高中化学同步练习：选择性必修二1.2原子结构与元素的性质（优生加练）
文档属性
| 名称 | 高中化学同步练习：选择性必修二1.2原子结构与元素的性质（优生加练） |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 837.5KB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2024-02-27 09:04:01 | ||
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文档简介
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1.2原子结构与元素的性质（优生加练）
一、选择题
1．一水合甘氨酸锌是一种矿物类饲料添加剂，其结构简式如图所示。下列说法错误的是（ ）
A．第一电离能：
B．基态Zn原子的价电子排布式为
C．该物质中， 的配位数为5，配原子为O、N
D．电负性由小到大的顺序为
2．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：
元素代号 X Y Z M R Q
原子半径(×10－10 m) 1.86 0.99 1.43 1.60 0.75 0.74
主要化 合价 最高正价 ＋1 ＋7 ＋3 +2 ＋5 —
最低负价 — －1 — — －3 －2
下列说法正确的是 （ ）
A．元素X和Q形成的化合物呈淡黄色
B．X、Z、R的最高价氧化物的水化物之间可两两相互反应
C．Q2-比R3-更容易失去电子
D．M(OH)2的碱性比XOH的碱性强
3．短周期主族元素X﹑Y﹑Z﹑W﹑Q的原子序数逐渐增大。X原子核外最外层电子数是次外层电子数的2倍。Y的氟化物YF3分子中各原子均满足最外层8电子稳定结构。Z﹑W是常见金属，Z是同周期中原子半径最大的元素。W的简单离子是同周期中离子半径最小的。X和Z原子序数之和与Q的原子序数相等。下列说法正确的是（ ）
A．相同质量的Z和W单质分别与足量稀盐酸反应时，Z的单质获得的氢气多
B．X与Q形成的化合物和Z与Q形成的化合物的化学键类型相同
C．最高价氧化物对应的水化物的酸性：X＜W
D．Y的简单气态氢化物与Q的单质反应，现象是产生白烟
二、非选择题
4．X、Y、Z、M、Q、R是元素周期表前四周期元素，且原子序数依次增大，其相关信 息如表：
元素 相关信息
X 原子核外有6种不同运动状态的电子
Y 基态原子中s电子总数与p电子总数相等
Z 原子半径在同周期元素中最大
M 逐级电离能(kJ mol-1)依次为578、1817、2745、11575、14830、18376
Q 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反
R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子
请用化学用语填空：
（1）X、Y、Q三种元素电负性由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
（2）请写出Q元素基态原子的简化电子排布式： ，R元素基态原子的价层电子排布的轨道表示式 。
（3）R元素可形成R2+和R3+，其中较稳定的是R3+，原因是 。
（4）Y、Z、M三种元素的离子半径由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。
（5）与M元素成“对角线规则”关系的某短周期元素T的最高价氧化物的水化物具有两性，写出该两性物质与Z元素的最高价氧化物的水化物反应的化学方程式： ；已知T元素和Q元素的电负性分别为1.5和3.0，则它们形成的化合物是 (填“离子化合物”或“共价化合物”)。
5．如表是元素周期表的一部分，其中的数字编号代表对应的元素。
（1）下列支持或证实原子核外电子处于能量不同的能层和能级的是____。
A．原子光谱 B．原子的逐级电离能数据
C．同位素现象 D．电子跃迁现象
（2）结合表格，下列有关说法错误的是____。
A．元素周期系只有一个，而元素周期表可以多种多样
B．第二周期的基态原子中，只有②的核外未成对电子数为2
C．原子①的电子云如图所示：，它表示离核越近电子出现的几率越大
D．“电子气理论”可以解释金属③具有良好的导电性和延展性
（3）⑤的基态原子中能量最高的电子所在原子轨道的电子云轮廓图在空间有 个伸展方向，形状为 。
（4）元素②的最高价氧化物的电子式为 ，元素⑥的最高正价为 。
（5）如表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ mol-1)：
Li 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锂原子失去核外第二个电子时所需的能量远远大于失去第一个电子所需能量的原因是 。
②表中Y可能为以上六种元素中的 (填写数字编号)元素。
6．
（1）I.回答下列问题：
碳及其化合物广泛存在于自然界中。处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用 形象化描述。在基态14C原子中，核外存在 对自旋相反的电子。
（2）II.砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。
写出基态As原子的核外电子排布式： 。
（3）根据元素周期律，原子半径Ga As，第一电离能Ga As。(填“大于”或“小于”)
（4）III.C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。
Si位于元素周期表第 周期第 族
（5）用“>”或“<”填空：
原子半径 电负性 沸点
Al Si N O CH4 SiH4
7．根据题给信息回答下列问题：
（1）某元素原子的价电子排布式为 ，它属于第 周期第 族，属于 区元素；第二周期的元素中第一电离能大于氧的元素有 种。
（2）B、C、Al、Si四种原子中，第一电离能最大的是 ；价层电子排布式为 、 、 、 的四种元素中，电负性最大的是 (填元素符号)。
（3）写出 的核外电子排布式： 。
（4）某元素原子的3p轨道有1个未成对电子，该元素为 (填元素符号)。
（5）在短周期中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的电子式为 ；元素Y与元素Z相比，非金属性较强的是Z，下列表述中能证明这一事实的是 (填正确答案标号)。
A．常温下，Y的单质与Z的单质状态不同
B．等物质的量浓度的氢化物水溶液的酸性不同
C．Z的电负性大于Y
D．Z的简单氢化物比Y的简单氢化物稳定
E.在反应中，Y原子得电子数比Z原子得电子数多
8．A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次递增。已知：
①A原子有3个能级且各能级电子数相等；
②B原子的核外L层电子数为奇数；
③C原子最外层p能级上有2个未成对电子；
④D原子外围电子排布式为 (m≠n)；
⑤E的基态原子的M能层全充满，N能层没有成对电子，只有一个未成对电子。
请回答下列问题：
（1）基态D原子中，电子占据的最高能层符号为 ，电子占据的最高能级在空间共有 种不同方向的轨道，它在元素周期表中属于 区元素。
（2）A、B、C、D四种元素电负性由大到小的顺序为 。(填元素符号)。
（3）A、B、D的最高价氧化物对应的水化物的酸性由弱到强的顺序为 。
（4）前四种元素中，电负性最大与最小的两种元素形成的化合物是 。
（5）E的单质能与B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液发生反应，若反应过程中转移0.3mol电子，则需要消耗E单质的质量是 。
9．一氧化二氮(N2O)被称为“笑气”。它通常用作外科和牙科中的麻醉剂或镇痛剂；在食品包装应用中，N2O抑制细菌生长等多种用途。工业上利用硝酸铵(NH4NO3)受热分解制取N2O，回答下列问题：
（1）O原子能量最高的原子轨道形状为 ，O与N形成配位键时，O价电子层上的电子重排提供了一个空轨道，该O重排后的价电子排布图为 ，重排后电子排布不符合 (填“泡利原理”或“洪特规则”)。
（2）工业上利用硝酸铵(NH4NO3)受热分解制取N2O的化学方程式为 ；N2O中氮元素的化合价为 。
（3）N、O元素在周期表中相邻，第一电离能N O(填“>”或“<”)；原因是 。
（4）NH4NO3晶体中存在的作用力有 ；NH 的空间构型为 ；已知分子中的大π键可用符号 表示，其中m代表参与形成大 键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数。则NO 中的大n键可表示为 。
10．回答下列问题：
（1）基态碳原子的核外电子排布式为 。非金属元素 的第一电离能大于 的第一电离能，原因是 。
（2）下表是第三周期部分元素的电离能[单位：[ (电子伏特)]数据。
元素
甲 5.7 47.4 71.8
乙 7.7 15.1 80.3
丙 13.0 23.9 40.0
丁 15.7 27.6 40.7
下列说法正确的是______(填序号)。
A．甲的金属性比乙强 B．乙有 价
C．丙不可能为非金属元素 D．丁一定为金属元素
（3） 、 均为第四周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据列于下表：
元素
电离能/( ) I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态 的价电子排布式： ，比较两元素的I2、I3可知，气态 再失去1个电子比气态 再失去1个电子难，对此你的解释是 。
（4）卤族元素 、 、 、 的电负性由小到大的顺序是 。
（5）基态 原子的电子排布式为 ； 和 相比，电负性较大的是 ； 中 元素的化合价为 。
11．下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性x数值：
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
请仔细分析，试回答下列有关问题：
（1）根据所给数据分析推测：同主族的不同元素的x值的变化规律是 ，x值与原子半径的关系是 。
（2）预测周期表中电负性最大的元素应为 (填元素符号)，估计钙元素的电负性的取值范围： 。
12．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示，X值越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中为带负电荷的一方。下表是某些元素的X值：
元素符号 Li Be B C O F
X值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素符号 Na Al Si P S Cl
X值 0.93 1.60 1.90 2.19 2.55 3.16
（1）通过分析X值的变化规律，确定N、Mg的X值范围：（2）推测X值与原子半径的关系为 。
（3）某有机化合物的结构为 ，其中S—N 键中，你认为共用电子对偏向 (填元素符号)。
（4）如果X值为电负性的数值，试推断AlBr3中化学键的类型为 (两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；反之，形成共价键)。
（5）预测元素周期表中X值最小的元素是 (放射性元素除外)。
13．A、B、X、Y、Z是元素周期表前四周期中的常见元素，原子序数依次增大．A元素可形成自然界硬度最大的单质；B与A同周期，核外有三个未成对电子；X原子的第一电离能至第四电离能分别是：I1=578kJ/mol，I2=1 817kJ/mol，I3=2 745kJ/mol，I4=11 575kJ/mol；常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质；Z的一种同位素的质量数为65，中子数为35．请回答下列问题：
（1）AY2是一种常用的溶剂，为 分子（填“极性”或“非极性”），分子中存在 个σ键．
（2）X形成的单质与NaOH溶液反应的离子方程式为 ，超高导热绝缘耐高温纳米XB在绝缘材料中应用广泛，其晶体与金刚石类似，属于 晶体．
（3）X，氧、B元素的电负性由大到小的顺序为 （用元素符号作答）．
（4）Z的基态原子核外电子排布式为 ．
14．硅及其化合物在生活生产中广泛应用。请按要求回答下列问题。
（1）基态硅原子的电子排布式为 ；Si原子间难形成双键而C原子间却可以形成，是因为Si的原子半径 (填“大于”或“小于”)C的，两个Si原子的p电子难于重叠形成π键。
（2）工业上制备高纯硅的示意图如下：
①步骤Ⅰ反应所涉及元素的第一电离能由大到小的顺序是(填元素符号) 。根据下图所示物质反应过程中的能量变化，写出用石英砂和焦炭制取粗硅，同时生成CO的热化学方程式： 。
②步骤Ⅱ产物中含有(沸点为33.0℃)，还有少量(沸点为57.6℃)和HCl(沸点为-84.7℃)。若先将步骤Ⅱ产物降至室温，提纯，方法是 。所用到的玻璃仪器除酒精灯、温度计、锥形瓶、尾接管外，还需要 、 。
（3）已知：硅的最高价氧化物对应的水化物有和原硅酸()。常温下，：、；：、
①向盛有饱和溶液(滴有酚酞溶液)的试管中通入过量；充分反应后，用激光笔照射上述液体时发现有光亮的通路。预测液体颜色的变化： ；写出该反应的离子方程式： 。
②写出原硅酸脱水得到的产物(写两种) 、 。
15．是原子序数依次增大的五种短周期元素，其元素性质或原子结构如下。
元素 元素性质或原子结构
W 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素
X 在同周期元素中，原子半径最大、第一电离能最小
Y 电离能/(kJ/mol)数据：；；；……
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
回答下列问题。
（1）写出W、Y的元素符号：W 、Y 。
（2）X的电子排布式是 。
（3）Z、N的最高价氧化物对应的水化物酸性更强的是 (填化学式)；W、X和N可以形成多种化合物，其中水溶液是 (填化学式)。
（4）X、Z和N元素的电负性由大到小的顺序是 (填元素符号)。
（5）从原子结构的角度解释元素Y的第一电离能高于同周期相邻元素的原因 。
16．如图是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。
试回答下列问题。
（1）元素p为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式： 。
（2）c、d、e、f四种元素的第一电离能由大到小的顺序为 (填元素符号)。
（3）h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因： 。
（4）o、p两元素的部分电离能数据列于下表：
元素 o p
电离能kJ·mol-1 I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
比较两元素的I2、I3可知，气态基态o2+再失去一个电子比气态基态p2+再失去一个电子难。对此，你的解释是 。
（5）第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序排列如图甲所示，其中电负性最大的是 (填图中的序号)。
（6）表中所列的某主族元素的电离能情况如图乙所示，则该元素是 (填元素符号)。
17．磷酸氯喹（C18H32ClN3O8P2）是当前治疗冠状病毒的药物之一，而碳、氮、氯、磷等是其重要的组成元素。完成下列填空：
（1）碳原子核外有 个轨道；氯原子最外层电子的轨道表示式是 。
（2）属于同主族的两种元素，非金属性大小的关系是 （用元素符号表示）。
（3）已知磷酸是弱电解质，它的分子式为H3PO4。其酸式盐Na2HPO4的电离方程式是 。经测定Na2HPO4的水溶液呈弱碱性，请用学过的化学知识进行解释： 。
（4）常温下，在CH3COONa溶液中加入一定量的HCl，使其pH=7，则c(Cl-) c(CH3COOH)（填“＜”、“＞”、“=”）。
（5）向2.0L恒容的密闭容器中充入1.0molPCl5，发生如下反应：PCl5(s) PCl3(g)+Cl2(g)-124kJ。控制体系温度不变，反应过程中测定的部分数据见下表：
时间/s 0 50 150 250 350
n(PCl3)mol 0 0.16 0.19 0.2 0.2
①该条件下平衡常数的表达式为 ；前50s内Cl2的反应速率为 。
②要提高上述反应中反应物的转化率，可采取的措施有 、 （任写两点）。
向上述达到平衡③的反应体系中，再加入0.02molPCl3、0.02molCl2，则平衡 。移动（选填“正向”、“逆向”、“不”），平衡常数 （选填“增大”、“减小”、“不变”）。
18．LED灯是一种环保的光源，在相同照明效果下比传统光源节能80%以上。目前市售LED晶片材质基本以砷化镓、磷化铝镓钢(AlGaInP)、氮化铟镓(
InGaN)为主，砷化镓的晶胞结构如图。回答下列问题：
（1）砷的基态原子的电子排布式是 。
（2）磷和砷是同一族的元素，第一电离能：磷 (填“>”“<”或“=”，下同)砷，它们形成的氢化物的沸点：PH3 AsH3，原因是
。
（3）AsH3是无色、稍有大蒜味的气体。AsH3中砷原子的杂化轨道方式为 ，AsH3的空间结构为 。
（4）砷元素的常见化合价有+3和+5，它们对应的含氧酸有H3AsO3和H3AsO4两种，其中H3AsO4的酸性比H3AsO3的酸性强，从物质结构与性质的关系来看，H3AsO4的酸性比H3AsO3的酸性强的原因是
。
（5）此晶胞中所含的砷原子的个数为 ，砷化镓的化学式为 。
19．有A，B，C，D，E，F 六种短周期元素，已知相邻的A、B、C、D四种元素原子核外共有56个电子，在周期表中的位置如图所示。E的单质可与酸反应，1molE单质与足量酸作用，在标准状况下能产生33.6 L H2，E的阳离子与A的阴离子核外电子层结构完全相同，F原子半径在短周期元素中最大，回答下列问题：
（1）元素的名称：B ；
（2）画出C离子的结构示意图： ；
（3）写出D元素在周期表中的位置： ；D元素的单质可用于制漂白液和漂白粉，写出制漂白液的离子方程式： ，漂白粉的有效成分是 ；
（4）B的同族上一周期元素的氢化物为 (化学式) ，实验室制取该物质的方程式为 ，制取该气体时用 做干燥剂。
20．钴（Co）是人体必需的微量元素。含钴化合物作为颜料，具有悠久的历史，
在机械制造、磁性材料等领域也具有广泛的应用。请回答下列问题：
（1）Co基态原子的价电子排布图为 ；
（2）酞菁钴近年来在光电材料、非线性光学材料、光动力学疗法中的光敏剂、催化剂等方面得到了广泛的应用。其结构如图所示，中心离子为钴离子。
①酞菁钴中三种非金属原子的电负性由大到小的顺序为； （用相应的元素符号作答）；碳原子的杂化轨道类型为 ；
②与钴离子通过配位键结合的氮原子的编号是 ；
（3）CoCl2中结晶水数目不同呈现不同的颜色。
CoCl2可添加到硅胶（一种干燥剂，烘干后可再生反复使用）中制成变色硅胶。简述硅胶中添加CoCl2的作用 ；
（4）用KCN处理含Co2+的盐溶液，有红色的Co(CN)2析出，将它溶于过量的KCN溶液后，可生成紫色的[Co(CN)6]4-，该配离子具有强还原性，在加热时能与水反应生成淡黄色[Co(CN)6]3-，写出该反应的离子方程式： ；(提示：该反应在碱性环境中进行)
（5）Co的一种氧化物的晶胞如图所示，在该晶体中与一个钴原子等距离且最近的钴原子有 个
。
21．据南方日报报道，广东省珠江第二大水系北江流域因当地矿业的开发，造成附近河底沉积物中铊含量严重超标，致使当地人“靠江不饮北江水”。铊(Tl)是某超导体材料的组成元素之一，Tl3＋与Ag在酸性介质中发生反应Tl3＋＋2Ag=Tl＋＋2Ag＋.
（1）铊(Tl)的原子序数为81，铊在元素周期表中位于第 周期第 族.
（2）铊与下列某种元素位于同一主族，该元素是( )
A．硼 B．氮 C．碳 D．氟
（3）下列推断正确的是( ).
A．单质的还原性：Tl＞Al
B．原子半径：Al＞Tl
C．碱性：Al(OH)3＞Tl(OH)3
D．氧化性：Tl3＋＞Ag＋
E．Tl＋最外层只有1个电子
F．Tl能形成＋3价和＋1价的化合物
（4）X元素是与铝属于对角线关系的第二周期元素，二者的单质化学性质相似.X单质与浓NaOH溶液反应的化学方程式是 。
答案解析部分
1．【答案】A
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用
【解析】【解答】A．锌与29号铜相邻，由于锌原子的所有排布电子的原子轨道均处于较稳定的全充满状态，故其第一电离能大于铜的，故A符合题意；
B．锌原子的核外电子数为30，其位于元素周期表第4周期第ⅡB族，基态Zn原子价电子排布式为 ，故B不符合题意；
C．由一水合甘氨酸锌的分子结构可知，锌离子与相邻的5个原子(N和O)成键，故其配位数为5，配位原子为O、N，故C不符合题意；
D．根据电负性的变化规律可知，非金属元素的电负性大于金属元素，非金属性越强其电负性越大，因此，由小到大的顺序为Zn＜H＜C＜N＜O，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A.根据铜和锌的位置，以及核外电子能级排布方式即可判断第一电离能的大小
B.根据核外电子排布即可判断
C.根据结构简式中即可判断
D.电负性是结合电子的能力，非金属性越强，结合电子的能力越强
2．【答案】B
【知识点】原子核外电子排布；原子结构与元素的性质；钠的重要化合物；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律
【解析】【解答】根据上述分析可知X、Y、Z、M、R、Q分别是Na、Cl、Al、Mg、N、O。
A.元素X是Na，Q是O，X和Q形成的化合物有Na2O、Na2O2，Na2O是白色，Na2O2呈淡黄色，A不符合题意；
B. X、Z、R分别是Na、Al、N，它们的最高价氧化物的水化物是NaOH、Al(OH)3、HNO3，由于Al(OH)3呈两性，所以三种物质之间可两两相互反应，产生盐和水，B符合题意；
C.Q是O，R是N，元素的非金属性越强，其相应的离子的还原性就越弱。元素的非金属性Q>R，所以离子的还原性Q2－D.元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性就越强，元素的金属性X>M，所以碱性：XOH>M(OH)2，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】短周期元素中，Y有+7、-1价，则Y为Cl；Q有最低价-2，则Q为O元素；R有+5、-3价，处于VA族，原子半径小于Cl，则R为N元素；X、M、Z的最高正化合价分别为+1、+2、+3，则分别处于IA、ⅡA、ⅢA族，原子半径X＞M＞Z＞Cl，则X为Na、M为Mg、Z为Al。
3．【答案】D
【知识点】原子结构与元素的性质；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】短周期主族元素X﹑Y﹑Z﹑W﹑Q的原子序数逐渐增大，X原子核外最外层电子数是次外层电子数的2倍，则X原子只能有2个电子层，最外层电子数为4，故X为C元素，Z﹑W是常见金属，原子序数大于碳，说明Z、W处于第三周期，Z是同周期中原子半径最大的元素，W的简单离子是同周期中离子半径最小的，则Z为Na、W为Al，X和Z原子序数之和与Q的原子序数相等，则Q原子序数为6+11=17，故Q为Cl，Y的氟化物YF3分子中各原子均达到8电子稳定结构，说明Y原子最外层有5个电子，原子序数小于Na，故Y为N元素。
A. 相同质量的Na和Al的单质分别与足量稀盐酸反应时，根据得失电子守恒，生成氢气之比为 ×1: ×3=9:23，Al生成氢气更多，故A错误，不符合题意；
B. X与Q形成的化合物为CCl4，含有共价键，Z与Q形成的化合物为NaCl，含有离子键，化学键类型不同，故B错误，不符合题意；
C. H2CO3是弱酸，Al(OH)3是两性氢氧化物，酸性：H2CO3＞Al(OH)3，故C错误，不符合题意；
D. NH3与Cl2发生反应：8NH3＋3Cl2=6NH4Cl＋N2，生成的NH4Cl在空气中产生白烟，故D正确，符合题意；
正确答案为：D。
【分析】本题考查元素性质，依据核外电子排布原则，微粒半径比较进行推导。由推导出的元素进行判断反应及性质。
4．【答案】（1）O＞Cl＞C
（2）[Ne]3s23p5；
（3）Fe3+的价层电子排布为3d5，d能级处于半充满状态，能量低更稳定
（4）O2->Na+>Al3+
（5）Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O；共价化合物
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；离子化合物的结构特征与性质；共价键的形成及共价键的主要类型；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】（1）X是C，Y是O，Q是Cl，因此三者的电负性 由大到小的顺序 是： O＞Cl＞C ；
（2）简化电子排布式指的是以该元素上一周期的0族元素的元素符号加上后面的电子表示出来；R是Fe，基态Fe有6个价电子；
（3） Fe3+的价层电子排布为3d5，d能级处于半充满状态，能量低更稳定 ；
（4）M是Al，Z是Na，三者的简单离子具有相同的核外电子排布，遵循“序小径大”原则；
（5）位于对角线的元素具有相似的化学性质，Al与Be处于对角线的位置，因此具有相似的化学性质，Al（OH)3具有两性。Be（OH)2也具有两性，既可以和强酸反应，也可以和强碱反应。
【分析】根据表格中对元素的描述，可知：核外有6种 不同运动状态的电子 ，说明该原子核外只有6个电子，故而为C；s与p能级相等电子的原子可能是O，也可能是Mg，但是根据后续Z的半径在同周期元素中最大，可见Z是Na，再根据 原子序数依次增大 ，可见Y是O，根据M的电离能，发现在I4的位置突变，所以M是第IIIA的Al，Q 最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反 ，说明其为3s23p5.为Cl，R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子 ，说明其价电子排布式为3d64s2，故为Fe。
5．【答案】（1）A；B；D
（2）B
（3）3；哑铃形
（4）；+7
（5）原子失去一个电子后已形成稳定结构，很难再失去一个电子；④
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】（1）A、原子核外电子的能量不同，转化为激发态或基态时吸收、释放的能量也不同，则不同元素呈现不同的原子光谱，能证明原子核外电子处于能量不同的能层和能级，故A符合题意；
B、原子的逐级电离能数据不同，可证明电子处于不同的能层和能级，故B符合题意；
C、质子数相同，中子数不同的不同原子互为同位素，与电子能量无关，故C不符合题意；
D、当电子由能量较低的能级跃迁到能量较高的能级，则吸收能量，反之则释放能量，电子跃迁可证明核外电子处于能量不同的能层和能级，故D符合题意；
故答案为：ABD；
（2）A、元素的周期与电子层之间的联系只有一种，而周期表可根据自己的意图设计，故A正确；
B、第二周期中C和O中含有2个未成对电子，故B错误；
C、H的电子云轮廓图为球形，电子云表示离核越近电子出现的几率越大，故C正确；
D、金属内部有自由电子，当有外加电压时电子定向移动，有良好的导电性，因此“电子气理论”可以解释金属③具有良好的导电性和延展性，故D正确；
故答案为：B；
（3）由分析可知，⑤为P元素，P原子电子排布式为1S22S22P63S23P3，能量最高的电子为3p能级，电子云轮廓图形状为哑铃型，在空间上有3个伸展方向，故答案为：3；哑铃形；
（4）元素②为C，其最高价氧化物为CO2，其结构式为O=C=O，电子式为 ；元素⑥为Mn，其最高正价为+7，故答案为：；+7；
（5）①锂原子失去一个电子后已形成稳定结构，很难再失去一个电子，因此锂原子失去核外第二个电子时所需的能量远远大于失去第一个电子所需能量，故答案为：原子失去一个电子后已形成稳定结构，很难再失去一个电子；
②根据表中数据可知，Y失去3个电子后电离能剧增，说明其最外层有3个电子，为Al元素，数字编号为④，故答案为：④。
【分析】根据元素周期表可知，①为H元素，②为C元素，③为Mg元素，④为Al元素，⑤为P元素，⑥为Mn元素。
（1）原子光谱、原子的电离能数据、电子跃迁均可证明原子核外电子处于能量不同的能层和能级；
（2）结合元素周期表分析；
（3）⑤为P元素；
（4）②的最高价氧化物为二氧化碳；Mn的最高正极为+7；
（5）根据电离能数据分析。
6．【答案】（1）电子云；2
（2）1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar] 3d104s24p3
（3）大于；小于
（4）。三；IVA
（5）＞；＜；＜
【知识点】原子核外电子排布；原子核外电子的运动状态；元素电离能、电负性的含义及应用；原子核外电子的跃迁及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律
【解析】【解答】（1）C原子外层有6个电子，有两队自旋相反的电子，还有两个自旋平行的单电子；
（2） As 的核外电子有33个电子，其 核外电子排布式 为： 1s22s22p63s23p63d104s24p3 ；
（3） Ga 和 As 都是第四周期的元素，同周期元素从左至右，原子的半径是逐渐减小的，所以 Ga 的半径大于As ；由于As 的 4p 轨道是半充满的，结构比较稳定，不容易失去最外层的电子，所以As 的第一电离能更大；
（4）Si是第14号元素，在元素周期表中的位置是第三周期第IVA族；
（5）Al原子的半径大于Si；O的电负性比N更大；CH4的沸点低于SiH4。
【分析】（1）根据泡利原理知：每个原子轨道中最多只能容纳两个电子，且自旋相反；
（2）根据构造原理，可以写出As原子的核外电子排布式；也可以利用上一周期的稀有气体的元素来书写简并的电子排布式；
（3）同周期元素的半径从左至右是逐渐减小的；同周期的元素，第一电离能整体是呈现增大的趋势，但是由于第IIA族的元素和第VA族的元素存在ns轨道的全充满和np轨道的半充满，会出现第一电离能大于相邻主族的现象；
（5）同周期的元素从左至右，电负性是逐渐增大的；CH4和SiH4都是分子晶体，二者的沸点大小与范德华力大小有关，分子的摩尔质量越大，范德华力就越大，分子的沸点就越高。
7．【答案】（1）四；ⅦB；d；3
（2）C；N
（3） 或[Ar]3d10
（4）Al、Cl
（5）；CD
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律
【解析】【解答】(1)某元素原子的价电子排布式为 ，该元素为Mn，它属于第四周期第ⅦB族，属于d区元素；同周期元素从左到右，第一电离能有增大趋势，ⅤA族元素p能级半充满，结构稳定，第一电离能大于相邻元素，第二周期的元素中第一电离能大于氧的元素有N、F、Ne共3种。
(2)同周期元素从左到右，第一电离能有增大趋势，同主族元素从上到下，第一电离能减小，B、C、Al、Si四种原子中，第一电离能最大的是C；价层电子排布式为 、 、 、 的四种元素分别是K、N、S、Cr，非金属性越强电负性越大，非金属性 ，所以N的电负性最大。
(3) 的原子序数为29，核外电子排布式为 ， 失去最外层电子得到 ， 的核外电子排布式为 ；
(4)3p轨道有1个未成对电子，符合条件的原子价电子排布式为3s23p1或3s23p5，该元素为Al或Cl；
(5)在短周期中，电负性最大的元素是F、电负性最小的元素是Na，F、Na形成离子化合物NaF，电子式为 ；
A．非金属性与单质的状态无关，故不选A；
B．不能根据氢化物的酸性强弱判断元素非金属性，故不选B；
C．元素的非金属性越强，电负性越大，Z的电负性大于Y，说明Z的非金属性大于Y，
故答案为：C；
D．元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，Z的简单氢化物比Y的简单氢化物稳定，说明Z的非金属性大于Y，
故答案为：D；
E．元素的非金属性与得电子多少无关，故不选E；
选CD。
【分析】（1） 某元素原子的价电子排布式为 ，该元素为Mn，位于第四周期第ⅦB族，属于d区元素；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；
（2）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，同主族元素从上到下，第一电离能减小；元素的非金属性越强，电负性越大；
（3）Cu原子失去1个电子形成Cu+；
（4）3p轨道有1个未成对电子，符合条件的原子价电子排布式为3s23p1或3s23p5；
（5）电负性最大的元素是F、电负性最小的元素是Na，NaF为离子化合物。
8．【答案】（1）M；3；p
（2）
（3）
（4）
（5）9.6g
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】A原子有3个能级且各能级电子数相等，则A为C元素，C原子最外层p能级上有2个未成对电子，则C原子的价电子排布式可能为 、 、 、 ，可能为C、O、Si、S元素，D原子外围电子排布式为 ，s能级容纳2个电子，则n=2，m≠n，且D属于短周期元素，则D的价电子排布为 ，为Si元素，则可确定C为O元素，B原子的核外L层电子数为奇数，原子序数在C和O之间，则B为N元素，E的基态原子的M能层全充满，N能层没有成对电子，只有一个未成对电子，则价电子排布为3d104s1，E为Cu。
(1)由上述分析可知，D为Si，硅原子核外有14个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2 ，对应能层分别别为K、L、M，其中能量最高的是最外层M；基态Si原子电子占据的最高能级为3p能级，p能级含有3个轨道，即有3种不同方向的轨道；Si元素在元素周期表中位于第三周期第ⅣA族，属于p区元素，故答案为：M；3；p；
(2)元素的非金属性越强，其电负性越大，非金属性：O>N>C>Si，则电负性： ，故答案为： ；
(3)元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性：N>C>Si，则酸性由弱到强的顺序为 ，故答案为： ；
(4)前四种元素中，电负性最大的是O，电负性最小的是Si，两者形成的化合物为 ，故答案为： ；
(5)Cu与稀硝酸发生反应的化学方程式为 ，该反应中，Cu的化合价由0价升高到+2价，部分N元素的化合价由+5价降低到+2价，3molCu参与反应转移6mol电子，若反应过程中转移0.3mol电子，消耗0.15molCu，质量为 ，故答案为：9.6g。
【分析】 （1）D为Si，最高能层为M层，最高能级为3p能级，p能级含有3个轨道，属于p区元素；
（2）元素的非金属性越强，电负性越大；
（3）元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强；
（4）电负性最大的元素为O，电负性最小的为Si；
（5）E的单质为Cu，B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液为稀硝酸，Cu与稀硝酸发生反应。
9．【答案】（1）哑铃形；；洪特规则
（2）；+1
（3）>；O原子2p能级失去一个电子后处于稳定状态，而N原子2p能级处于半充满的稳定状态，因此N更难失去电子
（4）离子键、共价键(或者离子键、共价键、配位键)；正四面体；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；化学键
【解析】【解答】(1)O原子的电子排布式为1s22s22p4，能量最高的原子轨道是2p轨道，形状为哑铃形；O与N形成配位键时，O价电子层上的电子排布图为 ，重排提供了一个空轨道，该O重排后的价电子排布图为 ；泡利原理是在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子且自旋相反，洪特规则是指基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行，由轨道排布图可知重排后电子排布不符合洪特规则，故答案为：哑铃形； ；洪特规则；
(2)硝酸铵(NH4NO3)受热分解制取N2O的化学方程式为 ，N2O中氧元素为-2价，根据化合物中正负化合价代数和为0可得氮元素的化合价为+1价，故答案为： ；+1；
(3)同周期元素第一电离能呈增大趋势，但IIA>IIIA，VA>VIA，所以第一电离能N>O，原因是O原子2p能级失去一个电子后处于稳定状态，而N原子2p能级处于半充满的稳定状态，因此N更难失去电子，故答案为：>；O原子2p能级失去一个电子后处于稳定状态，而N原子2p能级处于半充满的稳定状态，因此N更难失去电子；
(4)NH4NO3是含有共价键和配位键的离子化合物，所以晶体中存在的作用力有离子键、共价键(或者离子键、共价键、配位键)；NH 的价层电子对为 ，所以空间构型为正四面体；NO 中有4个原子，其中N原子上的孤对电子+3个氧原子上的3个单电子+得到的1个电子=6电子，即m=4，n=6所以NO 中的大n键可表示为 ，故答案为：离子键、共价键(或者离子键、共价键、配位键)；正四面体； 。
【分析】（1）O原子能量最高的原子轨道是2p轨道；O与N形成配位键时，O价电子层上的电子重排提供了一个空轨道，则O原子2p能级的2个轨道排满电子；洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)，上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同；
（2）硝酸铵分解生成一氧化二氮和水；根据化合物中化合价代数和为0计算N的化合价；
（3）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；
（4）硝酸铵中存在离子键和共价键，铵根离子中存在配位键；铵根离子为正四面体形；硝酸根中N、O原子提供电子形成大π键，每个O原子提供1个电子、N原子提供2个电子，氢原子提供一个电子，所以该离子是由4个原子提供6个电子形成大π键。
10．【答案】（1）； 原子的 轨道达到半充满状态，比较稳定
（2）A
（3）；由 转化为 时， 能级由较稳定的 半充满状态转变为不稳定的 状态需要的能量较多；而 转化为 时， 能级由不稳定的 状态转变为较稳定的 半充满状态需要的能量相对要少
（4）
（5）；；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用
【解析】【解答】（1）C的原子序数为6，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p2；O原子和N原子的外围电子排布式分别为2s22p4和2s22p3，不难看出N原子的2p轨道处于半充满状态，比较稳定，故第一电离能较大，故答案为：1s22s22p2； 原子的 2p 轨道达到半充满状态，比较稳定；（2）甲、乙、丙、丁为第三周期元素，甲元素的第一电离能远远小于第二电离能，说明甲元素最外层有1个电子，失去1个电子时达到稳定结构，所以甲为Na元素；乙元素的第二电离能远远小于第三电离能，则B元素最外层有2个电子，失去两个电子后达到稳定结构，所以乙为Mg元素；丙、丁元素的第一电离、第二电离能、第三电离能相差不大，说明丙元素最外层大于3个电子，丙可能为非金属元素，丁一定为非金属元素；根据上述分析可知，A．甲为Na元素，乙为Mg元素，故甲的金属性比乙强，故A正确；B．乙为Mg元素，化合价为+2价，故B不正确；C. 乙为Mg元素；丙、丁元素的第一电离、第二电离能、第三电离能相差不大，说明丙元素最外层大于3个电子，丙可能为非金属元素，故C不正确；D. 丙、丁元素的第一电离、第二电离能、第三电离能相差不大，说明丙元素最外层大于3个电子，丁一定为非金属元素，D不正确；
故答案为：A；（3）锰元素位于第四周期第ⅦB族，其基态原子的价电子排布式为：3d54s2，则其基态 的价电子排布式：3d5；由 转化为 时， 能级由较稳定的 半充满状态转变为不稳定的 状态需要的能量较多；而 转化为 时， 能级由不稳定的 状态转变为较稳定的 半充满状态需要的能量相对要少，故气态 再失去1个电子比气态 再失去1个电子难；（4）根据电负性的变化规律可知，卤族元素 、 、 、 的电负性由小到大的顺序是 ；（5）基态 原子的电子排布式为： ；同一周期从左至右元素原子的电负性增大，故电负性N＞B，B为第二周期ⅢA族元素，其基态原子的电子排布式为：1s22s22p1；BN中N显-3价，则B显+3价，故答案为： ；N；+3。
【分析】（1）根据基态碳原子电子排布式，碳原子的电子排布是 ；
（2）电离能越大，金属性越弱，所以甲的金属性比乙强；
（3）半充满状态需要的能量相对较少，全充满需要的能量相对较多；
（4）题干与答案不符合
（5）根据溴原子的原子序数写出电子排布式 ；非金属性越强电负性越大。
11．【答案】（1）同一主族，自上而下电负性降低；原子半径越小，元素电负性越大
（2）F；0.8～1.2
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用
【解析】【解答】（1）由表中数据可以知道，同周期自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性降低，而根据元素周期律，同周期从左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，所以在同周期元素中原子半径越小,元素电负性越大，故答案为同一主族，自上而下电负性降低；原子半径越小，元素电负性越大；（2）电负性表示对键合电子的吸引力，电负性越大对键合电子吸引力越大，所以非金属性越强电负性越大，故电负性最强的物质在周期表的右上角为F元素；由表中数据可以知道，同周期自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性降低，故钙元素的电负性比K元素大，但小于Mg元素的电负性，即0.8＜x(Ca)＜1.2，故答案为F；0.8～1.2。
【分析】（1）根据元素周期律进行作答；
（2）电负性大小比较规律：随着原子序数的递增，元素的电负性呈现周期性变化；同一周期，从左到右电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递增。
12．【答案】（1）0.93；1.57；2.55；3.44
（2）原子半径越大，X值越小
（3）N
（4）共价键
（5）Cs
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】(1)通过表中数据分析可知同周期从左到右，X值依次增大，同主族从上到下，X值依次减小，可判断X(Na)X(Mg)，故0.93【分析】（1）同周期元素从左到右，电负性是逐渐增大的；同主族元素从上到下电负性是逐渐减小的；
（2）原子的半径越小，其原子核对外层电子的吸引力就越大，电负性也就越大；
（3）原子的电负性越大，对电子的吸引力就越大；
（4）共价键指的是原子之间通过共用电子对形成的化学键；
（5）元素的金属性越强，其电负性就越小。
13．【答案】（1）非极性分子；2
（2）2Al+2OH﹣+2H2O=2AlO2﹣+3H2↑；原子
（3）O＞N＞Al
（4）1s22s2 3S23p63d104s2
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律
【解析】【解答】解：A元素可形成自然界硬度最大的单质，该单质为金刚石，则A为C元素；B与A同周期，核外有三个未成对电子，则B为N元素；根据X原子的第一电离能至第四电离可知，X原子的第四电离能剧增，则X表现+3价，所以X为Al元素；常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质，则Y为S元素；Z的一种同位素的质量数为5、中子数为35，则质子数=65﹣35=30，故Z为Zn元素，（1）AY2化学式是CS2，其结构式为S=C=S，为直线型结构，属于非极性分子，其分子中每个双键中含有1个σ键，所以CS2分子存在2个σ键，故答案为：非极性分子；2；（2）X是Al元素，铝与NaOH溶液反应生成偏铝酸钠和氢气，其离子方程式为：2Al+2OH﹣+2H2O=2AlO2﹣+3H2↑；XB是CN，晶体与金刚石类似，属于原子晶体；故答案为：2Al+2OH﹣+2H2O=2AlO2﹣+3H2↑；原子；（3）非金属性越强，电负性越强，Al、O、N元素的电负性与非金属性一致，则三种元素电负性大到小顺序为：O＞N＞Al，故答案为：O＞N＞Al；（4）Z为30号Zn元素，根据构造原理，其基态原子核外电子排布式为：1s22s2 3S23p63d104s2； 故答案为：1s22s2 3S23p63d104s2．
【分析】A元素可形成自然界硬度最大的单质，该单质为金刚石，则A为C元素；B与A同周期，核外有三个未成对电子，则B为N元素；根据X原子的第一电离能至第四电离可知，X原子的第四电离能剧增，则X表现+3价，所以X为Al元素；常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质，则Y为S元素；Z的一种同位素的质量数为5、中子数为35，则质子数=65﹣35=30，故Z为Zn元素，据此进行解答．
14．【答案】（1）1s22s22p63s23p2；大于
（2）O＞C＞Si；SiO2(s)+2C(s)Si(s)+2CO(g)△H=+638.4 kJ mol-1；蒸馏；蒸馏烧瓶；直形冷凝管
（3）溶液红色变浅至褪色；SiO+2CO2+2H2O=H2SiO3(硅胶)+2HCO；H2SiO3；H6Si2O7(或SiO2)
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；热化学方程式；盖斯定律及其应用
【解析】【解答】(1)硅是14号元素，基态硅原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2；同主族元素从上到下原子半径增大，硅原子的原子半径大于碳原子，p轨道难以相互重叠形成π键，所以硅原子间难以形成双键和三键，故答案为：1s22s22p63s23p2；大于；
(2)①步骤Ⅰ反应是C和SiO2反应生成CO和Si，元素周期表中，非金属性越强，第一电离能越大，但第IIA族和第VA族由于半满和全满结构，第一电离能偏大，故第一电离能O＞C＞Si；根据两个反应过程能量变化图像可知：Si(s)+O2(s)═SiO2(s)△H=-859.4 kJ mol-1、2C(s)+O2(s)═2CO(g)△H=-221.0 kJ mol-1，用第二个方程式减去第一个方程式得出热化学方程式：SiO2(s)+2C(s)Si(s)+2CO(g)△H=+638.4 kJ mol-1；
②SiHCl3(沸点33.0℃)、SiCl4(沸点57.6℃)、HCl(沸点-84.7℃)，他们的沸点不同，根据沸点的不同实现物质分离的方法为蒸馏或分馏，所用到的玻璃仪器除酒精灯、温度计、锥形瓶外还需要蒸馏烧瓶和冷凝管，故答案为：蒸馏；蒸馏烧瓶、直形冷凝管；
(3)①溶液中由于SiO发生水解而溶液呈碱性，滴有酚酞一开始溶液为红色，随着通入，硅酸钠反应生成硅酸，溶液碱性减弱，溶液由红色逐渐变无色，则液体颜色的变化：液红色变浅至褪色；弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，可得酸性：H2CO3>>HCO>HSiO，则溶液与过量反应生成硅酸和碳酸氢钠，反应离子方程式为：SiO+2CO2+2H2O=H2SiO3(硅胶)+2HCO；
②原硅酸()脱去一分子水得到的产物是H2SiO3，脱去两分子水得到的产物是SiO2。
【分析】（1）已知硅是14号元素，根据构造原理书写电子排布式；同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大；
（2）①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，同主族从上到下第一电离能减小；分别写出热化学方程式，根据盖斯定律书写石英砂和焦炭制取粗硅，同时生成CO的热化学方程式；
②将步骤Ⅱ产物降至室温，各物质都为液态，提纯SiHCl3需要将混合溶液分离；
（3）①丁达尔效应是胶体特有的性质；
②原硅酸可以分子内脱水也可分子间脱水。
15．【答案】（1）O；Mg
（2）1s22s22p63s1
（3）HClO4；NaClO
（4）Cl＞Si＞Na
（5）镁的价电子排布是3s2，达到S亚层的全充满状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第一电离能较大
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】由上分析可知，W为O元素，X为Na元素，Y为Mg元素，Z为Si元素，N为Cl元素；
(1)由W为O元素，Y为Mg元素，它们的元素符号为O，Mg；答案为O，Mg。
(2)X为Na元素，原子序数为11，核外有11个电子，其电子排布式为1s22s22p63s1；答案为1s22s22p63s1。
(3)Z为Si元素，N为Cl元素，二者属于同周期元素，从左往右，非金属性依次增强，其最高价氧化物对应的水化物酸性依次增强，原子序数Cl＞Si，酸性更强的是HClO4；W为O元素，X为Na元素，N为Cl元素，它们可以形成多种化合物，其中水溶液pH＞7是强碱弱酸盐，即NaClO；答案为HClO4，NaClO。
(4)X为Na元素，Z为Si元素，N为Cl元素，三者属于同周期元素，从左往右，非金属性依次增强，原子序数Cl＞Si＞Na，即非金属性Cl＞Si＞Na，元素的非金属性越强其电负性越大，即电负性Cl＞Si＞Na；答案为Cl＞Si＞Na。
(5)Y为Mg元素，原子序数为12，其电子排布式为1s22s22p63s2，镁的价电子排布是3s2，达到S亚层的全充满状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第一电离能较大；答案为镁的价电子排布是3s2，达到S亚层的全充满状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第一电离能较大。
【分析】W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的五种短周期元素，W原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素，电子排布为1s22s22p4，W为O；X在同周期元素中，原子半径最大、第一电离能最小，结合原子序数可知X为Na元素；由Y的电离能可知最外层电子数为2，Y为Mg元素；Z的价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，价电子为3s23p2，Z为Si元素；N只有一个不成对电子，结合原子序数可知电子排布为3s23p5，N为Cl元素。
16．【答案】（1）1s22s22p63s23p63d64s2 (或[ Ar]3d64s2)
（2）F>N>O>C
（3）电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(辐射)的形式释放能量
（4）基态Mn2+的3d轨道电子为半充满状态，比较稳定
（5）2
（6）Al
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表的结构及其应用
【解析】【解答】根据元素周期表知，a~p元素分别是H、Li、C、N、O、F、Na、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar、K、Mn、Fe。
(1)p为Fe元素，Fe原子核外电子数为26，根据能量最低原理可知，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 或[Ar]3d64s2。
(2)同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA、第VA族元素第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能由大到小的顺序为F>N>O>C。
(3)镁在空气中燃烧发出耀眼的白光，是因为在反应过程中电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(辐射)的形式释放能量。
(4)由Mn2+转化为Mn3+时，3d轨道由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，需要的能量较多；而Fe2+转化为Fe3+时，3d轨道由不稳定的3d6状态转变为稳定的3d5半充满状态，需要的能量相对较少。
(5)第三周期的元素中，电负性最大的元素是Cl，常温下第三周期8种元素单质只有Cl2和Ar是气态，Cl2的沸点应高于Ar，则图中2对应氯气。
(6)根据表中所列的电离能数据及变化规律可知，该元素原子最外层电子数为3，所以该元素为Al元素。
【分析】
（1）26号元素按照能量最低原理、泡利不相容以及洪特规则进行书写核外电子排布式；
（2）第一电离能同周期从左到右逐渐增大；
（3）镁元素基态吸收能量后电子跃迁成激发态，在电子从高能级回归低能级轨道时释放能量，常以光的形式释放；
（4）3d轨道电子为半满状态，比较稳定；
（5）电负性同周期从左到右逐渐增大，同主族从上而下逐渐减小；
（6）根据上述分析，其最外层电子数是3，故元素是铝。
17．【答案】（1）5；
（2）N＞P
（3）Na2HPO4=2Na++HPO42-；HPO42-水解呈碱性，电离呈酸性，水解程度大于其电离程度，因而c(OH-)大于c(H+)
（4）=
（5）K=c(PCl3) c(Cl2)；0.0016mol·L-1·s-1；升高温度、降低压强；移走PCl3、Cl2等；逆向；不变
【知识点】原子核外电子的能级分布；元素电离能、电负性的含义及应用；化学反应速率与化学平衡的综合应用
【解析】【解答】(1)碳原子核外电子排布式为1s22s22p2，有个5轨道；氯原子的的外电子排布式为1s22s22p63s23p5，最外层电子的轨道表示式是 ；(2)N和P属于同主族的两种元素，同主族元素，从上到下，失电子能力增强，得电子能力减弱，故非金属性减弱，故非金属性N＞P；(3)磷酸是弱电解质，Na2HPO4属于弱酸的酸式盐，电离方程式是Na2HPO4=2Na++HPO42-，Na2HPO4的水溶液里既存在磷酸氢根的电离，电离时释放出氢离子，HPO42- H++ PO43-，显酸性，也存在磷酸氢根的水解，HPO42-+H2O H2PO4-+OH-，呈弱碱性，溶液显碱性，说明HPO42-水解程度大于电离程度；(4)醋酸钠溶液中加入盐酸，发生强酸制弱酸，CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl，pH=7，说明c(H+)=c(OH-)，反应后的溶液存在电荷守恒，即c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO -)+c(OH-)+c(Cl-)，醋酸钠溶液中存在物料守恒：即c(CH3COO -)+c(CH3COOH)=c(Na+)，将钠离子的浓度代入电荷守恒，可以得到c(CH3COOH)=c(Cl-)；(5)①根据化学反应：PCl5(s) PCl3(g)+Cl2(g)，得到化学平衡常数K=c(PCl3) c(Cl2)，前50s内PCl3的反应速率为v= ，由于三氯化磷和氯气的物质的量是1：1的关系，故速率也是1：1的关系，故氯气的速率也是0.0016mol·L-1·s-1；②上述反应的正反应是一个气体分子数增大的吸热反应，因此，要提高上述反应中反应物的转化率，应使平衡正向移动，可采取的措施有升高温度、降低压强等；③根据化学反应，列出三段式，
K=c(PCl3) c(Cl2)
再加入0.02molPCl3、0.02molCl2，此时的Qc ＞0.01(mol·L-1)，平衡逆向移动；平衡常数只受温度的影响，故温度不变，平衡常数不变。
【分析】(1)利用碳原子核外电子排布式判断轨道数目，氯原子最外层电子的轨道表示式即价电子排布图；(2)同主族元素从上到下，非金属性减弱；(3)Na2HPO4属于弱酸的酸式盐，写出电离方程式，从电离和水解的角度分析，溶液成碱性；(4)利用反应后的电荷守恒和醋酸钠的物料守恒联立，得出醋酸根和氯离子的关系；(5)①根据表中数据判断达到平衡状态的时间，然后根据平衡状态下各组分的浓度及平衡常数表达式计算出温度为T时，该反应的化学平衡常数；根据反应速率的表达式计算出反应在前50s的平均速率v(Cl2)；②要提高上述反应的转化率，必须使平衡向着正向移动，根据影响化学平衡的影响进行判断；③根据浓度熵与平衡常数的关系判断平衡移动的方向，温度不变，平衡常数不变；
18．【答案】（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3或者[Ar]3d104s24p3
（2）>；<；AsH3和PH3都属于分子晶体，两者结构相似，AsH3的相对分子质量比PH3大，范德华力强，AsH3的沸点高于PH3
（3）sp3；三角锥
（4）H3AsO4和H3AsO3可表示为(HO)3AsO和(HO)3As，＋5价的砷正电性更高，导致As－O－H中的O的电子向As偏移，在水分子作用下，越容易电离出H＋，酸性越强
（5）4；GaAs
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）As位于第四周期VA族，基态砷原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或者[Ar]3d104s24p3；（2）同主族从上到下，第一电离能减小，即第一电离能：磷>砷；AsH3和PH3都属于分子晶体，两者结构相似，AsH3的相对分子质量比PH3大，范德华力强，AsH3的沸点高于PH3；（3）AsH3中心原子为As，As有3个σ键，孤电子对数为(5－3×1)/2=1，价层电子对数为4，因此As原子杂化类型为sp3；其空间构型为三角锥形；（4）H3AsO4和H3AsO3可表示为(HO)3AsO和(HO)3As，＋5价的砷正电性更高，导致As－O－H中的O的电子向As偏移，在水分子作用下，越容易电离出H＋，酸性越强；（5）根据晶胞的结构，As为晶胞的顶点和面心，个数为8×1/8＋6×1/2=4；Ga位于晶胞内部，因此砷化镓的化学式为GaAs。
【分析】(1) As原子最外层有33个电子，根据构造原理书写该原子核外电子排布式；
(2)同一主族元素，其第一电离能随着原子序数增大而减小；氢化物的熔沸点与分子间作用力成正比(不含氢键的氢化物) ，其分子间作用力与相对分子质量成正比；
(3) AsH3中砷原子的价层电子对个数=3+5-3x1/2=4且含有1个孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断As原子杂化类型及该分子空间构型；
(4)同一元素的含氧酸中，中心元素非羟基氧原子个数越多，+5价As 比+3价As价态高，对电子的吸引更强；
(5)该晶胞中As原子个数=8x+6x=4，Ga原子个数=4， As、Ga原子个数之比=4： 4=1： 1。
19．【答案】（1）磷
（2）
（3）第三周期第ⅦA族；Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O；Ca(ClO)2
（4）NH3；Ca(OH)2+2NH4Cl CaCl2+2NH3 ↑+2H2O；碱石灰
【知识点】原子中的数量关系；画元素的原子结构示意图；原子结构与元素的性质；氯气的化学性质；氨的实验室制法
【解析】【解答】根据上述分析可知A、B、C、D、E、F表示的元素分别是O、P、S、Cl、Al、Na。(1)B表示的元素是P，元素的名称磷；(2) C是S元素，S原子获得2个电子，达到最外层8个电子的稳定结构，所以S2-的结构示意图： ；(3)D表示的是Cl元素，在周期表中的位置是第三周期第VIIA；Cl2与石灰乳反应制取漂白粉，漂白粉的成分是氯化钙、次氯酸钙，有效成分是次氯酸钙，Cl2与NaOH溶液反应产生NaCl、NaClO和水，所得溶液含有强氧化性的NaClO，因而具有漂白性，反应的离子方程式为：Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O；(4) B是P，与B在同族上一周期元素是N，N元素的氢化物为NH3，在实验室中是用NH4Cl与Ca(OH)2混合加热制取的，制取该物质的方程式为Ca(OH)2+2NH4Cl CaCl2+2NH3 ↑+2H2O，氨气是碱性气体，可以用碱性干燥剂碱石灰来干燥。
【分析】A、B、C、D四种短周期元素，由位置图可知，A在第二周期，B、C、D处于第三周期，设C的质子数为x，则A的质子数为x-8，B的质子数为x-1，D的质子数为x+1，A、B、C、D四种元素原子核外共有56个电子，则x+(x-8)+(x-1)+(x+1)=56，解得x=16，即A为O，B为P，C为S，D为Cl；1molE单质与足量酸作用，在标准状况下能产生33.6LH2，设E的化合价为y，根据电子转移守恒：1mol×y= ，解得y=3，E的阳离子与A的阴离子核外电子层结构完全相同，则E为Al，F原子半径在短周期元素中最大，则F是Na元素。然后利用元素及其单质、化合物的性质解答。
20．【答案】（1）
（2）N>C>H；sp2；2、4
（3）随着硅胶的吸湿和再次烘干，二氯化钴在结晶水合物和无水盐间转化，通过颜色的变化可以表征硅胶的吸湿程度
（4）2[Co(CN)6]4-+2H2O 2[Co(CN)6]3-+H2↑+2OH–
（5）12
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；原子轨道杂化方式及杂化类型判断；离子方程式的书写
【解析】【解答】（1）Co为27号元素，原子核外电子数为27，根据能量最低原理，其核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d74s2，则价电子排布图为 ；（2）①酞菁钴中三种非金属原子为C、N、H，同周期自左而右电负性增大，非金属性越强电负性越大，故电负性N>C>H；分子中C原子均形成3个σ键，没有孤对电子，杂化轨道数目为3，碳原子的杂化轨道类型为sp2；②含有孤对电子的N原子与Co通过配位键结合，形成4对共用电子对；形成3个σ键的N原子形成普通的共价键，即1号、3号N原子形成3对共用电子对为普通共价键，2号、4号N原子形成4对共用电子对，与Co通过配位键结合；（3）随着硅胶的吸湿和再次烘干，二氯化钴在结晶水合物和无水盐间转化，通过颜色的变化可以表征硅胶的吸湿程度；（4）[Co（CN）6]4-配离子具有强还原性，在加热时能与水反应生成淡黄色[Co（CN）6]3-，只能是水中氢元素被还原为氢气，根据电荷守恒有氢氧根离子生成，该反应离子方程式为：2[Co（CN）6]4-+2H2O 2[Co（CN）6]3-+H2↑+2OH-；（5）由氧化物晶胞结构可知晶胞中Co、O原子数目之比为1：1，假设黑色球为Co原子，以顶点Co原子为研究对象，与之等距离且最近的钴原子位于面心，每个顶点为8个晶胞共用，每个面心为2个晶胞共用，则该晶体中与一个钴原子等距离且最近的钴原子数目为12。
【分析】（1）根据能量最低原理画出价电子排布图；
（2）非金属性越强电负性越大；根据中心原子的价层电子对数判断杂化方式；
（3）根据转化式进行分析；
（4）根据氧化还原反应的特点结合电荷守恒书写方程式；
（5）根据图示及晶胞结构进行分析计算。
21．【答案】（1）六；ⅢA
（2）A
（3）A；D；F
（4）Be＋2NaOH(浓)=Na2BeO2＋H2↑
【知识点】原子结构与元素的性质
【解析】【解答】(1)由元素周期表的结构可知与81最近的稀有气体元素的原子序数为86(第六周期)，所以铊为第六周期ⅢA元素；(3)同一主族，从上往下金属性逐渐增强，原子半径逐渐增大，所以B、C、E均错，根据Tl3＋＋2Ag=Tl＋＋2Ag＋可知D、F正确；(4)X是Be元素，只有＋2价，故与NaOH浓溶液反应生成Na2BeO2。
【分析】由元素周期表的结构及同主族元素的性质递变规律解答， (4)利用对角线规则来解答.
试题分析部分
1、试卷总体分布分析
总分：159分
分值分布 客观题（占比） 6.0(3.8%)
主观题（占比） 153.0(96.2%)
题量分布 客观题（占比） 3(14.3%)
主观题（占比） 18(85.7%)
2、试卷题量分布分析
大题题型 题目量（占比） 分值（占比）
选择题 3(14.3%) 6.0(3.8%)
非选择题 18(85.7%) 153.0(96.2%)
3、试卷难度结构分析
序号 难易度 占比
1 困难 (100.0%)
4、试卷知识点分析
序号 知识点（认知水平） 分值（占比） 对应题号
1 离子化合物的结构特征与性质 7.0(4.4%) 4
2 热化学方程式 11.0(6.9%) 14
3 钠的重要化合物 2.0(1.3%) 2
4 画元素的原子结构示意图 8.0(5.0%) 19
5 盖斯定律及其应用 11.0(6.9%) 14
6 元素周期表的结构及其应用 24.0(15.1%) 4,11,15,16
7 化学反应速率与化学平衡的综合应用 12.0(7.5%) 17
8 离子方程式的书写 7.0(4.4%) 20
9 元素电离能、电负性的含义及应用 140.0(88.1%) 1,4,5,6,7,8,9,10,11,12,13,14,15,16,17,18,20
10 原子结构与元素的性质 19.0(11.9%) 2,3,19,21
11 原子核外电子的运动状态 10.0(6.3%) 6
12 原子核外电子的能级分布 12.0(7.5%) 17
13 元素周期律和元素周期表的综合应用 45.0(28.3%) 3,4,5,8,12,15
14 原子中的数量关系 8.0(5.0%) 19
15 氯气的化学性质 8.0(5.0%) 19
16 共价键的形成及共价键的主要类型 7.0(4.4%) 4
17 原子核外电子的跃迁及应用 10.0(6.3%) 6
18 氨的实验室制法 8.0(5.0%) 19
19 原子核外电子排布 98.0(61.6%) 1,2,4,6,7,8,9,10,14,15,16,18,20
20 元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律 58.0(36.5%) 2,3,4,5,6,7,8,11,13
21 化学键 10.0(6.3%) 9
22 原子轨道杂化方式及杂化类型判断 16.0(10.1%) 18,20
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1.2原子结构与元素的性质（优生加练）
一、选择题
1．一水合甘氨酸锌是一种矿物类饲料添加剂，其结构简式如图所示。下列说法错误的是（ ）
A．第一电离能：
B．基态Zn原子的价电子排布式为
C．该物质中， 的配位数为5，配原子为O、N
D．电负性由小到大的顺序为
2．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：
元素代号 X Y Z M R Q
原子半径(×10－10 m) 1.86 0.99 1.43 1.60 0.75 0.74
主要化 合价 最高正价 ＋1 ＋7 ＋3 +2 ＋5 —
最低负价 — －1 — — －3 －2
下列说法正确的是 （ ）
A．元素X和Q形成的化合物呈淡黄色
B．X、Z、R的最高价氧化物的水化物之间可两两相互反应
C．Q2-比R3-更容易失去电子
D．M(OH)2的碱性比XOH的碱性强
3．短周期主族元素X﹑Y﹑Z﹑W﹑Q的原子序数逐渐增大。X原子核外最外层电子数是次外层电子数的2倍。Y的氟化物YF3分子中各原子均满足最外层8电子稳定结构。Z﹑W是常见金属，Z是同周期中原子半径最大的元素。W的简单离子是同周期中离子半径最小的。X和Z原子序数之和与Q的原子序数相等。下列说法正确的是（ ）
A．相同质量的Z和W单质分别与足量稀盐酸反应时，Z的单质获得的氢气多
B．X与Q形成的化合物和Z与Q形成的化合物的化学键类型相同
C．最高价氧化物对应的水化物的酸性：X＜W
D．Y的简单气态氢化物与Q的单质反应，现象是产生白烟
二、非选择题
4．X、Y、Z、M、Q、R是元素周期表前四周期元素，且原子序数依次增大，其相关信 息如表：
元素 相关信息
X 原子核外有6种不同运动状态的电子
Y 基态原子中s电子总数与p电子总数相等
Z 原子半径在同周期元素中最大
M 逐级电离能(kJ mol-1)依次为578、1817、2745、11575、14830、18376
Q 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反
R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子
请用化学用语填空：
（1）X、Y、Q三种元素电负性由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
（2）请写出Q元素基态原子的简化电子排布式： ，R元素基态原子的价层电子排布的轨道表示式 。
（3）R元素可形成R2+和R3+，其中较稳定的是R3+，原因是 。
（4）Y、Z、M三种元素的离子半径由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。
（5）与M元素成“对角线规则”关系的某短周期元素T的最高价氧化物的水化物具有两性，写出该两性物质与Z元素的最高价氧化物的水化物反应的化学方程式： ；已知T元素和Q元素的电负性分别为1.5和3.0，则它们形成的化合物是 (填“离子化合物”或“共价化合物”)。
5．如表是元素周期表的一部分，其中的数字编号代表对应的元素。
（1）下列支持或证实原子核外电子处于能量不同的能层和能级的是____。
A．原子光谱 B．原子的逐级电离能数据
C．同位素现象 D．电子跃迁现象
（2）结合表格，下列有关说法错误的是____。
A．元素周期系只有一个，而元素周期表可以多种多样
B．第二周期的基态原子中，只有②的核外未成对电子数为2
C．原子①的电子云如图所示：，它表示离核越近电子出现的几率越大
D．“电子气理论”可以解释金属③具有良好的导电性和延展性
（3）⑤的基态原子中能量最高的电子所在原子轨道的电子云轮廓图在空间有 个伸展方向，形状为 。
（4）元素②的最高价氧化物的电子式为 ，元素⑥的最高正价为 。
（5）如表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ mol-1)：
Li 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锂原子失去核外第二个电子时所需的能量远远大于失去第一个电子所需能量的原因是 。
②表中Y可能为以上六种元素中的 (填写数字编号)元素。
6．
（1）I.回答下列问题：
碳及其化合物广泛存在于自然界中。处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用 形象化描述。在基态14C原子中，核外存在 对自旋相反的电子。
（2）II.砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。
写出基态As原子的核外电子排布式： 。
（3）根据元素周期律，原子半径Ga As，第一电离能Ga As。(填“大于”或“小于”)
（4）III.C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。
Si位于元素周期表第 周期第 族
（5）用“>”或“<”填空：
原子半径 电负性 沸点
Al Si N O CH4 SiH4
7．根据题给信息回答下列问题：
（1）某元素原子的价电子排布式为 ，它属于第 周期第 族，属于 区元素；第二周期的元素中第一电离能大于氧的元素有 种。
（2）B、C、Al、Si四种原子中，第一电离能最大的是 ；价层电子排布式为 、 、 、 的四种元素中，电负性最大的是 (填元素符号)。
（3）写出 的核外电子排布式： 。
（4）某元素原子的3p轨道有1个未成对电子，该元素为 (填元素符号)。
（5）在短周期中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的电子式为 ；元素Y与元素Z相比，非金属性较强的是Z，下列表述中能证明这一事实的是 (填正确答案标号)。
A．常温下，Y的单质与Z的单质状态不同
B．等物质的量浓度的氢化物水溶液的酸性不同
C．Z的电负性大于Y
D．Z的简单氢化物比Y的简单氢化物稳定
E.在反应中，Y原子得电子数比Z原子得电子数多
8．A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次递增。已知：
①A原子有3个能级且各能级电子数相等；
②B原子的核外L层电子数为奇数；
③C原子最外层p能级上有2个未成对电子；
④D原子外围电子排布式为 (m≠n)；
⑤E的基态原子的M能层全充满，N能层没有成对电子，只有一个未成对电子。
请回答下列问题：
（1）基态D原子中，电子占据的最高能层符号为 ，电子占据的最高能级在空间共有 种不同方向的轨道，它在元素周期表中属于 区元素。
（2）A、B、C、D四种元素电负性由大到小的顺序为 。(填元素符号)。
（3）A、B、D的最高价氧化物对应的水化物的酸性由弱到强的顺序为 。
（4）前四种元素中，电负性最大与最小的两种元素形成的化合物是 。
（5）E的单质能与B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液发生反应，若反应过程中转移0.3mol电子，则需要消耗E单质的质量是 。
9．一氧化二氮(N2O)被称为“笑气”。它通常用作外科和牙科中的麻醉剂或镇痛剂；在食品包装应用中，N2O抑制细菌生长等多种用途。工业上利用硝酸铵(NH4NO3)受热分解制取N2O，回答下列问题：
（1）O原子能量最高的原子轨道形状为 ，O与N形成配位键时，O价电子层上的电子重排提供了一个空轨道，该O重排后的价电子排布图为 ，重排后电子排布不符合 (填“泡利原理”或“洪特规则”)。
（2）工业上利用硝酸铵(NH4NO3)受热分解制取N2O的化学方程式为 ；N2O中氮元素的化合价为 。
（3）N、O元素在周期表中相邻，第一电离能N O(填“>”或“<”)；原因是 。
（4）NH4NO3晶体中存在的作用力有 ；NH 的空间构型为 ；已知分子中的大π键可用符号 表示，其中m代表参与形成大 键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数。则NO 中的大n键可表示为 。
10．回答下列问题：
（1）基态碳原子的核外电子排布式为 。非金属元素 的第一电离能大于 的第一电离能，原因是 。
（2）下表是第三周期部分元素的电离能[单位：[ (电子伏特)]数据。
元素
甲 5.7 47.4 71.8
乙 7.7 15.1 80.3
丙 13.0 23.9 40.0
丁 15.7 27.6 40.7
下列说法正确的是______(填序号)。
A．甲的金属性比乙强 B．乙有 价
C．丙不可能为非金属元素 D．丁一定为金属元素
（3） 、 均为第四周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据列于下表：
元素
电离能/( ) I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态 的价电子排布式： ，比较两元素的I2、I3可知，气态 再失去1个电子比气态 再失去1个电子难，对此你的解释是 。
（4）卤族元素 、 、 、 的电负性由小到大的顺序是 。
（5）基态 原子的电子排布式为 ； 和 相比，电负性较大的是 ； 中 元素的化合价为 。
11．下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性x数值：
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
请仔细分析，试回答下列有关问题：
（1）根据所给数据分析推测：同主族的不同元素的x值的变化规律是 ，x值与原子半径的关系是 。
（2）预测周期表中电负性最大的元素应为 (填元素符号)，估计钙元素的电负性的取值范围： 。
12．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示，X值越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中为带负电荷的一方。下表是某些元素的X值：
元素符号 Li Be B C O F
X值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素符号 Na Al Si P S Cl
X值 0.93 1.60 1.90 2.19 2.55 3.16
（1）通过分析X值的变化规律，确定N、Mg的X值范围：
（3）某有机化合物的结构为 ，其中S—N 键中，你认为共用电子对偏向 (填元素符号)。
（4）如果X值为电负性的数值，试推断AlBr3中化学键的类型为 (两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；反之，形成共价键)。
（5）预测元素周期表中X值最小的元素是 (放射性元素除外)。
13．A、B、X、Y、Z是元素周期表前四周期中的常见元素，原子序数依次增大．A元素可形成自然界硬度最大的单质；B与A同周期，核外有三个未成对电子；X原子的第一电离能至第四电离能分别是：I1=578kJ/mol，I2=1 817kJ/mol，I3=2 745kJ/mol，I4=11 575kJ/mol；常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质；Z的一种同位素的质量数为65，中子数为35．请回答下列问题：
（1）AY2是一种常用的溶剂，为 分子（填“极性”或“非极性”），分子中存在 个σ键．
（2）X形成的单质与NaOH溶液反应的离子方程式为 ，超高导热绝缘耐高温纳米XB在绝缘材料中应用广泛，其晶体与金刚石类似，属于 晶体．
（3）X，氧、B元素的电负性由大到小的顺序为 （用元素符号作答）．
（4）Z的基态原子核外电子排布式为 ．
14．硅及其化合物在生活生产中广泛应用。请按要求回答下列问题。
（1）基态硅原子的电子排布式为 ；Si原子间难形成双键而C原子间却可以形成，是因为Si的原子半径 (填“大于”或“小于”)C的，两个Si原子的p电子难于重叠形成π键。
（2）工业上制备高纯硅的示意图如下：
①步骤Ⅰ反应所涉及元素的第一电离能由大到小的顺序是(填元素符号) 。根据下图所示物质反应过程中的能量变化，写出用石英砂和焦炭制取粗硅，同时生成CO的热化学方程式： 。
②步骤Ⅱ产物中含有(沸点为33.0℃)，还有少量(沸点为57.6℃)和HCl(沸点为-84.7℃)。若先将步骤Ⅱ产物降至室温，提纯，方法是 。所用到的玻璃仪器除酒精灯、温度计、锥形瓶、尾接管外，还需要 、 。
（3）已知：硅的最高价氧化物对应的水化物有和原硅酸()。常温下，：、；：、
①向盛有饱和溶液(滴有酚酞溶液)的试管中通入过量；充分反应后，用激光笔照射上述液体时发现有光亮的通路。预测液体颜色的变化： ；写出该反应的离子方程式： 。
②写出原硅酸脱水得到的产物(写两种) 、 。
15．是原子序数依次增大的五种短周期元素，其元素性质或原子结构如下。
元素 元素性质或原子结构
W 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素
X 在同周期元素中，原子半径最大、第一电离能最小
Y 电离能/(kJ/mol)数据：；；；……
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
回答下列问题。
（1）写出W、Y的元素符号：W 、Y 。
（2）X的电子排布式是 。
（3）Z、N的最高价氧化物对应的水化物酸性更强的是 (填化学式)；W、X和N可以形成多种化合物，其中水溶液是 (填化学式)。
（4）X、Z和N元素的电负性由大到小的顺序是 (填元素符号)。
（5）从原子结构的角度解释元素Y的第一电离能高于同周期相邻元素的原因 。
16．如图是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。
试回答下列问题。
（1）元素p为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式： 。
（2）c、d、e、f四种元素的第一电离能由大到小的顺序为 (填元素符号)。
（3）h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因： 。
（4）o、p两元素的部分电离能数据列于下表：
元素 o p
电离能kJ·mol-1 I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
比较两元素的I2、I3可知，气态基态o2+再失去一个电子比气态基态p2+再失去一个电子难。对此，你的解释是 。
（5）第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序排列如图甲所示，其中电负性最大的是 (填图中的序号)。
（6）表中所列的某主族元素的电离能情况如图乙所示，则该元素是 (填元素符号)。
17．磷酸氯喹（C18H32ClN3O8P2）是当前治疗冠状病毒的药物之一，而碳、氮、氯、磷等是其重要的组成元素。完成下列填空：
（1）碳原子核外有 个轨道；氯原子最外层电子的轨道表示式是 。
（2）属于同主族的两种元素，非金属性大小的关系是 （用元素符号表示）。
（3）已知磷酸是弱电解质，它的分子式为H3PO4。其酸式盐Na2HPO4的电离方程式是 。经测定Na2HPO4的水溶液呈弱碱性，请用学过的化学知识进行解释： 。
（4）常温下，在CH3COONa溶液中加入一定量的HCl，使其pH=7，则c(Cl-) c(CH3COOH)（填“＜”、“＞”、“=”）。
（5）向2.0L恒容的密闭容器中充入1.0molPCl5，发生如下反应：PCl5(s) PCl3(g)+Cl2(g)-124kJ。控制体系温度不变，反应过程中测定的部分数据见下表：
时间/s 0 50 150 250 350
n(PCl3)mol 0 0.16 0.19 0.2 0.2
①该条件下平衡常数的表达式为 ；前50s内Cl2的反应速率为 。
②要提高上述反应中反应物的转化率，可采取的措施有 、 （任写两点）。
向上述达到平衡③的反应体系中，再加入0.02molPCl3、0.02molCl2，则平衡 。移动（选填“正向”、“逆向”、“不”），平衡常数 （选填“增大”、“减小”、“不变”）。
18．LED灯是一种环保的光源，在相同照明效果下比传统光源节能80%以上。目前市售LED晶片材质基本以砷化镓、磷化铝镓钢(AlGaInP)、氮化铟镓(
InGaN)为主，砷化镓的晶胞结构如图。回答下列问题：
（1）砷的基态原子的电子排布式是 。
（2）磷和砷是同一族的元素，第一电离能：磷 (填“>”“<”或“=”，下同)砷，它们形成的氢化物的沸点：PH3 AsH3，原因是
。
（3）AsH3是无色、稍有大蒜味的气体。AsH3中砷原子的杂化轨道方式为 ，AsH3的空间结构为 。
（4）砷元素的常见化合价有+3和+5，它们对应的含氧酸有H3AsO3和H3AsO4两种，其中H3AsO4的酸性比H3AsO3的酸性强，从物质结构与性质的关系来看，H3AsO4的酸性比H3AsO3的酸性强的原因是
。
（5）此晶胞中所含的砷原子的个数为 ，砷化镓的化学式为 。
19．有A，B，C，D，E，F 六种短周期元素，已知相邻的A、B、C、D四种元素原子核外共有56个电子，在周期表中的位置如图所示。E的单质可与酸反应，1molE单质与足量酸作用，在标准状况下能产生33.6 L H2，E的阳离子与A的阴离子核外电子层结构完全相同，F原子半径在短周期元素中最大，回答下列问题：
（1）元素的名称：B ；
（2）画出C离子的结构示意图： ；
（3）写出D元素在周期表中的位置： ；D元素的单质可用于制漂白液和漂白粉，写出制漂白液的离子方程式： ，漂白粉的有效成分是 ；
（4）B的同族上一周期元素的氢化物为 (化学式) ，实验室制取该物质的方程式为 ，制取该气体时用 做干燥剂。
20．钴（Co）是人体必需的微量元素。含钴化合物作为颜料，具有悠久的历史，
在机械制造、磁性材料等领域也具有广泛的应用。请回答下列问题：
（1）Co基态原子的价电子排布图为 ；
（2）酞菁钴近年来在光电材料、非线性光学材料、光动力学疗法中的光敏剂、催化剂等方面得到了广泛的应用。其结构如图所示，中心离子为钴离子。
①酞菁钴中三种非金属原子的电负性由大到小的顺序为； （用相应的元素符号作答）；碳原子的杂化轨道类型为 ；
②与钴离子通过配位键结合的氮原子的编号是 ；
（3）CoCl2中结晶水数目不同呈现不同的颜色。
CoCl2可添加到硅胶（一种干燥剂，烘干后可再生反复使用）中制成变色硅胶。简述硅胶中添加CoCl2的作用 ；
（4）用KCN处理含Co2+的盐溶液，有红色的Co(CN)2析出，将它溶于过量的KCN溶液后，可生成紫色的[Co(CN)6]4-，该配离子具有强还原性，在加热时能与水反应生成淡黄色[Co(CN)6]3-，写出该反应的离子方程式： ；(提示：该反应在碱性环境中进行)
（5）Co的一种氧化物的晶胞如图所示，在该晶体中与一个钴原子等距离且最近的钴原子有 个
。
21．据南方日报报道，广东省珠江第二大水系北江流域因当地矿业的开发，造成附近河底沉积物中铊含量严重超标，致使当地人“靠江不饮北江水”。铊(Tl)是某超导体材料的组成元素之一，Tl3＋与Ag在酸性介质中发生反应Tl3＋＋2Ag=Tl＋＋2Ag＋.
（1）铊(Tl)的原子序数为81，铊在元素周期表中位于第 周期第 族.
（2）铊与下列某种元素位于同一主族，该元素是( )
A．硼 B．氮 C．碳 D．氟
（3）下列推断正确的是( ).
A．单质的还原性：Tl＞Al
B．原子半径：Al＞Tl
C．碱性：Al(OH)3＞Tl(OH)3
D．氧化性：Tl3＋＞Ag＋
E．Tl＋最外层只有1个电子
F．Tl能形成＋3价和＋1价的化合物
（4）X元素是与铝属于对角线关系的第二周期元素，二者的单质化学性质相似.X单质与浓NaOH溶液反应的化学方程式是 。
答案解析部分
1．【答案】A
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用
【解析】【解答】A．锌与29号铜相邻，由于锌原子的所有排布电子的原子轨道均处于较稳定的全充满状态，故其第一电离能大于铜的，故A符合题意；
B．锌原子的核外电子数为30，其位于元素周期表第4周期第ⅡB族，基态Zn原子价电子排布式为 ，故B不符合题意；
C．由一水合甘氨酸锌的分子结构可知，锌离子与相邻的5个原子(N和O)成键，故其配位数为5，配位原子为O、N，故C不符合题意；
D．根据电负性的变化规律可知，非金属元素的电负性大于金属元素，非金属性越强其电负性越大，因此，由小到大的顺序为Zn＜H＜C＜N＜O，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A.根据铜和锌的位置，以及核外电子能级排布方式即可判断第一电离能的大小
B.根据核外电子排布即可判断
C.根据结构简式中即可判断
D.电负性是结合电子的能力，非金属性越强，结合电子的能力越强
2．【答案】B
【知识点】原子核外电子排布；原子结构与元素的性质；钠的重要化合物；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律
【解析】【解答】根据上述分析可知X、Y、Z、M、R、Q分别是Na、Cl、Al、Mg、N、O。
A.元素X是Na，Q是O，X和Q形成的化合物有Na2O、Na2O2，Na2O是白色，Na2O2呈淡黄色，A不符合题意；
B. X、Z、R分别是Na、Al、N，它们的最高价氧化物的水化物是NaOH、Al(OH)3、HNO3，由于Al(OH)3呈两性，所以三种物质之间可两两相互反应，产生盐和水，B符合题意；
C.Q是O，R是N，元素的非金属性越强，其相应的离子的还原性就越弱。元素的非金属性Q>R，所以离子的还原性Q2－
故答案为：B。
【分析】短周期元素中，Y有+7、-1价，则Y为Cl；Q有最低价-2，则Q为O元素；R有+5、-3价，处于VA族，原子半径小于Cl，则R为N元素；X、M、Z的最高正化合价分别为+1、+2、+3，则分别处于IA、ⅡA、ⅢA族，原子半径X＞M＞Z＞Cl，则X为Na、M为Mg、Z为Al。
3．【答案】D
【知识点】原子结构与元素的性质；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】短周期主族元素X﹑Y﹑Z﹑W﹑Q的原子序数逐渐增大，X原子核外最外层电子数是次外层电子数的2倍，则X原子只能有2个电子层，最外层电子数为4，故X为C元素，Z﹑W是常见金属，原子序数大于碳，说明Z、W处于第三周期，Z是同周期中原子半径最大的元素，W的简单离子是同周期中离子半径最小的，则Z为Na、W为Al，X和Z原子序数之和与Q的原子序数相等，则Q原子序数为6+11=17，故Q为Cl，Y的氟化物YF3分子中各原子均达到8电子稳定结构，说明Y原子最外层有5个电子，原子序数小于Na，故Y为N元素。
A. 相同质量的Na和Al的单质分别与足量稀盐酸反应时，根据得失电子守恒，生成氢气之比为 ×1: ×3=9:23，Al生成氢气更多，故A错误，不符合题意；
B. X与Q形成的化合物为CCl4，含有共价键，Z与Q形成的化合物为NaCl，含有离子键，化学键类型不同，故B错误，不符合题意；
C. H2CO3是弱酸，Al(OH)3是两性氢氧化物，酸性：H2CO3＞Al(OH)3，故C错误，不符合题意；
D. NH3与Cl2发生反应：8NH3＋3Cl2=6NH4Cl＋N2，生成的NH4Cl在空气中产生白烟，故D正确，符合题意；
正确答案为：D。
【分析】本题考查元素性质，依据核外电子排布原则，微粒半径比较进行推导。由推导出的元素进行判断反应及性质。
4．【答案】（1）O＞Cl＞C
（2）[Ne]3s23p5；
（3）Fe3+的价层电子排布为3d5，d能级处于半充满状态，能量低更稳定
（4）O2->Na+>Al3+
（5）Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O；共价化合物
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；离子化合物的结构特征与性质；共价键的形成及共价键的主要类型；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】（1）X是C，Y是O，Q是Cl，因此三者的电负性 由大到小的顺序 是： O＞Cl＞C ；
（2）简化电子排布式指的是以该元素上一周期的0族元素的元素符号加上后面的电子表示出来；R是Fe，基态Fe有6个价电子；
（3） Fe3+的价层电子排布为3d5，d能级处于半充满状态，能量低更稳定 ；
（4）M是Al，Z是Na，三者的简单离子具有相同的核外电子排布，遵循“序小径大”原则；
（5）位于对角线的元素具有相似的化学性质，Al与Be处于对角线的位置，因此具有相似的化学性质，Al（OH)3具有两性。Be（OH)2也具有两性，既可以和强酸反应，也可以和强碱反应。
【分析】根据表格中对元素的描述，可知：核外有6种 不同运动状态的电子 ，说明该原子核外只有6个电子，故而为C；s与p能级相等电子的原子可能是O，也可能是Mg，但是根据后续Z的半径在同周期元素中最大，可见Z是Na，再根据 原子序数依次增大 ，可见Y是O，根据M的电离能，发现在I4的位置突变，所以M是第IIIA的Al，Q 最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反 ，说明其为3s23p5.为Cl，R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子 ，说明其价电子排布式为3d64s2，故为Fe。
5．【答案】（1）A；B；D
（2）B
（3）3；哑铃形
（4）；+7
（5）原子失去一个电子后已形成稳定结构，很难再失去一个电子；④
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】（1）A、原子核外电子的能量不同，转化为激发态或基态时吸收、释放的能量也不同，则不同元素呈现不同的原子光谱，能证明原子核外电子处于能量不同的能层和能级，故A符合题意；
B、原子的逐级电离能数据不同，可证明电子处于不同的能层和能级，故B符合题意；
C、质子数相同，中子数不同的不同原子互为同位素，与电子能量无关，故C不符合题意；
D、当电子由能量较低的能级跃迁到能量较高的能级，则吸收能量，反之则释放能量，电子跃迁可证明核外电子处于能量不同的能层和能级，故D符合题意；
故答案为：ABD；
（2）A、元素的周期与电子层之间的联系只有一种，而周期表可根据自己的意图设计，故A正确；
B、第二周期中C和O中含有2个未成对电子，故B错误；
C、H的电子云轮廓图为球形，电子云表示离核越近电子出现的几率越大，故C正确；
D、金属内部有自由电子，当有外加电压时电子定向移动，有良好的导电性，因此“电子气理论”可以解释金属③具有良好的导电性和延展性，故D正确；
故答案为：B；
（3）由分析可知，⑤为P元素，P原子电子排布式为1S22S22P63S23P3，能量最高的电子为3p能级，电子云轮廓图形状为哑铃型，在空间上有3个伸展方向，故答案为：3；哑铃形；
（4）元素②为C，其最高价氧化物为CO2，其结构式为O=C=O，电子式为 ；元素⑥为Mn，其最高正价为+7，故答案为：；+7；
（5）①锂原子失去一个电子后已形成稳定结构，很难再失去一个电子，因此锂原子失去核外第二个电子时所需的能量远远大于失去第一个电子所需能量，故答案为：原子失去一个电子后已形成稳定结构，很难再失去一个电子；
②根据表中数据可知，Y失去3个电子后电离能剧增，说明其最外层有3个电子，为Al元素，数字编号为④，故答案为：④。
【分析】根据元素周期表可知，①为H元素，②为C元素，③为Mg元素，④为Al元素，⑤为P元素，⑥为Mn元素。
（1）原子光谱、原子的电离能数据、电子跃迁均可证明原子核外电子处于能量不同的能层和能级；
（2）结合元素周期表分析；
（3）⑤为P元素；
（4）②的最高价氧化物为二氧化碳；Mn的最高正极为+7；
（5）根据电离能数据分析。
6．【答案】（1）电子云；2
（2）1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar] 3d104s24p3
（3）大于；小于
（4）。三；IVA
（5）＞；＜；＜
【知识点】原子核外电子排布；原子核外电子的运动状态；元素电离能、电负性的含义及应用；原子核外电子的跃迁及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律
【解析】【解答】（1）C原子外层有6个电子，有两队自旋相反的电子，还有两个自旋平行的单电子；
（2） As 的核外电子有33个电子，其 核外电子排布式 为： 1s22s22p63s23p63d104s24p3 ；
（3） Ga 和 As 都是第四周期的元素，同周期元素从左至右，原子的半径是逐渐减小的，所以 Ga 的半径大于As ；由于As 的 4p 轨道是半充满的，结构比较稳定，不容易失去最外层的电子，所以As 的第一电离能更大；
（4）Si是第14号元素，在元素周期表中的位置是第三周期第IVA族；
（5）Al原子的半径大于Si；O的电负性比N更大；CH4的沸点低于SiH4。
【分析】（1）根据泡利原理知：每个原子轨道中最多只能容纳两个电子，且自旋相反；
（2）根据构造原理，可以写出As原子的核外电子排布式；也可以利用上一周期的稀有气体的元素来书写简并的电子排布式；
（3）同周期元素的半径从左至右是逐渐减小的；同周期的元素，第一电离能整体是呈现增大的趋势，但是由于第IIA族的元素和第VA族的元素存在ns轨道的全充满和np轨道的半充满，会出现第一电离能大于相邻主族的现象；
（5）同周期的元素从左至右，电负性是逐渐增大的；CH4和SiH4都是分子晶体，二者的沸点大小与范德华力大小有关，分子的摩尔质量越大，范德华力就越大，分子的沸点就越高。
7．【答案】（1）四；ⅦB；d；3
（2）C；N
（3） 或[Ar]3d10
（4）Al、Cl
（5）；CD
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律
【解析】【解答】(1)某元素原子的价电子排布式为 ，该元素为Mn，它属于第四周期第ⅦB族，属于d区元素；同周期元素从左到右，第一电离能有增大趋势，ⅤA族元素p能级半充满，结构稳定，第一电离能大于相邻元素，第二周期的元素中第一电离能大于氧的元素有N、F、Ne共3种。
(2)同周期元素从左到右，第一电离能有增大趋势，同主族元素从上到下，第一电离能减小，B、C、Al、Si四种原子中，第一电离能最大的是C；价层电子排布式为 、 、 、 的四种元素分别是K、N、S、Cr，非金属性越强电负性越大，非金属性 ，所以N的电负性最大。
(3) 的原子序数为29，核外电子排布式为 ， 失去最外层电子得到 ， 的核外电子排布式为 ；
(4)3p轨道有1个未成对电子，符合条件的原子价电子排布式为3s23p1或3s23p5，该元素为Al或Cl；
(5)在短周期中，电负性最大的元素是F、电负性最小的元素是Na，F、Na形成离子化合物NaF，电子式为 ；
A．非金属性与单质的状态无关，故不选A；
B．不能根据氢化物的酸性强弱判断元素非金属性，故不选B；
C．元素的非金属性越强，电负性越大，Z的电负性大于Y，说明Z的非金属性大于Y，
故答案为：C；
D．元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，Z的简单氢化物比Y的简单氢化物稳定，说明Z的非金属性大于Y，
故答案为：D；
E．元素的非金属性与得电子多少无关，故不选E；
选CD。
【分析】（1） 某元素原子的价电子排布式为 ，该元素为Mn，位于第四周期第ⅦB族，属于d区元素；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；
（2）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，同主族元素从上到下，第一电离能减小；元素的非金属性越强，电负性越大；
（3）Cu原子失去1个电子形成Cu+；
（4）3p轨道有1个未成对电子，符合条件的原子价电子排布式为3s23p1或3s23p5；
（5）电负性最大的元素是F、电负性最小的元素是Na，NaF为离子化合物。
8．【答案】（1）M；3；p
（2）
（3）
（4）
（5）9.6g
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】A原子有3个能级且各能级电子数相等，则A为C元素，C原子最外层p能级上有2个未成对电子，则C原子的价电子排布式可能为 、 、 、 ，可能为C、O、Si、S元素，D原子外围电子排布式为 ，s能级容纳2个电子，则n=2，m≠n，且D属于短周期元素，则D的价电子排布为 ，为Si元素，则可确定C为O元素，B原子的核外L层电子数为奇数，原子序数在C和O之间，则B为N元素，E的基态原子的M能层全充满，N能层没有成对电子，只有一个未成对电子，则价电子排布为3d104s1，E为Cu。
(1)由上述分析可知，D为Si，硅原子核外有14个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2 ，对应能层分别别为K、L、M，其中能量最高的是最外层M；基态Si原子电子占据的最高能级为3p能级，p能级含有3个轨道，即有3种不同方向的轨道；Si元素在元素周期表中位于第三周期第ⅣA族，属于p区元素，故答案为：M；3；p；
(2)元素的非金属性越强，其电负性越大，非金属性：O>N>C>Si，则电负性： ，故答案为： ；
(3)元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性：N>C>Si，则酸性由弱到强的顺序为 ，故答案为： ；
(4)前四种元素中，电负性最大的是O，电负性最小的是Si，两者形成的化合物为 ，故答案为： ；
(5)Cu与稀硝酸发生反应的化学方程式为 ，该反应中，Cu的化合价由0价升高到+2价，部分N元素的化合价由+5价降低到+2价，3molCu参与反应转移6mol电子，若反应过程中转移0.3mol电子，消耗0.15molCu，质量为 ，故答案为：9.6g。
【分析】 （1）D为Si，最高能层为M层，最高能级为3p能级，p能级含有3个轨道，属于p区元素；
（2）元素的非金属性越强，电负性越大；
（3）元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强；
（4）电负性最大的元素为O，电负性最小的为Si；
（5）E的单质为Cu，B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液为稀硝酸，Cu与稀硝酸发生反应。
9．【答案】（1）哑铃形；；洪特规则
（2）；+1
（3）>；O原子2p能级失去一个电子后处于稳定状态，而N原子2p能级处于半充满的稳定状态，因此N更难失去电子
（4）离子键、共价键(或者离子键、共价键、配位键)；正四面体；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；化学键
【解析】【解答】(1)O原子的电子排布式为1s22s22p4，能量最高的原子轨道是2p轨道，形状为哑铃形；O与N形成配位键时，O价电子层上的电子排布图为 ，重排提供了一个空轨道，该O重排后的价电子排布图为 ；泡利原理是在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子且自旋相反，洪特规则是指基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行，由轨道排布图可知重排后电子排布不符合洪特规则，故答案为：哑铃形； ；洪特规则；
(2)硝酸铵(NH4NO3)受热分解制取N2O的化学方程式为 ，N2O中氧元素为-2价，根据化合物中正负化合价代数和为0可得氮元素的化合价为+1价，故答案为： ；+1；
(3)同周期元素第一电离能呈增大趋势，但IIA>IIIA，VA>VIA，所以第一电离能N>O，原因是O原子2p能级失去一个电子后处于稳定状态，而N原子2p能级处于半充满的稳定状态，因此N更难失去电子，故答案为：>；O原子2p能级失去一个电子后处于稳定状态，而N原子2p能级处于半充满的稳定状态，因此N更难失去电子；
(4)NH4NO3是含有共价键和配位键的离子化合物，所以晶体中存在的作用力有离子键、共价键(或者离子键、共价键、配位键)；NH 的价层电子对为 ，所以空间构型为正四面体；NO 中有4个原子，其中N原子上的孤对电子+3个氧原子上的3个单电子+得到的1个电子=6电子，即m=4，n=6所以NO 中的大n键可表示为 ，故答案为：离子键、共价键(或者离子键、共价键、配位键)；正四面体； 。
【分析】（1）O原子能量最高的原子轨道是2p轨道；O与N形成配位键时，O价电子层上的电子重排提供了一个空轨道，则O原子2p能级的2个轨道排满电子；洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)，上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同；
（2）硝酸铵分解生成一氧化二氮和水；根据化合物中化合价代数和为0计算N的化合价；
（3）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；
（4）硝酸铵中存在离子键和共价键，铵根离子中存在配位键；铵根离子为正四面体形；硝酸根中N、O原子提供电子形成大π键，每个O原子提供1个电子、N原子提供2个电子，氢原子提供一个电子，所以该离子是由4个原子提供6个电子形成大π键。
10．【答案】（1）； 原子的 轨道达到半充满状态，比较稳定
（2）A
（3）；由 转化为 时， 能级由较稳定的 半充满状态转变为不稳定的 状态需要的能量较多；而 转化为 时， 能级由不稳定的 状态转变为较稳定的 半充满状态需要的能量相对要少
（4）
（5）；；
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用
【解析】【解答】（1）C的原子序数为6，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p2；O原子和N原子的外围电子排布式分别为2s22p4和2s22p3，不难看出N原子的2p轨道处于半充满状态，比较稳定，故第一电离能较大，故答案为：1s22s22p2； 原子的 2p 轨道达到半充满状态，比较稳定；（2）甲、乙、丙、丁为第三周期元素，甲元素的第一电离能远远小于第二电离能，说明甲元素最外层有1个电子，失去1个电子时达到稳定结构，所以甲为Na元素；乙元素的第二电离能远远小于第三电离能，则B元素最外层有2个电子，失去两个电子后达到稳定结构，所以乙为Mg元素；丙、丁元素的第一电离、第二电离能、第三电离能相差不大，说明丙元素最外层大于3个电子，丙可能为非金属元素，丁一定为非金属元素；根据上述分析可知，A．甲为Na元素，乙为Mg元素，故甲的金属性比乙强，故A正确；B．乙为Mg元素，化合价为+2价，故B不正确；C. 乙为Mg元素；丙、丁元素的第一电离、第二电离能、第三电离能相差不大，说明丙元素最外层大于3个电子，丙可能为非金属元素，故C不正确；D. 丙、丁元素的第一电离、第二电离能、第三电离能相差不大，说明丙元素最外层大于3个电子，丁一定为非金属元素，D不正确；
故答案为：A；（3）锰元素位于第四周期第ⅦB族，其基态原子的价电子排布式为：3d54s2，则其基态 的价电子排布式：3d5；由 转化为 时， 能级由较稳定的 半充满状态转变为不稳定的 状态需要的能量较多；而 转化为 时， 能级由不稳定的 状态转变为较稳定的 半充满状态需要的能量相对要少，故气态 再失去1个电子比气态 再失去1个电子难；（4）根据电负性的变化规律可知，卤族元素 、 、 、 的电负性由小到大的顺序是 ；（5）基态 原子的电子排布式为： ；同一周期从左至右元素原子的电负性增大，故电负性N＞B，B为第二周期ⅢA族元素，其基态原子的电子排布式为：1s22s22p1；BN中N显-3价，则B显+3价，故答案为： ；N；+3。
【分析】（1）根据基态碳原子电子排布式，碳原子的电子排布是 ；
（2）电离能越大，金属性越弱，所以甲的金属性比乙强；
（3）半充满状态需要的能量相对较少，全充满需要的能量相对较多；
（4）题干与答案不符合
（5）根据溴原子的原子序数写出电子排布式 ；非金属性越强电负性越大。
11．【答案】（1）同一主族，自上而下电负性降低；原子半径越小，元素电负性越大
（2）F；0.8～1.2
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律；元素周期表的结构及其应用
【解析】【解答】（1）由表中数据可以知道，同周期自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性降低，而根据元素周期律，同周期从左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，所以在同周期元素中原子半径越小,元素电负性越大，故答案为同一主族，自上而下电负性降低；原子半径越小，元素电负性越大；（2）电负性表示对键合电子的吸引力，电负性越大对键合电子吸引力越大，所以非金属性越强电负性越大，故电负性最强的物质在周期表的右上角为F元素；由表中数据可以知道，同周期自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性降低，故钙元素的电负性比K元素大，但小于Mg元素的电负性，即0.8＜x(Ca)＜1.2，故答案为F；0.8～1.2。
【分析】（1）根据元素周期律进行作答；
（2）电负性大小比较规律：随着原子序数的递增，元素的电负性呈现周期性变化；同一周期，从左到右电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递增。
12．【答案】（1）0.93；1.57；2.55；3.44
（2）原子半径越大，X值越小
（3）N
（4）共价键
（5）Cs
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】(1)通过表中数据分析可知同周期从左到右，X值依次增大，同主族从上到下，X值依次减小，可判断X(Na)
（2）原子的半径越小，其原子核对外层电子的吸引力就越大，电负性也就越大；
（3）原子的电负性越大，对电子的吸引力就越大；
（4）共价键指的是原子之间通过共用电子对形成的化学键；
（5）元素的金属性越强，其电负性就越小。
13．【答案】（1）非极性分子；2
（2）2Al+2OH﹣+2H2O=2AlO2﹣+3H2↑；原子
（3）O＞N＞Al
（4）1s22s2 3S23p63d104s2
【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律
【解析】【解答】解：A元素可形成自然界硬度最大的单质，该单质为金刚石，则A为C元素；B与A同周期，核外有三个未成对电子，则B为N元素；根据X原子的第一电离能至第四电离可知，X原子的第四电离能剧增，则X表现+3价，所以X为Al元素；常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质，则Y为S元素；Z的一种同位素的质量数为5、中子数为35，则质子数=65﹣35=30，故Z为Zn元素，（1）AY2化学式是CS2，其结构式为S=C=S，为直线型结构，属于非极性分子，其分子中每个双键中含有1个σ键，所以CS2分子存在2个σ键，故答案为：非极性分子；2；（2）X是Al元素，铝与NaOH溶液反应生成偏铝酸钠和氢气，其离子方程式为：2Al+2OH﹣+2H2O=2AlO2﹣+3H2↑；XB是CN，晶体与金刚石类似，属于原子晶体；故答案为：2Al+2OH﹣+2H2O=2AlO2﹣+3H2↑；原子；（3）非金属性越强，电负性越强，Al、O、N元素的电负性与非金属性一致，则三种元素电负性大到小顺序为：O＞N＞Al，故答案为：O＞N＞Al；（4）Z为30号Zn元素，根据构造原理，其基态原子核外电子排布式为：1s22s2 3S23p63d104s2； 故答案为：1s22s2 3S23p63d104s2．
【分析】A元素可形成自然界硬度最大的单质，该单质为金刚石，则A为C元素；B与A同周期，核外有三个未成对电子，则B为N元素；根据X原子的第一电离能至第四电离可知，X原子的第四电离能剧增，则X表现+3价，所以X为Al元素；常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质，则Y为S元素；Z的一种同位素的质量数为5、中子数为35，则质子数=65﹣35=30，故Z为Zn元素，据此进行解答．
14．【答案】（1）1s22s22p63s23p2；大于
（2）O＞C＞Si；SiO2(s)+2C(s)Si(s)+2CO(g)△H=+638.4 kJ mol-1；蒸馏；蒸馏烧瓶；直形冷凝管
（3）溶液红色变浅至褪色；SiO+2CO2+2H2O=H2SiO3(硅胶)+2HCO；H2SiO3；H6Si2O7(或SiO2)
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；热化学方程式；盖斯定律及其应用
【解析】【解答】(1)硅是14号元素，基态硅原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2；同主族元素从上到下原子半径增大，硅原子的原子半径大于碳原子，p轨道难以相互重叠形成π键，所以硅原子间难以形成双键和三键，故答案为：1s22s22p63s23p2；大于；
(2)①步骤Ⅰ反应是C和SiO2反应生成CO和Si，元素周期表中，非金属性越强，第一电离能越大，但第IIA族和第VA族由于半满和全满结构，第一电离能偏大，故第一电离能O＞C＞Si；根据两个反应过程能量变化图像可知：Si(s)+O2(s)═SiO2(s)△H=-859.4 kJ mol-1、2C(s)+O2(s)═2CO(g)△H=-221.0 kJ mol-1，用第二个方程式减去第一个方程式得出热化学方程式：SiO2(s)+2C(s)Si(s)+2CO(g)△H=+638.4 kJ mol-1；
②SiHCl3(沸点33.0℃)、SiCl4(沸点57.6℃)、HCl(沸点-84.7℃)，他们的沸点不同，根据沸点的不同实现物质分离的方法为蒸馏或分馏，所用到的玻璃仪器除酒精灯、温度计、锥形瓶外还需要蒸馏烧瓶和冷凝管，故答案为：蒸馏；蒸馏烧瓶、直形冷凝管；
(3)①溶液中由于SiO发生水解而溶液呈碱性，滴有酚酞一开始溶液为红色，随着通入，硅酸钠反应生成硅酸，溶液碱性减弱，溶液由红色逐渐变无色，则液体颜色的变化：液红色变浅至褪色；弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，可得酸性：H2CO3>>HCO>HSiO，则溶液与过量反应生成硅酸和碳酸氢钠，反应离子方程式为：SiO+2CO2+2H2O=H2SiO3(硅胶)+2HCO；
②原硅酸()脱去一分子水得到的产物是H2SiO3，脱去两分子水得到的产物是SiO2。
【分析】（1）已知硅是14号元素，根据构造原理书写电子排布式；同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大；
（2）①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，同主族从上到下第一电离能减小；分别写出热化学方程式，根据盖斯定律书写石英砂和焦炭制取粗硅，同时生成CO的热化学方程式；
②将步骤Ⅱ产物降至室温，各物质都为液态，提纯SiHCl3需要将混合溶液分离；
（3）①丁达尔效应是胶体特有的性质；
②原硅酸可以分子内脱水也可分子间脱水。
15．【答案】（1）O；Mg
（2）1s22s22p63s1
（3）HClO4；NaClO
（4）Cl＞Si＞Na
（5）镁的价电子排布是3s2，达到S亚层的全充满状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第一电离能较大
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表的结构及其应用；元素周期律和元素周期表的综合应用
【解析】【解答】由上分析可知，W为O元素，X为Na元素，Y为Mg元素，Z为Si元素，N为Cl元素；
(1)由W为O元素，Y为Mg元素，它们的元素符号为O，Mg；答案为O，Mg。
(2)X为Na元素，原子序数为11，核外有11个电子，其电子排布式为1s22s22p63s1；答案为1s22s22p63s1。
(3)Z为Si元素，N为Cl元素，二者属于同周期元素，从左往右，非金属性依次增强，其最高价氧化物对应的水化物酸性依次增强，原子序数Cl＞Si，酸性更强的是HClO4；W为O元素，X为Na元素，N为Cl元素，它们可以形成多种化合物，其中水溶液pH＞7是强碱弱酸盐，即NaClO；答案为HClO4，NaClO。
(4)X为Na元素，Z为Si元素，N为Cl元素，三者属于同周期元素，从左往右，非金属性依次增强，原子序数Cl＞Si＞Na，即非金属性Cl＞Si＞Na，元素的非金属性越强其电负性越大，即电负性Cl＞Si＞Na；答案为Cl＞Si＞Na。
(5)Y为Mg元素，原子序数为12，其电子排布式为1s22s22p63s2，镁的价电子排布是3s2，达到S亚层的全充满状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第一电离能较大；答案为镁的价电子排布是3s2，达到S亚层的全充满状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第一电离能较大。
【分析】W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的五种短周期元素，W原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素，电子排布为1s22s22p4，W为O；X在同周期元素中，原子半径最大、第一电离能最小，结合原子序数可知X为Na元素；由Y的电离能可知最外层电子数为2，Y为Mg元素；Z的价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，价电子为3s23p2，Z为Si元素；N只有一个不成对电子，结合原子序数可知电子排布为3s23p5，N为Cl元素。
16．【答案】（1）1s22s22p63s23p63d64s2 (或[ Ar]3d64s2)
（2）F>N>O>C
（3）电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(辐射)的形式释放能量
（4）基态Mn2+的3d轨道电子为半充满状态，比较稳定
（5）2
（6）Al
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；元素周期表的结构及其应用
【解析】【解答】根据元素周期表知，a~p元素分别是H、Li、C、N、O、F、Na、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar、K、Mn、Fe。
(1)p为Fe元素，Fe原子核外电子数为26，根据能量最低原理可知，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 或[Ar]3d64s2。
(2)同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA、第VA族元素第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能由大到小的顺序为F>N>O>C。
(3)镁在空气中燃烧发出耀眼的白光，是因为在反应过程中电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(辐射)的形式释放能量。
(4)由Mn2+转化为Mn3+时，3d轨道由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，需要的能量较多；而Fe2+转化为Fe3+时，3d轨道由不稳定的3d6状态转变为稳定的3d5半充满状态，需要的能量相对较少。
(5)第三周期的元素中，电负性最大的元素是Cl，常温下第三周期8种元素单质只有Cl2和Ar是气态，Cl2的沸点应高于Ar，则图中2对应氯气。
(6)根据表中所列的电离能数据及变化规律可知，该元素原子最外层电子数为3，所以该元素为Al元素。
【分析】
（1）26号元素按照能量最低原理、泡利不相容以及洪特规则进行书写核外电子排布式；
（2）第一电离能同周期从左到右逐渐增大；
（3）镁元素基态吸收能量后电子跃迁成激发态，在电子从高能级回归低能级轨道时释放能量，常以光的形式释放；
（4）3d轨道电子为半满状态，比较稳定；
（5）电负性同周期从左到右逐渐增大，同主族从上而下逐渐减小；
（6）根据上述分析，其最外层电子数是3，故元素是铝。
17．【答案】（1）5；
（2）N＞P
（3）Na2HPO4=2Na++HPO42-；HPO42-水解呈碱性，电离呈酸性，水解程度大于其电离程度，因而c(OH-)大于c(H+)
（4）=
（5）K=c(PCl3) c(Cl2)；0.0016mol·L-1·s-1；升高温度、降低压强；移走PCl3、Cl2等；逆向；不变
【知识点】原子核外电子的能级分布；元素电离能、电负性的含义及应用；化学反应速率与化学平衡的综合应用
【解析】【解答】(1)碳原子核外电子排布式为1s22s22p2，有个5轨道；氯原子的的外电子排布式为1s22s22p63s23p5，最外层电子的轨道表示式是 ；(2)N和P属于同主族的两种元素，同主族元素，从上到下，失电子能力增强，得电子能力减弱，故非金属性减弱，故非金属性N＞P；(3)磷酸是弱电解质，Na2HPO4属于弱酸的酸式盐，电离方程式是Na2HPO4=2Na++HPO42-，Na2HPO4的水溶液里既存在磷酸氢根的电离，电离时释放出氢离子，HPO42- H++ PO43-，显酸性，也存在磷酸氢根的水解，HPO42-+H2O H2PO4-+OH-，呈弱碱性，溶液显碱性，说明HPO42-水解程度大于电离程度；(4)醋酸钠溶液中加入盐酸，发生强酸制弱酸，CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl，pH=7，说明c(H+)=c(OH-)，反应后的溶液存在电荷守恒，即c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO -)+c(OH-)+c(Cl-)，醋酸钠溶液中存在物料守恒：即c(CH3COO -)+c(CH3COOH)=c(Na+)，将钠离子的浓度代入电荷守恒，可以得到c(CH3COOH)=c(Cl-)；(5)①根据化学反应：PCl5(s) PCl3(g)+Cl2(g)，得到化学平衡常数K=c(PCl3) c(Cl2)，前50s内PCl3的反应速率为v= ，由于三氯化磷和氯气的物质的量是1：1的关系，故速率也是1：1的关系，故氯气的速率也是0.0016mol·L-1·s-1；②上述反应的正反应是一个气体分子数增大的吸热反应，因此，要提高上述反应中反应物的转化率，应使平衡正向移动，可采取的措施有升高温度、降低压强等；③根据化学反应，列出三段式，
K=c(PCl3) c(Cl2)
再加入0.02molPCl3、0.02molCl2，此时的Qc ＞0.01(mol·L-1)，平衡逆向移动；平衡常数只受温度的影响，故温度不变，平衡常数不变。
【分析】(1)利用碳原子核外电子排布式判断轨道数目，氯原子最外层电子的轨道表示式即价电子排布图；(2)同主族元素从上到下，非金属性减弱；(3)Na2HPO4属于弱酸的酸式盐，写出电离方程式，从电离和水解的角度分析，溶液成碱性；(4)利用反应后的电荷守恒和醋酸钠的物料守恒联立，得出醋酸根和氯离子的关系；(5)①根据表中数据判断达到平衡状态的时间，然后根据平衡状态下各组分的浓度及平衡常数表达式计算出温度为T时，该反应的化学平衡常数；根据反应速率的表达式计算出反应在前50s的平均速率v(Cl2)；②要提高上述反应的转化率，必须使平衡向着正向移动，根据影响化学平衡的影响进行判断；③根据浓度熵与平衡常数的关系判断平衡移动的方向，温度不变，平衡常数不变；
18．【答案】（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3或者[Ar]3d104s24p3
（2）>；<；AsH3和PH3都属于分子晶体，两者结构相似，AsH3的相对分子质量比PH3大，范德华力强，AsH3的沸点高于PH3
（3）sp3；三角锥
（4）H3AsO4和H3AsO3可表示为(HO)3AsO和(HO)3As，＋5价的砷正电性更高，导致As－O－H中的O的电子向As偏移，在水分子作用下，越容易电离出H＋，酸性越强
（5）4；GaAs
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；原子轨道杂化方式及杂化类型判断
【解析】【解答】（1）As位于第四周期VA族，基态砷原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或者[Ar]3d104s24p3；（2）同主族从上到下，第一电离能减小，即第一电离能：磷>砷；AsH3和PH3都属于分子晶体，两者结构相似，AsH3的相对分子质量比PH3大，范德华力强，AsH3的沸点高于PH3；（3）AsH3中心原子为As，As有3个σ键，孤电子对数为(5－3×1)/2=1，价层电子对数为4，因此As原子杂化类型为sp3；其空间构型为三角锥形；（4）H3AsO4和H3AsO3可表示为(HO)3AsO和(HO)3As，＋5价的砷正电性更高，导致As－O－H中的O的电子向As偏移，在水分子作用下，越容易电离出H＋，酸性越强；（5）根据晶胞的结构，As为晶胞的顶点和面心，个数为8×1/8＋6×1/2=4；Ga位于晶胞内部，因此砷化镓的化学式为GaAs。
【分析】(1) As原子最外层有33个电子，根据构造原理书写该原子核外电子排布式；
(2)同一主族元素，其第一电离能随着原子序数增大而减小；氢化物的熔沸点与分子间作用力成正比(不含氢键的氢化物) ，其分子间作用力与相对分子质量成正比；
(3) AsH3中砷原子的价层电子对个数=3+5-3x1/2=4且含有1个孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断As原子杂化类型及该分子空间构型；
(4)同一元素的含氧酸中，中心元素非羟基氧原子个数越多，+5价As 比+3价As价态高，对电子的吸引更强；
(5)该晶胞中As原子个数=8x+6x=4，Ga原子个数=4， As、Ga原子个数之比=4： 4=1： 1。
19．【答案】（1）磷
（2）
（3）第三周期第ⅦA族；Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O；Ca(ClO)2
（4）NH3；Ca(OH)2+2NH4Cl CaCl2+2NH3 ↑+2H2O；碱石灰
【知识点】原子中的数量关系；画元素的原子结构示意图；原子结构与元素的性质；氯气的化学性质；氨的实验室制法
【解析】【解答】根据上述分析可知A、B、C、D、E、F表示的元素分别是O、P、S、Cl、Al、Na。(1)B表示的元素是P，元素的名称磷；(2) C是S元素，S原子获得2个电子，达到最外层8个电子的稳定结构，所以S2-的结构示意图： ；(3)D表示的是Cl元素，在周期表中的位置是第三周期第VIIA；Cl2与石灰乳反应制取漂白粉，漂白粉的成分是氯化钙、次氯酸钙，有效成分是次氯酸钙，Cl2与NaOH溶液反应产生NaCl、NaClO和水，所得溶液含有强氧化性的NaClO，因而具有漂白性，反应的离子方程式为：Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O；(4) B是P，与B在同族上一周期元素是N，N元素的氢化物为NH3，在实验室中是用NH4Cl与Ca(OH)2混合加热制取的，制取该物质的方程式为Ca(OH)2+2NH4Cl CaCl2+2NH3 ↑+2H2O，氨气是碱性气体，可以用碱性干燥剂碱石灰来干燥。
【分析】A、B、C、D四种短周期元素，由位置图可知，A在第二周期，B、C、D处于第三周期，设C的质子数为x，则A的质子数为x-8，B的质子数为x-1，D的质子数为x+1，A、B、C、D四种元素原子核外共有56个电子，则x+(x-8)+(x-1)+(x+1)=56，解得x=16，即A为O，B为P，C为S，D为Cl；1molE单质与足量酸作用，在标准状况下能产生33.6LH2，设E的化合价为y，根据电子转移守恒：1mol×y= ，解得y=3，E的阳离子与A的阴离子核外电子层结构完全相同，则E为Al，F原子半径在短周期元素中最大，则F是Na元素。然后利用元素及其单质、化合物的性质解答。
20．【答案】（1）
（2）N>C>H；sp2；2、4
（3）随着硅胶的吸湿和再次烘干，二氯化钴在结晶水合物和无水盐间转化，通过颜色的变化可以表征硅胶的吸湿程度
（4）2[Co(CN)6]4-+2H2O 2[Co(CN)6]3-+H2↑+2OH–
（5）12
【知识点】原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用；原子轨道杂化方式及杂化类型判断；离子方程式的书写
【解析】【解答】（1）Co为27号元素，原子核外电子数为27，根据能量最低原理，其核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d74s2，则价电子排布图为 ；（2）①酞菁钴中三种非金属原子为C、N、H，同周期自左而右电负性增大，非金属性越强电负性越大，故电负性N>C>H；分子中C原子均形成3个σ键，没有孤对电子，杂化轨道数目为3，碳原子的杂化轨道类型为sp2；②含有孤对电子的N原子与Co通过配位键结合，形成4对共用电子对；形成3个σ键的N原子形成普通的共价键，即1号、3号N原子形成3对共用电子对为普通共价键，2号、4号N原子形成4对共用电子对，与Co通过配位键结合；（3）随着硅胶的吸湿和再次烘干，二氯化钴在结晶水合物和无水盐间转化，通过颜色的变化可以表征硅胶的吸湿程度；（4）[Co（CN）6]4-配离子具有强还原性，在加热时能与水反应生成淡黄色[Co（CN）6]3-，只能是水中氢元素被还原为氢气，根据电荷守恒有氢氧根离子生成，该反应离子方程式为：2[Co（CN）6]4-+2H2O 2[Co（CN）6]3-+H2↑+2OH-；（5）由氧化物晶胞结构可知晶胞中Co、O原子数目之比为1：1，假设黑色球为Co原子，以顶点Co原子为研究对象，与之等距离且最近的钴原子位于面心，每个顶点为8个晶胞共用，每个面心为2个晶胞共用，则该晶体中与一个钴原子等距离且最近的钴原子数目为12。
【分析】（1）根据能量最低原理画出价电子排布图；
（2）非金属性越强电负性越大；根据中心原子的价层电子对数判断杂化方式；
（3）根据转化式进行分析；
（4）根据氧化还原反应的特点结合电荷守恒书写方程式；
（5）根据图示及晶胞结构进行分析计算。
21．【答案】（1）六；ⅢA
（2）A
（3）A；D；F
（4）Be＋2NaOH(浓)=Na2BeO2＋H2↑
【知识点】原子结构与元素的性质
【解析】【解答】(1)由元素周期表的结构可知与81最近的稀有气体元素的原子序数为86(第六周期)，所以铊为第六周期ⅢA元素；(3)同一主族，从上往下金属性逐渐增强，原子半径逐渐增大，所以B、C、E均错，根据Tl3＋＋2Ag=Tl＋＋2Ag＋可知D、F正确；(4)X是Be元素，只有＋2价，故与NaOH浓溶液反应生成Na2BeO2。
【分析】由元素周期表的结构及同主族元素的性质递变规律解答， (4)利用对角线规则来解答.
试题分析部分
1、试卷总体分布分析
总分：159分
分值分布 客观题（占比） 6.0(3.8%)
主观题（占比） 153.0(96.2%)
题量分布 客观题（占比） 3(14.3%)
主观题（占比） 18(85.7%)
2、试卷题量分布分析
大题题型 题目量（占比） 分值（占比）
选择题 3(14.3%) 6.0(3.8%)
非选择题 18(85.7%) 153.0(96.2%)
3、试卷难度结构分析
序号 难易度 占比
1 困难 (100.0%)
4、试卷知识点分析
序号 知识点（认知水平） 分值（占比） 对应题号
1 离子化合物的结构特征与性质 7.0(4.4%) 4
2 热化学方程式 11.0(6.9%) 14
3 钠的重要化合物 2.0(1.3%) 2
4 画元素的原子结构示意图 8.0(5.0%) 19
5 盖斯定律及其应用 11.0(6.9%) 14
6 元素周期表的结构及其应用 24.0(15.1%) 4,11,15,16
7 化学反应速率与化学平衡的综合应用 12.0(7.5%) 17
8 离子方程式的书写 7.0(4.4%) 20
9 元素电离能、电负性的含义及应用 140.0(88.1%) 1,4,5,6,7,8,9,10,11,12,13,14,15,16,17,18,20
10 原子结构与元素的性质 19.0(11.9%) 2,3,19,21
11 原子核外电子的运动状态 10.0(6.3%) 6
12 原子核外电子的能级分布 12.0(7.5%) 17
13 元素周期律和元素周期表的综合应用 45.0(28.3%) 3,4,5,8,12,15
14 原子中的数量关系 8.0(5.0%) 19
15 氯气的化学性质 8.0(5.0%) 19
16 共价键的形成及共价键的主要类型 7.0(4.4%) 4
17 原子核外电子的跃迁及应用 10.0(6.3%) 6
18 氨的实验室制法 8.0(5.0%) 19
19 原子核外电子排布 98.0(61.6%) 1,2,4,6,7,8,9,10,14,15,16,18,20
20 元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律 58.0(36.5%) 2,3,4,5,6,7,8,11,13
21 化学键 10.0(6.3%) 9
22 原子轨道杂化方式及杂化类型判断 16.0(10.1%) 18,20
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