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选三复习

作者：何性刚来源：发布时间：2017年06月23日

选三复习

化学组 何性刚

1．青蒿素是从黄花蒿中提前的一种无色针状晶体，双氢青蒿素是青蒿素的重要衍生物，抗疟疾疗效优于青蒿素，请回答下列问题：

(1)组成青蒿素的三种元素电负性由大到小排序是__________，画出基态O原子的价电子排布图__________。

(2)一个青蒿素分子中含有_______个手性碳原子。

(3)双氢青蒿素的合成一般是用硼氢化钠(NaBH₄)还原青蒿素．硼氢化物的合成方法有：

2LiH+B₂H₆=2LiBH₄； 4NaH+BF₃═NaBH₄+3NaF

①写出BH₄^﹣的等电子体_________（分子、离子各写一种）；

②B₂H₆分子结构如图，2个B原子和一个H原子共用2个电子形成3中心二电子键，中间的2个氢原子被称为“桥氢原子”，它们连接了2个B原子．则B₂H₆分子中有______种共价键，B原子的杂化方式为________ ；

③NaBH₄的阴离子中一个B原子能形成4个共价键，而冰晶石(Na₃AlF₆)的阴离子中一个Al原子可以形成6个共价键，原因是______________；

④NaH的晶胞如图，则NaH晶体中阳离子的配位数是_________；设晶胞中阴、阳离子为刚性球体且恰好相切，求阴、阳离子的半径比{C}{C}{C}=__________。

2．[化学—选修3：物质结构与性质]A、B、C、D、E代表前四周期原子序数依次增大的五种元素。A、D同主族且有两种常见化合物DA₂和DA₃；工业上电解熔融C₂A₃制取单质C；B、E除最外层均只有2个电子外，其余各层全充满，E位于元素周期表的ds区。回答下列问题：

（1）B、C中第一电离能较大的是，基态D原子价电子的轨道表达式为。

（2）DA₂分子的VSEPR模型是。H₂A比H₂D熔沸点高得多的原因是。

（3）实验测得C与氯元素形成化合物的实际组成为C₂Cl₆，其球棍模型如图所示。已知C₂Cl₆ 在加热时易升华，与过量的NaOH溶液反应可生成Na[C(OH)₄]。

① C₂Cl₆属于晶体（填晶体类型），其中C原子的杂化轨道类型为杂化。

② [C(OH)₄]^－中存在的化学键有。

（4）工业上制备B的单质是电解熔融B的氯化物，而不是电解BA，原因是。

（5）B、C的氟化物晶格能分别是2957 kJ·mol^-1、5492 kJ·mol^-1，二者相差很大的原因是____________。

（6）D与E所形成化合物晶体的晶胞如图所示。

① 在该晶胞中，E的配位数为______________。

② 原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置。右图晶胞中，原子坐标参数a为（0，0，0）；b为（{C}{C}{C}{C}，0，{C}{C}{C}{C}）；c为（{C}{C}{C}{C}，{C}{C}{C}{C}，0）。则d原子的坐标参数为_________________。

③ 已知该晶胞的密度为ρ g/cm³，则其中两个D原子之间的距离为_________ pm（列出计算式即可）。

3．【化学——选修3：物质结构与性质】原子序数依次增大的X、Y、Z、G、Q、R、T七种元素，核电荷数均小于36。已知X的一种1∶2型氢化物分子中既有σ键又有π键，且所有原子共平面；Z的L层上有2个未成对电子；Q原子的s能级与p能级电子数相等；R单质是制造各种计算机、微电子产品的核心材料；T处于周期表的ds区，原子中只有一个未成对电子。

(1)Y原子核外共有________种不同运动状态的电子，基态T原子有________种不同能级的电子。

(2)X、Y、Z的第一电离能由小到大的顺序为________(用元素符号表示)。

(3)由X、Y、Z形成的离子ZXY^－与XZ₂互为等电子体，则ZXY^－中X原子的杂化轨道类型为__________________。

（4）Z与R能形成化合物甲，1 mol甲中含________ mol化学键，甲与氢氟酸反应，生成物的分子空间构型分别为_________________________。

(5)G、Q、R氟化物的熔点如下表，造成熔点差异的原因为___________________。

氟化物	G的氟化物	Q的氟化物	R的氟化物
熔点/K	993	1 539	183

为________________________；________________________。

(7)X单质的晶胞如图所示，一个X晶胞中有________个X原子；

若X晶体的密度为ρ g·cm^－3，阿伏加德罗常数的值为N_A，则该晶胞的体积为________ cm³ (用代数式表示)。

4．[化学—选修3：物质结构与性质]目前半导体生产正在进行一场“铜芯片”革命：在硅芯片上用铜代替铝布线。古老的金属铜在现代科技应用上取得了突破。用黄铜矿(主要成分为CuFeS₂)生产粗铜，其反应原理如下：

（1）基态铜原子的价电子排布式为____________，硫、氧元素相比，第一电离能较大的元素是________(填元素符号)。

（2）反应①、②中均生成有相同的气体分子，该分子的中心原子杂化类型是_________，其立体结构是________，与该分子互为等电子体的单质气体的化学式是。

（3）某学生用硫酸铜溶液与氨水做了一组实验：CuSO₄溶液{C}{C}{C}蓝色沉淀{C}{C}{C}沉淀溶解，得到深蓝色透明溶液。生成蓝色沉淀溶于氨水的离子方程式为；

5．【化学—选修3：物质结构与性质】

硒（Se）是一种有抗癌、抗氧化作用的元素，可以形成多种化合物。

（1）基态硒原子的价层电子排布式为。

（2）锗、砷、硒的第一电离能大小排序为。H₂SeO₄的酸性比H₂SeO₃的强，其原因是。

（3）H₂SeO₃的中心原子杂化类型是；SeO₃^2-的立体构型是。与SeO₃^2-互为等电体的分子有（写一种物质的化学式即可）。

（5）硒化锌（SnSe）是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如图所示，该晶胞中硒原子的配位数为；若该晶胞密度为ρg•cm^-3，硒化锌的摩尔质量为M g/mol。N_A代表阿伏加德罗常数，则晶胞参数a为 pm。

6．【化学—选修3：物质结构和性质】A、B、C、D、E、F六种元素，A、B、C属于第四周期元素且单质均为固体，原子处于基态时A、B原子核外电子均成对，且核电荷数A>B；C与A在周期表属于同一区的元素，如图是金属B和C所形成的某种合金的晶胞结构示意图；D、E、F均位于p区，D原子在基态时p轨道半充满且电负性是同族元素中最大的；E、F的原子均有三个能层，E原子的第一至第四电离能(kJ/mol)分别为：578、1817、2745、ll575；E与F能形成原子数目比为1:3、熔点为190℃的化合物Q

（1）写出A的基态核外电子排布式；用最简式表示B、C形成合金的组成 (用B、C元素符号表示)。该合金的密度为 a g/cm³,其晶胞的边长为。

（2）含有D、碳、硫三种元素的负一价离子中，所有原子均满足最外层8电子结构，一个电子是由硫原子所得，则其电子式为。

（3）实验测得气态无水Q在1．Ol×10⁵ Pa、t₁℃的密度为5.OO g·L^-1、气体摩尔体积为53．4 L·mol^-，则此时Q的组成为(写化学式) ；

（4）实验证明:KCl、MgO、CaO、TiN这4种晶体的结构与NaCl晶体结构相似，则Mg{C}{C}{C}O 晶体中Mg²⁺的配位数是，KCl、MgO、CaO 的熔点由高到低为。

（5）紫外光的光子所具有的能量约为399 kJ·mol^-1。根据下表有关蛋白质分{C}{C}{C}子中重要化学键的信息,说明人体长时间照射紫外光后皮肤易受伤害的原因。

共价键	C—C	C—N	C—S
键能/kJ·mol^-1	347	305	259

7．[化学——选修3：物质结构与性质]周期表前三周期元素A、B、C、D，原子序数依次增大，A的基态原子的L层电子是K层电子的两倍；B的价电子层中的未成对电子有3个；C与B同族；D的最高价含氧酸为酸性最强的无机含氧酸。请回答下列问题：

（1）C的基态原子的电子排布式为____________________；D的最高价含氧酸酸性比其低两价的含氧酸酸性强的原因是____________________。

（2）杂化轨道分为等性和不等性杂化，不等性杂化时在杂化轨道中有不参加成键的孤电子对的存在。A、B、C都能与D形成中心原子杂化方式为____________的两元共价化合物。其中，属于不等性杂化的是______________（写化学式）。以上不等性杂化的化合物价层电子对立体构型为___________，分子立体构型为__________________。

（3）以上不等性杂化化合物成键轨道的夹角___________（填“大于”、“等于”或“小于”）等性杂化的化合物成键轨道间的夹角。由于C核外比 B多一层电子，C还可以和D形成另一种两元共价化合物。此时C的杂化轨道中没有孤对电子，比起之前C和D的化合物，它的杂化轨道多了一条。其杂化方式为_______________。

(4)A和B能形成多种结构的晶体。其中一种类似金刚石的结构，硬度比金刚石还大，是一种新型的超硬材料。其结构如下图所示（图1为晶体结构，图2为切片层状结构），其化学式为____________。实验测得此晶体结构属于六方晶系，晶胞结构见图3。已知图示原子都包含在晶胞内，晶胞参数a=0.64 nm，c=0.24 nm。其晶体密度为_____________（已知：a=0.64 nm，c=0.24 nm，结果精确到小数点后第2位

图1 A和B形成的一种晶体结构图图2 切片层状结构图3 晶胞结构

（图2和图3中：○为N原子、●为C原子）

8．前四周期A、B、C、D、E、F、G原子序数依次增大，A元素的质子数和质量数相等，B元素具有三个能级且所排电子数相同，D元素2p能级上电子数是2s能级的两倍；D和E相邻且同主族。F是第四周期未成对电子最多的原子，G是目前使用量最多的金属。

请回答下列问题：(用推出的元素符号或者化学式作答)

（1）F的价电子排布式为，B、C、D三种元素的第一电离能从大到小的顺序为。

（2）{C}{C}{C}{C}中B原子的杂化方式为，该离子的空间构型为 ________

（3）写出一种由A、C、D组成且既含离子键又含共价键的物质的化学式，化合物ABC中σ键和π键数目之比为，C的气态氢化物在一定的压强下，测得的密度比该压强下理论密度略大，请解释原因。

（4）E和G形成的某种晶胞如下图所示：其中白球表示E，黑球表示G。则该物质的化学式为，假设该晶胞的密度为ρ g/cm³，用N_A表示阿伏加德罗常数，则该晶胞中距离最近的G原子之间的距离为 cm 。

9．已知A、B、C、D、E、F是周期表前四周期的元素，原子序数依次增大。A的基态原子2p能级有2个单电子；C占整个地壳质量的48．6%，是地壳中含量最多的元素；E的单质常温常压下为黄绿色气体，化学性质十分活泼，具有毒性；F位于ds区，最外能层有单电子，是热和电最佳导体之一，；D与F不同周期，但最外能层电子数相等。

（1）写出基态D原子的价电子排布式。[~~来源:学.科.网Z.X.X.K]~~

（2）A、B、C三种元素第一电离能最大的是（用元素符号表示）其原因是。

（3）A、C两元素形成的化合物AC₂的分子空间构型。与 AC₂互为等电子体的粒子的化学式，（分子和离子各写一种）。

（4）D、E形成的一种离子化合物，在图1晶胞结构图中黑球表示E的位置，白球表示D的位置，已知该晶胞的边长为a cm，阿伏加德罗常数为N_A，求：晶胞的密度ρ= g/cm³（用含a、N_A的计算式表示）。

（5）由F原子形成的晶胞结构如图2，F原子的半径为r，列式表示F原子在晶胞中的空间利用率（不要求计算结果）。

10．X、Y、Z、P、Q为周期表前四周期中原子序数依次增大的元素。X原子2p能级有两个未成对电子，但没有空轨道。Y原子K层的电子数与M层的电子数的乘积等于其L层的电子数。Z与X同族。P原子的基态+2价阳离子的价电子排布为3d²。Q位于第ⅠB族。根据以上信息，回答下列问题。

（1）X的基态原子核外有种不同运动状态的电子。

（2）Y与X可以形成多种复杂阴离子，如图所示，若其中a对应的阴离子化学式为SiO₄^4—，则c对应的阴离子的化学式为。

（3）Z能形成很多种含氧酸，如H₂ZO₃、H₂ZO₄。Z的某种含氧酸分子式为H₂Z₂O₇，属于二元酸，已知其结构中所有原子都达到稳定结构，且不存在非极性键，试写出其结构式 (配位键须注明)。

（4）P与X形成的某种晶体的晶胞结构如图所示，其晶体的化学式为，P的配位数为。

（5）向盛有QZX₄的溶液中加入氨水至过量，现象为，相关反应的离子方程式为。NF₃的空间构型是，NF₃不易与Cu²⁺形成配离子，其原因是。

11．【化学-选修3：物质结构与性质】

已知A、B、C、D、E、F是周期表前四周期的元素，原子序数依次增大。A的基态原子2p能级有2个单电子；C占整个地壳质量的48．6%，是地壳中含量最多的元素；E的单质常温常压下为黄绿色气体，化学性质十分活泼，具有毒性；F位于ds区，最外能层有单电子，是热和电最佳导体之一，是唯一的能大量天然产出的金属；D与F不同周期，但最外能层电子数相等。

（1）写出基态D原子的价电子排布式。

（2）A、B、C三种元素第一电离能最大的是（用元素符号表示）

其原因是。

（3）A、C两元素形成的化合物AC₂的分子空间构型 _ _。与 AC₂互为等电子体的粒子的化学式_ ， __ _（分子和离子各写一种）。

（4）D、E形成的一种离子化合物，在图1晶胞结构图中黑球表示E的位置，白球表示D的位置，已知该晶胞的边长为n cm，阿伏加德罗常数为NA，求：

晶胞的密度ρ= g/cm³（用含a、NA的计算式表示）。

（5）由F原子形成的晶胞结构如图2，F原子的半径为r，列式表示E原子在晶胞中的空间利用率（不要求计算结果）。

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12．【化学选修—物质结构与性质】

原子序数依次增大的U、V、W、X、Y是周期表中前30号元素。已知U的最外层电子数是其内层电子数的2倍，U与W形成的常见化合物之一是主要的温室气体；X与U同主族，其单质在同周期元素所形成的单质中熔点最高；Y原子M能层为全充满状态，且核外的未成对电子只有一个，请回答下列问题：

（1）V在周期表中的位置是___________，该主族元素的气态氢化物中，沸点最低的是________（填化学式）；

（2）根据等电子原理分析，VW₂⁺中V原子的轨道杂化类型是__________；

（3）五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物在常温下是晶体，其晶体类型是__________；

（4）+1价气态基态阳离子再失去一个电子形成+2价气态基态阳离子所需要的能量称为第二电离能I₂，依次还有I₃、I₄、I₅…，推测X元素的电离能突增应出现在第_________电离能；
（5）U的一种相对分子质量为28的氢化物，其分子中σ键与π键的个数之比为_________；

（6）Y的基态原子有_________种形状不同的原子轨道；Y²⁺的价电子排布式为__________；如图_________（填“甲”“乙”或“丙”）表示的是Y晶体中微粒的堆积方式。
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13．已知A、B、C、D、E、F是元素周期表中前36号元素，它们的原子序数依次增大。A的质子数、电子层数、最外层电子数均相等，B元素基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子总数相同，D的基态原子核外成对电子数是成单电子数的3倍，E⁴⁺与氩原子的核外电子排布相同。F是第四周期d区原子序数最大的元素。请回答下列问题：

（1）写出E的价层电子排布式。

（2）A、B、C、D电负性由大到小的顺序为________________（填元素符号）。

（3）F(BD)4为无色挥发性剧毒液体，熔点-25℃ ，沸点43℃。不溶于水，易溶于乙醇、乙醚、苯等有机溶剂，呈四面体构型，该晶体的类型为，F与BD之间的作用力为。

（4）开发新型储氢材料是氢能利用的重要研究方向。

①由A、B、E三种元素构成的某种新型储氢材料的理论结构模型如图1所示，图中虚线框内B原子的杂化轨道类型有种；

②分子X可以通过氢键形成“笼状结构”而成为潜在的储氢材料。X一定不是（填标号）；

A.H₂0 B. CH₄ C.HF D.CO(NH₂)₂

③F元素与镧( La)元素的合金可做储氢材料，该晶体的晶胞如图2所示，晶胞中心有一个F原子，其他F原子都在晶胞面上，则该晶体的化学式为；已知其摩尔质量为Mg．mol^-1，晶胞参数为apm，用NA表示阿伏伽德罗常数，则该晶胞的密度为 g．cm^-3。

14．A、B、C、D是元素周期表中前36号元素，它们的核电荷数依次增大。第二周期元素A原子的核外成对电子数是未成对电子数的2倍且有3个能级，B原子的最外层p轨道的电子为半充满结构，C是地壳中含量最多的元素。D是第四周期元素，其原子核外最外层电子数与氢原子相同，其余各层电子均充满。请回答下列问题：

（1）A、B、C的第一电离能由小到大的顺序是________(用对应的元素符号表示)；基态D原子的电子排布式为______________。

（2）A的最高价氧化物对应的水化物分子中，其中心原子采取________杂化；BC{C}{C}的空间构型为_________________(用文字描述)。

（3）1 mol AB^－中含有的π键数目为________。

（4）如下图是金属Ca和D所形成的某种合金的晶胞结构示意图，则该合金中Ca和D的原子个数比是________。

（5）镧镍合金与上述合金都具有相同类型的晶胞结构XY_n，它们有很强的储氢能力。已知镧镍合金LaNi_n晶胞体积为9.0×10^－23 cm³，储氢后形成LaNi_nH_4.5合金(氢进入晶胞空隙，体积不变)，则LaNi_n中n＝________(填数值)；氢在合金中的密度为________。

15．物质结构决定物质性质。回答下列问题：

A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A^2-和B⁺具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：

（1）四种元素中电负性最大的是________（填元素符号），其中C原子的核外电子排布式为__________。

（2）单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是__________________（填分子式）；B的氢化物所属的晶体类型为________________。

{C}{C}{C}

（3）化合物D₂A的立体构型为_______________中心原子的杂化轨道类型为_______________。

（4）A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a=0.566nm，F的化学式为_____________：列式计算晶体F的密度（g.cm^-3)___________。

16．已知T、X、Y、Z是中学化学常见的四种元素，其结构或性质信息如下表：

元素	结构或性质信息
T	原子的L层上s电子数等于p电子数．
X	元素的原子半径是第三周期主族元素中最大的．
Y	空气中含其单质，原子的最外层未成对电子数是该元素所在周期中最多的．
Z	单质常温、常压下是气体．原子的M层上有1个未成对的p电子．

请根据信息回答有关问题：

（1）写出与Y₂互为等电子体的分子式______________；

（2）在相同状况下，Y的简单氢化物的沸点高于Z的氢化物，其原因是______________；

（3）T、X、Y三种元素的电负性由大到小的顺序(填元素符号)是______________；

（4）元素Q的原子序数是X与Z的原子序数之和．

①该元素基态原子的最外层电子排布式为______________；

②元素Q与元素T、Y、Z分别形成平面型的[Q(TY)₄]^2-和四面体的[QZ₄]^2-，其中T与Y、Q与Z成键时中心原子采用的杂化方式分别是_________、___________；

③元素Q形成的单质的晶体结构如下图所示，该晶体形成时的原子堆积方式是__________(选填“甲”、“乙”、“丙”)。

17．【化学—选修3：物质结构与性质】A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A²^﹣和B⁺具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：

（1）四种元素中电负性最大的是 (填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为；

（2）单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是 (填分子式)，原因是，A和B 的氢化物所属的晶体类型分别为和；

（3）C和D反应可生成组成比为1︰3的化合物E， E的立体构型为，中心原子的杂化轨道类型为；

（4）A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数，a = 0.566 nm，F的化学式为，列式计算晶体F的密度(g.cm^-3) 。

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18．【化学选修3—物质结构与性质】A、B、C、D、E、F、G为原子序数依次增大的前四周期元素。A、F原子的最外层电子数均等于其周期序数．F原子的电子层数是A的3倍； B原子核外电子分处3个不同能级。且每个能级上排布的电子数相同；A与C形成的最简单分子为三角锥形；D原子p轨道上成对电子数等于未成对电子数；E原子核外每个原子轨道上的电子都已成对．E与F同周期；G的原子序数等于A、C、D、F 四种元素原子序数之和。

（1）写出B的基态原子的核外电子排布图；回答E与F原子的第一电离能的大小关系怎样，原因是；

（2）C₃^－是一种弱酸根离子，请写出两种与C₃^－互为等电子体的分子的化学式，；

（3）A与D形成的A₂D₂分子中D原子的杂化类型为杂化，A与C形成的最简单分子易溶于水的原因；

（4）G的晶体中原子按（填“ABABAB”或“ABCABCABC”）的方式堆积而成，G的晶体堆积模型名称；

（5）G的晶体中G原子的配位数为，空间利用率为；

（6）元素G的一种氯化物的晶胞如图所示，该氯化物的化学式，两种微粒间最短距离为460.0 pm，晶体密度为 g/cm³。（列式表示）

{C}{C}{C}

19．【化学—选修2：物质结构与性质】A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2-和B+具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：

（1）四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为________；

（2）单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是________(填分子式)，原因是________；A和B的氢化物所属的晶体类型分别为______和_______；

（3）C和D反应可生成组成比为1：3的化合物E，E的立体构型为________，中心原子的杂化轨道类型_______；

（4）化合物D₂A的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________，单质D与湿润的Na₂CO₃反应可制备D₂A，其化学方程式为_______；

（5）A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a=0.566nm，F的化学式为________，晶胞中A原子的配位数为_______；列式计算晶体F的密度_______。

{C}{C}{C}

20．【化学—选修3：物质结构】已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数依次增大。其中A原子核外有三个未成对电子； B元素是地壳中含量最多的金属元素；C原子核外的M层中有两对成对电子；D是使用最广泛的合金的主要成分。E原子核外最外层只有1个电子，其余各层电子均充满。请根据以上信息，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）E⁺离子的最外层电子排布式_____________ ，A、B、C的第一电离能最小的是____________ 。

（2）A的最高价含氧酸分子中心原子是____________________杂化。

（3）A、B形成某种化合物的晶胞结构如下图一所示(“O”表示B原子)，则其化学式为________ ，一个A原子周围距离最近且等距的A原子有_____________个。B原子的堆积方式与下图中的_______相同。(填“图二”或“图三”)

{C}{C}{C}

（4）1183 K 以下D 晶体的晶胞为钾型，而1183 K 以上则转变为铜型，在两种晶胞中最邻近的D 原子间距离相同，则两种晶体中原子的空间利用率之比为____(可用根号表示)。

（5）开发新型储氢材料是氢能利用的重要研究方向。分子X 可以通过氢键形成“笼状结构”而成为潜在的储氢材料。X 一定不是______(填标号)。

A. H₂O B. CH₄ C. HF D. CO(NH₂)₂

21．原子序数依次递增且都小于36的X、Y、Z、Q、W四种元素，其中X是原子半径最小的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的2倍，Q原子基态时2p原子轨道上有2个未成对的电子，W元素的原子结构中3d能级有4个未成对电子。回答下列问题：

（1）Y₂X₂分子中Y原子轨道的杂化类型为，Y₂X₂分子中σ键和π键个数比为。

（2）化合物ZX₃的沸点比化合物YX₄的高，其主要原因是。

（3）元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是。

（4）元素W能形成多种配合物，如：W(CO)₅等。

①基态W³⁺的M层电子排布式为。

②W(CO)₅常温下呈液态，熔点为—20.5℃，沸点为103℃，易溶于非极性溶剂，据此可判断W(CO)_x晶体属于（填晶体类型），该晶体中W的化合价为。

（5）下列有关的说法正确的是。

A．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔沸点越高

B．电负性顺序：X＜Y＜Z＜Q

C．因为晶格能CaO比KCl高，所以KCl比CaO熔点低

D．H₂ YO₃的分子结构中含有一个非羟基氧，故其为中强酸

（6）Q和Na形成的一种只含有离子键的离子化合物的晶胞结构如图，距一个阴离子周围最近的所有阳离子为顶点构成的几何体为。已知该晶胞密度为ρ g/cm³，阿伏加德罗常数为N_A，求晶胞边长a= cm。（用含ρ、N_A的计算式表示）

22． [化学—选修3：物质结构与性质]

X、Y、Z、M、W均为周期表中前四周期的元素．X元素的基态原子外围电子排布式为3s²；Y原子的L能层的P能级上有一个空轨道；Z元素的基态原子最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子； M 的基态原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其它电子的自旋方向相反；W为过渡元素，它的基态原子外围电子排布成对的电子数和未成对电子数相同且为最外层电子数的两倍．回答下列问题（相关回答均用元素符号表示）：

（1）W的基态原子的外围电子排布图为其基态原子核外有种不同电子运动状态；

（2）Z的氢化物的沸点比其下一周期同族元素氢化物的沸点高的原因是

。

（3）W与YM易形成配合物W(YM)₅，在W(YM)₅中W的化合价为；与YM分子互为等电子体的离子的化学式为。（写一种即可）

（4）W单质的晶体在不同温度下有两种原子堆积方式，晶胞分别如下图A、B所示：

图B中原子堆积方式为，A、B中W原子的配位数之比为。A、B晶胞的棱长分别为a cm和b cm，则A、B两种晶体的密度之比为。

（5）X和W组成的合金是目前已发现的储氢密度最高的储氢材料之一，其晶胞结构如图甲（黑球代表W，白球代表X）．则该合金的化学式为。

23．已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L电子层上有2对成对电子；E^＋原子核外有3层电子且各层均处于全满状态。

请填写下列空白。

（1）E元素基态原子的核外电子排布式为_________________。

（2）B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为_____________（填元素符号），其原因为_____________________。

（3）B₂A₄是重要的基本石油化工原料。B₂A₄分子中B原子轨道的杂化类型为__________；

1 mol B₂A₄分子中含__________molσ键。

（4）已知D、E能形成晶胞如图所示的两种化合物，化合物的化学式，甲为__________，乙为_____________；高温时，甲易转化为乙的原因为__________________。

24．（1）A、B、C、D是周期表中前10号元素，它们的原子半径依次减小。D能分别与A、B、C形成电子总数相等的多原子分子M、N、W，且在M、N、W分子中，A、B、C原子都采取sp³杂化。

①A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为_____ (用元素符号表示)。A₂^2-与C₂²⁺互为等电子体，C₂²⁺的电子式__________

②N的沸点比其同族相邻氢化物沸点高的主要原因是_____。W分子的空间构型的名称是_________

（2）E、F、G三元素的原子序数依次增大，它们原子的最外层电子排布均为4s¹。

①F元素基态原子电子排布式为_____

②E元素单质的晶体堆积模型为_____(填字母）

a．简单立方堆积 b．体心立方堆积 c．六方最密堆积 d．面心立方最密堆积

③向G的硫酸盐溶液中通入过量N气体，可生成[G(N)₄]²⁺不考虑空间构型，[G(N)₄]²⁺

的结构可用示意图表示为_____ (用元素符号表示)。

参考答案

1．O>C>H{C}{C}{C}7CH₄、NH₄⁺2sp²B原子价电子层上没有d轨道，Al原子价电子层上有d轨道60.414

【解析】本题考查《物质结构》电负性、核外电子排布图、等电子体、杂化类型、晶胞等，从基础知识入手，（1）青蒿素中含有的元素是H、C、O，非金属性越强，电负性越强，电负性强弱顺序是O>C>H，价电子对主族元素来说，是最外层电子，O原子价电子6个电子，每一个轨道最多容纳2个电子，自旋方向相反，优先单独占据一个轨道，自旋方向相同，其价电子排布图为{C}{C}{C}；（2）手性碳原子是连有4个不同的原子或原子团，{C}{C}{C}

因此青蒿素有7个手性碳原子；（3）①等电子体：原子总数相同，价电子总数相同的微粒互称，BH₄^－中含有5个电子，价电子总数为8，等电子体为CH₄、NH₄^＋等；②一个B形成3个B－H键，另一个B－H键是配位键，因此有2种共价键，B的有3个σ键，无孤电子对，因此杂化类型为sp²；③B原子价电子层上没有d轨道，Al原子价电子层上有d轨道；④离子晶体中配位数是异性离子的个数，Na^＋的配位数为6，晶胞中阴阳离子为刚性球体且恰好相切，设晶胞的边长为a，图应是：{C}{C}{C}，阴阳离子最近距离为a/2，阳离子半径是面对角线的1/4，阳离子半径为a/4，阴离子半径为a/2－a/4，{C}{C}{C}=（a/2－a/4）/a/4=0.414。

点睛：本题考查选修3《物质结构》，本题的难点是阴离子半径与阳离子半径比值的计算，此题需要学会根据晶胞的结构画出剖面图，利用数学方法解决问题；等电子体的判断，一般是加或减，如本题BH₄^－，在B的质子数上加上所带电荷数为C，即CH₄，在加一个质子数，为N，确保价电子总数相等，需要再减去一个电子，即NH₄^＋，或者找同一主族。

2．（1）镁（或Mg）（1分）{C}{C}{C}（1分）

（2）平面三角形（1分）H₂O分子间存在氢键（1分）

（3）①分子（1分）sp³（1分）②极性共价键、配位键（或共价键、配位键）（1分）

（4）熔融MgCl₂能导电，可电解；MgO熔沸点高，电解熔融MgO能耗大（2分）

（5）Al³⁺比Mg²⁺电荷高、半径小，AlF₃的晶格能比MgCl₂大得多（2分）

【解析】

试题分析：A、B、C、D、E代表前四周期原子序数依次增大的五种元素。A、D同主族且有两种常见化合物DA₂和DA₃，因此A是O，D是S；工业上电解熔融C₂A₃制取单质C，则C是Al；B、E除最外层均只有2个电子外，其余各层全充满，E位于元素周期表的ds区，因此B是Mg，E是Zn。

（1）同周期自左向右第一电离能逐渐增大，但Mg的3s轨道电子处于全充满状态，稳定性强，因此B、C中第一电离能较大的是Mg，基态S原子价电子的轨道表达式为{C}{C}{C}。

（2）SO₂分子中价层电子对数是{C}{C}{C}{C}，所以其VSEPR模型是平面三角形。由于H₂O分子间存在氢键，因此H₂O比H₂S熔沸点高得多。

（3）① Al₂Cl₆的熔沸点较低，易升华，属于分子晶体（填晶体类型），其中Al原子形成4个共价键，杂化轨道类型为sp³杂化。

② [Al(OH)₄]^－中存在的化学键有极性共价键、配位键。

（4）由于熔融MgCl₂能导电，可电解；MgO熔沸点高，电解熔融MgO能耗大，所以工业上制备Mg的单质是电解熔融氯化镁，而不是电解氧化镁。

（5）由于Al³⁺比Mg²⁺电荷高、半径小，所以形成的离子键强，AlF₃的晶格能比MgCl₂大得多。

（6）① 在该晶胞中，Zn的配位数为4。

②根据晶胞结构可知d原子位于右侧面心处，所以坐标参数为（0，1/2，1/2）。

考点：考查物质结构与性质

3．(1)7(1分) 7(1分) (2)C＜O＜N(1分) (3)sp杂化(1分)

(4)4(1分) SiF₄为正四面体形(1分)、H₂O为V形(1分)

(5)NaF与MgF₂为离子晶体，SiF₄为分子晶体，故SiF₄的熔点最低；Mg²^＋的半径比Na^＋的半径小、电荷数多，晶格能：MgF₂＞NaF，故MgF₂的熔点比NaF高(2分)

(6)Cu²^＋＋2NH₃·H₂O===Cu(OH)₂↓＋2NH{C}{C}{C} (2分)、

Cu(OH)₂＋4NH₃===[Cu(NH₃)₄]²^＋＋2OH^－(2分) (7)8 (1分) 96/ρN_A(1分)

【解析】

试题分析：X的一种氢化物分子中既有σ键又有π键，说明分子里有双键或参键，X的一种氢化物为1：2型且所有原子共平面，所以X应为C元素，它的1：2型氢化物为乙烯；Z的L层上有2个未成对电子，即核外电子排布为1s²2s²2p²或1s²2s²2p⁴，X、Y、Z原子序数依次增大，所以Z为O元素，且Y为N元素；Q原子s能级与p能级电子数相等，则Q的核外电子排布为1s²2s²2p⁴或1s²2s²2p⁶3s²，由于Q的原子序数比氧大，所以Q的电子排布为1s²2s²2p⁶3s²，即Q为Mg；而G为金属元素，且原子序数介于氧和镁元素之间，所以G为Na；R单质是制造各种计算机、微电子产品的核心材料，则R为Si；T处于周期表的ds区，原子中只有一个未成对电子，价电子排布为3d¹⁰4s¹，故T为Cu；

(1)Y为N元素，核外电子排布式为1s²2s²2p³，所以7种不同运动状态的电子；T为Cu元素，它的核外电子排布式为：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹，所以它有7个能级；

(2)C、N、O位于元素周期表同一周期，同周期随原子序数增大，第一电离能呈增大趋势，但N元素原子2p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能：C＜O＜N；

(3)OCN^-与CO₂互为等电子体，所以它们结构相似，OCN^-中C原子与O、N原子之比分别形成2对共用电子对，没有孤电子对，所以碳的杂化方式为sp杂化；

(4)Z与R能形成化合物甲为二氧化硅，在二氧化硅晶体中，每个硅原子周围有四个Si-O键，所以1mol二氧化硅中含有4molSi-O键；SiO₂与HF反应的方程式为：SiO₂+4HF=SiF₄+2H₂O，其中SiF₄中硅原子的价层电子对数为：4+{C}{C}{C}=4，没有孤对电子，所以SiF₄的空间构型为正四面体、H₂O为V形；

(5)在NaF、MgF₂、SiF₄中，NaF与MgF₂为离子晶体，SiF₄为分子晶体，故SiF₄的熔点最低，Mg²⁺的半径比Na⁺的半径小，且Mg²⁺电荷数高，晶格能MgF₂＞NaF，故MgF₂的熔点比NaF高；

(6)向硫酸铜溶液中逐滴加入氨水溶液至过量，反应生成四氨合铜络离子，反应的离子方程式为：Cu²⁺+4NH₃．H₂O=[Cu(NH₃)₄]²⁺+4H₂O；

考点：考查电离能、杂化轨道、分子结构、晶体类型与性质、配合物、晶胞计算等。

4．（1）3d¹⁰4s¹，O；

（2）sp²杂化，V型；O₃（或气态S₃，2分）；

（3）Cu(OH)₂＋4NH₃·H₂O===[Cu(NH₃)₄]²^＋＋2OH^－＋4H₂O

或Cu(OH)₂＋4NH₃===[Cu(NH₃)₄]²^＋＋2OH^－；

（4），面心立方最密堆积，{C}{C}{C}

【解析】

试题分析：（1）铜位于第四周期IB族，价电子包括最外层电子和次外层电子的d能级，即铜原子的价电子为3d¹⁰4s¹，同主族从上到下第一电离能减小，即O的第一电离能最大；(2)产生的气体为SO₂，中心原子S的含有2个σ键，孤电子对数(6－2×2)/2=1，杂化轨道数为3，即类型是sp²，立体结构是V型；单质的等电子体为O₃；(3)形成络合物，其离子反应方程式为：Cu(OH)₂＋4NH₃·H₂O===[Cu(NH₃)₄]²^＋＋2OH^－＋4H₂O或Cu(OH)₂＋4NH₃===[Cu(NH₃)₄]²^＋＋2OH^－；（4）铜晶体的是面心立方最密堆积，O的个数为8×1/8＋1=2，铜位于体心，化学式为Cu₂O，晶胞的质量为2×144/N_Ag，根据晶胞的密度定义，晶胞的边长是{C}{C}{C}{C}cm，铜和氧原子最近的原子之间距离是体对角线的1/4，因此距离是{C}{C}{C}pm。

考点：考查电子排布式、第一电离能、杂化类型、配合物、晶胞等知识。

5．（1）4s²4p⁴（1分）（2）As＞Se＞Ge（2分）；

H₂SeO₄分了中非羟基氧数大于H₂SeO₃（2分）

（3）sp³；三角锥形；PCl₃（或C₄H₁₀等）（4）极性；分子

（5）4（1分）；{C}{C}{C}（3分）

【解析】

试题分析：（1）硒为34号元素，有6个价电子，所以硒的价层电子排布式为4s²4p⁴；

（2）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，所以Ge、As、Se三种元素的第一电离能的大小顺序是：As＞Se＞Ge；由于H₂SeO₄分子中非羟基氧原子个数大于H₂SeO₃，所以H₂SeO₄的酸性比H₂SeO₃的强；

（3）H₂SeO₃的中心原子的价层电子对数为{C}{C}{C}{C}×（6+2）=4，所以Se杂化方式为sp³杂化，SeO₃^2-的中心原子Se的价层电子对数为{C}{C}{C}{C}×（6+2）=4，离子中有一个孤电子对，所以SeO₃^2-的立体构型是三角锥形，等电子体是指价电子和原子数都相等的微粒，与SeO₃^2-互为等电体的分子有 PCl₃（或C₄H₁₀等）；

（4）H₂Se分子中有孤电子对，所以H₂Se属于极性分子，单质硒的熔点为217℃，比较小，所以它属于分子晶体；

（5）根据硒化锌晶胞结构图可知，每个锌原子周围有4个硒原子，每个硒原子周围也有4个锌原子，所以硒原子的配位数为4，该晶胞中含有硒原子数为8×{C}{C}{C}{C}+6×{C}{C}{C}{C}=4，含有锌原子数为4，根据ρ＝{C}{C}{C}{C}={C}{C}{C}{C}，所以V={C}{C}{C}{C}，则晶胞的边长为{C}{C} 学科网版权所有 {C}{C}cm={C}{C}{C}{C}×10¹⁰pm。

考点：考查了价电子排布、原子轨道的杂化、等电子体、分子的极性、分子的空间构型、晶胞的计算等

（2）{C}{C}{C}

（3）Al₂Cl₆（4）6；MgO、CaO 、KCl

（5）紫外光具有的能量比蛋白质分子中主要化学键C—C、C—N和C—S的键能都{C}{C}{C}大,紫外光的能量足以使这些化学键断裂,从而破坏蛋白质分子

【解析】

试题分析：A、B、C、D、E、F六种元素，D、E、F均位于p区，D原子在基态时p轨道半充满且电负性是同族元素中最大的，则D原子处于第二周期，外围电子排布为2s₂2p₃，故D为氮元素；E、F的原子均有三个能层，E原子的第一电离能至第四电离能（kJ/mol）分别为：578，1817、2745、11575，E的最高价为+3，故E为铝元素；E与F能形成原子数目比为1：3，熔点为190℃的化合物，F为-1价，故F为氯元素，化合物Q熔点低，化合物Q是分子晶体；A、B、C属于第四周期且单质均为固体原子处于基态时，A、B原子核外电子均成对，A、B原子外围电子排布为4s²、3d¹⁰4s²、4s²4p⁶，且核电荷数A＞B，故B为钙元素，A为锌元素；C与A在周期表属于同一区的元素，属于ds区，故C为铜元素，因此A为锌元素、B为钙元素、C为铜元素、D为氮元素、E为铝元素、F为氯元素。

（2）含有氮、碳、硫三种元素的负一价离子中，所有原子均满足最外层8电子结构，一个电子是由硫原子所得，则其电子式为{C}{C}{C}；

（3）实验测得气态无水Q在1.01ⅹ105Pa，t1℃的密度为5.00g/L，气体摩尔体积为53.4L/mol，该化合物的摩尔质量为5.00g/L×53.4L/mol=267g/mol，令化合物Q化学式为（AlCl₃）n，所以：n×（27+35.5×3）=267，解得n=2，所以化合物Q化学式为Al₂Cl₆；

（4）实验证明KCl、MgO、CaO、TiN这4种晶体的结构与NaCl晶体结构相似，则Mg{C}{C}{C}O 晶体中Mg²⁺的配位数是6；离子晶体的熔沸点高低与离子键强弱有关系，离子半径越小，离子所带电荷数越多，其离子键越强，所以KCl、MgO、CaO 的熔点由高到低为MgO、CaO 、KCl；

（5）由于紫外光具有的能量比蛋白质分子中主要化学键C—C、C—N和C—S的键能都{C}{C}{C}大，紫外光的能量足以使这些化学键断裂，从而破坏蛋白质分子。

【考点定位】本题考查物质结构和性质

【名师点晴】该题考查的知识点较多。涉及晶胞计算、原子杂化方式判断、分子空间构型判断、原子核外电子排布等知识点，其中杂化类型的判断和晶胞的分析和计算是难点，杂化类型的判断可以根据分子结构式进行推断，杂化轨道数＝中心原子孤电子对数(未参与成键)＋中心原子形成的σ键个数，方法二为根据分子的空间构型推断杂化方式，（1）只要分子构型为直线形的，中心原子均为sp杂化，同理，只要中心原子是sp杂化的，分子构型均为直线形。（2）只要分子构型为平面三角形的，中心原子均为sp²杂化。（3）只要分子中的原子不在同一平面内的，中心原子均是sp³杂化。（4）V形{C}{C}{C}分子的判断需要借助孤电子对数，孤电子对数是1的中心原子是sp²杂化，孤电子对数是2的中心原子是sp³杂化。关于晶胞的分析和计算，解答此类问题的关键是正确分析微粒在晶胞中的位置关系，结合晶胞的结构特点和数学有关知识进行晶胞的有关计算。例如该题的难点是晶胞计算中ab距离与晶胞体对角线长关系，需要学生具备一定的空间想象与数学计算能力。

7．（1）1s²2s²2p⁶3s²3p³（1分）；高氯酸中非羟基氧原子为3个，氯酸中为2个或高氯酸中Cl元素为+7价，吸引羟基氧原子的能力很强，而氯酸中Cl元素为+5价对羟基氧原子吸引能力较弱。（2分）

（2）sp³杂化（1分）；NCl₃、PCl₃（2分）；四面体形（1分）；三角锥形（1分）；

（3）小于（1分）；sp³d杂化（2分）；（4）C₃N₄（2分）；3.59g/cm³（2分）

【解析】

试题分析：周期表前三周期元素A、B、C、D，原子序数依次增大，A的基态原子的L层电子是K层电子的两倍，则A为C元素；B的价电子层中的未成对电子有3个，则B为N元素；C与B同族，则C为P元素；D的最高价含氧酸为酸性最强的无机含氧酸，则D为Cl元素。

（1）根据上述分析，C为P元素，P原子核外有15个电子，根据电子排布规律，P原子的基态原子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p³；D为Cl元素，Cl的最高价含氧酸为HClO₄，比其低两价的含氧酸是HClO₃，高氯酸中非羟基氧原子为3个，氯酸中为2个或高氯酸中Cl元素为+7价，吸引羟基氧原子的能力很强，而氯酸中Cl元素为+5价对羟基氧原子吸引能力较弱，所以高氯酸的酸性比氯酸强。

（2）根据上述分析，A、B、C、D分别是C、N、P、Cl，C、N、P与Cl形成的两元共价化合物为CCl₄、NCl₃、PCl₃，形成中心原子杂化方式为都是sp³杂化。杂化后得到的杂化轨道完全相同就是等性杂化。比如甲烷中碳的sp³杂化，得到四个完全相同的sp³杂化轨道，杂化后的杂化轨道至少存在两个不同的，说明是非等性杂化，如氨气分子中，N原子虽是sp³杂化，但杂化后的四个轨道不完全相同，所以属于不等性杂化的是NCl₃、PCl₃，以上不等性杂化的化合物价层电子对立体构型为四面体形，分子立体构型为三角锥形。

（3）因为孤对电子对对成键电子对的排斥力较大，所以不等性杂化化合物成键轨道的夹角小于等性杂化的化合物成键轨道间的夹角；由于P核外比C多一层电子，P还可以和Cl形成另一种两元共价化合物为PCl₅。此时P的杂化轨道中没有孤对电子，比起之前PCl₃的化合物，它的杂化轨道多了一条。其杂化方式为sp³d杂化。

（4）根据晶胞结构，每个C原子与4个N原子以共价键相连，每个N原子与3个C原子以共价键相连，所以氮化碳的化学式为C₃N₄；从图3可以看出，一个C₃N₄晶胞包括6个C原子和8个N原子，则其晶体密度为p=(12×6+14×8)÷{6.02×10²³×[(0.64×10^-7)²×sin60º×0.24×10^-7]=3.59g/cm³。

考点：考查元素的推断，原子的电子排布式，杂化轨道类型，分子构型等知识。

8．（1）3d⁵4s¹；N>O>C

（2）sp²杂化；平面正三角形

（3）NH₄NO₃或者NH₄NO₂；1∶1；NH₃通过氢键形成“缔合”分子，导致相对分子质量增大，分子间作用力增强，分子间距离减小，导致密度反常增大。

（4）FeS；{C}{C}{C}

【解析】

试题分析：前四周期A、B、C、D、E、F、G原子序数依次增大，A元素的质子数和质量数相等，A为H元素；B元素具有三个能级且所排电子数相同，B为C元素；D元素2p能级上电子数是2s能级的两倍，D为O元素，则C为N元素；D和E相邻且同主族，E为S元素。F是第四周期未成对电子最多的原子，F为Cr元素，G是目前使用量最多的金属，G为Fe元素。

（1）F为Cr元素，价电子排布式为3d⁵4s¹，N元素的2p为半充满状态，较为稳定，第一电离能最大，B、C、D三种元素的第一电离能从大到小的顺序为N>O>C，故答案为：3d⁵4s¹；N>O>C；

（2）C{C}{C}{C}{C}中C原子与3个O原子相连，孤电子对数={C}{C}{C}{C}×(4+2-2×3)=0，,杂化方式为sp²杂化，该离子的空间构型为平面正三角形，故答案为：sp²杂化；平面正三角形；

（3）NH₄NO₃或者NH₄NO₂由A、C、D组成且既含离子键又含共价键的物质，化合物HCN的结构为H—C≡N，含有2个σ键和2个π键，数目之比为1:1；NH₃通过氢键形成“缔合”分子，导致相对分子质量增大，分子间作用力增强，分子间距离减小，导致密度反常增大，故答案为：NH₄NO₃或者NH₄NO₂；1∶1；NH₃通过氢键形成“缔合”分子，导致相对分子质量增大，分子间作用力增强，分子间距离减小，导致密度反常增大；

（4）白球的数目为8×{C}{C}{C}{C}+6×{C}{C}{C}{C}=4，黑球的数目为4，个数比为1:1，化学式为FeS；1mol晶体的质量为88g，含有{C}{C}{C}{C}个晶胞，设晶胞的边长为x，则{C}{C}{C}{C}×x³×ρ g/cm³=88g，则x={C}{C} 学科网版权所有 {C}{C}cm，根据晶胞结构图，晶胞中距离最近的G原子之间的距离为晶胞面对角线的一半，因此晶胞中距离最近的G原子之间的距离为{C}{C}{C}{C}{C}{C}{C}{C} cm，故答案为：FeS；{C}{C}{C}{C}{C}{C}{C}{C}。

考点：考查了晶胞的计算；元素周期表和元素周期律；核外电子排布，原子的杂化类型等相关知识。

【答案】（1）3s¹；（2）N；最外层电子排布为半充满状态（3）直线形；N₂O；CNO^－；（4）{C}{C}{C}{C}

【解析】

试题分析：A、B、C、D、E、F是周期表前四周期的元素，原子序数依次增大。A的基态原子2p能级有2个单电子，原子核外电子排布式为1s²2s²2p²，A为碳元素；C占整个地壳质量的48.6%，是地壳中含量最多的元素，则C为O元素；E的单质常温常压下为黄绿色气体，化学性质十分活泼，具有毒性，则E为Cl；F位于ds区，最外能层有单电子，是热和电最佳导体之一，F为Cu；D与F不同周期，但最外能层电子数相等，D的原子序数大于氧、小于Cl，可知D为Na。

（1）D为Na，价电子排布式为3s¹；

（2）同一周期随着原子序数的递增，元素的第一电离能总体呈现增大趋势，N原子原子2p轨道为半满稳定状态，能量较低，第一电离能大于氧元素的；

（3）A、C两元素形成的化合物CO₂的分子空间构型为直线形，原子数和价电子数分别都相等的互为等电子体，则与CO₂互为等电子体的粒子的化学式有N₂O；CNO^－等；

【考点定位】本题主要是是对物质结构与性质的考查，涉及核外电子排布、电离能、空间构型、等电子体、晶胞计算等

【名师点晴】物质结构包括原子结构(原子核外电子排布、原子的杂化方式、元素电负性大小比较、元素金属性、非金属性的强弱)、分子结构(化学键、分子的电子式、结构式、结构简式的书写、化学式的种类、官能团等)、晶体结构(晶体类型的判断、物质熔沸点的高低、影响因素、晶体的密度、均摊方法的应用等)。只有掌握这些，才可以更好的解决物质结构的问题。该题的难点是晶胞结构分析、判断与计算，解答时注意掌握均摊法进行晶胞有关计算。

10．（1）8；（2）Si₆O₁₈^12—（3）{C}{C}{C}（4）TiO₂；6

（5）先形成蓝色沉淀，氨水过量时，沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液；Cu²⁺ +2NH₃﹒H₂O = Cu(OH)₂↓+ 2NH₄⁺，Cu(OH)₂ +4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^—；三角锥形；NF₃分子中氟原子电负性大，非金属性强，有吸电子效应，使得氮原子上的孤电子对难于与Cu²⁺形成配位键。

【解析】

试题分析：X、Y、Z、P、Q为周期表前四周期中原子序数依次增大的元素。X原子2p能级有两个未成对电子，但没有空轨道，X为O元素。Y原子K层的电子数与M层的电子数的乘积等于其L层的电子数，M层的电子数为4，Y为Si元素。Z与X同族，Z为S元素。P原子的基态+2价阳离子的价电子排布为3d²，P为22号元素，是Ti元素。Q位于第ⅠB族，Q为Cu元素。

（1）X为O元素，核外有8个电子，基态原子核外有8种不同运动状态的电子，故答案为：8；

（2）Si与O可以形成多种复杂阴离子，若其中a对应的阴离子化学式为SiO₄^4—，则c对应的阴离子含有Si原子数=6，O原子数为6×(2+2×{C}{C}{C}{C})=18，根据化合价的代数和等于离子所带电荷数，该离子带12个单位的负电荷，化学式为Si₆O₁₈^12—，故答案为：Si₆O₁₈^12—；

（3）S能形成很多种含氧酸，如H₂SO₃、H₂SO₄。Z的某种含氧酸分子式为H₂S₂O₇，属于二元酸，其结构中所有原子都达到稳定结构，且不存在非极性键，其结构式为{C}{C}{C}，故答案为：{C}{C}{C}；

（4）Ti原子数为8×{C}{C}{C}{C}+1=2，O原子数为2+4×{C}{C}{C}{C}=4，该晶体的化学式为TiO₂；与Ti原子最近且距离相等的O原子数为6，即Ti的配位数为6，故答案为：TiO₂；6；

（5）向盛有CuSO₄的溶液中加入氨水至过量，可以看到先形成蓝色沉淀，氨水过量时，沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液，相关反应的离子方程式为Cu²⁺ +2NH₃﹒H₂O = Cu(OH)₂↓+ 2NH₄⁺，Cu(OH)₂ +4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^—；NF₃中N原子上连接有3个原子，含有1个孤电子对，采用sp³杂化，空间构型是三角锥形；NF₃分子中氟原子电负性大，非金属性强，有吸电子效应，使得氮原子上的孤电子对难于与Cu²⁺形成配位键。故答案为：先形成蓝色沉淀，氨水过量时，沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液；Cu²⁺ +2NH₃﹒H₂O = Cu(OH)₂↓+ 2NH₄⁺，Cu(OH)₂ +4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^—；三角锥形；NF₃分子中氟原子电负性大，非金属性强，有吸电子效应，使得氮原子上的孤电子对难于与Cu²⁺形成配位键。

考点：考查了原子核外的电子排布、晶胞的计算、原子的杂化类型和空间构型的判断等相关知识。

11．（1）3S¹（其它答案不得分）（2）N 同一周期随着原子序数的递增，元素的第一电离能总体呈现增大趋势，氧原子的第一电离能小于氮原子的原因是，氧原子的3个2p轨道上排布4个电子，必然有一个2p轨道上占2个电子，这两个电子在同一个2p轨道上增大了相互之间的排斥力，使得氧原子容易失去一个电子。（只要回答出半充满态，体系的能量较低，原子稳定即可满分）

（3）直线型；N₂O；NO₂⁺ 或BO₂^— （由于是等电子体所以要在C、O元素附近找答案）

（4）{C}{C} 学科网(www.zxxk.com)--教育资源门户，提供试卷、教案、课件、论文、素材及各类教学资源下载，还有大量而丰富的教学相关资讯！ {C}

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【解析】

试题分析：

（1）3S¹（其它答案不得分）分析：由F位于ds区，最外能层有单电子，是热和电最佳导体之一，是唯一的能大量天然产出的金属，可以推出F是铜元素，再有D与F不同周期，但最外能层电子数相等，并结合全文可推断出D是钠所以是3S¹

（2）N；同一周期随着原子序数的递增，元素的第一电离能总体呈现增大趋势，氧原子的第一电离能小于氮原子的原因是，氧原子的3个2p轨道上排布4个电子，必然有一个2p轨道上占2个电子，这两个电子在同一个2p轨道上增大了相互之间的排斥力，使得氧原子容易失去一个电子。（只要回答出半充满态，体系的能量较低，原子稳定即可满分）

（3）直线型；N₂O；NO₂⁺或BO₂^— （由于是等电子体所以要在C、O元素附近找答案）

（4）{C}{C} 学科网(www.zxxk.com)--教育资源门户，提供试卷、教案、课件、论文、素材及各类教学资源下载，还有大量而丰富的教学相关资讯！ {C}分析：该晶体是氯化钠，一个晶胞含有四个钠原子，四个氯原子，根据密度公式不难求出上述结果

（5）{C}{C} 学科网(www.zxxk.com)--教育资源门户，提供试卷、教案、课件、论文、素材及各类教学资源下载，还有大量而丰富的教学相关资讯！ {C}。

考点：物质结构与性质

12．（1）第二周期第ⅤA族；PH₃（2）sp（3）原子晶体

（4）五（5）5：1（6）3 3d⁹ 丙

【解析】

试题分析：原子序数依次递增的U、V、W、X、Y是周期表中前30号元素．已知U的最外层电子数是其内层电子数的2倍，U原子只能有2个电子层，最外层电子数为4，则U为碳元素；U与W形成的常见化合物之一是主要的温室气体，则W为O元素；结合原子序数可知V为N元素；X与U同主族，其单质在同周期元素所形成的单质中熔点最高，则X为Si；Y原子M能层为全充满状态，且核外的未成对电子只有一个，其原子核外电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹，则Y为Cu；（1）V为N元素，在周期表中的位置是：第二周期第ⅤA族，该主族元素的气态氢化物中，沸点最低的是PH₃；（2）VW₂⁺为NO₂⁺，NO₂⁺与CO₂为等电子体，根据等电子原理可知，N原子与C原子的杂化发生相同，CO₂分子为直线型结构，C原子采取sp杂化，故NO₂⁺中N原子为sp杂化；（3）五种元素中，电负性最大为O，最小的非金属元素为Si，二者形成的化合物为SiO₂，其晶体是原子晶体；（4）Si元素原子1s²2s²2p⁶3s²3p²，第三能层4个电子能量相差不是很大，与第二能层的电子能量相差较大，故其电离能突增应出现在第五电离能；（5）C元素的一种相对分子质量为28的氢化物为C₂H₄，结构简式为CH₂=CH₂，含有4个C-H间、1个C=C双键，单键为σ键，双键含有1个σ键与1个π键，故其分子中σ键与π键的个数之比为 5：1；（6）Cu的基态原子核外电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹，有3种形状不同的原子轨道；Cu²⁺的价电子排布式为3d⁹；Cu晶体属于面心立方最密堆积，为ABC排列方式，故图丙符合。

【考点定位】考查物质结构与性质的综合应用，涉及核外电子排布、等电子体、电离能、化学键、晶胞结构等。

【名师点晴】结合元素周期表准确推测元素是解题关键；原子序数依次递增的U、V、W、X、Y是周期表中前30号元素．已知U的最外层电子数是其内层电子数的2倍，U原子只能有2个电子层，最外层电子数为4，则U为碳元素；U与W形成的常见化合物之一是主要的温室气体，则W为O元素；结合原子序数可知V为N元素；X与U同主族，其单质在同周期元素所形成的单质中熔点最高，则X为Si；Y原子M能层为全充满状态，且核外的未成对电子只有一个，其原子核外电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹，则Y为Cu，据此进行解答。

13．（1）3d²4s²（2）O>N>C>H

（4）①3种；BC ②LaNi₅

【解析】

试题分析：A的质子数、电子层数、最外层电子数均相等，A为氢元素；B元素基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子总数相同，B为碳元素；D的基态原子核外成对电子数是成单电子数的3倍，D为氧元素，可推出C为氮元素；E⁴⁺与氩原子的核外电子排布相同，E为钛元素； F是第四周期d区原子序数最大的元素，F为锌元素；（1）钛的价层电子排布式3d²4s²。

（2）H、C、N、O电负性由大到小的顺序为O>N>C>H。

（3）Zn(CO)₄，熔点、沸点低，所以该晶体的类型为分子晶体； Zn与CO之间的作用力为配位键。

（4）开发新型储氢材料是氢能利用的重要研究方向。

①图中虚线框内碳原子之间的化学键有C-C、C=C、C≡C，其杂化类型分别为sp³杂化、sp²杂化、sp杂化，所以杂化轨道类型有3种；

②N、O、F分别与H原子可能形成氢键，C、H原子不能形成氢键；氟化氢分子不能通过氢键形成笼状，X一定不是CH₄；HF。

③晶胞中心有一个镍原子，其他8个镍原子都在晶胞面上，镧原子都在晶胞顶点．根据均摊原则，所以晶胞实际含有的镍原子为1+8×{C}{C}{C}{C}=5，晶胞实际含有的镧原子为8×{C}{C}{C}{C}=1，所以晶体的化学式Ni₅La；晶胞的质量为{C}{C}{C}{C}，根据ρ={C}{C}{C}{C}，V=a^{3{C}{C}{C}{C}}，则ρ={C}{C} 学科网版权所有 {C}{C} ={C}{C}{C}。

考点：本题考查物质结构与性质。

14．（1）C＜O＜N 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹或[Ar]3d¹⁰4s¹

（2）SP² 平面三角形（3）2N_A（4）1：5（5）5 0.083 g·cm^－3

【解析】

试题分析：A、B、C、D是元素周期表中前36号元素，它们的核电荷数依次增大。第二周期元素A原子的核外成对电子数是未成对电子数的2倍且有3个能级，则A为C原子； C是地壳中含量最多的元素，则C是O元素；B原子的最外层p轨道的电子为半充满结构且核电荷数介于A与C之间，因此B为N元素；D是第四周期元素，其原子核外最外层电子数与氢原子相同，其余各层电子均充满，则D为Cu元素。

（1）同一周期，从左往右，随着核电荷数的增大，第一电离能不断增大，但ⅡA族、ⅤA族的第一电离能大于其相邻元素，因此C、N、O第一电离能由小到大的顺序是＜O＜N；D原子为29号Cu原子，因此基态D原子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹或[Ar]3d¹⁰4s¹；（2）A的最高价氧化物对应的水化物是H₂CO₃，该分子的中心原子C原子的价层电子对个数是3，且不含有孤对电子，因此采取的是SP²杂化；BC{C}{C}为NO₃^-,空间构型为平面三角形；（3）由于CN^-与N₂互为等电子体，1mol N₂中含有2molπ键,则1mol CN^-中含有的π键数目为2N_A；（4）根据合金的晶胞结构示意图，该晶胞中Ca原子个数为：{C}{C}{C}{C}，Cu原子个数为：{C}{C}{C}{C}，则Ca和Cu原子的个数比为1：5；（5）Ca、Cu合金化学式为CaCu₅,由于镧镍合金与上述合金都具有相同类型的晶胞结构XY_n，所以该镧镍合金中的n=5；氢在合金中的密度为：

考点：元素电离能；原子轨道杂化方式与类型的判断；原子核外电子的排布以及晶胞的计算。

15．（1）O；1s²2s²2p⁶3s²3p³(或[Ne] 3s²3p³)（2）O₃；离子晶体（3）V形；sp³

（4）Na₂O；{C}{C}{C}

【解析】

试题分析：C核外电子总数是最外层电子数的3倍，为磷元素；C、D为同周期元素，应为第三周期元素，D元素最外层有一个未成对电子，应为氯元素。A^2-和B⁺具有相同的电子构型结合原子叙述关系可知，A为氧元素，B为钠元素。（1）四种元素分别为，氧，钠，磷，硫。电负性最大的为氧元素，即O；C为磷元素，电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p³(或[Ne] 3s²3p³)（2）A为氧元素，有氧气和臭氧两种单质，二者对应的晶体都为分子晶体，因为臭氧的相对分子质量较大，范德华力较大，沸点较高。A的氢化物为谁，为分子晶体，B的氢化物为氢化钠，为离子晶体。（3）化合物为一氧化二氯，氧为中心原子，形成2个键，孤对电子对数为（6-2×1）/2=2，则中心原子的价层电子对数为4，形成V形；采用sp³杂化。

考点：位置结构性质的相互关系应用

16．（1） CO （2） NH₃分子间能形成氢键，而HCl分子间没有氢键（3） N＞C＞Na

（4） ①3d⁸4s²②sp sp³ ③丙

【解析】

试题分析：T、X、Y、Z是中学化学常见的四种元素，T原子的L层上s电子数等于p电子数，则T原子外围电子排布为2s²2p²，故T为碳元素；X元素的原子半径是第三周期主族元素中最大，则X为Na元素；空气中含Y单质，原子的最外层未成对电子数是该元素所在周期中最多的，则Y为氮元素；Z原子的M层上有1个未成对的p电子，外围电子排布为3s²3p¹或3s²3p⁵，其单质常温、常压下是气体，故Z为Cl元素；（1）与N₂互为等电子体的物质为CO；（2）NH₃分子间能形成氢键，而HCl分子间没有氢键，故NH₃的沸点故HCl的沸点；（3）非金属性越强，电负性越大，故电负性N＞C＞Na；（4）元素Q的原子序数是Na与Cl的原子序数之和，则Q的原子序数为11+17=28，则Q为Ni元素；①Ni元素原子的核外电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸4s²，其最外层电子排布为3d⁸4s²；②平面型的[Ni(CO)₄]^2-和四面体的[NiCl₄]^2-，CO分子中C原子价层电子数为1+(4-2)/2=2，C原子采取sp杂化，[NiCl₄]^2-是四面体结构，Ni原子采取sp³杂化；③由图可知，Ni的晶体为面心立方堆积，即为“ABC”结构，原子堆积方式是为丙。

【考点定位】考查结构性质位置关系、元素周期律、核外电子排布规律、杂化理论、晶胞等。

【名师点晴】能结合元素的结构特点快速判断元素是解答关键。T、X、Y、Z是中学化学常见的四种元素，T原子的L层上s电子数等于p电子数，则T原子外围电子排布为2s²2p²，故T为碳元素；X元素的原子半径是第三周期主族元素中最大，则X为Na元素；空气中含Y单质，原子的最外层未成对电子数是该元素所在周期中最多的，则Y为氮元素；Z原子的M层上有1个未成对的p电子，外围电子排布为3s²3p¹或3s²3p⁵，其单质常温、常压下是气体，故Z为Cl元素，据此解答。

17．（1）O；1s²2s²2p⁶3s²3p³(或[Ne] 3s²3p³)

（2）O₃；O₃为极性分子且相对分子质量较大，范德华力大分子晶体；离子晶体

（3）三角锥形；sp³（4）Na₂O；

【解析】

（3）C和D反应可生成组成比为1：3的化合物为PCl₃，P形成3个δ键，孤电子对数为(5-3×1)/2=1，则为sp³杂化，立体构型为为三角锥形；

（4）A和B能够形成化合物F为离子化合物，阴离子位于晶胞的顶点和面心，阳离子位于晶胞的体心，则Na的个数为8，O的个数为8×1/8+6×1/2=4，

N(Na)：N(O)=2：1，则形成的化合物为Na₂O，晶胞的质量为{C}{C}{C}，晶胞的体积为(0.566×10^-7)cm³，则晶体F的密度为{C}{C}{C}。

考点：考查物质结构和性质，及晶胞计算、原子结构等。

【解析】

试题分析：A、B、C、D、E、F、G为原子序数依次增大的前四周期元素。A、F原子的最外层电子数均等于其周期序数，A是原子序数最小，则A是H。F原子的电子层数是A的3倍，所以F是第三周期元素，则F是Al；B原子核外电子分处3个不同能级，且每个能级上排布的电子数相同，因此B是碳元素；A与C形成的最简单分子为三角锥形，分子是氨气，所以C是氮元素；D原子p轨道上成对电子数等于未成对电子数，所以D是O；E原子核外每个原子轨道上的电子都已成对，原子序数小于铝而大于氧，则E是Mg。G的原子序数等于A、C、D、F 四种元素原子序数之和，即为1＋7＋8＋13＝29，即G是铜元素。

（2）原子数和价电子数分别都相等的是等电子体，则与N₃^－互为等电子体的分子的化学式为N₂O、CO₂；

（3）A与D形成的H₂O₂分子中O原子形成两对共用电子对，另外还有2对孤对电子没有参与成键，所以氧原子的杂化类型为sp³杂化；由于氨气分子能与水分子形成氢键，且氨水是极性分子，水也是极性分子，因此氨气易溶在水中；

（4）铜形成的晶胞是面心立方最密堆积，所以晶体中原子按ABCABCABC的方式堆积而成；

（5）面心立方最密堆积的晶体中原子的配位数为12，空间利用率为74℅；

（6）根据元素G的一种氯化物的晶胞结构可知晶胞中含有氯原子的个是8×1/8＋6×1/2＝4，4个铜原子全部在晶胞中，则该氯化物的化学式CuCl；晶胞质量为{C}{C}{C}{C}．Cl原子与周围的4个Cu原子形成正四面体结构，Cl原子位于正四面体的中心，Cu原子位于正四面体的顶点，设正四面体的棱长为x cm，则正四面体的斜高为{C}{C}{C}{C}，底面中心到边的距离为{C}{C}{C}{C}，根据正四面体的体积及中心原子与得到形成的四面体的体积关系可知正四面体的高与中心原子到底面距离之比为4：1，即中心原子到顶点与底面距离之比为3：1，则正四面体的高为{C}{C}{C}{C}，由勾股定理： {C}{C}{C}{C}，整理的x＝{C}{C}{C}{C}，晶胞棱长为{C}{C}{C}{C}，故晶胞密度为

考点：考查元素推断、核外电子排布、电离能、杂化轨道的、氢键、晶胞结构和计算等

19．（1）O 1s²2s²2p⁶3s²3p³（2）O₃ O₃相对原子质量较大，范德华力较大分子晶体离子晶体（3）三角锥形 sp³（4）V形 4 2Cl₂+2Na₂CO₃+H₂O=Cl₂O+2NaHCO₃+2NaCl

（5）Na₂O 8 2.27g•cm^-3

【解析】

试题分析：C核外电子总数是最外层电子数的3倍，应为P元素，C、D为同周期元素，则应为第三周期元素，D元素最外层有一个未成对电子，应为Cl元素，A^2-和B⁺具有相同的电子构型，结合原子序数关系可知A为O元素，B为Na元素；（1）四种元素分别为O、Na、O、Cl，电负性最大的为O元素，C为P元素，核外电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p³；（2）A为O元素，有O₂、O₃两种同素异形体，二者对应的晶体都为分子晶体，因O₃相对原子质量较大，则范德华力较大，沸点较高，A的氢化物为水，为分子晶体，B的氢化物为NaH，为离子晶体；（3）C和D反应可生成组成比为1：3的化合物为PCl₃，P形成3个δ键，孤电子对数为(5-3×1)/2=1，则为sp³杂化，立体构型为为三角锥形；（4）化合物D₂A为Cl₂O，O为中心原子，形成2个δ键，孤电子对数为(6-2×1)/2=2，则中心原子的价层电子对数为4，立体构型为V形，氯气与湿润的Na₂CO₃反应可制备Cl₂O，反应的方程式为2Cl₂+2Na₂CO₃+H₂O=Cl₂O+2NaHCO₃+2NaCl；（5）A和B能够形成化合物F为离子化合物，阴离子位于晶胞的顶点和面心，阳离子位于晶胞的体心，则Na的个数为8，O的个数为8×1/8+6×1/2=4，N(Na)：N(O)=2：1，则形成的化合物为Na₂O，晶胞中O位于顶点，Na位于体心，每个晶胞中有1个Na与O的距离最近，每个定点为8个晶胞共有，则晶胞中O原子的配位数为8，晶胞的质量为(4×62g/mol)÷6.02×10²³/mol，晶胞的体积为(0.566×10^-7)cm³，则晶体F的密度为{C}{C}{C} =2.27g•cm^-3。

考点：考查物质结构和性质，侧重考查学生空间想象能力、知识运用能力，涉及晶胞计算、原子结构等。

20．（1）3s²3p⁶3d¹⁰ 、Al （2）sp²

（3）AlN、12、图三

（4）{C}{C}{C}或0.92：1或68%：74%等合理答案均给分（5）BC

【解析】

试题分析：A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数依次增大，B元素是地壳中含量最多的金属元素，则B是Al元素；A原子核外有三个未成对电子，A为第VA族元素，A原子序数小于B，则A是N元素；C原子核外的M层中有两对成对电子，则C是Si元素；D是使用最广泛的合金的主要成分，则D是Fe元素；E原子核外最外层只有1个电子，其余各层电子均充满，则E是Cu元素；（1）E是Cu元素，其原子核外有29个电子，失去一个电子生成亚铜离子，M层为最外层，3s、3p、3d能级分别有2、6、10个电子，亚铜离子最外层电子排布式为3s²3p⁶3d¹⁰；A、B、C分别是N、Al、Si元素，元素的金属性越强，其第一电离能越小，这三种元素中金属性最强的是Al，所以第一电离能最小的是Al；（2）A的最高价含氧酸是HNO₃，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值N原子杂化方式为sp²；（3）该晶胞中，铝离子个数=8×1/8+6×1/2=4，氧离子个数=4，铝离子和氧离子个数之比=4：4=1：1，所以化学式为AlN；一个Al离子周围距离最近的Al离子个数=3×8×1/2=12；B晶胞是面心立方最密堆积，所以为图三；（4）钾型晶胞中Fe原子个数=1+8×1/8=2，设Fe原子半径为x，晶胞棱长= {C}{C}{C}，晶胞体积=（{C}{C}{C}）³，铁原子总体积={C}{C}{C}，空间利用率={C}{C}{C}；Cu型晶胞中铁原子个数=8×1/8+6×1/2=4，铁原子总体积={C}{C}{C}，晶胞棱长={C}{C}{C}，晶胞体积=（{C}{C}{C}）³，空间利用率={C}{C}{C}，则钾型与铜型原子利用率之={C}{C}{C}={C}{C}{C}；（5）CH₄分子间没有氢键不能形成“笼状结构”，每个HF只能形成2个氢键，所以HF分子间只能形成链状结构，故选BC。

【考点定位】考查物质结构和性质

【名师点晴】为高频考点，涉及晶胞计算、氢键、原子核外电子排布、元素周期律等知识点，侧重考查计算能力及空间想象能力，难点是（4）题空间利用率的计算，正确判断哪几个原子紧贴在一起是解该题关键，题目难度中等，具体元素推断过程：A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数依次增大，B元素是地壳中含量最多的金属元素，则B是Al元素；A原子核外有三个未成对电子，A为第VA族元素，A原子序数小于B，则A是N元素；C原子核外的M层中有两对成对电子，则C是Si元素；D是使用最广泛的合金的主要成分，则D是Fe元素；E原子核外最外层只有1个电子，其余各层电子均充满，则E是Cu元素；据此分析解题。

21．（1）sp杂化（1分）；3:2 （2分）；（2）NH₃分子间存在氢键（1分）；

（3）N₂O（2分）；（4）3s²3p⁶3d⁵（2分）；分子晶体（1分） 0（1分）；

【解析】

试题分析：原子序数依次递增且都小于36的X、Y、Z、Q、W四种元素，其中X是原子半径最小的元素，则X是H元素；Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的2倍，则Y是C元素；Q原子基态时2p原子轨道上有2个未成对的电子，则Q是O元素，则Z是N元素；W元素的原子结构中3d能级有4个未成对电子。W是Cr元素或Fe元素,由于W可以形成+3价的离子，因此W只能是Fe元素。(1)Y₂X₂分子是乙炔C₂H₂，结构式是分子中Y原子轨道的杂化类型为sp杂化，Y₂X₂分子中σ键和π键个数比为3:2。(2)化合物ZX₃是NH₃，在氨分子之间除了存在分子间作用力外还存在氢键，增加了分子之间的吸引力，使其的沸点比只有分子间作用力的化合物CH₄的高.(3)等电子体是原子数相同，原子最外层电子数也相同的微粒。元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，它们是CO₂与N₂O，则元素Z的这种氧化物的分子式是N₂O。(4)①基态W³⁺的M层电子排布式为3s²3p⁶3d⁵。②W(CO)₅常温下呈液态，熔点为—20.5℃，沸点为103℃，易溶于非极性溶剂，由于其熔沸点较低，易溶于非极性溶剂，所以据此可判断W(CO)_x晶体属于分子晶体，在任何化合物水所有元素正负化合价的代数和为0，因此该晶体中W的化合价为0。（5）A．分子晶体中，共价键键能越大，含有该共价键的物质的分子稳定性越强，而分子晶体的熔沸点与化学键的强弱无关，只与分子之间的作用力作用，因此不能判断物质的熔沸点的高低，错误；B．元素的非金属性越强，其电负性就越大。元素的非金属性H<C<N<O，所以电负性顺序：X＜Y＜Z＜Q，正确；C．因为晶格能CaO比KCl高，断裂消耗的能量就越大，所以KCl比CaO熔点低，正确；D．H₂YO₃为弱酸，错误；（6）Q和Na形成的一种只含有离子键的离子化合物的晶胞结构如图，根据图示可知距一个阴离子周围最近的所有阳离子为顶点构成的几何体为立方体。在一个晶胞中含Na⁺个数是8×1=8；含有O^2-个数是：8×1/8+6×1/2=4；所以一个晶胞中含有4个Na₂O，已知该晶胞密度为ρ g/cm³，阿伏加德罗常数为N_A，假设晶胞的边长是acm，则根据晶胞的密度计算定义式可得：{C}{C} 学科网版权所有 {C}{C}，整理可得{C}{C}{C}{C}。

【考点定位】考查元素的推断、原子的杂化、化学键类型的判断、等电子体、氢键、晶胞边长计算等知识。

【名师点睛】本题以元素的推断为线索，考查了元素周期表、元素周期律的知识；以元素及化合物的结构、性质为媒介，考查了原子的杂化类型、物质分子中含有的化学键的种类、数目、等电子体、晶体类型、物质熔沸点变化的原因，利用均摊方法可计算晶胞中含有的各种元素原子的个数，根据物质的密度计算公式就可以计算得到晶胞的边长。把微观与宏观通过阿伏加德罗常数有机结合在一起。

22．（（1）{C}{C}{C} ；26

（2）氨分子间形成氢键

（3）0，CN^-或C₂^2-）

（4）面心立方堆积 2:3 b³:2a³

（5） FeMg₂或Mg₂Fe

【解析】

试题分析：X、Y、Z、M、W均为周期表中前四周期的元素．X元素的基态原子外围电子排布式为3s²，则X为第三周期第二主族元素，为镁；Y原子的L能层的P能级上有一个空轨道，为碳元素；Z元素的基态原子最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，为氮元素； M 的基态原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其它电子的自旋方向相反，为氧元素；W为过渡元素，它的基态原子外围电子排布成对的电子数和未成对电子数相同且为最外层电子数的两倍，则电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²，则W为铁。

（1） W为铁，26号元素，其基太原子的外围电子排布图为{C}{C}{C}；铁的基态原子有26种能量不同的电子。（2）Z为氮元素，其气态氢化物为氨气，因为氨分子间形成氢键，所以沸点比同主族的下一周期的氢化物沸点高。（3）W与YM易形成配合物W(YM)₅，即Fe(CO)5，根据化合价代数和为0分析，CO的化合价的代数和为0，则铁的化合价为0，根据等电子体的定义，一氧化碳的等电子体必须是双原子分子或离子，且电子数相等，所以与一氧化碳分子互为等电子体的离子的化学式为CN^-或C₂^2-（4）A中原子占据体心和顶点，为体心立方结构，原子数为1+8/8=2，B中占据顶点和面心，原子数为6×1/2+8×1/8=4，所以体心立方晶胞和面心立方晶胞中实际含有的铁原子个数之比为1:2，A、B晶胞的棱长分别为acm和bcm，体积分别为a³cm³、b³cm³，晶胞的密度等于晶胞中铁原子的质量与体积的比，为2m/a³:4m/b³= b³:2a³. （5）铁位于面心和顶点，数目为6×1/2+8×1/8=4，镁原子位于体心，数目为8，化学式为FeMg₂或Mg₂Fe。

考点：位置结构性质的相互关系应用，判断简单分子或离子的构型，晶胞的计算，原子轨道杂化方式及杂化类型的判断

23．（15分）（1）1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹（2分）

（2）C＜O＜N（2分）同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现逐渐增大的趋势，但氮元素最外层电子达到半满的稳定构型，其第一电离能大于氧元素（2分）

（3）sp²杂化（2分） 5（2分）

（4）CuO（2分） Cu₂O（2分）

Cu₂O中Cu的d轨道为全充满状态，较稳定，所以高温时，CuO易转化为Cu₂O（1分）

【解析】

试题分析：A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，B原子核外电子有6种不同的运动状态，S轨道电子数是P轨道电子数的两倍，则B原子核外有6个电子，因此B为碳元素；D原子L层上有2对成对电子，则D原子电子排布式为1s²2s²2p⁴，所以D为氧元素；C原子序数介于碳元素与氧元素之间，则C为氮元素；原子序数A＜B，B为碳元素，A原子的最外层电子数等于其周期序数，则A为氢元素；E^＋原子核外有3层电子且各层均处于全满状态，E为铜元素。即A为氢元素；B为碳元素；C为氮元素；D为氧元素；E为铜元素。

（1）E为铜元素，原子核外有29个电子，则根据工作原理可知，基态原子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹。

（2）B为碳元素，C为氮元素，D为氧元素，同周期第一电离能自左而右具有增大趋势，所以第一电离能O＞C。由于氮元素原子2p能级有3个电子，处于半满稳定状态，能量较低，第一电离能大于相邻元素，所以B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为C＜O＜N。

（4）根据晶胞的结构并依据均摊法可知，甲中氧原子的个数是{C}{C}{C}{C}＝4个，铜原子的个数是4个，则甲的化学式是CuO。同样可知乙中氧原子的个数是{C}{C}{C}{C}＝2个，铜原子的个数是4个，则乙的化学式是Cu₂O。由于Cu₂O中Cu的d轨道为全充满状态，较稳定，所以高温时，CuO易转化为Cu₂O。