【化学】原子结构与元素的性质 测试题 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

1.2原子结构与元素的性质测试题2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2一、单选题1．依据所给化学用语，判断下列表达正确的是（）A．NH4NO3中，电负性最大的元素是OB．四氯化碳的电子式：C．镁原子电离最外层一个电子，电子排布为状态时所需的能量最大D．“玉兔”号月球车的热源材料23894Pu与2392．短周期元素X、Y、Z、W在周期表中的相对位置如图，X的氢化物能与其最高价氧化物对应的水化物反应生成盐。下列判断正确的是（）A．最简单气态氢化物的稳定性：X<YB．单核阴离子的还原性：W>ZC．含Z元素的盐溶液可能显酸性、碱性或中性D．Y、Z、W的含氧酸的酸性依次增强3．下列陈述I和陈述II均正确并且存在因果关系的是（）选项陈述I陈述IIA某晶体熔点低，硬度小，不导电该晶体是离子晶体BSi、P、S的第一电离能依次增大Si、P、S的最外层电子数依次增多C金刚石、硅、锗的熔点、硬度依次降低C、Si、Ge的非金属性依次减弱，金属性依次增强D在H2S晶体中，每个H2S分子周围紧邻的分子有12个；在冰晶体中，每个H2O分子周围紧邻的分子有4个H2S晶体中，分子间只存在范德华力；冰晶体中，分子间存在氢键，氢键具有方向性和饱和性A．A B．B C．C D．D4．一种医药中间体的结构如图所示，X、Y、Z、W、Q为原子序数依次递增的短周期元素，其中只有Y、Z、W位于同一周期，且Y原子s能级上的电子总数是p能级上电子总数的2倍，下列说法错误的是（）A．X分别与Y、Z、W都可形成10电子分子B．Z、W最简单氢化物分子的键角：C．Y、Q的最高价含氧酸酸性：D．Y、Z、W的基态原子的第一电离能大小：5．元素的性质呈现周期性变化的根本原因是（）A．原子半径呈周期性变化B．元素的化合价呈周期性变化C．第一电离能呈周期性变化D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化6．某锂盐的结构如图所示，其阴离子是由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y，Z、W形成，X，Y与Z同一周期，Y与W同族。下列说法正确的是（）A．元素的电负性：B．第一电离能：C．简单气态氢化物的热稳定性：D．简单离子的半径：7．我国科学家利用和在十八胺中金属阳离子氧化性不同，分别制得纳米晶体材料和。下列说法错误的是A．第一电离能：B．十八胺中碳原子杂化类型均为C．氧化性：D．熔点：十八烷十八胺8．铝的卤化物AlX3(X=Cl、Br、I)气态时以Al2X6双聚形态存在，下列说法错误的是性质AlF3AlCl3AlBr3AlI3熔点/℃1290192.497.8189.4沸点/℃1272180256382A．AlF3晶体类型与其他三种不同B．1molAl2Cl6中所含配位键数目为4NAC．Al2X6中Al、X原子价电子层均满足8e-结构D．AlCl3熔点高于AlBr3原因是Cl的电负性大于Br，具有一定离子晶体特征9．现有四种元素基态原子的电子排布式如下。则下列有关比较中正确的是（）①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5A．第一电离能：④＞③＞①＞② B．原子半径：②＞①＞③＞④C．电负性：④＞①＞②＞③ D．最高正化合价：④＞③=②＞①10．五种前四周期元素X、Y、Z、W、R在周期表中的位置如图所示。下列叙述正确的是（）A．简单氢化物的沸点：W＜XB．五种元素均在元素周期表的s区C．电负性：Y＞W＞XD．五种元素所形成单质的晶体类型不同11．下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是（）A．元素的电负性:P<O<FB．元素的第一电离能:C<N<OC．离子半径:O2->Na+>Mg2+D．原子的未成对电子数:Mn>Si>Cl12．下列关于元素周期表的说法正确的是（）A．价电子排布为的元素位于第五周期第VIA族，是p区元素B．原子序数相差8的两短周期元素，它们一定是同主族元素C．镧系元素在周期表中占据同一格，它们互为同位素D．第四周期元素中，基态原子未成对电子数目最多的是锰13．下列陈述Ⅰ和陈述Ⅱ均正确并且存在因果关系的是（）选项陈述Ⅰ陈述ⅡA某晶体熔点低，硬度小，不导电该晶体是离子晶体BAl、Si、P的第一电离能依次增大Al，Si、P的最外层电子数依次增多C金刚石、硅、锗的熔点、硬度依次降低C、Si、Ge的非金属性依次减弱，金属性依次增强D在晶体中，每个分子周围紧邻的分子有12个；在冰晶体中，每个分子周围紧邻的分子有4个晶体中，分子间只存在范德华力；冰晶体中，分子间存在氢键，氢键具有方向性A．A B．B C．C D．D14．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表的位置如表所示，其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则下列说法正确的是（）XYZWQA．钠与Y可能形成Na2Y2化合物B．由Z与Y组成的物质在熔融时能导电C．单质的沸点：W＜QD．X有多种同素异形体，而Y不存在同素异形体15．元素电负性随原子序数的递增而增强的是()A．NaKRb B．NPAs C．OSCl D．SiPCl16．下列说法错误的是（）A．乙烯分子中的σ键和π键比例为5：1B．某元素气态基态原子的逐级电离能（kJ•mol﹣1）分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2+C．Na、P、Cl的电负性依次增大D．向配合物[TiCl（H2O）5]Cl2•H2O溶液中加入足量的AgNO3溶液，所有Cl-均被完全沉淀17．下列关于元素的“最”及其因果关系描述正确的是（）A．元素周期表的f区包括镧系、锕系元素，所以周期表中含元素种类最多的区为f区B．因为F元素的得电子能力最强，所以元素周期表中第一电离能最大的是FC．因为元素非金属性F＞O，所以最简单氢化物的沸点D．因为C原子易形成杂化轨道，可以以四个价键进行不同方式的连接，所以形成化合物种类最多的元素在第ⅣA族18．《梦溪笔谈》中有记：“馆阁新书净本有误书处，以雌黄涂之”。古人常用雌黄(As2S3)修改错别字。雌黄的结构如图所示。下列说法正确的是（）A．电负性：As＞SB．还原性：AsH3＜H2SC．雌黄中As、S原子均为sp2杂化D．若化合物As2F2中各原子满足8电子结构，其分子中σ键和π键数目之比为3：119．氨基酸是构成人体必备蛋白质的基础，某氨基酸的结构简式如图所示。下列有关说法正确的是（）A．第一电离能：O＞N＞C＞HB．基态氧原子的电子有8种空间运动状态C．键的稳定性大小：N－H＞O－H＞F－HD．该分子中的氧原子均满足8电子稳定结构20．高温结构陶瓷（）可由反应制得。下列说法正确的是（）A．第一电离能：B．因为N元素的电负性较大，所以的化学性质很活泼C．石英玻璃和水晶均具有各向异性D．晶体中键角：N-Si-N>Si-N-Si二、综合题21．锂是最轻的活泼金属，其单质及其化合物有广泛的用途。回答下列问题：（1）在元素周期表中，与的化学性质最相似的邻族元素是，该元素基态原子中，占据最高能级电子的电子云轮廓图形状为。（2）是一种储氢材料。①与中第一电离能较小的元素是。②离子半径：（填“>”“=”或“<”）。（3）已知金属锂晶体为FCC（面心立方晶格），面心立方紧密堆积结构示意图如下：①晶胞中锂的配位数为。②若锂原子的半径为，阿伏加德罗常数的值为，则锂晶体密度为（列出含有a、的计算式即可）。22．（1）(一)铁和钴是两种重要的过渡元素。钴位于元素周期表中第族，其基态原子中未成对电子的个数为。（2）[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3的名称是三硝酸六尿素合铁(Ⅲ)，是一种重要的配合物。该化合物中Fe3+的核外电子排布式为，其中尿素分子中σ键与π键的数目之比为，所含非金属元素的电负性由大到小的顺序是。（3）(二)已知元素镓和砷的单质及其化合物在工业生产上有重要的用途。回答下列问题:砷元素基态原子的电子排布式为。（4）砷与氢元素。可形成化合物砷化氢，该化合物的空间构型为，其中砷原子的杂化方式为。（5）根据等电子原理，写出由短周期元素组成且与砷化氢互为等电子体的一种离子的化学式。23．X、Y、Z、W、R是原子序数依次增大的前四周期元素。Y原子核外p电子数比s电子数少1；Z原子最外层电子数是其电子层数的3倍，且质子数等于X与Y之和；W的价电子排布式为；R位于周期表第5列。（1）基态W原子中不同运动状态的电子有种；R的价电子轨道表示式为。（2）X2Z2的电子式为。（3）Y2Z曾被用作麻醉剂，根据"等电子体原理"预测Y2Z的空间构型为。（4）Y2X4常作火箭燃料，其沸点高于Z2的原因是。（5）过渡金属配合物常满足“18电子规则”，即中心原子的价电子数加上配体提供的电子数之和等于18.①下列R的配合物中，满足18电子规则的是。(填标号)A．B．C．D．②CO作配体时，配位原子是C而不是O，其原因是。24．钕铁硼磁铁因其超强的磁性被誉为“永磁之王”。工业上从废旧钕铁硼合金废料(含等)中回收、制取氧化钕的流程如图所示：已知：①稳定的化合价为；金属钕的活动性较强，能与酸发生置换反应。②硼不与稀硫酸反应。③常温下，。回答下列问题：（1）反应①的目的是去除废料表面的油脂和污渍，可选用下列中的____(填标号)作试剂X。A．酒精 B．溶液 C．纯碱溶液 D．稀硝酸（2）沉淀1的主要成分是(填化学式)。（3）向溶液1中加入进行“沉钕”，写出该反应的离子方程式；已知溶液1中，常温下，“沉钕”过程中，控制，使沉淀完全，通过计算说明是否有沉淀生成(填“有”或“无”)。（4）判断已洗涤干净的实验操作及现象是。（5）写出煅烧生成的化学方程式：。（6）硼与硅相似，也能与氢形成一类化合物——硼烷。常见的有乙硼烷、丁硼烷、己硼烷等。①硼、氮、氧元素的第一电离能由大到小的顺序是。②乙硼烷的结构式为，分子中B原子通过氢桥键()形成一个四元环。丁硼烷分子中存在4个氢桥键且有两个五元环，写出其结构式。25．东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜（铜镍合金）闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题：（1）镍元素基态原子的电子排布式为，3d能级上的未成对电子数为。（2）硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是。②在[Ni(NH3)6]SO4中Ni2+与NH3之间形成的化学键称为，提供孤电子对的成键原子是。（3）单质铜及镍都是由键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu=1958kJ·mol–1、INi=1753kJ·mol–1，ICu>INi的原因是。

答案解析部分1．【答案】A【解析】【解答】A．一般情况下非金属的非金属性越强，则其电负性越大，NH4NO3中O的非金属最强，则电负性也最大，故A符合题意；B．四氯化碳的电子式，故B错；C．镁为12号元素，则其核外电子排布式为，即Mg无3瓶轨道，故C错；D．94238Pu与94故答案为：A。

【分析】B.忽略了氯原子最外层没有达到8电子稳定结构

D.同位素：质子数相同中子数不同的的不同原子，同素异形体：同种元素不同单质2．【答案】C【解析】【解答】短周期元素X、Y、Z、W在周期表中的相对位置如图，X的氢化物能与其最高价氧化物对应的水化物反应生成盐，则X是N，所以Y是Si，Z是S，W是Cl。则A、非金属性N大于Si，则最简单气态氢化物的稳定性：X＞Y，A不符合题意；B、非金属性越强，相应阴离子的还原性越弱，则单核阴离子的还原性：W＜Z，B不符合题意；C、含S元素的盐溶液可能显酸性（例如硫酸氢钠）、碱性（亚硫酸钠）或中性（硫酸钠），C符合题意；D、Y、Z、W的最高价含氧酸的酸性依次增强，D不符合题意，故答案为：C。【分析】同周期元素原子半径从左到右逐渐减小，电子层越多原子半径越大；同主族元素从上到下非金属性逐渐弱。比较非金属性强弱时，应根据非金属形成的最高价氧化物的水化物的酸性强弱进行比较3．【答案】D【解析】【解答】A．晶体熔点低，硬度小，不导电，不一定是离子晶体，还可能是分子晶体，故A不符合题意；B．同一周期随着原子序数增大，第一电离能变大，P的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，即P>S>Si，故B不符合题意；C．熔点、硬度的高低不能体现非金属性、金属性的强弱，故C不符合题意；D．H2S晶体中，分子间只存在范德华力，晶体为分子密堆积，每个H2S分子周围紧邻的分子有12个；冰晶体中氧的电负性较强，分子间存在氢键，氢键具有方向性，所以在冰晶体中，每个H2O分子周围紧邻的H2O分子有4个，故D符合题意；故答案为：D。

【分析】A.熔点低，硬度小，不导电可能为分子晶体；

B.同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；

C.熔沸点高低与金属性和非金属性无关；

D.H2S晶体中，分子间只存在范德华力，冰晶体中氧的电负性较强，分子间存在氢键，氢键具有方向性。4．【答案】C【解析】【解答】A．由分析可知，X为H，Y、Z、W分别为C、N、O，则X分别与Y、Z、W都可形成10电子分子分别为：CH4、NH3、H2O，A不符合题意；B．由分析可知，Z、W分别为N、O，其最简单氢化物分子即NH3、H2O，前者有1对孤电子对，后者有两对孤电子对，由于孤电子对对成键电子对的排斥作用力大于成键电子对对成键电子对的排斥作用，故二者的键角：，B不符合题意；C．由分析可知，YQ分别为C、Cl，且非金属性Cl＞C，则Y、Q的最高价含氧酸酸性：HClO4＞H2CO3即，C符合题意；D．由分析可知，Y、Z、W分别为C、N、O，根据同一周期从左往右第一电离能呈增大趋势，IIA与IIIA、VA与VIA反常可知，三者的基态原子的第一电离能大小为N＞O＞C即，D不符合题意；故答案为：C。

【分析】只有Y、Z、W位于同一周期，则X为H元素，Y原子s能级上的电子总数是p能级上电子总数的2倍，则其电子排布式为1s22s22p2，为C元素，根据该物质的结构可知，Y形成4个共价键，Z形成3个键，W形成2个键，则W为O元素，Z为N元素，Q位于第三周期且形成一个单键，则Q为Cl元素。5．【答案】D【解析】【解答】A.原子半径呈周期性变化是由核外电子排布的周期性变化决定的；B.元素的化合价呈周期性变化是由元素原子的最外层电子数的周期性变化决定的；C.第一电离能呈周期性变化是由由元素原子的最外层电子数的周期性变化决定的；D.元素原子的核外电子排布呈周期性变化是元素性质呈现周期性变化的根本原因。故答案为：D。

【分析】元素周期表的周期性变化是与电子的排布有关6．【答案】B【解析】【解答】A．主族元素同周期从左向右电负性逐渐增强，同主族从上到下电负性逐渐减弱，N原子半径小于S原子半径，N原子对键合电子吸引力大于S原子，因此电负性N>S，总的来说电负性W<X<Y<Z。A项不符合题意；B．族元素同主族从上到下第一电离能逐渐减弱，同周期从左向右第一电离能呈增强趋势，但第ⅤA族第一电离能大于第ⅥA族，因此第一电离能：，B项符合题意；C．非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，主族元素同周期从左向右非金属性逐渐增强，同主族从上到下非金属性逐渐减弱，因此非金属性大小：W<X<Y<Z，C项不符合题意；D．简单离子半径的比较原则：电子层越多半径越大，因此S2-半径大于其他离子半径，电子层结构相同时，核电荷数越大半径越小，因此F-<O2-<N3-，因此简单离子的半径：Z<Y<X<W，D项不符合题意；故答案为：B。

【分析】X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期主族元素，X、Y与Z同一周期，Y与W同族，Y形成2个共价键，W形成6个共价键，二者位于ⅥA族，则Y为O元素，W为S元素；Z、X位于第二周期，Z形成1个共价键，则Z为F元素；X形成2个共价键，且1个电子使阴离子带有1个单位负电荷，则X为N元素。7．【答案】C【解析】【解答】A．同一周期元素随着原子序数递增，第一电离能呈增大趋势，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能：，A不符合题意；B．十八胺中碳原子均为饱和碳原子，其杂化类型均为，B不符合题意；C．锌的还原性大于银，则对应简单锌离子的氧化性弱于银离子，C符合题意；D．十八胺能形成氢键导致其沸点升高，而十八烷不能形成氢键，故熔点：十八烷十八胺，D不符合题意；故答案为：C。

【分析】A．同一周期的主族元素中，从左至右，元素的第一电离能呈“锯齿状”增大，其中IIA族和VA族的第一电离能高于相邻的元素；B．依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；C．单质的还原性越弱，对应离子的氧化性越强；D．分子晶体分子量越大，范德华力越大，熔沸点越高。8．【答案】B【解析】【解答】A．AlF3为离子晶体，其他三个为分子晶体，A不符合题意；B．每个Al与周围的三个Cl共用一对电子，与另一个Cl形成配位键，故1molAl2Cl6中所含配位键数目为2NA，B符合题意；C．每个Al与周围的三个Cl共用一对电子，与另一个Cl形成配位键，均满足8电子结构，C不符合题意；D．AlCl3熔点高于AlBr3原因是Cl的电负性大于Br，具有一定离子晶体特征，D不符合题意；故答案为：B。

【分析】A、离子晶体的熔沸点较高，分子晶体的熔沸点较低；

B、每个氯原子可以结合三个氯原子，剩下一个空轨道可以结合和铝原子形成配位键；

C、铝原子和卤族原子都形成8电子结构；

D、电负性越强，熔点越高。9．【答案】B【解析】【解答】①是S，②是P，③是N，④是F。

A.第一电离能是：F>N>P>S，A选项是错误的；

B.原子半径是：P>S>N>F，B选项是正确的；

C.电负性：F>N>S>P，C选项是错误的；

D.最高正化合价：S>N=P，F无正价，D选项是错误的。

故答案为：B。

【分析】A.同周期的元素第一电离能从左至右是呈现增大的趋势的，但是第IIA族与第VA族存在ns全满和np半满，其结构是稳定的；

B.同周期的元素半径从左至右是逐渐减小的，同主族的元素从上至下半径是逐渐增大的；

C.同周期的元素电负性是逐渐增大的，同主族元素从上至下是逐渐减小的；

D.F元素是没有正价的，其余主族元素最高正价等于其族序数。10．【答案】A【解析】【解答】A．NH3分子之间除存在分子间作用力外，还存在氢键，增加了分子之间的吸引力，使其熔沸点比同族元素P的氢化物PH3高，故简单氢化物的沸点：W＜X，A符合题意；B．上述五种元素均在元素周期表的p区，B不符合题意；C．除惰性气体元素外，同一周期元素的电负性随原子序数的增大而增大，同一主族元素的电负性随原子序数的增大而减小，故元素的电负性大小关系为：X＞Y＞W，C不符合题意；D．上述五种元素所形成的单质都是由分子构成的物质，在固态时都是分子晶体，晶体类型相同，D不符合题意；故答案为：A。

【分析】A、氮原子可形成氢键，使得沸点较大；

B、五种元素都属于s区；

C、结合电负性的变化规律分析；

D、五种元素形成的单质都属于分子晶体；11．【答案】B【解析】【解答】A、得电子能力越强，电负性越大，得电子能力P＜O＜F，所以元素的电负性P＜O＜F，故A不符合题意；B、C的电子排布式为1s22s22p2；N的电子排布式为1s22s22p3，p轨道处于半充满状态；O的电子排布式为1s22s22p4，第一电离能应该是N的最大，故B符合题意；C、这些离子是电子层一样多的微粒，根据核电荷数越多半径越小，则离子半径：O2-＞Na+＞Mg2+，故C不符合题意；D、Mn、Si、Cl原子的未成对电子数分别为5、2、1，即原子的未成对电子数：Mn＞Si＞Cl，故D不符合题意。故答案为：B。

【分析】易错点：电负性和第一电离能不是完全等同的，当电子排布处于零、半充满、全充满时第一电离能较相邻的元素的第一电离能大例如：N比C、O，Mg比Na、Al的第一电离能大。12．【答案】A【解析】【解答】A．根据价电子排布为推知，元素位于第五周期第VIA族，是p区元素，A符合题意；B．原子序数相差8的两短周期元素，例如H、F两者不是同主族元素，B不符合题意；C．镧系元素质子数不同，他们不是互为同位素，C不符合题意；D．第四周期元素中，基态原子未成对电子数目最多的是铬，D不符合题意；故答案为：A。

【分析】A．周期数等于电子层数，主族序数等于最外层电子数，最后一个电子进入p轨道，该原子位于p区；

B.原子序数相差8的两短周期元素，不一定位于同主族，例如H、F；

C.镧系元素在周期表中占据同一格，是因为他们的化学性质相似，但由于质子数不同，不是同位素；

D.第四周期元素中，基态原子未成对电子数目最多的是铬。13．【答案】D【解析】【解答】A．离子晶体一般熔点高、硬度大，A不符合题意；B．同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，P的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，与最外层电子数依次增多没有必然关系，B不符合题意；C．熔沸点不能体现非金属性、金属性强弱，C不符合题意；D．在晶体中，每个分子周围紧邻的分子有12个；在冰晶体中，每个分子周围紧邻的分子有4个；因为晶体中，分子间只存在范德华力；冰晶体中氧的电负性较强，分子间存在氢键，氢键具有方向性，D符合题意；故答案为：D。

【分析】A.离子晶体熔点较高，硬度较大，且熔融状态可以导电

B.同周期第一电离能从左到右依次增大，但是第IIA和第VA元素核外电子排布处于半满和全满状态，比较稳定，不易失去电子，所以第一电离能分别大于第IIIA和第VIA元素

C.共价晶体熔沸点、硬度高低取决于共价键强弱，半径越小，键长越短，共价键越强，熔沸点、硬度越大

D.分子晶体中存在氢键时，由于氢键具有方向性，导致配位数变小14．【答案】A【解析】【解答】由短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的位置可知，X、Y处于第二周期，Z、W、Q处于第三周期，X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则最外层电子数为4，故X为碳元素，则Z为Si元素、Y为氧元素、W为硫元素、Q为Cl元素，A．Na和S可形成类似于Na2O2的Na2S2，故A正确；B．二氧化硅是原子晶体，熔融状态下，不导电，故B错误；C．常温下，S是固体，Cl2是气体，故单质的沸点：W＞Q，故C错误；D．碳元素有金刚石、石墨等同素异形体，氧元素存在氧气、臭氧同素异形体，C、O元素都能形成多种同素异形体，故D错误；故选A．【分析】由短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的位置可知，X、Y处于第二周期，Z、W、Q处于第三周期，X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则最外层电子数为4，故X为碳元素，则Z为Si元素、Y为氧元素、W为硫元素、Q为Cl元素，据此解答．15．【答案】D【解析】【解答】一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。【分析】同周期元素从左至右非金属性是逐渐增强的，电负性也是逐渐增强的；同主族元素从上至下非金属性是逐渐减弱的，电负性是逐渐减小的。16．【答案】D【解析】【解答】A.乙烯的结构式为，含有5个σ键，1个π键，σ键和π键比例为5：1，A不符合题意；B.该元素第三电离能剧增，最外层应有2个电子，表现+2价，当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是X2+，B不符合题意；C.Na、P、Cl为同周期元素，同周期元素，从左到右电负性依次增大，所以Na、P、Cl电负性依次增大，C不符合题意；D.向配合物[TiCl(H2O)5]Cl2•H2O溶液中加入足量的AgNO3溶液，外界Cl-被完全沉淀，D符合题意；故答案为：D。

【分析】A.共价单键是σ键，共价双键中含有1个π键1个σ键，共价三键中含有2个π键1个σ键，根据结构式即可找出比例

B.根据逐级电离能即可判断最外层电子数

C.同周期，电负性从左到右依次增大

D.配合物中，Ti2+的配位数是6，其中一个氯氯离子作为配体，故只能沉淀外界的氯离子17．【答案】D【解析】【解答】A．元素周期表中元素种类最多的区是p区，选项A不符合题意；B．元素周期表中F的电负性最大，但第一电离能最大的是更为稳定的He，选项B不符合题意；C．因为一个水分子形成氢键的个数比一个氟化氢分子形成的氢键个数多，所以水的沸点高于氟化氢，选项C不符合题意；D．因为C原子易形成杂化轨道，可以以四个价键进行不同方式的连接，是构成有机化合物的基础，所以形成化合物种类最多的元素在第ⅣA族，选项D符合题意。故答案为：D。【分析】A．元素周期表中元素种类最多的区是p区；B．第一电离能最大的是He；C．氢键的个数多，沸点高；D．有机化合物种类最多与碳的价键结构有关。18．【答案】D【解析】【解答】A．周期表中同主族从下到上，同周期从左到右，元素的电负性增大，电负性：As＜Se＜S，故A不符合题意；B．周期表中同主族从上到下，同周期从右到左，元素的金属性增强，氢化物的还原性增强，还原性：AsH3＞H2Se＞H2S，故B不符合题意；C．雌黄中As原子价层电子对数为3+=4、S原子价层电子对数为2+=4，原子均为sp3杂化，故C不符合题意；D．若化合物As2F2中各原子满足8电子结构，结构式为F-As=As-F，其分子中σ键和π键数目之比为3：1，故D符合题意；故答案为：D。

【分析】A．周期表中同主族从下到上，同周期从左到右，元素的电负性增大；B．周期表中同主族从上到下，同周期从右到左，元素的金属性增强，氢化物的还原性增强；C．依据价层电子对数=σ键数+孤电子对数，由价层电子对数确定杂化类型；D．依据单键是σ键，双键一个σ键和一个π键，三键是一个σ键和两个π键；19．【答案】D【解析】【解答】A．根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，同主族从上到下第一电离能逐渐减小，第一电离能：N＞O＞C＞H，A不符合题意；

B．基态O原子核外电子排布式为1s22s22p4，一个轨道是一种空间运动状态，基态氧原子有5种空间运动状态，B不符合题意；

C．原子半径：N＞O＞F，键长：N－H＞O－H＞F－H，键长越短，键能越大，键越稳定，键的稳定性大小：F－H＞O－H＞N－H，C不符合题意；

D．羧基里碳氧双键，O原子满足8电子稳定结构，分子中的氧原子均满足8电子稳定结构，D符合题意；

故答案为：D

【分析】A．根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，同主族从上到下第一电离能逐渐减小；

B．基态O原子核外电子排布式为1s22s22p4，一个轨道是一种空间运动状态；

C．键长越短，键能越大，键越稳定；

D.8电子稳定结构的判断。20．【答案】D【解析】【解答】A、N原子的价层电子排布式为2s22p3，处于半充满状态，较稳定，第一电离能较大，则第一电离能：，故A错误；

B、氮氮三键的键能很大，因此的化学性质很稳定，故B错误；

C、石英玻璃为非晶体，不具有各向异性，故C错误；

D、N原子上存在孤电子对，孤电子对间排斥力＞孤电子对和成键电子对之间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力，则晶体中键角：N-Si-N>Si-N-Si，故D正确；

故答案为：D。

【分析】A、同一周期元素的第一电离能随着原子序数增大而增大，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；

B、氮气化学性质稳定；

C、石英玻璃属于非晶体；

D、孤电子对间排斥力＞孤电子对和成键电子对之间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力，孤电子对越多键角越小。21．【答案】（1）（或镁）；球形（2）Li；<（3）12；【解析】【解答】（1）根据元素周期表中对角线规律可知，与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg，该元素是12号元素，故该元素基态原子中，占据最高能级即3s电子的电子云轮廓图形状为球形，故答案为：Mg；球形；（2）①第一电离能：金属<非金属。Li属于金属元素，H为非金属元素，第一电离能：Li<H，故答案为：Li；②核外电子排布相同的粒子，质子数小的半径大。Li+与H-具有相同的核外电子排布，质子数：Li>H，离子半径：Li+＜H-，故答案为：＜；（3）①由题干图示信息可知，晶体锂是面心立方结构，故晶胞中锂的配位数为12，故答案为：12；②由题干图示信息可知，根据晶体锂晶胞图可知，1个晶胞中Li：8个位于顶点，6个位于面心，则一个晶胞中含有Li为：=4，1个锂原子的半径为，则晶胞的边长为：，d=pm，一个晶胞的体积为，阿伏加德罗常数的值为，则锂晶体密度为，故答案为：。【分析】

（1）根据元素周期表中对角线规律可知，与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg，该元素是12号元素，故该元素基态原子中，占据最高能级即3s电子的电子云轮廓图形状为球形。

（2）①第一电离能：金属<非金属。Li属于金属元素，H为非金属元素，第一电离能：Li<H。

②核外电子排布相同的粒子，质子数小的半径大。

（3）①由题干图示信息可知，晶体锂是面心立方结构，故晶胞中锂的配位数为12。

②晶胞中微粒计算采用均摊法计算一个晶胞中所含粒子个数。晶体密度计算公式为，将相关数据代入计算即可。注意。22．【答案】（1）VIII；3（2）[Ar]3d5(或1s2s2p63s3p63d5)；7:1；O>N>C>H（3）ls22s22p63s23p63d104s24p3（4）三角锥型；sp3（5）H3O+【解析】【解答】(一)(1)钴位于元素周期表中第VⅢ族，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2，其中3d能级有5个轨道，有7个电子，未成对电子的个数为3；

(2)铁为26号元素，Fe3+的核外电子有23个，电子排布式为[Ar]3d5(或1s2s2p63s3p63d5)，尿素分子内只有一个双键，即只含一条π键，相邻原子之间都存在σ键，数目为7，故σ键和π键比例为7:1；在尿素分子中含有碳、氮、氧、氢四种元素，根据原子得电子能力越强，其电负性的数值越大，电负性由大到小为：O>N>C>H；

(二)（3）砷为33号元素，其基态原子的电子排布式为ls22s22p63s23p63d104s24p3；

(4)砷与氢元素可形成化合物砷化氢AsH3，砷原子含有3个σ键和一个孤电子对，所以该化合物的空间构型为三角锥型；中心原子周围三个σ键和一对孤对电子对，所以是sp3杂化；

(5)砷化氢含有4个原子，且价层电子数为11，则与H3O+互为等电子体。

【分析】（1）根据钴的原子序数书写电子排布式，然后确定在周期表中的位置和未成对电子数；

（2）Fe3+是Fe原子失去4s32个电子和3d上的1个电子；双键中含有σ键和π键；非金属性越强电负性越强；

（3）砷是33号元素，结合电子排布规律进行书写电子排布图即可；

（4）根据砷化氢的成键特点判断中心原子的杂化方式和空间构型；

（5）根据等电子体理论进行判断即可。23．【答案】（1）16；（2）（3）直线形（4）N2H4与O2均为分子晶体，但N2H4分子之间存在氢键，故其沸点较高（5）C；C的电负性小于O，C对孤电子对吸引能力弱，给出电子对更容易【解析】【解答】由以上分析知，X为H元素，Y为N元素，Z为O元素，W为S元素，R为V元素，(1)原子核外的电子运动状态均不一样，S元素为16号元素，则基态W原子中不同运动状态的电子有16种；V的价电子排布式为3d34s2，则其轨道表示式为；(2)X2Z2为H2O2，为共价化合物，则其电子式为；(3)Y2Z为N2O，其与CO2互为等电子