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【化学】福建省莆田第八中学2018-2019学年高二下学期期中考试（解析版）
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福建省莆田第八中学2018-2019学年高二下学期期中考试
一、选择题（共24题，每题只有一个答案，分值2分，共48分）
1.据报道，某些建筑材料在使用过程中会产生放射性同位素氡 ，从而对人体产生伤害。该同位素原子的中子数和质子数之差是（ ）
A. 136 B. 50 C. 86 D. 222
【答案】B
【详解】由题意可知该原子的质子数是86，由质子数（Z）+中子数（N）=质量数（A）得：中子数（N）=质量数（A）-质子数（Z）=222-86=136，所以，该原子的中子数与质子数之差是：136-86=50；故B正确。
【点睛】了解原子的定义和构成：原子由原子核和核外电子构成，其中原子核由质子和中子构成的；熟记规律“原子序数=核内质子数=原子核外电子数=核电荷数”和“质子数+中子数=质量数”。
2.在d轨道中电子排布成，而不能排布成，其最直接的根据是（ ）
A. 能量最低原理 B. 泡利原理
C. 原子轨道构造原理 D. 洪特规则
【答案】D
【解析】试题分析：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，且自旋状态相同，称为洪特规则，根据图片知，4个电子占据不同的轨道且自旋方向相同，所以其根据是洪特规则，答案选D。
考点：考查了洪特规则、泡利原理、能量最低原理的相关知识。
3.下列关于氢原子的电子云图的描述中，正确的是 ( )
A. 电子云是一团带负电荷的云雾
B. 每个小黑点表示一个核外电子
C. 小黑点多的区域电子多
D. 小黑点的疏密表示电子在核外单位体积内出现机会的多少
【答案】D
【详解】A．电子在原子核外的概率密度分布看起来像一团云雾，形象化地称作电子云，不是一团带负电荷的云雾，故A错误；
B．小黑点表示电子在核外空间某处出现的概率，不表示电子数目，故B错误；
C．小黑点多的区域表示电子在原子核外空间的单位体积内电子出现的机会大，不是电子多，故C错误；
D．小黑点的疏密表示电子在核外单位体积内出现机会的多少，小黑点密则出现的机会大，小黑点疏则出现的机会小，故D正确；
4.下列符号正确的是( )
A. 2d B. 3p C. 3f D. 1p
【答案】B
【详解】任一能层能级总是从s能级开始，且能级数等于能层数；第二能层只有2s和2p两个能级，不会出现d能级；第三能层有3s、3p和3d三个能级，不会出现f能级；第一能层只有1s能级，不会出现p能级，故A，C，D错误；B正确。
5.下列电子层中，原子轨道数目为4的是（ ）
A. K层 B. L层 C. M层 D. N层
【答案】B
【解析】试题分析：s、p、d、f含有的轨道数目分别是1、3、5、7，所以K层原子轨道的数目为1，L层原子轨道的数目为4，M层原子轨道的数目为9，N层原子轨道的数目为16，答案选B。
考点：考查原子轨道的数目的计算
点评：该题是基础性试题的考查，试题注重基础，难度不大。该题的关键是记住能级对应的轨道数目以及能层包含的能级数目，然后灵活运用即可。
6.下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是（ ）
A.
B.
C.
D.
【答案】B
【详解】N原子最外层有7个电子，根据构造原理，基态N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，根据洪特规则可知基态原子中的电子优先单独占据1个轨道，且自旋方向相同，因此氮原子的最低能量状态轨道表示式是：，答案选B。
【点睛】本题考查核外电子排布规律，注意核外电子排布规律的理解与灵活运用。关于核外电子排布需要注意以下几个要点，即三、二、一：三个原理：核外电子排布三个原理——能量最低原理、泡利原理、洪特规则；两个图式：核外电子排布两个表示方法——电子排布式、电子排布图；一个顺序：核外电子排布顺序——构造原理。
7.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. O2-：1s22s22p4 D. Ar：1s22s22p63s23p6
【答案】C
【解析】试题分析：A、钠离子的核外有10个电子，符合电子排布原理，正确；B、F原子核外有9个电子，符合电子排布原理，正确；C、氧负离子的核外有10个电子，所以2p轨道应排6个电子，错误；D、Ar的核外有18个电子，符合电子排布原理，正确，答案选C。
考点：考查粒子的核外电子排布
8.一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是（ ）
A. +1 B. +2 C. +3 D. -1
【答案】C
【解析】试题分析：电子排布为1s22s22p63s23p1的元素是13号元素铝，最外层电子数是3，则最可能的化合价是＋3价，答案选C。
考点：考查化合价判断
9.下列微粒中，外围电子中未成对电子数最多是（ ）
A. O B. P C. Mn D. Cr
【答案】D
【详解】A.O的外围电子排布式为2s22p4，2p能级上有2个未成对电子；
B．P的外围电子排布式为3s23p3，3p能级上有3个未成对电子；
C．Mn的外围电子排布式为3d54s2，3d能级上有5个未成对电子；
D．Cr的外围电子排布式为3d54s1，3d能级上有5个未成对电子、4s能级上有1个未成对电子，未成对电子数是6；
比较可知Cr的外围电子中未成对电子数最多，故选D。
10.已知某+2价离子的电子排布式为1s22s22p6，该元素在周期表中所属的族是（ ）
A. IIA B. IIB C. VIII D. IB
【答案】A
【详解】某+2价离子的电子排布式为1s22s22p6，该原子的电子排布式为[Ne]3s2，故为IIA族，故A正确。
11.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（ ）
A. 1s22s22p63s1 B. 1s22s22p2
C. 1s22s22p3 D. 1s22s22p63s2
【答案】A
【详解】1s22s22p63s1为第三周期第IA族的Na，1s22s22p2为第二周期第IVA的C，1s22s22p3为第二周期第VA族的N，1s22s22p63s2为第三周期第IIA族的Mg，根据“层多径大，序大径小”，原子半径由大到小的顺序为Na>Mg>C>N，原子半径最大的是A，故选A。
【点睛】本题考查了原子半径大小的比较，先比较电子层数，再根据元素周期律判断同一周期元素原子半径相对大小，难度不大。
12.下列原子中，第一电离能最大的是( )
A. B B. C C. Al D. Si
【答案】B
【解析】试题分析：非金属性越强，第一电离能越大，四种元素中碳元素的非金属性最强，第一电离能最大，答案选B。
考点：考查电离能判断
13.下列元素的电负性最大的是：( )
A. Na B. S C. O D. C
【答案】C
【解析】非金属性越强，电负性越大，在四个选项中，氧元素的非金属性最强，所以氧元素的电负性最大，因此正确的答案选C。
14.金属具有延展性的原因是（ ）
A. 金属原子半径都较大，价电子数较少
B. 金属受外力作用变形时，金属阳离子与自由电子间仍保持较强烈的作用
C. 金属中大量自由电子受外力作用时，运动速率加快
D. 自由电子受外力作用时能迅速传递能量
【答案】B
【解析】试题分析： 本题考查金属物理性质的通性原因。
A、金属价电子较少，容易失去电子，是能说明有还原性，A错误；
B、金属键存在于整个金属中，且一般较强，难以断裂。金属通常采取最密集的堆积方式，锻压或者锤打时，金属原子之间容易滑动，但不影响紧密的堆积方式，故有延展性，B正确；
C、金属延展性是原子的相对滑动，而不是电子的运动，C错误；
D、自由电子传递能量，与延展性无关，可以影响金属的导热性，D错误。
考点：金属物理性性质通性
点评：本题相对简单，只要掌握物理性质通性原理，学生作答一般不会出现太多错误。
15.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
D. 熔点：Na< Mg< Al
【答案】D
【分析】同周期元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，对应的最高价氧化物的水化物的碱性减弱；同周期元素从左到右，元素的非金属性、电负性逐渐增强，第一电离能呈增大的趋势，但Mg的3s为全充满状态，能量低，第一电离能较大，金属晶体的熔点与金属键强弱有关，以此解答该题。
【详解】A．同周期元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，对应的最高价氧化物的水化物的碱性减弱，金属性：Na＞Mg＞Al，则碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3，故A错误；
B．同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但Mg的3s为全充满状态，能量低，第一电离能较大，第一电离能：Mg＞Al＞Na，故B错误；
C．同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，则电负性：Na＜Mg＜Al，故C错误；
D．金属晶体中阳离子半径越小，所带电荷越多，则金属键越强，金属的熔点越高，离子半径：Na+＞Mg2+＞Al3+，所带电荷Na+＜Mg2+＜Al3+，金属键强度：Na＜Mg＜Al，所以熔点：Na＜Mg＜Al，故D正确；故选D。
【点睛】本题考查同周期元素的性质的递变规律，题目难度不大，本题注意第一电离能的变化规律，为该题的易错点，答题时要注意把握。
16.下例各组数值是相应元素的原子序数，其中所表示的原子能以离子键结合成稳定化合物的是( )
A. 1与6 B. 2与8 C. 9与11 D. 8与14
【答案】C
【解析】一般活泼的金属和活泼的非金属容易形成离子键，根据所给的原子序数可知A、C、D形成的化合物分别是CH4、NaF、SiO2。He由于最外层已经达到2电子的稳定结构，所以不能和氧形成化合物，故正确的答案是C。
17.下列晶体中，熔点最高的是 ( )
A. KF B. MgO C. CaO D. NaCl
【答案】B
【解析】四种晶体都是离子晶体，形成离子晶体的离子键越强，熔点越高。而构成离子键的离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，所以答案是B。
18.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2s22p4
C. 3s2和2s22p5 D. 3s1和3s23p5
【答案】D
【详解】A．价层电子排布为2s22p2的元素为C，价层电子排布为2s22p4的元素为O，二者可形成CO2，故A不选；
B．价层电子排布为3s23p4的元素为S，价层电子排布为2s22p4的元素为O，二者可形成SO2，故B不选；
C．价层电子排布为3s2的元素为Mg，价层电子排布为2s22p5的元素为F，二者可形成MgF2，故C不选；
D．价层电子排布为3s1的元素为Na，价层电子排布为3s23p5的元素为Cl，二者可形成NaCl，故D选；
答案：D。
19.下列卤化氢分子中键长最短的是（ ）
A. HF B. HCl C. HBr D. HI
【答案】A
【解析】试题分析：键长是形成共价键的两个原子之间的核间距，故键长大小受成键原子半径大小决定，应为卤素原子半径:F
20.现在四种晶体，其离子排列方式如图所示，其中化学式正确的是（ ）
A. AB2 B. EF2
C. XY3Z D. AB3
【答案】C
【解析】A.此晶胞中A离子在体心，只有1个离原子，B离子在8个顶点，每个顶点参与形成8个晶胞，所以B离子也是1个，该晶体的化学式为AB，A不正确；B.此晶胞中E和F离子分别在8个顶点中的4个，E和F的离子个数比为1：1，所以该晶体的化学式为EF，B不正确；C.此晶胞中只有1个X离子在体心，Z离子在8个顶点，所以Z离子数也是1个，Y离子在6个面心，每个面心参与形成2个晶胞，所以此晶胞中有3个Y离子，X、Y、Z3种离子的个数比为1：3：1所以该晶体的化学式为XY3Z，所以C正确；D.此晶胞与NaCl晶胞相似，所以该晶体的化学式为AB，D不正确。
点睛：可以用均摊法确定晶胞中原(离)子数目及晶体化学式。对于平行六面体晶胞而言，用均摊法计算的依据是:
①处于顶点微粒，同时为8个晶胞所共享，每个微粒有1/8属于该晶胞;
②处于棱上的微粒，同时为4个晶胞所共享，每个微粒有1/4属于该晶胞;
③处于面上的微粒，同时为2个晶胞所共享，每个微粒有1/2属于该晶胞;
④处于晶胞内部的微粒，完全属于该晶胞。
21.下列共价键①H－H、②H－F、③H－O、④N－H、⑤P－H中，键的极性由小到大的顺序正确的是 （ ）
A. ①②③④⑤ B. ⑤④③②①
C. ①⑤④③② D. ②③④⑤①
【答案】C
【详解】对于元素周期表中，同周期的元素从左到右原子半径减小，原子核对外层电子的引力增强，与氢元素形成共价键时极性增强，则极性由小到大分别是N-H、H-O、H-F；
同主族的元素从上到下原子半径增大，原子核对外层电子的引力减弱，与氢元素形成共价键时极性减弱，对于第ⅤA族的元素，与氢元素形成共价键时，极性：N-H大于P-H；H-H键属于非极性键，极性由小到大的顺序为：①⑤④③②。
故选C。
22.下列数据是对应物质的熔点，有关的判断错误的是（ ）
Na2O
Na
AlF3
AlCl3
Al2O3
BCl3
CO2
SiO2
920℃
97.8℃
1291℃
190℃
2073℃
-107℃
-57℃
1723℃
A. 含有金属阳离子的晶体就一定是离子晶体
B. AlCl3可能形成共价化合物分子
C. 同族元素的氧化物可形成不同类型的晶体
D. 金属晶体的熔点不一定比分子晶体的高
【答案】A
【详解】A．含有金属阳离子的晶体可能是金属晶体，也可能是离子晶体，所以含有金属阳离子的晶体不一定是离子晶体，故A错误；
B．AlCl3的熔点为190℃，比较低，符合分子晶体的物理性质，属于共价化合物分子，故B正确；
C．C和Si同主族，但氧化物的晶体类型不同，CO2、SiO2分别属于分子晶体和原子晶体，故C正确；
D．Na的熔点比AlCl3低，所以金属晶体的熔点不一定比分子晶体的高，故D正确。
23.高温下，超氧化钾晶体(KO2)呈立方体结构。如图为超氧化钾晶体的一个晶胞。则下列有关说法正确的是( )
A. 晶体中与每个K＋距离最近的O2-有6个
B. 超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有1个K＋和1个O2-
C. KO2中阴、阳离子个数比为1:2
D. 晶体中所有原子之间都以离子键结合
【答案】A
【详解】A．晶体中与每个K+距离最近的O2－有6个，同层四个，上层体心1个，下层体心1个，故A正确；
B．晶胞结构和NaCl晶体一样，用均摊法分析，晶胞中K+的个数：8×+6×=4，O2-的个数为：12×+1=4，K+与O2-的个数比为1:1，超氧化钾的化学式为KO2，故B错误；
C．由B可知，KO2中阴、阳离子个数比为1:1，故C错误；
Ｄ．O2-中O-O间为共价键，故D错误。
24.金属晶体和离子晶体是重要晶体类型。关于它们的说法中正确的是( )
①金属晶体导电，离子晶体在一定条件下也能导电
②CsCl晶体中，每个Cs＋周围有6个Cl－
③金属晶体和离子晶体都可采取“紧密堆积”方式
④金属晶体和离子晶体中分别存在金属键和离子键等强烈的相互作用，很难断裂，因而都具有延展性
A. ①② B. ①③ C. ③ D. ①④
【答案】B
【详解】①金属晶体中含自由电子，能导电，而离子晶体只有在溶于水或熔化状态下才能导电，在固态时不导电，在一定条件下也能导电，①正确；
②CsCl晶体中，每个Cs＋周围有8个Cl－，故②错误；
③金属晶体和离子晶体都可采取“紧密堆积”方式，③正确；
④离子键在受到锤打或锻压时会断裂，因而离子晶体没有延展性，④错误。
故选B。
二、填空题（共 52 分）
25.四种短周期元素A、B、C、D，E是过渡元素。A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为：，B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，C的最外层有三个未成对电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
（1）A为__________(写出元素符号)，电子排布式是_____________；
（2）C为________(写出元素符号)，价电子排布式是________________；
（3）D的电子排布图是__________；
（4）E的原子结构示意图是_______________。
【答案】 (1). Si (2). 1s22s22p63s23p2 (3). P (4). 3s23p3 (5). (6).
【分析】A、B、C、D是四种短周期元素，由A的原子结构示意图可知，x=2，A的原子序数为14，故A为Si元素；A、B、C同周期，B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，故B为Na元素，C的最外层有三个未成对电子，故C原子的3p能级有3个电子，故C为P元素；C、D同主族，故D为N元素；E是过渡元素，E的外围电子排布式为3d64s2，则E为Fe元素。
【详解】（1）A为Si，电子排布式是1s22s22p63s23p2；
（2）C为P， 价电子排布式是3s23p3；
(3)D为N，D的电子排布图是；
(4) E为Fe，Fe的原子结构示意图是。
26.如图所示表示一些晶体中的某些结构，它们分别是NaCl、CsCl、干冰、金刚石、石墨结构中的某一种的某一部分：
(1)代表金刚石的是(填编号字母，下同)____，其中每个碳原子与____个碳原子最接近且距离相等；
(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_______ ，代表CsCl的是_____，每个Cs＋与____个Cl－紧邻。
【答案】(1). D (2). 4 (3). E (4). 2 (5). A (6). C (7). 8
【分析】根据晶体的组成微粒和结构特征分析判断。
【详解】A是阴、阳离子形成的离子晶体，A为面心立方结构，阴、阳离子的配位数都为6，A为NaCl；B是由分子形成的分子晶体，B为面心立方结构，B为干冰；C是阴、阳离子形成的离子晶体，C为体心立方结构，阴、阳离子的配位数都为8，C为CsCl；D是由原子间通过共价键形成的空间网状结构的原子晶体，每个原子形成4个共价键，D是金刚石；E是原子以共价键形成的平面层状结构，每个原子形成3个共价键，E为石墨；
（1）代表金刚石的是D；在金刚石中每个碳原子与紧邻的4个碳原子形成正四面体的结构单元；
（2）代表石墨的是E；在石墨中每个碳原子形成3个正六边形，每个正六边形占有的碳原子的平均个数为6×=2；
（3）代表NaCl的是A；代表CsCl的是C，根据晶胞每个Cs+与8个Cl-紧邻。
27.(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。
①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围在哪两种元素之间为_____(填元素符号)；
②图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是___________。
(2)已知元素的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
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
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通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围________；
②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2 C．AlCl3 D．SiC
Ⅰ.属于离子化合物的是_______；Ⅱ.属于共价化合物的是______；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论______________________________________________________________
【答案】(1). Na Mg (2). 第五周期ⅠA族 (3). 0.9～1.5 (4). A (5). BCD (6). 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物
【详解】(1) ①根据曲线图，同一周期第一电离能随着原子序数的增大呈增大趋势，但第IIA族、第VA族反常，故Al的第一电离能的大小范围在Na、Mg两种元素之间；
②同一周期第一电离能随着原子序数的增大呈增大趋势，但第IIA族、第VA族反常；同主族从上到下第一电离能逐渐减小，故图中第一电离能最小的元素为Rb，Rb在周期表中的位置是第五周期ⅠA族；
（2）①根据曲线图，同周期电负性随原子序数的增大而增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，故Mg元素电负性值的最小范围0.9～1.5；
②两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；Li3N中N与Li电负性的差值为3.0-1.0=2.0>1.7，属于离子化合物；BeCl2中Cl与Be电负性的差值为3.0-1.5=1.5<1.7，属于共价化合物；AlCl3中Cl与Al电负性的差值为3.0-1.5=1.5<1.7，属于共价化合物；SiC中C与Si的电负性差值为2.5-1.8=0.7<1.7，属于共价化合物；要证明化合物是共价化合物还是离子化合物，只要证明该化合物在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物。
28.已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子；E+ 原子核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满。请回答：
（1）E元素基态原子的电子排布式为_________。
（2）B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为____________（填元素符号）
（3）D元素与氟元素相比，电负性：D______F（填“>”、“=”或“<”），下列表述中能证明这一事实的是_______（填选项序号）
A．常温下氟气的颜色比D单质的颜色深
B．氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质
C．氟与D形成的化合物中D元素呈正价态
D．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目
（4）只含C、A两元素的离子化合物，其电子式为__________，它的晶体中含有多种化学键，但一定不含有的化学键是______（填选项序号）。
A．极性键 B．非极性键 C．离子键 D．金属键
（5）B2A4是重要的基本石油化工原料。lmolB2A4分子中含键______mol。
【答案】 (1). 1s22s22p63s23p63d104s1 (2). C
【详解】（1）E为Cu，Cu的原子序数为29，基态Cu的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，
故答案为：1s22s22p63s23p63d104s1；
（2）B、C、D三种元素分别是C、N、O元素，三种元素都处于第二周期，同周期元素的第一电离能呈增大趋势，N的2p能级为半充满结构，较稳定，第一电离能比O大，则第一电离能数值由小到大的顺序为C＜O＜N，故答案为：C＜O＜N；
（3）同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，D为O元素，O电负性小于F；
A项，常温下氟气的颜色比D单质的颜色深，颜色属于物理性质，与电负性无关；
B项，氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质，说明F的非金属性强于O，非金属性越强电负性越大，能说明F的电负性大于O的电负性；
C项，氟与D形成的化合物中D元素呈正价态，说明F得电子能力强于O，F的非金属性强于O，非金属性越强电负性越大，能说明F的电负性大于O的电负性；
D项，比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目 ，得电子数目多少不能说明得电子能力的强弱，不能说明电负性的大小；
故答案为：BC；
（4）只含A、C两元素的离子化合物为NH4H，其电子式为，其中含有极性键和离子键，不含非极性键和金属键，故答案为：；BD；
（5）B2A4为C2H4，其结构简式为CH2=CH2，1个C2H4分子中含有4个C—H键和1个C=C键，单键全为σ键，双键中含1个σ键和1个π键，则lmolC2H4分子中σ键5mol。
一、选择题（共24题，每题只有一个答案，分值2分，共48分）
1.据报道，某些建筑材料在使用过程中会产生放射性同位素氡 ，从而对人体产生伤害。该同位素原子的中子数和质子数之差是（ ）
A. 136 B. 50 C. 86 D. 222
【答案】B
【详解】由题意可知该原子的质子数是86，由质子数（Z）+中子数（N）=质量数（A）得：中子数（N）=质量数（A）-质子数（Z）=222-86=136，所以，该原子的中子数与质子数之差是：136-86=50；故B正确。
【点睛】了解原子的定义和构成：原子由原子核和核外电子构成，其中原子核由质子和中子构成的；熟记规律“原子序数=核内质子数=原子核外电子数=核电荷数”和“质子数+中子数=质量数”。
2.在d轨道中电子排布成，而不能排布成，其最直接的根据是（ ）
A. 能量最低原理 B. 泡利原理
C. 原子轨道构造原理 D. 洪特规则
【答案】D
【解析】试题分析：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，且自旋状态相同，称为洪特规则，根据图片知，4个电子占据不同的轨道且自旋方向相同，所以其根据是洪特规则，答案选D。
考点：考查了洪特规则、泡利原理、能量最低原理的相关知识。
3.下列关于氢原子的电子云图的描述中，正确的是 ( )
A. 电子云是一团带负电荷的云雾
B. 每个小黑点表示一个核外电子
C. 小黑点多的区域电子多
D. 小黑点的疏密表示电子在核外单位体积内出现机会的多少
【答案】D
【详解】A．电子在原子核外的概率密度分布看起来像一团云雾，形象化地称作电子云，不是一团带负电荷的云雾，故A错误；
B．小黑点表示电子在核外空间某处出现的概率，不表示电子数目，故B错误；
C．小黑点多的区域表示电子在原子核外空间的单位体积内电子出现的机会大，不是电子多，故C错误；
D．小黑点的疏密表示电子在核外单位体积内出现机会的多少，小黑点密则出现的机会大，小黑点疏则出现的机会小，故D正确；
4.下列符号正确的是( )
A. 2d B. 3p C. 3f D. 1p
【答案】B
【详解】任一能层能级总是从s能级开始，且能级数等于能层数；第二能层只有2s和2p两个能级，不会出现d能级；第三能层有3s、3p和3d三个能级，不会出现f能级；第一能层只有1s能级，不会出现p能级，故A，C，D错误；B正确。
5.下列电子层中，原子轨道数目为4的是（ ）
A. K层 B. L层 C. M层 D. N层
【答案】B
【解析】试题分析：s、p、d、f含有的轨道数目分别是1、3、5、7，所以K层原子轨道的数目为1，L层原子轨道的数目为4，M层原子轨道的数目为9，N层原子轨道的数目为16，答案选B。
考点：考查原子轨道的数目的计算
点评：该题是基础性试题的考查，试题注重基础，难度不大。该题的关键是记住能级对应的轨道数目以及能层包含的能级数目，然后灵活运用即可。
6.下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是（ ）
A.
B.
C.
D.
【答案】B
【详解】N原子最外层有7个电子，根据构造原理，基态N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，根据洪特规则可知基态原子中的电子优先单独占据1个轨道，且自旋方向相同，因此氮原子的最低能量状态轨道表示式是：，答案选B。
【点睛】本题考查核外电子排布规律，注意核外电子排布规律的理解与灵活运用。关于核外电子排布需要注意以下几个要点，即三、二、一：三个原理：核外电子排布三个原理——能量最低原理、泡利原理、洪特规则；两个图式：核外电子排布两个表示方法——电子排布式、电子排布图；一个顺序：核外电子排布顺序——构造原理。
7.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. O2-：1s22s22p4 D. Ar：1s22s22p63s23p6
【答案】C
【解析】试题分析：A、钠离子的核外有10个电子，符合电子排布原理，正确；B、F原子核外有9个电子，符合电子排布原理，正确；C、氧负离子的核外有10个电子，所以2p轨道应排6个电子，错误；D、Ar的核外有18个电子，符合电子排布原理，正确，答案选C。
考点：考查粒子的核外电子排布
8.一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是（ ）
A. +1 B. +2 C. +3 D. -1
【答案】C
【解析】试题分析：电子排布为1s22s22p63s23p1的元素是13号元素铝，最外层电子数是3，则最可能的化合价是＋3价，答案选C。
考点：考查化合价判断
9.下列微粒中，外围电子中未成对电子数最多是（ ）
A. O B. P C. Mn D. Cr
【答案】D
【详解】A.O的外围电子排布式为2s22p4，2p能级上有2个未成对电子；
B．P的外围电子排布式为3s23p3，3p能级上有3个未成对电子；
C．Mn的外围电子排布式为3d54s2，3d能级上有5个未成对电子；
D．Cr的外围电子排布式为3d54s1，3d能级上有5个未成对电子、4s能级上有1个未成对电子，未成对电子数是6；
比较可知Cr的外围电子中未成对电子数最多，故选D。
10.已知某+2价离子的电子排布式为1s22s22p6，该元素在周期表中所属的族是（ ）
A. IIA B. IIB C. VIII D. IB
【答案】A
【详解】某+2价离子的电子排布式为1s22s22p6，该原子的电子排布式为[Ne]3s2，故为IIA族，故A正确。
11.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（ ）
A. 1s22s22p63s1 B. 1s22s22p2
C. 1s22s22p3 D. 1s22s22p63s2
【答案】A
【详解】1s22s22p63s1为第三周期第IA族的Na，1s22s22p2为第二周期第IVA的C，1s22s22p3为第二周期第VA族的N，1s22s22p63s2为第三周期第IIA族的Mg，根据“层多径大，序大径小”，原子半径由大到小的顺序为Na>Mg>C>N，原子半径最大的是A，故选A。
【点睛】本题考查了原子半径大小的比较，先比较电子层数，再根据元素周期律判断同一周期元素原子半径相对大小，难度不大。
12.下列原子中，第一电离能最大的是( )
A. B B. C C. Al D. Si
【答案】B
【解析】试题分析：非金属性越强，第一电离能越大，四种元素中碳元素的非金属性最强，第一电离能最大，答案选B。
考点：考查电离能判断
13.下列元素的电负性最大的是：( )
A. Na B. S C. O D. C
【答案】C
【解析】非金属性越强，电负性越大，在四个选项中，氧元素的非金属性最强，所以氧元素的电负性最大，因此正确的答案选C。
14.金属具有延展性的原因是（ ）
A. 金属原子半径都较大，价电子数较少
B. 金属受外力作用变形时，金属阳离子与自由电子间仍保持较强烈的作用
C. 金属中大量自由电子受外力作用时，运动速率加快
D. 自由电子受外力作用时能迅速传递能量
【答案】B
【解析】试题分析： 本题考查金属物理性质的通性原因。
A、金属价电子较少，容易失去电子，是能说明有还原性，A错误；
B、金属键存在于整个金属中，且一般较强，难以断裂。金属通常采取最密集的堆积方式，锻压或者锤打时，金属原子之间容易滑动，但不影响紧密的堆积方式，故有延展性，B正确；
C、金属延展性是原子的相对滑动，而不是电子的运动，C错误；
D、自由电子传递能量，与延展性无关，可以影响金属的导热性，D错误。
考点：金属物理性性质通性
点评：本题相对简单，只要掌握物理性质通性原理，学生作答一般不会出现太多错误。
15.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
D. 熔点：Na< Mg< Al
【答案】D
【分析】同周期元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，对应的最高价氧化物的水化物的碱性减弱；同周期元素从左到右，元素的非金属性、电负性逐渐增强，第一电离能呈增大的趋势，但Mg的3s为全充满状态，能量低，第一电离能较大，金属晶体的熔点与金属键强弱有关，以此解答该题。
【详解】A．同周期元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，对应的最高价氧化物的水化物的碱性减弱，金属性：Na＞Mg＞Al，则碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3，故A错误；
B．同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但Mg的3s为全充满状态，能量低，第一电离能较大，第一电离能：Mg＞Al＞Na，故B错误；
C．同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，则电负性：Na＜Mg＜Al，故C错误；
D．金属晶体中阳离子半径越小，所带电荷越多，则金属键越强，金属的熔点越高，离子半径：Na+＞Mg2+＞Al3+，所带电荷Na+＜Mg2+＜Al3+，金属键强度：Na＜Mg＜Al，所以熔点：Na＜Mg＜Al，故D正确；故选D。
【点睛】本题考查同周期元素的性质的递变规律，题目难度不大，本题注意第一电离能的变化规律，为该题的易错点，答题时要注意把握。
16.下例各组数值是相应元素的原子序数，其中所表示的原子能以离子键结合成稳定化合物的是( )
A. 1与6 B. 2与8 C. 9与11 D. 8与14
【答案】C
【解析】一般活泼的金属和活泼的非金属容易形成离子键，根据所给的原子序数可知A、C、D形成的化合物分别是CH4、NaF、SiO2。He由于最外层已经达到2电子的稳定结构，所以不能和氧形成化合物，故正确的答案是C。
17.下列晶体中，熔点最高的是 ( )
A. KF B. MgO C. CaO D. NaCl
【答案】B
【解析】四种晶体都是离子晶体，形成离子晶体的离子键越强，熔点越高。而构成离子键的离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，所以答案是B。
18.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2s22p4
C. 3s2和2s22p5 D. 3s1和3s23p5
【答案】D
【详解】A．价层电子排布为2s22p2的元素为C，价层电子排布为2s22p4的元素为O，二者可形成CO2，故A不选；
B．价层电子排布为3s23p4的元素为S，价层电子排布为2s22p4的元素为O，二者可形成SO2，故B不选；
C．价层电子排布为3s2的元素为Mg，价层电子排布为2s22p5的元素为F，二者可形成MgF2，故C不选；
D．价层电子排布为3s1的元素为Na，价层电子排布为3s23p5的元素为Cl，二者可形成NaCl，故D选；
答案：D。
19.下列卤化氢分子中键长最短的是（ ）
A. HF B. HCl C. HBr D. HI
【答案】A
【解析】试题分析：键长是形成共价键的两个原子之间的核间距，故键长大小受成键原子半径大小决定，应为卤素原子半径:F
20.现在四种晶体，其离子排列方式如图所示，其中化学式正确的是（ ）
A. AB2 B. EF2
C. XY3Z D. AB3
【答案】C
【解析】A.此晶胞中A离子在体心，只有1个离原子，B离子在8个顶点，每个顶点参与形成8个晶胞，所以B离子也是1个，该晶体的化学式为AB，A不正确；B.此晶胞中E和F离子分别在8个顶点中的4个，E和F的离子个数比为1：1，所以该晶体的化学式为EF，B不正确；C.此晶胞中只有1个X离子在体心，Z离子在8个顶点，所以Z离子数也是1个，Y离子在6个面心，每个面心参与形成2个晶胞，所以此晶胞中有3个Y离子，X、Y、Z3种离子的个数比为1：3：1所以该晶体的化学式为XY3Z，所以C正确；D.此晶胞与NaCl晶胞相似，所以该晶体的化学式为AB，D不正确。
点睛：可以用均摊法确定晶胞中原(离)子数目及晶体化学式。对于平行六面体晶胞而言，用均摊法计算的依据是:
①处于顶点微粒，同时为8个晶胞所共享，每个微粒有1/8属于该晶胞;
②处于棱上的微粒，同时为4个晶胞所共享，每个微粒有1/4属于该晶胞;
③处于面上的微粒，同时为2个晶胞所共享，每个微粒有1/2属于该晶胞;
④处于晶胞内部的微粒，完全属于该晶胞。
21.下列共价键①H－H、②H－F、③H－O、④N－H、⑤P－H中，键的极性由小到大的顺序正确的是 （ ）
A. ①②③④⑤ B. ⑤④③②①
C. ①⑤④③② D. ②③④⑤①
【答案】C
【详解】对于元素周期表中，同周期的元素从左到右原子半径减小，原子核对外层电子的引力增强，与氢元素形成共价键时极性增强，则极性由小到大分别是N-H、H-O、H-F；
同主族的元素从上到下原子半径增大，原子核对外层电子的引力减弱，与氢元素形成共价键时极性减弱，对于第ⅤA族的元素，与氢元素形成共价键时，极性：N-H大于P-H；H-H键属于非极性键，极性由小到大的顺序为：①⑤④③②。
故选C。
22.下列数据是对应物质的熔点，有关的判断错误的是（ ）
Na2O
Na
AlF3
AlCl3
Al2O3
BCl3
CO2
SiO2
920℃
97.8℃
1291℃
190℃
2073℃
-107℃
-57℃
1723℃
A. 含有金属阳离子的晶体就一定是离子晶体
B. AlCl3可能形成共价化合物分子
C. 同族元素的氧化物可形成不同类型的晶体
D. 金属晶体的熔点不一定比分子晶体的高
【答案】A
【详解】A．含有金属阳离子的晶体可能是金属晶体，也可能是离子晶体，所以含有金属阳离子的晶体不一定是离子晶体，故A错误；
B．AlCl3的熔点为190℃，比较低，符合分子晶体的物理性质，属于共价化合物分子，故B正确；
C．C和Si同主族，但氧化物的晶体类型不同，CO2、SiO2分别属于分子晶体和原子晶体，故C正确；
D．Na的熔点比AlCl3低，所以金属晶体的熔点不一定比分子晶体的高，故D正确。
23.高温下，超氧化钾晶体(KO2)呈立方体结构。如图为超氧化钾晶体的一个晶胞。则下列有关说法正确的是( )
A. 晶体中与每个K＋距离最近的O2-有6个
B. 超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有1个K＋和1个O2-
C. KO2中阴、阳离子个数比为1:2
D. 晶体中所有原子之间都以离子键结合
【答案】A
【详解】A．晶体中与每个K+距离最近的O2－有6个，同层四个，上层体心1个，下层体心1个，故A正确；
B．晶胞结构和NaCl晶体一样，用均摊法分析，晶胞中K+的个数：8×+6×=4，O2-的个数为：12×+1=4，K+与O2-的个数比为1:1，超氧化钾的化学式为KO2，故B错误；
C．由B可知，KO2中阴、阳离子个数比为1:1，故C错误；
Ｄ．O2-中O-O间为共价键，故D错误。
24.金属晶体和离子晶体是重要晶体类型。关于它们的说法中正确的是( )
①金属晶体导电，离子晶体在一定条件下也能导电
②CsCl晶体中，每个Cs＋周围有6个Cl－
③金属晶体和离子晶体都可采取“紧密堆积”方式
④金属晶体和离子晶体中分别存在金属键和离子键等强烈的相互作用，很难断裂，因而都具有延展性
A. ①② B. ①③ C. ③ D. ①④
【答案】B
【详解】①金属晶体中含自由电子，能导电，而离子晶体只有在溶于水或熔化状态下才能导电，在固态时不导电，在一定条件下也能导电，①正确；
②CsCl晶体中，每个Cs＋周围有8个Cl－，故②错误；
③金属晶体和离子晶体都可采取“紧密堆积”方式，③正确；
④离子键在受到锤打或锻压时会断裂，因而离子晶体没有延展性，④错误。
故选B。
二、填空题（共 52 分）
25.四种短周期元素A、B、C、D，E是过渡元素。A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为：，B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，C的最外层有三个未成对电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
（1）A为__________(写出元素符号)，电子排布式是_____________；
（2）C为________(写出元素符号)，价电子排布式是________________；
（3）D的电子排布图是__________；
（4）E的原子结构示意图是_______________。
【答案】 (1). Si (2). 1s22s22p63s23p2 (3). P (4). 3s23p3 (5). (6).
【分析】A、B、C、D是四种短周期元素，由A的原子结构示意图可知，x=2，A的原子序数为14，故A为Si元素；A、B、C同周期，B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，故B为Na元素，C的最外层有三个未成对电子，故C原子的3p能级有3个电子，故C为P元素；C、D同主族，故D为N元素；E是过渡元素，E的外围电子排布式为3d64s2，则E为Fe元素。
【详解】（1）A为Si，电子排布式是1s22s22p63s23p2；
（2）C为P， 价电子排布式是3s23p3；
(3)D为N，D的电子排布图是；
(4) E为Fe，Fe的原子结构示意图是。
26.如图所示表示一些晶体中的某些结构，它们分别是NaCl、CsCl、干冰、金刚石、石墨结构中的某一种的某一部分：
(1)代表金刚石的是(填编号字母，下同)____，其中每个碳原子与____个碳原子最接近且距离相等；
(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_______ ，代表CsCl的是_____，每个Cs＋与____个Cl－紧邻。
【答案】(1). D (2). 4 (3). E (4). 2 (5). A (6). C (7). 8
【分析】根据晶体的组成微粒和结构特征分析判断。
【详解】A是阴、阳离子形成的离子晶体，A为面心立方结构，阴、阳离子的配位数都为6，A为NaCl；B是由分子形成的分子晶体，B为面心立方结构，B为干冰；C是阴、阳离子形成的离子晶体，C为体心立方结构，阴、阳离子的配位数都为8，C为CsCl；D是由原子间通过共价键形成的空间网状结构的原子晶体，每个原子形成4个共价键，D是金刚石；E是原子以共价键形成的平面层状结构，每个原子形成3个共价键，E为石墨；
（1）代表金刚石的是D；在金刚石中每个碳原子与紧邻的4个碳原子形成正四面体的结构单元；
（2）代表石墨的是E；在石墨中每个碳原子形成3个正六边形，每个正六边形占有的碳原子的平均个数为6×=2；
（3）代表NaCl的是A；代表CsCl的是C，根据晶胞每个Cs+与8个Cl-紧邻。
27.(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。
①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围在哪两种元素之间为_____(填元素符号)；
②图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是___________。
(2)已知元素的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
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
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通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围________；
②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2 C．AlCl3 D．SiC
Ⅰ.属于离子化合物的是_______；Ⅱ.属于共价化合物的是______；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论______________________________________________________________
【答案】(1). Na Mg (2). 第五周期ⅠA族 (3). 0.9～1.5 (4). A (5). BCD (6). 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物
【详解】(1) ①根据曲线图，同一周期第一电离能随着原子序数的增大呈增大趋势，但第IIA族、第VA族反常，故Al的第一电离能的大小范围在Na、Mg两种元素之间；
②同一周期第一电离能随着原子序数的增大呈增大趋势，但第IIA族、第VA族反常；同主族从上到下第一电离能逐渐减小，故图中第一电离能最小的元素为Rb，Rb在周期表中的位置是第五周期ⅠA族；
（2）①根据曲线图，同周期电负性随原子序数的增大而增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，故Mg元素电负性值的最小范围0.9～1.5；
②两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；Li3N中N与Li电负性的差值为3.0-1.0=2.0>1.7，属于离子化合物；BeCl2中Cl与Be电负性的差值为3.0-1.5=1.5<1.7，属于共价化合物；AlCl3中Cl与Al电负性的差值为3.0-1.5=1.5<1.7，属于共价化合物；SiC中C与Si的电负性差值为2.5-1.8=0.7<1.7，属于共价化合物；要证明化合物是共价化合物还是离子化合物，只要证明该化合物在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物。
28.已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子；E+ 原子核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满。请回答：
（1）E元素基态原子的电子排布式为_________。
（2）B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为____________（填元素符号）
（3）D元素与氟元素相比，电负性：D______F（填“>”、“=”或“<”），下列表述中能证明这一事实的是_______（填选项序号）
A．常温下氟气的颜色比D单质的颜色深
B．氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质
C．氟与D形成的化合物中D元素呈正价态
D．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目
（4）只含C、A两元素的离子化合物，其电子式为__________，它的晶体中含有多种化学键，但一定不含有的化学键是______（填选项序号）。
A．极性键 B．非极性键 C．离子键 D．金属键
（5）B2A4是重要的基本石油化工原料。lmolB2A4分子中含键______mol。
【答案】 (1). 1s22s22p63s23p63d104s1 (2). C
【详解】（1）E为Cu，Cu的原子序数为29，基态Cu的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，
故答案为：1s22s22p63s23p63d104s1；
（2）B、C、D三种元素分别是C、N、O元素，三种元素都处于第二周期，同周期元素的第一电离能呈增大趋势，N的2p能级为半充满结构，较稳定，第一电离能比O大，则第一电离能数值由小到大的顺序为C＜O＜N，故答案为：C＜O＜N；
（3）同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，D为O元素，O电负性小于F；
A项，常温下氟气的颜色比D单质的颜色深，颜色属于物理性质，与电负性无关；
B项，氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质，说明F的非金属性强于O，非金属性越强电负性越大，能说明F的电负性大于O的电负性；
C项，氟与D形成的化合物中D元素呈正价态，说明F得电子能力强于O，F的非金属性强于O，非金属性越强电负性越大，能说明F的电负性大于O的电负性；
D项，比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目 ，得电子数目多少不能说明得电子能力的强弱，不能说明电负性的大小；
故答案为：BC；
（4）只含A、C两元素的离子化合物为NH4H，其电子式为，其中含有极性键和离子键，不含非极性键和金属键，故答案为：；BD；
（5）B2A4为C2H4，其结构简式为CH2=CH2，1个C2H4分子中含有4个C—H键和1个C=C键，单键全为σ键，双键中含1个σ键和1个π键，则lmolC2H4分子中σ键5mol。
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