1、N单元 物质结构与性质目录N单元 物质结构与性质1N1 原子结构与元素的性质1N2 化学键6N3 分子的结构与性质8N4 晶体结构与性质8N5 物质结构与性质综合12N1 原子结构与元素的性质29. E1 N1 N2 N4 【2014绍兴一中高二期中考试】下表为长式周期表的一部分，其中的序号代表对应的元素。（1）写出上表中元素的轨道表示式_，元素原子的核外电子排布式_。（2）元素第一电离能的大小比较：_（填写“”“”或“”，下同）；元素电负性的大小比较：_（填写“”“”或“”）；请写出与元素的单质互为等电子体的一种微粒的化学式_。（3）在测定元素与形成化合物的相对分子质量时，实验测得的值一般高
2、于理论值的主要原因是_。(4)上述与元素组成的(CN)2化合物中键与键之比_。（5）的氧化物是优良的耐高温材料，它的熔点比 CaO高，其原因是_。（6）元素的某种氧化物的晶体结构如图所示，其中实心球表示元素原子，则该氧化物的化学式_。【知识点】元素周期表、电离能、电负性、化学键、晶体结构【答案解析】 (1)、1S 2S 2p（2分） Ar3d54s1 （2分） (2) ； ； CO 或C22- （各1分）(3)HF分子间以氢键形成聚合(HF)n分子（1分）（4）3:4 （2分）（5）Mg2+比Ca2+半径小，离子键强，MgO比CaO的晶格能大（2分）（6） Cu2O （2分） 解析：（1）表中
3、元素是F元素，电子排布式为1S22S22P5,所以轨道排布：1S 2S 2p（2分） 是24号元素Cr，原子的核外电子排布式Ar3d54s1；（2）同一周期元素的第一电离能基本上随原子序数的递增而增大，同一主族元素的从上到下一般趋于减小，这些都和元素金属性递变规律一致。出现轨道全充满、半充满状态时例外，N元素2p能级容纳3个电子，处于半满稳定状态，能量较低，失去第一个电子需要的能量较高，故第一电离能NO元素；元素电负性的大小与非金属性一致；元素的单质是N2，14个电子，有CO 或C22- 等；（3）元素H与F形成化合物HF，HF分子之间存在氢键，存在缔合（HF）n分子，故实验测得的相对分子质量
4、一般高于理论值；（4）(CN)2的结构式是NC-CN，单键都是键；双键一个是键，一个是键；三键一个是键，两个是键。所以键数是1+1+1=3，键数是2+2=4，键和键之比是3:4；（5）的氧化物是MgO，Mg2+比Ca2+半径小，离子键强，MgO比CaO的晶格能大，所以它的熔点比 CaO高；（6）根据晶胞的计算：Cu：4，O：81/8+1=2，故Cu、O个数比为2:1，故化学式为 Cu2O【思路点拨】本题考查元素周期表、核外电子排布、电离能、分子结构与性质等，难度中等，注意氢键对物质性质的影响，掌握中学常见晶胞的计算。21. N1【2014绍兴一中高二期中考试】若元素原子核外有4个电子层，最外层
5、有2个电子，则满足该条件的元素共有几种（ ）A、7种 B、 8种 C、9种 D、10种【知识点】原子核外电子排布【答案解析】C 解析：元素原子核外有4个电子层，属于第四周期元素，最外层有2个电子，满足此条件的元素有：钙：Ca、钪：Sc、钛：Ti、钒：V、锰：Mn、铁：Fe、钴：Co、镍：Ni、锌：Zn 共九种全品教学网， 用后离不了！ 故答案选C【思路点拨】该题是基础性试题的考查，难度不大。该题的关键是记住原子核外电子的排布规律，然后灵活运用即可14N1【2014绍兴一中高二期中考试】在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( )A ns2np3 B ns2np5 C ns2np4 D
6、 ns2np6【知识点】原子核外电子排布【答案解析】C 解析：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A族和第A族元素大于相邻主族元素；同一主族中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小，元素越容易失去电子，其第一电离能越小，根据排布，A位于第VA族，B位于第VIIA族，C位于第VIA族，D位于0族故答案选C【思路点拨】本题考查了原子核外电子排布与第一电离能的关系，明确同一周期元素第一电离能的规律，注意其异常现象，为易错点15. N1【2014绍兴一中高二期中考试】已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是 ( )A X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正
7、价B 第一电离能可能Y大于XC 最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的D 气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX【知识点】元素电离能、电负性的含义及应用【答案解析】C 解析：由X、Y元素同周期，且电负性XY，则非金属性XY，A、电负性大的元素在化合物中显负价；正确；B、同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，当能级处于半满、全满稳定状态时，能量较低，第一电离能大于同周期相邻元素；正确；C、非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性越强，但O、F除外；错误；D、非金属性越强，气态氢化物越稳定；正确故答案选C【思路点拨】本题主要考查位置、结构、性质的关系，明确同周期位置关系及电负性大小得出
8、元素的非金属性是解答本题的关键，题目难度不大16N1【2014绍兴一中高二期中考试】x 、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知 （ ）A. x的原子半径大于y的原子半径。 B. x的电负性小于y的电负性。C. x 的氧化性小于y的氧化性。 D. x的第一电离能大于y 的第一电离能。【知识点】原子结构与元素的性质【答案解析】D 解析：X元素的阴离子和Y元素的阳离子具有相同的电子层结构，离子核外电子数目相等，则Y元素处于X元素的下一周期，X为非金属元素，最外层电子数较多，Y为金属元素，最外层电子数相对较少；A、Y元素处于X元素的下一周期，X为非金属元素，原子半径
9、小于同周期与Y处于同族的元素，故原子半径YX，故A错误；B、X为非金属元素，Y为金属元素，故X的电负性高于Y的电负性，故B错误；C、X为非金属元素， Y为金属元素，x 的氧化性大于y的氧化性，故C错误；D、X为非金属元素，Y为金属元素，故X的第一电离能大于Y的第一电离能，故D正确；故答案选D【思路点拨】本题考查结构与位置的关系、半径与电负性、第一电离能比较等，难度不大，关键根据离子具有相同的电子层结构推断元素的相对位置17. N1【2014绍兴一中高二期中考试】第四周期元素的原子中，未成对电子数最多可达（ ）A、4个 B、5个 C、6个 D、7个【知识点】原子核外电子排布【答案解析】C 解析：
10、第四周期元素中，外围电子排布为ndxnsy，且能级处于半满稳定状态时，含有的未成对电子数最多，即外围电子排布为3d54s1，故含有的未成对电子数最多为6，故答案选C【思路点拨】题考查核外电子排布规律等，难度不大，理解核外电子排布规律，注意能级处于全满、半满、全空时的稳定状态13. N1【2014绍兴一中高二期中考试】以下原子能产生发射光谱的是（ ）A.1s22s1 B.1s22s22p1 C. 1s22s12p2 D. 1s22s22p3【知识点】原子核外电子排布【答案解析】C 解析：原子发射光谱法是根据处于激发态的待测元素原子回到基态时发射的特征谱线对待测元素进行分析的方法；只有C的核外电子
11、排布处于激发态；故答案选C【思路点拨】本题考查原子核外电子排布式及原子所处状态，难度不大。12N1 【2014绍兴一中高二期中考试】具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是 （ ）A ls22s22p63s23p5 B 1s22s22p63s23p2 C 1s22s22p2 D 1s22s22p63s23p4【知识点】原子核外电子排布、微粒半径比较【答案解析】B 解析：先判断电子层数，电子层数越多，原子半径越大；电子层数相同，再根据元素周期律，同周期元素的原子半径随着原子序数的增大而减小。A是Cl元素，B是Si元素，C是C元素，D是S元素，半径最大的是Si。故答案选B【思路点拨】本题考查了原子
12、半径大小的比较，难度不大，注意电子层结构相同的离子半径大小的比较方法N2 化学键29. E1 N1 N2 N4 【2014绍兴一中高二期中考试】下表为长式周期表的一部分，其中的序号代表对应的元素。（1）写出上表中元素的轨道表示式_，元素原子的核外电子排布式_。（2）元素第一电离能的大小比较：_（填写“”“”或“”，下同）；元素电负性的大小比较：_（填写“”“”或“”）；请写出与元素的单质互为等电子体的一种微粒的化学式_。（3）在测定元素与形成化合物的相对分子质量时，实验测得的值一般高于理论值的主要原因是_。(4)上述与元素组成的(CN)2化合物中键与键之比_。（5）的氧化物是优良的耐高温材料，
13、它的熔点比 CaO高，其原因是_。（6）元素的某种氧化物的晶体结构如图所示，其中实心球表示元素原子，则该氧化物的化学式_。【知识点】元素周期表、电离能、电负性、化学键、晶体结构【答案解析】 (1)、1S 2S 2p（2分） Ar3d54s1 （2分） (2) ； ； CO 或C22- （各1分）(3)HF分子间以氢键形成聚合(HF)n分子（1分）（4）3:4 （2分）（5）Mg2+比Ca2+半径小，离子键强，MgO比CaO的晶格能大（2分）（6） Cu2O （2分） 解析：（1）表中元素是F元素，电子排布式为1S22S22P5,所以轨道排布：1S 2S 2p（2分） 是24号元素Cr，原子的核
14、外电子排布式Ar3d54s1；（2）同一周期元素的第一电离能基本上随原子序数的递增而增大，同一主族元素的从上到下一般趋于减小，这些都和元素金属性递变规律一致。出现轨道全充满、半充满状态时例外，N元素2p能级容纳3个电子，处于半满稳定状态，能量较低，失去第一个电子需要的能量较高，故第一电离能NO元素；元素电负性的大小与非金属性一致；元素的单质是N2，14个电子，有CO 或C22- 等；（3）元素H与F形成化合物HF，HF分子之间存在氢键，存在缔合（HF）n分子，故实验测得的相对分子质量一般高于理论值；（4）(CN)2的结构式是NC-CN，单键都是键；双键一个是键，一个是键；三键一个是键，两个是键
15、。所以键数是1+1+1=3，键数是2+2=4，键和键之比是3:4；（5）的氧化物是MgO，Mg2+比Ca2+半径小，离子键强，MgO比CaO的晶格能大，所以它的熔点比 CaO高；（6）根据晶胞的计算：Cu：4， O：81/8+1=2，故Cu、O个数比为2:1，故化学式为 Cu2O【思路点拨】本题考查元素周期表、核外电子排布、电离能、分子结构与性质等，难度中等，注意氢键对物质性质的影响，掌握中学常见晶胞的计算。N3 分子的结构与性质19. N3【2014绍兴一中高二期中考试】下列物质的性质中，与氢键无关的是（ ）A、甲醇极易溶于水 B、乙酸的熔点比甲酸甲酯高C、氨气易液化 D、氟化氢非常稳定【知
16、识点】氢键的存在对物质性质的影响【答案解析】D 解析：F、O、N的电负性较强，对应的氢化物分子之间能形成氢键，由于氢键的作用力大于范德华力，则含有氢键的物质熔沸点较高，易溶于水A、甲醇中的羟基能与水形成氢键，使甲醇在水中的溶解度增大，故与氢键有关；B、乙酸分子间能形成氢键，分子间氢键的存在导致使物质的熔沸点升高，所以乙酸比甲酸甲酯的熔点高C、氨气内部存在氢键，使得其溶沸点升高，所以氨气容易液化；D、氟化氢非常稳定是因为F元素的非金属性非常强，与氢键无关；故答案选D【思路点拨】本题考查氢键知识，侧重于氢键对物质的性质的影响，题目难度不大，学习中注意总结该部分知识N4 晶体结构与性质29. E1
17、N1 N2 N4 【2014绍兴一中高二期中考试】下表为长式周期表的一部分，其中的序号代表对应的元素。（1）写出上表中元素的轨道表示式_，元素原子的核外电子排布式_。（2）元素第一电离能的大小比较：_（填写“”“”或“”，下同）；元素电负性的大小比较：_（填写“”“”或“”）；请写出与元素的单质互为等电子体的一种微粒的化学式_。（3）在测定元素与形成化合物的相对分子质量时，实验测得的值一般高于理论值的主要原因是_。(4)上述与元素组成的(CN)2化合物中键与键之比_。（5）的氧化物是优良的耐高温材料，它的熔点比 CaO高，其原因是_。（6）元素的某种氧化物的晶体结构如图所示，其中实心球表示元素
18、原子，则该氧化物的化学式_。【知识点】元素周期表、电离能、电负性、化学键、晶体结构【答案解析】 (1)、1S 2S 2p（2分） Ar3d54s1 （2分） (2) ； OC因为N的2P轨道半充满比较稳定，第一电离能大。第三周期的中间是硅元素。b、c两点对应的元素分别为O 和Si （3）乙醇分子间存在氢键，而乙醛分子间不存在氢键。氢键作用力远大于范德华力。（4）根据他的熔沸点相对低及溶解性的特点判断为分子晶体。（5）Cr3+以Cr(H2O)5Cl2+ 形式存在，是配位键，不是离子键也不是金属键；如果Cr3+采取sp3杂化，则只有4个成键轨道，无法形成6个配位键（6）根据图所示Cr2O72-和C
19、rO5的结构判断，铬元素都是形成6个化学键，为+6价，反应前后化合价没变化，所以不是氧化还原反应。【思路点拨】本题本题目综合性较大，涉及晶体、化学键、杂化轨道、晶胞计算等，注意第一电离能的规律及异常现象，为易错点。37、N1 N2 N3 N4 N5【2014武汉二中模拟】【化学选修3物质结构与性质】（15分）原子序数依次增大的四种元素A、B、C、D分别处于第一至第四周期，自然界中存在多种A的化合物，B原子核外电子有6种不同的运动状态，B与C可形成正四面体形分子，D的基态原子的最外能层只有一个电子，其他能层均已充满电子。请回答下列问题：（1）这四种元素中电负性最大的元素，其基态原子的价电子排布图
20、为 ，第一电离能最小的元素是 （填元素符号）。（2）C所在主族的前四种元素分别与A形成的化合物，沸点由高到低的顺序是 （填化学式），呈现如此递变规律的原因是 。 （3）B元素可形成多种单质，一种晶体结构如图一所示，其原子的杂化类型为 、另一种的晶胞如图二所示，该晶胞的空间利用率为 ，若此晶胞中的棱长为356.6 pm，则此晶胞的密度为 （保留两位有效数字）。（） （4）D元素形成的单质，其晶体的堆积模型为 ，D的醋酸盐晶体局部结构如图三，该晶体中含有的化学键是 (填选项序号)。极性键 非极性键 配位键 金属键 （5）向D的硫酸盐溶液中滴加过量氨水，观察到的现象是 。请写出上述过程的离子方程式：
21、 。【知识点】原子核外电子排布、晶胞计算、化学键【答案解析】（1） 3s 3p（2）HFHIHBrHCl （1分）HF分子之间形成氢键使其熔沸点较高，HI、HBr、HCl分子之间只有范德华力，相对分子量越大，范德华力越大（2分）（3）sp2（1分）34%（2分）（4）面心立方最密堆积（1分）（1分）（5）首先形成蓝色沉淀，继续滴加氨水，沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液（1分） Cu2+2NH3H2O=Cu(OH)2+2NH、Cu(OH)2+4NH3=Cu(NH3)2+2OH（各1分，共2分） 解析：由题意得A为氢元素，B为碳元素，C为氯元素，D为29号元素是铜元素。（1） 电负性最大的是氯元素，
22、M层有7个电子其基态原子的价电子排布图为第一电离能最小的是铜元素，填Cu3s 3p（2） 卤族元素的氢化物沸点由高到低的顺序是HFHIHBrHCl ，HF分子之间形成氢键使其熔沸点较高，HI、HBr、HCl分子之间只有范德华力，相对分子量越大，范德华力越大，熔沸点较高。（3） 图一中每个碳原子形成3个键，形成3个杂化轨道，所以是sp2杂化。图二为金刚石晶胞中有8个原子，顶点一个、面心三个、晶胞内四个。这样可算原子体积。而晶胞中只有体对角线上的原子是密置的，体对角线与晶胞边长a的关系是 a =8r，算出来的空间利用率是34.0%。（4） 铜晶胞为面心立方最密堆积，图三醋酸铜晶胞中碳氧键、碳氢键为
23、极性键，碳碳键为非极性键，铜氧间是配位键。选。（5）首先形成Cu(OH)2蓝色沉淀，继续滴加氨水，沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液。化学反应为：Cu2+2NH3H2O=Cu(OH)2+2NH、Cu(OH)2+4NH3=Cu(NH3)2+2OH【思路点拨】本题考查原子核外电子排布、晶胞计算、化学键，注意结构的计算，难度中等。30. E1 E3 N1 N2 N3 N4【2014绍兴一中高二期中考试】四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期，已知它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为51；Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与Y原子的价层电子数相同；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为41，其
24、d轨道中的电子数与最外层电子数之比为51。（1）Z与X形成只含一个中心原子的共价化合物，则它的分子式是 ，其分子的立体结构是 。（2）Y的最高价氧化物晶体类型是 晶体。X的氧化物与Y的最高氧化物中，分子极性较小的是（填分子式） 。（3）右图是W的某种氧化物的晶胞结构示意图，可确定该晶胞中阴离子的个数为 。(图中实心球表示W元素)（4）铜元素和W元素都位于周期表的ds区，胆矾CuSO45H2O可写成Cu(H2O)4SO4 H2O，其结构示意图如右，有关它的说法正确的是 _（填字母）。A该胆矾晶体中存在配位键、共价键和离子键B该结构中还存在金属键，极性共价键C胆矾是分子晶体，分子间存在氢键D胆矾中
25、的水在不同温度下会分步失去（5）往硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成Cu(NH3)42配离子。已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，单NF3不易与Cu2形成配离子，其原因是 。【知识点】分子结构、晶胞计算、化学键配合物【答案解析】(1) SiH4 正四面体 （各1分）（2）分子 CO2 （各1分）（3） 4 （2分）（4） AD （2分） (5) NF3分子中氟原子非金属性强是吸电子的，使得氮原子上的孤对电子难于与Cu2形成配位键。（2分） 解析：Y原子的L层p轨道中有2个电子，所以其核外电子排布式为1s22s22p2，为6号元素碳；Z与Y原子的价电子数相同，最外层为四个电子且均位于元素周期
26、表的前四周期，为14号元素硅；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4：1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5：1，所以其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，为30号锌元素；电荷数之和为51，51-30-6-14=1，则X的原子序数是1，是元素氢。（1）Si与H形成只含一个中心原子的共价化合物SiH4，硅烷分子中含有4个键不含孤电子对，所以都是采取sp3杂化，立体构型是正四面体构型；（2）Y元素最高价氧化物为二氧化碳，晶体类型为分子晶体；X的氧化物是水，水是极性分子，二氧化碳是非极性分子，所以分子极性较小的是CO2；(3)从图中可以看出阴离子在晶胞有四类：顶点（
27、8个）、棱上（4个）、面上（2个）、体心（1个），根据立方体的分摊法，可知该晶胞中阴离子数目为：81/8 +41/4 +21/2 +1=4；（4）A在上述结构示意图中，存在OCu配位键，H-O、S-O共价键和Cu、O离子键，故A正确；B在上述结构示意图中，存在极性共价键，不存在金属键，故B错误；C胆矾是五水硫酸铜，胆矾是由水合铜离子及硫酸根离子构成的，属于离子晶体，故C错误；D由于胆矾晶体中水两类，一类是形成配体的水分子，一类是形成氢键的水分子，结合上有着不同，因此受热时也会因温度不同而得到不同的产物，故D正确；（5）N、F、H三种元素的电负性：FNH，所以NH3中共用电子对偏向N，而在NF3
28、中，共用电子对偏向F，偏离N原子，导致NF3中N原子的孤对电子难以形成配位键，故NF3不易与Cu2+形成配离子。【思路点拨】本题以元素的推断为载体考查了核外电子排布式的书写、分子中原子杂化方式的判断等知识点，离子晶体的晶胞结构、化学键、物质性质、配合物成键状况的了解，题目难度中等，学习中注意加强对晶胞以及晶体结构的分析。28E1 E2 E5 N1 N3 N5【2014绍兴一中高二期中考试】X、Y、Z、Q、M为常见的短周期元素，其原子序数依次增大。有关信息如下表:X动植物生长不可缺少的元素，是蛋白质的重要成分Y地壳中含量居第一位Z短周期中其原子半径最大Q生活中大量使用其合金制品，工业上可用电解其
29、氧化物的方法制备M海水中大量富集的元素之一，其最高正化合价与负价的代数和为6（1）X的气态氢化物的大量生产曾经解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿和死亡问题，请写出该气态氢化物的电子式_。（2）已知37Rb和53I都位于第五周期，分别与Z和M同一主族。下列有关说法正确的是_（填序号）。A原子半径： RbI BRbM中含有共价键 C气态氢化物热稳定性：MI DRb、Q、M的最高价氧化物对应的水化物可以两两发生反应若XM3最初水解产物是XH3和HMO，则X、M元素的电负性大小顺序是:X_M(（填、或=)；若已知磷与M元素电负性关系是：PM，则PM3水解的化学反应方程式是 。（4）已知QM3的熔点为1
30、90(2.02105Pa)，但它在180即开始升华，则QM3是_(填“离子化合物”或“共价化合物”)，如何通过实验判别_。在500K和1.01105Pa时，它的蒸气密度(换算成标准状况时)为11.92g/L，则QM3的结构式为_。（5）X、Y组成的一种无色气体遇空气变为红棕色。将标准状况下40 该无色气体与15 氧气通入一定浓度的NaOH溶液中，恰好被完全吸收，同时生成两种盐。请写出该反应的离子方程式 。【知识点】位置结构性质的相互关系应用、元素周期律和元素周期表【答案解析】（1） （1分）（2）A C D（有错不得分，答对1个或2个得1分，全对得2分）（3） （1分） PCl33H2O3HC
31、lH3PO3（或P(OH)3）（2分）（4）共价化合物（1分） 熔融导电实验（1分） 。（2分）（5）8NO + 3O2 + 8OH- = 2NO3- +6NO2- + 4H2O （2分） 解析：X、Y、Z、Q、M为常见的短周期元素，其原子序数依次增大，X是动植物生长不可缺少的元素，是蛋白质的重要成分，则X为氮元素；Y在地壳中含量居第一位，则Y为氧元素；短周期中Z的原子半径最大，则Z为Na；Q是生活中大量使用其合金制品，工业上可用电解其氧化物的方法制备，则Q为Al；M是海水中大量富集的元素之一，其最高正化合价与负价的代数和为6，则M为Cl元素。（1）X的气态氢化物的大量生产曾经解决了地球上因粮
32、食不足而导致的饥饿和死亡问题，该氢化物为NH3，其电子式为 （2） A同周期自左而右，主族元素的原子半径减小，故原子半径：RbI，故A正确；BRbCl含有离子键，没有共价键，故B错误；C同主族自上而下非金属性减弱，气态氢化物热稳定性减弱，故稳定性HClHI，故C正确；DRb、Q、M的最高价氧化物对应的水化物分别为RrOH、氢氧化铝、高氯酸，RbOH是强碱、高氯酸是强酸，氢氧化铝是两性氢氧化物，溶于强碱、强酸，故D正确；（3）同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大，同主族元素的电负性从上到下逐渐减小，故电负性：NP；若磷与Cl元素电负性：PCl，则PCl3水解的化学反应方程式: PCl33H2O3
33、HClH3PO3；（4）由于AlCl3的熔点较低，且易升华，因此为共价化合物，共价化合物在熔融状态下不能导电；500 K和1.01105 Pa时，M=11.92 gL-122.4 Lmol-1=267 gmol-1，其化学式为Al2Cl6，故结构式为 ；（5）X、Y组成的一种无色气体遇空气变为红棕色，则该气体为NO，将标准状况下40LNO与15L氧气通入一定浓度的NaOH溶液中，恰好被完全吸收，同时生成两种盐，生成硝酸钠、亚硝酸钠，令硝酸钠、亚硝酸钠的物质的量分别为xmol、ymol，则，解得x：y=1：3，故反应离子方程式为：8NO+3O2+8OH-=2NO3-+6NO2-+4H2O【思路点
34、拨】本题考查结构性质位置关系应用，难度中等，（5）中关键是计算硝酸钠与亚硝酸钠的物质的量关系11E1 E2 E3 E4 N1 N2 N3 N4【2014绍兴一中高二期中考试】五种短周期元素的某些性质如表所示（其中Z、M、W为同周期元素）。元素代号YXWMZ原子半径（10-12 m）64737896113主要化合价-1+5、-3+7、-1+4、-4+3下列说法不正确的是（ ）A由M与W形成的化合物是含有极性键的极性分子B X与M之间形成的化合物，其晶体是原子晶体C由M元素形成的晶体,是太阳能光伏发电的主要材料，工业上制取M单质,可通过置换反应原理来生产DY与Z元素形成的ZY63-，离子中存在配位
35、键，该离子构型呈正八面体【知识点】原子结构与元素周期律的关系【答案解析】A 解析：原子的电子层数越大，其原子半径越大，同一周期元素中，原子半径随着原子序数增大而减小，在短周期元素中，元素的最高正化合价与其族序数相等，最低负化合价=族序数-8，根据表中数据知，Y的原子半径最小，且其主要化合价为-1，则X是F元素；则W为Cl元素；W、M、Z为同周期元素，根据半径大小可判断：Z为Al元素，M为Si元素，X原子半径只大于Y，所以X是N元素；A由M与W形成的化合物是SiCl4,结构与CCl4相似，是含有极性键的非极性极性分子，故A错误； BX与M之间形成的化合物是Si3N4，其构成微粒是原子，原子间以共价键相结合构成原子晶体，故B正确； CSi是良好的半导体材料，可用于太阳能光伏发电，工业上可通过碳置换二氧化硅反应原理来生产，故C正确； DY与Z元素形成的ZY63-，Al、F之间既有极性共价键，也有配位键，故D正确；故答案选A【思路点拨】本题考查了原子结构和元素周期律的关系，根据元素的原子半径、化合价结合元素周期律来推断元素，正确推断元素是解本题关键，再结合物质的结构来分析解答
