选择题（每题3分，共30分）
下列元素中,第一电离能最大的是（ ）
A. Na
B. Mg
C. Al
D. Si根据电子课本内容,下列分子属于极性分子的是（ ）
A. CO₂
B. CH₄
C. NH₃
D. BF₃下列电子排布式中,违反洪特规则的是（ ）
A. 1s² 2s² 2p²
B. 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
C. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
D. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹关于原子轨道的描述,错误的是（ ）
A. s轨道呈球形对称
B. p轨道有3个伸展方向
C. d轨道最多容纳10个电子
D. 同一能层的p轨道能量高于s轨道下列物质中,含有非极性共价键的是（ ）
A. H₂O
B. NaCl
C. N₂
D. CH₄根据电子课本中杂化轨道理论,BF₃分子的空间构型为（ ）
A. 直线形
B. 平面三角形
C. 正四面体
D. V形下列晶体中,熔点最高的是（ ）
A. 干冰
B. 金刚石
C. 碘晶体
D. 氯化钠配合物[Co(NH₃)₆]Cl₃的中心离子是（ ）
A. Co³⁺
B. Cl⁻
C. NH₃
D. Co下列元素电负性由大到小的顺序正确的是（ ）
A. O > N > C
B. F > O > N
C. Cl > S > P
D. Na > Mg > Al下列分子或离子中,键角最小的是（ ）
A. H₂O
B. CO₂
C. CH₄
D. NH₃
填空题（每空2分，共20分）
- 电子课本中提到,元素周期表中同一主族元素从上到下，原子半径逐渐__。
- 根据价层电子对互斥理论,NH₄⁺的空间构型为__。
- 金属晶体中,自由电子的存在使其具有良好的__性。
- 原子核外电子排布遵循三大规则：能量最低原理、__和洪特规则。
- 离子键的本质是静电作用,其强度可用__能衡量。
- 在配合物K₃[Fe(CN)₆]中，配位体是__。
- 分子间作用力包括范德华力和__。
- 电子课本中定义,电负性差值大于1.7的原子之间通常形成__键。
- 晶体类型分为离子晶体、分子晶体、原子晶体和__晶体。
- 基态碳原子的电子排布式为__。
简答题（每题6分，共30分）
- 简述电子课本中“杂化轨道理论”的基本要点。
- 比较离子键、共价键和金属键的主要区别。
- 解释为何NH₃分子呈三角锥形，而BF₃分子呈平面三角形。
- 列举三种分子晶体,并说明其物理特性。
- 什么是“电离能”？影响元素第一电离能大小的因素有哪些？
综合题（共20分）
某元素位于周期表第四周期第ⅥA族，请结合电子课本内容回答：
- 写出该元素的名称、符号及基态原子电子排布式。（4分）
- 画出该元素最高价氧化物的路易斯结构式,并判断其分子极性。（6分）
- 比较该元素与同周期相邻元素原子半径的大小,并说明原因。（5分）
- 预测该元素氢化物的沸点高低,并从分子间作用力角度解释。（5分）
参考答案
选择题
- D 2. C 3. D 4. C 5. C
- B 7. B 8. A 9. B 10. A
填空题
- 增大
- 正四面体
- 导电
- 泡利不相容原理
- 晶格
- CN⁻
- 氢键
- 离子
- 金属
- 1s² 2s² 2p²
简答题
- 杂化轨道理论要点：原子成键时，能量相近的轨道重新组合形成新轨道；杂化后轨道数目不变，形状和方向改变；常见类型有sp、sp²、sp³杂化。
- 离子键：阴阳离子静电作用；共价键：原子间共用电子对；金属键：金属离子与自由电子间作用。
- NH₃中N采取sp³杂化，含孤电子对，排斥力大；BF₃中B采取sp²杂化，无孤电子对。
- 如干冰、碘、冰；特性：熔点低、硬度小、不导电。
- 电离能：气态原子失去电子所需能量；影响因素：核电荷数、原子半径、电子排布。
综合题
- 硒（Se），[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴。
- SeO₃，路易斯结构略（Se为中心，双键连接三个O），非极性分子。
- 原子半径：As > Se > Br；同周期从左至右核电荷增加，电子引力增强，半径减小。
- H₂Se沸点低于H₂O；水分子间存在强氢键，而H₂Se分子间主要为范德华力。
试卷说明：本卷基于高二化学电子课本内容设计，涵盖原子结构、化学键、分子结构与晶体性质等核心知识点，适用于阶段性综合测试。