2025年北师大版选修3化学下册月考试卷含答案

…………○…………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年北师大版选修3化学下册月考试卷含答案考试试卷考试范围：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6题，共12分)1、我们可以将SiO2的晶体结构想象为在晶体硅的Si—Si键之间插入O原子。根据SiO2晶体结构图,下列说法不正确的是()

A.石英晶体中每个Si原子通过Si—O极性键与4个O原子作用B.每个O原子也通过Si—O极性键与2个Si原子作用C.石英晶体中Si原子与O原子的原子个数比为1∶2,可用“SiO2”来表示石英的组成D.在晶体中存在石英分子,故能叫分子式2、下列说法不正确的是（）A.Xe元素的所在族的原子的价电子排布式均为ns2np6，属于非金属元素B.在元素周期表中，s区，d区和ds区的元素都是金属(氢元素除外)C.某基态原子的核外电子排布图为它违背了泡利原理D.某价电子排布为3d14s2的基态原子，该元素位于周期表中第四周期第ⅢB族3、甲醛分子结构式如图；用2个Cl取代甲醛中的H可得到碳酰氯，下列描述正确的是（）

A.甲醛分子和碳酰氯分子是等电子体B.碳酰氯分子中的C原子为手性碳原子C.甲醛分子中的H-C-H键角与碳酰氯分子中的Cl-C-Cl相等D.碳酰氯分子为平面三角形，分子中存在有3个σ键、1个π键4、有关分子结构和性质的说法错误的是（）A.因氢键存在，冰晶体中水分子的空间利用率不高B.CS2、BF3均为极性键构成的非极性分子C.HClO4酸性强于HClO是因为HClO4中含氧原子数较多D.N2分子与CO分子中都含有1个σ键和2个π键5、下列物质中熔点最高的是A.干冰B.氯化钠C.金刚石D.汞6、下列说法中不正确的是A.在NaCl晶体中，距Na+最近的Cl－形成正八面体B.在金刚石晶体中，最小碳原子环由6个碳原子构成C.在石墨晶体中，每个环上平均占有3个碳原子D.D；银晶体晶胞如图；银原子的配位数为12

评卷人得分二、多选题(共9题，共18分)7、基态原子由原子核和绕核运动的电子组成,下列有关核外电子说法正确的是A.基态原子的核外电子填充的能层数与元素所在的周期数相等B.基态原子的核外电子填充的轨道总数一定大于或等于(m表示原子核外电子数)C.基态原子的核外电子填充的能级总数为(n为原子的电子层数)D.基态原子的核外电子运动都有顺时针和逆时针两种自旋状态8、已知X、Y、Z、W、R是原子序数依次增大的短周期主族元素，X是周期表中的原子半径最小的元素，Y元素的最高正价与最低负价的绝对值相等，Z的核电荷数是Y的2倍，W的最外层电子数是其最内层电子数的3倍。下列说法不正确的是A.原子半径：Z＞W＞RB.W、R对应的简单氢化物的稳定性前者大于后者C.W与X、W与Z形成的化合物的化学键类型完全相同D.电负性R＞Y、X9、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、下列分子或离子中,中心原子含有孤电子对的是A.H3O+B.SiH4C.PH3D.-11、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12、有下列两组命题。A组B组Ⅰ.H2O分子间存在氢键，H2S则无①H2O比H2S稳定Ⅱ.晶格能NaI比NaCl小②NaCl比NaI熔点高Ⅲ.晶体类型不同③N2分子比磷的单质稳定Ⅳ.元素第一电离能大小与原子外围电子排布有关，不一定像电负性随原子序数递增而增大④同周期元素第一电离能大的，电负性不一定大

B组中命题正确，且能用A组命题加以正确解释的是A.Ⅰ①B.Ⅱ②C.Ⅲ③D.Ⅳ④13、砷化氢(AsH3)是一种无色、可溶于水的气体，其分子构型是三角锥形。下列关于AsH3的叙述中正确的是A.AsH3分子中有未成键的电子对B.AsH3是非极性分子C.AsH3是强氧化剂D.AsH3分子中的As—H键是极性键14、近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe－Sm－As－F－O组成的化合物。下列说法正确的是A.元素As与N同族，可预测AsH3分子中As－H键的键角小于NH3中N－H键的键角B.Fe成为阳离子时首先失去3d轨道电子C.配合物Fe(CO)n可用作催化剂，Fe(CO)n内中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18，则n＝5D.每个H2O分子最多可与两个H2O分子形成两个氢键15、肼(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方式与NH3相似。25℃时，水合肼(N2H4·H2O)的电离常数K1、K2依次为9.55×10-7、1.26×10-15。下列推测或叙述一定错误的是A.N2H4易溶于水和乙醇B.N2H4分子中所有原子处于同一平面C.N2H6Cl2溶液中：2c(N2H)+c(N2H)>c(Cl-)+c(OH-)D.25°C时，反应H++N2H4⇌N2H的平衡常数K=9.55×107评卷人得分三、填空题(共8题，共16分)16、Ni2+的价电子排布图为________17、世界上最早发现并使用锌的是中国；明朝末年《天工开物》一书中有世界上最早的关于炼锌技术的记载。回答下列问题：

(1)基态Zn原子的核外电子所占据的最高能层符号为_____________，Zn2+基态核外电子排布式为_______________________。

(2)硫酸锌溶于过量的氨水可形成[Zn(NH3)4]SO4溶液。

①[Zn(NH3)4]SO4中阴离子的空间构型为_____________（用文字描述）；

②SO42-中，中心原子的轨道杂化类型为______________；

③写出一种与SO42-互为等电子体的分子的化学式_____________；

④NH3极易溶于水，除因为它们都是极性分子外，还因为_______________________。

(3)Zn与S所形成化合物晶体的晶胞如图所示。

①该化合物的化学式为___________；

②已知该晶体的晶胞参数a=541pm，其密度为___________g·cm-3（列出计算式即可）。18、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__。19、根据有关知识；回答下列问题。

（1）化学元素（0族和放射性元素除外）中，第一电离能最小的元素是___（填元素符号，下同），第一电离能最大的元素是___，电负性最大的元素是___。

（2）铜的原子序数是29，其价电子排布式为___。

（3）元素的电负性越大，则在形成化合物时此元素___越强。

（4）Be的第一电离能大于B的第一电离能，这是因为___。20、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：______。21、四种元素X；Y、Z、W位于元素周期表的前四周期；已知它们的核电荷数。

依次增加；且核电荷数之和为51；Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与Y原子的价层电子数相同；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4：1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5：1。

(1)Y、Z可分别与X形成只含一个中心原子的共价化合物a、b，它们的分子式分别是_____、_______;杂化轨道分别是________、_________；a分子的立体结构是____________。

(2)Y的最高价氧化物和Z的最高价氧化物的晶体类型分别是_______晶体、_______晶体：

(3)X的氧化物与Y的氧化物中，分子极性较小的是(填分子式)__________；

(4)Y与Z比较，电负性较大的____________,其+2价离子的核外电子排布式是_________。22、科学家正在研究温室气体CH4和CO2的转化和利用。请回答下列问题：

(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_______形象化描述。在基态14C原子中，核外存在_______对自旋相反的电子。

(2)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为_______。

(3)一定条件下，CH4和CO2都能与H2O形成笼状结构(如下图所示)的水合物晶体，其相关参数见下表。CH4与H2O形成的水合物俗称“可燃冰”。参数。

分子分子直径/nm分子与H2O的结合能E/kJ·mol-1CH40.43616.40CO20.51229.91

①下列关于CH4和CO2的说法正确的是_______(填序号)。

a．CO2分子中含有2个σ键和2个π键。

b．CH4分子中含有极性共价键；是极性分子。

c．因为碳氢键键能小于碳氧键，所以CH4熔点低于CO2

d．CH4和CO2分子中碳原子的杂化类型分别是sp3和sp

②为开采深海海底的“可燃冰”，有科学家提出用CO2置换CH4的设想。已知上图中笼状结构的空腔直径为0.586nm，根据上述图表所提供的数据分析，提出该设想的依据是_______。23、含有NaOH的Cu(OH)2悬浊液可用于检验醛基，也可用于和葡萄糖反应制备纳米Cu2O。

(1)Cu+基态核外电子排布式为______

(2)与OH-互为等电子体的一种分子为______(填化学式)。

(3)醛基中碳原子的轨道杂化类型是______；1mol乙醛分子中含有ó的键的数目为______。

(4)含有NaOH的Cu(OH)2悬浊液与乙醛反应的化学方程式为______。

(5)Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为______。

评卷人得分四、结构与性质(共2题，共20分)24、已知A、B、C、D、E、F、G为前四周期中的常见元素，且原子序数依次增大，A的原子半径最小；B的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍；C与B同周期且基态原子最外层电子排布式为nsmnpm+2；D；E、F、G是位于同一周期的金属元素；元素D的焰色反应要透过蓝色钴玻璃才能观察到紫色；且D、G的原子序数相差10；E元素有多种化合价，它的一种氢氧化物在空气中易被氧化且最终变为红褐色，且E、F的电子数相差1。

请回答下列问题：

（1）基态E原子的价电子排布式为___。

（2）与BC分子互为等电子体的离子为___(填化学式；任写一种)。

（3）在液态非极性分子B6A6中，B原子采取的杂化方式为___。

（4）元素C的简单氢化物的沸点比同主族的简单氢化物都高的原因是___。

（5）F可形成化学式均为F(NH3)5BrSO4的两种配合物，其中一种化学式为[F(NH3)5Br]SO4。向另一种配合物的溶液中加入BaCl2溶液时，无明显现象。若加入AgNO3溶液时，产生淡黄色沉淀，则第二种配合物的化学式为___。

（6）金属D；G晶体的晶胞结构如图所示。

①金属G的晶胞中，测得晶胞中G原子的半径为apm，则G晶体的密度为___g/cm3(列出表达式即可，NA为阿伏伽德罗常数的值)，D、G两种晶胞中金属的配位数之比为___。

②金属G、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如下表所示：。电离能/kJ·mol-1I1I2G7461958锌9061733

G的第二电离能(I2)大于锌的第二电离能(I2)，其主要原因是___。25、碳元素形成的单质和化合物在化工；材料、医学等领域应用广泛；回答下列问题：

(1)区分金刚石和无定形碳最可靠的科学方法为___________。基态C原子核外未成对电子的数目为_____________。

(2)咖啡因结构为

①咖啡因中C原子的杂化形式为_________________。

②1mol咖啡因中所含键数目为_________________。

③咖啡因通常在水中的溶解度较小，加入适量能增大其在水中溶解度的原因为_________________。

④CH3+(甲基正离子)的立体构型为_________________。

(3)CO、NO、H2S均为生命体系气体信号分子。其中H、C、O、S的电负性由大到小的顺序为____________；N、O、S的第一电离能由大到小的顺序为________________。

(4)干冰可用于人工降雨。其熔点低于金刚石的原因为___________；若干冰的密度为1.56g/cm3，立方晶胞参数为0.57nm，则每个晶胞实际占用CO2的数目为_______。评卷人得分五、工业流程题(共1题，共4分)26、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______________。评卷人得分六、原理综合题(共2题，共6分)27、金属钛及其化合物被广泛应用于飞机、火箭、导弹、人造卫星、宇宙飞船、舰艇、军工、医疗以及石油化工等领域，人们称钛为“21世纪金属”。自然界中钛的一种存在形式为金红石(主要成分是TiO2)。回答下列问题：

(1)基态钛原子的价电子排布式为__________________，与钛同周期的元素中，基态原子的未成对电子数与钛相同的元素分别是_________________(填元素符号)。

(2)钛的硬度大于铝，其原因是_________________________。

(3)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。

①TiCl4熔点为-24℃，沸点为136.4℃，室温下为无色液体，可溶于甲苯和氯代烃，固态TiCl4属于___________晶体。

②LiBH4由Li+和BH4-构成，BH4-的空间构型是______，B原子的杂化轨道类型是___________。

(4)用锌还原TiCl4的盐酸溶液，经后续处理可制得绿色的晶体[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O。该晶体所含元素中，电负性最大的元素是___________，与Ti形成配位键的配体是___________，1mol该配合物中含有σ键的数目为___________。

(5)TiO2晶胞是典型的四方系结构，其晶胞结构如图所示(晶胞中相同位置的原子相同)，其中A、B、C的原子坐标分别为A(0，0，0)、B(0.69a，0.69a，c)、C(a，a，c)，则D的原子坐标为D(0.19a，_____，______)，钛氧键的键长d=___________(用代数式表示)。

28、铝；铁、铜等金属在日常生活中应用广泛；钛由于其特殊的性能被誉为“未来世纪的金属”。回答下列问题：

（l）下列有关说法正确的是___（填标号）。

A铜元素焰色反应的光谱为吸收光谱。

B铝晶体中的作用力没有方向性和饱和性。

C在单质或化合物中；铁的配位数都是6

D四水合铜离子中；配位原子的VSEPR模型为V形。

（2）氯化铝熔点很低；加热容易升华。

①基态Al原子的价层电子排布式为___。

②固态AICl3的晶体类型是___，加热升华后以二聚物Al2C16形式存在，Al2Cl6中铝原子的杂化形式为___。

③离子[AlCl4]-的立体构型为___。

（3）甘氨酸亚铁[（H2NCH2COO）2Fe]可用于改善缺铁性贫血。Fe2+中电子占据最高能级的空间运动状态有___个。甘氨酸亚铁中位于第二周期的非金属元素的第一电离能由大到小的顺序为____；由其中不同的两种元素形成的等电子体分子是___（写出两种分子式）。

（4）[Ti（H2O）6]C13和[Ti（H2O）5Cl]C12．H2O是TiC13六水合物的两种晶体；这两种晶体所含元素的电负性由大到小的顺序为________。

（5）Cu2O晶体的品胞如图所示；

①该晶胞中原子坐标参数A为（0，0，0）；B为（1，0，0）；C为则D的原子坐标参数为___。

②已知Cu2O晶体的密度为ρg．cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则其中两个Cu+之间的距离为____pm（列出计算表达式）。参考答案一、选择题(共6题，共12分)1、D【分析】晶体硅的结构是五个硅原子形成正四面体结构,其中有一个位于正四面体的中心,另外四个位于四面体的顶点,故SiO2的结构为每个硅原子周围有四个氧原子,而每个氧原子周围有两个硅原子,在晶体中Si原子与O原子的原子个数比为1∶2,“SiO2”仅表示石英的组成,故没有单个的SiO2分子。2、A【分析】【详解】

A.Xe元素位于元素周期表0族，0族元素中氦元素的价电子排布式均为1s2，不是ns2np6；故A错误；

B.在元素周期表中；s区中除H元素不是金属元素外，其他元素都为金属元素，d区和ds区的元素都是金属，故B正确；

C.根据泡利原理可知，位于同一轨道的两个电子的自旋方向相反，由核外电子排布图为可知；它违背了泡利原理，故C正确；

D.某价电子排布为3d14s2的基态原子；该元素为Sc元素，位于周期表中第四周期第ⅢB族，故D正确；

故选A。3、D【分析】【详解】

A．原子总数相同；价电子总数相同的微粒互为等电子体；H原子价电子数为1，Cl原子价电子数为7，所以甲醛中H原子被Cl原子取代后原子总数不变，价电子数改变，不是等电子体，故A错误；

B．碳酰氯中的碳原子为sp2杂化；为不饱和碳原子，不是手性碳，故B错误；

C．氯原子非金属性强于氢；所以甲醛分子中的H-C-H键角与碳酰氯分子中的Cl-C-Cl不相等，故C错误；

D．C是sp2杂化；所以碳酰氯分子为平面三角形，两个C-Cl为σ键，碳氧双键中有一个σ键和一个π键，故D正确；

故答案为D。4、C【分析】【详解】

A．冰晶体中水分子与相邻4个水分子通过氢键构成四面体构型；四面体顶角的O原子又被其他四面体共用，形成空间笼状结构，分子的空间利用率很低，故A正确；

B．CS2为直线形分子，BF3为平面三角形分子；正负电荷中心重合，且均为不同种元素形成的极性共价键，故B正确；

C．含氧酸中非羟基O原子个数越多其酸性越强；高氯酸中非羟基氧原子个数大于次氯酸，所以高氯酸酸性大于次氯酸，不能简单说因为氧原子数较多，故C错误；

D．N2分子与CO分子中都含有三键；都含有两个π键和一个σ键，CO分子中其中一个π键由O原子提供1对电子形成的配位键，故D正确；

故答案为C。

【点睛】

N2的结构可以表示为CO的结构可以表示为N2分子与CO分子中都含有三键，都含有两个π键和一个σ键，且CO中的π键有一个是配位键。5、C【分析】【详解】

干冰常温下为气体，其晶体为分子晶体，氯化钠为离子晶体，金刚石为原子晶体，Hg是金属晶体常温下为液体，所以熔点从高到低顺序为：金刚石＞氯化钠＞汞＞干冰，所以熔点最高的是金刚石，故C正确；

故选：C。

【点睛】

一般来说晶体的熔点原子晶体＞离子晶体＞金属晶体＞分子晶体，所以比较物质熔沸点时可先判断物质的晶体类型。6、C【分析】【详解】

A.在NaCl晶体中，距Na+最近的Cl-是6个；即钠离子的配位数是6，6个氯离子形成正八面体结构，故A正确；

B.在金刚石晶体中；最小碳原子环由6个碳原子构成，故B正确；

C.在石墨晶体中，每个碳原子被三个碳环共有，每个碳环含有碳原子数为：6×=2；故C错误；

D.银晶体晶胞如图，金属晶体银为面心立方最密堆积；采用沿X；Y、Z三轴切割的方法知，每个平面上铜原子的配位数是4，三个面共有4×3=12个铜原子，所以每个铜原子的配位数是12，故D正确。

答案选C。二、多选题(共9题，共18分)7、AB【分析】【详解】

A.基态原子的核外电子填充的能层数等于电子层数；等于所在的周期数，故A正确；

B.由泡利（不相容）原理可知1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，若基态原子的核外电子填充的轨道总数为n，容纳的核外电子数m最多为2n，则n大于或等于故B正确；

C.若n为原子的电子层数，基态原子的核外电子填充的能级总数为n2；故C错误；

D.依据洪特规则可知；当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，则基态原子的核外电子运动不一定都有顺时针和逆时针两种自旋状态，故D错误；

故选AB。8、BC【分析】【分析】

已知X；Y、Z、W、R是原子序数依次增大的短周期主族元素；X是周期表中原子半径最小的元素，所以X是H；Y元素的最高正价与最低负价的绝对值相等，这说明Y是第ⅣA族元素；Z的核电荷数是Y的2倍，且是短周期元素，因此Y是C，Z是Mg；W的最外层电子数是其最内层电子数的3倍，且原子序数大于Mg的，因此W是第三周期的S；R的原子序数最大，所以R是Cl元素，据此解答。

【详解】

根据以上分析可知X是H；Y是C，Z是Mg，W是S，R是Cl。

A．同周期自左向右原子半径逐渐减小；则原子半径：Z＞W＞R，故A正确；

B．W是S；R是Cl，非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，非金属性：Cl＞S，则对应的简单氢化物的稳定性前者小于后者，故B错误；

C．X是H，Z是Mg，W是S，H2S含有的化学键是极性共价键；MgS含有的化学键是离子键，因此W与X；W与Z形成的化合物的化学键类型完全不相同，故C错误；

D．X是H；Y是C，R是Cl，非金属性越强，其电负性越强，三种元素中Cl的非金属性最强，则电负性R＞Y；X，故D正确；

答案选BC。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】【分析】

利用孤电子对数=(a-bx)进行计算。

【详解】

A．H3O+的中心氧原子孤电子对数=(6-1-1×3)=1，A符合题意；B．SiH4的中心Si原子孤电子对数=(4-1×4)=0，B与题意不符；C．PH3的中心P原子孤电子对数=(5-1×3)=1，C符合题意；D．的中心S原子孤电子对数=(6+2-2×4)=0，D与题意不符；答案为AC。11、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。12、BD【分析】【详解】

试题分析：A、水分子比H2S稳定与共价键强弱有关系；与二者是否能形成氢键没有关系，错误；Ⅱ；碘化钠和氯化钠形成的均是离子晶体，晶格能NaI比NaCl小，因此NaCl比NaI熔点高，B正确；C、氮气和磷形成的晶体均是分子晶体，C错误；D、元素第一电离能大小与原子外围电子排布有关，不一定像电负性随原子序数递增而增大，同周期元素第一电离能大的，电负性不一定大，例如电负性氧元素大于氮元素，但氮元素的第一电离能大于氧元素，D正确，答案选BD。

考点：考查氢键、分子稳定性、晶体类型和性质及电离能和电负性判断13、AD【分析】【详解】

A.AsH3分子中As原子最外层有5个电子；其中3个电子和3个氢原子形成共用电子对，所以该物质中有1对未参与成键的孤对电子，故A正确；

B.该分子为三角锥形结构；正负电荷重心不重合，所以为极性分子，故B错误；

C.AsH3中As原子易失电子而作还原剂；所以是一种强还原剂，故C错误；

D.同种非金属元素之间形成非极性键；不同种非金属元素之间形成极性键，所以As—H原子之间存在极性键，故D正确；

故答案选：AD。14、AC【分析】【详解】

A选项，元素As与N同族，N的电负性大于As，使成键电子离N原子更近，两个N—H键间的排斥力增大，NH3中键角更大，因此AsH3分子中As－H键的键角小于NH3中N－H键的键角；故A正确；

B选项；Fe成为阳离子时首先失去4s轨道电子，故B错误；

C选项，配合物Fe(CO)n可用作催化剂，Fe的价电子为3d64s2，价电子数为8，一个配体CO提供2个电子，因此Fe(CO)n内中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18；8+2×n=18，则n＝5，故C正确；

D选项，冰中每个H2O分子与周围四个水分子形成氢键形成四面体结构；即一个水分子可以形成四个氢键，故D错误。

综上所述；答案为AC。

【点睛】

冰的密度比水小的原因是冰中水与周围四个水分子以氢键形成四面体结构，中间有空隙，因此密度比水小。15、BC【分析】【详解】

A.N2H4是极性分子；且能与水分子和乙醇分子形成氢键，因此其易溶于水和乙醇，故A正确；

B.N2H4分子中N原子采用sp3杂化；为四面体结构，因此所有原子不可能共平面，故B错误；

C.N2H6Cl2溶液中存在电荷守恒：2c(N2H)+c(N2H)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，则2c(N2H)+c(N2H)-)+c(OH-)；故C错误；

D.反应H++N2H4⇌N2H的平衡常数K==故D正确；

故选：BC。三、填空题(共8题，共16分)16、略

【分析】【详解】

Ni核外电子排布式为[Ar]3d84s2，则Ni2+价电子排布式为3d8，根据泡利原理和洪特规则，价电子排布图为故答案为：【解析】17、略

【分析】【详解】

分析：（1）根据Zn在周期表中的位置是第四周期；第IIB族，含有四个能层及核外电子排布式写法解答；

（2）在[Zn（NH3）4]SO4中，阴离子为SO42−，根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论判断空间构型和杂化类型；根据等电子体的原理找出与SO42-互为等电子体粒子；NH3容易与水分子形成分子间氢键；

（3）①根据晶胞晶体中组成粒子的计算方法确定S2-、Zn2+的个数；进一步确定化学式；

②根据晶胞的密度计算公式进行计算。

详解：（1）Zn的核电荷数是30，在Zn在周期表中的位置是第四周期，第IIB族，含有四个能层，分别是K、L、M、N，所以最高能层符号为N；Zn2+基态核外电子排布式为：[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10；正确答案：N；[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10；

（2）①根据价层电子对互斥模型，SO42−中价电子对数为：（6+4×0+2）÷2=4，价电子对全是成键电子对，所以SO42−的空间构型是正四面体；正确答案：正四面体；

②SO42−的空间构型是正四面体，根据杂化轨道理论，中心原子S的杂化类型为sp3杂化，正确答案：sp3；

③等电子体是指在原子数相同下，原子的价电子数相同的粒子，通常采用元素上下左右平移法，同时调整电子数来确定等电子体粒子，因此，与SO42−互为等电子体的有PO43−，ClO4−，CCl4，SiCl4，SiF4等，符合题干要求是分子的有CCl4，SiCl4，SiF4，正确答案为：CCl4，SiCl4，SiF4；

④NH3极易溶于水，除因为它们都是极性分子，NH3容易与水分子形成分子间氢键，同时还发生化学反应，其方程式为：NH3+H2ONH3·H2O，正确答案：NH3与H2O之间可形成分子间氢键，NH3与H2O发生反应；

（3）①对于立方晶胞，顶点粒子占1/8，面心粒子占1/2，晶胞内部原子为整个晶胞所有，则一个ZnS晶胞中，Zn2+个数为8×1/8+6×1/2=4，S2-个数为4，因此该化合物化学式为ZnS，正确答案为：ZnS；

②取1mol晶胞，则有NA个晶胞，已知晶胞参数为a=541pm，则一个晶胞的体积为V0=（541×10−10）3cm3，1molZnS晶胞中，有4molZn2+和4molS2-，则一个晶胞的质量为m=4mol×65g/mol+4mol×32g/mol=4×97g，因此晶胞的密度为ρ=m/NAV0=4×97g/[NA×（541×10−10）3]cm3，所以正确答案：4×97/[NA×（541×10−10）3]g·cm-3。

点睛：点睛：晶体中微粒的排列具有周期性；晶体中最小的结构重复单元称为晶胞，利用“均摊法”可以计算一个晶胞中的粒子数，从而确定晶体的化学式。中学中常见考题里涉及的晶胞有立方晶胞，在立方晶胞中：

（1）每个顶点上的粒子被8个晶胞共用，每个粒子只有1/8属于该晶胞，如本题中的Zn2+离子；

（2）每条棱上的粒子被4个晶胞共用；每个粒子只有1/4属于该晶胞；

（3）每个面心上的粒子被2个晶胞共用，每个粒子只有1/2属于该晶胞。如本题中的Zn2+离子；

（4）晶胞内的粒子完全属于该晶胞，如本题中的S2-离子。【解析】①.N②.[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10③.正四面体④.sp3⑤.CCl4或SiCl4等⑥.NH3与H2O之间可形成分子间氢键NH3与H2O发生反应⑦.ZnS⑧.4×97/NA×（541×10−10）318、略

【分析】【分析】

Co是27号元素；可按照能量最低原理书写电子排布式；O为非金属性，难以失去电子，第一电离能较大。

【详解】

Co是27号元素，位于元素周期表第4周期第VIII族，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；元素Mn与O中，由于O元素是非金属性而Mn是过渡元素，所以第一电离能较大的是O，O基态原子价电子为2s22p4，所以其核外未成对电子数是2，而Mn基态原子价电子排布为3d54s2，所以其核外未成对电子数是5，因此核外未成对电子数较多的是Mn，故答案为：1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；O；Mn。【解析】①.1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2②.O③.Mn19、略

【分析】【分析】

(1)元素的金属性越强其第一电离能越小；元素非金属性越强第一电离能越大；元素的非金属性越强；其电负性越大；

(2)铜是29号元素；根据核外电子排布规律书写；

(3)元素电负性越大；非金属性就越强，因此吸引电子的能力也越强；

(4)Be有2s2全满结构，而B失去一个电子后有2s22p0的稳定结构。

【详解】

(1)元素的金属性越强其第一电离能越小；Cs的金属性最强，所以第一电离能最小的元素是Cs；元素非金属性越强第一电离能越大，氟元素的非金属性最强，所以第一电离能最大的元素是F；元素的非金属性越强，其电负性越大，所以氟元素电负性最大；

(2)铜是29号元素，质子数为29，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，所以铜的价电子排布式为3d104s1；

(3)元素电负性越大；非金属性就越强，因此吸引电子的能力也越强，所以元素的电负性越大，则在分子中此元素吸引成键电子的能力越强；

(4)Be有2s2全满结构，而B失去一个电子后有2s22p0的稳定结构；所以B的第一电离能比Be的小。

【点睛】

铜的价电子排布式是易错点，3d轨道为全充满状态，比较稳定。【解析】①.Cs②.F③.F④.3d104s1⑤.吸引成键电子的能力⑥.Be的2s能级为全满状态，较稳定，而B失去一个电子后变为2s能级全满的稳定结构，所以B的第一电离能比Be的小20、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21、略

【分析】【分析】

由“Y原子的L层p轨道中有2个电子”可知Y原子的电子排布式是1s22s22p2，为碳元素；由“Z与Y原子的价层电子数相同”可知Z与碳元素同主族，又因Z位于元素周期表的前四周期且核电荷数大于Y，所以Z可能为硅元素（14号）或锗元素（32号），若Z为锗元素，则四种元素的核电荷数之和大于51（因W的核电荷数比Z的还要大），即Z只能为硅元素；由“W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4︰1”可知W的最外层电子数为2，由“d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5︰1”可知d轨道中的电子数为10，所以W原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s2；即W为锌元素；又因四种元素的核电荷数之和为51，所以X元素的核电荷数为1，是氢元素。

【详解】

(1)C和Si可分别与H形成只含一个中心原子的共价化合物a、b，它们的分子式分别是CH4、SiH4;杂化轨道分别是sp3、sp3；两种分子的立体结构都是正四面体。

(2)C的最高价氧化物和Si的最高价氧化物分别为CO2和SiO2；其晶体类型分别是分子晶体；原子晶体：

(3)H的氧化物与C的氧化物中，分子极性较小的是非极性分子CO2；

(4)C与Si是同一主族的元素，非金属性越强的电负性越大，电负性较大的是C,其+2价离子的核外电子排布式是1s22s2。【解析】①.CH4②.SiH4③.sp3④.sp3⑤.正四面体⑥.分子⑦.原子⑧.CO2⑨.C⑩.1s22s222、略

【分析】（1）

处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概念密度分布可用电子云形象化描述；基态14C原子的轨道表示式为核外存在2对自旋相反的电子；

（2）

CH4中C为-4价、H为+1价，电负性：CH；非金属性：OC，电负性：OC.H、O三种元素电负性由小到大的顺序为：HCO；

（3）

①a．CO2的结构式为O=C=O，CO2分子中含有2个σ键和2个π键；a项正确；

b．CH4分子中含极性共价键，由于CH4为正四面体结构，CH4分子中正电荷中心和负电荷中心重合，CH4为非极性分子，b项错误；

c．CH4的相对分子质量小于CO2的相对分子质量，CH4分子间作用力小于CO2分子间作用力，CH4的熔点低于CO2；c项错误；

d．CH4中碳原子采取sp3杂化，CO2中碳原子采取sp杂化；d项正确；答案选ad；

②根据表中数据，CO2的分子直径（0.512nm）小于笼状结构的空腔直径（0.586nm），CO2与H2O的结合能（29.91kJ/mol）大于CH4与H2O的结合能（16.40kJ/mol），所以可用CO2置换“可燃冰”中的CH4。【解析】电子云2H、C、OadCO2的分子直径小于笼状空腔直径，且与H2O的结合力大于CH423、略

【分析】【详解】

试题分析：（1）Cu位于第四周期第IB族，29号元素，Cu＋失去最外层1个电子，核外电子排布式为［Ar］3d10或1s22s22p63s23p63d10；（2）等电子体：原子总数相等，价电子总数也相同的微粒，OH－有2个原子、8个电子，氧得到一个电子变成9个电子，看成F元素，即HF；（3）甲醛中碳原子有3个σ键，无孤电子对，价层电子对数为3，杂化轨道数等于价层电子对数，即杂化类型为sp2，乙醛的结构简式CH3CHO两个成键元素只能形成1个σ键，所以乙醛中含有6molσ键或6×6.02×1023个；（4）醛基可以弱的氧化剂所氧化，其反应方程式为：CH3CHO＋2Cu(OH）2＋NaOHCH3COONa＋Cu2O↓＋3H2O；（5）铜的晶胞属于面心立方最密堆积；其配位数为12，即每个铜原子周围距离最近的铜原子数为12。

考点：考查核外电子排布式、等电子体、杂化类型、σ键、金属晶体的晶胞等知识。【解析】[Ar]3d10HFsp26molCH3CHO+NaOH+2Cu(OH)2△H3COONa+Cu2O↓+3H2O12四、结构与性质(共2题，共20分)24、略

【分析】【分析】

A的原子半径最小，A是H元素；B的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍，B是碳元素；C的基态原子最外层电子排布式为nsmnpm+2；n=2，则C是O元素；D；E、F、G是位于同一周期的金属元素，元素D的焰色反应要透过蓝色钴玻璃才能观察到紫色，D是K元素；且D、G的原子序数相差10，G是Cu元素；E的一种氢氧化物在空气中易被氧化且最终变为红褐色，E是Fe元素；E.、F的电子数相差1，F是Co元素。

【详解】

（1）根据以上分析，基态26号元素Fe的价电子排布式为3d64s2；

（2）与CO分子互为等电子体的离子为CN-（NO+或C）；

（3）C6H6是平面结构，C原子采取的杂化方式分别为sp2；

（4）水分子间形成氢键；所以沸点比同主族的简单氢化物都高；

（5）Co可形成分子式均为Co(NH3)5BrSO4的两种配合物，其中一种化学式为[Co(NH3)5Br]SO4，硫酸根离子在外界，溶于水能电离出硫酸根离子，所以向其溶液中加BaCl2溶液时，现象为生成白色沉淀；向另一种配合物的溶液中加入BaCl2溶液时，无明显现象；若加入AgNO3溶液时，产生淡黄色沉淀，说明硫酸根在内界，溴离子在外界，则第二种配合物的化学式为[Co(NH8)6SO4]Br；

（6）①金属Cu的晶胞为面心立方，测得晶胞中铜原子的半径为apm，面对角线是4个原子半径，则Cu晶体的密度为：g/cm3；金属K的配位数是8；计算Cu的配位数是12；配位数比是2:3；

②锌的价电子是3d104s2，而铜的是3d104s1，在失去一个电子后，铜失去的第二个电子在3d的全满轨道上，而锌的第二个电子在4s的半满轨道上，3d全满比4s半满能量低，结构也更稳定，所以需要更多能量所以Cu的第二电离能（I2）大于锌的第二电离能。

【点睛】

配合物中位于内界的离子不能电离，位于外界的离子能电离，所以[Co(NH3)5Br]SO4加BaCl2溶液时生成白色沉淀；[Co(NH8)6SO4]Br加入AgNO3溶液时，产生淡黄色沉淀。【解析】3d64s2CN-（NO+或C）sp2水分子间存在氢键[Co(NH3)5SO4]Br2：3Zn+的价电子排布式为3d104s1，而Cu+的是3d10，Cu+因3d轨道全满更稳定，较难失去电子，I2较大25、略

【分析】【分析】

(1)区分晶体与非晶体最可靠的方法是X-射线衍射实验；结合构造原理及原子核外电子排布规律分析判断；

(2)①C原子形成共价单键为sp3杂化，形成共价双键为sp2杂化；加成判断；

②共价单键都是键，共价双键一个是键；一个是π键；

③根据物质相似相溶原理分析判断；

(3)元素非金属性越强；其电负性就越大；元素的第一电离能随元素非金属性的增强而增大，第IIA；VA元素的元素大于相邻同一周期元素的第一电离能；

(4)不同类型晶体熔沸点规律是：原子晶体>离子晶体>分子晶体；根据晶胞参数及晶体密度；可计算晶胞质量，然后结合其相对分子质量计算含有的分子数目。

【详解】

(1)区分晶体与非晶体最可靠的方法是X-射线衍射实验；金刚石是原子晶体，无定形碳是非晶体，所以区分金刚石和无定形碳最可靠的科学方法为X-射线衍射实验；

C原子核外有6个电子，核外电子排布式为1s22s22p2；由于一个轨道最多可容纳2个自旋方向相反的电子，2p轨道有3个，这2个电子总是尽可能占据不同轨道，而且自旋方向相同，这样能量最低，所以基态C原子有2个成单电子；

(2)①根据咖啡因分子结构示意图可知：分子中C原子有饱和C原子和形成羰基的C原子两种类型，饱和C采用sp3杂化，形成羰基的C原子采用sp2杂化；

②咖啡因分子式是C8H10N4O2，在一个咖啡因分子中含有的键数目是25个，则在1mol咖啡因中所含键数目为25NA；

③咖啡因分子中无亲水基，因此在水中不容易溶解；而在中同时含有亲水基和亲油基，含有亲水基-OH和-COONa增大了物质的水溶性，含有的亲油基(即憎水基)又能够很好溶解咖啡因，故加入适量能增大咖啡因在水中的溶解度；

④CH3+中价电子数为3，采用sp2杂化；其空间构型为平面三角形；

(3)元素H；C、O、S的非金属性强弱顺序为：O＞S＞C＞H；元素的非金属性越强，其电负性越大，所以这四种元素的电负性由大到小的顺序为：O＞S＞C＞H；

在N；O、S三种元素中；原子半径越大，原子越容易失去电子，元素的电离能就越小。S元素原子半径最大，其第一电离能最小。对于同一周期的N、O两种元素来说，由于N原子最外层电子排布为半充满的稳定状态，失去电子比O难，因此第一电离能比O大，所以N、O、S三种元素的第一电离能由大到小的顺序N＞O＞S；

(4)干冰属于分子晶体；分子之间以微弱的范德华力结合，因此物质的熔沸点低，易气化，气化吸收大量热，使周围环境温度降低，水蒸气凝结为液体而降落，故可用于人工降雨；而金刚石属于原子晶体，C原子间以强烈的共价键结合，断裂消耗较高能量，所以其熔沸点比干冰高；

若干冰的密度为1.56g/cm3，立方晶胞参数为0.57nm，则根据m=ρ·V可得晶胞质量m(CO2)=ρ·V=1.56g/cm3×(0.57×10-7cm)3=2.89×10-22g，由于CO2摩尔质量为44g/mol，则每个晶胞实际占用CO2的数目为N(CO2)==4。

【点睛】

本题考查了物质结构。包括晶体的判断和不同晶体性质比较、原子杂化、元素的电负性与电离能的比较和晶胞计算等知识，较全面的考查了物质结构知识。掌握物质结构知识，了解原子核外电子排布及遵循规律是分析、判断物质性质的前提。【解析】①.X-射线衍射实验②.2③.sp3杂化、sp2杂化④.25NA⑤.物质中含有亲水基-OH、-COONa，增大了物质的水溶性，同时含有亲油基，增大了咖啡因的溶解性，因此可增大其在水中溶解度⑥.平面三角形⑦.O＞S＞C＞H⑧.N＞O＞S⑨.干冰属于分子晶体，分子间以范德华力结合；金刚石属于原子晶体，原子间以共价键结合，范德华力比共价键弱，导致干冰的熔点比金刚石低。⑩.4五、工业流程题(共1题，共4分)26、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+六、原理综合题(共2题，共6分)27、略

【分析】【分析】

(1)根据构造原理；由原子序数即可写出基态原子的电子排布式，进而可写出价电子排布式；Ti未成对电子数为2，然后根据Ti处的周期及未成对电子数确定元素；

(2)金属键强度越大；金属的硬度大，晶体的熔沸点高；

(3)①分子晶体中构成微粒分子以微弱的分子间作用力结合；晶体的熔沸点低，硬度小；

②计算B原子孤电子对数；价层电子对确定空间构型与B原子杂化方式；

(4)在晶体[TiCl(H2O)5Cl2·H2O]中涉及的元素有Ti、Cl、H、O四种元素，元素的非金属性越强，电负性越大；配离子[TiCl(H2O)5]2+中含有共价键、配位键，配位体是Cl-、H2O，外界微粒是2个Cl-、1个H2O；

(5)根据A；B、C的原子坐标；坐标系原点选取为A，根据立体几何知识分析D的原子坐标并计算钛氧键键长d。

【详解】

(1)钛为22号元素，基态电子排布式为：[Ar]3d24s2，则基态钛原子的价电子排布式为3d24s2；与钛同周期元素中；基态原子的未成对电子数与钛相同的有Ni，Ge，Se，