2019届高考化学一轮复习原子结构与性质作业(1)
1、下列化合物的分子中一定既含σ键又含π键的是( ）。
A. HClO B. CO2 C. C2H5OH D. H2O2
2、氯化亚砜(SOCl2)是一种很重要的化学试剂，可以作为氯化剂和脱水剂。下列关于氯化亚砜分子的VSEPR模型、分子的几何构型和中心原子(S)采取杂化方式的说法正确的是( ）。
A. 四面体形、三角锥形、sp3 B. 平面三角形、V形、sp2
C. 平面三角形、平面三角形、sp2 D. 四面体形、三角锥形、sp2
3、
下列电子构型的原子中，第二电离能与第一电离能相差最大的是( ）。
A. 1s22s22p5 B. 1s22s22p6 C. 1s22s22p63s1 D. 1s22s22p63s2
4、现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：（ ）。
则下列有关比较中正确的是（ ）
A. 第一电离能：④>③>②>① B. 原子半径：④>③>②>①
C. 电负性：④>③>②>① D. 最高正化合价：④>③=②>①
5、对于第三周期元素的有关叙述错误的是（ ）。
A. 碱性：NaOH ＞Mg(OH)2 ＞ Al(OH)3 B. 电负性：Si ＜ P ＜ S
C. 第一电离能：Si ＜ P ＜ S D. Cl－核外电子排布式：1s22s22p63s23p6
6、下列关于砷(As)元素的叙述中，正确的是（ ）。
A. 第一电离能：As
P，同周期从左向右第一电离能增大，但IIA>IIIA、VA>VIA族，即P>S，因此第一电离能的顺序是④>③>②>①，故A正确；B、原子半径大小顺序是②>①>③>④，故B错误；C、电负性：同周期从左向右电负性增大，同主族从上到下电负性减弱，因此电负性大小顺序是④>③>①>②，故C错误；D、F没有正价，故D错误。
5、【答案】C
【解析】A、同周期从左向右，金属性增强，即金属性：Na>Mg>Al，金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，即碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，故A说法正确；B、同周期从左向右电负性增强（稀有气体除外），即电负性：S>P>Si，故B说法正确；C、同周期从左向右第一电离能增大，但IIA>IIIA、VA>VIA，因此第一电离能：P>S>Si，故C说法错误；D、Cl－是Cl得到一个电子，即Cl－的核外电子排布式为1s22s22p63s23p6，故D说法正确。
6、【答案】C
【解析】A、同周期从左向右第一电离能增大，但IIA>IIIA、VA>VIA，第一电离能是As>Se，同周期从左向右电负性增强，即电负性Se>As，故A错误；B、AsCl3最外层满足8e－稳定结构，AsCl3中As核外电子数为36，Cl核外电子总数为18，故B错误；C、同种元素的含氧酸，价态越高，酸性越强，砷酸中As显＋5价，亚砷酸中As显＋3价，因此砷酸的酸性强于亚砷酸，亚砷酸属于弱酸，因此砷酸钠溶液显碱性，故C正确；D、VSEPR模型包括孤电子对占有的位置，因此AsH3中As有3个σ键，孤电子对数为(5－3)/2=1，因此AsH3的VSEPR模型为四面体，杂化类型为sp3杂化，故D错误。
点睛：易混点是VSEPR和空间构型，VSEPR模型包含了孤电子对数占有的空间，如AsH3的VSEPR模型为四面体型，而空间构型是略去了孤电子对，AsH3的空间构型为三角锥形。
7、【答案】C
【解析】A、能层越高，能量越大，即不同能层同一能级的电子云半径越大，故A说法正确；B、每一个能层都是从s能级开始，其能级数等于该能层的序数，故B说法正确；C、书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写，故C说法错误；D、基态原子是处于最低能量的原子，通常所说的电子排布指的是基态原子的电子排布，故D说法正确。
8、【答案】D
【解析】能量处于最低状态应遵循构造原理、泡利不相容原理、洪特规则，A、不遵循构造原理，故A错误；B、不遵循构造原理，故B错误；C、不遵循洪特规则，故C错误；D、遵循构造原理、泡利不相容原理、洪特规则，故D正确。
9、【答案】C
【解析】A、水分子中,氢原子最外层有2个电子,所以氢原子不满足8电子稳定结构,故A错误；氟化硼中,硼原子最外层有6个电子,所以硼原子最外层不满足8电子稳定结构,故B错误；C. CCl4分子中碳原子和氯原子的最外层都满足8个电子，故C对；D. NO2化合物中N元素的最外层电子数为5+化合价为+4价，两者的绝对值不等于8，所以D错；答案：C。
10、【答案】C
【解析】A．质子数为20，是Ca元素；B．质子数为15，是P元素；C．质子数为8，是O元素；D．质子数为14，是Si元素；所以非金属性最强的元素是O元素，即电负性最强的元素是O元素，答案选C。
点睛：本题考查结构位置性质关系、电负性等，根据核外电子排布式判断元素，掌握电负性的意义与强弱判断是解答本题的关键。元素的非金属性越强其电负性越大。同一周期中，电负性随着原子序数的增大而增大，同一主族中，元素的电负性随着原子序数的增大而减小。
11、【答案】A
【解析】A. CS2是直线形结构，其比例模型为，A正确；B. Ca2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p6，B错误；C. 乙烯的结构简式：CH2＝CH2，C错误；D. 氮原子最外层轨道表示式为，D错误，答案选A。
12、【答案】C
【解析】假设三种元素为第三周期，根据最高价氧化物对应水化物的化学式，推出A为Cl，B为S，C为P，A、同周期从左向右非金属性增强，即有Cl>S>P，故A说法正确；B、非金属性越强，其气态氢化物越稳定，因此有HCl>H2S>PH3，故B说法正确；C、同周期从左向右第一电离能增大，但IIA>IIIA、VA>VIA，因此有Cl>P>S，故C说法错误；D、非金属性越强，其离子的还原性越强，即P3－>S2－>Cl－，故D说法正确。
13、【答案】D
【解析】分析：A.质子数+中子数＝质量数，质子数＝核外电子数；
B.分子式相同结构不同的化合物互为同分异构体；
C.由同一种元素形成的不同单质互为同素异形体；
D.结构相似，分子组成上相差若干个CH2原子团的有机物，互为同系物。
详解：A. 新发现的核素中，电子数为118，中子数297-118=179，电子数比中子数少179－118＝61个，A错误；
B. 白磷和红磷均为磷元素的单质，属于同素异形体，B错误；
C. 氕、氘、氚的质子数相同，中子数不同，互为同位素，C错误；
D. CH3CH2CH2CH3和C(CH3)4的结构相似，分子组成上相差1个CH2原子团，互为同系物，D正确；
答案选D。
14、【答案】B
【解析】A. O原子的电子排布式为1s22s22p4，最外层未成对电子数为2；B. Fe3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，最外层未成对电子数为5；C. Si原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2，最外层未成对电子数为2；D. P原子的电子排布式为1s22s22p63s23p3，最外层未成对电子数为3；通过比较可知Fe3+的最外层未成对电子数最多，故答案选B。
15、【答案】C
【解析】该元素最外层仅有的一个电子位于4s能级，即4s1，该原子4s能级未填充满，情况之一是按照能级顺序正常填充的结果：1s22s22p63s23p64s1，为K元素；情况之二是按照洪特规则的特例，即原子轨道处于全充满、半充满或全空时能量最低填充的结果，有：1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d104s1，为Cr元素和Cu元素，所以第四周期元素的基态原子中，4s能级中只有1个电子的元素共有3种，答案选C。
16、【答案】D
【解析】电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述，A错误；s能级的原子轨道呈球形，处在该轨道上的电子不只在球壳内运动，还在球壳外运动，只是在球壳外运动概率较小，B错误； 任何能层的P能级都有3个原子轨道，与能层的大小无关，C错误；离原子核越远的电子，其能量越大，所以p原子轨道电子的平均能量随能层的增大而增加，D正确；正确选项D。
17、【答案】A
【解析】某+2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，该元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，处于元素周期表中ds区，最外层电子数为族序数，电子层数等于周期数，所以该元素处于第四周期第IB族，故答案选A。
18、【答案】A
【解析】核外电子为奇数的原子，当然无法保证所有电子成对，所以选项A正确。核外电子数为偶数的基态原子，其某个能级上的轨道中不一定都是成对电子，例如第6号元素C，其2p能级上应该有2个单电子，选项B错误。核外电子数为偶数的基态原子，其原子轨道中的电子可能都是成对的，例如He，选项C错误。核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中一定含有“未成对电子”，选项D错误。
19、【答案】B
【解析】分析：同周期自左向右最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，结合元素在周期表中的相对位置和元素周期律解答。
详解：同周期的三种非金属元素X、Y、Z，它们的原子半径由小到大的顺序是X＜Y＜Z，因此其原子序数是X＞Y＞Z，则
A、同周期自左向右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，所以非金属性是X＞Y＞Z，A正确；
B、非金属性越强，相应氢化物的稳定性也越强，则气体氢化物的热稳定性按X、Y、Z的顺序递减，B错误；
C、非金属性越强，相应最高价氧化物的水化物的酸性越强，则X、Y、Z的最高价氧化物的水化物酸性由强到弱，C正确；
D、三种元素位于同一周期，原子序数是X＞Y＞Z，因此X、Y、Z的最外层电子数依次减少，D正确；
答案选B。
20、【答案】A
【解析】试题分析：元素A的核电荷数是a，A失去m个电子后变为Am+，B得到n个电子后变为Bn-，两离子电子层结构相同，即核外电子数相同，所以b+n=a-m，即a=b+n+m，选项A正确。故选A。
21、【答案】A
【解析】第3周期元素R，设其最外层有X个电子，则它的原子核外最外层上达到饱和所需电子数（8－X）小于次外层和最内层电子数之差（8-2=6），且等于最内层电子数的正整数倍（只能等于2、4、6、8），所以8－X＜6，且8-X=2、4、6、8，所以X＝4或6。所以R为Si或者S。其高价氧化物为P2O5或SO3都属于酸性氧化物，都与氢氧化钠溶液反应，选项A正确。Si的最高价氧化物对应水化物是硅酸属于弱酸，选项B错误。Si的电负性小于P，选项C错误。Pd的3p能级上是半满的稳定结构，所以第一电离能反常增大，所以P的第一电离能大于Si和S，选项D错误。
22、【答案】C
【解析】A、能量越高的电子在离核越远的区域内运动，也就越容易失去，选项A错误；B、电离能是失去电子时所吸收的能量，能量越高的电子在失去时消耗的能量也就越少，因而电离能也就越低，选项B正确；C、同一层即同一能级中的p轨道电子的能量一定比s轨道电子能量高，但外层s轨道电子能量则比内层p轨道电子能量高，选项C错误；D、电子首先进入能量最低、离核最近的轨道，选项D错误。答案选B。
23、【答案】C
【解析】根据构造原理，第5层上有2个电子，则电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s24p64d0～105s2，因此该原子的第四电子层中的电子数肯定为8～18个，答案选B。
24、【答案】 (1). 1s22s22p63s23p63d84s2 或[Ar]3d84s2 (2). sp2杂化 (3). SCN－（或OCN－、CNO－、N3-等） (4). 0.2 (5). 氧的原子半径比硫小，电负性比硫大，水分子中成键电子对更靠近中心原子，相互排斥作用大，键角大 (6). NH3分子能和水分子之间形成氢键 (7). CuCl (8). 正四面体形 (9). 12 (10).
【解析】 (1)Ni原子在周期表中的位置为第四周期，第VIII族，电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2 或[Ar]3d84s2；
(2)根据图示，丙酮分子中2号碳原子为羰基碳原子，是平面构型，根据杂化轨道理论，2号C原子的杂化方式应为sp2杂化；求等电子体，通常采用上下左右平移元素，同时调电子数的方法求解，所以与CS2互为等电子体的阴离子，有SCN－(或OCN－、CNO－、等)；
(3)配合物外界可以完全电离，内界不电离，对于0.1mol[Cr(H2O)Cl]Cl2·H2O的水溶液，可以完全电离出0.2molCl-，也就可以与0.2mol硝酸银反应生成0.2molAgCl沉淀；
(4)H2O分子的键角比H2S分子的键角大，O和S均为氧族元素，O的电负性比S大，但O的半径比S小，二者含有相同的价电子，半径小的O原子电子的斥力较大，而根据VSEPR理论，孤电子对斥力大于成键电子对斥力，因此H2O的键角大些；
(5) N的电负性强，NH3分子能和水分子之间形成氢键，所以在水中的溶解度很大，而PH3不能与水之间形成氢键；
(6)①立方晶胞中，顶点粒子占1/8，面心粒子占1/2，内部粒子为整个晶胞所有，因此一个晶胞中，Cu的数目为4，Cl的数目为8×1/8+6×/2＝4，则该晶体的化学式为CuCl；
②由题给晶胞示意图可以看出，四个Cu+相互连接组成一个正四面体；
③晶胞不应作为孤立体系而存在，周围有无数晶胞重叠，从底心的Cl看出，周围等径且最近的原子有8个，下面一个晶胞有4个，因此在它周围等径且最近的Cl有12个；
④取1mol晶胞，则有NA个晶胞，设晶胞边长为acm，则一个晶胞的体积为V0＝a3cm3一个晶胞中含有4个Cu和4个Cl，则1mol晶胞的质量为m=4×64+4×35.5=4×99.5g，则晶胞的密度为ρ＝ ,所以晶胞的边长a＝，CuCl
的晶胞中一个Cu+与周围四个Cl—形成一个正四面体，设Cu+与Cl—的最短距离为x，这个最短距离就是正四面体的Cu-Cl原子的键长，根据几何关系，左下角顶点的Cl与左面心的Cl原子间的距离应为 ，由余弦定理，cosθ＝ 解得x＝ a，由于a＝，所以x＝pm。
25、【答案】 (1). [Ar]3d104s24p3 (2). 大于 (3). 小于 (4). 三角锥形 (5). sp3 (6). GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体 (7). 原子晶体 (8). 共价 (9). ×100%
【解析】试题分析: （1）As为ⅤA族33号元素，电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p3；
（2）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；
（3）AsCl3中价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数=3+1 =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；
（4）GaF3的熔点高于1000℃，GaCl3的熔点为77.9℃，其原因是GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体，离子晶体的熔点高；
（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ρ g cm﹣3，根据均摊法计算，As： ，Ga：4×1=4，rGapm和rAspm，故其晶胞中原子所占的体积V1= ×10﹣30，1个晶胞的体积V2= ，将V1、V2带入计算 GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率。
解析：根据以上分析，（1）As为ⅤA族33号元素，电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p3；
（2）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；
（3）AsCl3中价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数=3+1 =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；
（4）GaF3的熔点高于1000℃，GaCl3的熔点为77.9℃，其原因是GaF3为离子晶体，
GaCl3为分子晶体，离子晶体的熔点高；
（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ρ gcm﹣3，根据均摊法计算，As： ，Ga：4×1=4，故其晶胞中原子所占的体积V1= ×10﹣30，晶胞的体积V2= ，故GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为 将V1、V2带入计算得百分率= ×100%=。
