2017—2018学年化学人教版选修3同步测试（22份）

第三章过关检测A卷
(时间:45分钟　满分:100分)
一、选择题(本题包括11小题,每小题5分,共55分。每个小题只有一个选项符合题意)
1.下列有关晶体的说法中一定正确的是(　　)
①原子晶体中只存在非极性共价键
②稀有气体形成的晶体属于原子晶体
③干冰晶体升华时,分子内共价键会发生断裂
④金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物
⑤分子晶体的堆积均为分子密堆积
⑥离子晶体和金属晶体中均存在阳离子,但金属晶体中却不存在离子键
⑦金属晶体和离子晶体都能导电
⑧依据构成粒子的堆积方式可将晶体分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体
A.①③⑦
B.⑥
C.②④⑤⑦
D.⑤⑥⑧
解析原子晶体中可能存在极性共价键,如金刚砂(SiC)晶体,①错;干冰晶体升华时破坏的是分子间作用力,③错;AlCl3晶体为分子晶体,④错;含有氢键的分子晶体的堆积就不是分子密堆积,如冰晶体,⑤错;金属晶体都能导电而离子晶体在固态时都不能导电,⑦错;晶体分类的依据是构成晶体的微粒和微粒间的作用力,⑧错。
答案B
2.由短周期元素组成的某离子化合物中,一个阳离子和一个阴离子核外电子数之和为20。下列说法中正确的是(　　)
A.晶体中阳离子和阴离子的个数不一定相等
B.晶体中一定只有离子键没有共价键
C.所含元素一定不在同一周期也不在第一周期
D.晶体中阳离子半径一定大于阴离子半径
解析在短周期中符合题设条件的物质有NaF、Na2O、MgO、NaOH、NH4F等,故A正确;NaOH、NH4F含共价键,故B不正确;所含元素可在同一周期,也可在第一周期,如NH4F,故C不正确;NaF、Na2O、MgO中的阳离子半径都比阴离子半径小,故D不正确。
答案A
3.如图所示是某无机化合物的二聚分子,该分子中A、B两种元素都是第三周期的元素,分子中所有原子的最外层电子数都达到8个电子的稳定结构。下列说法不正确的是(　　)
A.该化合物的化学式是Al2Cl6
B.该化合物是离子化合物,在熔融状态下能导电
C.该化合物在固态时所形成的晶体是分子晶体
D.该化合物中不存在离子键,也不含有非极性共价键
解析由题中描述“二聚分子”“该分子中”等词语,知该化合物为共价化合物,形成的晶体为分子晶体,不存在离子键。由图示知,只存在A、B之间的极性共价键。所以利用排除法结合题干描述知A、C、D项正确。
答案B
4.下列各组物质的晶体中,化学键类型相同,晶体类型也相同的是(　　)
A.SO2和SiO2
B.CO2和H2O
C.NaCl和HCl
D.CCl4和KCl
解析A项,SO2和SiO2都含有共价键,SO2为分子晶体,SiO2为原子晶体;B项,CO2和H2O都含有共价键,都属于分子晶体;C项,NaCl中含有离子键,是离子晶体,HCl中含有共价键,是分子晶体;D项,CCl4中含有共价键,属于分子晶体,KCl中含有离子键,是离子晶体。
答案B
5.下列说法中正确的是(　　)
A.离子晶体中每个离子周围均吸引着6个带相反电荷的离子
B.金属导电的原因是在外电场作用下金属产生自由电子,电子定向运动
C.分子晶体的熔、沸点很低,常温下都呈液态或气态
D.原子晶体中的各相邻原子都以共价键相结合
解析CsCl晶体中,每个Cs+周围吸引8个Cl-,A项错误;金属内部在不通电时也存在自由移动的电子,只不过其运动是无规则的,通电时才定向移动,B项错误;分子晶体常温下也有呈固态的,如I2、S等,C项错误;原子晶体是原子间通过共价键形成的空间网状结构,故D项正确。
答案D
6.下列关于晶体的说法中,不正确的是(　　)
①晶体中原子呈周期性有序排列,有自范性;而非晶体中原子排列相对无序,无自范性　②含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体　③共价键可决定分子晶体的熔、沸点　④MgO的晶格能远比NaCl大,这是因为前者离子所带的电荷数多,离子半径小　⑤晶胞是晶体结构的基本单元,晶体内部的微粒按一定规律作周期性重复排列　⑥晶体尽可能采取紧密堆积方式,以使其变得比较稳定　⑦干冰晶体中,一个CO2分子周围有12个CO2分子紧邻;CsCl和NaCl晶体中阴、阳离子的配位数都为6
A.①②③
B.②③④
C.④⑤⑥
D.②③⑦
解析②中含有金属阳离子的晶体可能是离子晶体或金属晶体;③中分子晶体的稳定性等化学性质与共价键有关,分子晶体的熔、沸点与分子间作用力有关;⑦中CsCl晶体中阴、阳离子的配位数为8,NaCl晶体中阴、阳离子的配位数为6。
答案D
7.氯化硼的熔点为10.7
℃,沸点为12.5
℃。在氯化硼分子中,氯—硼—氯键角为120°,它可以水解,水解产物之一是氯化氢。下列对氯化硼的叙述中正确的是(　　)
A.氯化硼是原子晶体
B.熔化时,氯化硼能导电
C.氯化硼分子是一种极性分子
D.水解方程式:BCl3+3H2OH3BO3+3HCl
解析首先根据性质推导该晶体是分子晶体还是原子晶体,再根据具体晶体的性质判断选项。因为BCl3的熔、沸点较低,故应为分子晶体,分子晶体熔化时不导电,故A、B错;又因氯—硼—氯键角为120°,则可确定BCl3为非极性分子,C错。
答案D
8.氮化硼是一种新合成的无机材料,它是一种超硬耐磨、耐高温、抗腐蚀的物质。下列各组物质熔化时所克服的粒子间的作用力与氮化硼熔化时所克服的粒子间的作用力类型相同的是(　　)
A.硫酸钠和金刚石
B.冰和干冰
C.晶体硅和水晶
D.苯和四氯化碳
解析氮化硼超硬耐磨、耐高温,是一种原子晶体,熔化时破坏共价键。A项中的硫酸钠是离子晶体,熔化时破坏离子键,A项错误;C项中的两种物质均为原子晶体,熔化时均破坏共价键,C项正确;B、D项中的四种物质都是分子晶体,熔化时都破坏分子间作用力,B、D项错误。
答案C
9.下列物质性质的变化规律与分子间作用力有关的是(　　)
A.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
B.金刚石的硬度大于硅的,其熔、沸点也高于硅的
C.NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
D.F2、Cl2、Br2、I2的熔、沸点逐渐升高
解析A项中的物质稳定性取决于分子内共价键的键能;B项中的两者均为原子晶体,原子晶体的熔、沸点,硬度取决于原子间共价键的键能;C项中的四者均为离子晶体,熔点的高低取决于晶格能的大小;D项中的四者均为分子晶体,熔、沸点的高低取决分子间作用力的大小。
答案D
10.下列物质中,均直接由原子构成的是(　　)
①二氧化碳　②二氧化硅　③铁蒸气　④金刚石
⑤单晶硅　⑥白磷　⑦硫黄　⑧氨　⑨氯化钠　⑩氖晶体
A.②③④⑤
B.②③④⑤⑨⑩
C.②③④⑤⑩
D.②④⑤⑥⑦⑨⑩
解析①⑥⑦⑧⑩均构成分子晶体,由分子构成,但氖是单原子分子;②④⑤属于原子晶体,由原子构成;③铁蒸气中只含有单个铁原子。
答案C
11.下列排序不正确的是(　　)
A.晶体熔点由低到高:CF4B.熔点由高到低:Na>Mg>Al
C.硬度由大到小:金刚石>碳化硅>晶体硅
D.晶格能由大到小:MgO>CaO>NaF>NaCl
解析A项中的四种物质都形成结构相似的分子晶体,故相对分子质量越大,熔点越高,A项正确;B项中三种物质形成金属晶体,金属键由强到弱的顺序为Al>Mg>Na,故熔点按由高到低的顺序为Al>Mg>Na,B项错;C项中的三种物质形成原子晶体,共价键的键能:C—C>C—Si>Si—Si,故硬度:金刚石>碳化硅>晶体硅,C项正确;D项中四种物质均为离子晶体,离子半径:Ca2+>Na+>Mg2+,Cl->O2->F-,离子所带电荷:Ca2+=Mg2+>Na+,故晶格能:MgO>CaO>NaF>NaCl,D项正确。
答案B
二、非选择题(本题包括3小题,共45分)
12.(14分)根据所学知识回答:
(1)氯酸钾熔化,粒子间克服了　　　　;二氧化硅熔化,粒子间克服了　　　　;碘的升华,粒子间克服了　　　　　　　。三种晶体的熔点由高到低的顺序是　　　　　　　　。
(2)下列六种晶体①CO2　②NaCl　③Na
④Si　⑤CS2　⑥金刚石,它们的熔点按从低到高的顺序为　　　　　　　　(填序号)。
(3)在H2、(NH4)2SO4、SiC、CO2、HF中,能形成分子晶体的物质是　　　　　　　　(填化学式),含有氢键的晶体的化学式是　　　　,属于离子晶体的是　　　　,属于原子晶体的是　　　　,五种物质的熔点由高到低的顺序是
　。
解析(1)KClO3、SiO2、I2分别属于离子晶体、原子晶体、分子晶体。
(2)先把晶体分类:④⑥为原子晶体;②为离子晶体;③为金属晶体;①⑤为分子晶体。由于r(C)④;因Mr(CO2)①;钠熔点较低,因其在常温时为固态,而CS2为液态,故熔点:③>⑤。综上可知,它们的熔点:①<⑤<③<②<④<⑥。
(3)H2、HF、CO2为分子晶体,HF分子间存在氢键;SiC为原子晶体,(NH4)2SO4为离子晶体。
答案(1)离子键　共价键　分子间作用力　SiO2>KClO3>I2　(2)①⑤③②④⑥　(3)H2、CO2、HF　HF　(NH4)2SO4　SiC　SiC>(NH4)2SO4>HF>CO2>H2
13.(15分)(1)下列是钠、碘、金刚石、氯化钠晶体的晶胞图(未按顺序排序)。与冰的晶体类型相同的是　　　　;(请用相应的编号填写)
(2)已知:晶体二氧化硅可由晶体硅衍生得到;下图是晶体硅及二氧化硅的晶胞示意图:
图1　晶体Si的晶胞
图2　晶体SiO2的晶胞
由图示可知两者形成的晶体的类型是　　　　　,请写出与晶体SiO2化学键及晶体类型完全相同的两种物质的名称:　;
(3)干冰晶体是一种面心立方结构,如图所示,即每8个CO2构成立方体,且在6个面的中心上又各有1个CO2分子,在每个CO2周围紧邻(其中a为立方体棱长)的CO2有　　　个。
解析(1)氯化钠是离子晶体,A是其晶胞;碘是分子晶体,B是其晶胞;金刚石是原子晶体,C是其晶胞;钠是体心立方堆积形成的金属晶体,D是其晶胞;而冰形成的晶体是分子晶体,故B与其晶体类型相似。
(2)晶体硅和二氧化硅都是原子晶体,在二氧化硅晶体中含有Si—O极性键,故含有极性键的原子晶体有SiC、BN、Si3N4等。
答案(1)B　(2)原子晶体　碳化硅、氮化硼、氮化硅等(其中任意两个)　(3)12
14.(16分)碳元素不仅能形成丰富多彩的有机化合物,而且还能形成多种无机化合物,同时自身可以形成多种单质,碳及其化合物的用途广泛。
(1)C60分子形成的晶体中,在晶胞的顶点和面心均含有一个C60分子,则一个C60晶胞的质量为　　　。
(2)干冰和冰是两种常见的分子晶体,下列关于两种晶体的比较中正确的是　　　(填字母代号)。
a.晶体的密度:干冰>冰
b.晶体的熔点:干冰>冰
c.晶体中的空间利用率:干冰>冰
d.晶体中分子间相互作用力类型相同
(3)金刚石和石墨是碳元素形成的两种常见单质,下列关于这两种单质的叙述中正确的有　　　。
a.金刚石中碳原子的杂化类型为sp3杂化,石墨中碳原子的杂化类型为sp2杂化
b.晶体中共价键的键长:金刚石中C—C<石墨中C—C
c.晶体的熔点:金刚石>石墨
d.晶体中共价键的键角:金刚石>石墨
e.金刚石晶体中只存在共价键,石墨晶体中则存在共价键、金属键和范德华力
f.金刚石和石墨的熔点都很高,所以金刚石和石墨都是原子晶体
(4)金刚石晶胞结构如图所示,立方BN结构与金刚石相似,在BN晶体中,B原子周围最近的N原子所构成的立体图形为　　　　　,一个晶胞中N原子数目为　　　。
(5)C与孔雀石共热可以得到金属铜,铜原子的原子结构示意图为　　　　　　　　　　,金属铜采用面心立方最密堆积(在晶胞的顶点和面心均含有一个Cu原子),则Cu的晶体中Cu原子的配位数为　　　。
解析(1)C60形成的分子晶体,满足分子密堆积,其晶胞结构为面心立方结构,故每个晶胞中含有4个C60分子,故一个C60晶胞的质量为
g。
(2)干冰晶体中CO2分子间只存在范德华力,其结构是分子密堆积,而冰晶体中存在氢键,由于氢键具有方向性,冰中水分子不是密堆积,故密度:干冰>冰,熔点:冰>干冰,空间利用率:干冰>冰。
(3)晶体中共价键的键长:金刚石中C—C>石墨中C—C,b错;熔点:金刚石<石墨,c错;金刚石中键角为109°28',而石墨中键角为120°,d错;石墨是混合型晶体,f错。
(4)在BN晶体中B原子与N原子交替出现,故每个B原子周围有4个N原子,每个N原子周围也有4个B原子,形成正四面体结构;在金刚石晶胞中共有碳原子的个数=8+6+4=8,故在BN晶胞中B原子和N原子各4个。
(5)Cu为29号元素,原子结构示意图为
+29,由于铜采用面心立方最密堆积,铜原子配位数为12。
答案(1)
g
(2)ac
(3)ae
(4)正四面体　4
(5)+29　12第二章过关检测B卷
(时间:45分钟　满分:100分)
一、选择题(本题包括12小题,每小题4分,共48分。每小题只有一个选项符合题目要求)
1.下列示意图或图示正确的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　　　
解析A选项CO2的分子中3个原子共线,为直线形,故A项错;B项是p-p
π键电子云模型,故B项错误;C项中要注意氢键的方向性,即三个原子X—H…Y一般尽可能在一条直线上,正确的为。
答案D
2.下列说法正确的是(　　)
A.分子中一定存在化学键
B.分子中若含有化学键,则一定存在σ键
C.p和p轨道不能形成σ键
D.含π键的物质不如只含σ键的物质稳定
解析A项,分子中不一定存在化学键,如稀有气体分子由单个原子组成,不存在化学键;B项,如果分子中存在化学键,则一定有σ键;C项,若两个原子的p轨道“头碰头”重叠,就能形成σ键;D项,如氮气中就有π键,氯气中只含有σ键,但氮气比氯气稳定。
答案B
3.下列物质中不含非极性共价键的是(　　)
①Na2O2　②CCl4　③C2H6　④NH4Cl
⑤H2O2　⑥Ca(OH)2
A.①②③④
B.④⑤⑥
C.②④⑥
D.②③⑤
解析H2O2、Na2O2中均存在—O—O—非极性共价键,乙烷中含有碳碳非极性共价键。
答案C
4.下列各项表达式正确的是(　　)
A.硫原子的结构示意图:+16
B.过氧化钠的电子式:Na—O—O—Na
C.K+的核外电子排布式:1s22s22p63s23p6
D.丙烯酸()分子中含9个σ键,1个π键
解析A项为S2-的结构示意图,错误;过氧化钠为离子化合物,B项错误;丙烯酸()分子中含8个σ键,2个π键,D项错误。
答案C
5.根据实际和经验推知,下列叙述不正确的是(　　)
A.卤化氢易溶于水,不易溶于四氯化碳
B.碘易溶于汽油,微溶于水
C.氯化钠易溶于水,也易溶于食用油
D.丁烷易溶于煤油,难溶于水
解析根据相似相溶规律,NaCl为离子化合物,易溶于水,而难溶于有机溶剂,C项不正确。
答案C
6.下列化合物的沸点前者低于后者的是(　　)
A.乙醇与氯乙烷
B.邻羟基苯甲酸与对羟基苯甲酸
C.对羟基苯甲醛与邻羟基苯甲醛
D.H2O与H2Te
答案B
7.下列各组酸中,酸性依次增强的是(　　)
A.H2CO3、H2SiO3、H3PO4
B.HNO3、H3PO4、H2SO4
C.HI、HCl、H2S
D.HClO、HClO3、HClO4
解析碳、硅同主族,碳的非金属性比硅强,酸性H2CO3>H2SiO3,A项错误;H3PO4是中强酸,HNO3、H2SO4是强酸,B项错误;HI、HCl是强酸,H2S是弱酸,C项错误。
答案D
8.下列说法正确的是(　　)
A.HF、HCl、HBr、HI的熔沸点依次升高
B.H2O的熔点、沸点高于H2S是由于H2O分子之间存在氢键
C.乙醇分子与水分子之间只存在范德华力
D.氯的各种含氧酸的酸性由强到弱排列为HClO>HClO2>HClO3>HClO4
解析HF分子间可以形成氢键,其沸点高,A项错误;乙醇分子与水分子之间不只存在范德华力,还可以形成氢键,C项错误;D项的顺序反了。
答案B
9.下列所述原子不采取sp3杂化的是(　　)
A.手性碳原子
B.N中的氮原子
C.Cl中的氯原子
D.N中的氮原子
解析根据手性碳原子(连接4个不同的原子或原子团)的定义可知该碳原子为sp3杂化。N中孤电子对数为=1,成键原子数为2,故N采用sp2杂化,同理分析可知选项C和D中所述原子均采取sp3杂化。
答案B
10.下列现象与氢键有关的是(　　)
①NH3的熔、沸点比第ⅤA族相邻元素的氢化物高
②小分子的醇、羧酸可以和水以任意比互溶
③冰的密度比液态水的密度小
④尿素的熔、沸点比醋酸的高
⑤邻羟基苯甲酸的熔、沸点比对羟基苯甲酸的低
⑥水分子高温下也很稳定
A.①②③④⑤⑥
B.①②③④⑤
C.④⑤⑥
D.①②③
解析氢键存在于已经与F、O、N等电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另外分子中的F、O、N等电负性很大的原子之间,主要影响物质的物理性质。分子的稳定性由共价键的键能决定,与氢键无关。
答案B
11.下列说法不正确的是(　　)
A.不是所有的共价键(σ键)都具有方向性
B.键的键能比键与N—N键的键能和大,所以键不易发生加成反应
C.根据电负性及价层电子对互斥理论可知,OF2分子的极性小于H2O分子的极性
D.基态Na原子核外电子占有3个能层、4种能级、6个原子轨道、6种电子运动状态
解析两个s轨道形成的σ键无方向性,A项正确;键能越大,分子的稳定性越大,性质越稳定,B项正确;电负性F>O>H,电负性差越大,键的极性越大,C项正确;原子中没有运动状态完全相同的电子,故钠中有11种不同运动状态的电子,D项错误。
答案D
12.二茂铁[(C5H5)2Fe]分子是一种金属有机配合物,是燃料油的添加剂,用以提高燃烧的效率和去烟,可作为导弹和卫星的涂料等。它的结构如下图所示,下列说法正确的是(　　)
A.二茂铁中Fe2+与环戊二烯离子(C5)之间为离子键
B.1
mol环戊二烯()中含有σ键的数目为5NA
C.分子中存在π键
D.Fe2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2
解析二茂铁中Fe2+与环戊二烯离子(C5)之间为配位键,A错、C正确;每个环戊二烯()中含有6个C—H
σ键和5个C—C
σ键,故1
mol环戊二烯含σ键11NA,B项错误;Fe2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6,D项错误。
答案C
二、非选择题(本题包括3小题,共52分)
13.(16分)下表为元素周期表前三周期的一部分:
(1)X的氢化物的沸点与W的氢化物的沸点比较:　　　　>　　　　(填化学式),原因是　
。
(2)X的基态原子的电子排布图为　　　　(填序号),另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合　　　　　　。
(3)以上五种元素中,　　　　(填元素符号)的第一电离能最大。
(4)由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子E和由以上某种元素组成的直线形分子G反应,生成两种直线形分子L和M(组成E、G、L、M分子的元素原子序数均小于10),反应如图所示,则下列判断错误的是　　　　。
A.G是最活泼的非金属单质
B.L是极性分子
C.E的中心原子的杂化轨道类型为sp2杂化
D.M的化学性质比同周期相邻元素单质的化学性质活泼
E.M分子中有1个σ键,2个π键
解析根据元素周期表的结构可知X为N,Z为F,R为Ne,W为P,Y为S。
(1)X、W的氢化物为NH3和PH3,因NH3分子间可以形成氢键,故NH3的沸点显著升高,故沸点NH3>PH3。
(2)当电子排布在同一能级的不同轨道时,总是优先单独占据一个轨道,且自旋状态相同,因此N的基态原子的电子排布图如图所示:
(3)原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关,还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定,失去电子所需能量越高,在所给五种元素中,Ne最外层已达8电子稳定结构,因此失去核外第一个电子需要的能量最多,即第一电离能最大。
(4)根据题给图示可知E为NH3,G为F2,L为HF,M为N2,NH3中N的杂化轨道类型为sp3杂化,在N2中N原子间形成1个σ键和2个π键,键能大,化学性质不活泼,故C、D错误。
答案(1)NH3　PH3　NH3分子间可形成氢键,使NH3的沸点明显升高
(2)②　洪特规则
(3)Ne
(4)CD
14.(18分)X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素,其相关信息如下表:
元素
相关信息
X
X的基态原子核外3个能级上有电子,且每个能级上的电子数相等
Y
常温常压下,Y单质是淡黄色固体,常在火山口附近沉积
Z
Z和Y同周期,Z的电负性大于Y
W
W的一种核素的质量数为63,中子数为34
(1)Z位于元素周期表第　　　　周期第　　　族,Y的氢化物立体构型是　　　　　　　。
(2)XY2是一种常用的溶剂,XY2的分子中存在　　　个σ键。在H—Y、H—Z两种共价键中,键的极性较强的是　　　　　　　,键长较长的是　
。
(3)XZ4分子中X以　　　　　方式杂化。
(4)写出W元素的原子核外电子排布式 　。
解析由表中可知,X为C,Y为S,Z为Cl,W为Cu。
(1)Cl位于元素周期表的第三周期第ⅦA族,H2S分子的空间构型为V形。
(2)CS2的结构式为SCS,从其结构式中不难看出,CS2分子中有2个σ键和2个π键。根据元素周期律的相关知识,非金属性越强,键的极性越强,键长越短,可推知H—S键、H—Cl键中极性键极性较强的为H—Cl键,键长较长的为H—S键。
(3)CCl4分子中C的四个价电子全部成键,杂化方式为sp3杂化。
答案(1)三　ⅦA　V形
(2)2　H—Cl　H—S
(3)sp3
(4)1s22s22p63s23p63d104s1
15.(18分)现有四种短周期元素A、B、C、D,已知:①C、D在同一周期,A、B在同一主族;②它们可以组成化合物A2C、B2C2、DC2、D2A4等;③B的阳离子与C的阴离子的核外电子排布相同;④B2C2同A2C或DC2反应都生成气体C2,B与A2C反应生成气体A2,A2与气体C2按体积比2∶1混合后点燃能发生爆炸,其产物是一种常温下常见的无色无味的液体。请回答:
(1)写出元素符号:A　　　　、D　　　　。
(2)在A2C、B2C2、DC2和D2A4中,含有离子键和非极性共价键的化合物的电子式　　　　　　　　　　　　;按原子轨道重叠方式,其非极性键的类型是　　　　　　。化合物分子中的键角是180°的是　　　　　　(填结构式)。
(3)A2C分子的立体构型是　　　　形,C原子的杂化方式是　　　　。D2A4是平面形分子,其分子中含有　　　　个σ键,　　　　个π键。
(4)写出化学方程式或离子方程式。
B2C2与A2C反应的化学方程式: 　;
B2C2与DC2反应的化学方程式: 　;
B与A2C反应的离子方程式: 　。
解析(1)根据题意可知常温下常见的无色无味液体是H2O,故A2是氢气,C2是氧气,故A、C分别是氢和氧;结合其他信息可推知,B、D是钠和碳。
(2)H2O、Na2O2、CO2和C2H4中,含有离子键和非极性键的化合物是Na2O2。其中中氧原子的2p轨道间形成σ键。CO2是直线形分子。
(3)H2O分子中氧原子有两对孤电子对,立体构型为V形,氧原子采取sp3杂化。C2H4分子中含有四个C—H
σ键和一个C—C
σ键,一个π键。
答案(1)H　C
(2)Na+[×··]2-Na+　p-p
σ键　
(3)V　sp3杂化　5　1
(4)2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑　2Na2O2+2CO22Na2CO3+O2　2Na+2H2O2Na++2OH-+H2↑课时训练16　离子晶体
一、离子晶体的特征
1.离子晶体一般不具有的特征是(　　)
A.熔点较高,硬度较大
B.易溶于水而难溶于有机溶剂
C.固体时不能导电
D.离子核间距较大,其密度较小
解析离子晶体的结构决定着离子晶体具有一系列特性,这些特性包括A、B、C项;离子核间距取决于离子半径的大小及晶体的密堆积形式等。
答案D
2.下列有关离子晶体的数据大小比较,不正确的是
(　　)
A.熔点:NaF>MgF2>AlF3
B.晶格能:NaF>NaCl>NaBr
C.阴离子的配位数:CsCl>NaCl>CaF2
D.硬度:MgO>CaO>BaO
解析由于Na+、Mg2+、Al3+的离子半径依次减小,所带电荷数依次增加,所以NaF、MgF2、AlF3的晶格能依次增大,熔点依次升高;F-、Cl-、Br-的离子半径依次增大,NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小;CsCl、NaCl、CaF2阴离子的配位数分别为8、6、4;Mg2+、Ca2+、Ba2+的离子半径依次增大,MgO、CaO、BaO的晶格能依次减小,硬度依次减小。
答案A
3.下列物质中属于含有非极性键的离子晶体是
(　　)
①醋酸钠　②氢氧化钾　③过氧化钠　④金刚石
⑤乙醇　⑥碳化钙
A.①②③⑥
B.①③⑥
C.①③④⑤
D.①②⑥
解析①中存在碳碳非极性键、碳氢极性键、离子键、碳氧极性键,②中含有氧氢极性键和离子键,③中含有氧氧非极性键和离子键,④属于原子晶体,⑤属于分子晶体,⑥中含有离子键和碳碳非极性键。
答案B
二、离子晶体的性质
4.下列各组物质,前者的熔点高于后者的是(　　)
①干冰与固态二硫化碳　②NaCl晶体与KCl晶体　③金刚石与晶体硅　④干冰与二氧化硅
A.①②
B.③④
C.②④
D.②③
解析通常情况下,干冰(固态CO2)属于气体,而二硫化碳属于液体,①中前者的熔点低于后者的;NaCl晶体与KCl晶体均属于离子晶体,Na+的半径小于K+的半径,离子半径越小,静电引力越大,物质的熔点越高,②中前者的熔点高于后者的;金刚石与晶体硅均属于原子晶体,碳原子的半径小于硅原子的半径,原子半径越小,共价键越强,物质的熔点越高,③中前者的熔点高于后者的;干冰属于分子晶体,而二氧化硅属于原子晶体,④中前者的熔点低于后者的。
答案D
5.MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的高低顺序可能是(　　)
A.MgO>Rb2O>BaO>CaO
B.MgO>CaO>BaO>Rb2O
C.CaO>BaO>MgO>Rb2O
D.CaO>BaO>Rb2O>MgO
解析四种离子晶体所含阴离子相同,所含阳离子不同。Mg2+、Rb+、Ca2+、Ba2+比较,Rb+所带电荷最少且比Mg2+、Ca2+的半径大,其与O2-形成的离子键较弱,使Rb2O的熔点比MgO、CaO的低。Mg2+、Ca2+、Ba2+比较,它们所带正电荷一样多,离子半径:Mg2+Ca2+>Ba2+,相应离子晶体的熔点由高到低的顺序是MgO>CaO>BaO。综上所述,四种离子晶体熔点的高低顺序是MgO>CaO>BaO>Rb2O。
答案B
6.根据表中给出物质的熔点数据(AlCl3沸点为260
℃),判断下列说法错误的是(　　)
晶体
NaCl
MgO
SiCl4
AlCl3
晶体硼
熔点/℃
801
2
800
-70
180
2
500
A.MgO中的离子键比NaCl中的离子键强
B.SiCl4晶体是分子晶体
C.AlCl3晶体是离子晶体
D.晶体硼是原子晶体
解析根据表中各物质的熔点,判断晶体类型。NaCl和MgO是离子化合物,形成离子晶体,故熔、沸点越高,说明晶格能越大,离子键越强,A项正确;SiCl4是共价化合物,熔、沸点较低,为分子晶体;硼为非金属单质,熔、沸点很高,是原子晶体,B、D项正确;AlCl3虽是由活泼金属和活泼非金属形成的化合物,但其晶体熔、沸点较低,应属于分子晶体。
答案C
7.离子晶体不可能具有的性质是(　　)
A.较高的熔、沸点
B.良好的导电性
C.溶于极性溶剂
D.坚硬而易粉碎
解析离子晶体是阴、阳离子通过离子键结合而成的,在固态时,阴、阳离子受到彼此的束缚不能自由移动,因而不导电。只有在离子晶体溶于水或熔融后,电离成可以自由移动的阴、阳离子,才可以导电。
答案B
三、晶体结构
8.右图是CaF2晶胞的结构。下列说法正确的是
(　　)
A.一个CaF2晶胞中含有8个Ca2+
B.一个CaF2晶胞中含有8个F-
C.在CaF2晶胞中Ca2+的配位数为4
D.在CaF2晶胞中F-的配位数为8
解析一个CaF2晶胞中含有8个F-,Ca2+的个数=8+6=4,A项错,B项对;在CaF2晶胞中Ca2+的配位数为8,而F-的配位数为4。
答案B
9.某氧化铝陶瓷晶体中含有X、Y、Z三种元素,其晶胞如图所示,则三种原子的原子个数比为(　　)
A.1∶3∶1
B.2∶1∶6
C.4∶8∶1
D.8∶12∶1
解析在图中所示的晶胞中:X原子的个数为8=1,Y原子的个数为12=3,Z原子的个数为1,所以X、Y、Z三种原子的个数比为1∶3∶1。
答案A
10.已知CsCl晶体的密度为ρ
g·cm-3,NA为阿伏加德罗常数,相邻的两个Cs+的核间距为a
cm,如图所示,则CsCl的相对分子质量可以表示为(　　)
A.NA·a3·ρ
B.
C.
D.
解析由CsCl晶体的晶胞可以看出,每个晶胞中平均含有1个Cs+和1个Cl-。在该晶胞中,边长为两个Cs+的核间距离(a
cm),若CsCl的相对分子质量用M表示,则有M=NA·ρ·a3。
答案A
11.下面有关离子晶体的叙述中,不正确的是(　　)
A.1
mol氯化钠中有NA个NaCl分子
B.氯化钠晶体中,每个Na+周围距离相等的Na+共有12个
C.氯化铯晶体中,每个Cs+周围紧邻8个Cl-
D.平均每个NaCl晶胞中有4个Na+、4个Cl-
解析氯化钠是离子晶体,无单个分子,A项错。
答案A
12.现有几组物质的熔点(℃)的数据:
A组
B组
C组
D组
金刚石:3
550
Li:181
HF:-83
NaCl:801
硅晶体:1
410
Na:98
HCl:-115
KCl:776
硼晶体:2
300
K:64
HBr:-89
RbCl:718
二氧化硅:1
723
Rb:39
HI:-51
CsCl:645
据此回答下列问题:
(1)A组属于　　　　　晶体,其熔化时克服的微粒间的作用力是　　　　　。
(2)B组晶体共同的物理性质是　　　(填序号)。
①有金属光泽　②导电性　③导热性　④延展性
(3)C组中HF熔点反常是由于 　。
(4)D组晶体可能具有的性质是　　　(填序号)。
①硬度小　②水溶液能导电　③固体能导电
④熔融状态能导电
(5)D组晶体的熔点由高到低的顺序为NaCl>KCl>RbCl>CsCl,其原因解释为 　。
解析通过读取表格中数据先判断出晶体的类型及晶体的性质,应用氢键解释HF的熔点反常,利用晶格能的大小解释离子晶体熔点的高低。
答案(1)原子　共价键
(2)①②③④
(3)HF分子间能形成氢键,其熔化时需要消耗的能量更多(只要答出HF分子间能形成氢键即可)
(4)②④
(5)D组晶体都为离子晶体,r(Na+)(建议用时:30分钟)
1.下列关于离子晶体的晶格能的说法中正确的是
(　　)
　　　　　　　　　　　　　　
A.离子晶体的晶格能指形成1
mol离子键所放出的能量
B.离子晶体的晶格能指破坏1
mol离子键所吸收的能量
C.离子晶体的晶格能指1
mol离子化合物中的阴、阳离子由相互远离的气态离子结合成离子晶体时所放出的能量
D.离子晶体的晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关
解析离子晶体的晶格能强调的是气态离子结合成离子晶体时所放出的能量,通常为正值;离子晶体的晶格能的大小影响晶体的熔点和硬度。
答案C
2.仅由下列各组元素所组成的化合物,不可能形成离子晶体的是(　　)
A.H、O、S
B.Na、H、O
C.K、Cl、O
D.H、N、Cl
解析强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐等是离子晶体。B项如NaOH,C项如KClO,D项如NH4Cl,均为离子晶体。
答案A
3.自然界中的CaF2又称萤石,是一种难溶于水的固体,属于典型的离子晶体。下列实验一定能说明CaF2是离子晶体的是(　　)
A.CaF2难溶于水,其水溶液的导电性极弱
B.CaF2的熔、沸点较高,硬度较大
C.CaF2固体不导电,但在熔融状态下可以导电
D.CaF2在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小
解析难溶于水,其水溶液的导电性极弱,不能说明CaF2一定是离子晶体;熔、沸点较高,硬度较大,也可能是原子晶体的性质,B项不能说明CaF2一定是离子晶体;熔融状态下可以导电,一定有自由移动的离子生成,C项说明CaF2一定是离子晶体;CaF2在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小,只能说明CaF2是极性分子,不能说明CaF2一定是离子晶体。
答案C
4.下面有关晶体的叙述中,不正确的是(　　)
A.金刚石空间网状结构中,由共价键形成的碳原子环中,最小环上有6个碳原子
B.氯化钠晶体中,每个Na+周围距离相等的Cl-共有6个
C.氯化铯晶体中,每个Cs+周围紧邻8个Cl-
D.干冰晶体中,每个CO2分子周围紧邻10个CO2分子
解析金刚石结构中,最小环上有6个碳原子,A项正确;氯化钠晶体中每个离子的周围都有6个异性离子,B项正确;氯化铯晶体中每个离子的周围都有8个异性离子,C项正确;干冰晶体中,每个CO2分子周围紧邻12个CO2分子,D项不正确。
答案D
5.NaF、NaI、MgO均为离子化合物,由下列表中数据可确定这三种化合物熔点高低的顺序,则正确的是(　　)
物质
①NaF
②NaI
③MgO
离子电荷数
1
1
2
键长/10-10m
2.31
3.18
2.10
A.①>②>③
B.③>①>②
C.③>②>①
D.②>①>③
解析NaF、NaI、MgO均为离子晶体,它们的熔点高低由离子键的强弱决定,而离子键的强弱与离子半径、离子所带电荷数有关,NaF、NaI、MgO中,MgO的离子半径最短,离子所带电荷数最多,故其离子键最强,熔点最高。NaF的离子半径短于NaI的,NaF的离子键强于NaI的,因此NaF的熔点高于NaI的。
答案B
6.为了确定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否为离子化合物,可以进行下列实验,其中合理、可靠的是(　　)
A.观察常温下的状态,SbCl5是苍黄色液体,SnCl4为无色液体。结论:SbCl5和SnCl4都是离子化合物
B.测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的熔点依次为73.5
℃、2.8
℃、-33
℃。结论:SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是离子化合物
C.将SbCl3、SbCl5、SnCl4溶解于水中,滴入HNO3酸化的AgNO3溶液,产生白色沉淀。结论:SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物
D.测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的水溶液的导电性,发现它们都可以导电。结论:SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物
解析离子化合物一般熔点较高,熔融后可导电;分子晶体溶于水后也可以发生电离而导电,如HCl等溶于水电离产生Cl-,能与HNO3酸化的AgNO3溶液反应,产生白色沉淀,故A、C、D项都不可靠。
答案B
7.下列说法中一定正确的是(　　)
A.固态时能导电的物质一定是金属晶体
B.熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体
C.水溶液能导电的晶体一定是离子晶体
D.固态不导电而熔融状态导电的晶体一定是离子晶体
解析四种晶体在不同状态下的导电性区别如下:
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
固态
不导电
不导电(单质硅为半导体)
可导电
不导电
熔融状态
不导电
不导电
可导电
可导电
水溶液
有的可导电
不溶于水
一般不溶于水
可导电
另外,固态石墨也可以导电,而石墨是混合晶体。
答案D
8.对于氯化钠晶体,下列描述正确的是(　　)
A.它是六方紧密堆积的一个例子
B.58.5
g氯化钠晶体中约含6.02×1023个NaCl分子
C.与氯化铯晶体结构相同
D.每个Na+与6个Cl-作为近邻
解析氯化钠晶体的晶胞结构如图所示
,从中可以看出在立方体的面心中均有Cl-,故其是面心立方最密堆积,故A错;氯化铯晶体的晶胞结构为,其结构呈体心立方最密堆积,故C错;从上图中可以得出氯化钠晶体中以Na+为中心向三维方向伸展,有6(上、下、前、后、左、右)个Cl-近邻,故D正确;NaCl为离子晶体,其中不含有NaCl分子,故B错。
答案D
9.某离子晶体中晶体结构最小的重复单元如图:A为阴离子,在立方体内,B为阳离子,分别在顶点和面心。则该晶体的化学式为(　　)
A.B2A
B.BA2
C.B7A4
D.B4A7
解析根据均摊法,该结构单元中含A的个数为8×1=8,含B的个数为8+6=4,B与A的离子数之比为4∶8=1∶2,即该晶体的化学式为BA2,故答案为B项。
答案B
10.已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素,且原子序数依次增大,其中A原子核外有三个未成对电子;A与B可形成离子化合物B3A2;C元素是地壳中含量最高的金属元素;D原子核外的M层中有两对成对电子;E原子核外最外层只有1个电子,其余各层电子均充满。请根据以上信息,回答下列问题(答题时,A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示):
(1)比E核外电子数少5的元素的原子核外电子排布式是　　　　　　　　　　　　　,A、B、C、D的第一电离能由小到大的顺序为　　　　　　　。
(2)B的氯化物的熔点远高于C的氯化物的熔点,理由是　　　　　　　　　　　　　。
(3)A的氢化物属于　　　　　　(填“极性”或“非极性”)分子,D的低价氧化物分子的立体构型是　　　　　　。
(4)A、E形成的某种化合物的晶胞结构如图所示,则其化学式为　　　(每个球均表示1个原子)。
解析A原子核外有三个未成对电子,可以推断为N;A与B可形成离子化合物B3A2,可以推断B为Mg;C元素是地壳中含量最高的金属元素,即为Al;D原子核外的M层中有两对成对电子,可以推断D为S;E原子核外最外层只有1个电子,其余各层电子均充满,可以推断E为Cu,Cu的核外电子数为29,比其核外电子数少5的是Cr元素。
答案(1)1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)
Al一、分子晶体的概念和结构特点
1.下列关于晶体的说法中正确的是(　　)
A.分子晶体内一定存在共价键
B.分子晶体中分子间作用力越大,分子越稳定
C.冰融化时水分子中的共价键没有断裂
D.由金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物,其晶体一定不是分子晶体
解析稀有气体元素形成的单质晶体中,分子内不存在共价键,A项错误;分子的稳定性强弱只与分子内所含化学键的强弱有关,而与分子间作用力无关,B项错误;冰融化时,其分子间作用力被破坏,而共价键没有发生变化,C项正确;AlCl3是共价化合物,其晶体是分子晶体,D项错误。
答案C
2.下列物质属于分子晶体的化合物是(　　)
A.钠
B.硫黄
C.干冰
D.食盐
解析钠是金属单质,不可能形成分子晶体,A项错;硫黄属于单质,B项错;食盐属于离子化合物,不可能形成分子晶体,D项错。
答案C
3.下列各组物质,均属于化合物且均形成分子晶体的是(　　)
A.NH3、HD、C10H8
B.PCl3、CO2、H2SO4
C.SO2、NaCl、P2O5
D.CCl4、P4、H2O2
解析HD、P4为单质,NaCl为离子化合物,不可能形成分子晶体。
答案B
4.乙醇晶体中不存在的作用力是(　　)
A.极性键
B.非极性键
C.离子键
D.氢键
解析乙醇的结构简式为CH3CH2OH,碳氢键、碳氧键、氧氢键均属于极性键,碳碳键属于非极性键,乙醇分子之间可以形成氢键。
答案C
5.医院在进行外科手术时,常用HgCl2稀溶液作为手术刀的消毒剂,已知HgCl2有如下性质:①HgCl2晶体熔点较低　②HgCl2熔融状态下不导电　③HgCl2在水溶液中可发生微弱电离。下列关于HgCl2的叙述中正确的是(　　)
A.HgCl2晶体属于分子晶体
B.HgCl2属于离子化合物
C.HgCl2属于电解质,且属于强电解质
D.HgCl2属于非电解质
解析由信息①可知HgCl2晶体属于分子晶体,A项正确;由信息②③可知HgCl2属于共价化合物,且为弱电解质,故B、C、D均错误。
答案A
二、分子晶体的性质
6.分子晶体一般具有的性质是(　　)
A.易溶于水
B.熔、沸点较高
C.通常状况下有些是固体,有些是气体,也有的是液体
D.硬度一般较大
解析分子晶体在通常状况下有固体、气体,也有液体,水溶性不确定,熔、沸点较低,硬度一般较小。
答案C
7.科学家发现的C60是一种新的分子,它具有空心、类似于足球的结构。最近科学家又确认存在着另一种分子“N60”,它与C60的结构相似,在高温或机械撞击时,其积蓄的巨大能量会在一瞬间释放出来。下列关于N60的说法中不正确的是(　　)
A.N60是由共价键结合而成的空心球状结构
B.N60和14N都是氮的同位素
C.N60的熔、沸点不高
D.N60可能成为很好的火箭燃料
解析由于C60晶体为分子晶体,而N60结构与之相似,所以N60也为分子晶体;同位素是质子数相同中子数不同的同种元素的核素,N60是一种分子而非核素;分子晶体的熔、沸点不高,故N60的熔、沸点也不会很高。
答案D
8.下列分子晶体在熔化时,只破坏范德华力的是　　　　　　　　　(填序号,下同),既破坏范德华力,又破坏氢键的是　　　　　。
①H2　②O2　③P4(白磷)　④SO2　⑤CO2
⑥H2O2　⑦HF　⑧H2N—CH2CH2COOH
⑨C2H6
解析有氢键的分子晶体,其分子中应含有H—F
键、H—O键、H—N键中的任何一个键,在熔化时其中的氢键被破坏。
答案①②③④⑤⑨　⑥⑦⑧
9.短周期元素X、Y、Z在周期表中位置关系如图:
(1)X元素组成的单质的分子式是　　　　,若X元素的原子核内中子数和质子数相等,则X元素组成的单质的摩尔质量为　　　　,是　　　　晶体。
(2)Y元素的名称是　　　,其氢化物的沸点　　　(填“高于”“低于”或“无法确定”)氯化氢。
(3)Z元素组成的单质的晶体类型属于　　　　,Z的氢化物和氧化物反应的化学方程式为　　　。
解析短周期元素为前三周期,根据X、Y、Z在周期表中位置可推断X为He、Y为F、Z为S。液态氟化氢形成分子间氢键,使得其沸点高于氯化氢。
答案(1)He　4
g·mol-1　分子
(2)氟　高于
(3)分子晶体　2H2S+SO23S↓+2H2O
10.第28届国际地质大会提供的资料显示,海底有大量的天然气水合物,可满足人类1
000年的能源需求。天然气水合物是一种晶体,晶体中平均每46个水分子构建成8个笼,每个笼可容纳1个CH4分子或1个游离H2O分子。根据上述信息,完成下列问题。
(1)下列关于天然气水合物中两种分子极性的描述正确的是　　　。
A.两种都是极性分子
B.两种都是非极性分子
C.CH4是极性分子,H2O是非极性分子
D.H2O是极性分子,CH4是非极性分子
(2)若晶体中每8个笼只有6个容纳了CH4分子,另外2个笼被游离H2O分子填充,则天然气水合物的平均组成可表示为　　　。
A.CH4·14H2O
B.CH4·8H2O
C.CH4·H2O
D.CH4·6H2O
解析CH4分子为正四面体构型,是含有极性键的非极性分子,H2O分子为V形,是极性分子。CH4和H2O的个数比为6∶(46+2)=1∶8。
答案(1)D　(2)B
(建议用时:30分钟)
1.某化学兴趣小组,在学完分子晶体后,查阅了几种氯化物的熔、沸点,记录如下:
　　　　　　　　　　　　　　
NaCl
MgCl2
AlCl3
SiCl4
CaCl2
熔点/℃
801
712
190
-68
782
沸点/℃
1
465
1
418
230
57
1
600
根据这些数据分析,他们认为属于分子晶体的是
(　　)
A.NaCl、MgCl2、CaCl2
B.AlCl3、SiCl4
C.NaCl、CaCl2
D.NaCl、MgCl2、AlCl3、SiCl4、CaCl2
解析分子晶体的熔、沸点低。
答案B
2.下列晶体由原子直接构成,且属于分子晶体的是
(　　)
A.固态氢
B.固态氖
C.磷
D.三氧化硫
解析根据题意可知必须是单原子分子,符合条件的只有稀有气体,故选B。
答案B
3.SiCl4的分子结构与CCl4类似,对其作出如下推断,其中正确的是(　　)
①SiCl4晶体是分子晶体　②常温、常压下,SiCl4是液体　③SiCl4分子是由极性键形成的非极性分子　④SiCl4的熔点高于CCl4的
A.①
B.①②
C.②③
D.①②③④
解析我们熟悉的CCl4在常温下是液体,形成的晶体是分子晶体,而SiCl4的结构与CCl4相似,都是由极性键形成的非极性分子,故SiCl4形成的晶体也是分子晶体,由于相对分子质量:SiCl4>CCl4,故SiCl4的熔点高于CCl4的。
答案D
4.下列说法正确的是(　　)
A.冰融化时,分子中H—O键发生断裂
B.分子晶体中,分子间作用力越大,通常熔点越高
C.分子晶体中,共价键键能越大,分子的熔、沸点越高
D.分子晶体中,分子间作用力越大,分子越稳定
解析冰融化时,破坏的是氢键和范德华力,水分子中的共价键不被破坏,分子晶体的熔、沸点高低与分子间作用力的大小有关,与化学键的强弱无关,而分子的稳定性与化学键的强弱有关,与分子间作用力的大小无关。
答案B
5.下列物质的性质与氢键无关的是(　　)
A.冰的密度比液态水的密度小
B.酒精易溶解在水里
C.NH3分子比PH3分子稳定
D.相同条件下,H2O的沸点比H2S的高
解析氢键属于分子间作用力的一种,主要影响物质的物理性质。冰中由于氢键的作用,使水分子的排列更加有序,水结成冰,体积会膨胀,故冰的密度比水的密度小;酒精易溶解在水里,这与氢键有关。H2O分子间有氢键,而H2S分子间无氢键,故H2O的沸点高;NH3比PH3稳定,原因是N—H键的键能比P—H键的键能大。
答案C
6.HF分子晶体、NH3分子晶体与冰的结构极为相似,在HF分子晶体中,与F原子距离最近的HF分子有几个(　　)
A.3
B.4
C.5
D.12
解析根据HF分子晶体与冰结构相似可知,每个HF分子周围有4个HF分子与之最近,构成正四面体,故B项正确。
答案B
7.有X、Y、Z、W、M五种短周期元素,其中X、Y、Z、W同周期,Z、M同主族;X+与M2-具有相同的电子层结构;离子半径:Z2->W-;Y的单质晶体熔点高、硬度大,是一种重要的半导体材料。下列说法中正确的是(　　)
A.X、M两种元素只能形成X2M型化合物
B.由于W、Z、M元素的氢化物相对分子质量依次减小,所以其沸点依次降低
C.元素Z、W的单质晶体属于不同种类型的晶体
D.元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂
解析由Y的单质晶体熔点高、硬度大,是一种重要的半导体材料,可知Y为Si元素,由X、Y、Z、W同周期,X+与M2-具有相同的电子层结构,可知X为Na元素,M为O元素,Z为S元素,再结合离子半径:Z2->W-,W为Cl元素。Na和O可形成Na2O和Na2O2,A不正确;B中氢化物为HCl、H2S、H2O,由于水分子之间存在氢键,故水的沸点最高,也可以按照HCl、H2S、H2O在常温下的状态判断,H2O的沸点最高;S单质和Cl2都是分子晶体,C项不正确;Cl2和O3常用于作水处理中的消毒剂,是因为这两种物质均具有强氧化性。
答案D
8.最近发现一种由钛(Ti)原子和碳原子构成的气态团簇分子,分子模型如图所示,其中圆圈表示碳原子,黑点表示钛原子,则它的化学式为
(　　)
A.TiC
B.Ti13C14
C.Ti4C7
D.Ti14C13
解析该结构为一个分子的结构而不是晶胞,Ti位于立方体的顶点和面心上,共有8+6=14个;C位于棱的中点和体心,共有12+1=13个,故它的化学式为Ti14C13。
答案D
9.(1)IBr是一种卤素互化物,具有很高的化学活性,有许多性质与卤素相似,它在常温下是深红色液体,熔点为41
℃,沸点为116
℃,固体溴化碘是　　　　晶体,含有　　　　键,IBr与水反应生成一种无氧酸和一种含氧酸,反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)已知AlCl3的熔点为190
℃(2.202×105
Pa下),但它在180
℃即开始升华。请回答:
①AlCl3固体是　　　　晶体;
②设计一个可靠的实验,判断氯化铝是离子化合物还是共价化合物。你设计的实验是 　。
解析(1)由IBr的熔、沸点,可推知IBr属于分子晶体,所以IBr含极性共价键,参照Cl2和水的反应不难写出IBr和水的反应方程式。
(2)由AlCl3的熔点低以及在180
℃时开始升华,可判断AlCl3固体为分子晶体。若验证一种化合物是共价化合物还是离子化合物,可测其熔融状态下是否导电,若不导电则是共价化合物,导电则是离子化合物。
答案(1)分子　极性共价　IBr+H2OHBr+HIO
(2)①分子　②在熔融状态下,测其是否导电,若不导电则是共价化合物
10.Ⅰ.已知A、B、C、D四种分子所含原子的数目依次为
1、3、6、6,且都含有18个电子,B、C是由两种元素的原子组成,且分子中两种原子的个数比均为1∶2。D是一种有毒的有机物。
(1)组成A分子的原子的元素符号是　　　　。
(2)从B分子的立体结构判断,该分子属于　　　　(填“极性”或“非极性”)分子。
(3)C分子中包含　　　个σ键,　　　个π键。
(4)D的熔、沸点比C2H6的熔、沸点高,其主要原因是(需指明D是何物质): 　　　　　　　　。
Ⅱ.CO的结构可表示为,N2的结构可表示为。
(5)下表是两者的键能数据:(单位:kJ·mol-1)
A—B
CO
357.7
798.9
1
071.9
N2
154.8
418.4
941.7
结合数据说明CO比N2活泼的原因: 　。
Ⅲ.Fe、Co、Ni、Cu等金属能形成配合物与这些金属原子的电子层结构有关。
(6)基态Ni原子的核外电子排布式为　　　　　　　　　　,基态Cu原子的外围电子排布式为　　　　　。
(7)Fe(CO)5常温下呈液态,熔点为-20.5
℃,沸点为103
℃,易溶于非极性溶剂,据此可判断Fe(CO)5晶体属于　　　(填晶体类型)。
解析(1)18个电子的单原子分子是氩。(2)B是由两种元素的3原子构成的含有18个电子的分子,则B是H2S,是极性分子。(3)C是由两种元素的6原子构成的含有18个电子的分子,原子个数比为1∶2,则C是N2H4,N原子采取sp3杂化,分子内有5个σ键,无π键。(4)1个D分子中含有6个原子,并含有18个电子,且为有毒的有机物,应是甲醇。CH3OH分子之间能形成氢键,因此熔、沸点比C2H6的熔、沸点高。(5)CO分子中的一个π键的键能=1
071.9
kJ·mol-1-798.9
kJ·mol-1=273
kJ·mol-1。N2分子内的一个π键的键能=941.7
kJ·mol-1-418.4
kJ·mol-1=523.3
kJ·mol-1,键能越大,π键越稳定,CO分子中的π键比N2分子中的π键更容易断裂,所以CO比N2活泼。(6)基态Ni原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d84s2,基态Cu原子的外围电子排布式为3d104s1。(7)Fe(CO)5的熔、沸点低,易溶于非极性溶剂,可推知Fe(CO)5晶体是分子晶体。
答案Ⅰ.(1)Ar　(2)极性　(3)5　0　(4)D是CH3OH,分子之间能形成氢键
Ⅱ.(5)CO中断裂1
mol
π键需吸收能量273
kJ,N2中断裂1
mol
π键需吸收能量523.3
kJ,所以CO分子中的π键比N2分子中的π键更容易发生反应
Ⅲ.(6)1s22s22p63s23p63d84s2　3d104s1
(7)分子晶体课时训练1　原子的诞生、能层与能级
一、原子的诞生
1.在物质结构研究的历史上,首先提出原子内有原子核的科学家是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　
解析汤姆生最早提出了电子学说,道尔顿最早提出了原子学说,卢瑟福最早提出了原子核,玻尔最早提出了原子的行星模型。
答案C
2.下列说法中,不符合现代大爆炸宇宙学理论的是
(　　)
A.我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸
B.恒星正在不断地合成自然界中没有的新元素
C.氢、氦等轻核元素是宇宙中天然元素之母
D.宇宙的所有原子中,最多的是氢元素的原子
解析现代大爆炸宇宙学理论认为:我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸,大爆炸后约2小时,诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂,氢是宇宙中最丰富的元素,约占宇宙原子总数的88.6%,故A、D正确;其后,经过或长或短的发展过程,氢、氦等发生原子核的融合反应,分期分批地合成其他元素,至今,所有恒星仍在合成元素,而且,所有这些元素都是已知的,故C正确,B错误。
答案B
3.据报道,月球上有大量3He存在。下列关于3He的说法正确的是(　　)
A.是4He的同分异构体
B.比4He多一个中子
C.是4He的同位素
D.比4He少一个质子
解析同分异构体指的是分子式相同结构不同的分子,而3He与4He都是原子。3He与4He是同一元素的不同原子,二者互为同位素,3He比4He少一个中子。3He与4He质子数都是2。
答案C
二、能层与能级
4.M能层对应的电子层是(　　)
A.第一能层
B.第二能层
C.第三能层
D.第四能层
解析第一、二、三、四、五、六、七……能层对应的能层分别是K、L、M、N、O、P、Q……能层。
答案C
5.N能层具有的能级数为(　　)
A.5
B.4
C.3
D.2
解析每一个能层所具有的能级数等于能层序数,N能层为第四能层,故能级数为4。
答案B
6.下列各能层中不包含d能级的是(　　)
A.N能层
B.M能层
C.L能层
D.O能层
解析从第三能层(即M能层)开始,能层中包含d能级,故M能层、N能层、O能层均包含d能级。
答案C
7.下列能级中,不属于M能层的是(　　)
A.3s
B.4s
C.3p
D.3d
解析M能层含有3s、3p、3d3个能级。
答案B
8.在N能层中,最多能容纳的电子数为(　　)
A.2
B.8
C.18
D.32
解析每一能层(n)可容纳的最多电子数为2n2。N能层的能层序数为4,故最多能容纳32个电子。
答案D
9.下列能级中可容纳电子数最多的是(　　)
A.6s
B.4p
C.3d
D.4f
解析各能级能容纳的最多电子数:ns能级为2,np能级为6,nd能级为10,nf能级为14。
答案D
10.画出Be、N、Ne、Na、Mg这些元素的基态原子结构示意图,并回答下列问题:
原子结构示意图:　。
(1)只有K层与L层的元素有　;
(2)含有M层的有　;
(3)最外层电子数相同的有　。
解析Be、N、Ne都只有两个能层,即K层与L层;Na、Mg有三个能层,即K层、L层、M层。通过原子结构示意图观察Be、Mg的最外层电子数相同。
答案Be
+4、N
+7、Ne
+10、
Na
+11、Mg
+12。
(1)Be、N、Ne　(2)Na、Mg　(3)Be、Mg
(建议用时:30分钟)
1.自1803年英国化学家、物理学家道尔顿提出原子假说以来,人类对原子结构的研究不断深入和发展,通过实验事实不断地丰富、完善原子结构理论。请判断下列关于原子结构的说法正确的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　
A.所有原子都含有质子、中子和电子三种基本构成微粒
B.所有原子中含有的质子、中子和电子的数目都相等
C.原子核对电子的吸引作用的实质是原子核中的质子对核外电子的吸引
D.原子中的质子、中子和电子均不能再进一步分成更小的微粒
解析所有原子中都含有质子和电子,并且二者在数值上是相等的。因为质子和电子带的电荷数相等,而电性相反,故整个原子是电中性的。需要注意的是,并不是所有原子都是由质子、中子和电子组成的,如H中就只含有一个质子和一个电子,没有中子,多数原子的中子数和质子数比较接近但没有必然的数量关系,故A、B选项均错误。从发展的观点出发,原子中的质子、中子和电子有可能再进一步分成更小的微粒,目前有资料介绍,科学家已经研究发现了更小的微粒——夸克,所以D选项是错误的。
答案C
2.下列各能层中不包含p能级的是(　　)
A.N
B.M
C.L
D.K
解析从第二能层(即L能层)开始才出现p能级,故第一能层(即K能层)不含p能级。
答案D
3.下列各电子能层中含有3p能级的是(　　)
A.K能层
B.L能层
C.M能层
D.N能层
解析K能层含有1s能级,L能层含有2s、2p能级,M能层含有3s、3p、3d能级,N能层含有4s、4p、4d、4f能级。
答案C
4.下列说法正确的是(　　)
A.同一原子中,1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
B.同一原子中,2p、3p、4p电子的能量相等
C.能量高的电子在离核近的区域运动,能量低的电子在离核远的区域运动
D.各能层含有的能级数为n(n为能层序数)
解析在同一原子中,对于不同能层相同能级的电子来说,能层序数越大,能量越高,A、B项错误;离核越远,电子的能量越高,C项错误。
答案D
5.符号为M的能层可容纳的最多电子数为(　　)
A.8
B.18
C.32
D.50
解析符号为M的能层是第三能层,每一能层能容纳的最多电子数为2n2,故M能层上容纳的最多电子数为2×32=18。
答案B
6.下列电子层中,包含有f能级的是(　　)
A.K电子层
B.L电子层
C.M电子层
D.N电子层
解析K电子层是第一能层,只有1s能级;L电子层是第二能层,有2个能级,即2s和2p;M电子层是第三能层,有3个能级,即3s、3p、3d;N电子层是第四能层,有4个能级,即4s、4p、4d、4f,而根据能级数等于能层序数的规律,可知只有能层序数≥4的电子层中才有f能级。
答案D
7.在同一个原子中,M能层上的电子与Q能层上的电子的能量(　　)
A.前者大于后者
B.后者大于前者
C.前者等于后者
D.无法确定
解析在同一个原子中,能层的能量由低到高的顺序是K、L、M、N、O、P、Q……故B项正确。
答案B
8.下列说法中肯定错误的是(　　)
A.某原子K层上只有一个电子
B.某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍
C.某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍
D.某离子的核电荷数与最外层电子数相等
解析当原子有M层时,L层上已填充了8个电子,此时M层上不可能填32个电子,所以B项中说法一定错误。
答案B
9.下列是关于多电子原子核外电子运动规律的叙述,其中叙述正确的是(　　)
A.核外电子是分层运动的
B.所有电子在同一区域里运动
C.能量高的电子在离核近的区域运动
D.同一能层的电子能量相同
解析根据电子的能量高低不同,核外电子分层运动;能量高的电子在离核远的区域运动;同一能层内能级不同的电子能量不相同。
答案A
10.下列符号代表一些能层或能级的能量,请将它们按能量由低到高的顺序排列。
(1)E(K)、E(N)、E(L)、E(M)
　;
(2)E(3s)、E(2s)、E(4s)、E(1s)
　;
(3)E(4s)、E(4d)、E(4p)、E(4f)
　。
解析不同能层的能量按K、L、M、N、O、P、Q……的顺序依次升高,同一能层里,能级的能量按s、p、d、f……的顺序升高。
答案(1)E(K)、E(L)、E(M)、E(N)
(2)E(1s)、E(2s)、E(3s)、E(4s)
(3)E(4s)、E(4p)、E(4d)、E(4f)
11.根据下列叙述,写出元素名称并画出原子结构示意图。
(1)A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半:　。
(2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍:　。
(3)C元素的单质在常温下可与水剧烈反应,产生的气体能使带火星的木条复燃: 　。
(4)D元素原子的次外层电子数是最外层电子数的:　。
答案(1)硅　+14　(2)硼　+5
(3)氟　+9　(4)氖　+10课时训练14　原子晶体
一、常见的晶体
1.下列晶体中①SiO2　②CO2　③P4　④晶体硅　⑤H2SO4　⑥P2O5　⑦SO3　⑧SiC　⑨冰醋酸
⑩金刚石,属于原子晶体的一组是(　　)
A.①③④⑤⑥⑩
B.①④⑧⑩
C.③④⑧⑨⑩
D.①②③④⑤⑥⑦⑧⑨⑩
解析十种物质中属于分子晶体的有:CO2、P4、H2SO4、P2O5、SO3、冰醋酸,其余的4种物质均为原子晶体。
答案B
2.在二氧化硅晶体中,一个硅原子连接的氧原子个数为(　　)
A.2
B.4
C.6
D.8
解析二氧化硅属于原子晶体,在SiO2晶体中,一个硅原子连着4个氧原子,一个氧原子连着2个硅原子。
答案B
3.下列物质中不含共价键的是(　　)
A.晶体硅
B.氯化氢
C.水
D.铜
解析晶体硅属于原子晶体,为空间网状结构,每一个硅原子连着4个硅原子,硅原子与硅原子之间形成共价键;氯化氢、水属于共价化合物,分子内含共价键;铜属于金属单质,不含共价键。
答案D
4.金刚石是典型的原子晶体,下列关于金刚石的说法中错误的是(　　)
A.晶体中不存在独立的“分子”
B.碳原子间以共价键相结合
C.硬度很大
D.化学性质稳定,即使在高温下也不会与氧气发生反应
解析在金刚石中,碳原子以共价键结合成空间网状结构,不存在分子。由于碳的原子半径比较小,碳与碳之间的共价键的键能大,所以金刚石的硬度很大,因此A、B、C选项是正确的;金刚石是碳的单质,可以在空气或氧气中燃烧生成CO2,故D选项的说法是错误的。
答案D
5.我们可以将SiO2的晶体结构想象为在晶体硅的Si—Si键之间插入O原子。根据SiO2晶体结构图,下列说法不正确的是(　　)
A.石英晶体中每个Si原子通过Si—O极性键与4个O原子作用
B.每个O原子也通过Si—O极性键与2个Si原子作用
C.石英晶体中Si原子与O原子的原子个数比为1∶2,可用“SiO2”来表示石英的组成
D.在晶体中存在石英分子,故能叫分子式
解析晶体硅的结构是五个硅原子形成正四面体结构,其中有一个位于正四面体的中心,另外四个位于四面体的顶点,故SiO2的结构为每个硅原子周围有四个氧原子,而每个氧原子周围有两个硅原子,在晶体中Si原子与O原子的原子个数比为1∶2,“SiO2”仅表示石英的组成,故没有单个的SiO2分子。
答案D
二、晶体的结构和性质
6.最近,美国LawreceLiremore国家实验室成功地在高压下将CO2转化为具有类似SiO2结构的原子晶体,下列关于CO2的原子晶体说法正确的是(　　)
A.CO2的原子晶体和分子晶体互为同素异形体
B.在一定条件下,CO2原子晶体转化为分子晶体是物理变化
C.CO2的原子晶体和CO2的分子晶体具有相同的物理性质
D.在CO2的原子晶体中,每个C原子周围结合4个O原子,每个O原子与2个C原子相结合
解析同素异形体的研究对象是单质;CO2的晶体类型的转变已生成了新物质,故CO2原子晶体转化为分子晶体为化学变化;CO2的不同晶体具有不同的物理性质;在CO2的原子晶体中,每个C原子结合4个O原子,每个O原子结合2个C原子。
答案D
7.下列各组物质中,按熔点由高到低排列的是(　　)
A.H2O、H2S、H2Se
B.GeH4、SiH4、CH4
C.CH4、CH3CH3、CH3CH2CH3
D.晶体硅、碳化硅、金刚石
解析A项中的H2O分子之间能形成氢键,H2O的熔点比另外两种物质高;H2S、H2Se中H2Se的相对分子质量更大,分子间作用力大,H2Se的熔点比H2S的高,A项错误。B项中三种物质是组成和结构相似的分子晶体,GeH4、SiH4、CH4相对分子质量依次减小,分子间作用力依次减小,熔点依次降低,B项正确。C项也是组成和结构相似的分子晶体,但相对分子质量依次增大,因此熔点依次升高,C项错误。D项是结构相似的原子晶体,键长:Si—Si>Si—C>C—C,键能:Si—Si答案B
8.根据下表中给出的有关数据,判断下列说法中错误的是(　　)
AlCl3
SiCl4
晶体硼
金刚石
晶体硅
熔点/℃
190
-68
2
300
>3
550
1
410
沸点/℃
178
57
2
550
4
827
2
355
A.SiCl4是分子晶体
B.晶体硼是原子晶体
C.AlCl3是分子晶体,加热能升华
D.金刚石中的C—C键比晶体硅中的Si—Si键弱
解析SiCl4、AlCl3的熔、沸点低,都是分子晶体,AlCl3的沸点低于其熔点,即在未熔化的温度下它就能汽化,故AlCl3加热能升华,A、C正确;晶体硼的熔、沸点高,所以晶体硼是原子晶体,B正确;C原子的半径比Si原子的小,金刚石中的C—C键的键长比晶体硅中的Si—Si键的键长短,金刚石中的C—C键的键能比晶体硅中的Si—Si键的键能大,金刚石中的C—C键比晶体硅中的Si—Si
键强。
答案D
9.有下列几种晶体:A.水晶　B.冰醋酸　C.白磷　D.金刚石　E.晶体氩　F.干冰。
(1)属于分子晶体的是　　　　　　　,直接由原子构成的分子晶体是　　　　　　　　　。
(2)属于原子晶体的化合物是　　　　　　　　。
(3)直接由原子构成的晶体是　　　　　　　　。
(4)受热熔化时,需克服共价键的是　　　　　。
解析根据构成晶体的微粒不同,分子晶体仅由分子构成,原子晶体中无分子。分子晶体有B、C、E、F,注意晶体氩是单原子分子晶体;原子晶体和单原子分子晶体都是由原子直接构成的,原子晶体有A、D,但属于化合物的只有A;分子晶体熔化时,一般不破坏化学键;原子晶体熔化时,破坏共价键。
答案(1)B、C、E、F　E
(2)A
(3)A、D、E
(4)A、D
10.X、Y、Z、Q为短周期非金属元素,R是长周期元素。X原子的电子占据2个电子层且原子中成对电子数是未成对电子数的2倍;Y的基态原子有7种不同运动状态的电子;Z元素在地壳中含量最多;Q是电负性最大的元素;R+只有三个电子层且完全充满电子。
请回答下列问题:(答题时,X、Y、Z、Q、R用所对应的元素符号表示)
(1)R的基态原子的电子排布式为　　　　　。
(2)X、Y、Z三种元素第一电离能从大到小顺序为　　　　　　　　。
(3)已知Y2Q2分子存在如下所示的两种结构(球棍模型,短线不一定代表单键):
①该分子中两个Y原子之间的键型组合正确的是　　　　。
A.仅1个σ键
B.1个σ键和2个π键
C.1个σ键和1个π键
D.仅2个σ键
②该分子中Y原子的杂化方式是　　　　。
(4)X与Y元素可以形成一种超硬新材料,其晶体部分结构如下图所示,有关该晶体的说法正确的是　　　　。
A.该晶体属于分子晶体
B.此晶体的硬度比金刚石还大
C.晶体的化学式是X3Y4
D.晶体熔化时共价键被破坏,没有克服范德华力和氢键
解析由题意可知X为碳元素,Y为氮元素,Z为氧元素,Q为氟元素,R为铜元素。
(1)Cu为29号元素,电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。
(2)C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。
(3)由N2F2的两种结构可知,其结构式为
和
两个N原子以双键形式成键,存在1个σ键和1个π键,C项正确;N原子采取sp2杂化。
(4)观察图形可发现与C原子相连的有4个N原子,与N原子相连的有3个C原子,形成了空间立体网状结构。可知该晶体为原子晶体,化学式为C3N4,晶体熔化时,化学键被破坏,故A项错误,C、D两项正确。对原子晶体而言,键长越短,其硬度越大,由于C—C键的键长大于C—N
键的键长,故该晶体的硬度比金刚石还大,B项正确。
答案(1)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
(2)N>O>C　(3)①C　②sp2　(4)B、C、D
(建议用时:30分钟)
1.下列晶体中不属于原子晶体的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　
A.干冰
B.金刚砂
C.金刚石
D.水晶
答案A
2.下列各组晶体中,化学键类型相同,晶体类型也相同的是(　　)
①SiO2和SO3　②晶体硼和HCl　③CO2和SO2　④晶体硅和金刚石　⑤晶体氖和晶体氮　⑥硫黄和碘
A.①②③
B.④⑤⑥
C.③④⑥
D.①③⑤
解析SiO2、晶体硼、晶体硅、金刚石都是原子晶体,SO3、HCl、CO2、SO2、晶体氖、晶体氮、硫黄、碘都是分子晶体。晶体氖中没有化学键,其余物质中都有共价键。
答案C
3.下列关于原子晶体和分子晶体的说法中不正确的是(　　)
A.原子晶体的硬度通常比分子晶体的大
B.原子晶体的熔、沸点较高
C.分子晶体中有的水溶液能导电
D.金刚石、水晶和干冰都属于原子晶体
解析由于原子晶体中粒子间以共价键结合,而分子晶体中分子间以分子间作用力结合,故原子晶体比分子晶体的熔、沸点高,硬度大。有些分子晶体溶于水后能电离出自由移动的离子而导电,如H2SO4、HCl。D选项中的干冰(CO2)是分子晶体,D错。
答案D
4.下表是某些原子晶体的熔点和硬度,分析表中的数据,判断下列叙述正确的是(　　)
原子晶体
金刚石
氮化硼
碳化硅
石英
硅
锗
熔点/℃
3
900
3
000
2
700
1
710
1
410
1
211
硬度
10
9.5
9.5
7
6.5
6.0
①构成原子晶体的原子种类越多,晶体的熔点越高
②构成原子晶体的原子间的共价键的键能越大,晶体的熔点越高
③构成原子晶体的原子半径越大,晶体的硬度越大
④构成原子晶体的原子半径越小,晶体的硬度越大
A.①②
B.③④
C.①③
D.②④
解析原子晶体的熔、沸点,硬度等物理性质取决于晶体内的共价键,构成原子晶体的原子半径越小,键长越短,键能越大,对应原子晶体的熔、沸点越高,硬度越大。
答案D
5.下列说法正确的是(　　)
A.在含4
mol
Si—O键的二氧化硅晶体中,氧原子的数目为4NA
B.金刚石晶体中,碳原子数与C—C键数之比为1∶2
C.30
g二氧化硅晶体中含有0.5NA个二氧化硅分子
D.晶体硅、晶体氖均是由相应原子直接构成的原子晶体
解析在二氧化硅晶体中,每个硅原子形成4个Si—O键,故含有4
mol
Si—O键的二氧化硅晶体的物质的量为1
mol,即含有2NA个氧原子,A项错误;金刚石中每个碳原子均与另外4个碳原子形成共价键,且每两个碳原子形成一个C—C键,故1
mol碳原子构成的金刚石中共有2
mol
C—C键,因此金刚石晶体中碳原子数与C—C键数之比为1∶2,B项正确;二氧化硅晶体中不存在分子,C项错误;晶体氖是由单原子分子靠分子间作用力结合在一起形成的,属于分子晶体,D项错误。
答案B
6.如图所示的是某原子晶体A空间结构中的一个单元。A与某物质B反应生成C,其实质是每个A—A键中插入一个B原子,则C物质的化学式为(　　)
A.AB
B.A5B4
C.AB2
D.A2B5
解析据题意,中心A原子与周围4个A原子相连形成4个A—A键,而每两个A原子共用一个键,故A原子与A—A键的个数比为1∶2,又因为B原子与A—A键的个数相等,所以B∶A=2∶1。
答案C
7.已知C3N4晶体很可能具有比金刚石更大的硬度,且原子间均以单键结合。下列关于C3N4晶体的说法中正确的是(　　)
A.C3N4晶体是分子晶体
B.C3N4晶体中C—N键的键长比金刚石中C—C键的键长要长
C.C3N4晶体中每个C原子连接4个N原子,而每个N原子连接3个C原子
D.C3N4晶体中微粒间通过离子键结合
解析由题给信息“具有比金刚石更大的硬度”,说明C3N4晶体是原子晶体,且晶体中C—N键比金刚石中C—C键的键长要短;由“原子间均以单键结合”可知每个C原子连接4个N原子,而每个N原子连接3个C原子。
答案C
8.氮化碳结构如图,其中β-氮化碳硬度超过金刚石晶体,成为首屈一指的超硬新材料。下列有关氮化碳的说法不正确的是(　　)
A.氮化碳属于原子晶体
B.氮化碳中碳显-4价,氮显+3价
C.氮化碳的化学式为C3N4
D.每个碳原子与四个氮原子相连,每个氮原子与三个碳原子相连
解析由“β-氮化碳硬度超过金刚石晶体”可知该晶体应该是原子晶体,A项对;由图示可知,每个碳原子与四个氮原子相连,每个氮原子与三个碳原子相连,故氮化碳的化学式为C3N4,C、D项对;由于氮的电负性大于碳的,所以氮化碳中碳显+4价,氮显-3价,B项错误。
答案B
9.观察下列模型并结合有关信息进行判断,下列说法错误的是(　　)
HCN
S8
结构模型示意图
备注
—
易溶于CS2
SF6
B12结构单元
结构模型示意图
备注
—
熔点2
573
K
A.HCN的结构式为H—C≡N
B.固态S8属于原子晶体
C.SF6是由极性键构成的非极性分子
D.单质硼属于原子晶体,结构单元中含有30个B—B键,含20个正三角形
解析S8易溶于CS2,所以固态S8属于分子晶体。SF6是正八面体,所以SF6是由极性键构成的非极性分子。单质硼的熔点很高,所以其属于原子晶体,由图看出每个硼形成5个B—B键,所以结构单元中含B—B键的个数为12×5÷2=30,含有的正三角形的个数为2×30÷3=20。
答案B
10.X是核外电子数最少的元素,Y是地壳中含量最丰富的元素,Z在地壳中的含量仅次于Y,W可以形成自然界中最硬的原子晶体。下列叙述中错误的是(　　)
A.WX4是沼气的主要成分
B.固态X2Y是分子晶体
C.ZY2的水溶液俗称“水玻璃”
D.ZW是原子晶体
解析根据题干文字的描述来分析,可推知:X是氢元素,Y是氧元素,Z是硅元素,W是碳元素。则WX4代表甲烷,X2Y代表水,ZW代表碳化硅,ZY2代表二氧化硅,由此可知,A、B、D均正确,水玻璃是Na2SiO3的水溶液,故C错误。
答案C
11.现有以下8种晶体:
A.干冰　B.CS2　C.金刚石　D.SiC　E.晶体硅
F.水晶　G.冰　H.晶体氩
(1)属于分子晶体,且分子的立体构型为直线形的是　　　　　(用晶体编号填空,下同)。
(2)通过非极性键形成的原子晶体是　　　　;晶体内不含化学键的是　　　　　。
(3)直接由原子构成的晶体是　。
(4)受热熔化时,化学键发生变化的是　　　　,干冰的熔点比冰的熔点低得多,原因是　 　。
(5)金刚石、SiC、晶体硅都是同主族元素组成的晶体,它们的熔点高低顺序为　　　　>　　　>　　　　(用名称填空),其原因是　 　。
解析(1)A、B、G、H属于分子晶体,其中CO2、CS2为直线形分子,H2O为V形分子,Ar属于单原子分子。
(2)非极性键形成的原子晶体应为单质,有金刚石和晶体硅,题述物质中只有晶体氩中不含有化学键。
(3)直接由原子构成的晶体为原子晶体和由稀有气体组成的分子晶体。
(4)受热熔化时,分子晶体只是破坏分子间作用力,而不会破坏分子内的化学键;原子晶体要破坏其中的共价键。干冰和冰均为分子晶体,但是冰中水分子间存在氢键,使熔点升高。
(5)金刚石、SiC和晶体硅都是原子晶体,原子晶体的熔点取决于共价键的键能。由于原子半径:Si>C,故键长:Si—Si>Si—C>C—C,所以键能的大小顺序为C—C>Si—C>Si—Si,所以三种晶体的熔点:金刚石>碳化硅>晶体硅。
答案(1)AB
(2)CE　H
(3)CDEFH
(4)CDEF　干冰中CO2分子之间只存在范德华力,冰中H2O分子之间存在范德华力和氢键,且氢键的强度比范德华力大
(5)金刚石　碳化硅　晶体硅　金刚石、碳化硅、晶体硅都是原子晶体,键长:C—CC—Si>Si—Si
12.四种短周期元素的性质或结构信息如下表,请根据信息回答下列问题。
元素
A
B
C
D
性质或结构信息
单质常温下为固体,难溶于水易溶于CS2;能形成两种二元含氧酸
原子的M层有1个未成对的p电子;核外p电子总数大于7
单质曾被称为“银色的金子”;与锂形成的合金常用于航天飞行器;单质能溶于强酸和强碱
原子核外电子层上s电子总数比p电子总数少2;单质和氧化物均为空间网状晶体,具有很高的熔、沸点
(1)A原子的最外层电子排布式为　　　,D原子共有　　　种不同运动状态的电子。
(2)写出C单质与强碱反应的离子方程式: 　。
(3)A、B两元素的氢化物分子中键能较小的是　　　(填化学式,下同);分子较稳定的是　 　。
(4)E、D同主族,位于短周期。它们的最高价氧化物中熔点较低的是　　　,原因是　 　。
解析常温下为固体,难溶于水,易溶于CS2,能形成两种二元含氧酸的元素是硫。M层有1个未成对的p电子,核外p电子总数大于7,电子排布式应是1s22s22p63s23p5,故B元素是氯。单质能溶于强酸和强碱的是铝。原子核外电子层上s电子总数比p电子总数少2个,电子排布式应是1s22s22p63s23p2,故D元素是硅。(1)硫原子的最外层电子排布式为3s23p4,硅原子核外有14个电子,所以有14种不同运动状态的电子。(2)铝与强碱反应的离子方程式为2Al+2OH-+2H2O2Al+3H2↑。(3)由于氯的原子半径小于硫的原子半径,所以H—Cl键的键能大于H—S键的,所以较稳定的分子为HCl。(4)与硅同主族的短周期元素为碳,其最高价氧化物为二氧化碳,二氧化碳属于分子晶体;而硅的最高价氧化物为二氧化硅,二氧化硅属于原子晶体,共价键的键能远大于分子间作用力,所以二氧化碳的熔点低于二氧化硅的。
答案(1)3s23p4　14
(2)2Al+2OH-+2H2O2Al+3H2↑
(3)H2S　HCl
(4)CO2　CO2属于分子晶体,SiO2属于原子晶体课时训练4　原子结构与元素周期表
一、核外电子排布与元素周期表的划分
1.下列是某些元素基态原子的电子排布式,其中表示第三周期元素的是(　　)
A.1s22s1
B.1s22s22p5
C.1s22s22p63s2
D.1s22s22p63s23p64s1
解析元素所在的周期与最高能层序数n有关,核外电子的最高能层序数为n时,该元素位于第n周期。故第三周期元素的最高能层序数为3,选C项。
答案C
2.外围电子排布为5s25p1的元素,在周期表中的位置是(　　)
A.第四周期第ⅤA族
B.第五周期第ⅢA族
C.第五周期第ⅠA族
D.第四周期第ⅢA族
解析外围电子排布为5s25p1的元素的最高能层序数为5,应属于第五周期;根据主族元素价电子层的电子总数=主族序数,且主族元素的价电子层的电子只含s、p能级上的电子,故外围电子排布为5s25p1的元素应属于第ⅢA族,故选B项。
答案B
3.已知某元素+2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6,该元素在周期表中位于(　　)
A.第ⅤB族
B.第ⅡB族
C.第Ⅷ族
D.第ⅡA族
解析族的划分与元素原子的价电子层的电子总数、价电子层有密切关系。同族元素的价电子层的电子总数相同;对主族元素来说,价电子层即最外层电子排布。要特别注意过渡元素的价电子层还可能与次外层有关系。由题意可知,该元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2,应为第ⅡA族元素Ca。
答案D
4.电子排布式为[Ar]3d54s2的元素是(　　)
A.稀有气体元素
B.过渡元素
C.主族元素
D.卤族元素
解析在最外能层p能级上填充有电子且未满时,一定为主族元素;最外能层p能级上未填充电子,而在次外层d(或倒数第三层f)能级上填充有电子的元素,一定是过渡元素。
答案B
5.下列关于主族元素的说法正确的是(　　)
A.主族元素的原子核外电子最后填入的能级是s能级
B.主族元素的原子核外电子最后填入的能级是s能级或p能级
C.所有主族元素的最高正价都等于主族序数
D.主族元素的价电子数有可能超过最外层电子数
解析第ⅠA族和第ⅡA族元素的电子最后填入的是s能级,第ⅢA~第ⅦA族元素的电子最后填入的是p能级,A项错,B项对;大多数主族元素的最高正价等于其最外层电子数,但F元素无正价,O元素的最高正价不是+6价,C项错;主族元素的价电子层的电子总数等于最外层电子数,D项错。
答案B
6.具有如下电子层结构的原子,其相应元素一定属于同一主族的是(　　)
A.3p能级上有2个未成对电子的原子和4p能级上有2个未成对电子的原子
B.3p能级上只有1个空轨道的原子和4p能级上只有1个空轨道的原子
C.最外层电子排布为1s2的原子和最外层电子排布为2s22p6的原子
D.最外层电子排布为1s2的原子和最外层电子排布为2s2的原子
解析当p能级上有2个或者4个电子时,p能级上都有2个未成对电子,所以相应元素可能是第ⅣA族,也可能是第ⅥA族,故A项不符合题意;p能级上有3个轨道,当p能级有1个空轨道时,另两个轨道各容纳了1个电子,加上s能级上的2个电子,最外层为4个电子,所以不管处于哪个能层,只要最外层为4个电子,就属于第ⅣA族,故B项符合题意;最外层电子排布为1s2的原子是He,最外层电子排布为2s22p6的原子是Ne,两者均属于0族元素,题干中要求属于同一主族元素,故C项不符合题意;最外层电子排布为2s2的原子是Be,属于第ⅡA族,而最外层电子排布为1s2的原子是He,属于0族,故D项也是错误的。
答案B
7.写出具有下列电子排布的微粒的核电荷数、元素符号,以及在周期表中的位置。
(1)A原子:1s22s22p5　　　　　、　　　　　;第　　　　周期第　　　　族。
(2)B-:1s22s22p63s23p6　　　　、　　　　　;第　　　　周期第　　　　族。
(3)C原子:[He]2s22p3　　　　、　　　　　;第　　　　周期第　　　　族。
(4)外围电子排布为3d54s2的原子:　　　　、　　　　;第　　　　周期第　　　　族。
解析(1)对于原子来讲,核电荷数=核外电子数,确定A元素为F,位于周期表中第二周期第ⅦA族。
(2)对于阴离子来讲,核电荷数=核外电子数-离子所带电荷数=18-1=17,故B-为Cl-,位于周期表中第三周期第ⅦA族。
(3)将简化电子排布式还原为通常电子排布式,即1s22s22p3,判断C原子为N,位于周期表中第二周期第ⅤA族。
(4)由构造原理知该元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2,确定为Mn元素,位于第四周期第ⅦB族。
答案(1)9　F　二　ⅦA　(2)17　Cl　三　ⅦA
(3)7　N　二　ⅤA　(4)25　Mn　四　ⅦB
二、元素周期表的分区
8.按电子排布,可把周期表里的元素划分成5个区,以下元素属于s区的是(　　)
A.Fe
B.Mg
C.As
D.Cu
解析最外层s能级上只有1~2个电子,次外层d能级上无电子,价电子层为ns1~2(包括第ⅠA、第ⅡA族)的元素属于s区元素,只有Mg符合。
答案B
9.根据电子排布的特点,Cu在周期表中属于(　　)
A.s区
B.ds区
C.d区
D.p区
解析Cu原子的核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s1,价电子层为(n-1)d10ns1~2的元素位于ds区。
答案B
10.下列各组元素属于p区的是(　　)
A.原子序数为1、2、7的元素
B.O、S、P
C.Fe、Ar、Cl
D.Na、Li、Mg
解析价电子层为ns2np1~6(包括第ⅢA~ⅦA和0族,He除外)的元素属于p区元素,A项中原子序数为1的元素为氢元素,属于s区;C项中Ar、Cl为p区元素,Fe为d区元素;D项均为s区元素。只有B项符合题意。
答案B
11.下列说法中正确的是(　　)
A.s区都是金属元素
B.s区都是非金属元素
C.0族在p区
D.所有非金属都在p区
解析s区元素包括第ⅠA、第ⅡA族,既有金属元素又有非金属元素,0族元素在p区,故只有C项正确。
答案C
12.写出下列价电子层所对应的元素在周期表中的位置和所属的区,并指明属于金属还是非金属。
序号
①4s24p5
②4d105s2
③5s1
④3d74s2
在周期表中的位置
所属的区
金属还是非金属
解析元素所在的周期数=电子层数,对于主族元素来讲,主族序数=价电子层的电子总数,元素所属的区可通过价电子层来判断;熟记金属与非金属元素的分界线,在分界线左边的是金属元素,在分界线右边的是非金属元素。①的价电子层为4s24p5,共有4个电子层,位于第四周期,最外层有7个电子,为第ⅦA族,价电子层符合ns2np1~6,故属p区,位于金属与非金属元素分界线的右边,属于非金属元素;②的价电子层为4d105s2,共有5个电子层,位于第五周期,价电子层符合(n-1)d10ns1~2,故属ds区,且最外层有2个电子,为第ⅡB族,在金属与非金属元素分界线的左边,属于金属元素;③的价电子层为5s1,共有5个电子层,位于第五周期,价电子层符合ns1~2,故属s区,且最外层有1个电子,为第ⅠA族,在金属与非金属元素分界线的左边,属于金属元素;④的价电子层为3d74s2,共有4个电子层,位于第四周期,价电子层符合(n-1)d1~9ns1~2,故属d区,且价电子层的电子总数为9,为第Ⅷ族,在金属与非金属元素分界线的左边,属于金属元素。
答案
序号
①4s24p5
②4d105s2
③5s1
④3d74s2
在周期表中的位置
第四周期第ⅦA族
第五周期第ⅡB族
第五周期第ⅠA族
第四周期第Ⅷ族
所属的区
p
ds
s
d
金属还是非金属
非金属
金属
金属
金属
(建议用时:30分钟)
1.下列说法不正确的是(　　)
A.元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期系的根本原因
B.周期序数越大,该周期所含金属元素越多
C.所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号
D.周期表共有18个纵列,可分为7个主族,7个副族,1个第Ⅷ族,1个0族
解析ds区的名称不是来自按构造原理最后填入电子的能级符号。
答案C
2.外围电子排布式为4f75d16s2的元素在周期表中位置应是(　　)
A.第四周期第ⅦB族
B.第五周期第ⅢB族
C.第六周期第ⅦB族
D.第六周期第ⅢB族
解析最大能层数为6,所以在第六周期。由外围电子排布式为4f75d16s2知该元素在f区,综上可知该元素为镧系元素,位于第ⅢB族。
答案D
3.下列关于价电子层为3s23p4的粒子描述正确的是(　　)
A.它的元素符号为O
B.它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
C.它可与H2生成液态化合物
D.其电子排布图为
解析价电子层为3s23p4的粒子应是硫原子,H2S为气态。D项电子排布图中的3p能级上的电子排布违反了洪特规则,电子排布图应为
。
答案B
4.某元素位于周期表中第四周期第ⅤA族,则该元素的名称和价电子层均正确的是(　　)
A.砷　4s24p3
B.溴　4s24p5
C.磷　4s24p3
D.锑　5s25p3
解析由于该元素为主族元素,价电子层的电子总数=主族序数,故价电子层的电子总数为5,排除B项。又因周期数=电子层数,排除D项。由元素在周期表中的位置可知,元素的价电子层为4s24p3,其原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3,为33号元素砷,故A项正确。
答案A
5.某元素基态原子的最外层电子排布式为ns2,该元素(　　)
A.一定是第ⅡA族元素
B.一定是金属元素
C.不是第ⅡA族元素就是副族元素
D.可能是金属元素也可能是非金属元素
解析由于最外层电子排布式为ns2,则该元素可能是He、第ⅡA族元素或是过渡金属元素,所以综合起来讲,可能是金属元素也可能是非金属元素,答案选D项。
答案D
6.符合下列描述的各组元素中,肯定属于同族元素且性质相似的是(　　)
A.原子核外电子排布式:A为1s22s2,B为1s2
B.结构示意图:A为
+10,B为
+11
C.A元素位于s区且其原子的最外层只有一个未成对电子,B元素位于ds区且其原子的最外层也只有一个未成对电子
D.A元素的原子处于基态时,2p能级上有一对成对电子,B元素的原子处于基态时,3p能级上也有一对成对电子
解析原子核外电子排布式为1s22s2的元素为Be,属于第ⅡA族,而原子核外电子排布式为1s2的元素为He,属于0族,A项不符合题意;结构示意图为
+10的微粒为Ne,属于0族,而结构示意图为
+11的微粒为Na+,属于第ⅠA族,B项不符合题意;位于s区且最外层只有一个未成对电子的原子,其对应的元素为第ⅠA族元素,而位于ds区且最外层只有一个未成对电子的原子,其对应的元素为第ⅠB族元素,C项不符合题意;基态原子的2p能级上有一对成对电子的为氧原子,基态原子的3p能级上有一对成对电子的为硫原子,D项符合题意。
答案D
7.若某元素原子的外围电子排布式为4d15s2,则下列说法正确的是(　　)
A.该元素在元素周期表中的位置为第五周期第ⅢB族
B.该元素位于s区
C.该元素为非金属元素
D.该元素原子的N能层上共有8个电子
解析根据构造原理可知,该元素原子有5个能层,因此位于元素周期表第五周期;由外围电子排布式为4d15s2,可知该元素位于第ⅢB族,故A项正确。由于其最后1个电子填充在了4d能级上,故位于元素周期表d区,是一种金属元素,所以B、C、D项错误。
答案A
8.下列说法中正确的是(　　)
A.所有非金属元素都分布在p区
B.最外层电子数为2的元素都分布在s区
C.元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素
D.同一主族元素从上到下,金属性呈周期性变化
解析非金属元素中的氢元素位于s区,其余非金属元素均分布在p区,A项错误;最外层电子数为2的元素可能在s区(如Mg)、p区(如He)、ds区(如Zn)或d区(如Ti、Fe)等,B项错误;同主族元素从上到下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,这属于递变性质而不是周期性变化,D项错误。
答案C
9.某元素的最外层电子数为2,价电子层的电子总数为5,并且是同族中原子序数最小的元素,关于该元素的判断错误的是(　　)
A.电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2
B.该元素为V
C.该元素为ⅡA族元素
D.该元素位于d区
解析该元素为同族元素中原子序数最小的,所以该元素为第二周期或第四周期元素。又因其价电子层的电子总数≠最外层电子数,可推出该元素并不是第二周期元素,应为第四周期元素。价电子层为3d34s2,故为23号元素V,属于d区元素。
答案C
10.在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时,人们发现价电子层相似的元素集中在一起。据此,人们将元素周期表分为5个区,如图所示。
(1)在s区中,族序数最大、原子序数最小的元素是　　　,其原子的外围电子的电子云形状为　　　　　　　　　。
(2)在d区中,族序数最大、原子序数最小的元素是　　　　,其常见离子的电子排布式为　 　,
其中较稳定的是　　　　　。
(3)在ds区中,族序数最大、原子序数最小的元素是　　　　,其原子的价电子层为　。
(4)在p区中,第二周期第ⅤA族元素原子的外围电子排布图为　　　　　　　　　　　。
(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚,它们在周期表中位于　　　　区。
解析(1)s区为第ⅠA族、第ⅡA族元素,符合题目要求的元素为Be,其电子排布式为1s22s2,外围电子的电子云形状为球形;
(2)d区包含第ⅢB族(镧系、锕系元素除外)~第ⅦB族、第Ⅷ族元素,族序数最大且原子序数最小的为Fe,常见离子为Fe2+、Fe3+,Fe2+、Fe3+电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d6、1s22s22p63s23p63d5,由两离子的电子排布式可知Fe3+的3d能级为半充满状态,其稳定性强于Fe2+;
(3)ds区元素中符合条件的为Zn,其元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2,价电子层为3d104s2;
(4)该题中符合题意的为N原子,N原子的外围电子排布图为;
(5)铀和钚均为锕系元素,位于f区。
答案(1)Be　球形
(2)Fe　Fe2+:1s22s22p63s23p63d6,
Fe3+:1s22s22p63s23p63d5　Fe3+
(3)Zn　3d104s2
(4)
(5)f课时训练9　杂化轨道理论与配合物理论简介
一、杂化轨道理论
1.下列关于杂化轨道的叙述正确的是(　　)
A.杂化轨道可用于形成σ键,也可用于形成π键
B.杂化轨道可用来容纳未参与成键的孤电子对
C.NH3中N原子的sp3杂化轨道是由N原子的3个p轨道与H原子的s轨道杂化而成的
D.在乙烯分子中,1个碳原子的3个sp2杂化轨道与3个氢原子的s轨道重叠形成3个C—H
σ键
解析杂化轨道只用于形成σ键,或用来容纳未参与成键的孤电子对,不能用来形成π键,故B项正确,A项不正确;NH3中N原子的sp3杂化轨道是由N原子的1个s轨道和3个p轨道杂化而成的,C项不正确;乙烯分子中的C原子采用sp2杂化,1个碳原子中的2个sp2杂化轨道与2个氢原子的s轨道重叠形成2个C—H
σ键,剩下的1个sp2杂化轨道与另一个碳原子的sp2杂化轨道重叠形成1个C—C
σ键,D项不正确。
答案B
2.对H3O+的说法正确的是(　　)
A.O原子采取sp2杂化
B.O原子采取sp3杂化
C.离子中无配位键
D.离子中配体为O原子
解析H3O+的中心原子的价层电子对数是4,采取的是sp3杂化,H2O和H+之间形成配位键。
答案B
3.下列烃分子中,每个碳原子的杂化轨道数最多的是(　　)
A.C6H6
B.C2H6
C.C2H4
D.C2H2
解析苯分子和乙烯分子中的C原子都是采取sp2杂化,生成3个杂化轨道;乙烷分子中的C原子采取sp3杂化,生成4个杂化轨道;乙炔分子的C原子采取sp杂化,生成2个杂化轨道。
答案B
4.鲍林被认为是20世纪对化学科学影响最大的人之一,他也是两位获得诺贝尔奖不同奖项的人之一。杂化轨道是鲍林为了解释分子的立体构型提出的,下列对sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角的比较,得出结论正确的是(　　)
A.sp杂化轨道的夹角最大
B.sp2杂化轨道的夹角最大
C.sp3杂化轨道的夹角最大
D.sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角相等
解析sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角分别为109°28'、120°、180°。
答案A
5.了解有机物分子中化学键的特征以及成键方式是研究有机物性质的基础。下列关于有机物分子的成键方式的描述不正确的是(　　)
A.烷烃分子中碳原子均采用sp3杂化
B.炔烃分子中的碳碳三键由1个σ键、2个π键组成
C.苯分子中所有碳原子均采用sp2杂化成键
D.甲苯分子中所有碳原子均采用sp2杂化
解析甲苯分子中,苯环上的碳原子都采用sp2杂化,但甲基上的碳原子采用sp3杂化,D项错。
答案D
6.指出下列原子的杂化轨道类型及分子的结构式、立体构型。
(1)CS2分子中的C原子采取　　杂化,分子的结构式为　　　　　　　,立体构型为　　　　　;
(2)CH2O中的C原子采取　　杂化,分子的结构式为　　　　,立体构型为　;
(3)CCl4分子中的C原子采取　　　　　　杂化,分子的结构式为　　　　　,立体构型为　　　　　　　　;
(4)H2S分子中的S原子采取　　　　　杂化,分子的结构式为　　　　　,立体构型为　　　　　。
解析杂化轨道所用原子轨道的能量相近,且杂化轨道只能用于形成σ键,剩余的p轨道可以形成π键。杂化轨道类型决定了分子(或离子)的立体构型,如sp2杂化轨道的夹角为120°,立体构型为平面三角形。因此,也可根据分子的立体构型确定分子(或离子)中杂化轨道的类型,如CO2为直线形分子,因此分子中杂化轨道类型为sp杂化。
答案(1)sp　SCS　直线形
(2)sp2　　平面三角形
(3)sp3　　正四面体形
(4)sp3　　V形
二、配合物理论
7.下列不能形成配位键的组合是(　　)
A.Ag+　NH3
B.H2O　H+
C.Co3+　CO
D.Ag+　H+
解析在A、B、C三项中,Ag+、H+、Co3+都能提供空轨道,而NH3、H2O、CO都能提供孤电子对,所以能形成配位键,在D项中Ag+和H+都只能提供空轨道,而无法提供孤电子对,所以不能形成配位键。
答案D
8.向下列配合物的水溶液中加入AgNO3溶液,不能生成AgCl沉淀的是(　　)
A.[Co(NH3)3Cl3]
B.[Co(NH3)6]Cl3
C.[Co(NH3)4Cl2]Cl
D.[Co(NH3)5Cl]Cl2
解析B、C、D三项物质中都能电离出氯离子,加入AgNO3溶液后生成沉淀,而A项[Co(NH3)3Cl3]分子中的所有的氯原子与Co原子均形成了配位键,在水溶液中不能电离出Cl-,故加入AgNO3溶液后也不会生成沉淀。
答案A
9.向盛有硫酸铜水溶液的试管里加入氨水,首先形成难溶物,继续滴加氨水并振荡,难溶物质溶解得到深蓝色的透明溶液;继续加乙醇,析出深蓝色晶体。下列对此现象的说法正确的是(　　)
A.反应后溶液中不存在任何沉淀,所以反应前后的Cu2+浓度不变
B.难溶物溶解得到的溶液中含有深蓝色的配离子[Cu(NH3)4]2+
C.加乙醇后析出的深蓝色晶体是Cu(OH)2
D.在[Cu(NH3)4]2+中,Cu2+给出孤电子对,NH3提供空轨道
解析反应后的溶液中存在[Cu(NH3)4]2+,故Cu2+浓度减小,A项错;加入乙醇后析出的晶体为[Cu(NH3)4]SO4,C项错;在[Cu(NH3)4]2+中Cu2+给出空轨道,而NH3提供孤电子对,D项错。
答案B
10.将灼热的铜丝伸入盛氯气的集气瓶中,剧烈反应,燃烧产生棕黄色烟,向集气瓶中加入少量水,观察到溶液呈黄绿色,主要原因是CuCl2溶液中存在黄绿色的[CuCl4]2-。现向蓝色的硫酸铜溶液中,加入少量稀氨水,得到蓝色絮状沉淀,继续加入氨水后,蓝色沉淀溶解,得到深蓝色溶液,再向其中加入少量浓盐酸,得到绿色溶液,则该绿色溶液中主要存在的离子是(　　)
A.Cu2+、[Cu(H2O)4]2+、S
B.[CuCl4]2-、[Cu(H2O)4]2+、N、S
C.[CuCl4]2-、N、S
D.[Cu(NH3)4]2+、[Cu(H2O)4]2+、S
解析在硫酸铜溶液中加入氨水再加入浓盐酸后发生反应依次为:Cu2++2OH-Cu(OH)2↓、Cu(OH)2+4NH3[Cu(NH3)4]2++2OH-、[Cu(NH3)4]2++4H++4Cl-[CuCl4]2—+4N,在整个过程中,硫酸根未参与反应,另外水分子也易与Cu2+结合生成天蓝色的[Cu(H2O)4]2+。
答案B
11.(1)以下微粒:①N2　②CH4　③OH-　④N　⑤Fe(CO)3　⑥Fe(SCN)3　⑦H3O+　⑧[Ag(NH3)2]OH。含配位键的是:　　　　　　　　。
(2)在配合物[Fe(SCN)]2+中,提供空轨道接受孤电子对的微粒是　　　　,画出配合物离子[Cu(NH3)4]2+中的配位键:　。
解析(1)形成配位键的条件是一个原子(或离子)有孤电子对,另一个原子(或离子)有空轨道。②CH4、③OH-中的中心原子碳和氧的价电子已完全成键,没有孤电子对。
答案(1)①④⑤⑥⑦⑧
(2)Fe3+
(建议用时:30分钟)
1.能正确表示CH4中碳原子成键方式的示意图为
(　　)
　　　　　
　　　　　　
　　　
解析碳原子中的2s轨道与2p轨道形成4个相同的杂化轨道,因此碳原子最外层上的4个电子分占在4个sp3杂化轨道上并且自旋状态相同。
答案D
2.有关乙炔分子中的化学键描述不正确的是(　　)
A.两个碳原子采用sp杂化
B.两个碳原子采用sp2杂化
C.每个碳原子都有两个未杂化的2p轨道形成π键
D.两个碳原子形成两个π键
解析C2H2分子中的中心碳原子以1个s轨道和1个p轨道形成sp杂化轨道,故乙炔分子中两个碳原子均采用sp杂化,且每个碳原子以2个未杂化的2p轨道形成2个π键,从而构成碳碳三键。
答案B
3.关于原子轨道的说法正确的是(　　)
A.凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其立体构型都是正四面体形
B.CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个氢原子的1s
轨道和碳原子的2p轨道杂化而形成的
C.sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s
轨道和p轨道杂化形成的一组能量相近的新轨道
D.凡AB3型的共价化合物,其中心原子A均采用sp3杂化轨道成键
解析中心原子采取sp3杂化,四个sp3杂化轨道在空间的形状是正四面体形,但如果中心原子上还有孤电子对,分子的立体构型就不是正四面体形。CH4分子中的sp3杂化轨道是碳原子的一个2s轨道与三个2p轨道杂化而成的。AB3型的共价化合物,A原子可能采取sp2杂化或sp3杂化。
答案C
4.向盛有少量CuCl2溶液的试管中滴入少量NaOH溶液,再滴入适量浓氨水,下列叙述不正确的是(　　)
A.开始生成蓝色沉淀,加入过量氨水时,形成无色溶液
B.Cu(OH)2溶于浓氨水的离子方程式是Cu(OH)2+4NH3[Cu(NH3)4]2++2OH-
C.开始生成蓝色沉淀,加入氨水后,沉淀溶解形成深蓝色溶液
D.开始生成Cu(OH)2,之后生成更稳定的配合物
解析向CuCl2溶液中加入少量NaOH溶液,发生反应Cu2++2OH-Cu(OH)2↓,Cu(OH)2沉淀为蓝色,再加入适量浓氨水,发生反应Cu(OH)2+4NH3[Cu(NH3)4]2++2OH-,形成深蓝色溶液,故A项错误。
答案A
5.下列不属于配位化合物的是(　　)
A.六氟合铝酸钠:Na3[AlF6]
B.氢氧化二氨合银:[Ag(NH3)2]OH
C.六氟合铁酸钾:K3[FeF6]
D.十二水硫酸铝钾:KAl(SO4)2·12H2O
解析十二水硫酸铝钾是由K+、Al3+、S及H2O分子组成的离子化合物,属于复盐,所以D项正确。
答案D
6.下列配合物的配位数是6的是(　　)
A.K2[Co(SCN)4]
B.Fe(SCN)3
C.Na3[AlF6]
D.[Cu(NH3)4]Cl2
解析K2[Co(SCN)4]中Co2+的配位数是4;Fe(SCN)3中Fe3+的配位数是3;Na3[AlF6]中Al3+的配位数是6;[Cu(NH3)4]Cl2中Cu2+的配位数是4。
答案C
7.原子轨道的杂化不但出现在分子中,原子团中同样存在原子轨道的杂化。在S中硫原子的杂化方式为(　　)
A.sp
B.sp2
C.sp3
D.无法判断
解析在S中硫原子的孤电子对数为0,与其相连的原子数为4,所以根据杂化轨道理论可推知中心原子S的杂化方式为sp3杂化,立体构型为正四面体形,类似于CH4。
答案C
8.下列物质,中心原子的“杂化方式”及“分子立体构型”与CH2O(甲醛)相同的是(　　)
A.H2S
B.NH3
C.CH2Br2
D.BF3
解析CH2O分子中的碳原子采取sp2杂化,而H2S、NH3、CH2Br2的中心原子都是采用sp3杂化。
答案D
9.水能与多种过渡金属离子形成络合物,已知某红紫色络合物的组成为CoCl3·5NH3·H2O,其水溶液显弱酸性,加入强碱并加热至沸腾有氨气放出,同时产生Co2O3沉淀;向该化合物溶液中加入AgNO3,有AgCl沉淀生成,过滤后再加AgNO3溶液于滤液中,无变化,但加热至沸腾又有AgCl沉淀生成,且其质量为第一次沉淀量的。则该配合物的化学式最可能为(　　)
A.[CoCl2(NH3)4]Cl·NH3·H2O
B.[Co(NH3)5(H2O)]Cl3
C.[CoCl2(NH3)3(H2O)]Cl·2NH3
D.[CoCl(NH3)5]Cl2·H2O
解析由题意可知配合物化学式中的Cl分为两部分,且两部分Cl原子的物质的量之比为2∶1,同时在配合物分子中,外界中的Cl原子个数比内界多,故只有D项符合条件。
答案D
10.配位键是一种特殊的共价键,即共用电子对由某原子单方面提供,同时和另一缺电子的粒子结合。如N就是由NH3(氮原子提供电子对)和H+(缺电子)通过配位键形成的。据此,回答下列问题:
(1)下列粒子中可能存在配位键的是　　　　　(填字母)。
A.CO2
　B.H3O+
　C.CH4
D.H2SO4
(2)硼酸(H3BO3)溶液呈酸性,试写出其电离方程式:　。
(3)科学家对H2O2结构的认识经历了较为漫长的过程,最初科学家提出了两种结构:
甲:;乙:H—O—O—H。式中O→O表示配位键,在化学反应中O→O键遇到还原剂时易断裂。化学家Baeyer和Villiyer为研究H2O2的结构,设计并完成了下列实验:
a.将C2H5OH与浓硫酸反应生成(C2H5)2SO4和水;
b.将制得的(C2H5)2SO4与H2O2反应,只生成A和H2SO4;
c.将生成的A与H2反应(已知该反应中H2作还原剂)。
①如果H2O2的结构如甲所示,实验c中的化学反应方程式为(A写结构简式) 　。
②为了进一步确定H2O2的结构,还需要在实验c后添加一步实验d,请设计d的实验方案: 　。
解析本题综合考查配位键的形成和配合物的性质。解题时要注意配位键的形成条件:一方提供电子对,另一方提供空轨道。
(1)由题中信息可导出结论:凡能给出H+的物质中一般都含有配位键。
(2)硼原子为缺电子原子,H3BO3的电离是B原子和水中的OH-形成配位键,水产生的H+表现出酸性。
答案(1)BD
(2)H3BO3+H2OH++[B(OH)4]-
(3)①+H2C2H5OC2H5+H2O
②用无水硫酸铜检验c的反应产物中有没有水(或其他合理答案)课时训练3　电子云与原子轨道　泡利原理和洪特规则
一、电子云、原子轨道
1.以下对核外电子运动状态的描述正确的是(　　)
A.电子的运动与行星相似,围绕原子核在固定的轨道上高速旋转
B.能量低的电子只能在s轨道上运动,能量高的电子总是在f轨道上运动
C.能层序数越大,s电子云的半径越大
D.在同一能级上运动的电子,其运动状态肯定相同
解析电子运动是无序的,没有固定轨道,能量低的电子在离核近的区域运动,能量高的电子在离核远的区域运动。同一能级上运动的电子,如果是处于不同能层,则运动状态也不相同。
答案C
2.下列各能级中原子轨道数最多的是(　　)
A.7s
B.6p
C.5d
D.4f
解析ns能级有1个原子轨道,np能级有3个原子轨道,nd能级有5个原子轨道,nf能级有7个原子轨道。
答案D
3.下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是
(　　)
A.原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围,故称电子云
B.s能级的原子轨道呈球形,处在该轨道上的电子只能在球壳内运动
C.p能级的原子轨道呈哑铃状,随着能层的增加,p能级原子轨道也在增多
D.与s原子轨道相同,p原子轨道的平均半径随能层的增大而增大
解析电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述,并非原子核真被电子云雾所笼罩,A项错;原子轨道是电子出现的概率约为90%的空间轮廓,它表明电子在这一区域内出现的机会大,在此区域外出现的机会少,B项错;无论能层序数n怎样变化,每个p能级都有3个原子轨道且相互垂直,C项错;电子的能量随着能层的增大而增大,电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大,电子云越来越向更大的空间扩展,原子轨道的平均半径逐渐增大,D项对。
答案D
二、核外电子排布规律
4.在能量相同的d轨道中,电子排布成
,而不排布成,最直接的依据是(　　)
A.能量最低原理
B.泡利原理
C.原子轨道能级图
D.洪特规则
解析洪特规则是指基态原子中的电子在同一能级的不同轨道上排布时,电子总是优先单独占据一个轨道,并且自旋状态相同,使整个原子的能量最低,故D项正确。
答案D
5.下列有关碳原子的电子排布图中,能量最低的是
(　　)
解析A项中2p能级上的2个电子挤在同一个轨道上,B项、C项中两个轨道上电子的自旋状态相反,均与洪特规则相违背,只有D项中的排布符合洪特规则,此时整个原子的能量最低。
答案D
6.若将15P的电子排布式写成1s22s22p63s23,它违背了(　　)
A.能量守恒原理
B.泡利原理
C.能量最低原理
D.洪特规则
解析洪特规则是指当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,而且自旋状态相同。
答案D
三、电子排布图
7.已知锰的核电荷数为25,以下是一些同学绘制的基态锰原子的电子排布图,其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是(　　)
解析基态锰原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d54s2,原子轨道的能量由低到高的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d,其中3d能级上排布了5个电子,为半充满状态,5个电子分别占据不同的轨道,且自旋状态相同。A项3d能级上的电子排布不对,违反了洪特规则;B项中s能级上两个电子的自旋状态应相反;C项中3d能级上电子排布不对,违反了洪特规则,只有D项正确。
答案D
8.下列表示式错误的是(　　)
A.Na+的电子排布图:
B.Na+的结构示意图:
+11
C.Na的电子排布式:1s22s22p63s1
D.Na的简化电子排布式:[Ne]3s1
解析Na+是Na原子失去了最外层的3s电子所得到的,只剩下1s、2s和2p轨道上的电子,共10个电子,A选项中2p能级上的电子排布违背了泡利原理。
答案A
9.某元素原子A的L层要比M层少6个电子,它有两种常见的阳离子a和b(其中a的化合价高于b的化合价)。则
(1)a的M层比N层多　　　　个电子;b的L层比M层少　　　　个电子。a的稳定性　　　　(填“大于”或“小于”)b的稳定性。
(2)写出A原子的电子排布式:　　　　　　　　　　　　　;a的最外层的电子排布图是　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
解析由于第一、二层的原子轨道不出现能级交错现象,根据题意可得A原子的L层已填满电子,则L层共有8个电子,再根据A原子的L层比M层少6个电子,可得M层上的电子数为14,则第三层的电子排布式为3s23p63d6,已经排到3d能级,所以4s能级已填满电子,故A原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,即A原子为Fe原子。Fe原子能形成两种离子,即Fe2+和Fe3+。根据题意,a为Fe3+,其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5;b为Fe2+,其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6,根据洪特规则的特例,可知a的3d能级处于半充满状态,较稳定,所以a离子比b离子稳定。
答案(1)13　6　大于
(2)1s22s22p63s23p63d64s2
10.以下是表示铁原子和铁离子的3种不同化学用语。
结构示意图
电子排布式
电子排布图
铁原子
+26
1s22s22p63s23p63d64s2
铁离子
+26
1s22s22p63s23p63d5
(1)铁原子最外层电子数为　　　　,铁在发生化学反应时,参加反应的电子可能是　 　。
(2)请你通过比较、归纳,分别说出3种不同化学用语所能反映的粒子结构信息。
答案(1)2　4s能级上的2个电子或4s能级上的2个电子和3d能级上的1个电子
(2)结构示意图:能直观地反映核内的质子数和核外的能层数及各能层上的电子数。电子排布式:能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数。电子排布图:能直观地反映出各能层、能级及各轨道上的电子分布情况以及电子的自旋状态。
(建议用时:30分钟)
1.以下表示氦原子结构的化学用语中,对电子运动状态描述最详尽的是(　　)
AHe
B.
+2
C.1s2
D.
解析A项只能表示最外层电子数,B项只表示核外的电子分层排布情况,C项只表示能级及能级中所含有的电子数,而D项包含了电子层数、能级和能级中所含有的电子数以及轨道内电子的自旋状态,故D项对电子运动状态的描述最详尽。
答案D
2.下列说法正确的是(　　)
A.3p2表示3p能级有2个轨道
B.1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布
C.M能层中的原子轨道数目为3
D.处于同一轨道上的电子可以有多个,它们的自旋状态相同
解析3p2表示3p能级上有2个电子,故A项错误;B项中2s能级上的1个电子跃迁到了2p能级上,故表示的是激发态原子,故B项正确;C项中M能层中有s、p、d
3种能级,含有的轨道数分别为1、3、5,故M能层中共有9个原子轨道,故C项错误;处于同一轨道上的电子最多有2个,而且它们的自旋状态相反,故D项错误。
答案B
3.下列是原子的核外电子排布式或电子排布图,其中不正确的是(　　)
A.24Cr的电子排布式:1s22s22p63s23p63d54s1
B.K的简化电子排布式:[Ar]4s1
C.N的电子排布图:
D.S的电子排布图:
解析D项中S的电子排布图违背了洪特规则,正确的写法应是。
答案D
4.第三周期元素的原子,其最外层p能级上仅有一个未成对电子,它的最高价氧化物对应水化物的酸根离子是(　　)
A.R
B.R
C.R
D.R
解析该元素原子最外层电子排布式为3s23p1或3s23p5,该元素为Al或Cl,其最高价氧化物对应水化物的酸根离子分别为Al、Cl。
答案D
5.下列是基态原子的最外层电子排布式,其中正确的是(　　)
A.3d54s1
B.3d44s2
C.3d94s2
D.3d13p6
解析B项,违背了3d能级半充满时为稳定状态,C项,违背了3d能级全充满时为稳定状态,D项,违背了能量最低原理,故选A项。
答案A
6.下列说法错误的是(　　)
A.ns电子的能量不一定高于(n-1)p电子的能量
B.6C的电子排布式1s22s22,违反了洪特规则
C.21Sc的电子排布式1s22s22p63s23p63d3,违反了能量最低原理
D.22Ti的电子排布式1s22s22p63s23p10,违反了泡利原理
解析A项,关键在于熟记构造原理,各能级能量的大小顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s……ns电子的能量一定高于(n-1)p电子的能量;B项,对于6C来说,2p能级有3个能量相同的原子轨道,最后2个电子应该以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上,故2违背了洪特规则;C项,根据能级能量高低顺序可知E(4s)答案A
7.下列各组表述中,两种微粒一定不属于同种元素原子的是(　　)
A.3p能级上有一个空轨道的基态原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p2的原子
B.M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2的原子
C.最外层电子数是核外电子总数的的原子和最外层的电子排布式为4s24p5的原子
D.2p能级上有一个未成对电子的基态原子和原子最外层的电子排布式为2s22p5的原子
解析解答该题时要依据构造原理和原子核外电子排布规则,逐项认真分析。A项,3p能级上有一个空轨道,说明3p能级上填充了2个电子,因为3p能级填充1个电子就会有2个空轨道,填充3个或3个以上电子则无空轨道,3p能级上有2个电子,3s能级上肯定已填满电子,最外层的电子排布式为3s23p2,因此A项中两微粒相同。M层全充满而N层为4s2,M层上有d轨道,即M层电子排布为3s23p63d10,该元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2,该元素是锌,核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,该元素是铁,B选项符合题意。C项中最外层的电子排布式为4s24p5,则3d能级上已排满10个电子,其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5,最外层电子数是核外电子总数的的原子,可按下述方法讨论:若最外层电子数为1,核外电子总数为5,此种情况不可能;最外层电子数为2,核外电子总数为10,不可能;同理,可讨论得知只有最外层电子数为7,核外电子总数为35时合理,其电子排布式也是1s22s22p63s23p63d104s24p5,二者是同种元素的原子。D项中2p能级上有一个未成对电子,可以是2p1,也可以是2p5,因此D选项不符合题意。
答案B
8.已知某原子结构示意图为
+7x,下列有关说法正确的是(　　)
A.结构示意图中x=4
B.该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4
C.该原子的电子排布图为
D.该原子结构中共有5个能级上填充有电子
解析在原子结构示意图中第一能层上只能排2个电子,故x=2,最外层有4个电子,该元素为Si,其元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2,A、B项错;根据洪特规则,该原子3p能级上的两个电子应分别占据不同的轨道,而且自旋状态应相同,C项错;该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2,共有5个能级上填充有电子,D项正确。
答案D
9.如图是s能级和p能级的电子云轮廓图,试回答问题。
(1)s电子云轮廓图呈　　　　形,每个s能级有　　　　个原子轨道;p电子云轮廓图呈　　　　状,每个p能级有　　　　个原子轨道,其能量关系为　　　　(填“相同”或“不相同”)。
(2)元素X的原子最外层的电子排布式为nsnnpn+1,原子中能量最高的是　　　　电子;元素X的名称是　　　　,它的氢化物的电子式是　　　　。
(3)若元素Y的原子最外层的电子排布式为nsn-1npn+1,那么Y的元素符号应为　　　,原子的电子排布图为　　　　　　　　　　　　　　　。
解析(1)ns能级均有1个轨道,np能级均有3个轨道,s电子的原子轨道都是球形的,p电子的原子轨道都是哑铃状的,每个p能级有3个原子轨道,它们相互垂直,分别以px、py、pz表示,能量关系为px=py=pz,即能量相同。
(2)因为元素X的原子最外层的电子排布式为nsnnpn+1,np能级已排布电子,说明ns能级上已排满电子,即n=2,则元素X的原子核外电子排布式为1s22s22p3,元素X是氮;当元素Y的原子最外层的电子排布式为nsn-1npn+1时,有n-1=2,则n=3,那么元素Y的原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4,元素Y是硫。
答案(1)球　1　哑铃　3　相同
(2)2p　氮　
(3)S　
10.有A、B、C、D四种短周期主族元素,它们的原子序数依次增大,其中A元素原子核外电子仅有一种原子轨道,也是宇宙中最丰富的元素,B元素原子核外p能级上的电子数比s能级上的电子数少1,C为金属元素且原子核外p能级上的电子数和s能级上的电子数相等,D元素的原子核外所有p能级为全充满或半充满状态。
(1)写出四种元素的元素符号:
A　　　,B　　　,C　　　,D　　　。
(2)写出C、D两种元素基态原子核外电子的电子排布图。
C　,
D　。
(3)写出B、C两种元素单质在一定条件下反应的化学方程式:　。
(4)写出B元素对应的单质和氢化物的电子式:单质　　　　　　,氢化物　　　　　　。
解析A是宇宙中最丰富的元素,则A为氢;B元素原子的核外电子排布式为1s22s22p3,B元素为氮;C元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s2,C元素为镁;D元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3,D元素为磷。
答案(1)H　N　Mg　P
(2)
(3)N2+3MgMg3N2
(4)∶N N∶　H∶∶H第二章过关检测A卷
(时间:45分钟　满分:100分)
一、选择题(本题包括12小题,每小题4分,共48分。每小题只有一个选项符合题目要求)
1.根据等电子体原理判断,下列说法中错误的是
(　　)
A.B3N3H6分子中所有原子均在同一平面上
B.B3N3H6分子中存在双键,可发生加成反应
C.H3O+和NH3互为等电子体,均为三角锥形
D.CH4和N互为等电子体,均为正四面体
解析等电子体原理是指具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征。苯是B3N3H6的等电子体,因此,它们的结构相同。苯分子中所有的原子均在同一平面上,苯分子中不存在双键,因此,B项错误。H3O+和NH3互为等电子体,NH3分子是三角锥形,则H3O+也是三角锥形。CH4和N互为等电子体,CH4分子是正四面体结构,所以N也是正四面体结构。
答案B
2.碘晶体升华时,下列所述内容发生改变的是(　　)
A.分子内共价键
B.分子间的作用力
C.碘分子的大小
D.分子内共价键的键长
解析碘晶体是分子晶体,分子间通过分子间作用力结合,碘升华时断裂的是分子间作用力,因此选B项。
答案B
3.在“石蜡→液体石蜡→石蜡蒸气→裂化气”的变化过程中,被破坏的作用力依次是(　　)
A.范德华力、范德华力、共价键
B.范德华力、范德华力、范德华力
C.范德华力、共价键、共价键
D.共价键、共价键、共价键
解析石蜡属于分子晶体,从石蜡变为液体石蜡,被破坏的是范德华力,液体石蜡变为石蜡蒸气,破坏的还是范德华力,石蜡蒸气变为裂化气,发生了化学反应,所以破坏的是共价键,所以答案选A项。
答案A
4.下列描述中正确的是(　　)
A.CS2为V形的极性分子
B.Cl的立体构型为平面三角形
C.SF6中有4对完全相同的成键电子对
D.SiF4和S的中心原子均为sp3杂化
解析根据价层电子对互斥理论:CS2为直线形的非极性分子(与CO2的结构相似);SF6分子中S原子的价电子全部成键与F形成6对共用电子对。根据杂化轨道理论,可知Cl的立体构型为三角锥形,SiF4和S的中心原子均为sp3杂化。
答案D
5.下列分子或离子中,能提供孤电子对与某些金属离子形成配位键的是(　　)
①H2O　②NH3　③F-　④CN-　⑤N
　　
　　　　
　　　
　　　　
A.①②
B.①②③④
C.①②④
D.①②③④⑤
解析H2O、NH3、F-、CN-、N的电子式分别为H∶∶H、H∶∶H、[∶∶]-、[∶C N∶]-、[H∶∶H]+,因此N中不含有孤电子对。
答案B
6.下列卤化氢分子中键长最短的是(　　)
A.HF
B.HCl
C.HBr
D.HI
解析键长是形成共价键的两个原子之间的核间距,故键长大小由成键原子半径大小决定,卤素原子的半径大小顺序为F答案A
7.用短线“—”表示共用电子对,用“‥”表示未成键孤对电子的式子叫路易斯结构式。以下路易斯结构式表示的分子属极性分子的是(　　)
A.①②③④
B.①②③
C.②③④
D.③④
解析①表示的分子是对称的,属于非极性分子,错误;②表示的分子是平面分子,正负电荷重心重合,即对称,因此属于非极性分子,错误;③表示的是三角锥形的分子,正负电荷的重心不重合,是极性分子,正确;④表示的是V形分子,正负电荷的重心不重合,是极性分子,正确,故选项是D。
答案D
8.氰气的化学式为(CN)2,结构式为N≡C—C≡N,性质与卤素相似,下列叙述正确的是(　　)
A.在一定条件下可发生加成反应
B.分子中N≡C键的键长大于C—C键的键长
C.分子中含有2个σ键和4个π键
D.不和氢氧化钠溶液发生反应
解析成键原子半径越大,键长越长,N原子半径小于C原子,故N≡C键的键长比C—C键的键长短;(CN)2分子中应含有3个σ键和4个π键;由于与卤素性质相似,可以和NaOH溶液反应;由(CN)2结构式知,可发生加成反应。
答案A
9.关于结构如图所示的有机物的叙述中正确的是
(　　)
A.1
mol此有机物与足量Na发生反应,有3
mol
H2生成
B.分子中有3个手性碳原子
C.分子中sp2、sp3杂化的原子个数比为1∶1
D.1
mol此有机物与足量H2发生加成反应,有2
mol
π键断裂
解析分子中含有3个—OH,则1
mol此有机物与足量Na发生反应,有1.5
mol
H2生成,故A项错误;连接4个不同的原子或原子团的C原子为手性碳原子,该有机物含有2个手性碳原子,故B项错误;形成键的C原子可形成3个σ键,为sp2杂化,共4个这样的C原子,形成4个σ键的C原子为sp3杂化,共3个,则分子中sp2、sp3杂化的原子个数比为4∶3,故C项错误;分子中含有2个,则1
mol此有机物与足量H2发生加成反应,有2
mol
π键断裂,故D项正确。
答案D
10.某研究性学习小组对手性分子提出了以下四个观点:
①互为手性异构体的分子互为镜像
②利用手性催化剂合成可得到一种或主要得到一种手性分子
③手性异构体分子组成相同
④手性异构体性质相同
你认为正确的是(　　)
A.①②③
B.①②④
C.②③④
D.全部
解析手性异构体结构不同,性质不同,故④错误,其他①②③三项均正确。
答案A
11.用价层电子对互斥理论可以预测许多分子或离子的立体构型,有时也能用来推测键角大小,下列判断正确的是(　　)
A.SO2、CS2、HI都是直线形分子
B.BF3键角为120°,SnBr2键角大于120°
C.COCl2、BF3、SO3都是平面三角形分子
D.PCl3、NH3、PCl5都是三角锥形分子
解析SO2分子中含有孤电子对,不是直线形分子,是V形分子,A项错误;BF3键角为120°,SnBr2键角大于109°28',B项错误;COCl2、BF3、SO3是平面三角形分子,C项正确;PCl3、NH3是三角锥形分子,PCl5是三角双锥形分子,D项错误。
答案C
12.下列对一些实验事实的理论解释,正确的是(　　)
选项
实验事实
理论解释
A
SO2溶于水形成的溶液能导电
SO2是电解质
B
白磷为正四面体分子
白磷分子中P—P键的键角是109°28'
C
1体积水可以溶解700体积氨气
氨是极性分子且有氢键影响
D
HF的沸点高于HCl
H—F的键长比H—Cl的短
解析A项,SO2的水溶液能导电,是因为SO2与H2O反应生成电解质H2SO3,SO2本身不能电离,不属于电解质;B项,白磷分子为P4,4个磷原子位于正四面体的4个顶点,每个面都是正三角形,P—P键的键角为60°;C项,NH3与H2O都是极性分子,且相互间可以形成氢键,所以NH3在H2O中溶解度很大;D项,HF和HCl的熔、沸点与分子内的共价键无关,只与分子间作用力有关,HF分子间可以形成氢键,所以HF比HCl沸点高。
答案C
二、非选择题(本题包括3小题,共52分)
13.(16分)有下列微粒:①CH4　②
③N　④BF3　⑤H2O。填写下列空白(填序号)。
(1)呈正四面体形的是　　　　。
(2)中心原子轨道采取sp3杂化的化合物是　　　　,采取sp2杂化的化合物是　　　,采取sp杂化的化合物是　　　　。
(3)所有原子共平面的是　　　　,所有原子共线的是　　　　。
(4)微粒中存在配位键的是　　　　。
(5)含有极性键的极性分子是　　　　。
解析(1)①CH4是正四面体形结构;②是直线形分子;③N是正四面体结构;④BF3是平面三角形分子;⑤H2O是V形分子。(2)①CH4中C原子杂化轨道数=σ键数+孤电子对数=4+0=4,所以采取sp3杂化,②C2H2中C原子杂化轨道数=σ键数+孤电子对数=2+0=2,所以采取sp杂化,③N中氮原子杂化轨道数=σ键数+孤电子对数=4+0=4,所以采取sp3杂化,④BF3中B原子杂化轨道数=σ键数+孤电子对数=3+0=3,所以采取sp2杂化;⑤H2O中O原子杂化轨道数=σ键数+孤电子对数=2+2=4,所以采取sp3杂化;所以采取sp3杂化的化合物是①③⑤;为sp2杂化的是④;为sp杂化的是②。(3)②C2H2是直线形分子,所有原子共平面也共线。④BF3是平面三角形分子,所有原子共平面而不共线;⑤H2O是V形分子,所有原子共平面而不共线。(4)N中N原子提供孤电子对,H+提供空轨道,二者都能形成配位键,其余都不能形成配位键。(5)①CH4分子中含有碳氢极性键,正负电荷的重心重合,电荷分布均匀,为非极性分子;②C2H2分子中含有碳氢极性键、碳碳非极性键,正负电荷的重心重合,电荷分布均匀,为非极性分子;③N不是分子;④BF3分子中含有硼氢极性键,正负电荷的重心重合,电荷分布均匀,为非极性分子;⑤H2O分子中含有氢氧极性键,电荷的分布是不均匀的,不对称,为极性分子;所以含有极性键的极性分子是⑤。
答案(1)①③
(2)①③⑤　④　②
(3)②④⑤　②
(4)③
(5)⑤
14.(18分)已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素,它们的核电荷数的大小关系为A(1)A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为　　　　　　　。
(2)B的氢化物分子的立体构型是　　　　　,其中心原子采取　　　　杂化。
(3)写出化合物AC2的电子式:　　　　　　　　　;一种由B、C组成的化合物与AC2互为等电子体,其化学式为　　　　。
(4)E的核外电子排布式是　　　　　　　　,ECl3形成的配合物的化学式为　　　　　　　　。
(5)B的最高价氧化物对应水化物的稀溶液与D的单质反应时,B被还原到最低价,该反应的化学方程式为　。
解析A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素,它们的核电荷数的大小关系为A答案(1)C(2)三角锥形　sp3
(3　N2O
(4)1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)　[Cr(NH3)4(H2O)2]Cl3
(5)4Mg+10HNO3(稀)4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O
15.(18分)请回答下列问题:
(1)N、Al、Si、Zn四种元素中,有一种元素的电离能数据如下:
电离能
I1
I2
I3
I4
……
In/(kJ·mol-1)
578
1
817
2
745
11
578
……
则该元素是　　　(填写元素符号)。
(2)基态锗(Ge)原子的电子排布式是　　　　　　　　　　　　。Ge的最高价氯化物分子式是　　　　。该元素可能的性质或应用有　　　　。
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.其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点
(3)关于化合物,下列叙述正确的有　　　　。
A.分子间可形成氢键
B.分子中既有极性键又有非极性键
C.分子中有7个σ键和1个π键
D.该分子在水中的溶解度大于2-丁烯
(4)NaF的熔点　　 B的熔点(填“>”“=”或“<”),其原因是 　。
解析(1)由图中数据,I4 I3,说明该元素的原子最外层有3个电子,则该元素是Al。
(2)Ge位于第四周期第ⅣA族,其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。由C的最高价氯化物为CCl4,则Ge的最高价氯化物为GeCl4。Ge位于金属元素与非金属元素分界线的附近,其金属性较弱,电负性应小于硫,单质可作为半导体材料;GeCl4与GeBr4均属于分子晶体,由其相对分子质量可知GeCl4的沸点低于GeBr4,故正确的为CD。
(3)分子中既有极性键又有非极性键,该分子中含有一个碳碳双键,两个碳氧双键,所以含有3个π键。
(4)由题意知两种物质均为离子化合物,且阴阳离子电荷数均为1,但后者的离子半径较大,离子键较弱,因此后者熔点较低。
答案(1)Al
(2)1s22s22p63s23p63d104s24p2　GeCl4　CD
(3)BD
(4)>　两者均为离子化合物,且阴阳离子电荷数均为1,但后者的离子半径较大,离子键较弱,因此其熔点较低课时训练7　共价键的键参数与等电子原理
一、键参数
1.N—H键键能的含义是(　　)
A.由N和H形成1
mol
NH3所放出的能量
B.把1
mol
NH3中的共价键全部拆开所吸收的能量
C.拆开约6.02×1023个N—H键所吸收的能量
D.形成1个N—H键所放出的能量
解析N—H键的键能是指形成1
mol
N—H键放出的能量或拆开1
mol
N—H键所吸收的能量,不是指形成1个N—H键释放的能量。1
mol
NH3中含有3
mol
N—H键,拆开1
mol
NH3或形成1
mol
NH3吸收或放出的能量应是1
mol
N—H键键能的3倍。
答案C
2.下列说法中正确的是(　　)
A.分子中键能越大,键长越长,则分子越稳定
B.元素周期表中的第ⅠA族(除H外)和第ⅦA族元素的原子间可能形成共价键
C.水分子可表示为H—O—H,分子中键角为180°
D.H—O键的键能为463
kJ·mol-1,即18
g
H2O分解成H2和O2时,消耗的能量为2×463
kJ
解析D项,H—O键的键能为463
kJ·mol-1,则拆开1
mol
H—O键所需吸收的能量也为463
kJ,18
g
H2O(即1
mol
H2O)中含2
mol
H—O键,断开其中的H—O键时需吸收2×463
kJ的能量,再进一步形成H2和O2时,还需释放出一部分能量,故还需知道H—H键和键的键能,故D项错;Li的电负性为1.0,I的电负性为2.5,两者电负性的差值为1.5<1.7,所以LiI中含有共价键,B项正确。
答案B
3.下列说法正确的是(　　)
A.键角决定了分子的结构
B.共价键的键能越大,共价键越牢固,含有该键的分子越稳定
C.CH4、CCl4中键长相等,键角不同
D.键的键能是C—C键的键能的两倍
解析分子结构是由键角和键长共同决定的,A项错;CH4、CCl4的键角相同,两者的键长不等,C项错;由一个σ键和一个π键构成,通常而言,σ键的键能大于π键的键能,故的键能应小于C—C键能的两倍,D项错。
答案B
4.某些化学键的键能数据如下表所示:
键
H—H
Br—Br
I—I
Cl—Cl
H—Cl
H—I
H—Br
436
193
151
247
431
299
356
分析上表中的数据,下列结论正确的是(　　)
A.1
mol
Cl2分解为气态原子时,需要放出247
kJ的能量
B.由表中所列化学键形成的单质分子中,最稳定的是H2,形成的化合物分子中,最不稳定的是HI
C.在一定条件下,1
mol
H2与足量的Cl2、Br2、I2分别反应,放出热量由多到少的顺序是I2>Br2>Cl2
D.预测1
mol
H2在足量F2中燃烧比在Cl2中燃烧放热少
解析Cl2分解为气态原子时需要克服原子间的共价键,需要吸收能量,A项错;共价键的键能越大,该键断裂时越难,含有该键的分子越稳定,B项正确;键能越大,生成该键时放出的热量越多,C项错;按照F、Cl、Br、I的顺序,元素的非金属性逐渐减弱,H—X(X代表卤素原子)的键能越来越小,则键能:H—F>H—Cl,故H2在F2中燃烧时放热多,D项错。
答案B
5.能说明BF3分子中的4个原子在同一平面的理由是(　　)
A.两个键之间夹角为120°
B.B—F键为非极性共价键
C.3个B—F键的键能相同
D.3个B—F键的键长相等
解析当F—B—F键角为120°时,BF3分子中的4个原子共面且分子构型为平面三角形。分子的立体构型由分子化学键的键长和键角决定。
答案A
6.已知H—H键能为436
kJ·mol-1,N—H键能为391
kJ·mol-1,根据化学方程式:N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.4
kJ·mol-1,则N≡N键的键能是(　　)
　　　　　　　　　　　　　
A.431
kJ·mol-1
B.946
kJ·mol-1
C.649
kJ·mol-1
D.896
kJ·mol-1
解析化学反应的本质是反应物分子中的旧键断裂(吸收能量)和生成物分子中的新键形成(放出能量)。反应热等于反应物的键能之和减去生成物的键能之和。
设N≡N键的键能为E(N≡N),则有
1
mol×E(N≡N)+3
mol×436
kJ·mol-1-2
mol×3×391
kJ·mol-1=-92.4
kJ·mol-1
解得E(N≡N)≈946
kJ·mol-1。
答案B
二、等电子原理
7.下列物质属于等电子体的一组是(　　)
A.CH4和NH3
B.B3H6N3和C6H6
C.F-和Mg
D.H2O和CH4
解析本题主要考查对等电子体概念的理解。等电子体需具备两个条件:一是微粒的原子总数相同,二是微粒的价电子总数相同。A项中CH4与NH3的原子总数不相等;C项中F-和Mg的价电子总数不相同;D项中H2O和CH4的原子总数不相同,只有B项正确。
答案B
8.根据等电子原理推测下列微粒的立体构型与其他三项不同的是(　　)
A.SiCl4
B.Si
C.P
D.N
解析等电子原理可以推广到离子,即等电子体是指价电子总数相同,且原子总数相同的分子或离子,它们具有相同的结构特征。A、B、C选项中的微粒具有相同的原子总数(5)和价电子总数(32)相同,互为等电子体,立体构型相同。
答案D
9.美国科学家合成了含有的盐类,含有该离子的盐是高能爆炸物质,该离子的结构呈“V”形,如下图所示(图中箭头代表单键)。以下有关该物质的说法中正确的是(　　)
A.每个中含有35个质子和36个电子
B.该离子中只含有非极性键
C.该离子中含有2个π键
D.与P互为等电子体
解析该离子可看作是5个N原子共失去1个电子后得到的,故含有35个质子和34个电子,A项错;该离子中的键全部是N原子之间形成,故全部是非极性键,B项正确;该离子中含有两个N≡N键,故含有4个π键,C项错;P中含有32个价电子,含有24个价电子,与P不互为等电子体,D项错。
答案B
10.等电子体的结构相似、物理性质相近,称为等电子原理。N2和CO为常见的等电子体。下表为部分元素形成的等电子体及对应的立体构型表。
等电子体类型
代表物质
立体构型
四原子24e-等电子体
SO3
平面三角形
四原子26e-等电子体
S
三角锥形
五原子32e-等电子体
CCl4
四面体形
六原子40e-等电子体
PCl5
三角双锥形
七原子48e-等电子体
SF6
八面体形
试回答:
(1)下面物质分子或离子的立体构型:
Br　　　　　　　,C　,
Cl　　　　　　　。
(2)由第一、二周期元素组成,与F2互为等电子体的离子有　　　　　。
(3)SF6的立体构型如图1所示,请再按照图1的表示方法在图2中表示OSF4分子中O、S、F原子的空间位置。已知OSF4分子中O、S间为共价双键,S、F间为共价单键。
解析解决本题的关键是互为等电子体的物质结构相似、物理性质相似。
(1)Br与S互为四原子26e-等电子体,所以其立体构型与S一样为三角锥形;C与SO3互为四原子24e-等电子体,与SO3的结构相同,立体构型为平面三角形;同理可知Cl与CCl4互为等电子体,Cl的立体构型为四面体形。
(2)F2中含有2个原子,14个价电子,所以第一、二周期中与F2互为等电子体的离子有。
(3)SF6的立体构型为八面体形,如图1;OSF4与PCl5互为六原子40e-等电子体,其立体构型为三角双锥形。
答案(1)三角锥形　平面三角形　四面体形
(2)
(3)
(建议用时:30分钟)
1.下列分子中,键能最小的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　　　
A.F2
B.Cl2
C.Br2
D.N2
解析N2中有一个三键,键能较大;F2、Cl2、Br2中只有一个单键,键能较小,F2分子中电子云“密度大”,氟原子间斥力大,键能最小。
答案A
2.下列说法中正确的是(　　)
A.在气体单质分子中,一定含有σ键,可能含有π键
B.烯烃比烷烃的化学性质活泼是因为烷烃中只含σ键而烯烃含有π键
C.等电子体结构相似,化学性质相同
D.共价键的方向性决定了原子在形成分子时相互结合的数量关系
解析稀有气体单质为单原子分子,不含任何化学键,A项错;等电子体结构相似,化学性质相似而不是相同,C项错;共价键的饱和性决定了原子在形成分子时相互结合的数量关系,D项错。
答案B
3.下列事实不能用键能的大小来解释的是(　　)
A.氮元素的电负性较大,但N2的化学性质很稳定
B.稀有气体一般难发生反应
C.HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱
D.F2比O2更容易与H2反应
解析本题主要考查键参数的应用。由于N2分子中存在N≡N三键,键能很大,破坏共价键需要很大的能量,所以N2的化学性质很稳定。稀有气体为单原子分子,分子内部没有化学键。卤族元素按从F~I的顺序,其元素的原子半径逐渐增大,其氢化物中的键长逐渐变长,键能逐渐变小,所以其氢化物的稳定性逐渐减弱。由于H—F键的键能大于H—O键的,所以F2与H2更容易反应。
答案B
4.“笑气”(N2O)是人类最早应用于医疗的麻醉剂之一。下列说法合理的是(　　)
A.依据等电子原理N2O与SiO2分子具有相似的结构(包括电子式)
B.已知N2O分子中氧原子只与一个氮原子相连,则N2O的电子式可表示为
C.N2O与CO2互为等电子体,因此不含非极性键
D.N2O为V形分子
解析互为等电子体的两者必须具有相同的原子总数和价电子总数,故N2O与CO2互为等电子体,而CO2的结构式为,故N2O也为直线形分子,而SiO2为正四面体形结构,A项、D项错;因为N2O分子中氧原子只与一个氮原子相连,则N2O的结构式为,N2O分子中含有非极性键,B项正确,C项错误。
答案B
5.下列几组微粒互为等电子体的是(　　)
①N2和CO　②NO和　③CO2和CS2　④N2O和　⑤N和O3　⑥BF3和SO3
A.①②③
B.④⑤⑥
C.①③④⑥
D.①②③④⑤⑥
解析等电子体具有两个显著特点:一是原子总数相同,二是价电子总数相同。这是判断等电子体的根本依据。从原子总数上看①~⑥都符合条件,关键是看它们之间的价电子总数。
①N2和CO的价电子总数均为10;
②NO和的价电子总数均为11;
③④两组中的四种微粒的价电子总数均为16;
⑤N和O3的价电子总数均为18;
⑥BF3和SO3的价电子总数均为24。故①~⑥全符合题意。
答案D
6.电容是我们熟悉的电子元件之一,某种电容是使用TCNQ作为阴极的有机半导体电容,在高温时容易挥发出剧毒的氰气。已知氰气的化学式为(CN)2,结构式为,性质与卤素相似,下列说法正确的是(　　)
A.在一定条件下可以发生加成反应
B.分子中的键的键长大于C—C键的键长
C.分子中含有σ键和π键都是4个
D.它与水反应可以生成两种强酸
解析由于该物质中含有不饱和键,能发生加成反应,A项正确;由于N原子的半径小于C原子的,键的键长小于C—C键的,B项错;在该分子中含有2个C—N
σ键和1个C—C
σ键,分子中含有2个键,故共有4个π键和3个σ键,C项错;(CN)2与水反应生成的两种酸(HCN和HCNO)都为弱酸。
答案A
7.根据下表中所列键能的数据,判断下列分子中,最不稳定的是(　　)
化学键
H—H
H—Cl
H—Br
Br—Br
436
431
363
193
A.HCl
B.HBr
C.H2
D.Br2
解析键能越大,断开该键需要的能量越大,含有该键的分子就越稳定,故最不稳定的是D项。
答案D
8.根据π键的成键特征,判断CC键的键能和C—C键的键能的关系是(　　)
A.双键的键能等于单键的键能的2倍
B.双键的键能大于单键的键能的2倍
C.双键的键能小于单键的键能的2倍
D.无法确定
解析根据碳碳双键中含有1个π键,由于π键电子云重叠程度小,不如σ键稳定,所以双键的键能小于单键键能的2倍,选项C正确。
答案C
9.从实验测得不同物质中氧—氧键之间的键长和键能数据如下表,其中x、y的键能数据尚未测定,但可根据规律推导键能的大小顺序为w>z>y>x。该规律是(　　)
　　O—O键数据　　　
O2
键长/10-12
m
149
128
121
112
键能/(kJ·mol-1)
x
y
z=497.3
w=628
A.成键时电子数越多,键能越大
B.键长越长,键能越小
C.成键所用的电子数越少,键能越大
D.成键时电子对越偏移,键能越大
解析电子数由多到少的顺序为>O2>,而键能大小顺序为w>z>y>x,故A项错误;这些微粒都是氧原子参与成键,共用电子对无偏移,D项错误;对于这些微粒在成键时所用电子情况,题中无信息,故无法推知成键所用的电子数与键能的关系,C项错误。由已知信息知,、O2与的键长按由长到短的顺序为>O2>,与键能的大小顺序正好相反,说明键长越长,键能越小,B项正确。
答案B
10.已知元素的某种性质“X”是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值:
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
X的数值
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
Na
O
P
S
Si
X的数值
1.2
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
试结合元素周期表知识完成下列问题。
(1)经验规律告诉我们,当形成化学键的两个原子对应元素的X相差数值大于1.7时,形成的一般是离子键,小于1.7时,一般为共价键。试推测AlBr3中化学键的类型为　　　　　。
(2)某有机物分子中含有S—N键,你认为共用电子对应该偏向于　　　　(填元素符号)原子。
(3)C、H、Cl、O、Na五种元素可互相结合,在由其中两种元素组成的化合物中,共价化合物有(写四种)　　　　　　　　　　　　　　　　　。在由其中三种元素组成的化合物中,共价化合物有(写四种)　 　。
解析(1)根据元素周期律,可知与F、Cl同主族的Br元素的X值应小于3.0,而Al的X值为1.5,故Br与Al的X值之差应小于1.7,所以AlBr3中的化学键为共价键。(2)比较同主族元素的X值的大小,可知同主族元素中元素的X值越大,元素的非金属性越强,元素的X值越小,元素的金属性越强。比较第二周期元素的X值可知,从左到右,X值逐渐增大。(3)由非金属元素形成的化合物(除铵盐外),一般都为共价化合物。
答案(1)共价键
(2)N
(3)HCl、H2O、CH4、CO2(答案合理即可)　HClO、H2CO3、HClO3、HClO4(答案合理即可)课时训练6　共价键
一、共价键的形成
1.从电负性角度来判断下列元素之间难形成共价键的是(　　)
A.Na和Cl
B.C和H
C.N和N
D.S和O
答案A
2.H2S分子中两个共价键的夹角接近90°,其原因是(　　)
A.共价键的饱和性
B.S原子的电子排布
C.共价键的方向性
D.S原子中p轨道的形状
答案C
3.在氯化氢分子中,形成共价键的原子轨道是(　　)
A.氯原子的2p轨道和氢原子的1s轨道
B.氯原子的2p轨道和氢原子的2p轨道
C.氯原子的3p轨道和氢原子的1s轨道
D.氯原子的3p轨道和氢原子的3p轨道
解析氢原子和氯原子的核外电子排布式分别为1s1和1s22s22p63s23p5,由此可以看出,氢原子的1s轨道和氯原子的3p轨道上各有一个未成对电子,故两者在形成氯化氢分子时,形成共价键的原子轨道是氯原子的3p轨道和氢原子的1s轨道。
答案C
二、共价键的类型
4.下列分子中,既含有σ键又含有π键的是(　　)
A.CH4
B.HCl
C.
D.F2
答案C
5.下列物质中含有的σ键和π键的数目比为1∶2的是(　　)
A.乙烯
B.乙炔
C.二氧化碳
D.氮气
解析在乙烯中含有5个σ键和1个π键;在乙炔分子中因为含有1个碳碳三键,故含有3个σ键和2个π键;二氧化碳的结构式为,故分子中含有2个σ键和2个π键;氮气分子的结构式为,故分子中含有1个σ键和2个π键。
答案D
6.下列说法不正确的是(　　)
A.σ键比π键重叠程度大,形成的共价键强
B.两个原子间形成共价键时,最多有一个σ键
C.气体单质中,一定有σ键,可能有π键
D.N2分子中有一个σ键,2个π键
解析两个原子在形成共价键时只有一个σ键,可能含有一个π键(如碳碳双键),也可能含有两个π键(如氮氮三键等),但有些气体单质是单原子分子,如稀有气体分子,它们不含化学键,也就不含σ键和π键。
答案C
7.在下列分子中:①HF　②Br2　③H2O　④N2　⑤CO2　⑥H2　⑦H2O2　⑧HCN
分子中只有σ键的是　　　　　　　　(填序号,下同),分子中含有π键的是　　　　　　　　,分子中所有原子都满足最外层8e-稳定结构的是　　　　　　,分子中的σ键是由两个原子的s轨道重叠形成的,符合条件的是　　　　,分子中的σ键是由一个原子的s轨道与另一个原子的p轨道重叠形成的,符合条件的是　　　　　　,分子中的σ键是由一个原子的p轨道与另一个原子的p轨道重叠形成的,符合条件的是　　　　　。
解析本题是对共价键与分子结构的关系进行判断。
答案①②③⑥⑦　④⑤⑧　②④⑤　⑥　①③⑦⑧
②④⑤⑦⑧
(建议用时:30分钟)
1.下列说法中正确的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　　　
A.p轨道之间“肩并肩”重叠可形成σ键
B.p轨道之间“头碰头”重叠可形成π键
C.s轨道和p轨道“头碰头”重叠可形成σ键
D.共价键是两个原子轨道“头碰头”重叠形成的
答案C
2.原子间形成分子时,决定各原子相互结合的数量关系的是(　　)
A.共价键的方向性
B.共价键的饱和性
C.共价键原子的大小
D.共价键的稳定性
答案B
3.根据表中的数据,从电负性的角度判断下列元素之间易形成共价键的一组是(　　)
元素
Na
Mg
Al
H
C
O
Cl
电负性
0.9
1.2
1.5
2.1
2.5
3.5
3.0
①Na和Cl　②Mg和Cl　③Al和Cl　④H和O
⑤Al和O　⑥C和Cl
A.①②⑤
B.③④⑥
C.④⑤⑥
D.①②③④⑤⑥
解析非金属元素之间易形成共价键,元素电负性之差小于1.7的元素原子之间形成共价键。Na和Cl的电负性之差为3.0-0.9=2.1>1.7;Mg和Cl的电负性之差为3.0-1.2=1.8>1.7;Al和O的电负性之差为3.5-1.5=2.0>1.7;Al和Cl的电负性之差为3.0-1.5=1.5<1.7;H和O的电负性之差为3.5-2.1=1.4<1.7;C和Cl的电负性之差为3.0-2.5=0.5<1.7;故①②⑤不能形成共价键,③④⑥可形成共价键。
答案B
4.下列说法正确的是(　　)
A.π键是由两个p电子“头碰头”重叠形成的
B.σ键是镜像对称,而π键是轴对称
C.乙烷分子中的共价键全为σ键,而乙烯分子中含有σ键和π键
D.H2分子中含有σ键,而Cl2分子中除σ键外还含有π键
解析原子轨道以“头碰头”方式相互重叠形成的共价键为σ键,以“肩并肩”方式相互重叠形成的共价键为π键;σ键是轴对称,而π键是镜像对称;分子中所有的单键都是σ键,双键及三键中均含有σ键和π键。
答案C
5.根据氢原子和氟原子的核外电子排布,对F2和HF分子中形成的共价键描述正确的是(　　)
A.两者都为s-s
σ键
B.两者都为p-p
σ键
C.前者为p-p
σ键,后者为s-p
σ键
D.前者为s-s
σ键,后者为s-p
σ键
解析氢原子的核外电子排布式为1s1,氟原子的核外电子排布式为1s22s22p5,p轨道上有1个未成对的p电子。F2是由两个氟原子未成对的p电子重叠形成的p-p
σ键,HF是由氢原子中的s轨道与氟原子中的p轨道形成的s-p
σ键。
答案C
6.对σ键的认识不正确的是(　　)
A.σ键属于共价键
B.s-s
σ键与s-p
σ键的对称性相同
C.分子中含有共价键,则至少含有一个σ键
D.含有π键的化合物与只含σ键的化合物的化学性质不同
解析σ键是共价键中的一种,故A项正确;s-s
σ键上下、左右对称,而s-p
σ键是上下对称,左右不对称,故B项错误;C、D项明显正确。
答案B
7.某原子的原子核外最外层电子排布式为ns2np4,按照共用电子对理论,该原子一般可形成共用电子对的数目是(　　)
A.1对
B.2对
C.3对
D.4对
解析原子核外最外层电子排布式为ns2np4,有2个未成对电子,一般只能形成2个共价键。
答案B
8.关于乙醇分子的说法正确的是(　　)
A.分子中共含有8个极性键
B.分子中不含非极性键
C.分子中只含σ键
D.分子中含有1个π键
解析乙醇的结构式为,共含有8个共价键,其中C—H、C—O、O—H键为极性键,共7个,C—C键为非极性键。由于全为单键,故无π键。
答案C
9.有三种物质AC2、B2C2、AD4,元素A的最高正价和负价绝对值相等;元素B的单质能在C的气态单质中剧烈燃烧,火焰呈黄色,并生成淡黄色固体B2C2;元素D的负一价阴离子的电子层结构与氩原子的相同,则:
(1)A、B、C、D的元素名称分别为　　　、　　　、　　　、　　　。
(2)AD4分子中含有的共价键类型为　　　(填“σ键”或“π键”)。
(3)D的负一价阴离子的电子排布式为　　　　　　　　　　　　　　　　　,B2C2的电子式为　　　　　　　　　　　,属　　　　　　　　　(填“离子化合物”或“共价化合物”)。
解析根据元素A的最高正价和负价绝对值相等,元素A是碳,根据淡黄色固体B2C2和火焰呈黄色,可知元素B是钠,元素C是氧,元素D的负一价阴离子的电子层结构与氩原子的相同,元素D是氯。
答案(1)碳　钠　氧　氯　(2)σ键
(3)1s22s22p63s23p6　Na+]2-Na+　离子化合物
10.分析下列化学式中画有横线的元素,选出符合要求的物质,填空。
A.NH3　B.H2O　C.HCl　D.CH4　E.C2H6
F.N2
(1)所有的价电子都参与形成共价键的是　　　　　;
(2)只有一个价电子参与形成共价键的是　　　　　;
(3)最外层有未参与成键的电子对的是　　　　　;
(4)既有σ键又有π键的是　　　　　。
解析NH3中氮原子与3个氢原子形成3个σ键,还有一对不成键电子;H2O中氧原子与2个氢原子形成2个σ键,还有两对不成键电子;HCl中氯原子与1个氢原子形成1个σ键,还有三对不成键电子;CH4中碳原子与4个氢原子形成4个σ键,所有价电子都参与成键;C2H6中碳原子分别与3个氢原子及另1个碳原子形成4个σ键,所有电子都参与成键;N2中1个氮原子与另1个氮原子形成1个
σ键,2个π键,还有一对不成键电子。
答案(1)D、E　(2)C　(3)A、B、C、F　(4)F
11.(1)如图,写出下列价键的名称,并各举一例说明含有这种价键类型的物质。
①
②
③
④
⑤
化学键类型
举例
(2)某有机物的结构式为,
则分子中有　　　　个σ键,　　　　个π键。
解析(2)分子中5个共价单键是σ键,双键中有1个σ键和1个π键,三键中有1个σ键和2个π键,故该有机物分子中σ键总数是7,π键总数是3。
答案(1)
①
②
③
④
⑤
化学键类型
s-s
σ键
s-p
σ键
p-p
σ键
pz-pz
π键
py-py
π键
举例
H2
HCl
Cl2
N2
N2
(2)7　3第一章过关检测B卷
(时间:45分钟　满分:100分)
一、选择题(本题包括12小题,每小题5分,共60分。每小题只有一个选项符合题目要求)
1.人们通常将在同一原子轨道上运动、自旋方向相反的2个电子,称为“电子对”,将在某一原子轨道上运动的单个电子,称为“未成对电子”。下列基态原子的电子排布式中,未成对电子数最多的是(　　)
A.1s22s22p63s23p6
B.1s22s22p63s23p63d54s2
C.1s22s22p63s23p63d54s1
D.1s22s22p63s23p63d104s1
解析根据各基态原子的电子排布式可知,A项中未成对电子数为0;B项中未成对电子数为5;C项中未成对电子数为6;D项中未成对电子数为1。
答案C
2.某微粒的核外电子排布式为1s22s22p6,下列关于该微粒的说法一定正确的是(　　)
A.质子数为10
B.单质具有还原性
C.是单原子分子
D.电子数为10
解析1s22s22p6为10电子微粒,可能为Ne、Na+、F-等,A、B、C项错误,D项正确。
答案D
3.下列表达方式正确的是(　　)
A.Na+的电子排布图:
B.硫离子的核外电子排布式:1s22s22p63s23p4
C.碘化铵的电子式:[HH]+I-
D.H2O电子式:H∶∶H
解析Na+的2p能级中每个轨道上的两个电子,自旋状态不能相同,A项错误;S2-的电子排布式3p能级应排6个电子,即1s22s22p63s23p6,B项错误;碘化铵的电子式中I-的电子式书写错误,C项错误。
答案D
4.前四周期元素中,基态原子中未成对电子与其所在周期数相同的元素有(　　)
A.3种
B.4种
C.5种
D.6种
解析第一周期有H:;第二周期有C:
,O:,第三周期有P:
,第四周期有Fe:,共5种。
答案C
5.下列各组指定的元素,不能形成AB2型化合物的是(　　)
A.2s22p2和2s22p4
B.2s22p2和3s23p4
C.3s2和3s23p5
D.3s1和3s23p5
解析A项为C和O,能形成CO2;B项为C和S,能形成CS2;C项为Mg和Cl,能形成MgCl2;D项为Na和Cl,能形成NaCl。
答案D
6.某元素X的逐级电离能如图所示,下列说法正确的是(　　)
A.X元素可能为+4价
B.X可能为非金属
C.X为第五周期元素
D.X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3+
解析由图像知,该元素的I4 I3,故该元素最外层有3个电子,易形成+3价阳离子,A、B两项错误,D项正确;无法确定该元素是否位于第五周期,C项错误。
答案D
7.具有下列电子排布式的原子中,半径最大的为
(　　)
A.1s22s22p63s1
B.1s22s22p63s23p64s1
C.1s22s22p63s2
D.1s22s22p63s23p64s2
解析根据电子排布式可知A为Na,B为K,C为Mg,D为Ca,K半径最大。
答案B
8.中学化学中很多“规律”都有其适用范围,下列根据有关“规律”推出的结论合理的是(　　)
A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势,推出Al的第一电离能比Mg大
B.根据主族元素最高正化合价与族序数的关系,推出卤族元素最高正价都是+7
C.根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系,推出pH=6.8的溶液一定显酸性
D.根据较强酸可以制取较弱酸的规律,推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO
解析由于Mg的最外层电子排布为3s2,Al的最外层电子排布为3p1,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,A错;B中F元素不显正价,更没有+7价;C中溶液的pH与温度有关,若溶液温度为25
℃时,pH=6.8的溶液显酸性,若温度为100
℃时,则显碱性,故C不正确;H2CO3的酸性比HClO强,故D正确。
答案D
9.下列对元素周期律和元素周期表的认识正确的是(　　)
A.元素周期律的本质是随着核电荷数的增加元素化合价呈周期性的变化
B.核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的本质
C.元素周期表中可以把元素分成s、p、d、ds四个区
D.元素周期表中最外层电子数<2的元素一定是金属元素
解析元素周期律是原子核外电子排布的周期性变化所决定的,A项错误、B项正确;元素周期表可分为s、p、d、ds和f五个区,C项错误;氢元素原子核外只有一个电子,为非金属元素,D项错误。
答案B
10.当镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时,以下认识正确的是(　　)
A.此过程中,镁原子由基态转化成激发态,这一过程中吸收能量
B.此过程中,镁原子由激发态转化成基态,这一过程中释放能量
C.转化后位于p能级上的两个电子处于同一轨道,且自旋状态相同
D.转化后镁原子与硅原子电子层结构相同,化学性质相似
解析1s22s22p63s2为Mg的基态,1s22s22p63p2为Mg的激发态,A项正确,B项错误;转化后位于p能级上的两个电子处于两个轨道,C项错误;转化后的镁原子(核外有12个电子)与硅原子(核外有14个电子)电子层结构不同,D项错误。
答案A
11.已知某元素+3价离子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d5,该元素在周期表中的位置是(　　)
A.第三周期第Ⅷ族,p区
B.第三周期第ⅤB族,ds区
C.第四周期第Ⅷ族,d区
D.第四周期第ⅤB族,f区
解析+3价离子的核外有23个电子,则其原子核外应有26个电子,26号元素是铁,位于第四周期第Ⅷ族,铁在周期表中位于d区。
答案C
12.下列各组中的性质比较,正确的是(　　)
①酸性:HClO4>HBrO4>HIO4　②碱性:Ba(OH)2>Ca(OH)2>Mg(OH)2　③稳定性:HCl>H2S>PH3　④还原性:F->Cl->Br-
A.①②④
B.③④
C.①②③
D.①②③④
解析①同主族自上而下,非金属性减弱,所以非金属性:Cl>Br>I,非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,故酸性:HClO4>HBrO4>HIO4,正确;②同主族自上而下,金属性增强,所以金属性:Ba>Ca>Mg,金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,所以碱性:Ba(OH)2>Ca(OH)2>Mg(OH)2,正确;③同周期随原子序数增大,非金属性增强,所以非金属性:Cl>S>P,非金属性越强,氢化物的稳定性越强,所以稳定性:HCl>H2S>PH3,正确;④同主族自上而下,非金属性减弱,所以非金属性:F>Cl>Br,非金属性越强,阴离子还原性越弱,所以离子还原性:F-答案C
二、非选择题(本题包括3小题,共40分)
13.(12分)下表中的实线表示元素周期表的部分边界。①~⑤分别表示元素周期表中对应位置的元素。
(1)请在上表中用实线补全元素周期表边界。
(2)元素⑤的原子核外p电子比s电子多　　　个。元素③的氢化物的电子式为　　　　　　　　　。
(3)元素④一般在化合物中显　　　　价,但与　　　　(填图中标号)形成化合物时,所显示的价态则恰好相反。
(4)在元素①的单质A、元素②的单质B和元素①②形成的合金C中,熔点最低的是　　　　　　　　(填名称)。
解析由元素周期表可推出①~⑤分别为Na、K、N、O、F。(1)主要是将短周期的边界描出来。(2)元素⑤为F,电子排布式为1s22s22p5,p电子比s电子多1个。元素③的氢化物为NH3,电子式为H。(3)元素④为O,一般在化合物中显负价,但与F形成化合物时,可以显正价,如OF2。(4)钠、钾及钠钾合金中熔点最低的是钠钾合金。
答案(1)
(2)1　H
(3)负　⑤
(4)钠钾合金
14.(16分)现有A、B、C、D四种元素,A是第五周期第ⅣA族元素,B是第三周期元素,B、C、D的价电子数分别为2、2、7。四种元素原子序数从小到大的顺序是B、C、D、A。已知C和D的次外层电子数均为18个。
(1)写出A、B、C、D的元素符号:A　　　　、B、C　　　　、D　　　　。
(2)C位于元素周期表的　　　　区,C2+的电子排布式　　　　　　　　　　。
(3)最高价氧化物对应水化物中碱性最强的化合物是　　　　　　(写化学式,下同);最高价氧化物对应水化物中酸性最强的化合物是　　　　。
(4)元素的第一电离能最小的是　　　　,元素的电负性最大的是　　　　。
解析(1)A是第五周期第ⅣA族元素,则A元素为Sn。由于B是第三周期元素,且其价电子数为2,所以B元素为Mg。由于C、D的原子序数均大于B,C、D的价电子为2、7,且C、D的次外层电子数均为18个,因此,C应该为第ⅡB族元素Zn,又因为原子序数:Zn(2)锌元素基态原子的外围电子排布式为3d104s2,它位于元素周期表的ds区,Zn2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d10。
(3)金属性:Mg>Zn>Sn,故最高价氧化物对应水化物碱性最强的是Mg(OH)2。Br是非金属,其最高价氧化物对应水化物呈酸性,其化学式为HBrO4。
(4)元素的第一电离能越小,表示其失去一个电子的能力越强,其金属性越强,故镁元素的第一电离能最小。电负性越大,表示其吸引电子的能力越强,其非金属性越强,故电负性最大的为溴元素。
答案(1)Sn　Mg　Zn　Br
(2)ds　1s22s22p63s23p63d10
(3)Mg(OH)2　HBrO4
(4)Mg　Br
15.(12分)有A、B、C、D、E五种元素,它们的核电荷数依次增大,且都小于20。其中C、E是金属元素;A和E属同族,它们原子的最外层电子排布式为ns1。B和D也属同族,它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍。C原子的最外层电子数等于D原子的最外层电子数的一半。请回答下列问题:
(1)A是　　　　,B是　　　　,E是　　　。
(2)写出C元素基态原子的电子排布式: 　　　　　　。
(3)用电子排布图表示D元素原子的价电子构型:　　　　　　　　。
(4)元素B与D的电负性的大小关系是B　　　　(填“>”“<”或“=”,下同)D,C与E的第一电离能大小关系是C　　　　E。
解析A和E同族,最外层电子排布式为ns1,且C、E是金属,则A为H,E为Na或K;B、D同族,原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的2倍,则B为O,D为S,进一步推出E为K。C的原子最外层上电子数是D的原子最外层电子数的一半,则C为Al。(1)A、B、E分别是H、O、K;(2)Al的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p1;(3)硫原子的价电子构型的电子排布图为;(4)O与S的电负性大小关系是O>S;Al与K的第一电离能的关系是Al>K。
答案(1)H　O　K
(2)1s22s22p63s23p1
(3)
(4)>　>课时训练12　晶体的常识
一、晶体与非晶体
1.下列叙述中正确的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　
A.具有规则几何外形的固体一定是晶体
B.晶体与非晶体的根本区别在于是否具有规则的几何外形
C.具有各向异性的固体一定是晶体
D.晶体、非晶体都具有固定的熔点
解析晶体与非晶体的根本区别在于内部粒子在微观空间里是否呈现周期性的有序排列。晶体所具有的规则几何外形、各向异性是其内部微粒规律性排列的外部反映,因此B项错。有些人工加工而成的固体也具有规则几何外形,但具有各向异性的固体一定是晶体,所以A项错,C项对。晶体具有固定的熔点而非晶体不具有固定的熔点。
答案C
2.从我们熟悉的食盐、金属、冰到贵重的钻石等都是晶体,而同样透明的玻璃却是非晶体。下列关于晶体和非晶体的本质区别的叙述中,正确的是(　　)
A.是否具有规则的几何外形
B.是否具有固定组成
C.是否具有美观对称的外形
D.内部基本构成微粒是否按一定规律做周期性重复排列
解析有规则几何外形或美观对称外形的固体不一定都是晶体,如玻璃制品可以塑造出规则的几何外形,也可以具有美观对称的外形;具有固定组成的物质也不一定是晶体,如某些无定形体(无定形二氧化硅)也有固定的组成;晶体和非晶体的本质区别在于其内部粒子在微观空间里是否呈现周期性的有序排列。
答案D
3.关于晶体的自范性,下列叙述正确的是(　　)
A.破损的晶体能够在固态时自动变成规则的多面体
B.缺角的氯化钠晶体在饱和的NaCl溶液中慢慢变为完美的立方块
C.圆形容器中结出的冰是圆形的
D.由玻璃制成的圆形玻璃球
解析晶体的自范性是指在适宜的条件下,晶体能够自发地呈现多面体外形的性质。A项过程不能实现;C项中冰的形状不是水自发形成的,而是受容器的限制形成的;D项中提到的玻璃是非晶体。
答案B
4.下列过程中不能得到晶体的是(　　)
A.降低NaCl饱和溶液的温度所得到的固体
B.气态水直接冷却成固态水
C.熔融的KNO3冷却后所得到的固体
D.将液态的塑料冷却后所得到的固体
解析明确形成晶体的几种途径是解答本题的关键。
答案D
二、晶胞
5.下列有关晶胞的叙述中不正确的是(　　)
A.晶胞是晶体最小的结构重复单元
B.不同的晶体中晶胞的大小和形状都相同
C.晶胞中的粒子可能不完全属于该晶胞
D.已知晶胞的组成就可推知晶体的组成
解析由晶胞的定义可知A选项正确;相同晶体中晶胞的大小和形状完全相同,不同晶体中晶胞的大小和形状不一定相同,B选项错误;晶体中有的粒子被若干个晶胞所共用而不专属于某个晶胞,C选项正确;知道晶胞的组成利用“均摊法”即可推知晶体的组成,D选项正确。
答案B
硼镁化合物的结构
6.硼和镁形成的化合物刷新了金属化合物超导的最高纪录。右图是该化合物的晶胞结构:镁原子间形成正六棱柱,且棱柱的上下底面还各有一个镁原子;6个硼原子位于棱柱内。该化合物的化学式为
(　　)
A.MgB
B.MgB2
C.Mg2B
D.Mg2B3
解析运用“均摊法”可知,由于该化合物为正六棱柱,所以顶点的原子为6个正六棱柱所共用,面心的原子为2个正六棱柱所共用,则晶胞中镁原子的个数为12×+2×=3,硼原子的个数为6,所以该化合物的化学式为MgB2。
答案B
7.根据所学知识填空:
(1)在下列物质中,属于晶体的是　　　　,属于非晶体的是　　　　;
A.玻璃　B.雪花　C.橡胶　D.铁块　E.单晶硅　F.沥青
(2)晶体中的微粒与晶胞的关系为:
①凡处于立方体顶点的微粒,同时为　　　　个晶胞共有;
②凡处于立方体棱上的微粒,同时为　　　　个晶胞共有;
③凡处于立方体面上的微粒,同时为　　　　个晶胞共有;
④凡处于立方体体心的微粒,同时为　　　　个晶胞共有。
解析(1)晶体具有固定的熔点,雪花就是冰,有固定的熔点;铁块和单晶硅都有固定的熔点;橡胶、玻璃、沥青(烃的混合物)的熔点在一定的范围内浮动,都属于非晶体。(2)分析晶体中的微粒与晶胞的关系,关键是看该微粒为几个晶胞所围绕,就为几个晶胞所共有。
答案(1)BDE　ACF　(2)8　4　2　1
8.某晶胞结构如图所示,X位于立方体的顶点,Y位于立方体的中心。试分析:
(1)在一个晶胞中有　　　　　　个X,　　　　　个Y,晶体的化学式为　　　　　　。
(2)晶体中距离最近的两个X与一个Y所形成的夹角∠XYX为　　　　　　(填角的度数)。
解析(1)该晶胞中含Y的个数为1,含X的个数为4×,所以X∶Y=1∶2,因此晶体的化学式为XY2。(2)X与Y之间的连接线构成一个正四面体,类似甲烷的分子结构,所以∠XYX等于甲烷中的键角,为109°28'。
答案(1)　1　XY2　(2)109°28'
9.石墨的片层结构如图所示,试完成下列各题:
(1)每个正六边形实际上占有的碳原子数　　　个。
(2)石墨晶体每一层内的碳原子数与C—C键的个数之比是　　　。
(3)n
g碳原子可构成　　　　　　　　个正六边形。
解析(1)由结构示意图可以看出每个碳原子被3个正六边形共用,所以平均每个正六边形占有碳原子的个数为6×=2。(2)由(1)知每个正六边形所占有的碳原子数为6×=2;所占有的C—C键的个数为6×=3,故石墨晶体每一层内的碳原子数与C—C键的个数之比为2∶3。(3)n
g碳所含有的原子数为NA,可以构成正六边形的个数为NA÷2=。
答案(1)2　(2)2∶3　(3)
(建议用时:30分钟)
1.下列关于晶体与非晶体的说法不正确的是(　　)
A.区别晶体与非晶体最可靠的科学方法是对固体进行X-射线衍射实验
B.非晶体中粒子的排列无序,所以非晶体具有各向异性
C.晶体有自范性
D.非晶体无固定熔点
答案B
2.晶体是一类非常重要的材料,在很多领域都有广泛的应用。我国现已能够拉制出直径为300毫米的大直径硅单晶,晶体硅大量用于电子产业。下列对晶体硅的叙述中正确的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　
A.形成晶体硅的速率越大越好
B.晶体硅没有固定的熔、沸点
C.可用X-射线衍射实验来鉴别晶体硅和玻璃
D.晶体硅的形成与晶体的自范性有关,而与各向异性无关
解析A选项,晶体的形成都要有一定的形成条件,如温度、压强、结晶速率等,但并不是说结晶速率越大越好;B选项,晶体有固定的熔、沸点,故B选项不正确;C选项,X-射线衍射实验能够测出物质的内部结构,根据微粒是否有规则的排列就能区分出晶体与非晶体;D选项,晶体的形成与晶体的自范性和各向异性都有密切关系。
答案C
3.下列关于晶体的说法中,正确的是(　　)
A.将饱和硫酸铜溶液降温,析出的固体不是晶体
B.假宝石往往是玻璃仿造的,可以用划痕的方法鉴别宝石和玻璃制品
C.石蜡和玻璃都是非晶体,但它们都有固定的熔点
D.蓝宝石在不同方向上的硬度一定相同
解析A选项,将饱和CuSO4溶液降温,可析出胆矾,胆矾属于晶体;B选项,一般宝石的硬度较大,玻璃制品的硬度较小,可以根据有无划痕来鉴别;C选项,非晶体没有固定的熔点;D选项,由于晶体的各向异性导致蓝宝石在不同方向上的硬度有一些差异。
答案B
4.下图是天然水晶球里的玛瑙和水晶,两者的根本区别在于(　　)
A.外形不一样,构成两者的原子不同
B.构成玛瑙的基本粒子无规则排列,构成水晶的基本粒子按一定的规律周期性重复排列
C.水晶有固定的熔沸点,而玛瑙无固定熔沸点
D.水晶可用于能量转换,玛瑙可用于装饰品
解析晶体和非晶体的本质区别在于内部粒子在微观空间里是否呈现周期性的有序排列。
答案B
5.某晶体的一部分如右图所示,这种晶体中A、B、C三种粒子的个数之比是(　　)
A.3∶9∶4
B.1∶4∶2
C.2∶9∶4
D.3∶8∶4
解析由图可知该晶体部分结构单元的上下两面为正三角形,因此处于顶点的粒子为12个该结构单元共用,故每个结构单元中A的个数为6×;处于水平棱上的粒子为4个结构单元共用,处于垂直棱上的粒子为6个结构单元共用,故每个结构单元中包含B的个数为6×+3×=2;显然,每个结构单元中包含C的个数为1,由此可见这种晶体中A、B、C三种粒子数之比为∶2∶1=1∶4∶2。
答案B
6.话筒是我们熟悉的物质,在话筒中有一种材料的结构如图所示,它的主要成分是钛酸钡,根据晶体的结构示意图可知它的化学式是(　　)
A.BaTi8O12
B.BaTi4O6
C.BaTi2O4
D.BaTiO3
解析仔细观察钛酸钡晶体结构示意图可知:Ba在立方体的中心,完全属于该晶胞;Ti处于立方体的8个顶点,O处于立方体的12条棱的中点,故晶体中三种原子的个数比为Ba∶Ti∶O=1∶(8×)∶(12×)=1∶1∶3。
答案D
7.氢是重要而洁净的能源。要利用氢气作为能源,必须解决好安全有效地储存氢气的问题。化学家研究出利用合金储存氢气的方法,其中镧(La)镍(Ni)合金是一种储氢材料,这种合金的晶体结构已经测定,其基本结构单元如图所示,则该合金的化学式可表示为(　　)
A.LaNi5
B.LaNi
C.La14Ni24
D.La7Ni12
解析根据题给物质的结构单元图知,该合金的基本结构单元中镧原子的数目为(12×+2)×=3,而镍原子的数目为12×+6+6×=15,所以镧与镍的原子个数比为3∶15=1∶5。
答案A
8.纳米材料的表面粒子数占总粒子数的比例极大,这是它有许多特殊性质的原因。假设某氯化钠纳米颗粒的大小和形状恰好与氯化钠晶胞的大小和形状相同(如图所示),则这种纳米颗粒的表面粒子数与总粒子数的比值为(　　)
A.7∶8
B.13∶14
C.25∶25
D.26∶27
解析解此题应注意“纳米颗粒”与“晶胞”的不同,“纳米颗粒”是独立的“分子”,所有粒子均属于该颗粒。表面粒子数=8+6+12=26,总粒子数=表面粒子数+中心粒子数=26+1=27。
答案D
9.元素X的某价态离子Xn+中所有电子正好充满K、L、M三个电子层,它与N3-形成的晶体结构如图所示。
(1)该晶体中阳离子与阴离子个数比为　　　　。
(2)该晶体中Xn+中n=　　　　　　。
(3)X元素的原子序数是　　　。
解析(1)Xn+位于晶胞的棱上,其数目为12×=3,N3-位于晶胞的顶点,其数目为8×=1,故晶体中阳离子与阴离子个数比为3∶1;
(2)由晶体的化学式X3N,可知Xn+所带电荷的数目n=1;
(3)由题意知,X+中所有电子正好充满K、L、M三个电子层,则K、L、M电子层上的电子数分别为2、8、18,则X的原子序数=核电荷数=2+8+18+1=29。
答案(1)3∶1　(2)1　(3)29
10.随着科学技术的发展,阿伏加德罗常数的测定手段越来越多,测定的精确度也越来越高。现有一种简单可行的测定方法,具体步骤为:
①将NaCl固体细粒干燥后准确称取m
g
NaCl固体细粒并转移到定容仪器A中。
②用滴定管向A仪器中加苯,不断振荡,继续加苯至A仪器的刻度
,计算出NaCl固体的体积为V
cm3(氯化钠的晶胞如图所示)。请回答下列问题:
(1)步骤①中A仪器最好使用　　　(填序号)。
A.量筒
B.烧杯
C.容量瓶
D.试管
(2)步骤②能否用水代替苯 　　　(填“能”或“不能”),理由是　 　。
(3)已知NaCl晶体中,靠得最近的Na+和Cl-间的距离为a
cm,则用上述方法测得阿伏加德罗常数(NA)的表达式为 　。
解析(1)依题意知,仪器A是用于精确测量体积的,故选C。
(2)因为NaCl能溶于水,用水不能测出NaCl固体的体积,所以不能用水代替苯。
(3)因为靠得最近的Na+和Cl-间的距离为a
cm,所以氯化钠晶胞的体积为8a3
cm3。用“均摊法”知氯化钠晶胞中含Na+的个数为8×+6×=4,Cl-的个数为12×+1=4,则1
mol
NaCl的体积为2a3NA
cm3,NaCl固体的密度为
g·cm-3,所以1
mol
NaCl的质量为58.5
g=
g·cm-3×2a3NA
cm3,则NA=。
答案(1)C
(2)否　NaCl能溶于水,所以用水不能测出NaCl固体的体积
(3)NA=课时训练5　元素周期律
一、原子半径
1.下列元素原子半径最接近的一组是(　　)
A.Ne、Ar、Kr、Xe
B.Mg、Cu、Sr、Ba
C.B、C、N、O
D.Cr、Mn、Fe、Co
解析A项中的四种元素属于同一族,随着电子层数的增多,原子半径越来越大;B项中除Cu外的三种元素为同族元素,且随着电子层数的增多,原子半径越来越大;C项中的四种元素为同周期元素,随着核电荷数的增加,原子半径越来越小;D项中的四种元素是第四周期相邻的元素,因最后填入的电子都在3d能级,故原子半径接近。
答案D
2.下列各组微粒,没有按照半径由小到大顺序排列的是(　　)
A.Cl、Na、F、K
B.F、Cl、Na、K
C.Ca2+、K+、Cl-、S2-
D.Na+、K+、Cl-、Br-
解析F位于第二周期,Cl、Na位于第三周期且Na排在Cl的前面,K位于第四周期,故四者的原子半径由小到大的顺序为F答案A
3.已知下列元素的原子半径为
原子
N
S
O
Si
半径r/×10-10m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据,磷原子的半径可能是(　　)
A.0.8×10-10
m
B.1.10×10-10
m
C.1.20×10-10
m
D.0.7×10-10
m
解析P元素在第三周期中介于S元素和Si元素之间,在第ⅤA族中,P元素在N元素的下一周期,故原子半径:Si>P>S,P>N,故只有B项符合。
答案B
4.下列关于微粒半径的说法正确的是(　　)
A.电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B.核外电子层结构相同的单核微粒半径相同
C.质子数相同的不同单核微粒,电子数越多半径越大
D.原子序数越大,原子半径越大
解析A项,第ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期第ⅠA族元素的原子半径大,如r(Li)>r(S)>r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子,半径是不同的。质子数相同的不同单核微粒,阴离子半径>原子半径>阳离子半径。随着原子序数的增大,原子半径并不是一直增大的,而是呈现周期性变化。
答案C
二、电离能
5.下列说法正确的是(　　)
A.第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的大
C.在所有元素中,氟的电离能最大
D.钾的第一电离能比镁的大
解析一般来说,同周期元素从左到右,元素的第一电离能逐渐增大,碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体元素的第一电离能最大,A项正确,C项不正确;由于镁的外围电子排布式为3s2(p能级为全空的稳定结构),Al的外围电子排布式为3s23p1,故Al的第一电离能小于Mg的,B项错误;同主族元素从上到下,元素的第一电离能逐渐减小,第一电离能:K答案A
6.在下面的电子构型中,通常第一电离能最小的原子具有哪一种构型(　　)
A.ns2np3
B.ns2np4
C.ns2np5
D.ns2np6
解析价电子层为ns2np4的原子失去一个电子后形成ns2np3的稳定结构,因而其第一电离能最小。
答案B
7.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示,单位为kJ·mol-1)。
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1
500
7
700
10
500
……
下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　)
A.R的最高正价为+3价
B.元素R位于元素周期表中第ⅡA族
C.元素R的原子最外层共有4个电子
D.元素R基态原子的电子排布式为1s22s2
解析由表中数据I3 I2,可知元素R的最高正价为+2价,A项错;元素R一定位于第ⅡA族,最外层有2个电子,但R不一定是Be元素,故C、D项错。
答案B
8.Li、Be、B原子失去一个电子,所需的能量相差并不大,但最难失去第二个电子的原子是(　　)
A.Li
B.Be
C.B
D.相差不大
解析Li、Be、B原子失去一个电子后的电子排布式分别为1s2、1s22s1、1s22s2,Li原子再失去一个电子时,将要失去第一电子层上的电子,失电子较难;而Be、B原子再失去一个电子时,失去同电子层上的电子,相对容易些,故Li失去第二个电子时要更难些。
答案A
9.根据下列五种元素的电离能数据(单位:kJ·mol-1),回答下面各题。
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2
080
4
000
6
100
9
400
R
500
4
600
6
900
9
500
S
740
1
400
7
700
10
500
T
580
1
800
2
700
11
600
U
420
3
100
4
400
5
900
(1)在周期表中,最可能处于同一族的是　　　　。
A.Q和R
B.S和T
C.T和U
D.R和T
E.R和U
(2)它们的氯化物的化学式,最可能正确的是　　　　。
A.QCl2
B.RCl
C.SCl3
D.TCl
E.UCl4
(3)S元素最可能是　　　　。
A.s区元素
B.稀有气体元素
C.p区元素
D.准金属
E.d区元素
(4)下列元素中,化学性质和物理性质最像Q元素的是　　　　。
A.硼(1s22s22p1)
B.铍(1s22s2)
C.锂(1s22s1)
D.氢(1s1)
E.氦(1s2)
解析根据电离能的数据,分析可知,Q是稀有气体元素,R、U是第ⅠA族的元素,S是第ⅡA族的元素,T是第ⅢA族的元素。然后即可回答有关问题。
答案(1)E　(2)B　(3)A　(4)E
三、电负性
10.能够证明核外电子是分层排布的事实是(　　)
A.电负性
B.电离能
C.非金属性
D.电子绕核运动
解析原子核外电子是分层排布的,同一层中电子能量相近,而不同能层中的电子具有的能量差别较大。电离能反映了原子或离子失去一个电子所消耗的最低能量,故失去同一层上的电子消耗的最低能量差别较小,而失去不同层上的电子消耗的最低能量差别较大,故可根据失去一个电子消耗的最低能量发生突变而确定原子核外电子是分层排布的。
答案B
11.下列对电负性的理解不正确的是(　　)
A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准
B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小
C.元素的电负性越大,则元素的非金属性越强
D.元素的电负性是元素固有的性质,与原子结构无关
解析一般来说,同周期从左到右主族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,因此,电负性与原子结构有关。
答案D
12.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
解析一般来说,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。
答案D
13.下列是几种基态原子的电子排布,电负性最大的原子是(　　)
A.1s22s22p4
B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2
D.1s22s22p63s23p64s1
解析由元素原子的核外电子排布式可知,A为O,B为P,C为Si,D为K,根据电负性在周期表中的变化规律可知电负性最大的为O元素。
答案A
14.已知电负性和元素的化合价一样,也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性:
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
已知:两成键元素间电负性差值大于1.7时,形成离子键;两成键元素间电负性差值小于1.7时,形成共价键。
(1)根据表中给出的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是 　。
(2)下列物质属离子化合物的是　　　　,属于共价化合物的有　　　　。
A.Mg3N2
B.BeCl2
C.AlCl3
D.SiC
解析元素的电负性随原子序数的递增呈现周期性变化。根据已知条件及表中数值,可知Mg3N2中两元素的电负性差值为1.8,大于1.7,Mg与N之间形成离子键,Mg3N2为离子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC中两元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7,均小于1.7,Be与Cl,Al与Cl,Si与C之间均形成共价键,BeCl2、AlCl3、SiC为共价化合物。
答案(1)随原子序数的递增,元素的电负性与原子半径一样呈现周期性变化
(2)A　BCD
(建议用时:30分钟)
1.下列各组粒子,半径大小比较错误的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　
A.K>Na>Li
B.Na+>Mg2+>Al3+
C.Mg2+>Na+>F-
D.Cl->F->F
解析A项,同一主族元素的原子半径从上到下越来越大,正确;B项,核外电子排布相同的离子,核电荷数越大,半径越小,正确;C项,离子半径大小关系应为Mg2+F-,F-比F多一个电子,粒子半径大小为F->F,综上可知粒子半径:Cl->F->F。
答案C
2.下列叙述中正确的是(　　)
A.同一周期中,第ⅦA族元素的原子半径最大
B.第ⅥA族元素的原子,其半径越大,越容易得到电子
C.室温时,0族元素的单质都是气体
D.同一周期中,碱金属元素的第一电离能最大
解析同一周期中,第ⅦA族元素的原子半径最小(稀有气体除外),A项错误;同一主族中,原子半径越大,越难得电子,B项错误;室温时,0族元素的单质都是气体,C项正确;同一周期中,碱金属元素的第一电离能最小,D项错误。
答案C
3.通常情况下,元素原子的原子核外p能级、d能级上的电子排布为“全空”“半满”“全满”的时候,元素的性质一般更稳定,称为洪特规则的特例。下列事实不能作为这个规则证据的是(　　)
A.元素硼(B)的第一电离能大于元素铍(Be)的
B.元素磷(P)的第一电离能大于元素硫(S)的
C.基态铜(Cu)原子的电子排布式为[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2
D.26Fe2+容易失电子转变成26F,26Fe2+表现出较强的还原性
解析元素铍的外围电子排布为2s2,2s能级为全满状态,更稳定,而元素硼的外围电子排布式为2s22p1,故第一电离能:铍>硼;磷原子的电子排布式为1s22s22p63s23p3,3p能级为半满状态,更稳定,故第一电离能:P>S;基态铜原子的电子排布式中3d能级为全满状态,4s能级为半满状态,此时铜原子最稳定,C项正确;26Fe2+的外围电子排布式为3d6,不够稳定,而26Fe3+的外围电子排布式为3d5,3d能级为半满状态,更稳定,故D项正确。
答案A
4.某元素的电离能(单位:电子伏特)如下:
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
14.5
29.6
47.4
77.5
97.9
551.9
666.8
此元素位于元素周期表中第(　　)族
A.ⅢA
B.ⅣA
C.ⅥA
D.ⅤA
解析由表中的数据可以看出,I6要远大于I5,故该元素易形成+5价化合物,该元素为第ⅤA族元素。
答案D
5.短周期元素X和Y可形成离子化合物,其中X的阳离子与Y的阴离子相差一个电子层,下列叙述正确的是(　　)
A.X和Y一定位于周期表中同一周期
B.X一定是金属元素,Y一定是非金属元素
C.X的最高价一定比Y的最高价低
D.X的离子半径一定比Y的大
解析题意没有具体指出X的阳离子比Y的阴离子多一个电子层,还是少一个电子层。例如,H-和Na+是相差一个电子层,但不位于同一周期,A项错;形成离子化合物,且是由两种元素组成,则其中一种必须是金属元素,另一种为非金属元素,B项正确;金属的价态(短周期)最高为+3价,而非金属价态最低为-4价,最高为+7价,C项错;由Na和Cl形成的离子化合物中,Cl-的半径大于Na+的半径,D项错。
答案B
6.按F、Cl、Br、I顺序递增的是(　　)
A.最外层电子数
B.第一电离能
C.电负性
D.原子半径
解析F、Cl、Br、I的最外层电子数相同,故A项错误;F、Cl、Br、I的第一电离能依次减小,原子半径依次增大,电负性依次减小,故B、C项错误,D项正确。
答案D
7.一种价电子排布为2s22p5的元素,下列有关它的描述正确的有(　　)
A.原子序数为8
B.在同周期元素中电负性最大
C.在同周期元素中,其原子半径最大
D.在同周期元素中,元素的第一电离能最大
解析该元素原子的核外电子排布式为1s22s22p5,故原子序数为9,是F元素,它在所有元素中电负性最大(稀有气体未计)。在第二周期所有原子中,F的原子半径最小,Ne在第二周期中第一电离能最大。
答案B
8.现有四种元素基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3
③1s22s22p3　④1s22s22p5,则下列有关比较中正确的是(　　)
A.第一电离能:④>③>②>①
B.原子半径:④>③>②>①
C.电负性:④>③>②>①
D.最高正化合价:④>③=②>①
解析①②③④分别为S、P、N、F,第一电离能:④>③>②>①,A项正确;原子半径顺序应为②>①>③>④,B项错误;电负性顺序应为④>③>①>②,C项错误;最高正化合价顺序应为①>③=②,F无正化合价,D项错误。
答案A
9.有X、Y两种主族元素,下列有关预测不正确的是(　　)
A.若X的I1小于Y的I1,则X的金属性不一定比Y的强
B.若X、Y的电负性之和小于3,则X、Y均为金属元素
C.若X、Y的电负性之差为2.2,则X、Y形成的化合物很可能是离子化合物
D.若X、Y的最高价氧化物对应的水化物的化学式分别为HXO3、H3YO4,则X、Y均位于元素周期表的p区
解析A项,如I1(Al)答案B
10.A、B、C、D四种元素,已知A元素是地壳中含量最多的元素;B元素为金属元素,它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和;C元素是第三周期元素中第一电离能最小的;D元素在第三周期元素中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是(　　)
A.四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B.元素A、B、C两两组合形成的化合物为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C.元素A、C简单离子的半径大小关系:AD.元素B、C电负性的大小关系:B>C
解析地壳中含量最多的元素为氧;由题意知B元素K层和L层电子数之和为10,则M层电子数为8,N层电子数为2,故B元素为钙;C元素是第三周期元素中第一电离能最小的,为钠;第三周期元素中第一电离能最大的为氩。选项C,A的简单离子O2-和C的简单离子Na+的半径大小关系:r(O2-)>r(Na+)。
答案C
11.Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知:
①Z的原子序数为29,Q、R、X、Y均为短周期主族元素;
②Y元素的原子外围电子排布为ms2mp2;
③R元素的原子核外L层上的电子数为奇数;
④Q、X元素的原子p能级上的电子数分别为2和4。
请回答下列问题:
(1)Z2+的核外电子排布式是　。
(2)Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙,下列判断正确的是　　　。
a.稳定性:甲>乙
b.稳定性:甲<乙
(3)Q、R、Y三种元素的第一电离能的数值由小到大的顺序为　　　　　　　　(用元素符号作答)。
(4)五种元素中,电负性最大的元素是　　　,电负性最小的元素是　　　。
解析本题所考查的知识点从原子结构到元素及其化合物的性质,综合性较强。Z的原子序数为29,则Z为Cu元素,综合②③④分析可知Q、R、X、Y分别为C、N、O、Si。利用元素性质递变的相关知识不难作答。
答案(1)1s22s22p63s23p63d9
(2)a
(3)Si(4)氧(或O)　铜(或Cu)
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)。
解析(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(2)通过思考同周期、同主族元素原子半径的变化与X值的变化可得出结论。
(3)根据信息,若X值越大,其原子吸引电子的能力越强,在所形成的分子中成为带负电荷的一方,由X(S)=2.55,X(C)(4)根据表中数据的变化规律可得X(Br)(5)根据X值的变化规律,X值最小的元素应在元素周期表的左下角,但要注意放射性元素除外,故填Cs(铯)。
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
13.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
解析由题意可知,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。
答案(1)②
(2)PCl3、CCl4　Si3N4　3s23p4
(3)HCl>H2S>PH3>SiH4
(4)氮元素　CE
14.(1)下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数,Y为元素的有关性质)。把与下面元素有关的性质相符的曲线标号填入相应的空格中:
①ⅡA族元素的价电子数　　　　。
②第三周期元素的最高化合价　　　　。
③F-、Na+、Mg2+、Al3+的离子半径　　　。
(2)元素X、Y、Z、M、N均为短周期主族元素,且原子序数依次增大。已知Y元素原子最外层电子数与核外电子总数之比为3∶4;M元素原子的最外层电子数与电子层数之比为4∶3;N-、Z+、X+的半径逐渐减小;化合物XN常温下为气体。据此回答:
①N的最高价氧化物对应的水化物的化学式为　。
②化合物A、B均为由上述五种元素中的任意三种元素组成的强电解质,且两种物质水溶液的酸碱性相同,组成元素的原子数目之比为1∶1∶1,A溶液中水的电离程度比B溶液中水的电离程度小。则化合物A中的化学键类型为　,B的化学式为　。
③工业上制取单质M的化学方程式为 　。
解析(1)①同族元素的价电子数相等。②同周期元素的最高化合价依次升高。③电子排布相同的离子,离子半径随着核电荷数的递增而减小。(2)①通过假设最外层电子数为x,可以求得Y为O,M为Si,根据N-、Z+、X+的半径逐渐减小,知道X、Z为ⅠA族元素、N为ⅦA族元素,又根据元素X、Y、Z、M、N原子序数依次增大,进一步求得X为Li,N为Cl,Z为Na。②A溶液中水的电离程度比B溶液中水的电离程度小,说明A为碱而B为能水解的盐,推知A为NaOH,B为NaClO。
答案(1)①b　②c　③a
(2)①HClO4　②离子键、(极性)共价键　NaClO　③SiO2+2CSi+2CO↑课时训练2　原子的核外电子排布　基态与激发态、光谱
一、构造原理
1.若以E(nl)表示某能级的能量,以下各式中正确的是(　　)
A.E(3s)>E(2s)>E(1s)
B.E(3s)>E(3p)>E(3d)
C.E(4f)>E(4s)>E(3d)
D.E(5s)>E(4s)>E(4f)
解析根据构造原理,各能级能量的大小顺序为1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f……
答案A
2.某原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2,下列说法中不正确的是(　　)
A.该元素原子中共有25个电子
B.该元素原子核外有4个能层
C.该元素原子最外层共有2个电子
D.该元素原子M电子层共有8个电子
解析从电子排布式看,该原子最高能级为4s能级,故有4个能层,最外层有2个电子,B、C项正确;各能级的电子数之和为25,A项正确;M层上的电子排布为3s23p63d5,故该层电子数为13,D项错误。
答案D
3.A原子的结构示意图为
+X。则X、Y的值及该原子3p能级上的电子数分别为(　　)
A.18、6、4
B.20、8、6
C.18、8、6
D.15~20、3~8、1~6
解析第三能层上有3s、3p、3d三个能级,因为第四能层上已经含有电子,故3s、3p能级上已经排满,3d能级可以排0~10个电子,故8≤Y≤18,则20≤X≤30,只有B项符合题意。
答案B
4.用“>”“<”或“=”表示下列能级的能量高低关系:
(1)1s　　　　2s　　　　3s　　　　4s
2p　　　　3p　　　　4p　　　　5p
3d　　　　4d　　　　5d
(2)2s　　　2p　3s　　　　3p　　　　3d
4s　　　　3p　　　　3d　　　　4f
解析在第n能层中,各能级能量顺序是E(ns)答案(1)<　<　<　<　<　<　<　<
(2)<　<　<　>　<　<
二、电子排布式
5.某元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1,该元素最可能的化合价为(　　)
A.+1价
B.+3价
C.+5价
D.-5价
解析根据该元素原子的电子排布式可知,该原子的最外能层上有3个电子,故该元素容易失去3个电子,表现为+3价。
答案B
6.主族元素原子失去最外层电子形成阳离子,主族元素的原子得到电子填充在最外层形成阴离子。下列各原子或离子的电子排布式书写错误的是
(　　)
A.Ca2+　1s22s22p63s23p6
B.O　1s22s23p4
C.Cl-　1s22s22p63s23p6
D.Ar　1s22s22p63s23p6
解析A项、C项、D项中的微粒都是18电子微粒,电子排布式完全相同,都为1s22s22p63s23p6,而氧原子核外共有8个电子,根据构造原理,O的电子排布式应为1s22s22p4,B项错误。
答案B
7.X、Y两元素可形成X2Y3型化合物,则X、Y原子最外层的电子排布可能是(　　)
A.X:3s23p1　Y:3s23p5
B.X:2s22p2　Y:2s22p4
C.X:3s23p1　Y:3s23p4
D.X:3s2　Y:2s22p3
解析A项中X、Y元素分别是铝和氯,可以形成AlCl3;B项中X、Y元素分别是碳和氧,可以形成CO或CO2;C项中X、Y元素分别是铝和硫,可以形成Al2S3;D项中X、Y元素分别是镁和氮,可以形成Mg3N2,综上所述可知只有C选项符合题意。
答案C
8.现有五种元素,它们原子的电子层结构如下:
A.1s22s22p63s23p63d54s2　B.1s22s22p63s2
C.1s22s22p6　D.1s22s22p63s23p2　E.[Ar]4s1。
请用元素符号回答下列问题:
(1)哪种元素是稀有气体 　　　　。
(2)A的元素符号是　　　　。
(3)B、D、E三种元素的原子半径大小顺序是 　。
解析由原子的电子排布式可知元素A~E分别为Mn、Mg、Ne、Si、K。(3)电子层数越多,原子半径越大,故r(K)最大;电子层数相同时,最外层电子数越多,原子半径越小,故r(Mg)>r(Si)。
答案(1)Ne　(2)Mn　(3)r(K)>r(Mg)>r(Si)
三、能量最低原理、基态与激发态、光谱
9.下列图像表述的现象与电子的跃迁无关的是
(　　)
解析电子在基态和激发态之间的跃迁会引起能量的变化,并以光(辐射)的形式体现,故B项、C项、D项所表述的现象均与电子的跃迁有关。而平面镜成像只是光的反射原理,与电子的跃迁无关,故选A项。
答案A
10.下列有关光谱的说法中不正确的是(　　)
A.原子中的电子在跃迁时会发生能量的变化,能量的表现形式之一是光(辐射),这也是原子光谱产生的原因
B.原子光谱只有发射光谱
C.通过原子光谱可以发现新的元素
D.通过光谱分析可以鉴定某些元素
解析电子在基态和激发态之间的跃迁会引起能量的变化,主要以光(辐射)的形式体现。电子从基态跃迁到激发态时,会吸收能量,形成吸收光谱;电子从激发态跃迁到基态时,会放出能量,形成发射光谱,B项错。
答案B
11.电子由3d能级跃迁至4p能级时,可通过光谱仪直接摄取到(　　)
A.电子的运动轨迹图像
B.原子的吸收光谱
C.电子体积大小的图像
D.原子的发射光谱
解析由于4p能级的能量要高于3d能级的,电子由3d能级跃迁至4p能级时需要吸收能量,故得到的是原子的吸收光谱。
答案B
(建议用时:30分钟)
1.科学研究证明:核外电子的能量不仅与电子所处的能层、能级有关,还与核外电子数及核电荷数有关。氩原子与硫离子的核外电子排布相同,核外电子排布式都是1s22s22p63s23p6。下列说法正确的是
(　　)
　　　　　　　　　　　　　　
A.两粒子1s能级上电子的能量相同
B.两粒子3p能级上的电子离核的距离相同
C.两粒子的电子发生跃迁时,释放出的能量不同
D.两粒子都达到8电子稳定结构,化学性质相同
解析题中给出信息:核外电子的能量不仅与电子所处的能层、能级有关,还与核外电子数及核电荷数有关。核电荷数不同,原子核对电子的吸引能力就不同,电子离原子核的距离以及电子所具有的能量也就不同。氩原子与硫离子的核外电子排布相同,即核外电子数相同,但两者的核电荷数不同,所以核外相同能级上电子的能量不同,电子发生跃迁时,释放出的能量不同。氩和硫是不同的元素,故两粒子的化学性质不同。
答案C
2.下列原子或离子核外电子排布不属于基态排布的是(　　)
A.Na:1s22s22p53s2
B.S2-:1s22s22p63s23p6
C.N:1s22s22p3
D.Si:1s22s22p63s23p2
解析基态钠原子的核外电子排布式为1s22s22p63s1,因此1s22s22p53s2是激发态钠原子的核外电子排布,故答案选A项。
答案A
3.铁是一种常见的金属,它在元素周期表中位于第四周期第Ⅷ族,原子序数为26,则Fe2+的结构示意图为(　　)
A.+26
B.+26
C.+26
D.+26
解析根据构造原理,电子首先进入能量较低的能级,铁原子中的电子在填满K层和L层及3s、3p能级后,接着在4s能级上填充2个电子,然后在3d能级上填充6个电子,则铁元素的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,即铁原子的结构示意图是+26。从FeFe2+,Fe原子首先失去的是最外层4s能级上的电子,而不是失去3d能级上的电子。所以,Fe2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6,Fe2+的结构示意图为+26。注意:“最外层不超过8个电子,次外层不超过18个电子,倒数第三层不超过32个电子”是针对原子而言的,不适用于离子。
答案C
4.某基态原子第四能层上只有2个电子,则该原子的M能层电子数可能为(　　)
A.8
B.18
C.8~18
D.18~32
解析M能层为第三能层,当M能层为原子的次外层时,对应能级分别为3s、3p、3d,根据构造原理,可知E(3s)答案C
5.下列说法正确的是(　　)
A.基态原子的能量一定比激发态原子的能量低
B.1s22s12p1表示的是基态原子的电子排布
C.日常生活中我们看到的许多可见光,如霓虹灯光、节日焰火,都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关
D.电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱
解析对于同类原子而言,基态原子的能量比激发态原子的能量低,A选项错误;B选项中1s22s12p1不符合构造原理,此时应处于激发态;原子光谱有发射光谱和吸收光谱两种,电子从激发态跃迁到基态时产生发射光谱,从基态跃迁到激发态时产生吸收光谱。
答案C
6.某种原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1,有关该原子的下列说法中正确的是(　　)
A.该原子核内有13个中子
B.该原子的简化电子排布式为[He]3s23p1
C.该原子最外层有1个电子
D.该原子第二能层上有8个电子
解析由电子排布式可以看出该原子核外共有13个电子,故只能确定该原子核内质子数为13,中子数无法确定,A项错;该原子的简化电子排布式为[Ne]3s23p1,B项错;该原子最外层有3个电子,C项错。
答案D
7.某元素的M层有4个p电子,下列叙述错误的是
(　　)
A.N层不含电子
B.该元素是硫元素
C.L层一定有8个电子
D.原子最外层电子数为4
解析依题意可知,该元素原子K、L、M层容纳的电子数分别为2、8、6,N层不含电子,故该元素是硫元素。D项叙述是错误的,该元素的最外层电子数应为6。
答案D
8.下列说法中正确的是(　　)
A.[Ne]3s2表示的是Mg原子
B.3p2表示第三能层有2个电子
C.同一原子中,1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D.2p、3p、4p能级容纳的最多电子数依次增多
解析[Ne]3s2是Mg原子的简化电子排布式,A项对;3p2表示3p能级上有2个电子,B项错;同一原子中,1s、2s、3s电子的能量依次升高,C项错;2p、3p、4p能级容纳的最多电子数相同,均为6,D项错。
答案A
9.下面是四种元素基态原子的电子排布式,其中元素的最高化合价最高的是(　　)
A.1s22s22p2
B.1s22s22p63s23p63d34s2
C.1s22s22p63s23p6
D.1s22s22p5
解析A为C,B为V,C为Ar,D为F。C的最高化合价为+4价,V的最高化合价为+5价,Ar的化合价为0,F无最高化合价。
答案B
10.22Na是制造核弹的主要原料之一,下列关于基态22Na的说法正确的是(　　)
A.电子排布式为
+22
B.原子结构示意图为
+22
C.电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2
D.22Na在化合物中通常显+1价
解析22Na的基态原子中有11个电子,其电子排布式为1s22s22p63s1,原子结构示意图为
+11,因此A项、B项、C项均错误,D项正确。
答案D
11.(1)某元素的原子序数为33,则:
①该元素原子的核外电子总数是　　　;
②该元素原子有　　　个电子层,　　　个能级;
③该元素原子的电子排布式为 　。
(2)写出S、Ca2+、Cl-的电子排布式:
①S:　;
②Ca2+:　;
③Cl-:　。
解析在原子中,原子序数=核外电子数,故此原子的核外电子数为33;依据构造原理,可知4s、3d、4p能级的能量高低顺序为4s<3d<4p,则该元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。
答案(1)①33　②4　8
③1s22s22p63s23p63d104s24p3
(2)①1s22s22p63s23p4
②1s22s22p63s23p6
③1s22s22p63s23p6
12.有A、B、C、D、E五种元素,其核电荷数按A、B、C、D、E的顺序依次增大,A元素原子的最外层电子数为次外层电子数的2倍,C是地壳中含量最多的元素,C、D原子的最外层电子数相等且两者核电荷数之和为24,E的核电荷数比D的多一个。
(1)推断A、B、C、D、E各是什么元素。
(2)写出它们的最外层电子的电子排布式。
解析A元素原子的最外层电子数为次外层电子数的2倍,因此其核外电子排布式为1s22s22p2,A为碳元素,由C是地壳中含量最多的元素,C与D最外层电子数相等且两者核电荷数之和为24,C核电荷数小于D的,可知C元素为O,D元素为S,B的核电荷数处于A与C之间,因此B元素为N,E的核电荷数比D的多一个,因此E元素为Cl。它们的最外层电子的电子排布式分别为:A:2s22p2;B:2s22p3;C:2s22p4;D:3s23p4;E:3s23p5。
答案(1)A是碳元素,B是氮元素,C是氧元素,D是硫元素,E是氯元素。
(2)A:2s22p2;B:2s22p3;C:2s22p4;D:3s23p4;E:3s23p5。课时训练15　金属晶体
一、金属键、金属晶体
1.下列关于金属及金属键的说法中正确的是(　　)
A.金属键具有方向性与饱和性
B.金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用
C.金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子
D.金属具有光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光
解析金属键没有方向性和饱和性,A错;金属键是金属阳离子和自由电子间的相互作用,B对;金属导电是因为自由电子在外加电场作用下发生定向移动,C错;金属具有光泽是因为自由电子能够吸收并放出可见光,D错。
答案B
2.物质结构理论推出:金属键越强,其金属的硬度越大,熔、沸点越高。且研究表明,一般来说,金属阳离子半径越小,所带电荷越多,则金属键越强,由此判断下列说法错误的是(　　)
A.硬度:Mg>Al
B.熔点:Mg>Ca
C.硬度:Mg>K
D.熔点:Ca>K
解析根据题目所给信息,镁、铝原子的电子层数相同,价电子数:Al>Mg,离子半径:Al3+Mg2+,金属键:Mg>Ca,镁的熔、沸点高于钙的,所以B项正确;用以上比较方法推出,价电子数:
Mg>K,离子半径:Mg2+K,镁的硬度大于钾的,所以C项正确;钙和钾元素位于同一周期,离子半径:K+>Ca2+,金属键:Ca>K,钙的熔点高于钾的,所以D项正确。
答案A
3.下列四种有关性质的叙述,可能为金属晶体的是
(　　)
A.由分子间作用力结合而成,熔点低
B.固体或熔融后易导电,熔点在1
000
℃左右
C.由共价键结合成网状结构,熔点高
D.组成晶体的微粒为原子
解析本题考查了晶体与结构的关系。A项为分子晶体的性质;B项,固体能导电,熔点在1
000
℃左右,应该为金属晶体的性质;C项应该为原子晶体的性质;D项可能为分子晶体,如Ar,也可能是原子晶体,如金刚石。
答案B
4.下列晶体中,金属阳离子与自由电子间的作用最强的是(　　)
A.Na
B.Mg
C.Al
D.K
解析影响金属键强弱的主要因素有金属阳离子的半径、金属阳离子所带电荷数。一般而言,金属阳离子的半径小,金属阳离子所带电荷数多,金属键就强,金属阳离子与自由电子间的作用就强。Na、Mg、Al均位于第三周期,Na+、Mg2+、Al3+的半径逐渐减小,所带电荷数逐渐增多,所以金属键逐渐增强,其中铝的金属键最强,钠的金属键最弱,而K和Na位于同一主族,且K+的半径比Na+的大,钾的金属键比钠的弱。综上所述,Na、Mg、Al、K中金属键最强的是Al。
答案C
5.在核电荷数1~18的元素中,其单质属于金属晶体的有　　　　　　　　　;金属中,密度最小的是　　　　　　　　,地壳中含量最多的金属元素是　　　　　　,熔点最低的是　　　　　　　　,既能与酸反应又能与碱反应的是　　　　　　　,单质的还原性最强的是　。
解析金属元素在元素周期表中的位置,一般可根据周期、族和主族序数来推断。凡是周期序数(原子的电子层数)大于主族序数(原子的最外层电子数)的元素,均为金属元素;若两序数相等的元素一般为既能与酸反应又能与碱反应的金属元素(H例外),但其单质仍为金属晶体,如Be、Al;周期序数小于主族序数的元素一般为非金属元素。
答案Li、Be、Na、Mg、Al　Li　Al　Na　Be、Al　Na
二、金属晶体原子堆积模型
6.金属晶体堆积密度大,原子配位数高,能充分利用空间的原因是(　　)
A.金属原子的价电子数少
B.金属晶体中有自由电子
C.金属原子半径大
D.金属键没有饱和性和方向性
解析金属键没有方向性。在金属晶体的结构中,都趋向于使原子吸收尽可能多的原子分布于周围,并以密堆积的方式降低体系的能量,使金属晶体变得比较稳定。
答案D
7.关于体心立方堆积晶体(如图)的结构的叙述中正确的是(　　)
A.是密置层的一种堆积方式
B.晶胞是六棱柱
C.每个晶胞内含2个原子
D.每个晶胞内含6个原子
解析体心立方堆积是非密置层的一种堆积的方式,其中具有8个顶点和1个体心,晶胞内含有的原子个数为8+1=2。
答案C
8.已知某金属晶体中(如碱金属)原子堆积方式如下图所示,则该堆积方式是(　　)
A.简单立方堆积
B.体心立方堆积
C.六方最密堆积
D.面心立方最密堆积
解析将上层金属填充在下层金属形成的凹穴中,属于体心立方堆积。
答案B
9.下列说法正确的是(　　)
A.任何晶体中,若含有阳离子也一定含有阴离子
B.金属镁的熔点高于铝的
C.右图为铜的晶胞结构,则每个晶胞中平均有4个铜原子,铜原子的配位数为6
D.金属具有良好的导电性,是因为在金属晶体中共享了金属原子的价电子,形成了“电子气”,在外电场的作用下自由电子定向移动便形成了电流,所以金属易导电
解析金属晶体中含有金属阳离子和自由电子,A项错;铝的金属键强于镁的,故铝的熔点要高于镁的,B项错;铜晶胞中平均含有4个铜原子,铜原子的配位数为12,C项错。
答案D
10.右图为金属铜的晶胞,请完成以下各题。
(1)该晶胞“实际”拥有的铜原子是　　　个。
(2)该晶胞称为　　　　　(填序号)。
A.六方晶胞
B.体心立方晶胞
C.面心立方晶胞
(3)铜晶体的堆积方式称为　　　　最密堆积,配位数为　　　　。
(4)此晶胞立方体的边长为a
cm,Cu的相对原子质量为64,金属铜的密度为ρ
g·cm-3,则阿伏加德罗常数为　　　　　　(用a、ρ表示)。
解析由图示结构可以看出该结构为面心立方结构。利用“均摊法”可以求得该晶胞实际含有的铜原子数为8+6=4。由于·64=ρ·a3,故NA=。
答案(1)4　(2)C　(3)面心立方　12　(4)
(建议用时:30分钟)
1.金属晶体的形成是因为晶体中存在(　　)
　　　　　　　　　　　　　　
A.脱落价电子后的金属离子间的相互作用
B.金属原子间的相互作用
C.脱落了价电子的金属离子与脱落的价电子间的相互作用
D.金属原子与价电子间的相互作用
解析在金属晶体中,原子间以金属键相互结合,金属键的本质是金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”,被所有原子所共用,从而将所有金属原子维系在一起而形成金属晶体。实际上也就是靠脱落下来的价电子与其中的金属离子间的相互作用而使它们结合在一起。
答案C
2.金属具有的通性是(　　)
①具有良好的导电性　②具有良好的导热性　③具有延展性　④都具有较高的熔点　⑤通常状况下都是固体　⑥都具有很大的硬度
A.①②③
B.②④⑥
C.④⑤⑥
D.①③⑤
解析金属汞的熔点较低,通常为液体;碱金属的质地较软。
答案A
3.下列有关金属的说法正确的是(　　)
A.金属原子的核外电子在金属晶体中都是自由电子
B.六方最密堆积和面心立方最密堆积的空间利用率最高
C.金属原子在化学变化中失去的电子数越多,其还原性越强
D.金属导电的实质是金属阳离子在外电场作用下的定向移动
解析金属原子中只有价电子才是自由电子,A项错;金属的还原性是指失电子的能力,而不是失去电子的数目,C项错;金属能导电是因为电子在外电场作用下能定向移动,D项错。
答案B
4.下列对各组物质性质的比较中,正确的是(　　)
A.熔点:LiB.导电性:Ag>Cu>Al>Fe
C.密度:Na>Mg>Al
D.空间利用率:体心立方堆积<六方最密堆积<面心立方最密堆积
解析同主族的金属单质,原子序数越大,熔点越低,这是因为它们的价电子数相同,随着原子半径的增大,金属键逐渐减弱,所以A选项错误;Na、Mg、Al是同周期的金属单质,密度逐渐增大,故C项错误;不同堆积方式的金属晶体的空间利用率分别是:简单立方堆积52%,体心立方堆积68%,六方最密堆积和面心立方最密堆积均为74%,因此D项错误;常用的金属导体中,导电性最好的是银,其次是铜,再次是铝、铁,所以B选项正确。
答案B
5.在金属晶体中,自由电子与金属离子的碰撞中有能量传递,由此可以来解释金属的(　　)
A.延展性
B.导电性
C.导热性
D.硬度
解析金属晶体由自由电子与金属阳离子构成。自由电子与金属离子在碰撞中将热量传递从而使金属具有良好的导热性。
答案C
6.关于金属晶体的六方最密堆积的结构形式的叙述正确的是(　　)
A.晶胞是六棱柱
B.晶胞是平行六面体
C.每个晶胞中含4个原子
D.每个晶胞中含17个原子
解析金属晶体的六方最密堆积结构形式的晶胞是六棱柱的——平行六面体,有8个顶点和1个内部原子,晶胞中绝对占有2个原子。
答案B
7.金属晶体中金属原子有三种常见的堆积方式,六方最密堆积、面心立方最密堆积和体心立方堆积,如图(a)(b)(c)分别代表这三种晶胞的结构,其晶胞内金属原子个数比为(　　)
A.3∶2∶1
B.11∶8∶4
C.9∶8∶4
D.21∶14∶9
解析本题考查晶胞中微粒数的计算方法,用均摊法计算。晶胞(a)中所含原子数=12+2+3=6,晶胞(b)中所含原子数=8+6=4,晶胞(c)中所含原子数=8+1=2。
答案A
8.依据“电子气”的金属键模型,下列对于金属导电性随温度变化的解释,正确的是(　　)
A.温度升高,自由电子的动能变大,以致金属导电性增强
B.温度升高,阳离子的动能变大,阻碍电子的运动,以致金属导电性减弱
C.温度升高,自由电子互相碰撞的次数增加,以致金属导电性减弱
D.温度升高,阳离子的动能变大,自由电子与阳离子的吸引力变小,以致导电性增强
解析温度升高时,由于阳离子吸收大量的能量,动能变大,阻碍电子的运动,故温度越高,导电性越弱。
答案B
9.下列关于金属的叙述中不正确的是(　　)
A.金属键是金属阳离子和自由电子这两种带异性电荷的微粒间的强烈相互作用,所以实质与离子键类似,也是一种电性作用
B.金属键可以看作是许多原子共用许多电子所形成的强烈的相互作用,所以与共价键类似,也有方向性和饱和性
C.金属键是带异性电荷的金属阳离子和自由电子间的相互作用,故金属键无饱和性和方向性
D.构成金属的自由电子在整个金属内部的三维空间中做自由运动
解析金属键无方向性和饱和性,B项错。
答案B
10.铝单质的晶胞结构如图甲所示,原子之间相对位置关系的平面图如图乙所示。
(1)若已知铝原子半径为d,NA表示阿伏加德罗常数,摩尔质量为M,则该晶体的密度可表示为　　　　。
(2)据上图计算,铝原子采取的面心立方最密堆积的空间利用率为　　　　　　　　　　。
解析(1)由图甲可知每个晶胞中含有的铝原子的个数为8+6=4。
由图乙知晶胞的棱长为=2d。
若该晶体的密度为ρ,则ρ×(2d)3=M,故ρ=。
(2)空间利用率=100%≈74%。
答案(1)　(2)74%第三章过关检测B卷
(时间:45分钟　满分:100分)
一、选择题(本题包括12小题,每小题4分,共48分。每小题只有一个选项符合题意)
1.在常温常压下呈气态的化合物,降温使其固化得到的晶体属于(　　)
　　　　　　　　　　　　　
A.分子晶体
B.原子晶体
C.离子晶体
D.何种晶体无法判断
解析因该化合物在常温常压下呈气态,故降温使其固化得到的晶体应属于分子晶体。
答案A
2.下表中列出了有关晶体的说明,错误的是(　　)
选项
A
B
C
D
晶体名称
碘化钾
干冰
石墨
碘
组成晶体微粒名称
阴、阳离子
分子
原子
分子
晶体内存在的作用力
离子键
范德华力
共价键
范德华力
解析石墨是混合晶体,晶体内存在共价键、金属键和范德华力。
答案C
3.下列晶体分类中正确的一组是(　　)
离子晶体
原子晶体
分子晶体
A
NaOH
Ar
SO2
B
H2SO4
石墨
S
C
CH3COONa
水晶
D
Ba(OH)2
金刚石
玻璃
解析从构成晶体的粒子和微粒间的相互作用力去判断晶体的类型。NaOH、CH3COONa、Ba(OH)2都是阴、阳离子间通过离子键相互结合成的离子晶体,纯H2SO4中无H+,是分子晶体。Ar分子间以范德华力相互结合为分子晶体,石墨是混合晶体,水晶(SiO2)与金刚石是典型的原子晶体。硫的化学式用S表示,实际上是S8,气体时为S2,是以范德华力结合成的分子晶体。玻璃没有固定的熔点,加热时逐渐软化,为非晶体。
答案C
4.下列有关晶体的说法中正确的是(　　)
A.氯化钾溶于水时离子键未被破坏
B.金属晶体中金属键越强,熔点越高
C.冰融化时分子中共价键发生断裂
D.分子间作用力越大,分子越稳定
解析氯化钾溶于水时离子键被破坏,A项错误;冰融化时破坏的是分子间作用力而共价键没有发生断裂,C项错误;分子间作用力越大,分子晶体的熔点越高,D项错误。
答案B
5.下列性质适合于离子晶体的是(　　)
A.熔点-218
℃,难溶于水
B.熔点3
900
℃,硬度很大,不导电
C.难溶于水,固体时导电,升温时导电能力减弱
D.难溶于水,熔点高,固体不导电,熔化时导电
解析离子晶体液态时能导电,难溶于非极性溶剂,熔点较高、质硬而脆,固体不导电,故A、C两项均不符合离子晶体的特点;B项中熔点达3
900
℃,硬度很大,不导电,应是原子晶体,故只有D项符合题意。
答案D
6.科学家发现钇钡铜氧化合物在90
K时具有超导性,该化合物的晶胞结构如图所示:
该化合物以Y2O3、BaCO3和CuO为原料,经研磨烧结而成,其原料配比为(　　)
A.1∶1∶1
B.1∶4∶6
C.1∶2∶3
D.2∶2∶3
解析晶胞中钡原子个数为2,铜原子个数为8+8=3,钇原子个数为1,则Y2O3、BaCO3、CuO之比为(1)∶2∶3=1∶4∶6。
答案B
石英玻璃的结构模型
7.玻璃是常见的非晶体,在生产生活中有着广泛的用途,右图是玻璃的结构示意图,有关玻璃的说法错误的是(　　)
A.玻璃内部微粒排列是无序的
B.玻璃熔化时吸热,温度不断上升
C.光纤和玻璃的主要成分都可看成是SiO2,二者都是非晶体
D.利用X-射线衍射实验可以鉴别玻璃和水晶
解析根据玻璃的结构示意图知,构成玻璃的粒子的排列是无序的,所以玻璃是非晶体,因此没有固定的熔点,A对、B对;区分晶体与非晶体的最科学的方法是对固体进行X-射线衍射实验,D对。
答案C
8.下列有关金属晶体和离子晶体的叙述中,不正确的是(　　)
A.金属钠形成的晶体中,每个原子周围与其距离最近的原子有8个
B.金属镁形成的晶体中,每个原子周围与其距离最近的原子有6个
C.在NaCl晶体中,每个Na+周围与其距离最近的Na+有12个
D.在CsCl晶体中,每个Cs+周围与其距离最近的Cl-有8个
解析金属钠为体心立方堆积,每个原子周围与其距离最近的原子有8个,故A项正确;金属镁为六方最密堆积,每个原子周围与其距离最近的原子有12个,故B项错误;据NaCl、ZnS的晶胞结构可知,NaCl晶体中每个Na+周围与其距离最近的Na+有12个,CsCl晶体中每个Cs+周围与其距离最近的Cl-有8个,故C、D项正确。
答案B
9.下列说法中正确的是(　　)
　　　　　　　　
　
　　　　　
①所有基态原子的核外电子排布都遵循构造原理
②同一周期的主族元素从左到右,元素的第一电离能、电负性都是逐渐增大的　③所有的化学键和氢键都具有相同的特征:方向性和饱和性　④所有的配合物都存在配位键,所有含配位键的化合物都是配合物　⑤所有含极性键的分子都是极性分子　⑥所有离子晶体中都含有离子键　⑦所有金属晶体的熔点都高于分子晶体的熔点
A.①②⑦
B.⑥
C.③④⑤
D.①②⑥
解析①中并不是所有原子的核外电子排布都遵循构造原理,因为全充满、半充满或全空状态的轨道能量较低,原子较稳定。②对于同一周期的主族元素而言,元素的第一电离能在总体上呈现增大的趋势,但如第ⅤA族元素处于半充满状态,较稳定,第一电离能大于同周期的第ⅥA族元素。③中如金属键不存在方向性和饱和性。④配合物中都存在配位键,但存在配位键的化合物不一定是配合物,如NH4Cl。⑤含有极性键的分子如果立体结构对称,就是非极性分子,如CO2、CH4等。⑥含有离子键的晶体就是离子晶体,因此所有离子晶体中都含有离子键,正确。⑦金属晶体的熔点不一定高于分子晶体的熔点,如常温下汞为液态,而分子晶体硫则为固态。
答案B
10.下列说法正确的是(　　)
A.同周期的ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强
B.第三周期元素的阴离子半径从左到右逐渐增大
C.ⅥA族的气态氢化物一定比ⅤA族的稳定性强
D.原子晶体的熔点一定比离子晶体的高
解析同周期元素,从左到右金属性逐渐减弱,A项正确;同周期元素原子半径从左到右逐渐减小,阴离子半径也符合该规律,B项错误;第ⅤA族NH3的稳定性大于第ⅥA族的H2S,C项错误;原子晶体的熔点不一定比离子晶体的高,如氧化镁为离子晶体,其熔点高达2
800
℃,而SiO2的熔点只有1
600
℃,D项错误。
答案A
11.金属晶体的堆积方式、空间利用率和配位数关系正确的是(　　)
A.钋Po——简单立方堆积——52%——6
B.钠Na——体心立方堆积——74%——12
C.锌Zn——六方最密堆积——68%——8
D.银Ag——面心立方最密堆积——74%——8
答案A
12.下表是几种物质的晶格能数据:
物质
NaF
MgF2
AlF3
MgO
CaO
SrO
BaO
923
2
957
5
492
3
791
3
401
E
1
918
由此表中数据不能得出的结论是(　　)
A.同一周期的金属元素与某一种非金属元素形成的化合物,从左到右晶格能增大
B.E的数值介于3
401
kJ·mol-1与1
918
kJ·mol-1之间
C.晶格能的大小与成键离子核间距的大小、离子所带电荷的高低有关
D.当MgO、CaO能电离成金属离子与O2-时,MgO所需要的温度低于CaO
解析Na、Mg、Al属于同一周期,与氟形成的化合物晶格能数据增大,A项正确;Mg、Ca、Sr、Ba属于同一主族,由表中数据知,从上到下氧化物晶格能减小,B项正确;三种氟化物中,从钠到铝,离子半径是减小的,成键离子核间距也是减小的,从表中后四种氧化物晶格能大小变化看,核间距越小,晶格能越大,因此晶格能的差异是由离子所带电荷不同和离子核间距大小造成的,C项正确;由电离生成的离子有O2-知,它们的电离是在熔化状态下进行的,MgO的晶格能大,熔点比CaO的高,D项错误。
答案D
二、非选择题(本题包括3小题,共52分)
13.(16分)原子序数依次增大的四种元素A、B、C、D分别处于第一至第四周期,其中A原子核只有一个质子;B原子核外电子有6种不同的运动状态,B与C可形成正四面体形分子,D原子外围电子排布为3d104s1。
请回答下列问题:
(1)这四种元素中电负性最大的是　　　(填元素符号),第一电离能最小的是　　　(填元素符号)。
(2)C所在的主族元素气态氢化物中,沸点最低的是　　　(填化学式)。
(3)B元素可形成多种单质,其中“只有一层原子厚”的物质,被公认为目前世界上已知的最薄、最坚硬、传导电子速度最快的新型材料,该材料晶体结构如图所示,其原子的杂化类型为　　　。
(4)D的醋酸盐晶体局部结构如图,该晶体中含有的化学键是　　　(填选项序号)。
①极性键　　②非极性键
③配位键
④金属键
(5)某学生所做的有关D元素的实验流程如下:
D单质棕色的烟绿色溶液蓝色沉淀蓝色溶液黑色沉淀
已知D的硫化物为黑色难溶性物质,请书写⑤反应的离子方程式:
　。
解析氢的原子序数为1,A为氢元素;原子核外电子的运动状态互不相同,故B为碳元素;CCl4为正四面体结构,C是氯元素;D是铜元素。
(1)氯是这几种元素中电负性最大的元素。铜为金属,容易失去电子,第一电离能最小。
(2)第ⅦA族中,因HF分子间可以形成氢键,导致其沸点最高,其他氢化物沸点随着相对分子质量的增大而增大,故HCl的沸点最低。
(3)该单质为层状正六边形结构,故碳原子采取sp2杂化。
(4)(CH3COO)2Cu中CH3COO-离子中存在非极性键、极性键,CH3COO-与Cu2+之间存在配位键。
(5)结合图示和Cu2+能够形成[Cu(NH3)4]2+,其转化关系为Cu→CuCl2→CuCl2溶液→Cu(OH)2→[Cu(NH3)4]Cl2→CuS沉淀。则离子方程式为[Cu(NH3)4]2++H2S+2H2OCuS↓+2N+2NH3·H2O。
答案(1)Cl　Cu　(2)HCl　(3)sp2　(4)①②③　(5)[Cu(NH3)4]2++H2S+2H2OCuS↓+2N+2NH3·H2O
14.(16分)(1)在元素周期表第三周期中,性质最活泼的金属所形成晶体的堆积模型是　　　　　　　　,配位数为　　　。
(2)根据VSEPR模型,H2O的立体结构为　　　形,中心原子的杂化轨道类型是　　　;含有8个质子、10个中子的原子的化学符号为　　　;周期表中电负性最大的元素为　　　　　;最外层电子排布为4s24p1的原子的核电荷数为　　　　　。
(3)下列7种物质固态下都为晶体:①白磷(P4);②水晶;③氯化铵;④氢氧化钙;⑤氟化钠;⑥过氧化钠;⑦石墨。回答下列问题(填写序号):不含金属离子的离子晶体是　　　　　;既含范德华力,又有非极性键的晶体是　　　;熔化时既要克服范德华力,又要破坏化学键的是　　　　。
(4)下图中A~D是中学化学教科书上常见的几种晶体结构模型,请填写相应物质的名称:
B.　　　;D.　　　。
解析(1)钠为体心立方,其配位原子数为8。
(2)H2O分子中成键电子对数为=4,故氧原子是sp3杂化;因分子中有两对孤电子对,致使其分子为V形分子。元素周期表中电负性最大的元素是F。最外层电子排布为4s24p1的原子,则其内层电子已完全填充满,故其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1,故该原子的核电荷数为31。
(3)NH4Cl是离子晶体,但不含金属元素。P4为分子晶体,分子间存在分子间作用力,分子内含非极性键。石墨是层状结构,层间存在分子间作用力,层内则是共价键和金属键,熔化时既破坏了层间的分子间作用力,又破坏层内的化学键。
(4)根据晶胞结构可知,A、B、C、D分别为CsCl、NaCl、SiO2和金刚石。
答案(1)体心立方堆积　8
(2)V　sp3O　F　31
(3)③　①⑦　⑦
(4)氯化钠　金刚石
15.(20分)C60、金刚石、石墨、二氧化碳和氯化铯的结构模型如图所示(石墨仅表示出其中的一层结构):
(1)C60、金刚石和石墨三者的关系是互为　　　　。
　　　　　　　　　　　　　　　　
A.同分异构体
B.同素异形体
C.同系物
D.同位素
(2)固态时,C60属于　　　　(填“原子”或“分子”)晶体,C60分子中含有双键的数目是　　　　。
(3)晶体硅的结构跟金刚石相似,1
mol晶体硅中含有硅—硅单键的数目约是　　　　NA。
(4)石墨层状结构中,平均每个正六边形占有的碳原子数是　　　　。
(5)观察CO2分子晶体结构的一部分,试说明每个CO2分子周围有　　　　个与之紧邻且等距的CO2分子;该结构单元平均占有　　　　个CO2分子。
(6)观察图形,CsCl晶体中两距离最近的Cs+间距离为a,则每个Cs+周围与其距离为a的Cs+数目为　　　　;每个Cs+周围距离相等且第二近的Cs+数目为　　　　,距离为　　　　;每个Cs+周围距离相等且第三近的Cs+数目为　　　,距离为　　　;每个Cs+周围紧邻且等距的Cl-数目为　　　。
解析(1)所给三种物质均为只由碳元素组成的单质,故它们互为同素异形体。
(2)C60中只含碳元素,且不具有向空间无限伸展的网状结构,所以为分子晶体;C60的分子中的总的价电子数为60×4=240,由图示可知已成键的价电子数为60×3,所以可形成的双键数为=30。
(3)由金刚石的结构模型可知,每个碳原子都与相邻的碳原子形成一个单键,故每个碳原子相当于形成(4)个单键,则1
mol硅中可形成2
mol硅硅单键。
(4)石墨层状结构中每个碳原子为三个正六边形共有,即对每个六边形贡献个碳原子,所以每个正六边形占有6=2(个)碳原子。
(5)题给出CO2分子晶体的一部分。取任一顶角的CO2分子,则与之距离最近且等距的是共用该顶角的三个面的面心上的CO2分子,共3个;而该顶角被8个同样晶胞共用,而面心上的分子被2个晶胞共用,这样符合题意的CO2分子有:3=12个;在此结构中,8个CO2分子处于顶角,为8个同样结构共用,6个CO2分子处于面心,为2个同样结构共用。所以,该结构单元平均占有的CO2分子个数为8+6=4。
(6)以图中大立方体中心的Cs+为基准,与其最近的Cs+分别位于其上、下、前、后、左、右的六个方位;与其次近的Cs+分别位于通过中心Cs+的三个切面的大正方形的顶点,个数为4×3=12;与其第三近的Cs+分别位于大立方体的8个顶点上;每个Cs+周围紧邻且等距的Cl-数目为8。
答案(1)B　(2)分子　30　(3)2　(4)2　(5)12
4　(6)6　12　a　8　a　8课时训练8　形形色色的分子与价层电子对互斥理论
一、分子的立体构型
1.下列分子中键角最大的是(　　)
A.H2O
B.CO2
C.CH2O
D.NH3
解析H2O分子为V形,键角为105°;CO2分子为直线形,键角为180°;CH2O分子为平面三角形,键角为120°;NH3分子为三角锥形,键角为107°。
答案B
2.下列分子中,立体构型不是直线形的是(　　)
A.CO
B.H2O
C.CO2
D.C2H2
解析H2O分子为V形。
答案B
3.下列分子或离子的VSEPR模型为四面体形而分子或离子的立体构型为V形的是(　　)
A.N
B.PH3
C.H3O+
D.OF2
解析VSEPR模型为四面体形,分子或离子的立体构型为V形,说明分子或离子由3个原子构成,且中心原子上有2对孤电子对,只有D项符合。
答案D
4.下列叙述正确的是(　　)
A.NH3分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心
B.CCl4分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心
C.H2O分子中O原子不处在2个H原子所组成的直线的中央
D.CO2是非极性分子,分子中C原子不处在2个O原子所连接的直线的中央
解析NH3分子为三角锥形,N原子位于锥顶,A项错;CCl4分子为正四面体形,B项错;H2O分子为V形,C项正确;CO2分子为直线形,C原子位于两个O原子连线的中央,D项错。
答案C
5.以下分子或离子的立体构型不是三角锥形的是
(　　)
A.NF3
B.C
C.CO2
D.H3O+
解析NF3、C、H3O+中的中心原子价层电子对数均为4,孤电子对数均为1,它们均为三角锥形,CO2为直线形。
答案C
二、价层电子对互斥理论
6.下列分子或离子中,不含孤电子对的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　　　
A.H2O
B.H3O+
C.NH3
D.N
解析分别写出其电子式∶、[H]+、∶H、
[H]+,即可得出答案。
答案D
7.用VSEPR模型预测,下列分子中键角是120°的是(　　)
A.C2H2
B.CH4
C.BF3
D.NH3
解析根据VSEPR模型,C2H2分子为直线形,键角为180°;CH4为正四面体形,键角为109°28';NH3分子为三角锥形,键角为107°。
答案C
8.用价层电子对互斥理论预测H2S和BF3的立体结构,其中预测结果正确的是(　　)
A.直线形;三角锥形
B.V形;三角锥形
C.直线形;平面三角形
D.V形;平面三角形
解析H2S分子的中心原子上的孤电子对数=(6-2×1)=2,因其σ键电子对数为2,故分子为V形结构;BF3分子的中心原子上的孤电子对数=(3-3×1)=0,因其σ键电子对数为3,则BF3分子为平面三角形结构。
答案D
9.(1)利用VSEPR模型推断分子或离子的立体构型。
P　　　　　　　;CS2　　　　　　;AlBr3(共价分子)　。
(2)有两种活性反应中间体粒子,它们的粒子中均含有1个碳原子和3个氢原子。请依据下面给出的这两种微粒的球棍模型,写出相应的化学式:
　　　;　　　　。
(3)按要求写出第二周期非金属元素组成的中性分子的化学式。平面三角形分子:　　　　　　,三角锥形分子:　　　　　　　,四面体形分子:　　　　　　　。
解析P是AB4型,成键电子对是4,为四面体形。CS2是AB2型,成键电子对数是2,是直线形。AlBr3是AB3型,成键电子对数是3,是平面三角形。AB3型,中心原子无孤电子对的呈平面三角形,有一对孤电子对的呈三角锥形,所以分别是C、C。第二周期非金属元素组成的中性分子的化学式,呈三角锥形的是NF3,呈平面三角形的是BF3,呈四面体形的是CF4。
答案(1)四面体形　直线形　平面三角形
(2)C　C
(3)BF3　NF3　CF4
10.(1)计算下列分子或离子中点“·”原子的价电子对数。
①CCl4　　　　　　　②BeCl2　
③BCl3　　　　　　　④PCl3　
(2)计算下列微粒中点“·”原子的孤电子对数。
①H2S　　　　　　　②PCl5　
③BF3　　　　　　　④NH3　
答案(1)①4　②2　③3　④4
(2)①2　②0　③0　④1
(建议用时:30分钟)
1.下列分子的立体结构模型正确的是(　　)
　　　　　　　　　　　　　　　　
A.CO2的立体结构模型
B.PH3的立体结构模型
C.H2S的立体结构模型
D.CH4的立体结构模型
解析CO2分子的立体构型是直线形,A项不正确;PH3与NH3的立体构型相同为三角锥形,B项不正确;H2S与H2O的立体构型相似均为V形,C项不正确;CH4的立体构型为正四面体形,D项正确。
答案D
2.用价层电子对互斥理论判断SO3的立体构型为
(　　)
A.正四面体形
B.V形
C.三角锥形
D.平面三角形
解析SO3中的S原子表现+6价,S原子的价电子全部用于形成了共价键,S周围有3个氧原子,立体构型为平面三角形,故选D。
答案D
3.下列分子或离子的中心原子,带有一对孤电子对的是(　　)
①BeCl2　②CH4　③NH3　④CH2O　⑤SO2　⑥H2S　⑦C　⑧N
A.②③⑤⑥⑦
B.③⑦⑧
C.④⑥⑧
D.③⑤
解析根据中心原子上的孤电子对数=(a-xb),可以计算出各微粒中心原子上的孤电子对数分别为0、0、1、0、1、2、0、0,故含有一对孤电子对的是③⑤。
答案D
4.下列分子中的中心原子(点“·”的原子为中心原子)上的价层电子对数正确的是(　　)
A.CH4　4
B.CO2　1
C.BF3　2
D.SO3　2
解析中心原子上的价层电子对数=中心原子上的σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数,可求算出A项正确。
答案A
5.下列关于SO2与CO2的说法中正确的是(　　)
A.都是直线形结构
B.中心原子的σ键电子对数都为2
C.S原子和C原子上都没有孤电子对
D.两者的立体构型都是直线形
解析SO2分子的中心原子上的孤电子对数为1,而CO2分子的中心原子上的孤电子对数为0,SO2为V形结构,CO2为直线形结构。
答案B
6.已知在CH4中,C—H键间的键角为109°28',NH3中,N—H键间的键角为107°,H2O中O—H键间的键角为105°,则下列说法中正确的是(　　)
A.孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力
B.孤电子对与成键电子对间的斥力小于成键电子对与成键电子对间的斥力
C.孤电子对与成键电子对间的斥力等于成键电子对与成键电子对间的斥力
D.题干中的数据不能说明孤电子对与成键电子对间的斥力与成键电子对与成键电子对间的斥力之间的大小关系
解析由中心原子上孤电子对数的计算公式可知,CH4中碳原子上无孤电子对,NH3中的氮原子上有1对孤电子对,H2O中的氧原子上有2对孤电子对。根据题意知,CH4中C—H键间的键角为109°28',若孤电子对与成键电子对间的斥力等于成键电子对与成键电子对间的斥力,则NH3中N—H键间的键角和H2O中O—H键间的键角均应为109°28',故C项不正确;若孤电子对与成键电子对间的斥力小于成键电子对与成键电子对间的斥力,则NH3中N—H键间的键角和H2O中O—H键间的键角均应大于109°28',现它们的键角均小于109°28',故B项不正确;孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力,使其键角变小,D项错误,A项正确。
答案A
7.用VSEPR模型预测下列分子或离子的立体构型,其中正确的是(　　)
A.N为正四面体形
B.SO2为直线形
C.HCN为平面三角形
D.BF3为三角锥形
解析N为正四面体形,SO2分子为V形,HCN分子为直线形,BF3分子为平面三角形。
答案A
8.下列对应关系不正确的是(　　)
选项
A
B
C
D
中心原子所在族
第ⅣA
第ⅤA
第ⅣA
第ⅥA
分子通式
AB4
AB3
AB2
AB2
立体构型
正四面体形
平面三角形
直线形
V形
解析当中心原子在第ⅤA族,AB3分子的立体构型是三角锥形。当中心原子在第ⅣA族,AB4分子的立体构型是正四面体形,AB2分子的立体构型是直线形。当中心原子在第ⅥA族,AB2分子的立体构型是V形。
答案B
9.下列说法中正确的是(　　)
A.NO2、SO2、BF3、NCl3分子中没有一个分子中原子的最外层电子都满足了8e-稳定结构
B.P4和CH4都是正四面体形分子且键角都为109°28'
C.N的电子式为[H∶∶H]+,N呈平面正方形
D.NH3分子中有一对未成键的孤电子对,它对成键电子的排斥作用较强
解析NCl3分子的电子式为····,分子中各原子都满足8电子稳定结构,A项错误;P4为正四面体形分子,但其键角为60°,B项错误;N为正四面体形结构而非平面正方形结构,C项错误;NH3的电子式为H∶∶H,有一对未成键的孤电子对,由于未成键的孤电子对对成键电子的排斥作用,使NH3的键角为107°,NH3呈三角锥形,D项正确。
答案D
10.科学家最近研制出有望成为高效火箭推进剂的N(NO2)3(如图所示)。已知该分子中N—N—N键角都是108.1°,下列有关N(NO2)3的说法正确的是(　　)
A.N(NO2)3分子的立体构型是平面三角形
B.分子中四个氮原子共平面
C.该分子中的中心氮原子上还有一对孤电子对
D.15.2
g该物质含有6.02×1022个原子
解析
选项
具体分析
结论
A
N(NO2)3分子中的中心原子N上有一对未成键的孤电子对,σ键电子对为3,所以立体构型应为三角锥形
错误
B
N(NO2)3的分子结构与NH3相似,分子中四个氮原子构成三角锥形
错误
C
该分子中N—N—N键角都是108.1°,立体构型为三角锥形,中心氮原子还有一对孤电子对
正确
D
因为1个N(NO2)3分子含有10个原子,15.2
g该物质,即0.1
mol,含有6.02×1023个原子
错误
答案C
11.用价层电子对互斥模型推测下列分子或离子的立体构型。
(1)H2Se　　　　　　;(2)N　;
(3)BBr3　　　　　　;(4)CHCl3　;
(5)SiF4　。
解析根据原子的最外层电子排布,可以判断出本题中各分子或离子的中心原子上的孤电子对数和σ键电子对数为:
化学式
H2Se
N
BBr3
CHCl3
SiF4
中心原子上的孤电子对数
2
2
0
0
0
中心原子的σ键电子对数
2
2
3
4
4
价层电子对数
4
4
3
4
4
H2Se、N略去两对孤电子对,立体构型均为V形,BBr3为平面三角形;CHCl3分子中由于H原子和Cl原子不同,不能形成正四面体形;SiF4为正四面体形。
答案(1)V形
(2)V形
(3)平面三角形
(4)四面体形
(5)正四面体形课时训练11　溶解性、手性、无机含氧酸分子的酸性
一、物质的溶解性
1.根据物质的溶解性“相似相溶”的一般规律,说明溴、碘单质在四氯化碳中的溶解度比在水中的大。下列说法正确的是(　　)
A.溴、碘单质和四氯化碳中都含有卤素
B.溴、碘是单质,四氯化碳是化合物
C.Br2、I2是非极性分子,CCl4也是非极性分子,而水是极性分子
D.以上说法都不对
解析Br2、I2以及CCl4都是非极性分子,而水是极性分子,根据“相似相溶”原理可知溴、碘单质在四氯化碳中的溶解度比在水中的大。
答案C
2.用一带静电的玻璃棒靠近A、B两种纯液体流,据图分析,这两种液体分子的溶解性正确的是(　　)
A.A极易溶于水
B.B极易溶于水
C.A与B能相互溶解
D.A和B都难溶于水
解析当带电体靠近时,极性分子形成的液体能偏转,故A为由非极性分子形成的液体,B为极性分子形成的液体,根据“相似相溶”原理,可知只有B项正确。
答案B
3.关于CS2、SO2、NH3三种物质的说法中正确的是
(　　)
A.CS2在水中的溶解度很小,是由于其属于极性分子
B.SO2和NH3均易溶于水,原因之一是它们都是极性分子
C.CS2为非极性分子,所以其在三种物质中熔、沸点最低
D.NH3在水中溶解度很大是因为NH3分子有极性
解析根据“相似相溶”原理,水是极性分子,CS2是非极性分子,而SO2和NH3都是极性分子,A项错;CS2常温下是液体,SO2和NH3在常温下是气体,故C项错;NH3在水中溶解度很大,除了是因为NH3分子是极性分子外,还因为NH3和H2O分子间可以形成氢键,D项错。
答案B
4.下列物质易溶于水的是　　　　　　,易溶于CCl4的是　　　　　　。(均填编号)
①NH3　②CH4　③　④HCl　⑤C2H4
⑥Br2　⑦HNO3　⑧H2S
答案①④⑦⑧　②③⑤⑥
二、手性碳原子的判断
5.有且只有一个手性碳原子的有机物分子为手性分子,下列有机物分子中属于手性分子的是(　　)
①新戊烷[(CH3)4C]　②乳酸[CH3CH(OH)COOH]
③甘油　④
A.①②③
B.②和④
C.①和③
D.②③④
解析在②乳酸分子中与甲基相连的碳原子为手性碳原子,在④所示的分子中,连有羟基的碳原子也为手性碳原子,①新戊烷和③甘油()中都没有手性碳原子。
答案B
6.下列化合物分子中含2个手性碳原子的是(　　)
A.
B.
C.
D.
解析根据有机化合物分子中手性碳原子的判断方法:碳原子是否连有4个不同的原子或原子团可知,A项分子中含1个手性碳原子;B项分子中含2个手性碳原子;C项分子中含3个手性碳原子;D项分子中不含手性碳原子。
答案B
7.下列有机物中含有手性碳原子的是(　　)
A.
B.
C.
D.
解析由有机物的结构可以看出,A、C、D三项中没有手性碳原子;B项中与氯原子相连的碳原子是手性碳原子。
答案B
三、无机含氧酸分子的酸性
8.元素X和Y属于同一个主族。元素X和氢组成的化合物(X显-2价)在通常状况下是一种液体,其中X的质量分数为88.9%;元素X和元素Y可以形成两种化合物。在这两种化合物中,X的质量分数分别为50%和60%,下列说法正确的是(　　)
A.两种元素分别为C和Si,且酸性:H2CO3>H2SiO3
B.两种元素分别为N和P,且酸性:HNO3>H3PO4
C.两种元素分别为O和S,且酸性:H2SO4>H2SO3
D.两种元素分别是Mg和Ca,且碱性:Ca(OH)2>Mg(OH)2
解析根据元素X和氢组成的化合物(X显-2价)在通常状况下是一种液体,可知该元素为O,则元素Y为S。根据非羟基氧原子数越多,酸的酸性越强,可知酸性:H2SO4>H2SO3。
答案C
9.下列物质的酸性强弱比较中,错误的是(　　)
A.HClO4>HBrO4>HIO4
B.HClO4>H2SO4>H3PO4
C.HClO4>HClO3>HClO
D.H2SO3>H2SO4>H2S2O3
解析同一主族元素从上到下,非金属元素最高价含氧酸的酸性逐渐减弱,A正确;同一周期元素从左到右,非金属元素最高价含氧酸的酸性逐渐增强,B正确;对于同一种元素的含氧酸来说,该元素的化合价越高,其含氧酸的酸性越强,所以C正确;H2SO4的酸性大于H2SO3的,D不正确。
答案D
10.试比较下列含氧酸的酸性强弱(填“>”“<”或“=”):H2SO4　　　H2SO3;HNO2　　　　HNO3;HClO　　　HClO2;HClO3　　　　HClO4;H3PO4　　　　H3PO3。
解析本题考查无机含氧酸酸性强弱的比较,成酸元素R相同时,可比较(HO)mROn中n值的大小,n越大,酸性越强。
答案>　<　<　<　>
(建议用时:30分钟)
1.下列物质中,属于易溶于水的一组是(　　)
　
　　　　
　　　　　
　　　
A.CH4、CCl4、CO2
B.NH3、HCl、HBr
C.Cl2、H2、N2
D.H2S、C2H6、SO2
解析水是极性溶剂,根据“相似相溶”原理,只有极性溶质才易溶于水,所以只有B项符合。
答案B
2.根据“相似相溶”规律,你认为下列物质在水中溶解度较大的是(　　)
A.乙烯
B.二氧化碳
C.二氧化硫
D.氢气
解析H2O分子为极性分子,水是极性溶剂,C2H4、CO2、H2三种分子均为非极性分子,SO2是极性分子构成的物质,根据“相似相溶”规律,可知C项正确。
答案C
3.均由两种短周期元素组成的A、B、C、D化合物分子,都含有18个电子,它们分子中所含原子的数目依次为2、3、4、6;A和C分子中的原子个数比为1∶1,B和D分子中的原子个数比为1∶2;D可作为火箭推进剂的燃料。下列说法正确的是(　　)
A.分子中相对原子质量较大的四种元素第一电离能由大到小排列的顺序为A>B>C>D
B.A与HF相比,其熔、沸点:A>HF
C.B分子在水中的溶解度较大
D.若设A的中心原子为X,B的中心原子为Y,则酸性:HXO>HXO3>HXO4
解析根据18e-化合物和分子中原子个数比可推知A、B、C、D四种化合物分别为HCl、H2S、H2O2、N2H4。四种化合物中相对原子质量较大的元素分别为Cl、S、O、N,故第一电离能:N>O>Cl>S,A项错;A为HCl,因为HF分子之间存在氢键和范德华力,而HCl分子之间只存在范德华力,所以HF的熔、沸点高于HCl的,B项错;B分子为H2S,其结构类似于H2O,属于极性分子,根据“相似相溶”原理可知C项正确;D项,酸性:HClO答案C
4.下列对分子性质的解释中,不正确的是(　　)
A.碘易溶于四氯化碳,甲烷难溶于水都可用相似相溶原理解释
B.乳酸()存在对映异构体,因为其分子中含有一个手性碳原子
C.在NH3分子中存在极性共价键和配位键
D.由下图知酸性:H3PO4>HClO,因为H3PO4分子中有非羟基氧原子
解析乳酸分子中与甲基相连的碳原子为手性碳原子,B项正确;在NH3分子中,只存在极性共价键,不存在配位键,C项错误;根据酸性强弱的比较规律可知,含有的非羟基氧原子越多,酸性越强,D项正确。
答案C
5.小明同学在学习钠的化合物性质时,记录了以下四个化学方程式:
①Na2SiO3+H2O+CO2Na2CO3+H2SiO3↓
②Na2CO3+H2SO4Na2SO4+H2O+CO2↑
③Na2CO3+H2SO3Na2SO3+H2O+CO2↑
④Na2SO3+H2SO4Na2SO4+H2O+SO2↑
请你根据学过的知识判断4个反应中的4种含氧酸,其中酸性最强的是(　　)
A.H2SO4
B.H2SO3
C.H2SiO3
D.H2CO3
答案A
6.下列物质性质的变化规律,与键能无关的是(　　)
①HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
②NH3易液化
③F2、Cl2、Br2、I2的熔、沸点逐渐升高
④H2S的熔、沸点小于H2O的熔、沸点
⑤NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
A.①③④
B.③④
C.②③④
D.①②③④
解析NH3易液化是氢键存在所致。卤素单质熔、沸点逐渐升高是因为相对分子质量逐渐增大。水分子间能形成氢键,故H2O的熔、沸点高于H2S的熔、沸点。
答案C
7.有机物具有手性,发生下列反应后,分子仍有手性的是(　　)
①与H2发生加成反应　②与乙酸发生酯化反应
③发生水解反应　④发生消去反应
A.①②
B.②③
C.①④
D.②④
解析原有机物中与—OH相连的碳原子为手性碳,与H2加成后,连有两个乙基,不再具有手性;与乙酸发生酯化反应,所连四个取代基不同,仍具有手性;发生水解反应后,所连四个取代基也不同,该碳原子仍具有手性;当发生消去反应时,原手性碳原子形成双键后不再具有手性。
答案B
8.已知水分子结构可看作H—OH,常温下在水中溶解性最好的是(　　)
A.苯酚
B.甲醇
C.丁醇
D.乙烯
解析相似相溶原理中的“相似”也指结构相似,在给定的四项中只有前三项中含有羟基,结构与水最相近的是甲醇。
答案B
9.PtCl2(NH3)2可以形成两种固体,一种为淡黄色,在水中的溶解度较小,另一种为黄绿色,在水中的溶解度较大。请回答下列问题。
(1)PtCl2(NH3)2是　　　　　　　　　(填“平面四边形”或“四面体”)结构。
(2)请在以下横线上画出这两种固体分子的立体构型图:淡黄色固体　　　　　　　　,黄绿色固体　　　　　　　　。
(3)淡黄色固体物质由　　　　　　　(填“极性分子”或“非极性分子”,下同)组成,黄绿色固体物质由　　　　　组成。
(4)黄绿色固体在水中的溶解度比淡黄色固体的大,原因是 　。
解析(1)根据PtCl2(NH3)2可以存在两种固体,即其有两种同分异构体,可知其结构应为平面四边形结构,若为四面体结构则无同分异构体。
(2)PtCl2(NH3)2的两种同分异构体的结构分别为:
①、②。由于淡黄色固体在水中的溶解度较小,因此其分子无极性,其结构为①,则黄绿色固体为极性分子,其结构为②。
(3)根据“相似相溶”原理可知:黄绿色固体是由极性分子构成的,故其在水中的溶解度要大于由非极性分子构成的淡黄色固体。
答案(1)平面四边形
(2)　
(3)非极性分子　极性分子
(4)黄绿色固体是由极性分子构成的,而淡黄色固体是由非极性分子构成的,根据“相似相溶”原理可知前者在水中的溶解度大于后者
10.短周期的5种非金属元素,其中A、B、C的特征电子排布可表示为:A:asa,B:bsbbpb,C:csccp2c,D与B同主族,E在C的下一周期,且是同周期元素中电负性最大的元素。请回答下列问题。
(1)由A、B、C、E四种元素中的两种元素可形成多种分子,下列分子①BC2　②BA4　③A2C2　④BE4,其中属于极性分子的是　　　　　(填序号)。
(2)C的氢化物比下周期同族元素的氢化物沸点还要高,其原因是　。
(3)B、C两元素都能和A元素组成两种常见的溶剂,其分子式为　　　　　、　　　　　。DE4在前者中的溶解度　　　　　(填“大于”或“小于”)在后者中的溶解度。
(4)BA4、BE4和DE4的沸点从高到低的顺序为　　　　　　　　　　　　(填化学式)。
(5)A、C、E三种元素可形成多种含氧酸,如AEC、AEC2、AEC3、AEC4等,以上列举的四种酸其酸性由强到弱的顺序为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(填化学式)。
解析由s轨道最多可容纳2个电子可得:a=1,b=c=2,即A为H,B为C,C为O。由D与B同主族,且为非金属元素得D为Si;由E在C的下一周期且E为同周期电负性最大的元素可知E为Cl。
(1)①②③④分别为CO2、CH4、H2O2、CCl4,其中H2O2为极性分子,其他为非极性分子。
(2)C的氢化物为H2O,H2O分子间可形成氢键是其沸点较高的重要原因。
(3)B、A两元素组成苯,C、A两元素组成水,两者都为常见的溶剂,SiCl4为非极性分子,易溶于非极性溶剂苯中。
(4)BA4、BE4、DE4分别为CH4、CCl4、SiCl4,三者结构相似,相对分子质量逐渐增大,分子间作用力逐渐增强,故它们的沸点由高到低的顺序为SiCl4>CCl4>CH4。
(5)这四种酸分别为HClO、HClO2、HClO3、HClO4,含氧酸的通式可写为(HO)mClOn(m≥1;n≥0),n值越大,酸性越强,故其酸性由强到弱的顺序为HClO4>HClO3>HClO2>HClO。
答案(1)③
(2)H2O分子间形成氢键
(3)C6H6　H2O　大于
(4)SiCl4>CCl4>CH4
(5)HClO4>HClO3>HClO2>HClO课时训练10　分子的极性　范德华力与氢键
一、键的极性和分子的极性
1.下列叙述中正确的是(　　)
A.NH3、CO、CO2都是极性分子
B.CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子
C.HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次增强
D.CS2、H2O、C2H2都是直线形分子
解析分子的极性一般与物质的空间结构有关,空间结构对称,则属于非极性分子,反之,属于极性分子。键的极性只与形成该键的非金属的电负性有关,而物质的稳定性取决于共价键的键能。所以选项A中CO2属于非极性分子;选项C中HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次减弱;选项D中的H2O属于V形结构。
答案B
2.下列各组分子中,都属于含极性键的非极性分子的是(　　)
A.CO2　H2O2
B.C2H4　CH4
C.C60　C2H4
D.NH3　HCl
解析在给定的四个选项中只有CO2、C2H4、CH4、C60为非极性分子,在CO2和CH4中全部是极性键;在C2H4中,既有极性键又有非极性键;在C60中全部是非极性键。
答案B
3.下列说法正确的是(　　)
A.含有非极性键的分子一定是非极性分子
B.非极性分子中一定含有非极性键
C.由极性键形成的双原子分子一定是极性分子
D.键的极性与分子的极性无关
解析含有非极性键的分子不一定是非极性分子,如H2O2;非极性分子中不一定含有非极性键,如CH4、CO2均是非极性分子,却仅含有极性键;分子的极性除与键的极性有关外,还与分子的立体构型有关。
答案C
二、范德华力及其对物质性质的影响
4.共价键、离子键、范德华力和氢键都是微观粒子之间的不同作用力,下列物质:①Na2O2　②冰　③金刚石　④碘单质　⑤CaCl2　⑥白磷,其中只含有两种作用力的组合是(　　)
A.①④⑥
B.①③⑥
C.②④⑥
D.①②③⑥
解析①中既含有离子键又含有共价键;②中含有共价键、范德华力和氢键;③中只含有共价键;④中含有共价键和范德华力;⑤中只含有离子键;⑥中含有共价键和范德华力。
答案A
5.下列说法不正确的是(　　)
A.NH4NO3、NaOH中既有离子键,又有极性共价键,其中NH4NO3中还有配位键
B.氢键比范德华力强,且氢键是一种特殊的化学键
C.范德华力与氢键可同时存在于分子之间
D.水的沸点是100
℃,硫化氢的分子结构跟水相似,但它的沸点却很低,是-60.7
℃,引起这种差异的主要原因是水分子间有氢键
解析氢键是一种特殊的分子间作用力,不是化学键,它要比化学键弱。
答案B
6.《蜘蛛侠》是我们非常熟悉的影片,片中的蜘蛛侠能飞檐走壁,过高楼如履平地。其实现实中的蜘蛛真能在天花板等比较滑的板面上爬行,你认为蜘蛛之所以不能从天花板上掉下的主要原因是(　　)
A.蜘蛛脚的尖端锋利,能抓住天花板
B蜘蛛的脚上有“胶水”,从而能使蜘蛛粘在天花板上
C.蜘蛛脚上的大量刚毛与天花板之间的范德华力这一“黏力”使蜘蛛不致坠落
D.蜘蛛有特异功能,能抓住任何物体
解析蜘蛛不能掉下的根本原因是蜘蛛脚上的大量刚毛与天花板之间存在范德华力。
答案C
三、氢键及其对物质性质的影响
7.下列说法正确的是(　　)
A.乙硫醇(CH3CH2—SH)比乙醇(CH3CH2—OH)熔点低原因是乙醇分子间易形成氢键
B.氯化钠易溶于水是因为形成了氢键
C.氨易液化与氨分子间存在氢键无关
D.H2O是一种非常稳定的化合物,这是由于氢键所致
解析氯化钠与水无法形成氢键,B项错;氨分子间易形成氢键,故导致氨易液化,C项错;H2O分子稳定是因为O—H键的键能大,而不是因为H2O中含有氢键,D项错。
答案A
8.关于氢键的下列说法正确的是(　　)
A.由于氢键的作用,使NH3、H2O、HF的沸点反常,且沸点高低顺序为HF>H2O>NH3
B.氢键只能存在于分子间,不能存在于分子内
C.没有氢键,就没有生命
D.相同量的水在气态、液态和固态时均有氢键,且氢键的数目依次增多
解析NH3、H2O、HF在常温下只有H2O是液体,所以水的沸点最高。氢键既可以存在于分子间,又可以存在于分子内。水在气态时,分子间距过大,水分子间没有氢键。
答案C
9.氨气溶于水时,大部分NH3与H2O以氢键(用“…”表示)结合形成NH3·H2O分子。根据氨水的性质可推知NH3·H2O的结构式为(　　)
A.
B.
C.
D.
解析从氢键的成键原理上讲,A、B两项都成立;但从立体构型上讲,由于氨分子是三角锥形,N原子易提供孤电子对,所以,以选项B的方式结合成氢键时,空间阻碍最小,结构最稳定;从事实上讲,依据NH3·H2ON错误！未找到引用源。+OH-,可知答案是选项B。
答案B
10.下列物质的变化,仅破坏范德华力的是(　　)
A.碘单质的升华
　B.NaCl溶于水
C.将水加热变为水蒸气
　D.NH4Cl受热
解析A项,碘升华破坏的是范德华力;C项,液态水变成水蒸气,既破坏了氢键又破坏了范德华力;B、D项破坏的是化学键,NaCl溶于水破坏了离子键,而NH4Cl受热既破坏了离子键又破坏了共价键。
答案A
11.氧是地壳中含量最多的元素。
(1)氧元素基态原子核外未成对电子数为　　　　　。
(2)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为　　　　　　　　。的沸点比
高,原因是 　。
(3)甲醛(H2CO)在Ni催化作用下,加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子内C原子的杂化方式为　　　　　,甲醇分子内的O—C—H键角　　　　　(填“大于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。
解析(1)依据基态原子核外电子排布原则可写出氧原子的电子排布图:,所以未成对电子数为2。
(2)沸点高说明分子间作用力大,因此结合氢键的形成方式得出形成分子间氢键,而形成的是分子内氢键的结论。
(3)甲醇分子中的C原子的成键电子对数为4,无孤电子对,中心原子的杂化类型为sp3,立体构型为四面体形,而甲醛中的C原子的杂化方式为sp2,立体构型为平面三角形,故甲醛分子中的O—C—H的键角比甲醇中的大。
答案(1)2　(2)O—H键、氢键、范德华力　形成分子内氢键,而
形成分子间氢键,分子间氢键使分子间作用力增大,导致沸点升高
(3)sp3　小于
(建议用时:30分钟)
　　　　
　　　　
　　　　　　
1.下列各组物质中,都是由极性键构成极性分子的一组是(　　)
A.CH4和Br2
B.NH3和H2O
C.H2S和CCl4
D.CO2和HCl
解析CH4、CCl4、CO2都是由极性键形成的非极性分子,NH3、H2O、H2S、HCl都是由极性键形成的极性分子。
答案B
2.下列事实与氢键有关的是(　　)
A.水加热到很高的温度都难以分解
B.水结成冰体积膨胀,密度变小
C.CH4、SiH4、GeH4、SnH4的熔点随相对分子质量增大而升高
D.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
答案B
3.两种非金属元素A、B所形成的下列分子中一定属于极性分子的是(　　)
A.
B.B—A—B
C.
D.
解析考查极性键、非极性键的判断,分析分子的立体构型,结构对称的为非极性分子。
答案D
4.最近科学家宣称:普通盐水在无线电波照射下可燃烧,这伟大的发现有望解决用水作人类能源的重大问题。无线电频率可以降低盐水中所含元素之间的“结合力”,释放出氢原子,若点火,氢原子就会在该种频率下持续燃烧。上述“结合力”实质是(　　)
A.分子间作用力
B.氢键
C.非极性共价键
D.极性共价键
解析由题意可以看出要想释放出氢原子需要破坏该“结合力”,故该力的实质是O—H极性共价键。
答案D
5.有4组同一族元素所形成的不同物质,在101
kPa时测定它们的沸点(℃)如下表所示:
第一组
He　-268.8
(a)　-249.5
Ar　-185.8
Kr　-151.7
第二组
F2　-187.0
Cl2　-33.6
(b)　58.7
I2　184.0
第三组
(c)　19.4
HCl　-84.0
HBr　-67.0
HI　-35.3
第四组
H2O　100.0
H2S　-60.2
(d)　42.0
H2Te　-1.8
下列各项判断正确的是(　　)
A.a、b、c的化学式分别为Ne2、Br2、HF
B.第三组与第四组相比较,化合物的稳定顺序:HBr>d
C.第三组物质溶于水后,溶液的酸性c最强
D.第四组物质中H2O的沸点最高,是因为H2O分子内存在氢键
解析a、b、c的化学式分别为Ne、Br2、HF,选项A错;第三组物质溶于水后,溶液的酸性c最弱,选项C错。
答案D
6.固体乙醇中不存在的作用力是(　　)
A.离子键
B.极性键
C.非极性键
D.范德华力
解析乙醇为共价化合物,分子内只有共价键,分子间为范德华力和氢键,分子内部存在极性键和非极性键。
答案A
7.下列化合物含有氢键,且形成的氢键最强的是(　　)
A.甲醇
B.NH3
C.冰
D.(HF)n
解析根据氢键的形成条件可知,非金属性越强的元素的氢化物形成的氢键越强,选项D符合题意。
答案D
8.第二周期除Be、B、N、Ne四种元素外,其他元素的氢化物的沸点为:a.1
317
℃　b.100
℃　c.19.5
℃
d.-162
℃。则c的化学式为(　　)
A.LiH
B.CH4
C.H2O
D.HF
解析在LiH、CH4、H2O、HF四种氢化物中,LiH是离子化合物,熔点最高,故a是LiH;众所周知,水的沸点是100
℃,故b是H2O;HF可形成分子间氢键,沸点高于CH4的,因此c是HF,d是CH4。
答案D
9.有下列两组命题
A组
B组
Ⅰ.H—I键键能大于H—Cl键键能Ⅱ.H—I键键能小于H—Cl键键能Ⅲ.HI分子间范德华力大于HCl分子间范德华力Ⅳ.HI分子间范德华力小于HCl分子间范德华力
a.HI比HCl稳定b.HCl比HI稳定c.HI的沸点比HCl的高d.HI的沸点比HCl的低
B组命题正确且能用A组命题给以正确解释的是(　　)
①Ⅰ　a　②Ⅱ　b　③Ⅲ　c　④Ⅳ　d
A.①③
B.②③
C.①④
D.②④
解析键能的大小决定着物质的热稳定性,键能越大,物质越稳定,H—Cl键的键能比H—I键的大,HCl比HI稳定;范德华力影响着物质的沸点的高低,范德华力越大,沸点越高,HI分子间范德华力大于HCl分子间范德华力,HI沸点比HCl高。
答案B
10.已知N、P同属于元素周期表的第ⅤA族元素,N在第二周期,P在第三周期。NH3分子呈三角锥形,N原子位于锥顶,3个H原子位于锥底,N—H
键间的夹角是107°。
(1)PH3分子与NH3分子的立体构型　　　　(填“相同”“相似”或“不相似”),P—H键　　　(填“有”或“无”)极性,PH3分子　　　　　(填“有”或“无”)极性。
(2)NH3与PH3相比,热稳定性更强的是
(填化学式)。
(3)NH3、PH3在常温、常压下都是气体,但NH3比PH3易液化,其主要原因是　　　　　。
A.键的极性:N—H比P—H强
B.分子的极性:NH3比PH3强
C.相对分子质量:PH3比NH3大
D.NH3分子之间存在特殊的分子间作用力
解析(1)N原子与P原子结构相似,NH3分子与PH3分子结构也相似,P—H键为不同种元素原子之间形成的共价键,为极性键。
(2)由N、P在元素周期表中的位置关系和元素周期律,可知N的非金属性比P的强。由元素的非金属性与氢化物之间的热稳定性关系知,NH3的热稳定性比PH3的强。
(3)按照相对分子质量与分子间作用力的关系,以及分子间作用力与物质的物理性质的关系分析,应该是PH3的沸点比NH3的高,PH3比NH3易液化。事实却是NH3比PH3易液化,这种反常现象的客观存在,说明这当中必有特殊的原因——氢键的存在。
答案(1)相似　有　有
(2)NH3
(3)D
11.卤素化学丰富多彩,能形成卤化物、卤素互化物、多卤化物等多种类型的化合物。
(1)基态溴原子的价电子排布式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)卤素互化物如IBr、ICl等与卤素单质结构相似、性质相近。则Cl2、IBr、ICl的沸点由高到低的顺序为　　　　　　　　　　　　　。
(3)气态氟化氢中存在二聚分子(HF)2,这是由于　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)错误！未找到引用源。属于多卤素阳离子,根据VSEPR模型推测错误！未找到引用源。的立体构型为　　　,中心原子杂化类型为　　　。
(5)IBr和水能发生反应,生成物中有一种为三原子分子,写出该化合物的结构式
　　　　。
解析溴原子为第四周期第ⅦA族元素,价电子排布式为4s24p5;卤素互化物如IBr、ICl等与卤素单质结构相似,则Cl2、ICl、IBr的沸点随着相对分子质量增加而增大,因此沸点按由高到低的顺序为IBr>ICl>Cl2。气态氟化氢存在二聚分子原因是存在分子间氢键;错误！未找到引用源。的立体构型为V形,中心原子杂化类型为sp3。IBr和水能发生反应,生成物为HBr和HIO,其中有一种三原子分子为HIO,结构式为H—O—I。
答案(1)4s24p5　(2)IBr>ICl>Cl2　(3)HF分子间形成氢键　(4)V形　sp3　(5)H—O—I第一章过关检测A卷
(时间:45分钟　满分:100分)
一、选择题(本题包括12小题,每小题5分,共60分。每小题只有一个选项最符合题目要求)
1.对充有氖气的霓虹灯管通电,灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因是(　　)
A.电子由激发态向基态跃迁时以光(辐射)的形式释放能量
B.电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线
C.氖原子获得电子后转变成发出红光的物质
D.在电流的作用下,氖原子与构成灯管的物质发生反应
解析霓虹灯管通电,灯管发出红色光的原因是电子从激发态(高能量态)跃迁到基态(低能量态)时释放能量,以红光的形式表现出来。
答案A
2.下列说法正确的是(　　)
A.s能级的能量总小于p能级的能量
B.2s的电子云半径比1s电子云半径大,说明2s的电子云比1s的多
C.当电子排布在同一能级的不同轨道时,电子总是先占满一个轨道(1个原子轨道最多只能容纳两个电子,且自旋状态相反),然后再占据其他原子轨道
D.nf能级中最多可容纳14个电子
解析同一能层中,s能级的能量小于p能级的能量,不同能层就有可能s能级(较高能层)的能量高于p能级(较低能层)的能量,A选项错误;2s的电子云半径比1s电子云半径大,说明2s的电子在离原子核较远的区域出现的概率比1s的电子大,B选项错误;当电子排布在同一能级的不同轨道时,电子总是先占据不同的原子轨道而且自旋状态相同,C选项错误;nf能级有7个原子轨道,每一个原子轨道最多容纳两个电子,D选项正确。
答案D
3.下列各种示意图中代表阴离子的是(　　)
A.3s23p5
B.3s23p6
C.+17
D.+12
解析A项代表的是17Cl原子;仅由外围电子不能确定代表何种微粒,如3s23p6可以表示稀有气体原子Ar,也可以表示阴离子S2-,还可以表示阳离子K+,故B项不一定代表阴离子;在离子结构示意图中,C项的核外电子数多于核内质子数,代表的是阴离子,C为17Cl-;而D项中核内质子数多于核外电子数,D项代表的是12Mg2+。
答案C
4.下列说法正确的是(　　)
A.电离能大的元素,不易失电子,而易得电子,具有非金属性
B.电离能大的元素其电负性必然也大
C.电负性最大的非金属元素形成的含氧酸的酸性最强
D.电离能最小的元素形成的氧化物的水化物的碱性很强
解析电离能大的元素,其电负性不一定大,如He的电离能很大,但它的电负性则很小,因为它不易与外来电子键合,故A项、B项不正确;F元素的电负性最大,但它不能形成含氧酸,C项不正确;电负性最小的元素,其金属性必然很强,故其氧化物的水化物的碱性也很强,D项正确。
答案D
5.下列各组指定的元素,不能形成AB2型化合物的是(　　)
A.2s22p2和2s22p4
B.3s23p4和2s22p2
C.3s2和3s23p5
D.3s1和3s23p5
解析A项中两元素为C和O,能形成CO2;B项中两元素为S和C,能形成CS2;C项中两元素为Mg和Cl,能形成MgCl2;D项中两元素为Na和Cl,能形成NaCl。
答案D
6.X、Y为两种元素的原子,X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构,由此可知(　　)
A.X的原子半径大于Y的
B.X的电负性小于Y的
C.X的氧化性大于Y的
D.X的第一电离能小于Y的
解析由于两者的电子层结构相同,故在周期表中,X位于Y的上一周期,且X为非金属元素,Y为金属元素,故原子半径:Y>X,电负性:X>Y,氧化性:X>Y,第一电离能:X>Y。
答案C
7.人们常将在同一原子轨道上运动的、自旋状态相反的2个电子,称为“电子对”;将在同一原子轨道上运动的单个电子,称为“未成对电子”。以下有关原子中“未成对电子”的说法中错误的是(　　)
A.Al的原子轨道中一定含有“未成对电子”
B.Mg的原子轨道中一定不含“未成对电子”
C.C的原子轨道中不可能含有“未成对电子”
D.F的原子轨道中一定含有“未成对电子”
解析Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1,Mg的核外电子排布式为1s22s22p63s2,C的核外电子排布式为1s22s22p2,F的核外电子排布式为1s22s22p5,关键看p能级上的电子数,只有p能级上的电子数为6时才不可能有未成对电子,故四种原子的原子轨道中未成对电子数分别为1、0、2、1。
答案C
8.对Na、Mg、Al有关性质的叙述正确的是(　　)
A.碱性:NaOHB.第一电离能:NaC.电负性:Na>Mg>Al
D.还原性:Na>Mg>Al
解析这三种元素的金属性顺序为Na>Mg>Al,故还原性:Na>Mg>Al,D项正确;A项,碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,错误;B项,第一电离能:Mg>Al>Na,错误;C项,电负性:Al>Mg>Na,错误。
答案D
9.短周期元素X、Y在周期表中的相对位置如图所示,且已知Y基态原子的价电子层为nsn-1npn+1,下列说法不正确的是(　　)
A.X元素的电负性大于Y的
B.X元素的第一电离能大于Y的
C.Y在周期表中位于第三周期第ⅥA族
D.原子半径:Mg解析因为在Y基态原子的价电子层中,p能级上排布有电子,则s能级上应排布有2个电子,即n-1=2,故Y基态原子的价电子层为3s23p4,Y为S元素,则X为F元素。
答案D
10.下列说法正确的是(　　)
A.原子核外电子排布式为1s2的原子与原子核外电子排布式为1s22s2的原子化学性质相似
B.Fe3+的最外层电子排布式为3s23p63d5
C.基态铜原子的最外层的电子排布图:
D.基态碳原子的最外层电子排布图:
解析核外电子排布式为1s2的原子是He,核外电子排布式是1s22s2的原子为铍(Be),He是稀有气体元素,Be是金属元素,显然化学性质不相似,A项错误;Fe的最外层电子排布式为3d64s2,失去电子时先失最外层上的电子,再失次外层上的电子,失去3个电子变成Fe3+,此时最外层电子排布式为3s23p63d5,B项正确;基态铜原子的最外层电子排布图为,此时3d能级为全充满状态,能量最低,属于洪特规则的特例,C项错误;基态碳原子的2s能级比2p能级能量低,故填充电子时先填满2s能级再填2p能级,即基态碳原子的最外层电子排布图为,D项错误。
答案B
11.右表为元素周期表前四周期的一部分,下列是有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述,其中正确的是(　　)
A.W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B.Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C.p能级未成对电子最多的是Z元素
D.X元素是电负性最大的元素
解析根据五种元素所处位置,X、W、Y、R、Z五种元素分别为F、P、S、Ar、Br。P元素的第一电离能比S的要大,A项错误;Z的阴离子比R原子多一个电子层,B项错误;W元素的p能级上有3个未成对的电子,Z元素的p能级上有1个未成对电子,C项错误;X是所有元素中非金属性最强的元素,D项正确。
答案D
12.下列图示中纵坐标表示元素的电负性数值,横坐标表示同一主族的5种元素的原子序数的是(　　)
解析同主族自上而下原子半径增大,原子对键合电子的吸引力减小,元素的电负性减小,即同主族元素随着原子序数的增大,电负性减小,选项中符合变化规律的为B项中所示图像。
答案B
二、非选择题(本题包括3小题,共40分)
13.(14分)(1)某质量数为32,核内有16个中子的原子,其电子排布式是　　　　　　　　　　,该原子中有　　　个未成对电子,这些未成对电子具有　　　　　(填“相同”或“不同”)的自旋状态。
(2)某元素的原子最外层电子排布式为3s23p2,它的次外层上电子云形状有　　　种,该原子中所有电子占有　　　个原子轨道,核外共有　　　个电子。
(3)M电子层上有　　　个能级,有　　　个原子轨道,作为内层最多可容纳　　　个电子,作为最外层时最多可含有　　　个未成对电子。
(4)在元素周期表中,元素原子最外层只有1个未成对电子的主族元素处于第　　　　　　　　　族;元素原子最外层有2个未成对电子的主族元素处于第　　　　　族。
(5)A元素的最高正化合价是+4价,A元素原子次外层上有2个电子,A元素原子的电子排布式是　　　　　　　　　。
(6)B元素在气态氢化物中显-3价,气态氢化物极易溶于水,B元素原子的电子排布式是　　　　　　　　　。
(7)E元素原子核外占有9个原子轨道,且只有1个未成对电子,E的离子结构示意图是　　　　　　　　　　　。
(8)F、G都是短周期元素,F2-与G3+的电子层结构相同,则F2-的电子排布式是　　　　　　　　　　,G元素的原子序数是　　　。
解析(1)判断该元素为S。
(2)由最外层电子排布知其为Si元素,其次外层为L层,包括2s、2p两个能级。
(3)M电子层有3s、3p、3d
3个能级,原子轨道数为1+3+5=9,M电子层作内层时最多可容纳18个电子;作为最外层时,3p能级为半充满状态时,此时含有的未成对电子最多。
(4)元素原子最外层只有1个未成对电子的有第ⅠA、第ⅢA、第ⅦA族元素,元素原子最外层有2个未成对电子的有第ⅣA和第ⅥA族元素。
(5)A元素为C,其原子的电子排布式为1s22s22p2。
(6)B元素为N,其原子的电子排布式为1s22s22p3。
(7)E元素为Cl,其离子结构示意图为
+17。
(8)F元素为8号元素O,G为13号元素Al。
答案(1)1s22s22p63s23p4　2　相同
(2)2　8　14
(3)3　9　18　3
(4)ⅠA、ⅢA、ⅦA　ⅣA、ⅥA
(5)1s22s22p2
(6)1s22s22p3
(7)+17
(8)1s22s22p6　13
14.(14分)四种短周期元素的性质或结构信息如下表所示。请根据信息回答下列问题。
元素
T
X
Y
Z
性质或结构信息
原子核外s电子总数等于p电子总数;人体内含量最多的元素,且其单质是常见的助燃剂
其单质为双原子分子,分子中含有3对共用电子对,常温下其气体单质性质稳定,但其原子较活泼
其单质质软,是银白色固体,导电性强。单质在空气中燃烧发出黄色火焰
第三周期元素的简单离子中半径最小
(1)写出元素T的离子结构示意图:　　　　　　　;写出元素X的气态氢化物的电子式:　　　　　;写出Z元素原子的核外电子排布式:　　　　　　　　;元素Y的原子核外共有　　　　种形状不同的电子云。
(2)Z单质与Y最高价氧化物的水化物的水溶液反应的离子方程式:
　。
(3)元素T与氟元素相比,非金属性较强的是　　　　　　　　(用元素符号表示),下列表述中能证明这一事实的是　　　　　　。
a.常温下氟气的颜色比T单质的深
b.氟气与T的氢化物剧烈反应,产生T的单质
c.氟与T形成的化合物中T元素显正价
d.比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目
解析T原子核外s电子总数等于p电子总数,且T是人体内含量最多的元素,其单质是常见的助燃剂,可以推得T元素为O;X的单质为双原子分子,分子中含有3对共用电子对,常温下X的气体单质性质稳定,但其原子较活泼,可以推得X元素为N;Y元素的单质质软,是银白色固体,导电性强,单质在空气中燃烧发出黄色火焰,推得Y元素为Na;Z元素在第三周期元素中,其简单离子的半径最小,可知Z元素为Al。
答案(1)
+8　HH　1s22s22p63s23p1　2
(2)2Al+2OH-+2H2O2Al+3H2↑
(3)F　bc
15.(12分)假定元素周期表是有限的,根据已知的元素周期表的某些事实和理论可归纳出一些假说。
(1)已知元素周期表中的各周期可排元素种类数如下:
周期
1
2
3
4
5
6
7
元素种类数
2
8
8
18
18
32
32
人们预测元素周期表第八周期将来也会排满,那么该周期排满后的元素种类数是　　　　。
A.18
B.32
C.50
D.无法判断
(2)根据周期表中每个周期非金属元素的种数(把稀有气体元素看作非金属元素),预测周期表中应该有　　　　种非金属元素,还有　　　　种未发现。未发现的非金属元素处于第　　　周期第　　　族。
(3)小明同学所在的化学探究小组,在查阅相关资料后归纳出元素周期表的另一种画法——三角形元素周期表。图上标有第ⅦA族和碳、钾两种元素的位置。
回答下列问题:
①请在图中将过渡元素所在的位置涂黑。
②画出B元素外围电子排布图:　。
解析(1)由已知可归纳出周期数为一、二、三、四、五、六、七时,对应的元素种类数分别为2×12、2×22、2×32、2×42,据此预测第八周期元素种类数为2×52=50。
(2)根据周期表可知非金属元素的数目:第一、二、三、四、五、六周期中所含非金属元素的数目分别为2、6、5、4、3、2,则可类推第七、八周期所含非金属元素的种数分别为1、0。周期表中非金属元素共计23种,第七周期未填满,有一种非金属元素未发现,其所在位置为第七周期第ⅦA族。
(3)①通过观察三角形元素周期表发现,每一横行代表一周期,每一纵行代表一族。过渡元素是指元素周期表中副族元素和第Ⅷ族元素,即最下面两行中的第3~12列。
②B元素为硫元素,外围电子排布图为。
答案(1)C　(2)23　1　七　ⅦA
(3)①如图所示。
②