2025年湘师大新版选修3化学下册阶段测试试卷

…………○…………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年湘师大新版选修3化学下册阶段测试试卷108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：______总分栏题号一二三四五六总分得分评卷人得分一、选择题(共7题，共14分)1、已知某元素的基态电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，该元素在周期表中属于()A.ⅤB族B.ⅡB族C.Ⅷ族D.ⅡA族2、对于s轨道及s电子云，下列说法正确的是()A.某原子s轨道的能量随主量子数n的增大而增大B.s电子在以原子核为中心的球面上出现，但其运动轨迹测不准C.s能级可能有两个原子轨道D.s轨道的电子云为球形，说明电子在空间各位置出现的概率相等3、下列各图中哪一个是氧原子的电子排布图（）A.B.C.D.4、下列说法不正确的是A.晶体硅和石英都是通过共价键形成的原子晶体B.HCl和NaOH溶于水时破坏的化学键类型相同C.H2O比H2S稳定是因为H－O键的键能大于H－S键的键能D.硫单质和干冰均属于分子晶体5、白磷(P4)的分子结构、三氧化二磷(P4O6)的分子结构和五氧化二磷(P4O10)的分子结构如图；下列说法中错误的是。

A.P4O6中的磷原子采用sp3方式杂化B.三氧化二磷、五氧化二磷都只表示原子个数比，不表示分子的实际组成C.P4、P4O6和P4O10分子中同一P原子上两个化学键之间的夹角都是60°D.P4O6分子中4个P原子构成正四面体，6个O原子构成正八面体6、下列有关甲醛（HCHO）、苯、二氧化碳及水的说法不正确的是（）A.苯分子中所有原子共平面B.甲醛、苯和二氧化碳中碳原子均采用sp2杂化C.苯、二氧化碳均是非极性分子，水和甲醛是极性分子D.水的沸点比甲醛高，是因为水分子间能形成氢键，而甲醛分子间不能形成氢键7、下面有关晶体的叙述中，不正确的是A.60gSiO2晶体中含Si-O键的个数为4NA(NA为阿伏加德罗常数)B.在立方ZnS晶体(如图所示)中，Zn2+、S2-的配位数都是8

C.设NaCl的摩尔质量为Mg·mol-1,NaCl的密度为ρg·cm-3,阿伏加德罗常数为NAmol-1,在NaCl晶体中，两个距离最近的Cl-中心间的距离为cmD.CaO晶体结构与NaCl晶体结构相似，CaO晶体中Ca2+的配位数为6,且这些最邻近的O2-围成正八面体评卷人得分二、多选题(共5题，共10分)8、多电子原子中，原子轨道能级高低次序不同，能量相近的原子轨道为相同的能级组。元素周期表中，能级组与周期对应。下列各选项中的不同原子轨道处于同一能级组的是A.ls、2sB.2p、3sC.3s、3pD.4s、3d9、在抗击新冠病毒肺炎中瑞德西韦是主要药物之一。瑞德西韦的结构如图所示；下列说法正确的是。

A.瑞德西韦中N、O、P元素的电负性：N＞O＞PB.瑞德西韦中的O—H键的键能大于N—H键的键能C.瑞德西韦中所有N都为sp3杂化D.瑞德西韦结构中存在σ键、π键和大π键10、下列说法正确的是A.HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高与分子间作用力大小有关B.H2O的熔、沸点高于H2S是由于H2O中共价键的键能比较大C.I2易溶于CCl4可以用相似相溶原理解释D.氨气极易溶于水是因为氨气可与水形成氢键这种化学键11、有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X射线研究发现，其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。它的结构特征是Fe3+和Fe2+互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN-位于立方体的棱上，则下列说法正确的是（）

A.x=2，y=1B.该晶体属于离子晶体，M呈+1价C.M的离子不可能在立方体的体心位置D.该晶胞中与每个Fe3+距离最近且相等的CN-有3个12、下表是某些原子晶体的熔点和硬度。原子晶体金刚石氮化硼碳化硅硅锗熔点/℃3350300026001415938.4硬度109.59.07.06.0

分析表中的数据，判断下列叙述正确的是（）A.构成原子晶体的原子种类越多，晶体的熔点越高B.构成原子晶体的原子间的共价键键能越大，晶体的熔点越高C.构成原子晶体的原子的半径越大，晶体的硬度越大D.构成原子晶体的原子的半径越大，晶体的硬度越小评卷人得分三、填空题(共6题，共12分)13、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)。14、I.在化学实验和科学研究中；水是一种最常用的溶剂。水是生命之源，它与我们的生活密切相关。

（1）写出一种与H2O分子互为等电子体的微粒：_______。

（2）水分子在特定条件下容易得到一个H+，形成水合氢离子（H3O+）。下列对上述过程的描述不正确的是_______（填字母序号）。

A.氧原子的杂化类型发生了改变。

B.微粒的空间构型发生了改变。

C.微粒中的键角发生了改变。

Ⅱ.Cu2+可形成多种配合物；广泛应用于生产生活中。

（3）实验时将无水CuSO4白色粉末溶解于水中，溶液呈蓝色，是因为生成了一种呈蓝色的配合物离子，请写出该配合物离子的化学式：________。向该蓝色溶液中滴加氨水，先形成沉淀，继续加氨水，沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液。写出该沉淀溶解过程发生反应的离子方程式：____________。15、每个时代的发展都离不开化学材料。黄铜是人类最早使用的合金之一；主要由锌和铜组成。回答下列问题：

（1）基态锌原子的价电子排布式为___，属于周期表___区元素。电子占据最高能层的电子云轮廓图形状为___。

（2）第一电离能I1(Zn)___I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。

（3）向[Cu(H2O)4]2+溶液（天蓝色）中加入过量氨水将生成更稳定的[Cu(NH3)4]2+溶液（深蓝色），原因是___；向深蓝色溶液中逐滴加入稀盐酸，观察到的现象是___。16、试判断下列分子中心原子的杂化类型和分子构型。

（1）NI3：______；

（2）CH3Cl：______；

（3）CO2：______；

（4）BF3：______；

（5）H2O：______。17、X；Y、Z、W是元素周期表中前36号元素；且原子序数依次增大。其相关信息如下表：

。元素编号。

元素性质或原子结构。

X

X原子的最外层电子数是其内层电子总数的2倍。

Y

Y的基态原子价电子排布式为nsnnpn+2

Z

最外层中只有两对成对电子。

W

前四周期基态原子中；W元素的未成对电子数最多。

（1）元素X最高价氧化物分子的空间构型是__________________，是_________(填“极性”或“非极性”)分子。

（2）Y的最简单氢化物的沸点比Z的最简单氢化物的沸点高，原因是____________________________________

（3）基态Z原子中，电子占据的最高电子层符号为_________，该电子层具有的原子轨道数为________________

（4）元素W位于元素周期表的第________族。18、单质硼有无定形和晶体两种；参考下表数据回答：

（1）晶体硼的晶体类型属于____________________晶体，理由是_____________。

（2）已知晶体的结构单元是由硼原子组成的正二十面体（如图），其中有20个等边三角形的面和一定数目的顶角，每个顶角各有一个硼原子。通过观察图形及推算，得出此基本结构单元是由__________个硼原子构成的，其中B—B键的键角为____________，共含有___________个B—B键。

评卷人得分四、工业流程题(共1题，共9分)19、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、元素或物质推断题(共5题，共10分)20、已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数A＜B＜C＜D＜E。其中A、B、C是同一周期的非金属元素。化合物DC为离子化合物，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。化合物AC2为一种常见的温室气体。B；C的氢化物的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高。E的原子序数为24。请根据以上情况；回答下列问题：（答题时，A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示）

(1)基态E原子的核外电子排布式是________，在第四周期中，与基态E原子最外层电子数相同还有_______（填元素符号）。

(2)A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为____________。

(3)写出化合物AC2的电子式_____________。

(4)D的单质在AC2中点燃可生成A的单质与一种熔点较高的固体产物，写出其化学反应方程式：__________。

(5)1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。此后，等电子原理又有发展，例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体。一种由B、C组成的化合物与AC2互为等电子体，其化学式为_____。

(6)B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液与D的单质反应时，B被还原到最低价，该反应的化学方程式是____________。21、现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素，原子序数依次增大。A元素的价电子构型为nsnnpn+1；C元素为最活泼的非金属元素；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态；F元素基态原子的M层全充满；N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。

(1)A元素的第一电离能_______(填“＜”“＞”或“＝”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为_______(用元素符号表示)。

(2)C元素的电子排布图为_______；E3+的离子符号为_______。

(3)F元素位于元素周期表的_______区，其基态原子的电子排布式为_______

(4)G元素可能的性质_______。

A．其单质可作为半导体材料B．其电负性大于磷。

C．其原子半径大于锗D．其第一电离能小于硒。

(5)活泼性：D_____(填“＞”或“＜”，下同)Al，I1(Mg)_____I1(Al)，其原因是____。22、原子序数小于36的X；Y、Z、R、W五种元素；其中X是周期表中原子半径最小的元素，Y是形成化合物种类最多的元素，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，R单质占空气体积的1/5；W的原子序数为29。回答下列问题:

(1)Y2X4分子中Y原子轨道的杂化类型为________，1molZ2X4含有σ键的数目为________。

(2)化合物ZX3与化合物X2R的VSEPR构型相同，但立体构型不同，ZX3的立体构型为________，两种化合物分子中化学键的键角较小的是________(用分子式表示)，其原因是________________________________________________。

(3)与R同主族的三种非金属元素与X可形成结构相似的三种物质，三者的沸点由高到低的顺序是________。

(4)元素Y的一种氧化物与元素Z的单质互为等电子体，元素Y的这种氧化物的结构式是________。

(5)W元素原子的价电子排布式为________。23、下表为长式周期表的一部分；其中的编号代表对应的元素。

。①

②

③

④

⑤

⑥

⑦

⑧

⑨

⑩

请回答下列问题：

（1）表中⑨号属于______区元素。

（2）③和⑧形成的一种常见溶剂，其分子立体空间构型为________。

（3）元素①和⑥形成的最简单分子X属于________分子(填“极性”或“非极性”)

（4）元素⑥的第一电离能________元素⑦的第一电离能；元素②的电负性________元素④的电负性(选填“>”、“＝”或“<”)。

（5）元素⑨的基态原子核外价电子排布式是________。

（6）元素⑧和④形成的化合物的电子式为________。

（7）某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如表中元素⑩与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素⑩的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式：____________________。24、下表为长式周期表的一部分；其中的序号代表对应的元素。

（1）写出上表中元素⑨原子的基态原子核外电子排布式为___________________。

（2）在元素③与①形成的水果催熟剂气体化合物中，元素③的杂化方式为_____杂化；元素⑦与⑧形成的化合物的晶体类型是___________。

（3）元素④的第一电离能______⑤（填写“＞”、“＝”或“＜”）的第一电离能；元素④与元素①形成的X分子的空间构型为__________。请写出与元素④的单质互为等电子体分子、离子的化学式______________________（各写一种）。

（4）④的最高价氧化物对应的水化物稀溶液与元素⑦的单质反应时，元素④被还原到最低价，该反应的化学方程式为_______________。

（5）元素⑩的某种氧化物的晶体结构如图所示，其中实心球表示元素⑩原子，则一个晶胞中所包含的氧原子数目为__________。评卷人得分六、计算题(共1题，共7分)25、NaCl是重要的化工原料。回答下列问题。

（1）元素Na的焰色反应呈_______色。价电子被激发到相邻高能级后形成的激发态Na原子，其价电子轨道表示式为_______。

（2）KBr具有NaCl型的晶体结构，但其熔点比NaCl低，原因是________________。

（3）NaCl晶体在50~300GPa的高压下和Cl2反应；可以形成一种晶体，其立方晶胞如图所示（大球为Cl，小球为Na）。

①若A的原子坐标为（0，0，0），B的原子坐标为（0，），则C的原子坐标为_______。

②晶体中，Cl构成的多面体包含______个三角形的面，与Cl紧邻的Na个数为_______。

③已知晶胞参数为apm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体的密度为_________g·cm－3（列出计算式）。参考答案一、选择题(共7题，共14分)1、D【分析】【详解】

某元素的基态电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，价电子为4s2；因此该元素在周期表中属于ⅡA族，故D正确。

综上所述，答案为D。2、A【分析】【详解】

A.s轨道的能量随主量子数n的增大而增大，1s<2s<3s；故A正确；

B.s轨道的电子云为球形；s电子在球内空间各处均可能出现，不限于出现在球面上，故B错误；

C.s能级只有一个原子轨道；故C错误；

D.s轨道的电子云为球形；不能说明电子在原子核外空间各处出现的概率相等，在离核近的区域，电子出现的概率大，在离核远的区域，电子出现的概率小，故D错误；

选A。

【点睛】

本题考查了电子云的知识，明确电子云的定义是解题的关键，知道s能级的电子云为球形，注意不同轨道的电子，电子云的取向不同。3、B【分析】【分析】

【详解】

A.该选项违反了洪特规则；电子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道,A项错误；

B.氧原子的核外电子排布式为1s22s22p4，电子排布图为：B项正确；

C.该选项违反了能量最低原理；应先排满2s轨道，C项错误；

D.2p能级上的两个单电子；应自旋方向相同，违反了洪特规则，D项错误；

答案选B。4、B【分析】【详解】

A．晶体硅中Si原子之间以Si-Si键结合形成立体网状结构；属于原子晶体；在石英中Si原子与O原子之间以Si-O键结合形成立体网状晶体，也属于原子晶体，因此二者都是通过共价键形成的原子晶体，A正确；

B．HCl是由分子构成的物质；溶于水时破坏的化学键是共价键，而NaOH是离子化合物，溶于水时破坏的化学键是离子键，因此溶于水时破坏的化学键类型不相同，B错误；

C．H2O比H2S稳定是因为O原子半径比S原子半径小；形成的化学键H－O键的键能大于H－S键的键能，断裂消耗更多能量，C正确；

D．硫单质和干冰都是由分子通过分子间作用力构成的晶体；因此都属于分子晶体，D正确；

故合理选项是B。5、C【分析】【详解】

A．P4O6中磷原子的价层电子对数为4，采用sp3方式杂化；A正确；

B．P2O3、P2O5与分子结构图中的分子组成不同；所以只表示原子个数比，不表示分子的实际组成，B正确；

C．P4O6和P4O10分子中同一P原子上两个化学键之间的夹角都不是60°；C错误；

D．P4O6分子中4个P原子不在同一平面上；它们构成正四面体，6个O原子构成共用正方形底的四棱双锥(即正八面体)，D正确；

故选C。6、B【分析】【详解】

A．苯是平面结构；所有原子共平面，故A不符合题意；

B．甲醛、苯分子中碳原子均含有3个σ键，没有孤对电子，采用sp2杂化；二氧化碳中碳原子含有2个σ键，没有孤对电子，采用sp杂化，故B符合题意；

C．苯、CO2结构对称；正；负电荷的中心重合，均为非极性分子，水和甲醛的正、负电荷的中心不重合，均为极性分子，故C不符合题意；

D．水的沸点比甲醛的高；是因为水分子间能形成氢键，故D不符合题意；

故答案为：B。

【点睛】

判断极性分子和非极性分子的方法：

①中心原子化合价法：在组成为ABn型化合物中，若中心原子A的化合价等于族的序数，则该化合物为非极性分子，否则为极性分子，如CCl4、SO3、PCl5；

②受力分析法：若已知键角(或空间结构)，可进行受力分析，合力为0者为非极性分子。如：C2H4、BF3；

③原子分析法：由同种原子组成的双原子分子都是非极性分子。7、B【分析】【详解】

A.n(SiO2)===1mol，在二氧化硅晶体中，每个硅原子形成4个Si-O键，因此60gSiO2中含Si-O键的物质的量为4mol，Si-O键的个数为4NA；故A正确；

B.晶胞中含有表示小球位于顶点和面心，共含有8×+6×=4个；黑色球位于体心，共4个，所以立方ZnS晶体的每个晶胞中含有4个锌离子，其配位数为4，含有4个硫离子，其配位数也为4，故B错误；

C.设晶胞边长为a，则在氯化钠晶胞中，含Cl-4个，含Na+4个，根据密度公式可得所以晶胞面对角线长为而两个距离最近的Cl-中心间的距离等于面对角线的一半，所以两个距离最近的Cl-中心间的距离为即故C正确；

D.CaO晶体结构与NaCl晶体结构相似，若Ca2+处于体心、棱中间，O2-位于面心和顶点，晶体中体心Ca2+与面心的6个O2-距离最近，Ca2+的配位数为6，且这些最邻近的O2-围成正八面体；故D正确。

故选B。二、多选题(共5题，共10分)8、CD【分析】【详解】

A．ls在K能层上；2s在L能层上，二者原子轨道能量不相近，不处于同一能级组，故A不符合题意；

B．2p在L能层上；3s在M能层上，二者原子轨道能量不相近，不处于同一能级组，故B不符合题意；

C．3s和3p都在M能层上；二者原子轨道能量相近，处于同一能级组，故C符合题意；

D．3d在M能层上；4s在N能层上，但由于4s的能量低于3d，电子在填充轨道时，先填充4s轨道，在填充3d轨道，因此二者原子轨道能量相近，处于同一能级组，故D符合题意；

答案选CD。9、BD【分析】【分析】

【详解】

A．同一周期元素的非金属性随原子序数的增大而增大；同一主族元素的非金属性随原子序数的增大而减小；则元素的非金属性：O＞N＞P。元素的非金属性越强，其电负性就越大，故元素的电负性：O＞N＞P，A错误；

B．元素的非金属性越强；元素的原子半径越小，与同一元素的原子形成的共价键的键长就越短，其相应的键能就越大，由于元素的原子半径：O＜N，所以瑞德西韦中的O—H键的键能大于N—H键的键能，B正确；

C．在瑞德西韦中，形成3个共价键的N原子采用sp3杂化，含有C=N双键的N原子则采用sp2杂化；C错误；

D．共价单键都是σ键；共价双键中一个是σ键，一个是π键；在苯环及含有N原子的六元环中含大π键，根据瑞德西韦结构可知其中含有共价单键；双键和苯环等六元环，故分子中存在σ键、π键和大π键，D正确；

故合理选项是BD。10、AC【分析】【详解】

A．HCl、HBr；HI均可形成分子晶体；其分子结构相似，相对分子质量越大则分子间作用力越大，所以熔、沸点依次升高与分子间作用力大小有关，故A正确；

B．氢键是比范德华力大的一种分子间作用力，水分子间可以形成氢键，H2S分子间不能形成氢键，因此H2O的熔、沸点高于H2S；与共价键的键能无关，故B错误；

C．碘分子为非极性分子，CCl4也为非极性分子；碘易溶于四氯化碳可以用相似相溶原理解释，故C正确；

D．氢键不是化学键；故D错误；

故答案为AC。11、BC【分析】【详解】

Fe3+在立方体的顶点，每个Fe3+被8个晶胞共有，每个晶胞中Fe3+个数为4×=同理每个晶胞中Fe2+个数为CN-位于棱的中点，每个CN-被4个晶胞共有，故每个晶胞中CN-个数为12×=3。

A.已知晶体的化学式为MxFey(CN)6，故有2个晶胞，阴离子含有一个Fe3+，1个Fe2+，6个CN-，晶体中的阴离子为[Fe2(CN)6]-，根据化合物中各元素的化合价代数和为0得晶体的化学式为MFe2(CN)6；综上可知，x=1，y=2，A错误；

B.M呈+1价；因为有阴；阳离子，故该晶体属于离子晶体，B正确；

C.若M的离子在立方体的体心位置，则该晶体的化学式可表示为MFe2(CN)3，与晶体化学式MFe2(CN)6不符合；故M的离子不可能在立方体的体心位置，C正确；

D.该晶胞中与每个Fe3+距离最近且相等的CN-有6个；D错误；

故合理选项是BC。12、BD【分析】【详解】

A．原子晶体的熔点与构成原子晶体的原子种类无关；与原子间的共价键键能有关，故A错误；

B．构成原子晶体的原子间的共价键键能越大；晶体的熔点越高，故B正确；

C．构成原子晶体的原子的半径越大；键长越长，键能越小，晶体的硬度越小，故C错误；

D．构成原子晶体的原子的半径越大；键长越长，键能越小，晶体的硬度越小，故D正确；

故答案选：BD。三、填空题(共6题，共12分)13、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.Cs14、略

【分析】【分析】

Ⅰ．(1)原子个数相等、价电子数相等的微粒为等电子体，据此书写H2O的等电子体；

(2)利用价层电子对模型判断粒子的空间结构；以此判断微粒的形状以及键角，根据物质的组成判断性质是否一致；

Ⅱ．(3)硫酸铜溶于水，铜离子与水生成了呈蓝色的配合离子[Cu(H2O)4]2+；氨水和硫酸铜反应生成氢氧化铜蓝色沉淀，当氨水过量时，氨水和氢氧化铜反应生成可溶性的铜氨络合物，据此分析解答。

【详解】

Ⅰ．(1)原子个数相等、价电子数相等的微粒为等电子体，与水互为等电子体的微粒有：H2S、NH2-，故答案为：H2S、NH2-；

(2)A．H2O中O原子含有2个σ键，含有2个孤电子对，采用sp3杂化，H3O+含有3个σ键，含有1个孤电子对，采用sp3杂化，氧原子的杂化类型不变，故A错误；B．H2O为V形分子，H3O+含有3个σ键；含有1个孤电子对，为三角锥型，二者的空间构型发生了改变，故B正确；C．两种微粒的立体构型不同，键角不同，键角发生了改变，故C正确；故答案为：A；

Ⅱ．(3)将白色的无水CuSO4溶解于H2O中，溶液呈蓝色，是因为生成了一种呈蓝色的配合离子，生成此配合离子的离子方程式：Cu2++4H2O=[Cu(H2O)4]2+，该配离子的化学式：[Cu(H2O)4]2+，氨水和硫酸铜反应生成氢氧化铜蓝色沉淀，当氨水过量时，氨水和氢氧化铜反应生成可溶性的铜氨络合物，所以难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液，涉及的离子方程式为：Cu2++2NH3•H2O═Cu(OH)2↓+2NH4+、Cu(OH)2+4NH3═[Cu(NH3)4]2++2OH-，故答案为：[Cu(H2O)4]2+；Cu(OH)2+4NH3•H2O=[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O。【解析】①.H2S（或NH2-等）②.A③.[Cu(H2O)4]2+④.Cu(OH)2+4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O15、略

【分析】【分析】

（1）锌的原子序数为30，位于元素周期表第四周期ⅡB族，价电子排布式为3d104s2；

（2）Cu原子的外围电子排布式为3d104s1,4s能级处于半充满状态，而Zn原子的外围电子排布式为3d104s2；4s能级处于全充满状态；

（3）向天蓝色[Cu(H2O)4]2+溶液中加入过量氨水生成更稳定的深蓝色[Cu(NH3)4]2+溶液，说明配位能力NH3分子大于H2O分子；向深蓝色溶液中逐滴加入稀盐酸；盐酸先与铜氨络离子反应生成氢氧化铜蓝色沉淀，盐酸过量，氢氧化铜沉淀溶解生成氯化铜。

【详解】

（1）锌的原子序数为30，位于元素周期表第四周期ⅡB族，价电子排布式为3d104s2，属于周期表ds区元素，电子占据最高能层的电子位于为4s轨道，s电子云轮廓图形状为球形，故答案为：3d104s2；ds；球形；

（2）Cu原子的外围电子排布式为3d104s1,4s能级处于半充满状态，而Zn原子的外围电子排布式为3d104s2；4s能级处于全充满状态，Zn原子更不易失去1个电子，所以Zn原子的第一电离能较大，故答案为：大于；

（3）向天蓝色[Cu(H2O)4]2+溶液中加入过量氨水生成更稳定的深蓝色[Cu(NH3)4]2+溶液，说明配位能力NH3分子大于H2O分子，这是因为N原子的电负性小于氧原子，提供孤电子对能力强，形成的配位键更加稳定；[Cu(NH3)4]2+在溶液中存在如下络合平衡[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3；加入盐酸，氨分子与氢离子反应，浓度减小，平衡向右移动，铜离子与溶液中氢氧根结合生成氢氧化铜蓝色沉淀，当盐酸过量时，氢氧化铜沉淀溶于盐酸生成氯化铜，溶液呈天蓝色，实验现象为先产生蓝色沉淀，后沉淀溶解，溶液变为天蓝色，故答案为：N原子的电负性小于氧原子，提供孤电子对能力强，形成的配位键更加稳定；先产生蓝色沉淀，后沉淀溶解，溶液变为天蓝色。

【点睛】

Cu原子的外围电子排布式为3d104s1,4s能级处于半充满状态，而Zn原子的外围电子排布式为3d104s2，4s能级处于全充满状态，Zn原子更不易失去1个电子是分析难点。【解析】①.3d104s2②.ds③.球形④.大于⑤.N原子的电负性小于氧原子，提供孤电子对能力强，形成的配位键更加稳定⑥.先产生蓝色沉淀，后沉淀溶解，溶液变为天蓝色16、略

【分析】【分析】

利用杂化轨道理论和价层电子对互斥理论进行解题。

【详解】

(1)NI3：中心原子N原子孤电子对数为×(5-3×1)=1，价层电子对数为3+1=4，杂化轨道为sp3；VSEPR模型为四面体，去掉孤电子对，分子空间构型为三角锥形；

(2)CH3Cl：中心原子C原子孤电子对数为×(4-3×1-1)=0，价层电子对数为4，杂化轨道为sp3；VSEPR模型为四面体，无孤电子对，分子空间构型为四面体型；

(3)CO2：中心原子C原子孤电子对数为×(4-2×2)=0；价层电子对数为2，杂化轨道为sp，VSEPR模型为直线型，无孤电子对，分子空间构型为直线型；

(4)BF3：中心原子B原子孤电子对数为×(3-3×1)=0，价层电子对数为3，杂化轨道为sp2；VSEPR模型为平面三角形，无孤电子对，分子空间构型为平面三角形；

(5)H2O：中心原子O原子孤电子对数为×(6-2×1)=2，价层电子对数为2+2=4，杂化轨道为sp3；VSEPR模型为四面体，去掉孤电子对，分子空间构型为V型。

【点睛】

分子的中心原子价层电子对数=σ键个数+孤电子对数，孤电子对数的计算用最外层电子数减去成键电子数，再除以2。如果价层电子对数是4且不含孤电子对，则杂化轨道为sp3，四面体结构，如果价层电子对数是4且含有一个孤电子对，则杂化轨道为sp3，三角锥形结构，如果价电子对数是4且含有2个孤电子对，则杂化轨道为sp3，V形；如果价层电子对数是3且不含孤电子对，则杂化轨道为sp2，平面三角形结构，如果价层电子对数是2，则杂化轨道为sp，直线型结构。【解析】①.sp3、三角锥②.sp3、四面体③.sp、直线型④.sp2、平面三角形⑤.sp3、V型17、略

【分析】【详解】

试题分析：本题考查元素的推断，分子空间构型和分子极性的判断，物质沸点高低的比较，元素在周期表中的位置。X原子的最外层电子数是其内层电子总数的2倍，X为C元素；Y的基态原子价电子排布式为nsnnpn+2，由于np能级排有电子，则ns上排有2个电子即n=2，Y的基态原子价电子排布式为2s22p4，Y为O元素；X、Y、Z的原子序数依次增大，Z的最外层中只有两对成对电子，Z为S元素；W为前四周期基态原子中未成对电子数最多的元素，W为Cr元素。

（1）元素X的最高价氧化物为CO2，CO2中中心原子C上的孤电子对数=（4-22）=0，成键电子对数为2，价层电子对数为0+2=2，VSEPR模型为直线型，由于C上没有孤电子对，CO2分子的空间构型为直线型。CO2分子为直线型，键角为180º，正电中心和负电中心重合，CO2为非极性分子。

（2）Y的最简单氢化物为H2O，Z的最简单氢化物为H2S，H2O的沸点比H2S高的原因是：H2O分子间能形成氢键，H2S分子间不能形成氢键。

（3）基态Z原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，电子占据的最高电子层为第三电子层，第三电子层的符号为M。第三电子层具有的原子轨道数为32=9。

（4）W为Cr元素，基态Cr原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，Cr位于元素周期表中第四周期第VIB族。【解析】直线型非极性H2O分子间能形成氢键M9ⅥB18、略

【分析】【分析】

（1）根据表中数据判断可知晶体硼熔沸点和硬度介于金刚石和晶体硅之间；判断为原子晶体；

（2）在硼原子组成的正二十面体结构中，每5个面共用一个顶点，每个面拥有这个顶点的共20个等边三角形；B-B键组成正三角形；每2个面共用一个B-B键，每个面拥有这个B-B键的据此答题。

【详解】

（1）根据表中数据判断可知晶体硼熔沸点和硬度介于金刚石和晶体硅之间，熔沸点、硬度都很大，可知晶体硼为原子晶体，

故答案为原子晶体；熔；沸点很高、硬度很大；

（2）在硼原子组成的正二十面体结构中，每5个面共用一个顶点，每个面拥有这个顶点的每个等边三角形拥有的顶点为：×3=20个等边三角形拥有的顶点为：×20=12；B-B键组成正三角形，则每个键角均为60°；每2个面共用一个B-B键，每个面拥有这个B-B键的每个等边三角形占有的B-B键为：×3=20个等边三角形拥有的B-B键为：×20=30。

【点睛】

明确顶点、棱、面心上每个原子被几个晶胞占有是解本题关键。本题利用均摊法计算该晶胞中各种原子个数，硼原子组成的正二十面体结构中，每5个面共用一个顶点，每个面拥有这个顶点的每个等边三角形拥有的顶点为：×3=20个等边三角形拥有的顶点为：×20=12。【解析】①.原子②.熔点高，硬度大，并且各数据均介于金刚石和晶体硅之间③.12④.60°⑤.30四、工业流程题(共1题，共9分)19、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、元素或物质推断题(共5题，共10分)20、略

【分析】【分析】

已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数A＜B＜C＜D＜E。其中A、B、C是同一周期的非金属元素。化合物DC为离子化合物，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构，化合物AC2为一种常见的温室气体，则A为C，C为O，B为N，D为Mg。B、C的氢化物的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高。E的原子序数为24，E为Cr。

【详解】

(1)基态E原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)，在第四周期中，与基态E原子最外层电子数相同即最外层电子数只有一个，还有K、Cu；故答案为：1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)；K；Cu；

(2)同周期从左到右电离能有增大趋势；但第IIA族元素电离能大于第IIIA族元素电离能，第VA族元素电离能大于第VIA族元素电离能，因此A；B、C的第一电离能由小到大的顺序为C＜O＜N；故答案为：C＜O＜N；

(3)化合物AC2为CO2，其电子式故答案为：

(4)Mg的单质在CO2中点燃可生成碳和一种熔点较高的固体产物MgO，其化学反应方程式：2Mg+CO22MgO+C；故答案为：2Mg+CO22MgO+C；

(5)根据CO与N2互为等电子体，一种由N、O组成的化合物与CO2互为等电子体，其化学式为N2O；故答案为：N2O；

(6)B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液为HNO3与Mg的单质反应时，NHO3被还原到最低价即NH4NO3，其反应的化学方程式是4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O；故答案为：4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O。【解析】1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar]3d54s1）K、CuC＜O＜N2Mg+CO22MgO+CN2O4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O21、略

【分析】【分析】

A元素的价电子构型为nsnnpn+1，则n=2，故A为N元素；C元素为最活泼的非金属元素，则C为F元素；B原子序数介于氮、氟之间，故B为O元素；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的最外层电子数为2，故D为Mg元素；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2，则原子序数为26，为Fe元素；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1；故F为Cu元素；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒，则G为As元素，据此解答。

【详解】

(1)N原子最外层为半充满状态；性质稳定，难以失去电子，第一电离能大于O元素；同一周期元素从左到右元素的电负性逐渐增强，故元素的电负性：N＜O＜F；

(2)C为F元素，电子排布图为E3+的离子符号为Fe3+；

(3)F为Cu，位于周期表ds区，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1，故答案为：ds；1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1；

(4)A．G为As元素；与Si位于周期表对角线位置，则其单质可作为半导体材料，A正确；

B．同主族从上到下元素的电负性依次减小；则电负性：As＜P，B错误；

C．同一周期从左到右原子半径依次减小；As与Ge元素同一周期，位于Ge的右侧，则其原子半径小于锗，C错误；

D．As与硒元素同一周期；由于其最外层电子处于半充满的稳定结构，故其第一电离能大于硒元素的，D错误；

故合理选项是A；

(5)D为Mg元素，其金属活泼性大于Al的活泼性；Mg元素的价层电子排布式为：3s2，处于全充满的稳定结构，Al的价层电子排布式为3s23p1，其3p上的1个电子较易失去，故Mg元素第一电离能大于Al元素的第一电离能，即I1(Mg)＞I1(Al)。【解析】＞N＜O＜FFe3+ds1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1A＞＞Mg元素的价层电子排布式为：3s2，处于全充满的稳定结构，Al的价层电子排布式为3s23p1，其3p上的1个电子较易失去22、略

【分析】【分析】

原子序数小于36的X；Y、Z、W四种元素；其中X是周期表中半径最小的元素，则X是H元素；Y是形成化合物种类最多的元素，则Y是C元素；Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，则Z是N元素；R单质占空气体积的1/5，则R为O元素；W的原子序数为29，则W是Cu元素；再结合物质结构分析解答。

【详解】

（1）C2H4分子中每个碳原子含有3个σ键且不含孤电子对，所以采取sp2杂化；一个乙烯分子中含有5个σ键，则1molC2H4含有σ键的数目为5NA；

（2）NH3和CH4的VSEPR模型为正四面体形；但氨气中的中心原子上含有1对孤对电子，所以其实际构型是三角锥形；

由于水分子中O的孤电子对数比氨分子中N原子多，对共价键排斥力更大，所以H2O的键角更小；

（3）H2O可形成分子间氢键，沸点最高；H2Se相对分子质量比H2S大，分子间作用力大，沸点比H2S高，三者的沸点由高到低的顺序是H2O>H2S