还剩13页未读，
继续阅读
【化学】福建省罗源市第一中学2018-2019学年高二下学期3月月考（解析版） 试卷
展开
福建省罗源市第一中学2018-2019学年高二下学期3月月考
一、选择题（每小题有且仅有一个正确选项，每小题2分共40分）
1.下列属于同位素的一组是：
A. 水和重水 B. Na2O和Na2O2 C. 氕、氘、氚 D. 40K、40Ca
【答案】C
【解析】
【详解】同位素是具有相同质子数、不同中子数的同一元素的原子，同位素的研究对象是原子、不是单质、也不是化合物。A、B选项是化合物，C选项是同种元素的不同原子，D选项是不同种元素，故选C。
2.下列化合物中，既有离子键，又有共价键的是（ ）
A. Na2O2 B. NH3 C. CaCl2 D. HCl
【答案】A
【解析】
考查化学键的判断。一般活泼的金属和活泼的非金属容易形成离子键，非金属元素的原子间形成共价键。A中含有离子键和非极性键，B和D中只含有极性键，C只只有离子键，所以答案选A。
3.已知A2-离子共含有x个中子，A元素的质量数为m，则n克A2-离子共含有电子的物质的量为（ ）mol
A. n(m-x)/m B. n(m-x+2)/m
C. m-x+2/mx D. n(m-x-2)/m
【答案】B
【解析】
【详解】A2-离子中含有x个中子，A元素的质量数为m，则质子数为m-x，电子数为m-x+2，ngA2-离子的物质的量为，则n克A2-离子共含有电子的物质的量为×(m-x+2)g/mol=mol，故选B。
【点睛】理解离子的构成及数量关系是解题的关键。解答本题要注意：①阴离子的电子数=质子数+电荷数，②质量数可以看成原子的相对原子质量。
4.同种元素的不同微粒，它们的（ ）
A. 核外电子数一定相等 B. 中子数一定相等
C. 质子数一定相等 D. 化学性质一定相同
【答案】C
【解析】
【详解】A、同种元素的不同微粒，核外电子数不一定相等，如钠原子和钠离子的核外电子数分别为11和10，故A错误；
B、同种元素的不同微粒，中子数可能不相等，如氢元素的三种核素氕、氘、氚中子数分别为0、1、2，故B错误；
C、元素相同则质子数一定相等，故C正确；
D、同种元素的不同微粒化学性质不一定相同，如元素的原子和离子的化学性质不相同，如金属钠和钠离子，故D错误；
答案选C。
5.下列各组微粒中，质子数和电子数均相等的是（ ）
A. Na+和Ne B. H2O和D2O C. NH4+和NH3 D. H2SO4和HPO3
【答案】B
【解析】
【详解】A．Na+的质子数为11，电子数为10；Ne的质子数、电子数均为10，故A错误；
B．H2O和D2O的质子数和电子数均为10，故B正确；
C．NH4+的质子数为7+1×4=11，电子数为11-1=10，NH3的质子数=电子数=1×3+7=10，故C错误；
D．H2SO4的质子数和电子数均为50，HPO3的质子数和电子数均为40，故D错误；
答案选B。
【点睛】明确中性微粒、阳离子、阴离子的电子的数目的计算是解答本题的关键。中性微粒中质子数等于电子数；离子中电子数≠质子数，其中阳离子的电子数=质子数-电荷数，阴离子的电子=质子数+电荷数。
6.一种比黄金贵百倍的气体，不久前在兰州近代物理研究所制备成功。1mol气体中所含中子的物质的量为（ ）
A. 10mol B. 18mol C. 20mol D. 36mol
【答案】C
【解析】
【详解】分子中，氧原子的质量数为18，质子数为8，则该氧原子的中子数=质量数-质子数=18-8=10，1mol18O2气体中含有2mol18O，所含中子的物质的量为20mol，故选C。
7.A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B＞A，C和D的气态氢化物的稳定性C＞D；E是这五种元素中原子半径最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是（ ）
A. A、B、C、D、E B. E、C、D、B、A
C. B、A、D、C、E D. C、D、A、B、E
【答案】C
【解析】
本题主要考查同周期的元素性质递变规律，由于碱性B>A，故B和A在左端，且原子序数BD，C和D为非金属，靠近右端，原子序数D
A. ns2np3 B. ns2np4 C. ns2np5 D. ns2np6
【答案】B
【解析】
【详解】同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第VA族元素第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。A.ns2np3属于第VA族元素、B. ns2np4属于第ⅥA族元素、C.ns2np5属于第ⅦA族元素、D.ns2np6属于0族元素，如果这几种元素都是第二周期元素，其第一电离能大小顺序是Ne＞F＞N＞O，所以第一电离能最小的原子可能是第ⅥA族元素，故选B。
【点睛】明确元素周期律中第一电离能的变化规律是解本题的关键。需要注意的是，第ⅡA族、第VA族元素第一电离能大于相邻元素。
9.下列各组元素性质递变情况错误的是（ ）
A. Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B. P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C. N、O、F原子半径依次增大
D. Na、K、Rb的金属性依次增强
【答案】C
【解析】
试题分析：A、Li、Be、B原子最外层电子数依次为1、2、3，逐渐增多，A正确；B、P、S、Cl元素最高正价依次为+5、+6、+7，逐渐升高，B正确；C、N、O、F是同周期元素的原子，从左到右，原子半径依次减小，C错误；D、Na、K、Rb是同主族元素，从上到下的金属性依次增强，D正确，答案选C。
考点：考查元素周期律
10.镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是（ ）
A. 在化合物中呈+2价 B. 单质使水分解、放出氢气
C. 氢氧化物呈两性 D. 碳酸盐难溶于水
【答案】C
【解析】
试题分析：根据元素周期律可知，同主族自上而下，金属性逐渐增强，最高价氧化物的水化物的碱性逐渐增强。氢氧化钙、氢氧化钡都是强碱，所以镭的氢氧化物也是强碱，C不正确，其余选项都是正确的，答案选C。
考点：考查元素周期律的有关应用
点评：本题是高考中常见的考点之一，难度不大。主要是考查学生对元素周期律的熟悉掌握程度，有利于培养学生解决实际问题的能力。
11.短周期元素离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A. 原子半径A＞B＞D＞C B. 原子序数d＞c＞b＞a
C. 离子半径C＞D＞B＞A D. 单质还原性A＞B＞D＞C
【答案】C
【解析】
【分析】
aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构，说明A与B同周期，C与D同周期，且A、B处于C、D的下一周期，结合元素周期律分析解答。
【详解】A. 同一周期自左而右，原子半径逐渐减小；同一主族自上而下，原子半径逐渐增大，原子半径应是B＞A＞C＞D，故A错误；
B. 原子序数应是a＞b＞d＞c，故B错误；
C. 电子层结构相同，随原子序数增大，离子半径依次减小，离子半径应是C＞D＞B＞A，故C正确；
D. 元素的金属性越强，单质还原性越强，单质的还原性应是B＞A＞C＞D，故D错误；
答案选C。
12.图1和图2分别是1s电子的概率分布图和原子轨道图。下列有关认识正确的是( )。
A. 图1中的每个小黑点表示1个电子
B. 图2表示1s电子只能在球体内出现
C. 图2表明1s轨道呈圆形，有无数对称轴
D. 图1中的小黑点表示某一时刻，电子在核外所处的位置
【答案】D
【解析】
【详解】电子云就是用小黑点D 疏密来表示电子出现概率大小的一种图形。
A、小黑点表示电子出现的几率，每个小黑点不表示1个电子，故A错误；
B、在界面内出现该电子的几率大于90%，界面外出现该电子的几率不足10%，故B错误；
C、1s轨道呈球形，故C错误；
D、小黑点表示空间各电子出现几率，即某一时刻电子在核外所处的位置，故D正确；
答案选D。
13.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( )。
①1s22s2 2p63s23p4； ②1s22s22p63s23p3； ③1s22s2 2p3； ④1s22s22p5。
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
【答案】A
【解析】
【详解】由四种元素的核外电子排布式可知，①为S元素，②为P元素，③为N元素；④为F元素。
A.同周期自左而右，第一电离能呈增大趋势，故第一电离能N
C.同周期自左而右，电负性逐渐增大，所以电负性P
故选A。
14.在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是( )
A. 电离能最小的电子能量最高
B. 在离核最近区域内运动的电子能量最低
C. 最易失去的电子能量最高
D. p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
【答案】D
【解析】
试题分析：A．电离能最小的电子，易失去，性质活泼，能量最高，故A正确；B．离核最近区域内运动的电子能量最低，离核越远区域内运动的电子能量越高，故B正确；C．最易失去的电子，性质活泼，所以能量最高，故C正确；D．轨道电子的能量主要取决于能层，例如4s轨道电子能量大于3p轨道电子的能量，故D错误；故选D。
考点：考查原子核外电子的排布
15.下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( )
A. 原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子
B. 原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子
C. 2p轨道上只有两个电子的X原子与3p轨道上只有两个电子的Y原子
D. 最外层都只有一个电子的X、Y原子
【答案】C
【解析】
A. X是稀有气体氦，Y是铍，它们的化学性质差别很大，不相似；B. X是镁，Y可以是钙、钪、钛、钒、錳、铁、钴、镍、锌等，X、Y的化学性质不一定相似；C. X是碳，Y是硅，它们属于同主族元素，彼此化学性质一定相似；D. X、Y可以是IA元素，也可以是铬、铜等，彼此化学性质不一定相似。故选C。
16.有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X射线研究发现，它的结构特征是Fe3＋和Fe2＋互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上。其晶体中阴离子的最小结构单元如下图所示。下列说法正确的是( )。
A. 该晶体属于离子晶体，M呈＋1价
B. 该晶体属于离子晶体，M呈＋2价
C. 该晶体属于分子晶体，化学式为MFe2(CN)6
D. 晶体中与每个Fe3＋距离最近且等距离的CN－有12个
【答案】A
【解析】
【分析】
由图可推出晶体中阴离子的最小结构单元中含Fe2+个数为：4×=，同样可推出含Fe3+个数也为，CN-为12×=3，因此该阴离子为[Fe2(CN)6]-，据此分析解答。
【详解】A、由题意和分析可知，该晶体属于离子晶体，阴离子为[Fe2(CN)6]-，则该晶体的化学式只能为MFe2(CN)6，阳离子M的化合价为+1价，故A正确；
B、由A的分析可知，M的化合价为+1价，故B错误；
C、根据上述分析，阴离子为[Fe2(CN)6]-，则该晶体的化学式只能为MFe2(CN)6，由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，故C错误；
D、由图可看出与每个Fe3+距离最近且等距离的CN-为6个，故D错误；
答案选A。
17.钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。钛酸钡晶体的晶胞结构示意图如图所示，它的化学式是( )。
A. BaTi8O12 B. BaTi4O6 C. BaTi2O4 D. BaTiO3
【答案】D
【解析】
Ba在体心上，1个；
Ti在8个顶点上，则8×（1/8）=1；
O在每条边的中点上，则12×（1/4）=3；
18.现有四种晶体的晶胞，其离子排列方式如下图所示，其中化学式不属MN型的是( )。
【答案】B
【解析】
A.晶胞中含有1个M和1个N，化学式为MN型；B.晶胞中含有1个M和3个N，化学式不属于MN型；C.晶胞中含有0.5个M和0.5个N，化学式为MN型；D.晶胞中含有4个M和4个N，化学式为MN型。故选B。
19.CaTiO3的晶体结构模型(图中Ca2＋、O2－、Ti4＋分别位于立方体的体心、面心和顶角，下列关于晶体的说法，一定正确的是( )。
A. 分子晶体中都存在共价键
B. 如上图，CaTiO3晶体中每个Ti4＋和12个O2－相紧邻
C. SiO2晶体中每个硅原子与两个氧原子以共价键相结合
D. 金属晶体的熔点都比分子晶体的熔点高
【答案】B
【解析】
【分析】
稀有气体不含化学键；根据晶胞结构图分析CaTiO3晶体中每个Ti4+周围的O2-数；在SiO2晶体中每个硅原子与4个氧原子结合；金属汞常温下是液体。
【详解】稀有气体属于分子晶体，但稀有气体不含化学键，故A错误；在题目所给晶体结构模型中每个Ti4+周围有3个O2-与之相邻，用均摊法不难求得晶体中每个Ti4+离子周围共有：个O2-，故B正确；在SiO2晶体中Si、O以单键相结合，因此每个硅原子与4个氧原子结合，C错误；金属汞的熔点比I2、蔗糖等的熔点都低，D错误。
【点睛】本题考查了晶体类型，本题要掌握的是SiO2是原子晶体，晶体中每个硅原子与四个氧原子以共价键相结合，是四个氧原子，而不是两个。
20.已知NaCl的摩尔质量为58.5g·mol-1，其晶体密度为dg·cm-3，若图中钠离子与最接近的氯离子的核间距离为acm，那么阿伏加德罗常数的值可表示为（ ）。
A. 117a3d B. 58.5/(2a3d) C. 234/(a3d) D. 58.5/(4a3d)
【答案】B
【解析】
氯化钠的摩尔体积=M/ρ=58.5g•mol−1/d g•cm−3＝58.5/dcm3/mol，根据晶胞结构知，每个小正方体中含有1/2个NaCl，所以一个NaCl的体积是2a3cm3，1mol物质含有的微粒是阿伏加德罗常数个，所以阿伏加德罗常数的值=氯化钠的摩尔体积/1个NaCl的体积=，答案选B。
二、填空题（共60分）
21.A、B、C、D、E、F六种元素原子序数依次递增。已知：①F的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②E原子价电子(外围电子)排布为msnmpn－1；③D原子最外层电子数为偶数；④A、C原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：
(1)下列叙述正确的是________(填序号)。
A．金属键的强弱：D＞E
B．基态原子第一电离能：D＞E
C．五种元素中，电负性最大的元素是E
D．晶格能：NaCl＜DCl2
(2)F基态原子的核外电子排布式为_____；与F同一周期的副族元素的基态原子中最外层电子数与F原子相同的元素为_____(填元素符号)。
(3)E单质晶体中原子的堆积方式如下图甲所示，其晶胞特征如下图乙所示，原子之间相互位置关系的平面图如下图丙所示。
若已知E的原子半径为d，NA代表阿伏加德罗常数，E的相对原子质量为Mr，则一个晶胞中E原子的数目为________，该晶体的密度为_______________ (用字母表示)。
【答案】 (1). BD (2). 1s22s22p63s23p63d104s1 (3). Cr (4). 4 (5). Mr/(4×21/2 d3NA)
【解析】
【分析】
A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数依次递增。除F元素外，其余的均为短周期主族元素。①F的原子序数为29，则F为铜元素；④A、C原子p轨道的电子数分别为2和4，则A核外电子排布式为1s22s22p2，则A为碳元素；C核外电子排布式为1s22s22p4，则C为氧元素，B元素原子序数介于碳元素与氧元素之间，则B为氮元素；②E原子价电子(外围电子)排布为msnmpn-1，s能级容纳2个电子，则E外围电子排布为ms2mp1，原子序数大于氧元素，则E为铝元素；③D原子最外层电子数为偶数，D原子序数介于氧元素与铝元素之间，则D为镁元素。据此结合元素周期律和晶胞的相关知识分析解答。
【详解】根据上述分析，A为碳元素，B为氮元素，C为氧元素，D为镁元素，E为铝元素，F为铜元素。
(1)A．D为镁元素，E为铝元素，铝离子半径小于镁离子半径，且铝的价电子数目大于镁，所以金属键D＜E，故A错误；B．同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第VA族元素第一电离能大于相邻元素，所以D＞E，故B正确；C．非金属性越强，电负性越大，五种元素中，电负性最大的元素是O(C)，故C错误；D．离子半径钠离子大于镁离子，且钠离子电荷数小于镁离子，氯化镁中离子键更强，晶格能：NaCl＜MgCl2，故D正确；故选BD；
(2)F为铜元素，核内质子数为29，核外电子数为29，核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1；与F同一周期的副族元素的基态原子中最外层电子数与F原子相同的元素，价层电子排布为3d54s1，核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，是Cr元素，故答案为：1s22s22p63s23p63d104s1；Cr；
(3)晶胞中Al原子数目为：8×+6×=4；该晶胞的质量m=4×，根据丙图可知，晶胞的面对角线为4d，则晶胞的棱长=×4d，晶胞的体积V=(4×d×)3=16d3，晶胞密度ρ==，故答案为：4；。
【点睛】本题的易错点和难点为(3)，关键是根据图示判断原子半径与晶胞棱长的关系，要注意晶胞的面对角线为原子半径的4倍。
22.下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题：
(1)表中属于d区元素的是________(填元素符号)。
(2)表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子名称为____；③和⑦形成的一种常见溶剂的化学式为_____。
(3)元素④的第一电离能________元素⑤(选填“>”、“＝”或“<”)的第一电离能；元素⑥的电负性________元素⑦(选填“>”、“＝”或“<”)的电负性。
(4)元素⑦和⑧形成的化合物的电子式为________________。
(5)某些不同族元素性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式：________。
【答案】 (1). Ti (2). 苯 (3). CCl4 (4). > (5). < (6). (7). Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
【解析】
【分析】
由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为Be，③为C，④为Mg，⑤为Al，⑥为P，⑦为Cl，⑧为Ca，⑨为Ti，⑩为Cu。结合元素周期表的结构和元素周期律分析解答。
【详解】(1)d区元素矮元素周期表中位于ⅢB~Ⅷ，表中属于d区元素的是Ti，故答案为：Ti；
(2)元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的化合物的化学式为C6H6，其中结构为环状分子的为苯，③和⑦形成的一种常见溶剂为CCl4，故答案为：苯；CCl4；
(3)④为Mg，⑤为Al，同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族元素第一电离能大于相邻元素，第一电离能：Mg＞Al；⑥为P，⑦为Cl，元素的非金属性越强，电负性越大，电负性：P＜Cl，故答案为：>；<；
(4) ⑦为Cl，⑧为Ca，⑦和⑧形成的化合物为氯化钙，属于离子化合物，电子式为，故答案为：；
(5)元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应生成Na2BeO2，该反应为Be(OH)2+2NaOH═Na2BeO2+2H2O，故答案为：Be(OH)2+2NaOH═Na2BeO2+2H2O。
23.W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子的核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。
(1)W位于元素周期表第_____周期第____族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)_______(填“强”或“弱”)。
(2)Y的基态原子的核外电子排布式是______， Y的第一电离能比X的________(填“大”或“小”)。
(3)Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是_________。
【答案】 (1). 二 (2). ⅤA (3). 弱 (4). 1s22s22p63s23p4 (5). 大 (6). Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O
【解析】
【分析】
W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，包括氮氧化物和硫氧化物，则W为N元素，Y为S元素；X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，s有1个原子轨道，p有3个原子轨道，则电子排布式为1s22s22p63s23p1，X为Al元素；Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物，则Z为Cu元素，据此分析解答。
【详解】根据上述分析，W为N元素，X为Al元素，Y为S元素，Z为Cu元素。
(1)W为N元素，位于第二周期VA族，非金属性O大于N，则W的气态氢化物稳定性比H2O(g)弱，故答案为：二；VA；弱；
(2)Y为S元素，Y的基态原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p4；同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第VA族元素第一电离能大于相邻元素，则S的第一电离能比Al大，故答案为：1s22s22p63s23p4；大；
(3)S的最高价氧化物对应水化物为硫酸，浓硫酸与铜反应的化学方程式是Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O，故答案为：Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O。
24.已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：
(1)X元素原子基态时的电子排布式为____________，该元素的符号是________。
(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为___________，该元素的名称是________。
(3)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是________。
(4)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性并说明理由______________。
【答案】 (1). 1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3 (2). As (3). (4). 氧 (5). As2O3＋6Zn＋6H2SO4(稀)=2AsH3↑＋6ZnSO4＋3H2O (6). 稳定性：NH3>PH3>AsH3，因为非金属性越强，氢化物越稳定
【解析】
【分析】
X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，X元素原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3，处于第四周期第ⅤA族，故X为As元素；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，Y的2p轨道上有2个电子或4个电子，所以Y为碳元素或氧元素，X跟Y可形成化合物X2Y3，故Y为氧元素；X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，则Z的质子数为42-8-33=1，则Z为氢元素，氢原子可以形成负一价离子，符合题意，据此结合原子结构与性质分析解答。
【详解】根据上述分析，X为As元素、Y为氧元素、Z为氢元素。
(1)由上述分析可知，X为As，X元素的基态原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3，故答案为：1s22s22p63s23p63d104s24p3；As；
(2)Y为O元素，名称为氧，原子基态时的电子排布式为1s22s22p4，其价电子的轨道表示式为，故答案为：；氧；
(3)X为As元素、Y为氧元素，Z为氢元素。化合物X2Y3为As2O3，XZ3为AsH3，As2O3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为AsH3，产物还有ZnSO4和H2O，反应中Zn元素化合价由0价升高为+2价，As元素化合价由+3价降低为-3价，参加反应的Zn与As2O3的物质的量之比为6×2∶2=6∶1，反应方程式为As2O3+6Zn+6H2SO4═2AsH3↑+6ZnSO4+3H2O，故答案为：As2O3+6Zn+6H2SO4═2AsH3↑+6ZnSO4+3H2O；
(4)X为As元素，非金属性越强，氢化物越稳定，非金属性N＞P＞As，所以稳定性NH3＞PH3＞AsH3，故答案为：稳定性：NH3＞PH3＞AsH3，因为非金属性越强，氢化物越稳定。
【点睛】正确判断元素的种类是解题的关键。本题的易错点和难点为(3)中氧化还原反应方程式的书写和配平，要注意氧化还原反应方程式的配平方法的应用。
25.金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题：
(1)Ni原子的核外电子排布式为____________________；
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________FeO(填“<”或“>”)；
(3)NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为________、________；
(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如图所示。该合金的化学式为________。
【答案】 (1). [Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2 (2). > (3). 6 (4). 6 (5). LaNi5
【解析】
【分析】
(1)镍是28号元素，根据构造原理写出该原子的核外电子排布式；
(2)离子晶体熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔点越高；
(3)因为NiO的晶体结构与氯化钠的相同，结合氯化钠中阴阳离子的配位数分析判断；
(4)利用均摊法计算，顶点上的原子算，面上的原子算，体内的原子算1，由此计算判断化学式。
【详解】(1)镍是28号元素，Ni的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d 84s2，故答案为：1s22s22p63s23p63d 84s2；
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔点越高，由于Ni2+的离子半径(69 pm)小于Fe2+的离子半径(78pm)，因此熔点：NiO＞FeO，故答案为：＞；
(3)因为NiO的晶体结构与氯化钠的相同，而氯化钠中阴阳离子的配位数均为6，所以NiO晶胞中Ni和O的配位数也均为6，故答案为：6；6；
(4)晶胞中镧原子数8×=1；镍原子数=1+8×=5，所以该合金的化学式为：LaNi5，故答案为：LaNi5。
一、选择题（每小题有且仅有一个正确选项，每小题2分共40分）
1.下列属于同位素的一组是：
A. 水和重水 B. Na2O和Na2O2 C. 氕、氘、氚 D. 40K、40Ca
【答案】C
【解析】
【详解】同位素是具有相同质子数、不同中子数的同一元素的原子，同位素的研究对象是原子、不是单质、也不是化合物。A、B选项是化合物，C选项是同种元素的不同原子，D选项是不同种元素，故选C。
2.下列化合物中，既有离子键，又有共价键的是（ ）
A. Na2O2 B. NH3 C. CaCl2 D. HCl
【答案】A
【解析】
考查化学键的判断。一般活泼的金属和活泼的非金属容易形成离子键，非金属元素的原子间形成共价键。A中含有离子键和非极性键，B和D中只含有极性键，C只只有离子键，所以答案选A。
3.已知A2-离子共含有x个中子，A元素的质量数为m，则n克A2-离子共含有电子的物质的量为（ ）mol
A. n(m-x)/m B. n(m-x+2)/m
C. m-x+2/mx D. n(m-x-2)/m
【答案】B
【解析】
【详解】A2-离子中含有x个中子，A元素的质量数为m，则质子数为m-x，电子数为m-x+2，ngA2-离子的物质的量为，则n克A2-离子共含有电子的物质的量为×(m-x+2)g/mol=mol，故选B。
【点睛】理解离子的构成及数量关系是解题的关键。解答本题要注意：①阴离子的电子数=质子数+电荷数，②质量数可以看成原子的相对原子质量。
4.同种元素的不同微粒，它们的（ ）
A. 核外电子数一定相等 B. 中子数一定相等
C. 质子数一定相等 D. 化学性质一定相同
【答案】C
【解析】
【详解】A、同种元素的不同微粒，核外电子数不一定相等，如钠原子和钠离子的核外电子数分别为11和10，故A错误；
B、同种元素的不同微粒，中子数可能不相等，如氢元素的三种核素氕、氘、氚中子数分别为0、1、2，故B错误；
C、元素相同则质子数一定相等，故C正确；
D、同种元素的不同微粒化学性质不一定相同，如元素的原子和离子的化学性质不相同，如金属钠和钠离子，故D错误；
答案选C。
5.下列各组微粒中，质子数和电子数均相等的是（ ）
A. Na+和Ne B. H2O和D2O C. NH4+和NH3 D. H2SO4和HPO3
【答案】B
【解析】
【详解】A．Na+的质子数为11，电子数为10；Ne的质子数、电子数均为10，故A错误；
B．H2O和D2O的质子数和电子数均为10，故B正确；
C．NH4+的质子数为7+1×4=11，电子数为11-1=10，NH3的质子数=电子数=1×3+7=10，故C错误；
D．H2SO4的质子数和电子数均为50，HPO3的质子数和电子数均为40，故D错误；
答案选B。
【点睛】明确中性微粒、阳离子、阴离子的电子的数目的计算是解答本题的关键。中性微粒中质子数等于电子数；离子中电子数≠质子数，其中阳离子的电子数=质子数-电荷数，阴离子的电子=质子数+电荷数。
6.一种比黄金贵百倍的气体，不久前在兰州近代物理研究所制备成功。1mol气体中所含中子的物质的量为（ ）
A. 10mol B. 18mol C. 20mol D. 36mol
【答案】C
【解析】
【详解】分子中，氧原子的质量数为18，质子数为8，则该氧原子的中子数=质量数-质子数=18-8=10，1mol18O2气体中含有2mol18O，所含中子的物质的量为20mol，故选C。
7.A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B＞A，C和D的气态氢化物的稳定性C＞D；E是这五种元素中原子半径最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是（ ）
A. A、B、C、D、E B. E、C、D、B、A
C. B、A、D、C、E D. C、D、A、B、E
【答案】C
【解析】
本题主要考查同周期的元素性质递变规律，由于碱性B>A，故B和A在左端，且原子序数B
A. ns2np3 B. ns2np4 C. ns2np5 D. ns2np6
【答案】B
【解析】
【详解】同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第VA族元素第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。A.ns2np3属于第VA族元素、B. ns2np4属于第ⅥA族元素、C.ns2np5属于第ⅦA族元素、D.ns2np6属于0族元素，如果这几种元素都是第二周期元素，其第一电离能大小顺序是Ne＞F＞N＞O，所以第一电离能最小的原子可能是第ⅥA族元素，故选B。
【点睛】明确元素周期律中第一电离能的变化规律是解本题的关键。需要注意的是，第ⅡA族、第VA族元素第一电离能大于相邻元素。
9.下列各组元素性质递变情况错误的是（ ）
A. Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B. P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C. N、O、F原子半径依次增大
D. Na、K、Rb的金属性依次增强
【答案】C
【解析】
试题分析：A、Li、Be、B原子最外层电子数依次为1、2、3，逐渐增多，A正确；B、P、S、Cl元素最高正价依次为+5、+6、+7，逐渐升高，B正确；C、N、O、F是同周期元素的原子，从左到右，原子半径依次减小，C错误；D、Na、K、Rb是同主族元素，从上到下的金属性依次增强，D正确，答案选C。
考点：考查元素周期律
10.镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是（ ）
A. 在化合物中呈+2价 B. 单质使水分解、放出氢气
C. 氢氧化物呈两性 D. 碳酸盐难溶于水
【答案】C
【解析】
试题分析：根据元素周期律可知，同主族自上而下，金属性逐渐增强，最高价氧化物的水化物的碱性逐渐增强。氢氧化钙、氢氧化钡都是强碱，所以镭的氢氧化物也是强碱，C不正确，其余选项都是正确的，答案选C。
考点：考查元素周期律的有关应用
点评：本题是高考中常见的考点之一，难度不大。主要是考查学生对元素周期律的熟悉掌握程度，有利于培养学生解决实际问题的能力。
11.短周期元素离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A. 原子半径A＞B＞D＞C B. 原子序数d＞c＞b＞a
C. 离子半径C＞D＞B＞A D. 单质还原性A＞B＞D＞C
【答案】C
【解析】
【分析】
aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构，说明A与B同周期，C与D同周期，且A、B处于C、D的下一周期，结合元素周期律分析解答。
【详解】A. 同一周期自左而右，原子半径逐渐减小；同一主族自上而下，原子半径逐渐增大，原子半径应是B＞A＞C＞D，故A错误；
B. 原子序数应是a＞b＞d＞c，故B错误；
C. 电子层结构相同，随原子序数增大，离子半径依次减小，离子半径应是C＞D＞B＞A，故C正确；
D. 元素的金属性越强，单质还原性越强，单质的还原性应是B＞A＞C＞D，故D错误；
答案选C。
12.图1和图2分别是1s电子的概率分布图和原子轨道图。下列有关认识正确的是( )。
A. 图1中的每个小黑点表示1个电子
B. 图2表示1s电子只能在球体内出现
C. 图2表明1s轨道呈圆形，有无数对称轴
D. 图1中的小黑点表示某一时刻，电子在核外所处的位置
【答案】D
【解析】
【详解】电子云就是用小黑点D 疏密来表示电子出现概率大小的一种图形。
A、小黑点表示电子出现的几率，每个小黑点不表示1个电子，故A错误；
B、在界面内出现该电子的几率大于90%，界面外出现该电子的几率不足10%，故B错误；
C、1s轨道呈球形，故C错误；
D、小黑点表示空间各电子出现几率，即某一时刻电子在核外所处的位置，故D正确；
答案选D。
13.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( )。
①1s22s2 2p63s23p4； ②1s22s22p63s23p3； ③1s22s2 2p3； ④1s22s22p5。
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
【答案】A
【解析】
【详解】由四种元素的核外电子排布式可知，①为S元素，②为P元素，③为N元素；④为F元素。
A.同周期自左而右，第一电离能呈增大趋势，故第一电离能N
C.同周期自左而右，电负性逐渐增大，所以电负性P
故选A。
14.在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是( )
A. 电离能最小的电子能量最高
B. 在离核最近区域内运动的电子能量最低
C. 最易失去的电子能量最高
D. p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
【答案】D
【解析】
试题分析：A．电离能最小的电子，易失去，性质活泼，能量最高，故A正确；B．离核最近区域内运动的电子能量最低，离核越远区域内运动的电子能量越高，故B正确；C．最易失去的电子，性质活泼，所以能量最高，故C正确；D．轨道电子的能量主要取决于能层，例如4s轨道电子能量大于3p轨道电子的能量，故D错误；故选D。
考点：考查原子核外电子的排布
15.下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( )
A. 原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子
B. 原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子
C. 2p轨道上只有两个电子的X原子与3p轨道上只有两个电子的Y原子
D. 最外层都只有一个电子的X、Y原子
【答案】C
【解析】
A. X是稀有气体氦，Y是铍，它们的化学性质差别很大，不相似；B. X是镁，Y可以是钙、钪、钛、钒、錳、铁、钴、镍、锌等，X、Y的化学性质不一定相似；C. X是碳，Y是硅，它们属于同主族元素，彼此化学性质一定相似；D. X、Y可以是IA元素，也可以是铬、铜等，彼此化学性质不一定相似。故选C。
16.有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X射线研究发现，它的结构特征是Fe3＋和Fe2＋互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上。其晶体中阴离子的最小结构单元如下图所示。下列说法正确的是( )。
A. 该晶体属于离子晶体，M呈＋1价
B. 该晶体属于离子晶体，M呈＋2价
C. 该晶体属于分子晶体，化学式为MFe2(CN)6
D. 晶体中与每个Fe3＋距离最近且等距离的CN－有12个
【答案】A
【解析】
【分析】
由图可推出晶体中阴离子的最小结构单元中含Fe2+个数为：4×=，同样可推出含Fe3+个数也为，CN-为12×=3，因此该阴离子为[Fe2(CN)6]-，据此分析解答。
【详解】A、由题意和分析可知，该晶体属于离子晶体，阴离子为[Fe2(CN)6]-，则该晶体的化学式只能为MFe2(CN)6，阳离子M的化合价为+1价，故A正确；
B、由A的分析可知，M的化合价为+1价，故B错误；
C、根据上述分析，阴离子为[Fe2(CN)6]-，则该晶体的化学式只能为MFe2(CN)6，由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，故C错误；
D、由图可看出与每个Fe3+距离最近且等距离的CN-为6个，故D错误；
答案选A。
17.钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。钛酸钡晶体的晶胞结构示意图如图所示，它的化学式是( )。
A. BaTi8O12 B. BaTi4O6 C. BaTi2O4 D. BaTiO3
【答案】D
【解析】
Ba在体心上，1个；
Ti在8个顶点上，则8×（1/8）=1；
O在每条边的中点上，则12×（1/4）=3；
18.现有四种晶体的晶胞，其离子排列方式如下图所示，其中化学式不属MN型的是( )。
【答案】B
【解析】
A.晶胞中含有1个M和1个N，化学式为MN型；B.晶胞中含有1个M和3个N，化学式不属于MN型；C.晶胞中含有0.5个M和0.5个N，化学式为MN型；D.晶胞中含有4个M和4个N，化学式为MN型。故选B。
19.CaTiO3的晶体结构模型(图中Ca2＋、O2－、Ti4＋分别位于立方体的体心、面心和顶角，下列关于晶体的说法，一定正确的是( )。
A. 分子晶体中都存在共价键
B. 如上图，CaTiO3晶体中每个Ti4＋和12个O2－相紧邻
C. SiO2晶体中每个硅原子与两个氧原子以共价键相结合
D. 金属晶体的熔点都比分子晶体的熔点高
【答案】B
【解析】
【分析】
稀有气体不含化学键；根据晶胞结构图分析CaTiO3晶体中每个Ti4+周围的O2-数；在SiO2晶体中每个硅原子与4个氧原子结合；金属汞常温下是液体。
【详解】稀有气体属于分子晶体，但稀有气体不含化学键，故A错误；在题目所给晶体结构模型中每个Ti4+周围有3个O2-与之相邻，用均摊法不难求得晶体中每个Ti4+离子周围共有：个O2-，故B正确；在SiO2晶体中Si、O以单键相结合，因此每个硅原子与4个氧原子结合，C错误；金属汞的熔点比I2、蔗糖等的熔点都低，D错误。
【点睛】本题考查了晶体类型，本题要掌握的是SiO2是原子晶体，晶体中每个硅原子与四个氧原子以共价键相结合，是四个氧原子，而不是两个。
20.已知NaCl的摩尔质量为58.5g·mol-1，其晶体密度为dg·cm-3，若图中钠离子与最接近的氯离子的核间距离为acm，那么阿伏加德罗常数的值可表示为（ ）。
A. 117a3d B. 58.5/(2a3d) C. 234/(a3d) D. 58.5/(4a3d)
【答案】B
【解析】
氯化钠的摩尔体积=M/ρ=58.5g•mol−1/d g•cm−3＝58.5/dcm3/mol，根据晶胞结构知，每个小正方体中含有1/2个NaCl，所以一个NaCl的体积是2a3cm3，1mol物质含有的微粒是阿伏加德罗常数个，所以阿伏加德罗常数的值=氯化钠的摩尔体积/1个NaCl的体积=，答案选B。
二、填空题（共60分）
21.A、B、C、D、E、F六种元素原子序数依次递增。已知：①F的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②E原子价电子(外围电子)排布为msnmpn－1；③D原子最外层电子数为偶数；④A、C原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：
(1)下列叙述正确的是________(填序号)。
A．金属键的强弱：D＞E
B．基态原子第一电离能：D＞E
C．五种元素中，电负性最大的元素是E
D．晶格能：NaCl＜DCl2
(2)F基态原子的核外电子排布式为_____；与F同一周期的副族元素的基态原子中最外层电子数与F原子相同的元素为_____(填元素符号)。
(3)E单质晶体中原子的堆积方式如下图甲所示，其晶胞特征如下图乙所示，原子之间相互位置关系的平面图如下图丙所示。
若已知E的原子半径为d，NA代表阿伏加德罗常数，E的相对原子质量为Mr，则一个晶胞中E原子的数目为________，该晶体的密度为_______________ (用字母表示)。
【答案】 (1). BD (2). 1s22s22p63s23p63d104s1 (3). Cr (4). 4 (5). Mr/(4×21/2 d3NA)
【解析】
【分析】
A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数依次递增。除F元素外，其余的均为短周期主族元素。①F的原子序数为29，则F为铜元素；④A、C原子p轨道的电子数分别为2和4，则A核外电子排布式为1s22s22p2，则A为碳元素；C核外电子排布式为1s22s22p4，则C为氧元素，B元素原子序数介于碳元素与氧元素之间，则B为氮元素；②E原子价电子(外围电子)排布为msnmpn-1，s能级容纳2个电子，则E外围电子排布为ms2mp1，原子序数大于氧元素，则E为铝元素；③D原子最外层电子数为偶数，D原子序数介于氧元素与铝元素之间，则D为镁元素。据此结合元素周期律和晶胞的相关知识分析解答。
【详解】根据上述分析，A为碳元素，B为氮元素，C为氧元素，D为镁元素，E为铝元素，F为铜元素。
(1)A．D为镁元素，E为铝元素，铝离子半径小于镁离子半径，且铝的价电子数目大于镁，所以金属键D＜E，故A错误；B．同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第VA族元素第一电离能大于相邻元素，所以D＞E，故B正确；C．非金属性越强，电负性越大，五种元素中，电负性最大的元素是O(C)，故C错误；D．离子半径钠离子大于镁离子，且钠离子电荷数小于镁离子，氯化镁中离子键更强，晶格能：NaCl＜MgCl2，故D正确；故选BD；
(2)F为铜元素，核内质子数为29，核外电子数为29，核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1；与F同一周期的副族元素的基态原子中最外层电子数与F原子相同的元素，价层电子排布为3d54s1，核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，是Cr元素，故答案为：1s22s22p63s23p63d104s1；Cr；
(3)晶胞中Al原子数目为：8×+6×=4；该晶胞的质量m=4×，根据丙图可知，晶胞的面对角线为4d，则晶胞的棱长=×4d，晶胞的体积V=(4×d×)3=16d3，晶胞密度ρ==，故答案为：4；。
【点睛】本题的易错点和难点为(3)，关键是根据图示判断原子半径与晶胞棱长的关系，要注意晶胞的面对角线为原子半径的4倍。
22.下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题：
(1)表中属于d区元素的是________(填元素符号)。
(2)表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子名称为____；③和⑦形成的一种常见溶剂的化学式为_____。
(3)元素④的第一电离能________元素⑤(选填“>”、“＝”或“<”)的第一电离能；元素⑥的电负性________元素⑦(选填“>”、“＝”或“<”)的电负性。
(4)元素⑦和⑧形成的化合物的电子式为________________。
(5)某些不同族元素性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式：________。
【答案】 (1). Ti (2). 苯 (3). CCl4 (4). > (5). < (6). (7). Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
【解析】
【分析】
由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为Be，③为C，④为Mg，⑤为Al，⑥为P，⑦为Cl，⑧为Ca，⑨为Ti，⑩为Cu。结合元素周期表的结构和元素周期律分析解答。
【详解】(1)d区元素矮元素周期表中位于ⅢB~Ⅷ，表中属于d区元素的是Ti，故答案为：Ti；
(2)元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的化合物的化学式为C6H6，其中结构为环状分子的为苯，③和⑦形成的一种常见溶剂为CCl4，故答案为：苯；CCl4；
(3)④为Mg，⑤为Al，同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族元素第一电离能大于相邻元素，第一电离能：Mg＞Al；⑥为P，⑦为Cl，元素的非金属性越强，电负性越大，电负性：P＜Cl，故答案为：>；<；
(4) ⑦为Cl，⑧为Ca，⑦和⑧形成的化合物为氯化钙，属于离子化合物，电子式为，故答案为：；
(5)元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应生成Na2BeO2，该反应为Be(OH)2+2NaOH═Na2BeO2+2H2O，故答案为：Be(OH)2+2NaOH═Na2BeO2+2H2O。
23.W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子的核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。
(1)W位于元素周期表第_____周期第____族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)_______(填“强”或“弱”)。
(2)Y的基态原子的核外电子排布式是______， Y的第一电离能比X的________(填“大”或“小”)。
(3)Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是_________。
【答案】 (1). 二 (2). ⅤA (3). 弱 (4). 1s22s22p63s23p4 (5). 大 (6). Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O
【解析】
【分析】
W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，包括氮氧化物和硫氧化物，则W为N元素，Y为S元素；X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，s有1个原子轨道，p有3个原子轨道，则电子排布式为1s22s22p63s23p1，X为Al元素；Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物，则Z为Cu元素，据此分析解答。
【详解】根据上述分析，W为N元素，X为Al元素，Y为S元素，Z为Cu元素。
(1)W为N元素，位于第二周期VA族，非金属性O大于N，则W的气态氢化物稳定性比H2O(g)弱，故答案为：二；VA；弱；
(2)Y为S元素，Y的基态原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p4；同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第VA族元素第一电离能大于相邻元素，则S的第一电离能比Al大，故答案为：1s22s22p63s23p4；大；
(3)S的最高价氧化物对应水化物为硫酸，浓硫酸与铜反应的化学方程式是Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O，故答案为：Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O。
24.已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：
(1)X元素原子基态时的电子排布式为____________，该元素的符号是________。
(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为___________，该元素的名称是________。
(3)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是________。
(4)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性并说明理由______________。
【答案】 (1). 1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3 (2). As (3). (4). 氧 (5). As2O3＋6Zn＋6H2SO4(稀)=2AsH3↑＋6ZnSO4＋3H2O (6). 稳定性：NH3>PH3>AsH3，因为非金属性越强，氢化物越稳定
【解析】
【分析】
X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，X元素原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3，处于第四周期第ⅤA族，故X为As元素；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，Y的2p轨道上有2个电子或4个电子，所以Y为碳元素或氧元素，X跟Y可形成化合物X2Y3，故Y为氧元素；X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，则Z的质子数为42-8-33=1，则Z为氢元素，氢原子可以形成负一价离子，符合题意，据此结合原子结构与性质分析解答。
【详解】根据上述分析，X为As元素、Y为氧元素、Z为氢元素。
(1)由上述分析可知，X为As，X元素的基态原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3，故答案为：1s22s22p63s23p63d104s24p3；As；
(2)Y为O元素，名称为氧，原子基态时的电子排布式为1s22s22p4，其价电子的轨道表示式为，故答案为：；氧；
(3)X为As元素、Y为氧元素，Z为氢元素。化合物X2Y3为As2O3，XZ3为AsH3，As2O3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为AsH3，产物还有ZnSO4和H2O，反应中Zn元素化合价由0价升高为+2价，As元素化合价由+3价降低为-3价，参加反应的Zn与As2O3的物质的量之比为6×2∶2=6∶1，反应方程式为As2O3+6Zn+6H2SO4═2AsH3↑+6ZnSO4+3H2O，故答案为：As2O3+6Zn+6H2SO4═2AsH3↑+6ZnSO4+3H2O；
(4)X为As元素，非金属性越强，氢化物越稳定，非金属性N＞P＞As，所以稳定性NH3＞PH3＞AsH3，故答案为：稳定性：NH3＞PH3＞AsH3，因为非金属性越强，氢化物越稳定。
【点睛】正确判断元素的种类是解题的关键。本题的易错点和难点为(3)中氧化还原反应方程式的书写和配平，要注意氧化还原反应方程式的配平方法的应用。
25.金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题：
(1)Ni原子的核外电子排布式为____________________；
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________FeO(填“<”或“>”)；
(3)NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为________、________；
(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如图所示。该合金的化学式为________。
【答案】 (1). [Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2 (2). > (3). 6 (4). 6 (5). LaNi5
【解析】
【分析】
(1)镍是28号元素，根据构造原理写出该原子的核外电子排布式；
(2)离子晶体熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔点越高；
(3)因为NiO的晶体结构与氯化钠的相同，结合氯化钠中阴阳离子的配位数分析判断；
(4)利用均摊法计算，顶点上的原子算，面上的原子算，体内的原子算1，由此计算判断化学式。
【详解】(1)镍是28号元素，Ni的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d 84s2，故答案为：1s22s22p63s23p63d 84s2；
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔点越高，由于Ni2+的离子半径(69 pm)小于Fe2+的离子半径(78pm)，因此熔点：NiO＞FeO，故答案为：＞；
(3)因为NiO的晶体结构与氯化钠的相同，而氯化钠中阴阳离子的配位数均为6，所以NiO晶胞中Ni和O的配位数也均为6，故答案为：6；6；
(4)晶胞中镧原子数8×=1；镍原子数=1+8×=5，所以该合金的化学式为：LaNi5，故答案为：LaNi5。
相关资料
更多
