2025年苏科新版选修3化学下册月考试卷

…………○…………内…………○…………装…………○…………内…………○…………装…………○…………订…………○…………线…………○…………※※请※※不※※要※※在※※装※※订※※线※※内※※答※※题※※…………○…………外…………○…………装…………○…………订…………○…………线…………○…………第=page22页，总=sectionpages22页第=page11页，总=sectionpages11页2025年苏科新版选修3化学下册月考试卷825考试试卷考试范围：全部知识点；考试时间：120分钟学校：______姓名：______班级：______考号：______总分栏题号一二三四五总分得分评卷人得分一、选择题(共7题，共14分)1、下列关于原子结构及元素周期表的说法错误的是A.位于同一轨道内电子的运动状态也不相同B.位于d区和ds区的元素都是金属元素C.前四周期未成对电子数最多的元素位于ⅥB族D.基态原子最外层电子排布为ns1的元素均在ⅠA族或ⅠB族2、现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p4。则下列有关比较中正确的是（）A.第一电离能：③＞④＞②＞①B.原子半径：②＞①＞④＞③C.电负性：④＞③＞②＞①D.最高正化合价：①=④＞②=③3、下列说法正确的是（）

①极性分子一定含有极性键；非极性分子一定含有非极性键。

②丙酮的沸点为57℃高于丁烷的沸点为−0.5℃是由于丙酮分子间有氢键。

③N2O和CO2是互为等电子体；因此每个分子均含有2个π键，且中心原子均为sp杂化。

④极性分子中一定不含有非极性键；非极性分子中可能含有极性键。

⑤邻羟基苯甲酸的熔、沸点比对羟基苯甲酸的低与氢键有关A.③⑤B.②④⑤C.②③④⑤D.①②③④⑤4、通常情况下，NCl3是一种油状液体，其分子空间构型与氨分子相似，下列对NCl3的有关叙述正确的是（）A.分子中的所有原子均达到8电子稳定结构B.NCl3分子的价电子对数为4，其分子的立体构型为正四面体形C.NCl3分子是非极性分子D.NCl3分子中N、Cl原子均以sp3杂化轨道参与成键5、水中存在离子；其结构如图所示。该粒子内不存在的作用力是。

A.配位键B.极性键C.氢键D.离子键6、下列结论中正确的是（）A.氢化物的沸点顺序是HF>H2O>NH3B.ⅤA族元素氢化物沸点顺序AsH3>PH3>NH3C.过氧化钠和氧化纳中阴离子与阳离子个数比都是1：2D.干冰(CO2)和SiO2属于同主族非金属氧化物，所以物理性质相同7、下列晶体熔化时，晶体中的化学键未被破坏的是（）A.金属镁B.氯化钠晶体C.冰D.晶体硅评卷人得分二、多选题(共6题，共12分)8、如图是元素周期表的一部分；所列字母分别代表一种化学元素。下列说法正确的是()

A.b的第一电离能小于c的第一电离能B.d在c的常见单质中燃烧，产物中既含有离子键也含有共价键C.e与a组成的化合物沸点比水低，原因是水分子之间可形成氢键D.f元素的基态原子失去4s能级上的所有电子后所形成的离子最稳定9、下列叙述正确的是【】A.氢键是一种特殊的化学键，广泛存在于自然界中B.CO和N2的分子量相同，但CO的沸点比N2的高C.CH2＝CH2分子中共有四个σ键和一个π键D.若把H2S分子写成H3S分子，违背了共价键的饱和性10、短周期主族元素X、Y、Z、R、W的原子序数依次增大，X、Y、W形成的一种阴离子常用于检验Fe3+，R的单质常用于制造路灯，其发出的黄色光透雾能力强，Z是地壳中含量最高的元素。下列叙述正确的是A.W的氧化物的水化物一定是强酸B.XW2的结构式为：W=X=WC.WZ3分子中所有原子处于同一平面D.Z与R形成的化合物中只含有离子键11、短周期主族元素的原子序数依次增大，的最高正价与最低负价代数和为0，形成的化合物甲的结构如图所示，在同周期中原子半径最小。下列说法正确的是（）

A.原子半径大小：B.电负性大小：C.形成的化合物为离子化合物D.化合物甲中阴离子的空间构型为三角锥形12、水杨酸（）是护肤品新宠儿。下列有关水杨酸的说法正确的是（）A.水杨酸最多可与发生加成反应B.与对甲氧基苯甲酸互为同系物C.存在分子内氢键，使其在水中的溶解度减小D.分子中的碳原子均采用杂化13、膦（PH3）在常温下是一种无色有大蒜臭味的有毒气体，电石气的杂质中常含之。它的分子是三角锥形。以下关于PH3的叙述中，正确的是（）A.PH3是非极性分子B.PH3分子中有未成键的电子对C.PH3中的P-H键的极性比NH3中N-H键的极性弱D.PH3分子中的P-H键是非极性键评卷人得分三、填空题(共7题，共14分)14、CO2和CH4在一定条件下合成乙酸：CO2+CH4CH3COOH。完成下列填空：

(1)写出碳原子最外电子层的轨道表示式___________________________。

(2)钛(Ti)是22号元素，它是________________(选填编号)。

a．主族元素b．副族元素c．短周期元素d．长周期元素

(3)CO2分子的电子式为__________________；其熔沸点比CS2低，原因是_____________________________________________________。15、下表给出了14种元素的电负性：

运用元素周期律知识完成下列各题。

(1)同一周期中，从左到右，主族元素的电负性________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________。所以主族元素的电负性随原子序数递增呈____________变化。

(2)短周期元素中，电负性最大的元素与氢元素形成的化合物属于________化合物，用电子式表示该化合物的形成过程__________________________。

(3)已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中为离子化合物的是________，为共价化合物的是________。16、已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的基本性质。下表给出14种元素的电负性：。元素ALBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8

试结合元素周期律相关知识完成下列问题。

(1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是__________(从电负性与结构的关系考虑)。

(2)请预测Br与I元素电负性的大小关系：_________。

(3)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，一般为离子键，而小于1.7时，一般为共价键。试推断中化学键的类型是___________。

(4)预测元素周期表中电负性最小的元素是_____(放射性元素除外)。17、（1）下列原子或离子的电子排布的表示方法中，正确的是___，违反了能量最低原理的是___，违反洪特规则的是__。

①Ca2＋：1s22s22p63s23p6

②F－：1s22s23p6

③P：

④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2

⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2

⑥Mg2＋：1s22s22p6

⑦C：

绿柱石被国际珠宝界公认为四大名贵宝石之一。主要成分为Be3Al2[Si6O18]，因含适量的Cr2O3（0.15～0.6%）；而形成祖母绿。试回答下列问题：

（2）基态Al原子中，电子填充的最高能级是___，基态Cr原子的价电子排布式是___。

（3）用“＞”或“＜”填空：。第一电离能沸点离子半径Be___BH2S___H2OAl3+___O2-

（4）卟啉与Fe2＋合即可形成血红素，Fe2＋的电子排布式为___，铁在周期表中的位置为__。18、（1）可用作食盐的抗结剂，高温下会分解生成KCN、C、C等物质，上述物质中涉及的几种元素的第一电离能由大到小的顺序为______；中，铁原子不是采用杂化的理由是______。

（2）气态为单分子时，分子中S原子的杂化轨道类型为______，分子的立体构型为______；的三聚体环状结构如图1所示，该结构中键长有a、b两类，b的键长大于a的键长的可能原因为______。

（3）已知：多原子分子中，若原子都在同一平面上且这些原子有相互平行的p轨道，则p电子可在多个原子间运动，形成“离域键”或大键大键可用表示，其中m、n分别代表参与形成大键的电子数和原子个数，如苯分子中大键表示为

①下列微粒中存在“离域键”的是______；

A.

②分子中大键可以表示为______；

（4）铁、钾两种单质的堆积方式剖面图分别如图2、图3所示。铁晶体中原子的空间利用率为______用含的式子表示19、亚铁氰化钾(K4[Fe(CN)6])又称黄血盐，用于检验Fe3+，也用作实验的防结剂。检验三价铁发生的反应为：K4[Fe(CN)6]+FeCl3＝KFe[Fe(CN)6]↓(滕氏蓝)+3KCl；回答问题：

(1)Fe3+的核外电子排布式_________；

(2)与CN-互为等电子体的分子是______，K4[Fe(CN)6]中的作用力除离子键和共价键外，还有_______。含有12molσ键的K4[Fe(CN)6]的物质的量为_______mol。

(3)黄血盐中C原子的杂化方式为______；C、N、O的第一电离能由大到小的排序为________；

(4)Fe；Na、K的晶体结构如图所示。

①钠的熔点比钾更高，原因是__________；

②Fe原子半径是rcm，阿伏加德罗常数为NA，铁的相对原子质量为a，则铁单质的密度是_____g/cm3。20、BeCl2熔点较低，易升华，溶于醇和醚，其与AlCl3化学性质相似。由此可推断BeCl2的化学键是_______（填“离子键”或“共价键”），其在固态时属于______（填“原子”、“分子”或“离子”）晶体。评卷人得分四、工业流程题(共1题，共6分)21、饮用水中含有砷会导致砷中毒，金属冶炼过程产生的含砷有毒废弃物需处理与检测。冶炼废水中砷元素主要以亚砷酸(H3AsO3)形式存在；可用化学沉降法处理酸性高浓度含砷废水，其工艺流程如下：

已知：①As2S3与过量的S2-存在反应：As2S3(s)+3S2-(aq)⇌2(aq)；

②亚砷酸盐的溶解性大于相应砷酸盐。

(1)砷在元素周期表中的位置为_______；AsH3的电子式为______；

(2)下列说法正确的是_________；

a.酸性：H2SO4>H3PO4>H3AsO4

b.原子半径：S>P>As

c.第一电离能：S

(3)沉淀X为__________(填化学式)；

(4)“一级沉砷”中FeSO4的作用是________。

(5)“二级沉砷”中H2O2与含砷物质反应的化学方程式为__________；

(6)关于地下水中砷的来源有多种假设，其中一种认为富含砷的黄铁矿(FeS2)被氧化为Fe(OH)3，同时生成导致砷脱离矿体进入地下水。FeS2被O2氧化的离子方程式为______________。评卷人得分五、原理综合题(共4题，共20分)22、硼及其化合物在工农业生产中具有广泛应用。

请回答下列问题：

（1）基态B原子的价电子排布图___；B属于元素周期表中的___区元素。

（2）NaBO2可用于织物漂白。

①第二周期中第一电离能介于B和O之间的元素为___（填元素符号）。

②BO2-的空间构型为____；写出两种与其互为等电子体的分子的化学式：____。

（3）BF3和F-可以形成BF4-，BF3和BF4-中B原子的杂化方式分别为_____；____。

（4）立方BN和立方AlN均为原子晶体；结构相似，BN的熔点高于AlN的原因为______。

（5）一种新型轻质储氢材料的晶胞结构如图所示：

①该化合物的化学式为____。

②设阿伏加德罗常数的值为NA，该晶体的密度为___g·cm-3（用含a、NA的代数式表示）。23、哈尔滨医科大学附属第一医院张亭栋教授被认为最有可能获诺贝尔生理学或医学奖的学者之一，他是使用砒霜(As2O3)治疗白血病的奠基人；回答下列问题：

（1）基态As原子核外电子排布中能级最高的是___________，与As同周期且相邻原子的第一电离能由大到小的顺序为___________。

（2）NH3的沸点比PH3___________(填“高”或“低”)，原因是___________。

（3）NH5中所有原子最外层都满足稳定结构，则NH5中含有的化学键类型为___________。

A、离子键B、配位键C、共价键D、氢键E、σ键F；π键。

（4）As4O6的分子结构如图1所示，则该化合物中As的杂化方式是__________。与AsO43－互为等电子体的微粒是___________(写一种)

（5）白磷(P4)的晶体属于分子晶体，其晶胞结构如图2(小黑点表示白磷分子)，已知晶胞的边长为anm，阿伏加德罗常数为NAmol－1，则该晶胞中含有的P4分子数为___________，该晶体的密度为___________g·cm－3(用含NA、a的式子表示)。24、磷酸亚铁锂（LiFePO4）电池是新能源汽车的动力电池之一。请回答下列问题：

（1）基态Fe原子的价电子轨道表示式（电子排布图）为____，O2-核外电子有___种运动状态。

（2）锂的紫红色焰色是一种_______光谱，LiFePO4中阴离子VSEPR模型名称为______，中心原子的杂化轨道类型为____。

（3）一般情况下，同种物质固态时密度比液态大，但普通冰的密度比水小，原因是____________；H2O2难溶于CS2，简要说明理由：____________________。

（4）Li2O是离子晶体，其晶体能可通过如图甲的Born-Haber循环计算得到。可知，Li2O晶格能为____kJ/mol。

（5）磷化钛熔点高；硬度大；其晶胞如图乙所示。

①磷化钛晶体中Ti原子周围最邻近的Ti数目为____；设晶体中Ti原子与最邻近的P原子之间的距离为r，则Ti原子与跟它次邻近的P原子之间的距离为_______。

②设磷化钛晶体中Ti、P原子半径分别为apm、bpm，它们在晶体中紧密接触，则该晶胞中原子的空间利用率为_____（用a、b表示）。25、第IIA族元素在地壳内蕴藏较丰富；其单质和化合物用途广泛。回答下列问题：

(1)基态Ca原子M能层有_______个运动状态不同的电子，Mn和Ca属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属Mn的熔沸点等都比金属Ca高，原因______。

(2)氯气与熟石灰反应制漂白粉时会生成副产物Ca(ClO3)2，Ca(ClO3)2中的阴离子空间构型是_________，中心原子的杂化方式为_______。

(3)碳酸盐的热分解示意图如下图所示。热分解温度：CaCO3__________(填“高于”或“低于”)SrCO3，原因是_______。从成键轨道看，CO2分子内的化学键类型有________。

(4)格氏试剂RMgX是镁和卤代烃反应的产物，它在醚的稀溶液中以单体形式存在，在浓溶液中以二聚体存在，二聚体结构如下图所示。请在图中标出二聚体中的配位键__________。

参考答案一、选择题(共7题，共14分)1、D【分析】【详解】

A．电子运动状态取决于主量子数（电子层）；角量子数（电子亚层），磁量子数（电子轨道），自旋量子数（电子自旋方向），位于同一轨道内电子，它们的自旋方向不同，运动状态也不相同，故A正确；

B．d区和ds区的元素包括副族和第VIII族元素；副族和第VIII族元素全部是金属元素，故B正确；

C．前四周期元素即1～36号元素，未成对电子数最多的元素外围电子排布为3d54s1；共有6个未成对电子，该元素是铬，处于周期表中第四周期第ⅥB族，故C正确；

D．基态原子的最外层电子排布是ns1；若为主族元素，则为第IA族，若为过渡金属元素，则为第VIB或IB元素，故D错误；

答案为D。2、A【分析】【分析】

由四种元素基态原子电子排布式可知，①1s22s22p63s23p4是S元素、②1s22s22p63s23p3是P元素、③1s22s22p3是N元素、④1s22s22p4是O元素。

【详解】

A．同周期自左而右第一电离能呈增大趋势；但是N的核外电子排布属于半充满，故第一电离能O＜N，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＜O＜N，即③＞④＞②＞①，故A正确；

B．同周期自左而右原子半径减小；所以原子半径P＞S，N＞O，电子层越多原子半径越大，故原子半径P＞S＞N＞O，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＜O，N元素非金属性与S元素强，所以电负性P

D．主族元素最高正化合价等于最外层电子数；但O元素没有最高正化合价，所以最高正化合价：①＞②=③，故D错误；

答案选A。

【点睛】

第一电离能进行比较时，需要考虑半充满和全充满，全空的状态，它们的第一电离能比相邻元素的略高。3、A【分析】【详解】

①极性分子一定含有极性键，但非极性分子不一定含有非极性键，如CH4分子属于非极性分子；但分子内不含有非极性键，①错误；

②丙酮分子间没有氢键；丙酮分子的相对分子质量大于丁烷，所以丙酮的沸点大于丁烷，与氢键无关，②错误；

③N2O和CO2互为等电子体，等电子体结构相似，根据CO2的结构式O=C=O可知：物质分子均含有2个π键；且中心原子采用sp杂化，③正确；

④极性分子中不一定不含有非极性键，如H2O2分子属于极性分子，但含有非极性键O-O键，而非极性分子中也可能含有极性键，如CH4分子属于非极性分子；含有C-H极性键，④错误；

⑤邻羟基苯甲酸形成分子内氢键；而对羟基苯甲酸形成分子间氢键，分子间氢键的形成增加了分子之间的吸引力，使物质的熔；沸点升高，因此邻羟基苯甲酸的熔、沸点比对羟基苯甲酸的低，与分子间氢键的形成有关，⑤正确；

综上所述可知说法正确的是③⑤，故合理选项是A。4、A【分析】【分析】

【详解】

A．NCl3中N原子最外层电子数+化合价的绝对值=5+3=8，所以N原子达到8电子稳定结构；NCl3中C1原子最外层电子数+化合价的绝对值=7+1=8，所以Cl原子达到8电子稳定结构，故A正确；B．NCl3中N原子成3个σ键，有一对未成键的孤对电子，杂化轨道数为4，采取sp3杂化杂化，所以NCl3分子空间构型是三角锥形，故B错误；C．NCl3的分子空间构型与氨分子相似，都是三角锥形结构，氨分子是极性分子，所以NCl3分子也是极性分子，故C错误；D．NCl3中N原子成3个σ键，有一对未成键的孤对电子，杂化轨道数为4，采取sp3杂化杂化，Cl原子形成的化学键不属于杂化轨道，故D错误；故选A。5、D【分析】【分析】

【详解】

根据结构图可知，结构中存在H-O极性共价键，氢键存在于不直接相连的H与电负性较大的O原子间，氢离子含有空轨道，氧原子含有孤电子对，形成配位键；因H5O2+中无阴阳离子；所以不存在离子键。

答案为D。6、C【分析】【详解】

A．常温下水是液体，而HF是气体，沸点H2O>HF；故A错误；

B．由于氨气分子间存在氢键，导致沸点反常，所以氢化物沸点顺序为NH3>AsH3>PH3；故B错误；

C．过氧化钠是由钠离子和过氧根离子构成；氧化钠由钠离子和氧离子构成，阴离子与阳离子个数比都是1：2，故C正确；

D．干冰是分子晶体；二氧化硅为原子晶体，二者物理性质不同，故D错误；

故答案为C。7、C【分析】【分析】

晶体熔化时；晶体中的化学键未被破坏，说明该晶体是分子晶体，金属晶体；原子晶体及离子晶体熔化时化学键被破坏．

【详解】

A．金属镁属于金属晶体；熔化时破坏金属键，选项A错误；

B．氯化钠晶体属于离子晶体；熔化时破坏钠离子与氯离子间的离子键，选项B错误；

C．冰属于分子晶体；熔化时破坏分子间作用力，不能破坏分子内部的C-O化学键，选项C正确；

D．晶体硅属于原子晶体；熔化时破坏Si-Si共价键，选项D错误；

答案选C。二、多选题(共6题，共12分)8、BC【分析】【详解】

由元素在周期表中位置可知，a为H、b为N；c为O、d为Na、e为S、f为Fe。

A．N元素的2p轨道为半充满稳定结构；第一电离能高于氧元素的第一电离能，故A错误；

B．Na在氧气中燃烧生成过氧化钠；过氧化钠中含有离子键；共价键，故B正确；

C．水分子之间存在氢键；硫化氢分子之间为范德华力，氢键比范德华力强，因此硫化氢的沸点低于水，故C正确；

D．Fe2+离子价电子为3d6，而Fe3+离子价电子为3d5稳定结构，Fe2+离子不如Fe3+离子稳定；故D错误；

故选BC。9、BD【分析】【分析】

【详解】

A.氢键是一种分子间作用力；不是化学键，A错误；

B.CO和N2都是分子晶体，熔沸点主要受分子间作用力影响，但在相对分子质量相同的情况下，CO是极性分子，N2是非极性分子，极性分子的相互吸引力大于非极性分子，会使分子间作用力略大，CO的沸点比N2的高；B正确；

C.共价单键是σ键，共价双键中一个是σ键，一个是π键，所以CH2=CH2中有5个σ键；1个π键，C错误；

D.共价键具有饱和性和方向性，S最外层有6个电子，再接受2个电子就形成稳定结构，则把H2S分子写成H3S分子；违背了共价键的饱和性，D正确；

答案选BD。

【点睛】

共价单键是σ键，共价双键中一个是σ键，一个是π键，共价叁键中一个是σ键，两个是π键。10、BC【分析】【分析】

短周期主族元素X、Y、Z、R、W的原子序数依次增大，X、Y、W形成的一种阴离子常用于检验Fe3+，则该离子为SCN-；则X为C元素，Y为N元素，W为S元素；R的单质常用于制造路灯，其发出的黄色光透雾能力强，R为Na；Z是地壳中含量最高的元素，则Z为O元素，据此分析解答。

【详解】

A．W为S元素；其氧化物的水化物形成的为硫酸和亚硫酸，亚硫酸为弱酸，故A错误；

B．X为C元素，W为S元素，XW2为CS2，CS2与CO2互为等电子体，互为等电子体的微粒具有相似的结构，CO2的结构式为O=C=O，则CS2的结构式为S=C=S；即：W=X=W，故B正确；

C．W为S元素，Z为O元素，WZ3为SO3，分子中中心原子S原子的价层电子对数=3+=3，S采取sp2杂化；结构为平面三角形，则分子中所有原子处于同一平面，故C正确；

D．Z为O元素，R为Na，Z与R形成的化合物为Na2O或Na2O2，二者均为离子化合物，Na2O中只含有离子键，Na2O2中含有离子键和共价键；故D错误；

答案选BC。11、AC【分析】【分析】

短周期主族元素W；X、Y、Z的原子序数依次增大；W的最高正价与最低负价代数和为0，则W为C或Si，根据W、X、Y形成的化合物甲的结构示意图，X为O，则W为C，Y为+1价的阳离子，为Na元素；Z在同周期中原子半径最小，Z为Cl元素，据此分析解答。

【详解】

根据上述分析；W为C元素，X为O元素，Y为Na元素，Z为Cl元素。

A．同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，原子半径大小：故A正确；

B．元素的非金属性越强；电负性越大，电负性大小：X＞Z，故B错误；

C．X为O元素；Y为Na元素，为活泼的非金属和金属元素，形成的化合物为离子化合物，故C正确；

D．化合物甲中阴离子为CO32-；C原子的价层电子对数=3，没有孤对电子，空间构型为平面三角形，故D错误；

故选AC。12、CD【分析】【详解】

A．水杨酸中只有苯环能够与氢气发生加成反应，则1mol水杨酸最多能与3molH2发生加成反应；故A错误；

B．水杨酸与对甲氧基苯甲酸（含有-OCH3）含有的官能团不同；不是同系物，故B错误；

C．分子间氢键会导致物质的溶解度减小；水杨酸分子中的羟基和羧基间存在分子内氢键，使其在水中的溶解度减小，故C正确；

D．苯环是平面结构，苯环上的C原子采用杂化，羧基中的碳原子的价层电子对数=3，没有孤对电子，也采用杂化；故D正确；

故选CD。13、BC【分析】【分析】

【详解】

A．该分子为三角锥型结构；正负电荷重心不重合，所以为极性分子，A错误；

B．PH3分子中P原子最外层有5个电子；其中3个电子和3个H原子形成共用电子对，所以该物质中有1个未成键的孤对电子，B正确；

C．氮元素非金属性强于磷元素，PH3中的P-H键的极性比NH3中N-H键的极性弱；C正确；

D．同种非金属元素之间存在非极性键；不同非金属元素之间存在极性键，所以P-H是极性键，D错误；

答案选BC。三、填空题(共7题，共14分)14、略

【分析】【分析】

（1）碳原子位于第二周期第IVA族，最外层电子排布式为2s22p2；

（2）钛是22号元素；根据元素周期表排布规律，位于第4周期第IVB族；

（3）分子熔沸点与分子间作用力有关。

【详解】

(1)碳原子最外层电子排布式为2s22p2，最外电子层的轨道表示式为

(2)钛(Ti)是22号元素；位于第4周期第IVB族，它是长周期元素；副族元素。答案为BD。

(3)CO2分子的电子式为其熔沸点比CS2低，原因是两者都为分子晶体，CO2的相对分子质量较低，分子间作用力较小，熔沸点越低。【解析】bd两者都为分子晶体，CO2的相对分子质量较低，分子间作用力较小，熔沸点越低。15、略

【分析】【分析】

根据表格电负性大小关系得出同一周期；同一主族的电负性变化规律；短周期元素中，电负性最大的元素为F根据电负性差值来判断离子化合物还是共价化合物。

【详解】

(1)同一周期中；从左到右，主族元素的电负性逐渐增大；同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小。所以主族元素的电负性随原子序数递增呈周期性变化；故答案为：逐渐增大；逐渐减小；周期性。

(2)短周期元素中，电负性最大的元素为F，与氢元素形成的化合物(HF)属于共价化合物，用电子式表示该化合物的形成过程+故答案为：共价；+

(3)Mg3N2：两者电负性之差3.0－1.2=1.8＞1.7，是离子化合物；BeCl2：两者电负性之差3.0－1.5=1.5＜1.7，是共价化合物；AlCl3：两者电负性之差3.0－1.5=1.5＜1.7，是共价化合物；SiC：两者电负性之差2.5－1.8=0.7＜1.7，是共价化合物；因此为离子化合物的是Mg3N2，为共价化合物的是BeCl2、AlCl3、SiC；故答案为：Mg3N2；BeCl2、AlCl3；SiC。

【点睛】

根据电负性的大小差值判断化合物类型。【解析】逐渐增大逐渐减小周期性共价+Mg3N2BeCl2、AlCl3、SiC16、略

【分析】【分析】

(1)结合表格中的数据；从周期和族两个方面总结规律；

(2)根据电负性变化规律分析；

(3)Cl和Al的电负性之差为1.5，小于1.7，故AlCl3中的化学键为共价键。

(4)电负性较小的元素位于元素周期表的左下方。

【详解】

(1)由表中数据可知；第二周期元素从Li～F，随着原子序数的递增，元素的电负性逐渐增大，第三周期元素从Na～S，随着原子序数的递增，元素的电负性也逐渐增大，并呈周期性变化；同主族元素，元素随核电荷数的递增，元素电负性依次减小；

(2)根据电负性变化规律，同主族元素，元素随核电荷数的递增，元素电负性依次减小Br的电负性大于I的电负性；

(3)当成键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，一般为离子键，而小于1.7时，一般为共价键。结合表格数据，Cl和Al的电负性之差为1.5，小于1.7，故AlCl3中的化学键为共价键；

(4)电负性较小的元素位于元素周期表的左下方，放射性元素除外，电负性最小的元素是Cs。【解析】①.同周期元素随核电荷数的递增，元素电负性依次增大，同主族元素随核电荷数的递增，元素电负性依次减小②.Br>I③.共价键④.Cs17、略

【分析】【分析】

（1）根据构造原理确定核外电子排布式是否正确；能量最低原理：原子核外电子先占有能量较低的轨道．然后依次进入能量较高的轨道；泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子；洪特规则：在等价轨道（相同电子层；电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。

（2）根据核外电子排布规律可以写出价电子排布式；根据充满和半充满状态能量最低也是最稳定的状态进行分析；

（3）Be；B同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势；ⅡA族反常；水分子间含有氢键；核外电子数相同的，原子序数越大，半径越小；

（4）Fe是26号元素；其原子核外有26个电子，失去两个最外层电子生成亚铁离子，根据构造原理书写其核外电子排布式；

【详解】

（1）①正确；②违反了能力最低原子；③违反了洪特规则；④违反了洪特原则；⑤正确；⑥正确；⑦违反了洪特规则；故答案为：①⑤⑥；②；③④⑦；

（2）Al为13号元素，其电子排布式为1s22s22p63s23p1，最高能级为3p，根据核外电子排布规律可以写出基态铬价电子排布式为1s22s22p63s23p63s23p63d54s1，所以基态铬（Cr）原子的价电子排布式是3d54s1，故答案为：3p；3d54s1；

（3）同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族最外层为ns能级容纳2个电子，为全满确定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能B＜Be；水分子间含有氢键，使得水的分子间作用力大于硫化氢分子的，故水的沸点大；电子层数越多半径越大，核外电子数相同的，原子序数越大，半径越小，O2-、Al3+有2个电子层，O的原子序数小所以O2-半径比Al3+大，所以离子半径O2-＞Al3+；故答案为：＞；＜；＜；

（4）Fe是26号元素，其原子核外有26个电子，失去两个最外层电子生成亚铁离子，根据构造原理书写其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，铁元素在元素周期表的位置为第四周期第Ⅷ族，故答案为：1s22s22p63s23p63d6；第四周期第Ⅷ族。【解析】①.①⑤⑥②.②③.③④⑦④.3p⑤.3d54s1⑥.＞⑦.＜⑧.＜⑨.1s22s22p63s23p63d6⑩.第四周期第Ⅷ族18、略

【分析】【分析】

（1）第一电离能实际上就是失电子的难易程度；电离能越小则代表失电子越容易，则还原性越强，因此可以从氧化还原性的强弱来考虑；

（2）键长与键能呈负相关，即键越长则能量越低，越容易断裂；对于稳定性而言是三键>双键>单键，则键长是单键>双键>三键；

（3）题干中已经告知我们大键的形成条件；因此我们只要从这些微粒的分子结构来判断存不存在相互平行的p轨道即可；

（4）利用率即“原子的体积占整个晶胞体积的百分比”；分别算出二者的体积再构造分式即可。

【详解】

一般金属性越强则第一电离能越小，同周期主族元素随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，IIA族、VA族为全充满或半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故第一电离能：与形成6个配位键，配位数为6，杂化无法形成6个空轨道；

分子中S原子形成2个键，孤电子对数为价层电子对数故分子中S原子的杂化轨道类型为杂化；分子的立体构型为V形；连接2个S原子的氧原子与S原子之间形成单键，连接1个S原子的氧原子与S之间形成双键，单键之间作用力比双键弱，单键的键长较长；

形成离域键的条件是“原子都在同一平面上且这些原子有相互平行的p轨道“，硫酸根离子是正四面体结构，原子不处于同一平面内，硫化氢中H原子和S原子没有平行的p轨道，为V形结构，为平面三角形，有相互平行的p轨道，可以形成离域键；

故答案为AD；

为直形型结构，有相互平行的p轨道，分子中大键可以表示为：

铁的晶体为面心立方最密堆积，令Fe原子的半径为rcm，则晶胞的棱长为晶胞体积晶胞中Fe原子数目晶胞中Fe原子总体积晶胞中原子的空间利用率【解析】中配位数为6V形形成b键的氧原子与两个S原子结合，原子之间形成单键，作用力较小19、略

【分析】【分析】

(1)Fe是26号元素，核外有26个电子，失去3个电子得到Fe3+，根据构造原理写出基态Fe3+的核外电子排布式；

(2)CN-有2个原子，价层电子数为10；K4[Fe(CN)6]是离子化合物，其中含有共价键和配位键，1个中含有6个配位键，CN-中含有C≡N，1个C≡N中含有1个σ键、2个π键，即1个中含有12个σ键；据此计算解答；

(3)CN−中中心原子C的价层电子对数为2，即CN-的VSEPR模型为直线型；采用sp杂化；同一周期元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但是第IIA族；第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；同一周期元素电负性随着原子序数增大而增大；

(4)①金属的金属键越强；熔点越高；

②设晶胞的边长为x，则该晶胞中Fe原子数为：8×1/8+1=2，晶胞密度为：计算密度。

【详解】

(1)Fe原子核外有26个电子，失去3个电子得到Fe3+，基态Fe3+的核外电子排布式：1s22s22p63s23p63d5，故答案为：1s22s22p63s23p63d5；

(2)CN-有2个原子，价层电子数为10，则与CN-互为等电子体的分子为N2；K4[Fe(CN)6]是离子化合物，存在离子键，其中含有共价键和配位键，即化学键为离子键、配位键和共价键；1个中含有6个配位键，CN−中含有C≡N，1个C≡N中含有1个σ键、2个π键，即1个中含有12个σ键，所以含有12molσ键的K4[Fe(CN)6]的物质的量为1mol，故答案为：N2；配位键；1；

(3)CN−中中心原子C的价层电子对数为2，即CN−的VSEPR模型为直线型，采用sp杂化；同一周期元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但是第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，所以C.N、O第一电离能大小顺序为N>O>C；故答案为：sp；N>O>C；

(4)①K和Na都为金属晶体；K和Na价电子数相同，但Na原子半径小于K原子半径，所以Na金属键更强，熔点更高，故答案为：K和Na的价电子数相同，但Na原子半径小于K原子半径，所以Na金属键更强，熔点更高；

②设晶胞的边长为x，则晶胞体积该晶胞中Fe原子数为：8×1/8+1=2，晶胞密度为：故答案为：【解析】1s22s22p63s23p63d5N2配位键1spN>O>CK和Na的价电子数相同，但Na原子半径小于K原子半径，所以Na金属键更强，熔点更高20、略

【分析】【详解】

AlCl3是共价化合物，BeCl2与AlCl3化学性质相似，故BeCl2的化学键是共价键，其在固态时属于分子晶体，故答案为：共价键；分子晶体。【解析】①.共价键②.分子晶体四、工业流程题(共1题，共6分)21、略

【分析】【分析】

废水中砷元素主要以亚砷酸(H3AsO3)形式存在，加入硫化钠生成As2S3沉淀，为防止As2S3与硫离子反应再次溶解，所以再加入硫酸亚铁除去过量的硫离子，过滤得到As2S3和FeS，滤液中加入过氧化氢将亚砷酸氧化成砷酸，亚铁离子氧化成铁离子，再加入CaO沉淀砷酸根、铁离子、硫酸根，得到Ca2(AsO4)2、FeAsO4、Fe(OH)3、CaSO4沉淀和低浓度含砷废水。

【详解】

(1)As元素为33号元素，与N元素同主族，位于第四周期第VA族；AsH3和氨气分子结构相同为共价化合物，砷原子和三个氢原子形成三个As-H键，电子式为：

(2)a．同周期主族元素自左而右非金属性增强，最高价氧化物对应水化物酸性增强，同主族自上而下非金属性减弱，最高价氧化物对应水化物酸性减弱，酸性：H2SO4＞H3PO4＞H3AsO4；故a正确；

b．同周期主族元素自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径依次增大，原子半径：As＞P＞S，故b错误；

c．同主族元素自上而下第一电离能减小，P和S同周期，但是P原子3p能级为半满状态，更稳定，第一电离能更大，所以第一电离能P>S>As；故c错误；

综上所述选a；

(3)根据分析可知沉淀为微溶物CaSO4；

(4)As2S3与过量的S2-存在反应：As2S3(s)+3S2-(aq)⇌2(aq)，所以需要加入FeSO4除去过量的硫离子；使平衡逆向移动，一级沉砷更完全；

(5)含砷物质物质为H3AsO3，加入过氧化氢可以将其氧化成H3AsO4，根据电子守恒和元素守恒可得化学方程式为H3AsO3+H2O2=H3AsO4+H2O；

(6)根据题意可知FeS2被O2氧化生成Fe(OH)3、根据元素守恒可知反应物应该还有H2O，FeS2整体化合价升高15价，一个O2降低4价，所以二者的系数比为4:15，再根据元素守恒可得离子方程式为4FeS2+15O2+14H2O=4Fe(OH)3+8+16H+。

【点睛】

同一周期元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折，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，元素的第一电离能大于相邻元素。【解析】第四周期第VA族aCaSO4沉淀过量的S2-，使As2S3(s)+3S2-(aq)⇌2(aq)平衡逆向移动，使一级沉砷更完全H3AsO3+H2O2=H3AsO4+H2O4FeS2+15O2+14H2O=4Fe(OH)3+8+16H+五、原理综合题(共4题，共20分)22、略

【分析】【详解】

（1）硼为5号元素，属于p区元素，其基态原子的价电子排布图为故答案为：p。

（2）①Be的2s能级处于全满，第一电离能：Be>B，N的2p能级处于半满，第一电离能：N>O；故第一电离能介于B和O之间的元素只有Be；C两种。

②的中心原子的价层电子对数为2，孤电子对数为0，立体构型为直线形；与互为等电子体的分子有CO2、CS2、N2O、BeCl2等。故答案为：直线形，CO2或CS2或N2O或BeCl2。

（3）BF3和中B原子的价层电子对数分别为2、3，所以其杂化方式分别为sp2、sp3。

（4）立方BN和立方AlN均为原子晶体；B原子半径更小，B—N键键长更短，键能更大，熔点更高。

（5）①根据均摊法可得，该物质的化学式为Na3Li(BH4)4。

②该晶体的密度【解析】pBe、C直线形CO2或CS2或N2O或BeCl2sp2sp3B原子半径更小，B—N键键长更短，键能更大Na3Li（BH4）423、略

【分析】【分析】

（1）根据构造原理，基态As原子核外电子排布中能级最高的是4p，As的4p能级处于半充满状态，第一电离能比相邻同期元素均大，与As同周期且相邻原子的第一电离能由大到小的顺序为As>Se>Ge。

（2）根据分子晶体影响沸点的因素分析；

（3）NH5是离子化合物；含有离子键和共价键，以此分析。

（4）根据杂化轨道理论判断中心As的杂化方式；原子总数和价电子总数相同的称为等电子体。

（5）根据均摊法可知，晶胞中P4分子数目为4；则晶胞中含有16个P原子，计算晶胞质量，再根据ρ=m/V计算晶胞密度。

【详解】

（1）根据构造原理，基态As原子核外电子排布中能级最高的是4p，As的4p能级处于半充满状态，第一电离能比相邻同期元素均大，与As同周期且相邻原子的第一电离能由大到小的顺序为As>Se>Ge。

（2）NH3的沸点比PH3高，原因是NH3分子间存在氢键；相对分子质量对沸点的影响占次要地位。

（3）NH5中所有原子最外层都满足稳定结构，其中N与H形成共价键，是σ键，4个共价键中有一个是配位键，NH4＋与H-之间形成离子键，则NH5中含有的化学键类型为ABCE。

（4）价电子对数=3+（5-1×3）/2=4，VSEPR模型为四面体，所以其空间构型为正四面体，根据杂化轨道理论，中心As的杂化方式为sp3，原子总数和价电子总数相同的称为等电子体，与AsO43－互为等电子体的微粒是PO43-或SO42-或ClO4-；

（5）根据均摊法可知，晶胞中P4分子数目为8×1/8+6×1/2=4，则晶胞中P原子数目为4×4=16，晶胞质量为16×31/NAg，晶胞体积为（a×10-7cm）3，则晶胞密度为g·cm－3，即：g·cm－3

【点睛】

本题是对物质结构与性质的考查，涉及核外电子排布、电离能、价层电子对互斥理论、杂化方式与空间构型判断、化学键、晶胞计算等，是对物质结构主干知识的考查，难点：应用均摊法进行有关晶胞计算。【解析】4pAs>Se>Ge高NH3分子间存在氢键ABCEsp3PO43-或SO42-或ClO4-424、略

【分析】【分析】

(1)Fe的电子排布式是[Ar］3d64s2，O2-核外电子总数为10；其原子核外有10种运动状态不同的电子；

(2)PO43-中P原子价层电子对个数=且不含孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断该微粒空间构型及P原子的杂化形式；

(3)液态水中分子间相对自由，冰中每个水分子中的氢原子和氧原子共参与形成4个氢键，水分子形成正四面体，使水分子之间间隙增大,密度变小,导致固态H2O的密度比其液态时小，H2O2为极性分子,而CS2为非极性溶剂,根据“相似相溶”规律可知；

(4)晶格能是气态离子形成1mol离子晶体释放的能量。

(5)①有一个Ti原子位于体心，在三维坐标中，体心Ti原子可以形成3个面，每一个形成的面上有4个Ti原子；由晶胞的截图可知；顶点Ti原子与小立方体顶点P原子最邻近，与体对角线的P原子次近邻；

②磷化钛晶胞为面心立方密堆积；晶胞中P原子位于顶点和面心上，Ti位于棱边上和体内，利用均摊法计算。

【详解】

(1)Fe的电子排布式是[Ar］3d64s2，价电子轨道表示式（电子排布图）为故答案为：O2-核外电子总数为10；其原子核外有10种运动状态不同的电子，故答案为10；

(2)紫红色波长介于380-435nm之间，是一种发射光谱，故答案为：发射；PO43-中P原子价层电子对个数=且不含孤电子对，据