1.2 原子结构与物质的性质（含解析） 综合测试题 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2
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| 名称 | 1.2 原子结构与物质的性质（含解析） 综合测试题 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 239.1KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-01-16 21:48:06 | ||
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文档简介
1.2 原子结构与物质的性质 综合测试题
一、单选题
1．下列有关微粒性质的排列顺序，正确的是（ ）
A．键角：
B．热稳定性：HBr＞HCl＞HF
C．第一电离能：C＜N＜O
D．熔点：单晶硅＞碳化硅＞金刚石
2．下表是短周期金属元素的电离能[单位：kJ·mol-1]数据：
电离能/ kJ·mol-1 I1 I2 I3 I4
甲 932 1 821 15 390 21 771
乙 738 1 451 7 733 10 540
丙 578 1817 2745 11575
下列有关说法正确的是（ ）
A．金属性：丙＞乙＞甲
B．甲、乙、丙的氯化物在水溶液或熔融状态下都能导电
C．甲，乙在各自形成的化合物中均呈现+2价
D．甲、乙、丙都位于第三周期
3．1919年，卢瑟福做了用α粒子()轰击原子核的实验，实现了原子核的人工转变，发现了质子：。下列说法正确的是
A．基态氮原子核外电子有7种空间运动状态
B．基态N和O原子核外未成对电子数之比为3：2
C．O元素的第一电离能及电负性均大于N元素
D．NH3和H2O分子中的N、O原子采取的杂化类型分别为sp2、sp杂化
4．下列说法正确的是（ ）
A．2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
B．第四周期元素中未成对电子数最多的元素原子序数为23
C．同一周期中，随着核电荷数的增加，元素的第一电离能逐渐增大
D．元素周期表中从第IIIB族到第IIB族10个纵列的元素均为金属元素
5．光催化剂环保无毒，具有较高的催化活性，Zn2GeO4是新型光催化剂。下列有关说法错误的是（ ）
A．基态氧原子的电子排布图为
B．Zn处于元素周期表中的第ⅡB族，属于ds区
C．三种元素电负性由大到小的顺序是：O＞Ge＞Zn
D．Ge有着良好的半导体性质
6．第ⅠA族元素具有相似的化学性质，是由于它们的原子具有相同的（ ）
A．原子半径 B．电子层数
C．核外电子数 D．最外层电子数
7．如图所示的有机化合物是核酸病毒保存液的重要成分之一。其中W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，X和Y同周期，Z的价电子数等于X的原子序数。下列说法中正确的是
A．第一电离能：X＞Y
B．W、Y、Z可形成离子化合物
C．分子中可能所有原子均共面
D．X、Y、Z的简单氢化物在水中均是强酸
8．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如图所示，下列叙述错误的是
A．第一电离能：X＞Y
B．Z的电负性小于W
C．Y元素原子核外共有5种不同运动状态的电子
D．X的单质可分别与Z、W的单质发生氧化还原反应
9．元素周期表中，按照第一电离能由大到小顺序排列错误的是（ ）
A．Be、Mg、Ca B．Mg、Ca、K C．He、Ne、Ar D．O、N、C
10．下列说法中错误的是（ ）
A．根据对角线规则，铍和铝的性质具有相似性
B．在H3O+、NH4+和[Cu(NH3)4]2+中都存在配位键
C．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强
D．P4和CH4都是正四面体分子且键角都为109o28ˊ
11．已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ ）
A．a+2=b+1=c﹣3=d﹣1
B．原子半径：r（A）＞r（B）＞r（D）＞r（C）
C．原子序数：a＞b＞c＞d
D．离子半径：r（C3﹣）＞r（D﹣）＞r（B+）＞r（A2+）
12．七种短周期元素在元素周期表中的相对位置如表所示．其中B的最高价氧化物的水化物能与B的气态氢化物反应生成离子化合物，下列说法不正确的是（ ）
A B C
D E F G
A．G的最高价氧化物对应的水化物是最强的酸
B．熔融电解化合物D2C3可制取单质D
C．F的最高价含氧酸的浓溶液与单质A共热时能生成三种氧化物
D．A，G分别与氢元素形成的化合物中，化学键均为极性共价键
13．下列曲线表示Na、Mg、Al元素或其单质性质随核电荷数的变化趋势，错误的是
A． B．
C． D．
14．以下有关元素性质的说法不正确的是（ ）
A．具有下列电子排布式的原子中：①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
B．具有下列价电子排布式的原子中：①3s23p1，②3s23p2，③3s23p3，④3s23p4，第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
D．某元素气态基态离子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋
15．以下有关元素性质的说法正确的是（ ）
A．具有下列电子排布式的原子中，①；②；③；④，原子半径最大的是④
B．具有下列价电子排布式的原子中，①；②；③，第一电离能最大的是①
C．①Na、K、Rb；②N、P、As；③O、S、Se；④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
D．元素X气态基态原子的逐级电离能(kJ mol-1)分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是
16．某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素原子结合时（ ）
A．一定形成共价键
B．可能是共价键，也可能是离子键
C．一定是离子键
D．以上说法都不对
二、综合题
17．工业上生产铬单质涉及的反应如下：
Na2Cr2O7＋2C Cr2O3＋Na2CO3＋CO↑
Cr2O3＋2Al 2Cr＋Al2O3
（1）Cr基态原子的核外电子排布式为 。
（2）Na、O、C的第一电离能从大到小的顺序为 。
（3）与CO 互为等电子体的一种分子为 (填化学式)。
（4）Cr2O3具有两性，溶于NaOH溶液形成配合物Na[Cr(OH)4]。
Na[Cr(OH)4]中配体的化学式为 ，1
mol该配合物中含σ键数目为 。
（5）合金CrAl晶体的晶胞如右图所示，写出该合金的化学式： 。
18．铁及其化合物在生产生活及科学研究方面应用非常广泛。
（1）基态Fe原子的价层电子的电子排布图为 ；其最外层电子的电子云形状为 。
（2）(NH4)2Fe(SO4)2 6H2O俗称摩尔盐
① 电子式为 。
②N、O两元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
③ 中S原子的杂化方式为 ，VSEPR模型名称为 。
（3）K3[Fe(CN)6]晶体中中心原子的配位数为 ，晶体的配位体为 (用化学符号表示)。
19．第四周期中某些元素的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛应用
（1）现代化学中，常利用 上的特征谱线来鉴定元素。Ga的外围电子排布式为： ，基态Ga原子核外有 种运动状态不同的电子。
（2）锗、砷、硒、溴的第一电离能由大到小的顺序为 （用元素符号表示）；其中锗的化合物四氯化锗可用作光导纤维掺杂剂，其熔点为-49.5℃，沸点为83.1℃，则其晶体类型为 ，中心原子的杂化类型为 ；砷酸的酸性弱于硒酸，从分子结构的角度解释原因 。
（3）铁能形成[Fe(Bipy)2Cl2]ClO4等多种配合物（Bipy结构如下图A）。
①该配合物中中心原子的化合价为 ；与中心原子形成配位键的原子是 。
②与ClO4-互为等电子体的一种非极性分子是 (举1例)。
③1 mol Bipy中所含σ键 mol。
（4）钛（Ti）被誉为“21世纪金属”，Ti晶体的堆积方式是六方最密堆积如图B所示，晶胞可用图C表示。设金属Ti的原子半径为a cm，空间利用率为 。设晶胞中A点原子的坐标为（1，0，0），C点原子的坐标为（0，1，0），D点原子的坐标为（0，0，1），则B点原子的坐标为 。
20．请列举实验事实证明：
（1）NaOH的碱性比Mg（OH）2的碱性强．
（2）硫的非金属性比碳强．
（3）HCl比HBr的性质稳定．
21．A、B、C、D、E是原子序数逐渐增大的前四周期元素，其中A元素原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道的两倍；C元素原子L层上有两对成对电子；D的3p轨道上得到一个电子后不容纳外来电子；E元素原子的最外层只有一个电子，其次外层的所有轨道的电子均成对。试回答：
（1）基态E原子的价层电子排布式为 ，属于周期表的 区。
（2）基态B原子的轨道表示式为 ，其核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为 形。
（3）A，B，C三种元素形成的简单氢化物的键角从大到小为 (用氢化物分子式表示)。
（4）E与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是 (填“Zn”或“E”的元素符号)，原因是 。
答案解析部分
1．【答案】A
【解析】【解答】A．BF3为平面三角形，键角为120°， 无孤电子对，CH4为正四面体结构，键角为109°28′，NH3中由于分子中N原子含有1对孤电子对，并且孤电子对—成键电子对间的斥力＞成键电子对—成键电子对间的斥力，使NH3分子中的键角减小，即小于109°28′，所以键角：BF3 ＞CH4＞NH3，故A符合题意；
B．同主族元素从上到下非金属性减弱，则非金属性F＞Cl＞Br，对应氢化物的稳定性为HBr＜HCl＜HF，故B不符合题意；
C．同周期随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，但ⅤA族具有半充满稳定结构，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能C＜O＜N，故C不符合题意；
D．单晶硅、碳化硅、金刚石形成的晶体都是共价晶体，由于键长C-C＜C-Si＜Si-Si，则熔点为金刚石＞碳化硅＞晶体硅，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A.根据各物质的空间构型和孤电子对数目比较键角；
B.元素的非金属性越强，其对应的气态氢化物的热稳定性越强；
C.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
D.单晶硅、碳化硅、金刚石都是共价晶体，键长越短，键能越大，其熔点越高。
2．【答案】C
【解析】【解答】A．由分析可知，甲为Be元素，乙为Mg元素，丙为Al元素，Be、Mg属于同主族元素，从上往下，金属性增强，原子序数Be＜Mg，则金属性Be＜Mg，Mg和Al属于同周期元素，从左往右，金属性减弱，原子序数Mg＜Al，则金属性Mg＞Al，所以这三种金属中，Mg的金属性最强，即乙最强，故A不符合题意；
B．由分析可知，甲为Be元素，乙为Mg元素，丙为Al元素，而AlCl3属于共价化合物，在熔融状态下不能导电，故B不符合题意；
C．由分析可知，甲为Be元素，乙为Mg元素，它们在形成的化合物中均能失去最外层二个电子，呈现+2价，故C符合题意；
D．由分析可知，甲为Be元素，乙为Mg元素，丙为Al元素，Be的原子序数为4，只有二个电子层，位于周期表中第二周期，Mg的原子序数为12、Al的原子序数为13，二者均有三个电子层，位于周期表中第三周期，故D不符合题意；
答案为C。
【分析】甲、乙均是第三电离能发生了突变，故两者最外层均有2个电子，均为第IIA族元素，但甲的第一电离能大于乙，根据同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小可知，甲为Be，乙为Mg；丙的第四电离能发生了突变，故丙为ⅢA族元素，而丙的第一电离能小于甲，故丙为Al，据此解答。
3．【答案】B
【解析】【解答】A．N原子核外电子排布式为1s22s2p3，1s、2s能级各有1个轨道，2p能级有3个轨道，电子有5种空间运动状态，A不符合题意；
B．基态N原子核外电子排布式为1s22s2p3，有3个未成对电子；基态O原子核外电子排布式为1s22s2p4，有2个未成对电子，因此基态N和O原子核外未成对电子数之比为3：2，B符合题意；
C．同一周期元素，原子序数越大，其电负性就越大。由于N原子核外排布处于其轨道的半充满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻的O元素，故元素的电负性：O＞N，元素的第一电离能：N＞O，C不符合题意；
D．NH3和H2O分子中的N原子价层电子对数是：3+=4，因此N原子杂化类型是sp3杂化；H2O分子中的O原子价层电子对数为：2+=4，故O原子采取的杂化类型也是sp3杂化，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A、1s、2s能级各有1个轨道，2p能级有3个轨道；
B、N的p能级有3个轨道，每个轨道各1个电子，O的p能级有3个轨道，其中1个轨道有2个电子，2个轨道有1个电子；
C、．同一周期元素，从左到右电负性增大，而氮原子的最外层电子为半充满，出现反常；
D、杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化。
4．【答案】D
【解析】【解答】A．p能级均只有3个轨道，因此，A不符合题意；
B．根据洪特规则可知，第四周期元素中，基态原子未成对电子数目最多的Cr(3d54s1)有6个，原子序数为24，B不符合题意；
C．同一周期的第ⅡA元素的第一电离能大于第ⅢA族的，第ⅤA族的大于第ⅥA族的，C不符合题意；
D．元素周期表中，第8、9、10三个纵行是第VIII族，从IIIB族到第IIB族共10个纵列的元素称为过渡元素或过渡金属元素，故都是金属元素，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.2p、3p、4p能级的轨道数均为3；
B.第四周期元素中未成对电子数最多的元素是Cr元素，原子序数为24；
C.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素。
5．【答案】A
【解析】【解答】A、氧原子为8号元素，其基态原子的电子排布图为，A正确；
B、Zn为30号元素，其价电子层为3d104s1，为ds区，B错误；
C、Ge和Zn都是金属元素，O为非金属元素，电负性O最强，同周期元素，从左到右电负性增强，则Ge大于Zn，C错误；
D、Ge处于金属和非金属的界限，具有半导体性质，D错误；
故答案为：A
【分析】A、电子排布图要结合泡利原理和洪特规则判断；
B、结合原子序数的价电子层可以判断元素在周期表的区域分布；
C、非金属元素的电负性比金属元素强；
D、介于金属和非金属之间的元素具有良好的半导体性质。
6．【答案】D
【解析】【解答】第IA族元素具有相似的化学性质，是由于它们的原子具有相同的最外层电子数，
故答案为：D。
【分析】同主族元素的最外层电子数相同，所以具有相似的化学性质，据此解答即可。
7．【答案】B
【解析】【解答】A．同周期元素，原子序数增大，第一电离能呈增大的趋势，第IIIA族元素最外层电子半充满为较稳定的结构，第一电离能大于相邻周期的元素，第一电离能：N＞C，故A不符合题意；
B．H、N、S可形成离子化合物NH4HS；H、N、O可形成离子化合物NH4NO3，故B符合题意；
C．该分子中N原子为sp3杂化，原子不可能都共平面，故C不符合题意；
D．C、N、S或O的简单氢化物为CH4、NH3、H2S或H2O，三者在水溶液中都不是强酸，故D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A、电子处于半充满和全充满时，第一电离能出现反常；
B、氮元素和氢元素可以形成铵根离子，含有铵根离子的化合物为离子化合物；
C、共平面的判断要注意一个原子周围有3个或以上的单键连接时，最多两个单键原子共平面；
D、甲烷不溶于水，氨气溶于水呈碱性，硫化氢溶于水呈酸性，水为中性。
8．【答案】C
【解析】【解答】根据上述分析可知X是Mg，Y是Al，Z是N，W是O元素。
A．X是Mg，Y是Al，二者是同一周期元素，一般情况下，同一周期主族元素的原子序数越大，元素的第一电离能越大，但当元素处于第ⅡA时，处于原子轨道的全充满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻元素，所以镁的第一电离能大于铝，A不符合题意；
B．Z是N，W是O元素，二者是同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性越强，其电负性就越大。元素的非金属性：O＞N，则电负性：Z(N)＜W(O)，B不符合题意；
C．在任何原子中都不存在运动状态完全相同的电子存在。Y是13号Al元素，铝原子核外有13个电子，每个电子的运动状态都不同，则有13种不同运动状态的电子，C符合题意；
D．X是Mg，Z是N，W是O元素，Mg能与N2反应产生Mg3N2，Mg与O2反应产生MgO，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A．一般情况下，同一周期主族元素的原子序数越大，元素的第一电离能越大，但当元素处于第ⅡA时，处于原子轨道的全充满的稳定状态；
B．同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性越强，其电负性就越大；
C．在任何原子中都不存在运动状态完全相同的电子存在；
D．利用氧化还原反应中有元素化合价发生变化判断。
9．【答案】D
【解析】【解答】A．Be、Mg、Ca处于同主族，同主族自上而下电离能降低，故Be、Mg、Ca元素第一电离能逐渐降低，故A不符合题意；
B．Mg、Ca为同主族，同主族自上而下电离能降低，故Mg、Ca元素第一电离能逐渐降低，面K、Ca为同周期，同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，则Ca大于K，故第一电离能K＜Ca＜Mg，故B不符合题意；
C．He、Ne、Ar为同族元素，同族元素自上而下电离能降低，故He、Ne、Ar元素第一电离能逐渐降低，故C不符合题意；
D．C、N、O处于同周期，同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，但N的p轨道为半充满结构，相对稳定，第一电离能大于O，则第一电离大小顺序是N＞O＞C，故D符合题意；
故答案为：D。
【分析】同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族最外层为ns能级容纳2个电子，为全满确定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，ⅤA族np能级容纳3的电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能也高于同周期相邻元素，同主族自上而下电离能降低，据此结合选项判断。
10．【答案】D
【解析】【解答】A.根据对角线规则，铍和铝的性质具有相似性，故A不符合题意；
B.在H3O+、NH4+和Cu(NH3)4]2+中都存在配位键，故B不符合题意；
C.元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C不符合题意；
D.P4分子键角都为60o，故D符合题意。
【分析】键角是分子中化学键形成的角度，不同空间构型的分子中键角是不同的。
11．【答案】D
【解析】【解答】解：短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，所以有：a﹣2=b﹣1=c+3=d+1，且A、B在周期表中C、D的下一周期，原子序数：a＞b＞d＞c．
A、aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，所以有：a﹣2=b﹣1=c+3=d+1，故A错误；
B、A、B在周期表中C、D的下一周期，并且原子序数：a＞b＞d＞c，原子核外电子层数越多，半径越大，同周期元素原子序数越大，半径越小，则有原子半径：B＞A＞C＞D，故B错误；
C、aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，所以有：a﹣2=b﹣1=c+3=d+1，所以原子序数：a＞b＞d＞c，故C错误；
D、aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，核电荷数a＞b＞d＞c，所以离子半径：r（C3﹣）＞r（D﹣）＞r（B+）＞r（A2+），故D正确．
故选：D．
【分析】短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，所以有：a﹣2=b﹣1=c+3=d+1，且A、B在周期表中C、D的下一周期，原子序数：a＞b＞d＞c，结合元素周期律递变规律解答该题．
12．【答案】D
【解析】【解答】解：短周期元素中，B的最高价氧化物的水化物能与B的气态氢化物反应生成离子化合物，则B为N元素；由元素的相对位置可知，A为碳元素，C为O元素，D为Al，E为Si，F为S，G为Cl．
A．G为Cl，最高价氧化物对应的水化物为高氯酸，属于强酸，故A正确；
B．Al2O3属于了离子化合物，熔融电解化合物Al2O3可制取单质Al，故B正确；
C．F为S元素，其最高价含氧酸的浓溶液浓硫酸与单质碳共热时能生成二氧化硫、二氧化碳和水，故C正确；
D．C、Cl分别与氢元素形成的化合物中，可能含有非极性键，如CH3CH2Cl中含有C﹣C非极性键，故D错误，
故选：D．
【分析】短周期元素中，B的最高价氧化物的水化物能与B的气态氢化物反应生成离子化合物，则B为N元素；由元素的相对位置可知，A为碳元素，C为O元素，D为Al，E为Si，F为S，G为Cl．结合元素化合物的性质和元素周期律分析解答．
13．【答案】A
【解析】【解答】A．Na、Mg、Al在同一周期，同一周期从左往右第一电离能逐渐增大，但是第IIA族大于IIIA族为特例，即Mg>Al，A符合题意；
B．Na、Mg、Al在同一周期，最高正化合价即为全部失去最外层电子数，同一周期从左往右最外层电子数增多，B不符合题意；
C．Na、Mg、Al在同一周期，同一周期从左往右电负性增大，C不符合题意；
D．Na+、Mg2+、Al3+均有两层电子层，当电子层相同时，核电荷数越大，半径越小，即Na+>Mg2+>Al3+，D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A．同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素；
B．同一周期从左往右最外层电子数增多，最高正化合价即为全部失去最外层电子数；
C．同一周期从左往右电负性增大；
D．电子层相同时，核电荷数越大，半径越小。
14．【答案】D
【解析】【解答】A.核外电子排布: ①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4,则①为Si,②为N、③为C、④为S,根据同周期自左而右原子半径减小,同主族自上而下原子半径增大,故原子半径: Si>S >C>N,故Si原子半径最大,即①的原子半径最大,故A选项是正确的；
B.由价电子排布式 ①3s23p1，②3s23p2，③3s23p3，④3s23p4，分别为：Al、Si、P、S元素。同周期随原子序数增大第一电离能呈增大趋势,第VA族3p能级为半满稳定状态,能量较低,第一电离能高于同周期相邻元素,故第一电离能, ③>④>②>①,故B选项是正确的；
C.同周期自左而右电负性增大,同主族自上而下电负性减小,故(1)Na、K、Rb电负性依次减小,(2)N、P、As的电负性依次减小,(3)O、S、Se的电负性依次减小,(4)Na、P、Cl的电负性依次增大,故C选项是正确的；
D.该元素第三电离能剧增,最外层应有2个电子,表现+2价,当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是X2+,故D符合题意；
【分析】该元素第三电离能剧增,最外层应有2个电子,表现+2价,当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是X2+。
15．【答案】C
【解析】【解答】A．①为Si，②为P，③为S ，④为Cl，同周期从左往右，原子半径逐渐减小，原子半径最大的是① ，A不符合题意；
B．①为C ；②为N；③为O，第一电离能N>O>C，故最大的是N，B不符合题意；
C．电负性：同一周期，从左往右，元素的电负性逐渐增大，同一主族，从上往下，元素的电负性逐渐减小，①②③均为同主族元素且位置从上往下，电负性依次减小；④中Na为金属，电负性最小，Cl电负性大于P，C符合题意；
D．元素X气态基态原子的逐级电离能在第三电离能出现突跃，故常见化合价为+2价，它和氯气反应时生成的阳离子为X2+，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A.电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；
B.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
C.元素的非金属性越强，电负性越大；
D.元素X的第三电离能剧增，则X最外层有2个电子，易失去最外层的电子形成+2价离子。
16．【答案】B
【解析】【解答】解：某元素的原子最外层只有一个电子，该元素可能为H，也可能为碱金属元素，
若是氢元素，与卤素原子结合形成共价化合物HX，则形成的化合物中只含有共价键；
若为碱金属时，碱金属与卤素原子形成离子化合物AX，则形成的化合物中含有离子键，
所以形成的化合键可能是共价键，也可能是离子键，
故选B．
【分析】某元素的原子最外层只有一个电子，该元素可能为H元素，也可能是碱金属元素，若为H元素，与卤素原子形成共价化合物HX，若是碱金属元素，则与卤素原子形成离子化合物，据此进行判断．
17．【答案】（1）[Ar]3d54s1
（2）O>C>Na
（3）SO3或BF3或COCl2
（4）OH－；8×6.02×1023或8 mol
（5）Cr2Al或AlCr2
【解析】【解答】(1)Cr位于第四周期ⅥB，其核外电子排布式可写成 ；(2)同周期元素第一电离能从左至右，呈现增大的趋势；同主族元素第一电离能从上至下，呈现减小的趋势；因此三种元素第一电离能从大到小的顺序为O＞C＞Na；(3) 带有两个负电荷，因此与其互为等电子体的分子可以为SO3或BF3或COCl2等；(4)配体是具有孤对电子，在形成配位键时可以作为电子对的给予体的分子或离子，OH-是 的配体； 中Na+和 之间是离子键，1个 中有4个配位键，因此1mol 中含有σ键4+4=8mol；(5)由Cr-Al合金的晶胞结构可知，Cr原子在晶胞的4条棱上各自有两个，并且在内部也有两个，所以一个晶胞中Cr原子的数目为： ；Al原子在晶胞的8个顶点上，并且内部也有一个，所以一个晶胞中Al原子的数目为： ；所以合金的化学式为Cr2Al。
【分析】同周期元素第一电离能从左至右，呈现增大的趋势；同主族元素第一电离能从上至下，呈现减小的趋势；要特殊注意相邻的ⅡA与ⅢA元素中ⅡA的第一电离能更大，相邻的ⅤA与ⅥA元素中ⅤA元素第一电离能更大。
18．【答案】（1）；球形
（2）；N＞O；sp3杂化；正四面体形
（3）6；CN﹣
【解析】【解答】(1)Fe是26号元素，电子排布式为[Ar]3d64s2，价电子排布为3d64s2，结合洪特规则，价层电子的排布图为 ，最外层电子在s轨道中，s轨道的电子云形状为球形，故答案为： ；球形；
(2)①铵根的电子式中，N原子形成8电子稳定结构，电子式中含[]，电子式为 ，故答案为： ；
②N的价电子排布为2s22p3，O的价电子排布为2s22p4，N的2p轨道半充满，相比O较为稳定，故N的第一电离能大于O的第一电离能，故答案为：N＞O；
③SO42﹣中S原子的价层电子对数为 ＝4，即有4对价层电子对，S原子为sp3杂化，VSEPR模型名称为正四面体形，故答案为：sp3杂化；正四面体形；
(3)根据K3[Fe(CN)6]晶体中的化学式可快速判断出中心原子的配位数为6，配体是CN﹣，故答案为：6；CN﹣。
【分析】（1）根据核外电子排布规律书写价电子排布
（2）① 带正电，是得到得到电子形成② p轨道半充满较稳定③计算出价电子对即可
（3）考查的是配位化合物中提供孤对电子的配体数目
19．【答案】（1）原子光谱；4s24p1；31
（2）Br>As>Se>Ge；分子晶体；sp3；H2SeO4的非羟基氧原子多，Se的正电性更高，羟基中的O原子的电子向Se偏移程度大，更容易电离出H+
（3）+3；N、Cl；CCl4（SiF4 等）；8
（4） 或74%；( ， ， )
【解析】【解答】（1）现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。Ga的外围电子排布式为4s24p1，Ga是31号元素，故基态Ga原子核外有31种运动状态不同的电子。（2）锗、砷、硒、溴的第一电离能由大到小的顺序为Br＞As＞Se＞Ge；其中锗的化合物四氯化锗可用作光导纤维掺杂剂，其熔点为-49.5℃，沸点为83.1℃，其熔、沸点较低，故其晶体类型为分子晶体，中心原子锗原子形成4个σ键、无孤电子对，故其杂化类型为sp3；砷酸的酸性弱于硒酸，是因为H2SeO4的非羟基氧原子多，Se的正电性更高，羟基中的O原子的电子向Se偏移程度大，更容易电离出H+。（3）①配合物[Fe(Bipy)2Cl2]ClO4的外界是ClO4-，内界有Bipy和Cl-两种配体，Bipy是电中性的，所以，中心原子的化合价为+3；两种配体中N和Cl有孤电子对，故与中心原子形成配位键的原子是N和Cl。②ClO4-有5个原子、32个价电子，与ClO4-互为等电子体的有多种，其中属于非极性分子是CCl4和SiF4 等。③Bipy分子中有N—N、N—H、N—C、C—H等4种σ键，注意2个C原子上分别连接1个H，故1 mol Bipy中所含σ键8mol。（4）由Ti晶体的晶胞结构示意图可知，该晶胞为平行六面体，其底是菱形，金属Ti的原子半径为a cm，则底边长为2acm，底面的面积为2a sin60 。B点与底面连线的3个点构成正四面体，正四面体的高为 ，所以晶胞的高为 ，晶胞的体积为底面的面积与高的积，即 ，根据均摊法可以求出该晶胞中有2个Ti原子，2个Ti原子的体积为 ，所以，原子的空间利用率为 （或74%）。设晶胞中A点原子的坐标为（1，0，0），C点原子的坐标为（0，1，0），D点原子的坐标为（0，0，1），B点的高度为晶胞高度的一半，由B点向底面作垂线，垂足为中线的三等分点，则垂足的坐标为( ，0)，所以，B点原子的坐标为（ ）。
【分析】（1）现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。原子核外电子的运动状态互不相同，有几个电子，就有几种运动状态。同一周期元素的第一电离能呈逐渐增大趋势，第IIVA和第VA元素因其原子结构较稳定，故其第一电离能高于同周期相邻的两种元素；（2）考查物质的电离能；（3）根据中心原子判断杂化类型；（4）根据晶胞结构图分析，根据均摊法计算。
20．【答案】（1）MgCl 2+2NaOH═Mg（OH）2↓+2NaCl；（OH）2↓+2NaCl
（2）H2SO4+Na2CO3=Na2SO4+CO2↑+H2O
（3）Cl2+2NaBr═2NaCl+Br2
【解析】【解答】（1）解：金属性越强，对应最高价氧化物的碱性就越强，故可用Na、Mg跟水反应的剧烈程度来推断NaOH的碱性比Mg（OH） 2的碱性强，也可根据“强酸制弱酸，强碱制弱碱”的道理，实现由NaOH制Mg（OH） 2来证明，即往MgCl 2溶液中滴加NaOH溶液产生Mg（OH） 2沉淀，则可证明，MgCl 2+2NaOH═Mg故答案为：MgCl 2+2NaOH═Mg（OH）2↓+2NaCl；（OH）2↓+2NaCl（2）
解：由H2SO4制备H2CO 3可说明硫酸酸性强于碳酸，进而推知硫的非金属性比碳强，如H2SO4+Na2CO 3=Na2SO4+CO2↑+H2O，
故答案为：H2SO4+Na2CO3=Na2SO4+CO2↑+H2O（3）解：Cl2能置换出Br2，说明Cl的非金属性比Br强，可推知其氢化物的稳定性比溴化氢强，反应方程式为：Cl2+2NaBr═2NaCl+Br2，故答案为：Cl2+2NaBr═2NaCl+Br2。
【分析】（1）金属性越强，对应最高价氧化物的碱性就越强，故可用Na、Mg跟水反应的剧烈程度来推断NaOH的碱性比Mg（OH） 2的碱性强，也可根据“强酸制弱酸，强碱制弱碱”的道理，实现由NaOH制Mg（OH） 2来证明；（2）非金属性越强最高价氧化物对应水化物的酸性越强；（3）Cl2能置换出Br2，说明Cl的非金属性比Br强，可推知其氢化物的稳定性比溴化氢强．
21．【答案】（1）3d104s1；ds
（2）；哑铃
（3）CH4＞NH3＞H2O
（4）Cu；Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2的电子；Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1的电子，3d10处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
【解析】【解答】(1) E是Cu元素，有29个电子，价电子排布为3d104s1，属于周期表的ds区。
故答案为：
第1空、3d104s1
第2空、ds
(2) B为N元素，基态N原子的轨道表示式为 ，其核外电子占据的最高能级是2p能级，电子云轮廓图为哑铃形。
故答案为：
第1空、
第2空、哑铃
(3) C、N、O三种元素形成的简单氢化物分别是CH4、NH3、H2O，C、N、O原子价电子对数都是4，CH4分子中C原子无孤电子对、NH3分子中N原子有1个孤电子对，H2O分子中O原子有2个孤电子对，孤电子对多，键角越小，键角从大到小为CH4＞NH3＞H2O。
故答案为： 第1空、CH4＞NH3＞H2O 。
(4) Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2的电子；Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1的电子，3d10与4s1电子能量差值更大，第二电离能与第一电离能差值更大的是Cu。
故答案为：
第1空、Cu
第2空、Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2的电子；Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1的电子，3d10处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
【分析】(1) A、B、C、D、E是原子序数逐渐增大的前四周期元素，其中A元素原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道的两倍，A是C；C元素原子L层上有两对成对电子，C是O，B是N；D的3p轨道上得到一个电子后不容纳外来电子，D是Cl；E元素原子的最外层只有一个电子，其次外层的所有轨道的电子均成对，E是Cu；
(2) 基态N原子的轨道表示式为 ，其核外电子占据的最高能级是2p能级，电子云轮廓图为哑铃形；
(3) CH4分子中C原子无孤电子对、NH3分子中N原子有1个孤电子对，H2O分子中O原子有2个孤电子对，孤电子对多，键角越小；
(4) Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2的电子；Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1的电子，3d10与4s1电子能量差值更大。
一、单选题
1．下列有关微粒性质的排列顺序，正确的是（ ）
A．键角：
B．热稳定性：HBr＞HCl＞HF
C．第一电离能：C＜N＜O
D．熔点：单晶硅＞碳化硅＞金刚石
2．下表是短周期金属元素的电离能[单位：kJ·mol-1]数据：
电离能/ kJ·mol-1 I1 I2 I3 I4
甲 932 1 821 15 390 21 771
乙 738 1 451 7 733 10 540
丙 578 1817 2745 11575
下列有关说法正确的是（ ）
A．金属性：丙＞乙＞甲
B．甲、乙、丙的氯化物在水溶液或熔融状态下都能导电
C．甲，乙在各自形成的化合物中均呈现+2价
D．甲、乙、丙都位于第三周期
3．1919年，卢瑟福做了用α粒子()轰击原子核的实验，实现了原子核的人工转变，发现了质子：。下列说法正确的是
A．基态氮原子核外电子有7种空间运动状态
B．基态N和O原子核外未成对电子数之比为3：2
C．O元素的第一电离能及电负性均大于N元素
D．NH3和H2O分子中的N、O原子采取的杂化类型分别为sp2、sp杂化
4．下列说法正确的是（ ）
A．2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
B．第四周期元素中未成对电子数最多的元素原子序数为23
C．同一周期中，随着核电荷数的增加，元素的第一电离能逐渐增大
D．元素周期表中从第IIIB族到第IIB族10个纵列的元素均为金属元素
5．光催化剂环保无毒，具有较高的催化活性，Zn2GeO4是新型光催化剂。下列有关说法错误的是（ ）
A．基态氧原子的电子排布图为
B．Zn处于元素周期表中的第ⅡB族，属于ds区
C．三种元素电负性由大到小的顺序是：O＞Ge＞Zn
D．Ge有着良好的半导体性质
6．第ⅠA族元素具有相似的化学性质，是由于它们的原子具有相同的（ ）
A．原子半径 B．电子层数
C．核外电子数 D．最外层电子数
7．如图所示的有机化合物是核酸病毒保存液的重要成分之一。其中W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，X和Y同周期，Z的价电子数等于X的原子序数。下列说法中正确的是
A．第一电离能：X＞Y
B．W、Y、Z可形成离子化合物
C．分子中可能所有原子均共面
D．X、Y、Z的简单氢化物在水中均是强酸
8．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如图所示，下列叙述错误的是
A．第一电离能：X＞Y
B．Z的电负性小于W
C．Y元素原子核外共有5种不同运动状态的电子
D．X的单质可分别与Z、W的单质发生氧化还原反应
9．元素周期表中，按照第一电离能由大到小顺序排列错误的是（ ）
A．Be、Mg、Ca B．Mg、Ca、K C．He、Ne、Ar D．O、N、C
10．下列说法中错误的是（ ）
A．根据对角线规则，铍和铝的性质具有相似性
B．在H3O+、NH4+和[Cu(NH3)4]2+中都存在配位键
C．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强
D．P4和CH4都是正四面体分子且键角都为109o28ˊ
11．已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ ）
A．a+2=b+1=c﹣3=d﹣1
B．原子半径：r（A）＞r（B）＞r（D）＞r（C）
C．原子序数：a＞b＞c＞d
D．离子半径：r（C3﹣）＞r（D﹣）＞r（B+）＞r（A2+）
12．七种短周期元素在元素周期表中的相对位置如表所示．其中B的最高价氧化物的水化物能与B的气态氢化物反应生成离子化合物，下列说法不正确的是（ ）
A B C
D E F G
A．G的最高价氧化物对应的水化物是最强的酸
B．熔融电解化合物D2C3可制取单质D
C．F的最高价含氧酸的浓溶液与单质A共热时能生成三种氧化物
D．A，G分别与氢元素形成的化合物中，化学键均为极性共价键
13．下列曲线表示Na、Mg、Al元素或其单质性质随核电荷数的变化趋势，错误的是
A． B．
C． D．
14．以下有关元素性质的说法不正确的是（ ）
A．具有下列电子排布式的原子中：①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
B．具有下列价电子排布式的原子中：①3s23p1，②3s23p2，③3s23p3，④3s23p4，第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
D．某元素气态基态离子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋
15．以下有关元素性质的说法正确的是（ ）
A．具有下列电子排布式的原子中，①；②；③；④，原子半径最大的是④
B．具有下列价电子排布式的原子中，①；②；③，第一电离能最大的是①
C．①Na、K、Rb；②N、P、As；③O、S、Se；④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
D．元素X气态基态原子的逐级电离能(kJ mol-1)分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是
16．某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素原子结合时（ ）
A．一定形成共价键
B．可能是共价键，也可能是离子键
C．一定是离子键
D．以上说法都不对
二、综合题
17．工业上生产铬单质涉及的反应如下：
Na2Cr2O7＋2C Cr2O3＋Na2CO3＋CO↑
Cr2O3＋2Al 2Cr＋Al2O3
（1）Cr基态原子的核外电子排布式为 。
（2）Na、O、C的第一电离能从大到小的顺序为 。
（3）与CO 互为等电子体的一种分子为 (填化学式)。
（4）Cr2O3具有两性，溶于NaOH溶液形成配合物Na[Cr(OH)4]。
Na[Cr(OH)4]中配体的化学式为 ，1
mol该配合物中含σ键数目为 。
（5）合金CrAl晶体的晶胞如右图所示，写出该合金的化学式： 。
18．铁及其化合物在生产生活及科学研究方面应用非常广泛。
（1）基态Fe原子的价层电子的电子排布图为 ；其最外层电子的电子云形状为 。
（2）(NH4)2Fe(SO4)2 6H2O俗称摩尔盐
① 电子式为 。
②N、O两元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
③ 中S原子的杂化方式为 ，VSEPR模型名称为 。
（3）K3[Fe(CN)6]晶体中中心原子的配位数为 ，晶体的配位体为 (用化学符号表示)。
19．第四周期中某些元素的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛应用
（1）现代化学中，常利用 上的特征谱线来鉴定元素。Ga的外围电子排布式为： ，基态Ga原子核外有 种运动状态不同的电子。
（2）锗、砷、硒、溴的第一电离能由大到小的顺序为 （用元素符号表示）；其中锗的化合物四氯化锗可用作光导纤维掺杂剂，其熔点为-49.5℃，沸点为83.1℃，则其晶体类型为 ，中心原子的杂化类型为 ；砷酸的酸性弱于硒酸，从分子结构的角度解释原因 。
（3）铁能形成[Fe(Bipy)2Cl2]ClO4等多种配合物（Bipy结构如下图A）。
①该配合物中中心原子的化合价为 ；与中心原子形成配位键的原子是 。
②与ClO4-互为等电子体的一种非极性分子是 (举1例)。
③1 mol Bipy中所含σ键 mol。
（4）钛（Ti）被誉为“21世纪金属”，Ti晶体的堆积方式是六方最密堆积如图B所示，晶胞可用图C表示。设金属Ti的原子半径为a cm，空间利用率为 。设晶胞中A点原子的坐标为（1，0，0），C点原子的坐标为（0，1，0），D点原子的坐标为（0，0，1），则B点原子的坐标为 。
20．请列举实验事实证明：
（1）NaOH的碱性比Mg（OH）2的碱性强．
（2）硫的非金属性比碳强．
（3）HCl比HBr的性质稳定．
21．A、B、C、D、E是原子序数逐渐增大的前四周期元素，其中A元素原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道的两倍；C元素原子L层上有两对成对电子；D的3p轨道上得到一个电子后不容纳外来电子；E元素原子的最外层只有一个电子，其次外层的所有轨道的电子均成对。试回答：
（1）基态E原子的价层电子排布式为 ，属于周期表的 区。
（2）基态B原子的轨道表示式为 ，其核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为 形。
（3）A，B，C三种元素形成的简单氢化物的键角从大到小为 (用氢化物分子式表示)。
（4）E与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是 (填“Zn”或“E”的元素符号)，原因是 。
答案解析部分
1．【答案】A
【解析】【解答】A．BF3为平面三角形，键角为120°， 无孤电子对，CH4为正四面体结构，键角为109°28′，NH3中由于分子中N原子含有1对孤电子对，并且孤电子对—成键电子对间的斥力＞成键电子对—成键电子对间的斥力，使NH3分子中的键角减小，即小于109°28′，所以键角：BF3 ＞CH4＞NH3，故A符合题意；
B．同主族元素从上到下非金属性减弱，则非金属性F＞Cl＞Br，对应氢化物的稳定性为HBr＜HCl＜HF，故B不符合题意；
C．同周期随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，但ⅤA族具有半充满稳定结构，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能C＜O＜N，故C不符合题意；
D．单晶硅、碳化硅、金刚石形成的晶体都是共价晶体，由于键长C-C＜C-Si＜Si-Si，则熔点为金刚石＞碳化硅＞晶体硅，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A.根据各物质的空间构型和孤电子对数目比较键角；
B.元素的非金属性越强，其对应的气态氢化物的热稳定性越强；
C.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
D.单晶硅、碳化硅、金刚石都是共价晶体，键长越短，键能越大，其熔点越高。
2．【答案】C
【解析】【解答】A．由分析可知，甲为Be元素，乙为Mg元素，丙为Al元素，Be、Mg属于同主族元素，从上往下，金属性增强，原子序数Be＜Mg，则金属性Be＜Mg，Mg和Al属于同周期元素，从左往右，金属性减弱，原子序数Mg＜Al，则金属性Mg＞Al，所以这三种金属中，Mg的金属性最强，即乙最强，故A不符合题意；
B．由分析可知，甲为Be元素，乙为Mg元素，丙为Al元素，而AlCl3属于共价化合物，在熔融状态下不能导电，故B不符合题意；
C．由分析可知，甲为Be元素，乙为Mg元素，它们在形成的化合物中均能失去最外层二个电子，呈现+2价，故C符合题意；
D．由分析可知，甲为Be元素，乙为Mg元素，丙为Al元素，Be的原子序数为4，只有二个电子层，位于周期表中第二周期，Mg的原子序数为12、Al的原子序数为13，二者均有三个电子层，位于周期表中第三周期，故D不符合题意；
答案为C。
【分析】甲、乙均是第三电离能发生了突变，故两者最外层均有2个电子，均为第IIA族元素，但甲的第一电离能大于乙，根据同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小可知，甲为Be，乙为Mg；丙的第四电离能发生了突变，故丙为ⅢA族元素，而丙的第一电离能小于甲，故丙为Al，据此解答。
3．【答案】B
【解析】【解答】A．N原子核外电子排布式为1s22s2p3，1s、2s能级各有1个轨道，2p能级有3个轨道，电子有5种空间运动状态，A不符合题意；
B．基态N原子核外电子排布式为1s22s2p3，有3个未成对电子；基态O原子核外电子排布式为1s22s2p4，有2个未成对电子，因此基态N和O原子核外未成对电子数之比为3：2，B符合题意；
C．同一周期元素，原子序数越大，其电负性就越大。由于N原子核外排布处于其轨道的半充满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻的O元素，故元素的电负性：O＞N，元素的第一电离能：N＞O，C不符合题意；
D．NH3和H2O分子中的N原子价层电子对数是：3+=4，因此N原子杂化类型是sp3杂化；H2O分子中的O原子价层电子对数为：2+=4，故O原子采取的杂化类型也是sp3杂化，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A、1s、2s能级各有1个轨道，2p能级有3个轨道；
B、N的p能级有3个轨道，每个轨道各1个电子，O的p能级有3个轨道，其中1个轨道有2个电子，2个轨道有1个电子；
C、．同一周期元素，从左到右电负性增大，而氮原子的最外层电子为半充满，出现反常；
D、杂化轨道=中心原子成键电子对数+孤电子对数，若杂化轨道数=2，为sp杂化，杂化轨道数=3，为sp2杂化，杂化轨道数=4，为sp3杂化。
4．【答案】D
【解析】【解答】A．p能级均只有3个轨道，因此，A不符合题意；
B．根据洪特规则可知，第四周期元素中，基态原子未成对电子数目最多的Cr(3d54s1)有6个，原子序数为24，B不符合题意；
C．同一周期的第ⅡA元素的第一电离能大于第ⅢA族的，第ⅤA族的大于第ⅥA族的，C不符合题意；
D．元素周期表中，第8、9、10三个纵行是第VIII族，从IIIB族到第IIB族共10个纵列的元素称为过渡元素或过渡金属元素，故都是金属元素，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.2p、3p、4p能级的轨道数均为3；
B.第四周期元素中未成对电子数最多的元素是Cr元素，原子序数为24；
C.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素。
5．【答案】A
【解析】【解答】A、氧原子为8号元素，其基态原子的电子排布图为，A正确；
B、Zn为30号元素，其价电子层为3d104s1，为ds区，B错误；
C、Ge和Zn都是金属元素，O为非金属元素，电负性O最强，同周期元素，从左到右电负性增强，则Ge大于Zn，C错误；
D、Ge处于金属和非金属的界限，具有半导体性质，D错误；
故答案为：A
【分析】A、电子排布图要结合泡利原理和洪特规则判断；
B、结合原子序数的价电子层可以判断元素在周期表的区域分布；
C、非金属元素的电负性比金属元素强；
D、介于金属和非金属之间的元素具有良好的半导体性质。
6．【答案】D
【解析】【解答】第IA族元素具有相似的化学性质，是由于它们的原子具有相同的最外层电子数，
故答案为：D。
【分析】同主族元素的最外层电子数相同，所以具有相似的化学性质，据此解答即可。
7．【答案】B
【解析】【解答】A．同周期元素，原子序数增大，第一电离能呈增大的趋势，第IIIA族元素最外层电子半充满为较稳定的结构，第一电离能大于相邻周期的元素，第一电离能：N＞C，故A不符合题意；
B．H、N、S可形成离子化合物NH4HS；H、N、O可形成离子化合物NH4NO3，故B符合题意；
C．该分子中N原子为sp3杂化，原子不可能都共平面，故C不符合题意；
D．C、N、S或O的简单氢化物为CH4、NH3、H2S或H2O，三者在水溶液中都不是强酸，故D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A、电子处于半充满和全充满时，第一电离能出现反常；
B、氮元素和氢元素可以形成铵根离子，含有铵根离子的化合物为离子化合物；
C、共平面的判断要注意一个原子周围有3个或以上的单键连接时，最多两个单键原子共平面；
D、甲烷不溶于水，氨气溶于水呈碱性，硫化氢溶于水呈酸性，水为中性。
8．【答案】C
【解析】【解答】根据上述分析可知X是Mg，Y是Al，Z是N，W是O元素。
A．X是Mg，Y是Al，二者是同一周期元素，一般情况下，同一周期主族元素的原子序数越大，元素的第一电离能越大，但当元素处于第ⅡA时，处于原子轨道的全充满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻元素，所以镁的第一电离能大于铝，A不符合题意；
B．Z是N，W是O元素，二者是同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性越强，其电负性就越大。元素的非金属性：O＞N，则电负性：Z(N)＜W(O)，B不符合题意；
C．在任何原子中都不存在运动状态完全相同的电子存在。Y是13号Al元素，铝原子核外有13个电子，每个电子的运动状态都不同，则有13种不同运动状态的电子，C符合题意；
D．X是Mg，Z是N，W是O元素，Mg能与N2反应产生Mg3N2，Mg与O2反应产生MgO，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A．一般情况下，同一周期主族元素的原子序数越大，元素的第一电离能越大，但当元素处于第ⅡA时，处于原子轨道的全充满的稳定状态；
B．同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性越强，其电负性就越大；
C．在任何原子中都不存在运动状态完全相同的电子存在；
D．利用氧化还原反应中有元素化合价发生变化判断。
9．【答案】D
【解析】【解答】A．Be、Mg、Ca处于同主族，同主族自上而下电离能降低，故Be、Mg、Ca元素第一电离能逐渐降低，故A不符合题意；
B．Mg、Ca为同主族，同主族自上而下电离能降低，故Mg、Ca元素第一电离能逐渐降低，面K、Ca为同周期，同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，则Ca大于K，故第一电离能K＜Ca＜Mg，故B不符合题意；
C．He、Ne、Ar为同族元素，同族元素自上而下电离能降低，故He、Ne、Ar元素第一电离能逐渐降低，故C不符合题意；
D．C、N、O处于同周期，同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，但N的p轨道为半充满结构，相对稳定，第一电离能大于O，则第一电离大小顺序是N＞O＞C，故D符合题意；
故答案为：D。
【分析】同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族最外层为ns能级容纳2个电子，为全满确定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，ⅤA族np能级容纳3的电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能也高于同周期相邻元素，同主族自上而下电离能降低，据此结合选项判断。
10．【答案】D
【解析】【解答】A.根据对角线规则，铍和铝的性质具有相似性，故A不符合题意；
B.在H3O+、NH4+和Cu(NH3)4]2+中都存在配位键，故B不符合题意；
C.元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C不符合题意；
D.P4分子键角都为60o，故D符合题意。
【分析】键角是分子中化学键形成的角度，不同空间构型的分子中键角是不同的。
11．【答案】D
【解析】【解答】解：短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，所以有：a﹣2=b﹣1=c+3=d+1，且A、B在周期表中C、D的下一周期，原子序数：a＞b＞d＞c．
A、aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，所以有：a﹣2=b﹣1=c+3=d+1，故A错误；
B、A、B在周期表中C、D的下一周期，并且原子序数：a＞b＞d＞c，原子核外电子层数越多，半径越大，同周期元素原子序数越大，半径越小，则有原子半径：B＞A＞C＞D，故B错误；
C、aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，所以有：a﹣2=b﹣1=c+3=d+1，所以原子序数：a＞b＞d＞c，故C错误；
D、aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，核电荷数a＞b＞d＞c，所以离子半径：r（C3﹣）＞r（D﹣）＞r（B+）＞r（A2+），故D正确．
故选：D．
【分析】短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3﹣、dD﹣都具有相同的电子层结构，所以有：a﹣2=b﹣1=c+3=d+1，且A、B在周期表中C、D的下一周期，原子序数：a＞b＞d＞c，结合元素周期律递变规律解答该题．
12．【答案】D
【解析】【解答】解：短周期元素中，B的最高价氧化物的水化物能与B的气态氢化物反应生成离子化合物，则B为N元素；由元素的相对位置可知，A为碳元素，C为O元素，D为Al，E为Si，F为S，G为Cl．
A．G为Cl，最高价氧化物对应的水化物为高氯酸，属于强酸，故A正确；
B．Al2O3属于了离子化合物，熔融电解化合物Al2O3可制取单质Al，故B正确；
C．F为S元素，其最高价含氧酸的浓溶液浓硫酸与单质碳共热时能生成二氧化硫、二氧化碳和水，故C正确；
D．C、Cl分别与氢元素形成的化合物中，可能含有非极性键，如CH3CH2Cl中含有C﹣C非极性键，故D错误，
故选：D．
【分析】短周期元素中，B的最高价氧化物的水化物能与B的气态氢化物反应生成离子化合物，则B为N元素；由元素的相对位置可知，A为碳元素，C为O元素，D为Al，E为Si，F为S，G为Cl．结合元素化合物的性质和元素周期律分析解答．
13．【答案】A
【解析】【解答】A．Na、Mg、Al在同一周期，同一周期从左往右第一电离能逐渐增大，但是第IIA族大于IIIA族为特例，即Mg>Al，A符合题意；
B．Na、Mg、Al在同一周期，最高正化合价即为全部失去最外层电子数，同一周期从左往右最外层电子数增多，B不符合题意；
C．Na、Mg、Al在同一周期，同一周期从左往右电负性增大，C不符合题意；
D．Na+、Mg2+、Al3+均有两层电子层，当电子层相同时，核电荷数越大，半径越小，即Na+>Mg2+>Al3+，D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A．同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中II A族和V A族的第一电离能高于相邻的元素；
B．同一周期从左往右最外层电子数增多，最高正化合价即为全部失去最外层电子数；
C．同一周期从左往右电负性增大；
D．电子层相同时，核电荷数越大，半径越小。
14．【答案】D
【解析】【解答】A.核外电子排布: ①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4,则①为Si,②为N、③为C、④为S,根据同周期自左而右原子半径减小,同主族自上而下原子半径增大,故原子半径: Si>S >C>N,故Si原子半径最大,即①的原子半径最大,故A选项是正确的；
B.由价电子排布式 ①3s23p1，②3s23p2，③3s23p3，④3s23p4，分别为：Al、Si、P、S元素。同周期随原子序数增大第一电离能呈增大趋势,第VA族3p能级为半满稳定状态,能量较低,第一电离能高于同周期相邻元素,故第一电离能, ③>④>②>①,故B选项是正确的；
C.同周期自左而右电负性增大,同主族自上而下电负性减小,故(1)Na、K、Rb电负性依次减小,(2)N、P、As的电负性依次减小,(3)O、S、Se的电负性依次减小,(4)Na、P、Cl的电负性依次增大,故C选项是正确的；
D.该元素第三电离能剧增,最外层应有2个电子,表现+2价,当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是X2+,故D符合题意；
【分析】该元素第三电离能剧增,最外层应有2个电子,表现+2价,当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是X2+。
15．【答案】C
【解析】【解答】A．①为Si，②为P，③为S ，④为Cl，同周期从左往右，原子半径逐渐减小，原子半径最大的是① ，A不符合题意；
B．①为C ；②为N；③为O，第一电离能N>O>C，故最大的是N，B不符合题意；
C．电负性：同一周期，从左往右，元素的电负性逐渐增大，同一主族，从上往下，元素的电负性逐渐减小，①②③均为同主族元素且位置从上往下，电负性依次减小；④中Na为金属，电负性最小，Cl电负性大于P，C符合题意；
D．元素X气态基态原子的逐级电离能在第三电离能出现突跃，故常见化合价为+2价，它和氯气反应时生成的阳离子为X2+，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A.电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；
B.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；
C.元素的非金属性越强，电负性越大；
D.元素X的第三电离能剧增，则X最外层有2个电子，易失去最外层的电子形成+2价离子。
16．【答案】B
【解析】【解答】解：某元素的原子最外层只有一个电子，该元素可能为H，也可能为碱金属元素，
若是氢元素，与卤素原子结合形成共价化合物HX，则形成的化合物中只含有共价键；
若为碱金属时，碱金属与卤素原子形成离子化合物AX，则形成的化合物中含有离子键，
所以形成的化合键可能是共价键，也可能是离子键，
故选B．
【分析】某元素的原子最外层只有一个电子，该元素可能为H元素，也可能是碱金属元素，若为H元素，与卤素原子形成共价化合物HX，若是碱金属元素，则与卤素原子形成离子化合物，据此进行判断．
17．【答案】（1）[Ar]3d54s1
（2）O>C>Na
（3）SO3或BF3或COCl2
（4）OH－；8×6.02×1023或8 mol
（5）Cr2Al或AlCr2
【解析】【解答】(1)Cr位于第四周期ⅥB，其核外电子排布式可写成 ；(2)同周期元素第一电离能从左至右，呈现增大的趋势；同主族元素第一电离能从上至下，呈现减小的趋势；因此三种元素第一电离能从大到小的顺序为O＞C＞Na；(3) 带有两个负电荷，因此与其互为等电子体的分子可以为SO3或BF3或COCl2等；(4)配体是具有孤对电子，在形成配位键时可以作为电子对的给予体的分子或离子，OH-是 的配体； 中Na+和 之间是离子键，1个 中有4个配位键，因此1mol 中含有σ键4+4=8mol；(5)由Cr-Al合金的晶胞结构可知，Cr原子在晶胞的4条棱上各自有两个，并且在内部也有两个，所以一个晶胞中Cr原子的数目为： ；Al原子在晶胞的8个顶点上，并且内部也有一个，所以一个晶胞中Al原子的数目为： ；所以合金的化学式为Cr2Al。
【分析】同周期元素第一电离能从左至右，呈现增大的趋势；同主族元素第一电离能从上至下，呈现减小的趋势；要特殊注意相邻的ⅡA与ⅢA元素中ⅡA的第一电离能更大，相邻的ⅤA与ⅥA元素中ⅤA元素第一电离能更大。
18．【答案】（1）；球形
（2）；N＞O；sp3杂化；正四面体形
（3）6；CN﹣
【解析】【解答】(1)Fe是26号元素，电子排布式为[Ar]3d64s2，价电子排布为3d64s2，结合洪特规则，价层电子的排布图为 ，最外层电子在s轨道中，s轨道的电子云形状为球形，故答案为： ；球形；
(2)①铵根的电子式中，N原子形成8电子稳定结构，电子式中含[]，电子式为 ，故答案为： ；
②N的价电子排布为2s22p3，O的价电子排布为2s22p4，N的2p轨道半充满，相比O较为稳定，故N的第一电离能大于O的第一电离能，故答案为：N＞O；
③SO42﹣中S原子的价层电子对数为 ＝4，即有4对价层电子对，S原子为sp3杂化，VSEPR模型名称为正四面体形，故答案为：sp3杂化；正四面体形；
(3)根据K3[Fe(CN)6]晶体中的化学式可快速判断出中心原子的配位数为6，配体是CN﹣，故答案为：6；CN﹣。
【分析】（1）根据核外电子排布规律书写价电子排布
（2）① 带正电，是得到得到电子形成② p轨道半充满较稳定③计算出价电子对即可
（3）考查的是配位化合物中提供孤对电子的配体数目
19．【答案】（1）原子光谱；4s24p1；31
（2）Br>As>Se>Ge；分子晶体；sp3；H2SeO4的非羟基氧原子多，Se的正电性更高，羟基中的O原子的电子向Se偏移程度大，更容易电离出H+
（3）+3；N、Cl；CCl4（SiF4 等）；8
（4） 或74%；( ， ， )
【解析】【解答】（1）现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。Ga的外围电子排布式为4s24p1，Ga是31号元素，故基态Ga原子核外有31种运动状态不同的电子。（2）锗、砷、硒、溴的第一电离能由大到小的顺序为Br＞As＞Se＞Ge；其中锗的化合物四氯化锗可用作光导纤维掺杂剂，其熔点为-49.5℃，沸点为83.1℃，其熔、沸点较低，故其晶体类型为分子晶体，中心原子锗原子形成4个σ键、无孤电子对，故其杂化类型为sp3；砷酸的酸性弱于硒酸，是因为H2SeO4的非羟基氧原子多，Se的正电性更高，羟基中的O原子的电子向Se偏移程度大，更容易电离出H+。（3）①配合物[Fe(Bipy)2Cl2]ClO4的外界是ClO4-，内界有Bipy和Cl-两种配体，Bipy是电中性的，所以，中心原子的化合价为+3；两种配体中N和Cl有孤电子对，故与中心原子形成配位键的原子是N和Cl。②ClO4-有5个原子、32个价电子，与ClO4-互为等电子体的有多种，其中属于非极性分子是CCl4和SiF4 等。③Bipy分子中有N—N、N—H、N—C、C—H等4种σ键，注意2个C原子上分别连接1个H，故1 mol Bipy中所含σ键8mol。（4）由Ti晶体的晶胞结构示意图可知，该晶胞为平行六面体，其底是菱形，金属Ti的原子半径为a cm，则底边长为2acm，底面的面积为2a sin60 。B点与底面连线的3个点构成正四面体，正四面体的高为 ，所以晶胞的高为 ，晶胞的体积为底面的面积与高的积，即 ，根据均摊法可以求出该晶胞中有2个Ti原子，2个Ti原子的体积为 ，所以，原子的空间利用率为 （或74%）。设晶胞中A点原子的坐标为（1，0，0），C点原子的坐标为（0，1，0），D点原子的坐标为（0，0，1），B点的高度为晶胞高度的一半，由B点向底面作垂线，垂足为中线的三等分点，则垂足的坐标为( ，0)，所以，B点原子的坐标为（ ）。
【分析】（1）现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。原子核外电子的运动状态互不相同，有几个电子，就有几种运动状态。同一周期元素的第一电离能呈逐渐增大趋势，第IIVA和第VA元素因其原子结构较稳定，故其第一电离能高于同周期相邻的两种元素；（2）考查物质的电离能；（3）根据中心原子判断杂化类型；（4）根据晶胞结构图分析，根据均摊法计算。
20．【答案】（1）MgCl 2+2NaOH═Mg（OH）2↓+2NaCl；（OH）2↓+2NaCl
（2）H2SO4+Na2CO3=Na2SO4+CO2↑+H2O
（3）Cl2+2NaBr═2NaCl+Br2
【解析】【解答】（1）解：金属性越强，对应最高价氧化物的碱性就越强，故可用Na、Mg跟水反应的剧烈程度来推断NaOH的碱性比Mg（OH） 2的碱性强，也可根据“强酸制弱酸，强碱制弱碱”的道理，实现由NaOH制Mg（OH） 2来证明，即往MgCl 2溶液中滴加NaOH溶液产生Mg（OH） 2沉淀，则可证明，MgCl 2+2NaOH═Mg故答案为：MgCl 2+2NaOH═Mg（OH）2↓+2NaCl；（OH）2↓+2NaCl（2）
解：由H2SO4制备H2CO 3可说明硫酸酸性强于碳酸，进而推知硫的非金属性比碳强，如H2SO4+Na2CO 3=Na2SO4+CO2↑+H2O，
故答案为：H2SO4+Na2CO3=Na2SO4+CO2↑+H2O（3）解：Cl2能置换出Br2，说明Cl的非金属性比Br强，可推知其氢化物的稳定性比溴化氢强，反应方程式为：Cl2+2NaBr═2NaCl+Br2，故答案为：Cl2+2NaBr═2NaCl+Br2。
【分析】（1）金属性越强，对应最高价氧化物的碱性就越强，故可用Na、Mg跟水反应的剧烈程度来推断NaOH的碱性比Mg（OH） 2的碱性强，也可根据“强酸制弱酸，强碱制弱碱”的道理，实现由NaOH制Mg（OH） 2来证明；（2）非金属性越强最高价氧化物对应水化物的酸性越强；（3）Cl2能置换出Br2，说明Cl的非金属性比Br强，可推知其氢化物的稳定性比溴化氢强．
21．【答案】（1）3d104s1；ds
（2）；哑铃
（3）CH4＞NH3＞H2O
（4）Cu；Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2的电子；Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1的电子，3d10处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
【解析】【解答】(1) E是Cu元素，有29个电子，价电子排布为3d104s1，属于周期表的ds区。
故答案为：
第1空、3d104s1
第2空、ds
(2) B为N元素，基态N原子的轨道表示式为 ，其核外电子占据的最高能级是2p能级，电子云轮廓图为哑铃形。
故答案为：
第1空、
第2空、哑铃
(3) C、N、O三种元素形成的简单氢化物分别是CH4、NH3、H2O，C、N、O原子价电子对数都是4，CH4分子中C原子无孤电子对、NH3分子中N原子有1个孤电子对，H2O分子中O原子有2个孤电子对，孤电子对多，键角越小，键角从大到小为CH4＞NH3＞H2O。
故答案为： 第1空、CH4＞NH3＞H2O 。
(4) Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2的电子；Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1的电子，3d10与4s1电子能量差值更大，第二电离能与第一电离能差值更大的是Cu。
故答案为：
第1空、Cu
第2空、Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2的电子；Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1的电子，3d10处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
【分析】(1) A、B、C、D、E是原子序数逐渐增大的前四周期元素，其中A元素原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道的两倍，A是C；C元素原子L层上有两对成对电子，C是O，B是N；D的3p轨道上得到一个电子后不容纳外来电子，D是Cl；E元素原子的最外层只有一个电子，其次外层的所有轨道的电子均成对，E是Cu；
(2) 基态N原子的轨道表示式为 ，其核外电子占据的最高能级是2p能级，电子云轮廓图为哑铃形；
(3) CH4分子中C原子无孤电子对、NH3分子中N原子有1个孤电子对，H2O分子中O原子有2个孤电子对，孤电子对多，键角越小；
(4) Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2的电子；Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1的电子，3d10与4s1电子能量差值更大。