2020届高考化学一轮复习原子结构和性质作业

2020届高考化学一轮复习原子结构和性质作业

原子结构和性质 一、单选题 ‎1．若某元素原子处于能量最低状态时，价电子排布式为3d14s2，则下列说法正确的是()‎ A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子 B．该元素原子最外层有3个电子 C．该元素原子的M层共有8个电子 D．该元素原子核外共有4个电子层 ‎2．硒是人体必需的微量元素，它能有效提高人体免疫机能，抑制癌症和心脑血管等疾病的发病率。下列有关说法正确的是()‎ A．硒元素位于元素周期表中第15列 B．硒元素原子的价电子排布式为4s24p4‎ C．硒的氧化物只有一种 D．基态原子核外电子排布中共有7个能级 ‎3．如图是元素周期表中短周期元素的一部分，其中电负性最小的元素是()‎ A．A B．B C．C D．D ‎4．下列表示钠原子的符号和图示中能反映能级差别和电子自旋状态的是()‎ A．‎ B．‎‎11‎‎23‎Na C．1s22s22p63s1‎ D．‎ ‎5．下列说法正确的是(　　)‎ A．第三能层有s、p共两个能级 B．3d能级最多容纳5个电子 C．第三能层最多容纳8个电子 D．无论哪一能层的s能级最多容纳的电子数均为2个 ‎6．下列有关化学用语使用正确的是 A．基态碳原子的价电子轨道表示式为 B．NH4Cl的电子式:‎ C．HClO的结构式:H—Cl—O D．Cr原子的基态电子排布式为[Ar]3d44s2‎ ‎7．以下能级符号不正确的是 A．3s B．3d C．3p D．3f ‎8．中学化学中很多“规律”都有其适用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是(　　)‎ A．根据对角线规则，推出Be(OH)2是一种两性氢氧化物 B．根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是＋7‎ C．根据同主族元素的电负性变化趋势，推出S的电负性比O大 D．根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出O的第一电离能比N大 ‎9．某基态原子的第四能层只有2个电子，则该原子第三能层中的电子数肯定为 A．8个 B．18个 C．8～18个 D．8～32个 二、填空题 ‎10．根据元素周期表中完整周期元素的性质，完成下列空格。‎ ‎(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素符号是________，其原子的结构示意图为__________，第一电离能最大的元素符号是________，其价电子排布式为___________________________。‎ ‎(2)在元素周期表中，电负性最大的元素名称是________，其价电子排布图为______________‎ ‎(3)第四周期元素中未成对电子数最多的元素符号是________，其原子的简化电子排布式为__________，有_____个未成对电子，有_____个能级，能量最高的能级符号为_______。‎ ‎(4)某元素的基态原子价电子排布式为3d104s1，该元素符号是_________，原子中所有电子占有________个轨道，核外共有________个不同运动状态的电子。‎ ‎11．比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低．‎ ‎(1)2s________3s(2)2s________3d(3)3d________4s ‎(4)4f________6f(5)3px________3pz(填“＞”或“＜”或“＝”)。‎ ‎12．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)表中元素③的2个原子与元素①的2个原子形成的某种直线型分子名称为________；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，如上表中元素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：________________________________________________________。‎ ‎13．硼族元素在科学研究领域有重要应用，回答下列问题：‎ ‎（1）Ga是硼族元素，写出其M能层的电子排布式_______。‎ ‎（2）B是硼族元素中唯一的非金属性元素。‎ ‎①Li、Be、C、Al中第一电离能比B大的是_____‎ ‎②α-菱形硼品体结构单元是如图所示的正二十面体，该结构单元由_____个硼原子构成。‎ ‎（3）Al单质的熔点为660℃，Ga单质的熔点为30℃，Al比Ga熔点高的原因是______‎ ‎（4）Al存在AlCl4－、Al2Cl7－、[AlF6]3－等多种配离子。‎ ‎①AlCl4－的立体构型为_______，Al2Cl7－，结构如图所示：其中Cl 杂化方式为_______。‎ ‎②存在AlCl4－、[AlF6]3－，不能形成[AlF6]3－的原因是_______。‎ ‎（5）氮化镓为六方晶胞，结构如图所示。‎ ‎①画出晶胞中Q原子沿z轴在xy平面上的投影_______。‎ ‎②该晶体密度为ρg·m－3，晶胞参数a-=b≠c(单位：nm)，a、b夹角为120°，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶胞参数c=_______nm(用含a、b、ρ、NA的代数式表示)。‎ ‎14．A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填写下列空白。‎ ‎(1)A元素基态原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，其原子结构示意图为____，位于元素周期表中第________周期第________族。‎ ‎(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与Ne相同，B的原子半径_____C的原子半径（填“>”或“<”）。‎ ‎(3)D的基态原子在前四周期元素的基态原子中单电子数最多，D的元素名称为____，其基态原子的电子排布式为_______，有____种运动状态不同的电子。‎ ‎(4)E元素的正三价离子的3d轨道为半充满，E的元素符号为_____，其基态原子的价电子排布图为____，其正三价离子比正二价离子稳定，原因是_______________。‎ ‎(5)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，F的元素符号为_____，在元素周期表中位于______区。‎ ‎15．铜及其化合物在科研和生产中具有广泛用途。回答下列问题：‎ ‎(l)基态Cu原子的价电子排布图是____。‎ ‎(2)从核外电子排布角度解释高温下Cu2O比CuO更稳定的原因是____。‎ ‎(3)铜晶体中Cu原子的堆积方式如图所示，其堆积方式为____，配位数为____.‎ ‎(4)NH3中N原子的杂化方式是____；C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序是____(用元素符号表示)；SO42-的空间构型是____，与该阴离子互为等电子体的五核微粒有____(任写=种)。‎ ‎(5)由铜、钡、钙及铊的氧化物可以制得高温超导体，CaO的熔点比BaO的熔点高，其原因是____。‎ ‎(6)金铜合金的晶胞如图所示。金铜台金具有储氢功能，储氢后Au原子位于顶点，Cu原子位于面心，H原子填充在由1个Au原子和距Au原子最近的3个Cu原子构成的四面体空隙中，若Cu原子与Au原子的最短距离为anm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体储氢后密度为___________g．cm-3(列出计算式)。‎ ‎16．下表给出七种元素的相关信息，根据以下信息填空：‎ 元素 相关信息 A 核外电子数和电子层数相等 B 基态原子2p能级有3个未成对电子 C 在地壳中含量最高 D 目前，在元素周期表中电负性最大 E 基态原子核外电子分处6个不同能级，且每个能级均已排满 F 原子序数等于D与E的原子序数之和 G 基态原子2p能级上有两个空轨道 ‎(1)写出D在元素周期表中的位置___________________。‎ ‎(2)14gB的单质分子中π键的个数为____________。‎ ‎(3)C元素的氢化物的沸点是同族元素氢化物中最高的，原因是________。‎ ‎(4)B、C、D3种元素的电负性由大到小的顺序为________(用元素符号表示)。‎ ‎(5)写出一种与B2互为等电子体的分子或离子____________。‎ ‎(6)已知BA5为离子化合物，写出其电子式：_______。‎ ‎(7)第二周期中，第一电离能介于B元素和G元素间的元素为____(填“元素符号”)。‎ ‎17．碳是地球上组成生命的最基本的元素之一。按要求回答：‎ ‎（1）碳原子核外有________种不同空间运动状态的电子，第一电离能介于B和C之间的元素的名称为_________。‎ ‎（2）碳元素能形成多种无机物。‎ ‎①CO32-的立体构型是_______________。‎ ‎②MgCO3分解温度比CaCO3低的原因是_________________________。‎ ‎③石墨与钾可形成石墨夹层离子晶体C8K（如图），其结构为每隔一层碳原子插入一层钾原子，与钾原子层相邻的上下两层碳原子排列方式相同，则与钾最近等距的配位碳原子有_________个。‎ ‎（3）碳也可形成多种有机化合物，下图所示是一种嘌呤和一种吡啶的结构，两种分子中所有原子都在一个平面上。‎ ‎①1mol吡啶分子中含有σ键数目是__________。‎ ‎②嘌呤结构中N原子的杂化方式为________。‎ ‎③嘌呤中轨道之间的夹角∠1比∠2大，解释原因________________________________。‎ ‎（4）将立方金刚石中的每个碳原子用一个由4个碳原子组成的正四面体结构单元取代可形成碳的一种新型三维立方晶体结构——T-碳。已知T-碳密度为ρg/cm，阿伏加德罗常数为NA，则T-碳的晶胞参数a=________pm(写出表达式即可)。‎ ‎18．[化学——选修3：物质结构与性质]‎ 具有自主知识产权、中国制造的C919，是一款与波音737MAX同等体量的民用飞机。制造C919需要大量的合金材料，其中包括钢，钢是现代社会的物质基础，钢中除含有铁外还含有碳和少量不可避免的硅、锰、磷、硫等元素。请回答下列有关问题：‎ ‎(1)基态Mn原子的价电子排布式为___________。‎ ‎(2)NO3－的立体构型名称为___________，其中心原子的杂化方式为___________。‎ ‎(3)C、O、Si三种元素第一电离能由大到小的顺序是___________。‎ ‎(4)写出和CN－互为等电子体的一种离子的电子式___________。‎ ‎(5)铵盐大多易分解，NH4F和NH4Br两种盐中较易分解的是___________(填化学式)；理由是___________。‎ ‎(6)氧化亚铁晶胞与NaC1的相似，NaCl的晶胞如图所示。由于晶体缺陷，某氧化亚铁晶体的实际组成为Fe0.9O，其中包含有Fe2+和Fe3+，晶胞边长为apm，该晶体的密度为ρg·cm－3，则a=___________(列出计算式即可，用NA表示阿伏加德罗常数的值)。‎ ‎19．锗(Ge)是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题：‎ ‎(1)基态Ge原子的核外电子排布式为___________，有__________个未成对电子。‎ ‎(2)Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是_____________。‎ ‎(3)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是______。‎ ‎20．(1)仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：_______和_____；_____和______。‎ ‎(2)HF的沸点比HCl的高，原因是____；SiH4的沸点比CH4的高，原因是________。‎ ‎(3)在下列物质①P4②NH3③HCN④BF3⑤H2O⑥SO3⑦CH3Cl中，属于含有极性键的极性分子的是（填序号）_______。‎ ‎(4)根据价层电子对互斥理论判断下列问题：‎ CO2分子中，中心原子的杂化方式为__杂化，分子的立体构型为________。‎ SO32-中，中心原子的杂化方式为__杂化，离子的立体构型为_________。‎ HCHO分子中，中心原子的杂化方式为__杂化，分子的立体构型为_________。‎ ‎(5)试比较下列含氧酸的酸性强弱（填“＞”、“＜”或“=”）：‎ HClO4_____HClO2H2CO3______H2SiO3H2SO3_______H2SO4‎ 参考答案 ‎1．D ‎【解析】‎ 若某原子在处于能量最低状态时，外围电子排布为3d14s2，则该元素是Sc，则 A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有1个未成对电子，选项A错误；‎ B．该元素原子最外层共有2个电子，选项B错误；‎ C．该元素原子的M能层共有9个电子，选项C错误；‎ D．该元素原子核外共有4个能层，即K、L、M、N，选项D正确；‎ 答案选D。‎ ‎2．B ‎【解析】‎ A、元素周期表中第15列元素为ⅤA族元素，硒元素位于元素周期表中第16列的ⅥA族，选项A错误；‎ B、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，选项B正确；‎ C、由同主族元素硫存在两种氧化物SO2和SO3，可推得硒也有两种氧化物SeO2和SeO3，选项C错误；‎ D、硒是34号元素，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4，应含有8个能级，选项D错误；‎ 答案选B。‎ ‎3．C ‎【解析】‎ 元素周期表中金属性越大电负性越小，非金属性越大电负性越大，即从左到右逐渐增大，从上到下逐渐减小，故上表中电负性最小的元素是A。‎ 答案选A。‎ ‎4．D ‎【解析】‎ A．原子结构示意图中只有电子层，没有电子亚层，不能看出电子自旋状态，选项A错误；‎ B．‎11‎‎23‎Na中只能知道Na含有11个电子，不能反映能级差别和电子自旋状态，选项B错误；‎ C．电子排布式中含有电子层和电子亚层，能看出电子的能级差别，但是不能看出电子自旋状态，选项C错误；‎ D．电子排布图中包含了电子层和电子亚层，小方块表示了能级差别，方块中的箭头表示电子自旋状态，选项D正确。‎ 答案选D。‎ ‎【点睛】‎ 本题考查了电子排布、原子结构示意图、原子符号的表示，题目难度不大，注意把握原子的表示方法和电子排布规律。‎ ‎5．D ‎【解析】‎ A、每一能层包含的能级数等于该能层的序数，故第三能层有s、p.d三个能级，选项A错误；‎ B、d能级最多容纳的电子数是10，选项B错误；‎ C、每一能层最多客纳的电子数为2n2，第三能层最多容纳18个电子，选项C错误；‎ D、s能级最多容纳的电子数分别是2，选项D正确。‎ 答案选D。‎ ‎6．A ‎【解析】‎ A.碳的原子序数为6，价电子排布为2s22p2，基态碳原子的价电子轨道表示式为，故A正确；‎ B.NH4Cl的电子式:，故B错误；‎ C.HClO的结构式:H—O—Cl，故C错误；‎ D.Cr原子的基态电子排布式为[Ar]3d54s1，故D错误；‎ 故选A。‎ ‎7．D ‎【解析】‎ 第三能层能级数为3，分别是3s、3p、3d，故D项错误。‎ 故选D。‎ ‎8．A ‎【解析】‎ A.根据对角线规则，Be、Al处于对角线位置，Be、Al的化合物Be(OH)2、Al(OH)3性质相似，由于Al(OH)3是两性氢氧化物，所以可推出Be(OH)2也是一种两性氢氧化物，A正确；‎ B.F元素是非金属性最强的元素，由于F原子最外层有7个电子，所以F的最低化合价为-1价，没有最高化合价，B错误；‎ C.同主族元素的电负性从上到下逐渐减小，推出S的电负性比O小，C错误；‎ D.根据同一周期元素的第一电离能从左到右呈增大趋势，但N原子的2p轨道处于半充满的稳定状态，可推出N的第一电离能比O大，D错误；‎ 故合理选项是A。‎ ‎9．C ‎【解析】‎ 根据构造原理知，4s能级大于3p能级而小于3d能级，原子核外电子排列时要遵循能量最低原理，所以排列电子时先排列3p能级再4s能级后排3d能级，且当轨道上电子处于全空、全满或半满时最稳定，当4s能级有2个电子时，3d能级上可排列电子数是从0-10，所以该原子的第三电子层电子数可能是8-18，故合理选项是C。‎ ‎10．NaAr3s23p6氟Cr［Ar］3d54s16、7dCu1529‎ ‎【解析】‎ ‎（1）同周期中从左到右，元素的第一电离能(除第ⅡA族、第ⅤA族反常外)逐渐增大，同周期中ⅠA族元素第一电离能最小，稀有气体最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，其原子的结构示意图为；第三周期中第一电离能最大的为Ar，其价电子排布式为3s23p6；‎ ‎（2）在元素周期表中，同周期中从左向右，元素的非金属性增强，电负性增强，同主族元素从上向下，元素的非金属性减弱，电负性减弱，在元素周期表中，电负性最大的元素是F，其名称为氟；F原子核外有9个电子，核外电子排布式为1s22s22p5，价电子排布图为；‎ ‎（3）第四周期元素中，外围电子排布为ndxnsy，且能级处于半满稳定状态时，含有的未成对电子数最多，即外围电子排布为3d54s1，此元素为铬，其原子的简化电子排布式为［Ar］3d54s1；有6个未成对电子，有7个能级，能量最高的能级符号为d；‎ ‎（4）某元素的基态原子价电子排布式为3d104s1，基态原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，原子核外电子数为29，是29号Cu元素；原子中所有电子占有15个轨道，核外共有29个不同运动状态的电子。‎ ‎11．＜＜＞＜＝‎ ‎【解析】‎ ‎（1）不同电子层上形状相同的原子轨道能量的高低顺序：1s＜2s＜3s＜4s…；所以2s＜3s；‎ ‎（2）不同层不同能级，原子轨道能量的高低顺序：1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p＜5s＜4d＜5p＜6s＜4f…，所以2s＜3d；‎ ‎（3）不同层不同能级，原子轨道能量的高低顺序：1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p＜5s＜4d＜5p＜6s＜4f…，所以3d＞4s；‎ ‎（4）不同电子层上形状相同的原子轨道能量的高低顺序：1s＜2s＜3s＜4s…，所以4f＜6f；‎ ‎（5）能层、能级均相同的原子轨道能量相等，所以3px=3pz；‎ 故答案为：（1）＜；（2）＜；（3）＞；（5）＜；（6）=。‎ ‎12．ds乙炔正四面体型极性>>3d104s1Zn(OH)2+2NaOH=Na2ZnO2+2H2O(或Zn(OH)2+2NaOH=Na2[Zn(OH)4])‎ ‎【解析】‎ ‎（1）表中⑨号Cu属于ds区元素，故答案为：ds。‎ ‎（2）2个C和2个H形成的直线型分子为C2H2，名称为乙炔，③和⑧形成的一种常见溶剂为CCl4，CCl4空间构型为正四面体型，故答案为：乙炔；正四面体型。‎ ‎（3）元素①和⑥形成的最简单分子为PH3，PH3分子空间构型为三角锥形，正负电荷中心不重合，为极性分子，故答案为：极性。‎ ‎（4）同一周期从左往右，第一电离能有逐渐增大的趋势，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，第一电离能大于S的；同一主族，从上往下，元素电负性逐渐减小，元素②的电负性大于元素④的电负性，故答案为：>；>。‎ ‎（5）⑨为Cu，原子序数为29，基态原子核外价电子排布式是3d104s1，故答案为：3d104s1。‎ ‎（6）元素⑧和④形成的化合物为MgCl2，电子式为，故答案为：。‎ ‎（7）元素⑩的氢氧化物为Zn(OH)2，仿Al（OH）3与NaOH溶液反应的化学方程式，Zn(OH)2与NaOH溶液反应的化学方程式：Zn(OH)2+2NaOH=Na2ZnO2+2H2O(或Zn(OH)2+2NaOH=Na2[Zn(OH)4])，故答案为：Zn(OH)2+2NaOH=Na2ZnO2+2H2O(或Zn(OH)2+2NaOH=Na2[Zn(OH)4])。‎ ‎13．3s23p63d10Be、C12Al和Ga均为金属晶体，且二者的价电子数相同，但Al的原子半径比Ga的原子半径小，所以Al的熔点高正四面体sp3由于F原子半径小于Cl原子，所以铝周围可以容纳更多的F原子‎112‎3‎×‎‎10‎‎21‎a‎2‎‎×NA×ρ ‎【解析】‎ ‎（1）Ga是31号元素，核外电子排布式：[Ar]3d104s24p1，Ga的M能层排满了电子，电子排布式3s23p63d10，‎ 故答案为：3s23p63d10；‎ ‎（2）①同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，则第一电离能C>B，由于Be形成2s轨道排满，较稳定，所以第一电离能Be>B，故答案为：Be、C；‎ ‎②在硼原子组成的正二十面体结构中，每5个面共用一个顶点，每个面拥有这个顶点的‎1‎‎5‎，每个等边三角形拥有的顶点为：‎1‎‎5‎×3=‎3‎‎5‎，20个等边三角形拥有的顶点为：‎3‎‎5‎×20=12；‎ 故答案为：12；‎ ‎(3)Al和Ga均为金属晶体，且二者的价电子数相同，但Al的原子半径比Ga的原子半径小，所以Al的熔点高；‎ 故答案为：Al和Ga均为金属晶体，且二者的价电子数相同，但Al的原子半径比Ga的原子半径小，所以Al的熔点高；‎ ‎(4)①AlCl4－的立体构型为正四面体结构，由图可知，Al2Cl7－中Cl与2个Al原子形成共价键，且含有2对孤对电子，所以Cl的杂化方式为sp3杂化，‎ 故答案为：正四面体，sp3；‎ ‎②由于F原子半径小于Cl原子，所以铝周围可以容纳更多的F原子，‎ 故答案为：由于F原子半径小于Cl原子，所以铝周围可以容纳更多的F原子；‎ ‎(5)①由晶胞结构可知，Q原子的投影位于xy面，平行四边形右侧三角形中，，‎ 故答案为：；‎ ‎②1个晶胞的质量为：‎84‎NAg，晶胞的体积为：‎84‎NAρcm3=‎3‎‎2‎a×‎10‎‎-7‎×a×‎10‎‎-7‎×c×‎‎10‎‎-7‎，c=‎112‎3‎×‎‎10‎‎21‎a‎2‎‎×NA×ρ，‎ 故答案为：‎112‎3‎×‎‎10‎‎21‎a‎2‎‎×NA×ρ。‎ ‎14．二ⅥA<铬1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s124FeFe3+的3d轨道为半充满，体系能量最低，最稳定Cuds ‎【解析】‎ ‎ (1)A元素基态原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，则A核外电子排布为2、6，是8‎ 号O元素，故其原子结构示意图为，由于原子核外电子层数等于其周期序数，最外层电子数等于其主族序数，可知O元素位于元素周期表中第二周期第VIA族；‎ ‎(2)原子失去电子形成阳离子，获得电子形成阴离子。B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与Ne相同，则B是F元素，C是Na元素，F位于第二周期，Na位于第三周期，由于原子核外电子层数越多，原子半径就越大，所以原子半径FO>C正四面体PO43-、ClO4-CaO的晶格能大于BaO的晶格能‎397×‎‎10‎‎21‎‎2‎‎2‎NAa‎3‎ ‎【解析】‎ ‎（1）基态Cu原子的外围电子排布为：3d104s1，则基态Cu原子的价电子排布图为：；‎ 故答案为：；‎ ‎（2）失去一个电子后，亚铜离子核外电子处于稳定的全充满状态，所以导致高温下Cu2O比CuO稳定；‎ 故答案为：亚铜离子核外电子处于稳定的全充满状态；‎ ‎（3）晶胞中Cu原子位于面心、顶点上，属于面心立方最密堆积；‎ 以顶点Cu原子研究，与之相邻的原子处于面心，每个顶点为8故晶胞共用，每个面心为2个晶胞共有，故Cu原子配位数为3‎×‎‎8‎‎2‎=12；‎ 故答案为：面心立方最紧密堆积；12； （4）NH3中N原子价电子对数为4,则杂化方式是sp3；‎ 同周期元素的第一电离能随核电荷数的增加而增大，但N原子的2P轨道是半充满的稳定状态，所以N元素的第一电离能大于O，则C、N、O三元素的第一电离能由大到小的顺序是N>O>C；‎ SO42-的中心原子硫原子的价层电子对数为‎6+2‎‎2‎=4，没有孤电子对，所以SO42-的空间构型为正四面体；‎ SO42-的价电子数为32，与SO42-互为等电子体的五核微粒有PO43-、ClO4-。‎ 故答案为：sp3；N>O>C；正四面体；PO43-、ClO4-；‎ ‎（5）CaO和BaO都是离子晶体，因为Ca2+离子半径小于Ba2+，CaO的晶格能大于BaO的晶格能，所以CaO的熔点比BaO的熔点高；‎ 故答案为：CaO的晶格能大于BaO的晶格能；‎ ‎（6）Au原子在晶胞占有的位置为8个顶点，Au原子的个数8‎×‎‎1‎‎8‎=1，Cu原子在晶胞的位置在面心，Cu原子的个数是6‎×‎‎1‎‎2‎=3，H原子在晶胞内部，共有8个，则该晶体一个晶胞的质量为‎397‎NAg；‎ 若Cu原子与Au原子的最短距离为anm，则晶胞立方体的棱长为‎2‎anm，一个晶胞的体积为（‎2‎a‎×‎10-7cm）3=2‎2‎a3‎×‎10-21cm3，则该晶体储氢后密度为‎397×‎‎10‎‎21‎‎2‎‎2‎NAa‎3‎g．cm-3，‎ 故答案为：‎397×‎‎10‎‎21‎‎2‎‎2‎NAa‎3‎。‎ ‎16．第二周期VIIA族1NAH2O分子间存在氢键F＞O＞NCO或CN-BeCO ‎【解析】‎ ‎（1）D为F，在元素周期表中的位置是第二周期VIIA族，故答案为：第二周期VIIA族。‎ ‎（2）B为N，形成的单质为N2，14g氮气的物质的量为0.5mol，N2中含有氮氮三键，一个三键中含有1个σ键和2个π键，故0.5molN2中含有π键的个数为1NA，故答案为：1NA。‎ ‎（3）C元素为O，形成的氢化物为水，水分子间存在氢键，所以沸点是同族元素氢化物中最高的，故答案为：H2O分子间存在氢键。‎ ‎（4）B、C、D3种元素分别为N，O，F，同一周期，从左到右，元素电负性逐渐增大，故 电负性由大到小的顺序为F＞O＞N，故答案为：F＞O＞N。‎ ‎（5）具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征，这一原理称为“等电子原理”，与N2互为等电子体的分子或离子有CO或CN-，故答案为：CO或CN-。‎ ‎（6）BA5的化学式为NH4H，电子式为，故答案为：。‎ ‎（7）第二周期中，元素第一电离能从左到右有增大趋势，但Be和N结构相对稳定，第一电离能比相邻元素大，故第一电离能介于B元素和N元素间的元素为Be；C；O，故答案为：Be；C；O。‎ ‎17．4铍平面三角形氧化镁晶格能比氧化钙大，使得镁离子比钙离子更容易结合碳酸根中的氧离子1210NAsp2孤电子对与键合电子对之间的斥力大于键合电子对之间的斥力，斥力大，键角大‎3‎‎4×8×12‎ρNA×1010‎ ‎【解析】‎ ‎ (1)碳原子核外有6个电子，电子排布式为1s22s22p2，其中2p上的3个原子轨道互相垂直，一共有4种不同空间运动状态的电子；同周期主族元素随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，第ⅡA族、VA族满足全充满或半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，第二周期中，第一电离能介于B元素和C元素间的元素是Be，名称为铍，故答案为：4；铍；‎ ‎(2)①CO32-中C的价层电子对数=3+‎4+2-3×2‎‎2‎=3，采用sp2杂化，立体构型为平面三角形，故答案为：平面三角形；‎ ‎②在离子晶体中，离子半径越小晶格能越大，所以在第ⅡA族金属碳酸盐中，阳离子半径越小对氧的吸引力越大，就越容易导致碳酸根的分解，所以在第ⅡA 族中，随着原子序数的增加，原子半径增大，碳酸盐的分解温度也增大，所以MgCO3分解温度比CaCO3低，故答案为：氧化镁晶格能比氧化钙大，使得镁离子比钙离子更容易结合碳酸根中的氧离子；‎ ‎③根据石墨与钾可形成石墨夹层离子晶体C8K的结构图，与钾最近等距的配位碳原子有上下2层中对应的2个六边形上的12个碳原子，故答案为：12；‎ ‎(3)①1个单键为1个σ键，1个双键为1个σ键和1个π键，1mol吡啶()分子中含有σ键数目是10NA，故答案为：10NA；‎ ‎②嘌呤分子为平面结构，N形成3根共价键，根据杂化轨道理论，则N原子的杂化方式为sp2杂化，故答案为：sp2；‎ ‎③根据VSEPR理论，孤电子对对键合电子对之间的斥力大于键合电子对对键合电子对之间的斥力，导致键合电子对与键合电子对之间的夹角减小，因此嘌呤中轨道之间的夹角∠1比∠2大，故答案为：孤电子对与键合电子对之间的斥力大于键合电子对之间的斥力，斥力大，键角大；‎ ‎(4)一个金刚石晶胞中，含有C的数目为8×‎1‎‎8‎+6×‎1‎‎2‎+4=8，将每个C原子换成四面体结构的C，则T-碳晶胞中含有碳原子数目为8×4个，取1mol这样的晶胞，则有NA个这样的晶胞，则1molT-碳晶胞的质量为m=12×8×4g，T-碳密度为ρg/cm3，则1个晶胞的体积为‎12×8×4‎NAgρg/cm‎3‎=‎12×8×4‎NAρcm3，则T-碳的晶胞参数a=‎3‎‎12×8×4‎NAρcm=‎3‎‎12×8×4‎NAρ×1010pm，故答案为：‎3‎‎4×8×12‎ρNA×1010。‎ ‎18．3d54s2平面三角形sp2O＞C＞Si）NH4FF原子半径比Br原子半径小，H-F键比H-Br键强，H－F键比H－Br键更易形成，F－更易夺取NH4＋中的H＋‎‎3‎‎3.6×56+4×16‎ρNA‎×‎‎10‎‎10‎ ‎【解析】‎ ‎（1）Mn原子价电子排布式为3d54s2‎ ‎（2）NO3－中心原子N的价层电子对总数为3，中心原子的杂化方式为sp2杂化，又因为N原子配位原子数为3，无孤电子对，所以此离子的空间构型为平面三角形。‎ ‎（3）同一主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小，同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，故O＞C＞Si；‎ ‎（4）与CN－互为等电子体的离子为NO+、C22-，电子式为；‎ ‎（5）F原子半径比Br原子半径小，H-F键比H-Br键强，H－F键比H－Br键更易形成，F－更易夺取NH4＋中的H＋，所以NH4F更易分解。‎ ‎(6)根据均摊原则，每个晶胞含有O2-的个数是‎8×‎1‎‎8‎+6×‎‎1‎‎2‎，实际组成为Fe0.9O，所以每个晶胞含有铁原子3.6个，故1个Fe0.9O晶胞的质量为4×(0.9×56＋16)/NA，晶胞边长a=‎3‎‎4×(0.9×56+16)‎NAρ×‎‎10‎‎10‎pm。‎ ‎19．1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p22Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键O>Ge>Zn ‎【解析】‎ ‎ (1)Ge是32号元素，根据构造原理，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2；由于p能级有3个轨道，原子核外电子总是尽可能成单排列，而且自旋方向相同，这样可以使原子的能量最低。4p轨道上有2个自旋方向相同的电子为未成对电子；‎ ‎(2)Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键，这是由于σ键是“头碰头”，π键是“肩并肩”重叠，Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，而p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键，而C原子半径小，原子间形成的σ单键较短，而p-p轨道肩并肩重叠程度很大，可以形成π键；‎ ‎(3)由于元素的电负性大小反映了元素的金属性、非金属性强弱，元素的电负性越大，其非金属性越强。由元素的金属性Zn>Ge>O，可知元素的电负性由大到小的顺序为O>Ge>Zn。‎ ‎20．N2OCO2N2COHF分子间存在氢键，而HC1分子间不存在氢键对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力就大，所以SiH4的沸点比CH4的沸点高②③⑤⑦sp直线形sp3三角锥形sp2平面三角形>><‎ ‎【解析】‎ ‎ (1)根据等电子体的概念，由于元素仅由第二周期元素组成，且属于共价分子，因此可能的等电子体有CO2与N2O；CO与N2；‎ ‎(2)HCl、HF都是氢化物，由于F原子半径小，吸引电子能力强，HF分子间存在氢键，增加了分子之间的吸引力，使HF的沸点比HCl的高；C、Si是同一主族的元素，SiH4和CH4结构相似，二者都是分子晶体，由于结构相似的物质，相对分子质量越大，物质的分子之间的作用力就越大，克服分子间作用力使物质熔化、气化需要的能量越高，物质的沸点就越高，相对分子质量SiH4比CH4的大，所以物质的沸点SiH4比CH4的高；‎ ‎(3)①P4中的P—P键是非极性共价键，分子排列对称，属于非极性分子，①不符合题意；②NH3中的N—H键是极性共价键，分子排列不对称，属于极性分子，②符合题意；‎ ‎③HCN分子结构简式为H—C≡N，H—C键及C≡N都是极性共价键，由于分子中正负电荷重心不重合，不对称，因此属于极性分子，③符合题意；‎ ‎④BF3中的B—F键是极性共价键，分子为平面三角形，排列对称，属于非极性分子，④不符合题意；‎ ‎⑤H2O中的H—O键是极性共价键，分子为V形，排列不对称，属于极性分子，⑤符合题意；‎ ‎⑥SO3中的S—O键是极性共价键，分子为平面三角形，排列对称，属于非极性分子，⑥不符合题意；‎ ‎⑦CH3Cl中的C—H键、C—Cl键都是极性共价键，分子为四面体形，分子排列不对称，属于极性分子，⑦符合题意。‎ 故属于含有极性键的极性分子的是②③⑤⑦；‎ ‎(4)CO2分子中，中心原子C原子形成2个σ键、2个π键，无孤对电子，C的杂化方式为sp杂化，分子的立体构型为直线形；‎ SO32-中，中心S原子形成3个σ键、1个π键，无孤电子对，S原子的杂化方式为sp2杂化，SO32-离子的立体构型为三角锥形；‎ HCHO分子中，中心C原子形成3个σ键、1个π键，无孤对电子，C原子的杂化方式为sp2杂化，该分子的立体构型为平面三角形；‎ ‎(5)由于同一元素的含氧酸，该元素的化合价越高，对应的含氧酸的酸性越强；元素的非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强所以酸性：元素的非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强。HClO4>HClO2；H2CO3>H2SiO3，H2SO3

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