下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素．

由元素在周期表中位置知：①为H、②为Be、③为Si、④为N、⑤为O、⑥为、⑦为Mg、⑧为Cl、⑨为Cu，
（1）元素⑨为Cu，核外电子数为29，根据能量最低原理与洪特规则，其外围电子排布式为3d¹⁰4s¹，故答案为：3d¹⁰4s¹；
（2）②与⑧形成的化合物为BeCl₂，Be原子的孤电子对数=[2−1×2/2]=0、价层电子对数=2+0=2，故为直线型结构，故答案为：直线型；
（3）同周期随原子序数增大，元素第一电离能呈增大趋势，但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N＞O，
元素④与元素①通过共价键形成X分子为HF，F原子孤电子对数为3、成1个σ键数，杂化轨道数目为4，故F原子采取sp³杂化；
原子数目相同，价电子总数或电子总数相同的微粒，互为等电子体，与F₂互为等电子体（电子总数相等）的微粒有：CO、CN^-等，
故答案为：＞；sp³；CO；CN^-；
（4）①与⑥形成化合物为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，故答案为：HF分子之间存在氢键，形成缔合（HF）_n分子．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题是对物质结构的考查，涉及元素周期表、核外电子排布、电离能、分子结构与性质、杂化轨道、氢键等，难度中等，注意氢键对物质性质的影响．

由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为C，③为O，④为Mg，⑤为Al，⑥为S，⑦为Cl，⑧为Ca，⑨为Ni，⑩为Cu，（1）元素周期表中位于ds区的元素为第ⅠB、ⅡB族，以上元素只有Cu为ds区元素，故答案为：⑩；（2）②与...

点评：
本题考点： 位置结构性质的相互关系应用；元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查位置、结构、性质的应用，涉及元素周期表中元素的分区、元素周期表中元素的位置、电子排布式、分子构型、非金属性比较等，综合性较强，题目难度中等．

根据元素周期表可知①为H元素，②为Be元素③C元素④N元素⑤O元素⑥F元素⑦为Al元素⑧为Cl元素⑨为Cr元素⑩为Co元素．
（1）Cr为24号元素，其最外层电子数为1，同周期其最外层电子数为1的元素还有K、Ni；
故答案为：K、Ni；
（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；
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；
N元素最高价氧化物对应水化物为硝酸，和硝酸互为等电子体的离子有NO₃^-；
故答案为：N＞O；三角锥型；NO₃^-；
（3）氨气极易溶于水，是由于氨气分子和水分间形成了氢键；
故答案为：氨气分子和水分间形成了氢键；
（4）Al与Be位于对角线位置，性质相似，则Be与NaOH溶液反应生成Na₂BeO₂；
故答案为：Na₂BeO₂；
（5）由图1可知，与体心原子距离最近的原子位于顶点，则有8个；由图2可知，与顶点原子距离最近的原子位于面心，1个晶胞中有3个，空间有8个晶胞无隙并置，且1个面被2个晶胞共用，则晶体中有3×8×
1
2=12个，所以在图1和图2的结构中与该元素一个原子等距离且最近的原子数之比为8：12=2：3；
故答案为：2：3．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题为综合题，涉及知识点较多，注重元素周期表和原子结构的知识相结合来考查学生，熟悉元素在周期表的位置、第一电离能、氢键、晶胞结构等知识即可解答．

由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为Li，③为B，④为C，⑤为N，⑥为O，⑦为Mg，⑧为P，⑨为S，⑩为Cl，⑾为Ti，⑿为Co，⒀为Ni，⒁为Cu，
（1）P区包括ⅢA～ⅦA及零族元素，③④⑤⑥⑧⑨⑩属于P区元素，共7种；原子核外有5种运动状态不同的电子，则该元素原子核外有5个电子，为硼元素；金属性越强电负性越小，同周期自左而右电负性增大，故O、Cl元素电负性最大，Cl、O两元素化合物中O元素表现负化合价，氧原子对键合电子吸引力更大，则O元素的电负性比Cl元素大，故上述元素中氧元素的电负性增大，
故答案为：7；硼；O；
（2）晶胞中C原子处于体心，有1个C原子，Mg原子处于晶胞顶点、Mg各原子数目为8×[1/8]=1，Ni原子处于面心、Ni原子数目为6×[1/2]=3，故该化合物化学式为 MgCNi₃；Mg原子处于晶胞顶点，与之最近的Ni原子处于面心位置，每个Mg原子为12面共用，故与Mg原子最近的Ni原子有12个，
故答案为：MgCNi₃；12；
（3）①④⑥三种元素组成的一种化合物X是新装修居室中的一种有害气体，X为HCHO；①④二种元素形成原子个数比为1：1的化合物Y是一种常见的有机溶剂，Y为苯，
A．HCHO中氧原子与水分子中氢原子之间形成氢键，苯是平面对称结构，是非极性分子，故A正确；
B．苯分子中每个碳3个σ键，苯分子中存在1个大π键，故B错误；
C．④⑥元素形成常见的化合物为CO₂，属于分子晶体，SiO₂属于原子晶体，故CO₂晶体熔点沸点都比SiO₂晶体低，故C正确；
D．HCHO中C原子成3个σ键，不含孤对电子，采取sp²杂化，CO₂分子中的C原子成2个σ键，不含孤对电子，原子采取sp杂化，故D错误，
故答案为：AC；
（4）系列3为B₂H₆，结构为，B₂H₆中B原子成成4个σ键，不含孤对电子，采取sp³杂化；
系列1为LiH，属于离子化合物，沸点比其他氢化物高；
系列2为水，水分子之间容易形成氢键，使分之间作用力增大，比系列3、4、5对应的氢化物沸点高，
故答案为：sp³；系列1为LiH，属于离子化合物，沸点比其他氢化物高；水分子之间容易形成氢键，使分之间作用力增大．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用；共价键的形成及共价键的主要类型；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断．

考点点评： 本题考查物质结构与性质，涉及元素周期表、元素周期表、晶胞计算、杂化理论、分子结构与性质、晶体类型与性质等，难度较大，（4）为易错点、难点，中学一般不涉及B的氢化物．

A．第15列为氮族元素，最高化合价为+5价，最高价氧化物的化学式是R₂O₅，故A错误；
B．第17列元素对应的单质为非金属单质，相对分子质量越大，单质熔、沸点越高，故B正确；
C．第11列为第ⅠB族元素，为过渡金属元素，没有非金属，故C正确；
D．第3列为ⅢB族，有镧系和锕系元素，元素种类最多，故D正确．
故选A．

点评：
本题考点： 元素周期表的结构及其应用．

考点点评： 本题考查元素周期表和元素周期律，为高频考点，侧重于学生的基础知识的综合理解和运用的考查，明确列对应的主族元素是解答本题的关键，注意把握特例和元素性质的相似性，题目难度不大．

由元素在周期表中位置，可知①为H、②为Be、③为C、④为N、⑤为O、⑥为F、⑦为Mg、⑧为Al、⑨为Cr、⑩为Cu．
（1）⑤为O，原子核外电子排布为1s²2s²2p⁴，核外电子轨道排布式为：，
⑨为Cr，原子核外电子数为14，根据能量最低原理解洪特规则特例，可知其基态原子核外电子排布为：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹，
故答案为：；1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹；
（2）同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，但N元素2p轨道容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能：N＞O；同周期自左而右电负性增大，故电负性N＜O；
元素④的单质为N₂，与N₂互为等电子体的一种微粒为CO等，
故答案为：＞；＜；CO；
（3）HF分子之间存在氢键，形成缔合（HF）_n分子，故实验测得HF的相对分子质量的值一般高于理论值，
故答案为：HF分子之间存在氢键，形成缔合（HF）_n分子；
（4）化合物（CN）₂的结构式为N≡C-C≡N，单键为σ键，三键含有1个σ键、2个π键，故（CN）₂化合物中σ键与π键之比为3：4，
故答案为：3：4；
（5）氧化镁与氧化钙都属于离子晶体，离子所带电荷相同，Mg²⁺离子比Ca²⁺离子半径小，MgO中离子键强，MgO比CaO的晶格能大，故MgO熔沸点高，
故答案为：离子所带电荷相同，Mg²⁺离子比Ca²⁺离子半径小，MgO中离子键强，MgO比CaO的晶格能大；
（6）C原子位于晶胞内部，晶胞中含有4个Cu原子，晶胞中O原子数目=1+8×[1/8]=2，晶胞中Cu、O原子数目之比=4：2=2：1，故该氧化物化学式为Cu₂O，
故答案为：Cu₂O．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用；晶胞的计算．

考点点评： 本题是对物质结构的考查，涉及元素周期表、元素周期律、核外电子排布、化学键、晶体类型与性质、晶胞计算等，难度中等，注意理解同周期元素第一电离能突跃原因，掌握物质熔沸点比较．

由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为N，③为C，④为O，⑤为Al，⑥为S、⑦为Cl，⑧为Cu，⑨为Fe，
（1）由图可知⑨处于d区；Cu原子核外电子数为29，故Cu原子的外围电子排布3d¹⁰4s¹，故答案为：⑨；3d¹⁰4s¹；
（2））③和⑦形成的常见化合物为CCl₄，属于分子晶体；同周期元素从左到右的非金属性逐渐增强，电负性增强，故电负性O＞N＞C，
故答案为：分子晶体；O；N；C；同周期元素从左到右的非金属性逐渐增强；
（3）元素的特征电子排布式（价电子排布式）为nsⁿnpⁿ⁺¹，则n=2，故为2s²2p³，为N元素，为表中②；
氨气和水都是极性分子，氨气和水分子之间可以形成分子间氢键，故氨气极易溶于水；
故答案为：②；氨气和水都是极性分子，氨气和水分子之间可以形成分子间氢键；
（4）NH₃和Cu²⁺之间以配位键结合，SO₄^2-和配离子之间以离子键结合，故形成的配合物为[Cu（NH₃）₄]SO₄，
故答案为：[Cu（NH₃）₄]SO₄；NH₃和Cu²⁺之间以配位键结合，SO₄^2-和配离子之间以离子键结合；
（5）②、③形成一种超硬、耐磨、耐高温的新型无机非金属材料为C₃N₄，属于原子晶体，C-N键长小于金刚石中C-C键长，故C-N更稳定，C₃N₄的硬度比金刚石大，
故答案为：C₃N₄；大．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查元素周期表与周期律的综合应用、核外电子排布规律、化学键、晶体类型与性质等，难度中等，注意掌握周期表的结构．

由元素在周期表中位置，可知①为Be、②为C、③为N、④为O、⑤为Mg、⑥为Si、⑦为S、⑧为Cl、⑨为Fe、⑩为Cu．
（1）d区元素包含3～10列元素（镧系元素、锕系元素除外），故⑨号元素处于d区，故答案为：⑨；
（2）同周期随原子序数增大电负性增大，故电负性N＜O；N元素2p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能N＞O，故答案为：＜；＞；
（3）②的单质金刚石为原子晶体，故碳单质熔点最高，常温下Mg为固体，氯气为气体，故Mg的熔点高于氯气，故单质熔点高低的顺序是：②＞⑤＞⑧，故答案为：②＞⑤＞⑧；
（4）氨气能与水反应，且能与水分子之间形成氢键，故氨气在水的溶解度比同主族其它氢化物大的多，
故答案为：氨气分子与分子形成氢键且发生化学反应；
（5）⑥与⑧形成的分子最外层都满足8电子稳定结构，该分子为SiCl₄，分子中Si原子成4个σ键，没有孤电子对，杂化轨道数目为4，采取sp³杂化方式，杂化轨道全部参与成键，故其空间结构为正四面体，
故答案为：sp³；正四面体；
（6）图2中，以定点原子为研究对象，与之最近的原子处于面心上，每个顶点为12面共用，故与一个⑨原子等距离且最近的⑨原子的个数是12；
图1晶胞中原子数目=1+8×[1/8]=2，图2晶胞中原子数目=6×[1/2]+8×[1/8]=4，故图1与图2中含有的⑨原子个数之比为2：4=1：2，
故答案为：12；1：2．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题是对物质结构的考查，涉及元素周期表、电负性、电离能、晶体类型与性质、杂化轨道、分子结构与性质、晶胞计算等，比较全面考查物质结构主干知识，需要学生具备扎实的基础，难度中等．

根据图片知，阿拉伯数字表示周期数，大写数字表示周期表的列，根据元素在周期表中的位置知，A、B、C、D、E、F、G、J、K、L、M分别是H、Na、C、N、O、Mg、Al、S、Cl、Fe、Br元素，
（1）素C是C元素，碳元素的最高价氧化物是二氧化碳，二氧化碳的电子式为，G是Al元素，铝离子核外有2个电子层，最外层有8个电子，其离子结构示意图为，故答案为：；；

（2）元素L为Fe元素，位于周期表的第VIII族，溴离子还原性小于亚铁离子，所以氯气先氧化亚铁后氧化溴离子，n（FeBr₂）=1mol/L×0.5L=0.5mol，Fe ²⁺完全被氧化需要n（Cl₂）为0.25mol，Br-完全被氧化需要n（Cl₂）为0.5mol，所以FeBr₂完全被氧化需要n（Cl₂）为0.75mol＞0.4mol，所以只有部分溴离子被氧化，被氧化的n（Br^-）=[0.4mol×2−0.5mol×1/1]=0.3mol，所以被氧化的Fe ²⁺、Br^-与参加反应的Cl₂物质的量之比为0.5mol：0.3mol：0.4mol=5：3：4，所以其离子方程式为：10Fe²⁺+6Br^-+8Cl₂=10Fe³⁺+3Br₂+16Cl^-，
故答案为：VIII；10Fe²⁺+6Br^-+8Cl₂=10Fe³⁺+3Br₂+16Cl^-；
（3）化合物X是由Na、O、Al三种元素组成，则X是NaAlO₂，偏铝酸钠是强碱弱酸盐，偏铝酸根离子水解而使其溶液呈碱性，水解离子方程式为AlO₂^-+2H₂O⇌Al（OH）₃+OH^-，
故答案为：碱性；AlO₂^-+2H₂O⇌Al（OH）₃+OH^-；
（4）N和Al组成的化合物AlN，G的氧化物是Al₂O₃，C单质是C，D的单质在N₂，高温条件下，碳、氮气和氧化铝反应生成AlN，且Al₂O₃和C单质的物质的量之比为1：3，根据元素守恒知，另一种生成物是一氧化碳，结合原子守恒得反应方程式为Al₂O₃+3C+N₂

高温
.
2AlN+3CO，故答案为：Al₂O₃+3C+N₂

高温
.
2AlN+3CO；
（5）隔绝空气时SiO和NaOH溶液反应硅酸钠，根据元素守恒及转移电子守恒知，另一种生成物是氢气，反应方程式为SiO+2NaOH=Na₂SiO₃+H₂↑，故答案为：SiO+2NaOH=Na₂SiO₃+H₂↑．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查了元素周期表和元素周期律应用，正确连接扇形图所表达的含义是解本题关键，再结合元素化合物知识来分析解答，同时考查学生对基础知识的掌握、知识框架的构成、综合知识的应用能力，难点是（2）离子方程式的书写，要根据离子还原性强弱顺序及转移电子守恒判断生成物，从而正确书写方程式，难度中等．

（1）d区的元素第ⅢB～ⅦB、Ⅷ族（镧系元素、锕系元素除外），为第3列到10列元素，由元素在周期表中的位置可知，⑨处于第10列，为第Ⅷ族，属于d区元素，故答案为：⑨；
（2）由元素指周期表中的位置可知，②为C元素、④为Mg元素、⑨为Ni元素，根据晶胞结构可知，晶胞中C原子数目为1，Mg原子数目为8×[1/8]=1，Ni原子数目为6×[1/2]=3，该物质化学式为：MgCNi₃，故答案为：MgCNi₃；
各原子数目，据此书写化学式；
（3）②为C元素，碳元素一种氢化物是的产量作为衡量石油化工发展水平的标志，该氢化物为C₂H₄，
A．C元素电负性不大，分子中不存在氢键，故A错误
B．乙烯为对称结构，属于非极性分子，故B正确；
C．分子中含有1个C=C双键、4个C-H键，单键为σ键，双键中1个σ键、1个π键，含有5个σ键和1个π键，故C错误；
D．C原子呈1个C=C双键、2个C-H键，杂化轨道数为3，原子采用sp²杂化，故D正确；
故答案为：BD；
（4）某元素的特征电子排布式为nsⁿnpⁿ⁺¹，则n=2，故该元素的特征电子排布式为2s²2p³，该原子外层电子的孤对电子数
为1，为N元素，元素①为H元素，与X形成的物质为NH₃，为三角锥型，①与③形成的分子为H₂O，NH₃与H₂O都是极性分子，且分子之间能形成氢键，故NH₃在H₂O中的溶解度很大，
故答案为：1，三角锥型，NH₃与H₂O都是极性分子，根据相似相溶原理，极性分子易溶于极性溶剂中，且分子之间能形成氢键；
（5）由表中数据可知，A、B元素的第三电离能都剧增，故表现+2价，为第ⅡA族元素，B的第一电离能比A的小，故B为Mg元素，原子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²，
故答案为：1s²2s²2p⁶3s²；
（6）Mn²⁺的核外电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸，d能级为排满电子，故，[Mn（H₂O₆）]²⁺ 有颜色，故答案为：有．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用；原子核外电子排布；共价键的形成及共价键的主要类型；配合物的成键情况；晶胞的计算．

考点点评： 本题考查元素周期表的结构、晶胞计算、分子结构与性质、电离能等，难度中等，注意（5）中电离能与化合价的关系．

由元素所在周期表中的位置可知①为H，②为C，③为N，④为O，⑤为Mg，⑥为Al，⑦为S，⑧为Cl，⑨为Ni，⑩为Cu，
（1）元素②的一种氢化物是重要的化工原料，常把该氢化物的产量作为衡量石油化工发展水平的标志，为乙烯，结构式为，可知分子中含有C=C非极性键和C-H极性键，为平面形分子，含有5个σ键和1个π键，每个C形成3个σ键，为sp²杂化，
故答案为：BD；
（2）晶胞中，含有Mg个数为8×[1/8]=1，Ni个数为6×[1/2]=3，N原子个数为1，则化学式为MgNi₃C，
故答案为：MgNi₃C；
（3）a：同周期从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，N原子最外层为半充满结构，第一电离能大于相邻原子的第一电离能，则顺序为C＜O＜N，
故答案为：C＜O＜N；
b：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，电负性顺序为O＞Cl＞S＞Al，故答案为：O＞Cl＞S＞Al；
（4）某元素的价电子排布式为nsⁿnpⁿ⁺¹，应为2s²2p³，应为N元素，与元素①形成的18电子的X分子为N₂H₄，结构式为，与元素①形成10电子的气体分子Y为NH₃，氨气通入铜盐溶液中，先生成蓝色沉淀，继续反应生成配合物，反应的离子方程式为Cu²⁺+2 NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2 NH₄⁺、Cu（OH）₂+4NH₃=[Cu（NH₃）₄]²⁺+2OH^-，
故答案为：；先生成蓝色沉淀，后沉淀溶解，溶液呈深蓝色；Cu²⁺+2 NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2 NH₄⁺、Cu（OH）₂+4NH₃=[Cu（NH₃）₄]²⁺+2OH^-；
（5）铜晶胞是面心立方，所以每个金晶胞中含有的原子个数=8×[1/8]+6×[1/2]=4，
每个铜晶胞中含有4个原子，原子半径为d cm，则晶胞的体积为（2
2d）³cm³，晶胞的质量为4a，
则ρ=
4a
(2
2d)3=

2a
8d3（g•cm^-3），
故答案为：

2a

点评：
本题考点： 位置结构性质的相互关系应用；元素电离能、电负性的含义及应用；化学键；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断．

考点点评： 本题考查位置、结构性质的相互关系以及应用，侧重于学生的分析能力和计算能力的考查，为高考常见题型，注意把握晶胞的计算，为该题的难点，也是易错点，难度中等．

（1）a、d都是日常生活中的常见金属，有Fe、Al、Cu，常温下d在浓硝酸中发生钝化，有Al、Fe，由元素位置关系可知，d为Al，则a为Cu、b为Zn、c为Ga，则：
Ga与Al同主族，处于Al的下一周期，则Ga处于第四周期ⅢA族，Cu晶体为金属晶体，构成晶体的微粒之间的作用为金属键，由Cu晶胞结构可知为面心立方，晶胞中Cu数目为8×[1/8]+6×[1/2]=4，以顶点Cu为研究对象，与之最近的Cu处于面心上，补全晶胞结构可知，每个顶点Cu原子为12个面共用，故距离每个Cu原子最近且等距离的Cu原子有12个，
故答案为：四、ⅢA；金属键；4；12；
（2）短周期元素h的最外层电子数是其核外电子总数的[1/3]，则h为P元素，由元素位置关系可知，e为C元素、f为N元素、g为O元素，则：
e、f、g的简单氢化物分别为 CH₄、NH₃、H₂O，常温下水为液体，沸点最高，氨气分子之间存在氢键，沸点比较甲烷高，故沸点H₂O＞NH₃＞CH₄，
h的三氯化物为PCl₃，P原子的价层电子对数=3+[5−1×3/2]=4，杂化轨道数为4，P原子产生sp³杂化，P原子有1对孤对电子，PCl₃分子的空间形状为三角锥型，
故答案为：H₂O、NH₃、CH₄；sp³；三角锥型；
（3）n的双原子分子常温下为液态，则n为Br，由元素位置关系可知，l为S、p为Cl、m为I，则：
四元素核外电子排布最后都填充p能级，均属于周期表的p区元素，同主族元素自上而下电负性减弱，故m、n、p元素的电负性依次减弱，
故答案为：p；减弱．

点评：
本题考点： 位置结构性质的相互关系应用；晶胞的计算．

考点点评： 本题是物质结构与性质综合题目，涉及元素推断、元素周期表结构、晶胞结构及计算、杂化理论与价层电子对互斥理论、元素周期律等，需要学生具备扎实的基础、较好空间想象力，注意整体把握元素周期表的结构．

（1）由元素在周期表中的位置可知，①为H、②为C、③为O、④为Na、⑤为Al、⑥为S、⑦为Cl、⑧为Ca、⑨为Ni、⑩为Cu，
（1）s区包含ⅠA、ⅡA族，故①④⑧处于s区，故答案为：①④⑧；
（2）由上述元素组成电子总数为10的分子有甲烷、氨气、水、HF，
甲烷分子中碳原子价层电子数为4，不含孤对电子对，VSEPR模型与分子立体构型都是正四面体；
氨气分子中N原子价层电子数为4，含1对孤对电子对，VSEPR模型为正四面体，分子立体构型为三角锥型；
水分子中O原子价层电子数为4，含2对孤对电子对，VSEPR模型为正四面体，分子立体构型为V型；
HF分子VSEPR模型与分子立体构型都是直线型；
故答案为：NH₃、H₂O；
（3）素①与②组成的化合物中，有一种含6原子分子是重要的化工原料，该化合物为乙烯，
A．乙烯为平面对称结构，正负电荷的重心重合，为非极性分子，故A错误；
B．乙烯分子中C原子价层电子数为3，产生sp²杂化，含有4个sp-s的σ键、1个sp-sp的σ键和1个p-p的π键，故B错误；
C．乙烯分子中C原子价层电子数为3，故C正确；
故选：C；
（4）元素的价电子排布式为nsⁿnpⁿ⁺¹，则n=2，该元素为N元素，与元素①形成的18电子的分子为N₂H₄，电子式为，
故答案为：；
（5）非金属元素第一个电子不易失去，非金属元素的第一电离能比较大，通过表格可以看出ABC的第一电离能比较大，为非金属元素；
D、E、F的第一电离能较小为金属元素，故分别为Na、Mg、Al，Mg的3s轨道上的电子全充满，能量比Al低，自身更稳定，所以第一电离能比Al大，
故答案为：ABC；Mg的3s轨道上的电子全充满，能量比Al低，自身更稳定，所以第一电离能比Al大．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用；原子核外电子的能级分布；元素电离能、电负性的含义及应用．

考点点评： 本题考查了元素周期表、元素周期律的综合运用，是物质结构的综合性题目，难度中等，注意掌握元素周期律．

由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为C，③为O，④为Mg，⑤为Al，⑥为S，⑦为Cl，⑧为Ca，⑨为Ni，⑩为Cu，
（1）元素周期表中位于ds区的元素为第ⅠB、ⅡB族，以上元素只有Cu为ds区元素，故答案为：⑩；
（2）②与③形成的一种化合物是重要的化工原料，该化合物可用于人工降雨，该化合物为CO₂，
A．分子中含C、O之间的极性共价键，故A正确；
B．结构式为O=C=O，含有2个σ键和2个π键，故B错误；
C．结构对称，正负电荷中心重合，为含极性键的非极性分子，故C正确；
D．该化合物分子为直线型，②原子采用sp杂化，故D错误；
故答案为：AC；
（3）以上元素中，金属性最强的为Ca，名称为钙，故答案为：钙；
（4）离子的电子层越多，半径越大，具有相同电子层结构的离子，原子序数大的离子半径小，所以离子半径由小到大的顺序为Al³⁺＜Cl^-＜S^2-，
故答案为：Al³⁺＜Cl^-＜S^2-；
（5）元素的特征电子排布式为nsⁿnpⁿ⁺¹，s最多有2个电子，所以n=2，即电子排布式为1s²2s²2p³，该元素为N元素，最外层为第2层，2s电子为孤对电子，孤对电子数为1，2p电子均为单电子，则单电子为3，与元素①形成的分子X为NH₃，N原子为sp³杂化，空间构型为三角锥型，故答案为：3；三角锥型．

点评：
本题考点： 位置结构性质的相互关系应用；元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查位置、结构、性质的应用，为高频考点，涉及元素周期表中元素的分区、元素周期表中元素的位置、杂化类型、键的极性与分子极性、分子构型、非金属性比较等，综合性较强，题目难度中等．

由元素在周期表中的位置可知，①为H、②为Be、③为C、④为N、⑤为O、⑥为F、⑦为Mg、⑧为Cl、⑨为Cr、⑩为Cu，
（1）为Cr元素，原子核外电子数为24，由洪特规则特例可知，其外围电子排布式为：3d⁵4s¹，
故答案为：3d⁵4s¹；
（2））①与③形成的气态化合物是一种水果催熟剂，该化合物为C₂H₄，分子中C原子成3个σ键，不含孤对电子，杂化轨道数为3，故C原子的杂化方式为sp²，⑦与⑧形成化合物氯化镁，为活泼金属与活泼非金属元素形成的化合物，属于离子化合物，
故答案为：sp²；离子化合物；
（3）N元素原子2p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于氧元素；①与④形成X为NH₃，分子空间构型为三角锥形
故答案为：＞；三角锥形；
（4）HF分子之间形成氢键，缔合形成（HF）_n，故测定HF的相对分子质量偏大，
故答案为：HF分子之间形成氢键，缔合形成（HF）_n；
（5）铜离子与氨水反应生成氢氧化铜蓝色沉淀，氨水过量，与氢氧化铜反应生成[Cu（NH₃）₄]²⁺，得到深蓝色的透明溶液，涉及的离子方程式为：Cu²⁺+2NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺、Cu（OH）₂+4NH₃ =[Cu（NH₃）₄]²⁺+2OH^-，
故答案为：Cu²⁺+2NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺；Cu（OH）₂+4NH₃ =[Cu（NH₃）₄]²⁺+2OH^-．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查结构性质位置关系的综合应用，涉及核外电子排布、电离能、杂化轨道、分子结构、氢键、配合物等，（1）为易错点，学生容易忽略洪特规则特例，注意氢键对物质性质的影响．

A、元素周期表有七个横行，为七个周期，故A正确．
B、元素周期表有18个纵行，其中包括七个主族、七个副族、一个0族和VIII族共16个族，故B不正确．
C、元素周期表中含有元素最多的周期是第六周期，共有32种元素，故C正确．
D、元素周期表中含有元素最多的族为第ⅢB族，含有镧系和锕系，共32种元素，故D不正确．
故选AC．

点评：
本题考点： 元素周期表的结构及其应用．

考点点评： 本题考查长式元素周期表的结构，要求学生对元素周期表的组成特点要熟悉，周期表中周期与周期之间，族与族之间含有较多规律，在学习中要善于抓住这些规律会起到事半功倍的效果．

（1）处于ds区的元素为第ⅠB和ⅡB，其中⑩位于第ⅠB，故属于ds区的元素为⑩，故答案为：⑩；
（2）元素①为氢元素，元素③为碳元素，2个氢原子与的2个碳原子形成的分子中为乙烯，元素碳的杂化类型是sp杂化；
元素③为碳元素和元素⑦氯元素形成的常见化合物为四氯化碳，四氯化碳的化学键类型是极性共价键，故答案为：sp；极性共价键；
（3）元素⑧为铬元素，位于第四周期第ⅥB族，价电子为六个，排布在s和d上，d上排五个电子形成半充满结构，比较稳定，故其外围电子排布式为3d⁵4s¹，六个电子均为单电子，故单电子数为 6个，故答案为：3d⁵4s¹；6；
（4）在周期表中位于对角线的元素的性质有一定的相似性，根据对角线法则，铍元素与铝元素具有一定的相似性，氢氧化铝为两性氢氧化物，故氢氧化铍也为两性氢氧化物，生成相应的偏铍酸盐，化学方程式为2NaOH+Be（OH）₂═Na₂BeO₂+2H₂O，故答案为：2NaOH+Be（OH）₂═Na₂BeO₂+2H₂O；
（5）在1183K以下，为左图所示，可知体心中有一个原子周围有八个原子，故每个晶胞中有8个原子与中心原子等距离且最近，在晶体中依然为8个，在1183K以上时为右图所示，以最上面中间原子为为例，同一个平面上有4个原子距离相等且距离最小，在竖直方向的四个面上，中间原子与所选定原子等距离且距离最小，在晶体中晶胞重复出现，故对面会有对称的四个竖直面上的点，一共12个，故答案为：8；12．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用；化学键；晶胞的计算；原子轨道杂化方式及杂化类型判断．

考点点评： 本题考查了元素周期表中元素的分区；元素周期表中元素的位置；根据价电子数判断单电子个数；元素周期表中的对角线法则；晶胞及晶体中原子个数的计算．

由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为Be，③为C，④为N，⑤为O，⑥为F，⑦为Na，⑧为Mg，⑨为Al，⑩为Cr，
（1）Cr的原子序数为24，3d电子半满时为稳定状态，则外围电子排布式为3d⁵4s¹，故答案为：3d⁵4s¹；
（2）在CF₄中，C原子上没有孤对电子，成键数为4，则C原子为sp³杂化，其构成微粒为分子，则属于分子晶体，故答案为：sp³；分子晶体；
（3）非金属性F的最强，第一电离能最大，但N原子为2p³的半满状态，则第一电离能N＞O，第一电离能为F＞N＞O；N₃^-的原子数为3，电子数为7×3+1=22，CO₂、CS₂、N₂O、BeCl₂、CNO^-、SCN^-的原子数为3，电子数都是22，则N₃^-与互为等电子体，故答案为：F＞N＞O；CO₂（或CS₂、N₂O、BeCl₂）；CNO^-（或SCN^-）；
（4）氨气、水、氟化氢中均存在氢键，但水中的氢键数最多，则沸点最高，故答案为：H₂O；因为水分子之间形成的氢键数多；
（5）因Al与Be的性质相似，则Be（OH）₂+2NaOH═Na₂BeO₂+2H₂O，故答案为：Na₂BeO₂；
（6）因镁离子带的电荷大于钠离子带的电荷，且镁离子的半径小，则MgF₂晶体的晶格能大于NaF晶体的晶格能，MgF₂的熔点较高，
故答案为：MgF₂；因为MgF₂ 晶体的晶格能大于NaF晶体的晶格能．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查元素周期表和元素周期律，难度较大，熟悉物质的结构和性质是解答本题的关键．

由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为C，③为O，④为Mg，⑤为Al，⑥为S，⑦为Cl，⑧为Ca，⑨为Ni，⑩为Cu，
（1）元素周期表中位于ds区的元素为第ⅠB、ⅡB族，以上元素只有Cu为ds区元素，故答案为：⑩；
（2）②与③形成的一种化合物是重要的化工原料，该化合物可用于人工降雨，该化合物为CO₂，
A．分子中含C、O之间的极性共价键，故A正确；
B．结构式为O=C=O，含有2个σ键和2个π键，故B正确；
C．结构对称，正负电荷中心重合，为含极性键的非极性分子，故C正确；
D．该化合物分子为直线型，②原子采用sp杂化，故D错误；
故答案为：ABC；
（3）I、离子的电子层越多，半径越大，具有相同电子层结构的离子，原子序数大的离子半径小，所以离子半径由小到大的顺序为Al³⁺＜Cl^-＜S^2-，
故答案为：Al³⁺＜Cl^-＜S^2-；
Ⅱ、⑥、⑦的非金属性为Cl＞S，非金属性越强，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，所以酸性为HClO₄＞H₂SO₄，故答案为：HClO₄＞H₂SO₄．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查位置、结构、性质的应用，涉及元素周期表中元素的分区、元素周期表中元素的位置、电子排布式、分子构型、非金属性比较等，综合性较强，题目难度中等．

A．元素周期表有18个纵行，其中包括七个主族、七个副族、一个0族和VIII族共16个族，故A错误；
B．ⅠA族的元素除H元素外都是金属元素，故B错误；
C．元素周期表有7个周期，故C正确；
D．短周期是指第一、二、三周期，故D错误；
故选C．

点评：
本题考点： 元素周期表的结构及其应用．

考点点评： 本题考查长式元素周期表的结构，要求学生对元素周期表的组成特点要熟悉，周期表中周期与周期之间，族与族之间含有较多规律，在学习中要善于抓住这些规律会起到事半功倍的效果．

由元素在周期表中的位置可知①为H，②为Li，③为C，④为N，⑤为O，⑥为F，⑦为Mg，⑧为S，⑨为Ni，⑩为Cu，
（1）⑩为Cu，原子序数为29，电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹，故答案为：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹；
（2）元素③与①形成的水果催熟剂为C₂H₄，结构简式为CH₂=CH₂，C形成3个δ键，为sp²杂化，故答案为：sp²；
（3）a、元素④所形成的单质为N₂，含有14个电子，与元素④所形成的单质互为等电子体的分子、离子有CO、C₂^2-或CN^-或NO⁺或O₂²⁺，
故答案为：CO；C₂^2-或CN^-或NO⁺或O₂²⁺；
b、元素④的气态氢化物X为NH₃，与H₂O₂反应生成N₂和水，方程式为2NH₃+3H₂O₂=N₂+6H₂O，故答案为：2NH₃+3H₂O₂=N₂+6H₂O；
（4）元素③和⑧形成的液态化合物CS₂，0.2mol的Z在O₂中完全燃烧，生成两种气态氧化物，298K时放出热量215kJ．
则1mol燃烧放出1075kJ，热化学方程式为CS₂（l）+3O₂（g）═CO₂（g）+2SO₂（g）△H=-1075kJ/mol，
故答案为：CS₂（l）+3O₂（g）═CO₂（g）+2SO₂（g）△H=-1075kJ/mol；
（5）F的非金属性很强，对应氢化物中含有氢键，HF分子之间因形成氢键而形成（HF）_n缔合分子，实际测得的为HF和（HF）_n的相对分子质量的平均值，比HF的分子量大，
故答案为：HF分子之间因形成氢键而形成（HF）_n缔合分子，实际测得的为HF和（HF）_n的相对分子质量的平均值，比HF的分子量大；
（6）a、Cl^-、K⁺核外电子排布相同，核电荷数越大，离子半径越小，Cl的原子序数小于K，则Cl^-离子半径较大，故答案为：大于；
b、两种氧化物中的阴阳离子的电荷（绝对值）均相等，离子半径越小、晶格能越大，则晶体熔点越高，
故答案为：NiO；两种氧化物中的阴阳离子的电荷（绝对值）均相等，Ni²⁺的半径小则NiO的阴阳离子核间距小于FeO的阴阳离子核间距，可知NiO的晶格能较大，熔点高；
（7）a、Cu单质的晶体为面心立方最密堆积，以顶点Cu原子研究，与之最近的Cu原子处于面心上，每个顶点为12个面共用，故Cu的配位数为12，
一个晶胞中包含的原子数目为6×
1/2]+8×[1/8]=4，
故答案为：12；4；
b、晶胞边长为361pm．则晶胞的体积为（361×10^-10cm）³=4.70×10^-23cm³，
设阿伏加德罗常数为N_A，
则ρ=[m/V]=
4×
63.6
NA
4.70×10-23=9.00g•cm^-3，则N_A=
4×63.6
9.00×4.70×10-23/mol，
故答案为：4.70×10^-23；N_A=
4×63.6
9.00×4.70×10-23/mol=6.01×10²³mol^-1．

点评：
本题考点： 位置结构性质的相互关系应用．

考点点评： 本题以元素推断为载体，综合考查物质结构与性质，涉及核外电子排布规律、杂化理论与分子结构、氢键、晶胞计算等，难度中等，（7）注意利用均摊法进行晶胞计算．

由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为Be，③为C，④为Mg，⑤为Al，⑥为S，⑦为Cl，⑧为Ca，⑨为Fe，⑩为Cu，
（1）d区元素在副族元素和过渡元素区，Cu位于ds区，只有Fe位于d区，故答案为：⑨；
（2）元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子为苯，③和⑦形成的常见化合物为CCl₄；，由分子构成，属于分子晶体，故答案为：苯；分子晶体；
（3）元素的特征电子排布式为nsⁿnpⁿ⁺¹，n只能为2，则该元素为N，最外层有5个电子，孤对电子数为1，形成的分子X为NH₃，空间构成为三角锥形，故答案为：1；三角锥形；
（4）元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应反应生成Na₂BeO₂，该反应为Be（OH）₂+2NaOH═Na₂BeO₂+2H₂O，故答案为：Be（OH）₂+2NaOH═Na₂BeO₂+2H₂O．

点评：
本题考点： 位置结构性质的相互关系应用；元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题考查位置、结构、性质的应用，涉及元素周期表中元素的分区、元素周期表中元素的位置、晶体类型、分子构型、化学反应等，综合性较强，题目难度较大．

由元素在周期表中位置，可知①为H、②为Be、③为C、④为Mg、⑤为Al、⑥为P、⑦为Cl、⑧为Ca、⑨为Cu、⑩为F．
（1）③和⑦形成的一种常见溶剂为CCl₄，电子式为，为正四面体结构，
故答案为：；正四面体；
（2）某元素原子的外围电子排布式为nsⁿnpⁿ⁺¹，s能级只能容纳2个电子，故n=2，该元素原子的最外电子层电子排布为2s²2p³，最外电子层上未成对电子数为3，为N元素，与元素①形成的最简单分子X为NH₃，为三角锥形，分子中正负电荷不重合，属于极性分子，
故答案为：3；极性；
（3）⑩的氢化物是HF，HF的水溶液中，HF和HF之间能形成氢键，水分子之间能形成氢键，水中氢原子和氟化氢中氟原子能形成氢键，氟化氢中氢原子和水中氧原子能形成氢键，所以其氢键有：F-H…F、F-H…O、O-H…F、O-H…O，
故答案为：F-H…F、F-H…O、O-H…F、O-H…O；
（4）③的氢化物为CH₄，⑩的氢化物为HF，CH₄是非极性分子，HF与水都是极性分子，且HF与水之间形成氢键，故HF在水中溶解度更大，
故答案为：HF；CH₄是非极性分子，HF与水都是极性分子，且HF与水之间形成氢键；
（5）⑦的氢化物为HCl，⑩的氢化物为HF，HF分子之间存在氢键，沸点高于HCl；H-F的键能比较H-Cl键能大，故HF更稳定，
故答案为：HF分子之间存在氢键，沸点高于HCl；H-F的键能比较H-Cl键能大，HF更稳定；
（6）元素④和⑦形成化合物为MgCl2，由镁离子与氯离子构成，用Mg原子、Cl原子电子式表示其形成为：，
故答案为：；
（7）元素⑨为Cu，根据能量最低原理，其基态原子外围电子排布式为3d¹⁰4s¹，
故答案为：3d¹⁰4s¹；
（8）Mg原子3s轨道容纳2个电子，处于全满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能Mg＞Al；同周期自左而右电负性增大，故电负性P＜Cl，
故答案为：＞；＜．

点评：
本题考点： 元素周期律和元素周期表的综合应用．

考点点评： 本题是对物质结构的考查，涉及元素周期表、电子数、分子结构与性质、氢键、电离能、电负性、核外电子排布等，比较全面考查物质结构主干知识，需要学生具备知识的基础，难度中等．