1.2 原子结构与元素的性质 同步练习题（含解析） 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

1.2 原子结构与元素的性质 同步练习题
一、单选题
1．关于碱金属元素的说法中正确的是(　　)
A．第ⅠA族元素都是碱金属元素
B．碱金属单质可将铜从其盐溶液中置换出来
C．金属钾具有强还原性，K＋具有强氧化性
D．Cs常温下与水反应会发生爆炸
2．“胃舒平”的主要成分是氢氧化铝，同时含有三硅酸镁()等化合物。下列叙述错误的是（　　）
A．第一电离能：
B．基态铝原子核外电子占据的最高能级符号为3p
C．元素的电负性：
D．某同学书写的基态Mg原子的轨道表示式：违反了泡利不相容原理
3．下列说法没有因果关系的是（　　）
A．氧化铝熔点高，故作耐高温材料
B．聚乙炔能燃烧，故作导电高分子材料
C．浓硫酸具有吸水性，故用于干燥
D．电负性，故酸性
4．黑火药是中国古代四大发明之一，其爆炸反应为下列说法正确的是
A．半径： B．第一电离能：
C．电负性： D．酸性：
5．下列说法中，正确的是（　　）
A．不同能层的s轨道大小、形状都相同
B．最外层电子数为2的元素一定位于s区
C．电离能越大的元素，电负性也越大
D．碳原子的能量：激发态>基态
6．硫酸亚铁铵[]俗称莫尔盐，在生产生活中有多种应用。下列说法错误的是
A．可用试剂检验莫尔盐是否已氧化变质
B．有4个σ键电子对
C．基态的价层电子轨道表示式为
D．N的第一电离能比同周期相邻的两种元素都大
7．我国科学家使用某种电解液提高了水系锌锰电池的性能。该电解液阴离子结构如图所示，其中W、X、Y、Z为原子半径依次增大的短周期元素，且最外层电子数之和为23。下列说法错误的是（　　）
A．简单氢化物沸点： B．该离子中Z为杂化
C．四种元素中电负性最强的为Z D．第一电离能：
8．短周期中种元三素 a、b、c 在周期表中的位置如图，下列有关这三种元素的叙述正确的是（　　）
A．a的气态单质分子中含有非极性共价键
B．b元素的最高化合价为+1价
C．b的氢化物很稳定
D．c的氧化物的水化物一定是一种强酸
9．X、Y、Z、W、R属于周期表中前20号主族元素，且原子序数依次增大。X的简单氢化物水溶液显碱性，Z是元素周期表中电负性最大的元素，Z和W同主族，R的基态原子只有一个未成对电子。下列说法正确的是（　　）
A．简单离子半径：r(R)>r(W)>r(Z)
B．第一电离能：I1(X)>I1(Y)>I1(Z)
C．Z的最高价氧化物的水化物是强酸
D．X的简单氢化物分子属于极性分子
10．我国北斗导航卫星使用了铷(Rb)原子钟。下列说法正确的是（　　）
A．的第一电离能比
的第一电离能低
B．的价电子排布式为
C．是十分活泼的金属，其电负性为0
D．85Rb和87Rb互为同素异形体
11．四种短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其中X是元素周期表中原子半径最小的元素；Y元素基态原子的最外层有1个未成对电子，次外层有2个电子；Z元素原子最高能级的不同轨道都有电子，且自旋方向相同；W元素原子的价层电子排布式是nsnnp2n。下列说法正确的是
A．氢化物的稳定性：一定有Z＜W
B．同周期中第一电离能小于Z的有5种
C．Y、Z的最高价氧化物对应的水化物为强酸
D．X、Z可形成Z2X4，该分子中所有原子均满足8e﹣稳定结构
12．元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量，称作第一电子亲和能，记为，单位：。短周期元素的原子序数与元素的第一电子亲和能的关系如图所示。下列说法错误的是（　　）
A．电负性：e＞z＞y＞x
B．化合物的空间结构为三角锥形
C．是由极性键构成的极性分子
D．基态y原子的2p能级为半充满稳定结构，故
13．科学家通过观察金星的酸性云层，分析出金星存在磷化氢气体，从而推测金星可能存在生命的迹象。下列关于P元素的说法中，错误的是（　　）
A．第一电离能：PC．非金属性：P14．解痉药物奥昔布宁的结构简式如图所示。下列关于奥昔布宁的说法正确的是（　　）
A．组成元素均位于元素周期表的p区
B．基态原子第一电离能：N>O>H>C
C．分子中碳原子杂化轨道类型有2种
D．分子中两个六元环的成环原子均各自共面
15．下列关于元素电负性大小的比较中，错误的是（　　）
A．O＜S＜Se＜Te B．C＜N＜O＜F
C．P＜S＜O＜F D．K＜Na＜Mg＜Al
16．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是次外层的3倍，金属元素Y原子核外无未成对电子， Z的单质晶体是应用最广泛的半导体材料，W与X位于同一主族。下列说法错误的是（　　）
A．W的最高价氧化物对应的水化物是强酸
B．X的简单气态氢化物的沸点比W的高
C．Y的第一电离能比同周期相邻元素的大
D．1mol单质Z中共价键的数目约为4×6.02×1023
17．已知的结构中只含有键，的结构如图所示，键、键的键能分别为、。
下列说法正确的是（　　）
A．分子中每个原子的最外层都是8电子结构
B．在氧气中燃烧生成和
C．
D．(g)中键的共用电子对偏向硫
18．下列关于元素或物质性质的比较中，错误的是（　　）
A．稳定性：HF>HCl>HBr>HI B．键的极性：HF>HCl>HBr>HI
C．第一电离能：C>N>O>F D．电负性：C＜N＜O＜F
19．元素电负性随原子序数的递增而增强的是(　　)
A．Na　K　Rb B．N　P　As C．O　S　Cl D．Si　P　Cl
20．W、X、Y、Z均为周期表中前两周期元素，其原子序数依次增大，X原子基态电子排布中无单电子。四种元素可以组成型离子化合物，阴阳离子皆由两种元素组成，且均为正四面体形。下列说法错误的是
A．阴阳离子中都含有配位键 B．第一电离能：XC．Y与Z可形成三角锥形的分子 D．简单氢化物的还原性：Y二、综合题
21．下表列出了9种元素在元素周期表中的位置，请回答下列问题：
族 周期 IA 　 　 　 　 　 　 0 18
1 ① IIA 2 IIIA 13 IVA 14 VA 15 VIA 16 VIIA 17 　
2 　 　 　 ② ③ ④ ⑤ 　
3 ⑥ 　 ⑦ 　 　 　 ⑧ 　
4 　 　 　 　 　 　 ⑨ 　
（1）画出元素⑧形成的简单离子的结构示意图：　 　；②③④的第一电离能由大到小的顺序是　 　(填编号)。
（2）通常所说的“芯片”是指集成电路，它是微电子技术的主要产品，制造芯片的核心元素在周期表中的位置在　 　区。
（3）元素③的最简单氢化物与氯化氢形成的盐中的化学键类型为　 　(填“极性共价键”“离子键”或“非极性共价键”)。
22．Al、Fe、Cu 是重要的材料元素，在生产生活中有着广泛的应用。回答下列问题：
（1）基态Fe2+的核外电子排布式为[Ar]　 　，有　 　个未成对电子。
（2）氯化铝熔点为194℃，而氧化铝熔点为2050℃，二者熔点相差很大的原因是　 　。
（3）已知Al的第一电离能为578kJ/mol、第二电离能为1817 kJ/mol、第三电离能为2745 kJ/mol、第四电离能为11575 kJ/mol。请解释其第二电离能增幅较大的原因　 　。
（4）甲醇重整制氢反应中，铜基催化剂如CuO/SiO2具有重整温度低、催化选择性高的优点。Cu、Si、O元素电负性由大到小的顺序是　 　；SiO2中Si原子采取　 　杂化。
（5）一种铜的溴化物晶胞结构如图所示：该晶胞中铜的配位数是　 　，与溴紧邻的溴原子数目是　 　，由图中P点和Q点的原子坐标参数可确定R点的原子坐标参数为　 　；已知晶胞参数为apm，其密度为　 　g/cm3 (列出计算式即可)。
23．下表列出了前20号元素中某些元素性质的一些数据:
　　性质 元素　　 原子半径 (10-9 m) 最高价态 最低价态
① 1.02 +6 -2
② 2.27 +1 —
③ 0.74 — -2
④ 1.43 +3 —
⑤ 0.77 +4 -4
⑥ 1.10 +5 -3
⑦ 0.99 +7 -1
⑧ 1.86 +1 —
⑨ 0.75 +5 -3
⑩ 1.17 +4 -4
试回答下列问题:
（1）以上10种元素中,第一电离能最小的是　 　(填编号)。
（2）上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中,每一个原子都满足8e-稳定结构的物质可能是　 　(写分子式)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为　 　;元素①的原子外围电子排布式是　 　。
（3）①、⑥、⑦、⑩四种元素的气态氢化物的稳定性,由强到弱的顺序是　 　(填化学式)。
（4）③和⑨两元素比较,非金属性较弱的是　 　(填名称),可以验证你的结论的是下列中的　 　(填序号)。
A.气态氢化物的挥发性
B.单质分子中的键能
C.两元素的电负性
D.含氧酸的酸性
E.氢化物中X—H键的键长(X代表③和⑨两元素)
F.两单质在自然界中的存在形式
24．单质硅是制造太阳能电池板的主要原料，制备电池板时还需添加硼、氮、钛，钴、钙等多种化学元素。请回答下列问题：
（1）基态硅原子的电子排布式为　 　。
（2）下列钴原子的价层电子轨道表示式中，不符合洪特规则的是____(填选项字母)。
A．
B．
C．
D．
（3）碳、氮、氧三种元素的第一电离能由大到小的顺序为　 　。(用元素符号表示)，原因为　 　。
（4）Ti位于元素周期表　 　区；基态钛原子中，最外层电子的电子云轮廓图为　 　。
（5）CaCl2在火焰上灼烧时火焰的颜色为砖红色，试从原子光谱角度解释部分金属元素在火焰上灼烧呈现不同颜色的原因：　 　。
25．氮化硅(Si3N4)陶瓷可代替金属制造发动机的耐热部件。工业上用气相沉淀法制备氨化硅：3SiCl4(g)+2N2(g)+6H2(g)Si3N4(s) +12HCl(g)。请回答：
（1）基态N原子的价电子轨道式为　 　。
（2）Si原子与H原子结合时，Si呈正化合价，则电负性：Si　 　H(选填“<”或“>”)。
（3）元素第一电离能：Si　 　N(选填“<”或“>”)。
（4）基态Cl原子的核外电子运动状态有　 　种。
（5）Si4-与Cl-具有相同的电子构型，r(Si4-)大于r(Cl-)，原因是　 　。
（6）锗(Ge与Si是同一主族的元素。Ge的最高价氯化物分子式是　 　。Ge元素可能的性质或应用有　 　(填序号)。
A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫
C．其单质可作为半导体材料 D．其气态氢化物的稳定性低于硅的气态氢化物
答案解析部分
1．【答案】D
【解析】【解答】　A.第ⅠA族元素还有氢元素，A不符合题意；
B.碱金属单质非常活泼，在水溶液中先与水反应生成强碱再与铜离子反应生成Cu(OH)2沉淀，而不能将铜置换出来，B不符合题意；
C.由于钾原子的最外层只有1个电子，钾单质具有较强的还原性，但是其失去电子后形成的K＋最外层已经达到8电子的稳定结构，其氧化性非常弱，C不符合题意；
D.Cs是还原性比Li、Na、K、Rb都强的金属单质，与水反应会发生爆炸，D符合题意。
故答案为：D
【分析】主要考查碱金属的性质。氧化性，表示得到电子的能力；还原性，表示失去电子的能力；结构元素在周期表中的位置关系进行解答。
2．【答案】A
【解析】【解答】A．同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半满和全满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能，则第一电离能：，A符合题意；
B．基态Al的价电子排布式为3s23p1，则基态铝原子核外电子占据的最高能级符号为3p，B不符合题意；
C．非金属性强则电负性大、金属性强则电负性小；同周期从左向右电负性增大，同主族从上到下电负性减小，则元素的电负性：，C不符合题意；
D．泡利不相容原理是说每个轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子，则某同学书写的基态Mg原子的轨道表示式中3s轨道违反了泡利不相容原理，D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A.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；
B.基态Al的价电子排布式为3s23p1；
C.元素的非金属性越强，电负性越大；
D.泡利不相容原理：每个轨道只能填充两个电子，且自旋方向相反。
3．【答案】B
【解析】【解答】A．氧化铝熔点高，高温时不熔化，可作高温材料，有因果关系，A不符合题意；
B．燃烧和导电之间没有必然联系，B符合题意；
C．浓硫酸具有吸水性，可以吸收水蒸气，可用于干燥，有因果关系，C不符合题意；
D．电负性，电负性越大，羧基上碳上电子云密度越小，羟基上碳和氢之间的共用电子对向氧靠近，更加容易断裂，有因果关系，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.氧化铝的熔点高，因此可作耐高温材料；
C.浓硫酸用于干燥氢气是因为浓硫酸具有吸水性；
D.电负性越大，酸中的氢离子越容易电离，酸性越强。
4．【答案】B
【解析】【解答】A．具有相同电子排布的离子，原子序数大的离子半径小，则半径：，A不符合题意；
B．同周期自左至右第一电离能呈增大趋势，基态N原子2p轨道是半充满的，比较稳定，所以N原子第一电离能高于O，同主族自上而下第一电离能递减，则第一电离能：，B符合题意；
C．同周期从左向右电负性增大，电负性：，C不符合题意；
D．同周期从左到右元素非金属性递增，非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，酸性：，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A、粒子的半径比较，一看电子层，电子层数越多半径越大，二看核电荷数，核电荷数越多半径越小，三看最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大；
B、同周期自左至右第一电离能增大，若是电子半充满或者全充满则出现反常；
C、同周期从左到右电负性增大；
D、最高价氧化物对应水化物的酸性即比较非金属性。
5．【答案】D
【解析】【解答】A．能层序数越大，s原子轨道的能量越高，轨道的半径越大，A不符合题意；
B．s区的ⅡA族元素原子最外层电子数2，但最外层电子数为2的元素也可能处于p区，如He，可能处于d区，如Fe，也可能处于ds区，如Zn处于ds区，B不符合题意；
C．N元素原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能大于O元素，但N元素的电负性小于氧元素的电负性，C不符合题意；
D．基态元素原子的电子吸收能量后可以变成激发态，故碳原子的能量：激发态>基态，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A.s能级的形状相同，但不能能层的s能级轨道半径不相同；
B.最外层电子数为2的元素也可能处于p区，如He；
C.原子轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失电子较难，第一电离能较大。
6．【答案】A
【解析】【解答】A．莫尔盐中的铁为+2价，被空气中的氧气氧化后会变质成+3价，检验是否存在铁离子应用亚铁氰化钾溶液或KSCN溶液，A符合题意；
B．中中心原子的价层电子对数为4，采用sp3杂化，有4个σ键电子对，B不符合题意；
C．基态的价层电子排布式为2s22p6，轨道表示式为，C不符合题意；
D．N原子的2p轨道处于半满状态，能量较低，比同周期相邻的两种元素的第一电离能都大，D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A．依据检验铁离子应用亚铁氰化钾溶液或KSCN溶液；
B．依据单键是σ键，双键一个σ键和一个π键，三键是一个σ键和两个π键；
C．依据构造原理和洪特规则分析；
D．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。
7．【答案】C
【解析】【解答】A.X的简单氢化物为H2O，存在分子间氢键，沸点升高，Z的简单氢化物为H2S气体，沸点较低，因此沸点H2O>H2S，A不符合题意；
B.Z的价层电子对数为4，因此Z采用sp3杂化，B不符合题意；
C.同周期元素，核电荷数越大，电负性越强，同主族元素，核电荷数越大，电负性越小，因此四种元素中电负性最强的为F，C符合题意；
D.同周期元素，核电荷数越大，第一电离能越大，因此低一点能力F>O，D不符合题意；
故答案为：C
【分析】W、X、Y、Z为原子半径一次增大的短周期元素，W形成1个共价键，X形成1个双键，Z形成6个共价键，结合原子结构可知，W为H或F、X为O、Z为S。四种原子的最外层电子数之和为23，W为H时，Y的最外层电子数为23－1－6－6=10(舍去)。因此W为F。Y的最外层电子数为23－7－6－6=4，由于Y的原子半径大于O小于S，因此Y为C。
8．【答案】C
【解析】【解答】A．a为He，为单原子分子，a的气态单质分子中不含化学键，故A不符合题意；
B．b为F，F元素没有正价，故B不符合题意；
C．b为F，是非金属性最强的元素，F的氢化物很稳定，故C符合题意；
D．c为S ，c的氧化物的水化物可以是H2SO3是弱酸，也可以是H2SO4是一种强酸，故D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】由短周期中三种元素a、b、c在周期表中的位置，可知a为He、b为F、c为S。
9．【答案】D
【解析】【解答】A．简单离子半径，K+与Cl-核外电子层相同，原子序数越大，离子半径越小，F-核外电子层结构较K+与Cl-少，离子半径小，故r(W)>r(R)>r(Z)，A不符合题意；
B．同周期元素，第一电离能从左往右依次增大，第ⅤA族大于第ⅣA族，故F>N>O，即I1(Z)>I1(X)>I1(Y)，B不符合题意；
C．Z为F元素，F元素没有正价，故无最高价氧化物对应的水化物，C不符合题意；
D．X为N元素，简单氢化物分子为NH3，NH3为三角锥形分子，为不对称结构，故属于极性分子，D符合题意。
故答案为：D。
【分析】根据 X的简单氢化物水溶液显碱性，因此X为N，Z是元素周期表中电负性最大的元素， Z处于第二周期，为F，W为Cl，R为K，Y为O，结合选项进行判断即可
10．【答案】A
【解析】【解答】A．Rb和Na位于同一主族，从上到下，第一电离能逐渐减小，Rb的第一电离能比Na第一电离能低，故A符合题意；
B．Rb位于第五周期第IA族，Rb的价电子排布式为5s1，故B不符合题意；
C．Rb是十分活泼金属，其电负性为0.8，故C不符合题意；
D．85Rb和87Rb属于核素，它们互为同位素，故D不符合题意；
故答案为A。
【分析】A.Rb与Na位于同一主族，原子半径Rb比Na的小，第一电离能比钠的小；
B.Rb位于第五周期；
C.Rb不是最活泼的金属，电负性不会为0；
D.质子数相同，中子数不同的原子互称为同位素。
11．【答案】B
【解析】【解答】A．由分析可知，Z为N，W为O，最简单氢化物的稳定性与非金属性成正比，非金属性Z＜W，则氢化物的稳定性NH3＜H2O，但是稳定性NH3＞H2O2，A不符合题意；
B．由分析可知，Z为N，N的2p能级处于半满稳定状态，其第一电离能大于同周期相邻元素，则同周期中第一电离能小于N的有Li、Be、B、C、O共5种，B符合题意；
C．由分析可知，Y元素基态原子的最外层有1个未成对电子，次外层有2个电子，则Y为Li或B，最高价氧化物对应的水化物不可能是强酸，C不符合题意；
D．由分析可知，X为H，Z为N，X、Z可形成Z2X4，该分子中H原子不满足8e-稳定结构，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A．最简单氢化物的稳定性与非金属性成正比；
B．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；
C．Li或B的最高价氧化物对应的水化物不可能是强酸；
D．分子中H原子不满足8e-稳定结构。
12．【答案】C
【解析】【解答】根据短周期元素的原子序数与元素的第一电子亲和能的关系可推知，x为C，y为N，z为O，e为F，f为Si，g为S，h为Cl。
A．元素非金属性越强，电负性越大，故电负性：e＞z＞y＞x，选项A不符合题意；
B．化合物是NCl3的空间结构为三角锥形，选项B不符合题意；
C．是CS2，分子为直线型分子，是由极性键构成的非极性分子，选项C符合题意；
D．基态y原子N的2p能级为半充满稳定结构，较稳定，故第一亲和能较小，，选项D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A．元素非金属性越强，电负性越大；
B．依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定VSEPR模型，再确定空间立体构型
C．不同种原子之间的共价键为极性键；分子的结构对称，正负电荷重心重合；
D．半充满稳定结构，较稳定。
13．【答案】A
【解析】【解答】A．P的3p能级处于半充满稳定结构，比同周期第VIA族的S元素原子难失去电子，第一电离能较大，即第一电离能：SB．同周期中原子序数越大，半径越小，则原子半径大小：SC．同周期元素从左到右非金属性依次增强，所以非金属性：P＜S，C不符合题意；
D．同周期元素从左到右电负性依次增大，所以电负性：P故答案为：A。
【分析】A.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；
B.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；
C.同周期元素从左到右非金属性依次增强；
D.元素的非金属性越强，电负性越大。
14．【答案】B
【解析】【解答】A．氢元素位于元素周期表的s区，A不符合题意；
B．同一主族元素从上向下第一电离能逐渐减小，同一周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族和第VA族最外层电子处于全满和半满状态，较稳定，其第一电离能比同周期相邻元素第一电离能大，因此基态原子第一电离能：N>O>H>C，B符合题意；
C．分子中含三键碳、双键碳和饱和碳，碳原子的杂化类型有sp、sp2、sp3共3种杂化类型，C不符合题意；
D．分子中苯环的成环原子共面，但另一个六元环中的碳全为饱和碳，其成环原子不共面，D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A.H是s区元素；
C.三键碳为sp杂化，苯环和双键碳为sp2杂化，饱和碳原子为sp3杂化；
D.除苯环外的另一个六元环成环原子不共面。
15．【答案】A
【解析】【解答】A、元素的电负性随电子层数的增加而减小，随核电荷数的增加而增强，所以氧族元素的电负性从上到下逐渐减弱，符合题意；
B、同周期元素的电负性，随核电荷数的增加而增大，不符合题意；
C、F、O同周期，F>O，S与P同周期，S>P，O与S同种族，则O>S，不符合题意；
D、Na、Mg、Al是同周期元素，随核电荷数的增加，电负性增强，K在第四周期，与Na同种族，所以Na>K，不符合题意，
故答案为：A。
【分析】该题考查电负性的概念，重点掌握电负性的意义：电负性表示原子得到电子能力的大小，电负性越大得电子能力越大，电负性越小得电子能力越弱（从元素周期律方面理解即是非金属性的强弱）；结合元素周期律中非金属性的规律：从左向右非金属性增强，从上向下非金属性减弱（即从左向右电负性变大，从上向下电负性减小）
16．【答案】D
【解析】【解答】A.硫元素的最高价氧化物对应的水化物是硫酸，硫酸是二元强酸，故A不符合题意；
B.水分子间能形成氢键，硫化氢分子间不能形成氢键，则水的的沸点比硫化氢高，故B不符合题意；
C.同周期元素，从左到右，第一电离能有增大的趋势，镁的价电子排布式为3s2，3s轨道为全充满的稳定状态，第一电离能比同周期相邻元素的大，故C不符合题意；
D.硅单质为原子晶体，一个硅原子周围有四个硅原子，每个硅原子形成共价键的数目为4× =2，则1mol单质硅中共价键的数目约为2×6.02×1023，故D符合题意；
故答案为：D。
【分析】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，由X原子的最外层电子数是次外层的3倍可知，X为O元素；由金属元素Y原子核外无未成对电子可知，Y为Mg元素；由Z的单质晶体是应用最广泛的半导体材料可知，Z为Si元素；由W与X位于同一主族可知，W为S元素。
17．【答案】C
【解析】【解答】A．六氟化硫分子中S原子含有6个S-F键，为12电子稳定结构，属于多电子分子，故A不符合题意；
B．SF6中S为+6价，且F的非金属性强于O，则SF6不能燃烧生成SO2，故B不符合题意；
C．反应的，故C符合题意；
D．非金属性越强电负性越大，电负性：F>S，则键的共用电子对偏向F，故D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】Ａ．SF6中S原子含有12个电子；
Ｂ．F的非金属性强于O；
Ｃ．反应热＝反应物的键能之和－生成物的键能之和；
Ｄ．电负性：F>S， 共用电子对偏向氟。
18．【答案】C
【解析】【解答】A．同主族自上而下非金属性减弱，氢化物稳定性减弱，A不符合题意；
B．中H和X的电负性差值越大，极性越强，则共价键的极性：HF＞HCl＞HBr＞HI，B不符合题意；
C．同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，第ⅤA元素原子最外层呈现半充满状态，第一电离能大于相邻元素，则第一电离能：C＜O＜N＜F，C符合题意；
D．非金属性C＜N＜O＜F，则电负性为C＜N＜O＜F，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A．同主族自上而下非金属性减弱，氢化物稳定性减弱；
B．电负性差值越大，极性越强；
C．同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，第ⅤA元素原子最外层呈现半充满状态，第一电离能大于相邻元素；
D．非金属性越强，则电负性越大。
19．【答案】D
【解析】【解答】一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。
【分析】同周期元素从左至右非金属性是逐渐增强的，电负性也是逐渐增强的；同主族元素从上至下非金属性是逐渐减弱的，电负性是逐渐减小的。
20．【答案】D
【解析】【解答】A．铵根离子和BeF均可形成配位键，A不符合题意；
B．同一周期的第一电离能从左往右逐渐增大，则第一电离能：XC． Y、Z为N、F，Y与Z可形成三角锥形的分子NF3，C不符合题意；
D．F的非金属性强于N，简单氢化物的还原性：Y>Z，D符合题意；
故答案为：D。
【分析】A．当共价键中共用的电子对是由其中一原子独自供应，另一原子提供空轨道时，就形成配位键；
B．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；
C． 依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定VSEPR模型，再确定空间立体构型；
D．非金属性越强于，简单氢化物的还原性越弱。
21．【答案】（1）；③>④>②
（2）p
（3）极性共价键、离子键
【解析】【解答】（1） ⑧为Cl，其离子为Cl-，Cl-核电荷数为17，核外共有18个电子，其离子结构示意图为 ； ②③④分别为C、N、O三种元素，同周期元素，从左到右第一电离能增大，N的最外层电子为半充满状态，第一电离能反常，则第一电离能顺序为：N>O>C；
故答案为：； ③>④>② ；
（2）芯片的核心元素为Si，Si的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，处于元素周期表的p区；
故答案为：p；
（3）③为N元素，其最简单的氢化物为NH3，和HCl反应生成NH4Cl，NH4+中含有极性共价键，NH4+和Cl-为离子键结合；
故答案为：极性共价键；离子键。
【分析】（1）Cl最外层7个电子，形成离子后最外层为8个电子；同周期元素，从左到右第一电离能增大，若原子最外层为全充满或者半充满状态则反常；
（2）价电子层中最外层能级为p，则属于p区；
（3）铵根离子或金属离子与非金属离子或酸根离子的结合是离子键，非金属原子和非金属原子的结合是共价键；相同的非金属原子为非极性共价键结合，不同的非金属原子为极性共价键结合。
22．【答案】（1）3d6；4
（2）氧化铝是离子晶体，而氯化铝是分子晶体
（3）Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子为全充满状态、3p和3d为全空状态，较稳定
（4）O>Si>Cu；sp3
（5）4；12；(1/4，1/4，1/4)；
【解析】【解答】(1)基态Fe2+的核外电子排布式为[Ar] 3d6，d轨道有5个，根据洪特规则可知其有4个未成对电子。
(2)氯化铝熔点为194℃，而氧化铝熔点为2050℃，二者熔点相差很大的原因是两者的晶体类型不同，氧化铝是离子晶体，其晶体具有较高的晶格能，而氯化铝是分子晶体，其分子间只存在微弱的分子间作用力。
(3)已知Al 的第一电离能为578kJ/mol、第二电离能为1817 kJ/mol、第三电离能为2745 kJ/mol、第四电离能为11575 kJ/mol。其第二电离能增幅较大的原因是：Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子为全充满状态、3p和3d是全空状态，故较稳定。
(4) 非金属性越强的元素，其电负性越大，所以，Cu、Si、O元素电负性由大到小的顺序是O>Si>Cu；SiO2中每个Si原子与其周围的4个O原子形成共价键，所以Si原子采取sp3杂化。
(5)由图可知，该晶胞中，溴原子的数目为 ，铜原子的数目为4，每个铜原子周围有4个溴原子，所以铜的配位数是4，该化合物的化学式为CuBr。溴原子位于晶胞的顶点和面心，所以与溴紧邻的溴原子数目是 =12。R点位于晶胞的左下前方的八分之一立方的体心，P点是顶点位于坐标原点，Q点为面心，由图中P点和Q点的原子坐标参数，可确定R点的原子坐标参数为(1/4，1/4，1/4)；已知晶胞参数为apm，NA个晶胞的体积和质量分别为 、 ，所以其密度为 g/cm3。
【分析】（4）元素的电负性与元素的非金属性强弱有关；根据形成共价键的个数判断中心原子的杂化方式。
23．【答案】（1）②
（2）PCl3、CCl4；Si3N4；3s23p4
（3）HCl>H2S>PH3>SiH4
（4）氮元素；CE
【解析】【解答】由题意可知,10种元素是前20号元素,根据表中数据,可推出①S,②K,③O,④Al,⑤C,⑥P,⑦Cl,⑧Na,⑨N,⑩Si。(1)一般来说,在同一周期中,自左至右,元素的第一电离能逐渐增大;同一主族中,从上向下,元素的第一电离能逐渐减小。故在10种元素中,第一电离能最小的是②K。(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中,PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8e-稳定结构;元素⑨和⑩形成的化合物是Si3N4;S的原子外围电子排布式是3s23p4。(3)元素的非金属性越强,形成的气态氢化物越稳定,非金属性强弱为Cl>S>P>Si,故其氢化物稳定性为HCl>H2S>PH3>SiH4。(4)氧元素和氮元素相比,非金属性较弱的是氮元素,可通过C、E两项验证。
【分析】（1）第一电离能是基态的气态原子失去最外层的一个电子所需能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子；
（3）元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性就越强；
（4）元素的非金属性越强，其电负性就越大；元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性就越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强等。
24．【答案】（1）1s22s22p63s23p2或[Ne] 3s23p2
（2）B
（3）N＞O＞C；同周期从左向右第一电离能是增大趋势，N的价电子排布式为2s22p3，p能级处于半充满稳定结构，所以第一电离能比于O大
（4）d；球形
（5）电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，以光的形式释放能量
【解析】【解答】（1） 硅 是14号元素，其基态原子电子排布式为 ： 1s22s22p63s23p2或[Ne] 3s23p2 ；
（2） 洪特规则指的是原子的电子在排入简并轨道时总是优先单独分占新的轨道，且自旋平行；B选项不符合洪特规则；
（3） 碳、氮、氧三种元素的第一电离能由大到小为：N＞O＞C ；
因为： 同周期从左向右第一电离能是增大趋势，N的价电子排布式为2s22p3，p能级处于半充满稳定结构，所以第一电离能比于O大 ；
（4）Ti是第四周期第IVB族，属于d区； 基态钛原子中，最外层电子处于4s能级， 电子云轮廓图为 球形；
（5） 电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，以光的形式释放能量 ，因为跃迁释放的能量不同，所以颜色不同。
【分析】（1）简化的核外电子排布图是上一周期的稀有气体元素符号，加上该元素本周期能级的电子排布；
（2）洪特规则 指的是原子的电子在排入简并轨道时总是优先单独分占新的轨道，且自旋平行；
（3）元素核外电子排布占据最外能级半充满或者全充满时，结构较为稳定，不易失去电子，因此第一电离能较大，一般出现在第IIA族和第VA族；
（4）Ti是第四周期第IVB族，属于d区； 基态钛原子中，最外层电子 处于4s能级， 电子云轮廓图为 球形；
（5）焰色实验是电子的跃迁造成的现象，属于物理变化。
25．【答案】（1）
（2）<
（3）<
（4）17
（5）电子构型相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小
（6）GeCl4；CD
【解析】【解答】(1)氮元素的原子序数为7，价电子排布式为2s22p3，价电子轨道式为 ，故答案为： ；
(2)由硅原子与氢原子结合时，硅呈正化合价可知，硅元素的非金属性弱于氢元素，元素的非金属性越强，电负性越大，则硅元素的电负性小于氢元素，故答案为：<；
(3)同周期元素，从左到右第一电离能呈增大的趋势，氮元素的第一电离能大于碳元素，同主族元素，从上到下第一电离能依次减小，碳元素的第一电离能大于硅元素，则氮元素的的第一电离能大于硅元素，故答案为：<；
(4)由泡利不相容原理可知，同一原子核外没有运动状态完全相同的电子，基态氯原子核外的电子数为17，所以原子的核外电子运动状态，17种，故答案为：17；
(5)电子构型相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以—4价硅离子的离子半径大于氯离子，故答案为：电子构型相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小；
(6)由锗与硅是同一主族的元素可知，锗元素的最高价氯化物分子式为GeCl4；
A．锗位于金属与非金属分界线附近，锗元素是金属性较弱的金属元素，故不正确；
B．锗元素是金属元素，金属元素的电负性小于非金属元素，则锗元素的电负性小于硫元素，故不正确；
C．锗位于金属与非金属分界线附近，锗单质可作为半导体材料，故正确；
D．同主族元素，从上到下元素的非金属性依次减弱，气态氢化物的稳定性依次减弱，则锗化氢的稳定性低于硅化氢，故正确；
故答案为：CD，故答案为：GeCl4；CD。
【分析】(1)根据核外电子的排布和运动状态判断；
(2)元素的非金属性越强，电负性越大；
(3)同周期元素，从左到右第一电离能逐渐呈增大；
(4)根据泡利不相容原理分析；
(5)电子构型相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小；
(6)根据族序数=元素的最高正价书写，根据同主族元素性质的递变规律分析各选项。