c.单质的熔点A>Bd.A、B的单质均能与氧化物发生置换
e.A的氧化物具有两性f.A、B均能与氯元素构成离子晶体
（2）C是地壳中含量最高的元素，C基态原子的电子排布式为_______。
Cn-比D2+少l个电子层。
二者构成的晶体的结构与NaCl晶体结构相似（如图一所示），晶体中一个D2+周围和它最邻近且等距离的D2+有_____个。
（3）E元素原子的最外层电子数是其次外层电子数的2倍，则乙酸分子中E原子的杂化方式有_____。
E的一种单质其有空间网状结构，晶胞结构如图2。
己知位于晶胞内部的4个原子，均位于体对角线的1/4或3/4处，E-E键长为apm，则E晶体的密度为_________g/cm3（用含有NA、a的式子表示）。
（4）F与硒元素同周期，F位于p区中未成对电子最多的元素族中，F的价电子排布图为
______，FO33-离子的空间构型为__________；F第一电离能_______硒元素（填“＞”或“<”）
13.选修3物质结构与性质（共1小题，满分0分）
第四周期过渡元素Fe、Ti可与C、H、N、O形成多种化合物．
（1）①H、C、N、O四种元素的电负性由小到大的顺序为；
②下列叙述不正确的是；（填字母）
A．因为HCHO与水分子间能形成氢键，所以CH2O易溶于水
B．HCHO和CO2分子中的中心原子均采用sp2杂化
C．C6H6分子中含有6个σ键和1个大π键，C2H2是非极性分子
D．CO2晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低
③氰酸（HOCN）是一种链状分子，它与异氰酸（HNCO）互为同分异构体，其分子内各原子最外层均已达到稳定结构，试写出氰酸的结构式；
（2）Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道能与一些分子或离子形成配合物．
①与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是；
②六氰合亚铁离子[Fe（CN）6]4﹣中不存在；
A、共价键B、非极性键C、配位键D、σ键E、π键
写出一种与CN﹣互为等电子体的单质分子式；
（3）根据元素原子的外围电子排布特征，可将周期表分成五个区域，其中Ti属于区；
（4）一种Al﹣Fe合金的立体晶胞如图所示．请据此回答下列问题：
①确定该合金的化学式；
②若晶体的密度=ρg/cm3，则此合金中最近的两个Fe原子之间的距离（用含ρ的代数式表示，不必化简）为cm．
14.砷化稼（GaAs）是优良的半导体材料,可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。
回答下列问题：
（1）基态Ga原子的核外电子排布式为_______________。
（2）根据元素周期律，元素的电负性Ga______（填“大于”或“小于”,下同）As，第一电离能B____Ga；BF3和NH3的分子能够通过配位键相结合的原因是_______。
（3）杀虫剂Na3AsO4中阴离子的空间构型为______，As原子采取________杂化。
（4）组成相似的GaF3和GaCl3晶体，前者属于离子晶体，后者属于分子晶体。
从F-和Cl-结构的不同分析其原因是____________。
（5）原子晶体GaAs的晶胞参数a=xpm，它的晶胞结构如下图所示。
该晶胞内部存在的共价健数为______；A原子距离B原子所在六面体的侧面的最短距离为______（用x表示）pm；该晶胞的密度为_____g·cm-3。
（阿伏伽德罗常数用NA表示）。
答案及解析
1.D
考点：
元素电离能、电负性的含义及应用．
专题：
原子组成与结构专题．
分析：
A、元素的非金属性越强，则元素的电负性越大；
B、N原子的最外层电子排布为2s22p3属于全满和半满的稳定结构，不容易失电子，所以氮的第一电离能大；
C、稀有气体的原子排布是稳定结构，电离能大；
D、在所有的元素中F的非金属性最强．
解答：
解：
A、元素的非金属性越强，则元素的电负性越大，所以随原子序数的递增，第三周期元素的电负性逐渐增大，故A错误；
B、N原子的最外层电子排布为2s22p3属于全满和半满的稳定结构，不容易失电子，所以氮的第一电离能比氧的第一电离能大，故B错误；
C、稀有气体的原子排布是稳定结构，不容易失去电子，所以电离能大，第一电离能最大的是He元素，故C错误；
D、在所有的元素中F的非金属性最强，所以氟的电负性最大，故D正确；
故选D．
点评：
考查了电负性、第一电离能的递变规律，难度不大，注意规律中的特殊性
2.C
元素外围电子构型为3d54s2，根据电子排布式知，该原子含有4个能层，所以位于第四周期，外围电子总数为7，即处于ⅦB族，故该元素位于第四周期第ⅦB族，是过渡元素，故选C。
点睛：
本题考查了结构与位置关系，注意能层与周期、价电子与族的关系。
元素的能层数等于其周期数，从第ⅢB族到第ⅥB族，其外围电子数等于其族序数，而第ⅠB族、第ⅡB族，其最外层电子数等于其族序数。
3.D
解：
由上述分析可知，L为Mg，M为Al，Q为Be，R为S，T为O，A．非金属性O大于S，则稳定性H2O＞H2S，即H2T＞H2R，故A错误；
B．金属性Mg比Be强，则Mg与酸反应越剧烈，则相同条件下单质与稀盐酸反应速率为L＞Q，故B错误；
C．Mg2+离子核外电子数为10，S2﹣离子的核外电子数为18，电子层越多，原子半径越大，则离子半径：
R2﹣＞L2+，故C错误；
D．M与T形成的化合物是氧化铝，属于两性氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应，故D正确；
故选D．
【分析】由表格中原子半径及化合价可知，T只有﹣2价，则T为O元素，R有﹣2和+6价，则R为S元素；L、M的原子半径均大于R、T，应均为第三周期元素，则L为Mg、M为Al，Q为第二周期第IIA族元素，则Q为Be，以此来解答．
4.C
【考点】元素电离能、电负性的含义及应用．
【分析】同主族自上而下第一电离能减小，P元素3p能级为半满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si，P原子第四电离能为失去4s2能中1个电子，为全满稳定状态，与第三电离能相差较大，可知b为P、a为C．
A．同周期自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性减小；
B．非金属性越强，氢化物越稳定；
C．碳、Si失去4个电子为ns2全满状态，能量更低，再失去1个电子时，第五电离能电离能与第四电离能相差较大，P失去4个电子为3s1状态，第四电离能与第五电离能均失去3s能级电子，二者能量相差不大；
D．均形成分子晶体，没有氢键存在，相对分子质量越大，分子间作用力越强，沸点越高．
【解答】解：
同主族自上而下第一电离能减小，P元素3p能级为半满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si，P原子第四电离能为失去4s2能中1个电子，为全满稳定状态，与第三电离能相差较大，可知b为P、a为C．
A．同周期自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性减小，故Si的电负性最小，故A错误；
B．Si的非金属性最弱，非金属性越强，氢化物越稳定，故SiH4的稳定性最差，故B错误；
C．碳、Si失去4个电子为ns2全满状态，能量更低，再失去1个电子时，第五电离能电离能与第四电离能相差较大，P失去4个电子为3s1状态，第四电离能与第五电离能均失去3s能级电子，二者能量相差不大，故第五电离能C＞Si＞P，故C正确；
D．均形成分子晶体，没有氢键存在，相对分子质量越大，分子间作用力越强，沸点越高，故SiH4的沸点最高，CH4的沸点最低，故D错误，
故选：
C．
5.A
【考点】原子结构与元素的性质．
【分析】A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则A在B的下一周期，且A为金属元素，在反应中易失去电子，具有较强的金属性，B为非金属元素，在反应中易得到电子，在反应中易得到电子．
【解答】解：
A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则A在B的下一周期，则
①A在B的下一周期，原子半径A＞B，故①错误；
②A在B的下一周期，原子序数A＞B，A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则离子半径A＜B，故②错误；
③A在B的下一周期，原子序数A＞B，故③正确；
④当原子最外层电子数＜4时易失去最外层电子形成阳离子，当原子最外层电子＞4时，易得到电子形成阴离子，则原子最外层电子数A＜B，故④正确；
⑤A、B原子最外层电子数不能确定，则元素的化合价关系不能确定，故⑤错误；
⑥A能形成阳离子，说明A易失去电子，具有较强的金属性，的电负性较弱，B能形成阴离子，说明在反应时易得到电子，具有较强的电负性，则A的电负性小于B的电负性，故⑥正确；
⑦A易失去电子，第一电离能较小，B易得电子，说明难以失去电子，电离能较大，故A的第一电离能小于B的第一电离能，故⑦错误．
故选A．
6.B
【考点】同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系．
【分析】同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，第一电离能呈增大趋势，电负性逐渐增大，以此解答．
【解答】解：
A．第三周期P最外层电子为半充满结构，较为稳定，P的第一电离能大于S，故A错误；
B．同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，故B正确；
C．同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，故C错误；
D．形成基态离子转移的电子数，金属逐渐增多，非金属性逐渐减小，故D错误．
故选B．
7.C
【考点】原子结构与元素周期律的关系．
【分析】X、Y、Z为短周期元素，X原子最外层只有一个电子，则X为H、Li或Na；Y原子的最外层电子数比内层电子总数少4，则Y有3个电子层，最外层有6个电子，则Y为硫元素；Z的最外层电子数是内层电子总数的三倍，则Z有2个电子层，最外层电子数为6，则Z为氧元素，据此解答．
【解答】解：
X、Y、Z为短周期元素，X原子最外层只有一个电子，则X为H、Li或Na；Y原子的最外层电子数比内层电子总数少4，则Y有3个电子层，最外层有6个电子，则Y为硫元素；Z的最外层电子数是内层电子总数的三倍，则Z有2个电子层，最外层电子数为6，则Z为氧元素，
A．Y为硫元素，Y的价层电子排布式为3s23p4，故A错误；
B．Y为硫元素，Z为氧元素，非金属性O＞S，非金属性越强，氢化物越稳定，氢化物稳定性Z＞Y，故B错误；
C．Y为硫元素，Z为氧元素，第一电离能：
Y＜Z，故C正确；
D．X为H、Li或Na，Y为硫元素，H、Li或Na与硫元素可以形成硫化氢属于共价化合物，硫化钠和硫化锂属于离子化合物，故D错误；
故选C．
8.D
【考点】位置结构性质的相互关系应用．
【分析】图为元素周期表前四周期的一部分，由位置可知，X为F，W为P，Y为S，Z为Br，R为Ar，
A．W的3p电子半满为稳定结构；
B．Y的阴离子有3个电子层，而Z的阴离子有4个电子层；
C．p能级未成对电子最多为3个，只有W符合；
D．上述元素中F的非金属性最强．
【解答】解：
图为元素周期表前四周期的一部分，由位置可知，X为F，W为P，Y为S，Z为Br，R为Ar，
A．W的3p电子半满为稳定结构，则W元素的第一电离能大于Y元素的第一电离能，故A错误；
B．Y的阴离子有3个电子层，而Z的阴离子有4个电子层，则Y的阴离子电子层结构与R原子的相同，故B错误；
C．p能级未成对电子最多为3个，只有W符合，故C错误；
D．上述元素中F的非金属性最强，则X元素是电负性最大，故D正确；
故选D．
9.B
【考点】原子核外电子排布．
【分析】某短周期元素R的第三电离能剧增，说明该原子最外层有2个电子，处于IIA族，该原子存在第五电离能，说明核外电子数数目大于4，故R为Mg元素．
【解答】解：
某短周期元素R的第三电离能剧增，说明该原子最外层有2个电子，处于IIA族，该原子存在第五电离能，说明核外电子数数目大于4，故R为Mg元素．
①R的最高正价为+2价，故①错误；
②R元素位于元素周期表中第ⅡA族，故②正确；
③R元素最外层电子排布式为3s2，为全满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素的，故③正确；
④R元素的原子最外层共有2个电子，故④错误；
⑤R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p62s2，故⑤错误，
故选：
B．
10.D
A.铬原子的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d54s1，选项A错误；B．Mg的最外层为3s电子全满，稳定结构，难以失去电子，第一电离能最大，Na的最小，选项B错误；C.碳原子的轨道表示式：
，选项C错误；D.元素非金属性越强电负性越强，故N、O、F电负性依次增大，选项D正确。
答案选D。
11.
（1）
；
（2）从上到下依次减小；
（3）N原子2P轨道半充满，相对稳定；
（4）Li+已形成稳定结构，再失去电子很困难．
【解答】解：
（1）根据图片知，同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势，但第ⅡA元素第一电离能大于第ⅢA元素，第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族元素，所以Na～Ar之间的元素用短线连接起来的图象为
，
（2）同一主族元素原子的第一电离能I1，如上图以第ⅠA族为例，变化规律从上到下依次减小，其他族一致，
故答案为：
从上到下依次减小；
（3）N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大的原因是N原子2P轨道半充满，相对稳定，
故答案为：
N原子2P轨道半充满，相对稳定；
（4）锂原子失去一个电子后变成Li+，Li+已形成稳定结构，再失去电子很困难，则锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量，
故答案为：
Li+已形成稳定结构，再失去电子很困难．
12.
（1）bf
（2）1s22s22p412
（3）sp2sp3
或
（4）
三角锥型＞
解析：
（1）根据表中的数据可以判断出A为第ⅢA族的元素，B为第ⅡA族的元素，由于都是第三周期，所以A为铝元素，B为镁元素，铝离子的半径小于镁离子，铝元素的电负性大于镁元素，铝的熔点大于镁，铝可以发生铝热反，镁可以和二氧化碳反应生成碳，氧化铝为两性氧化物，氯化铝为分子晶体，故答案为：
bf；
（2）地壳中含量最高的元素为氧元素，基态电子排布式为1s22s22p4，O2-比D2+少1个电子层，则D为钙元素，形成的晶体为CaO，与NaCl晶体结构相似，以晶胞体心上的钙离子为例，与这个离子距离最近的钙离子分布在晶胞棱边的中点，距离为面对角线的一半，这样的离子有12个，故答案为：
1s22s22p4；12；
（3）E元素原子的最外层电子数是其次外层电子数的2倍，则E为碳原子，在乙酸分子中甲基中C原子周围都是单键相连，且没有孤电子对，所以C的杂化方式是sp3杂化，在羧基中C原子含有碳氧双键，所以C的杂化方式是sp2杂化；在C单质的晶胞中体对角线长度为C-C键长的4倍，所以晶胞的边长为4×
apm，所以晶胞的体积为64×
a3×10−30cm，在晶胞中含有的原子数为4+8×+6×=8，再根据ρ＝可知，密度为
g/cm3=
g/cm3；故答案为：
sp2、sp3；
；
（4）F与硒元素同周期，即在第四周期，F位于p区中未成对电子最多的元素族中，即为第Ⅴ主族，所以F原子的价电子排布图为
，F为As元素，AsO33-离子中As原子的价电子对数为
=4，离子中有三个As-O键，一对孤电子对，所以AsO33-的空间构型为三角锥形，同周期元素，随着原子序数的增大，第一电离能也增大，但As元素的p层有3个电子，半充满状态，所以As的第一电离能大于Se，故答案为：
；三角锥形；＞。
13.
（1）①H＜C＜N＜O；
②BC；
③N≡C﹣O﹣H；
（2）①具有孤对电子；
②B；N2；
（3）d；
（4）①化学式为Fe2Al；
②
．
【分析】
（1）①根据元素周期表电负性的递变规律比较电负性强弱；
②A．甲醛和水分子间能形成氢键，所以CH2O易溶于水；B．二氧化碳分子中C原子为sp杂化；C．苯中碳碳键含有6个σ键，每个碳氢键含有一个σ键；D．原子晶体的熔沸点大于分子晶体；
③碳为四价，氮为三价，氧为两价，氰酸（HOCN）是一种链状分子，且其分子内各原子最外层均已达到稳定结构，故N≡C﹣O﹣H；
（2）①形成配离子具备的条件为：
中心原子具有空轨道，配体具有孤对电子对；
②六氰合亚铁离子[Fe（CN）6]4﹣中Fe2+与CN﹣形成配位键，CN﹣中存在C≡N三键，为极性共价键，三键中有1个σ键2个π键；CN﹣中C原子与1个单位负电荷用N原子替换可得CN﹣等电子体的单质；
（3）根据Ti原子核外电子排布式解答；
（4）①根据均摊法计算化学式；
②计算出晶胞边长，即可进一步求出最近的两个Fe原子之间的距离．
【解答】解：
（1）①同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增大，则有电负性C＜N＜O，H的电负性最小，电负性顺序为：
H＜C＜N＜O，
故答案为：
H＜C＜N＜O；
②A．A中甲醛中含有羟基，与水可以形成氢键，故A正确；
B．HCHO分子中C原子采用sp2杂化，但二氧化碳分子中C原子为sp杂化，故B错误；
C．C2H2是直线型对称结构，为非极性分子，但苯中碳碳键含有6个σ键，每个碳氢键含有一个σ键，苯分子中一共含有12个，故C错误；
D．二氧化碳晶体是分子晶体，二氧化硅晶体是原子晶体，所以CO2晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低，故D正确，
故答案为：
BC；
③氰酸（HOCN）是一种链状分子，且其分子内各原子最外层均已达到稳定结构，碳为四价，氮为三价，氧为两价，故N≡C﹣O﹣H，
故答案为：
N≡C﹣O﹣H；
（2）①形成配离子具备的条件为：
中心原子具有空轨道，配体具有孤对电子对，
故答案为：
具有孤对电子；
②六氰合亚铁离子[Fe（CN）6]4﹣中Fe2+与CN﹣形成配位键，CN﹣中存在C≡N三键，为极性共价键，三键中有1个σ键2个π键，所以CN﹣中共价键、配位键、σ键、π键；CN﹣中C原子与1个单位负电荷用N原子替换可得CN﹣等电子体的单质为N2，
故答案为：
B；N2；
（3）Ti原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d24s2，钛位于第四周期第ⅣB族，属于d区，故答案为：
d；
（4）①Fe位于顶点、面心、体心和棱心，数目为8×
+6×
+1+12×
=8，Al位于晶胞体心，数目为4，原子数目比值为2：
1，化学式可写为：
Fe2Al，
答：
化学式为Fe2Al；
②晶胞质量为：
×（56×2+27）g，设晶胞边长为acm，则晶胞体积为a3cm3，由密度公式得：
ρ×a3=
×（56×2+27），解得a=2×
，两个Fe原子之间的距离为边长的一半，则距
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