2025年浙教版选修3化学上册阶段测试试卷含答案

…………○…………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年浙教版选修3化学上册阶段测试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5题，共10分)1、X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的常见元素。其相关信息如下表：。元素相关信息XX的基态原子L层电子数是K层的2倍YY的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn+2ZZ存在质量数为23，中子数为12的核素WW有多种化合价，其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色

下列说法不正确的是（）A.W是Fe元素B.X的电负性比Y的大C.Z2Y2中阴离子和阳离子个数比为1：2D.XY2是一种直线形分子2、部分短周期元素常见化合价与原子序数的关系如图所示，下列说法正确的是（）

A.还原性：R->W2-B.R的气态氢化物溶于水时，共价键断裂C.X的氢化物形成的晶体中存在的最强作用力是氢键D.Y和O形成的化合物Y2O2中阴离子和阳离子的比为1:13、下图中每条折线表示ⅣA~ⅦA族中的某族元素的简单氢化物的沸点变化情况。每个小黑点代表一种氢化物；其中a点代表的是。

A.B.C.D.4、下列有关物质结构与粒子间的作用方式的叙述中，正确的是A.化学键只存在于分子内，分子间作用力只存在于分子间B.分子晶体在熔化时，共价键没有被破坏C.在晶体里有阳离子存在时，一定有阴离子存在D.物质在溶于水的过程中，化学键一定会被破坏或改变5、氧化锂（Li2O）是离子晶体；其晶格能可以通过图所示循环进行计算。下列说法错误的是。

A.O＝O键键能为ΔH3B.Li原子的第一电离能为0.5ΔH2C.Li2O的晶格能为ΔH6取正值D.ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH6＝ΔH5评卷人得分二、填空题(共7题，共14分)6、根据题给要求填空。

(1)某元素的基态原子最外层电子排布式为3s23p2，它的次外层上电子云形状有________种，原子中所有电子占有________个轨道，核外共有________种运动状态不同的电子。

(2)E原子核外占有9个轨道，且具有1个未成对电子，E离子结构示意图是_______。

(3)F、G都是短周期元素，F2－与G3＋的电子层结构相同，则G元素的原子序数是________，F2－的电子排布式是______。

(4)M能层上有________个能级，有________个轨道，作为内层最多可容纳________个电子，作为最外层时，最多可含有________个未成对电子。7、根据元素周期表和周期律相关知识；回答下列问题：

（1）C、N、O三种元素中电负性最大的是_______，第一电离能最大的是_______；

（2）①O2-，②Al3+，③Cl-，④Ca2+的半径由大到小排列为：________________（用序号表示）；

（3）元素非金属性Cl______S(填“>”或“<”)，请举例证明：____________________(可用方程式或客观事实回答)；

（4）由于Be与Al处于对角线位置，性质具有相似性，根据“对角线规则”，写出Be(OH)2与NaOH反应的化学方程式：________________________________。8、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)。9、亚铁氰化钾（K4[Fe(CN)6])双称黄血盐，是一种重要的化工原料。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）写出基态Fe3+的核外电子排布式___。

（2）K4[Fe(CN)6]中的作用力除共价键外；还有___和___。

（3）黄血盐中N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___，电负性由大到小的排序为___。10、把CoCl­2溶解于水后加氨水直到先生成的Co(OH)2沉淀又溶解后，生成[Co(NH3)6]2+。此时向溶液中通入空气，得到的产物中有一种其组成可用CoCl3·5NH3表示。把分离出的CoCl3·5NH3溶于水后立即加硝酸银溶液，则析出AgCl沉淀。经测定，每1molCoCl3·5NH3只生成2molAgCl。请写出表示此配合物结构的化学式：_________；此配合物中的Co化合价为_____________。11、硼及其化合物应用广泛。回答下列问题：

（1）基态B原子的价电子轨道表达式为____________________________，其第一电离能比Be____________（填“大”或“小”）

（2）氨硼烷（NH3BH3）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______________。

（3）常温常压下硼酸（H3BO3）晶体结构为层状；其二维平面结构如图。

①B原子的杂化方式为_____________。从氢键的角度解释硼酸在冷水中的溶解度小而加热时溶解度增大：________________________________________________________。

②路易斯酸碱理论认为，任何可接受电子对的分子或离子叫路易斯酸，任何可给出电子对的分子或离子叫路易斯碱。从结构角度分析硼酸是路易斯酸的原因是_______________________________。12、葡萄糖酸锌是一种常见的补锌药物，常用葡萄糖酸和反应制备。

(1)基态核外电子排布式为________。

(2)的空间构型为________（用文字描述）；与反应能生成不考虑空间构型，的结构可用示意图表示为________。

(3)葡萄糖酸的分子结构如图1所示，分子中碳原子的轨道杂化类型为________；推测葡萄糖酸在水中的溶解性：________（填“难溶于水”或“易溶于水”）。

(4)用可以制备一个晶胞（如图2）中，的数目为________。评卷人得分三、原理综合题(共9题，共18分)13、碳是地球上组成生命的最基本元素之一；与其他元素结合成不计其数的无机物和有机化合物，构成了丰富多彩的世界。碳及其化合物在研究和生产中有许多重要用途。回答下列问题：

(1)冠醚是由多个二元醇分子之间失水形成的环状化合物。X；Y、Z是常见的三种冠醚；其结构如图所示。它们能与碱金属离子作用，并且随着环的大小不同而与不同金属离子作用。

①Li+与X的空腔大小相近，恰好能进入到X的环内，且与氧原子的一对孤电子对作用形成稳定结构W(如图)。基态碳原子核外有___种运动状态不同的电子，其外围电子轨道表示式为___。W中Li+与孤对电子之间的作用属于___(填标号)。

A.离子键B.共价键C.氢键D.配位键E.以上都不是。

②冠醚Y能与K+形成稳定结构，但不能与Li+形成稳定结构，理由是___。

③冠醚分子中氧的杂化轨道的空间构型是___，C—O—C的键角___(填“＞”“＜”或“=”)109°28′。

(2)碳的一种同素异形体——石墨，其晶体结构及晶胞如图1、图2所示。则石墨晶胞含碳原子个数为___个。已知石墨的密度为ρg·cm-3，C—C键键长为rcm，阿伏加德罗常数的值为NA，计算石墨晶体的层间距d为___cm。

(3)碳的另一种同素异形体——金刚石，其晶胞如图3所示。已知金属钠的晶胞(体心立方堆积)沿其体对角线垂直在纸平面上的投影图如图A所示，则金刚石晶胞沿其体对角线垂直在纸平面上的投影图应该是图___(从A～D图中选填)。

14、元素周期表中第四周期的某些元素在生产；生活中有着广泛的应用。

(1)硒常用作光敏材料，基态硒原子的价电子排布图为__________；与硒同周期的p区元素中第一电离能大于硒的元素有__________种；SeO3的空间构型是_______________。

(2)科学家在研究金属矿物质组分的过程中，发现了Cu—Ni—Fe等多种金属互化物。确定某种金属互化物是晶体还是非晶体的方法是_____________________________________。

(3)镍能与类卤素(SCN)2反应生成Ni(SCN)2。(SCN)2分子中硫原子的杂化方式是__________________，σ键和π键数目之比为_____________。

(4)Co(NH3)5Cl3是钴的一种配合物，向100mL0.2mol·L-1该配合物的溶液中加入足量AgNO3溶液，生成5.74g白色沉淀，则该配合物的化学式为_____________，中心离子的配位数为________________。

(5)已知：r(Fe2+)为61pm，r(Co2+)为65pm。在隔绝空气条件下分别加热FeCO3和CoCO3，实验测得FeCO3的分解温度低于CoCO3，原因是__________________________________。

(6)某离子型铁的氧化物晶胞如下图所示，它由X、Y组成，则该氧化物的化学式为________________________。已知该晶体的密度为dg·cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则该品体的晶胞参数a=_______pm(用含d和NA的代数式表示)。

15、钛被称为继铁；铝之后的第三金属；请回答下列问题：

(1)金红石(TiO2)是钛的主要矿物之一，基态Ti原子价层电子的排布图为_________，基态O原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为__________形。

(2)以TiO2为原料可制得TiCl4，TiCl4的熔、沸点分别为205K、409K，均高于结构与其相似的CCl4，主要原因是__________________。

(3)TiCl4可溶于浓盐酸得H2[TiCl6]，向溶液中加入NH4Cl浓溶液可析出黄色的(NH4)2[TiCl6]晶体。该晶体中微观粒子之间的作用力有________。

A．离子键B．共价键C．分子间作用力D．氢键E．范德华力

(4)TiCl4可与CH3CH2OH、HCHO、CH3OCH3等有机小分子形成加合物。上述三种小分子中C原子的VSEPR模型不同于其他分子的是_____，该分子中C的轨道杂化类型为________。

(5)TiO2与BaCO3一起熔融可制得钛酸钡。

①BaCO3中阴离子的立体构型为________。

②经X射线分析鉴定，钛酸钡的晶胞结构如下图所示（Ti4+、Ba2+均与O2－相接触），则钛酸钡的化学式为_________。已知晶胞边长为apm，O2－的半径为bpm，则Ti4+、Ba2+的半径分别为____________pm、___________pm。

16、铁及其化合物在生产；生活中有广泛应用。

(1)铁原子核外有__________种运动状态不同的电子，Fe3+基态核外电子排布式为_______________。

(2)实验室常用K3[Fe(CN)6]检验Fe2+，[Fe(CN)6]3－中三种元素电负性由大到小的顺序为________(用元素符号表示)，CN－中σ键与π键的数目比n(σ)∶n(π)=__________；HCN中C原子轨道的杂化类型为__________。HCN的沸点为25.7℃，既远大于N2的沸点(-195.8℃)也大于HCl的沸点(-85℃)的原因是__________。

(3)FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子(Fe2Cl6)存在；该双聚分子的结构式为________，其中Fe的配位数为_____________。

(4)铁氮化合物(Fe4N)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景，其晶胞如上图所示。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图中b位置Fe原子的坐标为(0，)、(0，)和(0)，则a位置Fe原子和N原子的坐标分别为__________、__________。N与Fe原子之间最短距离apm。设阿伏加德罗常数的值为NA，则该铁氮化合物的密度是__________g·cm-3(列出计算表达式)。17、第四周期的元素，如：钛(22Ti)、铁(26Fe)；砷、硒、锌等及其相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：

(1)基态Ti原子中，最高能层电子的电子云轮廓形状为___________，与Ti同周期的所有过渡元素的基态原子中，最外层电子数与钛不同的元素有______种。

(2)琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物，临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成Fe3+，从结构角度来看，Fe2+易被氧化成Fe3+的原因是______________。

(3)SCN-离子可用于Fe3+的检验；其对应的酸有两种，分别为硫氰酸(H-S-C≡N)和异硫氰酸(H-N=C=S)。

①写出与SCN-互为等电子体的一种微粒_________________(分子或离子)；

②硫氰酸分子中π键和σ键的个数之比为___________；

③异硫氰酸的沸点比硫氰酸沸点高的原因是________________________。

(4)成语“信口雌黄”中的雌黄分子式为As2S3，分子结构如图，As原子的杂化方式为____________，雌黄和SnCl2在盐酸中反应转化为雌黄（As4S4）和SnCl4并放出H2S气体，写出该反应方程式__________________________。SnCl4分子的空间构型为______________。

(5)高子化合物CaC2的一种晶体结构如图所示。该物质的电子式___________。一个晶胞含有的π键平均有___________个。

(6)硒化锌的晶胞结构如图所示，图中X和Y点所堆积的原子均为___________(填元素符号)；该晶胞中硒原子所处空隙类型为___________(填“立方体”、“正四面体”或正八面体”)，该种空隙的填充率为___________；若该晶胞密度为pg•cm-3，硒化锌的摩尔质量为Mg•mol-1。用NA代表阿伏加德罗常数的数值，则晶胞参数a为___________nm。

18、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。回答下列问题：

（1）元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为_______，其沸点比NH3的_______（填“高”或“低”），其判断理由是_________________________。

（2）Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3+的价层电子排布式为______________________。

（3）比较离子半径：F−__________O2−（填“大于”等于”或“小于”）。

（4）一种四方结构的超导化合物的晶胞结构如图1所示；晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。

图中F−和O2−共同占据晶胞的上下底面位置，若两者的比例依次用x和1−x代表，则该化合物的化学式表示为____________，通过测定密度ρ和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：ρ=________g·cm−3。

以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图1中原子1的坐标为()，则原子2和3的坐标分别为__________、__________。19、钴的化合物在工业生产；生命科技等行业有重要应用。

（1）Co2+的核外电子排布式为_______，Co的第四电离能比Fe的第四电离能要小得多，原因是__________________________。

（2）Co2+、Co3+都能与CN一形成配位数为6的配离子。CN一中碳原子的杂化方式为____________；HCN分子中含有键的数目为__________________。

（3）用KCN处理含Co2+的盐溶液，有红色的Co(CN)2析出，将它溶于过量的KCN溶液后，可生成紫色的[Co(CN)6]4-,该配离子是一种相当强的还原剂，在加热时能与水反应生成[Co(CN)6]3-,写出该反应的离子方程式：_______________。

（4）金属钴的堆积方式为六方最密堆积，其配位数是_____。有学者从钴晶体中取出非常规的“六棱柱”晶胞，结构如图所示，该晶胞中原子个数为_____，该晶胞的边长为anm，高为cnm，该晶体的密度为___g•cm-3(NA表示阿伏加德罗常数的值，列出代数式）

20、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。回答下列问题：

(1)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为____，其氢化物沸点比NH3的__________(填“高”或“低”)，其判断理由是________________。

(2)Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3+价层电子排布式为____________。

(3)一种四方结构的超导化合物的晶胞如图1所示。晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。图中F-和O2-共同占据晶胞的上下底面位置，若两者的比例依次用x和1—x代表，则该化合物的化学式表示为___________；通过测定密度ρ和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：ρ=_______g•cm-3。

21、Fe、Cu、Cr都是第四周期过渡元素,回答下列问题。

（1）FeCl3是一种常用的净水剂，氯元素的原子核外有____种不同运动状态的电子；有___种不同能级的电子，基态Fe3+的电子排布式为___。

（2）实验室中可用KSCN或K4[Fe(CN)6]来检验Fe3+。FeCl3与KSCN溶液混合，可得到配位数为5的配合物的化学式是____；K4[Fe(CN)6]与Fe3+反应可得到一种蓝色沉淀KFe[Fe(CN)6]，该物质晶胞的结构如图所示(K+未画出)，则一个晶胞中的K+个数为___。

（3）Cu2+能与乙二胺(H2N-CH2-CH2-NH2)形成配离子。该配离子中含有的化学键类型有__(填字母)

a.配位键b.极性键c.离子键d.非极性键,

乙二胺中共有____个σ键，C原子的杂化方式为___。

（4）金属铜的晶胞为面心立方最密堆积，边长为361pm。又知铜的密度为9.0g·cm-3，则铜原子的直径约为____pm。

（5）Cr是周期表中第ⅥB族元素，化合价可以是0~+6的整数价态。回答下列问题。某化合物的化学式为Na3CrO8，其阴离子结构可表示为则Cr的化合价为____。CrO42-呈四面体构型,结构为Cr2O72-由两个CrO42-四面体组成，这两个CrO42-四面体通过共用一个顶角氧原子彼此连接,结构为则由n(n>1)个CrO42-通过顶角氧原子连续的链式结构的化学式为____。评卷人得分四、实验题(共1题，共2分)22、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_____________________________。评卷人得分五、工业流程题(共1题，共8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______________。评卷人得分六、结构与性质(共1题，共4分)24、氧是地壳中含量最多的元素。

(1)氧元素基态原子核外未成对电子数为____________。

(2)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为________。的沸点比高,原因是__________。

(3)甲醛(H2CO)在Ni催化作用下,加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子内C原子的杂化方式为__________,甲醇分子内的O—C—H键角____________(填“大于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。参考答案一、选择题(共5题，共10分)1、B【分析】【分析】

X的基态原子L层电子数是K层的2倍，X是C；Y的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn+2，n=2即2s22p4；为O；Z存在质量数为23，中子数为12的核素，质子数为11，为Na；W有多种化合价，其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，为Fe。

【详解】

A．从分析可知；W是铁元素，A正确；

B．X为C；Y为O，C的电负性小于O，B错误；

C．Z2Y2为Na2O2，阴离子为O22-，阳离子为Na+；阴离子和阳离子个数比为1：2，C正确；

D．XY2为CO2；是直线形分子，D正确；

故选B。2、B【分析】【分析】

由表中化合价可知；X的化合价为﹣2价，没有正化合价，则X为O元素；Y的化合价为+1价，处于ⅠA族，原子序数大于O元素，则Y为Na元素；Z为+3价，为Al元素；W的化合价为+6；﹣2价，则W为S元素；R的最高正价为+7价，应为Cl元素，结合对应单质、化合物的性质以及题目要求解答该题。

【详解】

A．R为Cl元素，W为S元素，元素单质的氧化性越强，其最低价离子的还原性越弱，单质的氧化性：Cl2＞S，则离子的还原性：Cl-＜S2-，即R-＜W2-；故A错误；

B．R为Cl；其氢化物为HCl，氯化氢为共价化合物，其分子中不存在离子键，溶于水断裂的为共价键，故B正确；

C．已知X为O；其氢化物为水，水分之间存在氢键，氢键是分子间作用力，水分子中最强的作用力是共价键，不是分子间作用力，故C错误；

D．Y为Na元素，Na和O形成的化合物Na2O2，Na2O2为离子化合物，由2个Na+和1个O构成；在阴离子和阳离子的比为1:2，故D错误；

答案选B。3、D【分析】【分析】

除N；O、F三种元素的简单氢化物分子间存在氢键；从而使其沸点为同主族中最高或较高外，其余分子间不能形成氢键的简单氢化物，相对分子质量大范德华力越大，分子的熔、沸点越高。图中a点所在曲线简单氢化物沸点呈上升趋势，故为第ⅣA族元素。

【详解】

A．S属于第ⅥA族元素，其简单氢化物沸点小于故A错误；

B．Cl属于第ⅦA族元素，其简单氢化物沸点小于故B错误；

C．P属于第VA族元素，其简单氢化物沸点小于故C错误；

D．Si属于第ⅣA族元素；该族元素的简单氢化物分子间不能形成氢键，故同族元素从上到下，简单氢化物沸点升高，故D正确；

故选D。4、B【分析】【分析】

【详解】

A．化学键不仅存在于分子内的原子间；还存在于原子晶体内的原子间；离子晶体内的离子间，分子间作用力只存在于分子间，A错误；

B．分子晶体熔化时；破坏分子间作用力，属于物理变化，不破坏化学键，B正确；

C．金属晶体构成微粒为阳离子和电子；不存在阴离子，C错误；

D．有些非电解质溶于水没有发生电离；化学键不会被破坏或改变，破坏了分子间作用力，D错误。

答案选B。5、A【分析】【详解】

A.由转化图示可知，O＝O键键能为2ΔH3；故A错误；

B.第一电离能是气体基态原子失去1个电子变为气体+1价阳离子所吸收的能量，因此Li原子的第一电离能为0.5ΔH2；故B正确；

C.晶格能是指处于气态的离子结合生成1mol固态离子晶体时释放的能量，通常用正值来表示，因此Li2O的晶格能为ΔH6取正值；故C正确；

D.根据盖斯定律得到ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH6＝ΔH5；故D正确。

综上所述；答案为A。

【点睛】

第一电离能是气体基态原子失去1个电子变为气体+1价阳离子所吸收的能量；晶格能是指处于气态的离子结合生成1mol固态离子晶体时释放的能量，通常用正值来表示。二、填空题(共7题，共14分)6、略

【分析】【详解】

(1)某元素的基态原子最外层电子排布为3s23p2，该元素为Si，核外电子排布式为1s22s22p63s23p2；次外层能级为2s；2p，有s、p两种不同的轨道，电子云形状有2种。原子中所有电子占有8个轨道，分别为1s、2s、3s共3个轨道，3个2p轨道，2个3p轨道；原子核外有14个电子，每个电子的运动状态都不一样，因此有14种不同的运动状态；

(2)E原子核外占有9个轨道，且具有1个未成对电子，则其核外电子排布图为从图可知，该原子为Cl原子，得到1个电子，形成Cl－，其结构示意图为

(3)F、G都是短周期元素，F2－与G3＋的电子层结构相同，F为短周期元素，能够形成离子F2－，只能是O2－或S2－，但是G也是短周期元素，G3＋的电子层结构与F2－相同，如果F是S元素，则G不是短周期元素，因此F为O，G为Al；G为Al，其原子序数为13；F2－是O2－，其电子排布式1s22s22p6；

(4)M能层上3个能级，分别为3s、3p、3d；3s有1个轨道，3p有3个轨道，3d有5个轨道，共9个轨道；每个轨道可以容纳2个电子，作为内层最多可容纳9×2=18个电子；作为最外层时，只有3s、3p能级上填充电子，未成对电子最多，则3个3p轨道上均只有1个电子，最多可含有3个未成对电子。【解析】①.2②.8③.14④.⑤.13⑥.1s22s22p6⑦.3⑧.9⑨.18⑩.37、略

【分析】【详解】

（1）同一周期从左向右电负性增强，即O的电负性是三种元素中最强的，同周期从从左向右第一电离能呈增大趋势，但IIA>IIA，VA>VIA，因此第一电离能最大的是N；（2）Cl－、Ca2＋核外有三个电子层，O2－、Al3＋核外有2个电子层，电子层数相同，半径随着原子序数的增大而减小，半径大小顺序是Cl－>Ca2＋>O2－>Al3＋，即③④①②；（3）同周期从左向右非金属性增强，即Cl的非金属性强于S，可以用置换反应进行判断，即Cl2＋H2S=2HCl＋S，也可以用最高价氧化物对应水化物的酸性进行比较，HClO4酸性强于H2SO4；（4）氢氧化铝表现两性，即Be(OH)2与NaOH反应的化学方程式为Be(OH)2＋2NaOH=Na2BeO2＋2H2O。【解析】ON③④①②>Cl2+H2S=S+2HCl或HClO4酸性比H2SO4强Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O8、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.Cs9、略

【分析】【详解】

(1)Fe原子核外有26个电子，失去外围3个电子形成Fe3+，所以基态Fe3+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5；

(2)K4[Fe(CN)6]是离子化合物，存在离子键，其中Fe(CN)64-含有共价键和配位键；即化学键为离子键；配位键和共价键；

(3)CN-中N的价层电子对数=1+=2；所以N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；同一周期元素电负性随着原子序数增大而增大，所以C、N、O的电负性大小顺序为O＞N＞C。

【点睛】

同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势，但第ⅡA族元素（最外层全满）大于第ⅢA族元素，第ⅤA族（最外层半满）的第一电离能大于第ⅥA族元素。【解析】1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5配位键离子键spN>O>CO>N>C10、略

【分析】【分析】

1molCoCl3•5NH3只生成2molAgCl，说明一个CoCl3•5NH3的外界有两个Cl-，一个Cl-为配体，Co3+的配位数为6，除了一个Cl-为配体，所以5个NH3为配体；据此确定其化学式。

【详解】

根据化合物中各元素的正负化合价的代数和为0，氯离子的化合价为-1价，NH3不带电荷，所以Co元素化合价为+3价，1molCoCl3•5NH3只生成2molAgCl，说明一个CoCl3•5NH3的外界有两个Cl-，一个Cl-为配体，Co3+的配位数为6，除了一个Cl-为配体，5个NH3为配体，所以其化学式为[Co(NH3)5Cl]Cl2。【解析】[Co(NH3)5C1]C12+311、略

【分析】试题分析：本题考查价电子轨道表示式的书写；第一电离能的比较，配位键，杂化方式的判断，氢键的应用。

（1）B的原子序数为5，B原子核外有5个电子，基态B原子核外电子排布式为1s22s22p1，价电子排布式为2s22p1，价电子轨道表示式为Be的价电子排布式为2s2；较稳定，B的第一电离能比Be小。

（2）氨硼烷的结构式为B原子具有空轨道，N原子有孤电子对，N提供孤电子对与B共用，提供孤电子对的成键原子是N。

（3）①根据结构，每个B原子形成3个硼氧σ键且B上没有孤电子对，B原子的杂化方式为sp2杂化。根据结构，常温常压下H3BO3分子间通过氢键缔合，由于氢键具有饱和性，H3BO3分子难与H2O分子间形成氢键；加热时部分H3BO3分子间氢键被破坏，H3BO3分子与水分子间形成氢键；所以硼酸在冷水中的溶解度小而加热时溶解度增大。

②H3BO3分子中B原子有一个2p空轨道，能接受电子对，根据路易斯酸碱理论，硼酸是路易斯酸。【解析】小Nsp2硼酸分子间通过氢键缔合，加热时，部分氢键被破坏硼酸分子中B原子有一个2p空轨道12、略

【分析】【分析】

（1）Zn原子序数为30，Zn2+失去了2个电子，基态核外电子排布式为

（2）根据价电子理论；可推出空间构型。

（3）根据有机物空间结构；推断碳原子轨道杂化类型。

（4）根据晶胞的结构，结合立体几何知识可看出Zn2+离子数量。

【详解】

(1)根据电子排布结构，基态核外电子排布式为或

(2)中心S原子价层电子对数故为正四面体，配合物中，铜原子提供空轨道，中氧原子提供孤电子对，与4个形成配位键，配位键由提供孤电子对的原子指向提供空轨道的原子，所以其表示方法为

(3)羧基中碳原子是其余碳原子是葡萄糖酸中含有5个羟基和1个羧基；都是亲水基团，故易溶于水。

(4)由图2可知，Y为锌离子，一个晶胞中，的数目为4。【解析】或正四面体易溶于水4三、原理综合题(共9题，共18分)13、略

【分析】【详解】

(1)①碳原子为6号元素，原子核外有6个电子，每个电子的运动状态各不相同，所以有6种运动状态不同的电子，核外电子排布为1s22s22p2，外围电子排布式为2s22p2，所以外围电子轨道表示式为W中Li+提供空轨道；O原子提供孤对电子，形成配位键，所以选D；

②Li+半径比Y的空腔小很多；不易与空腔内氧原子的孤电子对形成稳定结构；

③冠醚分子中O原子形成2个σ键，根据氧原子的最外层电子数可知O原子价层还有2对孤电子对，所以O原子的价层电子对数为4，为sp3杂化；杂化轨道的空间构型是四面体形；由于孤电子对成键电子的排斥作用较大，所以C—O—C的键角＜109°28′；

(2)根据均摊法，石墨晶胞中碳原子分别位于顶点(8个)、棱心(4个)、面心(2个)、内部(1个)，所以个数为=4；晶胞的质量为g，晶胞的底面图为则有=r×sin60°，可得a=则底面菱形的高为=r，所以底面积为×r，晶胞的高为2d，所以晶胞的体积为V=×r×2d=3r2dcm3，晶胞的密度解得d=cm；

(3)体对角线上的原子投影重合；投影在在正六边形中心，另外6个顶点原子投影形成正六边形，面心上6个C原子投影也形成小的正六边形，位于内部的4个C原子的投影，或与六边形中心重合，或与面心C原子的投影重叠，所以D选项符合。

【点睛】

晶胞的相关计算为本题难点，要注意石墨晶胞的底面不是正方形，而是菱形，然后根据几何关系计算出底面积。【解析】6DLi+半径比Y的空腔小很多，不易与空腔内氧原子的孤电子对形成稳定结构四面体<4D14、略

【分析】【分析】

(1)硒为34号元素，有6个价电子，据此书写价层电子排布图；同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第ⅤA族元素第一电离能大于相邻元素；气态SeO3分子Se原子孤电子对数==0；价层电子对数=3+0=3，为平面三角形；

(2)确定晶体；非晶体的方法是X射线衍射。

(3)根据(SCN）2分子中分子结构式为N≡C-S-S-C≡N分析；

(4)配合物中配位离子Cl-不与Ag+反应，据此计算出外界离子Cl-离子的数目；据此分析解答；

(5)根据产物FeO的晶格能和CoO的晶格能比较进行分析；

(6)根据均摊法确定微粒个数，即可确定化学式；晶胞参数a=×1010cm。

【详解】

(1)硒为34号元素，有6个价电子，价电子排布图为同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第ⅤA族元素第一电离能大于相邻元素，因此同一周期p区元素第一电离能大于硒的元素有3种，分别为As、Br、Kr；气态SeO3分子Se原子孤电子对数==0；价层电子对数=3+0=3，为平面三角形；

答案：3平面三角形。

(2)确定某种金属互化物是晶体还是非晶体的方法是是X射线衍射。

答案：X射线衍射。

(3)（SCN）2分子中分子结构式为N≡C-S-S-C≡N，每个S原子价层电子对个数是4且含有两个孤电子对，根据价层电子对互斥理论知硫原子的杂化方式为sp3；该分子中σ键和π键数目之比为5:4；

答案：sp3杂化5:4

(4)配合物的物质的量为0.2mol/L×100×10-3L=0.02mol，氯化银的物质的量为配合物中配位离子Cl-不与Ag+反应，1mol该配合物生成2molAgCl沉淀，所以1mol该配合物中含2mol外界离子Cl-，即配离子中含有2个Cl-，该配合物的化学式可写为：[Co（NH3）5Cl]Cl2；中心离子配位数6；

答案：［Co（NH3）5Cl］Cl26

（5）因为Fe2+的半径小于Co2+，所以FeO的晶格能大于CoO，生成物FeO比CoO稳定，所以FeCO3的分解温度低于CoCO3；

答案：Fe2+的半径小于Co2+，FeO的晶格能大于CoO，FeCO3比CoCO3易分解。

（6）根据图示可知晶胞中含4个X、4个Y，每个X中含Fe3+：4×1/8+1=3/2，O2-：4；每个Y中含Fe3+：4×1/8=1/2，Fe2+：4O：4则晶胞中共有Fe3+：4×（3/2+1/2）=8，Fe2+：4×4=16O2-：（4+4）×4=32，晶胞中铁与氧个数比为（8+16）：32=3:4，氧化物的化学式为Fe3O4；晶胞参数a==×1010pm=×1010pm

答案：×1010【解析】3平面三角形X射线衍射sp3杂化5:4［Co（NH3）5Cl］Cl26Fe2+的半径小于Co2+，FeO的晶格能大于CoO，FeCO3比CoCO3易分解Fe3O4×101015、略

【分析】【分析】

(1)根据元素核外电子排布规律书写电子排布式；根据电子排布式判断最高能级及电子云轮廓；

(2)分子晶体的熔沸点与分子间作用力有关；根据相对分子质量分析判断；

(3)结合晶体转化反应过程，和物质类别判断分析化学键的种类；

(4)根据有机物中碳原子的成键方式；判断空间构型，进而判断碳原子杂化方式；

(5)①应用杂化轨道理论计算中心原子的价电子对数确定杂化方式分析确定立体构型；

②结合晶胞图示计算晶胞中各原子的个数书写其分子式；再结合晶胞微粒的相互位置关系计算微粒的半径。

【详解】

(1)Ti为38号元素，基态钛原子核外电子排布式为：[Ar]3d24s2，则价层电子排布图为基态O原子核外电子排布式为1s22s22p4；最高能级为p，其电子云轮廓为哑铃型；

(2)TiCl4的熔、沸点分别为205K、409K，与CCl4结构相似，都属于分子晶体，分子晶体的熔沸点与分子间作用力有关，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高，TiCl4的相对分子质量大于CCl4；分子间作用力更大；

(3)根据转化过程TiCl4可溶于浓盐酸得H2[TiCl6]，可看做形成一种酸，所有的酸都属于共价化合物，向溶液中加入NH4Cl浓溶液可析出黄色的(NH4)2[TiCl6]晶体，可看做酸跟盐反应生成(NH4)2[TiCl6]，产物中含有铵根离子，根据以上分析，(NH4)2[TiCl6]晶体中含有共价键和离子键；故答案选AB；

(4)CH3CH2OH和CH3OCH3中的碳原子都是以单键形式成键，结构与甲烷相似，都是四面体结构，HCHO的碳原子含有碳氧双键，分子中所有在同一平面，为平面三角形，根据构型可知，三个分子中C原子的VSEPR模型不同于其他分子的是HCHO，根据构型可得，该分子中C的轨道杂化类型为sp2杂化；

(5)①BaCO3中阴离子为CO32-，中心原子为碳原子，其价层电子对数=3+=3，碳原子为sp2杂化；该阴离子由4个原子构成，则立体构型为平面三角形；

②根据晶胞图示，Ti位于晶胞的顶点，Ti的数目=8×=1，Ba原子位于晶胞的内部，数目为1，分析计算分子式和粒子半径；O原子位于晶胞的棱上，其数目=12×=3，则则钛酸钡的化学式为BaTiO3；已知晶胞边长为apm，O2－的半径为bpm，根据图示，晶胞边长=2r(Ti4+)+2r(O2-)=apm，则r(Ti4+)=pm；晶胞面对角线的长度=2r(O2-)+2r(Ba2+)=apm，r(Ba2+)=pm。

【点睛】

结合晶胞图示计算晶胞中各原子的个数书写其分子式，再结合晶胞微粒的相互位置关系计算微粒的半径，题中明确指出Ti4+、Ba2+均与O2－相接触，但未指明Ti4+、Ba2+紧密结合，体对角线的长度=2r(Ti4+)+2r(Ba2+)=a是易错点。【解析】哑铃型TiCl4的相对分子质量大于CCl4，分子间作用力更大ABHCHOsp2平面三角形BaTiO316、略

【分析】【分析】

(1)原子核外有多少电子,就存在多少不同运动状态的电子;根据Fe原子失去最外层2个电子再失去次外层1个电子就得到Fe3+,根据构造原理书写其核外电子排布式;

(2)非金属元素的电负性大于金属元素,元素的非金属性越强,其电负性就越大;共价三键中含有1个σ键与2个π键;根据HCN中C原子形成的价层电子对数目判断C原子杂化轨道类型;根据分子的极性及分子间氢键的存在与否和分子间作用力大小判断物质熔沸点的高低;

(3)根据Fe原子具有空轨道而Cl原子具有孤电子对,可形成配位键分析;

(4)根据原子的相对位置及已知点的坐标,可确定坐标原点,从而可确定a位置Fe原子和N原子的坐标,利用均摊法计算一个晶胞中含有的各种元素的原子个数利用ρ=计算其密度。

【详解】

(1)Fe是26号元素,由于在一个原子中不存在运动状态完全相同的电子,所以Fe原子核外有26种运动状态不同的电子。根据构造原理,可得基态Fe原子核外电子排布式1s22s22p63s23p63d64s2,Fe原子失去最外层2个4s电子后再失去次外层3d上的1个电子就得到Fe3+,则基态Fe3+核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或简写为[Ar]3d5;

(2)在[Fe(CN)6]3-中存在Fe、C、N三种元素,由于元素的非金属性越强,其电负性越大,非金属元素的电负性大于金属元素,故这三种元素的电负性由大到小的顺序是N>C>Fe;CN-中C、N原子形成三个共价键,其中含有1个σ键和2个π键,故CN-中σ键与π键的数目比n(σ)∶n(π)=1:2;在HCN中C原子的价层电子对数为2,且C原子上没有孤对电子,所以C原子杂化类型为sp杂化;HCN为极性分子,分子间作用力大于非极性分子的分子间作用力,且HCN分子间还存在氢键,也使分子之间的作用力增强,而N2为非极性分子,分子间作用力比极性分子的分子间作用力较小;HCl是极性分子,但分子间只有分子间作用力而无氢键,其分子间作用力比N2的大,故HCN、N2、HCl三种物质的熔沸点由高到低的顺序为:HCN>HCl>N2;

(3)FeCl3中的化学键具有明显的共价性,说明Fe、Cl原子间化学键为共价键,而其蒸汽状态下以双聚分子(Fe2Cl6)存在,这是由于Fe原子具有空轨道而Cl原子具有孤电子对,Fe与Cl原子之间又形成了配位键,Fe2Cl6的结构式为:由于配位键也属于共价键,可知Fe原子的配位数是4;

(4)根据b位置Fe原子的坐标可知是以立方体的8个顶点为坐标原点,则处于a物质的Fe原子恰好处于晶胞的顶点上,故其坐标为(0,0,0);N原子处于晶胞的几何中心,所以其位置用坐标表示为();在该晶胞中含有Fe原子的数目为8×+6×=4,含有N原子数目为1,则在一个晶胞中含有4个Fe原子和1个N原子,由于N与Fe原子之间最短距离apm,N与面心上的Fe原子距离最近,可知晶胞边长为2apm,所以该晶胞的密度ρ=g/cm3=×1030g/cm3。

【点睛】

本题考查了原子核外电子排布、元素电负性及物质熔沸点比较、化学键类型的判断与数目的计算和晶胞的有关计算。掌握原子核外电子排布规律及形成化学键的特点,学会根据均摊方法分析计算,题目考查了学生对物质结构知识的掌握与应用和观察与分析应用和计算能力。【解析】26[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5N>C>Fe1:2sp杂化HCN为极性分子且分子间存在氢键,而N2为非极性分子,HCl分子间无氢键4(0,0,0)()×103017、略

【分析】【详解】

(1)基态Ti原子的价层电子排布式为：3d24s2，最高能层为第四能层，s电子云轮廓形状为球形；与Ti同周期的所有过渡元素的基态原子中，最外层电子数与钛不同的元素有Cr3d54s1，Cu3d104s1；共两种；

（2）从结构角度来看，Fe2+的价电子排布式是：3d6，再失一个电子就是3d5半充满稳定结构，故易被氧化成Fe3+；

(3)①与SCN-互为等电子体的一种微粒是：N2O(或CO2、CS2、OCN-)；

②硫氰酸(H-S-C≡N)中π键和σ键的个数之比为2∶3；

③异硫氰酸分子间可以形成氢键；故其沸点比硫氰酸沸点高；

(4)雌黄分子式为As2S3，As有四对价层电子对，As原子的杂化方式为sp3杂化；

雌黄和SnCl2在盐酸中反应转化为雌黄（As4S4）和SnCl4并放出H2S气体，故其反应方程式为：2As2S3+2SnCl2+4HCl=As4S4+2SnCl4+2H4S↑；SnCl4分子的空间构型为正四面体；

(5)CaC2为离子化合物，电子式为：一个晶胞含有4个Ca2+，4个C22-,一个C22-中有两个π键；一个晶胞含有的π键平均有8个；

(6)硒化锌的晶胞结构中X和Y点所堆积的原子均为Zn，该晶胞中四个硒原子所处晶胞体对角线四分之一处，空隙类型为正四面体，但只占据了其中4个位置，故该种空隙的填充率为50%；若该晶胞密度为pg•cm-3，硒化锌的摩尔质量为Mg•mol-1。用NA代表阿伏加德罗常数的数值，则晶胞参数a为×107nm。【解析】球形2Fe3+的3d5半满状态更稳定N2O(或CO2、CS2、OCN-)2∶3异硫氰酸分子间含有氢键sp3杂化2As2S3+2SnCl2+4HCl=As4S4+2SnCl4+2H4S↑正四面体形8Zn正四面体50%×10718、略

【分析】【详解】

（1）As与N同族，则AsH3分子的立体结构类似于NH3，为三角锥形；由于NH3分子间存在氢键使沸点升高，故AsH3的沸点较NH3低；

故答案为三角锥形；低；NH3分子间存在氢键；

（2）Fe为26号元素，Fe原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，Fe原子失去1个电子使4s轨道为半充满状态，能量较低，故首先失去4s轨道电子；Sm的价电子排布式为4f66s2，失去3个电子变成Sm3+成为稳定状态，则应先失去能量较高的4s电子，所以Sm3+的价电子排布式为为4f5；

故答案为4s；4f5；

（3）F-和O2-的核外电子排布相同，核电荷数越大，则半径越小，故半径：F-2-；

故答案为<；

（4）由图1可知，每个晶胞中含Sm原子：4=2，含Fe原子：4+1=2，含As原子：4=2，含O原子：（8+2）（1-x）=2（1-x），含F原子：（8+2）x=2x，所以该化合物的化学式为SmFeAsO1-xFx；

根据该化合物的化学式为SmFeAsO1-xFx，一个晶胞的质量为一个晶胞的体积为a2c10-30cm3，则密度=g/cm3；

故答案为SmFeAsO1-xFx；

根据原子1的坐标（），可知原子2和3的坐标分别为（0），（0，0，）；

故答案为（0）；（0，0，）；【解析】三角锥形低NH3分子间存在氢键4s4f5小于SmFeAsO1−xFx19、略

【分析】【详解】

（1）钴的电子排布式为钴原子失去4个电子后可以得到的稳定结构；因此更容易失去第4个电子，表现为第四电离能较小；

（2）为直线型分子，因此其碳原子的杂化方式为杂化，而1个分子中有2个键和2个键；

（3）根据分析，反应方程式为

（4）根据分析，钴原子的配位数为12，在计算一个晶胞中的原子数时，12个顶点上的原子按算，上下表面面心的原子按算，体内的按1个算，因此一个晶胞内一共有个原子；而晶体密度为【解析】钴原子失去4个电子后可以得到的稳定结构，因此更容易失去第4个电子，表现为第四电离能较小sp212620、略

【分析】【详解】

(1)NH3的立体结构为三角锥形，元素As与N同族，则As的氢化物AsH3分子的立体结构也为三角锥形，NH3分子间能形成氢键，AsH3分子间不能形成氢键，则AsH3沸点比NH3的低，其判断理由是NH3分子间存在氢键；

(2)Fe价层电子排布式为3d64s2，成为阳离子时,易失去最外层的电子，则首先失去4s轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3+失去了三个电子，先失去最外层两个，再失去6f的一个，则Sm3+价层电子排布式为4f5；

(3)由图1可知，晶胞中Sm原子有4个在面心，Fe原子有4个在棱上和1个在体心，As原子有4个在面心，F-和O2-有8个在顶点和2个面心，根据均摊法，则含Sm原子：含Fe原子：含As原子：含F-、O2-共：O2-有2(1-x)个，F-有2x，所以该化合物的化学式表示为SmFeAsO1-xFx；根据化学式SmFeAsO1-xFx，一个晶胞的质量为一个晶胞的体积为a2c×10-30cm3，则密度

【点睛】

本题难点在第3题化学式的确定和密度的表达式，先根据均摊法得到每个晶胞中原子或离子的个数，得到化学式，再根据化学式，每个晶胞的质量等于1mol的质量除以NA，再根据密度公式求得密度。【解析】三角锥形低NH3分子间存在氢键4s4f5SmFeAsO1-xFx21、略

【分析】【详解】

(1)氯原子核外电子数为17，每个电子的运动状态均不同，故氯原子核外有17种不同运动状态的电子；氯原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，电子分布在1s、2s、2p、3s、3p这五个能级；Fe是26号元素，铁原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，铁原子失去4s能级2个电子，再失去3d能级1个电子形成Fe3+，故基态Fe3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。

(2)Fe3+与SCN-形成配位数为5的配离子为[Fe(SCN)5]2-，根据电荷守恒可知配离子与K+形成的配合物的化学式为K2[Fe(SCN)5]；题给物质晶胞的结构中，Fe3+的个数为4×=Fe2+的个数为4×=CN-的个数为12×=3，根据电荷守恒：N(K+)+N(Fe3+)×3+N(Fe2+)×2=N(CN-)，可得N(K+)=故一个晶胞中的K+个数为×8=4；

(3)Cu2+与乙二胺(H2N-CH2-CH2-NH2)之间形成配位键，H2N-CH2-CH2-NH2中碳原子之间形成非极性键，不同原子之间形成极性键，所以选abd；单键为σ键，一个乙二胺分子中含有11个σ键，碳原子均饱和没有孤电子对，形成4个σ键，所以碳原子采取sp3杂化；

(4)根据铜晶胞为面心立方最密堆积，由边长可计算出晶胞的体积V=（361pm）3≈4.70×10-23cm3，根据m=ρ×V=9.00g•cm-3×