2025年粤教版选修3化学下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年粤教版选修3化学下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7题，共14分)1、下列关于价电子构型3s23p4的描述正确的是()A.它的元素符号为OB.可以与H2化合生成液态化合物C.其电子排布图D.它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p42、类推法在化学学习过程中广泛使用，如下四项推测，其中正确的是A.CO2是熔点、沸点低的分子晶体，SiO2也是熔点、沸点低的分子晶体B.卤素单质的沸点：F22

22，氢化物的沸点：HFC.CO2中的C采用sp杂化轨道成键，CS2中的C也是采用sp杂化轨道成键D.CH4的空间结构为正四面体，键角为109°28′，P4的空间结构也为正四面体，键角为109°28′3、下列中心原子采取sp2杂化且为非极性分子的是A.CS2B.H2SC.SO2D.SO34、报道称某种合金材料有较大的储氢容量；其晶体结构的最小单元如图。则这种合金的化学式为。

A.LaNi3B.LaNi4C.LaNi5D.LaNi65、下列有关晶体的认识没有科学性错误的是A.X—射线衍射实验可以区分晶体和非晶体B.具有规则几何外形的固体一定是晶体C.非晶体具有自范性和各向异性的特点D.熔融态物质凝固后一定得到晶体6、小米公司在2020年2月13日发布了65W氮化镓充电器。氮化镓是第三代半导体材料。下列说法中正确的是A.镓的第一电离能比同周期前后两种元素的都小B.氮化镓属于分子晶体C.镓元素的简单离子半径大于原子半径D.基态镓原子的核外电子排布式为[Ar]4S24P17、下面的排序不正确的是A.晶体熔点由低到高：CF4＜CCl4＜CBr4＜CI4B.硬度由大到小：金刚石＞碳化硅＞晶体硅C.熔点由高到低：Na＞Mg＞AlD.离子键由强到弱：NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI评卷人得分二、多选题(共6题，共12分)8、硅原子的电子排布式由1s22s22p63s23p2转变为1s22s22p63s13p3，下列有关该过程的说法正确的是（）A.硅原子由基态转化为激发态，这一过程吸收能量B.硅原子由激发态转化为基态，这一过程释放能量C.硅原子处于激发态时的能量低于基态时的能量D.转化后硅原子与基态磷原子的电子层结构相同，化学性质相同9、通过反应“P4(s)＋3NaOH(aq)＋3H2O(l)=3NaH2PO2(aq)＋PH3(g)ΔH＞0”，能制得用于化学镀镍的NaH2PO2。P4的结构如图所示；则下列说法正确的是。

A.白磷中各P原子通过共价键相连接形成共价晶体B.H2O分子的立体构型为V形C.该反应能自发进行，则ΔS＜0D.反应产物PH3中磷原子的杂化方式为sp3杂化10、短周期主族元素的原子序数依次增大，的最高正价与最低负价代数和为0，形成的化合物甲的结构如图所示，在同周期中原子半径最小。下列说法正确的是（）

A.原子半径大小：B.电负性大小：C.形成的化合物为离子化合物D.化合物甲中阴离子的空间构型为三角锥形11、硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm-（含B、O、H三种元素）的球棍模型如图所示。下列说法正确的是（）

A.m=2B.在Xm-中，硼原子轨道的杂化类型相同C.1、2原子间和4、5原子间的化学键可能是配位键D.若382g硼砂晶体中含2molNa+，则硼砂的化学式为Na2B4O7•10H2O12、下列关于物质熔、沸点的比较不正确的是()A.Si、Si金刚石的熔点依次降低B.SiCl4、MgBr2、氮化硼的熔点依次升高C.F2、Cl2、Br2、I2的沸点依次升高D.AsH3、PH3、NH3的沸点依次升高13、锌与硫所形成化合物晶体的晶胞如图所示。下列判断正确的是（）

A.该晶体属于分子晶体B.该晶胞中Zn2+和S2-数目相等C.阳离子的配位数为6D.氧化锌的熔点高于硫化锌评卷人得分三、填空题(共9题，共18分)14、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：________________________________。15、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__。16、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17、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___。18、依据原子结构知识回答：

(1)基态原子的电子排布式是_______________________________；S的价层电子排布式是_________________。

(2)基态的原子有______个未成对电子，的外围电子排布图为______________。

(3)四种元素K、O、中第一电离能最小的是_____，电负性最大的是______。

(4)下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是______。

A.元素的电负性：元素的第一电离能：

C.离子半径：原子的未成对电子数：19、西瓜膨大剂别名氯吡苯脲，是经过国家批准的植物生长调节剂，实践证明长期使用对人体无害。已知其相关性质如下表所示：。分子式C12H10ClN3O结构简式外观白色结晶粉末熔点170～172℃溶解性易溶于水

（1）氯吡苯脲晶体中，氮原子的杂化方式为___。

（2）两种组成均为CoCl3·4NH3的配合物分别呈绿色和紫色。已知绿色的配合物内界结构对称，请在图a和图b中用元素符号标出氯原子的位置___、___。

20、离子液体是一种只由离子组成的液体；在低温下也能以液态稳定存在，是一种很有研究价值的溶剂。对离子液体的研究显示最常见的离子液体主要由以下的正离子和负离子组成：

回答下列问题：

（1）在周期表中的位置是______，其价电子排布式为______图1中负离子的空间构型为______。

（2）氯化铝的熔点为氮化铝的熔点高达它们都是活泼金属和非金属的化合物，熔点相差这么大的原因是______。

（3）图中正离子有令人惊奇的稳定性，它的电子在其环状结构中高度离域。该正离子中N原子的杂化方式为______，C原子的杂化方式为______。

（4）为了使正离子以单体形式存在以获得良好的溶解性能，与N原子相连的不能被H原子替换，请解释原因：______。

（5）Mg、Al三种元素的第一电离能由大到小的顺序是______。

（6）已知氮化铝的晶胞结构如图2所示。晶体中氮原子堆积方式如图3所示，这种堆积方式称为______。六棱柱底边边长为acm，高为ccm，阿伏加德罗常数的值为N，氮化铝晶体的密度为______列出计算式

21、按要求回答下列问题：

(1)C；Be、Cl、Fe等元素及其化合物有重要的应用。

①查表得知，Be的电负性是1.5，Cl的电负性是3.0，则BeCl2应为_______(填离子或共价)化合物。

(2)镍元素基态原子的价电子排布式为_______；3d能级上的未成对电子数为______。

(3)科学发现，C和Ni、Mg元素的原子形成的晶体也具有超导性，其晶胞的结构特点如图，则该化合物的化学式为______，C、Ni、Mg三种元素中，电负性最大的是______。

22、干冰、石墨、C60；氟化钙和金刚石的结构模型如下（石墨仅表示其中的一层结构）：

回答下列问题：

(1)干冰晶胞中，每个CO2分子周围有________个与之紧邻且等距的CO2分子。

(2)由金刚石晶胞可知，每个金刚石晶胞占有________个碳原子。

(3)石墨层状结构中，平均每个正六边形占有的碳原子数是________。

(4)在CaF2晶体中，Ca2＋的配位数是________，F-的配位数是________。

(5)固态时，C60属于________（填“共价”或“分子”）晶体。评卷人得分四、原理综合题(共3题，共18分)23、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)。

24、过渡元素有特殊性能常用于合金冶炼；p区元素用于农药医药；颜料和光电池等工业。

（l）量子力学把电子在原子核外的一种空间运动状态称为一个原子轨道，电子除空间运动状态外，还有一种运动状态叫作_______

（2）基态亚铜离子中电子占据的原子轨道数目为____。

（3）Cr3+可以与CN-形成配离子，其中Cr3+以d2sp3方式杂化，杂化轨道全部用来与CN-形成配位键，则Cr3+的配位数为______，1mol该配离子中含有_______molσ键。

（4）单晶硅可由二氧化硅制得，二氧化硅晶体结构如图所示，在二氧化硅晶体中，Si、O原子所连接的最小环为____元环，则每个O原子连接________个最小环。

（5）与砷同周期的p区元素中第一电离能大于砷的元素有________（填元素符号）；请根据物质结构的知识比较酸性强弱亚砷酸（H3AsO3，三元酸）____HNO3（填>，=，<）。

（6）Zn与S形成晶胞结构如图所示，晶体密度为pg/cm3，则晶胞中距离最近的Zn、S之间的核间距离是____pm。（NA表示阿伏加德罗常数，用含p、NA等的代数式表示）

25、氢；氮、氧、硫、镁、铁、铜、锌等元素及其化合物在人们的日常生活中有着广泛的用途。回答下列问题：

(1)某同学根据已学知识，推断Mg基态原子的核外电子排布为，该同学所画的电子排布图违背了____

(2)Cu位于____族____区，Cu＋价电子排布式为____。

(3)MgCO3的分解温度____BaCO3(填“>”或、“<”)

(4)Ge、As、Se元素的第一电离能由大到小的顺序为____

(5)已知H3BO3是一元酸，1molH3BO3在水中完全电离得到的阴离子中含有σ键的数目为____

(6)下列有关说法不正确的是____。

A.热稳定性：NH3>PH3，原因是NH3分子间存在氢键，而PH3分子间存在范德华力。

B.SO2与CO2的化学性质有些类似；但空间结构与杂化方式不同。

C.熔、沸点：SiF4<SiCl4<SiBr44；原因是分子中共价键键能逐渐增大。

D.熔点：CaO>KCl>KBr；原因是晶格能逐渐减小。

(7)晶体Cu的堆积方式如图所示，其中Cu原子在二维平面里放置时的配位数为_________，设Cu原子半径为a，晶体的空间利用率为______。(用含π；a；的式子表示，不必化简)

评卷人得分五、工业流程题(共1题，共8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、计算题(共3题，共12分)27、(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_______。28、金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示，这种堆积方式称为____________。六棱柱底边边长为acm，高为ccm，阿伏加德罗常数的值为NA，Zn的密度为________g·cm－3(列出计算式)。

29、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】

价电子构型3s23p4的元素是硫。

A.氧元素符号为O；它的原子核外只有2个电子层，A不合题意；

B.硫与H2化合生成硫化氢；是气态化合物，B不合题意；

C.电子排布图违反洪特规则；C不正确；

D.硫为16号元素，它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4；D正确。

故选D。2、C【分析】【详解】

A.SiO2为原子晶体；熔沸点高，故A错误；

B.HF分子之间除了范德华力还有氢键，故熔沸点最高，HI、HCl、HBr不含氢键，相对分子质量越大，分子间作用力越强，沸点越高，故氢化物沸点：HF＞HI＞HBr＞HCl；故B错误；

C.CO2中的C采用sp杂化轨道成键，CS2中的C也是采用sp杂化轨道成键；正确；

D.、P4为正四面体结构；两个P-P间的键角是60°，与甲烷中碳氢键的键角不同，故D错误；

【点睛】

涉及键角、杂化理论的应用以及熔沸点比较等问题，侧重于学生的分析能力和对基础知识的应用能力的考查，注意把握杂化理论的应用以及晶体熔点的比较方法．3、D【分析】【分析】

原子间以共价键结合；分子里电荷分布均匀，正负电荷中心重合的分子是非极性分子。分子中正负电荷中心不重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的，不对称的，这样的分子为极性分子，据此可以判断。

【详解】

A、根据价层电子对互斥理论可知，CS2分子中碳原子含有的孤对电子对数＝＝0；因此二硫化碳是直线型结构，属于非极性分子，碳原子是sp杂化，A不正确；

B、H2S分子中S原子含有的孤对电子对数＝＝2，因此H2S是V型结构，属于极性分子，S原子是sp3杂化；B不正确；

C、SO2分子中S原子含有的孤对电子对数＝＝1，因此SO2是V型结构，属于极性分子，S原子是sp2杂化；C不正确；

D、三氧化硫分子中S原子含有的孤对电子对数＝＝0，因此SO3是平面三角形结构，属于非极性分子，S原子是sp2杂化；D正确；

答案选D。4、C【分析】【详解】

根据晶胞结构图并依据均摊法可知可知，晶胞中镧（La）原子数目为12×+2×=3，镍（Ni）的原子数目为12×+6×+6=15，所以该晶体的化学式为LaNi5或Ni5La；答案选C。

【点睛】

在六棱柱中，位于顶点上的原子被6个晶胞共用，每个晶胞占该原子的位于面上的原子被两个晶胞共用，每个晶胞占该原子的侧棱上的原子被三个晶胞共用，每个晶胞占该原子的上下面的棱上的原子被4个晶胞共用，每个晶胞占该原子的晶胞内部的属于该晶胞，不与其他晶胞共用。5、A【分析】【详解】

A．晶体会对X-射线发生衍射；而非晶体不会对X-射线发生衍射，则X-射线衍射实验是区别晶体与非晶体的最科学的方法，故A正确；

B．晶体具有以下特点：有整齐规则的几何外形；有固定的熔点，有各向异性的特点，只有同时具备这三个条件的才是晶体，非晶体也可以有规则几何外形，故B错误；

C．晶体能自发的呈现多面体外形；所以晶体有自范性，单晶体具有各向异性，而多晶体和非晶体往往不具有各向异性，故C错误；

D．熔融态物质凝固后一定得到晶体；如熔融态的玻璃凝固得到的是玻璃态物质，不属于晶体，故D错误；

故选A。6、A【分析】【详解】

A．镓是31号元素；位于第四周期第ⅢA族，同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，所以稼的第一电离能小于它后面的Ge；稼前面的元素是第30号元素锌，锌的4s轨道上的电子全充满，第一电离能比稼大，所以镓的第一电离能比同周期前后两种元素的都小，故A正确；

B．氮化镓是第三代半导体材料；说明晶体结构与单晶硅相似属于原子晶体，故B错误；

C．同种元素；阳离子的半径小于原子半径，则镓元素的简单离子半径小于原子半径，故C错误；

D．镓是31号元素，位于第四周期第ⅢA族，基态镓原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p1；故D错误；

故选A。7、C【分析】【详解】

A．四种分子晶体的组成和结构相似；分子的相对分子质量越大，分子间作用力越大，则晶体的熔沸点越高，故A正确；

B．原子晶体中化学键越强；硬度越大，原子半径越小，键长越大，化学键越强，键长大小顺序是C−C＜C−Si＜Si−Si，所以硬度由大到小：金刚石＞碳化硅＞晶体硅，故B正确；

C．Na；Mg、Al原子半径依次减小；金属离子电荷逐渐增多，金属键逐渐增强，则熔点由高到低：Al＞Mg＞Na，故C错误；

D．离子晶体中，元素之间电负性差越大其离子键越强，电负性之差大小顺序是NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI，所以离子键由强到弱：NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI；故D正确；

答案选C。二、多选题(共6题，共12分)8、AB【分析】【详解】

A．由能量最低原理可知硅原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2，当变为1s22s22p63s13p3时；有1个3s电子跃迁到3p轨道上，3s轨道的能量低于3p轨道的能量，要发生跃迁，必须吸收能量，使电子能量增大，故A正确；

B．硅原子处于激发态时能量要高；处于基态能量变低，因而由激发态转化成基态，电子能量减小，需要释放能量，故B正确；

C．基态原子吸收能量变为激发态原子；所以激发态原子能量大于基态原子能量，故C错误；

D．元素的性质取决于价层电子，包括s、p轨道电子，硅原子的激化态为1s22s22p63s13p3，基态磷原子为1s22s22p63s23p3；则它们的价层电子数不同，性质不同，故D错误；

答案为AB。9、BD【分析】【详解】

A.白磷中4个P原子通过共价键相连接形成P4分子；属于分子晶体，故A错误；

B.H2O分子的立体构型为V形；故B正确；

C.该反应能自发进行则ΔH-TΔS＜0；ΔH＞0，则ΔS＞0,故C错误；

D.PH3中磷原子的杂化方式为sp3杂化；故D正确；

答案选BD。

【点睛】

该反应能自发进行则ΔH-TΔS＜0；PH3中磷原子于氢原子共用三个电子对，含有一对孤电子对，故杂化方式为sp3杂化。10、AC【分析】【分析】

短周期主族元素W；X、Y、Z的原子序数依次增大；W的最高正价与最低负价代数和为0，则W为C或Si，根据W、X、Y形成的化合物甲的结构示意图，X为O，则W为C，Y为+1价的阳离子，为Na元素；Z在同周期中原子半径最小，Z为Cl元素，据此分析解答。

【详解】

根据上述分析；W为C元素，X为O元素，Y为Na元素，Z为Cl元素。

A．同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，原子半径大小：故A正确；

B．元素的非金属性越强；电负性越大，电负性大小：X＞Z，故B错误；

C．X为O元素；Y为Na元素，为活泼的非金属和金属元素，形成的化合物为离子化合物，故C正确；

D．化合物甲中阴离子为CO32-；C原子的价层电子对数=3，没有孤对电子，空间构型为平面三角形，故D错误；

故选AC。11、AD【分析】【分析】

由图示可以看出该结构可以表示为[H4B4O9]m-，其中B为+3价，O为-2价，H为+1价，根据化合价判断m值求解Xm-的化学式；根据价层电子对互斥理论确定分子空间构型及中心原子杂化方式，价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数，σ键个数=配原子个数，孤电子对个数=（a-xb），a指中心原子价电子个数，x指配原子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数，1，3，5，6代表氧原子，2，4代表B原子，2号B形成3个键，则B原子为sp2杂化，4号B形成4个键，则B原子为sp3杂化；阴离子中含配位键，不含离子键，以此来解答。

【详解】

A．观察模型，可知Xm-是(H4B4O9)m-；依据化合价H为+1，B为+3，O为-2，可得m=2，故A正确；

B．2，4代表B原子，2号B形成3个键，则B原子为SP2杂化，4号B形成4个键，则B原子为SP3杂化，所以在Xm-中；硼原子轨道的杂化类型有不同，故B错误；

C．2号B一般是形成3个键；4号B形成4个键，其中1个键很可能就是配位键，所以配位键存在4号与5号之间，故C错误；

D．若硼砂的化学式为Na2B4O7•10H2O，则382g硼砂晶体中含×2=2molNa+；故D正确；

答案选AD。12、AD【分析】【详解】

A．Si；SiC、金刚石都是原子晶体；共价键越强熔点越大，共价键键长C-C＜Si-C＜Si-Si，所以熔点高低的顺序为：金刚石＞SiC＞Si，故A错误；

B．一般来说，熔点为原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，则熔点为BN＞MgBr2＞SiCl4；故B正确；

C．结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高，所以F2、Cl2、Br2、I2的沸点依次升高；故C正确；

D．AsH3、PH3、符合组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高，所以AsH3>PH3，氨气分子间存在氢键，沸点大于AsH3、PH3，因而沸点顺序为NH3>AsH3>PH3；故D错误；

答案选AD。13、BD【分析】【详解】

A.ZnS是Zn2+和S2-构成的离子化合物；属于离子晶体，A选项错误；

B．由晶胞结构可知，Zn分别位于晶胞的顶点和面心，Zn2+数目为：S2-数目也为4；B选项正确；

C．ZnS晶体中，阳离子Zn2+的配位数是4；C选项错误；

D．ZnO和ZnS所带电荷相等；氧离子半径小于硫离子，故ZnO的晶格能大于ZnS，D选项正确；

答案选BD。三、填空题(共9题，共18分)14、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+2H2O15、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.Mn16、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.AB17、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18、略

【分析】【分析】

(1)根据构造原理；写出核外电子排布式；

(2)根据核外电子排布式回答；

(3)根据元素周期律中第一电离能和电负性的递变规律回答；

(4)根据元素周期律判断。

【详解】

(1)元素为14号元素，原子核外有14个电子，则核外电子排布式为：S元素为16号元素，原子核外有16个电子，所以核外电子排布式为：则S的价层电子排布式为：

(2)为26号元素，原子核外有26个电子，Fe基态原子电子排布式为则原子有4个未成对电子；Fe元素的价电子为3d和4s上电子，亚铁离子核外有24个电子，的外围电子排布式为其外围电子排布图为

(3)元素的金属性越强，其第一电离能越小，则四种元素K、O、中K的第一电离能最小；元素的非金属性越强；其电负性越大，所以F的电负性最大；

(4)A．得电子能力所以元素的电负性故A正确；

B．C的电子排布式：N的电子排布式：p轨道处于半充满状态，O的电子排布式：第一电离能应该是N的最大，则元素的第一电离能：故B错误；

C．电子层数相同核电荷数越多半径越小，则离子半径：故C正确；

D．Mn、Si、Cl原子的未成对电子数分别为5、2、1，即原子的未成对电子数：故D正确；

故答案为B。【解析】4KFB19、略

【分析】【详解】

（1）N原子全部连接单键时，N原子采用sp3杂化，N原子连接的化学键中含有双键时，N原子采用sp2杂化，故答案为：sp2、sp3；

（2）由图知，六个配体构成八面体，后两种物质内界均有2个氯原子、4个氨分子，其中2个氯原子的位置只有两种：相对和相邻，当2个氯原子相对时，其内界结构是对称的，应该是绿色的，即2个氯原子相邻时，其内界结构不对称，应该是紫色的，故其结构为：【解析】①.sp2、sp3②.③.20、略

【分析】【分析】

原子核外有3个电子层、最外层电子数为3，主族元素中原子核外电子层数与其周期数相等、其最外层电子数与其族序数相等，据此判断在周期表中的位置；其3s、3p能级上的电子为其价电子；图1中负离子的中心原子价层电子对个数根据价层电子对互斥理论判断该离子空间构型；

分子晶体熔沸点较低；原子晶体熔沸点较高；

该正离子中N原子价层电子对个数是3且不含孤电子对；根据价层电子对互斥理论判断N原子的杂化方式；环上C原子价层电子对个数是3；乙基中两个C原子价层电子对个数是4，根据价层电子对互斥理论判断C原子的杂化方式；

氮原子上连H原子形成分子间氢键；

同一周期元素；其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；

该晶体堆积方式为六方最密堆积，该六棱柱中N原子个数根据化学式知Al原子个数为6，六棱柱体积氮化铝密度

【详解】

原子核外有3个电子层、最外层电子数为3，主族元素中原子核外电子层数与其周期数相等、其最外层电子数与其族序数相等，据此判断在周期表中的位置为第三周期第IIIA族；其3s、3p能级上的电子为其价电子，其价电子排布式为图1中负离子的中心原子价层电子对个数根据价层电子对互斥理论判断该离子空间构型为正四面体形；

分子晶体熔沸点较低；原子晶体熔沸点较高；氯化铝为分子晶体、氮化铝为原子晶体，所以二者熔沸点相差较大；

该正离子中N原子价层电子对个数是3且不含孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断N原子的杂化方式为环上C原子价层电子对个数是3、乙基中两个C原子价层电子对个数是4，根据价层电子对互斥理论判断C原子的杂化方式，前者为杂化、后者为杂化；

氮原子上连H原子形成分子间氢键，防止离子间形成氢键而聚沉或氮原子上连H原子形成分子间氢键，该离子不易以单体形式存在所以与N原子相连的不能被氢原子替换；

同一周期元素，其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，其第一电离能顺序为因为随着核电荷数增加，同周期主族元素的第一电离能逐渐变大，但Mg的3p轨道电子排布为全空结构，能量比Al的更低；所以第一电离能大；

该晶体堆积方式为六方最密堆积，该六棱柱中N原子个数根据化学式知Al原子个数为6，六棱柱体积氮化铝密度

【点睛】

对于六方最密堆积的晶胞来讲，处于六棱柱顶角上的原子是6个晶胞共用的，常见的立方堆积是8个晶胞共用，这其实是因为六边形密铺时每个点被3个六边形共用而正方形密铺时每个点被4个正方形共用对于处于六棱柱面心的原子、体心的原子，其共享方式与立方堆积无异。【解析】第三周期第IIIA族正四面体形氯化铝为分子晶体、氮化铝为原子晶体氮原子上连H原子形成分子间氢键，防止离子间形成氢键而聚沉或氮原子上连H原子形成分子间氢键，该离子不易以单体形式存在六方最密堆积21、略

【分析】【详解】

（1）Be的电负性是1.5，Cl的电负性是3.0，Cl与Be电负性差值为1.5，电负性差值大于1.7的化合物为离子化合物，小于1.7的化合物为共价化合物，则BeCl2应为共价化合物；

（2）镍是28号元素，按照能量最低原理，镍元素基态原子的核外电子排布式为：[Ar]3d84s2，价电子排布式为3d84s2；3d能级上的未成对电子数为2；

（3）根据晶胞可知，C位于体心，C的个数为1，Ni位于6个面心，Ni的个数为6=3，Mg位于8个顶点，Mg的个数为8=1，则该化合物的化学式为MgCNi3，C、Ni、Mg三种元素中，Ni、Mg都是金属元素，C为非金属元素，电负性最大的是C。【解析】①.共价②.3d84s2③.2④.MgCNi3⑤.C22、略

【分析】【详解】

(1)根据CO2晶胞结构图可知，以顶点上的CO2分子为例，距离其最近的CO2分子分布在经过这个顶点的各个面的面心上，一个顶点被8个晶胞共用，所以这样的面共有=12个，所以一个CO2分子周围有12个CO2分子紧邻；

(2)根据均摊法，每个金刚石晶胞中碳原子的个数为=8；

(3)每个正六边形上有6个碳原子，每个碳原子被3个六元环共用，则每个六元环占有的碳原子个数为=2；

(4)在CaF2晶胞中每个Ca2+连接4个氟离子，但在下面一个晶胞中又连接4个氟离子，所以其配位数为8，在CaF2晶胞中每个F-连接4个钙离子；所以其配位数为4；

(5)C60中构成微粒是分子，所以属于分子晶体。【解析】①.12②.8③.2④.8⑤.4⑥.分子四、原理综合题(共3题，共18分)23、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Fe3O4×101024、略

【分析】【分析】

(1)对于一个微观体系；它的状态和由该状态所决定的各种物理性质可用波函数ψ表示，在原子或分子体系等体系中，将ψ称为原子轨道或分子轨道，求解薛定谔方程，ψ由主量子数n，角量子数l，磁量子数m决定，即ψ（n，l，m）为原子轨道，实验证明，除了轨道运动外，电子还有自旋运动，由自旋量子数决定；

(2)Cu原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，失去4s能级1个电子形成Cu+；

(3)Cr3+可以与CN−形成配离子，其中Cr3+以d2sp3方式杂化，杂化轨道全部用来与CN−形成配位键，即形成6个配位键，则Cr3+的配位数为6，形成配离子为[Cr(CN)6]3−，配位键属于σ键，CN−中含有1个σ键；

(4)在二氧化硅晶体；可以看作在晶体硅中每个Si-Si键之间连接O原子，晶体Si中每个Si原子形成4个Si-Si键，由图可知每2个Si-Si键可以形成2个六元环，而4个Si-Si键任意2个可以形成6种组合；

(5)与砷同周期的p区元素中第一电离能大于砷的主族元素有Br和Kr；根据含氧酸中；酸的元数取决于羟基氢的个数，含非羟基氧原子个数越多，酸性越强；

(6)Zn、S的配位数相等，图中两种黑色球的数目均为4，则晶胞中Zn、S原子数目均为4，晶胞质量为4×g，晶体密度为pg/cm3，则晶胞边长x==cm，即晶胞边长为x=×1010pm，S原子与周围4个Zn原子形成正四面体结构，令S与Zn之间的距离为y，则正四面体中心到底面中心的距离为正四面体的高为正四面体棱长=则正四面体侧面的高为×底面中心到边的距离为××故()2+(××)2=(×)2，整理得y=

【详解】

(1)对于一个微观体系，它的状态和由该状态所决定的各种物理性质可用波函数ψ表示，在原子或分子体系等体系中，将ψ称为原子轨道或分子轨道，求解薛定谔方程ψ，由主量子数n，角量子数l，磁量子数m决定，即ψ(n，l，m)为原子轨道；实验证明，除了轨道运动外，电子还有自旋运动，由自旋量子数决定，所以电子除空间运动状态外，还有一种运动状态叫做自旋；

故答案为：自旋；

(2)Cu原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，失去4s能级1个电子形成Cu+，Cu+基态时电子排布式为1s22s22p63s23p63d10；其电子占据的14原子轨道；

(3)Cr3+可以与CN−形成配离子，其中Cr3+以d2sp3方式杂化，杂化轨道全部用来与CN−形成配位键，即形成6个配位键，则Cr3+的配位数为6，形成配离子为[Cr(CN)6]3−，配位键属于σ键，CN−中含有1个σ键；故1mol该配离子中含有12molσ键；

(4)在二氧化硅晶体；可以看作在晶体硅中每个Si−Si键之间连接O原子，晶体Si中每个Si原子形成4个Si−Si键，由图可知每2个Si−Si键可以形成2个六元环，而4个Si−Si键任意2个可以形成6种组合，则每个Si原子连接十二元环数目为6×2=12，每个O原子连接2个Si原子，每个Si原子和该O原子能形成3个最小环，所以每个O原子能形成6个最小环；

(5)As处于周期表中第4周期第ⅤA族，则其核外电子排布式为：[Ar]3d104s24p3，与砷同周期的p区元素中第一电离能大于砷的主族元素有Br和Kr；根据含氧酸中，酸的元数取决于羟基氢的个数，含非羟基氧原子个数越多，酸性越强；亚砷酸（H3AsO3）中含有3个羟基氢，为三元酸，没有非羟基氧原子，HNO3为一元酸，含有一个羟基氢，含非羟基氧原子2个，所以酸性：H3AsO3<HNO3；

(6)Zn、S的配位数相等，图中两种黑色球的数目均为4，则晶胞中Zn、S原子数目均为4，晶胞质量为4×g，晶体密度为pg/cm3，则晶胞边长x==cm，即晶胞边长为x=×1010pm，S原子与周围4个Zn原子形成正四面体结构，令S与Zn之间的距离为y，则正四面体中心到底面中心的距离为正四面体的高为正四面体棱长=则正四面体侧面的高为×底面中心到边的距离为××故()2+(××)2=(×)2，整理得y=故S与Zn的距离为××1010pm；

故答案为：××1010。【解析】自旋14612126Br、Kr<××101025、略

【分析】【分析】

(1)Mg的3s轨道上的两个电子自旋方向相同；

(2)基态Cu的价电子排布式为3d104s1；

(3)分解生成的MgO；BaO均为离子晶体；离子所带电荷相同，离子半径越小，晶格能越大，越稳定，反应越容易进行；

(4)第一电离能在主族元素中同周期从左到右呈上升趋势；

(5)H3AO3为一元弱酸，与水形成配位键，电离出[A(OH)4]-与氢离子；

(7)晶体Cu的堆积方式为面心立方最密堆积。

【详解】

(1)电子排布图中3s能级；2个电子自旋方向相同，违背泡利原理；

(2)基态Cu的价电子排布式为3d104s1，Cu位于第四周期的IB族ds区，Cu＋价电子排布式为3d10；

(3)MgO、BaO均为离子晶体，离子所带电荷相同，Mg2+、Ba2+的半径依次增大，MgO的晶格能大于BaO的晶格能，导致MgCO3的分解温度小于BaCO3的分解温度；

(4)Ge；As、Se为同周期主族元素；核电荷数依次递增，第一电离能呈增大趋势，但As的4p转道为半充满结构相对稳定，第一电离能比Se大，则Ge、As、Se元素的第一电离能由大到小的顺序为：As＞Se＞Ge；

(5)H3AO3为一元弱酸，与水形成配位键，电离出[A(OH)4]-与氢离子，[A(OH)4]-的结构式为单键均为σ键，则1mol[A(OH)4]-中含有σ键的数目为8NA(或8×6.02×1023)；

(6)A．N的非金属性比P强，则热稳定性：NH3>PH3，稳定性的差异与NH3分子间存在氢键无关；故A错误；

B．SiO2与CO2都是酸性氧化物，所以化学性质相似；SiO2是正四面体结构，采用sp3杂化，CO2是直线结构，采用sp2杂化；故B正确；

C．SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4都是分子晶体；结构相似，影响它们熔；沸点高低的主要因素是分子间作用力，不是化学键强弱，故C错误；

D．CaO、KCl、KBr都是离子晶体，影响熔、沸点高低的主要因素离子键，离子键强弱用晶格能来衡量，离子键越强晶格能越大。CaO的阴阳离子半径小、所带电荷多，所以离子键最强，晶格能最大；KBr的阴阳离子半径大；所带电荷少；所以离子键最弱，晶格能最小，故D正确；

故答案为AC；

(7)晶体Cu的堆积方式为面心立方最密堆积，与Cu原子接触的硬球有3层，每层有4个与之等径且最近，因此晶体中Cu的配位数为4×3=12；对于面心立方最密堆积的晶胞而言，一个晶胞中含有的粒子个数为8