2025年外研版选修3化学上册月考试卷

…………○…………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年外研版选修3化学上册月考试卷482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8题，共16分)1、下列有关原子的最外能层的电子排布图正确的是（）A.铍原子：B.碳原子：C.氯原子：D.铝原子：2、下列说法正确的是（）A.同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小B.同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多C.能量高的电子在离核近的区域运动，能量低的电子在离核远的区域运动D.各能层含有的原子轨道数为n2（n为能层序数）3、具有下列电子层结构或性质的原子：①2p轨道上有2对成对电子的原子；②外围电子构型为2s22p3的原子；③短周期第一电离能最小；④第三周期离子半径最小。则下列有关比较中正确的是（）A.第一电离能：②＞③＞①＞④B.原子半径：④＞③＞②＞①C.电负性：①＞②＞④＞③D.最高正化合价：②＞③＞①＞④4、下列表达方式或说法正确的是（）A.基态到激发态产生的光谱是发射光谱B.氯化铵的电子式：C.NH3、H2O、CO2、HCl四分子中孤电子对最多的是CO2D.硫离子的核外电子排布式1s22s22p63s23p45、下列不能形成配位键的组合是（）。A.Ag＋、NH3B.H2O、H＋C.Co3＋、COD.Ag＋、H＋6、下列说法正确的是（）A.极性分子间仅存在范德华力B.范德华力只存在于极性分子之间C.HF、HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高D.氨易溶于水，是因为氨与水分子间可形成氢键7、下列说法不正确的是A.金属晶体中一定含有金属键B.在含有阳离子的化合物的晶体中，一定含有阴离子C.金属的熔点和硬度由金属晶体中金属离子与自由电子间的作用强弱决定D.Ti晶体中原子堆积方式为面心立方最密堆积8、下列说法正确的是（）A.H2O、H2S、H2Se由于相对分子质量依次增大，所以熔沸点依次升高B.NaF、NaCl、NaBr三种晶体的晶格能依次减小，熔点逐渐降低C.CO2和SO2都属于酸性氧化物，都是非极性分子D.干冰和石英晶体中的化学键类型相同，熔化时需克服微粒间的作用力类型也相同评卷人得分二、填空题(共6题，共12分)9、钒及其化合物在科学研究中和工业生产中具有许多用途。

（1）基态钒原子的核外价电子排布式为________。

（2）钒有+2、+3、+4、+5等几种化合价。这几种价态中，最稳定的是______。

（3）V2O5溶解在NaOH溶液中，可得到钒酸钠（Na3VO4）。例举与VO43-空间构型相同的一种阳离子__________（填化学式）。

（4）钒（Ⅱ）的配离子有[V（CN）6]4-、[V（H2O）6]2+等。

①CN-与N2互为等电子体，CN-中σ键和Π键数目比为________。

②对H2O与V2+形成[V（H2O）6]2+过程的描述不合理的是______________。

a.氧原子的杂化类型发生了变化。

b.微粒的化学性质发生了改变。

c.微粒中氢氧键（H－O）的夹角发生了改变。

d.H2O与V2+之间通过范德华力相结合。

③在[V（H2O）6]2+中存在的化学键有___________。

a.金属键b.配位键c.σ键d.Π键f.氢键。

（5）已知单质钒的晶胞如图，则V原子的配位数是_______，假设晶胞的边长为dnm，密度ρg·cm-3，则钒的相对原子质量为_______________。（设阿伏伽德罗常数为NA）

10、碳；硅、铁、铜、铝、钛是重要的材料元素。请回答下列有关问题：

（1）上述元素中属于主族元素的是________(填写元素符号，下同)，在元素周期表d区的元素是________。

（2）原子核外电子含有四个能层的元素是________，基态原子的原子轨道中未成对电子数最多的是________。

（3）基态钛原子外围电子的电子排布图为________。

（4）基态铜原子的外围电子排布式为3d104s1，由此可判断铜在元素周期表中位于第________周期________族。11、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________。12、（1）某科学工作者通过射线衍射分析推测胆矾中既含有配位键；又含有氢键，其结构可能如图所示，其中配位键和氢键均用虚线表示。

①写出基态Cu原子的核外电子排布式：__。

②写出图中水合铜离子的结构简式（必须将配位键表示出来）：__。

（2）很多不饱和有机物在Ni的催化作用下可以与H2发生加成反应，如①CH2=CH2、②CHCH、③④HCHO等，其中碳原子采取sp2杂化的分子有__（填序号），推测HCHO分子的立体构型为__形。13、SiC；GaN、GaP、GaAs等是人工合成半导体的材料；具有高温、高频、大功率和抗辐射的应用性能而成为半导体领域研究热点。试回答下列问题：

（1）碳的基态原子L层电子轨道表达式为__，砷属于__区元素。

（2）N与氢元素可形成一种原子个数比为1：1的粒子，其式量为60，经测定该粒子中有一正四面体构型，判断该粒子中存在的化学键__。

A.配位键B.极性共价键C.非极性共价键D.氢键。

（3）CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如图1所示)，但CaC2晶体中含有的哑铃形C22-的存在，使晶胞沿一个方向拉长。CaC2晶体中1个Ca2+周围距离最近的C22-数目为__。

14、近日；《自然—通讯》发表了我国复旦大学魏大程团队开发的一种共形六方氮化硼修饰技术，可直接在二氧化硅表面生长高质量六方氮化硼薄膜。

（1）下列N原子的电子排布图表示的状态中，能量最高的是___，能量最低的是___(用字母表示)。

A.B.

C.D.

（2）第二周期主族元素中，按第一电离能大小排序，第一电离能在B和N之间的元素有___种。

（3）Na与N形成的NaN3可用于制造汽车的安全气囊，其中阴离子的空间构型为___，Na在空气中燃烧则发出黄色火焰，这种黄色焰色用光谱仪摄取的光谱为___光谱(填“发射”或“吸收”)。

（4）已知NH3分子的键角约为107°，而同主族磷的氢化物PH3分子的键角约为94°，试用价层电子对互斥理论解释NH3的键角比PH3的键角大的原因：___。

（5）BH3·NH3是一种有效、安全的固体储氢材料，可由BH3与NH3反应生成，B与N之间形成配位键，氮原子提供___，在BH3·NH3中B原子的杂化方式为___。它的性质与乙烷有所不同：在标准状况下为无色无味的白色固体，在水中溶解度也较大，其原因是___。

（6）立方氮化硼属于原子晶体，其晶胞结构如图1所示，可认为氮原子处于硼原子围成的某种空隙中，则氮原子处于硼原子围成的___(填空间结构)空隙中。图2是立方氮化硼晶胞沿z轴的投影图，请在图中圆球上涂“●”标明N的相对位置___。

已知立方氮化硼的密度为dg·cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶胞中硼原子与氮原子的最近距离为___nm。(只要求列算式)评卷人得分三、原理综合题(共8题，共16分)15、碳；氮、氧、磷、硫、铁；锌、铜等都是组成蛋白质的重要元素。回答下列问题：

（1）Fe的基态原子的核外电子排布式为_________，3d能级上的未成对电子数为____。

（2）在C、N、O、P、S五种元素中，第一电离能最大的元素是_____（填元素符号，下同），电负性最大的元素是______

（3）氨基乙酸（H2NCH2COOH）是蛋白质完全水解的产物之一，其中C原子的杂化轨道类型为______；1molH2NCH2COOH中含有键的数目为_____NA。

（4）蛋白质在体内部分被氧化生成尿素［CO（NH2）2］；二氧化碳、水等排出体外。

①CO2、H2O分子的空间构型分别为_____、_____。

②尿素的熔点为132．7℃，其固体属于_____晶体。

③尿素易溶于水，其原因除都是极性分子外，还有_________。

（5）Cu与H元素形成某种晶体的结构如图所示，则该晶体的化学式为____。若该晶体的密度为ρg·cm—3，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶胞的棱长为_____nm（用含ρ和NA的式子表示）

16、侯氏制碱法又称联合制碱法，是我国化学工程专家侯德榜于1943年发明的。此方法具有食盐利用率高、对环境的污染少、生产成本低等优点。其制备中涉及如下两个反应：NaC1+H2O+CO2+NH3===NaHCO3↓+NH4Cl、2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O。

(1)基态氯原子的电子排布式为______，C、N、O三种元素第一电离能由大到小的顺序为____。

(2)①H2O、CO2、NH3三种分子中属于V形分子的是_______。

②在常温常压下，1体积水可溶解700体积NH3、可溶解0.8体积CO2，试解释其原因：_________。

(3)Cu(NH3)2Cl2有两种同分异构体，其中一种可溶于水，则此种化合物是________(填“极性”或“非极性”)分子，由此推知[Cu(NH3)4]2+的空间构型是________。

(4)①要确定Na2CO3固体是晶体还是非晶体，最可靠的方法是_____。

②下列事实不能支持Na2CO3的晶体类型为离子晶体的是______(填字母)。

a．熔点为851℃b．晶体中存在Na+、CO

c．可溶于水d．晶体中存在离子键；共价键。

(5)钠、氧两元素可形成两种常见化合物，其中一种的晶胞如下图所示，则该氧化物的化学式为________，若晶胞参数为dpm，晶胞的密度为则阿伏加德罗常数NA=______(用含d；ρ的代数式表示)。

17、微量元素硼对植物生长及人体健康有着十分重要的作用；也广泛应用于新型材料的制备。

基态硼原子的价电子轨道表达式是______。与硼处于同周期且相邻的两种元素和硼的第一电离能由大到小的顺序为______。

晶体硼单质的基本结构单元为正二十面体，其能自发地呈现多面体外形，这种性质称为晶体的______。

的简单氢化物不能游离存在，常倾向于形成较稳定的或与其他分子结合。

分子结构如图，则B原子的杂化方式为______。

氨硼烷被认为是最具潜力的新型储氢材料之一，分子中存在配位键，提供孤电子对的成键原子是______，写出一种与氨硼烷互为等电子体的分子______填化学式

以硼酸为原料可制得硼氢化钠它是有机合成中的重要还原剂。的立体构型为______。18、（1）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”)。

（2）基态Fe2+的电子排布式为___。

（3）在N、Mg、Al、Si四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：。电离能I1I2I3I4I0／kJ·mol-15781817274511575

则该元素的元素符号是___。

（4）NO3-的空间构型__(用文字描述)，SO42-中硫原子的杂化方式为___。

（5）LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子空间构型是___、中心原子的杂化形式为___。根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是___。

（6）与O3分子互为等电子体的一种阴离子为___(填化学式)。

（7）N2分子中σ键与π键的数目比n(σ)：n(π)=___。

（8）Cu、N两元素形成的某化合物的晶胞结构如图所示，则该化合物的化学式是___(用元素符号表示)；若晶胞的棱长anm，阿伏加德罗常数为NA，则该晶体的密度为___g/cm3(用含a、NA的式子表示)。

19、碳族元素的单质及其化合物在生产；生活中是一类重要物质。请回答下列问题。

(1)碳原子核外有__种不同运动状态的电子，第一电离能介于硼和碳之间的元素的名称为__，碳族元素外围电子排布的通式为__。

(2)青蒿素（C15H22O5）的结构如图所示，图中数字标识的五个碳原子的杂化轨道类型为__，组成青蒿素的三种元素电负性由大到小排序是__。

(3)青蒿素分子中，氧元素的成键方式有___；从青蒿中提取青蒿素的最佳溶剂是___。

a．乙醇b．乙醚c．水。

(4)SnO2是一种重要的半导体传感器材料，用来制备灵敏度高的气敏传感器，SnO2与熔融NaOH反应生成Na2SnO3，Na2SnO3中阴离子空间构型为__。

(5)第三代太阳能电池利用有机金属卤化物碘化铅甲胺(CH3NH3PbI3，相对分子质量为Mr)半导体作为吸光材料，CH3NH3PbI3具有钙钛矿(AMX3)的立方结构，其晶胞如图所示。AMX3晶胞中与金属阳离子(M)距离最近的卤素阴离子(X)形成正八面体结构，则X处于__位置。CH3NH3PbI3晶体的晶胞参数为anm，其晶体密度为dg·cm-3，则阿伏加德罗常数的值NA的计算表达式为__。

20、A；B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素；位于元素周期表的前四周期。B元素原子含有3个能级，且每个能级所含的电子数相同；D的原子核外有8种运动状态不同的电子；E元素与F元素处于同一周期相邻的族，它们的原子序数相差3，且E元素的基态原子3d轨道上有4个未成对电子。请回答下列问题:

（1）写出D基态原子的价电子排布图__________，F基态原子的外围电子排布式________。

（2）下列说法不正确的是____________(填序号)。

A.二氧化硅的相对分子质量比二氧化碳大，所以沸点:SiO2>CO2

B.第一电离能由小到大的顺序:B

C.N2与CO为等电子体；结构相似。

D.稳定性:H2O>H2S；水分子更稳定的原因是水分子间存在氢键。

（3）F元素位于周期表中_____区，其离子是人体内多种酶的辅因子，人工模拟酶是当前研究的热点。向F的硫酸盐溶液中通入过量的C与A形成的气体X可生成[F(X)4]2+，该离子的结构式为_____________(用元素符号表示)。

（4）某化合物与F(I)(I表示化合价为+1)结合形成图1所示的离子，该离子中碳原子的杂化方式为_________。

（5）B单质的一种同素异形体的晶胞如图2所示，则一个晶胞中所含B原子的个数为______。

（6）试从分子的立体构型和原子的电负性、中心原子上的孤电子对等角度解释与D的简单氢化物结构十分相似的OF2的极性很小的原因是____________。

（7）D与F形成离子个数比为1:1的化合物，晶胞与NaCl类似，设D离子的半径为apm。F离子的半径bpm，则该晶胞的空间利用率为______________。21、一水合甘氨酸锌是一种矿物类饲料添加剂，结构简式如图

。

（1）基态Zn2+的价电子排布式为_______________；一水合甘氨酸锌中所涉及的非金属元素电负性由大到小的顺序是___________________。

（2）甘氨酸（H2N-CH2-COOH）中N的杂化轨道类型为______________；甘氨酸易溶于水，试从结构角度解释___________________________________________。

（3）一水合甘氨酸锌中Zn2+的配位数为______________________。

（4）[Zn(IMI)4](ClO4)2是Zn2+的另一种配合物，IMI的结构为则1molIMI中含有________个σ键。

（5）常温下IMI的某种衍生物与甘氨酸形成的离子化合物为液态而非固态，原因是________________________________________。

（6）Zn与S形成某种化合物的晶胞如图Ⅰ所示。

①Zn2+填入S2-组成的________________空隙中；

②由①能否判断出S2-、Zn2+相切？_________（填“能”或“否”）；已知晶体密度为dg/cm3，S2-半径为apm，若要使S2-、Zn2+相切，则Zn2+半径为____________________pm（写计算表达式）。22、早在1913年就有报道说；在400℃以上AgI晶体的导电能力是室温时的上万倍，可与电解质溶液相比。

(1)已知Ag元素的原子序数为47，则Ag元素在周期表中的位置是_____________，属于_____区，基态Ag原子的价电子排布式为__________。

(2)硫代硫酸银(Ag2S2O3)是微溶于水的白色化合物，它能溶于过量的硫代硫酸钠(Na2S2O3)溶液生成[Ag(S2O3)2]3-等络阴离子。在[Ag(S2O3)2]3-中配位原子是______(填名称)，配体阴离子的空间构型是______，中心原子采用_____杂化。

(3)碘的最高价氧化物的水化物有HIO4(偏高碘酸，不稳定)和H5IO6(正高碘酸)等多种形式，它们的酸性HIO4_____H5IO6(填：弱于、等于或强于)。氯、溴、碘的氢化物的酸性由强到弱排序为______(用化学式表示)，其结构原因是______。

(4)在离子晶体中，当0.414<0.732时，AB型化合物往往采用和NaCl晶体相同的晶体结构(如下图1)。已知r(Ag+)：r(I-)=0.573，但在室温下，AgI的晶体结构如下图2所示，称为六方碘化银。I－的配位数为______，造成AgI晶体结构不同于NaCl晶体结构的原因不可能是_______。

a．几何因素b．电荷因素c．键性因素。

(5)当温度处于146～555℃间时，六方碘化银转化为α–AgI(如下图)，Ag+可随机地分布在四面体空隙和八面体空隙中，多面体空隙间又彼此共面相连。因此可以想象，在电场作用下，Ag+可从一个空隙穿越到另一个空隙，沿着电场方向运动，这就不难理解α–AgI晶体是一个优良的离子导体了。则在α–AgI晶体中，n(Ag+)﹕n(八面体空隙)﹕n(四面体空隙)=______________。

评卷人得分四、工业流程题(共1题，共7分)23、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50分)24、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____________。25、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____。26、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________。27、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：____________________。28、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、实验题(共1题，共5分)29、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8题，共16分)1、C【分析】【详解】

A.铍是4号元素，原子核外电子排布为1s22s2，所以铍原子最外能层的电子排布图：题目图示未注明s轨道的能层数，A错误；

B.碳是6号元素，原子核外电子排布为1s22s22p2，原子核外电子尽可能成单排列，而且自旋方向相同，这样能量最低，所以C原子原子的最外能层的电子排布图：B错误；

C.氯是17号元素，原子最外层电子排布式是3s23p5，故Cl原子最外层电子排布图为：C正确；

D.铝是13号元素，原子最外层电子排布式是3s23p1，故Al原子最外层电子排布图为：D错误；

故合理选项是C。2、D【分析】【详解】

A.同一能级；能层越大，能级上的电子的能量越大，故A错误；

B.同一原子中；各p能级的轨道数相等，都为3，故B错误；

C.能量高的电子在离核远的区域运动；能量低的电子在离核近的区域运动，故C错误。

D.第1能层上1能级；含有轨道数目为1，第2能层上s；p个能级，分别含有轨道数目为1、3，共含有原子轨道数为4个，第3能层上s、p、d3个能级，分别含有轨道数目为1、3、5个，共含有原子轨道数为8个，第4能层上s、p、d、f4个能级，分别含有轨道数目为1、3、5、7，共含有原子轨道数为16；D正确；

答案选D。3、C【分析】【分析】

①2p轨道上有2对成对电子的原子，则其2p能级电子排布为2p5，为F元素；②外围电子构型为2s22p3的原子为N元素；③短周期第一电离能最小的元素为Na元素；④第三周期离子半径最小的元素Al。

【详解】

A．同周期主族元素第一电离能呈增大趋势，F的第一电离能大于N，即①>②；故A错误；

B．同周期主族元素的原子半径自左至右依次减小，所以Na的原子半径大于Al，即③>④；故B错误；

C．非金属性越强电负性越大；所以电负性①＞②＞④＞③，故C正确；

D．F元素没有最高正价；故D错误；

故答案为C。4、C【分析】A.电子从基态到激发态需要吸收能量，产生的光谱是吸收光谱；所以A错B.B.氯化铵的电子式：Cl-周围也是8电子稳定结构，故B错；中心原子孤对电子数等于（a-xb）/2，a是中心原子的价电子数，X是中心原子结合的原子数，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，据此，NH3的孤对电子数为1，H2O的孤对电子数为2、CO2的中小心原子的孤对电子数为0，但O原子的孤对电子数为4，HCl的孤对电子数为3，四分子中孤电子对最多的是CO2，故C正确；D.硫离子结构示意图为:则硫离子的核外电子排布式为:故D错误；答案：C。

点睛：电子式是指在元素周围用小黑点表示原子最外层电子得式子。中心原子孤对电子数等于（a-xb）/2，a是中心原子的价电子数，X是中心原子结合的原子数，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数进行求解。5、D【分析】【详解】

配位键的形成条件必须是一方能提供孤对电子，另一方能提供空轨道，A、B、C三项中，Ag＋、H＋、Co3＋能提供空轨道，NH3、H2O、CO能提供孤对电子，所以能形成配位键，而D项Ag＋与H＋都只能提供空轨道；而无法提供孤对电子，所以不能形成配位键；

故选D。6、D【分析】【分析】

本题考查分子间作用力；晶体熔沸点的比较，氢键的存在对物质性质的影响。

【详解】

A.极性分子间除了存在范德华力之外；有些分子还存在氢键，故A错误；

B.任何分子之间均存在范德华力；故B错误；

C.HF中含有氢键，沸点最高，HCl、HBr；HI不存在氢键；则沸点依次升高，故C错误；

D.氨气中存在氢键；所以氨气容易溶解于水中，故D正确。

答案选D。7、D【分析】【详解】

A．金属晶体是金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体；一定存在金属键，A选项正确；

B．含有阳离子的化合物为离子化合物；离子化合物中含有阳离子，必定含有阴离子，B选项正确；

C．金属晶体中金属离子与自由电子间的作用叫做金属键；金属键的强弱决定着金属的熔点和硬度等物理性质，C选项正确；

D．Ti晶体中原子堆积方式为六方最密堆积；D选项错误；

答案选D。8、B【分析】【详解】

A．H2O分子间存在氢键，所以熔沸点最高，H2S和H2Se随相对分子质量的增大熔沸点依次升高，因此熔沸点：H2O>H2Se>H2S；A选项错误；

B．电荷相同，离子半径：F--

-，则晶格能：NaF>NaCl>NaBr，熔点：NaF>NaCl>NaBr；B选项正确；

C．CO2分子为直线形对称结构，分子中正负电中心重合，属于非极性分子，SO2分子为V形结构；分子中正负电中心不重合，属于极性分子，C选项错误；

D．干冰是分子晶体；熔化时需克服的作用力是范德华力，石英晶体是原子晶体，熔化时需克服的作用力是共价键，D选项错误；

答案选B。

【点睛】

C选项为易错点，解答时要掌握由极性键构成的分子，若结构对称，正负电中心重合，则为非极性分子这一知识点。二、填空题(共6题，共12分)9、略

【分析】【详解】

(1)钒是23号元素，基态钒原子的核外价电子排布式为3d34s2，故答案为3d34s2；

(2)根据钒原子的核外价电子排布式为3d34s2可知；+5的钒最外层为8电子稳定结构，最稳定，故答案为+5；

(3)VO43-空间构型为正四面体，与之具有相同结构的一种阳离子是NH4+，故答案为NH4+；

(4)①CN-中含有C≡N三键；σ键和Π键数目比为1:2，故答案为1:2；

②a．水中氧的杂化为sp3，[V(H2O)6]2+中氧的杂化为sp3，则氧原子的杂化类型没有改变，故a错误；b.H2O与V2+形成[V(H2O)6]2+微粒的结构发生了变化，则化学性质发生改变，故b正确；c.水分子中的孤对电子与V2+形成了配位键，使得水分子中氢氧键(H－O)的夹角发生了改变，故c正确；d.H2O与V2+之间通过配位键相结合；配位键属于化学键，不属于分子间作用力，故d错误；故选ad；

③在[V(H2O)6]2+中存在的化学键有H2O与V2+间的配位键、水分子中的H-Oσ键，故选bc；

(5)单质钒的晶胞为体心立方，V原子的配位数为8；1个晶胞中含有2个V原子，1mol晶胞的质量为2Mg，1mol晶胞的体积为(d×10-7cm)3NA，则ρ=g·cm-3，解得M=5NAρd3×10-22，故答案为8；5NAρd3×10-22。【解析】3d34s2+5NH4+1:2adbc85NAρd3×10-2210、略

【分析】【详解】

(1)；C、Si是第ⅣA族元素；Al是第ⅢA族元素；Cu、Ti属于副族，Fe是第Ⅷ族元素。C、Si、Al为p区，Ti、Fe为d区，Cu为ds区；

故答案为C；Si、Al；Ti、Fe；

(2)、第四周期的Ti、Fe、Cu均有四个能层；基态Fe原子的外围电子排布式为3d64s2；d轨道中含有4个未成对电子；

故答案为Ti；Fe、Cu；Fe；

(3)、钛位于第四周期ⅣB族，外围电子排布式为3d24s2；

故答案为

(4)；由外围电子排布中的4s可推知Cu为第四周期；由外围电子排布式中的电子为11个可知Cu在元素周期表中第11列，位于第ⅠB族；

故答案为四；ⅠB。【解析】①.C、Si、Al②.Ti、Fe③.Ti、Fe、Cu④.Fe⑤.⑥.四⑦.ⅠB11、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12、略

【分析】【分析】

(1)①铜是29号元素，其原子核外有29个电子，根据构造原理书写其基态原子核外电子排布式；②CuSO4•5H2O中铜离子含有空轨道；水分子含有孤对电子对，铜离子与水分子之间形成配位键，铜离子配体数为4，据此书写水合铜离子的结构简式；

(2)根据杂化轨道数判断杂化类型；杂化轨道数=σ键数+孤对电子对数；根据杂化轨道方式及杂化轨道成键情况判断HCHO立体结构。

【详解】

①铜是29号元素，其原子核外有29个电子，根据构造原理知，其基态原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1，故答案为：1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1；

②CuSO4•5H2O中铜离子含有空轨道，水分子含有孤对电子对，铜离子与水分子之间形成配位键，铜离子配体数为4，水合铜离子的结构简式为故答案为：

(2)①CH2=CH2中每个碳原子成2个C-Hσ键，1个碳碳双键，双键中含有1个σ键、1个π键，杂化轨道数为2+1=3，所以碳原子采取sp2杂化；②CH≡CH中每个碳原子成1个C-Hσ键，1个碳碳三键，三键中含有1个σ键、2个π键，杂化轨道数为1+1=2，所以碳原子采取sp杂化；③苯中每个碳原子成1个C-Hσ键，2个C-Cσ键，同时参与成大π键，杂化轨道数为1+2=3，所以碳原子采取sp2杂化；④HCHO中碳原子成2个C-Hσ键，1个碳氧双键，双键中含有1个σ键、1个π键，杂化轨道数为2+1=3，所以碳原子采取sp2杂化；故①③④采取sp2杂化；HCHO中碳原子采取sp2杂化；杂化轨道为平面正三角形，没有孤对电子对，参与成键的原子不同，所以HCHO为平面三角形，故答案为：①③④；平面三角。

【点睛】

本题的易错点为(2)中苯中C的杂化类型的判断，要注意苯分子中形成的是大π键，其中没有σ键。【解析】1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1①③④平面三角13、略

【分析】【详解】

碳原子的L层有4个电子，2个在2S上，2个在2P上，且自旋相同，碳的基态原子L层电子轨道表达式为砷原子的外围电子排布为

故答案为：p；

氮原子之间形成非极性键；氮原子和氢原子之间形成极性键，氢原子和氮原子之间形成配位键；

故答案为：ABC；

根据图知，以最中心钙离子为例，晶体中1个周围距离最近的数目为4；

故答案为：4。【解析】pABC414、略

【分析】【分析】

在电子排布图中；根据能量最低原理排布的能量就最低，在能级越高的轨道中电子数越多，能量就越高来判定；根据同周期元素第一电离能的变化规律及IIA；VA反常来解答；根据价层电子对来判断空间构型；根据价层电子对互斥理论判断键角大小原因；根据键的形成实质及形成氢键来解答；根据晶体结构及密度计算晶胞及棱长，由棱长再计算两原子的距离。

【详解】

（1）N原子电子排布图表示的状态中；符合能量最低原理的其能量就最低，能量越高的轨道中电子个数越多，其能量越高，根据图知，A符合能量最低原理，D中能量较高的轨道中电子数最多，所以能量最高；答案为D，A。

（2）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，因而在B与N之间还有Be、C、O三种元素；答案为3。

（3）N3-离子中心N原子价层电子对数=2+=2；价层电子对数为2，孤电子对为0，N原子杂化方式为sp杂化，离子空间构型为直线形，电子从激发态跃迁到低能级，以光的形式释放能量，Na元素发生焰色反应是因为产生了原子，发射光谱；答案为直线形，发射。

（4）NH3、PH3的中心原子均为sp3杂化，N的电负性比P大，N原子半径比P原子半径小，N原子对键合电子吸引更强，因而NH3分子中成键电子对间的距离较近，成键电子对之间的斥力更大，使NH3的键角比PH3的键角大；答案为N的电负性比P大，N原子半径比P原子半径小，NH3分子中成键电子对间的距离较近；成键电子对之间的斥力更大。

（5）B原子形成3个B-H键，B原子有空轨道，氨分子中N原子有1对孤电子对，B与N之间形成配位键，氮原子提供孤电子对，在BH3·NH3中B原子形成3个B-H键，B还形成1个配位键，B原子杂化轨道数目为4，B原子杂化方式为：sp3杂化，在水中溶解度较大是因为BH3•NH3分子属于极性分子，相似相溶，且BH3·NH3分子间存在氢键，与水分子之间能形成氢键，该物质易溶于水，而乙烷不能；答案为孤电子对，sp3杂化，BH3•NH3分子属于极性分子，相似相溶，且BH3·NH3分子间存在氢键；与水分子之间能形成氢键，该物质易溶于水，而乙烷不能。

（6）立方氮化硼属于原子晶体，其晶胞结构如图1所示，晶胞中每个N原子连接4个B原子，这4个B原子构成以N原子为体心的正四面体结构，图2是立方氮化硼晶胞沿z轴的投影图，在图中圆球上涂“●”标明N的相对位置为已知立方氮化硼的密度为dg·cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，晶胞中N原子数为4，B原子8个顶点各一个，6个面心各一个，则B原子数=8×+6×=4，晶胞的质量m=g=g，晶胞体积V=(a×10-7cm)3，晶胞的密度为dg·cm-3，由得出晶胞的棱长a=nm，由于立方氮化硼中氮原子与周围的4个硼原子形成四面体结构，顶点N原子与四面体中心B原子连线处于晶胞体对角线上，且二者距离等于晶胞体对角线长度的晶胞体对角线长度等于晶胞棱长的倍，硼原子与氮原子最近的距离为xnm，则x=anm，将a代入，x=×107nm；答案为正四面体，×107。

【点睛】

本题应特别注意第（6）小问，是计算N原子与B原子的最近距离，不是晶胞的棱长，应根据它们的连线处于晶胞体对角线上，且二者距离等于晶胞体对角线长度的晶胞体对角线长度等于晶胞棱长的倍，以此计算。【解析】①.D②.A③.3④.直线形⑤.发射⑥.N的原子半径P小、电负性比P大，使得NH3分子中孤对电子之间的距离比PH3分子中近、斥力大⑦.孤电子对⑧.sp3⑨.BH3·NH3分子间存在氢键，也能与水分子形成氢键，而乙烷分子不能⑩.正四面体⑪.⑫.×107三、原理综合题(共8题，共16分)15、略

【分析】【分析】

（1）Fe元素原子核外电子数为28；结合能量最低原理书写核外电子排布式，结合电子泡利原理分析未成对电子数；

（2）依据原子的第一电离能和电负性在元素周期表的周期性变化规律作答；

（3）依据杂化轨道理论分析；再结合共价键理论中σ键的存在规律判断分子内的σ键数目；

（4）①根据价层电子对互斥理论（VSEPR理论）；先判断价层电子对数，再结合模型分析确定分子的空间构型；

②结合分子晶体的特点作答；

③依据相似相容原理及氢键对物质溶解性的影响分析。

（5）利用均摊法求出该晶胞内铜原子与氢原子的个数，确定化学式；依据晶胞的密度=利用几何关系得出结论。

【详解】

（1）Fe元素原子核外电子数为26，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；3d能级上有五个轨道，六个电子，根据泡利原理可知，其能级上的未成对电子数为：4.

故答案为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；4；

（2）在元素周期表中；同一周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，其中IIA族与VA族元素因核外电子所处能级为全充满；半充满状态，结构稳定，故第一电离能反常的比相对应的后一主族元素偏大，因此C、N、O、P、S五种元素中，第一电离能最大的元素为N；同一周期中从左到右，元素的电负性逐渐变大，同一主族从上到下，元素的电负性逐渐变小，因此上述五种元素中，电负性最大的元素是O。

故答案为N；O；

（3）H2NCH2COOH分子中，其中羧基中的碳原子形成两个单键和一个双键，故其杂化类型为sp2；另一个C原子结合的原子数为4，无孤电子对，则其杂化轨道数为4，故采用的杂化类型为sp3；因为共价单键中由一个σ键组成，共价双键中由一个σ键和一个π键组成，共价三键由一个σ键和两个π键组成，H2NCH2COOH的结构式可表示为：故1molH2NCH2COOH中含有σ键的数目为9NA；

故答案为sp2、sp3；9；

（4）①CO2分子的σ键电子对数为2，中心原子C无孤电子对，故其空间立体构型为直线形，而H2O分子的σ键电子对数为2；中心原子O的孤电子对数为2，其VSEPR模型为四面体形，分子空间构型为V形；

故答案为直线形；V形；

②因尿素的熔点为132．7℃；熔点较低，则其固体属于分子晶体；

故答案为分子；

③CO(NH2)2可与水形成氢键；使得溶剂与溶质之间的作用力增大，溶解性增强；

故答案为尿素可与水分子间形成氢键；

（5）从晶胞结构可以看出，晶胞内的Cu原子数=8×（顶点）+6×（面心）=4，晶胞内的H原子数=4×1（体内）=4，则该晶体的化学式为CuH,晶胞内含4个CuH，设该晶胞的棱长为anm，则体积为(a×10-7)3cm3，晶胞的质量为=g，根据晶胞的密度等于晶胞的质量与晶胞的体积之比，列式得出ρ==则a=×107nm；

故答案为CuH；×107【解析】1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s24NOsp2、sp39直线形V形分子尿素与水分子之间可以形成氢键CuH×10716、略

【分析】【详解】

(1)氯原子核外有17个电子，根据能量最低原理，基态氯原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5；N原子2p轨道上的电子处于半充满状态；第一电离能大于O，元素的第一电离能由大到小的顺序为N＞O＞C；

(2)①H2O、CO2、NH3三种分子中，中心原子的价层电子对数分别为4个、2个、4个；其中水分子含有2对孤电子对，所以水分子是V形分子；

②CO2是非极性分子而水是极性分子，故CO2在水中溶解度较小，NH3是极性分子且能与水分子形成分子间氢键，故NH3在水中溶解度很大；

(3)Cu(NH3)2Cl2有两种同分异构体，其中一种可溶于水，根据相似相溶原理可知该物质应为极性分子；Cu(NH3)2Cl2有两种同分异构体，参考甲烷的二氯代物只有一种，可知[Cu(NH3)4]2+的空间构型应为平面正方形；

(4)①判断固体是晶体还是非晶体最可靠的方法是X-射线衍射法。

②离子晶体熔点较高；由离子构成，含有离子键；而许多分子晶体也可溶于水，故c项符合题意；

(5)由图及均摊原理知，晶胞中氧离子数是钠离子的数目是8，故化学式为Na2O；一个晶胞中含有4个“Na2O”组成微粒，则晶胞的质量为晶胞的体积为d310-30cm3，则晶胞的密度解得

【点睛】

根据均摊原则，晶胞顶点的原子被一个晶胞占用面心的原子被一个晶胞占用棱上的原子被一个晶胞占用晶胞内的原子被一个晶胞完全占用。【解析】1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5N＞O＞CH2OCO2是非极性分子而水是极性分子，故CO2在水中溶解度较小，NH3是极性分子且能与水分子形成分子间氢键，故NH3在水中溶解度很大极性平面正方形X-射线衍射法cNa2O17、略

【分析】【分析】

处于周期表中第2周期第ⅢA族，基态硼原子的价电子3个，价电子排布式为同周期元素的第一电离依次增大，其中第ⅡA族和第ⅤA族的因素的第一电离能比相邻元素的第一电离能大；

晶体的特征性质为自范性；对称性、各向异性；

分子的结构可知，分子中有共价键；每个B原子周围有4个共价键，据此判断杂化方式；

原子有空轨道，中N原子有1对孤电子对；与氨硼烷互为等电子体的分子，可以用2个C原子代替B；N原子；

为离子化合物，含离子键、共价键，中含四个共价键，B原子是sp3杂化；

【详解】

处于周期表中第二周期第ⅢA族，价电子排布式为则其价电子轨道表示式为：

同周期主族元素随着原子序数增大，第一电离能呈增大的趋势，但第ⅡA族和第ⅤA族元素反常，与硼处于同周期且相邻的两种元素和硼的第一电离能由大到小的顺序为：

故答案为

能自发地呈现多面体外形；这种性质称为晶体的自范性；

故答案为自范性；

分子的结构可知，分子中有共价键，分子中有2种共价键，每个B原子周围有4个共价键，所以B原子的杂化方式为

故答案为杂化；

原子有空轨道，中N原子有1对孤电子对，N原子提供孤电子对与B原子形成配位键，与氨硼烷互为等电子体的分子，可以用2个C原子代替B、N原子，与氨硼烷等电子体一种分子为：

故答案为N；

为离子化合物，含离子键、共价键，中含四个共价键，B原子是sp3杂化，其电子式为其中立体构型为正四面体；

故答案为正四面体。【解析】自范性杂化N正四面体18、略

【分析】【详解】

(1)Zn的第一电离能应该高于Cu的第一电离能；原因是，Zn的核外电子排布已经达到了每个能级都是全满的稳定结构，所以失电子比较困难。同时也可以考虑到Zn最外层上是一对电子，而Cu的最外层是一个电子，Zn电离最外层一个电子还要拆开电子对，额外吸收能量；

故答案为大于；

（2）铁是26号元素，铁原子核外有26个电子，铁原子失去2个电子变成亚铁离子，Fe2+在基态时，核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6；

(3)从表中原子的第一至第四电离能可以看出；元素的第一；第二、第三电离能都较小，可失去3个电子，最高化合价为+3价，即最外层应有3个电子，应为Al元素；

(4)根据NO3-的中心原子的价层电子对数为=3，所以氮原子杂化方式为sp2杂化，离子中没有孤电子对，所以其空间构型为平面三角形，SO42-中硫原子的价层电子对数为=4，所以硫原子的杂化方式为sp3杂化；

(5)LiAlH4中的阴离子是AlH4-，中心原子铝原子含有的价层电子对数是4，且不存在孤对电子，所以空间构型是正四面体，中心原子的杂化轨道类型是sp3杂化；

根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数分别是2+=4、2+=3、3+=3，因此不同于其他分子的是H2S；

（6）用替代法，与O3互为等电子体的一种阴离子为NO2-；

（7）N2的结构式为NN，三键中含1个σ键和2个π键，N2分子中σ键与π键的数目比n(σ)：n(π)=1：2；

（8）该晶胞中N原子个数=8×=1，Cu原子个数=12×=3，所以其化学式为Cu3N；

若晶胞的棱长anm，其体积为a3nm3，阿伏加德罗常数为NA，则该晶体的密度为=g/cm3。【解析】大于1s22s22p63s23p63d6Al平面三角形sp3杂化正四面体sp3H2SNO2-1：2Cu3N19、略

【分析】【分析】

在原子的核外电子中，没有运动状态完全相同的两个电子存在，所以原子核外有多少个电子，就有多少种运动状态；一般来说，元素的非金属性越强，元素的电负性大，总的来说第一电离能越大，但当原子核外价电子处于半满、全满状态时，能量低，第一电离能反常，但仅比原子序数比它大1的元素大；原子核外参与杂化的轨道为形成σ键电子所在的轨道和孤对电子所在的轨道；有机物通常易溶于与它结构相似的有机物；判断微粒的结构时，需看中心原子的价层电子对数及孤电子对数。在AMX3的晶胞中，所含黑球个数为8×=1，所含白球的个数为6×=3；二者的个数比为1:3，对照化学式，可确定黑球为M离子，白球为X离子，白球位于各个面的面心。

【详解】

(1)碳为6号元素，原子核外有6个电子，有6种不同运动状态的电子，铍的2s能级上有2个电子，处于全满状态，第一电离能比硼大，所以第一电离能介于硼和碳之间的元素的名称为铍，碳原子的外围电子排布为2s22p2，所以碳族元素外围电子排布的通式为ns2np2。答案为：6；铍；ns2np2；

(2)图中数字标识的五个碳原子中，只有3号碳原子的价电子对数为3，其它碳原子的价层电子对数都为4，所以杂化轨道类型为sp2、sp3，组成青蒿素的三种元素分别为C、H、O，非金属性O>C>H，所以电负性由大到小排序是O>C>H。答案为：sp2、sp3；O>C>H；

(3)青蒿素分子中，4个O原子形成单键，1个O原子形成双键，所以氧元素的成键方式有σ键和π键；青蒿素分子中含有2个醚键，它属于醚类，所以从青蒿中提取青蒿素的最佳溶剂是乙醚，故选b。答案为：σ键和π键；b；

(4)在Na2SnO3中；阴离子的价电子对数为3，不存在孤电子对，所以其空间构型为平面三角形。答案为：平面三角形；

(5)从分析可知，图中AMX3晶胞中黑球为金属阳离子(M)，白球为卤素阴离子(X)，形成正八面体结构，则X处于面心位置。从晶胞结构看，1个晶胞中，只含有1个“AMX3”，则CH3NH3PbI3的晶胞中也只含有1个“CH3NH3PbI3”。CH3NH3PbI3晶体的晶胞参数为anm，其晶体密度为dg·cm-3，则dg·cm-3=阿伏加德罗常数的值NA的计算表达式为NA=答案为：面心；

【点睛】

分析晶胞结构时，在各球表示原子未知的情况下，解题不能鲁莽，应从物质组成与晶胞结构图的对比中寻找突破，不能简单地认为半径小的球就表示金属阳离子。【解析】①.6②.铍③.ns2np2④.sp2，sp3⑤.O>C>H⑥.σ键和π键⑦.b⑧.平面三角形⑨.面心⑩.20、略

【分析】【详解】

试题分析：A；B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素；位于元素周期表的前四周期。B元素原子含有3个能级，且每个能级所含的电子数相同，则B为碳元素；D的原子核外有8种运动状态不同的电子，则D为氧元素、C为氮元素；E元素与F元素处于同一周期相邻的族，它们的原子序数相差3，且E元素的基态原子3d轨道上有4个未成对电子，则E为26号铁元素、F为29号铜元素。

（1）D基态原子的价电子排布图F基态原子的外围电子排布式为3dl04s1。

（2）A.二氧化硅可形成原子晶体，而二氧化碳可形成分子晶体，所以沸点:SiO2>CO2，A不正确；B.因为N原子的2p轨道处于半充满状态，所以第一电离能由小到大的顺序为C＜O＜N，B不正确；C.N2与CO为等电子体；结构相似，分子中都形成叁键，C正确；

D.O的非金属性强于S，所以稳定性H2O＞H2S；水分子的稳定性与水分子间存在氢键无关，D不正确。综上所述，说法不正确的是ABD。

（3）因为F基态原子的外围电子排布式为3dl04s1，所以F元素位于周期表中ds区。向F的硫酸盐溶液中通入过量的氨气，可生成[Cu(NH3)4]2+，该离子的结构式为

（4）由图可知，该离子中碳原子有两种，一种碳原子类似苯环上的碳原子，另一种是与其它原子全部形成单键，故碳原子的杂化方式为sp2、sp3。

（5）由B单质的一种同素异形体的晶胞结构示意图可知，该晶胞为金刚石的晶胞，一个晶胞中所含碳原子的个数为８（）。

（6）与H2O结构十分相似的OF2的极性很小的原因是：OF2和H2O的立体结构相似，同为V形，但是从电负性上看，氧与氢的电负性差大于氧与氟的电负性差，OF2中氧原子上有两对孤电子对；抵消了F-O键中共用电子对偏向F而产生的极性。

（7）D与F形成离子个数比为1:1的化合物CuO，晶胞与NaCl类似，设D离子的半径为apm。F离子的半径bpm，则该晶胞的边长为(2a+2b)pm，晶胞的体积为(2a+2b)3pm3；该晶胞中有4个Cu2+和4个O2-，4个Cu2+和4个O2-的总体积为所以，此晶胞的空间利用率为

点睛：本题是有关物质的结构和性质的综合题，难度较大。主要考查了核外电子排布的一般规律、核外电子排布的表示方法、元素周期表的分区方法、配合物结构的表示方法、杂化轨道类型的判断、分子极性大小的判断方法、有关晶胞的计算。要求学生要掌握1~36号元素的核外电子的排布情况，能根据核外电子的排布特点推断其所属元素，知道元素周期表分区的依据，能根据物质的结构特点判断某些原子的杂化方式，能根据元素的电负性及原子结构、分子结构特点判断分子的极性大小，掌握常见晶胞的特征，能用均摊法判断晶胞中结构粒子的数目，会计算晶胞中原子或离子的空间利用率。【解析】3dl04s1ABDdssp2、sp38OF2和H2O的立体结构和似，同为V形，但是从电负性上看，氧与氢的电负性差大于氧与氟的电负性差，OF2中氧原子上有两对孤电子对，抵消了F-O键中共用电子对偏向F而产生的极性21、略

【分析】【分析】

（1）Zn的核电荷数为30，处于周期表中第4周期第ⅡB族，基态Zn2+的价电子排布式为3d10；

C、N、O是同一周期的元素，从左到右电负性减小，电负性由大到小的顺序是O>N>C>H。

（2）N原子价层电子对个数是4，杂化轨道类型为sp3；

从分子极性和氢键两个角度解释；

（3）根据配位数的定义判断；

（4）1molIMI中含有5molC-N、6molC-H、1molC-H，共12×6.02×1023个σ键。

（5）从晶格能大小的角度解释；

（6）S2－做面心立方最密堆积，Zn2＋做四面体填隙；根据结合晶胞边长和体对角线的关系；密度公式ρ=m÷V计算。

【详解】

（1）Zn为30号元素，基态Zn2+的价电子排布式为3d10；一水合甘氨酸锌中所涉及的非金属元素C、N、O、H，C、N、O是同一周期的元素，从左到右电负性减小，电负性由大到小的顺序是O>N>C>H。

（2）甘氨酸（H2N-CH2-COOH）中N原子形成三个σ键，孤电子对为=1，N原子价层电子对个数是4，杂化轨道类型为sp3；

甘氨酸易溶于水；因为：甘氨酸极性分子，且分子中的氨基和羧基都能与水分子形成氢键。

（3）Zn与甘氨酸中的氧和氮原子形成4个配位键，和水中氧形成一个配位键，一水合甘氨酸锌中Zn2+的配位数为5。

（4）[Zn(IMI)4](ClO4)2是Zn2+的另一种配合物，IMI的结构为则1molIMI中含有5molC-N、6molC-H、1molC-H，共12×6.02×1023个σ键。

（5）常温下IMI的某种衍生物与甘氨酸形成的离子化合物为液态而非固态；原因是阴阳离子半径大，电荷小，形成的离子晶体晶格能小，熔点低。

（6）①S2－为面心立方最密堆积，Zn2＋做四面体填隙，所以晶体中与Zn2＋等距且最近的S2－形成的立体图形为正四面体形，Zn2+填入S2-组成的正四面体空隙中；

②由①不能判断出S2-、Zn2+相切；晶体的密度为dg·cm－3，阿伏伽德罗常数为NA，一个晶胞中含有Zn2＋的个数为4，S2－的个数为8×+6×=4个，不妨取1mol这样的晶胞，即有NA个这样的晶胞，设晶胞的边长为Ccm，一个晶胞的体积为V=c3cm3，则晶体密度为ρ==所以C=cm，由于晶体中Zn2＋和S2－原子之间的最短距离为体对角线的所以该晶体中S2－和Zn2＋之间的最短距离为cm=cm，S2-半径为apm，若要使S2-、Zn2+相切，则Zn2+半径为（×1010-a）pm。

【点睛】

本题是对物质结构与性质的考查，涉及核外电子排布、空间构型、电离能、分子结构与性质、晶胞计算等，注意晶胞中原子分摊和晶胞密度的计算。【解析】3d10O>N>C>Hsp3甘氨酸为极性分子，且分子中的氨基和羧基都能与水分子形成氢键512NA阴阳离子半径大，电荷小，形成的离子晶体晶格能小，熔点低正四面体否（×1010-a）pm22、略

【分析】【分析】

根据同族元素来确定Ag元素的位置和价电子排布式；由价层电子对互斥理论确定杂化轨道和空间构型；含氧酸中非羟基氧原子个数越多酸性越强；四面体空隙：由四个球体围成的空隙；球体中心线围成四面体；八面体空隙：由六个球围成的空隙，球体中心线围成八面体形；根据均摊法确定离子个数；八面体空隙和四面体空隙的个数。

【详解】

(1)已知Ag元素的原子序数为47，第四周期有18种元素，47-18=29，29号元素为Cu，则Ag元素在周期表中应在Cu的下方，Cu原子的价电子为3d104s1，Cu元素在第四周期IB族，属于ds区，所以则Ag元素在周期表中的位置是第五周期IB族，属于ds区，基态Ag原子的价电子排布式为4d105s1。

(2)硫代硫酸根中因为硫比氧半径更大,所以与银离子的亲和性更好,所以[Ag(S2O3)2]3-中配位原子是硫；配体阴离子-的中心原子是硫，另一个硫原子相当于氧原子，则中心原子硫的孤电子对数为价层电子对数为4+0=4，所以空间构型是四面体形，中心原子采用sp3杂化。

(3)H5IO6（）中含有5个羟基氢，为五元酸，含非羟基氧原子1个，HIO4为一元酸，含有1个羟基氢，含非羟基氧原子3个，含非羟基氧原子个数越多酸性越强，所以酸性HIO4强于H5IO6；氯、溴、碘的氢化物为HCl、HBr、HI，由于氯、溴、碘的原子半径逐渐增大，H—Cl、H—Br、H—I的键长逐渐增大，共价键键能逐渐减弱，所以HI更容易电离出H+，酸性更强，故酸性由强到弱排序为HI>HBr>HCl；

(4)如下图2，离I－最靠近的Ag+的有四个，所以I－配位数为4；由于r(Ag+)：r(I-)=0.573，在0.414<0.732范围内，但是晶体结构和NaCl晶体不同，所以a几何因素不可以作为晶体结构的原因；AgI和NaCl的阴阳离子的电荷比相同，所以b电荷因素不可以作为晶体结构的原因；Ag+和I-离子半径大，受相反电荷离子的电场作用变成椭球形，不再维持原来的球形，离子键就向共价键过