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【化学】云南省玉溪市通海三中2018-2019学年高二上学期10月考试（解析版）
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云南省玉溪市通海三中2018-2019学年高二上学期10月考试
一、单选题(共30小题,每小题2分,共60分)
1.自从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、不断发展，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. 所有的原子都含有质子、中子和电子三种基本构成微粒
B. 所有的原子中的质子、中子和电子三种基本构成微粒的个数都是相等的
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、中子和电子三种基本构成微粒不可能再进一步分成更小的微粒
【答案】C
【解析】
A．普通H没有中子，多数原子都含有质子、中子和电子三种基本构成微粒，选项A错误；B．原子中质子数等于电子数，但中子数不确定，所以不是都相等，选项B错误；C．质子带正电，电子带负电，则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，选项C正确；D．随科学的发展，可认识到微粒可以再分成更小的微粒，选项D错误。答案选C。
点睛：本题考查原子的构成，注意普通H的构成及微粒的电性即可解答，选项D为解答的易错点，明确人类对原子结构的研究不断深入、不断发展即可解答，需要注意的是，并不是所有原子都含有中子，如11H中就只含一个质子和一个电子而没有中子，多数原子的中子数和质子数比较接近但并没有必然的数量关系。
2.下列氧原子的电子排布图中，正确的是( )
A. B.
C. D.
【答案】B
【解析】
A. 2s能级上的两个单电子，应自旋方向不同，违反了泡利不相容原理，故A错误；B. 氧原子的核外电子排布式为1s22s22p4，电子排布图为，故B正确；C. 2p能级上的两个电子，应自旋方向不同，违反了泡利不相容原理，故C错误；D. 2p能级上的两个单电子，应自旋方向相同，违反了洪特规则，故D错误；答案选B。
3.下列各原子或离子的电子排布式错误的是( )
A. Na＋：1s22s22p6 B. F：1s22s22p5
C. Cl－：1s22s22p63s23p5 D. Mn：1s22s22p63s23p63d54s2
【答案】C
【解析】
分析：原子或离子的电子排布应符合能量最低原理，一般来说离子的核外最外层达到8电子稳定结构，根据构造原理，s能级最多可容纳2个电子，p能级有3个轨道最多可容纳6个电子，电子总是优先从能量低的能层、能级排列，其中s2是原子得两个电子形成的稳定的结构，所以第三能层中的电子排布应为3s23p6，以此判断。
详解：s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子；电子总是从能量低的能层、能级开始排列，Cl－应是Cl原子得一个电子形成的稳定结构，所以Cl－的电子排布式应为1s22s22p63s23p6。答案选C。
点睛：本题考查的是构造原理及各能级最多容纳的电子数，题目难度不大，注意把握原子核外电子排布规律。
4.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)。下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
①R的最高正价为＋3价
②R元素位于元素周期表中第ⅡA族
③R元素第一电离能大于同周期相邻元素
④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
A. ①② B. ②③ C. ③④ D. ①④
【答案】B
【解析】
试题分析：根据各级电离能数据，R的最高正价为＋2价；R元素位于元素周期表中第ⅡA族；R元素的s轨道全满，所以第一电离能大于同周期相邻元素；R元素是第二周期或第三周期元素，故B正确。
考点：本题考查电离能。
5.Co（Ⅲ）的八面体配合物CoClm•nNH3，若1mol配合物与AgNO3作用生成1molAgCl沉淀，则m、n的值是（ ）
A. m=3 n=6 B. m=3 n=4 C. m=4 n=1 D. m=4 n=5
【答案】B
【解析】
【详解】由1mol配合物生成1 mol AgCl沉淀，知道1mol配合物电离出1mol Cl﹣，即配离子显+1价，又因为外界有一个Cl﹣，且Co显+3价，所以[CoClm﹣1•nNH3]+中有两个氯原子，即m=3，又因为是正八面体，所以n=6﹣2=4。故选B。
6.下列物质不是配合物的是（ ）
A. K2[Co（NCS）4] B. Fe（SCN）3 C. CuSO4•5H2O D. NH4Cl
【答案】D
【解析】
试题分析：A．该物质中，钴离子提供空轨道、硫氰根离子提供孤电子对而形成配位键，所以该物质属于配合物，故A不选；B．该物质中，铁离子提供空轨道、硫氰根离子提供孤电子对而形成配位键，所以该物质为配合物，故B不选；C．该物质中铜离子提供空轨道、水分子中氧原子提供孤电子对而形成配位键，所以该物质属于配合物，故C不选；D．铵根离子中N原子含有孤电子对，氢离子提供空轨道，形成配位键，铵根离子与氯离子以离子键结合，所以该物质不是配合物，故D选。故选D。
考点：考查配合物成键情况
7.具有相同原子数和价电子数的微粒之间互称等电子体，等电子体往往具有相似的空间构型，以下各组粒子不能互称为等电子体的是（ ）
A. CO和N2 B. N2H4和C2H4 C. O3和SO2 D. CO2和N2O
【答案】B
【解析】
具有相同原子数和价电子数的微粒之间互称等电子体，N2H4和C2H4不是等电子体。
8.基态硅原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是( )
A. B.
C. D.
【答案】C
【解析】
A、3s能级能量低3p，3s排满后再排3p，故A错误；B、违背泡利不相容原理，故B错误；C、符合能量最低原理，故C正确；D、是激发态原子电子排布，故D错误；故选C。
9.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是( )
A. 碱性：NaOH＜Mg(OH)2＜Al(OH)3 B. 第一电离能：Na＜Mg＜Al
C. 电负性：Na＞Mg＞Al D. 还原性：Na＞Mg＞Al
【答案】D
【解析】
试题分析：金属性是Na＞Mg＞Al，则A．金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3，A错误；B．Mg的3s轨道电子处于全充满状态，则第一电离能：Na＜Al＜Mg，B错误；C．金属性越强，大小越小，则电负性：Na＜Mg＜Al，C错误；D．还原性：Na＞Mg＞Al，D正确，答案选D。
考点：考查元素周期律应用
10.X、Y、Z为主族元素，X原子的最外层电子排布为ns1；Y原子的M电子层有2个未成对电子；Z原子的最外层p轨道上只有一对成对电子，且Z原子的核外电子比Y原子少8个电子，由这三种元素组成的化合物的分子式不可能的是( )
A. XYZ4 B. X2YZ4 C. X2YZ3 D. X2Y2Z3
【答案】A
【解析】
试题分析：根据原子核外电子排布特征，判断可能的元素种类以及可能的化合价，根据化合价可判断可能的化学式．
解：X元素的原子最外层电子排布为ns1，为第ⅠA族元素，化合价为+1价，Y原子的M电子层有2个未成对电子其电子排布式为1S22S22P63S23P2或1S22S22P63S23P4，为Si元素或S元素，化合价为+4价或+6价；Z原子的最外层p轨道上只有一对成对电子，且Z原子的核外电子比Y原子少8个电子，且Y和Z属于同一主族元素，所以Z元素是O元素，Y是S元素，由这三种元素组成的化合物中氧元素显﹣2价，Y显+4价或+6价，X显+1价，
A．Y的化合价为+7价，不符合，故A选；
B．Y的化合价为+6价，符合，故B不选；
C．Y的化合价为+4价，符合，故C不选；
D．Y的平均化合价为+2价，如Na2S2O3，符合，故D不选；
故选A．
11.电子在一个原子的下列能级中排布时，最后一个排布的是( )
A. ns B. np C. (n－1)d D. (n－2)f
【答案】B
【解析】
【详解】根据原子中上述能级的能量高低顺序：ns<(n－2)f<(n－1)d
12.相距很远的两个氢原子相互逐渐接近，在这一过程中体系能量将( )
A. 先变大后变小 B. 先变小后变大 C. 逐渐变小 D. 逐渐增大
【答案】B
【解析】
【详解】相距很远的两原子之间作用力几乎为零，能量为两原子能量之和；随着距离的减小，两原子相互吸引，使体系能量缓慢下降；当两原子继续靠近时，两原子轨道重叠；各成单电子配对成键，能量最低，再进一步接近，两原子核之间的相互斥力又将导致体系能量上升。故选B。
13.某原子核外电子排布为ns2np7，它违背了( )
A. 泡利原理 B. 能量最低原理 C. 洪特规则 D. 洪特规则特例
【答案】A
【解析】
试题分析：泡利不相容原理为：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。p能级只有3个原子轨道，最多只能容纳6个电子，故原子结构ns2np7违背了泡利原理，选A。
考点：考查基态原子核外电子排布原则。
14.玻尔理论、量子力学理论都是对核外电子运动的描述方法，根据对它们的理解，下列叙述中正确的是()
A. 因为s轨道的形状是球形的，所以s电子做的是圆周运动
B. 3px、3py、3pz的差异之处在于三者中电子(基态)的能量不同
C. 钒原子核外有4种形状的原子轨道
D. 原子轨道和电子云都是用来形象地描述电子运动状态的
【答案】D
【解析】
A．S轨道的形状是球形的，表示电子出现概率大小，而不表示电子运动轨迹，选项A错误；B.3px、3py、3pz属于同一能级上的电子，其能量相同，选项B错误；C．钒是23号元素，其原子核外有s、p、d三种形状的原子轨道，选项C错误；D．原子轨道和电子云都用来描述电子运动状态而不是表示电子运动轨迹，选项D正确。答案选D。
15.下列有关说法中正确的是( )
A. 主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B. 在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大
C. 金属元素电负性一定小于非金属元素电负性
D. 在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
【答案】D
【解析】
A项，主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能不一定越大，如电负性：ON，第一电离能：NO，A项错误；B项，对于主族元素，同周期从左到右电负性逐渐增大，过渡元素没有明显变化规律，B项错误；C项，金属元素电负性不一定小于非金属元素电负性，如Si的电负性为1.8，Pb的电负性为1.9等，过渡元素中很多金属元素的电负性大于非金属元素的电负性，C项错误；D项，在形成化合物时，电负性越小的元素对电子的吸引能力越弱，元素的化合价显示正价，电负性越大的元素对电子的吸引能力越强，元素的化合价显示负价，D项正确；答案选D。
16.通常把原子总数和价电子总数相同的分子或离子称为等电子体。人们发现等电子体的空间构型相同，则下列有关说法中正确的是（ ）
A. CH4和NH4+是等电子体，键角均为60°
B. NO和CO是等电子体，均为平面正三角形结构
C. H3O＋和PCl3是等电子体，均为三角锥型结构
D. B3N3H6和苯是等电子体，B3N3H6分子中不存在“肩并肩”式重叠的轨道
【答案】B
【解析】
【详解】CH4和NH4+都是正四面体构型，键角均为109.5°，A项不正确；NO和CO是等电子体，均为平面正三角形结构，B项正确；H3O＋和PCl3价电子总数不相等，不是等电子体，C项不正确；B3N3H6结构与苯相似，也存在“肩并肩”式重叠的轨道，D项不正确。答案为B。
【点睛】原子总数相同、价电子总数也相同的分子成为等电子体。互为等点自提的物质可以是分子和分子或分子和离子或离子和离子。
17.下列化合物的沸点比较，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
【解析】
【详解】邻羟基苯甲酸、邻羟基苯甲醛等容易形成分子内氢键，沸点较低；而对羟基苯甲酸、对羟基苯甲醛则容易形成分子间氢键，沸点较高。所以B选项正确；A选项中，由于乙醇存在分子间氢键，而氯乙烷不存在氢键，所以乙醇的沸点(78.5 ℃)高于氯乙烷的沸点(12.3 ℃)；同样道理，D选项中，H2O的沸点(100 ℃)高于H2Te的沸点。故选B。
【点睛】氢键分为两类：存在于分子之间时，称为分子间氢键；存在于分子内部时，称为分子内氢键。同类物质相比，分子内形成氢键的物质的熔沸点要低于分子间形成氢键的物质的熔沸点。
18.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－
【答案】A
【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
A. Z2X B. Z2Y C. W2X D. W2Y
【答案】A
【解析】
【详解】X比Y易得电子，Z比W易失电子，故X、Z的电负性相差最大，最不可能形成共价化合物。故选A。
20.已知SO3，BF3，CCl4，PCl5、SF6都是非极性分子，而H2S，NH3，NO2、SF4，BrF5都是极性分子，由此可推出ABn型分子属于非极性分子的经验规律是（ ）
A. ABn型分子中A，B均不含氢原子
B. A元素的相对原子质量必小于B元素的相对原子质量
C. 分子中所有原子都在同一平面上
D. ABn型的价电子对数等于n
【答案】D
【解析】
根据“SO3、BF3、CCl4、PCl5、SF6都是非极性分子，而H2S、NH3、NO2、SF4、BrF5都是极性分子”知，中心原子上的价电子都形成共价键的分子为非极性分子，存在孤电子对的分子为极性分子。A、ABn型分子中A、B不一定均不含氢原子，如CH4含氢原子但甲烷分子为非极性分子，故A错误；B、A元素的相对原子质量不一定小于B元素的相对原子质量，如CH4，故B错误；C、分子中的所有原子不一定都在同一平面上，如CCl4是正四面体结构，故C错误；D、ABn型的价层电子对数等于n，如PCl5中P原子上的价层电子对是5，SF6中S原子上的价层电子对是6，故D正确；故选D。
点睛：本题考查了极性分子和非极性分子的判断方法，明确价层电子对指分子中的中心原子上的电子对，包括σ 键电子对和中心原子上的孤电子对是解答的关键。
21.下列分子的稳定性的比较正确的是( )
A. HF>HI B. CH4NH3 D. H2O
【解析】
非金属元素形成的氢化物稳定性，主要看非金属元素的原子半径的大小，非金属元素的原子半径越小，与氢原子结合的越牢固，氢化物越稳定；原子半径FHI，A正确；原子半径CSiH4，B错误；原子半径P>N，所以PH3H2S，D错误；正确选项A。
点睛：同一周期从左到右，元素的非金属性增强，形成氢化物就越稳定；同一主族从上到下，元素的非金属性减弱，形成氢化物就越不稳定。
22.下列分子叫手性分子的是（ ）
A. CH3CH2OH B. HOOC-CHOH-CHCl-COOH
C. CFCl3 D. CH2OH-CHOH-CH2OH
【答案】B
【解析】
试题分析：A．CH3CH2OH中两碳原子所连接的四个基团都有一样的，没有手性碳原子，所以不属于手性分子，故A错误；B．HOOC-CHOH-CHCl-COOH中间的两个碳原子都连有的四个不同取代基，是手性碳原子，所以属于手性分子，故B正确；C．CFCl3中的碳原子连接的四个基团有3个是一样的，不是手性碳原子，不属于手性分子，故C错误；D．CH2OH-CHOH-CH2OH中两边的碳原子所连接的四个基团有2个是一样的，不是手性碳原子，中间的碳原子连接的四个基团有2个是一样的，不是手性碳原子，所以分子不含手性碳原子，所以不属于手性分子，故D错误；故选B。
【考点定位】考查手性碳原子的判断
【名师点晴】明确手性碳原子的特点是解题关键；先根据手性碳原子指连有四个不同基团的碳原子，手性碳原子判断注意：①手性碳原子一定是饱和碳原子；②手性碳原子所连接的四个基团要是不同的，然后根据手性分子是含有手性碳原子的分子来解答。
23.有关杂化轨道的说法不正确的是（ ）
A. 杂化轨道全部参加形成化学键
B. sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角分别为109°28′、120°、180°
C. 四面体形、三角锥形、V形分子的结构可以用sp3杂化轨道解释
D. 杂化前后的轨道数不变，但轨道的形状发生了改变
【答案】A
【解析】
【详解】A．杂化轨道可以部分参加形成化学键，例如NH3中N发生了sp3杂化，形成了4个sp3杂化杂化轨道，但是只有3个参与形成化学键，故A错误；B．sp3、sp2、sp杂化轨道其空间构型分别是正四面体、平面三角形、直线型，所以其夹角分别为109°28′、120°、180°，故B正确；C．部分四面体形、三角锥形、V形分子的结构可以用sp3杂化轨道解释，如甲烷、氨气分子、水分子，故C正确；D．杂化前后的轨道数不变，杂化后，各个轨道尽可能分散、对称分布，导致轨道的形状发生了改变，故D正确。故选A。
24.配合物在许多方面有着广泛的应用．下列叙述不正确的是（ ）
A. CuSO4溶液呈天蓝色是因为含有[Cu（H2O）4]2+
B. 魔术表演中常用一种含硫氰化铁配离子的溶液来代替血液
C. [Ag（NH3）2]+是化学镀银的有效成分
D. 除去硝酸银溶液中的Ag+，可向其中逐滴加入氨水
【答案】D
【解析】
试题分析：A、水合铜离子呈天蓝色，正确；B、硫氰化铁配离子是配合物，Fe3+是中心离子、SCN-是配体，正确；C、银氨离子中Ag+是中心离子，NH3是配体，正确；D、Ag+与少量氨水生成氢氧化银沉淀、与过量氨水生成[Ag(NH3)2]+，错误。
考点： 配位化合物
25.若将15P原子的电子排布式写成1s22s22p63s23p 3p，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
【答案】D
【解析】
【详解】洪特规则：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。故选D。
【点睛】能量最低原理：原子核外电子先占能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。泡利不相容原理是指每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。洪特规定是指原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分含不同的原子轨道，且自旋状态相同。
26.下列说法正确的是( )
A. 因为p轨道是“8”字形的，所以p电子是“8”字形
B. 能层数为3时，有3s、3p、3d、3f四个轨道
C. 氢原子中只有一个电子，故氢原子只有一个轨道
D. 原子轨道与电子云都是用来形象描述电子运动状态的
【答案】D
【解析】
A项,p轨道是哑铃形,是说的电子出现概率高的“区域”的形状。B项,能层数为3时,共有9个轨道。C项,氢原子中有一个电子,但轨道是人们规定的,可以是空轨道。
27.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杂化方式
B. 两个碳原子采用sp2杂化方式
C. 每个碳原子都有两个未参与杂化的2p轨道形成π键
D. 两个碳原子间形成两个π键和一个σ键
【答案】B
【解析】
【分析】
乙炔的结构式为H-C≡C-H，每个碳原子含有2个价层电子对且不含孤电子对，据此判断碳原子杂化方式，每个碳原子未参与杂化的轨道肩并肩重叠形成π键。
【详解】乙炔的结构式为H-C≡C-H。A．乙炔中每个碳原子价层电子对个数是2且不含孤电子对，所以碳原子采用sp杂化，故A正确；B．根据A知，两个碳原子都采用sp杂化，故B错误；C．每个碳原子中两个未杂化的2p轨道肩并肩重叠形成π键，故C正确；D．两个碳原子之间形成1个σ键2个π键，故D正确；故选B。
28.下列物质的分子中，没有π键的是( )
A. CO2 B. N2 C. CH≡CH D. HClO
【答案】D
【解析】
【详解】分子中所有的单键都是σ键，双键中有一个σ键，一个π键，叁键中有一个σ键，两个π键。CO2的电子式为，碳氧双键中存在π键，A不符合题意； N2的电子式为，氮氮三键中存在2个π键，B不符合题意；CH≡CH的电子式为，碳碳三键中2个π键，C不符合题意；D项HClO电子式为，全部是单键，不存在π键；D符合题意。故选D。
29.用价层电子对互斥理论预测H2O和CH4的立体结构两个结论都正确的是（ ）
A. 直线形，三角锥形 B. V形，三角锥形
C. 直线形，正四面体形 D. V形，正四面体形
【答案】D
【解析】
试题分析：根据价层电子对互斥理论可知，水和甲烷分子中中心原子含有的孤电子对数分别是（6－2×1）÷2＝2，（4－4×1）÷0＝0，所以水是V性结构，甲烷是正四面体型结构，答案选D。
考点：考查价层电子对互斥理论的应用
点评：该题是高考中的常见题型和重要的考点，侧重对学生基础知识的巩固和训练。旨在培养学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力，有利于培养学生的逻辑思维能力和抽象思维能力。
30.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
【答案】C
【解析】
试题分析：A、根据相似相容原理，卤化氢是极性分子易溶于极性溶剂水，不易溶于非极性溶剂四氯化碳，正确；B、碘是非极性分子易溶于汽油,微溶于水，正确；C、氯化钠是离子化合物，易溶于水，不溶于食用油，错误；D、丁烷是有机物，易溶于煤油，难溶于水，正确，答案选C。
考点：考查相似相容原理的应用
分卷II
二、填空题(共4小题, 共40分)
31.已知X、Y、Z都是短周期的元素，它们的原子序数依次递增，X原子的电子层数与它的核外电子总数相同，而Z原子的最外层电子数是次外层的3倍，Y和Z可以形成两种以上气态化合物。则
(1)X是________，Y是________，Z是________(填元素名称)。
(2)由X、Y、Z中的两种元素组成，且与X2Z分子具有相同电子数的两种离子是________和________。
(3)三种元素的原子中第一电离能最大的是________。
【答案】 (1). 氢 (2). 氮 (3). 氧 (4). NH4+ (5). OH－(或H3O＋和NH2—) (6). N
【解析】
【详解】(1)短周期元素中，原子的电子层数与其核外电子总数相同的只有H元素；Z原子的最外层电子数是次外层的3倍，则Z为O元素；Y和Z可以形成两种以上气态化合物，则Y为N元素。(2)X2Z为H2O，其分子中有10个电子，由X、Y、Z中的两种元素组成的10电子离子为NH4+和OH－(或H3O＋和NH2-)。(3)N、O位于同周期，氮原子的2p轨道电子排布为半充满稳定排布，失电子较难，故I1(N)>I1(O)。
32.计算下列各微粒中心原子的杂化轨道数，判断中心原子的杂化轨道类型，写出VSEPR模型名称。
(1)CS2__________、__________、__________；
(2)NH4+__________、__________、__________；
(3)H2O__________、__________、__________；
(4)PCl3__________、__________、__________；
(5)BCl3__________、__________、__________。
【答案】 (1). 2 (2). sp (3). 直线形 (4). 4 (5). sp3 (6). 正四面体形 (7). 4 (8). sp3 (9). 四面体形 (10). 4 (11). sp3 (12). 四面体形 (13). 3 (14). sp2 (15). 平面三角形
【解析】
【分析】
分子的空间构型与杂化轨道的类型有关，分子的空间构型可运用杂化轨道理论来解释，同样分子的杂化轨道类型可根据分子的空间构型来推测。
【详解】(1)CS2价层电子对数=2+（4-2×2）/2=2，孤对电子对数为0，杂化轨道数为2，中心原子采取 sp杂化，分子为直线形；(2)NH4+价层电子对数=4+（5-1-4×1）/2=4，孤电子对数为0，杂化轨道数为4，中心原子采取 sp3杂化，分子为正四面体形；(3)H2O价层电子对数=2+（6-2×1）/2=4，含孤电子对数为2，杂化轨道数为4，中心原子采取sp3杂化，分子为正四面体型；(4)PCl3价层电子对数=3+（5-3×1）/2=4，孤电子对数为1，杂化轨道数为4，中心原子采取 sp3杂化，分子为四面体型；(5)BCl3价层电子对数=3+（3-3×1）/2=3，不含孤电子对，杂化轨道数为3，中心原子采取 sp2杂化，分子为平面三角形。
【点睛】用价层电子对互斥理论确定分子或离子的模型和立体构型的步骤：确定中心原子的价层电子对数=键电子对数+孤电子对数—模型---分离或离子空间构型。ABn型分子的中心原子的孤电子对数=（a-xb）/2，a为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子个数，b为与中心原子结合原子最多能接受的电子数。
33.Ⅰ．A，B，C分别代表三种不同的短周期元素．A原子的最外层电子排布为ns1，B原子的价电子排布为ns2np2，C原子的最外层电子数是其电子层数的3倍．
（1）若A原子的最外层电子排布为1s1，则按原子轨道的重迭方式判断，A与C形成的化合物中的共价键类型属于__键，A与C所形成的化合物的熔沸点明显高于A与C的同主族元素所形成的化合物的熔沸点，其原因是__；
（2）当n=2时，B与C形成的晶体属于__晶体．当n=3时，B与C形成的晶体中，B原子的杂化方式为__，微粒间的作用力是__。
Ⅱ．元素周期表中第四周期元素由于受3d电子的影响，性质的递变规律与短周期元素略有不同．第四周期过渡元素的明显特征是形成多种多样的配合物．
（3）CO可以和很多过渡金属形成配合物，如羰基铁[Fe（CO）5]、羰基镍[Ni（CO）4]．CO分子中C原子上有一对孤对电子，C，O原子都符合8电子稳定结构，CO的结构式为______，与CO互为等电子体的离子为_________（填化学式）。
（4）第四周期元素的第一电离能随原子序数的增大，总趋势是逐渐增大的。镓的基态原子的电子排布式是__，Ga的第一电离能却明显低于Zn，原因是__。
（5）用价层电子对互斥理论预测H2Se和BBr3的立体结构，两个结论都正确的是__．
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
【答案】 (1). σ (2). 水分子之间存在氢键 (3). 分子晶体 (4). sp3 (5). 共价键 (6). C≡O (7). CN﹣ (8). 1s22s22p63s23p63d104s24p1 (9). Ga失去1个电子后内层电子达到全充满的稳定状态，而Zn的4s容纳2个电子、处于全满稳定状态，能量较低，Zn第一电离能较高 (10). d
【解析】
【分析】
Ⅰ、A，B，C分别代表三种不同的短周期元素．C原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，则C原子有2个电子层，最外层电子数为6，故C为氧元素；
【详解】Ⅰ、A，B，C分别代表三种不同的短周期元素．C原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，则C原子有2个电子层，最外层电子数为6，故C为氧元素；（1）若A元素的原子最外层电子排布为1s1，则A为氢元素，与氧元素形成的化合物为水等，共价键为1s电子与2p电子成键，属于σ键；由于水分子之间存在氢键，沸点高于同主族其它元素氢化物；（2）当n=2时，则B为碳元素，与氧元素形成的CO、二氧化碳都属于分子晶体；当n=3时，则B为Si元素，与氧元素组成SiO2，二氧化硅属于原子晶体，Si原子以氧原子之间形成4个Si﹣O键，Si采取sp3杂化，微粒间作用力为共价键；Ⅱ、（3）C，O原子都符合8电子稳定结构，C原子与氧原子之间存在2个普通共价键、1个配位键，C原子与氧原子之间形成三键，结构式为C≡O；与CO互为等电子体的离子为CN﹣；（4）镓是31号元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1，Ga失去1个电子后内层电子达到全充满的稳定状态，而Zn的4s容纳2个电子、处于全满稳定状态，能量较低，Zn第一电离能较高；（5）H2Se中心原子Se价层电子对数=2+=4，孤电子对数为2，为V形；BBr3中心原子B原子的价层电子对数=3，不含孤对电子，为平面正三角形。
34.A，B，C，D四种短周期元素的原子半径依次减小，D能分别与A，B，C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。C原子的最外层电子排布为nsnnp2n。E的原子序数为29。
(1)A，B，C的第一电离能由小到大的顺序为________(用元素符号表示)。
(2)X是含有________键(填“非极性”或“极性”，下同)的________分子。
(3)A的一种氢化物的相对分子质量为26，其分子中的σ键与π键的键数之比为________。
(4)Y分子的空间构型为__________，其中心原子采取________杂化。
(5)一种由B，C组成的化合物与AC2互为等电子体，其化学式为________。
(6)Y是一种易液化的气体，请简述其易液化的原因______________________。
(7)写出E2＋的电子排布式____________________，并写出E2＋在Z中通入足量Y得到深蓝色溶液的离子反应方程式__________________________________。
【答案】 (1). C
【分析】
A，B，C，D四种短周期元素的原子半径依次减小，D能分别与A，B，C形成电子总数相等的分子X、Y、Z，说明D为氢元素，因为s层只能是2个电子，所以n=2，即C原子的最外层电子排布为2s22p4，为氧元素，则A为碳，B为氮，则形成的氢化物分别为甲烷，氨气和水。E的原子序数为29，为铜元素。
【详解】(1)同周期随着原子序数增大元素的第一电离能呈增大趋势，但氮元素的2p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能由小到大的顺序为C
一、单选题(共30小题,每小题2分,共60分)
1.自从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、不断发展，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. 所有的原子都含有质子、中子和电子三种基本构成微粒
B. 所有的原子中的质子、中子和电子三种基本构成微粒的个数都是相等的
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、中子和电子三种基本构成微粒不可能再进一步分成更小的微粒
【答案】C
【解析】
A．普通H没有中子，多数原子都含有质子、中子和电子三种基本构成微粒，选项A错误；B．原子中质子数等于电子数，但中子数不确定，所以不是都相等，选项B错误；C．质子带正电，电子带负电，则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，选项C正确；D．随科学的发展，可认识到微粒可以再分成更小的微粒，选项D错误。答案选C。
点睛：本题考查原子的构成，注意普通H的构成及微粒的电性即可解答，选项D为解答的易错点，明确人类对原子结构的研究不断深入、不断发展即可解答，需要注意的是，并不是所有原子都含有中子，如11H中就只含一个质子和一个电子而没有中子，多数原子的中子数和质子数比较接近但并没有必然的数量关系。
2.下列氧原子的电子排布图中，正确的是( )
A. B.
C. D.
【答案】B
【解析】
A. 2s能级上的两个单电子，应自旋方向不同，违反了泡利不相容原理，故A错误；B. 氧原子的核外电子排布式为1s22s22p4，电子排布图为，故B正确；C. 2p能级上的两个电子，应自旋方向不同，违反了泡利不相容原理，故C错误；D. 2p能级上的两个单电子，应自旋方向相同，违反了洪特规则，故D错误；答案选B。
3.下列各原子或离子的电子排布式错误的是( )
A. Na＋：1s22s22p6 B. F：1s22s22p5
C. Cl－：1s22s22p63s23p5 D. Mn：1s22s22p63s23p63d54s2
【答案】C
【解析】
分析：原子或离子的电子排布应符合能量最低原理，一般来说离子的核外最外层达到8电子稳定结构，根据构造原理，s能级最多可容纳2个电子，p能级有3个轨道最多可容纳6个电子，电子总是优先从能量低的能层、能级排列，其中s2是原子得两个电子形成的稳定的结构，所以第三能层中的电子排布应为3s23p6，以此判断。
详解：s能级最多容纳2个电子，p能级最多容纳6个电子；电子总是从能量低的能层、能级开始排列，Cl－应是Cl原子得一个电子形成的稳定结构，所以Cl－的电子排布式应为1s22s22p63s23p6。答案选C。
点睛：本题考查的是构造原理及各能级最多容纳的电子数，题目难度不大，注意把握原子核外电子排布规律。
4.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)。下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
①R的最高正价为＋3价
②R元素位于元素周期表中第ⅡA族
③R元素第一电离能大于同周期相邻元素
④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
A. ①② B. ②③ C. ③④ D. ①④
【答案】B
【解析】
试题分析：根据各级电离能数据，R的最高正价为＋2价；R元素位于元素周期表中第ⅡA族；R元素的s轨道全满，所以第一电离能大于同周期相邻元素；R元素是第二周期或第三周期元素，故B正确。
考点：本题考查电离能。
5.Co（Ⅲ）的八面体配合物CoClm•nNH3，若1mol配合物与AgNO3作用生成1molAgCl沉淀，则m、n的值是（ ）
A. m=3 n=6 B. m=3 n=4 C. m=4 n=1 D. m=4 n=5
【答案】B
【解析】
【详解】由1mol配合物生成1 mol AgCl沉淀，知道1mol配合物电离出1mol Cl﹣，即配离子显+1价，又因为外界有一个Cl﹣，且Co显+3价，所以[CoClm﹣1•nNH3]+中有两个氯原子，即m=3，又因为是正八面体，所以n=6﹣2=4。故选B。
6.下列物质不是配合物的是（ ）
A. K2[Co（NCS）4] B. Fe（SCN）3 C. CuSO4•5H2O D. NH4Cl
【答案】D
【解析】
试题分析：A．该物质中，钴离子提供空轨道、硫氰根离子提供孤电子对而形成配位键，所以该物质属于配合物，故A不选；B．该物质中，铁离子提供空轨道、硫氰根离子提供孤电子对而形成配位键，所以该物质为配合物，故B不选；C．该物质中铜离子提供空轨道、水分子中氧原子提供孤电子对而形成配位键，所以该物质属于配合物，故C不选；D．铵根离子中N原子含有孤电子对，氢离子提供空轨道，形成配位键，铵根离子与氯离子以离子键结合，所以该物质不是配合物，故D选。故选D。
考点：考查配合物成键情况
7.具有相同原子数和价电子数的微粒之间互称等电子体，等电子体往往具有相似的空间构型，以下各组粒子不能互称为等电子体的是（ ）
A. CO和N2 B. N2H4和C2H4 C. O3和SO2 D. CO2和N2O
【答案】B
【解析】
具有相同原子数和价电子数的微粒之间互称等电子体，N2H4和C2H4不是等电子体。
8.基态硅原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是( )
A. B.
C. D.
【答案】C
【解析】
A、3s能级能量低3p，3s排满后再排3p，故A错误；B、违背泡利不相容原理，故B错误；C、符合能量最低原理，故C正确；D、是激发态原子电子排布，故D错误；故选C。
9.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是( )
A. 碱性：NaOH＜Mg(OH)2＜Al(OH)3 B. 第一电离能：Na＜Mg＜Al
C. 电负性：Na＞Mg＞Al D. 还原性：Na＞Mg＞Al
【答案】D
【解析】
试题分析：金属性是Na＞Mg＞Al，则A．金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3，A错误；B．Mg的3s轨道电子处于全充满状态，则第一电离能：Na＜Al＜Mg，B错误；C．金属性越强，大小越小，则电负性：Na＜Mg＜Al，C错误；D．还原性：Na＞Mg＞Al，D正确，答案选D。
考点：考查元素周期律应用
10.X、Y、Z为主族元素，X原子的最外层电子排布为ns1；Y原子的M电子层有2个未成对电子；Z原子的最外层p轨道上只有一对成对电子，且Z原子的核外电子比Y原子少8个电子，由这三种元素组成的化合物的分子式不可能的是( )
A. XYZ4 B. X2YZ4 C. X2YZ3 D. X2Y2Z3
【答案】A
【解析】
试题分析：根据原子核外电子排布特征，判断可能的元素种类以及可能的化合价，根据化合价可判断可能的化学式．
解：X元素的原子最外层电子排布为ns1，为第ⅠA族元素，化合价为+1价，Y原子的M电子层有2个未成对电子其电子排布式为1S22S22P63S23P2或1S22S22P63S23P4，为Si元素或S元素，化合价为+4价或+6价；Z原子的最外层p轨道上只有一对成对电子，且Z原子的核外电子比Y原子少8个电子，且Y和Z属于同一主族元素，所以Z元素是O元素，Y是S元素，由这三种元素组成的化合物中氧元素显﹣2价，Y显+4价或+6价，X显+1价，
A．Y的化合价为+7价，不符合，故A选；
B．Y的化合价为+6价，符合，故B不选；
C．Y的化合价为+4价，符合，故C不选；
D．Y的平均化合价为+2价，如Na2S2O3，符合，故D不选；
故选A．
11.电子在一个原子的下列能级中排布时，最后一个排布的是( )
A. ns B. np C. (n－1)d D. (n－2)f
【答案】B
【解析】
【详解】根据原子中上述能级的能量高低顺序：ns<(n－2)f<(n－1)d
12.相距很远的两个氢原子相互逐渐接近，在这一过程中体系能量将( )
A. 先变大后变小 B. 先变小后变大 C. 逐渐变小 D. 逐渐增大
【答案】B
【解析】
【详解】相距很远的两原子之间作用力几乎为零，能量为两原子能量之和；随着距离的减小，两原子相互吸引，使体系能量缓慢下降；当两原子继续靠近时，两原子轨道重叠；各成单电子配对成键，能量最低，再进一步接近，两原子核之间的相互斥力又将导致体系能量上升。故选B。
13.某原子核外电子排布为ns2np7，它违背了( )
A. 泡利原理 B. 能量最低原理 C. 洪特规则 D. 洪特规则特例
【答案】A
【解析】
试题分析：泡利不相容原理为：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。p能级只有3个原子轨道，最多只能容纳6个电子，故原子结构ns2np7违背了泡利原理，选A。
考点：考查基态原子核外电子排布原则。
14.玻尔理论、量子力学理论都是对核外电子运动的描述方法，根据对它们的理解，下列叙述中正确的是()
A. 因为s轨道的形状是球形的，所以s电子做的是圆周运动
B. 3px、3py、3pz的差异之处在于三者中电子(基态)的能量不同
C. 钒原子核外有4种形状的原子轨道
D. 原子轨道和电子云都是用来形象地描述电子运动状态的
【答案】D
【解析】
A．S轨道的形状是球形的，表示电子出现概率大小，而不表示电子运动轨迹，选项A错误；B.3px、3py、3pz属于同一能级上的电子，其能量相同，选项B错误；C．钒是23号元素，其原子核外有s、p、d三种形状的原子轨道，选项C错误；D．原子轨道和电子云都用来描述电子运动状态而不是表示电子运动轨迹，选项D正确。答案选D。
15.下列有关说法中正确的是( )
A. 主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B. 在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大
C. 金属元素电负性一定小于非金属元素电负性
D. 在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
【答案】D
【解析】
A项，主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能不一定越大，如电负性：ON，第一电离能：NO，A项错误；B项，对于主族元素，同周期从左到右电负性逐渐增大，过渡元素没有明显变化规律，B项错误；C项，金属元素电负性不一定小于非金属元素电负性，如Si的电负性为1.8，Pb的电负性为1.9等，过渡元素中很多金属元素的电负性大于非金属元素的电负性，C项错误；D项，在形成化合物时，电负性越小的元素对电子的吸引能力越弱，元素的化合价显示正价，电负性越大的元素对电子的吸引能力越强，元素的化合价显示负价，D项正确；答案选D。
16.通常把原子总数和价电子总数相同的分子或离子称为等电子体。人们发现等电子体的空间构型相同，则下列有关说法中正确的是（ ）
A. CH4和NH4+是等电子体，键角均为60°
B. NO和CO是等电子体，均为平面正三角形结构
C. H3O＋和PCl3是等电子体，均为三角锥型结构
D. B3N3H6和苯是等电子体，B3N3H6分子中不存在“肩并肩”式重叠的轨道
【答案】B
【解析】
【详解】CH4和NH4+都是正四面体构型，键角均为109.5°，A项不正确；NO和CO是等电子体，均为平面正三角形结构，B项正确；H3O＋和PCl3价电子总数不相等，不是等电子体，C项不正确；B3N3H6结构与苯相似，也存在“肩并肩”式重叠的轨道，D项不正确。答案为B。
【点睛】原子总数相同、价电子总数也相同的分子成为等电子体。互为等点自提的物质可以是分子和分子或分子和离子或离子和离子。
17.下列化合物的沸点比较，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
【解析】
【详解】邻羟基苯甲酸、邻羟基苯甲醛等容易形成分子内氢键，沸点较低；而对羟基苯甲酸、对羟基苯甲醛则容易形成分子间氢键，沸点较高。所以B选项正确；A选项中，由于乙醇存在分子间氢键，而氯乙烷不存在氢键，所以乙醇的沸点(78.5 ℃)高于氯乙烷的沸点(12.3 ℃)；同样道理，D选项中，H2O的沸点(100 ℃)高于H2Te的沸点。故选B。
【点睛】氢键分为两类：存在于分子之间时，称为分子间氢键；存在于分子内部时，称为分子内氢键。同类物质相比，分子内形成氢键的物质的熔沸点要低于分子间形成氢键的物质的熔沸点。
18.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－
【答案】A
【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
A. Z2X B. Z2Y C. W2X D. W2Y
【答案】A
【解析】
【详解】X比Y易得电子，Z比W易失电子，故X、Z的电负性相差最大，最不可能形成共价化合物。故选A。
20.已知SO3，BF3，CCl4，PCl5、SF6都是非极性分子，而H2S，NH3，NO2、SF4，BrF5都是极性分子，由此可推出ABn型分子属于非极性分子的经验规律是（ ）
A. ABn型分子中A，B均不含氢原子
B. A元素的相对原子质量必小于B元素的相对原子质量
C. 分子中所有原子都在同一平面上
D. ABn型的价电子对数等于n
【答案】D
【解析】
根据“SO3、BF3、CCl4、PCl5、SF6都是非极性分子，而H2S、NH3、NO2、SF4、BrF5都是极性分子”知，中心原子上的价电子都形成共价键的分子为非极性分子，存在孤电子对的分子为极性分子。A、ABn型分子中A、B不一定均不含氢原子，如CH4含氢原子但甲烷分子为非极性分子，故A错误；B、A元素的相对原子质量不一定小于B元素的相对原子质量，如CH4，故B错误；C、分子中的所有原子不一定都在同一平面上，如CCl4是正四面体结构，故C错误；D、ABn型的价层电子对数等于n，如PCl5中P原子上的价层电子对是5，SF6中S原子上的价层电子对是6，故D正确；故选D。
点睛：本题考查了极性分子和非极性分子的判断方法，明确价层电子对指分子中的中心原子上的电子对，包括σ 键电子对和中心原子上的孤电子对是解答的关键。
21.下列分子的稳定性的比较正确的是( )
A. HF>HI B. CH4
【解析】
非金属元素形成的氢化物稳定性，主要看非金属元素的原子半径的大小，非金属元素的原子半径越小，与氢原子结合的越牢固，氢化物越稳定；原子半径F
点睛：同一周期从左到右，元素的非金属性增强，形成氢化物就越稳定；同一主族从上到下，元素的非金属性减弱，形成氢化物就越不稳定。
22.下列分子叫手性分子的是（ ）
A. CH3CH2OH B. HOOC-CHOH-CHCl-COOH
C. CFCl3 D. CH2OH-CHOH-CH2OH
【答案】B
【解析】
试题分析：A．CH3CH2OH中两碳原子所连接的四个基团都有一样的，没有手性碳原子，所以不属于手性分子，故A错误；B．HOOC-CHOH-CHCl-COOH中间的两个碳原子都连有的四个不同取代基，是手性碳原子，所以属于手性分子，故B正确；C．CFCl3中的碳原子连接的四个基团有3个是一样的，不是手性碳原子，不属于手性分子，故C错误；D．CH2OH-CHOH-CH2OH中两边的碳原子所连接的四个基团有2个是一样的，不是手性碳原子，中间的碳原子连接的四个基团有2个是一样的，不是手性碳原子，所以分子不含手性碳原子，所以不属于手性分子，故D错误；故选B。
【考点定位】考查手性碳原子的判断
【名师点晴】明确手性碳原子的特点是解题关键；先根据手性碳原子指连有四个不同基团的碳原子，手性碳原子判断注意：①手性碳原子一定是饱和碳原子；②手性碳原子所连接的四个基团要是不同的，然后根据手性分子是含有手性碳原子的分子来解答。
23.有关杂化轨道的说法不正确的是（ ）
A. 杂化轨道全部参加形成化学键
B. sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角分别为109°28′、120°、180°
C. 四面体形、三角锥形、V形分子的结构可以用sp3杂化轨道解释
D. 杂化前后的轨道数不变，但轨道的形状发生了改变
【答案】A
【解析】
【详解】A．杂化轨道可以部分参加形成化学键，例如NH3中N发生了sp3杂化，形成了4个sp3杂化杂化轨道，但是只有3个参与形成化学键，故A错误；B．sp3、sp2、sp杂化轨道其空间构型分别是正四面体、平面三角形、直线型，所以其夹角分别为109°28′、120°、180°，故B正确；C．部分四面体形、三角锥形、V形分子的结构可以用sp3杂化轨道解释，如甲烷、氨气分子、水分子，故C正确；D．杂化前后的轨道数不变，杂化后，各个轨道尽可能分散、对称分布，导致轨道的形状发生了改变，故D正确。故选A。
24.配合物在许多方面有着广泛的应用．下列叙述不正确的是（ ）
A. CuSO4溶液呈天蓝色是因为含有[Cu（H2O）4]2+
B. 魔术表演中常用一种含硫氰化铁配离子的溶液来代替血液
C. [Ag（NH3）2]+是化学镀银的有效成分
D. 除去硝酸银溶液中的Ag+，可向其中逐滴加入氨水
【答案】D
【解析】
试题分析：A、水合铜离子呈天蓝色，正确；B、硫氰化铁配离子是配合物，Fe3+是中心离子、SCN-是配体，正确；C、银氨离子中Ag+是中心离子，NH3是配体，正确；D、Ag+与少量氨水生成氢氧化银沉淀、与过量氨水生成[Ag(NH3)2]+，错误。
考点： 配位化合物
25.若将15P原子的电子排布式写成1s22s22p63s23p 3p，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
【答案】D
【解析】
【详解】洪特规则：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。故选D。
【点睛】能量最低原理：原子核外电子先占能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。泡利不相容原理是指每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。洪特规定是指原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分含不同的原子轨道，且自旋状态相同。
26.下列说法正确的是( )
A. 因为p轨道是“8”字形的，所以p电子是“8”字形
B. 能层数为3时，有3s、3p、3d、3f四个轨道
C. 氢原子中只有一个电子，故氢原子只有一个轨道
D. 原子轨道与电子云都是用来形象描述电子运动状态的
【答案】D
【解析】
A项,p轨道是哑铃形,是说的电子出现概率高的“区域”的形状。B项,能层数为3时,共有9个轨道。C项,氢原子中有一个电子,但轨道是人们规定的,可以是空轨道。
27.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杂化方式
B. 两个碳原子采用sp2杂化方式
C. 每个碳原子都有两个未参与杂化的2p轨道形成π键
D. 两个碳原子间形成两个π键和一个σ键
【答案】B
【解析】
【分析】
乙炔的结构式为H-C≡C-H，每个碳原子含有2个价层电子对且不含孤电子对，据此判断碳原子杂化方式，每个碳原子未参与杂化的轨道肩并肩重叠形成π键。
【详解】乙炔的结构式为H-C≡C-H。A．乙炔中每个碳原子价层电子对个数是2且不含孤电子对，所以碳原子采用sp杂化，故A正确；B．根据A知，两个碳原子都采用sp杂化，故B错误；C．每个碳原子中两个未杂化的2p轨道肩并肩重叠形成π键，故C正确；D．两个碳原子之间形成1个σ键2个π键，故D正确；故选B。
28.下列物质的分子中，没有π键的是( )
A. CO2 B. N2 C. CH≡CH D. HClO
【答案】D
【解析】
【详解】分子中所有的单键都是σ键，双键中有一个σ键，一个π键，叁键中有一个σ键，两个π键。CO2的电子式为，碳氧双键中存在π键，A不符合题意； N2的电子式为，氮氮三键中存在2个π键，B不符合题意；CH≡CH的电子式为，碳碳三键中2个π键，C不符合题意；D项HClO电子式为，全部是单键，不存在π键；D符合题意。故选D。
29.用价层电子对互斥理论预测H2O和CH4的立体结构两个结论都正确的是（ ）
A. 直线形，三角锥形 B. V形，三角锥形
C. 直线形，正四面体形 D. V形，正四面体形
【答案】D
【解析】
试题分析：根据价层电子对互斥理论可知，水和甲烷分子中中心原子含有的孤电子对数分别是（6－2×1）÷2＝2，（4－4×1）÷0＝0，所以水是V性结构，甲烷是正四面体型结构，答案选D。
考点：考查价层电子对互斥理论的应用
点评：该题是高考中的常见题型和重要的考点，侧重对学生基础知识的巩固和训练。旨在培养学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力，有利于培养学生的逻辑思维能力和抽象思维能力。
30.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
【答案】C
【解析】
试题分析：A、根据相似相容原理，卤化氢是极性分子易溶于极性溶剂水，不易溶于非极性溶剂四氯化碳，正确；B、碘是非极性分子易溶于汽油,微溶于水，正确；C、氯化钠是离子化合物，易溶于水，不溶于食用油，错误；D、丁烷是有机物，易溶于煤油，难溶于水，正确，答案选C。
考点：考查相似相容原理的应用
分卷II
二、填空题(共4小题, 共40分)
31.已知X、Y、Z都是短周期的元素，它们的原子序数依次递增，X原子的电子层数与它的核外电子总数相同，而Z原子的最外层电子数是次外层的3倍，Y和Z可以形成两种以上气态化合物。则
(1)X是________，Y是________，Z是________(填元素名称)。
(2)由X、Y、Z中的两种元素组成，且与X2Z分子具有相同电子数的两种离子是________和________。
(3)三种元素的原子中第一电离能最大的是________。
【答案】 (1). 氢 (2). 氮 (3). 氧 (4). NH4+ (5). OH－(或H3O＋和NH2—) (6). N
【解析】
【详解】(1)短周期元素中，原子的电子层数与其核外电子总数相同的只有H元素；Z原子的最外层电子数是次外层的3倍，则Z为O元素；Y和Z可以形成两种以上气态化合物，则Y为N元素。(2)X2Z为H2O，其分子中有10个电子，由X、Y、Z中的两种元素组成的10电子离子为NH4+和OH－(或H3O＋和NH2-)。(3)N、O位于同周期，氮原子的2p轨道电子排布为半充满稳定排布，失电子较难，故I1(N)>I1(O)。
32.计算下列各微粒中心原子的杂化轨道数，判断中心原子的杂化轨道类型，写出VSEPR模型名称。
(1)CS2__________、__________、__________；
(2)NH4+__________、__________、__________；
(3)H2O__________、__________、__________；
(4)PCl3__________、__________、__________；
(5)BCl3__________、__________、__________。
【答案】 (1). 2 (2). sp (3). 直线形 (4). 4 (5). sp3 (6). 正四面体形 (7). 4 (8). sp3 (9). 四面体形 (10). 4 (11). sp3 (12). 四面体形 (13). 3 (14). sp2 (15). 平面三角形
【解析】
【分析】
分子的空间构型与杂化轨道的类型有关，分子的空间构型可运用杂化轨道理论来解释，同样分子的杂化轨道类型可根据分子的空间构型来推测。
【详解】(1)CS2价层电子对数=2+（4-2×2）/2=2，孤对电子对数为0，杂化轨道数为2，中心原子采取 sp杂化，分子为直线形；(2)NH4+价层电子对数=4+（5-1-4×1）/2=4，孤电子对数为0，杂化轨道数为4，中心原子采取 sp3杂化，分子为正四面体形；(3)H2O价层电子对数=2+（6-2×1）/2=4，含孤电子对数为2，杂化轨道数为4，中心原子采取sp3杂化，分子为正四面体型；(4)PCl3价层电子对数=3+（5-3×1）/2=4，孤电子对数为1，杂化轨道数为4，中心原子采取 sp3杂化，分子为四面体型；(5)BCl3价层电子对数=3+（3-3×1）/2=3，不含孤电子对，杂化轨道数为3，中心原子采取 sp2杂化，分子为平面三角形。
【点睛】用价层电子对互斥理论确定分子或离子的模型和立体构型的步骤：确定中心原子的价层电子对数=键电子对数+孤电子对数—模型---分离或离子空间构型。ABn型分子的中心原子的孤电子对数=（a-xb）/2，a为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子个数，b为与中心原子结合原子最多能接受的电子数。
33.Ⅰ．A，B，C分别代表三种不同的短周期元素．A原子的最外层电子排布为ns1，B原子的价电子排布为ns2np2，C原子的最外层电子数是其电子层数的3倍．
（1）若A原子的最外层电子排布为1s1，则按原子轨道的重迭方式判断，A与C形成的化合物中的共价键类型属于__键，A与C所形成的化合物的熔沸点明显高于A与C的同主族元素所形成的化合物的熔沸点，其原因是__；
（2）当n=2时，B与C形成的晶体属于__晶体．当n=3时，B与C形成的晶体中，B原子的杂化方式为__，微粒间的作用力是__。
Ⅱ．元素周期表中第四周期元素由于受3d电子的影响，性质的递变规律与短周期元素略有不同．第四周期过渡元素的明显特征是形成多种多样的配合物．
（3）CO可以和很多过渡金属形成配合物，如羰基铁[Fe（CO）5]、羰基镍[Ni（CO）4]．CO分子中C原子上有一对孤对电子，C，O原子都符合8电子稳定结构，CO的结构式为______，与CO互为等电子体的离子为_________（填化学式）。
（4）第四周期元素的第一电离能随原子序数的增大，总趋势是逐渐增大的。镓的基态原子的电子排布式是__，Ga的第一电离能却明显低于Zn，原因是__。
（5）用价层电子对互斥理论预测H2Se和BBr3的立体结构，两个结论都正确的是__．
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
【答案】 (1). σ (2). 水分子之间存在氢键 (3). 分子晶体 (4). sp3 (5). 共价键 (6). C≡O (7). CN﹣ (8). 1s22s22p63s23p63d104s24p1 (9). Ga失去1个电子后内层电子达到全充满的稳定状态，而Zn的4s容纳2个电子、处于全满稳定状态，能量较低，Zn第一电离能较高 (10). d
【解析】
【分析】
Ⅰ、A，B，C分别代表三种不同的短周期元素．C原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，则C原子有2个电子层，最外层电子数为6，故C为氧元素；
【详解】Ⅰ、A，B，C分别代表三种不同的短周期元素．C原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，则C原子有2个电子层，最外层电子数为6，故C为氧元素；（1）若A元素的原子最外层电子排布为1s1，则A为氢元素，与氧元素形成的化合物为水等，共价键为1s电子与2p电子成键，属于σ键；由于水分子之间存在氢键，沸点高于同主族其它元素氢化物；（2）当n=2时，则B为碳元素，与氧元素形成的CO、二氧化碳都属于分子晶体；当n=3时，则B为Si元素，与氧元素组成SiO2，二氧化硅属于原子晶体，Si原子以氧原子之间形成4个Si﹣O键，Si采取sp3杂化，微粒间作用力为共价键；Ⅱ、（3）C，O原子都符合8电子稳定结构，C原子与氧原子之间存在2个普通共价键、1个配位键，C原子与氧原子之间形成三键，结构式为C≡O；与CO互为等电子体的离子为CN﹣；（4）镓是31号元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1，Ga失去1个电子后内层电子达到全充满的稳定状态，而Zn的4s容纳2个电子、处于全满稳定状态，能量较低，Zn第一电离能较高；（5）H2Se中心原子Se价层电子对数=2+=4，孤电子对数为2，为V形；BBr3中心原子B原子的价层电子对数=3，不含孤对电子，为平面正三角形。
34.A，B，C，D四种短周期元素的原子半径依次减小，D能分别与A，B，C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。C原子的最外层电子排布为nsnnp2n。E的原子序数为29。
(1)A，B，C的第一电离能由小到大的顺序为________(用元素符号表示)。
(2)X是含有________键(填“非极性”或“极性”，下同)的________分子。
(3)A的一种氢化物的相对分子质量为26，其分子中的σ键与π键的键数之比为________。
(4)Y分子的空间构型为__________，其中心原子采取________杂化。
(5)一种由B，C组成的化合物与AC2互为等电子体，其化学式为________。
(6)Y是一种易液化的气体，请简述其易液化的原因______________________。
(7)写出E2＋的电子排布式____________________，并写出E2＋在Z中通入足量Y得到深蓝色溶液的离子反应方程式__________________________________。
【答案】 (1). C
【分析】
A，B，C，D四种短周期元素的原子半径依次减小，D能分别与A，B，C形成电子总数相等的分子X、Y、Z，说明D为氢元素，因为s层只能是2个电子，所以n=2，即C原子的最外层电子排布为2s22p4，为氧元素，则A为碳，B为氮，则形成的氢化物分别为甲烷，氨气和水。E的原子序数为29，为铜元素。
【详解】(1)同周期随着原子序数增大元素的第一电离能呈增大趋势，但氮元素的2p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能由小到大的顺序为C
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