________。
解析：A中M与N的个数比为＝；B中M与N的个数比为＝；C中M与N的个数比为＝＝；D中M与N的个数比为＝。
答案：MN　M2N3　MN2　MN
11.
金晶体的最小重复单元(也称晶胞)是面心立方体，即在立方体的8个顶点各有一个金原子，各个面的中心有一个金原子，每个金原子被相邻的晶胞所共用。金原子的直径为d，用NA表示阿伏加德罗常数，M表示金的摩尔质量。
(1)金晶体每个晶胞中含有________个金原子。
(2)欲计算一个晶胞的体积，除假定金原子是钢性小球外，还应假定________________________________________________________________________。
(3)一个晶胞的体积是________。
(4)金晶体的密度是________。
解析：(1)利用均摊法。顶点的金原子属于晶胞的有，面心的有，所以每个晶胞中含金原子数＝8×＋6×＝4。(2)还应假定在立方体各个面的对角线上的三个金原子彼此两两相切(紧密排列)。
(3)设晶胞边长为a，则：
2a2＝(2d)2，a＝d，故每个晶胞的体积
V＝a3＝(d)3＝2d3。
(4)ρ＝＝＝。
答案：(1)4　(2)在立方体各个面的对角线上3个金原子彼此两两相切(紧密排列)　(3)2d3　(4)
12.A、B 为两种短周期元素，A的原子序数大于B，且B原子的最外层电子数为A原子最外层电子数的3倍。A、B形成的化合物是中学化学常见的化合物，该化合物熔融时能导电。试回答下列问题：
(1)A、B的元素符号分别是________、________。
(2)A、B所形成的化合物的晶体结构与氯化钠晶体结构相似，则每个阳离子周围吸引了________个阴离子；晶体中阴、阳离子个数之比为________________。
(3)A、B形成的化合物的晶体的熔点比NaF晶体的熔点________，其判断的理由是________________________________________________________________________。
解析：该化合物熔融时能导电，说明A、B形成的化合物是离子化合物，A和B一种是活泼的金属元素，一种是活泼的非金属元素，再结合A的原子序数大于B，且B原子的最外层电子数为A原子最外层电子数的3倍，推断出A是Mg元素，B是O元素。MgO和NaF虽然离子半径差别不大，但MgO中离子所带电荷较多，离子键强。
答案：(1)Mg　O　(2)6　1∶1
(3)高　离子半径差别不大，但MgO中离子所带电荷较多，离子键强
13.(2011·高考海南卷)铜是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。请回答以下问题：
(1)CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为________________________________________________________________________；
(2)CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
(3)SO的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是________；
(4)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为________________________________________________________________________；
一种铜金合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心、Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为________；该晶体中，原子之间的作用力是________；
(5)上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu原子与Au原子构成的四面体空隙中。若将Cu原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与CaF2的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为________________________________________________________________________。
解析：(1)金属铜与浓硫酸在加热时反应生成硫酸铜、二氧化硫和水。
(2)白色的CuSO4粉末与水结合生成蓝色的CuSO4·5H2O晶体，该反应常用于检验微量水的存在。
(3)根据价层电子对互斥理论可以判断，SO的价层电子对数n＝＝4，所以中心硫原子采取sp3杂化，立体构型为正四面体形。
(4)铜的价电子排布为3d104s1，最外层只有1个电子，最外层电子排布式为4s1，所以与Cu同族的第六周期的Au原子最外层电子排布式为6s1。立方最密堆积的结构中，顶点有8个Au原子，顶点上的原子为8个晶胞共用，完全属于该晶胞的有8×＝1个，6个面的中心共有6个Cu原子，面上的原子被2个晶胞共用，完全属于该晶胞的有6×＝3个，所以Cu原子与Au原子数量之比为3∶1。铜金合金属于金属晶体，微粒间的作用力为金属键。
(5)氟化钙的晶胞如图所示，在立方体里面有8个F－，每个F－恰好处于4个Ca2＋围成的四面体的中间。若把该铜金合金中的Cu原子和Au原子等同看待，则Cu原子和Au原子相当于CaF2中的Ca2＋，所储H原子相当于F－，故其化学式为Cu3AuH8。
答案：(1)Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O
(2)白色CuSO4粉末和水结合生成蓝色的CuSO4·5H2O晶体
(3)正四面体形　sp3杂化
(4)6s1　3∶1　金属键　(5)Cu3AuH8(时间：90分钟，满分：100分)
一、选择题(本题包括15小题，每小题3分，共45分，每小题只有一个选项符合题意)
1.氮化硼很难熔化，即使在熔融状态下也不导电，加热至3000 ℃方可气化，下列对氮化硼的叙述，正确的是(　　)
A．氮化硼是分子晶体　　 B．氮化硼是原子晶体
C．氮化硼是离子晶体 D．分子式为BN
解析：选B。该晶体熔、沸点很高，说明可能为离子晶体或原子晶体，又因为该晶体在熔融状态下不导电，说明该晶体为原子晶体，化学式是BN。
2.金属晶体具有延展性的原因是(　　)
A．金属键很微弱
B．金属键没有饱和性
C．密堆积层的金属原子容易发生滑动，但不会破坏密堆积的排列方式，也不会破坏金属键
D．金属阳离子之间存在斥力
解析：选C。金属晶体具有延展性是由于密堆积层的金属原子受到外力作用时容易发生滑动，但不会破坏密堆积的排列方式，也不会破坏金属键。
3.如表所列有关晶体的说法中，有错误的是(　　)
选项 A B C D
晶体名称 碘化钾 干冰 石墨 碘
组成晶体微粒名称 阴、阳离子 分子 原子 分子
晶体内存在的作用力 离子键 范德华力 共价键 范德华力
解析：选C。石墨为混合键型晶体，晶体内作用力含有共价键、范德华力和金属键的特性。
4.下列物质的熔、沸点高低顺序正确的是(　　)
A．金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅
B．CI4>CBr4>CCl4>CF4
C．MgO>H2O>N2>O2
D．金刚石>生铁>钠>纯铁
解析：选B。A项中物质全部为原子晶体，判断其熔、沸点高低可比较其原子半径：Si>C>O，故键长关系为Si—Si>Si—C>Si—O>C—C，故A项中的熔、沸点顺序错误；B项为同种类型的分子晶体，可比较其相对分子质量大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高；C项中，N2与O2为同种类型的分子晶体，O2的熔、沸点比N2高；D项中，熔、沸点关系为金刚石>纯铁>生铁>钠，合金的熔、沸点比纯金属低。
5.金属晶体和离子晶体是重要晶体类型。下列关于它们的说法中，正确的是(　　)
A．金属晶体和离子晶体都能导电
B．在镁晶体中，1个Mg2＋只与2个价电子存在强烈的相互作用
C．金属晶体和离子晶体都可采取“紧密堆积”方式
D．金属晶体和离子晶体中分别存在金属键和离子键等强烈的相互作用，很难断裂，因而都具有延展性
解析：选C。离子晶体在固态时不导电；在金属晶体中，自由电子为整块金属所有，不专属于某个离子；金属键和离子键均无方向性和饱和性，使两类晶体均采取“紧密堆积”方式；离子晶体无延展性。
6.正硼酸(H3BO3)是一种片层状结构的白色晶体，层内的H3BO3分子之间通过氢键相连(层状结构如图所示，图中“虚线”表示氢键)。下列有关说法正确的是(　　)
A．含1 mol H3BO3的晶体中有6 mol氢键
B．分子中硼原子、氧原子最外层均为8e－的稳定结构
C．正硼酸晶体属于原子晶体
D．H3BO3分子的稳定性与氢键无关
解析：选D。A项含1 mol H3BO3的晶体中有3 mol氢键；B项硼原子的最外层不是8e－的稳定结构；C项正硼酸晶体属于分子晶体。
7.如图所示晶体结构是一种具有优良的压电、电光等功能的晶体材料的最小结构单元(晶胞)，每个“Ti”紧邻的氧原子数和这种晶体材料的化学式分别是(各元素所带电荷均已略去)(　　)
A．8；BaTi8O12 B．8；BaTi4O9
C．6；BaTiO3 D．3；BaTi2O3
解析：选C。由晶胞的结构知：Ba原子在体心，专属于此晶胞；Ti原子在顶点，属于此晶胞的Ti原子＝8×＝1；氧原子在12条棱的中点，属于此晶胞的氧原子＝12×＝3；晶胞中每个Ti紧邻的氧原子数为6个，其中与Ti在同一平面的有4个，上、下各一个，形成双四棱锥结构。
8.下列有关晶体的叙述正确的是(　　)
A．金属晶体含有金属阳离子和自由电子
B．原子晶体一定是单质
C．分子晶体一定是化合物
D．金属晶体的硬度>原子晶体的硬度>分子晶体的硬度
解析：选A。B项如SiO2、SiC等均为原子晶体，C项如O2、H2等为分子晶体却为单质，D项一般情况下：原子晶体的硬度>金属晶体的硬度>分子晶体的硬度。
9.如图是某无机化合物的二聚分子，该分子中A、B两种元素都是第3周期的元素，分子中所有原子的最外层电子数都达到8个电子的稳定结构。下列说法不正确的是(　　)
A．该化合物的化学式是Al2Cl6
B．该化合物是离子化合物，在熔融状态下能导电
C．该化合物在固态时所形成的晶体是分子晶体
D．该化合物中不存在离子键，也不含有非极性共价键
解析：选B。由题中描述：“二聚分子”、“该分子中”等词语，知该化合物为共价化合物，形成的晶体为分子晶体，不存在离子键，由图示知，只存在A、B之间的极性共价键；所以利用排除法结合题干描述知该化合物为Al2Cl6，分子晶体中含共价键、配位键。
10.科学家艾哈迈德·泽维尔使“运用激光技术观测化学反应时原子的运动”成为可能。泽维尔研究发现，当激光脉冲照射NaI时，Na＋和I－两核间距在10～15 A。，呈现离子键；当两核靠近约2.8 A。时，呈现共价键。根据泽维尔的研究成果能得出的结论是(　　)
A．NaI晶体是离子晶体和分子晶体的混合物
B．共价键和离子键没有明显的界限
C．NaI晶体中既有离子键，又有共价键
D．离子晶体可能含有共价键
解析：选B。NaI晶体在不同情况下属于不同的晶体类型，不是离子晶体和分子晶体的混合物，并且NaI晶体中的化学键在Na＋和I－核间距发生变化时可能是离子键，也可能是共价键，说明共价键和离子键无明显界限；D项中内容不是根据泽维尔的研究成果得出的结论。
11.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：选D。A项中CsCl晶体中每个离子都吸引8个带相反电荷的离子；B项中金属晶体内部本身就存在自由电子，外加电场仅能导致其产生定向移动；C项中如P、S等分子晶体常温下呈固态。
12.朱经武(Paul Chu)教授等发现钇钡铜氧化合物在90 K时即具超导性，该化合物的晶胞结构如图所示：
该化合物以Y2O3、BaCO3和CuO为原料，经研磨烧结而成，其原料配比为(　　)
A．1∶1∶1 B．1∶4∶6
C．1∶2∶3 D．2∶2∶3
解析：选B。晶胞中钡原子个数为2，铜原子个数为×8＋×8＝3，钇原子个数为1，则Y2O3、BaCO3、CuO之比为∶2∶3＝1∶4∶6。
13.钡在氧气中燃烧时得到一种钡的氧化物晶体，结构如图所示，有关说法不正确的是(　　)
A．该晶体属于离子晶体
B．晶体的化学式为Ba2O2
C．该晶体的晶胞结构与NaCl相似
D．与每个Ba2＋距离相等且最近的Ba2＋共有12个
解析：选B。由晶胞结构及“均摊法”计算：一个晶胞中含Ba2＋：8×1/8＋6×1/2＝4个，含O：12×1/4＋1＝4个，故晶体化学式是BaO2，其他选项可结合NaCl晶胞知识做出判断。
14.常温下硫单质主要以S8形式存在，加热时S8会转化为S6、S4、S2等，当蒸气温度达到750 ℃时主要以S2形式存在，下列说法正确的是(　　)
A．S8转化为S6、S4、S2属于物理变化
B．常温条件下单质硫为原子晶体
C．不论哪种硫分子，完全燃烧时都生成SO2
D．把硫单质在空气中加热到750 ℃即得S2
解析：选C。S8、S6、S4、S2属于不同的分子，它们间的转化为化学变化；常温条件下单质硫为分子晶体；硫单质在空气中加热到750 ℃时被氧化，生成硫的氧化物，得不到S2。
15.下列有关晶胞的说法正确的是(　　)
A．晶胞中所含粒子数即为晶体的化学式
B．若晶胞为六棱柱，则侧棱上的粒子为2个晶胞共用
C．若晶胞为六棱柱，则顶点上的粒子为6个晶胞共用
D．晶胞中不可能存在多个粒子
解析：选C。晶胞中的粒子数不一定为晶体的化学式，如教材中的金属铜的晶胞中，Cu原子个数为4；B项六棱柱侧棱上的粒子为3个晶胞共用；C项如图所示顶点为6个晶胞共用；D项，晶胞内可能存在多个粒子，如NaCl晶胞。
二、非选择题(本题包括5小题，共55分)
16.(14分)(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。三种晶体的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，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__________。
解析：(1)KClO3、SiO2、I2分别属于离子晶体、原子晶体、分子晶体。
(2)先把晶体分类：④⑥为原子晶体；②为离子晶体；③为金属晶体；①⑤为分子晶体。由于r(C)④；因Mr(CO2)①；钠熔点较低，因在常温时为固态，而CS2为液态，故熔点③>⑤；又因Na在水中反应时熔化成小球，故熔点低于100 ℃。
(3)H2、HF、CO2为分子晶体，HF分子间存在氢键；SiC为原子晶体，(NH4)2SO4为离子晶体。
答案：(1)离子键　共价键　分子间　SiO2>KClO3>I2
(2)①⑤③②④⑥
(3)H2、CO2、HF　HF　(NH4)2SO4　SiC　SiC>(NH4)2SO4>HF>CO2>H2
17.(9分)据报道，科研人员在20 ℃、1个大气压和其他一定的实验条件下，给水施加一个弱电场，水就可以结成冰，称为“热冰”。如图是水和“热冰”微观结构的计算机模拟图。回答：
(1)以上信息体现了水分子具有________性，水分子中氧原子的杂化方式为________。
(2)参照“热冰”的图示，以一个水分子为中心，画出水分子间最基本的连接方式(用结构式表示)。
(3)固体二氧化碳外形似冰，受热气化无液体产生，俗称“干冰”。根据下图干冰的晶胞的结构回答：
①一个晶胞中有________个二氧化碳分子；在二氧化碳分子中所含的化学键类型与数目有________；在干冰中CO2的配位数是________。
②其堆积方式与干冰晶胞类型相同的金属有(答一种即可)________。
解析：(1)水分子为极性分子，在外加电场作用下，水分子可以发生运动。
(2)水变为“热冰”是靠水分子之间存在氢键形成的，其结构和冰相同。
(3)在CO2晶胞中，CO2位于顶点和面心，属A1型面心立方结构。
答案：(1)极　sp3
(2)
(3)①4　2个σ键，2个π键　12
②Cu(或Au、Ag等)
18.(12分)X、Y、Z、W四种元素，当X的一种同位素原子核内有2个中子时，其质量数为3；Y元素的2p轨道为半充满状态；Z元素有3个电子层，是具有相同电子层的元素中电负性最大的；W元素的一种单质是自然界所有物质中硬度最大的。据此判断：
(1)X、Y、Z、W四种元素的名称分别是
X____________________，Y_____________________________________________，
Z____________________，W_____________________________________________。
(2)假如Y和W在一定条件下以共价键形成的晶体为空间网状结构，则该化合物属于________晶体，该晶体的熔点比金刚石的熔点________(填“高”或“低”)。
(3)已知Z元素的电负性为3.0，铍的电负性为1.5，则Z元素与铍形成的化合物属于________晶体，杂化方式是________，W与X形成的化合物中W的杂化方式是________，该化合物是________分子(填“极性”或“非极性”)。
解析：本题属于元素推断题，X元素核内有2个中子时，质量数为3，知质子数为1，X为氢无素，Y元素2p轨道为半充满状态，可知质子数为7，Y为氮元素；Z是具有3个电子层中电负性最大的元素，故Z为氯元素；W元素的一种单质是自然界中硬度最大的，W为碳元素；Y与W以共价键形成的晶体为空间网状结构，则该晶体为原子晶体，C—N键比C—C键的键长短，则键能大，该晶体的熔点比金刚石的高。BeCl2中Cl与Be电负性差值为3.0－1.5＝1.5<1.7，属于分子晶体，BeCl2空间构型为直线形，杂化方式为sp1；W与X形成的化合物为CH4，C的杂化方式为sp3，结构对称，故为非极性分子。
答案：(1)氢　氮　氯　碳
(2)原子　高　
(3)分子　sp1　sp3　非极性
19.(8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 ℃，熔融态不导电________；
B．溴化铝，无色晶体，熔点98 ℃，熔融态不导电________；
C．五氟化钒，无色晶体，熔点19.5 ℃，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)卤素互化物是指不同卤素原子之间以共价键结合形成的化合物，XX′型卤素互化物与卤素单质结构相似、性质相近。如图是部分卤素单质和XX′型卤素互化物的沸点与其相对分子质量的关系图。它们的沸点随着相对分子质量的增大而升高，其原因是____________________。试推测ICl的沸点所处的最小范围__________________。
解析：(1)晶体的熔点高低、熔融态能否导电及溶剂性相结合，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点、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)卤素及其互化物的分子结构相似，相对分子质量越大，分子间的作用力越强，物质的熔点、沸点越高。比较各种卤素及其互化物的相对分子质量可知，其最小范围为M(Br2)答案：(1)原子晶体　分子晶体　分子晶体　离子晶体
(2)相对分子质量越大，分子间的作用力越强　介于Br2的沸点和IBr的沸点之间
20.(12分)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下图所示：
(1)写出F的基态原子核外电子排布式：________。E的晶胞结构如上图所示，该晶胞中含有金属原子的数目为________。
(2)C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________________________________________________________________________。
(3)由A、B、D三种元素形成的一种物质俗称光气，分子中A原子采取sp2杂化成键。光气分子的结构式是________，其中碳氧原子之间的共价键是________(填序号)。
a．2个σ键
b．2个π键
c．1个σ键、1个π键
(4)EB晶胞如图所示，EB晶体中E2＋的配位数为________，EB晶体和NaCl晶体中离子排列方式相同，其晶格能分别为：EB—3401 kJ·mol－1、NaCl—786 kJ·mol－1。导致两者晶格能差异的主要原因是______________________________________________________。
(5)元素A形成的单质的晶体类型可以是原子晶体，如________(填写物质名称)，也可以是________，如C60。
解析：(1)22号元素F的基态原子核外电子排布式：1s22s22p63s23p63d24s2。E的晶胞中含有金属原子的数目为8×＋6×＝4。(2)C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其价电子排布3s23p3，3p能级处于半充满的稳定状态。(3)由C、O、Cl三种元素形成的光气，分子中C原子采取sp2杂化成键，结合碳4价、氧2价、氯1价，光气分子的结构式是，其中碳氧原子之间共价键是1个σ键、1个π键。(4)根据CaO晶胞结构，CaO晶体中Ca2＋的配位数为上、下、左、右、前、后共6个；晶格能的大小与阴阳离子所带的电荷的乘积成正比，与阴阳离子间的距离成反比，即晶格能∝，由于CaO晶体中离子的电荷数大于NaCl，离子间的平均距离小于NaCl，所以晶格能：CaO>NaCl。(5)碳元素形成的单质的晶体类型可以是原子晶体，如金刚石，也可以是分子晶体，如C60。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d24s2　4
(2)其价电子排布3s23p3，3p能级处于半充满的稳定状态
(3) 　c
(4)6　CaO晶体中离子的电荷数大于NaCl，离子间的平均距离小于NaCl
(5)金刚石　分子晶体1.下列说法中正确的是(　　)
A．第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析：选A。同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故A正确，C不正确；由于镁的价电子排布式为3s2，而铝的价电子排布式为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的，B不正确；钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D不正确。
2.下列各组元素按电负性大小排列正确的是(　　)
A．F>N>O　　　 B．O>Cl>F
C．As>P>N D．Cl>S>As
解析：选D。由电负性的递变规律知：F的电负性最大，故B错。A中应为F>O>N，C中应为N>P>As。D正确。
3.不能说明X的电负性比Y的电负性大的是(　　)
A．X单质比Y单质容易与H2化合
B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
解析：选C。电负性大说明非金属性强，A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，即不能说明电负性的大小。
4.有A、B、C、D四种元素，其价电子数依次为1、2、6、7，其电子层数依次减小。已知D－的电子构型与Ar原子相同。A、B、C次外层电子数依次为8、8、18，试推断这四种元素，并回答下列问题(用A、B、C、D表示)：
(1)原子半径由小到大的顺序：________________。
(2)电负性由小到大的顺序：________________。
(3)金属性由弱到强的顺序：________________。
解析：D－的电子构型与Ar原子相同，即3s23p6，所以D比Ar少一个电子，电子构型为3s23p5，该元素为Cl(第3周期第ⅦA族)，根据题给条件，对元素C、B、A分析如下：
所以，A、B、C、D四种元素分别为：①铯(Cs)、锶(Sr)、硒(Se)、氯(Cl)或②钫(Fr)、钡(Ba)、碲(Te)、氯(Cl)或③钫(Fr)、锶(Sr)、硒(Se)、氯(Cl)或④钫(Fr)、钡(Ba)、硒(Se)、氯(Cl)。
答案：(1)D(3)D5.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量I1如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素的I1变化的特点是______________________，各主族中I1的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，I1增大。但个别元素的I1出现反常，试预测下列关系式中正确的是________(填序号)。
①I1(砷)>I1(硒) ②I1(砷)③I1(溴)>I1(硒) ④I1(溴)(3)10号元素I1较大的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：此题考查了元素第一电离能的变化规律和归纳总结能力。
(1)从Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，I1变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。
(2)考查第一电离能与洪特规则的关系。同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子价电子排布的特征有关。如镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大。基本规律：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，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。从第2、3周期可以看出，第ⅢA、第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素的I1都低，由此可以推测：I1(砷)>I1(硒)，I1(溴)>I1(硒)。
(3)10号元素是稀有气体元素氖，达到稳定结构，此时失去一个电子就需要很高的能量。
答案：(1)随着原子序数增大，I1变小　周期性
(2)①③
(3)10号元素是氖，该元素的原子最外层电子排布已达到8电子的稳定结构1.下列说法中，错误的是(　　)
A．原子间通过共用电子形成的化学键叫共价键
B．对双原子分子来说，键能愈大，断开时需要的能量愈多，该化学键愈不牢固
C．一般而言，化学键的键长愈短，化学键愈强，键愈牢固
D．成键原子间原子轨道重叠愈多，共价键愈牢固
解析：选B。键能愈大，断开时需要的能量愈多，该化学键愈牢固。
2.下列分子的空间构型为三角锥形的是(　　)
A．CO2　　　 B．H2O
C．NH3 D．H2
解析：选C。键角影响多原子分子的空间构型。二氧化碳分子中两个碳氧键(C=O)间的键角为180°，二氧化碳分子呈直线形。水分子由三个原子组成，分子中也含有两个共价键，但两个氢氧键(H—O)间的键角为104.5°，所以水分子不是直线形而是V形。氨分子中两个氮氢键(N—H)间的键角为107.3°，三个氮氢键在空间排布，形成三角锥形。
3.下表是从实验中测得的不同物质中O—O之间的键长和键能数据：
O—O键数据　　　 O O O2 O
键长/10－12m 149 128 121 112
键能/(kJ·mol－1) x y a＝494 b＝628
其中x、y的键能数据尚未测定，但可根据规律推导键能大小的顺序是b>a>y>x，该规律是(　　)
A．成键时，电子数越多，键能越大
B．键长越短，键能越大
C．成键所用电子数越少，键能越大
D．成键时电子对越偏移，键能越大
解析：选B。观察表中数据发现，这几种不同物质中的化学键都是O—O键，因此不存在成键时电子的多少问题，也不存在电子对偏移的问题，但是O2和O比较，键能大的对应的键长短，按此分析O的键长比O中的键长长，所以键能应该小。若按照此规律，键长由短到长的顺序为Oa>y>x，与题意吻合，所以B项正确。
4.下列说法中，正确的是(　　)
A．分子中键的极性越强，分子越稳定
B．分子中共价键的键能越大，该物质的性质越不活泼
C．分子中共价键的键能越大，键长越长，则分子越稳定
D．在分子中，化学键可能只有π键，而没有σ键
解析：选B。共价键的键能大小决定分子的稳定性，键能越大，分子越稳定，键的极性与分子的稳定性没有直接关系；在分子形成时，为使分子的能量最低，必须首先形成σ键，然后根据原子轨道的重叠方式确定是否存在π键。
5.下列分子中键角最大的是(　　)
A．CH4 B．NH3
C．H2O D．CO2
解析：选D。CH4为正四面体形，键角为109.5°；NH3为三角锥形，键角107.3°；H2O为V形分子，键角为104.5°；CO2为直线形分子，键角为180°。
6.相距很远的两个氢原子相互逐渐接近，在这一过程中体系能量将(　　)
A．先变大后变小 B．先变小后变大
C．逐渐变小 D．逐渐增大
解析：选B。相距很远的两原子之间作用力几乎为零，能量为两原子能量之和；随着距离的减小，两原子相互吸引，使体系能量缓慢下降；当两原子继续靠近时，两原子轨道重叠，各成单电子配对成键，能量最低，再进一步接近，两原子核之间的相互斥力又将导致体系能量上升。
7.从键长的角度来判断下列共价键中最稳定的是(　　)
A．H—F B．N—H
C．C—H D．S—H
解析：选A。原子半径越小，与氢化合形成的化学键键长越短，键能越大，键越稳定。
8.根据π键的成键特征判断CC键能是C—C键能的(　　)
A．2倍 B．大于2倍
C．小于2倍 D．无法确定
解析：选C。由于π键的键能比σ键键能小，双键中有一个π键和一个σ键，所以双键的键能小于单键的键能的2倍。
9.下列分子中存在的共价键类型完全相同的是(　　)
A．CH4与NH3 B．C3H8与C2H4
C．H2与F2 D．Cl2与O2
解析：选A。A项中全是s p σ键；B项中C3H8只存在σ键，而C2H4存在σ键和π键；C项中H2中的键为s s σ键，F2中的键为p p σ键；D项中Cl2只存在σ键，O2含有σ键和π键。
10.分析下列化学式中画有横线的元素，选出符合要求的物质，填空。
A．C2H4　　B．H2S　　C．HBr　　D．CH4
E．C2H6　　F．O2
(1)所有的价电子都参与形成共价键的是________________________________________________________________________；
(2)只有一个价电子参与形成共价键的是________________________________________________________________________；
(3)最外层有未参与成键的电子对的是________________________________________________________________________；
(4)既有σ键又有π键的是________________________________________________________________________。
解析：C2H4中C原子与2个H原子形成2个σ键，与另一个C原子形成1个σ键和1个π键，所有电子都参与成键；H2S中S原子与2个H原子形成2个σ键，还有两对不成键电子；HBr中Br原子与1个H原子形成1个σ键，还有三对不成键电子；CH4中C原子与4个H原子形成4个σ键，所有价电子都参与成键；C2H6中C原子分别与3个H原子及另1个C原子形成4个σ键，所有电子都参与成键；O2中O原子与另1个O原子形成1个σ键，1个π键，还有两对不成键电子。
答案：(1)A、D、E　(2)C　(3)B、C、F　(4)A、F
11.氮是地球上极为丰富的元素。
N≡N的键能为942 kJ·mol－1，N—N的键能为247 kJ·mol－1，计算说明N2中的________键比________(填“σ”或“π”)键稳定。
解析：解此类题的关键是掌握叁键中有一个σ键(即单键)和两个π键，所以π键的键能等于(942 kJ·mol－1－247 kJ·mol－1)÷2＝347.5 kJ·mol－1。键能越大越稳定，所以N2中π键比σ键稳定。
答案：π　σ
12.(1)PH3在常温下是一种无色、剧毒、易自燃的气体，分子结构与NH3相似。在常温下1体积的水能溶解0.26体积的PH3，PH3与HX作用生成相应的化合物PH4X，PH4X在水溶液中完全水解(PH结构类似于CH4)。PH3分子结构的形状是________；在PH中P—H键之间的夹角是________。
(2)科学家常用“等电子体”来预测不同物质的结构，例如CH4与NH有相同的电子数和空间构型。依此原理在下表空格中填出相应的化学式，①________，②________，③________。
CH4 ① CO ③
NH N2H ② N2
答案：(1)三角锥形　109.5°　(2)C2H6　NO　CO
13.1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。
(1)根据上述原理，仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：________和________；________和________。
(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的粒子，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。由短周期元素组成的物质中，与NO互为等电子体的分子有________。
解析：(1)仅由第2周期元素组成的共价分子中，即C、N、O、F组成的共价分子，N2与CO均为14个电子，N2O与CO2均为22个电子，符合题意。
(2)依据等电子原理的发展，由短周期元素组成的粒子，只要原子数相同，各原子最外层电子数之和也相同，即可互称等电子体，NO是三原子组成的离子，其外层电子数(即价电子)之和为5＋6×2＋1＝18，SO2、O3也是三原子，价电子总数为6×3＝18。
答案：(1)N2　CO　N2O　CO2　(2)SO2、O3(时间：90分钟，满分：100分)
一、选择题(本题包括15小题，每小题3分，共45分，每小题只有一个选项符合题意)
1.气体分子中的极性键在红外线的照射下，易像弹簧一样做伸缩和弯曲运动，从而产生热量。下列不属于温室效应气体的是(　　)
A．CO2　　 B．N2O
C．CH4 D．N2
解析：选D。根据题意，分子中的极性键在红外线的照射下，易像弹簧一样做伸缩和弯曲运动，从而产生热量而造成温室效应，N2中无极性键，因此不是温室气体。
2.下列分子空间构型为平面三角形的是(　　)
A．NH3 B．BF3
C．H2O D．H3O＋
解析：选B。NH3、H3O＋是三角锥形，H2O是V形。
3.下列关于极性键的叙述不正确的是(　　)
A．是由不同元素原子形成的共价键
B．共价化合物中必定存在极性键
C．极性键中电负性大的原子显正电性
D．共用电子对必然偏向吸引电子能力强的原子一方
解析：选C。共价化合物中必定存在极性键，可能存在非极性键；极性键中，共用电子对偏向电负性大的原子一方，使之显负电性。
4.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．两个原子之间形成共价键时，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，两个π键
解析：选C。气体单质分子中，可能有σ键，如Cl2；也可能既有σ键又有π键，如N2；但也可能没有化学键，如稀有气体，故C不正确。
5.下列关于化学键的说法正确的是(　　)
A．构成单质分子的粒子中一定含有共价键
B．由非金属元素组成的化合物中不一定只含共价键
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是极性键
解析：选B。A项中，在单原子分子中(稀有气体)不存在化学键；B项中，在铵盐中既有共价键，又有离子键；C项中，非极性键存在于双原子分子、多原子分子(H2O2)、离子化合物(Na2O2)中；D项中，不同元素组成的多原子分子中，有极性键，也可以有非极性键，如烃分子中C—C为非极性键，C—H为极性键。
6.
下列有关共价键的理解不正确的是(　　)
A．由图可知氢分子中两个氢原子的核间距为0.074 nm
B．H2O2分子中既有极性键又有非极性键
C．氢分子中共价键没有方向性
D．形成共价键后共用电子只在原子核之间出现
解析：选D。A项中，氢分子中两个氢原子核间距为0.074 nm时能量最低，分子最稳定；B项中，H2O2中存在氧原子之间的非极性键和氢原子与氧原子之间的极性键；D项中，共用电子对在原子核之间出现的概率增加，并不只在此区域出现。
7.韩国首尔大学的科学家将水置于一个足够强的电场中，在20 ℃时，水分子瞬时凝固形成“暖冰”。下列关于“暖冰”的说法正确的是(　　)
A．“暖冰”中水分子是直线形分子
B．水凝固形成20 ℃时的“暖冰”所发生的变化是化学变化
C．“暖冰”中水分子的各原子均满足8电子稳定结构
D．在电场作用下，水分子间更易形成氢键，因而可以制得“暖冰”
解析：选D。“暖冰”中水分子的形状不会改变，所发生的变化是物理变化，水分子的氧原子满足8电子稳定结构，而氢原子是2电子稳定结构。
8.下列物质变化的现象，不可以通过分子间作用力解释的是(　　)
A．HF、H2O的沸点比HCl、H2S的沸点高很多
B．正戊烷的沸点比新戊烷的沸点高
D．Na2O的熔点比MgO的熔点低
解析：选D。Na2O、MgO属于离子化合物，其熔点高低与离子键的强弱有关。还要注意，分子间作用力包括范德华力和氢键。
9.“防晒霜”之所以能有效地减轻紫外光对人体的伤害，是因为它所含的有效成分的分子中有π键，如氨基苯甲酸、羟基丙酮等。这些有效成分分子中的π电子可在吸收紫外光后被激发，从而阻挡部分紫外光对皮肤的伤害。下列分子中不含有π键的是(　　)
A．乙炔分子 B．氮气分子
C．乙烷分子 D．乙烯分子
解析：选C。在乙炔分子中含有2个π键、3个σ键；在氮气分子中含有2个π键、1个σ键；在乙烯分子中，含有1个π键、5个σ键；在乙烷分子中全部是σ键。
10.高氯酸铵为“神舟八号”提供轨道舱气体，高氯酸铵是一种火箭燃烧的重要载氧体，化学式为NH4ClO4，下列有关叙述不正确的是(　　)
A．高氯酸铵为离子化合物
B．高氯酸铵中只含有离子键
C．高氯酸铵中既有离子键又有共价键，同时还有配位键
D．高氯酸铵中阴、阳离子的个数比为1∶1
解析：选B。高氯酸铵中存在NH和ClO之间的离子键，为离子化合物，其中：ClO存在共价键，NH中存在共价键和配位键；在NH4ClO4中，NH和ClO微粒个数比为1∶1。
11.下列说法正确的是(　　)
A．第2周期元素的第一电离能随原子序数递增依次增大
B．氟元素的电负性最大
C．CO2、SO2都是直线形的非极性分子
D．CH2 ==CH2分子中共有四个σ键和一个π键
解析：选B。第2周期元素的第一电离能随原子序数递增总体上呈现从小到大的变化趋势，但电子排布全满或半充满的铍和氮例外；CO2是直线形的非极性分子，而SO2是V形的极性分子；CH2==CH2分子中共有五个σ键和一个π键。
12.能证明AlCl3为共价化合物的方法是(　　)
A．AlCl3溶液容易导电
B．AlCl3水溶液呈酸性
C．熔融AlCl3不能导电
D．AlCl3溶于水可以电离出Al3＋和Cl－
解析：选C。区分共价化合物和离子化合物的方法就是看其熔融物是否导电而不能看溶液是否导电，因为有一些强极性共价化合物的水溶液也导电，如HCl、AlCl3。
13.碘单质在水溶液中溶解度很小，但在CCl4中溶解度很大，这是因为(　　)
A．CCl4与I2相对分子质量相差较小，而H2O与I2相对分子质量相差较大
B．CCl4与I2都是直线形分子，而H2O不是直线形分子
C．CCl4和I2都不含氢元素，而H2O中含有氢元素
D．CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子
解析：选D。根据“相似相溶”原理，非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂；极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂。CCl4和I2都是非极性分子，H2O是极性分子，比较而言，I2更易溶于CCl4中而不易溶于水中，D项正确。
14.某物质的实验式为PtCl4·2NH3，其水溶液不导电，加入AgNO3溶液反应也不产生沉淀，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．该配合物可能是平面正方形结构
C．Cl－和NH3分子均为Pt4＋配体
D．配合物中Cl－与Pt4＋配位，而NH3分子不配位
解析：选C。PtCl4·2NH3水溶液不导电，说明配合物溶于水不会产生自由移动的离子；加入AgNO3溶液反应不产生沉淀并且以强碱处理并没有NH3放出，说明Cl－和NH3都参与配位，配位数是6；配位数是6的配合物不可能是平面结构，可能是正八面体或变形的八面体。
15.在下列化学反应中，既有离子键、极性键、非极性键断裂，又有离子键、极性键、非极性键形成的是(　　)
A．2Na2O2＋2H2O4NaOH＋O2↑
B．Mg3N2＋6H2O3Mg(OH)2↓＋2NH3↑
C．Cl2＋H2OHClO＋HCl
D．NH4Cl＋NaOHNaCl＋NH3↑＋H2O
解析：选A。化学反应是旧化学键断裂和新化学键生成的过程。A反应中既有Na＋与O2－的离子键，O—O键的非极性键，H—O键的极性键的断裂，反应后又有Na＋与OH－的离子键，氧分子中O—O键的非极性键及O—H键的极性键的形成，符合题意；B反应中缺少非极性共价键的形成，不符合题意；C反应中没有离子键的断裂和形成，也没有非极性共价键的形成，不符合题意；D反应中没有非极性共价键的断裂和形成，不符合题意。
二、非选择题(本题包括5小题，共55分)
16.(10分)已知A、B、C、D四种分子所含原子的数目依次为1、3、6、6，且都含有18个电子，B、C是由两种元素的原子组成，且分子中两种原子的个数比均为1∶2。D是一种有毒的有机物。
(1)组成A分子的原子的元素符号是________；
(2)从B分子的立体构型判断，该分子属于________(填“极性”或“非极性”)分子；
(3)C分子中包含________个σ键，________个π键；
(4)D的熔点、沸点比CH4的熔点、沸点高，其主要原因是(须指明D是何物质)：________________________________________________________________________。
解析：由题给信息知：A为Ar，B为H2S，C为N2H4，D为CH3OH。H2S分子呈V形，正电荷重心和负电荷重心不重合，是极性分子；N2H4的结构式为，包含5个σ键，无π键；CH3OH可形成OH…O氢键，使CH3OH的熔点、沸点升高，比CH4的熔点、沸点高。
答案：(1)Ar　(2)极性
(3)5　0　(4)D是CH3OH，分子之间能形成氢键
17.
(10分)如图是过氧化氢(H2O2)分子的空间结构示意图。
请回答：
(1)写出过氧化氢分子的电子式：
________________________________________________________________________。
(2)下列关于过氧化氢的说法中正确的是________(用序号填空)。
①分子中有极性键　②分子中有非极性键　③氧原子的轨道发生了sp2杂化　④O—O共价键是p p σ键　⑤分子是非极性分子
(3)过氧化氢分子之间易形成氢键，该氢键的表示式是：
________________________________________________________________________。
(4)过氧化氢难溶于CS2，主要原因是________________________________________________________________________；
过氧化氢易溶于水，主要原因是________________________________________________________________________。
(5)请写出过氧化氢的两项主要用途：________________________________________________________________________、
________________________________________________________________________。
解析：(2)在H—O—O—H分子中，H—O键是极性键，O—O键是非极性键；又由H2O2分子所具有的空间结构可知，H2O2应为极性分子；借助于H2O分子中氧原子的杂化形式可判知，H2O2分子中氧原子的原子轨道杂化方式为sp3杂化；由于H2O2分子中氧原子的轨道杂化方式为sp3，所以O—O共价键不是p p σ键，由上述分析可知①②对；(3)H2O2中的O—H决定了H2O2分子间可形成氢键，故氢键可表示为O—H…O；(4)体现了相似相溶原理。
答案：(1) 　(2)①②　(3)O—H…O
(4)H2O2是极性分子，CS2是非极性分子　H2O2分子与H2O之间可形成氢键
(5)用做漂白剂　用于杀菌消毒
18.(10分)有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的原子序数依次增大。已知：A和C、B和D分别位于同主族，且B、D质子数之和是A、C质子数之和的2倍；E在同周期元素中原子半径最小。
(1)A2B和A2D的沸点较高者是________(填化学式)，其原因是________________________________________________________________________
________________________。
(2)与A3B＋互为等电子体的分子为________________________________________________________________________。
(3)B形成的双原子分子里，从轨道重叠的角度来看共价键的类型有________。
(4)E原子的电子排布式为________________________________________________________________________。
解析：经分析，A为H元素，B为O元素，C为Na元素，D为S元素，E为Cl元素。
(1)A2B为H2O，A2D为H2S，由于水分子间存在氢键，所以H2O的沸点较高。
(2)H3O＋为4原子10电子粒子，与之互为等电子体的分子应是NH3。
(3)B形成的双原子分子为O2，分子结构为O==O，从轨道重叠的角度看有σ键和π键。
(4)E原子为17号Cl元素，其电子排布式为1s22s22p63s23p5。
答案：(1)H2O　分子间形成了氢键　(2)NH3
(3)σ键、π键　(4)1s22s22p63s23p5
19.(10分)化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z的核电荷数均小于18；X原子最外层的p能级中有一个轨道填充了2个电子，Y原子的最外层的p能级的电子数等于前一层电子总数，且X和Y具有相同的电子层；Z与X在周期表中位于同一主族。回答下列问题：
(1)X的电子排布式为________，Y的轨道表示式为________________________________________________________________________
______________________________；
(2)ZX2的分子式是________，Z的杂化方式为________；
(3)Y与Z形成的化合物的分子式是__________，分子是________(填“极性”或“非极性”)分子。
解析：Y原子的最外层中p能级的电子数等于前一层电子总数，则Y的电子排布式为1s22s22p2，即Y为碳元素；又X和Y具有相同的电子层，则X的电子排布式为1s22s22p4，即X为氧元素；Z与X在周期表中位于同一主族，则Z为硫元素。YX2为CO2，ZX2为SO2，Y与Z形成的化合物为CS2。
答案：(1)1s22s22p4　 (2)SO2　sp2　(3)CS2　非极性
20.(15分)A、B、C、D四种元素处于同一短周期，在同族元素中，A的气态氢化物的沸点最高，B的最高价氧化物对应的水化物的酸性在同周期中是最强的，C的电负性介于A、B之间，D与B相邻。
请填空：
(1)在B的单质分子中存在________个π键，________个σ键。
(2)已知B的气态氢化物很容易与H＋结合，它与H＋间形成的键叫________，形成的离子立体构型为________，其中B原子采用的杂化方式是________________________________________________________________________。
(3)在A、B、C、D四种元素形成的电子数相同的四种氢化物中，沸点最低的是______________________(写分子式)，其沸点显著低于其他三种氢化物的原因是：________________________________________________________________________
______________________。
(4)A的氢化物易溶于水，而D的氢化物难溶于水，原因是________________________________________________________________________
____________________。
解析：根据题给信息知：A为短周期元素，所以其氢化物的相对分子质量在同族元素的氢化物中不是最大的，但沸点最高，说明A的氢化物分子之间存在氢键，则A为N、O、F中的一种，所以A、B、C、D四元素为第2周期元素。因B的最高价氧化物对应的水化物酸性在同周期中最强，则B为N；C元素的电负性介于A、B之间，则C为O，A为F；D与N相邻，则D为C。
(1)在N2中，含2个π键，1个σ键。
(2)NH3和H＋通过配位键形成NH，其中N原子采用sp3杂化方式，形成NH的正四面体形结构。
(3)在HF、NH3、H2O、CH4中，沸点最低的是CH4，是因为在HF、NH3、H2O分子之间能够形成氢键，而CH4分子之间不能形成氢键。
(4)由相似相溶原理可知：HF和H2O均为极性分子，而CH4为非极性分子，所以HF易溶于水，而CH4难溶于水。
答案：(1)2　1
(2)配位键　正四面体形　sp3杂化
(3)CH4　CH4分子间只有范德华力没有氢键，而NH3、H2O、HF分子间还存在氢键
(4)HF和H2O均为极性分子，CH4为非极性分子1.下列各组物质中，都是由极性键构成的极性分子的一组是(　　)
A．CH4和Br2　　　 B．NH3和H2O
C．H2S和CCl4 D．CO2和HCl
解析：选B。A项中CH4、Br2为非极性分子；C项中CCl4为非极性分子；D项中CO2为非极性分子。
2.经验规律(相似相溶规律)：一般来说，由极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂，非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂。以下事实中可以用相似相溶规律说明的是(　　)
A．HCl易溶于水 B．I2可溶于水
C．Cl2可溶于水 D．NH3易溶于苯
解析：选A。HCl、NH3是极性分子，I2、Cl2是非极性分子，H2O是极性溶剂，苯是非极性溶剂。
3.
用一带静电的玻璃棒靠近A、B两种纯液体流，现象如图所示，据此分析，A、B两种液体分子的极性正确的是(　　)
A．A是极性分子，B是非极性分子
B．A是非极性分子，B是极性分子
C．A、B都是极性分子
D．A、B都是非极性分子
解析：选B。由图示用一带静电的玻璃棒靠近A时，A不偏转，说明A无极性，靠近B时，B偏转，说明B有极性。
4.使用微波炉加热，具有使受热物质均匀受热、表里一致、速度快、热效率高等优点。其工作原理是通电后炉内的微波场以几亿赫兹的高频改变外电场的方向，水分子因而能迅速摆动，产生热效应，这是因为(　　)
A．水分子具有极性共价键 B．水分子中有共用电子对
C．水由氢、氧两元素组成 D．水分子是极性分子
解析：选D。水分子为极性分子，分子内存在正、负两极，在外加电场作用下分子迅速摆动而产生大量热。
5.下列叙述正确的是(　　)
A．NH3是极性分子，分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心
B．CCl4是非极性分子，分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心
C．H2O是极性分子，分子中O原子不处在2个H原子所连成的直线的中央
D．CO2是非极性分子，分子中C原子不处在2个O原子所连成的直线的中央
解析：选C。本题主要考查常见物质的极性和空间构型。NH3是三角锥形的立体极性分子，A错；CCl4是以C原子为中心的正四面体形结构，B错；CO2是C原子在2个O原子中央的直线形分子，D错；而水分子是O在2个H中间的V形分子，即，故选C。
6.NF3分子中的中心原子采取sp3杂化，下列有关叙述正确的是(　　)
A．NF3分子的空间构型为三角锥形
B．NF3分子的空间构型为平面三角形
C．NF3分子的N—F键夹角与CH4分子中的C—H键的夹角相等
D．NF3分子是非极性分子
解析：选A。N原子以sp3杂化形成四个杂化轨道，其中一个轨道已填入孤电子对，另外三个则与F原子的p电子形成共价键，所以NF3为三角锥形，由于孤电子对对成键电子的排斥作用导致N—F键的键角小于CH4分子中的键角。
7.OF2分子的中心原子采用的杂化方式是(　　)
A．sp2 B．sp1
C．sp3 D．spd3
解析：选C。在OF2中，氧原子采用sp3杂化方式形成4个杂化轨道，其中有2对孤电子对，另外2个单电子和2个氟原子形成σ键。
8. 下列说法正确的是(　　)
A．π键是由两个p轨道“头碰头”重叠形成的
B．σ键一定是有s轨道参与形成的
C．乙烷分子中的键全为σ键而乙烯分子中含σ键和π键
D．H2分子中含σ键而Cl2分子中还含π键
解析：选C。π键是两个p轨道“肩并肩”重叠而成，σ键可以有s轨道参与，也可以没有s轨道参与，A、B均不对；D中Cl2分子中含的是p p σ键，故D也不对。
9.在乙烯分子中有5个σ键和1个π键，它们分别是(　　)
A．sp2杂化轨道形成σ键，未杂化的2p轨道形成π键
B．sp2杂化轨道形成π键，未杂化的2p轨道形成σ键
C．C—H之间是sp2杂化轨道形成σ键，C—C之间是未杂化的2p轨道形成π键
D．C—C之间是sp2杂化轨道形成σ键，C—H之间是未杂化的2p轨道形成π键
解析：选A。在乙烯分子中，每个碳原子的2s轨道与2个2p轨道杂化形成3个sp2杂化轨道，其中2个sp2杂化轨道分别与2个氢原子的1s轨道“头碰头”重叠形成C—H σ键，另外1个sp2杂化轨道形成C—C σ键。2个碳原子未杂化的2p轨道“肩并肩”重叠形成1个π键。
10.臭氧(O3)能吸收有害紫外线，保护人类赖以生存的环境。O3分子的结构如图所示：呈V形，键角为116.5°，三个氧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非极性共价键。中间氧原子提供2个电子，旁边两个氧原子提供一个电子，构成一个特殊的化学键(虚线内部分)，分子中三个氧原子均等地享有这4个电子。请回答：
(1)题中非极性共价键是__________键，特殊的化学键是________键。
(2)臭氧与氧气的关系是________。
(3)下列物质的分子与O3分子的结构最相似的是________。
A．H2O B．CO2
C．SO2 D．BeCl2
(4)分子中某一原子有一对没有跟其他原子共用的电子叫孤电子对。那么，O3分子中有________对孤电子对。
解析：(1)由题意可知，中心氧原子以2个σ键和1个π键与周围2个氧原子连接。
(2)O2和O3互为同素异形体。
(3)H2O分子中氧原子采用sp3杂化方式；CO2中碳原子采用sp1杂化方式；BeCl2中Be原子采用sp1杂化方式；SO2中S元素和O元素为同族元素，所以SO2和O3结构类似。
答案：(1)σ　π　(2)同素异形体　(3)C　(4)5
11.下列物质结构图中，●代表原子序数从1到10的元素的原子实(原子实是原子除去最外层电子后剩余的部分)，小黑点代表除形成共价键外的其他最外层电子，短线代表共价键，如F2：。
(1)试写出四种图示所代表的分子式：
A________，B________，C________，D________。
(2)将上述四种物质的液体呈细流流下，用带静电的玻璃棒靠近细流，细流发生偏转的是________________________________________________________________________(填分子式)。
(3)写出B分子中极性共价键的类型和个数________。
(4)A、C分子中，中心原子以何种类型杂化轨道成键？其分子空间构型是什么形状？
解析：本题综合考查共价型分子的相关知识。根据题给条件，很容易判断出A、B、C、D四种物质分别为NH3、HCN、BF3、CO(NH2)2；其中，NH3、HCN、CO(NH2)2为极性分子，易被静电吸引或排斥而偏移，BF3为非极性分子；H—C≡N中，一个C—H σ键，一个C—N σ键，两个π键。
答案：(1)NH3　HCN　BF3　CO(NH2)2
(2)NH3、HCN、CO(NH2)2　(3)2个σ键 ，2个π键
(4)NH3分子中N原子以sp3杂化轨道成键，呈三角锥形；BF3分子中，B原子以sp2杂化轨道成键，呈平面正三角形。
12.已知A、B、C、D、E五种分子所含原子的数目依次为1、2、3、4、6，且都含有18个电子，又知B、C、D均是由两种元素的原子组成，且D分子中两种原子个数比为1∶1。
请回答：
(1)组成A分子的原子的核外电子排布式是________________________________________________________________________；
(2)B和C的分子式分别是________和________；C分子的立体结构呈________形，该分子属于________分子(填“极性”或“非极性”)；
(3)向D的稀溶液中加入少量氯化铁溶液现象是________________________________________________________________________
________________，该反应的化学方程式为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
(4)若将1 mol E在氧气中完全燃烧，只生成1 mol CO2和2 mol H2O，则E的分子式是______________。
解析：(1)A分子为单原子分子且含18个电子，则其为Ar分子，Ar原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p6。
(2)B、C分别为含2个、3个原子的分子且由两种元素的原子组成，不难想到HCl、H2S，H2S属于V(或角)形分子且为极性分子。
(3)D分子含4个原子，且由两种元素的原子构成，其个数比为1∶1，可推知其为H2O2。FeCl3溶液可催化H2O2分解释放出O2，即2H2O22H2O＋O2↑。
(4)E分子是6原子18e－的分子，再结合质量守恒，可推知E的分子式为CH4O。
答案：(1)1s22s22p63s23p6
(2)HCl　H2S　V(或角)　极性
(3)有无色气体产生　2H2O22H2O＋O2↑
(4)CH4O
13.(2011·高考福建卷改编题)氮元素可以形成多种化合物。回答以下问题：
(1)基态氮原子的价电子排布式是________。
(2)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是________。
(3)肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的另一种氮的氢化物。
①NH3分子的空间构型是________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是________。
②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：
N2O4(l)＋2N2H4(l) 3N2(g)＋4H2O(g)
ΔH＝－1038.7 kJ·mol－1
若该反应中有4 mol N—H键断裂，则形成的π键有________mol。
解析：(1)基态氮原子的价电子排布式是2s22p3，注意考查的是价电子排布式。
(2)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>C。
(3)①NH3分子的空间构型是三角锥型，NH3中氮原子轨道的杂化类型是sp3，而肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的，所以N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是sp3，这个与H2O、H2O2中O的杂化类型都是sp3的道理是一样的。
②反应中有4 mol N—H键断裂，即有1 mol N2H4参加反应，生成1.5 mol N2，则形成的π键有3 mol。
答案：(1)2s22p3　(2)N>O>C　(3)①三角锥形　sp3　②31.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发出红光的物质
D．在电流的作用下，氖电子与构成灯管的物质发生反应
解析：选A。霓虹灯发红光是因为电子吸收能量后跃迁到能量较高的轨道，能量较高的轨道上的电子会很快以光的形式辐射能量而跃迁回能量较低的轨道。
2.关于电子云的叙述中，不正确的是(　　)
A．电子云是用小黑点的疏密程度来表示电子在空间出现概率大小的图形
B．电子云实际上是电子运动形成的类似云一样的图形
C．电子云图说明离核越近，出现概率越大；越远，出现概率越小
D．轨道不同，电子云的形态也不一样
解析：选B。为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外出现概率的大小。小黑点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大；小黑点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小。
3.下列说法中正确的是(　　)
A．1s、2px、2py、2pz轨道都具有球对称性
B．因为p轨道是“8”字形的，所以p电子也是“8”字形
C．氢原子中只有一个电子，故氢原子只有一个轨道
D．原子轨道示意图与电子云图都是用来形象描述电子运动状态的图形
解析：选D。s轨道是球形的，p轨道是纺锤形的，A项错误。氢原子的一个电子填充在1s轨道，但是电子会跃迁到其他的轨道，所以氢原子还有其他的轨道，只是轨道是空轨道。
4.(1)玻尔原子结构模型成功地解释了________________的实验事实，电子所处的轨道的能量是________的。最大不足之处________________________________________________________________________。
(2)p能级上有________个原子轨道，在空间沿________对称，记为________，________，________，其能量关系为________。
答案：(1)氢原子光谱是线状光谱　量子化　某些光谱现象难以用该模型解释
(2)3　x、y、z轴　px　py　pz　px＝py＝pz
5.氯原子的结构示意图为________，最外层电子对应的主量子数为________，角量子数取值可以为________，核外电子的运动状态共有________种。
解析：四个量子数与原子结构示意图有一定的联系，n对应电子层数，l取小于n的非负整数。
答案：1.(2012·泰安高二检测)若将6C原子的核外电子排布式写成1s22s22p，它违背了(　　)
A．能量守恒原理　　 B．能量最低原则
C．泡利不相容原理 D．洪特规则
解析：选D。洪特规则规定：对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同。6C原子的电子排布式应为1s22s22p2p。
2.若以E表示同一原子中某能级的能量，下列能量大小顺序中正确的是(　　)
A．E(3s)>E(2s)>E(1s)
B．E(3s)>E(3p)>E(3d)
C．E(4f)>E(4s)>E(3d)
D．E(5s)>E(4s)>E(4f)
解析：选A。对于1～36号元素来说，要重点掌握和记忆这一能量递增顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p···。
3.(2012·烟台高二检测)下列各组表述中，两个微粒一定不属于同种元素原子的是(　　)
A．3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p2的原子
B．M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2的原子
C．最外层电子数是核外电子总数的的原子和价电子排布为4s24p5的原子
D．2p能级有一个未成对电子的基态原子和原子的价电子排布为2s22p5的原子
解析：选B。A中3p能级有一个空轨道，说明3p上填2个电子，则3s上肯定已填满，价电子排布为3s23p2，因此A中两微粒相同。B中M层全充满而N层为4s2，M层上有d轨道，即：3s23p63d10，应该是锌元素，3d64s2是铁元素，B选项符合题意。C中价电子排布为4s24p5，则3d上已排满10个电子，核外电子排布式1s22s22p63s23p63d104s24p5，最外层电子数是核外电子总数的原子，可按下述方法讨论：若最外层电子数为1，核外电子总数为5不可能，最外层电子数为2，核外电子总数为10不可能，同理，可讨论，只有最外层电子数为7，核外电子总数为35时合理，其电子排布式也是1s22s22p63s23p63d104s24p5，二者是同种元素的原子。D中2p能级有一个未成对电子，可以是2p1，也可以是2p5，因此二者不一定属于同种元素的原子，D选项不符合题意。
4.下列原子的价电子排布中，哪一种状态的能量较低？试说明理由。
(1)氮原子：
选________，理由_____________________________________________________________。
(2)钠原子：
A．3s1　　 B．3p1
选________，理由________________________________________________________________________。
(3)碳原子：
选________，理由________________________________________________________。
解析：本题考查的是核外电子排布所遵循的原理方面的知识。据洪特规则，电子在能量相同的各轨道上排布时尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同，故(1)选B，(3)选A。据能量最低原理，核外电子先占有能量低的轨道，再占有能量高的轨道。(2)中由于3s轨道能量低于3p轨道，故选A。
答案：(1)B　A中原子的价电子排布违反了洪特规则
(2)A　B中原子的价电子排布违反了能量最低原理
(3)A　B中原子的价电子排布违反了洪特规则
5.A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素。A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为：?,?B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，C的最外层有三个未成对电子，E的价电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
（1）A为_________（写出元素符号，下同），电子排布式是　　　　　　　　　　　　；,（2）B为_________，简化电子排布式是___________________________________；
（3）C为_________，价电子排布式是________________________________________________________________________；
（4）D为_________，轨道表示式是________________________________________；
（5）E为_________，原子结构示意图是____________________________________。
解析：由题意可知，A为Si，B为Na，C为P，D为N，E为Fe。这五种元素电子排布式分别为：,A：1s22s22p63s23p2，B：1s22s22p63s1，C：1s22s22p63s23p3，D：1s22s22p3，E：1s22s22p63s23p63d64s2。由电子排布式可写出其他。
答案：（1）Si　1s22s22p63s23p2
(2）Na　[Ne]3s1　（3）P　3s23p3,1.氮化硼(BN)是一种新型结构材料，具有超硬、耐磨、耐高温等优良特性，下列各组物质熔化时，所克服的微粒间作用与氮化硼熔化时克服的微粒间作用相同的是(　　)
A．硝酸钠和金刚石　　 B．晶体硅和水晶
C．冰和干冰 D．苯和萘
解析：选B。因BN具有超硬、耐磨、耐高温的性质，符合原子晶体的特性，选项中只有B项物质全部为原子晶体。
2.在常温常压下呈气态的化合物，降温使其固化得到的晶体属于(　　)
A．分子晶体 B．原子晶体
C．离子晶体 D．何种晶体无法判断
解析：选A。因该化合物在常温时为气态，说明熔、沸点很低，具有分子晶体的性质。
3.根据下列几种物质的熔点和沸点数据，判断下列有关说法中，错误的是(　　)
NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 B(硼单质)
熔点/℃ 801 714 190 －70 2300
沸点/℃ 1413 1412 182.7 57.6 2500
注：AlCl3熔点在2.52×105 Pa条件下测定。
A．SiCl4是分子晶体
B．B单质是原子晶体
C．AlCl3加热能升华
D．MgCl2所含离子键的强度比NaCl大
解析：选D。因SiCl4、AlCl3的熔、沸点较低，应为分子晶体；B单质的熔、沸点很高，是原子晶体；AlCl3的沸点低于熔点，所以加热时能够升华；因MgCl2的熔、沸点分别低于NaCl的熔、沸点，所以，MgCl2中离子键的强度比NaCl小。
4.有下列8种晶体：A.水晶、B.冰醋酸、C.氧化镁、D.白磷、E.晶体氩、F.氯化铵、G.铝、H.金刚石。用序号回答下列问题。
(1)属于原子晶体的化合物是________，直接由原子构成的晶体是________，直接由原子构成的分子晶体是________。
(2)由极性分子构成的晶体是________，含有共价键的离子晶体是________，属于原子晶体的单质是________。
(3)在一定条件下能导电而不发生化学变化的是________，受热熔化后化学键不发生变化的是________。
解析：解答本题时一定要注意选项中的“关键词”。如(1)中属于原子晶体的化合物，则不能选H，因为金刚石为单质；直接由原子构成的晶体不仅有原子晶体，还要注意分子晶体中稀有气体的特殊性——稀有气体为单原子分子；(2)中注意选项中的“定语”即关键词，如极性分子、含有共价键、单质等。
答案：(1)A　A、E、H　E
(2)B　F　H
(3)G　B、D、E
5.在第3周期各元素(稀有气体除外)中，原子半径最大的原子是______，其单质晶体属于______晶体；原子半径最小的原子是______，其单质晶体属于______晶体，用电子式表示两元素形成化合物的过程__________________________，该化合物的晶体属于________晶体，最低负化合价的绝对值等于最高正化合价的原子是____________，其单质晶体类型为________________。
解析：同周期从左到右，原子半径依次减小；|最低负化合价|＝最高正价，必为第ⅣA族元素。
答案：Na　金属　Cl　分子1.下列生活中的问题，不能用金属键知识解释的是(　　)
A．用铁制品做炊具　　 B．用金属铝制成导线
C．用铂金做首饰 D．铁易生锈
解析：选D。铁制品做炊具，是因为金属有延展性、导热性；铝作导线是因为有导电性；铂金作首饰是利用金属的延展性。以上均与金属键有关。而铁易生锈与铁的化学性质及周围介质有关。
2.下列物质中存在离子键、共价键和配位键的是(　　)
A．Na2O2 B．H3O＋
C．NH4Cl D．NaOH
解析：选C。Na2O2和NaOH中存在离子键和共价键；H3O＋中存在共价键和配位键；在NH4Cl中，NH内存在共价键、配位键，NH和Cl－之间存在离子键。
3.下列说法正确的是(　　)
A．只有活泼金属与活泼非金属之间才能存在离子键
B．含有阳离子的物质中一定含有离子键
C．具有离子键的化合物是离子化合物
D．化学键是分子中多个原子之间强烈的相互作用
解析：选C。在NH4Cl中，NH与Cl－形成离子键，A错；离子化合物及金属中都存在阳离子，离子化合物中有离子键，而金属中有金属键无离子键，故B错；化学键是原子之间强烈的相互作用，不一定只在分子中存在，D错，故选C。
4.下列各数值表示有关元素的原子序数，其所表示的原子既能形成离子键，又能形成金属键的是(　　)
A．17 B．12
C．8 D．18
解析：选B。能形成离子键的元素为活泼金属或活泼非金属元素，形成金属键的为金属元素。
5.由下列各组的三种元素共同组成的化合物中，既可能有离子化合物，又可能有共价化合物的是(　　)
A．H、O、C B．Na、S、O
C．H、N、O D．H、S、O
解析：选C。要形成离子键，必须形成阴、阳离子。B中三种元素可形成的Na2SO3、Na2SO4、Na2S2O3等，都是离子化合物；C中三种元素可形成HNO3、HNO2、NH4NO3等，既有离子化合物，又有共价化合物；A、D中三种非金属元素只能形成共价化合物。
6.下列关于金属的叙述中不正确的是(　　)
A．金属键是金属阳离子和自由电子这两种带异性电荷的微粒间强烈的相互作用，其实质与离子键类似，也是一种电性作用
B．金属键可以看做是许多原子共用许多电子所形成的强烈的相互作用，所以与共价键类似，其也有方向性和饱和性
C．金属键是带异性电荷的金属阳离子和自由电子间的相互作用，故金属键无饱和性和方向性
D．构成金属键的自由电子在整个金属内部的三维空间中做自由运动
解析：选B。从构成物质的基本微粒的性质看，金属键与离子键的实质类似，都属于电性作用，特征都是无方向性和饱和性；自由电子是由金属原子提供的，并且在整个金属内部的三维空间内运动，为整个金属的所有阳离子所共有，从这个角度看，金属键与共价键有类似之处，但两者又有明显的不同，如金属键无方向性和饱和性。
7.以下微粒含配位键的是(　　)
①N2H　②CH4　③OH－　④NH　⑤Fe(CO)3
⑥Fe(SCN)3　⑦H3O＋　⑧[Ag(NH3)2]OH
A．①②④⑦⑧ B．③④⑤⑥⑦
C．①④⑤⑥⑦⑧ D．全部
解析：选C。形成配位键的条件是一方(原子或离子)有孤电子对，另一方(原子或离子)有空轨道。在②CH4和③OH－中，只有共价键。
8.在[Cu(NH3)4]2＋离子中NH3与中心离子Cu2＋结合的化学键是(　　)
A．离子键 B．非极性键
C．极性键 D．配位键
解析：选D。本题考查配离子成键情况。在[Cu(NH3)4]2＋配离子中，NH3分子提供孤电子对与中心离子Cu2＋的空轨道形成配位键，选D。
9.固体A的化学式为NH5，它的所有原子的最外层都符合相应稀有气体原子的电子层结构。其水溶液显碱性，则下列有关说法错误的是(　　)
A．1 mol NH5中含有5NA个N—H键
B．NH5中既有共价键又有离子键，为离子化合物
C．NH5的电子式为
D．它与水反应的化学方程式为NH5＋H2ONH3·H2O＋H2↑
解析：选A。若氢元素全显＋1价，氮元素就应为－5价，显然不成立。若氮元素为－3价(联想NH)，其中一个氢呈－1价，其余四个氢为＋1价，则NH5的电子式如C选项所示，所有原子的最外层都符合相应稀有气体原子的电子层结构，故固体A为离子化合物。根据其水溶液呈碱性，可写出D选项的化学方程式。
10.(1)写出以下反应的离子方程式：
①[Ag(NH3)2]OH溶液中，加入足量盐酸：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②氢氧化铜溶于氨水：________________________________________________________________________。
(2)H2O与H＋以配位键结合成H3O＋的立体结构为________。
(3)在硫酸铜溶液中通入过量的氨气，小心蒸发，最终得到的[Cu(NH3)4]SO4晶体中含有的化学键除了普通共价键外，还有________和________。
解析：(1)要注意对[Ag(NH3)2]OH、[Cu(NH3)4](OH)2的改写。(2)H2O与H＋以配位键结合成H3O＋，氧原子的杂化方式(sp3杂化)没有改变，因此H3O＋的立体结构应该与NH3分子相似，为三角锥形。(3)配合物[Cu(NH3)4]SO4晶体中含有的化学键除了普通共价键外，还有[Cu(NH3)4]2＋与SO之间的离子键以及Cu2＋与NH3分子之间的配位键。
答案：(1)①[Ag(NH3)2]＋＋OH－＋3H＋＋Cl－
AgCl↓＋2NH＋H2O
②Cu(OH)2＋4NH3·H2O
[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O
(2)三角锥形
(3)离子键　配位键
11.氮化钠(Na3N)是科学家制备的一种重要的化合物，它与水作用可产生NH3。请回答下列问题：
(1)Na3N的电子式为，该化合物由________键形成。
(2)Na3N与盐酸反应生成两种盐，这两种盐的分子式分别是__________________、________________________________________________________________________。
(3)Na3N与水的反应属于________(填基本反应类型)。
(4)比较Na3N中两种粒子的半径：r(Na＋)________r(N3－)(填“>”、“＝”或“<”)。
解析：(1)根据Na3N的电子式可知，Na3N是由Na＋和N3－以离子键结合而成的。
(2)Na3N与盐酸反应生成NaCl和NH4Cl。
(3)Na3N与水反应生成NaOH和NH3，该反应属于复分解反应。
(4)Na＋和N3－的核外电子层结构相同，但Na＋的质子数大于N3－，故r(N3－)>r(Na＋)。
答案：(1)离子　(2)NaCl　NH4Cl　(3)复分解反应　(4)<
12.X、Y、Z、W是元素周期前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：
元素 相关信息
X X的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等
Y 常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山附近沉积
Z Z和Y同周期，Z的电负性大于Y
W W的一种核素的质量数为63，中子数为34
(1)Y位于元素周期表第________周期________族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是________________(写化学式)。
(2)XY2是一种常用的溶剂，XY2的分子中存在________个σ键。在H—Y、H—Z两种共价键中，键的极性较强的是________(写化学式，下同)，键长较长的是________。
(3)W的基态原子核外电子排布式是________________________________________________________________________。
W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程式是________________________________________________________________________。
解析：X具有3个能级，且各能级电子数相同，因此可以写出其电子排布式为1s22s22p2，由此可以判断X为C元素；Y单质呈淡黄色，常在火山口附近沉积，可以判断Y为S元素；Z与Y同周期，证明Z位于第3周期，电负性比S大证明Z为Cl元素；W的质子数为63－34＝29，可以判断W为Cu元素。(1)根据S、Cl在元素周期表中的位置，可以判断氯的非金属性大于硫，故酸性较强的最高价含氧酸是HClO4；(2)CS2可以类比CO2的结构，其结构简式为S＝C＝S，故该分子中含有两个σ键和两个π键；由于S的半径大于Cl的半径，且Cl的非金属性强，故H—Cl的极性较强，H—S的键长较长；(3)Cu的电子排布符合洪特规则，故排布为1s22s22p63s23p63d104s1。
答案：(1)3　ⅥA　HClO4
(2)2　H—Cl　H—S　(3)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)　2Cu2S＋3O22Cu2O＋2SO2
13.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________(写元素符号)，写出D离子的电子排布式________________________________________________________________________。
(2)D和C形成的化合物中含有________键。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：由短周期元素知，A、B、C、D的原子序数均≤18。由A单质的用途知，A为Na元素；由B单质的工业制法及原子结构知，B为N或O元素；由C原子的电子排布可知C可能为B或F，又由其物理性质推断C为F；由D的原子结构知，D为Mg元素。(3)由于B单质为N2或O2：O元素及N元素均无＋6价，故a错误；O2、N2常温常压下均难溶于水，故b正确；O2分子中含有16个电子，N2分子中含有14个电子，故c错误；2Mg＋O22MgO、3Mg＋N2Mg3N2，故d正确。(4)比较金属性强弱的依据有：①与水(或酸)反应的剧烈程度；②最高价氧化物对应水化物的碱性；③金属间的置换反应等。
答案：(1)Mg　1s22s22p6
(2)离子　2F2＋2H2O4HF＋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的强(答案合理即可)1.(2011·高考四川卷)下列说法正确的是(　　)
A．分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定存在共价键
B．分子中含两个氢原子的酸一定是二元酸
C．含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体
D．元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强
解析：选A。稀有气体分子内没有化学键，A正确；分子中含有两个氢原子的酸不一定是二元酸，关键看是否能电离出两个氢离子，B错误；金属晶体也含有金属阳离子，C错误；非金属性是原子得电子能力，而单质的活泼性与物质的结构有关，D错误。
2.(2012·海口高二检测)碳家族的新成员C60，它具有空心的类似足球的结构，被称为足球烯，下列有关C60的说法正确的是(　　)
A．C60是一种新型的化合物
B．C60和石墨都是碳的同分异构体
C．C60中含有非极性键，是原子晶体
D．C60相对分子质量为720
解析：选D。C60是碳元素形成的一种单质分子，它和石墨互为同素异形体，其相对分子质量是720。
3.干冰和二氧化硅晶体同属第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：选C。干冰和SiO2所属晶体类型不同，干冰为分子晶体，熔化时破坏分子间作用力，SiO2为原子晶体，熔化时破坏共价键，所以熔点较高。
4.四氯化硅的分子结构与四氯化碳类似，对其作出如下推测：
①四氯化硅晶体是分子晶体
②常温常压下四氯化硅是液体
③四氯化硅分子是由极性键形成的分子
④四氯化硅熔点高于四氯化碳。其中正确的是(　　)
A．只有① B．只有①②
C．只有②③ D．①②③④
解析：选D。四氯化硅的分子结构与四氯化碳类似，均为分子晶体，二者结构相似，四氯化硅的相对分子质量大，熔、沸点高。
5.下列化学式既能表示物质的组成，又能表示物质的一个分子的是(　　)
A．NaOH B．SiO2
C．Fe D．C3H8
解析：选D。NaOH是离子晶体，离子晶体的化学式表示的是阴、阳离子的最简个数比，并不表示它的真实组成。SiO2是原子晶体，原子间以共价键结合，是呈空间网状结构的巨型分子。Fe为金属晶体，金属晶体是由金属阳离子和自由电子构成的晶体，金属晶体的化学式也不能表示该微粒的真实组成。
6.下列有关分子晶体熔点的高低叙述中，正确的是(　　)
A．Cl2>I2
B．SiCl4>CCl4
C．N2>O2
D．C(CH3)4>CH3CH2CH2CH2CH3
解析：选B。A、B、C、D选项中均无氢键，且都为分子晶体，物质结构相似相对分子质量大的熔点高，故A、C错误，B正确；D中同分异构体，支链越多，熔点越低，故D错误。
7.(2012·惠州检测)下列性质适合于分子晶体的是(　　)
A．熔点1070 ℃，易溶于水，水溶液导电
B．熔点2853 ℃，液态不导电，水溶液也不导电
C．能溶于CS2，熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃
D．熔点97.81 ℃，质软导电，密度为0.97 g·cm－3
解析：选C。A选项熔点高，不是分子晶体，分子晶体熔点低；B选项是原子晶体的性质；D选项是金属钠的性质。
8.(2011·高考四川卷)下列推论正确的是(　　)
A．SiH4的沸点高于CH4，可推测PH3的沸点高于NH3
B．NH为正四面体结构，可推测PH也为正四面体结构
C．CO2晶体是分子晶体，可推测SiO2晶体也是分子晶体
D．C2H6是碳链为直线形的非极性分子，可推测C3H8也是碳链为直线形的非极性分子
解析：选B。由于氨分子之间存在氢键，故其沸点比磷化氢的高；CO2是分子晶体，SiO2为原子晶体；丙烷的碳链不是直线形，而是锯齿形。
9.几种物质的熔点如下表：
物质 Na2O NaCl AlF3 AlCl3 BCl3 Al2O3 CO2 SiO2
熔点/℃ 920 801 1291 190 －107 2073 －57 1723
据此作出的下列判断中错误的是(　　)
A．铝的化合物的晶体中，有的是离子晶体
B．表中物质里只有BCl3和CO2的晶体是分子晶体
C．同主族元素的氧化物可能形成不同类型的晶体
D．不同主族元素的氧化物可能形成相同类型的晶体
解析：选B。Al2O3的熔点是2073 ℃，据此可知A项是对的。AlCl3的熔点是190 ℃，为分子晶体，据此可知B项是错误的。碳和硅是同主族元素，CO2晶体是分子晶体，SiO2晶体是原子晶体，由此可知C项是对的。钠和铝是不同主族元素，Na2O晶体和Al2O3晶体都是离子晶体，由此可知D项是对的。
10.(1)下列三种晶体的状态变化，克服的微粒间的作用力分别是：
氯化钾熔化________________________________________________________________________；
二氧化硅熔化________________________________________________________________________；
碘的升华________________________________________________________________________；
三种晶体的熔点由高到低的顺序是________________________________________________________________________。
(2)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 ℃
试判断它们的晶体类型。
A．________________________________________________________________________；
B．________________________________________________________________________；
C．________________________________________________________________________；
D．________________________________________________________________________。
解析：晶体熔化时破坏的是微粒间的作用力，而微粒间作用力的强弱顺序一般为原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体的差别很大。
答案：(1)离子键　共价键　分子间作用力　二氧化硅>氯化钾>碘
(2)金属晶体　分子晶体　离子晶体　原子晶体
11.(1)Fe(CO)5常温下呈液态，熔点为－20.5 ℃，沸点为103 ℃，易溶于非极性溶剂，据此可判断Fe(CO)5晶体属于________(填晶体类型)。
(2)三氯化铁常温下为固体，熔点282 ℃，沸点315 ℃，在300 ℃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类型为________。
解析：由于分子间作用力很弱，分子晶体气化或熔融时，只需克服分子间的作用力，不破坏化学键，所以分子晶体一般具有较低的熔点和沸点，较小的硬度，易升华，有较强的挥发性等特点。
答案：(1)分子晶体　(2)分子晶体
12.A、B两元素的最外层都只有一个电子。A的原子序数等于B的原子序数的11倍，A的离子的电子层结构与周期表中非金属性最强的元素的阴离子的电子层结构相同；元素C与B易形成化合物B2C，该化合物常温下呈液态。则：
(1)A的原子结构示意图为________，在固态时属于________晶体。
(2)C在固态时属于________晶体，B与C形成化合物B2C的化学式________，电子式________；它是由________________________________________________________________________
键形成的________分子，在固态时属于________晶体，每个分子周围通过________键与另外________个相同的分子结合。
解析：元素周期表中非金属性最强的元素为F，其离子(F－)核外有10个电子，A元素形成的离子最外层也有10个电子，且原子序数为B的11倍，可见A只能是Na，而B为H，与H易形成液态化合物的C元素为O。
答案：(1) (极性)共价　极性　分子　氢　4
13.(2011·高考山东卷)氧是地壳中含量最多的元素。
(1)氧元素基态原子核外未成对电子数为________个。
(2)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为__________________。
，原因是________________。
(3) H＋可与H2O形成H3O＋，H3O＋中O原子采用________杂化。H3O＋中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大，原因为__________________________。
(4)CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为a g·cm－3, NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为________cm3。
解析：(1)氧元素核外有8个电子，其基态原子核外电子排布为1s22s22p4，所以氧元素基态原子核外未成对电子数为2个。
(2)O—H键属于共价键，键能最大；分子间的范德华力和氢键均属于分子间作用力的范畴，但氢键要强于分子间的范德华力，所以它们从强到弱的顺序依次为O—H键、氢键、范德华力；氢键不仅存在于分子之间，有时也存在
于分子内。邻羟基苯甲醛在分子内形成氢键，而在分子之间不存在氢键；对羟基苯甲醛正好相反，只能在分子间形成氢键，而在分子内不能形成氢键，分子间氢键强于分子内氢键，所以对羟基苯甲醛的沸点比邻羟基苯甲醛的高。
(3)依据价层电子对互斥理论知H3O＋中O上的孤对电子对数＝1/2(5－3×1)＝1，由于中心O的价层电子对数共有3＋1＝4对，所以H3O＋为四面体，因此H3O＋中O原子采用的是sp3杂化；同理可以计算出H2O中O原子上的孤电子对对数＝1/2(6－2×1)＝2，因此排斥力较大，水中H—O—H键角较小。
(4)氯化钠的晶胞如图所示，因此晶胞中含有的氯离子个数为8×1/8＋6×1/3＝4，同样也可以计算出钠离子个数为4。由于CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，所以CaO晶胞中也含有4个钙离子和4个氧离子，因此CaO晶胞体积为＝。
答案：(1)2　(2)O—H键、氢键、范德华力　形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大
(3)sp3　H2O中O原子上有2对孤电子对，H3O＋只有1对孤电子对，排斥力较小
(4)1.下列物质的分子中既有σ键，又有π键的是(　　)
①HCl　②H2O　③N2　④H2O2　⑤C2H4
A．①②③　　　 B．③④⑤
C．①③ D．③⑤
解析：选D。从宏观上看：单键均为σ键，双键中1个σ键、1个π键，叁键中1个σ键、2个π键。由此分析，答案选D。
2.下列事实不能用键能的大小来解释的是(　　)
A．N元素的电负性较大，但N2的化学性质很稳定
B．稀有气体一般难发生反应
C．HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱
D．HF比H2O稳定
解析：选B。本题主要考查键参数的应用。由于N2分子中存在叁键，键能很大，破坏共价键需要很大的能量，所以N2的化学性质很稳定；稀有气体都为单原子分子，分子内部没有化学键；卤族元素从F到I原子半径逐渐增大，其氢化物中的键长逐渐变长，键能逐渐变小，所以稳定性逐渐减弱；由于H—F的键能大于H—O，所以二者比较，稳定性HF>H2O。
3.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．s轨道和p轨道重叠可以形成π键
C．所有共价键都有方向性
D．两个原子之间形成共价键时，可形成多个σ键
解析：选A。由于S原子最外层有6个电子，故最多与2个H原子结合，所以根据共价键的饱和性，将H2S写为H3S不正确；s轨道和p轨道重叠只能形成σ键；共价键不一定都具有方向性，如H2分子中的H—H，因为H原子只有1s轨道，1s为球形对称，所以两个H原子成键时沿任何方向重叠形成的共价键都相同；两个原子形成共价键时只能形成一个σ键。
4.指明下列化学键类型的名称，并各举一例含有这种化学键类型的物质。
　　　化学键类型　　　　举例
(1)__________________，________。
(2)__________________，________。
(3)__________________，________。
(4)__________________，________。
(5)__________________，________。
解析：共价键具有方向性，以“头碰头”形成σ键，“肩并肩”形成π键，由此可知(1)(2)(3)形成的是σ键，(4)(5)形成的为π键。
答案：(1)s s σ键　H2
(2)s p σ键　HCl
(3)p p σ键　Cl2
(4)pz pz π键　N2
(5)py py π键　N2
5.分析下列化学式中划有横线的元素，选出符合要求的物质，填空。
A．NH3　B．H2O　　C．HCl　　D．CH4　　E．C2H6
F．N2
(1)所有的价电子都参与形成共价键的是________________________________________________________________________；
(2)只有一个价电子参与形成共价键的是________________________________________________________________________；
(3)最外层有未参与成键的电子对的是________________________________________________________________________；
(4)既有σ键又有π键的是________________________________________________________________________。
解析：NH3中N原子分别与3个H原子形成3个σ键，还有一对不成键电子；H2O中O原子与2个H原子形成2个σ键，还有两对不成键电子；HCl中Cl原子与1个H原子形成1个σ键，还有三对不成键电子；CH4中C原子与4个H原子形成4个σ键，所有价电子都参与成键；C2H6中C原子分别与3个H原子及另1个C原子形成4个σ键，所有价电子都参与成键；N2中N原子与另1个N原子形成1个σ键，2个π键，还有一对不成键电子。
答案：(1)D、E
(2)C
(3)A、B、C、F
(4)F1.下列对元素原子半径的表述中合理的是(　　)
A．在主族元素中，原子半径最小的是氢元素
B．在主族元素中，原子半径最大的是铯元素
C．在同周期主族元素中，原子半径小的族序数也小
D．在同主族元素中，原子半径大的周期序数反而小
解析：选A。氢原子是组成与结构最简单的原子，因此是半径最小的原子。钫是已知元素中半径最大的元素。在同周期主族元素中，原子序数越大即族序数越大，原子半径越小。在同主族元素中，周期序数越大，原子半径越大。
2.下列各组中的X和Y两种原子，在周期表中一定位于同一族的是(　　)
A．X原子和Y原子最外层都只有一个电子
B．X原子的核外电子排布为1s2，Y原子的核外电子排布为1s22s2
C．X原子的2p能级上有三个电子，Y原子的3p能级上有三个电子
D．X原子核外M层上仅有两个电子，Y原子核外N层上也仅有两个电子
解析：选C。A选项中最外层只有一个电子的不一定在同一族，如金属钠和金属铜的最外层都是一个电子，但是钠属于第ⅠA族，而铜属于第ⅠB族，A选项错误；B选项中X原子是He，属0族元素，Y原子是Be，属于第ⅡA族，B选项错误；D选项中X原子核外M层上仅有两个电子，X是镁原子，属于第ⅡA族，N层上也仅有两个电子的原子除了钙原子，还有锌、铁等原子，D选项错误。
3.主族元素A和B可组成为AB2的离子化合物，则A、B两原子的最外层电子排布分别为(　　)
A．ns2np2和ns2np4　　 B．ns1和ns2np4
C．ns2和ns2np5 D．ns1和ns2
解析：选C。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NO2)，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。
4.某元素M2＋的3d轨道上有5个电子，则
(1)M原子的核外电子排布式为________________。
(2)M元素在元素周期表中的位置为第__________周期________族，________区。
解析：M2＋的3d轨道上有5个电子则电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。故M原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s2。该元素的价电子排布式为：3d54s2，所以该元素在周期表中的位置为第4周期ⅦB族，因最后一个电子进入d轨道所以该元素位于d区。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d54s2
(2)4　ⅦB　d
5.指出下列元素在周期表中的位置：
(1)基态原子的电子排布式为[Ar]4s1的元素：第________周期________族
(2)基态原子的电子排布式为[Ar]3d34s2的元素：第________周期________族
(3)基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1的元素：第________周期________族
(4)基态原子的电子排布式为[Ne]3s23p5的元素：第________周期________族
解析：由电子排布式(简化电子排布式、价电子排布式)判断元素在周期表中的位置时：周期数＝最高主量子数，主族序数＝价电子数。
答案：(1)4　ⅠA　(2)4　ⅤB　(3)4　ⅠB　(4)3　ⅦA1.下列晶体的结构不遵循“紧密堆积原理”的是(　　)
A．金属铜　　 B．氯化钠
C．金刚石 D．干冰
解析：选C。金刚石是原子晶体，由于共价键的方向性和饱和性，决定了金刚石的结构中，每个碳原子周围的其他碳原子数目是有限的，且堆积方向是一定的，故不服从紧密堆积原理。
2.下列叙述中，正确的是(　　)
A．具有规则几何外形的固体一定是晶体
B．晶体与非晶体的根本区别在于是否具有规则的几何外形
C．具有各向异性的固体一定是晶体
D．依据构成粒子的堆积方式可将晶体分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体
解析：选C。晶体与非晶体的根本区别在于其内部粒子在空间上是否按一定规律做周期性重复排列。晶体所具有的规则几何外形、各向异性和特定的对称性是其内部粒子规律性排列的外部反映，因此B项错；有些人工加工而成的固体也具有规则几何外形和高度对称性，所以A项错；具有各向异性的固体一定是晶体，C项正确；晶体划分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体是依据构成晶体的粒子的种类及粒子间的相互作用，因此D项错。
3.如图是a、b两种不同物质的熔化曲线，下列说法中正确的是(　　)
①a是晶体　②a是非晶体　③b是晶体　④b是非晶体
A．①④ B．②③
C．②④ D．①③
解析：选A。晶体有固定的熔点。由图分析知，a一直在吸热但中间有一段温度不变，这段对应的温度就代表此晶体的熔点；而b曲线温度一直在升高，没有固定的熔点，因此b为非晶体。
4.下列不属于晶体特点的是(　　)
A．一定有规则的几何外形
B．一定有各向异性
C．一定有固定的熔点
D．一定是无色透明的固体
解析：选D。晶体的特点是有规则的几何外形(由晶体的自范性决定)、固定的熔点及各向异性，但不一定是无色透明的固体，如紫色的碘晶体及蓝色的硫酸铜晶体。
5.下列关于晶体结构形式的说法正确的是(　　)
A．所有晶体的空间排列都服从紧密堆积原理
B．晶体尽量采用紧密堆积方式，以使其变得比较稳定
C．金属晶体的结构型式可以归结为非等径圆球的密堆积
D．等径圆球的密堆积有A1、A3两种结构型式，其中Cu属于A3型最密堆积
解析：选B。A项，在原子晶体中由于共价键具有饱和性和方向性，其堆积不遵循密堆积原理；C项，金属晶体的结构型式为等径圆球的密堆积；D项，等径圆球的密堆积主要有A1、A3两种，其中Cu属于A1型最密堆积。
6.
如图是CsCl晶体的一个晶胞，相邻的两个Cs＋的核间距为a cm，NA为阿伏加德罗常数，CsCl的相对分子质量用M表示，则CsCl晶体的密度为(　　)
A. B.
C. D.
解析：选D。CsCl晶胞中实际含有1个Cs原子，CsCl晶胞体积等于a3，故ρ＝＝。
7.金属晶体中金属原子有三种常见的堆积方式，a、b、c分别代表这三种晶胞的结构，其晶胞a、b、c内金属原子个数比为(　　)
A．3∶2∶1 B．11∶8∶4
C．9∶8∶4 D．21∶14∶9
解析：选A。a晶胞中，顶点的微粒被6个晶胞所共有，所以a中原子个数为12×＋2×＋3＝6；b中原子数为8×＋6×＝4；c中原子个数为8×＋1＝2。
8.下列叙述中，不正确的是(　　)
A．氯化钠的晶体结构为非等径圆球密堆积
B．晶体尽量采取紧密堆积方式，以使其变得比较稳定
C．因为共价键有饱和性和方向性，所以原子晶体不遵循紧密堆积原理
D．金属铜和镁均以…ABAB…方式堆积
解析：选D。在NaCl晶体中，半径较大的Cl－按A1型方式进行最密堆积，Na＋填在Cl－所形成的空隙中，因此NaCl晶体结构为非等径圆球密堆积，A选项正确。密堆积原理适合于没有方向性的金属键、离子键和分子间作用力相互作用形成的金属晶体、离子晶体和分子晶体，而不适合于具有方向性和饱和性的共价键所形成的原子晶体以及氢键所形成的分子晶体，采用密堆积的方式可以降低体系的能量，使晶体变得比较稳定，B和C两选项都正确。金属铜采用“…ABCABC…”方式堆积，金属镁采用“…ABAB…”方式堆积，所以D选项错误。
9.某晶体的一部分如图所示，这种晶体中A、B、C三种粒子数之比是(　　)
A．3∶9∶4 B．1∶4∶2
C．2∶9∶4 D．3∶8∶4
解析：选B。A粒子数为6×＝；B粒子数为6×＋3×＝2；C粒子数为1。故A、B、C、粒子数之比为1∶4∶2。
10. 在氯化钠晶体中，由于Cl－的半径大于Na＋的半径，Cl－先按一定的型式进行最密堆积，Na＋填在Cl－所形成的空隙中。在氯化钠晶体中，Cl－的堆积型式是________。
解析：氯化钠晶体中Cl－的堆积型式(A1型)由教材中可知。
答案：A1型(或…ABCABC…型)
11.在一个小烧杯里加入少量碘，用一个表面皿盖在小烧杯上，并在表面皿上加少量冷水。把小烧杯放在石棉网上加热，观察实验现象。
(1)在表面皿上加少量冷水的作用是_____________________________________。
(2)观察到的实验现象是_______________________________________________。
(3)在表面皿上碘是________(填“晶体”或“非晶体”)。
(4)这种方法是________，属于________变化。
解析：获得晶体有3个途径：熔融态物质凝固；气态物质冷却不经液态直接凝固(物理上称为凝华)；溶质从溶液中析出。
答案：(1)冷却碘蒸气
(2)烧杯中充满紫色的蒸气，在表面皿上有紫黑色的晶体
(3)晶体
(4)凝华　物理
12.如图所示为高温超导领域里的一种化合物——钙钛矿晶体结构，该结构是具有代表性的最小重复单元。
(1)在该物质的晶体中，每个钛离子周围与它最接近的且等距离的钛离子共有________个。
(2)该晶体中，元素氧、钛、钙的个数比是________。
解析：回答第(1)小题要注意发挥空间想象能力，在晶胞的上下、左右、前后都有完全等同的晶胞。依据一个晶胞我们能观察到3个与钛离子最接近且等距离的钛离子，在这3个钛离子相反的位置还有3个，所以共有6个。对于第(2)小题我们可以使用均摊法求得：O∶Ti∶Ca＝∶∶1＝3∶1∶1。
答案：(1)6　(2)3∶1∶1
13.钛和钛的合金已被广泛用于制造电讯器材、人造骨骼、化工设备、飞机等航天航空材料，被誉为“未来世界的金属”。试回答下列问题：
(1)钛有Ti和Ti两种原子，它们互称为________。Ti元素基态原子的电子排布式为________________________________________________________________________。
(2)偏钛酸钡在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。偏钛酸钡晶体中晶胞的结构如图所示，它的化学式是________。
解析：根据偏钛酸钡晶体的晶胞结构，求得Ba、Ti、O原子数之比＝1∶∶＝1∶1∶3，故它的化学式是BaTiO3。
答案：(1)同位素　1s22s22p63s23p63d24s2(或[Ar]3d24s2)　(2)BaTiO31.下列元素中各基态原子的第一电离能最大的是(　　)
A．Be　　　 B．B
C．C D．N
解析：选D。各基态原子的核外电子排布式分别为Be：1s22s2；B：1s22s22p1；C：1s22s22p2；N：1s22s22p3。从核外电子排布看，最高能级为2p能级，又因为N原子的2p轨道处于半充满状态，由洪特规则可知是相对稳定的，故最难失去第一个电子。
2.价电子构型为2s22p5的元素，下列有关它的描述正确的有(　　)
A．原子序数为7 B．电负性最大
C．原子半径最大 D．第一电离能最大
解析：选B。价电子构型为2s22p5的元素为氟，其原子序数为9，原子半径在第2周期中最小，第一电离能较大但不是最大，电负性最大。
3.元素A的各级电离能数据如下：
I1 I2 I3 I4 I5 I6
I/kJ·mol－1 578 1817 2745 11578 14831 18378
则元素A的常见价态是(　　)
A．＋1 B．＋2
C．＋3 D．＋6
解析：选C。对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3电离能数值相对较小，至I4数值突然增大，说明元素A的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3。
4.气态中性原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是(　　)
A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
D．1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1
解析：选B。分析四个选项中气态中性原子的原子核外电子排布可知，其都是基态的气态原子，再分析每个基态原子所发生的变化，都是失去一个电子，所需的能量为第一电离能。根据原子核外电子排布可知四种气态中性原子分别为Si、P、S、Ge，吸收能量最多(最难失去电子)的是3p轨道处于半充满状态的P。
5.下列选项中，第二电离能最大的元素所具有的电子层结构为(　　)
A．1s2 B．1s22s1
C．1s22s2 D．1s22s22p1
解析：选B。I2最大的元素应失去的是内层上已达稳定结构的电子层上的电子。
6.电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为(　　)
A．共价键 B．离子键
C．金属键 D．配位键
解析：选B。元素金属性越强，电负性越小，越易失去电子，而非金属性越强，电负性越大，越易得到电子。因此，活泼金属和活泼非金属的电负性差值较大，形成的化学键主要是离子键。
7.已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　)
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的含氧酸的酸性弱于Y对应的含氧酸的酸性
D．X元素气态氢化物的稳定性大于Y元素气态氢化物的稳定性
解析：选C。电负性X>Y，元素的非金属性X>Y，最高价含氧酸的酸性应该是：X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性。
8.(2011·高考江苏卷)短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8
B．原子半径的大小顺序为：rX>rY>rZ>rW>rQ
C．离子Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数都不相同
D．元素W的最高价氧化物对应的水化物酸性比Q的强
解析：选A。由元素在周期表中的位置可推知X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、Cl。元素X(N)的最高正价(＋5)与元素Z(Al)的最高正价(＋3)之和为8；原子半径的大小顺序为rZ>rW>rQ>rX>rY；Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数均相同；非金属性：W(S)9.下列说法不正确的是(　　)
A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布呈周期性变化的结果
B．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度
C．电负性是相对的，所以没有单位
D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小
解析：选D。A、B、C都是正确的。金属的电负性较小，非金属的电负性较大，所以D错误。
10.
(1)短周期某主族元素M的电离能情况如右图所示。则M元素位于周期表的第________族。
(2)金属钛(22Ti)将是继铜、铁、铝之后人类广泛使用的第四种金属，Ti元素的基态原子的价电子层排布式为________。
解析：元素M的各级电离能逐级增大，I1和I2差别较小，但I3 I2>I1，I3突跃式变大，即失去2个电子后，再失去电子变为＋3价阳离子却非常困难，说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。
答案：(1)ⅡA　(2)3d24s2
11.有A、B、C、D、E 5种元素，它们都是前4周期元素，核电荷数依次增大。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比D原子最外层上电子数少4个。请回答下列问题：
(1)写出B元素基态原子的电子排布式：________________________________________________________________________。
(2)用轨道表示式表示C元素原子的价电子构型________________________________________________________________________。
(3)元素B与D的电负性的大小关系是________，C与E的第一电离能的大小关系是________(用元素符号和“>”、“<”或“＝”表示)。
解析：根据A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1可知其为第ⅠA族；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，即ns2np4，可知其为第ⅥA族；结合A、B、C、D、E 5种元素的核电荷数依次增大及C原子最外层上电子数比D原子最外层上电子数少4个，可推断出五种元素分别为H、O、Mg、S、K。
答案：(1)1s22s22p4　(2)
(3)O>S　Mg>K
12.W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。
(1)W位于元素周期表第________周期________族。
(2)Y的基态原子核外电子排布式是________________________________________________________________________，
Y的第一电离能比X的________(填“大”或“小”)。
解析：依据X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，可知X为Al。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，且原子序数依次增大，可知W为N，Y为S。Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO，可知Z为Cu。(1)N属第2周期ⅤA族元素。(2)S的原子结构示意图为?, 核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，因第一电离能与元素非金属性的关系为：元素的非金属性越强，第一电离能越大，故第一电离能S>Al。
答案：（1）2　ⅤA　（2）1s22s22p63s23p4　大,?
下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k
③c、h、l ④d、e、f
(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：原子核对核外电子的吸引力；形成稳定结构的倾向。
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)；
锂 X Y
失去第一个电子 519 502 580
失去第二个电子 7296 4570 1820
失去第三个电子 11799 6920 2750
失去第四个电子 9550 11600
①通过上述信息和表中的数据分析为什么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________________________________________________________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的__________(填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式________。
③Y是周期表中________族元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
解析：(1)从所给元素在周期表中的位置不难知道a、c、d、f分别为Na、Mg、Sr和Al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；h为碳元素，其单质中的石墨也是电的良导体，故应选①④两组。
(2)①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，1个在L层，当失去最外层的一个电子后，锂离子达到稳定结构。根据题给信息可知，锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量。
②由表中数据可知：X失去第二个电子所需能量远大于失去第一个电子所需的能量(9倍多)，而失去第三个、第四个电子所需能量皆不足前者的两倍，故第一个电子为最外层的1个电子，而其他几个电子应处于内层。结合所给的周期表知，X应为a，即钠元素，和j即氧元素所形成的化合物化学式为Na2O或Na2O2。
③由表中所给Y的数据可知，Y失去第一、二、三个电子所需能量差别不大，而失去第四个电子所需能量远大于失去第三个电子所需的能量，因此，Y元素的最外层有3个电子，即为第ⅢA族元素。
④从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定失电子所需能量越高，在所给13种元素中，处于0族的m元素已达8e－稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案：(1)①④　(2)①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难　②a　Na2O或Na2O2　③ⅢA　④m1.在解释下列物质性质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与化学键的强弱无关的变化规律是(　　)
A．H2O、H2S、H2Se、H2Te的热稳定性依次减弱
B．熔点：Al>Mg>Na>K
C．NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
D．CF4、CCl4、CBr4、CI4的熔、沸点逐渐升高
解析：选D。D项中四种物质熔、沸点逐渐升高，是由于四种物质的相对分子质量依次增大，范德华力依次增大造成的。
2.(2012·烟台高二质检)下列物质中不存在氢键的是(　　)
A．冰醋酸中醋酸分子之间
B．液态氟化氢中氟化氢分子之间
C．一水合氨分子中的氨分子与水分子之间
D．可燃冰(CH4·8H2O)中甲烷分子与水分子之间
解析：选D。只有非金属性很强的元素与氢元素形成强极性的共价键之间才可能形成氢键(如N、O、F)，C—H不是强极性共价键，故选D。
3.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主要的相互作用依次是(　　)
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：选B。固态的水与液态的水分子间的作用力种类相同，均为氢键和范德华力，区别在于氢键的数目，故由固态
水→液态水破坏氢键，同样，由液态水变为水蒸气时，破坏的也是氢键，而由H2O(气)→H2(气)＋O2(气)时破坏了极性键，故选B。
4.下列化合物中是否存在氢键？若存在氢键，属何种类型？
答案：①液态时存在分子间氢键；②存在分子间氢键；③存在分子内氢键；④⑤不存在氢键。
5.X、Y、Z、E四种元素中，X原子核外的M层上只有两对成对电子，Y原子核外的L层电子数是K层的两倍，Z是地壳内含量(质量分数)最高的元素，E在元素周期表中的各元素中电负性最大。请回答下列问题：
(1)X、Y、E的元素符号为________、________、________。
(2)X、Y、Z、E的氢化物中，存在氢键的是________，用氢键表示式写出它们的氢化物溶液中存在的所有氢键________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)由泡利不相容原理知X的核外电子排布为：1s22s22p63s23p4，为硫元素；Y为碳元素，Z为氧元素，E为氟元素。
(2)在H2S、CH4、H2O、HF中，H2O、HF中存在氢键，并且它们的氢化物溶液中存在的氢键有四种，例：水分子之间，H2O与HF之间，HF分子之间。
答案：(1)S　C　F
(2)H2O、HF　F—H…F、F—H…O、H—O…H、O—H…F1.下列关于金属晶体的体心立方密堆积的结构型式的叙述中，正确的是(　　)
A．晶胞是六棱柱　　 B．属于A2型最密堆积
C．每个晶胞中含4个原子 D．每个晶胞中含5个原子
解析：选B。金属晶体的体心立方密堆积的晶胞是平行六面体，体心立方密堆积的堆积方式为立方体的顶点和体心各有1个原子，属于A2型最密堆积，每个晶胞中含有8×＋1＝2个原子。
2.下列各类化合物中，固态时只能形成离子晶体的是(　　)
A．非金属氧化物 B．非金属单质
C．强酸 D．强碱
解析：选D。根据分类标准，纯净物可分为单质和化合物，单质又分为金属单质与非金属单质，化合物可以分为离子化合物和共价化合物，在这四类物质中，金属单质形成的晶体一定是金属晶体，离子化合物形成的晶体一定是离子晶体，非金属单质形成的晶体可能是分子晶体，也可能是原子晶体。非金属氧化物、强酸都属于共价化合物，强碱属于离子化合物。
3.下列有关离子晶体的数据大小比较不正确的是(　　)
A．熔点：NaF>MgF2>AlF3
B．晶格能：NaF>NaCl>NaBr
C．阴离子的配位数：CsCl>NaCl>CaF2
D．硬度：MgO>CaO>BaO
解析：选A。由于Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径依次减小，所带电荷数依次增加，所以NaF、MgF2、AlF3的晶格能依次增大，即熔点依次升高；F－、Cl－、Br－的半径依次增大，NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小；CsCl、NaCl、CaF2中阴离子的配位数分别为8、6、4；
Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋的半径依次增大，MgO、CaO、BaO的晶格能依次减小，即硬度依次减小。
4.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：________________________________________________________________________。
解析：(1)钠、钾、钙等都是比镁活泼的金属，它们的氯化物在熔融盐中的电离大于氯化镁，所以除了可变成混合物而降低熔点外，还能够增大熔融盐中的离子浓度，增强导电性。(2)因为氧化镁与氯化钠的晶胞相似，所以在晶体中每个Mg2＋周围应该有6个O2－，每个O2－周围应该有6个Mg2＋，根据此规则可得⑧应该改为黑色。
答案：(1)增大熔融盐中的离子浓度，从而增强熔融盐的导电性　(2)⑧应为黑色
5.如图，直线交点外的圆圈为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的。
(1)请将其中代表Cl－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Cl－的个数等于________，即(填计算式)________；Na＋的个数等于________，即(填计算式)________。
解析：(1)如答案所示。
(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：①处于顶点的离子，同时为8个晶胞共有，每个离子有属于晶胞。②处于棱上的离子，同时为4个晶胞共有，每个离子有属于晶胞。③处于面上的离子，同时为2个晶胞共有，每个离子有属于晶胞。④处于晶胞内部(体心)的离子，则完全属于该晶胞。由此可知。图NaCl晶胞中，含Cl－：8×＋6×＝4个；含Na＋：12×＋1＝4个。
答案：(1)
(2)12　(3)4　8×＋6×＝4　4　12×＋1＝41.下列关于晶体的说法不正确的是(　　)
A．粉末状的固体肯定不是晶体
B．晶胞是晶体结构的基本单元
C．晶体有规则的几何外形是晶体内部的粒子按一定规律做周期性的有序排列的结果
D．晶体尽量采取紧密堆积方式，以使其变得比较稳定
解析：选A。在晶体中，不管固体颗粒的大小，只要其组成粒子在三维空间里呈现周期性的有序排列，就属于晶体；晶体规则的几何外形是内部粒子有规律周期性有序排列的结果，否则为非晶体，所以A项不正确。
2.等径圆球形成的A1型最密堆积和A3型最密堆积中，每个球的配位数分别是(　　)
A．3，3　　 B．12，12
C．3，6 D．6，6
解析：选B。等径圆球形成的A1型最密堆积和A3型最密堆积中，每个球的配位数都是12，其中同一层上是6个，上下相邻两层各3个。
3.
某离子晶体的晶体结构中最小重复单元如图所示。A为阴离子，在正方体内，B为阳离子，分别在顶点和面心，则该晶体的化学式为(　　)
A．B2A
B．BA2
C．B7A4
D．B4A7
解析：选B。晶胞中A离子数目为8，B离子数目为8×＋6×＝4，所以该晶体的化学式为BA2。
4.
某晶胞结构如图所示，X位于立方体的顶点，Y位于立方体的中心。试分析：
(1)在一个晶胞中有__________个X，________个Y。
(2)晶体中距离最近的两个X和一个Y所形成的夹角∠XYX为________(填角的度数)。
解析：(1)Y在晶胞的体心，即有1个Y属于晶胞；X在顶点，属于该晶胞的X有4×＝个。
(2)4个X连线后构成正四面体，Y原子位于正四面体的体心。类似于甲烷的分子构型，所以∠XYX＝109.5°。
答案：(1)　1　(2)109.5°
5.(2012·益阳高二检测)如图所示的甲、乙、丙三种晶体：
试写出：
(1)甲晶体化学式(X为阳离子)为________________________________________________________________________。
(2)乙晶体中A、B、C三种微粒的个数比是________________________________________________________________________。
(3)丙晶体中每个D周围结合E的个数是________个。
解析：解答这类习题，通常采用均摊法。均摊法的根本原则是：晶胞任意位置上的一个原子如果是被x个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。晶体立方体中微粒实际占有“份额”规律：顶点微粒在立方体中实占，立方体面上微粒实占，立方体棱上微粒实占，立方体内部微粒按有1算1统计。甲中X位于立方体中心，算做1，Y位于立方体顶点，实际占有：×4＝个，X∶Y＝1∶＝2∶1，所以甲的化学式为X2Y。乙中A占有：×8＝1，B占有×6＝3，C占有1个，由此推出微粒个数之比为A∶B∶C＝1∶3∶1。丙中D周围的E的个数与E周围D的个数相同，E周围有8个D，所以D周围有8个E。
答案：(1)X2Y　(2)1∶3∶1　(3)81．某元素基态原子失去3个电子后，3d轨道半充满，其原子序数可能为(　　)
A．24　　　 B．25
C．26 D．27
解析：选C。失去3个电子后，3d轨道半充满，也就是3d5，可写出这种离子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5，原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2，共有26个电子，为26号元素。
2.下列各基态原子或离子的电子排布式正确的是(　　)
A．O2－　1s22s22p4
B．Ca　[Ar]3d2
C．Fe　[Ar]3d54s3
D．Si　1s22s22p63s23p2
解析：选D。O2－的电子排布式为1s22s22p6；Ca的电子排布式为[Ar]4s2；Fe的电子排布式为[Ar]3d64s2。
3.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：选A。A 项中，1个2s电子被激发到2p能级上，表示的是激发态原子；B项中，3p2表示3p能级上填充了2个电子；C项中，同一原子中电子层数越大，能量就越高，离核越远，故1s、2s、3s电子的能量逐渐升高；D项中，在相同能级中，其轨道数是一定的，不论它在哪一能层中。
4.下列核外电子的表示方法中，能表示该原子处于能量最低状态的是(　　)
解析：选D。A中N原子轨道表示式为时能量最低。B中是F离子的轨道表示式。C中Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。D中Cu原子的3d轨道全充满，4s轨道半充满处于能量最低状态。
5.下列元素中，未成对电子最多的是(　　)
A．Ne B．P
C．Fe D．Cr
解析：选D。分别写出四种元素的核外电子排布式进行判断，Ne没有未成对电子，P有3个未成对电子，Fe有4个未成对电子，而Cr的未成对电子最多，有6个。
6.某元素的一种基态粒子的M能层p能级上有4个电子，有关该粒子的叙述错误的是(　　)
A．N层不含有电子
B．该粒子为中性原子
C．L层一定有8个电子
D．原子的最外层电子数为4
解析：选D。根据元素的一种基态粒子的M能层p能级上有4个电子，其价电子构型是ns2np4，其最外层电子数是6个，选项D不正确。
7.下列各基态原子核外电子排布表示正确的是(　　)
A．钠原子——1s22s22p7
B．铜原子——1s22s22p63s23p63d94s2
C．铁原子——1s22s22p63s23p63d8
D．氪原子——1s22s22p63s23p63d104s24p6
解析：选D。本题考查核外电子排布的规则。在对核外电子排布时，能量最低原理、泡利不相容原理(由此可导出每层最多容纳的电子数)和洪特规则要综合考虑。A项违背了泡利不相容原理；B项违背了等价轨道在全空、半充满、全充满时是稳定状态；C项违背了能量最低原理；D项正确。
8.若某基态原子的价电子排布为4d25s2，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4个电子
D．该元素原子M能层共有8个电子
解析：选B。根据该元素的价电子排布可知其核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2，则该元素是40号元素，基态原子核外有40个电子；原子核外有5个电子层；最外层有2个电子，M层有18个电子。只有选项B正确。
9.具有如下电子层结构的原子，其相应元素一定属于同一主族的是(　　)
A．3p能级上有2个未成对电子的原子和4p能级上有2个未成对电子的原子
B．3p能级上只有1个空轨道的原子和4p能级上只有1个空轨道的原子
C．最外层电子排布为ns2的原子和最外层电子排布为ns2np6的原子
D．最外层电子排布为3s2的原子和最外层电子排布为4s2的原子
解析：选B。A项，3p能级上有2个未成对电子，价电子排布式：3s23p2或3s23p4，4p能级上有2个未成对电子，价电子排布式：4s24p2或4s24p4，可能属于同一主族，A错误。B项，3p、4p能级有1个空轨道，分别是硅元素和锗元素，B正确。C项，最外层电子排布为ns2和ns2np6的原子，前者可能是稀有气体(He)，后者一定是稀有气体元素，不属于主族，故C错误。D项，最外层电子排布为3s2的原子为Mg，位于主族，而最外层电子排布为4s2的原子可能为主族元素Ca或过渡金属元素，故D错误。
10.(1)某元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素基态原子的电子排布式为________；元素符号为________；其最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。
(2)画出周期表中24号元素的核外电子排布式____________，这样排布的理由是________________________________。
解析：元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4；该原子核外电子数为16，核内质子数为16，是硫元素，元素符号为S；其最高价氧化物对应的水化物的化学式是H2SO4；24号元素的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，这样排布的理由是遵循了洪特规则特例(或能量最低原理)。
答案：(1)1s22s22p63s23p4　S　H2SO4
(2)1s22s22p63s23p63d54s1　洪特规则特例(或能量最低原理)
11.按照下列元素基态原子的电子排布特征判断元素，并回答问题。
A的原子中只有一个电子层且只含1个电子；B的原子3p轨道上得到1个电子后不能再容纳外来电子；C的原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反；D的原子第三电子层上有8个电子，第四电子层上只有1个电子；E原子的价电子排布为3s23p6。
(1)写出A、B、C、D四种元素的元素符号：__________________________________________。
(2)检验某溶液中是否含有D的离子，可通过________反应来实现；检验某溶液中是否含有B的离子，通常所用的试剂是________和________。
(3)写出E的元素符号________，要证明太阳上是否含有E元素，可采用的方法是________。
解析：A的原子中只有一个电子层且只含1个电子，A为氢元素；B的原子3p轨道上得到1个电子后不能再容纳外来电子，可知其价电子排布为3s23p5，B为氯元素；C的原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反，可知其价电子排布为2s22p4，C为氧元素；D的原子第三电子层上有8个电子，第四电子层上只有1个电子，可知D为钾元素；E原子的价电子排布为3s23p6，可知其为氩元素。
答案：(1)H、Cl、O、K　(2)焰色　硝酸银溶液　稀硝酸　(3)Ar　光谱分析
12.原子结构与元素周期表存在着内在联系。根据已学知识，请回答下列问题：
(1)指出31号元素镓(Ga)在元素周期表中的位置：第________周期________族。
(2)写出原子序数最小的第Ⅷ族元素原子的核外电子排布式：________________________________________________________________________。
(3)写出3p轨道上有2个未成对电子的元素的符号：________、________。
解析：(1)根据原子序数为31，写出电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1，n＝4，所以为第4周期，价电子排布为4s24p1，价电子数为3，所以是第ⅢA族。(2)原子序数最小的第Ⅷ族元素在第4周期，价电子数为8，价电子排布为3d64s2，原子的电子排布为[Ar]3d64s2。(3)3p轨道上有2个未成对电子，为3p2或3p4，排布为1s22s22p63s23p2或1s22s22p63s23p4，3p2、3p4时轨道表示式为，均为2个未成对电子，电子数为14或16。元素符号为Si或S。
答案：(1)4　ⅢA
(2)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
(3)Si　S
13.(1)某质量数为32，核内有16个中子的原子，其电子排布式是________，该原子中有________个未成对电子，这些未成对电子具有________(填“相同”或“不同”)的自旋方向。
(2)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________个电子。
(3)M电子层上有________个能级，有________个轨道，作为内层最多可容纳________个电子，作为最外层时，最多可含有________个未成对电子。
(4)在第4周期中，最外层只有1个电子的元素有________________________________________________________________________。
(5)A元素的最高正价是＋4价，A原子次外层上有2个电子，A的基态原子的电子排布式是________________________________________________________________________。
(6)B元素在气态氢化物中显－3价，气态氢化物极易溶于水，B的基态原子的电子排布式是________________________________________________________________________。
(7)E原子核外占有9个轨道，且具有1个未成对电子，E离子结构示意图是________________________________________________________________________。
(8)F、G都是短周期元素，F2－与G3＋的电子层结构相同，则F2－的电子排布式是________________________________________________________________________，
G元素的原子序数是________。
解析：本题主要考查根据各种条件去推测元素，在推测过程中，要尽可能地用原子结构示意图或核外电子排布式去解题。(3)M电子层最多可容纳18个电子，但为最外层时不能超过8个电子，即只有3s和3p电子，根据洪特规则，当3p上有3个电子，要占3个轨道，即最多有3个未成对电子。(4)第4周期中，最外层只有1个电子的元素不是只有钾元素，还有铬元素和铜元素。
答案：(1)1s22s22p63s23p4　2　相同
(2)2　8　14　(3)3　9　18　3
(4)K、Cr、Cu　(5)1s22s22p21.有关苯分子的说法不正确的是(　　)
A．苯分子中C原子均以sp2杂化方式成键，形成夹角为120°的三个sp2杂化轨道，故为正六边形的碳环
B．每个碳原子还有一个未参与杂化的2p轨道，垂直碳环平面，相互交盖，形成大π键
C．大π键中6个电子被6个C原子共用，故称为6中心6电子大π键
D．苯分子中共有六个原子共面，六个碳碳键完全相同
解析：选D。苯分子中六个碳原子、六个氢原子共十二个原子共平面。
2.下列物质中属于含有极性键的非极性分子的是(　　)
A．CS2　　 B．H2O
C．CH3CH2Cl D．NH3
解析：选A。CS2为直线形分子，属含有极性键的非极性分子。
3.甲烷中的碳原子是sp3杂化，下列用“*”标记的碳原子的杂化和甲烷中的碳原子杂化方式相同的是(　　)
A．CH2==CH*CH2CH3 B．*CH2==CHCH3
C．CH2*==CHCH3 D．CH2==*CH2
解析：选A。当碳原子以sp3杂化轨道成键时，应形成4个σ键，A项符合题意。其他选项中带“*”的碳原子均形成了1个π键，不符合题意(B、C、D项杂化轨道类型均为sp2杂化)。
4.指出下列原子的杂化轨道类型及分子的空间构型。
(1)CO2中的C________杂化，空间构型________；
(2)SiF4中的Si________杂化，空间构型________；
(3)BCl3中的B________杂化，空间构型________；
(4)PH3中的P________杂化，空间构型________；
(5)NO中的N________杂化，空间构型________。
解析：(1)CO2：C以两个sp1杂化轨道分别与两个O形成σ键，C上另两个未杂化的2p轨道分别与两个O上的p轨道形成π键，分子构型为直线形。
(2)SiF4：Si以四个sp3杂化轨道分别与四个F形成σ键，分子构型为正四面体形。
(3)BCl3：B采取sp2杂化，三个杂化轨道分别与三个Cl形成σ键，分子构型为平面三角形。
(4)PH3：P采取sp3杂化，其中一个杂化轨道上有一对电子不参与成键，另外三个杂化轨道分别与三个H形成σ键，由于一对孤电子对的存在，三个H不可能平均占据P周围的空间，而是被孤电子对排斥到一侧，形成三角锥形结构。
(5)NO：N采取sp2杂化，其中两个杂化轨道分别与两个O形成σ键，另一个杂化轨道有一对孤电子对，未杂化的p轨道与两个O上的另一个p轨道形成π键，形成V形分子结构。
答案：(1)sp1　直线形　(2)sp3　正四面体形　(3)sp2　平面三角形　(4)sp3　三角锥形　(5)sp2　V形
5.在下列物质中：①氨气　②氯化氢　③氯化铵　④干冰　⑤苛性钠　⑥食盐　⑦冰　⑧氩气　⑨过氧化钠　⑩双氧水　 氢气　 甲烷　 HClO　 Cl2　 CH3COOH
(1)只有非极性键的是________；
(2)只有极性键的是________；
(3)既有极性键又有非极性键的是________；
(4)只有离子键的是________；
(5)既有离子键又有极性键的是________；
(6)既有离子键又有非极性键的是________。
解析：根据成键元素或离子对化学键进行分类。
答案：(1) 　(2)①②④⑦
(3) 　(4)⑥　(5)③⑤　(6)⑨