期末复习培优与提升（九）2020-2021学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

这是一份期末复习培优与提升（九）2020-2021学年高二化学人教版（2019）选择性必修2，共20页。试卷主要包含了单选题，填空题，结构与性质，原理综合题等内容，欢迎下载使用。
2020_2021学年高二选择性必修二（人教版2019）期末复习培优与提升（九）


一、单选题
1．在金属中，自由移动的电子所属的微粒
A．与电子最近的金属阳离子 B．整块金属的所有金属阳离子
C．在电子附近的金属阳离子 D．与电子有吸引力的金属阳离子
2．与Ne核外电子排布相同的离子跟与Ar核外电子排布相同的离子形成的化合物是
A．MgO B．Na2S C．KCl D．HF
3．下列说法中正确的是
A．焰色反应是化学变化
B．基态碳原子的电子排布式是1s22s12p3
C．焰色反应是金属原子的电子从基态跃迁到激发态时产生的光谱
D．同一原子处于激发态时的能量一定大于其处于基态时的能量
4．下列关于晶体的说法正确的是
A．分子晶体中一定含共价键
B．CsCl晶体中Cs＋的配位数为6
C．SiO2晶体中每个Si原子与4个O原子以单键结合
D．金属晶体的熔点一定比原子晶体低，一定比分子晶体高
5．水生生物参与氮循环过程示意图如图所示。

下列说法正确的是
A．与分子中N原子的杂化类型、共价键类型均完全相同
B．反应②③⑥中N元素皆被氧化
C．与过程中转移电子的数目相同
D．水生生物的氮循环，既可以为其他生物提供营养物质，又可以减轻水体富营养化
6．下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是
A．PCl3 B．XeF4 C．BeCl2 D．BF3
7．关于甲醛（CH2O）分子，下列说法正确的是
①分子中碳原子采用SP2杂化； ②分子中所有原子处于同一平面上；
③分子中每个原子都达到 8 电子稳定结构； ④分子的立体构型为四面体
A．①② B．②③ C．③④ D．①④
8．下列四种元素中，其单质氧化性最强的是
A．原子含有未成对电子最多的第二周期元素
B．位于周期表中第三周期ⅢA族的元素
C．原子最外层电子排布为2s22p4的元素
D．有9个原子轨道有电子且电子总数最小的元素
9．下列分子或离子中键角由大到小排列顺序的是
①BCl3 ②NH3 ③H2O ④CH4 ⑤BeCl2
A．⑤④①②③ B．⑤①④②③ C．④①②⑤③ D．③②④①⑤
10．下列元素中形成化合物种类最多的是
A．ⅤA族元素 B．ⅢB 族元素
C．过渡元素 D．ⅣA 族元素
11．现有四种元素基态原子的化学用语如下：
①
②
③
④




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＞①＞②
D．最高正化合价：④＞③=①＞②
12．下列说法正确的是
A．氯化氢气体溶于水破坏离子键，产生H+和Cl-
B．硅晶体熔化与碘化氢分解需克服的化学键类型相同
C．NH3和HCl都极易溶于水，是因为都可以和H2O形成氢键
D．CO2和SiO2的熔沸点和硬度相差很大，是由于它们所含的化学键类型不同
13．下列有关核外电子的运动状态的说法中错误的是(　　)
A．电子亚层(能级)是描述电子运动的电子云状态
B．只有在电子层、电子亚层、电子云的伸展方向及电子的自旋都确定时，电子的运动状态才能确定下来
C．必须在B项所述四个方面都确定时，才能决定组成每一能层的最多轨道数
D．电子云伸展方向与能量大小是无关的
14．下列说法正确的是
①H2O2分子中既含极性键又含非极性键
②H2O、H2S、H2Se沸点随相对分子质量的增大而升高
③Na2O2固体中的阴离子和阳离子个数比是1∶2
④由于非金属性Cl＞Br＞I，所以酸性HCl＞HBr＞HI
A．②③④ B．①③④ C．①③ D．①②③
15．下列说法正确的是
A．分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定存在共价键
B．水加热到很高的温度都难以分解，与氢键有关
C．晶体是分子晶体，分子间通过共价键结合
D．HF、HCl、HBr、HI的沸点随着相对分子质量的增大依次升高
16．下列说法不正确的是（ ）
A．3p2表示3p能级上有2个电子
B．处于最低能量的原子叫做基态原子
C．同一原子中，3s、3p、3d、4s 能级的能量逐渐增大
D．同一原子中，3s、3p、3d能级的轨道数依次增多


二、填空题
17．与铀氮化物是重要的核燃料，已知某温度下三碳酸铀酰铵可发生如下分解反应：。阿伏加德罗常数的值为。
回答下列问题：
(1)发生裂变反应：，净产生的中子()数为________。基态原子的外围电子排布式为，则处于下列状态的铀原子或离子失去一个电子所需的能量最高的为________(填序号)。
A B C D
(2)和中，沸点较高的为________，与形成的配离子稳定性较高的为________。
(3)中存在大键，形成该大键的电子数为________。
(4)某种铀氮化物的晶体结构与相同。的Bom-Haber循环如图所示。

①晶格能为________。
②的第二电离能大于的第二电离能，是由于的半径较小、的核电荷更高以及_______。
(5)另一种铀氮化物的晶胞如下图所示，“原子”作面心立方最密堆积。

①铀元素的化合价为________，“原子”的配位数为________。
②已知晶胞参数为，则晶体的密度为________(列出计算式)。
18．某盐的组成可表示为3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl。回答下列问题：
（1）氯原子的电子排布式为________________。
（2）元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图(a)所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是_________________；氮元素的E1呈现异常的原因是__________________。

（3）经X射线衍射测得化合物3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl的晶体结构，其局部结构如图(b)所示。

①H3O＋中心原子的杂化类型为________，NH4+的空间构型为________。
②3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl中阴离子N5-中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号Π 表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π)，则N5-中的大π键应表示为________。
③图(b)中虚线代表氢键，其中表示式为(NH4+)N—H…Cl、________、________。

三、结构与性质
19．B、N、F、Ti、Fe等都是重要的材料元素，其单质及化合物在诸多领域中都有广泛的应用。
（1）基态Ti原子s轨道上总共有_______个电子，其价电子轨道表达式为____________。
（2）在基态N原子中，核外存在______对自旋相反的电子，核外电子占据的最高能层符号为______，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为__________________。
（3）南京理工大学团队成功合成了能在室温稳定存在的五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl，五氮阴离子N5-是制备全氮类物质N5+N5-的重要中间体，下列说法正确的是_____。
A．(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl 中含四种离子 B．N5+N5-属于化合物
C．每个N5-中含有36个电子 D．N5+N5-中既含极性键又含非极性键
（4）BF3分子空间结构为___________；在NH3中N原子的杂化方式为_______。
（5）六氟合钛酸钾（K2TiF6）中存在[TiF6]2- 配离子，则钛元素的化合价是_______，配体是_________。
（6）碳酸盐的热分解是由于晶体中阳离子结合碳酸根离子中的氧离子，使碳酸根离子分解为二氧化碳分子的结果。已知
碳酸盐
MgCO3
CaCO3
SrCO3
BaCO3
热分解温度/℃
402
900
1172
1360
阳离子半径/pm
66
99
112
135

请解释碱土金属元素碳酸盐热分解温度的变化规律：_______________________。
（7）金属钛有两种同素异形体，常温下是六方堆积，高温下是体心立方堆积。如图所示是钛晶体的一种晶胞，晶胞参数a＝0.295nm，c =0.469 nm，则该钛晶体的密度为_____g·cm-3（用NA 表示阿伏伽德罗常数的值，列出计算式即可）。

20．镍及其化合物是重要的合金材料和催化剂。请回答下列问题：
(1)基态镍原子的价层电子排布式为______，排布时最高能层的电子所占的原子轨道有______种伸展方向。
(2)镍能形成多种配合物如正四面体形的、正方形的和正八面体形的等。下列说法不正确的有______。
A．分子内σ键和π键个数之比为1:2
B．的空间结构为平面三角形
C．在形成配合物时，其配位数可能为4或6
D．中，镍元素是杂化
(3)丁二酮肟常用于检验：在稀氨水中，丁二酮肟与反应生成鲜红色沉淀，其结构如图所示。该结构中，除共价键外还存在配位键和氢键，请在图中用“…”表示出氢键______。

(4)的晶体结构类型与氯化钠的相同，相关离子半径如下表：








熔点比高的原因是______。

四、原理综合题
21．(1)下列Li原子电子排布图表示的状态中，电离最外层一个电子所需能量最小的是_______(填标号)。
A． B．
C． D．
(2)抗坏血酸的分子结构如图所示，分子中碳原子的轨道杂化类型为______；推测抗坏血酸在水中的溶解性：_______（填“难溶于水”或“易溶于水”）。

(3)下表列有三种物质(晶体)的熔点：
物质
SiO2
SiCl4
SiF4
熔点℃
1710
-70.4
-90.2
简要解释熔点产生差异的原因：_______。
(4)磷化硼(BP)是一种超硬耐磨涂层材料，如图为其晶胞，晶胞边长为anm。则硼原子与磷原子最近的距离为_______。用Mg·mol-1表示磷化硼的摩尔质量，NA表示阿伏加德罗常数的值，则磷化硼晶体的密度为_______g·cm-3。

以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图中原子1的坐标为(，，0)，则原子2和3的坐标分别为_______、______。

参考答案
1．B
【详解】
在金属晶体中，自由电子并不是专属于某几个原子所共有的，而是属于整块金属的所有金属阳离子的，答案选B。
2．B
【详解】
A．MgO中，Mg2+与Ne的核外电子排布相同，O2-与Ne的核外电子排布相同，故A错误；
B．Na2S中Na+与Ne的核外电子排布相同，S2-与Ar的核外电子排布相同，故B正确；
C．KCl中K+和Cl-均与Ar的核外电子排布相同，故C错误；
D．HF中H与He的核外电子排布相同，F与Ne的核外电子排布相同，故D错误；
故答案：B。
3．D
【详解】
A．焰色反应过程中没有新物质生成，是物理变化，故A错误；
B．处于最低能量状态的原子叫做基态原子，根据构造原理，基态C原子的电子排布式是1s22s22p2，故B错误；
C．电子由基态跃迁到激发态需要吸收能量，而由激发态跃迁到基态（或能量较低的激发态）放出能量，焰色反应是两个过程的综合，故C错误；
D．基态原子吸收能量变为激发态原子，所以激发态原子能量大于基态原子能量，故D正确；
答案选D。
4．C
【解析】
【分析】
A.稀有气体形成的分子晶体中不存在化学键；
B.CsCl晶体中Cs+的配位数为8；
C.SiO2晶体中每个Si原子与4个O原子以单键结合；
D.金属钨的熔点高于原子晶体硅的熔点。
【详解】
A.分子晶体中的每个分子内不一定含有共价键，如稀有气体形成的分子晶体中不存在化学键，故A错误； 
B.CsCl属于简单立方晶胞,8个Cl-(或Cs+)位于立方体的八个顶点,立方体中心为Cs+ (或Cl-),所以每个Cs的周围有8个Cl-,每个Cl-周围有8个Cs+；即阴阳离子的配位数均为8,故B错误；
C.SiO2晶体中每个Si原子与4个O原子以共价键结合,故C正确；
D.金属钨的熔点高于原子晶体硅的熔点，分子晶体碘常温下为固态，而金属汞为液态，故D错误；
故答案为C。
5．D
【详解】
A．与分子中N原子都是杂化，中只含有极性键，中含有极性键和非极性键，二者共价键类型不完全相同，故A错误；
B．反应③中，N元素由价降低到价，发生还原反应，N元素被还原，故B错误；
C．与的两个过程得到的物质的量是否相同未知，无法判断二者转移电子的数目关系，故C错误；
D．水生生物的氮循环，既可以合成蛋白质为其他生物提供营养物质，又可以将转化为，从而降低水体中的含氮量，减轻水体富营养化，故D正确；
故答案选D。
6．A
【详解】
A．PCl3中，P原子的原子核外最外层电子数为5，其在分子中的化合价为+3价，在分子中的原子最外层电子数为8，Cl元素的化合价为-1，Cl原子最外层电子数为7，所以1+7=8，Cl原子满足8电子结构，故A正确；
B．四氟化氙中，Xe原子的原子核外最外层电子数为8，与氟共用四个电子，在分子中的原子最外层电子数为12，故B错误；
C．BeCl2中，Be元素位于第IIA族，最外层只有2个电子，不满足分子中所有原子都满足最外层8电子结构，故C错误；
D．BF3中B元素化合价为+3，B原子最外层电子数为3，所以3+3=6，B原子不满足8电子结构；F元素化合价为-1，F原子最外层电子数为7，所以1+7=8，F原子满足8电子结构，故D错误；
答案选A。
7．A
【分析】
①根据杂化轨道数判断杂化类型，杂化轨道数=δ键数+孤对电子对数，据此判断杂化类型；
②根据杂化方式判断甲醛的分子构型；
③根据甲醛分子中氢原子核外电子数判断；
④根据甲醛的杂化方式判断其构型．
【详解】
①甲醛（H2C=O）分子内碳原子形成3个σ键，无孤对电子，杂化轨道数为3，杂化方式为sp2杂化，故①正确；
②甲醛为立体构型平面三角形，分子中所有原子处于同一平面上，故②正确；
③甲醛分子中氢原子核外电子为2个，不是8电子稳定结构，故③错误；
④甲醛为平面三角形，不是四面体结构，故④错误；
故选A。
8．C
【分析】
根据元素的性质判断出元素，然后比较元素的非金属性强弱，进而比较其单质的氧化性强弱。
【详解】
A．第二周期原子含有未成对电子最多的元素是氮元素；
B．位于周期表中第三周期ⅢA族的元素是铝元素；
C．原子最外层电子排布为2s22p4的元素是氧元素；
D．有9个原子轨道有电子且电子总数最小的元素是磷元素；
则这四种元素中，其单质氧化性最强的是氧气，答案选C。
9．B
【详解】
①BCl3 中心原子的价电子都用来形成共价键，所以价层电子对数为3，为平面三角形，键角为120°；
②NH3 为三角锥形，键角为107°；
③H2O为V形，键角为105°；
④CH4为正四面体，键角为109°28′；
⑤BeCl2中心原子的价电子都用来形成共价键，所以价层电子对数为2，为直线形，键角为180°；所以键角由大到小排列顺序是⑤①④②③；
故选B。
10．D
【详解】
在化合物中，有机物最多，有机物都是含C化合物，故C元素形成的化合物种类最多，第ⅣA族含有碳元素，而碳元素是形成种类庞大的有机物必不可少的元素，答案选D。
11．C
【分析】
四种元素分别是：①即1s22s22p63s23p4是S元素、②是P元素、③核外电子排布为1s22s22p3是N元素、④1s22s22p5是F元素。
【详解】
A． 同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能N＜F，但P元素原子3p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能S＜P，同主族自上而下第一电离能降低，所以第一电离能N＞P，所以第一电离能S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，故A错误；
B． 同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径P＞S，N＞F，电子层越多原子半径越大，故原子半径P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；
C． 同周期自左而右电负性增大，所以电负性P＜S，N＜F，N元素非金属性与S元素强，所以电负性P＜N，故电负性P＜S＜N＜F，电负性：④＞③＞①＞②，故C正确；
D． 最高正化合价等于最外层电子数，但F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②=③，故D错误。
故选C。
12．B
【详解】
A. HCl是共价化合物，氯化氢气体溶于水时破坏共价键，产生H+和Cl-，A错误；
B. 硅晶体属于原子晶体，熔化断裂共价键；碘化氢属于分子晶体，碘化氢分解破坏共价键，因此需克服的化学键类型相同，B正确；
C. NH3和HCl都极易溶于水，NH3是因为可以和H2O形成氢键，但HCl分子与H2O分子之间不存在氢键，C错误；
D. CO2和SiO2的熔沸点和硬度相差很大，是由于CO2属于分子晶体，分子之间以微弱的分子间作用力结合，而SiO2属于原子晶体，原子之间以强的共价键结合，熔化时破坏的作用力性质不同，D错误；
故合理选项是B。
13．C
【详解】
A.电子亚层（能级）是电子在核外空间出现概率密度分布的形象化描述即电子运动的电子云状态，故A正确；
B.电子的运动状态由电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋状态决定，所以在电子层、电子亚层、电子云的伸展方向、以及电子的自旋状态确定时，电子的运动状态才能确定下来，故B正确；
C.第一能层只有s能级1个原子轨道，第二能层有s和P能级共有4个原子轨道，第三能层有s、P和d能级共有9个原子轨道，与电子层、电子亚层、电子云的伸展方向及电子的自旋无关，故C错误；
D.离原子核越远的电子，其能量越大，则p原子轨道电子的平均能量随能层的增大而增加，所以电子云伸展方向与能量大小是无关，故D正确；
故选C。
14．C
【详解】
①H2O2 分子中既含极性键又含非极性键，分子中氧元素和氧元素之间形成非极性共价键，氧元素和氢元素之间形成极性共价键，故①正确；
②硫化氢常温下为气态，水常温下为液态，故水的沸点大于硫化氢，故②错误；
③Na2O2 固体中的阴离子是和阳离子是Na＋，阴离子和阳离子个数比是1∶2，故③正确；
④不能利用非金属性来比较氢化物的水溶液酸性，可以比较最高价氧化物对应水化物的酸性，故④错误；①③正确；
答案选C。
15．A
【详解】
A．分子晶体中一定存在分子间作用力，可能存在共价键(如水分子)，也可能不存在共价键(如稀有气体分子)，故A正确；
B．水是一种非常稳定的化合物，与共价键有关，水分子间存在氢键会导致沸点升高，与稳定性无关，故B错误；
C．晶体是由二氧化碳分子之间通过范德华力结合构成的分子晶体，故C错误；
D．一般情况下，同一主族简单氢化物的相对分子质量越大其沸点越高，但分子间存在氢键，HF、HCl、HBr、HI中的沸点最高，D错误；
选A。
16．C
【解析】
【详解】
A. 3p2表示3p能级上有2个电子，故A正确；
B. 原子核外电子处于最低能量状态时，原子的能量最低，这时量的原子叫做基态原子，故B正确；
C. 由在多原子中的能级交错3d轨道能量高于4s，故C错误；
D. 同一原子中，3s、3p、3d能级的轨道数分别为1、3、5，故D正确；
选C。
17． B 6 3845 为相对稳定结构，破坏需要额外提供能量 8
【分析】
根据裂变反应：中净产生的中子()数和的物质的量判断；核外电子排布轨道处于半充满和全充满时相对稳定；根据电离能的递变性和变化规律判断；根据晶胞结构分析晶体的化学式并进行相关计算。
【详解】
(1)的物质的量为1mol，根据裂变反应：，可知净产生的中子()的物质的量为2mol，数目为2NA；基态U原子的外围电子排布式为5f36d17s2，、和均为其基态原子的激发态，为U+，由第二电离明显高于第一电离可知，再失去1个电子所需要的能量最高，故答案为B；
(2)NH3常温下为气态，而H2O常温下为液态，则沸点较高的为H2O；NH3结合质子的能力强于H2O，则NH3与Cu2+形成的配离子稳定性强于H2O与Cu2+形成的配离子稳定性；
(3)CO32-中存在大π键，C原子孤对电子数为=0，则其路易斯结构式为，形成的大π键为，该大π键的电子数为6；
(4)①MgO的晶格能为Mg2+(g)和O2-(g)生成MgO(s)放出的能量，则MgO的晶格能为3845kJ•mol-1；
②Al+的电子排布式为1s22s22p63s2，Mg+的电子排布式为1s22s22p63s1，可见Al的第二电离能大于Mg的第二电离能，是由于Al+的半径较Mg+小、Al+的核电荷更高以及Al+为3s2相对稳定结构，破坏需要额外提供能量；
(5)另一种铀氮化物的晶胞是U“原子”作面心立方最密堆积，其中含有U的原子数目为8×+6×=4，N原子数为8，其化学式为UN2；
①晶胞化学式为UN2，其中N为-3价，则铀元素的化合价为+6价；晶胞中顶点U原子最靠近的N原子数是1，顶点U为8个晶胞共用，则U原子的配位数为8；
②已知晶胞参数为anm，晶胞的体积为(a×10-7cm)3，晶胞的质量为g，则晶体的密度为=g/cm3。
【点睛】
本题涉及电离能的大小判断，可依据电离能的一般变化规律分析，其中判断电离能大小的关键要点是当外围电子在能量相等的轨道上形成全空(p0，d0，f0)、半满(p3，d5，f7)或全满(p6，d10，f14)结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大。
18．1s22s22p63s23p5 同周期元素随核电荷数增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量(E1)依次增大 N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子 sp3杂化 正四面体 5 Π (H3O＋)O—H…N(N) (NH)N—H…N(N)
【详解】
(1)、氯原子的核电荷数为17，其电子排布式为1s22s22p63s23p5；
(2)、周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合1个电子释放出的能量依次增大，氮原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性；
故答案为：同周期元素随核电荷数增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量(E1)依次增大；N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子；
(3)①H3O＋中价层电子对数都是3且含有一对孤电子对，所以为三角锥形结构，中心原子的杂化类型为sp3杂化，NH中价层电子对个数是4且不含孤电子对，其空间构型为正四面体；
②3[H3ON5]·3[NH4N5]·NH4Cl中阴离子N中的σ键总数为5个，根据已知信息，N中参与形成大π键的原子数为5，形成大π键的电子数为6，所以N中的大π键表示为Π；
③图(b)中虚线代表氢键，其中表示式为(NH)N—H…Cl、(H3O＋)O—H…N(N)、(NH)N—H…N(N)；
故答案为：sp3杂化；正四面体；5 ；Π；(H3O＋)O—H…N(N)；(NH)N—H…N(N)。
19．8 2 L 球形和哑铃形 AC 平面正三角形 sp3 +4 F- 由于碱土金属元素阳离子均为+2价阳离子，且Mg2+到Ba2+离子半径逐渐增大，对氧离子的吸引作用越来越弱，故需要更多的外界能量来分解，因此碱土金属元素碳酸盐热分解温度逐渐升高
【详解】
（1）Ti原子核外电子数为22，核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d24s2，s轨道上总共有8个电子，价电子轨道表达式为：。
故答案为8；；
（2）基态N原子的核外电子排布为1s22s22p3，1s、2s为成对电子，自旋方向相反，2p能级为单电子，自旋方向相同，故N原子核外存在2对自选相反的电子；核外最高能层为第二层，即L层；s能级的电子云轮廓是球形，P能级的电子云轮廓是哑铃形。
故答案为2；L；球形和哑铃形；
（3）A选项，(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl中含有N5-离子、H3O+、NH4+、Cl-四种离子，故A正确；B选项，N5+N5-只含一种元素，不能称之为化合物，故B错误；C选项，N5-所含电子数为7×5+1=36个，故C正确；D选项，N5+N5-中离子之间是离子键，但是离子内，N和N之间都是非极性键，没有极性键，故D错误。故选AC。
（4）BF3分子中B有3个B-F键，且不含孤电子对，所以该分子是平面三角形结构。NH3分子中N原子有3个N-H键，还有一对孤对电子，杂化轨道为4，所以氮原子采取sp3杂化。
故答案为平面正三角形； sp3；
（5）钾元素是+1价，氟元素为-1价，设钛元素化合价为a，可得：（+1）×2+a+(-1)×6=0，则a=+4价。K2TiF6中Ti4+为提供空轨道的中心离子，F-提供孤对电子为配体。
故答案为+4；F-；
（6）由表格数据可知，阳离子半径越大，其碳酸盐越难分解。这是因为碱土金属元素阳离子均为+2价阳离子，且Mg2+到Ba2+离子半径逐渐增大，对氧离子的吸引作用越来越弱，故需要更多的外界能量来分解，因此碱土金属元素碳酸盐热分解温度逐渐升高。
故答案为由于碱土金属元素阳离子均为+2价阳离子，且Mg2+到Ba2+离子半径逐渐增大，对氧离子的吸引作用越来越弱，故需要更多的外界能量来分解，因此碱土金属元素碳酸盐热分解温度逐渐升高。
（7）在每个晶胞中含有Ti原子数为：；
晶胞的体积V= ；由，可得，。
故答案为。
20． 1 B 离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强
【详解】
(1)元素原子序数是28，其、电子为其价层电子，、能级上电子数分别是8、2，其价层电子排布式为；最高能层的电子为，所占据的原子轨道为轨道，轨道为球形，所以有1种空间伸展方向；
(2)A．一氧化碳中含有碳氧三键，其中键个数为1，键个数为2，故健和键个数之比为1：2，A正确；
B．的中心N原子价层电子对数为4，有1个孤电子对，采取杂化，空间结构为三角锥形，B错误；
C．根据题干信息，镍能形成多种配合物如正四面体形的、正方形的和正八面体形的，因此在形成配合物时，其配位数可能为4或6，C正确；
D．中，镍原子成键电子对数为4，孤电子对数为0，则价层电子对数为4，采取杂化，D正确；
答案选B；
(3)中心原子提供空轨道，配体提供孤电子对形成配位键，氢键存在于已经与，，等电负性很大的原子形成共价键的与另外的，，等电负性很大的原子之间，则氢键表示为；
(4)因为的晶体结构类型与氯化钠的相同，根据表中数据镍离子和氧离子的半径分别小于钠离子和氯离子，离子半径越小，离子键越强，且晶体中离子所带电荷较多所以氧化镍的熔点比氯化钠的高，即离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强。
21．C sp3、sp2 易溶于水 SiO2是原子晶体，微粒间作用力为共价键。SiCl4是分子晶体，微粒间作用力为范德华力，故SiO2熔点高于SiCl4和SiF4。SiCl4和SiF4均为分子晶体，微粒间作用力为范德华力，结构相似时相对分子质量越大，范德华力越大，故SiCl4熔点高于SiF4 nm (，，) (，，)
【分析】
(1)能量越高越不稳定，越易失电子，所以激发态的微粒易失电子，电离最外层一个电子所需能量最小，据此分析解答；
(2)根据分子中C原子的价层电子对个数，结合价层电子对互斥理论判断该分子中C原子轨道杂化类型；抗坏血酸中羟基属于亲水基，增大其水解性；
(3)根据构成微粒的作用力大小分析、比较；
(4)晶体中硼原子与磷原子最近的距离为晶胞体对角线的，根据晶体密度与摩尔质量换算关系计算；根据图中各个原子的相对位置确定2、3号原子的坐标。
【详解】
(1)A、有1个电子跃迁到2s轨道的激发态；B、有2个电子跃迁到2s、2p轨道的激发态；C、有2个电子跃迁到2p轨道的激发态；D、属于基态原子；所以C中电子能量最高，越不稳定，越易失电子，则电离最外层一个电子所需能量最小；故选：C；
(2) 中1、2、3号C原子价层电子对个数是4，4、5、6号碳原子价层电子对个数是3，根据价层电子对互斥理论判断该分子中C原子轨道杂化类型，1、2、3号C原子采用sp3杂化，4、5、6号C原子采用sp2杂化；抗坏血酸中羟基属于亲水基，增大其水解性，所以抗坏血酸易溶于水；
(3)SiO2是原子晶体，原子间以极强的共价键结合，断裂消耗很高的能量，而SiCl4、SiF4都是由分子通过分子间作用力结合形成的分子晶体，分子间作用力非常微弱，所以SiO2熔点高于SiCl4和SiF4。对于由分子构成的分子晶体，若物质结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力就越大，物质的熔沸点就越高，所以SiCl4熔点高于SiF4；
(4)BP晶体中晶胞参数是anm，晶胞的对角线长度为L=，根据晶胞结构可知：在晶体中硼原子与磷原子晶胞体对角线的，因此二者的最近的距离为nm。在一个晶胞中含有B、P原子个数为P：=4；含有的B原子数目为4个，所以一个晶胞中含有4个BP，用Mg·mol-1表示磷化硼的摩尔质量，NA表示阿伏加德罗常数的值，则磷化硼晶体的密度=g/cm3；以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图中原子1的坐标为(，，0)，则原子2的坐标为(，，)，原子3的坐标为(，，)。
【点睛】
本题考查了物质结构的有关知识。掌握原子的构造原理、晶体结构的有关知识，注意晶体中B、P原子之间的距离与晶胞棱长的关系，用均摊方法进行计算是本题解答的关键。