热门试卷

（1）A为(NH4)2S，Y为O2，Z是H2O；

（2）E是HNO3；

（3）E是H2SO4；

（4）NH4++OH-=NH3↑+H2O，S2-+2H+=H2S↑。

此类题的解答一般有以下步骤：思维起点的选择：思维起点是指开始时的思维指向、思维对象或思维角度，推断题中的思维起点应是最具特征的某个条件（包括文字叙述或某个变化过程）；思维过程的展开：解题者在确定思维起点的基础上，利用题目所给信息，结合已有的化学知识和解题经验，不断地缩小问题状态与目标状态的距离；思维过程的检验：将上述思维过程的结果代入题中，检查一下是否符合题中条件。本题中C    D的变化和D的相对分子质量比C的大16是题中一个最具有特征的条件，通过分析可初步判断D比C多一个氧原子。联想已构建的中学化学知识网络，符合这种转化关系的有：SO2   SO3，NO   NO2，Na2SO3    Na2SO4等。由此可出推断Y为O2，由于E为酸，则D应为能转化为酸的某物质，很可能为SO3、NO2等。若D为SO3,顺推E为H2SO4，Z为H2O，逆推B为H2S,A为硫化物，此时X为强酸；若D为NO2，顺推E为HNO3，Z为H2O,逆推B为NH3，A为铵盐。综合而得A应为(NH4)2S。

（1） 3d84s2　

（2） sp2、sp3　

（3） NH3分子间存在氢键

（4） V型　

（5） 24　

（6） 3 mol或3NA

试题分析：（2）结构中碳原子均形成单键，为sp3杂化；（3）氨气分子间存在氢键，所以其溶沸点高；（4）该微粒为10电子微粒，三原子分子为水，氧原子为sp3杂化，空间结构为V型；（5）氨气中氮原子与Ni形成配位键，共6个，每个氨气分子中形成3个氮氢键，共有6+3×6=24mol；

（6）晶胞结构中原子数目：La  8×1/8=1

H   8×1/4+2×1/2=3

所以含1 mol La的合金可吸附H2的数目为3mol。

（1）3d54s1　（2）N；N 原子价电子为2s22p3，2p轨道半充满，能量较低，难失1个电子，O原子价电子为2s22p4，易失1个电子；（3）相同；（4）NaCl；（5）[Cr(H2O)5Cl]Cl2 

试题分析：根据题意可推出：A是H；B是N；C是O；D是Na；E是Al；F是Cl；G是Cr。甲是H2O；乙是H2O2;丙是NaCl；丁是AlCl3.（2）24号元素Cr基态原子的价电子排布式3d54s1;（2）一般情况下，同一周期的元素，元素的非金属性越强，其第一电离能越大，但是由于N原子核外的2p轨道上的电子处于半充满的稳定状态，能量较低，所以失去电子较难，因此N和O比较，第一电离能较大的是N；（3）在H2O和H2O2两分子的中心原子O的杂化类型是相同的，都是sp3杂化。（4）NaCl是离子晶体；而AlCl3.是分子晶体，分子晶体中分子之间通过分子间作用力结合，而离子晶体中离子之间通过离子键结合，离子键是一种强烈的相互作用，断裂较难，因此熔点较高的是NaCl。（5）在0.1mol戊电离产生的Cl-的物质的量为：n(Cl-)="n(AgCl)=" 28.7g÷143. 5g/mol=0.2mol，因此在一个戊的外围含有2个Cl-.由于配合物戊由Cr3+与甲、元素F构成，已知该配合物的配位数为6。所以在其络离子中含有一个Cl-.其余的是水分子。因此根据化合物中正负化合价的代数和为0的原则，可知该络合物的化学式是[Cr(H2O)5Cl]Cl2。

(1)第ⅤA族　(2)弱酸　(3)SiH4的稳定性小于CH4　SiH4＋2O2SiO2＋2H2O　(4)Se＋H2H2Se　(5)S＞O＞F

(1)图中阴影部分为氮族元素，即第ⅤA族。

(2)在周期表中，砷元素的非金属性比磷元素弱，磷酸属于中强酸，故H3AsO4属于弱酸。

(3)甲烷(CH4)燃烧产生二氧化碳和水，硅烷(SiH4)的性质与甲烷相似，它在空气中燃烧的产物应该是水和硅的氧化物，即：SiH4＋2O2SiO2＋2H2O。

(4)同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，“S与H2反应有一定限度”属于可逆反应，故Se与H2反应也应该是可逆反应，反应的化学方程式为：Se＋H2 H2Se。

(5)S与O同主族，原子序数S＞O，故原子半径S＞O；O与F同周期，原子序数O＜F，故原子半径O＞F，所以原子半径：S＞O＞F。

(1)第2周期第ⅤA族　N2O5　NH3＋HNO3===NH4NO3　(2)＋5价　5　YH3

(1)由X元素的原子结构可知，X为氮元素，其最高价氧化物的化学式为N2O5，其气态氢化物的化学式为NH3，该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HNO3。

(2)Y元素的化合价为＋5价，则Y原子的最外层电子数为5，其气态氢化物的化学式为YH3。

（9分）      （1）48（1分）     第五周期第ⅡB族（1分）

（2）长期食用“毒大米”会使镉在人体内累积增多，最终仍然会对人体健康造成严重危害。（1分）

（3）工业生产造成了土壤的镉污染，富集在大米中（1分）

（4）Cd（镉）（1分）   Cd－2e—＋2OH—＝Cd(OH)2（2分）mol—1（2分）

试题分析：（1）镉元素在元素周期表中的图示可知，镉元素的原子序数为48，在元素周期表中的位置是第五周期第ⅡB族。

（2）长期食用“毒大米”会使镉在人体内累积增多，最终仍然会对人体健康造成严重危害，所以这种说法是错误的。

（3）“毒大米”中镉的来源是工业生产造成了土壤的镉污染，富集在大米中。

（4）放电相当于是原电池，原电池中负极失去电子，化合价升高，发生氧化反应。所以根据化学方程式可知，该电池的负极是Cd，负极电极反应式是Cd－2e—＋2OH—＝Cd(OH)2。agCd的物质的量是，在反应中失去电子，所以阿伏加德罗常数NA＝mol—1。

点评：该题以近期曝出的“毒大米”事件为载体，重点考查学生对元素周期表结构、原电池原理以及灵活运用基础知识解决实际问题的能力的培养，有利于调动学生的学习兴趣，激发学生的学习积极性。也有助于培养学生的环境保护意识，增强学生的社会责任感。

(1)Cu2(OH)2CO3 [Cu(OH)2·CuCO3]或CuCO3 

(2) C>O 

(3)CH2OH(CHOH)4CHO + 2Cu(OH)2CH2OH(CHOH)4COOH + Cu2O↓+ 2H2O

医学上可用这个反应检验尿液中的葡萄糖。

（4）3Cu2O + 14HNO36Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 7H2O

(5)金刚石、石墨、富勒烯（C60）或碳纳米管等。

从反应图中寻找突破口，E与葡葡糖生成红色沉淀F，则E应为Cu(OH)2，而B为Cu2＋，反应①为印刷电路板，L为棕黄色溶液，由此可推出：M应为Cu，L为FeCl3。G为黄绿色气体，则为Cl2，K为浅绿色，则为Fe2＋溶液。X的原子半径最小，则为H，D为非可燃性气体，可推为CO2，C和O的最外层电子之和刚好为10。C为H、C、O中的两种组成的化合物，且可以与Cl2反应，故应为H2O，生成H为HCl，I为HClO（具有漂白性），HCl与J（Fe）可生成FeCl2溶液。（1）A + HClCu2＋ + H2O + CO2，由元素守恒可知，A可以CuCO3或碱式碳酸铜均可。（2）Y为C，Z为N，两者位于同一周期，前者的半径大，即C>N。（3）葡萄糖含有醛基，可以与Cu(OH)2生成砖红色沉淀。（4）F为Cu2O，与HNO3反应，生成Cu(NO3)2，且生成无色气体，应为NO，然后根据得失电子守恒配平即可。（5）CO2可以还原成正四面体结构的晶体N，即化合价降低，显然生成C，应为金刚石。它的同素异形体必须为含碳的单质。

（1）第四周期第Ⅷ族； （2）[He]2s22p2（3）m（4）CH4；

试题分析：（1）根据给出的元素周期表可确定元素“O”在周期表中的位置是第四周期第Ⅷ族。（2）“c”在元素周期表中位于第二周期第ⅣA。该元素是C。的简化电子排布式是[He]2s22p2。（3）第三周期8种元素有Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar。同一周期的元素，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素的金属性越强，其金属单质的熔点就越低。元素的非金属性越强，其单质的熔沸点就越高。其中序列“1”的熔点最低，代表的是Ar。字母代号为m．（4）b、c、d、e、f分别是Li、C、N、O、F。在这些元素形成的氢化物中LiH是离子晶体，其余的都是分子晶体。离子晶体通过离子键结合，断裂较难，所以沸点最高，而在其余的氢化物中，由于HF、H2O、NH3的分子间存在分子间作用力和氢键，所以沸点高于同主族其它元素形成的氢化物的沸点。而CH4则符合一般的规律。即相对分子质量越大，分子间作用力就越大，物质的沸点就越高。由于CH4式量最小，分子间以分子间作用力结合，所以沸点最低。序列“5”氢化物的化学式为：CH4；序列“1”氢化物的LiH，其电子式为：。

Ⅰ.（1）H2O　NH3　NH4＋　OH－

（2）Al3＋＋3NH3＋3H2O=Al（OH）3↓＋3NH4＋或Mg2＋＋2NH3＋2H2O=Mg（OH）2↓＋2NH4＋

（2）CO2　N2O　BeF2

Ⅰ.以Ne为基本出发点，依题意找出等电子微粒解答。

Ⅱ.（1）由电子式书写规则写出电子式，（2）利用等电子原理找出符合题意的物质。

（18分） （1）     （2分）            （2）N＞O＞C  （2分）

（3）①三角锥形（2分）  sp3（2分）    ②3（2分）

（4）C  （2分）                      （5）sp2  （2分）

（6）N2H62++2OH－＝N2H4+2H2O （2分） （7）N2O   CO2  CNO－ 等   （2分）

试题分析：Ⅰ（1）根据构造原理可知，基态氮原子的价电子排布图是。

（2）非金属性越强，第一电离能越大。但由于氮元素的2p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于氧元素的，则C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是N＞O＞C。

（3）①氨气分子中中心原子氮原子含有1对孤对电子，所以NH3分子的空间构型是三角锥型，NH3中氮原子轨道的杂化类型是sp3。而肼(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，所以N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是sp3，这个与H2O，H2O2中O的杂化类型都是sp3的道理是一样的。

②反应中有4mol N－H键断裂，即有1molN2H4参加反应，生成1.5molN2，则形成的π键有3mol。

Ⅱ（4）Ni含有2对未成对电子，所以第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳元素。

（5）甲醛是平面型结构，所以中心原子碳原子的杂化方式是sp2杂化。

Ⅲ（6）N2H62+与碱溶液反应类似于NH4＋与碱液的反应，所以反应的方程式是N2H62++2OH－＝N2H4+2H2O。

（7）原子数和价电子数分别都相等的是等电子体，则和N3－等电子体物质的化学式是N2O、CO2 、CNO－ 等。

点评：该题是高考中的常见题型，属于中等难度的试题。试题综合性强，侧重对学生能力的培养和解题方法的指导与训练，旨在考查学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力，有利于培养学生的逻辑推理能力和知识的迁移能力。该题以“周期表中的元素”为载体，考查学生对表中各元素性质和相应原子结构的周期性递变规律的认识和掌握程度。考查了学生对物质结构与性质关系以及运用元素周期律解决具体化学问题的能力。

（9分）（1）F   1s2   3s23p5 （2）①；②；④；⑤；⑥ （3）π （各1分）

试题分析：（1）非金属性越强，电负性越大，所以电负性最大的是F。He最外层电子数只有2个，稳定性强，第一电离能最大，则基态原子核外电子排布式是1s2。同周期自左向右，原子半径逐渐减小，所以第三周期原子半径最小的元素是氯元素，其价电子排布式是3s23p5。

（2）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容易形成共价键。如果是由同一种非金属的原子之间形成共价键，是非极性键，由不同种非金属的原子之间形成共价键，是极性键，所以只含有非极性键的是氮气；只含有极性键的是水；只含有离子键的是氯化镁；既含有非极性键又含有极性键的是乙烯；含有非极性键的离子化合物是过氧化钠，氢氧化钠是含有离子键和极性键的离子化合物。

（3）氮气中的三键是由1个δ键和2个π键构成的，所以根据N≡N的键能为942kJ·mol-1，N—N单键的键能为247kJ·mol-1可知，π键键能是（942kJ/mol－247kJ/mol）÷2＝347.5 kJ/mol＞247kJ/mol，所以π键稳定。

点评：该题是高考中的常见题型和考点，属于中等难度试题的考查。试题基础性强，侧重对学生基础知识的巩固和训练，主要是考查学生灵活运用物质结构知识解决实际问题的能力，有利于培养学生的逻辑推理能力和应试能力，提高学生的学科素养。

(7分) (1)①O>N>C>K     ②;  sp   ③1:1

(2)3d84s2;  4 【(2)第一个空2分，其余每空1分】

试题分析：（1）①非金属性越强，电负性越大，所以电负性强弱顺序是O>N>C>K。

②根据原子守恒可知，A应该是硫化钾，含有离子键的离子化合物，电子式是。含极性共价键的分子是CO2，属于直线型结构，则中心原子轨道杂化类型sp杂化。

②CN－与N2结构相似，则该化合物中碳元素和氮元素之间是三键。由于三键是由1个σ键与2个π键构成，而单键都是σ键，因此HCN分子中σ键与π键数目之比为1:1。

（2）在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2，则一定是第Ⅷ族，是由T是镍，Q是铁元素。则根据构造原理可知，镍元素的基态原子外围电子(价电子)排布式为3d84s2，亚铁离子的未成对电子数是4。

点评：该题是中等难度的试题，试题基础性强，难易适中，贴近高考。在注重对基础知识考查与巩固的同时，主要是侧重对学生解题能力与技巧的培养和训练，有利于培养学生的灵活运用基础知识解决实际问题的能力，也有助于提高学生的创新思维能力和学习效率。

(15分) (1)2;　8;　14      (2)  (3) 13; 1s22s22p6;　

(4) 3;　9;　18;　3  (5) ⅠA、ⅢA、ⅦA; 　ⅣA、ⅥA【前4题每空1分，第(5)题每个1分】　

试题分析：(1)某元素的基态原子最外层电子排布为3s23p2，则该元素的原子序数是14，是Si元素。它的次外层是L层，其电子云形状有2种，原子中所有电子占有8个轨道，核外共有14个不同运动状态的电子。

（2）E原子核外占有9个轨道，且具有1个未成对电子，应用s和p分别含有1个和3个轨道。所以E元素是17号元素氯原子，氯离子的离子结构示意图是。

(3)F、G都是短周期元素，F2－与G3＋的电子层结构相同，则G元素的原子序数是13，则对F是O元素，因此F2－的电子排布式是1s22s22p6。

(4)M能层上有3个能级，由于d能级含有5个轨道，所以M能层有9个轨道，作为内层最多可容纳18个电子，作为最外层时，最多可含有3个未成对电子。

(5)在元素周期表中，最外层只有1个未成对电子的主族元素原子处于第ⅠA或第ⅢA或第ⅦAA族；最外层有2个未成对电子的主族元素原子处于第ⅣA或第ⅥA族。

点评：该题是中等难度的试题，试题基础性强，侧重能力的培养和基础知识的巩固与训练，有助于培养学生的逻辑思维能力和抽象思维能力。该题的关键是记住能层、能级的概念和构造原理，然后结合题意灵活运用即可。

（4分）（1）6、 （各1分）            （2）  Cl、b （各1分）

试题分析：M层上有2对成对电子，则根据构造原理可知，T元素应该是S元素。最外层电子数是次外层电子数的2倍，则X应该是碳元素。常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性，因此Y是氮元素。元素最高正价是＋7价，则Z是氯元素。非金属性强弱比较的一般规律是：①由单质和酸或者和水的反应程度判断：反应越剧烈，非金属性越强。②由对应氢化物的稳定性判断：氢化物越稳定，非金属性越强。③由和氢气化合的难易程度判断：化合越容易，非金属性越强。④由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断：酸性越强，非金属越强。（除氟元素之外）。⑤由对应阴离子的还原性判断：还原性越强，对应非金属性越弱。⑥由置换反应判断：强置弱，据此可以判断元素的非金属性强弱。

点评：该题是高考中的常见题型和考点，属于基础性试题的考查。试题基础性强，难易适中，侧重对学生基础知识的巩固和训练，有利于培养学生的逻辑推理和规范答题能力。本题主要是元素“位、构、性”三者关系的综合考查，比较全面考查学生有关元素推断知识和灵活运用知识的能力，考查了学生对物质结构与性质关系以及运用元素周期律解决具体化学问题的能力。