人教版 (2019)必修 第二册第三节 环境保护与绿色化学随堂练习题

这是一份人教版 (2019)必修 第二册第三节 环境保护与绿色化学随堂练习题，共16页。试卷主要包含了有机推断题，结构与性质等内容，欢迎下载使用。

一、单选题，本题包括16小题，每小题3分，共48分。
1．下列物质中属于含有极性键的非极性分子的是
A．CS2B．H2OC．CH3ClD．NH3
2．范德华力的作用能为akJ•ml-1，化学键的键能为bkJ•ml-1，则a、b的大小关系是
A．a＞bB．a＜bC．a=bD．无法确定
3．卤素单质从F2到I2在常温常压下的聚集状态由气态、液态到固态的原因是
A．原子间的化学键键能逐渐减小B．范德华力逐渐增大
C．原子半径逐渐增大D．氧化性逐渐减弱
4．下列各组物质中，都是由极性键构成的极性分子的是
A．和B．和
C．和D．和
5．下列分子的VSEPR模型与分子的立体构型相同的是
A．CCl4B．SO2C．NH3D．H2O
6．在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分，两种元素电负性差异越小，其共价键成分越大。下列各对原子形成的化学键中共价键成分最多的是
A．K与FB．Na与FC．Al与ClD．Mg与Cl
7．不能用键能的大小作为主要依据来解释的是( )
A．HF、HCl、HBr、HI的热稳性依次减弱
B．金刚石的硬度大于硅，其熔、沸点也高于硅
C．稀有气体一般难于发生化学反应
D．N2化学性质比O2稳定
8．下列有关化学用语正确的是
A．某元素基态原子的电子排布图
B．NH4Cl电子式为
C．Ca2+离子基态电子排布式为1s22s22p63s23p6
D．次氯酸的结构式为H﹣Cl﹣O
9．下列说法正确的是
A．所有原子任一能层的s电子云轮廓图均为大小相同的球形
B．对于排布在2s轨道上的电子，不能确定电子的自旋方向
C．电子在同一能级的不同轨道排布时，尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相反
D．充有氖气的霓虹灯管通电时会发出红色光的主要原因，是电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线
10．下列叙述中正确的是
A．同周期中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．室温时，卤族元素的单质都是气体
C．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
D．元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族这10个纵列的元素都是金属元素
11．某物质的实验式为PtCl4·2NH3，其水溶液不导电，加入AgNO3溶液也不产生沉淀，以强碱处理并没有NH3放出，则关于此化合物的说法中正确的是
A．配合物中中心原子的电荷数和配位数均为6B．该配合物中心原子是Cl－
C．Cl－和NH3分子均与Pt4＋配位D．配合物中Cl－与Pt4＋配位，而NH3分子不配位
12．某化合物的分子式为，A属于第ⅥA族元素，B属于第ⅦA族元素，A和B在同一周期，它们的电负性分别为和，已知分子的键角为。下列推断不正确的是
A．分子的空间构型为V形
B．键为极性共价键，分子为非极性分子
C．分子中A原子采取杂化
D．分子中无H原子，分子间不能形成氢键
13．有aXn-、bYm+两种离子，其电子层结构相同。下列关系或化学式正确的是（ ）
A．a-n=b+mB．a+m=b+nC．氧化物YOmD．X的氢化物为HnX或XHn
14．能够用键能的大小作为主要依据来解释的是( )
A．常温常压下氯气呈气态而溴单质呈液态
B．硝酸是挥发性酸，而硫酸、磷酸是不挥发性酸
C．稀有气体一般难于发生化学反应
D．空气中氮气的化学性质比氧气稳定
15．下列关于[Cr(H2O)4Br2]Br·2H2O的说法正确的是
A．配位体为H2O，配位原子为O，外界为Br-
B．中心原子的配位数为6
C．在水溶液中，所有的Br-都能完全电离
D．Cr的化合价为+2
16．短周期主族元素X、Y、Z、R、T的原子半径与原子序数关系如图所示。R原子最外层电子数是电子层数的2倍，Y与Z能形成Z2Y、Z2Y2型离子化合物，Z与T形成的化合物Z2T能破坏水的电离平衡。下列推断正确的是( )
A．原子半径和离子半径均满足：YB．氢化物的沸点不一定是：Y>R
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：TD．由X、R、Y、Z四种元素组成的化合物水溶液一定显碱性
二、非选择题，本题包括5小题，共52分。
17．X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前四周期常见的元素，其相关信息如下表：

（1）W位于元素周期表第___________周期第___________族，其基态原子最外层有___________个电子；
（2）X的电负性比Y的___________(填“大”或“小”)；X和Y的气态氢化物中，较稳定的是___________(写化学式)；
（3）Z元素形成简单离子的离子结构示意图___________；
（4）XY2由固态变为气态所需克服的微粒间作用力是___________；氢元素、X、Y的原子可共同形成多种分子，写出其中一种能形成同种分子间氢键的物质名称是___________。
18．现有部分短周期主族元素的性质或原子结构如下表：
(1)元素X的一种同位素可测定文物年代，这种同位素的符号是____。
(2)元素Y与氢元素形成一种离子YH4+，写出该微粒的电子式____（用元素符号表示）。
(3)元素Z与元素T相比，非金属性较强的是____（用元素符号表示），下列表述中能证明这一事实的是____。
a．常温下Z的单质和T的单质状态不同
b．Z的氢化物比T的氢化物稳定
c．一定条件下Z和T的单质都能与氢氧化钠溶液反应
(4)T的一种氧化物能使Z单质的水溶液褪色反应的离子方程式为______。
(5)T在周期表中的位置是第________周期，第_________族。
19．A、B都是短周期元素，原子最外层电子排布式分别为(n+1)sx、nsx+1npx+3。A与B可形成化合物C和D。D溶于水时有气体E逸出，E能使带火星的木条复燃。请回答下列问题：
(1)比较电离能：①I1(A)______(填“>”或“<”，下同)I2(A)，②I1(A)_____I1(B)，③I1(B)_____I1(He)。
(2)通常A元素的化合价是________，对A元素呈现这种价态进行解释：
①用原子结构的观点进行解释：________。
②用电离能的观点进行解释：_______。
(3)写出D跟水反应的离子方程式：__________。
(4)列举气体E的主要用途__________(至少写出两项)。
三、有机推断题
20．已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数A＜B＜C＜D＜E。B的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道，且每种轨道中的电子总数相同；D原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍。A、B、D三种元素组成的一种化合物M是新装修居室中常含有的一种有害气体，A、B二种元素组成的原子个数比为1：1的化合物N是常见的有机溶剂。E的原子序数为26。请根据以上情况，回答下列问题：（答题时，A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示）
（1）下列叙述正确的是___________。（填字母）
a．M分子空间构型为平面三角形，而BD2为直线形，BA4为正四面体形
b．M和BD2分子中的中心原子均采取sp2杂化，而CA3分子中采取sp3杂化
c．N 是非极性分子，且分子中σ键 和π键的个数比为3：1
d．BD2晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低
（2）B、C、D三种元素的电负性由小到大的顺序为_______；C的第一电离能大于D的第一电离能原因是_______。
（3）化合物CA3的沸点比化合物BA4的高，其主要原因是_________。
（4）B、D、E三元素能形成化合物E（BD）5，常温下呈液态，熔点为-20.5℃，沸点为103℃。据此可判断E（BD）5晶体为__________。基态E2+离子的电子排布式为_________。
（5）化合物BD与元素B、C形成的阴离子互为等电子体，阴离子的化学式是_________。
四、结构与性质
21．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列_______(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
① a、c、h ② b、g、k ③ c、h、l ④ d、e、f
(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：①原子核对核外电子的吸引力②形成稳定结构的倾向。下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·ml-1)：
①通过上述信息和表中的数据分析，因为_______，所以，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。
②表中X可能为以上13种元素中的_______(填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式________ 。
③Y是周期表中________族元素。
④以上13种元素中，_______ (填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
元素
相关信息
X
X的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍
Y
Y是地壳中含量最高的元素
Z
Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1
W
W有多种化合价，其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色
元素编号
元素性质或原子结构
T
M层上电子数是K层上电子数3倍
X
最外层电子数是次外层电子数的2倍
Y
常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性
Z
元素最高正价是+7价
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7296
4570
1820
失去第三个电子
11799
6920
2750
失去第四个电子
9550
11600
参考答案
1．A
【分析】
同种元素之间形成非极性共价键，不同元素之间形成极性共价键，分子中正负电荷中心不重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的，不对称的，这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子一定为极性分子，以极性键结合的多原子分子如结构对称，正负电荷的重心重合，电荷分布均匀，则为非极性分子，据此答题。
【详解】
A．CS2为直线形结构，含有极性键，正负电荷的重心重合，电荷分布均匀，为非极性分子，故A正确；
B．H2O为V形结构，含有极性键，正负电荷的重心不重合，电荷分布不均匀，为极性分子，故B错误；
C．CH3Cl含有极性键，为四面体结构，正负电荷的重心不重合，电荷分布不均匀，为极性分子，故C错误；
D．NH3为三角锥形结构，含有极性键，正负电荷的重心不重合，电荷分布不均匀，为极性分子，故D错误。
故选A。
2．B
【详解】
范德华力是分子间作用力，其强度较弱，化学键的键能比范德华力的作用能大得多，因此a＜b；
故选B。
3．B
【详解】
卤素单质组成、结构相似，从F2到I2相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。和化学键的键能、原子半径以及单质的氧化性无关，故选B。
4．C
【详解】
A．和都是由极性键构成的非极性分子，A不符合题意；
B．和都为极性分子，但分子中含有氧氧非极性键，B不符合题意；
C．和分子中，分别含有P-Cl、N-F极性键，由于中心原子P、N的最外层都有孤对电子，对成键电子对有排斥作用，所以都是极性分子，C符合题意；
D．和分子中都含有极性键，但为非极性分子，D不符合题意；
故选C。
5．A
【详解】
A．CCl4中碳原子价层电子对个数=4+×(4-4×1)=4，所以C原子采用sp3杂化，VSEPR模型为正四面体结构，不含有孤电子对，所以其空间构型为正四面体结构，VSEPR模型与分子立体结构模型一致，故A正确；
B．SO2中孤对电子为=1，σ 键电子对为2，价层电子对个数=1+2=3，S原子采取sp2杂化，VSEPR模型为平面三角形结构，含有1个孤电子对，空间构型为V形，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，故B错误；
C．氨气分子中氮价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数=3+(5-3×1)=4，VSEPR模型为正四面体结构，含有1个孤电子对，所以其空间构型为三角锥形，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，故C错误；
D．水分子中氧原子价层电子对个数=2+×(6-2×1)=4，VSEPR模型为正四面体结构，含有2个孤电子对，空间构型是V型，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，故D错误；
故选A。
【点睛】
明确价层电子对互斥模型和微粒的空间构型的关系为解答的关键。注意孤电子对个数的计算方法，这是解答本题的易错点，注意实际空间构型要去掉孤电子对。
6．C
【解析】
试题分析：同周期元素由左向右元素的电负性逐渐增大，同主族元素由上到下元素的电负性逐渐减小，故电负性：F＞Cl＞Al＞Mg＞Na＞K。故上述四种化学键中电负性相差最小的为Al与Cl，结合题给信息形成的化学键中共价键成分最多的是Al与Cl，选C。
考点：考查原子结构与元素的性质。
7．C
【详解】
A. HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱，是它们的键能逐渐减小的原因，故A不选；
B. 金刚石、硅都属于原子晶体，原子半径越小，共价键越短，分子内共价键键能越大，晶体熔点越高、硬度越大，故B不选；
C. 稀有气体的原子最外层一般为8电子的稳定结构（He为2电子的稳定结构），难发生化学反应，分子内不存在化学键，故C选；
D. 氮气分子内为氮氮三键，键能比较大，共价键比较强，化学性质稳定，故D不选。
答案选C。
【点睛】
本题考查了晶体的物理性质、化学性质与共价键的关系，要注意分子间作用力不属于化学键。
8．C
【详解】
A. 某元素基态原子的电子排布图，这样排布违反了洪特规则，2p轨道上4个电子不仅要尽量分占不同的轨道，而且它们的自旋状态要尽量相同，A不正确；B. NH4Cl电子式中的氯离子部分是不正确的，没有把它的最外层8个电子表示出来，所以B不正确；C. 钙是20号元素，所以Ca2+离子基态电子排布式为1s22s22p63s23p6，C正确；D. 次氯酸的结构式H﹣Cl﹣O是不正确的，其中的H是与O原子成键的。选C。
9．B
【详解】
A．所有原子任一能层的s电子云轮廓图均为的球形，但不同的能层大小不相同，A说法错误；
B．对于排布在2s轨道上的电子，电子云的形状为球形，电子云无伸展方向，不能确定电子的自旋方向，B说法正确；
C．电子在同一能级的不同轨道排布时，尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同，C说法错误；
D．充有氖气的霓虹灯管通电时会发出红色光的主要原因，是电子由激发态向基态跃迁时发射的红色光线，D说法错误；
答案为B。
10．D
【详解】
A．同周期元素从左向右原子半径逐渐减小，则同周期元素中ⅦA族元素的原子半径最小，故A错误；
B．室温时，卤族元素的单质从氟到碘状态从气态到液态再到固态，不都是气体，故B错误；
C．同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，得电子能力逐渐减弱，故C错误；
D．元素周期表中从ⅢB到ⅡB这10个纵行的元素都为过渡元素，过渡元素都是金属元素，故D正确；
答案选D。
11．C
【详解】
在PtCl4·2NH3水溶液中加入AgNO3溶液无沉淀生成，以强碱处理无NH3放出，说明Cl－、NH3均处于内界，故该配合物中心原子铂的配位数为6，电荷数为4，Cl－和NH3分子均与Pt4＋配位，答案选C。
12．B
【详解】
A．A属于第ⅥA族元素，最外层有6个电子，与B形成2个单键，含有2对孤电子对，故A原子采取杂化，分子的键角为，VSEPR模型为四面体，减去孤对电子，分子的立体构型为 “V”形，故A正确；
B．由电负性可知，B元素的非金属性更强，键为极性共价键，且分子构型为V形，正、负电荷中心不重合，故AB2分子为极性分子，B错误；
C．A属于第ⅥA族元素，最外层有6个电子，与B形成2个单键，含有2对孤电子对，故A原子采取杂化，故C正确；
D．A属于第ⅥA族元素，B属于第ⅦA族元素，分子中不可能含有H原子，分子间不能形成氢键，故D正确；
答案选B。
13．D
【详解】
A.由aXn-、bYm+两种离子，其电子层结构相同，说明它们的电子数相等，所以a+n=b-m，故A错误；
B.由aXn-、bYm+两种离子，其电子层结构相同，说明它们的电子数相等，所以a+n=b-m，故 B错误；
C.根据化合物中元素化合价代数和为零，由bYm+可知化合价为+m，该离子氧化物的化学式为Y2Om，故C错误；
D. 由aXn-可知X的化合价为-n，其氢化物的化学式为HnX，故D正确；
答案：D。
14．D
【详解】
A．氯气的相对分子质量比溴单质小，所以氯气的沸点比溴单质低，在常温常压下氯气呈气态而溴单质呈液态，与键能无关，故A错误；
B．硝酸的分子间作用力小，沸点低，是挥发性，硫酸、磷酸的分子间作用力大，沸点高，是不挥发性酸，与键能无关，故B错误；
C．稀有气体为单原子分子，原子都形成稳定结构，稀有气体一般难于发生化学反应，与键能无关，故C错误；
D．氮气分子中N≡N的键能比氧气分子中O=O的键能强，故化学性质比氧气分子稳定，与键能有关，故D正确；
故选D。
15．B
【详解】
A．[Cr(H2O)4Br2]Br•2H2O中配体是H2O、Br-，外界为Br-，故A错误；
B．[Cr(H2O)4Br2]-中的中心离子的配体是H2O、Br-，该配离子中含有4个H2O、2个Br-，所以配位数是6，故B正确；
C．在水溶液中，作为配体的溴原子不能电离，故C错误；
D．[Cr(H2O)4Br2]Br•2H2O中阴离子是溴离子，溴离子的化合价是-1价，所以铬离子的化合价是+3价，故D错误；
故选B。
【点睛】
本题考查了配合物的配位体的判断、配位数的计算方法等。本题的易错点为BC，要注意配位数的计算方法和配合物的电离方式。
16．B
【分析】
X、Y、Z、R、T为五种短周期元素，根据图像可知X是H，R 原子最外层电子数是电子层数的 2 倍，R位于第二周期，则R是碳元素。Y 与 Z 能形成 Z2Y、Z2Y2型离子化合物，则Z是Na，Y是O。Z 与 T 形成的化合物 Z2T，能破坏水的电离平衡，所以T是S。
【详解】
A．氧离子半径大于钠离子半径，A错误；
B．元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，非金属性T＞R，所以其最高价含氧酸酸性T＞R，B错误；
C．碳元素能形成多种氢化物，其沸点可能高于水，C正确；
D．由 X、R、Y、Z 四种元素组成的化合物水溶液不一定显碱性，例如草酸氢钠，D错误；
答案选C。
17．四 Ⅷ 2 小 H2O 范德华力 乙酸
【详解】
X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前四周期常见的元素，X的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍，则X为碳元素，Y是地壳中含量最高的元素，则Y为氧元素，Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1，则Z为铝元素，W有多种化合价，其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，则W为铁元素。
（1）W为铁元素，位于元素周期表第四周期第Ⅷ族，其基态原子最外层有2个电子，故答案为四；Ⅷ；2；
（2）X为碳元素，Y为氧元素，根据元素周期律，碳的电负性比氧的小，非金属性越弱，氢化物稳定性越差，由于碳的非金属性弱于氧，所以碳和氧的气态氢化物中，较稳定的是 H2O，故答案为小；H2O；
（3）Z为铝元素，铝离子的离子结构示意图为，故答案为；
（4）XY2为二氧化碳，是分子晶体，所以由固态变为气态所需克服的微粒间作用力是范德华力，H、C、O的原子形成同种分子间氢键的物质为乙酸，故答案为范德华力；乙酸。
18． 14C Cl b Cl2+SO2+2H2O＝SO42－+2Cl－+4H+ 三 第ⅥA族
【解析】
【分析】
短周期元素中，T元素M层上电子数是K层上电子数3倍，故T为S元素；X元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，原子只能有2个电子层，最外层电子数为4，故X为C元素；常温下Y单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性，可知Y是N元素；元素Z最高正价是+7价，则Z是Cl，以此解答该题。
【详解】
根据以上分析可知T为S，X为C，Y是N，Z是Cl，则
（1）碳元素的一种同位素可测定文物年代，该同位素含有8个中子，则中子数为6+8=14，这种同位素的符号是14C；
（2）元素Y与氢元素形成一种离子NH4+，该微粒的电子式为；
（3）S和Cl位于周期表相同周期，Cl元素非金属性较强，可根据氢化物的稳定性、最高价含氧酸的酸性强弱、单质之间相互置换等进行判断，单质都能与氢氧化钠反应、单质状态等都不能用于比较非金属性，答案选b；
（4）T的一种氧化物能使Z单质的水溶液褪色，该氧化物是二氧化硫，反应的离子方程式为Cl2+SO2+2H2O＝SO42－+2Cl－+4H+。
（5）硫元素位于元素周期表的第三周期第ⅥA族。
【点睛】
本题考查结构性质位置关系应用，推断元素是解题关键，注意掌握金属性、非金属性强弱比较实验事实，也是该题的易错点，难度不大。
19．＜ ＜ ＜ +1 钠原子失去一个电子后形成电子排布为1s22s22p6的＋1价阳离子，其原子轨道处于全充满状态，该离子结构非常稳定，极难再失去电子 钠元素的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多倍，通常钠原子只能失去一个电子 2Na2O2＋2H2O===4Na+＋4OH-＋O2↑ 供给动植物呼吸；支持燃料燃烧(其他合理答案均可)
【分析】
由s能级最多能容纳2个电子和nsx＋1可知，x等于1。由于A、B都是短周期元素，原子最外层电子排布式分别为(n＋1)sx、nsx＋1npx＋3可知，n等于2；A元素原子的核外电子排布式是1s22s22p63s1，A是钠(Na)元素；B元素原子的核外电子排布式是1s22s22p4，B是氧(O)元素。A与B可形成化合物C和D。D溶于水时有气体E逸出，E能使带火星的木条复燃，可知C是Na2O、D是Na2O2、E是O2。
【详解】
(1) ①同种元素的第一电离能小于第二电离能， I1(Na) (2) Na元素最外层有1个电子，通常Na元素的化合价是+1；
①用原子结构的观点进行解释：钠原子失去一个电子后形成电子排布为1s22s22p6的＋1价阳离子，其原子轨道处于全充满状态，该离子结构非常稳定，极难再失去电子，所以通常显+1价；
②用电离能的观点进行解释：钠元素的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多倍，通常钠原子只能失去一个电子，显+1价；
(3) Na2O2跟水反应生成氢氧化钠和氧气，反应的离子方程式是2Na2O2＋2H2O===4Na+＋4OH-＋O2↑；
(4) 氧气供给动植物呼吸、支持燃料燃烧。
20．ad C＜N＜O N原予2p轨道处于半充满状态，能量低 NH3分了之间存在氢键 分子晶体 ls22s22p63s23p63d6 CN－
【详解】
试题分析：已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数A＜B＜C＜D＜E。B的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道，且每种轨道中的电子总数相同，则B是碳元素；D原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍，所以D是氧元素，则C是氮元素。A、B、D三种元素组成的一种化合物M是新装修居室中常含有的一种有害气体，这说明A是氢元素，M是甲醛。A、B二种元素组成的原子个数比为1：1的化合物N是常见的有机溶剂，则N是苯。E的原子序数为26，则N是铁。
（1）a、甲醛的结构简式为HCHO，分了中有1个C＝O键，2个C－H单键，中心原了碳原予杂化轨道数为3，采取sp2杂化，分予空间构型为平而三角形，BD2为CO2，是直线形，BA4为CH4是正四而体形，aJE确；b、甲醛的结构简式为HCHO，分了中有1个C＝O键，2个C－H单键，中心原了碳原予杂化轨道数为3，采取sp2杂化；CO2分子中有2个C＝O键，中心原子碳原子杂化轨道数为2，采取sp杂化；NH3分子中有3个N－H单键，氨原了有l对孤对电了对，氯原子杂化轨道数为4，氮原了采取sp3杂化，b错误；c、N为苯是非极性分了，分子中含有6个碳氧键含有一个大键，所以键和大键的个数比为6：1，c错误；d、CO2是分了晶体，二氧化硅是原子晶体，二氧化碳晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低，d正确，答案选ad。
（2）B为碳元素、C为氮元素、D应为O元素，同周期自左而右电负性增火，所以电负性
C＜N＜O；N原予2p轨道处于半充满状态，能量低，第一电离能大于同周期相邻元素第一
电离能。
（3）A为氢元素，B为碳元素，C为氮元素，化合物CA3为NH3，BA4为CH4，NH3分了
之间存在氢键，NH3沸点比CH4的高。
（4）B为碳元素，D应为O元素，E为铁元素；三元素能形成化合物Fe (CO)5，常温下
呈液态，熔点为-20.5℃，沸点为103℃，据此可判断Fe (CO)5晶体为分了晶体；基态Fe2＋
离子的电子排布式为ls22s22p63s23p63d6。
（5）B为碳元素、C为氮元素、D应为O元素，化合物CO与元素B、C形成的阴离了互
为等电了体，该阴离子含有2个原了，带一个单位负电荷，阴离子的化学式是CN－。
【考点】
本题主要是考查元素周期表及其规律的应用
【点睛】
原子结构与元素周期表位置关系
1、若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第4周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
2、根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
21．①④ Li原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难 a Na2O或Na2O2 ⅢA m
【分析】
根据元素周期表的结构可知，a~m元素分别为a为Na、b为H、c为Mg、d为Sr、e为Ti、f为Al、g为Ge、h为C、i为P、j为O、k为Te、l为Cl、m为Ar，X原子的第二电离能显著高于第一电离能，因此一般只能失去1个电子，位于第IA族，考虑到氢原子不可能有更多的电子失去，因此X只能是元素周期表中的a元素，即钠，而Y的第四电离能显著高于前三级电离能，因此Y原子一般能失去3个电子，即位于第ⅢA族，据此来分析本题即可。
【详解】
(1)金属是电的良导体，石墨棒是电的良导体，金属有Na、Mg、Sr、Sc、Al，锗是半导体，答案选①④；
(2)①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难，所以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；
②X的第一电离能比锂小一些，说明失去电子比锂易，即比锂金属性更强一些，从表上看，应为钠，答案选a；j是氧，钠与氧可生成Na2O或Na2O2；
③从Y的电离能数据可知第3和第4电离能之间有大突变，说明两者不在一个电子层上，该原子的最外层有3个电子，第4个电子在次外层，即Y在ⅢA族；
④以上13种元素中，最稳定的、不容易失电子的元素肯定是稀有气体元素，即m。
【点睛】
第一电离能用于衡量气态原子失去第一个电子的难易程度，即一般来讲，元素的金属性越强，其失电子越容易，第一电离能就越小。