2025年浙教版选修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年浙教版选修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.它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4C.常温下，可以与H2化合生成液态化合物D.其电子排布图为2、下列关于氢原子电子云图的说法正确的是()A.通常用小黑点来表示电子的多少，黑点密度大，电子数目多B.黑点密度大，单位体积内电子出现的机会多C.通常用小黑点来表示电子绕核做高速圆周运动D.电子云图是对运动无规律性的描述3、X、Y、Z、W是短周期同一周期的主族元素，原子序数依次增大；基态X的价电子轨道表示式为Z最外层电子数是其次外层电子数的3倍；四种元素与锂组成的化合物结构如图(箭头表示配位键）。下列说法正确的是。

A.四种元素中第一电离能最大的是ZB.Y和Z形成的化合物常温下均易溶于水C.X的最高价氧化物的水化物是一种强酸D.Z和W分别与氢元素形成的10电子化合物的沸点：前者高于后者4、下列说法正确的是。

①分子中S原子采用的轨道杂化方式

②分子中只有以s轨道与杂化轨道“头碰头”方式重叠而成的键。

③分子中的键角

④中键角比中键角大．A.①②B.③④C.①②③D.①③④5、下列物质性质的变化规律，与共价键的键能大小有关的是()A.F2、Cl2、Br2、I2的熔点、沸点逐渐升高B.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强C.金刚石的硬度、熔点、沸点都高于晶体硅D.NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低6、结合课本上干冰晶体图分析每个CO2分子周围距离相等且最近的CO2分子数目为（）

A.6B.8C.10D.127、下列有关比较正确的是（）A.熔点：CH4＞SiH4＞GeH4＞SnH4B.晶格能：NaBr＞NaCl＞MgOC.键的极性：N—H键＞O—H键＞F—H键D.热稳定性：HF＞H2O＞NH3评卷人得分二、多选题(共8题，共16分)8、如图是元素周期表的一部分；所列字母分别代表一种化学元素。下列说法正确的是()

A.b的第一电离能小于c的第一电离能B.d在c的常见单质中燃烧，产物中既含有离子键也含有共价键C.e与a组成的化合物沸点比水低，原因是水分子之间可形成氢键D.f元素的基态原子失去4s能级上的所有电子后所形成的离子最稳定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、下列说法不正确的是（）A.苯分子中每个碳原子的sp2杂化轨道中的其中一个形成大π键B.Na3N与NaH均为离子化合物，都能与水反应放出气体，且与水反应所得溶液均能使酚酞溶液变红C.配离子[Cu(En)2]2+（En是乙二胺的简写）中的配位原子是C原子，配位数为4D.H2O中的孤对电子数比H3O+的多，故H2O的键角比H3O+的键角小11、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.Ⅳ④12、工业上用合成气(CO和H2)制取乙醇的反应为2CO+4H2CH3CH2OH+H2O；以CO、O2、NH3为原料，可合成尿素[CO(NH2)2]。下列叙述错误的是A.H2O分子VSEPR模型为V形B.CH3CH2OH分子中亚甲基(-CH2-)上的C原子的杂化形式为sp3C.在上述涉及的4种物质中，沸点从低到高的顺序为H2<H2O3CH2OHD.CO(NH2)2分子中含有的σ键与π键的数目之比为7：113、有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X射线研究发现，其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。它的结构特征是Fe3+和Fe2+互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN-位于立方体的棱上，则下列说法正确的是（）

A.x=2，y=1B.该晶体属于离子晶体，M呈+1价C.M的离子不可能在立方体的体心位置D.该晶胞中与每个Fe3+距离最近且相等的CN-有3个14、在某晶体中；与某一个微粒x距离最近且等距离的另一个微粒y所围成的立体构型为如图所示的正八面体形。该晶体可能是。

A.NaCl晶体（x＝Na＋，y＝Cl－）B.CsCl晶体（x＝Cs＋，y＝Cl－）C.CaTiO3晶体（x＝Ti4＋，y＝O2－）D.NiAs晶体（x＝Ni，y＝As）15、CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如图所示)，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(该晶胞为长方体)。下列关于CaC2晶体的说法中正确的是（）

A.1个Ca2+周围距离最近且等距离的C22-数目为6B.6.4gCaC2晶体中含阴离子0.1molC.该晶体中存在离子键和共价键D.与每个Ca2+距离相等且最近的Ca2+共有12个评卷人得分三、填空题(共9题，共18分)16、(1)在现用周期表中氧族元素包括______________________(填元素名称)五种元素，其中Se的基态原子的电子排布式为______________________，元素X与Se同周期，X元素原子核外未成对电子数最多，X为______________________(填元素符号)。

(2)与氧同周期的相邻元素中，第一电离能有大到小的顺序______________________。

(3)臭鼬排放的臭气主要成分为3—MBT(3—甲基—2—丁烯硫醇，结构如图)。1mol3—MBT中含有σ键数目为____________(NA为阿佛加德罗常数的值)。沸点：3—MBT____________(CH3)2C==CHCH2OH(填“＞”“＜”或“=”)，主要原因是________________________。

(4)S有+4和+6两种价态的氧化物。

①下列关于气态SO3和SO2的说法正确的是__________(填序号)。

A.中心原子的价层电子对数不相等。

B.都是极性分子。

C.中心原子的核对电子数目不相等。

D.都含有极性键。

②SO3分子的空间构型为__________，与其互为等电子体的阴离子为__________(举一例)。

(5)单质Po是有__________键形成的晶体；若已知Po的摩尔质量为Mg·mol-1，原子半径为rpm，阿伏加德罗常数的值为NA，则钋晶体的密度的表达式为____________________g·cm-3。17、铜是第四周期重要的过渡元素之一；其单质及化合物具有广泛用途。

请回答下列有关问题：

⑴铜原子的基态电子排布式是____________。比较第一电离能Cu______Zn（填“＞”、“＝”、“＜”），说明理由___________________。

⑵氮和铜形成某种化合物的晶胞结构如图所示，则其化学式为_______。（每个球均表示1个原子）

⑶铜可以形成多种多样的配合物。

①NH3可以和很多过渡金属形成配合物。NH3分子中心原子的杂化类型为____杂化，与NH3互为等电子体的粒子有___。（只写其中一种）

②向盛有硫酸铜水溶液的试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液。试用离子方程式表示其原因____、___。

⑷在绿色植物标本的制作过程中，将植物材料洗净后浸入5%的硫酸铜溶液中，叶绿素（如图1）中心离子Mg2＋被置换成Cu2＋（如图2），叶片则永保绿色，请在图2中用箭头表示出配位键。18、下图是一种钯(Pd)的氯配合物X的晶胞结构。回答下列问题：

请回答下列问题：

(1)基态Cl原子中存在未成对电子的能级，画出其该能级的轨道表示式______。

(2)下列关于Cl元素的叙述正确的是______(填序号)。

A．Cl2分子中无π键B．Cl是p区主族元素。

C．第一电离能：ClD．电负性：Cl>S

(3)NCl3分子的中心原子N的杂化方式是______。

(4)NH3常作制冷剂，其键角______(填“大于”或“小于”)NH4+的键角，NH3的沸点高于N2沸点的主要原因是______。

(5)物质X的晶体类型为______，其中的Pd元素的化合价为______、配位数为______。

(6)配合物Y是含有Pd的平面四方的配合物，经过元素分析与计算可知Y中Pd:Cl:N:H的数量比=1:2:2:6。试画出配合物Y的可能结构______。19、根据构造原理写出下列原子或离子的核外电子排布式。

(1)Ti：_____________________________________________________；

(2)Cr：____________________________________________________；

(3)铜：___________________________________________________；

(4)Fe3＋：_________________________________________________。20、海水中含有丰富的资源；其中包括钠离子；氯离子、镁离子等。

（1）氯元素位于元素周期表第________列，写出氯原子的最外层电子排布式________________，最外层电子所占据的轨道数为________个，氯原子核外共有________种能量不同的电子。

（2）列举能说明Mg的金属性比Na弱的一个实验事实__________________。

（3）相同压强下，部分元素氟化物的熔点见下表：。氟化物NaFMgF2SiF4熔点/℃12661534183

试解释上表中熔点SiF4远低于NaF的原因_________________________

（4）氨水是实验室最常用的弱碱，向滴有少量酚酞试液的稀氨水，加入少量的NH4AC晶体，若观察到________________则可证明一水合氨是弱电解质。请再提出一个能证明一水合氨是弱电解质的实验方案______________________________________

（5）向盐酸中滴加氨水至过量，该过程所发生反应的离子方程式为___________________

在滴加的整个过程中离子浓度大小关系可能正确的是______

a．c(C1-)=c(NH4+)>c(H+)=c(OH-)b．c(C1-)>c(NH4+)=c(OH-)>c(H+)

c．c(NH4+)>c(OH-)>c(C1-)>c(H+)d．c(OH-)>c(NH4+)>c(H+)>c(C1-)21、（1）下列原子或离子的电子排布的表示方法中，正确的是___，违反了能量最低原理的是___，违反洪特规则的是__。

①Ca2＋：1s22s22p63s23p6

②F－：1s22s23p6

③P：

④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2

⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2

⑥Mg2＋：1s22s22p6

⑦C：

绿柱石被国际珠宝界公认为四大名贵宝石之一。主要成分为Be3Al2[Si6O18]，因含适量的Cr2O3（0.15～0.6%）；而形成祖母绿。试回答下列问题：

（2）基态Al原子中，电子填充的最高能级是___，基态Cr原子的价电子排布式是___。

（3）用“＞”或“＜”填空：。第一电离能沸点离子半径Be___BH2S___H2OAl3+___O2-

（4）卟啉与Fe2＋合即可形成血红素，Fe2＋的电子排布式为___，铁在周期表中的位置为__。22、元素铜(Cu)；砷(As)、镓(Ga)等形成的化合物在现代工业中有广泛的用途；回答下列问题：

(1)基态铜原子的价电子排布式为_____________,价电子中未成对电子占据原子轨道的形状是__________________________。

(2)化合物AsCl3分子的立体构型为________________，其中As的杂化轨道类型为_____________。

(3)第一电离能Ga__________As。(填“>”或“<”)

(4)若将络合离子[Cu(CN)4]2-中的2个CN-换为两个Cl-，只有一种结构，则[Cu(CN-)4]2-中4个氮原子所处空间构型为_______________，一个CN-中有__________个π键。

(5)砷化镓是一种重要的半导体材料；晶胞结构如图所示。

熔点为1238℃，密度为⍴g·cm-3，该晶体类型为______________，Ga与As以__________键键合，Ga和As的相对原子质量分别为Ma和Mb，原子半径分别为racm和rbcm，阿伏加德罗常数值为NA，GaAs晶胞中原子体积占晶胞体积的百分率为____________________。(列出计算公式)23、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

24、下图中A~D是中学化学教科书中常见的几种晶体结构模型：

请填写相应物质的名称：A._________；B.______；C.______；D.________。评卷人得分四、工业流程题(共1题，共9分)25、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10分)26、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____________。27、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____。28、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________。29、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：____________________。30、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2分)31、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7题，共14分)1、B【分析】【详解】

A．价电子构型为3s23p4；原子序数为16，它的元素符号为S，A不正确；

B．它的价电子构型为3s23p4，则核外电子排布式为1s22s22p63s23p4；B正确；

C．常温下，可以与H2化合生成H2S；是气态化合物，C不正确；

D．硫原子的电子排布图为D不正确；

故选B。2、B【分析】【详解】

A．小黑点表示电子在核外空间某处出现的机率；不表示电子数目，故A错误；

B．小黑点密度大表示电子在原子核外空间的单位体积内出现的概率大；故B正确；

C．小黑点表示电子在核外空间某处出现的机率；不代表电子的运动轨迹，故C错误；

D．电子云图反映电子在核外无规则运动时在某点出现的概率；是对运动的描述，故D错误；

答案选B。

【点睛】

解答本题需要注意：电子云中小黑点本身没有意义，不代表1个电子，也不代表出现次数，小黑点的疏密表示出现机率的多少，密则机率大，疏则机率小。3、D【分析】【分析】

根据题干中，基态X的价电子轨道表示式为Z最外层电子数是其次外层电子数的3倍，推出Z是O，又原子序数依次增大，故X是B，在根据四种元素与锂组成的化合物中Y原子周围形成了四个化学键，故Y是C，再根据X；Y、Z、W是短周期同一周期的主族元素，故W为F。

【详解】

A.根据同一周期从左往右第一电离能呈增大趋势，第ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA反常；故四种元素中第一电离能最大的是W，故A错误；

B.Y和Z形成的化合物有CO和CO2；常温下均难溶于水，故B错误；

C.X的最高价氧化物的水化物即硼酸；是弱酸，故C错误；

D.Z和W分别与氢元素形成的10电子化合物分别为H2O和HF，由于H2O分子中的O原子能与周围H2O分子中的两个H原子生成两个氢键，HF分子中的F原子只能形成一个氢键，一般氢键越多，熔沸点越高，所以H2O熔沸点高；故D正确；

本题答案为：D4、D【分析】【详解】

①是一个环形分子，每个S与两个其它S原子相连，S原子外层6个电子，两对孤对电子，两个键，所以S是杂化；故正确；

②碳碳双键中一个是键，还有一个是键，所以除了碳氢键（s-sp2σ键），还有sp2-sp2σ键；故错误；

③分子中，Sn原子的价层电子对数目是配位原子数为2，故Sn含有孤对电子，空间构型为V形，根据价层电子对互斥理论可以判断其键角小于故正确；

④价层电子对模型为四面体，氧原子采取杂化，中O原子有两对孤对电子，中O原子有一对孤对电子，因为孤电子对间的排斥力孤电子对与成键电子对间的排斥力成键电子对间的排斥力，导致中键角比中键角大；故正确；

故选D．

【点睛】

本题考查了分子或离子中原子轨道杂化类型的判断，根据价层电子对互斥理论来分析解答是关键，注意分子中心原子的杂化。5、C【分析】【详解】

A项、F2、Cl2、Br2、I2属于分子晶体；影响熔沸点的因素是分子间作用力的大小，物质的相对分子质量越大，分子间作用力越强，沸点越高，与共价键的键能大小无关，故A错误；

B项、HF、HI、HBr、HCl属于共价化合物，影响稳定性的因素是共价键，共价键的键能越大越稳定，与共价键的键能大小有关，但是HF、HCl、HBr；HI的热稳定性依次减弱；故B错误；

C项；金刚石、晶体硅属于原子晶体；原子之间存在共价键，原子半径越小，键能越大，熔沸点越高，与共价键的键能大小有关，故C正确；

D项、NaF、NaCl、NaBr；NaI属于离子晶体；离子半径越大，晶格能越小，熔、沸点越低，与共价键的键能大小无关，故D错误；

故选C。6、D【分析】【详解】

1个CO2分子周围距离最近的CO2分子个数=3×8×=12，故答案为D。7、D【分析】【详解】

A．该组物质全部为分子晶体，且分子间都不含有氢键，相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔点越高，因此熔点顺序为：CH4＜SiH4＜GeH4＜SnH4；故A错误；

B．离子半径越小，所带电荷越多，形成的离子晶体的晶格能越大，所以晶格能：NaBr＜NaCl＜MgO；故B错误；

C．电负性越强；与氢原子形成的化学键极性越强，同一周期从左往右元素的非金属性逐渐增强，电负性逐渐增大，由于电负性：N＜O＜F，因此键的极性：N-H键＜O-H键＜F-H键，故C错误；

D．元素的非金属性越强，简单氢化物的热稳定性越强，非金属性：F＞O＞N，因此热稳定性：HF＞H2O＞NH3；故D正确；

正确答案是D。二、多选题(共8题，共16分)8、BC【分析】【详解】

由元素在周期表中位置可知，a为H、b为N；c为O、d为Na、e为S、f为Fe。

A．N元素的2p轨道为半充满稳定结构；第一电离能高于氧元素的第一电离能，故A错误；

B．Na在氧气中燃烧生成过氧化钠；过氧化钠中含有离子键；共价键，故B正确；

C．水分子之间存在氢键；硫化氢分子之间为范德华力，氢键比范德华力强，因此硫化氢的沸点低于水，故C正确；

D．Fe2+离子价电子为3d6，而Fe3+离子价电子为3d5稳定结构，Fe2+离子不如Fe3+离子稳定；故D错误；

故选BC。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】【详解】

A.苯分子中每个碳原子有3个σ键，无孤对电子，因此碳原子是sp2杂化；每个碳原子剩余的一个电子形成大π键，故A错误；

B.Na3N与NaH均为离子化合物；都能与水反应放出气体，且与水反应生成NaOH，所得溶液均能使酚酞溶液变红，故B正确；

C.配离子[Cu(En)2]2+(En是乙二胺的简写)中的配位原子是N原子；N提供孤对电子，配位数为4，故C错误；

D.H2O中的孤对电子数比H3O+的多，孤对电子对成对电子排斥力大，因此H2O的键角比H3O+的键角小；故D正确。

综上所述，答案为AC。11、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12、AC【分析】【详解】

A.水分子中价层电子对数为2+=4；所以VSEPR模型为正四面体结构，A错误；

B.CH3CH2OH分子中亚甲基(-CH2-)上的C原子形成了4个σ键，没有孤电子对，杂化轨道数目为4，所以C原子的杂化形式为sp3杂化；B正确；

C.四种物质都是由分子构成的分子晶体，分子之间通过分子间作用力结合，在室温下H2和CO是气体，H2O和CH3CH2OH是液体，气体的沸点小于液体物质的沸点，分子间作用力H222O和CH3CH2OH分子之间都存在分子间作用力，而且分子间还存在氢键，由于氢键：H2O>CH3CH2OH，所以物质的沸点CH3CH2OH2O，故四种物质的沸点从低到高的顺序为H23CH2OH2O；C错误；

D.CO(NH2)2分子中含有的σ键数目为7个；含有π键的数目是1个，所以分子中含有的σ键与π键的数目之比为7：1，D正确；

故答案选AC。13、BC【分析】【详解】

Fe3+在立方体的顶点，每个Fe3+被8个晶胞共有，每个晶胞中Fe3+个数为4×=同理每个晶胞中Fe2+个数为CN-位于棱的中点，每个CN-被4个晶胞共有，故每个晶胞中CN-个数为12×=3。

A.已知晶体的化学式为MxFey(CN)6，故有2个晶胞，阴离子含有一个Fe3+，1个Fe2+，6个CN-，晶体中的阴离子为[Fe2(CN)6]-，根据化合物中各元素的化合价代数和为0得晶体的化学式为MFe2(CN)6；综上可知，x=1，y=2，A错误；

B.M呈+1价；因为有阴；阳离子，故该晶体属于离子晶体，B正确；

C.若M的离子在立方体的体心位置，则该晶体的化学式可表示为MFe2(CN)3，与晶体化学式MFe2(CN)6不符合；故M的离子不可能在立方体的体心位置，C正确；

D.该晶胞中与每个Fe3+距离最近且相等的CN-有6个；D错误；

故合理选项是BC。14、AC【分析】【分析】

根据图片知；与某一个微粒x距离最近且等距离的另一个微粒y所围成的空间构型为正八面体形，所以x的配位数是6，只要晶体中配位数是6的就符合该图，如果配位数不是6的就不符合该图，据此分析解答。

【详解】

A．氯化钠晶体中的离子配位数是6；所以符合该图，故A正确；

B．氯化铯晶体中的离子配位数是8；所以不符合该图，故B错误；

C．CaTiO3晶体中的离子配位数是6所以符合该图；故C正确；

D．NiAs晶体中的离子配位数是4；所以不符合该图，故B错误；

故答案选AC。15、BC【分析】【详解】

A．依据晶胞示意图可以看出，晶胞的一个平面的长与宽不相等，再由图中体心可知1个Ca2+周围距离最近的C22-有4个；而不是6个，故A错误；

B．6.4克CaC2为0.1mol，CaC2晶体中含阴离子为C22-；则含阴离子0.1mol，故B正确；

C．该晶体中存在钙离子和C22-间的离子键，C22-中存在C与C的共价键；故C正确；

D．晶胞的一个平面的长与宽不相等，与每个Ca2+距离相等且最近的Ca2+为4个；故D错误；

故选BC。

【点睛】

解答本题要注意区分该晶胞和氯化钠晶胞的不同，该晶胞存在沿一个方向拉长的特点，为解答该题的关键和易错点。三、填空题(共9题，共18分)16、略

【分析】【分析】

根据原子的核外电子排布规律分析解答；根据元素周期表；元素周期律分析解答；根据价层电子对互斥理论分析解答。

【详解】

(1)氧族元素即第VIA族元素，其中包括氧、硫、硒、碲、钋五种元素，其中Se是位于第四周期VIA族，Se的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4或[Ar]3d104s24p4，元素X与Se同周期，X元素原子核外未成对电子数最多，则X的d轨道和4s轨道呈半满状态时，原子核外未成对电子数最多，所以X为Cr；

故答案为氧、硫、硒、碲、钋，1s22s22p63s23p63d104s24p4，Cr；

(2)与氧同周期的相邻元素中有N元素和F元素；由于N原子2p轨道呈半满状态，较稳定，则N的第一电离能大于O原子的第一电离能，所以F；O、N的第一电离能由大到小的顺序F＞N＞O；

故答案为F＞N＞O；

(3)有图片可知，一分子3—MBT(3—甲基—2—丁烯硫醇)含有9个C—H键，4个C—Cσ键，一个C—S键，一个S—H键，所以1mol3—MBT中含有σ键数目为15NA，由于(CH3)2C=CHCH2OH分子间存在氢键，使沸点增高沸点，所以(CH3)2C=CHCH2OH的沸点高于3—MBT；

故答案为5NA，＜，(CH3)2C=CHCH2OH分子间存在氢键；使沸点增高；

(4)①根据分析可知；二者中心原子的价层电子对数目相等，都是3对，故A正确；二氧化硫是极性分子，而三氧化硫为平面三角形，结构对称，为非极性分子，故B错误；中心原子的孤对电子数目不等，二氧化硫分子中含有1对，三氧化硫不存在孤对电子，故C正确；二氧化硫和三氧化硫都含有S与O之间的极性键，故D正确；

故答案为CD；

②SO3中心原子S原子价电子对数为3，即SO3为sp2杂化，所以SO3的空间构型为平面三角形，价电子数和原子数分别相等的是等电子体,则与SO3互为等电子体的离子为NO3-，CO32-；

故答案为平面三角形，NO3-、CO32-；

(5)单质钋是由金属键形成的晶体，属于简单立方堆积，一个晶胞中含有1个原子，当原子半径为rpm时，晶胞边长为2rpm，则钋晶体的密度ρ===

故答案为【解析】氧、硫、硒、碲、钋1s22s22p63s23p63d104s24p4CrF＞N＞O15NA＜(CH3)2C=CHCH2OH分子间存在氢键，使沸点增高CD平面三角形NO3-或CO32-金属17、略

【分析】【分析】

（1）铜的原子序数是29；同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大；

（2）根据晶胞中微粒个数的分配方法计算化学式；

（3）①NH3分子中N原子呈3个N-H键；N原子还原1对孤对电子对，杂化轨道数为4，据此判断杂化方式；原子数和电子数目相同的微粒为等电子体；②氨水和硫酸铜反应生成氢氧化铜蓝色沉淀，当氨水过量时，氨水和氢氧化铜反应生成可溶性的铜氨络合物，所以难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液；

（4）配位键是化学键的一种；两个或多个原子共同使用它们的外层电子，在理想情况下达到电子饱和的状态。

【详解】

（1）铜原子的基态电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；Cu失去1个电子后内层电子达到全充满的稳定状态；铜的第一电离能小于锌；

答案：1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1；＜；Cu失去1个电子后内层电子达到全充满的稳定状态；

（2）根据晶胞中微粒个数的分配方法计算，晶胞中含有N原子的数目为8×=1，Cu原子的数目为：12×=3，故化学式为Cu3N；

答案：Cu3N；

（3）①NH3分子中N原子呈3个N-H键，N原子还原1对孤对电子对，杂化轨道数为4，N原子采取sp3杂化；NH3的等电子体H3O+；

答案：sp3；H3O+；

②氨水和硫酸铜反应生成氢氧化铜蓝色沉淀，当氨水过量时，氨水和氢氧化铜反应生成可溶性的铜氨络合物，所以难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液：Cu2++2NH3•H2O=Cu（OH）2↓+2NH4+；Cu（OH）2+4NH3=Cu（NH3）42++2OH-；

答案：Cu2++2NH3•H2O=Cu（OH）2↓+2NH4+；Cu（OH）2+4NH3=Cu（NH3）42++2OH-；

（4）配位键是指成键双方一方提供空轨道一方提供孤对电子．N元素最外层有5个电子通过3个共用电子对就可以形成8电子稳定结构．所以Cu与4个氮形成共价健的氮原子中；有2条是配位键，氮原子提供电子，Cu提供空轨道；

答案：【解析】①.1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1②.<③.Cu失去1个电子后内层电子达到全充满的稳定状态④.Cu3N⑤.SP3⑥.H3O＋⑦.Cu2＋＋2NH3·H2O＝Cu(OH)2↓＋2NH4＋⑧.Cu(OH)2＋4NH3=Cu(NH3)42＋+2OH-18、略

【分析】【分析】

(1)基态Cl原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5；据此分析解答；

(2)根据Cl2分子的结构式为Cl-Cl和Cl原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5结合元素周期律分析判断；

(3)NCl3分子的中心原子N上含有3个N-Clσ键；还含有1个孤电子对，据此分析解答；

(4)孤电子对与成键电子对间的排斥力大于成键电子对与成键电子对间的排斥力；据此判断键角的大小；结合氢键对物质性质的影响分析解答；

(5)根据物质X的晶体结构图，结构中含有等微粒，每个Pd原子周围有6个Cl原子，根据均摊法计算Pd原子和Cl原子数，同时判断含有的数；再根据化合价的代数和为0，计算Pd元素的化合价；

(6)配合物Y是含有Pd的平面四方的配合物；说明Pd在四边形的内部，结合Y中Pd:Cl:N:H的数量比=1:2:2:6，分析判断可能的结构。

【详解】

(1)基态Cl原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5，其中存在未成对电子的能级为3p，该能级的轨道表示式为故答案为：

(2)A．Cl2分子的结构式为Cl-Cl；分子中无π键，故A正确；

B．Cl原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5；是p区主族元素，故B正确；

C．同一周期；从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第IIA族；第VA族元素的第一电离能大于相邻元素，因此第一电离能：Cl＞S，故C错误；

D．元素的非金属性越强，电负性越大，电负性：Cl>S；故D正确；

故答案为：ABD；

(3)NCl3分子的中心原子N上含有3个N-Clσ键，还含有1个孤电子对，价层电子对数为4，杂化方式是sp3，故答案为：sp3；

(4)孤电子对与成键电子对间的排斥力大于成键电子对与成键电子对间的排斥力，NH3分子中存在孤电子对，使得键角小于NH4+的键角，NH3分子间存在氢键，使得氨气的沸点高于N2沸点，故答案为：小于；NH3分子间有氢键，N2分子间无氢键，致使NH3的沸点更高；

(5)根据物质X的晶体结构图，结构中含有等微粒，说明该晶体属于离子晶体；根据图示，每个Pd原子周围有6个Cl原子，Pd的配位数为6，该晶胞中含有8×+6×=4个Pd原子，则含有24个Cl原子，同时含有8个根据化合价的代数和为0，其中Pd元素的化合价为=+4；故答案为：离子晶体；+4；6；

(6)配合物Y是含有Pd的平面四方的配合物，说明Pd在平面四边形的内部，配位数为4，根据Y中Pd:Cl:N:H的数量比=1:2:2:6，则结构中含有1个Pd原子，2个Cl原子和2个氨分子，则该配合物Y的结构可能为故答案为：

【点睛】

本题的难点为(5)，要注意均摊法在晶胞结构中的灵活应用，关键是氯原子数目的计算，易错点为(6)，要注意(6)中Pd的配位数与(5)中不一定相等。【解析】ABDsp3小于NH3分子间有氢键，N2分子间无氢键，氢键使NH3的沸点更高离子晶体+4619、略

【分析】【详解】

(1)Ti为22号元素，根据核外电子排布规律可知其电子排布式为：1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2；

(2)Cr为24号元素，根据洪特规则可知其电子排布式中3d为半充满结构：1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1；

(3)铜为29号元素，根据洪特规则可知其电子排布式中3d为全充满结构：1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1；

(4)Fe3＋为26号元素Fe失去外围的三个电子，其电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。【解析】①.1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2②.1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1③.1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1④.1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d520、略

【分析】【分析】

（1）氯原子位于周期表中第三周期第ⅦA族。根据氯原子核外有17个电子结合构造原理,其核外电子排布式为

（2）Na在常温下与水剧烈反应；Mg在常温下不与水反应；

（3）根据晶体类型SiF4为分子晶NaF为原子晶体解答；

（4）如果氨水是弱碱；则存在电离平衡，加入含有相同离子的盐能改变平衡的移动，则溶液的颜色发生变化，如果不变化，则证明是强碱；

（5）向盐酸中滴加氨水至过量，离子方程式：溶液中的离子浓度根据电荷守恒和物料守恒判断。

【详解】

（1）氯原子位于周期表中第三周期第ⅦA族。根据氯原子核外有17个电子结合构造原理,其核外电子排布式为最外层电子排布式为占据2个轨道；不同层级的电子能量不同则氯原子核外共有5种能量不同的电子。故答案为：17；4；5；

（2）Na在常温下与水剧烈反应；Mg在常温下不与水反应由此可以判断Mg的金属性比Na弱，故答案为：Na在常温下与水剧烈反应，Mg在常温下不与水反应；

（3）NaF与MgF2为离子晶体,SiF4为分子晶体,故SiF4的熔点低,故答案为：NaF为离子晶体,SiF4为分子晶体,故SiF4的熔点低；

（4）如果氨水是弱碱，则存在电离平衡加入NH4AC晶体NH4＋浓度增大平衡逆移OH－浓度减小溶液红色变浅；还可以测量0.01mol/L的pH如pH=12则一水合氨为强碱；如pH<12则为弱碱。故答案为：溶液红色变浅；测量0.01mol/L的pH如pH=12则一水合氨为强碱；如pH<12则为弱碱；

（5））向盐酸中滴加氨水至过量，离子方程式：

a根据电荷守恒如溶液呈中性，c（H＋）=c（OH－），则有c（Cl-）=c（NH4＋）；此时氨水应过量少许，故a正确；

b、根据电荷守恒当c（NH4＋）=c（OH－），c（H＋）=c（Cl－）故b错误；

c、体系为NH4Cl溶液和NH3·H2O，氨水过量较多时，溶液呈碱性：c（NH4＋）＞c（OH－）＞c（Cl－）＞c（H＋）；故c正确；

d、盐酸是一元强酸，氢离子被氨水中和一部分，所以c（H＋）不可能大于c（Cl－）；故d错误；故选ac。

故答案为：ac。

【点睛】

一般情况物质熔沸点原子晶体>离子晶体>分子晶体；盐酸中滴加氨水至过量溶液任何时候存在电荷守恒根据条件判断其离子浓度大小关系。【解析】1745Na在常温下与水剧烈反应，Mg在常温下不与水反应NaF为离子晶体,SiF4为分子晶体,故SiF4的熔点低溶液红色变浅测量0.01mol/L的pH如pH=12则一水合氨为强碱；如pH<12则为弱碱ac21、略

【分析】【分析】

（1）根据构造原理确定核外电子排布式是否正确；能量最低原理：原子核外电子先占有能量较低的轨道．然后依次进入能量较高的轨道；泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子；洪特规则：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。

（2）根据核外电子排布规律可以写出价电子排布式；根据充满和半充满状态能量最低也是最稳定的状态进行分析；

（3）Be；B同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势；ⅡA族反常；水分子间含有氢键；核外电子数相同的，原子序数越大，半径越小；

（4）Fe是26号元素；其原子核外有26个电子，失去两个最外层电子生成亚铁离子，根据构造原理书写其核外电子排布式；

【详解】

（1）①正确；②违反了能力最低原子；③违反了洪特规则；④违反了洪特原则；⑤正确；⑥正确；⑦违反了洪特规则；故答案为：①⑤⑥；②；③④⑦；

（2）Al为13号元素，其电子排布式为1s22s22p63s23p1，最高能级为3p，根据核外电子排布规律可以写出基态铬价电子排布式为1s22s22p63s23p63s23p63d54s1，所以基态铬（Cr）原子的价电子排布式是3d54s1，故答案为：3p；3d54s1；

（3）同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族最外层为ns能级容纳2个电子，为全满确定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能B＜Be；水分子间含有氢键，使得水的分子间作用力大于硫化氢分子的，故水的沸点大；电子层数越多半径越大，核外电子数相同的，原子序数越大，半径越小，O2-、Al3+有2个电子层，O的原子序数小所以O2-半径比Al3+大，所以离子半径O2-＞Al3+；故答案为：＞；＜；＜；

（4）Fe是26号元素，其原子核外有26个电子，失去两个最外层电子生成亚铁离子，根据构造原理书写其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，铁元素在元素周期表的位置为第四周期第Ⅷ族，故答案为：1s22s22p63s23p63d6；第四周期第Ⅷ族。【解析】①.①⑤⑥②.②③.③④⑦④.3p⑤.3d54s1⑥.＞⑦.＜⑧.＜⑨.1s22s22p63s23p63d6⑩.第四周期第Ⅷ族22、略

【分析】【分析】

本题考查的是原子核外电子排布；元素电离能、电负性的含义及应用,、晶胞的计算、原子轨道杂化方式及杂化类型判断。

（1）铜是29号元素；原子核外电子数为29，根据核外电子排布规律书写铜的基态原子价电子电子排布式。

（2）AsCl3中价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数=3+(5−3×1)/2=4，所以原子杂化方式是sp3；由于有一对孤对电子对，分子空间构型为三角锥形；

（3）同一周期；原子序数越小半径越大，同周期第一电离能从左到右，逐渐增大；

（4）若[Cu(CN-)4]2-中4个氮原子为平面构型，用两个Cl-换2个CN-有两种结构，分别为两个Cl-换相邻或相对，若[Cu(CN-)4]2-中4个氮原子为正四面体构型，用两个Cl-换2个CN-有一种结构；由于共价键单键中含有一个σ键；双键中含有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键；

（5）GaAs的熔点为1238℃，熔点较高，以共价键结合形成属于原子晶体，密度为ρg⋅cm−3，根据均摊法计算，As：8×1/8+6×1/2=4，Ga：4×1=4，故其晶胞中原子所占的体积V1=(4/3πr3b×4+4/3πr3a×4)×10−30，晶胞的体积V2=m/ρ=[4×(Ma+Mb)/NA]/ρ，故GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为V1/V2×100%将V1、V2带入计算得百分率据此解答。

【详解】

（1）Cu是29号元素，原子核外电子数为29，铜的基态原子价电子电子排布式为3d104s1，价电子中未成对电子占据原子轨道的形状是球形。本小题答案为：3d104s1；球形。

（2）AsCl3中价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数=3+(5−3×1)/2=4，所以原子杂化方式是sp3，由于有一对孤对电子对，分子空间构型为三角锥形。本小题答案为：三角锥形；sp3。

（3）根据元素周期律，Ga与As位于同一周期，Ga原子序数小于As，故半径Ga大于As，同周期第一电离能从左到右，逐渐增大，故第一电离能Ga小于As。本小题答案为：<。

（4）若[Cu(CN-)4]2-中4个氮原子为平面构型，用两个Cl-换2个CN-有两种结构，分别为两个Cl-换相邻或相对，若[Cu(CN-)4]2-中4个氮原子为正四面体构型，用两个Cl-换2个CN-有一种结构；由于共价键单键中含有一个σ键，双键中含有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键，则CN-中含有三键；三键中含有两个π键。本小题答案为：正四面体；2。

（5）GaAs的熔点为1238℃，熔点较高，以共价键结合形成属于原子晶体，密度为ρg⋅cm−3，根据均摊法计算，As：8×1/8+6×1/2=4，Ga：4×1=4，故其晶胞中原子所占的体积V1=(4/3πr3b×4+4/3πr3a×4)×10−30，晶胞的体积V2=m/ρ=[4×(Ma+Mb)/NA]/ρ，故GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为V1/V2×100%将V1、V2带入计算得百分率本小题答案为：原子晶体；共价键；【解析】3d104s1球形三角锥形sp3<正四面体2原子晶体共价键23、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24、略

【分析】【分析】

根据常见晶体结构模型和含有的微粒数目的关系判断物质的种类。

【详解】

由晶胞结构模型可知A晶胞中含有8×+6×+1+12×=8个黑球，8个白球，为氯化铯；B的晶胞中含有8×+6×=4个黑球，12×+1=4个白球；为氯化钠；C中含有两种原子，存在四面体结构，且黑球和白球的个数比为2∶1，为二氧化硅；D中只存在一种原子，存在四面体结构，为金刚石(或晶体硅)，故答案为：氯化铯；氯化钠；二氧化硅；金刚石(或晶体硅)。

【点睛】

本题的易错点为D的判断，要注意金刚石和硅晶体的结构相似。【解析】①.氯化铯②.氯化钠③.二氧化硅④.金刚石(或晶体硅)四、工业流程题(共1题，共9分)25、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+五、元素或物质推断题(共5题，共10分)26、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+3H2O27、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