高三化学基础检测训练题11.doc

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专题复习二
物质结构和元素周期律
一、知识要点
考纲定位：
应用：元素周期表（结构及性质递变规律）。
掌握：元素周期律。
理解：元素，同位素，同素异形体；核电荷数、质子数、中子数和核外电子数；
核外电子排布，原子结构示意图；原子，离子，短周期元素的离子结构；
离子键和离子化合物，共价键和共价化合物；电子式；结构式；
离子晶体，分子晶体，原子晶体。
知道：核外电子运动状态；化学键，金属键；极性键和非极性键；
极性分子和非极性分子，分子间作用力。
1．原子结构
（1）原子的构成 不带电
中子 中子数决定同位素
原子核 相对质量＝1.008
带1个单位正电荷
质子 质子数决定元素种类
原子（） 相对质量＝1.007
带1个单位负电荷
核外电子 质量是质子质量的1/1836
核外电子排布（尤其是最外层电子数）决定元素的化学性质
：表示核电荷数为Z，质量数为A的1个原子。
（2）粒子数之间的关系
在原子中：① 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
② 核电荷数＝原子序数＝质子数＝核外电子数
在离子中：① 阳离子的核外电子数＝阳离子的质子数－阳离子的电荷数
② 阴离子的核外电子数＝阴离子的质子数＋阴离子的电荷数
（3）元素与同位素
具有相同的核电荷数（即质子数）的同一类原子总称为元素。因此，只要原子核里的质子数相同，不考虑核内中子数与核外电子数，也不管它是以游离态存在还是以化合态存在，就是同一种元素。
具有相同质子数和不同中子数的同一种元素的不同原子互称为同位素。
理解同位素这个概念应注意以下内容：
决定同位素种类的是中子数；同位素因原子序数相同，在周期表中的位置相同故称“同位素”；许多元素具有多种同位素，因此原子的种类远远超过元素的种类；在天然存在的某种元素里，无论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子百分比（即丰度）一般不变；同位素的中子数不同，因此物理性质有差异；同位素的核外电子排布相同，因此化学性质相同；相对原子质量是指“某元素1个原子的评价质量与1个12C原子质量的1/12之比值”。在数值上等于：
元素的相对原子质量＝å元素各同位素的相对原子质量×各同位素所占的原子百分比
元素的近似相对原子质量＝å元素各同位素的质量数×各同位素所占的原子百分比
元素（无同位素）的近似相对原子质量＝质量数＝质子数＋中子数
2．原子核外电子的排布
（1）核外电子运动特征
小：运动的范围狭小（在直径1.0×10-10 m的空间内）；快：运动的速度快（接近光速）；轻：质量轻（约为9.11×10-31 kg）；电：1个电子带1个单位负电荷。
正因为核外电子运动的特征与宏观物体不同，因此就不能用描述宏观物质的规律来描述核外电子的运动情况。
（2）电子云
我们常用一种能够表示电子在一定时间内在核外空间各处出现机会的模型来描述电子在核外的运动。由于这个模型很像原子核外有一层疏密不等的“云”，所以形象地把它叫做电子云。小黑点的疏密表示电子在空间某处出现机率的大小。一个小黑点表示电子曾在此处出现过一次，绝不是表示一个电子。
（3）核外电子（主层）排布
电子层：由于电子的能量不同以及通常运动离核远近的不同，可以把核外运动的电子分层。从内到外分为K、L、M、N、O、P、Q层，即1、2、3、4、5、6、7层。
在含有多电子的原子里，电子分层排布的规律主要如下：
① 能量最低原理。核外电子的排布要使原子体系能量最低，一般是尽先排布在能量较低的电子层里，然后依次排布在能量较高的电子层里。
② 原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（n表示电子层数）。
③ 原子最外层电子数目不超过8个，次外层电子数目不超过18个，倒数第3层电子数目不超过32个。K层为最外层时，不超过2个。
（4）核外电子（亚层）排布
在不同的电子主层中存在不同的电子亚层：
电子主层符号
K
L
M
N
……
电子亚层符号
s
s
p
s
p
d
s
p
d
f
……
轨道数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
……
容纳最多
电子数目
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
……
2
8
18
32
……
① 轨道的能量高低：亚层相同，取决于主层。如 (n+2)s > (n+1)s > ns，即 3s > 2s > 1s
主层相同，取决于亚层。如 nf > nd > np > ns，即 3d > 3p > 3s；
主层不同，亚层也不同，可能出现能级交叉。如 (n-1)d > ns，
(n-1)d > (n-2)f > ns，即 3d > 4s，4d > 5s；5d > 4f > 6s。
② 电子填充规则：能量最低原理；当轨道能量相同时，应尽可能占居更多的轨道（全空、半充满、全充满都是稳定状态）；
③ 轨道的空间构型：s轨道呈球型，p轨道呈“哑铃”型，d轨道呈4个梅花瓣型。
④ 原子轨道符号：s；px，py，pz；dxy，dxz，dyz，，；……
3．同位素、同素异形体与同系物、同分异构体的比较

同位素
同素异形体
同系物
同分异构体
对象
元素
单质
主要是有机物
主要是有机物
同者
质子数
元素
物质类别
分子式
异者
中子数
物质结构
(CH2)的个数
分子结构
化性
几乎完全相同
相似，可相互转变
非常相似
可相似，也可不同
实例
H、D、T；
35Cl、37Cl。
金刚石、石墨、C60；
O2、O3；P4、P(红)。
甲烷、乙烷；
甲醛、乙醛。
丙醇，异丙醇；
乙酸、甲酸甲酯。
4．简单微粒的结构特点
（1）离子的电子层排布
主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布相同，如Na+、Mg2+与Ne相同。
主族元素阴离子跟同一周期稀有气体的电子层排布相同，如O2-、F-与Ne相同。
（2）等电子微粒（注意主要元素在周期表中的相对位置）
① 10e微粒：CH4，N3-、、NH3、，O2-、OH-、H2O、H3O+，F-、HF，Ne，Na+，Mg2+，Al3+等。
②18e微粒：SiH4，P3-、PH3，S2-、HS-、H2S，Cl-、HCl，Ar，K+，Ca2+等。
特殊情况（(10－1)×2＝18）：C2H6、CH3OH、CH3F，N2H4，H2O2，F2等。
③ 核外电子总数及质子总数均相同的微粒：
分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne等，SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar等。
阳离子：Na+、H3O+、等；阴离子：、OH-、F-等，HS-、Cl-等；
5．元素周期律及周期表
（1）元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。它是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。这些周期性变化主要体现在原子核外电子排布，原子半径，元素的主要化合价，元素的金属性及非金属性，元素氢化物的稳定性和最高价氧化物对应水化物的酸碱性等方面。
（2）元素周期表
① 元素周期表的结构（注意编排原则）。

ⅠA

零
一
H
ⅡA

ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
He
二
Li
Be

B
C
N
O
F
Ne
三
Na
Mg
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
Al
Si
P
S
Cl
Ar
四
K
Ca

Cr
Mn
Fe

Cu
Zn

As
Se
Br

五
Rb
Sr

Sb
Te
I

六
Cs
Ba

Bi

七

② 元素周期表与原子结构的关系
核电荷数＝原子序数＝质子数＝核外电子数；周期＝电子层；主族＝最外层电子。
③ 元素周期表与元素性质关系
同周期元素性质的递变规律：同周期元素从左到右，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，最外电子层电子数增多，原子失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强。因此，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；元素最高价氧化物所对应的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；气态氢化物的稳定性逐渐增强。
同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子失电子的能力逐渐增强，得电子的能力逐渐减弱。因此，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；元素最高价氧化物所对应的水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱；气态氢化物的稳定性逐渐减弱。
6．元素周期表的应用
（1）微粒半径大小的比较
① 同主族或同周期元素的原子或简单离子，根据元素在周期表中的位置来比较。
② 阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径。
③ 电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增大离子半径减小。
④ 不同价态的的同种元素的离子，核外电子数多，半径大。
（2）微粒半径比较的规律
① 电子层数不同，电子层数越多，半径越大；
② 电子层数相同，核电荷数越多，半径越小；
③ 电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。
④ 稀有气体元素的原子半径在同周期中属较大的。
（3）元素金属性和非金属性强弱的判断方法
① 根据元素在周期表中的位置判断。
② 在水溶液中，可从元素的单质跟水或酸反应置换出氢的难易，金属单质之间的置换反应，单质的还原性（或离子的氧化性），原电池反应中正负极及电解池中离子放电顺序，或从元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，来判断元素金属性的强弱；从元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，非金属单质之间的置换反应，单质的氧化性（或简单离子的还原性），或从元素单质与氢气反应的难易，以及气态氢化物的稳定性，来判断元素非金属性的强弱。
（4）根据周期表的位置寻找未知元素；预测元素性质；启发人们在一定区域内寻找新物质（农药、半导体、催化剂、冷冻剂、光敏剂等）。
7．化学键及分类
在分子（或晶体）内相邻的微粒之间强烈的相互作用（引力和斥力）叫做化学键。
根据相互作用的微粒不同，化学键可分为离子键、共价键和金属键。
（1）离子键
① 阴、阳离子结合的化合物，在晶体中是通过静电作用而形成的化学键叫离子键。
② 阴、阳离子电荷数越多，离子半径越小，离子键就越强。
③ 活泼的金属与活泼的非金属化合能形成离子键。
（2）共价键
① 在非金属的原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫共价键。
② 原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键就越强。
③ 成键原子具有单电子，成键原子双方相互吸引对方电子，使自己成为稳定结构。
④ 共价键具有方向性（除H－H外）、饱和性。
⑤ 可用结构式表示共价化合物：H－H，O＝C＝O，N≡N等。
⑥ 根据共用电子对是否偏移，共价键分为极性共价键和非极性共价键。
A．同种非金属原子形成的共价键是非极性键（两个原子吸引电子能力相同）。
B．不同种非金属原子形成的共价键是极性键（两个原子吸引电子能力不同）。
（3）配位共价键
① 配位键是成键的电子对由某原子单方提供，和另一个原子共用所形成的化学键。
② 成键时要求其中一方能够提供孤对电子，而另一方能够提供空轨道，如H3O+。
③ 配位键（®）与普通共价键（¾）的形成过程不一样，但形成后就没有区别了。
（4）金属键
① 由金属原子、金属离子、自由电子所形成的化学键叫金属键。
② 原子半径越小，价电子数越多，金属离子的电荷数越高，金属键的强度就越大。
8．书写电子式的方法
① 阴离子和复杂阳离子要加括号，并注明所带电荷数。
② 要注意化学键中原子之间直接相邻的事实。
③ 要注意书写单质、化合物的电子式与单质、化合物形成过程电子式的差别。
④ 要熟练掌握一些重要物质的电子式，如：HClO、NaH、NH4Cl、Na2O2、CS2等。
9．分子的极性
（1）判断分子是否有极性的方法
① 由非极性键结合而成的分子是非极性分子（除O3外）。
② 以极性键结合的多原子分子，如果分子的构型完全对称，必为非极性分子。
③ 由极性键结合而成的非对称型分子才是极性分子。
（2）键的极性、分子极性、分子几何构型的关系
分子类型
实例
键的极性
分子构型
分子的极性
A
He、Ne、Ar、Kr等
¾
¾
非极性分子
A2
H2、O2、N2、X2等
非极性键
直线（对称）型
非极性分子
AB
HX、CO、NO等
极性键
直线（不对称）型
极性分子
AB2
CO2、CS2、BeCl2等
极性键
直线（对称）型
非极性分子
AB2/A2B
H2O、H2S、SO2等
极性键
折线（不对称）型
极性分子
AB3
BF3、SO3、IF3等
极性键
正三角（对称）型
非极性分子
AB3
NH3、PCl3、NCl3等
极性键
三角锥（不对称）型
极性分子
AB4
CH4、CCl4、SiF4等
极性键
正四面体（对称）型
非极性分子
10．分子间作用力及氢键
（1）分子间作用力－范德华力
① 分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力，又称范德华力。
② 分子间作用力的实质是电性引力，其主要特征有如下几个方面：
A．广泛存在于分子之间；
B．只有分子间充分接触时才有分子间作用力，如在固体或液体中；
C．分子间作用力的能量远远小于化学键；
D．由分子构成的物质，其熔、沸点和溶解度等物理性质主要由范德华力大小决定。
（2）影响分子间作用力大小的因素
① 组成与结构相似的物质，相对分子质量越大分子间作用力越大。如I2 > Br2 > Cl2。
② 一般来说，分子的空间构型越对称，分子间的作用力越小。
（3）氢键
① 氢键是一种特殊的分子间作用力，如：NH3、H2O、HF等分子间可以形成氢键。
② 氢键不是化学键，也不是范德华力，其能量大小介于而者之间。
③ 氢键具有方向性、饱和性。
④ 由于氢键的存在，使物质的熔点、沸点升高，溶解度增大（以水为溶剂）。
（4）化学键与分子间力、氢键的比较

共价键
氢键
分子间作用力
概念
相邻的原子间强烈相互作用
通过氢原子使分子间吸引
分子间的微弱作用
范围
分子内或晶体内
分子间
分子间
能量
120～180 kJ/mol
60～80 kJ/mol
10～40 kJ/mol
影响
化学性质
物理性质
物理性质
性质
有方向性(除H-H)、饱和性
有方向性、饱和性
无方向性、饱和性
11．常见晶体的结构类型及分析
（1）NaCl晶体
① 一种简单立方结构，Na+和Cl-交替占据立方体的顶点而向空间延伸。
② 每个离子被6个带相反电荷离子包围；每个离子周围距离最近的同种离子12个。
（2）CsCl晶体
① 一种立方体心结构，立方体的8个顶点和立方体心都有一个离子。
② 每个离子被8个带相反电荷离子包围；每个离子周围距离最近的同种离子6个。
（3）CO2晶体
① 一种立方面心结构，立方体的8个顶点和6个面心各占据1个CO2分子。
② 每个CO2分子周围距离最近且相等的CO2有12个。
（4）金刚石晶体
① 一种正四面体的空间网状结构，每个C原子以共价键同另4个C原子结合。
② 晶体中的最小碳环由6个C原子组成且不在同一平面。
③ 晶体中C原子数与C－C键数之比为1:2。
（5）石墨晶体
① 一种混合型（层状）晶体，层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合。
② 兼有原子晶体、金属晶体、分子晶体的某些特性和特征。
③ 在层内，每个C原子通过共价键与另3个C原子结合，构成正六边形。
④ 晶体中C原子数与C－C键数之比为2:3。
12．晶体的分类及性质

离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
构成微粒
阴、阳离子
原子
分子
离子、电子
作用力
离子键
共价键
分子间力
金属键
实例
NaCl、CsCl、MgO
C、Si、SiO2
P4、O2、CO2、HCl
K、Al、合金
熔、沸点
较高
很高
较低
一般较高
硬度
硬而脆
大
小
一般较高
导热性
不良导体
不良导体
不良导体
良导体
导电性
不良
熔融状态能导电
绝缘体
半导体
不良
电解质水溶液导电
良导体
延展性
不良
不良
不良
良好
溶解性
一般易溶于水
不溶
极性分子易溶于水
－
（1）不同晶体的物理性质比较
熔、沸点及硬度：原子晶体 > 离子晶体 > 含氢键的分子晶体 > 一般的分子晶体。
金属晶体一般不与其他晶体进行比较（因为金属的熔沸点和硬度可高、可低）。
（2）同种晶体的熔点等性质比较
① 原子晶体：由键长决定。石墨 > 金刚石（C） > 金刚砂（SiC） > 晶体硅（Si）
② 离子晶体：结构相似，由键强度决定。MgO > NaCl > KBr
③ 分子晶体：结构相似，由分子量决定。I2 > Br2 > Cl2 > F2；GeH4 > SiH4 > CH4
④ 金属晶体：由金属键的强度决定。Al > Mg > Na
13．主要考点
（1）根据短周期元素形成化合物的形式，确定两种元素原子序数之差的可能性。
（2）根据离子的电子层结构特点，确定元素的有关性质。
（3）根据元素原子结构的特点，确定它在周期表中的位置。
（4）根据元素在周期表中的位置，推断它形成的单质及化合物的性质。
（5）根据同周期、同主族元素性质递变规律，对未知物质的结构与性质进行预测。
（6）根据几种元素原子序数关系及在周期表中从位置，结合有关条件，推断元素。
（7）以元素化合物知识为载体，结合元素周期表，推断有关物质。
（8）已知某些元素的有关性质，根据元素周期律，确定它们的相对位置。
（9）化学键类型判断，电子式书写的正确与否。
（10）分子结构与极性的确定，分子空间构型与极性的关系及分子形成的方式。
（11）各类晶体物理性质的比较，由粒子的排列推断化学式。
二、练习题
1．我国“神舟”系列飞船已发射成功，“嫦娥”探月工程已正式启动。据科学家预测，月球上的土壤中吸附着数百万吨的，每百吨核聚变所释放出的能量相当于当前人类一年消耗的能量。在地球上氦元素主要以形式存在。下列说法正确的是
A．原子核内含有4个质子
B．原子核内有3个中子
C．和互为同位素
D．的最外层电子数为2，所以具有较强的金属性
2．若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2:3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是
A．1 B．3 C．5 D．6
3．X、Y、Z是周期表中相邻的三种短周期元素，X和Y同周期，Y和Z同主族，三种元素原子的最外层电子数之和为17，核内质子数之和为31，则X、Y、Z分别是
A．Mg Al Si B．Li Be Mg C．N O S D．P O S
4．电子层数相同的三种元素X、Y、Z。已知其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱为HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列判断错误的是
A．非金属性：X > Y > Z B．气态氢化物的稳定性：HX > H2Y > ZH3
C．原子半径：X > Y > Z D．气态氢化物的还原性：HX < H2Y < ZH3
5．下列物质在溶于水和熔化时，破坏的作用力完全相同的是
A．干冰 B．冰醋酸 C．KOH D．NaHSO4
6．下列元素一定为主族元素的是
① 最高价为+6，并且不能与氢形成气态氢化物
② 最外层电子数为1，并且有+1、+2两种化合价
③ 除最外层外，其余各电子层都达到了饱和
④ 次外层电子数是最外层电子数的3倍
⑤ 最外层电子数为3的一种元素
⑥ 能形成气态氢化物的一种元素
⑦ 最高价氧化物对应的水化物是酸的一种元素
A．①③④⑤⑥⑦ B．①③⑤⑥⑦ C．②④⑥⑦ D．④⑤⑥
7．下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是
A．BeCl2 B．CH4 C．SF6 D．NCl3
8．从实验测得不同物质的O－O之间所键长和键能数据见下表：

O2

键长（10-12 m）
149
128
121
112
键能（kJ/mol）
x
y
z＝494
w＝628
其中x、y的键能数据尚未测定，但可根据规律性推导键能的大小顺序为w > z > y > x。该规律性是
A．成键电子数越多，键能越大 B．键长越长，键能越大
C．成键所用电子数越少，键能越大 D．成键时电子对越偏移，键能越大
9．在下列有关晶体的叙述中，错误的是
A．离子晶体中一定存在离子键 B．原子晶体中只存在共价键
C．晶体中有阳离子，一定就有阴离子 D．稀有气体的原子能形成分子晶体
10．同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能为
A．6 B．12 C．26 D．30
11．R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是
A．若R(OH)n为强碱，则W(OH)n+1也为强碱
B．若HnXOm为强酸，则Y是活泼的非金属
C．若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正化合价为+6
D．若X的最高正化合价为+5，则五种元素都是非金属元素
12．下列有关晶体的说法一定正确的是
A．NaCl晶体中每个Na+与6个Cl-相紧邻
B．分子晶体中都存在共价键
C．SiO2晶体中每个硅原子与两个氧原子以共价键结合
D．金属晶体的熔点都比分子晶体的熔点高
13．周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子数之比为1:2，写出这些化合物的化学式___________________________。Na2O，K2S，MgF2，CaCl2，BeH2。
14．短周期的三种元素X、Y、Z原子序数依次减小，原子核外电子层数之和为5。X元素原子最外层电子数是Y和Z两元素原子最外层电子数的总和，Y元素原子最外电子层的电子数是它的电子层数的2倍，X和Z可形成XZ3的化合物。试回答：
（1）X、Y、Z三种元素的名称分别是_____，_____，_____。氮，碳，氢。
（2）XZ3的电子式是__________。
（3）分别写出X、Y的最高正价含氧酸的分子式__________，__________。
15．在周期表中，同一主族元素化学性质相似。目前，也发现有些元素的化学性质与它在周期表中左上方或右下方的另一元素性质相似，这称为对角线规则。据此回答：
（1）锂在空气中燃烧，除生成__________外，也生成__________。Li2O，Li3N。
（2）Be能否与冷水反应放出H2？_____，理由是______________________________
（3）铍的最高价氧化物对应的水化物为__________，属两性化合物，证明这一结论的有关反应的离子方程式为_______________________________________________。Be(OH)2＋2OH-¾®＋2H2O；Be(OH)2＋2H+¾®Be2+＋2H2O。
16．X、Y、Z是短周期元素的三种常见氧化物。X与水反应后可生成一种具有还原性的不稳定的二元酸，该酸的化学式是__________；Y和X组成元素相同，Y的化学式是__________；1 mol Z在加热时与水反应的产物需要用6 mol的氢氧化钠才能完全中和，Z的化学式是__________，其中和产物的化学式为__________。在一定条件下，Y可以与非金属反应单质A反应生成X和Z，其反应的化学方程式是____________。H2SO3；SO3；P2O5，Na3PO4、H2O；2P＋5SO3¾®P2O5＋5SO2。
三、提高题（多选题不多于5题）
1．下列关于原子的描述中，不正确的是
A．19F和18F具有相同的电子数 B．17O和16O具有相同的中子数
C．15N和14N具有相同的质量数 D．13C和12C具有相同的质子数
2．aXn-和bYm+是两种简单离子（X、Y是短周期元素），且aXn-比bYm+多一个电子层，则下列关系正确的是
A．a＋n＝b－m B．a－b＋m＋n＝8
C．a－n＝b＋m D．a－b＋m＋n＝10
3．下列说法正确的是
A．原子核内的质子数决定原子的种类 B．原子核内的中子数决定核素种类
C．原子核内的中子数决定同位素种类 D．同位素是质子数相同的核素
4．1995年8月，IUPAC在英国Guildford会议上决定修订五项相对原子质量，其中修订的有碳（C）：12.0107(8)。这里12.0107指的是
A．12C的相对原子质量 B．13C的相对原子质量
C．碳元素的近似相对原子质量 D．碳元素的相对原子质量
5．A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3:4，D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下列叙述正确的是
A．X、Y、Z的稳定性逐渐减弱
B．A、B、C、D只能形成5种单质
C．X、Y、Z三种化合物的熔沸点逐渐升高
D．自然界中存在多种由A、B、C、D四种元素组成的化合物
6．NH3分子的空间构型是三角锥构型，而不是平面的正三角形结构，其充分的理由是
A．NH3分子是极性分子
B．NH3分子内3个N－H键的键长相等，键角相等
C．NH3分子内3个N－H键的键长相等，3个键角都等于107°28'
D．NH3分子内3个N－H键的键长相等，3个键角都等于120°
7．短周期的三种元素分别为X、Y和Z，已知X元素的原子最外层只有1个电子，Y元素原子的M电子层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L电子层上的电子数比Y元素原子的L电子层上的电子数少2个，则这三种元素所组成的化合物的分子式不可能是
A．X2YZ4 B．XYZ3 C．X3YZ4 D．X4Y2Z7
8．短周期元素中，若两种元素的原子序数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子数之比为1:2，那么这种化合物共有
A．1种 B．2种 C．3种 D．4种
9．物质的氧化性、还原性的强弱，不仅与物质的结构有关，还与物质的浓度和反应强度有关。下列各组物质：
① Cu与HNO3溶液 ② Cu与FeCl3溶液 ③ Zn与H2SO4溶液 ④ Fe与HCl溶液
由于浓度不同而能发生不同氧化还原反应的是
A．①③ B．③④ C．①② D．①②③
10．运用元素周期律分析下面的推断，其中推断错误的是
A．硒化氢（H2Se）是无色、有毒，比H2S稳定的气体
B．铍（Be）的氧化物的水化物可能具有两性
C．硫酸锶（SrSO4）是难溶于水的白色固体
D．砹（At）为有色固体；HAt不稳定；AgAt的感光性很强，且不溶于水和稀酸
11．根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是
A．K层电子为奇数的所有元素所在的族序数与该元素原子的K层电子数相等
B．L层电子为奇数的所有元素所在的族序数与该元素原子的L层电子数相等
C．L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
D．M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等
12．2003年，IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）推荐原子序数为110的元素符号为Ds，以纪念该元素发现地（Darmstadt，德国）。下列关于Ds的说法不正确的是
A．Ds原子的电子层数为7 B．Ds是超铀元素
C．Ds原子的质量数为110 D．Ds为金属元素
13．下列说法正确的是
A．用乙醇或CCl4可提取碘水中的碘单质
B．NaCl和SiC晶体熔化时，克服粒子间作用力的类型相同
C．24Mg32S晶体中电子总数与中子总数之比是1:1
D．H2S和SiF4分子中各原子最外层都满足8电子稳定结构
14．下列叙述正确的是
A．NH3是极性分子，分子中N原子是在3个H原子所组成的三角形中心
B．CCl4是非极性分子，分子中C原子处于4个Cl原子所组成的正方形的中心
C．H2O是极性分子，分子中O原子不处在2个H原子所连成的直线的中央
D．CO2是非极性分子，分子中C原子不处在2个O原子所连成的直线的中央
15．A、B、C、D四种元素是短周期元素。A元素的离子焰色反应呈黄色，B元素的离子结构和Ne具有相同的电子层结构。5.8 g B的氢氧化物恰好能与100 mL 2 mol/L的盐酸完全反应。H2在C的单质中燃烧产生苍白色火焰。D元素原子的电子层结构里，最外层电子数是次外层电子数的3倍。根据上述条件，回答：三 ⅦA，Cl2O7。
（1）元素C位于第_____周期_____族，它的最高价氧化物的化学式为__________。
（2）A是_____元素，B是_____元素，D是_____元素。钠，镁，氧。
（3）A与D形成两种化合物的化学式为__________、__________。Na2O2，Na2O。
（4）C元素的单质有毒，可用A的最高价氧化物对应的水化物的溶液吸收，其理想方程式为____________________________________。Cl2＋2OH-¾®Cl-＋ClO-＋H2O
16．甲、乙、丙、丁为四种短周期元素，在周期表中，甲、乙、丙、丁的位置关系如图所示。四种元素的原子序数之和为40，丁的原子序数与乙、丙原子序数之和相等，四种元素原子的最外层电子数之和为24。 甲
（1）甲元素在周期表中的位置是第_____周期_____族。二 ⅥA。
（2）这四种元素可按原子个数比1:2两两化合，形成的化合物的化学式有______、______、______。NO2、N2O、SO2。
（3）乙、丙两元素可形成AB3型化合物，其电子式可表示为__________。:F:N:F:
17．氮化钠（Na3N）是科学家制备的一种重要化合物，它与水作用可产生NH3。请回答
（1）