B．Q与w形成的两种常见化合物中含有相同比例的阴、阳离子，属于同种晶体类型
C．Q与Y组成的常见物质是一种碱性氧化物
D．由Y和T组成的物质YT是原子晶体，在电子和陶瓷工业上有广泛应用，可以直接由单质Y和T在低温下合成
4.第ⅤA族元素的原子R与A原子结合形成RA3气态分子，其立体结构呈三角锥形．RCl5在气态和液态时，分子结构如图所示，下列关于RCl5分子的说法中不正确的是（）
A．分子中5个R﹣Cl键键能不都相同
B．键角（Cl﹣R﹣Cl）有90°、120、180°几种
C．RCl5受热后会分解生成分子立体结构呈三角锥形的RCl3
D．每个原子都达到8电子稳定结构
5.短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X原子的最外电子层电子数之比为4：
3，Z原子比X原子的核外电子数多4．下列说法正确的是（）
A．W、Y、Z的电负性大小顺序一定是Z＞Y＞W
B．W、X、Y、Z的原子半径大小顺序可能是W＞X＞Y＞Z
C．Y、Z形成的分子的空间构型可能是正四面体
D．若有WY2，则WY2分子中σ键与π键的数目之比是2：
1
6.以下比较中，正确的是（ ）
A.微粒半径：
F﹣＞O2﹣＞Na+＞Li+
B.电负性Cl＞C，酸性：
HClO4＞H2CO3
C.分子中的键角：
CH4＞H2O＞CO2
D.稳定性：
LiCl＜NaCl＜KCl＜RbCl
7.有M、X、Y、Z、W五种原子序数依次增大的短周期元素，其中M、Z同主族；X＋与M2－具有相同的电子层结构；原子半径：
Z＞W；Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料。
下列说法正确的是（ ）
A．X、M两种元素形成的化合物只能存在离子键
B．元素Y、Z、W的单质晶体属于同种类型的晶体
C．由于W、Z、M元素的氢化物相对分子质量依次减小，所以其沸点依次降低
D．元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂
二、填空题（本题共3道小题）
8.
（1）肼（N2H4）分子可视为NH3分子中的一个氢原子被﹣NH2（氨基）取代形成的另一种氮的氢化物．
①NH3分子的空间构型是 ；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是 ．
②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：
N2O4+2N2H4═3N2+4H2O若该反应中有4molN﹣H键断裂，则形成的π键有 mol．
（2）ⅥA族元素氧、硫、硒（Se）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：
①H2Se的酸性比H2S （填“强”或“弱”）．气态SeO3分子的立体构型为 ，SO32﹣离子的立体构型为 ．
②请根据结构与性质的关系解释H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因：
．
9.硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。
回答下列问题：
（1）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为______，该能层具有的原子轨道数为_____、电子数为____。
（2）硅主要以硅酸盐、______等化合物的形式存在于地壳中。
（3）单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以______相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献______个原子。
（4）单质硅可通过甲硅烷（SiH4）分解反应来制备。
工业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4，该反应的化学方程式为______________________。
（5）碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：
化学键
C—C
C—H
C一O
Si—Si
Si—H
Si一O
键能／（kJ·mol－1）
356
413
336
226
318
452
①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是_____________。
②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是__________________________。
（6）在硅酸盐中，SiO44－四面体（如下图（a））通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架状四大类结构型式。
图（b）为一种无限长单链结构的多硅酸根，其中Si原子的杂化形式为__________。
Si与O的原子数之比为__________________。
10.I．下表为周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
（1）写出上表中元素I的价层电子排布图 。
元素C、D、E、F的第一电离能由大到小的顺序是 （用元素符号表示）。
（2）元素A分别与C、D、E形成最简单的常见化合物分子甲、乙和丙。
下列有关叙述不正确的
有（ ）
A．甲、乙和丙分子的空间构型分别为正四面体形、三角锥形、V形
B．甲、乙和丙分子中，中心原子均采取sp3的杂化方式
C．三种分子中键角由大到小的顺序是丙>乙>甲
D．甲、乙和丙分子均为由极性键构成的极性分子
（3）由元素J、C、E组成一种化学式为J（CE）的配位化合物，该物质常温下呈液态，熔点为
一20．5℃，沸点为103~C，易溶于非极性溶剂。
据此可判断：
该化合物的晶体中存在的作用力有（ ）
A． 离子键B．极性键C．非极性键D．范德华力E．氢键F．配位键
Ⅱ．
（1）BCl3中B原子的杂化方式为 。
第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有 种。
写出与BCl3结构相同的一种等电子体 （写离子）。
（2）科学家测得胆矾中既含有配位键，又含有氢键，其结构示意图可简单表示如下：
①胆矾的化学式用配合物的形式表示为的
②胆矾中SO42-的空间构型为
评卷人
得分
三、实验题（本题共0道小题,,共0分）
试卷答案
1.C
考点：
同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系；同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系．
分析：
A、根据Na、Mg、Al原子的核外电子排布分析；
B、根据P、S、Cl最外层电子数目=元素的最高正价（氧、氟除外）；
C、同周期从左到右元素的第一电离能依次减小，第IIIA和第VA族反常；
D、同主族元素从上到下元素的电负性逐渐减弱．
解答：
解：
A、Na、Mg、Al原子的核外电子分别为11、12、13，原子最外层电子数分别为1、2、3，逐渐增多，故A正确；
B、P、S、Cl最外层电子数目分别为5、6、7，最高正化合价分别为+5、+6、+7，故B正确；
C、同周期从左到右元素的第一电离能依次减小，第IIIA和第VA族反常，O、N、F第一电离能依次增大，故C错误；
D．同主族元素从上到下元素的电负性依次减弱，则Na、K、Rb元素的电负性逐渐减小，故D正确．
故选C．
点评：
本题考查元素周期律，明确同主族、同周期元素的性质变化规律是解答本题的关键，难度不大．
2.A
考点：
原子核外电子排布；原子结构示意图．
分析：
钠原子的电子排布式为1s22s22p63s1，或写为[Ne]3s1，Na+的原子核内有11个质子，核外有10个电子，Na为金属元素，易失去电子，所以其价电子排布式为：
3s1，轨道表示式用箭头“↑”或“↓”来区别自旋方向的不同电子，每个轨道最多容纳2个电子且自旋方向相反，据此分析解答．
解答：
解：
A．轨道表示式用一个方框或圆圈表示能级中的轨道，用箭头“↑”或“↓”来区别自旋方向的不同电子，每个轨道最多容纳2个电子，2个电子处于同一轨道内，且自旋方向相反，所以Na+的轨道表示式：
，故A错误；
B．Na+的原子核内有11个质子，核外有10个电子，结构示意图为
，故B正确；
C．钠原子的电子排布式为1s22s22p63s1，或写为[Ne]3s1，故C正确；
D．钠原子的简化电子排布式为[Ne]3s1，故D正确；
故选A．
点评：
本题考查原子核外电子排布，为高考常见题型，难度不大，注意把握原子核外电子的排布规律，把握电子排布式和轨道式的书写方法．
3.B
知识点:
位置、结构、性质的相互关系应用
答案解析:
B解析：
短周期原子序数依次增大的主族元素R、T、Q、W、Y，Q是地壳中含量最高的元素，则Q是O元素；R与T的核电荷数之和等于Q的核电荷数，且R原子的最外层电子数等于其单质层数，则R是H，T是N元素；Y原子的最外层电子数等于其电子层数，且Y的原子序数大于O元素，则Y电子层数为3、其最外层电子数是3，则Y是Al元素；W与R同主族且W原子序数大于O而小于Al，则W为Na。
A．原子的电子层数越大，其原子半径越大，同一周期元素中，原子半径随着原子序数的增大而减小，所以元素T、Q、W、Y的原子半径大小为：
Q＜T＜Y＜W，
错误；B．元素Q与W形成的两种常见化合物分别是Na2O、Na2O2，氧化钠、过氧化钠中含有相同比例的阴、阳离子，其阴阳离子之比为1：
2，正确；C．Q与Y组成的常见物质是Al2O3，氧化铝是一种两性物质，错误；D．由Y和T组成的物质AlN，AlN属于原子晶体，在电子和陶瓷工业上有广泛应用，可以直接由单质Y和T在高温下生成，错误。
思路点拨:
本题考查了元素位置结构性质的相互关系及应用，明确原子结构、元素周期表结构是解本题关键，根据原子结构确定元素，再结合物质结构、元素周期律来分析解答，注意过氧化钠的阴阳离子分别是过氧根离子和钠离子，为易错点。
4.D
考点：
键能、键长、键角及其应用；原子核外电子排布；判断简单分子或离子的构型．
分析：
A．根据键长越短，键能越大判断；
B．上下两个顶点与中心R原子形成的键角为180°，中间为平面三角形，构成三角形的键角为120°，顶点与平面形成的键角为90°；
C．RCl5
RCl3+Cl2↑；
D．R原子最外层有5个电子，形成5个共用电子对．
解答：
解：
A．键长越短，键能越大，键长不同，所以键能不同，故A正确；
B．上下两个顶点与中心R原子形成的键角为180°，中间为平面三角形，构成三角形的键角为120°，顶点与平面形成的键角为90°，所以键角（Cl﹣R﹣Cl）有90°、120、180°几种，故B正确；
C．RCl5
RCl3+Cl2↑，则RCl5受热后会分解生成分子立体结构呈三角锥形的RCl3，故C正确；
D．R原子最外层有5个电子，形成5个共用电子对，所以RCl5中R的最外层电子数为10，不满足8电子稳定结构，故D错误．
故选D．
点评：
本题考查了键角、键能、8电子稳定结构等，题目难度不大，注意分析题目中分子的立体结构图．
5.
C
考点：
原子结构与元素周期律的关系；原子结构与元素的性质．
分析：
短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X原子的最外层电子数之比为4：
3，由于为主族元素，最外层电子数不能为8，故W、X最外层电子数分别为4、3，且X原子序数较大，故W处于第二周期，X处于第三周期，可推知W为C元素、X为Al元素，Z原子比X原子的核外电子数多4，则Z为Cl，Y为Al到Cl之间的元素，据此解答．
解答：
解：
短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X原子的最外层电子数之比为4：
3，由于为主族元素，最外层电子数不能为8，故W、X最外层电子数分别为4、3，且X原子序数较大，故W处于第二周期，X处于第三周期，可推知W为C元素、X为Al元素，Z原子比X原子的核外电子数多4，则Z为Cl，Y为Al到Cl之间的元素．
A．若Y为Si，则电负性Si＜C，故A错误；
B．同周期自左而右原子半径减小，电子层越多原子半径越大，故原子半径X＞Y＞Z＞W，故B错误；
C．Y、Cl形成的分子可以为SiCl4，为正四面体构型，故C正确；
D．WY2分子应为CS2，结构式为S=C=S，分子中δ键与π键的数目之比是1：
1，故D错误，
故选C．
点评：
本题考查结构性质位置关系应用，涉及原子电负性、半径比较、化学键、分子结构等，推断元素是解题关键，注意Y元素的不确定性，难度中等．
6.B
考点：
微粒半径大小的比较；元素周期律的作用；元素电离能、电负性的含义及应用；键能、键长、键角及其应用．
专题：
元素周期律与元素周期表专题．
分析：
A．电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，电子层越多离子半径越大；
B．非金属性越强电负性越强，最高价含氧酸的酸性越强；
C．甲烷为正四面体，二氧化碳为直线型，水分子为V形，氧原子有2对孤电子对，孤电子对之间排斥大于成键电子对，键角小于甲烷，据此判断键角；
D．离子电荷相同，离子半径越大离子键越弱，物质越不稳定．
解答：
解：
A．F﹣、O2﹣、Na+电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径O2﹣＞F﹣＞Na+，Li+电子层最少，故离子半径最小，则微粒半径：
O2﹣＞F﹣＞Na+＞Li+，故A错误；
B．非金属性C＜Cl，非金属性越强电负性越强，最高价含氧酸的酸性越强，故电负性Cl＞C，酸性：
HClO4＞H2CO3，故B正确；
C．甲烷为正四面体，二氧化碳为直线型，水为V形，氧原子有2对孤电子对，孤电子对之间排斥大于成键电子对，故其键角小于甲烷，即分子中的键角：
CO2＞CH4＞H2O，故C错误；
D．离子电荷相同，自上而下碱金属离子半径减小，故离子键强度LiCl＞NaCl＞KCl＞RbCl，故稳定性LiCl＞NaCl＞KCl＞RbCl，故D错误，
故选B．
点评：
本题考查微粒半径比较、元素周期律、键参数、晶体类型与性质等，注意根据价层电子对互斥理论判断键角．
7.D
【知识点】原子结构与元素周期率的关系
解析:
X、Y、Z、W、M五种短周期元素，Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料，可知Y为Si；X、Y、Z、W同周期，都处于第三周期，由X+与M2-具有相同的电子层结构，可知X为Na、M为O；Z、M同主族，则Z为S；原子半径：
Z＞W，则W为Cl。
A．钠和氧可以形成Na2O、Na2O2，故A错误；C．因水分子中存在氢键，所以水的沸点最高，沸点为H2O＞HCl＞H2S，故C错误；B．元素Y（Si）、Z（S）、W（Cl）的单质晶体分别属于原子晶体、分子晶体、分子晶体，故B错误；D．元素W和M的某些单质如氯气和臭氧可作为水处理中的消毒剂，正确。
【思路点拨】本题考查了位置结构性质关系应用，难度中等，“Y是种重要的半导体材料、X+与M2-具有相同的电子层结构”是推断突破口，注意D选项中高纯硅的制备原理，注意对基础知识的积累掌握．
8.
（1）①三角锥型；sp3；②3；
（2）①强；平面三角形；三角锥形；
②H2SeO3和H2SeO4可表示为（HO）2SeO和（HO）2SeO2，H2SeO3中的Se为+4价，而H2SeO4中的Se为+6价，正电性更高，导致Se﹣O﹣H中O的电子更向Se偏移，更易电离出H+．
考点：
判断简单分子或离子的构型；物质的量的相关计算；同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系；原子轨道杂化方式及杂化类型判断．
分析：
（1）①根据价层电子对互斥模型判断分子空间构型，根据中心原子价层电子对数判断杂化方式；
②根据化学方程式计算产生的氮气的物质的量，再根据每个氮分子中含有2个π键计算；
（2）①非金属性越强的元素，其与氢元素的结合能力越强，则其氢化物在水溶液中就越难电解，酸性就越弱；根据价层电子对互斥理论确定气态SeO3分子的立体构型、SO32﹣离子的立体构型；
②根据中心元素Se的化合价可以判断电性高低，电性越高，对Se﹣O﹣H中O原子的电子吸引越强，越易电离出H+．
解答：
解：
（1）①在NH3分子中，有3个N﹣H键，和一对孤电子对，根据价层电子对互斥模型判断分子空间构型为三角锥型，在N2H4中，氮原子价层电子对数为
=4，所以氮原子的杂化方式为sp3杂化，故答案为：
三角锥型；sp3；
②反应中有4molN﹣H键断裂，即有1molN2H4参加反应，根据化学方程式可知产生的氮气的物质的量为1.5mol，而每个氮分子中含有2个π键，所以形成3molπ键，故答案为：
3；
（2）①非金属性越强的元素，其与氢元素的结合能力越强，则其氢化物在水溶液中就越难电解，酸性就越弱，非金属性S＞Se，所以H2Se的酸性比H2S强；
气态SeO3分子中Se原子价层电子对个数是3且不含孤电子对，所以其立体构型为平面三角形；
SO32﹣离子中S原子价层电子对个数=3+
（6+2﹣3×2）=4且含有一个孤电子对，所以其立体构型为三角锥形，
故答案为：
强；平面三角形；三角锥形；
②H2SeO3和H2SeO4可表示成（HO）2SeO和（HO）2SeO2，H2SeO3中的Se为+4价，而H2SeO4中的Se为+6价，正电性更高，导致Se﹣O﹣H中O的电子更向Se偏移，越易电离出H+，H2SeO4比H2SeO3酸性强，
故答案为：
H2SeO3和H2SeO4可表示为（HO）2SeO和（HO）2SeO2，H2SeO3中的Se为+4价，而H2SeO4中的Se为+6价，正电性更高，导致Se﹣O﹣H中O的电子更向Se偏移，更易电离出H+．
点评：
本题主要考查了原子核外电子排布、分子空间构型、原子杂化方式、化学键的计算等知识，难度不大，
（1）解题中注意对分子结构的分析．
9.
（1）M 9 4
（2）二氧化硅 （3）共价键 3
（4）Mg2Si+4NH4Cl==SiH4+4NH3+2MgCl2
（5）①C—C键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定。
而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂。
导致长链硅烷难以生成
②C—H键的键能大于C—O键，C一H键比C—O键稳定。
而Si—H键的键能却远小于Si—O键，所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O键
（6）sp3 1：
3 [SiO3]n2n－（或SiO32－）
知识点:
物质结构与元素周期律
解析：
（1）硅原子核外有14个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2 ，对应能层分别别为K、L、M，其中能量最高的是最外层M层，该能层有s、p、d三个能级，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道，所以共有9个原子轨道，硅原子的M能层有4个电子（3s23p2）；
（2）硅元素在自然界中主要以化合态（二氧化硅和硅酸盐）形式存在;
（3）硅晶体和金刚石晶体类似都属于原子晶体，硅原子之间以共价键结合．在金刚石晶体的晶胞中，每个面心有一个碳原子（晶体硅类似结构），根据均摊法知面心位置贡献的原子为6×1/2=3个；
（4）Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4、NH3和MgCl2，方程式为：
Mg2Si+4NH4Cl=SiH4+4NH3+2MgCl2;
（5）①烷烃中的C-C键和C-H键大于硅烷中的Si-Si键和Si-H键的键能，所以硅烷中Si-Si键和Si-H键的键能易断裂，导致长链硅烷难以生成；②键能越大、物质就越稳定，C-H键的键能大于C-O键，故C-H键比C-O键稳定，而Si-H键的键能远小于Si-O键，所以Si-H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si-O键；
（6）硅酸盐中的硅酸根（SiO44−）为正四面体结构，所以中心原子Si原子采取了sp3杂化方式；根据图（b）的一个结构单元中含有1个硅、3个氧原子，化学式为SiO32-。
思路点拨:
杂化方式看物质的结构比如：
直线型为sp，平面型为sp2，四面体型为sp3,或运用价电子对数计算法：
对于ABm型分子（A为中心原子，B为配位原子），分子的价电子对数可以通过下列计算确定：
n=1/2（中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×m），配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按不提供价电子计算；若为离子，须将离子电荷计算在内：
n=1/2（中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×m±离子电荷数），阳离子取“－”，阴离子取“+”。
根据价电子对数可以有以下结论：
分子 价电子对数 几何构型 中心原子杂化类型
BeCl2 2 直线型 sp
BF3 3 平面三角形 sp2
SiCl4 4 正四面体 sp3
价层 孤 VS 立体
SO3 3 0 sp2 平面三角
CH4 4 0 sp3 正四面体
NH4+ 4 0 sp3 正四面体
H2O 4 2 sp3 V
BF3 3 0 sp2 平面三角
CO32- 3 0 sp2 平面三角
SO2 3 1 sp2 V
NH3 4 1 sp3 三角锥
10.I．
（1）
；F＞N＞O＞C
（2）CD（3）BDF
（3）根据其性质可知应为分子晶体，晶体中存在范德华力，Cr（CO）5为配位化合物，其中含有配位键，CO中存在碳氧极性键。
Ⅱ．
（1）sp2；3；NO3-或CO32-．
（2）①[Cu（H2O）4SO4]·H2O ②正四面体．
知识点:
原子轨道杂化方式及杂化类型判断，“等电子原理”的应用，不同晶体的结构微粒及微粒间作用力的区别，元素周期律和元素周期表的综合应用
答案解析:
I
（1）
；F＞N＞O＞C
（2）CD（3）BDF
（3）根据其性质可知应为分子晶体，晶体中存在范德华力，Cr（CO）5为配位化合物，其中含有配位键，CO中存在碳氧极性键。
Ⅱ．
（1）sp2；3；NO3-或CO32-．
（2）①[Cu（H2O）4SO4]·H2O ②正四面体．
解析：
由元素在周期表中位置，可知A为氢、B为Be、C为碳、D为氮、E为氧、F为氟、G为Al、H为Cl、I为Cr、J为Fe．
（1）I为Cr，核外电子数目为24，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，价电子排布图为
；同周期自左而右元素第一电离能呈增大趋势，N元素原子各轨道处于全满、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：
F＞N＞O＞C。
（2）元素A分别与C、D、E形成最简单的常见化合物
升级会员 