还剩18页未读，
继续阅读
【化学】云南省元江哈尼族彝族傣族自治县一中2018-2019学年高二上学期12月考试(解析版)
展开
云南省元江哈尼族彝族傣族自治县一中2018-2019学年高二上学期12月考试
本试卷分第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共100分，考试时间90分钟。
一、单选题(共30小题,每小题2.0分,共60分)
1.下面有关“核外电子的运动状态”的说法，错误的是( )
A. 各原子轨道的伸展方向按p、d、f的顺序分别为3、5、7
B. 只有在电子层、原子轨道、原子轨道伸展方向及电子的自旋状态都确定时，电子的运动状态才能被确定下来
C. 原子核外可能有两个电子的运动状态是完全相同的
D. 原子轨道伸展方向与能量大小是无关的
【答案】C
【解析】
【分析】
一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、原子轨道、原子轨道的伸展方向以及电子的自旋方向，据此答题。
【详解】A.各原子轨道的伸展方向按p、d、f的顺序分别为3、5、7，故A正确；
B.原子核外电子的运动状态由电子层、原子轨道、原子轨道伸展方向及电子的自旋状态4个方面共同确定，缺一不可，故B正确；
C.根据包利不相容原理，原子核外不可能有两个电子的运动状态是完全相同的，故C错误；
D.原子轨道伸展方向与能量大小是无关的，故D正确。
故选C。
2. 某元素的最外层电子数为2，价电子数为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
【答案】C
【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，价电子排布式为3d34s2，故为23号元素V，d区元素。
3.已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A. 原子半径A>B>D>C B. 原子序数d>c>b>a
C. 离子半径C3－>D－>B＋>A2＋ D. 单质的还原性A>B>D>C
【答案】C
【解析】
【详解】aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则存在a-2=b-1=c+3=d+1，所以原子序数大小顺序是a>b>d>c，A、B在C和D元素下一周期，
A.原子电子层数越多其原子半径越大,同一周期元素,原子半径随着原子序数增大而减小,所以原子半径大小顺序是B>A>C>D,故A错误；
B.结合以上分析可知，原子序数大小顺序是a>b>d>c,故B错误；
C.电子层结构相同的离子,离子半径随着原子序数增大而减小,原子序数大小顺序是a>b>d>c,所以离子半径大小顺序是C3－>D－>B＋>A2＋，故C正确；
D.元素的金属性越强,其单质的还原性越强,同一周期元素金属的金属性随着原子序数增大而减弱,这几种元素金属性强弱顺序是B >A>C>D，故D错误；
综上所述，本题选C。
4.下列基态原子的价电子排布式中，正确的是
A. 3d94s2 B. 3d44s2 C. 3d104s0 D. 3d84s2
【答案】D
【解析】
【分析】
基态原子的核外电子排布必须满足①能量最低原理②洪特规则③泡利不相容原理及轨道能量高低顺序。
【详解】A：应为3d104s1，故A错误；
B：应为3d54s1，故B错误；
C：应为 3d84s2，故C错误
D：应为3d84s2，故D正确；
正确答案：D。
【点睛】本题重点考查洪特规则特例的运用，即电子在能量相同的轨道上，处于全满，半满，全空时的体系能量最低，原子最稳定。
5.下列有关电离能的说法中正确的是( )
A. 第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B. 第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
C. 同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D. 可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
【答案】D
【解析】
【详解】A、元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子，故A错误；B、第一电离能是基态的气态原子失去核外第一个电子转化为气态基态正离子需要的最低能量，故B错误；C、总体趋势：同一周期中，第一电离能从左到右越来越大，其中有反常，如第一电离能：N＞O，故C错误；D、可通过各级电离能的数值，判断元素可能有的化合价，故D正确；故选D。
【点睛】本题重点考查第一电离能的相关知识。第一电离能总体的递变规律为：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，但第一电离能的变化趋势中有曲折，因为当外围电子在能量相等的轨道上形成全空、半满或全满结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大；
一般来说，元素的电离能按照第一、第二……的顺序逐渐增加，如果突然增加的比较多，电离的难度增大，这里就是元素的通常的化合价。
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. 非金属性 D. 原子半径
【答案】D
【解析】
【分析】
A.同主族元素最外层电子数相同；
B.同主族从上到下,第一电离能减小；
C.同主族从上到下,非金属性逐渐减弱；
D.同主族从上到下,原子半径增大。
【详解】A.F、Cl、Br、I为第VIIA族元素,最外层都含有7个电子,不呈递增顺序,故A错误；
B.同主族从上到下,第一电离能减小,则F、Cl、Br、I第一电离能逐渐减小,故B错误；
C.同主族从上到下,原子序数越大非金属性越弱,则F、Cl、Br、I的非金属性逐渐减小,故C错误；
D.同主族从上到下,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,则F、Cl、Br、I原子半径逐渐增大,故D正确；
综上所述，本题选D。
7.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第一电离能大
C. 在所有元素中，氟的第一电离能最大
D. 钾的第一电离能比镁的第一电离能大
【答案】A
【解析】
金属性越强，第一电离能越小，所以选项A正确；由于镁原子的3s轨道处于全充满状态，稳定性强，所以第一电离能是镁的大于铝的，选项B不正确。第一电离能最大的是稀有气体元素，选项C不正确；钾的金属性其余镁的，所以钾的第一电离能小于镁的，选项D不正确，答案选A。
8. 通常情况下，原子核外p能级、d能级等原子轨道上电子排布为“全空”、“半充满”、“全充满”的时候一般更加稳定，称为洪特规则的特例，下列事实能作为这个规则证据的是( )
①元素氦(He)的第一电离能远大于元素氢(H)的第一电离能
②26Fe2＋容易失电子转变为26Fe3＋，表现出较强的还原性
③基态铜(Cu)原子的电子排布式为[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2
④某种激发态碳(C)原子电子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p2
A. ①② B. ②③ C. ③④ D. 全部
【答案】B
【解析】
试题分析：①同周期元素，从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，则元素氦(He)的第一电离能远大于元素氢(H)的第一电离能，错误；②26Fe2＋的价电子排布为3d6，而Fe3＋的价电子排布为3d5，3d5达到半充满状态，比较稳定，所以Fe2＋容易失电子转变为26Fe3＋，表现出较强的还原性，正确；③基态铜(Cu)原子的电子排布式为[Ar]3d104s1，3d10轨道达到全充满状态，比较稳定，所以电子排布式为[Ar]3d104s1，而不是[Ar]3d94s2，正确；④激发态是指处于基态的电子获得能量进入能量较高的电子层，则某种激发态碳(C)原子电子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p2，不符合洪特规则的特例，错误；答案选B。
考点：考查洪特规则的特例
9.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能级的轨道数依次增多
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)
【答案】D
【解析】
A、同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小增大，选项A不正确；B、同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数相同，都是3个，选项B不正确；C、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，选项C不正确；D、各能层含有的能级数与其能层数相等为n（n代表能层序数），即第n能层含有n个能级，如第一能层能级数为1，1s，选项D正确。答案选D。
10.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
【答案】C
【解析】
【分析】
同主族自上而下，非金属性减弱；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强；同主族自上而下，金属性增强；金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强；非金属性越强，气态氢化物越稳定，同周期随原子序数增大，非金属性增强；非金属性越强，阴离子的还原性越弱，同主族自上而下，非金属性减弱。
【详解】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；所以酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，故①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，故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，气态氢化物越稳定，所以氢化物稳定性：HCl＞H2S＞PH3，故③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，阴离子的还原性越弱，所以离子还原性：F-＜Cl−＜Br−，故④错误；所以①②③正确；
正确答案：C。
11.有关甲醛分子的说法正确的是 ( )
①C原子采取sp杂化 ②甲醛分子为三角锥型结构
③C原子采取sp2杂化 ④甲醛分子为平面三角形结构
A. ①② B. ②③ C. ③④ D. ①④
【答案】C
【解析】
甲醛的结构式为，中性碳原子有3个σ键，无孤电子对，价层电子对数为3，空间构型为平面三角形结构，杂化轨道数等于价层电子对数，因此C原子的杂化类型为sp2，故选项C正确。
点睛：判断杂化类型，一般根据价层电子对数等于杂化轨道数，如果是多原子分子，一般采用书写结构式，如甲醛中碳原子的杂化类型，可以书写出甲醛的结构式，然后进行判断。
12.根据价层电子对互斥理论及原子的杂化轨道理论判断NF3分子的空间构型和中心原子的杂化方式为（ ）
A. 直线形 sp杂化 B. 三角形 sp2杂化
C. 三角锥型 sp2杂化 D. 三角锥型 sp3杂化
【答案】D
【解析】
试题分析：根据价层电子对互斥理论可知，NF3分子中氮原子含有的孤对电子对数＝（5－3×1）÷2＝1，所以NF3是三角锥形结构，氮原子是sp3杂化，答案选D。
考点：考查分子空间构型以及氮元素杂化轨道类型的判断
13.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。
14. 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都是直线型分子
【答案】B
【解析】
CO2是直线型结构，属于非极性分子，A不正确。非金属性越强，相应氢化物的稳定性越强，非金属性是F＞Cl＞Br＞I，所以C不正确。水分子是V形结构，D不正确。答案选B。
15.下列分子或离子中，能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键的是（ ）
①H2O ②NH3 ③Cl－ ④CN－ ⑤CO
A. ①② B. ①②③ C. ①②④ D. ①②③④⑤
【答案】D
【解析】
试题分析：几种微粒的结构式分别为;,所以几种微粒都能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键，故选D。
考点：考查配位化合物、配位键
16.下列各组微粒属于等电子体的是( )
A. 12CO2和14CO B. H2O和CH4
C. N2和13CO D. NO和CO
【答案】C
【解析】
【分析】
原子总数相同、价电子总数相同的微粒，互称为等电子体。
【详解】A： 12CO2和14CO原子总数，价电子总数均不相同，不互为等电子体；
B： H2O和CH4原子总数不同，价电子总数相同，不互为等电子体；
C： N2和13CO原子总数相同，价电子总数均相同，互为等电子体；
D： NO和CO原子总数相同，价电子总数不相同，不互为等电子体；
正确答案：C。
17.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
18.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. 形成约1个N—H键所放出的能量
【答案】C
【解析】
N—H键能的含义是：1molN和1molH原子形成1mol N—H键所释放的能量，或者说是1mol N—H键断裂成为1molN和1molH原子所吸收的能量。所以选项C正确。选项A错误：由N和H形成1 mol NH3（应该是1molN—H键）所放出的热量。选项B错误：把1 mol NH3（应该是1molN—H键）的键全部拆开所吸收的热量。选项D错误：形成1个（应该是1mol）N—H键所放出的热量。
19.下列有关共价键的叙述中，不正确的是( )
A. 某原子跟其他原子形成共价键时，其共价键数一定等于该元素原子的价电子数。
B. 水分子内氧原子结合的电子数已经达到饱和，故不能再结合其他氢原子。
C. 非金属元素原子之间形成的化合物也可能是离子化合物
D. 所有简单离子的核电荷数与其核外电子数一定不相等。
【答案】A
【解析】
【分析】
A.非金属元素的原子形成的共价键数目取决于该原子最外层的不成对电子数；
B.共价键的饱和性是指每个原子的成键总数或以单键相连的原子数目是一定的；
C. NH4Cl等铵盐是离子化合物；
D.阳离子是原子失去电子形成的，阴离子是原子得电子形成的。
【详解】A、非金属元素的原子形成的共价键数目取决于该原子最外层的不成对电子数，一般最外层有几个不成对电子就能形成几个共价键，故A不正确；
B、一个原子的未成对电子一旦与另一个自旋相反的未成对电子成键后，就不能再与第三个电子配对成键，因此，一个原子有几个不成对电子，就会与几个自旋相反的未成对电子成键，这就是共价键的饱和性，故一个氧原子只能与两个氢原子结合生成H2O，故B正确；
C、非金属元素原子之间形成的化合物也可能是离子化合物，如NH4Cl等铵盐；故C正确；
D、不管是阴离子还是阳离子，核内质子数与核外电子数必定存在差别，此差值就是离子所带的电荷数，故D正确；
综上所述，本题选A。
20.碘单质在水溶液中溶解度很小，但在CCl4中溶解度很大，这是因为
A. CCl4与I2相对分子质量相差较小，而H2O与I2相对分子质量相差较大
B. CCl4与I2都是直线型分子，而H2O不是直线型分子
C. CCl4和I2都不含氢元素，而H2O中含有氢元素
D. CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子
【答案】D
【解析】
试题分析：CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子，根据相似相溶原理可知碘单质在水溶液中溶解度很小，但在CCl4中溶解度很大，与相对分子质量、是否是直线形分子、是否含有氢元素等没有直接的关系，故选D。
【考点定位】考查相似相溶原理
【名师点晴】本题考查的是相似相溶原理。根据相似相溶原理：极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂，难溶于非极性分子组成的溶剂；非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂，难溶于极性分子组成的溶剂．CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子，所以碘单质在水溶液中溶解度很小，在CCl4中溶解度很大。注意物质相互溶解的性质与分子的极性和非极性有关，与相对分子质量、是否是直线形分子、是否含有氢元素等没有直接的关系。
21.下面关于SiO2晶体网状结构的叙述正确的是
A. 存在四面体结构单元，O处于中心，Si处于4个顶角
B. 最小的环上，有3个Si原子和3个O原子
C. 最小的环上，Si和O原子数之比为1：2
D. 最小的环上，有6个Si原子和6个O原子
【答案】D
22.下列有关金属晶体的说法中不正确的是( )
A. 常温下不都是晶体
B. 最外层电子数少于3个的原子不都是金属
C. 任何状态下都有延展性
D. 都能导电、传热
【答案】C
【解析】
【详解】A．Hg常温下是液态，不是晶体，A正确；
B.H、He最外层电子数都少于3个，但它们不是金属，B正确；
C.金属的延展性指的是能抽成细丝、轧成薄片的性质，在液态时，由于金属具有流动性，不具备延展性，所以C错误；
D.金属晶体中存在自由电子，能够导电、传热，所以D正确的；
本题答案为C。
23.下列说法不正确的是（ ）
A. 离子晶体的晶格能越大离子键越强
B. 阳离子的半径越大则可同时吸引的阴离子越多
C. 通常阴、阳离子的半径越小、电荷越大，该阴阳离子组成离子化合物的晶格能越大
D. 拆开1mol离子键所需的能量叫该离子晶体的晶格能
【答案】D
【解析】
试题分析：A．在离子晶体中，离子之间的离子键越强，断裂消耗的能量就越高， 离子的晶格能就越大，正确；B．在离子晶体中，阳离子的半径越大则周围的空间就越大，所以就可同时吸引更多的阴离子；正确；C．在通常阴、阳离子的半径越小、电荷越大，则离子之间的作用力就越强，该阴阳离子组成的离子化合物的晶格能越大，正确；D．气态离子形成1mol的离子晶体时所释放的能量叫该离子晶体的晶格能，错误。
考点：考查离子晶体的知识。
24.下列分子晶体，关于熔、沸点高低的叙述中，正确的是( )
A. Cl2>I2 B. SiCl4>CCl4
C. NH3CH3(CH2)3CH3
【答案】B
【解析】
【分析】
①结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高，但小心分子间氢键的存在。②对于有机物中烷烃的同分异构体来说，支链越多，结构越对称，沸点越低。
【详解】A：结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高，应该Cl2
C：属于分子结构相似的情况，但由于NH3分子之间存在氢键，造成NH3熔、沸点要反常高，应该NH3>PH3，故C错误；
D：烷烃的同分异构体，熔、沸点规律是：支链越多，结构越对称，沸点越低，应该C(CH3)4
【点睛】氢键的考查历来是重点，也是易错点；关于氢键：①不是化学键，属于分子间作用力范畴；②分子间氢键的形成除了使物质的熔、沸点升高外，对物质的溶解度、硬度也都有影响；③存在氢键的三种物质沸点H2O>HF >NH3；④H2O、HF是同族气态氢化物中沸点最高的，但NH3不是，NH3的沸点比BiH3低。
25. 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
【答案】A
【解析】
试题分析：常温下为气态的物质的沸点较低，降温即可使其固化得到晶体，说明其熔点较低，符合该特征的晶体为分子晶体，答案选A。
考点：考查晶体特征的判断
26. 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
【答案】D
【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。
27.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。下列叙述错误的是( )
A. WX4是沼气的主要成分 B. 固态X2Y是分子晶体
C. ZW是原子晶体 D. 玛瑙、水晶和玻璃的成分都是ZY2
【答案】D
【解析】
【分析】
X是核外电子数最少的元素，则X为H；Y是地壳中含量最丰富的元素，则Y为O；Z在地壳中含量仅次于Y，则Z为Si；W可以形成自然界最硬的原子晶体，则W为C。
【详解】A：WX4是CH4，它是沼气的主要成分，故不选A；
B：固态X2Y是H2O，是分子晶体，故不选B；
C：ZW是SiC，是原子晶体，故不选C；
D：ZY2是SiO2，是玛瑙和水晶的成分，但玻璃的成分主要是硅酸盐，故D项错误；
正确答案：D。
28.下列关于晶格能的说法中正确的是( )
A. 晶格能指形成1 mol离子键所放出的能量
B. 晶格能指破坏1 mol离子键所吸收的能量
C. 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. 晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关
【答案】C
【解析】
【分析】
晶格能是指1mol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或者标准状况下,拆开1mol离子化合物使其变为气态阴离子和阳离子所需吸收的能量,称为离子晶体的晶格能。
【详解】A：晶格能是指1mol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，故A错误；
B：晶格能指标准状况下，拆开1mol离子化合物使其变为气态阴离子和阳离子所需吸收的能量，故B错误；
C：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，故C正确；
D：晶格能越大，离子晶体的熔沸点越高，硬度越大，故D错误；
正确答案：C。
【点睛】晶格能概念要注意：①1mol离子化合物②气态阴、阳离子。
29.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
【答案】A
【解析】
A. 离子半径越小，离子所带电荷越多，离子晶体熔点越高，所以熔点：NaF
30.短周期非金属元素X和Y能形成XY2型化合物，下列有关XY2的判断不正确的是( )
A. XY2一定是分子晶体
B. XY2的电子式可能是:: :X: ::
C. XY2水溶液不可能呈碱性
D. X可能是ⅣA，ⅤA或ⅥA族元素。
【答案】A
【解析】
短周期常见由金属元素形成的XY2型化合物有很多，可结合具体例子分析，A项说法错误，XY2可能是分子晶体(CO2)，也有可能是原子晶体(SiO2)；如果是CO2或者CS2电子式可能是形式，B项说法正确；根据常见XY2型化合物，XY2水溶液不可能呈碱性，C项说法正确；ⅣA、VA或ⅥA族元素都有可能为＋2或者＋4价，所以都有可能形成XY2型化合物，D项说法也正确。
分卷II
二、填空题(共5小题,共40分)
31.(1)下列四种粒子中，半径按由大到小的排列顺序是____________(填序号)。
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的电子排布图：
④W基态原子有2个能层，电子式为
(2)已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－都具有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是______________，离子半径由大到小的顺序是________________，原子序数由大到小的顺序是__________________________________。
【答案】 (1). ③>①>②>④ (2). A>B>D>C (3). D(n＋1)－>Cn－>An＋>B(n＋1)＋ (4). B>A>C>D
【解析】
【分析】
（1）①基态X的原子结构示意图: ，则X为S原子；
②基态Y的价电子排布式：3s23p5，则Y为Cl原子；
③基态Z2－的电子排布图: , 则Z2－为S2-；
④W基态原子有2个能层，结合电子式可以知道，W为F原子；
结论：①S原子②Cl原子③S2-④F原子；
（2）电子层结构相同的离子An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-，阳离子在阴离子下一周期。
【详解】（1）由以上可知：①S原子②Cl原子③S2-④F原子；电子层数越多，半径越大，FCl；同种元素的阴离子的半径大于原子半径，则半径:SS>Cl>F,即③①②④；
正确答案：③>①>②>④。
（2）电子层结构相同的离子An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-，阳离子在阴离子下一周期，所以原子序数大小顺序是B＞A＞C＞D，原子电子层数越多其原子半径越大，同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小，C、D处于同一周期，原子半径D＞C；A、B处于同一周期，原子半径A＞B，所以这几种原子半径大小顺序是A＞B＞D＞C，电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小，所以离子半径：D(n+1)-＞Cn-＞An+＞B(n+1)+；
正确答案： A>B>D>C；D(n＋1)－>Cn－>An＋>B(n＋1)＋；B>A>C>D。
【点睛】微粒半径大小比较历来是每次综合考试重点，比较时注意：①电子层数越多其微粒半径越大；②电子层数相同时，原子序数越大，吸电子能力越强，半径越小；③电子层数相同，原子序数相同，核外电子数越多，半径越大。
32.(1)S单质的常见形式为S8，其环状结构如图所示，S原子采用的轨道杂化方式是_______。
(2)H2Se的酸性比H2S________ (填“强”或“弱”)。气态SeO3分子的立体构型为________，SO32-离子的立体构型为________。
(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br的键角________120°(填“＞”“＜”或“＝”)。
【答案】 (1). sp3 (2). 强 (3). 平面三角形 (4). 三角锥形 (5). ＜
【解析】
【详解】（1）因为S8为环状立体结构，每个S原子有2对孤电子对，σ键电子对数是2，S原子的价层电子对数是4，所以轨道杂化方式是sp3，故答案为：sp3；
（2）原子半径越大，氢化物越容易电离出氢离子，所以H2Se 的酸性比H2S 强。气态SeO3分子中Se原子没有孤电子对，σ键电子对数是3，所以立体构型为平面三角形；SO32-离子中S原子的价层电子对数是4，S上有1对孤电子对，其立体构型为三角锥形。
（3）SnBr2分子中，Sn 原子的价层电子对数目是(4＋2)/2＝3，σ键电子对数为2，所以，Sn 原子含有孤电子对，SnBr2空间构型为V型，由于电子对之间斥力大小顺序如下：孤电子对－孤电子对>孤电子对－成键电子>成键电子－成键电子，键角小于120°。
33.据报道，科研人员应用计算机模拟出结构类似C60的物质N60，已知N60分子中每个氮原子均以N—N键结合三个N原子而形成8电子稳定结构。已知N—N键键能为159 kJ·mol－1，试回答下列问题：
(1)根据上述信息推测N60的结构特点：________________。
(2)1 mol N60分解成N2时吸收或放出的热量是____kJ。(已知N≡N的键能为946 kJ·mol－1)
(3)由(2)列举N60的一些用途：______________________________________。
(4)若N60分子中只含x个五边形和y个六边形，则x＝________，y＝____________。(已知：多面体中，棱边数＝顶点数＋面数－2)
(5)∠NNN＝________。
【答案】 (1). 全部为N—N单键，共90个N—N单键构成一个N60 (2). 14070 (3). N60可作炸药 (4). 12 (5). 20 (6). 108°或120°
【解析】
【详解】(1)N60中化学键全部为N—N单键，共有60×3/2=90个，即由90个N—N键构成一个N60分子；正确答案：全部为N—N单键，共90个N—N单键构成一个N60。
(2)ΔH＝90×159 kJ·mol－1－30×946kJ·mol－1＝-14070 kJ·mol－1，正确答案：14070。
(3)由于N60分解成N2时放出大量的热量，故可制作高能炸药；正确答案：N60可作炸药。
(4)N60的多面体分子共有90条棱边(N—N键)，则可得方程式：，根据已知：多面体中，棱边数＝顶点数＋面数－2，可得方程式：60＋(x＋y)－2＝90，解上述方程式得x＝12，y＝20；正确答案：12；20。
(5)∠NNN有两种，一种为正五边形夹角，另一种为正六边形夹角；正确答案：108°或120°。
34.如图表示一些晶体中的某些结构，请回答下列问题：
（1）代表金刚石的是(填编号字母，下同)________，其中每个碳原子与________个碳原子最近且距离相等。金刚石属于________晶体。
（2）代表石墨的是________，每个正六边形占有的碳原子数平均为________个。
（3）代表NaCl的是________，每个Na＋周围与它最近且距离相等的Na＋有________个。
（4）代表CsCl的是________，它属于________晶体，每个Cs＋与________个Cl－紧邻。
（5）代表干冰的是________，它属于________晶体，每个CO2分子与________个CO2分子紧邻。
（6）已知石墨中碳碳键的键长比金刚石中碳碳键的键长短，则上述五种物质熔点由高到低的排列顺序为__________________________。
【答案】 (1). D (2). 4 (3). 原子 (4). E (5). 2 (6). A (7). 12 (8). C (9). 离子 (10). 8 (11). B (12). 分子 (13). 12 (14). 石墨>金刚石>NaCl>CsCl>干冰
【解析】
根据晶体的结构特点来辨别图形所代表的物质。NaCl晶体是立方体结构，每个Na＋与6个Cl－紧邻，每个Cl－又与6个Na＋紧邻，每个Na＋(或Cl－)周围与它最近且距离相等的Na＋(或Cl－)有12个。CsCl晶体由Cs＋、Cl－构成立方体结构，但Cs＋组成的立方体中心有1个Cl－，Cl－组成的立方体中心又镶入一个Cs＋，每个Cl－与8个Cs＋紧邻，每个Cs＋与8个Cl－紧邻。干冰也是立方体结构，但在立方体的每个正方形面的中央都有一个CO2分子，每个CO2分子与12个CO2分子紧邻。金刚石的基本结构单元是正四面体，每个碳原子紧邻4个其他碳原子。石墨的片层结构由正六边形结构组成，每个碳原子紧邻另外3个碳原子，即每个正六边形占有1个碳原子的，所以平均每个正六边形占有的碳原子数是6×＝2。(6)离子晶体的熔点由其离子键的强弱决定，由于半径Na＋CsCl。石墨虽为混合晶体，但粒子间作用力有范德华力、共价键，若要熔化，不仅要破坏范德华力，还要破坏共价键，且石墨中碳碳键的键长比金刚石中碳碳键的键长短，所以石墨中碳碳键的键能比金刚石中碳碳键的大，则石墨的熔点比金刚石的熔点要高。
35.1915年诺贝尔物理学奖授予Henry Bragg和Lawrence Bragg，以表彰他们用X射线对晶体结构的分析所作的贡献．
(1)科学家通过X射线探明，NaCl、KCl、MgO、CaO晶体结构相似，其中三种晶体的晶格能数据如下表：
4种晶体NaCl、KCl、MgO、CaO熔点由高到低的顺序是__．
(2)科学家通过X射线推测胆矾中既含有配位键，又含有氢键，其结构示意图可简单表示如下，其中配位键和氢键均采用虚线表示．
①写出基态Cu原子的核外电子排布式__；金属铜采用下列__（填字母代号）堆积方式．
②写出胆矾晶体中水合铜离子的结构简式（必须将配位键表示出来）__．
③水分子间存在氢键，请你列举两点事实说明氢键对水的性质的影响__．
④SO42﹣的空间构型是________．
【答案】 (1). MgO＞CaO＞NaCl＞KCl (2). 1s22s22p63s23p63d104s1 (3). C (4). (5). 水的熔、沸点较高，结冰时密度减小 (6). 正四面体
【解析】
【分析】
(1)影响晶体晶格能大小的因素有离子半径以及离子所带电荷的多少，晶格能越大熔点越高；
(2)①Cu的原子序数为29，结合能量最低原理和洪特规则的特例书写电子排布式；Cu为面心立方密堆积；
②Cu2+提供空轨道，水中氧原子提供孤电子对，形成配位键；
③氢键较一般分子间作用力强，影响物质的物理性质；
④计算S原子价层电子对数与孤电子对数,判断SO42-的空间结构。
【详解】(1)离子半径Mg2+
(2)①Cu的原子序数为29，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，Cu为面心立方密堆积，配位数为12，故C符合；
正确答案：1s22s22p63s23p63d104s1 ；C。
②Cu2+提供空轨道，水中氧原子提供孤电子对，形成配位键，水合铜离子的结构简式为：；
正确答案：。
③氢键较一般分子间作用力强，所以水的熔、沸点较高，因为氢键具有方向性，结冰时，氢键增多，体积增大，密度减小；
正确答案：水的熔、沸点较高，结冰时密度减小。
④SO42﹣中心原子S的价层电子对数=4+=4、孤电子对数为0，为正四面体结构；
正确答案：正四面体。
36.（11分）已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：
(1)X元素原子基态时的电子排布式为________，该元素的符号是________。
(2)Y元素原子的价层电子的电子排布图为________，该元素的名称是________。
(3)X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为________。
(4)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是___________________________________________________________。
(5)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由
_________________________________________________________________________。
【答案】(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3（2分） As（1分）
（2）或（2分） 氧（1分）
（3）三角锥形（1分）
（4）As2O3+ 6Zn + 6H2SO4==2AsH3↑ + 6ZnSO4+ 3H2O（2分）
（5）稳定性：NH3> PH3> AsH3 ，（ 2分）因为键长越短，键能越大，化合物稳定（2分）
沸点：NH3>AsH3>PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高
【解析】
试题分析：
X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，X元素原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3，处于第四周期第ⅤA族，故X为As元素；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，Y的2p轨道上有2个电子或4个电子，所以Y为碳元素或氧元素，X跟Y可形成化合物X2Y3，故Y为氧元素；X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，则Z的质子数为42-8-33=1，则Z为氢元素，氢原子可以形成负一价离子，符合题意．
故X为As元素；Y为氧元素；Z为氢元素．
（1）由上述分析可知，X为As；，X元素原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3。
(2) Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，同样根据电子排布式得到Y为O；再根据X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42可得到Z为H。
（3）X为As元素，XZ3为AsH3，As是sp3杂化的，又只有三个H，即采取不等性杂化，As上有一对孤对电子，分子构型为三角锥形。
（4）X为As元素、Y为氧元素，Z为氢元素．化合物X2Y3为As2O3，XZ3为AsH3，As2O3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为AsH3，产物还有ZnSO4和H2O，反应中Zn元素化合价由0价升高为+2价，As元素化合价由+3价降低为-3价，参加反应的Zn与As2O3的物质的量之比为6×2:2=6:1，反应方程式为As2O3+6Zn+6H2SO4═2AsH3↑+6ZnSO4+3H2O。
（5）X为As元素，AsH3与NH3、PH3中，键长N-H＜P-H＜As-H，键长越短，键能越大，化合物稳定，所以稳定性NH3＞PH3＞AsH3。故答案为：NH3＞PH3＞AsH3；键长N-H＜P-H＜As-H，键长越短，键能越大，化合物稳定．稳定性：NH3> PH3> AsH3 ，因为键长越短，键能越大，化合物稳定，沸点：NH3>AsH3>PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高。
考点：原子结构与性质，电子排布
点评：本题考查原子结构与性质，电子排布的规律，难度中等。解题的关键是充分利用题目所给的信息再结合所学的与电子排布有关的知识，按照题目要求逐个作答。其中（4）还涉及到氧化还原反应方程式的配平，是个难点。
本试卷分第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共100分，考试时间90分钟。
一、单选题(共30小题,每小题2.0分,共60分)
1.下面有关“核外电子的运动状态”的说法，错误的是( )
A. 各原子轨道的伸展方向按p、d、f的顺序分别为3、5、7
B. 只有在电子层、原子轨道、原子轨道伸展方向及电子的自旋状态都确定时，电子的运动状态才能被确定下来
C. 原子核外可能有两个电子的运动状态是完全相同的
D. 原子轨道伸展方向与能量大小是无关的
【答案】C
【解析】
【分析】
一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、原子轨道、原子轨道的伸展方向以及电子的自旋方向，据此答题。
【详解】A.各原子轨道的伸展方向按p、d、f的顺序分别为3、5、7，故A正确；
B.原子核外电子的运动状态由电子层、原子轨道、原子轨道伸展方向及电子的自旋状态4个方面共同确定，缺一不可，故B正确；
C.根据包利不相容原理，原子核外不可能有两个电子的运动状态是完全相同的，故C错误；
D.原子轨道伸展方向与能量大小是无关的，故D正确。
故选C。
2. 某元素的最外层电子数为2，价电子数为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
【答案】C
【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，价电子排布式为3d34s2，故为23号元素V，d区元素。
3.已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A. 原子半径A>B>D>C B. 原子序数d>c>b>a
C. 离子半径C3－>D－>B＋>A2＋ D. 单质的还原性A>B>D>C
【答案】C
【解析】
【详解】aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则存在a-2=b-1=c+3=d+1，所以原子序数大小顺序是a>b>d>c，A、B在C和D元素下一周期，
A.原子电子层数越多其原子半径越大,同一周期元素,原子半径随着原子序数增大而减小,所以原子半径大小顺序是B>A>C>D,故A错误；
B.结合以上分析可知，原子序数大小顺序是a>b>d>c,故B错误；
C.电子层结构相同的离子,离子半径随着原子序数增大而减小,原子序数大小顺序是a>b>d>c,所以离子半径大小顺序是C3－>D－>B＋>A2＋，故C正确；
D.元素的金属性越强,其单质的还原性越强,同一周期元素金属的金属性随着原子序数增大而减弱,这几种元素金属性强弱顺序是B >A>C>D，故D错误；
综上所述，本题选C。
4.下列基态原子的价电子排布式中，正确的是
A. 3d94s2 B. 3d44s2 C. 3d104s0 D. 3d84s2
【答案】D
【解析】
【分析】
基态原子的核外电子排布必须满足①能量最低原理②洪特规则③泡利不相容原理及轨道能量高低顺序。
【详解】A：应为3d104s1，故A错误；
B：应为3d54s1，故B错误；
C：应为 3d84s2，故C错误
D：应为3d84s2，故D正确；
正确答案：D。
【点睛】本题重点考查洪特规则特例的运用，即电子在能量相同的轨道上，处于全满，半满，全空时的体系能量最低，原子最稳定。
5.下列有关电离能的说法中正确的是( )
A. 第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B. 第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
C. 同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D. 可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
【答案】D
【解析】
【详解】A、元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子，故A错误；B、第一电离能是基态的气态原子失去核外第一个电子转化为气态基态正离子需要的最低能量，故B错误；C、总体趋势：同一周期中，第一电离能从左到右越来越大，其中有反常，如第一电离能：N＞O，故C错误；D、可通过各级电离能的数值，判断元素可能有的化合价，故D正确；故选D。
【点睛】本题重点考查第一电离能的相关知识。第一电离能总体的递变规律为：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，但第一电离能的变化趋势中有曲折，因为当外围电子在能量相等的轨道上形成全空、半满或全满结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大；
一般来说，元素的电离能按照第一、第二……的顺序逐渐增加，如果突然增加的比较多，电离的难度增大，这里就是元素的通常的化合价。
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. 非金属性 D. 原子半径
【答案】D
【解析】
【分析】
A.同主族元素最外层电子数相同；
B.同主族从上到下,第一电离能减小；
C.同主族从上到下,非金属性逐渐减弱；
D.同主族从上到下,原子半径增大。
【详解】A.F、Cl、Br、I为第VIIA族元素,最外层都含有7个电子,不呈递增顺序,故A错误；
B.同主族从上到下,第一电离能减小,则F、Cl、Br、I第一电离能逐渐减小,故B错误；
C.同主族从上到下,原子序数越大非金属性越弱,则F、Cl、Br、I的非金属性逐渐减小,故C错误；
D.同主族从上到下,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,则F、Cl、Br、I原子半径逐渐增大,故D正确；
综上所述，本题选D。
7.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第一电离能大
C. 在所有元素中，氟的第一电离能最大
D. 钾的第一电离能比镁的第一电离能大
【答案】A
【解析】
金属性越强，第一电离能越小，所以选项A正确；由于镁原子的3s轨道处于全充满状态，稳定性强，所以第一电离能是镁的大于铝的，选项B不正确。第一电离能最大的是稀有气体元素，选项C不正确；钾的金属性其余镁的，所以钾的第一电离能小于镁的，选项D不正确，答案选A。
8. 通常情况下，原子核外p能级、d能级等原子轨道上电子排布为“全空”、“半充满”、“全充满”的时候一般更加稳定，称为洪特规则的特例，下列事实能作为这个规则证据的是( )
①元素氦(He)的第一电离能远大于元素氢(H)的第一电离能
②26Fe2＋容易失电子转变为26Fe3＋，表现出较强的还原性
③基态铜(Cu)原子的电子排布式为[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2
④某种激发态碳(C)原子电子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p2
A. ①② B. ②③ C. ③④ D. 全部
【答案】B
【解析】
试题分析：①同周期元素，从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，则元素氦(He)的第一电离能远大于元素氢(H)的第一电离能，错误；②26Fe2＋的价电子排布为3d6，而Fe3＋的价电子排布为3d5，3d5达到半充满状态，比较稳定，所以Fe2＋容易失电子转变为26Fe3＋，表现出较强的还原性，正确；③基态铜(Cu)原子的电子排布式为[Ar]3d104s1，3d10轨道达到全充满状态，比较稳定，所以电子排布式为[Ar]3d104s1，而不是[Ar]3d94s2，正确；④激发态是指处于基态的电子获得能量进入能量较高的电子层，则某种激发态碳(C)原子电子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p2，不符合洪特规则的特例，错误；答案选B。
考点：考查洪特规则的特例
9.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能级的轨道数依次增多
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)
【答案】D
【解析】
A、同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小增大，选项A不正确；B、同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数相同，都是3个，选项B不正确；C、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，选项C不正确；D、各能层含有的能级数与其能层数相等为n（n代表能层序数），即第n能层含有n个能级，如第一能层能级数为1，1s，选项D正确。答案选D。
10.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
【答案】C
【解析】
【分析】
同主族自上而下，非金属性减弱；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强；同主族自上而下，金属性增强；金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强；非金属性越强，气态氢化物越稳定，同周期随原子序数增大，非金属性增强；非金属性越强，阴离子的还原性越弱，同主族自上而下，非金属性减弱。
【详解】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；所以酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4，故①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，故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，气态氢化物越稳定，所以氢化物稳定性：HCl＞H2S＞PH3，故③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，阴离子的还原性越弱，所以离子还原性：F-＜Cl−＜Br−，故④错误；所以①②③正确；
正确答案：C。
11.有关甲醛分子的说法正确的是 ( )
①C原子采取sp杂化 ②甲醛分子为三角锥型结构
③C原子采取sp2杂化 ④甲醛分子为平面三角形结构
A. ①② B. ②③ C. ③④ D. ①④
【答案】C
【解析】
甲醛的结构式为，中性碳原子有3个σ键，无孤电子对，价层电子对数为3，空间构型为平面三角形结构，杂化轨道数等于价层电子对数，因此C原子的杂化类型为sp2，故选项C正确。
点睛：判断杂化类型，一般根据价层电子对数等于杂化轨道数，如果是多原子分子，一般采用书写结构式，如甲醛中碳原子的杂化类型，可以书写出甲醛的结构式，然后进行判断。
12.根据价层电子对互斥理论及原子的杂化轨道理论判断NF3分子的空间构型和中心原子的杂化方式为（ ）
A. 直线形 sp杂化 B. 三角形 sp2杂化
C. 三角锥型 sp2杂化 D. 三角锥型 sp3杂化
【答案】D
【解析】
试题分析：根据价层电子对互斥理论可知，NF3分子中氮原子含有的孤对电子对数＝（5－3×1）÷2＝1，所以NF3是三角锥形结构，氮原子是sp3杂化，答案选D。
考点：考查分子空间构型以及氮元素杂化轨道类型的判断
13.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。
14. 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都是直线型分子
【答案】B
【解析】
CO2是直线型结构，属于非极性分子，A不正确。非金属性越强，相应氢化物的稳定性越强，非金属性是F＞Cl＞Br＞I，所以C不正确。水分子是V形结构，D不正确。答案选B。
15.下列分子或离子中，能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键的是（ ）
①H2O ②NH3 ③Cl－ ④CN－ ⑤CO
A. ①② B. ①②③ C. ①②④ D. ①②③④⑤
【答案】D
【解析】
试题分析：几种微粒的结构式分别为;,所以几种微粒都能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键，故选D。
考点：考查配位化合物、配位键
16.下列各组微粒属于等电子体的是( )
A. 12CO2和14CO B. H2O和CH4
C. N2和13CO D. NO和CO
【答案】C
【解析】
【分析】
原子总数相同、价电子总数相同的微粒，互称为等电子体。
【详解】A： 12CO2和14CO原子总数，价电子总数均不相同，不互为等电子体；
B： H2O和CH4原子总数不同，价电子总数相同，不互为等电子体；
C： N2和13CO原子总数相同，价电子总数均相同，互为等电子体；
D： NO和CO原子总数相同，价电子总数不相同，不互为等电子体；
正确答案：C。
17.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
18.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. 形成约1个N—H键所放出的能量
【答案】C
【解析】
N—H键能的含义是：1molN和1molH原子形成1mol N—H键所释放的能量，或者说是1mol N—H键断裂成为1molN和1molH原子所吸收的能量。所以选项C正确。选项A错误：由N和H形成1 mol NH3（应该是1molN—H键）所放出的热量。选项B错误：把1 mol NH3（应该是1molN—H键）的键全部拆开所吸收的热量。选项D错误：形成1个（应该是1mol）N—H键所放出的热量。
19.下列有关共价键的叙述中，不正确的是( )
A. 某原子跟其他原子形成共价键时，其共价键数一定等于该元素原子的价电子数。
B. 水分子内氧原子结合的电子数已经达到饱和，故不能再结合其他氢原子。
C. 非金属元素原子之间形成的化合物也可能是离子化合物
D. 所有简单离子的核电荷数与其核外电子数一定不相等。
【答案】A
【解析】
【分析】
A.非金属元素的原子形成的共价键数目取决于该原子最外层的不成对电子数；
B.共价键的饱和性是指每个原子的成键总数或以单键相连的原子数目是一定的；
C. NH4Cl等铵盐是离子化合物；
D.阳离子是原子失去电子形成的，阴离子是原子得电子形成的。
【详解】A、非金属元素的原子形成的共价键数目取决于该原子最外层的不成对电子数，一般最外层有几个不成对电子就能形成几个共价键，故A不正确；
B、一个原子的未成对电子一旦与另一个自旋相反的未成对电子成键后，就不能再与第三个电子配对成键，因此，一个原子有几个不成对电子，就会与几个自旋相反的未成对电子成键，这就是共价键的饱和性，故一个氧原子只能与两个氢原子结合生成H2O，故B正确；
C、非金属元素原子之间形成的化合物也可能是离子化合物，如NH4Cl等铵盐；故C正确；
D、不管是阴离子还是阳离子，核内质子数与核外电子数必定存在差别，此差值就是离子所带的电荷数，故D正确；
综上所述，本题选A。
20.碘单质在水溶液中溶解度很小，但在CCl4中溶解度很大，这是因为
A. CCl4与I2相对分子质量相差较小，而H2O与I2相对分子质量相差较大
B. CCl4与I2都是直线型分子，而H2O不是直线型分子
C. CCl4和I2都不含氢元素，而H2O中含有氢元素
D. CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子
【答案】D
【解析】
试题分析：CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子，根据相似相溶原理可知碘单质在水溶液中溶解度很小，但在CCl4中溶解度很大，与相对分子质量、是否是直线形分子、是否含有氢元素等没有直接的关系，故选D。
【考点定位】考查相似相溶原理
【名师点晴】本题考查的是相似相溶原理。根据相似相溶原理：极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂，难溶于非极性分子组成的溶剂；非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂，难溶于极性分子组成的溶剂．CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子，所以碘单质在水溶液中溶解度很小，在CCl4中溶解度很大。注意物质相互溶解的性质与分子的极性和非极性有关，与相对分子质量、是否是直线形分子、是否含有氢元素等没有直接的关系。
21.下面关于SiO2晶体网状结构的叙述正确的是
A. 存在四面体结构单元，O处于中心，Si处于4个顶角
B. 最小的环上，有3个Si原子和3个O原子
C. 最小的环上，Si和O原子数之比为1：2
D. 最小的环上，有6个Si原子和6个O原子
【答案】D
22.下列有关金属晶体的说法中不正确的是( )
A. 常温下不都是晶体
B. 最外层电子数少于3个的原子不都是金属
C. 任何状态下都有延展性
D. 都能导电、传热
【答案】C
【解析】
【详解】A．Hg常温下是液态，不是晶体，A正确；
B.H、He最外层电子数都少于3个，但它们不是金属，B正确；
C.金属的延展性指的是能抽成细丝、轧成薄片的性质，在液态时，由于金属具有流动性，不具备延展性，所以C错误；
D.金属晶体中存在自由电子，能够导电、传热，所以D正确的；
本题答案为C。
23.下列说法不正确的是（ ）
A. 离子晶体的晶格能越大离子键越强
B. 阳离子的半径越大则可同时吸引的阴离子越多
C. 通常阴、阳离子的半径越小、电荷越大，该阴阳离子组成离子化合物的晶格能越大
D. 拆开1mol离子键所需的能量叫该离子晶体的晶格能
【答案】D
【解析】
试题分析：A．在离子晶体中，离子之间的离子键越强，断裂消耗的能量就越高， 离子的晶格能就越大，正确；B．在离子晶体中，阳离子的半径越大则周围的空间就越大，所以就可同时吸引更多的阴离子；正确；C．在通常阴、阳离子的半径越小、电荷越大，则离子之间的作用力就越强，该阴阳离子组成的离子化合物的晶格能越大，正确；D．气态离子形成1mol的离子晶体时所释放的能量叫该离子晶体的晶格能，错误。
考点：考查离子晶体的知识。
24.下列分子晶体，关于熔、沸点高低的叙述中，正确的是( )
A. Cl2>I2 B. SiCl4>CCl4
C. NH3
【答案】B
【解析】
【分析】
①结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高，但小心分子间氢键的存在。②对于有机物中烷烃的同分异构体来说，支链越多，结构越对称，沸点越低。
【详解】A：结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高，应该Cl2
C：属于分子结构相似的情况，但由于NH3分子之间存在氢键，造成NH3熔、沸点要反常高，应该NH3>PH3，故C错误；
D：烷烃的同分异构体，熔、沸点规律是：支链越多，结构越对称，沸点越低，应该C(CH3)4
【点睛】氢键的考查历来是重点，也是易错点；关于氢键：①不是化学键，属于分子间作用力范畴；②分子间氢键的形成除了使物质的熔、沸点升高外，对物质的溶解度、硬度也都有影响；③存在氢键的三种物质沸点H2O>HF >NH3；④H2O、HF是同族气态氢化物中沸点最高的，但NH3不是，NH3的沸点比BiH3低。
25. 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
【答案】A
【解析】
试题分析：常温下为气态的物质的沸点较低，降温即可使其固化得到晶体，说明其熔点较低，符合该特征的晶体为分子晶体，答案选A。
考点：考查晶体特征的判断
26. 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
【答案】D
【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。
27.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。下列叙述错误的是( )
A. WX4是沼气的主要成分 B. 固态X2Y是分子晶体
C. ZW是原子晶体 D. 玛瑙、水晶和玻璃的成分都是ZY2
【答案】D
【解析】
【分析】
X是核外电子数最少的元素，则X为H；Y是地壳中含量最丰富的元素，则Y为O；Z在地壳中含量仅次于Y，则Z为Si；W可以形成自然界最硬的原子晶体，则W为C。
【详解】A：WX4是CH4，它是沼气的主要成分，故不选A；
B：固态X2Y是H2O，是分子晶体，故不选B；
C：ZW是SiC，是原子晶体，故不选C；
D：ZY2是SiO2，是玛瑙和水晶的成分，但玻璃的成分主要是硅酸盐，故D项错误；
正确答案：D。
28.下列关于晶格能的说法中正确的是( )
A. 晶格能指形成1 mol离子键所放出的能量
B. 晶格能指破坏1 mol离子键所吸收的能量
C. 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. 晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关
【答案】C
【解析】
【分析】
晶格能是指1mol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或者标准状况下,拆开1mol离子化合物使其变为气态阴离子和阳离子所需吸收的能量,称为离子晶体的晶格能。
【详解】A：晶格能是指1mol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，故A错误；
B：晶格能指标准状况下，拆开1mol离子化合物使其变为气态阴离子和阳离子所需吸收的能量，故B错误；
C：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，故C正确；
D：晶格能越大，离子晶体的熔沸点越高，硬度越大，故D错误；
正确答案：C。
【点睛】晶格能概念要注意：①1mol离子化合物②气态阴、阳离子。
29.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
【答案】A
【解析】
A. 离子半径越小，离子所带电荷越多，离子晶体熔点越高，所以熔点：NaF
30.短周期非金属元素X和Y能形成XY2型化合物，下列有关XY2的判断不正确的是( )
A. XY2一定是分子晶体
B. XY2的电子式可能是:: :X: ::
C. XY2水溶液不可能呈碱性
D. X可能是ⅣA，ⅤA或ⅥA族元素。
【答案】A
【解析】
短周期常见由金属元素形成的XY2型化合物有很多，可结合具体例子分析，A项说法错误，XY2可能是分子晶体(CO2)，也有可能是原子晶体(SiO2)；如果是CO2或者CS2电子式可能是形式，B项说法正确；根据常见XY2型化合物，XY2水溶液不可能呈碱性，C项说法正确；ⅣA、VA或ⅥA族元素都有可能为＋2或者＋4价，所以都有可能形成XY2型化合物，D项说法也正确。
分卷II
二、填空题(共5小题,共40分)
31.(1)下列四种粒子中，半径按由大到小的排列顺序是____________(填序号)。
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的电子排布图：
④W基态原子有2个能层，电子式为
(2)已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－都具有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是______________，离子半径由大到小的顺序是________________，原子序数由大到小的顺序是__________________________________。
【答案】 (1). ③>①>②>④ (2). A>B>D>C (3). D(n＋1)－>Cn－>An＋>B(n＋1)＋ (4). B>A>C>D
【解析】
【分析】
（1）①基态X的原子结构示意图: ，则X为S原子；
②基态Y的价电子排布式：3s23p5，则Y为Cl原子；
③基态Z2－的电子排布图: , 则Z2－为S2-；
④W基态原子有2个能层，结合电子式可以知道，W为F原子；
结论：①S原子②Cl原子③S2-④F原子；
（2）电子层结构相同的离子An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-，阳离子在阴离子下一周期。
【详解】（1）由以上可知：①S原子②Cl原子③S2-④F原子；电子层数越多，半径越大，F
正确答案：③>①>②>④。
（2）电子层结构相同的离子An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-，阳离子在阴离子下一周期，所以原子序数大小顺序是B＞A＞C＞D，原子电子层数越多其原子半径越大，同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小，C、D处于同一周期，原子半径D＞C；A、B处于同一周期，原子半径A＞B，所以这几种原子半径大小顺序是A＞B＞D＞C，电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小，所以离子半径：D(n+1)-＞Cn-＞An+＞B(n+1)+；
正确答案： A>B>D>C；D(n＋1)－>Cn－>An＋>B(n＋1)＋；B>A>C>D。
【点睛】微粒半径大小比较历来是每次综合考试重点，比较时注意：①电子层数越多其微粒半径越大；②电子层数相同时，原子序数越大，吸电子能力越强，半径越小；③电子层数相同，原子序数相同，核外电子数越多，半径越大。
32.(1)S单质的常见形式为S8，其环状结构如图所示，S原子采用的轨道杂化方式是_______。
(2)H2Se的酸性比H2S________ (填“强”或“弱”)。气态SeO3分子的立体构型为________，SO32-离子的立体构型为________。
(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br的键角________120°(填“＞”“＜”或“＝”)。
【答案】 (1). sp3 (2). 强 (3). 平面三角形 (4). 三角锥形 (5). ＜
【解析】
【详解】（1）因为S8为环状立体结构，每个S原子有2对孤电子对，σ键电子对数是2，S原子的价层电子对数是4，所以轨道杂化方式是sp3，故答案为：sp3；
（2）原子半径越大，氢化物越容易电离出氢离子，所以H2Se 的酸性比H2S 强。气态SeO3分子中Se原子没有孤电子对，σ键电子对数是3，所以立体构型为平面三角形；SO32-离子中S原子的价层电子对数是4，S上有1对孤电子对，其立体构型为三角锥形。
（3）SnBr2分子中，Sn 原子的价层电子对数目是(4＋2)/2＝3，σ键电子对数为2，所以，Sn 原子含有孤电子对，SnBr2空间构型为V型，由于电子对之间斥力大小顺序如下：孤电子对－孤电子对>孤电子对－成键电子>成键电子－成键电子，键角小于120°。
33.据报道，科研人员应用计算机模拟出结构类似C60的物质N60，已知N60分子中每个氮原子均以N—N键结合三个N原子而形成8电子稳定结构。已知N—N键键能为159 kJ·mol－1，试回答下列问题：
(1)根据上述信息推测N60的结构特点：________________。
(2)1 mol N60分解成N2时吸收或放出的热量是____kJ。(已知N≡N的键能为946 kJ·mol－1)
(3)由(2)列举N60的一些用途：______________________________________。
(4)若N60分子中只含x个五边形和y个六边形，则x＝________，y＝____________。(已知：多面体中，棱边数＝顶点数＋面数－2)
(5)∠NNN＝________。
【答案】 (1). 全部为N—N单键，共90个N—N单键构成一个N60 (2). 14070 (3). N60可作炸药 (4). 12 (5). 20 (6). 108°或120°
【解析】
【详解】(1)N60中化学键全部为N—N单键，共有60×3/2=90个，即由90个N—N键构成一个N60分子；正确答案：全部为N—N单键，共90个N—N单键构成一个N60。
(2)ΔH＝90×159 kJ·mol－1－30×946kJ·mol－1＝-14070 kJ·mol－1，正确答案：14070。
(3)由于N60分解成N2时放出大量的热量，故可制作高能炸药；正确答案：N60可作炸药。
(4)N60的多面体分子共有90条棱边(N—N键)，则可得方程式：，根据已知：多面体中，棱边数＝顶点数＋面数－2，可得方程式：60＋(x＋y)－2＝90，解上述方程式得x＝12，y＝20；正确答案：12；20。
(5)∠NNN有两种，一种为正五边形夹角，另一种为正六边形夹角；正确答案：108°或120°。
34.如图表示一些晶体中的某些结构，请回答下列问题：
（1）代表金刚石的是(填编号字母，下同)________，其中每个碳原子与________个碳原子最近且距离相等。金刚石属于________晶体。
（2）代表石墨的是________，每个正六边形占有的碳原子数平均为________个。
（3）代表NaCl的是________，每个Na＋周围与它最近且距离相等的Na＋有________个。
（4）代表CsCl的是________，它属于________晶体，每个Cs＋与________个Cl－紧邻。
（5）代表干冰的是________，它属于________晶体，每个CO2分子与________个CO2分子紧邻。
（6）已知石墨中碳碳键的键长比金刚石中碳碳键的键长短，则上述五种物质熔点由高到低的排列顺序为__________________________。
【答案】 (1). D (2). 4 (3). 原子 (4). E (5). 2 (6). A (7). 12 (8). C (9). 离子 (10). 8 (11). B (12). 分子 (13). 12 (14). 石墨>金刚石>NaCl>CsCl>干冰
【解析】
根据晶体的结构特点来辨别图形所代表的物质。NaCl晶体是立方体结构，每个Na＋与6个Cl－紧邻，每个Cl－又与6个Na＋紧邻，每个Na＋(或Cl－)周围与它最近且距离相等的Na＋(或Cl－)有12个。CsCl晶体由Cs＋、Cl－构成立方体结构，但Cs＋组成的立方体中心有1个Cl－，Cl－组成的立方体中心又镶入一个Cs＋，每个Cl－与8个Cs＋紧邻，每个Cs＋与8个Cl－紧邻。干冰也是立方体结构，但在立方体的每个正方形面的中央都有一个CO2分子，每个CO2分子与12个CO2分子紧邻。金刚石的基本结构单元是正四面体，每个碳原子紧邻4个其他碳原子。石墨的片层结构由正六边形结构组成，每个碳原子紧邻另外3个碳原子，即每个正六边形占有1个碳原子的，所以平均每个正六边形占有的碳原子数是6×＝2。(6)离子晶体的熔点由其离子键的强弱决定，由于半径Na＋
35.1915年诺贝尔物理学奖授予Henry Bragg和Lawrence Bragg，以表彰他们用X射线对晶体结构的分析所作的贡献．
(1)科学家通过X射线探明，NaCl、KCl、MgO、CaO晶体结构相似，其中三种晶体的晶格能数据如下表：
4种晶体NaCl、KCl、MgO、CaO熔点由高到低的顺序是__．
(2)科学家通过X射线推测胆矾中既含有配位键，又含有氢键，其结构示意图可简单表示如下，其中配位键和氢键均采用虚线表示．
①写出基态Cu原子的核外电子排布式__；金属铜采用下列__（填字母代号）堆积方式．
②写出胆矾晶体中水合铜离子的结构简式（必须将配位键表示出来）__．
③水分子间存在氢键，请你列举两点事实说明氢键对水的性质的影响__．
④SO42﹣的空间构型是________．
【答案】 (1). MgO＞CaO＞NaCl＞KCl (2). 1s22s22p63s23p63d104s1 (3). C (4). (5). 水的熔、沸点较高，结冰时密度减小 (6). 正四面体
【解析】
【分析】
(1)影响晶体晶格能大小的因素有离子半径以及离子所带电荷的多少，晶格能越大熔点越高；
(2)①Cu的原子序数为29，结合能量最低原理和洪特规则的特例书写电子排布式；Cu为面心立方密堆积；
②Cu2+提供空轨道，水中氧原子提供孤电子对，形成配位键；
③氢键较一般分子间作用力强，影响物质的物理性质；
④计算S原子价层电子对数与孤电子对数,判断SO42-的空间结构。
【详解】(1)离子半径Mg2+
(2)①Cu的原子序数为29，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，Cu为面心立方密堆积，配位数为12，故C符合；
正确答案：1s22s22p63s23p63d104s1 ；C。
②Cu2+提供空轨道，水中氧原子提供孤电子对，形成配位键，水合铜离子的结构简式为：；
正确答案：。
③氢键较一般分子间作用力强，所以水的熔、沸点较高，因为氢键具有方向性，结冰时，氢键增多，体积增大，密度减小；
正确答案：水的熔、沸点较高，结冰时密度减小。
④SO42﹣中心原子S的价层电子对数=4+=4、孤电子对数为0，为正四面体结构；
正确答案：正四面体。
36.（11分）已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：
(1)X元素原子基态时的电子排布式为________，该元素的符号是________。
(2)Y元素原子的价层电子的电子排布图为________，该元素的名称是________。
(3)X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为________。
(4)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是___________________________________________________________。
(5)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由
_________________________________________________________________________。
【答案】(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3（2分） As（1分）
（2）或（2分） 氧（1分）
（3）三角锥形（1分）
（4）As2O3+ 6Zn + 6H2SO4==2AsH3↑ + 6ZnSO4+ 3H2O（2分）
（5）稳定性：NH3> PH3> AsH3 ，（ 2分）因为键长越短，键能越大，化合物稳定（2分）
沸点：NH3>AsH3>PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高
【解析】
试题分析：
X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，X元素原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3，处于第四周期第ⅤA族，故X为As元素；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，Y的2p轨道上有2个电子或4个电子，所以Y为碳元素或氧元素，X跟Y可形成化合物X2Y3，故Y为氧元素；X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，则Z的质子数为42-8-33=1，则Z为氢元素，氢原子可以形成负一价离子，符合题意．
故X为As元素；Y为氧元素；Z为氢元素．
（1）由上述分析可知，X为As；，X元素原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3。
(2) Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，同样根据电子排布式得到Y为O；再根据X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42可得到Z为H。
（3）X为As元素，XZ3为AsH3，As是sp3杂化的，又只有三个H，即采取不等性杂化，As上有一对孤对电子，分子构型为三角锥形。
（4）X为As元素、Y为氧元素，Z为氢元素．化合物X2Y3为As2O3，XZ3为AsH3，As2O3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为AsH3，产物还有ZnSO4和H2O，反应中Zn元素化合价由0价升高为+2价，As元素化合价由+3价降低为-3价，参加反应的Zn与As2O3的物质的量之比为6×2:2=6:1，反应方程式为As2O3+6Zn+6H2SO4═2AsH3↑+6ZnSO4+3H2O。
（5）X为As元素，AsH3与NH3、PH3中，键长N-H＜P-H＜As-H，键长越短，键能越大，化合物稳定，所以稳定性NH3＞PH3＞AsH3。故答案为：NH3＞PH3＞AsH3；键长N-H＜P-H＜As-H，键长越短，键能越大，化合物稳定．稳定性：NH3> PH3> AsH3 ，因为键长越短，键能越大，化合物稳定，沸点：NH3>AsH3>PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高。
考点：原子结构与性质，电子排布
点评：本题考查原子结构与性质，电子排布的规律，难度中等。解题的关键是充分利用题目所给的信息再结合所学的与电子排布有关的知识，按照题目要求逐个作答。其中（4）还涉及到氧化还原反应方程式的配平，是个难点。
相关资料
更多
