原子结构与性质——2026年高考化学一轮复习专题练

高中化学《原子结构与性质》综合训练.docx 一、工业流程题 1.电解精炼铜产生的铜阳极泥富含Cu、Ag、Au等多种元素。研究人员设计了一种从铜阳极泥中分离回收金和银的流程，如下图所示。 回答下列问题： （1）基态Cu原子价电子排布式为           。 （2）“浸取1”步骤中，将阳极泥中的铜浸出，并处理“浸出液1”回收CuSO4·5H2O。 ①“浸取1”步骤中若单纯加入硫酸和O2，铜的浸出速率低，加入少量Fe2(SO4)3溶液，可提高铜的浸出速率，用离子方程式解释：           。 ②“浸出液1”提纯、分离过程中，需加氧化剂，调pH约为3。若氧化剂选用H2O2，则其利用率明显比选用O2的利用率低，原因是           。 （3）“浸取2”步骤中，单质金转化为 进入“浸出液2”中，单质银转化为AgCl进入浸渣2中。 ①如果将盐酸换成硫酸，金的浸取率大大降低，原因是：           。 ②写出“还原”步骤中的离子反应方程式：           。 （4）“浸取3”步骤中，AgCl转化为 ，“电沉积”步骤中生成Ag的电极为           (填“阴极”或“阳极”)；该极区溶液中可循环利用的物质为           (填化学式)。 （5）Na2S2O3可被I2氧化为Na2S4O6，从物质结构与性质关系的角度分析， 的结构为           (填“a”或“b”)。 二、单选题 2.硅材料在生活中占有重要地位。Si(NH2)4(结构如图所示)受热分解可生成Si3N4和NH3。Si3N4是一种优良的耐高温结构陶瓷。下列有关说法错误的是 A．电负性N>Si B．Si3N4属于共价晶体 C．基态Si和N原子的未成对电子数之比为2：3 D．Si(NH2)4中的Si、N原子轨道的杂化类型不同 3.硒化锌 是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如图甲所示。图乙为该晶胞沿z轴方向在 平面的投影，已知a点的原子分数坐标为 。下列说法不正确的是 A．晶胞结构中， 的配位数为4 B．d原子的分数坐标为 C．基态 核外有18种不同空间运动状态的电子 D．基态 的价层电子排布式为 4.下列有关微粒性质的排列顺序，正确的是 A．键角： B．热稳定性：HBr＞HCI＞HF C．第一电离能：C＜N＜O D．熔点：单晶硅＞碳化硅＞金刚石 5.下列叙述中正确的有 A．运用价层电子对互斥理论，CO 离子的空间构型为三角锥型 B．具有相同核外电子排布的粒子，化学性质相同 C．NCl3中N—Cl键的键长比CCl4中C—Cl键的键长短 D．日常生活中的焰火、LED灯与原子核外电子跃迁释放能量无关 6.下列各项叙述中正确的是 A．在同一能层上运动的电子，其自旋方向肯定不同 B．同一原子中，能层序数越大，s原子轨道的形状相同，半径越大 C．基态原子的4s能级上只有1个电子的元素只有K D．杂化轨道可用于形成σ键、π键或用于容纳未参与成键的孤电子对 7.火箭固体燃料重要的氧载体 与 发生反应： 。下列表述正确的是 A．用电子云轮廓图示意 中s-p 键的形成： B． 中的阴、阳离子的中心原子杂化类型相同 C．激发态 原子的轨道表示式： D． 和 具有相同类型的分子间作用力 8.下列对一些实验事实的理论解释不正确的是 选项 实验事实 理论解释 A 钠原子的第一电离能小于铝原子 能层数相同，铝原子半径更小，原子核吸引电子能力更强 B CO2为直线形分子 CO2分子中O=C=O之间的夹角为180° C 常温下Cl2的在水中溶解度高于H2 氯气的范德华力更大 D HF的沸点高于HCl HF分子间存在氢键 A．A B．B C．C D．D 9.下列微粒性质的描述或其解释错误的是 选项 微粒性质描述 解释 A 第一电离能： 磷原子的3p能级电子排布为半充满，较稳定，第一电离能较高 B 稳定性： 氧原子半径比氮原子小，H-O键的键长比 键的短， 键的键能较大 C 还原性： 钾原子的电子层数比钠原子的多，钾原子核对最外层电子的引力较小，更容易失去最外层电子 D 沸点： 的相对分子质量比 的大， 的范德华力更大 A．A B．B C．C D．D 10.下列说法正确的是 A．第一电离能： B． 的键角比 大 C． 分子构型为平面型 D． 中 键的数目为12mol 11.下列比较不正确的是 A．第一电离能： B．沸点： C．键角： D．键能： 12.铜的配合物非常丰富，下面为一种铜的配合物，结构如图所示： 下列说法正确的是。 A．除铜外，四种元素形成的单质的晶体类型一定相同 B．基态 的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为 C．配合物中 杂化的碳原子与 杂化的碳原子个数比为 D．该配合物中四种非金属元素中第一电离能最大的是O 三、结构与性质 13.艾姆斯实验室已制造出包含钙、钾、铁和砷以及少量镍的 新型化合物材料，回答下列问题： （1）化合物 中的 Fe 属于元素周期表中             区，基态 Fe 原子的原子结构示意图为             。 （2）杀虫剂 中 As 原子采取             杂化。 （3） 基态价层电子排布式             。 （4）在稀氨水介质中， 与丁二酮肟 ( 分子式为 ) 反应可生成鲜红色沉淀，其分子结构如图所示，该分子中存在的化学键有 )             。     a．氢键       b． 键       c． 键       d．配位键 （5） 晶胞结构如下图所示，其中 的配位数为             ， 填入 所形成的             ( 填 “ 四面体 ” 或 “ 八面体 ”) 空隙中。     14.A、B、C、D、E、F、G是元素周期表前四周期常见元素，且原子序数依次增大，其相关信息如表所示，请用化学用语回答下列问题。 A 原子核外共有6种不同运动状态的电子 C 基态原子中s电子总数与p电子总数相等 D 电离能数据(单位：kJ/mol)： 738、1451、7733、10540、13630 E 基态原子最外层电子排布式为：3s23p1 F 基态原子的最外层p轨道上有2个电子的自旋状态与最外层p轨道上其它电子的自旋状态相反 G 其中一种氧化物是有磁性的黑色固体 （1）G在周期表的位置       。 （2）A、B、C三种元素电负性由大到小的顺序为       (用元素符号表示)。 （3）A的一种氢化物的相对分子量为26，在此氢化物中，中心原子A 的杂化轨道类型为       。 （4）D、E、F三种元素第一电离能由大到小的顺序为       ，三种元素离子半径由大到小的顺序为       。 （5）元素A、B形成的(AB2)分子中所有原子都满足8电子稳定结构，则(AB2)中σ键与π键之比为       。 （6）如图请回答下列问题： 在MgO 晶体中，Mg2+的配位数是       与 Mg2+相邻且最近的 Mg2+个数为       ，若MgO晶胞边长为anm，NA为阿伏加德罗常数，MgO的密度为       g∙cm-3。 （7）GaN晶体结构可看作金刚石晶胞内部的碳原子被N原子代替，顶点和面心的碳原子被 Ga原子代替。如下图所示。晶胞中与同一个N原子相连的 Ga原子构成的空间构型为       。 15.VIA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含VIA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题： （1）基态氧原子的价层电子排布图为             ，基态硒原子的核外电子排布式为             。单质硒的熔点为 221 ℃，其晶体类型是             。 （2）H2O 、 H2S 、 H2Se 的稳定性由强到弱的顺序是             ， H2O 的沸点高于 H2Se 的沸点 (-42 ℃ ) ，其原因是             。 （3）H+ 可与 H2O 形成 ， 中 H-O-H 键角比 H2O 中 H - O - H 键角大，原因是     。 （4）很多含巯基 ( — SH) 的有机化合物是重金属元素汞的解毒剂。例如，解毒剂化合物 I 可与氧化汞生成化合物 II 。 ①下列说法正确的有    (填字母序号)。 A．在1中C-C-C键角接近109°28'       B．在II中O元素的电负性最大 C．在III中S原子均采取sp2杂化       D．在IV中硫氧键的键能均相等 ②化合物III也是一种汞解毒剂，汞解毒剂的水溶性好，有利于体内重金属元素汞的解毒。比较水溶性的大小关系；化合物I   化合物III(填“＜、＞或=”)。 ③化合物IV( )是一种强酸，写出其电离方程式   。 16.硼氢化钠(NaBHa)中氢元素为-1价，具有很强的还原性，被称为“万能还原剂”。回答下列问题： （1）基态硼原子的电子排布图是      ，其原子核外共有      种运动状态的电子。 （2）硼与铍相比，第一电离能较高的是      ，原因是      。 （3）NaBH4 中所含的化学键的类型有      ， [BH4]- 的空间构型是      ，其中心原子的杂化轨道类型为      。 （4）硼氢化钠 (NaBH4) 的晶胞结构及晶胞参数如图所示： ①Na+的配位数是    。 ②若硼氢化钠晶胞上下底心处的Na+被Li+取代，得到晶体的化学式为    。 ③NA代表阿伏加德罗常数的值，则NaBH4晶体的密度为    g•cm-3(用含a、NA的式子表示)。 17.钛(Ti)和锆(Zr)是同一副族的相邻元素，它们的化合物在生产、生活中有着广泛的用途。回答下列问题： （1）钛和锆的价层电子结构相同，基态锆原子的价层电子排布式为       ；与钛同周期元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的元素有       种。 （2） 是一种储氢材料。 的空间结构是       ，H、B、Ti的电负性由小到大的顺序为       。 （3）已知 晶胞中 位于 所构成的正八面体的体心， 晶胞中 位于 所构成的立方体的体心，其晶胞结构如图所示。 ① 晶胞中 的配位数是       。 ② 晶胞中A、B的原子坐标为 ， ，则C、D原子坐标为       、       。 ③已知二氧化锆晶胞的密度为 ，则晶体中Zr原子和O原子之间最短距离       pm(列出表达式， 为阿伏加德罗常数的值， 的摩尔质量为 )。 18.C₆₀独特的笼状结构使其及其衍生物表现出特殊的性质。 （1）①C的原子结构示意图是       ，与它同主族 Ge的价层电子排布式是       。 ②金刚石与C60的晶胞结构如图，比较二者熔点大小：金刚石       C60(填“>”、   “<”或“=”)，并从结构角度分析原因       。 ③C能与卤素形成碳卤键，烃基(R—)相同时，碳卤键断裂由易到难的顺序为 推测其原因：       。 ④C也能与 Mg形成C—Mg键，反应时C—Mg键断裂，根据键的极性分析 与丙酮(        )发生加成反应，1mol丙酮断裂的化学键数目是       ，产物是否含有手性碳原子       (填是或否)。 （2）一种金属富勒烯配合物合成过程如图所示。 已知：烯烃、C60等因能提供π电子与中心原子形成配位键，被称为“π配体”。 (PPh3)内中心P原子的杂化轨道类型是       。 （3）C₆₀的碱金属(M = K、Rb、Cs)衍生物的晶胞结构如图。 ①与每个C60分子紧邻且等距的C60分子数目为       。 ②某种C60的碱金属衍生物的化学式为 每个晶胞中含有的M原子的数目是       。 ③当M3C60的摩尔质量为 ，晶胞边长为 ，阿伏加德罗常数为 该晶体密度为       g 四、无机推断题 19.前四周期元素a、b、c、d、e、f、g原子序数依次增大，其相关性质如表所示： a 元素是形成化合物种类最多的元素 b 元素原子最高能级的不同轨道都有电子，且只有一种自旋方向 c 与b同周期，且原子核外有2个未成对电子 d 主族序数与周期数的差为4 e 前四周期元素中基态原子未成对电子数最多 f 基态f+各能级电子全充满 g g元素位于元素周期表中的第12列 请根据以上情况，回答下列问题： （1）c 元素在周期表的位置是             ； e 元素价层电子的轨道表示式为             。 （2）d 原子最高价氧化物对应水化物是             ( 填化学式 ) ，其酸根离子的中心原子杂化方式为             。 （3）b 元素单质的电子式为             ， a 、 b 简单氢化物的键角 a 大于 b 的原因             。 （4）元素 f 基态原子的第二电离能             元素 g 基态原子的第二电离能 ( 填 “>” 、 “<” 或 “=”) ，原因是             。 20.X、Y、Z、J、Q、R六种短周期主族元素，原子序数依次增大。元素Z在地壳中含量最高，J元素的焰色试验呈黄色，Q的最外层电子数与其电子总数之比为 ，X能与J形成离子化合物，且 的半径大于X的半径，Y的氧化物是形成酸雨的主要物质之一。 （1）Q元素在周期表中的位置为       。 （2）X、Y、Z、J、Q的原子半径从大到小排列，排在第三的元素是       (填元素符号)。 （3）Z、J、Q简单离子的半径由大到小的顺序是       (用离子符号表示)。 （4）同周期元素中，第一电离能位丁J和Q之间的元素个数为       。 （5）元素的非金属性R       (填“>”或“<”)Q，从原子结构的角度解释原因       。下列各项中，不能说明上述非金属性强弱的有       (填字母)。 A．Q的氢化物的水溶液中通入R的单质变浑浊 B．R与Q之间形成的化合物中元素的化合价 C．R和Q的单质的状态 D．R和Q在周期表中的位置 （6） X与Y可形成分子A和阳离子B，A、B在水溶液中的酸、碱性恰好相反，请结合化学用语解释原因       。 （7）X与Q在一定条件下可以形成极不稳定的原子个数比为 的化合物，该化合物分子中既有极性键又有非极性键，写出该分子的结构式       。 一、工业流程题 1.【答案】 （1） （2）     或 H2O2不稳定，Fe3+、Cu2+催化H2O2分解 （3）Cl-较 更易与Au3+形成配离子，增强了金的还原性 （4）阴极 Na2S2O3 （5）a 1.【解析】 （1）已知Cu的原子序数为29，基态Cu原子价电子排布式为：3d104s1； （2）①Fe3+迅速将铜氧化为Cu2+，自身被还原为Fe2+：离子方程式为： ；在酸性环境中，Fe2+被氧气重新氧化为Fe3+，完成催化循环，离子方程式为： ，故答案为： ， 或 ； ②过氧化氢不稳定，三价铁和铜离子可以催化其分解，故答案为：H2O2不稳定，Fe3+、Cu2+催化H2O2分解； （3）①Cl⁻作为配体形成稳定的 ，促进金的溶解，而硫酸根无法形成类似的稳定配合物，同时 更容易被氧化，故答案为：Cl-较 更易与Au3+形成配离子，增强了金的还原性； ②结合分析可知，“还原”步骤中N2H4可以还原HAuCl4生成金和氮气，离子方程式为： ； （4）结合分析可知，“电沉积”步骤中生成Ag的电极为阴极；同样由分析可知，阴极区的溶液中含有Na2S2O3，可以循环使用，故答案为：阴极；Na2S2O3； （5）Na2S2O3可被I2氧化为Na2S4O6，从物质结构的角度分析 的结构为(a)而不是(b)的原因是：(a)结构中电子云分布较均衡，结构较为稳定，(b)结构中正负电荷中心不重合，极性较大，较不稳定，且a中含有过硫键，b中含有过氧键，两者均有氧化性，但过氧键的氧化性强于I2，则b不能被I2氧化，由此可知该离子的结构应该是a。 二、单选题 【答案】 2.D 【解析】 2.A．非金属性越强，电负性越大，非金属性N>Si，所以电负性N>Si，故A正确； B．Si3N4是耐高温结构陶瓷，可知Si3N4属于共价晶体，故B正确； C．基态Si原子有2个未成对电子，基态N原子有3个未成对电子，未成对电子数之比为2：3，故C正确； D．Si(NH2)4中的Si、N原子价电子对数均为4，轨道的杂化类型均为sp3，故D错误； 选D。 【答案】 3.B 【解析】 3.A．Zn2+的配位数为4，以面心Se2-为研究对象（或根据Zn2+与Se2-的个数比），Se2-的配位数为4，A项正确； B．该晶胞中a点坐标为（0，0，0），则a原子位于坐标原点，由图乙可知d原子也在坐标轴正方向空间内，且到y轴、x轴、xy平面的距离分别为 、 、 ，即原子的坐标为（ ），B项错误； C．基态Se的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4，电子的空间运动状态数=电子所占原子轨道数，s、p、d原子轨道数分别为1、3、5，则基态Se原子核外有18种不同空间运动状态的电子，C项正确； D．Zn的原子序数是30，基态Zn的电子排布式为[Ar]3d104s2，价层电子排布式为3d104s2，D项正确； 故选B。 【答案】 4.A 【解析】 4.A．BF3为平面三角形，键角为120°， 无孤电子对，CH4为正四面体结构，键角为109°28′，NH3中由于分子中N原子含有1对孤电子对，并且孤电子对—成键电子对间的斥力＞成键电子对—成键电子对间的斥力，使NH3分子中的键角减小，即小于109°28′，所以键角：BF3 ＞CH4＞NH3，故A正确； B．同主族元素从上到下非金属性减弱，则非金属性F＞Cl＞Br，对应氢化物的稳定性为HBr＜HCl＜HF，故B错误； C．同周期随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，但ⅤA族具有半充满稳定结构，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能C＜O＜N，故C错误； D．单晶硅、碳化硅、金刚石形成的晶体都是共价晶体，由于键长C-C＜C-Si＜Si-Si，则熔点为金刚石＞碳化硅＞晶体硅，故D错误； 故选A。 【答案】 5.C 【解析】 5.A．运用价层电子对互斥理论，CO 离子中C原子的价电子对数是 ，无孤电子对，空间构型为平面三角形，故A错误； B．具有相同核外电子排布的粒子，化学性质不一定相同，如S2-、Ar具有相同的核外电子排布，Ar性质稳定，S2-具有还原性，故B错误； C．N原子的半径小于碳原子，NCl3中N—Cl键的键长比CCl4中C—Cl键的键长短，故C正确； D．日常生活中的焰火与原子核外电子跃迁释放能量有关，故D错误； 选C。 【答案】 6.B 【解析】 6.A．在同一能层上运动的电子，其自旋方向可能相同，可能相反，故A错误； B．同一原子中，能层序数越大，s原子轨道的形状相同，半径越大，故B正确； C．基态原子的4s能级上只有1个电子的元素有K，还可以是Cr或Cu，故C错误； D．杂化轨道可用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对，未参与杂化的轨道形成π键，故D错误。 综上所述，答案为B。 【答案】 7.B 【解析】 7.A．用电子云轮廓图示意 中 键的形成：，σ为头碰头，A错误； B． 中的阴离子 中心原子价层电子对数 ，杂化类型为sp3，阳离子 中心原子价层电子对数 ，杂化类型为sp3，B正确； C．N为7号元素，基态氮原子2p轨道上的3个电子自旋方向相同，核外电子排布的轨道表示式：，C错误； D． 和 均为分子晶体，存在范德华力，但 具有氢键，而 不存在氢键，D错误； 故选D。 【答案】 8.C 【解析】 8.A．能层数相同，原子半径越小，原子核吸引电子能力越强，故钠原子的第一电离能小于铝原子，A正确； B．CO2中C原子是sp杂化，分子构型为直线形，CO2分子中O=C=O之间的夹角为180°，B正确； C．Cl原子半径比H原子大，最外层电子数更多，与水分子间的作用力较大，常温下Cl2在水中溶解度高于H2，C错误； D．HF分子间存在氢键，分子间作用力更强，沸点高于HCl，D正确； 故选C。 【答案】 9.D 【解析】 9.A．同周期主族元素第一电离能从左到右逐渐增在，由于VA的p轨道半充满，第一电离能高于相邻主族元素，所以P第一电离能大于S，A正确； B．O原子半径小，H-O键键长短、键能大，H2O更稳定，B正确； C．K电子层多，原子核对外层电子吸引力小，还原性强于Na，C正确； D．虽然HF的相对分子质量比H2O大，但沸点差异主要由氢键的强弱和数量决定，H2O中每个分子可形成两个氢键，而HF每个分子仅形成一个氢键，H2O的氢键作用更多，导致沸点更高，D错误； 故选D。 【答案】 10.B 【解析】 10.A． N为第ⅤA族元素，2p能级处于半充满稳定状态，第一电离能： ，故A错误； B． 、 均为sp3杂化，孤电子对分别为1、2，孤电子对对成键对斥力大， 的键角比 大，故B正确； C． 分子中N为sp3杂化，分子构型为立体型，故C错误； D． 中 键的数目为16mol，故D错误； 故选B。 【答案】 11.D 【解析】 11.A．N原子2p能级半充满，结构稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能： ，故A正确；        B．H2O分子间形成的氢键比NH3分子间形成的氢键多，所以沸点： ，故B正确； C． 中心原子价层电子对数为3+  =4，二者均为 杂化，且均含有1个孤电子对，空间构型均为三角锥形，电负性N＞P，N对成键电子对吸引力更大，孤对电子斥力更大，导致其键角更大，所以键角： ，故C正确； D．F原子半径小于Cl原子，键长H-F<H-Cl，所以键能 ，故D错误； 选D。 【答案】 12.C 【解析】 12.A．除铜外，四种元素形成的单质中，氧气、氮气、氢气均为分子晶体，碳的单质中，金刚石属于共价晶体，石墨属于混合型晶体，A错误； B．Cu是29号元素，基态Cu2+的价电子排布式为：3d9，轨道表示式为：，两种自旋状态的电子数之比为5：4（或4：5），B错误； C．配合物中苯环碳、双键碳为sp2杂化，饱和碳为sp3杂化，故sp2杂化的碳原子与sp3杂化的碳原子个数比为14：12=7：6，C正确； D．该配合物中四种非金属元素分别是：H、C、N、O，元素周期表中第一电离能的变化规律为：每个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小，最后一种元素（稀有气体）的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小。C、N、O位于第二周期，由于N的2p轨道为半充满的稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能大小关系为：N>O>C。根据教材，H、N的第一电离能大小关系为：N>H，故该配合物中四种非金属元素中第一电离能最大的是N，D错误； 故选C。 三、结构与性质 13.【答案】 （1）d     （2） （3） （4）bcd （5）6 八面体 13.【解析】 （1）Fe在第四周期第VIII族，在元素周期表中的d区，Fe原子序数为26，故原子结构示意图为：   ； （2） 的中心原子为As，其价层电子对数= ，采取的杂化方式为 杂化； （3）Ni为28号元素，价电子排布式为 ，失去的两个电子为4s上的电子，故Ni2+的价电子排布式为 ； （4）该结构中C=N中含有 键和 键，N与Ni2+之间存在配位键，氢键不是化学键，故答案选bcd； （5）Ni2+在顶点，O2-在棱中心，一个晶胞中Ni2+距离最近的有3个O2-，一个顶点被8个晶胞共用，所以距离最近的应该有3*8=24，一个棱被4个晶胞共用，完全属于一个晶胞的占 ，所以配位数= ，体心为O2-，Ni2+在六个面的面心，形成的结构为八面体形，故 填入 所形成的八面体空隙中。 14.【答案】 （1）第四周期第Ⅷ族 （2）O＞N＞C （3）sp杂化 （4）Cl＞Mg＞Al Cl-＞Mg2+＞Al3+ （5）3:4 （6）6 12 （7）正四面体 14.【解析】 （1）G为26号元素铁，其价电子排布式为3d64s2，在周期表的位置为：第四周期第Ⅷ族。 （2）A、B、C三种元素分别为C、N、O，三者为同周期相邻元素，同周期元素从左到右，非金属性依次增强，非金属性越强，电负性越大，则电负性由大到小的顺序为O＞N＞C。 （3）A的一种氢化物的相对分子量为26，其为C2H2，结构式为H-C≡C-H，在此氢化物中，中心原子A 的孤电子对数为 =0，形成2个σ键，则杂化轨道类型为：sp杂化。 （4）D、E、F三种元素分别为Mg、Al、Cl，三者为同周期元素，Mg、Al为相邻的金属元素，由于Mg的3p轨道全空，原子的能量低，第一电离能反常，Cl为非金属元素，第一电离能比金属元素大，所以第一电离能由大到小的顺序为：Cl＞Mg＞Al，三种元素离子中，Cl-核外有3个电子层，Mg2+、Al3+核外有2个电子层，所以Cl-半径最大，Mg2+、Al3+的电子层结构相同，但Al的核电荷数比Mg大，则Al3+半径比Mg2+小，所以离子半径由大到小的顺序为Cl-＞Mg2+＞Al3+。 （5）元素A、B形成的(AB2)分子中所有原子都满足8电子稳定结构，则(AB2)的结构式为N≡C-C≡N，σ键与π键数目分别为3和4，则σ键与π键之比为3:4。 （6）在MgO 晶体中，与Mg2+距离最近且相等的O2-有6个，则配位数是6；我们设定顶点的1个Mg2+为研究对象，与此Mg2+相邻且最近的 Mg2+位于面心，个数为 =12，若MgO晶胞边长为anm，NA为阿伏加德罗常数，1个晶胞中含Mg2+个数为 4，含O2-个数为 =4，MgO的密度为 = g∙cm-3。 （7）在GaN晶胞中，中心N原子的孤电子对数为 =0，形成4个σ键，价层电子对数为4，发生sp3杂化，则与同一个N原子相连的 Ga原子构成的空间构型为：正四面体。 15.【答案】 （1） [Ar]3d104s24p4(或1s22s22p63s23p63d104s24p4) 分子晶体 （2）H2O＞H2S＞H2Se H2O分子间能形成氢键，而H2Se分子间不存在氢键 （3）H2O中O原子最外层有两对孤对电子，对成键电子的排斥作用大，而H3O+中O原子只有一对孤对电子，对成键电子的排斥作用弱 （4）AB ＜ CH3SO3H= +H+ 15.【解析】 （1）基态氧原子的价电子排布式为2s22p4，则其价层电子排布图为 ，硒为34号元素，基态硒原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p4(或1s22s22p63s23p63d104s24p4)。单质硒的熔点为221℃，其晶体类型是分子晶体。答案为： ；[Ar]3d104s24p4(或1s22s22p63s23p63d104s24p4)；分子晶体； （2）O、S、Se的非金属性大小关系为O＞S＞Se，则H2O、H2S、H2Se的稳定性由强到弱的顺序是：H2O＞H2S＞H2Se，H2O的相对分子质量比H2Se小，但沸点高于H2Se的沸点(-42℃)，表明其分子间还有其它作用力，从而得出其原因是：H2O分子间能形成氢键，而H2Se分子间不存在氢键。答案为：H2O＞H2S＞H2Se；H2O分子间能形成氢键，而H2Se分子间不存在氢键； （3）H+可与H2O形成H3O+，H3O+中H-O-H键角比H2O中H-O-H键角大，则表明H3O+中O-H键所受的排斥作用小，原因是：H2O中O原子最外层有两对孤对电子，对成键电子的排斥作用大，而H3O+中O原子只有一对孤对电子，对成键电子的排斥作用弱。答案为：H2O中O原子最外层有两对孤对电子，对成键电子的排斥作用大，而H3O+中O原子只有一对孤对电子，对成键电子的排斥作用弱； （4）①A．在1中，C原子构成四面体结构，所以C-C-C键角接近109°28'，A正确； B．在II中含有C、H、O、S、Hg元素，非金属性O最强，所以O元素的电负性最大，B正确； C．在III中，S 价层电子对数均为4，所以S原子均采取sp3杂化，C不正确； D．在IV中，S原子形成S=O和S-O键，所以硫氧键的键能不完全相等，D不正确； 故选AB。 ②化合物III是强酸的钠盐，为离子化合物，水溶性更好，则水溶性的大小关系；化合物I＜化合物III。 ③化合物IV(CH3SO3H)是一种强酸，其电离方程式为：CH3SO3H= +H+。答案为：AB；＜；CH3SO3H= +H+。 16.【答案】 （1） 5 （2）Be Be的核外电子排布为1s22s2，原子轨道是较稳定全充满结构，体系能量低，不易失电子 （3）离子键和共价键 正四面体形 sp3杂化 （4）8 LiNa3(BH4)4 16.【解析】 （1）B为5号元素，其核外有5个电子，根据构造原理书写其基态核外电子排布为1s22s22p1，电子排布图是，每个电子的运动状态都不同，其原子核外共有5种运动状态的电子； （2）同周期随原子序数增大元素第一电离能呈增大趋势，但IIA族、VA族元素第一电离能高于同周期相邻元素的，故第一电离能较高的是Be，原因是Be的核外电子排布为1s22s2，原子轨道是较稳定全充满结构，体系能量低，不易失电子； （3）NaBH4中钠离子和[BH4]-之间存在离子键，[BH4]-中B、H原子之间存在共价键，[BH4]-中B原子价层电子对数=4+ =4且不含孤电子对，为该离子为四面体形，其中心原子的杂化轨道类型为sp3杂化； （4）①Na+的配位数即离Na+最近的且等距离的硼氢根离子的个数，由晶胞示意图可知，Na+的配位数是8； ②若硼氢化钠晶胞上、下底心处的Na+被Li+取代，得到晶体中一个晶胞中含有Na+个数为： ×4+ ×4=3，含有[BH4]-个数为： ×8+ ×4+1=4，Li+数目为： ×2=1，该晶体的化学式为LiNa3(BH4)4； ③由晶胞示意图可知，每个晶胞的体积为：V=a2×2a×10-21cm3=2a3×10-21cm3，一个晶胞中含有Na+个数为： ×4+ ×6=4，含有[BH4]-个数为： ×8+ ×4+1=4，则一个晶胞的质量为： ，故晶胞密度为 g•cm-3。 17.【答案】 （1） 3 （2）正四面体 Ti<B<H （3）3 17.【解析】 （1）钛的价层电子排布式为：3d24s2，基态锆原子的价电子排布式为4d25s2；Ti位于第四周期，与钛同周期的所有元素的基态原子中，Ti原子未成对电子数是2，未成对电子数与钛相同的元素有Ni、Ge、Se共3种。 （2）Ti(BH4)2是一种储氢材料。 中心原子价层电子对数为4+ =4，且没有孤电子对，空间构型是正四面体，同主族电负性从上到小逐渐减小，同周期从左到右逐渐增大，H、B、Ti的电负性由小到大的顺序为Ti<B<H。 （3）①晶体中Ti4+位于O2-所构成的正八面体的体心，Ti4+的配位数为6，晶胞中Ti4+的数目=1+8× =2，O2-的数目=2+4× =4，TiO2晶胞中O2-的配位数=6× =3； ②TiO2晶胞中A、B的原子坐标为(0.69，0.69，1)，(0.19，0.81，0.5)，则C、D原子坐标为(0.81，0.19，0.5)、(0.23，0.23，0)； ③已知二氧化锆晶胞的密度为ρ g·cm-3，则晶体中Zr原子和O原子之间的最短距离，晶胞体对角线长度等于棱长的 倍，两原子核间的距离为apm，则晶胞棱长= cm，晶胞中黑色球数目= 8，白色球数目= =4，即O原子数目8，Zr原子数目为4，晶胞质量= ，解得a= pm。 18.【答案】 （1） 4s24p2 ＞ 金刚石为共价晶体， C60为分子晶体，二者熔化时分别破坏共价键和分子间作用力，共价键的强度大于分子间作用力 原子半径：I>Br>Cl，则碳卤键从 R–I、R–Br到R–Cl，键长依次变短，键能依次增大 NA 否 （2）sp3 （3）12 12 18.【解析】 （1）①碳原子的核电荷数为6，核外有2个电子层，最外层电子数为4，原子结构示意图为；与碳元素同主族的锗元素的原子序数为32，价层电子排布式为4s24p2，故答案为：；4s24p2； ②金刚石为共价晶体， C60为分子晶体，二者熔化时分别破坏共价键和分子间作用力，共价键的强度大于分子间作用力，所以金刚石熔点高于C60，故答案为：金刚石为共价晶体， C60为分子晶体，二者熔化时分别破坏共价键和分子间作用力，共价键的强度大于分子间作用力； ③同主族的氯、溴、碘的原子半径依次增大，则碳卤键R–I、R–Br、R–Cl的键长依次变短、键能依次增大，所以碳卤键断裂由易到难的顺序为R-I、R-Br、R-Cl，故答案为：原子半径：I>Br>Cl，则碳卤键从 R–I、R–Br到R–Cl，键长依次变短，键能依次增大； ④由题给信息可知，丙酮能与 发生加成反应生成，则1mol丙酮断裂的化学键数目是1mol×NAmol—1=NA，反应生成的中不含手性碳原子：，故答案为：NA；否； （2）由图可知，三苯基膦中磷原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为1，磷原子的杂化方式为sp3杂化，故答案为：sp3； （3）①由晶胞结构可知，晶胞中C60分子位于顶点和面心，则与每个C60分子紧邻且等距的C60分子数目为12，故答案为：12； ②由晶胞结构可知，晶胞中位于顶点和面心的C60分子个数为8× +6× =4，由化学式可知，晶胞中含有的M原子的数目是4×3=12，故答案为：12； ③设晶体的密度为dg/cm3，由晶胞的质量公式可得： =(10—7 a)3d，解得d= ，故答案为： 。 四、无机推断题 19.【答案】 （1）第二周期ⅥA族 （2）HClO4 sp3 （3） NH3有未成键的孤电子对，孤电子对间的排斥力＞孤电子对对化学键的排斥力＞化学键间的排斥力，所以由于孤电子对的排斥，NH3键角要小于没有孤电子对排斥的CH4的键角 （4）＞ Cu+核外价电子排布为3d10全充满结构，比Zn+的3d104s1稳定，Cu+更难失去电子，故Cu的第二电离能大于Zn的第二电离能 19.【解析】 （1）根据分析，c为O，在周期表的位置是第二周期ⅥA族；e为Cr，价层电子的轨道表示式为； （2）根据分析，d为Cl最高价氧化物对应水化物是HClO4； 中Cl的价层电子对数为4+ ×(7+1-4×2)=4，因此Cl为sp3杂化； （3）根据分析，b为N，单质为N2，电子式为；a、b简单氢化物分别为CH4和NH3，中心原子C和N均为sp3杂化，NH3有未成键的孤电子对，孤电子对间的排斥力＞孤电子对对化学键的排斥力＞化学键间的排斥力，所以由于孤电子对的排斥，NH3键角要小于没有孤电子对排斥的CH4的键角； （4）根据分析，f、g分别为Cu、Zn，Cu基态原子的第二电离能＞Zn基态原子的第二电离能，Cu+核外价电子排布为3d10全充满结构，比Zn+的3d104s1稳定，Cu+更难失去电子，故Cu的第二电离能大于Zn的第二电离能。 20.【答案】 （1）第三周期ⅥA族 （2）N （3）S2-> O2-> Na+ （4）3 （5）> Cl原子半径小于S，原子半径越小，原子核对核外电子吸引力越强，元素非金属性增强 C （6）NH3溶于水，与水反应生成一水合氨，一水合氨电离出OH-使溶液呈碱性； 在溶液中发生水解使溶液呈酸性； （7）H—S—S—H 20.【解析】 （1）硫元素位于元素周期表第三周期ⅥA族； （2）氢元素的原子半径在元素周期表中最小，同周期元素，从左到右原子半径依次减小，同主族元素，从上到下原子半径依次增大，则五种元素的原子半径从大到小排列的顺序为Na＞S＞N＞O＞H，排在第三的元素是N元素； （3）Z为O、J为Na、Q为S，三者形成的简单离子中S2-电子层数为3，其离子半径最大，O2-、Na+的电子层数相同，Na+的核电荷数大于O2-，其离子半径小于O2-，则三种离子半径由大到小的顺序为：S2-> O2-> Na+； （4）同周期元素第一电离能从左到右呈增大趋势，但VA最外层为半满稳定结构，其第一电离能大于同周期的VIA族元素，则第一电离能位丁Na和S之间的有Mg、Al、Si三种； （5）同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力增强，元素非金属性依次增强，则Cl元素的非金属性强于S元素； A．Q的氢化物的水溶液中通入氯气会变浑浊发生的反应为氢硫酸溶液与氯气发生置换反应生成硫沉淀和水，说明Cl元素的非金属性强于S元素，故不符合题意； B．Cl元素与S元素形成的化合物中S元素显正价，Cl元素显负价，说明Cl元素的非金属性强于S元素，故不符合题意； C．元素的非金属性强弱与单质的状态无关，则单质的状态不能说明Cl元素的非金属性强于S元素，故符合题意； D．同周期元素，从左到右非金属性依次增强，则在周期表中的位置能说明Cl元素的非金属性强于S元素，故不符合题意； （6）X为H，Y为N，两者形成氢化物NH3，溶于水能与水反应生成一水合氨，一水合氨电离出OH-使溶液呈碱性；两者形成阳离子 ，在溶液中发生水解使溶液呈酸性； （7）一定条件下氢元素和硫元素形成极不稳定的原子个数比为1∶1的化合物的分子式为H2S2，结构式为H—S—S—H。 学科网（北京）股份有限公司 $$