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【化学】广西蒙山县第一中学2018-2019学年高二下学期第一次月考（解析版） 试卷
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广西蒙山县第一中学2018-2019学年高二下学期第一次月考
一、选择题（本大题共20小题，每小题只有一个正确选项，每小题3分，共60分）
1.下列关于氢原子电子云图的说法正确的是( )
A. 通常用小黑点来表示电子的多少，黑点密度大，电子数目多
B. 黑点密度大，单位体积内电子出现的机会多
C. 通常用小黑点来表示电子绕核做高速圆周运动
D. 电子云图是对运动无规律性的描述
【答案】B
【解析】
【详解】A．小黑点表示电子在核外空间某处出现的机会，不表示电子数目，故A错误；
B．小黑点密度大表示电子在原子核外空间的单位体积内电子出现的概率大，故B正确；
C．小黑点表示电子在核外空间某处出现的机会，不代表电子的运动轨迹，故C错误；
D．电子云图反映电子在核外无规则运动时在某点出现的概率，是对运动的描述，故D错误；
答案选B。
【点睛】解答本题需要注意：电子云中小黑点本身没有意义，不代表1个电子，也不代表出现次数，小黑点的疏密表示出现机会的多少，密则机会大，疏则机会小。
2.电子层序数为3时，该电子层的原子轨道数共有( )
A. 4个 B. 7个 C. 8个 D. 9个
【答案】D
【解析】
【详解】电子层序数为3时，即为M层，M层有s、p、d三个能级，其中s能级有1个原子轨道、p能级有3个原子轨道、d能级有5个原子轨道，共9个原子轨道，故选D。
3.下列有关电离能的说法，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。
4.元素X的各级电离能数据如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/kJ·mol－1
578
1817
2745
11578
14831
18378
则元素X的常见价态是( )
A. ＋1 B. ＋2 C. ＋3 D. ＋6
【答案】C
【解析】
分析该元素的电离能可知，第四电离能剧增，第一二三电离能较小，说明该元素容易失去3个电子，则该元素原子形成离子的化合价为+3价，故选C。
5.电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是( )
A. 周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B. 周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C. 电负性越大，金属性越强
D. 电负性越小，非金属性越强
【答案】A
【解析】
【详解】A、周期表中从左到右非金属性逐渐增强，所以主族元素的电负性逐渐变大，故A正确；
B、周期表中从上到下，非金属性逐渐减弱，所以同一主族元素的电负性逐渐减小，故B错误；
C．元素的电负性越大，原子对键合电子吸引力越大，则元素非金属性越强，金属性越弱，故C错误；
D．元素的电负性越小，原子对键合电子吸引力越小，则元素非金属性越弱，故D错误；
答案选A。
6.下列各组元素按电负性大小排列正确的是( )
A. F＞N＞O B. O＞Cl＞F C. As＞P＞S D. Cl＞S＞As
【答案】D
【解析】
【详解】元素周期表中同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，同主族元素从上到下元素的电负性逐渐减弱。
A．同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，则电负性F＞O＞N，故A错误；
B．同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则电负性F＞O＞Cl，故B错误；
C．同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则电负性As＜P＜S，故C错误；
D．同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则电负性Cl＞S＞As，故D正确；
答案选D。
7.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5则下列有关的比较中正确的是( )
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
【答案】A
【解析】
【详解】由四种元素的核外电子排布式可知，①为S元素，②为P元素，③为N元素；④为F元素。
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
C.同周期自左而右，电负性逐渐增大，所以电负性P
故选A。
8.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
【答案】B
【解析】
由原子的电子排布式可以确定A是钠元素、B是钾元素、C是镁元素、D是铁元素，钾元素在第四周期第IA族，半径最大，B正确。
9.如图所示是第3周期11～17号元素某种性质变化趋势的柱形图，y轴表示的可能是( )
A. 第一电离能 B. 电负性 C. 原子半径 D. 元素的金属性
【答案】B
【解析】
【详解】A．第三周期P元素最外层电子为半充满结构，较为稳定，P的第一电离能大于S，与图像不符，故A错误；
B．同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，与图像相符，故B正确；
C．同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，与图像不符，故C错误；
D．同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减小，与图像不符，故D错误；
答案选B。
【点睛】本题的易错点为A，需要注意第一电离能的异常现象，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，如第二周期中第一电离能的变化规律为。
10.下列化学用语的表达正确的是( )
A. 原子核内有10个中子的氧原子：168O
B. 氯原子的结构示意图：
C. Fe3＋的最外层电子排布式：3s23p63d5
D. 基态铜原子的外围电子轨道表示式：
【答案】C
【解析】
【详解】A．原子核内有10个中子的氧原子的质量数=10+8=18，应该表示为188O，故A错误；
B．氯原子核外电子总数为17，氯原子的结构示意图为，故B错误；
C．铁为26号元素，铁离子最外层电子数为13，根据构造原理可得：Fe3+的最外层电子排布式为3s23p63d5，故C正确；
D．Cu是29号元素，其原子核外有29个电子，基态原子外围电子排布式为：3d104s1，图示中3d和4s能级电子数目不符，故D错误；
答案选C。
【点睛】本题的易错点为D，根据构造原理，核外电子排布式需要满足能量最低原理，在前36号元素中要注意Cr：1s22s22p63s23p63d54s1和Cu：1s22s22p63s23p63d104s1排布的特殊性。
11.已知元素周期表中1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，下列判断正确的是( )
A. 元素的第一电离能：X>W B. 离子的还原性：Y2－>Z－
C. 氢化物的稳定性：H2Y>HZ D. 原子半径：X
【解析】
【分析】
元素周期表中1～18号元素的离子W3+、X+、Y2-、Z-都具有相同的电子层结构，其离子核外电子数相等，Y、Z为非金属，处于第二周期，故Y为O元素，Z为F元素，W、X为金属处于第三周期，W为Al元素，X为Na元素，结合元素周期律分析解答。
【详解】根据上述分析，W为Al元素，X为Na元素，Y为O元素，Z为F元素。
A．W为Al元素，X为Na元素，元素第一电离能Al＞Na，即第一电离能X＜W，故A错误；
B．Y为O元素，Z为F元素，同周期从左到右，元素的非金属性逐渐增强，离子的还原性逐渐减弱，所以离子的还原性：Y2-＞Z-，故B正确；
C．非金属性F＞O，非金属性越强，氢化物越稳定，氢化物稳定性为HZ＞H2Y，故C错误；
D．W为Al元素，X为Na元素，同周期从左到右，原子半径逐渐减小，所以原子半径Na＞Al，即原子半径X＞W，故D错误；
答案选B。
12.某新型“防盗玻璃”为多层结构，每层中间嵌有极细的金属线。当玻璃被击碎时，与金属线相连的警报系统就会立即报警，“防盗玻璃”能报警是利用了金属的( )
A. 延展性 B. 导电性 C. 弹性 D. 导热性
【答案】B
【解析】
新型“防盗玻璃”为多层结构，每层中间嵌有极细的金属线．当玻璃被击碎时，与金属线相连的警报系统就会立即报警，说明当玻璃被击碎时，形成闭合回路，利用的金属的导电性，故选B。
点睛：掌握金属的物理性质及其应用是正确解答本题的关键，金属具有良好的导电性、导热性和延展性，根据题干信息，当玻璃被击碎时，与金属线相连的警报系统就会立刻报警说明利用了金属的导电性。
13.下列各组金属熔、沸点的高低顺序，排列正确的是( )
A. Mg＞Al＞Ca B. Al＞Na＞Li C. Al＞Mg＞Ca D. Mg＞Ba＞Al
【答案】C
【解析】
【分析】
在金属晶体中，如果金属原子的价电子数越多，原子半径越小，自由电子与金属阳离子间的作用力越大，金属的熔沸点越高，据此分析解答。
【详解】A．价电子数Al＞Mg=Ca，原子半径Ca＞Mg＞Al，所以金属熔沸点：Al＞Mg＞Ca，故A错误；
B．价电子数Al＞Li=Na，原子半径Na＞Al＞Li，元素金属熔沸点Al＞Li＞Na，故B错误；
C．价电子数Al＞Mg=Ca，原子半径Ca＞Mg＞Al，所以金属熔沸点：Al＞Mg＞Ca，故C正确；
D．价电子数Al＞Mg=Ba，原子半径Ba＞Mg＞Al，所以金属熔沸点：Al＞Mg＞Ba，故D错误；
答案选C。
14.下列关于晶格能的叙述中正确的是( )
A. 晶格能仅与形成晶体中的离子所带电荷数有关
B. 晶格能仅与形成晶体的离子半径有关
C. 晶格能是指相邻的离子间的静电作用
D. 晶格能越大的离子晶体，其熔点越高
【答案】D
【解析】
【详解】A. 离子晶体中离子半径越小，离子所带电荷越多，晶格能越大，晶格能与形成晶体中的离子所带电荷数和离子半径有关，故A错误；
B．金属离子的电荷越多，离子半径越小，晶格能越大，所以晶格能的大小与离子半径、以及离子所带电荷多少有关，故B错误；
C、因离子键是相邻阳离子、阴离子间的静电作用，故C错误；
D．离子键的强弱可以用离子晶体的晶格能来衡量，晶格能越大，键能越大，则离子晶体的熔点越高，故D正确；
答案选D。
15.一种离子晶体的晶胞如图所示。其中阳离子A以表示，阴离子B以表示。关于该离子晶体的说法正确的是( )
A. 阳离子的配位数为8，化学式为AB
B. 阴离子的配位数为4，化学式为A2B
C. 每个晶胞中含4个A
D. 每个A周围有4个与它等距且最近的A
【答案】C
【解析】
【详解】A.该晶胞中阴离子B的个数8、阳离子A的个数=8×+6×=4，则阴阳离子个数比=8∶4=2∶1，该物质化学式为AB2，根据图示，阳离子A周围距离最近的阴离子数为8，即阳离子的配位数为8，故A错误；
B.根据A的分析，阴离子的配位数为4，化学式为AB2，故B错误；
C.根据A的分析，每个晶胞中含4个阳离子A，故C正确；
D.根据图示，A位于晶胞的顶点和面心，每个A周围有12个与它等距且最近的A，故D错误；
答案选C。
【点睛】本题的难点和易错点为D，A位于晶胞的顶点和面心，与A(顶点)等距且最近的A位于面心，一个晶胞中有3×=个，A(顶点)周围有8个晶胞，等距且最近的A的数目=×8=12个。
16.根据下列实验事实，能确定某晶体一定是离子晶体的是( )
A. 晶体熔点达2500℃ B. 晶体固态不导电，溶于水导电
C. 晶体固态不导电，熔融能导电 D. 温度越高，溶解度越大
【答案】C
【解析】
【详解】A、离子晶体的熔沸点较高，一般为几百摄氏度到一千多摄氏度，不能根据晶体的熔点达2500℃判断离子晶体，该晶体也可能是原子晶体，故A错误；
B．水溶液能导电的化合物晶体不一定是离子晶体，可能为分子晶体，如醋酸、硫酸等，故B错误；
C、固态不导电，熔融时能导电的晶体，其构成微粒为离子，则一定为离子晶体，故C正确；D．温度越高，溶解度越大是固体物质溶解度的一般规律，因此温度越高，溶解度越大，不一定是离子晶体，也可能是分子晶体，故D错误；
答案选C。
17.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
18.下列化合物中指定化学键为非极性键的是( )
A. CH3—CH3 B. CH3C6H4—OCH3 C. H—CN D. CH3—Cl
【答案】A
【解析】
试题分析：非极性键指同种原子之间形成的化学键，故答案选A。
考点：考查非极性键的概念相关知识
19.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－ ⑤CO
A. ①② B. ①②③ C. ①②④ D. ①②③④⑤
【答案】D
【解析】
【分析】
如果这几种微粒中含有孤电子对就能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键，根据其电子式判断即可．
【详解】根据各微粒中各原子的成键情况，写出几种微粒的电子式，得出这几种微粒的路易斯结构式分别为：，据此可知，这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。
【点睛】本题考查了配位键的形成，解题关键：含有孤电子对的原子和含有空轨道的原子之间能形成配位键．
20.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. 两个原子之间形成共价键时，只能形成一个σ键
C. 气体单质中，一定有σ键，可能有π键
D. H2分子中不含π键
【答案】C
【解析】
【详解】A、σ键是头碰头重叠，π键是肩并肩重叠，σ键重叠程度大，形成的共价键强，故A正确；
B、两个原子之间形成共价键，可能是单键、双键或三键。单键是一个σ键，双键是一个σ键和1个π键，三键是一个σ键和2个π键，只能形成一个σ键，故B正确；
C、气体单质分子中不一定存在化学键，如稀有气体的单质中不存在化学键，则不含σ键、π键，故C错误；
D、H2分子中只存在H-H，属于单键，是一个σ键，没有π键，故D正确；
答案选C。
二、填空与简答题（本大题共6小题，每空2分，共40分）
21.（1）CH2=CH—C≡N分子中含有 ______个σ键，______个π键。
（2）日常生活中广泛使用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素的价电子排布式为3d54s1，该元素名称是______。
【答案】 (1). 3 (2). 3 (3). 铬
【解析】
【分析】
(1)单键是一个σ键，双键是一个σ键和1个π键，三键是一个σ键和2个π键，据此分析解答；
(2)根据元素的价电子排布式写出元素的电子排布式，判断出该元素的原子序数，再判断元素的名称。
【详解】(1)共价单键为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，CH2=CH—C≡N分子中σ键数为3，3个π键，故答案为：3；3；
(2)元素的价电子排布式为3d54s1，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，为24号元素，该元素的名称为铬，故答案为：铬。
22.锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：
（1）Zn原子核外电子排布式为________________。
（2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能Ⅰ1（Zn）_______Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是_______________________________________。
【答案】 (1). 1s22s22p63s23p63d104s2或［Ar］3d104s2 (2). 大于 (3). Zn核外电子排布为全满稳定结构，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态
【解析】
【分析】
(1)Zn为30号元素，根据构造原理书写其原子核外电子排布式；
(2)轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失去电子需要的能量较大，据此分析解答。
【详解】(1)Zn原子核外有30个电子，分别分布在1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s能级上，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2，故答案为：1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2；
(2)轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失去电子需要的能量较大，Zn原子轨道中电子处于全满状态，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态，所以Cu较Zn易失电子，则第一电离能Ⅰ1(Zn)＞Ⅰ1(Cu)，故答案为：大于；Zn原子轨道中电子处于全满状态，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态。
【点睛】本题的难点为(2)，Zn的4s2为全满，Cu的4s1为半满，但Zn失去1个电子变成了4s的半满状态，Cu失去1个电子变成3d的全满状态更稳定，即Cu更易失电子。
23.下图是s轨道、p轨道的原子轨道图，试回答下列问题：
s能级的原子轨道呈______形，每个s能级有______个原子轨道；p能级的原子轨道呈______形，每个p能级有______个原子轨道。
【答案】 (1). 球 (2). 1 (3). 纺锤 (4). 3
【解析】
【分析】
根据图中原子轨道的形状分析解答，注意p能级有3个轨道。
【详解】根据图中原子轨道的形状可知，s电子的原子轨道呈球形，每个s能级含有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，每个p能级有3个原子轨道，且这三个轨道相互垂直，故答案为：球；1；纺锤(或哑铃)；3。
24.比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
(1) 1s,2p______，(2) 3s,3p,3d _______，(3) 2p,3p,4p _________。
【答案】 (1). 1s<2p (2). 3s<3p<3d (3). 2p<3p<4p
【解析】
【分析】
根据构造原理分析比较原子轨道的能量大小。
【详解】(1) 一般而言，多电子原子中能层序数越大，原子轨道的能量越高，因此原子轨道的能量1s＜2p，故答案为：1s<2p；
(2) 多电子原子的相同能层中，原子轨道的能量满足ns
【点睛】掌握构造原理是解答本题的关键，解题时要注意能级交错现象。
25.离子键的强弱主要决定于_____________ 和 _______________。一般规律是：离子半径 _________，离子电荷值________，则离子键越强。K2O、MgO、CaO三种物质中离子键由强到弱的顺序是_________ 。
【答案】 (1). 离子半径大小 (2). 离子所带电荷数 (3). 越小 (4). 越大 (5). MgO>CaO> K2O
【解析】
【分析】
离子键的强弱与离子半径的大小和离子所带电荷数有关，一般而言，离子半径越小，离子键越强，离子所带电荷数越多，离子键越强，据此分析解答。
【详解】离子键的强弱主要决定于离子半径的大小和离子所带电荷数，一般规律是：离子半径小，离子所带电荷数越多，则离子键越强。K2O、MgO、CaO中阴离子相同，阳离子半径K+＞Ca2+＞Mg2+，则离子键由强到弱的顺序是MgO＞CaO＞K2O，故答案为：离子半径大小；离子所带电荷数；越小；越大；MgO＞CaO＞K2O。
26.金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题：
(1)Ni原子的价电子排布式为________________。
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同：Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78pm，则熔点NiO________FeO(填“<”或“>”)。
【答案】 (1). 3d84s2 (2). >
【解析】
【分析】
(1)Ni为28号元素，根据构造原理书写该原子核外排布式，再确定价电子排布式；
(2)一般而言，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，离子晶体的熔点越高，据此分析判断。
【详解】(1)Ni为28号元素，原子核外有28个电子，根据构造原理，该原子核外排布式为[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2，因此价电子排布式为3d84s2，故答案为：3d84s2；
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔点越高。由于Ni2+的离子半径小于Fe2+的离子半径，因此熔点是NiO＞FeO，故答案为：＞。
一、选择题（本大题共20小题，每小题只有一个正确选项，每小题3分，共60分）
1.下列关于氢原子电子云图的说法正确的是( )
A. 通常用小黑点来表示电子的多少，黑点密度大，电子数目多
B. 黑点密度大，单位体积内电子出现的机会多
C. 通常用小黑点来表示电子绕核做高速圆周运动
D. 电子云图是对运动无规律性的描述
【答案】B
【解析】
【详解】A．小黑点表示电子在核外空间某处出现的机会，不表示电子数目，故A错误；
B．小黑点密度大表示电子在原子核外空间的单位体积内电子出现的概率大，故B正确；
C．小黑点表示电子在核外空间某处出现的机会，不代表电子的运动轨迹，故C错误；
D．电子云图反映电子在核外无规则运动时在某点出现的概率，是对运动的描述，故D错误；
答案选B。
【点睛】解答本题需要注意：电子云中小黑点本身没有意义，不代表1个电子，也不代表出现次数，小黑点的疏密表示出现机会的多少，密则机会大，疏则机会小。
2.电子层序数为3时，该电子层的原子轨道数共有( )
A. 4个 B. 7个 C. 8个 D. 9个
【答案】D
【解析】
【详解】电子层序数为3时，即为M层，M层有s、p、d三个能级，其中s能级有1个原子轨道、p能级有3个原子轨道、d能级有5个原子轨道，共9个原子轨道，故选D。
3.下列有关电离能的说法，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。
4.元素X的各级电离能数据如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/kJ·mol－1
578
1817
2745
11578
14831
18378
则元素X的常见价态是( )
A. ＋1 B. ＋2 C. ＋3 D. ＋6
【答案】C
【解析】
分析该元素的电离能可知，第四电离能剧增，第一二三电离能较小，说明该元素容易失去3个电子，则该元素原子形成离子的化合价为+3价，故选C。
5.电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是( )
A. 周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B. 周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C. 电负性越大，金属性越强
D. 电负性越小，非金属性越强
【答案】A
【解析】
【详解】A、周期表中从左到右非金属性逐渐增强，所以主族元素的电负性逐渐变大，故A正确；
B、周期表中从上到下，非金属性逐渐减弱，所以同一主族元素的电负性逐渐减小，故B错误；
C．元素的电负性越大，原子对键合电子吸引力越大，则元素非金属性越强，金属性越弱，故C错误；
D．元素的电负性越小，原子对键合电子吸引力越小，则元素非金属性越弱，故D错误；
答案选A。
6.下列各组元素按电负性大小排列正确的是( )
A. F＞N＞O B. O＞Cl＞F C. As＞P＞S D. Cl＞S＞As
【答案】D
【解析】
【详解】元素周期表中同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，同主族元素从上到下元素的电负性逐渐减弱。
A．同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，则电负性F＞O＞N，故A错误；
B．同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则电负性F＞O＞Cl，故B错误；
C．同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则电负性As＜P＜S，故C错误；
D．同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则电负性Cl＞S＞As，故D正确；
答案选D。
7.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5则下列有关的比较中正确的是( )
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
【答案】A
【解析】
【详解】由四种元素的核外电子排布式可知，①为S元素，②为P元素，③为N元素；④为F元素。
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
C.同周期自左而右，电负性逐渐增大，所以电负性P
故选A。
8.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
【答案】B
【解析】
由原子的电子排布式可以确定A是钠元素、B是钾元素、C是镁元素、D是铁元素，钾元素在第四周期第IA族，半径最大，B正确。
9.如图所示是第3周期11～17号元素某种性质变化趋势的柱形图，y轴表示的可能是( )
A. 第一电离能 B. 电负性 C. 原子半径 D. 元素的金属性
【答案】B
【解析】
【详解】A．第三周期P元素最外层电子为半充满结构，较为稳定，P的第一电离能大于S，与图像不符，故A错误；
B．同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，与图像相符，故B正确；
C．同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，与图像不符，故C错误；
D．同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减小，与图像不符，故D错误；
答案选B。
【点睛】本题的易错点为A，需要注意第一电离能的异常现象，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，如第二周期中第一电离能的变化规律为。
10.下列化学用语的表达正确的是( )
A. 原子核内有10个中子的氧原子：168O
B. 氯原子的结构示意图：
C. Fe3＋的最外层电子排布式：3s23p63d5
D. 基态铜原子的外围电子轨道表示式：
【答案】C
【解析】
【详解】A．原子核内有10个中子的氧原子的质量数=10+8=18，应该表示为188O，故A错误；
B．氯原子核外电子总数为17，氯原子的结构示意图为，故B错误；
C．铁为26号元素，铁离子最外层电子数为13，根据构造原理可得：Fe3+的最外层电子排布式为3s23p63d5，故C正确；
D．Cu是29号元素，其原子核外有29个电子，基态原子外围电子排布式为：3d104s1，图示中3d和4s能级电子数目不符，故D错误；
答案选C。
【点睛】本题的易错点为D，根据构造原理，核外电子排布式需要满足能量最低原理，在前36号元素中要注意Cr：1s22s22p63s23p63d54s1和Cu：1s22s22p63s23p63d104s1排布的特殊性。
11.已知元素周期表中1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，下列判断正确的是( )
A. 元素的第一电离能：X>W B. 离子的还原性：Y2－>Z－
C. 氢化物的稳定性：H2Y>HZ D. 原子半径：X
【解析】
【分析】
元素周期表中1～18号元素的离子W3+、X+、Y2-、Z-都具有相同的电子层结构，其离子核外电子数相等，Y、Z为非金属，处于第二周期，故Y为O元素，Z为F元素，W、X为金属处于第三周期，W为Al元素，X为Na元素，结合元素周期律分析解答。
【详解】根据上述分析，W为Al元素，X为Na元素，Y为O元素，Z为F元素。
A．W为Al元素，X为Na元素，元素第一电离能Al＞Na，即第一电离能X＜W，故A错误；
B．Y为O元素，Z为F元素，同周期从左到右，元素的非金属性逐渐增强，离子的还原性逐渐减弱，所以离子的还原性：Y2-＞Z-，故B正确；
C．非金属性F＞O，非金属性越强，氢化物越稳定，氢化物稳定性为HZ＞H2Y，故C错误；
D．W为Al元素，X为Na元素，同周期从左到右，原子半径逐渐减小，所以原子半径Na＞Al，即原子半径X＞W，故D错误；
答案选B。
12.某新型“防盗玻璃”为多层结构，每层中间嵌有极细的金属线。当玻璃被击碎时，与金属线相连的警报系统就会立即报警，“防盗玻璃”能报警是利用了金属的( )
A. 延展性 B. 导电性 C. 弹性 D. 导热性
【答案】B
【解析】
新型“防盗玻璃”为多层结构，每层中间嵌有极细的金属线．当玻璃被击碎时，与金属线相连的警报系统就会立即报警，说明当玻璃被击碎时，形成闭合回路，利用的金属的导电性，故选B。
点睛：掌握金属的物理性质及其应用是正确解答本题的关键，金属具有良好的导电性、导热性和延展性，根据题干信息，当玻璃被击碎时，与金属线相连的警报系统就会立刻报警说明利用了金属的导电性。
13.下列各组金属熔、沸点的高低顺序，排列正确的是( )
A. Mg＞Al＞Ca B. Al＞Na＞Li C. Al＞Mg＞Ca D. Mg＞Ba＞Al
【答案】C
【解析】
【分析】
在金属晶体中，如果金属原子的价电子数越多，原子半径越小，自由电子与金属阳离子间的作用力越大，金属的熔沸点越高，据此分析解答。
【详解】A．价电子数Al＞Mg=Ca，原子半径Ca＞Mg＞Al，所以金属熔沸点：Al＞Mg＞Ca，故A错误；
B．价电子数Al＞Li=Na，原子半径Na＞Al＞Li，元素金属熔沸点Al＞Li＞Na，故B错误；
C．价电子数Al＞Mg=Ca，原子半径Ca＞Mg＞Al，所以金属熔沸点：Al＞Mg＞Ca，故C正确；
D．价电子数Al＞Mg=Ba，原子半径Ba＞Mg＞Al，所以金属熔沸点：Al＞Mg＞Ba，故D错误；
答案选C。
14.下列关于晶格能的叙述中正确的是( )
A. 晶格能仅与形成晶体中的离子所带电荷数有关
B. 晶格能仅与形成晶体的离子半径有关
C. 晶格能是指相邻的离子间的静电作用
D. 晶格能越大的离子晶体，其熔点越高
【答案】D
【解析】
【详解】A. 离子晶体中离子半径越小，离子所带电荷越多，晶格能越大，晶格能与形成晶体中的离子所带电荷数和离子半径有关，故A错误；
B．金属离子的电荷越多，离子半径越小，晶格能越大，所以晶格能的大小与离子半径、以及离子所带电荷多少有关，故B错误；
C、因离子键是相邻阳离子、阴离子间的静电作用，故C错误；
D．离子键的强弱可以用离子晶体的晶格能来衡量，晶格能越大，键能越大，则离子晶体的熔点越高，故D正确；
答案选D。
15.一种离子晶体的晶胞如图所示。其中阳离子A以表示，阴离子B以表示。关于该离子晶体的说法正确的是( )
A. 阳离子的配位数为8，化学式为AB
B. 阴离子的配位数为4，化学式为A2B
C. 每个晶胞中含4个A
D. 每个A周围有4个与它等距且最近的A
【答案】C
【解析】
【详解】A.该晶胞中阴离子B的个数8、阳离子A的个数=8×+6×=4，则阴阳离子个数比=8∶4=2∶1，该物质化学式为AB2，根据图示，阳离子A周围距离最近的阴离子数为8，即阳离子的配位数为8，故A错误；
B.根据A的分析，阴离子的配位数为4，化学式为AB2，故B错误；
C.根据A的分析，每个晶胞中含4个阳离子A，故C正确；
D.根据图示，A位于晶胞的顶点和面心，每个A周围有12个与它等距且最近的A，故D错误；
答案选C。
【点睛】本题的难点和易错点为D，A位于晶胞的顶点和面心，与A(顶点)等距且最近的A位于面心，一个晶胞中有3×=个，A(顶点)周围有8个晶胞，等距且最近的A的数目=×8=12个。
16.根据下列实验事实，能确定某晶体一定是离子晶体的是( )
A. 晶体熔点达2500℃ B. 晶体固态不导电，溶于水导电
C. 晶体固态不导电，熔融能导电 D. 温度越高，溶解度越大
【答案】C
【解析】
【详解】A、离子晶体的熔沸点较高，一般为几百摄氏度到一千多摄氏度，不能根据晶体的熔点达2500℃判断离子晶体，该晶体也可能是原子晶体，故A错误；
B．水溶液能导电的化合物晶体不一定是离子晶体，可能为分子晶体，如醋酸、硫酸等，故B错误；
C、固态不导电，熔融时能导电的晶体，其构成微粒为离子，则一定为离子晶体，故C正确；D．温度越高，溶解度越大是固体物质溶解度的一般规律，因此温度越高，溶解度越大，不一定是离子晶体，也可能是分子晶体，故D错误；
答案选C。
17.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
18.下列化合物中指定化学键为非极性键的是( )
A. CH3—CH3 B. CH3C6H4—OCH3 C. H—CN D. CH3—Cl
【答案】A
【解析】
试题分析：非极性键指同种原子之间形成的化学键，故答案选A。
考点：考查非极性键的概念相关知识
19.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－ ⑤CO
A. ①② B. ①②③ C. ①②④ D. ①②③④⑤
【答案】D
【解析】
【分析】
如果这几种微粒中含有孤电子对就能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键，根据其电子式判断即可．
【详解】根据各微粒中各原子的成键情况，写出几种微粒的电子式，得出这几种微粒的路易斯结构式分别为：，据此可知，这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。
【点睛】本题考查了配位键的形成，解题关键：含有孤电子对的原子和含有空轨道的原子之间能形成配位键．
20.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. 两个原子之间形成共价键时，只能形成一个σ键
C. 气体单质中，一定有σ键，可能有π键
D. H2分子中不含π键
【答案】C
【解析】
【详解】A、σ键是头碰头重叠，π键是肩并肩重叠，σ键重叠程度大，形成的共价键强，故A正确；
B、两个原子之间形成共价键，可能是单键、双键或三键。单键是一个σ键，双键是一个σ键和1个π键，三键是一个σ键和2个π键，只能形成一个σ键，故B正确；
C、气体单质分子中不一定存在化学键，如稀有气体的单质中不存在化学键，则不含σ键、π键，故C错误；
D、H2分子中只存在H-H，属于单键，是一个σ键，没有π键，故D正确；
答案选C。
二、填空与简答题（本大题共6小题，每空2分，共40分）
21.（1）CH2=CH—C≡N分子中含有 ______个σ键，______个π键。
（2）日常生活中广泛使用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素的价电子排布式为3d54s1，该元素名称是______。
【答案】 (1). 3 (2). 3 (3). 铬
【解析】
【分析】
(1)单键是一个σ键，双键是一个σ键和1个π键，三键是一个σ键和2个π键，据此分析解答；
(2)根据元素的价电子排布式写出元素的电子排布式，判断出该元素的原子序数，再判断元素的名称。
【详解】(1)共价单键为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，CH2=CH—C≡N分子中σ键数为3，3个π键，故答案为：3；3；
(2)元素的价电子排布式为3d54s1，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，为24号元素，该元素的名称为铬，故答案为：铬。
22.锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：
（1）Zn原子核外电子排布式为________________。
（2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能Ⅰ1（Zn）_______Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是_______________________________________。
【答案】 (1). 1s22s22p63s23p63d104s2或［Ar］3d104s2 (2). 大于 (3). Zn核外电子排布为全满稳定结构，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态
【解析】
【分析】
(1)Zn为30号元素，根据构造原理书写其原子核外电子排布式；
(2)轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失去电子需要的能量较大，据此分析解答。
【详解】(1)Zn原子核外有30个电子，分别分布在1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s能级上，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2，故答案为：1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2；
(2)轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失去电子需要的能量较大，Zn原子轨道中电子处于全满状态，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态，所以Cu较Zn易失电子，则第一电离能Ⅰ1(Zn)＞Ⅰ1(Cu)，故答案为：大于；Zn原子轨道中电子处于全满状态，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态。
【点睛】本题的难点为(2)，Zn的4s2为全满，Cu的4s1为半满，但Zn失去1个电子变成了4s的半满状态，Cu失去1个电子变成3d的全满状态更稳定，即Cu更易失电子。
23.下图是s轨道、p轨道的原子轨道图，试回答下列问题：
s能级的原子轨道呈______形，每个s能级有______个原子轨道；p能级的原子轨道呈______形，每个p能级有______个原子轨道。
【答案】 (1). 球 (2). 1 (3). 纺锤 (4). 3
【解析】
【分析】
根据图中原子轨道的形状分析解答，注意p能级有3个轨道。
【详解】根据图中原子轨道的形状可知，s电子的原子轨道呈球形，每个s能级含有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，每个p能级有3个原子轨道，且这三个轨道相互垂直，故答案为：球；1；纺锤(或哑铃)；3。
24.比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
(1) 1s,2p______，(2) 3s,3p,3d _______，(3) 2p,3p,4p _________。
【答案】 (1). 1s<2p (2). 3s<3p<3d (3). 2p<3p<4p
【解析】
【分析】
根据构造原理分析比较原子轨道的能量大小。
【详解】(1) 一般而言，多电子原子中能层序数越大，原子轨道的能量越高，因此原子轨道的能量1s＜2p，故答案为：1s<2p；
(2) 多电子原子的相同能层中，原子轨道的能量满足ns
【点睛】掌握构造原理是解答本题的关键，解题时要注意能级交错现象。
25.离子键的强弱主要决定于_____________ 和 _______________。一般规律是：离子半径 _________，离子电荷值________，则离子键越强。K2O、MgO、CaO三种物质中离子键由强到弱的顺序是_________ 。
【答案】 (1). 离子半径大小 (2). 离子所带电荷数 (3). 越小 (4). 越大 (5). MgO>CaO> K2O
【解析】
【分析】
离子键的强弱与离子半径的大小和离子所带电荷数有关，一般而言，离子半径越小，离子键越强，离子所带电荷数越多，离子键越强，据此分析解答。
【详解】离子键的强弱主要决定于离子半径的大小和离子所带电荷数，一般规律是：离子半径小，离子所带电荷数越多，则离子键越强。K2O、MgO、CaO中阴离子相同，阳离子半径K+＞Ca2+＞Mg2+，则离子键由强到弱的顺序是MgO＞CaO＞K2O，故答案为：离子半径大小；离子所带电荷数；越小；越大；MgO＞CaO＞K2O。
26.金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题：
(1)Ni原子的价电子排布式为________________。
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同：Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78pm，则熔点NiO________FeO(填“<”或“>”)。
【答案】 (1). 3d84s2 (2). >
【解析】
【分析】
(1)Ni为28号元素，根据构造原理书写该原子核外排布式，再确定价电子排布式；
(2)一般而言，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，离子晶体的熔点越高，据此分析判断。
【详解】(1)Ni为28号元素，原子核外有28个电子，根据构造原理，该原子核外排布式为[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2，因此价电子排布式为3d84s2，故答案为：3d84s2；
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔点越高。由于Ni2+的离子半径小于Fe2+的离子半径，因此熔点是NiO＞FeO，故答案为：＞。
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