2025年湘教版选修3化学下册阶段测试试卷VIP

…………○…………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年湘教版选修3化学下册阶段测试试卷307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5题，共10分)1、金晶体是面心立方最密堆积，已知立方体的每个面上5个金原子紧密堆砌，金原子半径为rcm，则金晶体的空间利用率为A.B.C.D.2、下列状态的氮中，能表示最低能量状态的轨道表示式是A.B.C.D.3、已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物2元素可形成负一价离子。下列说法正确的是（）A.X元素基态原子的电子排布式为B.X元素是第4周期第VA族元素C.Y元素原子的轨道表示式为D.Z元素的单质Z2在氧气中不能燃烧4、下列轨道表示式所示的氧原子的核外电子排布中，氧原子处于基态的是()A.B.C.D.5、现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是A.第一电离能：③＞②＞①B.原子半径：③＞②＞①C.电负性：③＞②＞①D.最高正化合价：③＞②＞①评卷人得分二、填空题(共7题，共14分)6、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，Ni的基态原子有________种能量不同的电子；很多不饱和有机物在Ni催化下可以H2发生加成反应，如①CH2═CH2、②HC≡CH、③④HCHO等，其中碳原子不是采取sp2杂化的分子有________(填物质编号)，HCHO分子的立体构型为________7、铝；锌、铁在人类生产和生活中有重要作用；也是人体必需的微量元素。回答下列问题：

（1）Fe2+电子排布式为___，Zn的基态原子能级最高的电子的电子云轮廓图形状为___。

（2）已知Al的第一电离能为578kJ·mol-1、Mg的第一电离能为740kJ·mol-1，请解释Mg的第一电离能比Al大的原因___。

（3）Zn2+可形成[Zn(NH3)6]SO4络合物，1mol[Zn(NH3)6]2+配离子中含σ键___mol，其阴离子中心原子的杂化方式是___，NH3的沸点高于PH3的原因是___。

（4）已知Zn2+等过渡元素离子形成的水合离子的颜色如下表所示：。离子Sc3+Cr3+Fe2+Zn2+水合离子的颜色无色绿色浅绿色无色

请根据原子结构推测Sc3+、Zn2+的水合离子为无色的原因：___。

（5）FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为___，其中Fe的配位数为___。

（6）Fe和N可组成一种过渡金属氮化物，其晶胞如图所示。六棱柱底边边长为xcm，高为ycm，NA为阿伏加德罗常数的值，则晶胞的密度为___g·cm-3（列出计算式即可）。

8、三价铬离子(Cr3+)是葡萄糖耐量因子(GTF)的重要组成成分，GTF能够协助胰岛素发挥作用。构成葡萄糖耐量因子和蛋白质的元素有C、H、O、N、S、Cr等；回答下列问题：

(l)Cr的价电子排布式为______；

(2)O、N、S的第一电离能由大到小的顺序为______；

(3)SO2分子的VSEPR模型为______，其中心原子的杂化方式为______；

(4)CO和N2互为等电子体，两种物质相比沸点较高的是______，其原因是______；

(5)化学式为CrCl3•6H2O的化合物有多种结构，其中一种可表示为[CrCl2(H2O)4]Cl•2H2O，该物质的配离子中提供孤电子对的原子为______，配位数为______；

(6)NH3分子可以与H+结合生成这个过程发生改变的是______(填序号)

A.微粒的空间构型B.N原子的杂化类型C.H-N-H键角D.微粒的电子数。

(7)由碳元素形成的某种晶体的晶体结构如图所示，若阿伏加德罗常数的值为NA，晶体的密度为ρg•cm-3，则该晶胞的棱长为______pm。

9、下表为元素周期表的一部分；表中所列的字母分别代表一种化学元素。

回答下列问题：

（1）写出元素f的基态原子核外电子排布式：__。

（2）写出元素h的基态原子核外电子轨道表示式：__。

（3）ci2分子的电子式为__。

（4）第一电离能：h__(填“＞”“＜”或“=”，下同)i；电负性：g__b。

（5）下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的外围电子排布特点的叙述正确的是__(填字母)。

A.j位于元素周期表中第4周期ⅠB族；属于ds区元素。

B.d的基态原子中；2p轨道为半充满，属于p区元素。

C.最外层电子排布式为4s1；该元素一定属于第ⅠA族。

D.最外层电子排布式为ns2np1，该元素可能是第ⅢA族或ⅢB族10、研究发现，在CO2低压合成甲醇反应（CO2+3H2=CH3OH+H2O）中；Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。回答下列问题：

（1）Co基态原子核外电子排布式为______。元素Mn与O中，第一电离能较大的是________，基态原子核外未成对电子数较多的是________________。

（2）CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为__________和__________。

（3）在CO2和H2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为_______，原因是_____________。

（4）硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料，Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外，还存在________。11、按要求填空：

(1)在第二周期中(稀有气体除外)；第一电离能最大的元素的原子结构示意图是___，第一电离能最小的元素的电子排布图为___。

(2)以下是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况．试判断；哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。

①②③④⑤⑥

违反泡利不相容原理的有__；违反洪特规则的有___。

(3)用VSEPR模型和杂化轨道理论相关知识填表：

。分子或离子。

中心原子轨道杂化形式。

分子或离子的立体结构。

分子有无极性。

CH2O

________

_______

_____

NH4+

________

_______

_____

CS2

________

_______

_____

12、硼及其化合物在新材料；工农业生产等方面用途很广。请回答下列问题：

元素的基态原子的价电子排布图为______，B、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为______。

三氟化硼在常温常压下为具有刺鼻恶臭和强刺激性气味的无色有毒腐蚀性气体，其分子的立体构型为______，B原子的杂化类型为______。

自然界中，含B的钠盐是一种天然矿藏，其化学式写作实际上它的阴离子结构单元是由两个和两个缩合而成的双六元环，应该写成其结构式如图1，它的阴离子可形成链状结构。该阴离子由极性键和配位键构成，请在答题卷中抄上图1结构式后用“”标出其中的配位键，该阴离子通过______相互结合形成链状结构。

科学家发现硼化镁在39K时有超导性，在硼化镁晶体的理想模型中，镁原子和硼原子是分层排布的，一层镁一层硼相间排列。图2是该晶体微观结构中取出的部分原子沿z轴方向的投影，白球是镁原子投影，黑球是硼原子投影。则硼化镁的化学式为______。

磷化硼是一种有价值的超硬耐磨涂层材料，这种陶瓷材料可作为金属表面的保护薄膜。磷化硼晶胞如图3所示，在BP晶胞中B的堆积方式为______，当晶胞晶格参数为478pm时，磷化硼中硼原子和磷原子之间的最近距离为______cm。评卷人得分三、元素或物质推断题(共5题，共10分)13、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____________。14、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____。15、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________。16、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：____________________。17、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__________。评卷人得分四、计算题(共4题，共12分)18、(1)石墨晶体的层状结构，层内为平面正六边形结构(如图a)，试回答下列问题：图中平均每个正六边形占有C原子数为____个、占有的碳碳键数为____个，碳原子数目与碳碳化学键数目之比为_______。

(2)2001年报道的硼和镁形成的化合物刷新了金属化合物超导温度的最高记录。如图b所示的是该化合物的晶体结构单元：镁原子间形成正六棱柱，且棱柱的上下底面还各有1个镁原子，6个硼原子位于棱柱内。则该化合物的化学式可表示为_______。19、铁有δ；γ、α三种同素异形体；三种晶体在不同温度下能发生转化。

(1)δ、γ、α三种晶体晶胞中铁原子的配位数之比为_________。

(2)若δ-Fe晶胞边长为acm，α-Fe晶胞边长为bcm，则两种晶胞空间利用率之比为________(用a、b表示)

(3)若Fe原子半径为rpm，NA表示阿伏加德罗常数的值，则γ-Fe单质的密度为_______g/cm3(用含r的表达式表示；列出算式即可)

(4)三氯化铁在常温下为固体，熔点为282℃，沸点为315℃，在300℃以上升华，易溶于水，也易溶于乙醚、丙酮等有机溶剂。据此判断三氯化铁的晶体类型为______。20、SiC有两种晶态变体：α—SiC和β—SiC。其中β—SiC为立方晶胞；结构与金刚石相似，晶胞参数为434pm。针对β—SiC回答下列问题：

⑴C的配位数为__________。

⑵C和Si的最短距离为___________pm。

⑶假设C的原子半径为r，列式并计算金刚石晶体中原子的空间利用率_______。（π=3.14）21、NaCl晶体中Na+与Cl-都是等距离交错排列，若食盐的密度是2.2g·cm-3，阿伏加德罗常数6.02×1023mol-1，食盐的摩尔质量为58.5g·mol-1。则食盐晶体中两个距离最近的钠离子中心间的距离是多少？_______评卷人得分五、结构与性质(共2题，共20分)22、硼；硅、硒等元素及其化合物用途广泛。请回答下列问题：

（1）基态硒原子的价电子排布式为_______；SeO2常温下为白色晶体，熔点为340～350℃，315℃时升华，则SeO2固体为________晶体。

（2）在硼、硅、硒的气态氢化物中，其立体构型为正四面体的是_______（填化学式），在硅的氢化物中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性大小为Se_____Si（填“＞”或“＜”）。

（3）在周期表的第二周期中，第一电离能介于硼元素和氮元素之间的元素有_____种。

（4）硼元素具有缺电子性（价电子数少于价层轨道数），其化合物可与具有孤对电子的分子或离子生成配合物，如BF3能与NH3反应生成BF3·NH3，BF3·NH3中B与N之间形成______键；NH3中N原子的杂化轨道类型为______，写出与NH3等电子体的一种离子符号________。

（5）金刚砂（SiC）的摩氏硬度为9.5，其晶胞结构如图所示。在SiC中，每个Si原子周围距离最近的Si原子数目为________；若金刚砂的密度为ρg·cm－3，NA表示阿伏加德罗常数的值，则晶胞中碳原子与硅原子的最近距离为________pm。（用含ρ和NA的式子表示）

23、(1)氯化铁溶液用于检验食用香精乙酰乙酯时；会生成紫色配合物，其配离子结构如图所示。

①此配合物中，基态铁离子的价电子排布式为________________。

②此配合物中碳原子的杂化轨道类型有________________。

③此配离子中含有的化学键有____________(填字母)。

A.离子键B.金属键C.极性键D.非极性键E.配位键F.氢键G.σ键H.π键。

④氯化铁在常温下是固体，熔点为306℃，沸点为315℃，在300℃以上升华，易溶于水，也易溶于乙醚、丙酮等有机溶剂。据此判断氯化铁的晶体类型为_________。

(2)基态A原子的价电子排布式为3s23p5；铜与A形成化合物的晶胞如图所示(黑球代表铜原子)。

①该化合物的化学式为____________，A原子的配位数是______________。

②已知该化合物晶体的密度为ρg·cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体中Cu原子和A原子之间的最短距离为________pm(列出计算表达式即可)。评卷人得分六、实验题(共1题，共3分)24、现有两种配合物晶体[Co(NH3)6]Cl3和[Co(NH3)5Cl]Cl2，一种为橙黄色，另一种为紫红色。请设计实验方案将这两种配合物区别开来_____________________________。参考答案一、选择题(共5题，共10分)1、B【分析】【分析】

面心立方最密堆积原子在晶胞中的位置关系如图。

【详解】

金晶体为面心立方最密堆积，则晶胞面对角线为金原子半径的4倍，金原子半径为rcm，则晶胞的边长为4r=rcm，每个金晶胞中含有4个原子，则金原子总体积为金晶胞体积为故空间利用率为

故选B。

【点睛】

本题考查晶胞结构与计算，解题关键是明确原子在晶胞中的位置，理解原子半径与晶胞棱长的关系，需要学生具有一定的数学计算能力。2、A【分析】【详解】

N是7号元素，原子核外电子排布式是1s22s22p3，由于能级相同的轨道中电子总是尽可能成单排列，且自旋方向相同，这样的排布使原子的能量最低，故氮原子能量最低排布是：故合理选项是A。3、B【分析】【分析】

X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，推知原子序数为33号，是As元素；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，推知原子序数为8，是O元素；已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，推知Z的原子序数为1，是氢元素；X与Y形成的化合物X2Y3是As2O3。

【详解】

A.由分析知X为As，As元素基态原子的电子排布式为故A项错误；

B.As元素是第4周期第ⅤA族元素；故B正确；

C.由分析知Y为氧元素，不是碳元素，而是碳元素原子的轨道表示式；故C错误；

D.由分析知Z为氢元素，H2能在O2中燃烧；故D错误；

综上所述，答案为B。4、A【分析】【分析】

根据原子核外电子排布原则：电子优先单独占据1个轨道；且自旋方向相同，能量最低，据此分析。

【详解】

原子核外电子排布原则：能级相同的轨道中电子优先单独占据1个轨道，且自旋方向相同，原子的能量最低，O原子能量最低排布，即氧原子处于基态的是：

故选A。5、A【分析】【分析】

根据核外电子排布；可以推出①为S，②为P，③为F，依此答题。

【详解】

A.①为S；②为P，③为F；同一周期中，从左到右，元素的第一电离能呈锯齿状升高，其中IIA族和V族比两边的主族元素的都要高，所以Cl＞P＞S，即Cl＞②＞①；同一主族，从上到下，元素的第一电离能减小，即F＞Cl，即③＞Cl；所以有第一电离能：③＞②＞①，A正确；

B.①为S；②为P，③为F，则原子半径大小为：②＞①＞③，B错误；

C.①为S；②为P，③为F，则元素的电负性大小为：③＞①＞②，C错误；

D.①为S；②为P，③为F，则元素的最高正化合价大小为：①＞②，F无正价，所以不参比，D错误；

故合理选项为A。二、填空题(共7题，共14分)6、略

【分析】【分析】

Ni的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，同一能级轨道上的电子能量相同；CH2=CH2、HCHO中碳原子均形成3个σ键，没有孤对电子，碳原子均为sp2杂化，而HC≡CH中碳原子均形成2个σ键、没有孤对电子，为sp杂化；HCHO中碳原子为sp2杂化；空间构型为平面三角形。

【详解】

Ni的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，有7个能级，同一能级轨道上的电子能量相同，则Ni的基态原子有7种能量不同的电子；CH2=CH2、HCHO中碳原子均形成3个σ键，没有孤对电子，碳原子采取sp2杂化，HC≡CH中碳原子均形成2个σ键、没有孤对电子，碳原子采取sp杂化；HCHO中碳原子为sp2杂化，空间构型为平面三角形；故答案为：7，②，平面三角形。【解析】①.7②.②③.平面三角形7、略

【分析】【详解】

（1）铁为26号元素，基态原子电子排布式为[Ar]3d64s2，所以Fe2+电子排布式为[Ar]3d6；Zn为30号元素，基态原子能级最高的电子为4s上的2个电子，所有电子云轮廓图形状为球形，故答案为：[Ar]3d6球形；

（2）Mg的电子排布式为[Ne]3s2，Al的电子排布式为[Ne]3s23p1，镁的3s处于全满状态，较稳定，不易失去一个电子，铝的最外层为3p1，易失去一个电子形成稳定结构，所以Al原子的第一电离能比Mg大，故答案为：Mg的电子排布式为[Ne]3s2，Al的电子排布式为[Ne]3s23p1，镁的3s处于全满状态，较稳定不易失去一个电子，铝的最外层为3p1；易失去一个电子形成稳定结构；

（3）[Zn(NH3)6]2+中每个N原子形成3个氮氢σ键，与Zn2＋形成1个配位键，配位键也属于σ键，所以1mol该离子中σ键为24mol；阴离子为根据价层电子对互斥理论，其中心原子S的价电子对为对，所以中心S为sp3杂化。NH3分子中N原子的电负性强，原子半径小，使得N—H键的极性增强而表现一定的电性，分子之间能够形成氢键，而PH3分子中P半径大，电负性小，则不能形成分子间氢键，只存在范德华力，氢键的作用力强于范德华力，所以沸点NH3大于PH3，故答案为：24sp3氨分子之间形成分子间氢键；

（4）Sc3+的外围电子排布式为[Ar]3d0、Cr3+的外围电子排布式为[Ar]3d3、Fe2+电子排布式为[Ar]3d6、Zn2+的外围电子排布式为[Ar]3d10；对比四种离子的外围电子排布式可知，其水合离子的颜色与3d轨道上的单电子有关，故答案为：3d轨道上没有未成对电子（或3d轨道全空或全满状态）；

（5）Fe能够提供空轨道，而Cl能够提供孤电子对，故FeCl3分子双聚时可形成配位键。由常见AlCl3的双聚分子的结构可知FeCl3的双聚分子的结构式为其中Fe的配位数为4，故答案为：4；

（6）由图示，堆积方式为六方最紧密堆积。为了计算的方便，选取该六棱柱结构进行计算：六棱柱顶点的原子是6个六棱柱共用的，面心是两个六棱柱共用，所以该六棱柱中的铁原子为个，N原子位于六棱柱内部，所以该六棱柱中的氮原子为2个，该结构的质量为该六棱柱的底面为正六边形，边长为xcm，底面的面积为6个边长为xcm的正三角形面积之和，根据正三角形面积的计算公式，该底面的面积为cm2，高为ycm，所以体积为cm3。所以密度为：故答案为：【解析】[Ar]3d6球型Mg的电子排布式为[Ne]3s2，Al的电子排布式为[Ne]3s23p1，镁的3s处于全满状态，较稳定不易失去一个电子，铝的最外层为3p1，易失去一个电子形成稳定结构24sp3氨分子之间形成分子间氢键3d轨道上没有未成对电子（或3d轨道全空或全满状态）48、略

【分析】【分析】

根据Cr的原子序数和在周期表的位置，写出价电子排布；根据第一电离能递变规律判断第一电离能大小；根据VSEPR理论判断SO2的VSEPR模型和中心原子的杂化形式；根据等电子体，分子量相同，由分子的极性判断熔沸点高低；根据配位体的结构判断配体提供孤电子对和配位数；根据VSEPR理论判断NH3变为NH4+时引起的变化；根据均摊法计算晶胞中C原子个数；由密度，质量计算晶胞的棱长；据此解答。

【详解】

（1）Cr是24号元素，在元素周期表中位于第四周期第VIB，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，基态原子价电子排布为3d54s1；答案为：3d54s1。

（2）非金属性越强；第一电离能越大，N元素原子2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素，O，S属于同主族元素，从上往下，非金属性减弱，O的原子序数比S小，则非金属性O＞S，第一电离能O＞S，则O；N、S的第一电离能由大到小的顺序为N＞O＞S；答案为N＞O＞S。

（3）SO2分子的价层电子对数=2+=3，VSEPR模型的名称为平面三角形，S原子采取sp2杂化；答案为平面三角形，sp2。

（4）CO和N2互为等电子体，且CO和N2分子量相同，由于CO是极性分子，N2是非极性分子，分子的极性越强分子间作用力越强熔沸点越高，所以熔沸点CO大于N2；答案为CO，CO和N2分子量相同，由于CO是极性分子，N2是非极性分子；极性分子与极性分子之间的范德华力较强，故CO沸点较高。

（5）由[CrCl2(H2O)4]Cl•2H2O结构可知，中心原子Cr3+提供空轨道；配体Cl；O提供孤电子对，配位数为2+4=6；答案为Cl、O，6。

（6）NH3分子可以与H+结合生成NH4+，NH3分子中N原子价层电子对数=3+=3+1=4，采取sp3杂化，有一个孤电子对，空间构型为三角锥形，NH4+中N原子价层电子对数=4+=4+0=4，采取sp3杂化；无孤电子对，空间构型为正四面体，二者中N原子价层电子对数均是4，N原子孤电子对数由1对变为0，N原子杂化方式不变，电子数数目不变，空间构型由三角锥形变为正四面体，键角减小；答案为A；C。

（7）晶胞中碳原子数目=4+8×+6×=8，设晶胞棱长为apm，则8×=ρg/cm3×(a×10-10cm)3，解得a=×1010pm；答案为×1010。【解析】①.3d54S1②.N>O>S③.平面三角形④.sp2杂化⑤.CO⑥.CO为极性分子，N2为非极性分子，极性分子与极性分子之间的范德华力较强，故CO沸点较高⑦.O、Cl⑧.6⑨.AC⑩.×10109、略

【分析】【分析】

根据元素在周期表中的位置可知，a为H元素、b为Be元素；c为C元素、d为N元素、e为O元素、f为F元素、g为Na元素、h为P元素、i为S元素、j为Cu元素；结合原子结构和元素周期律分析解答。

【详解】

根据元素在周期表中的位置可知，a为H元素、b为Be元素；c为C元素、d为N元素、e为O元素、f为F元素、g为Na元素、h为P元素、i为S元素、j为Cu元素。

(1)f为F元素，原子核外电子数目为9，核外电子排布式为1s22s22p5，故答案为：1s22s22p5；

(2)元素h为P，为15号元素，基态原子核外电子轨道表示式为故答案为：

(3)ci2分子CS2，与二氧化碳的结构类似，电子式为故答案为：

(4)P元素的3p能级为半满稳定状态；较稳定，故第一电离能P＞S；金属性越强，电负性越小，故电负性Na＜Be，故答案为：＞，＜；

(5)A．j是Cu元素位于元素周期表中第四周期、ⅠB族，价电子排布式为3d104s1，属于ds区元素，故A正确；B．N原子的基态原子中2p能级为半充满，属于p区元素，故B正确；C．最外层电子排布式为4s1，可能处于ⅠA族、ⅠB族、ⅥB族，故C错误；D．最外层电子排布式为ns2np1；该元素处于第ⅢA族，故D错误；故答案为：AB。

【点睛】

本题的易错点为(5)，要注意最外层电子排布式为4s1，可能的电子排布式有3d104s1，3d54s1，3p64s1，可能处于ⅠA族、ⅠB族、ⅥB族。【解析】①.1s22s22p5②.③.④.>⑤.<⑥.AB10、略

【分析】【详解】

(1)Co为27号元素，依据电子排布的原则，其基态原子核外电子排布式为[Ar]3d74s2。元素Mn为金属，O为非金属，第一电离能较大的是O；Mn和O的基态原子核外未成对电子数分别为3、2，则基态原子核外未成对电子数较多的是Mn。答案为：[Ar]3d74s2；O；Mn；

(2)CO2分子中，C原子只与两个氧原子形成共价键，且最外层无孤对电子，CH3OH分子中C原子与4个原子形成共价键，所以二者的杂化形式分别为sp和sp3。答案为：sp；sp3；

(3)CO2、H2、CH3OH、H2O四种分子中，CH3OH、H2O都能形成分子间的氢键，H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多，CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大、范德华力较大，所以沸点从高到低的顺序为H2O＞CH3OH＞CO2＞H2，答案为：H2O＞CH3OH＞CO2＞H2；H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多，CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大；范德华力较大；

(4)硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料，Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外，还存在Mn2+与NO3-间的离子键和NO3-内的π键。答案为：离子键和π键。

【点睛】

注意分子间的范德华力比氢键小得多，比较沸点时，还需从氢键的数目和键长寻找突破。【解析】①.[Ar]3d74s2②.O③.Mn④.sp；sp3⑤.H2O＞CH3OH＞CO2＞H2⑥.H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多⑦.CO2与H2均为非极性分子，CO2分子量较大、范德华力较大⑧.离子键和π键11、略

【分析】【分析】

【详解】

(1)同周期元素第一电离能呈增大趋势，在第二周期中(稀有气体除外)，第一电离能最大的元素是F，其原子结构示意图为第一电离能最小的元素是Li，其电子排布图为

故答案为：

(2)泡利不相容原理指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子；每一轨道中只能容纳自旋相反的两个电子，违背此原理的有①；洪特规则是在等价轨道(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，②④⑤违背了洪特规则；

故答案为：①；②④⑤；

(3)CH2O中心碳原子的价层电子对数=碳原子采用sp2杂化，无孤电子对，分子为平面三角形结构，因正负电荷重心不能重合，故为极性分子；NH4+中心氮原子的价电子对数=碳原子采用sp3杂化，无孤电子对，分子为正四面体形，因正负电荷重心重合，故为非极性分子；CS2中心碳原子的价层电子对数=碳原子采用sp杂化，分子为直线形，因正负电荷重心重合，故为非极性分子；

故答案为：sp2；平面三角形；有；sp3；正四面体形；无；sp；直线形；无；

【点睛】

价层电子对数与价键形式和分子构型的关系：

当n=2时；叁键，空间构型是直线型。

当n=3时；双键，空间构型平面正三角型。

当n=4时，单键，空间构型为正四面体（三角锥型，V型）【解析】①②④⑤sp2平面三角形有sp3正四面体形无sp直线形无12、略

【分析】【分析】

元素处于第二周期IIIA族，价电子排布式为结合泡利原理；洪特规则画出价电子排布图；同周期主族元素随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，但IIA族、VA族元素原子最高能级为全充满或半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻的元素；

分子的中心B原子孤电子对数价层电子对数B原子杂化轨道数目为3；

形成4个键的B原子中含有1个配位键；氢氧根离子中氧原子与B原子之间形成配位键；该阴离子通过氢键相互结合形成链状结构；

个B原子为3个Mg原子共用；1个Mg原子为6个B原子共用，均摊法计算硼原子和镁原子的个数之比，确定硼化镁的化学式；

由晶胞结构可知，晶胞中B原子处于晶胞顶点与面心，B的堆积方式为面心立方最密堆积；P原子与周围的4个B原子最近且形成正四面体结构，二者连线处于体对角线上，为体对角线的

【详解】

原子核外电子排布式为由泡利原理、洪特规则，核外电子排布图为同周期主族元素随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，N元素原子2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻的元素，故第一电离能：

故答案为：

分子的中心B原子孤电子对数价层电子对数分子空间构型为平面正三角形，B原子的杂化轨道类型为

故答案为：平面正三角形；

形成4个键的B原子中含有1个配位键，氢氧根离子中氧原子与B原子之间形成配位键，图1中用“”标出其中的配位键为：该阴离子通过氢键相互结合形成链状结构；

故答案为：氢键；

根据投影可知，1个B原子为3个Mg原子共用，1个Mg原子为6个B原子共用，故一个Mg原子的B原子为由此可知Mg、B原子数目之比为1：2，故硼化镁的化学式为

故答案为：

由晶胞结构可知，晶胞中B原子处于晶胞顶点与面心，B的堆积方式为面心立方最密堆积；P原子与周围的4个B原子最近且形成正四面体结构，二者连线处于体对角线上，为体对角线的立方体的每条边长为478pm，则晶胞体对角线长为则P原子与B原子最近距离为

故答案为：面心立方最密堆积；【解析】平面正三角形氢键面心立方最密堆积三、元素或物质推断题(共5题，共10分)13、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+3H2O14、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15、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>H2Se>H2S；

（4）元素C的一种氧化物与元素N的一种氧化物互为等电子体，CO2和N2O互为等电子体，所以元素C的这种氧化物CO2的结构式是O=C=O；

（5）铜是29号元素，其原子核外有29个电子，其基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s1，价电子排布式为3d104s1。【解析】sp25NA三角锥形H2O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，所以键角更小H2O>H2Se>H2SO=C=O3d104s116、略

【分析】【详解】

(1)根据元素周期表可知：元素⑨位第四周期IB族的铜元素；为过渡元素，属于ds区元素，故答案：ds；

(2)根据元素周期表可知：③为碳元素，⑧为氯元素，两者形成的一种常见溶剂为CCl4；其分子空间构型为正四面体结构，故答案：正四面体结构；

(3)根据元素周期表可知：元素①为氢元素，⑥为磷元素，两者形成的最简单分子为PH3；分子中正负电荷中心不重合，属于极性分子，故答案：极性；

(4)根据元素周期表可知：元素⑥为磷元素，元素⑦为硫元素，P原子为半充满的稳定结构，磷的第一电离能大于硫元素的第一电离能；元素②为铍元素，元素④为镁元素，同一主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，则铍元素的电负性大于镁元素的电负性，故答案：>；>；

(5)根据元素周期表可知：元素⑨为铜元素，位于第四周期IB族，所以铜元素的基态原子核外价电子排布式是3d104s1，故答案：3d104s1；

(5)根据元素周期表可知：元素⑧为氯元素，元素④为镁元素，形成的化合物为MgCl2，其电子式为故答案：

(6)根据元素周期表可知：元素⑩为锌元素，元素⑤为铝元素，铝能与NaOH溶液反应，所以锌也能与NaOH溶液反应，其反应的化学方程式为：Zn(OH)2+2NaOH=Na2ZnO2+2H2O，故答案：Zn(OH)2+2NaOH=Na2ZnO2+2H2O。【解析】ds正四面体结构极性>>3d104s1Zn(OH)2+2NaOH=Na2ZnO2+2H2O17、略

【分析】【详解】

由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为Be，③为C，④为N，⑤为O，⑥为F，⑦为Mg，⑧为Cl，⑨为Cr；⑩为Cu。

（1）⑨为Cr元素，原子核外电子数为24，价层电子排布为［Ar］3d54s1；

（2）素③与①形成的水果催熟剂气体化合物为CH2=CH2，C原子成3个δ键、没有孤电子对，杂化轨道数目为3，C原子采取sp2杂化；

元素⑦与⑧形成的化合物MgCl2是由镁离子和氯离子形成的离子化合物；晶体类型是离子晶体；

（3）④是N元素，⑤是O元素，同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，能量相同的原子轨道在全满、半满、全空时体系能量最低，原子较稳定，因此价电子排布处于半满的轨道的元素，其第一电离能比临近原子的第一电离能大，所以元素④的第一电离能>元素⑤的第一电离能;元素④与元素①形成的是NH3分子，三角锥形；原子数目和电子总数（或价电子总数）相同的微粒互为等电子体，N2的电子数为14，与之为等电子体的分子为CO，离子为CN-；

（4）④是N元素，最高价氧化物对应的水化物稀溶液为稀硝酸，与Mg单质反应，Mg是还原剂，被氧化为Mg(NO3)2，稀硝酸起氧化剂、酸的作用，反应的方程式为：4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O；

（5）白色球为氧原子，所以一个晶胞中所包含的氧原子数目为1+8×=2。【解析】①.［Ar］3d54s1②.sp2③.离子晶体④.＞⑤.三角锥形⑥.CO、CN-⑦.4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O⑧.2四、计算题(共4题，共12分)18、略

【分析】【分析】

(1)石墨晶体的层状结构；层内每个碳原子由3个正六边形共用，每个碳碳键由2个正六边形共用；

(2)根据均摊法计算晶胞中Mg原子和B原子的个数；进而确定化学式。

【详解】

(1)图中层内每个碳原子由3个正六边形共用，每个碳碳键由2个正六边形共用，则平均每个正六边形占有C原子数为6=2个、占有的碳碳键数为6=2个；碳原子数目与碳碳化学键数目之比为2:3；

(2)根据晶体结构单元可知，在六棱柱顶点上的镁原子被6个六棱柱共用，在上下底面上的镁原子被两个六棱柱共用，根据均摊法可知晶胞中Mg原子的个数为2×+2×6×＝3，B原子的个数为6，所以Mg原子和B原子的个数比为3：6=1：2，所以化学式为MgB2。【解析】232:3MgB219、略

【分析】【分析】

(1)根据各种晶体结构中微粒的空间位置确定三种晶体晶胞中铁原子的配位数；然后得到其比值；

(2)先计算出两种晶体中Fe原子个数比；然后根据密度定义计算出其密度比，就得到其空间利用率之比；

(3)先计算γ-Fe晶体中Fe原子个数，根据Fe原子半径计算晶胞的体积，然后根据计算晶体的密度；

(4)根据物质的熔沸点；溶解性等物理性质分析判断。

【详解】

(1)δ-Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子是晶胞顶点的Fe异种；个数是8个；

γ-Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子个数=3××8=12；

α-Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子是相邻顶点上铁原子；铁原子个数=2×3=6；

则三种晶体晶胞中铁原子的配位数的比为8：12：6=4：6：3；

(2)若δ-Fe晶胞边长为acm，α-Fe晶胞边长为bcm，则两种晶体中铁原子个数之比=(1+)：(8×)=2：1，密度比==2b3：a3，晶体的密度比等于物质的空间利用率之比，所以两种晶体晶胞空间利用率之比为2b3：a3；

(3)在γ-Fe晶体中Fe原子个数为8×+6×=4，Fe原子半径为rpm，假设晶胞边长为L，则L=4rpm，所以L=2rpm=2×10-10cm，则晶胞的体积V=L3=(2×10-10)cm3，所以γ-Fe单质的密度

(4)FeCl3晶体的熔沸点低；易溶于水，也易溶于乙醚；丙酮等有机溶剂，根据相似相溶原理，结合分子晶体熔沸点较低，该物质的熔沸点较低，属于分子晶体。

【点睛】

本题考查了Fe的晶体类型的比较、晶体空间利用率和密度的计算、铁元素化合物晶体类型的判断。学会利用均摊方法分析判断晶胞中铁原子数目，熟练掌握各种类型晶体的特点，清楚晶体密度计算公式是解答本题的关键。【解析】4：6：32b3：a3分子晶体20、略

【分析】【分析】

每个C周围有4个硅，C和Si的最短距离为体对角线的四分之一，先计算金刚石晶胞中碳的个数，再根据公式计算空间利用率。

【详解】

⑴每个C周围有4个硅，因此C的配位数为4；故答案为：4。⑵C和Si的最短距离为体对角线的四分之一，因此故答案为：188。⑶金刚石晶胞中有个碳，假设C的原子半径为r，则金刚石晶胞参数为金刚石晶体中原子的空间利用率故答案为：34%。【解析】418834%21、略

【分析】【分析】

从上述NaCl晶体结构模型中分割出一个小立方体，如图中所示：其中a代表其边长，d代表两个距离最近的Na+中心间的距离，利用“均摊法”计算小立方体中Na+、Cl-的数目，进而计算小立方体的质量，根据公式密度计算出小立方体的边长；进而计算两个距离最近的钠离子中心间的距离。

【详解