化学解析版福建省福州市八县市协作校学年高二下学期期中考试化学试题精校Word版Word文档下载推荐.docx

化学解析版福建省福州市八县市协作校学年高二下学期期中考试化学试题精校Word版Word文档下载推荐.docx

《化学解析版福建省福州市八县市协作校学年高二下学期期中考试化学试题精校Word版Word文档下载推荐.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《化学解析版福建省福州市八县市协作校学年高二下学期期中考试化学试题精校Word版Word文档下载推荐.docx（13页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

【解析】试题分析：

单质晶体可能有：

硅、金刚石——原子晶体，P、S、Cl2——分子晶体，Na,Mg——金属晶体，在这些晶体中，构成晶体的粒子分别是原子、分子、金属离子和自由电子。

C中阴离子只有存在于离子晶体中，构成离子晶体的粒子是阴、阳离子，所以离子晶体不可能形成单质晶体，答案选C。

考点：

考查构成晶体微粒的有关正误判断

点评：

该题是中等难度的试题，试题基础性强，侧重考查学生分析问题、解决问题的能力。

该题有助于培养学生的逻辑思维能力和发散思维能力，有利于培养学生灵活应变能力。

4.不能说明X的电负性比Y的大的是（）

A.与H2化合时X单质比Y单质容易

B.X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强

C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多

D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来

【解析】本题考查运用元素的性质判断电负性的大小，非金属性越强，电负性越大。

X的电负性比Y大，表明X的非金属性比Y的非金属性强。

A、B、D均能说明X的非金属性比Y强，原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。

5.四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素．下列说法不正确的是（　　）

A.原子半径Z＜M

B.Z位于元素周期表中第二周期、第ⅥA族

C.X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小

D.X单质的熔点比Y单质的熔点低

【解析】根据元素周期表中短周期部分的结构和元素位置可知：

金属M为Al，X为Si，Y为N，Z为O；

A．电子层数越多，原子半径越大，因此原子半径Z＜M，故A正确；

B．O原子含有2个电子层，最外层含有6个电子，因此O位于元素周期表中第二周期、第ⅥA族，故B正确；

C．由于非金属性：

O＞Si，所以气态氢化物的稳定性：

H2O＞SiH4，故C正确；

D．Si为原子晶体，而N2为分子晶体，常温下为气体，则Si单质的熔点比N元素单质的熔点高，故D错误；

故答案为D。

通过元素周期表中短周期部分的结构和元素位置推出元素种类，熟悉物质的性质和元素周期律的知识是解题的关键，根据元素周期表中短周期部分的结构和元素位置可知：

金属M为Al，X为Si，Y为N，Z为O，再结合选项逐一分析判断即可。

6.下面的排序不正确的是（　　）

A.晶体熔点由低到高：

F2＜Cl2＜Br2＜I2

B.熔点由高到低：

Rb＞K＞Na

C.硬度由大到小：

金刚石＞碳化硅＞晶体硅

D.晶格能由大到小：

NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI

【答案】B

A．卤素单质的晶体都属于分子晶体，融化时破坏的是分子间作用力，范德法力只与相对分子质量有关，所以熔点由低到高：

F2＜Cl2＜Br2＜I2，A正确；

B．钠、钾、铷属于金属晶体，熔点与金属键的大小有关，金属离子的电荷越多、离子半径越小，金属键越大，熔点越大，钠、钾、铷离子的电荷相同，半径由大到小的顺序为Rb＞K＞Na，沸点由低到高的顺序为Rb<

K<

Na，B错误；

C．原子晶体化学键越强，硬度越大，原子半径越小，化学键越短，键能越大，硬度由大到小：

金刚石＞碳化硅＞晶体硅，C正确；

D．离子晶体中离子所带电荷越多、半径越小，晶格能越大，晶格能由大到小NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI，D正确，答案选B。

考查晶体的类型与物质熔点、硬度

7.下列说法中不正确的是（　　）

A.一般情况下，σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强

B.两个原子间形成共价键时，最多有一个σ键

C.在气体单质中，一定有σ键，可能有π键

D.N2分子中有1个σ键，2个π键

A、σ键是电子“头对头”重叠形成的，π键是电子“肩并肩”重叠形成的，所以σ键比π键重叠程度大，故A正确；

B、σ键是头碰头形成的，两个原子之间能形成一个，原子轨道杂化的对成性很高，一个方向上只可能有一个杂化轨道，所以最多有一个，故B正确；

C、气体单质分子中，可能只有键，如Cl2；

也可能既有σ键又有π键，如N2；

但也可能没有化学键，如稀有气体，故C错误；

D、氮气分子的结构式为N≡N，所以一个氮气分子中含有一个σ键，2个π键，故D正确；

故选C。

【考点定位】考查化学键

【名师点晴】明确σ键和π键的形成是解本题关键，σ键是由两个原子轨道沿轨道对称轴方向相互重叠导致电子在核间出现概率增大而形成的共价键，叫做σ键，可以简记为“头碰头”．σ键属于定域键，它可以是一般共价键，也可以是配位共价键．一般的单键都是σ键．原子轨道发生杂化后形成的共价键也是σ键．通常σ键的键能比较大，不易断裂，而且，由于有效重叠只有一次，所以两个原子间至多只能形成一条σ键。

π键的轨道重叠程度比σ键小，不如σ键牢固。

注意并不是所有的物质中都含有化学键，单原子分子不含化学键，这是本题的易错点。

8.下列推论正确的（　　）

A.SiH4的沸点高于CH4，可推测PH3的沸点高于NH3

B.NH4+为正四面体结构，可推测出PH4+也为正四面体结构

C.CO2晶体是分子晶体，可推测SiO2晶体也是分子晶体

D.NaCl是离子化合物，可推测AlCl3也是离子化合物

【解析】A．SiH4和CH4都属于分子晶体，不含氢键，相对分子质量越大，沸点越高，而NH3含有氢键，沸点较高，故A错误；

B．NH4+和PH4+中，中心原子都形成4个δ键，没有孤电子对，为正四面体结构，故B正确；

C．CO2晶体是分子晶体，而SiO2晶体是原子晶体，故C错误；

D．AlCl3为共价化合物，故D错误；

故答案为B。

9.下列变化过程中，无化学键断裂或生成的是（　　）

A.石墨转化为金刚石B.NaCl晶体溶于水

C.干冰升华D.HCl溶于水

【解析】A是化学变化，既有化学键的断裂，又有生成。

BD溶于水化学键断裂，所以正确的答案是C。

10.下列四种分子中中心原子杂化类型与三个不同的是（　　）

A.CH4B.NH3C.H2OD.BF3

根据价层电子对互斥理论可知，选项ABCD中中心原子含有的孤对电子对数分别是0、1、2、0，所以ABC都是sp3杂化。

D是平面三角形结构，B原子是sp2杂化，答案选D。

考查杂化轨道类型的判断

该题是高考中的常见题型，属于基础性试题的考查。

试题基础性强，侧重对学生灵活运用价层电子对互斥理论解决实际问题的能力的考查，有利于培养学生的逻辑推理能力和应试能力。

11.下列指定微粒个数比不是2∶1的是（）

A.Be2+离子中的质子和电子B.13H原子中的中子和质子

C.NaHSO4晶体中的阳离子和阴离子D.Na2O2固体中的阳离子和阴离子

【解析】A．Be2+离子中的质子和电子分别为4、2，个数比为2︰1，故A正确；

B.13H原子中的中子和质子分别为1、1，个数相同，故B错误；

C．NaHSO4晶体中的阳离子为Na+，阴离子分别为HSO4-，个数比为1︰1，故C错误；

D．Na2O2固体中的阴离子和阳离子分别为O22-和Na+，个数比为1︰2，故D错误；

故答案为C。

12.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是（　　）

A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠

B.因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大

C.最外层电子排布为ns2np6（若只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大

D.对于同一元素而言，原子的逐级电离能越来越大

A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，故A正确；

B．同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第IIA族元素大于第IIIA族元素，第VA族元素大于第VIA族元素，故B错误；

C．最外层电子排布为ns2np6（若只有K层时为1s2）的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以其第一电离能较大，故C正确；

D．对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，故D正确；

故选B。

【考点定位】考查了电离能的有关知识

【名师点晴】熟悉下列相关知识是解答本题的关键：

元素的第一电离能是指气态原子失去1个电子形成气态阳离子克服原子核的引力而消耗的能量，原子越稳定其第一电离能越大；

同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势；

ns2np6（当只有K层时为1s2）的原子达到稳定结构，性质稳定，第一电离能都较大；

对于同一元素来说，原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大。

根据元素周期律来分析解答即可，注意同周期元素第一电离能的异常现象。

13.下列说法正确的是（）

A.元素周期表每一周期元素原子的最外层电子排布均是从ns1过渡到ns2np6

B.所有的非金属元素都分布在p区

C.原子核外电子排布式为1s2的原子与原子核外电子排布式为1s22s2的原子的化学性质相似

D.元素周期表中ⅢB到ⅡB的10个纵行的元素都是金属，所以统称过渡金属元素

14.如图为某晶体的一个晶胞．该晶体由A、B、C三种基本粒子组成．试根据图示判断，该晶体的化学式是（　　）

A.A6B8CB.A2B4CC.A3BCD.A3B4C

利用切割法分析。

一个晶胞中含有的微粒数A：

6×

1/2=3，B：

8×

1/8=1，C：

1，则该晶体的化学式为A3BC，选C。

考查晶体结构。

15.下列叙述中不正确的是（　　）

A.P4和NO2都是共价化合物B.在SiO2晶体中，不存在单个小分子

C.CCl4是以极性键结合的非极性分子D.二氯甲烷不存在同分异构体

【答案】A

【解析】A．P4是单质，不是化合物，故A错误；

B．SiO2是原子晶体，构成微粒是原子，所以不存在单个小分子，故B正确；

C．四氯化碳是极键形成的非极性分子，故C正确；

D．甲烷是对称的正四面体结构，其二氯代物不存在同分异构体，即二氯甲烷不存在同分异构体，故D正确；

故答案为A。

16.在半导体生产或灭火剂的使用中，会向空气逸散气体如：

NF3、CHClFCF3、C3F8，它们虽是微量的，有些确是强温室气体，下列推测不正确的是（　　）

A.由价层电子对互斥理论可确定NF3分子呈三角锥形

B.C3F8在CCl4中的溶解度比水中大

C.CHClFCF3存在手性异构

D.第一电离能：

N＜O＜F

A、N原子上有1对孤对电子，有3个N-F键，类似氨气的结构，则NF3分子中N原子是sp3杂化，分子呈三角锥形，故A正确；

B、根据相似相溶原理可知，有机物易溶于有机物，而水为无机物，则C3F8在CCl4中的溶解度比水中大，故B正确；

C、碳原子连有四个不同的基团，则具有手性，则CHClFCF3存在手性异构，故C正确；

D、这三种元素的第一电离能顺序为：

O＜N＜F，故D错误；

【考点定位】考查化学键与晶体结构

【名师点晴】掌握和理解第一电离能、物质的溶解性、手性、杂化类型及空间结构的知识是解答本题的基础。

注意第一电离能的异常现象，这是本题的易错点。

当外围电子在能量相等的轨道上形成全空（p0，d0，f0）、半满（p3，d5，f7）或全满（p6，d10，f14）结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大（如图

17.下面有关晶体的叙述中，不正确的是（）

A.金刚石为网状结构，由共价键形成的碳原子环中，最小的环上有6个碳原子

B.氯化钠晶体中，每个Na+周围距离相等的Na+共有6个

C.氯化铯晶体中，每个Cs+周围紧邻8个Cl-

D.干冰晶体中，每个CO2分子周围紧邻12个CO2分子

【解析】A.金刚石网状结构中，由共价键形成的碳原子环中，最小的环上有6个碳原子，故A正确；

B.氯化钠晶胞属于面心立方晶胞，每个Na＋周围距离相等且紧邻的Na＋共有12个，故B不正确；

C.氯化铯晶胞属于体心立方晶胞，每个Cs＋周围紧邻8个Cl-，故C正确；

D.干冰晶胞属于面心立方晶胞，每个CO2分子周围紧邻12个CO2分子，故D正确。

18.下列数据是对应物质的熔点表,有关的判断正确的是（）

A.只要含有金属阳离子的晶体就一定是离子晶体

B.在共价化合物分子中各原子都形成8电子结构

C.同族元素的氧化物不可能形成不同类型的晶体

D.金属晶体的熔点不一定比分子晶体的高

【解析】

19.按要求填空：

（1）原子序数为24的元素原子中有___________个电子层，___________个能级，_________个未成对电子，位于元素周期表的___________区。

（2）在下列物质中：

①N2、②H2O、③NaOH、④MgCl2、⑤C2H4、⑥Na2O2（用序号填空）

其中只含有非极性键的是___________；

只含有极性键的是___________；

只含有离子键的是___________；

既含有非极性键又含有极性键的是___________；

含有非极性键的离子化合物是___________。

（3）N≡N的键能为942kJ·

mol-1，N—N单键的键能为247kJ·

mol-1，通过计算说明N2中的___________键更稳定（填“σ”或“π”）。

【答案】

（1）.4

（2）.7（3）.6（4）.d（5）.①（6）.②（7）.④（8）.⑤（9）.⑥（10）.π

（1）原子序数为24，基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，可知原子中有4个电子层，7个能级，6个价电子，6个未成对电子，最后填充d电子，则位于d区；

（2）①N2分子内只有非极性键；

②H2O分子内只有极性键，是极性分子；

③NaOH是含有离子键和极性共价键的离子化合物；

④MgCl2是只含有离子键的离子化合物；

⑤C2H4是含有极性键和非极性键的非极性分子；

⑥Na2O2是含有离子键和非极性键的离子化合物；

则只含有非极性键的是①；

只含有极性键的是②；

只含有离子键的是④；

既含有非极性键又含有极性键的是⑤；

含有非极性键的离子化合物是⑥；

（3）N≡N中含有2个π键，1个σ键，已知N≡N键能为942kJ/mol，N-N单键键能为247kJ/mol，则1个π键的键能为

kJ/mol=347.5kJ/mol，则N2中的π键键能大于σ键键能，较稳定。

考查键的极性和分子的极性判断，侧重于对学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力，极性键：

不同元素的原子间形成的共价键；

非极性键：

同种元素的原子间形成的共价键；

极性分子：

正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子；

非极性分子：

正电荷中心和负电荷中心相重合的分子；

分子极性的判断方法为：

分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定。

20.A、B、C、D、E代表5种元素．请填空：

（1）A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为_______；

（2）B元素的负一价离子的电子层结构都与氩相同，B的原子结构示意图为____；

（3）C元素是第三周期中无未成对电子的主族元素，它的轨道排布式为___________；

（4）D元素的正三价离子的3d能级为半充满，其基态原子的电子排布式为______。

（5）E原子共有3个价电子，其中一个价电子位于第三能层d轨道，指出该元素在周期

表中所处的周期数和族序数:

____________________．

【答案】

（1）.N

（2）.

（3）.

（4）.1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2（5）.第四周期、IIIB族

（1）基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子的元素符号为N，其电子排布式为：

1s22s22p3；

（2）B-的电子层结构与氩相同，B为Cl元素，其结构示意图为：

；

（3）Mg含有的核外电子数为12个，核外电子排布式为1s22s22p63s2，轨道排布式为：

（4）D元素的正三价离子的3d能级为半充满，应为Fe元素，其电子排布式为：

1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；

（5）E元素原子共有3个价电子，其中一个价电子位于第三能层d轨道，价电子排布式为3d14s2，补齐前面的得到核外电子排布式1S22S22P63S23P63d14S2，最大能层数为4，说明位于第四周期，价电子排布式为3d14s2，说明位于第ⅢB族。

21.X、Y、Z、W、U五种元素，均位于周期表的前四周期，它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为57．Y原子的L层p轨道中有2个电子，Z的原子核外有三个未成对电子，W与Y原子的价电子数相同，U原子的K层电子数与最外层电子数之比为2：

1，其d轨道处于全充满状态．

（1）U2+的外围电子排布式为________．

（2）X、Y、Z可以形成化学式为XYZ的分子．该分子中各原子均达到稀有气体稳定结构，则该分子中Y采取的杂化轨道类型为__________．

（3）比较Y和W的第一电离能，较大的是__________（填元素符号）．

（4）X与Z形成的最简单化合物Q的分子构型为__________；

（5）U+与Z3﹣形成的晶胞结构如图所示，阴、阳离子间的核间距为acm．与同一个Z3﹣相连的U+有________个，该晶体的密度为__________g·

cm﹣3．（设NA表示阿伏加德罗常数）

【答案】

（1）.3d9

（2）.sp（3）.C（4）.三角锥形（5）.6（6）.

或

【解析】X、Y、Z、W、U五种元素，均位于周期表的前四周期，它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为57，Y原子的L层p轨道中有2个电子，则Y为C元素；

Z的原子核外有三个未成对电子，Z原子序数大于Y，W与Y原子的价电子数相同，W原子序数大于Z，所以W是Si元素、Z为N元素；

U原子的K层电子数与最外层电子数之比为2：

1，其d轨道处于全充满状态，则U为Cu元素，根据核电荷数知，X是H元素；

（1）U2+为Cu2+，其3d能级上9个电子为其外围电子，据此书写其外围电子排布式为3d9；

（2）H、C、N 

可以形成化学式为HCN的分子．该分子中各原子均达到稀有气体稳定结构，则该分子中C原子价层电子对个数是2且不含孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断C原子采取的杂化方式为sp；

（3）Y是C、W是Si元素，二者处于同一主族，同一主族元素第一电离能随着原子序数增大而减小，所以第一电离能较大的是C；

（4）H与N形成的最简单化合物NH3的分子构型为三角锥形；

（5）Cu+与N3-形成的晶胞结构如图所示，则晶胞边长为2acm，该晶胞中灰色球个数=8×

=1、黑色球个数=12×

=3，根据化合价知，灰色球表示氮离子、黑色球表示亚铜离子，与同一个N3-相连的Cu+有6个，该晶体的密度=

=

g•cm-3=

g•cm-3。

根据价层电子对互斥理论确定分子或离子空间构型，价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数，σ键个数=配原子个数，孤电子对个数=

（a-xb），a指中心原子价电子个数，x指配原子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数．根据n值判断杂化类型：

一般有如下规律：

当n=2，sp杂化；

n=3，sp2杂化；

n=4，sp3杂化；

中心原子的杂化类型为sp2，说明该分子中心原子的价层电子对个数是3，无孤电子对数，空间构型是平面三角形；

单键中只有σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键，据此分析解答。

22.动手实践:

某一位同学做同周期元素性质递变规律的实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象（见下表所示，表中的“实验方案”和“实验现象”前后不一定是对应关系。

实验步骤

实验现象

①将镁条用砂纸打磨后，放入试管中，加入少量水后，加热至水沸腾；

再向溶液中滴加酚酞溶液

A．浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出“嘶嘶”声，随之消失，溶液变成红色。

②向新制得的Na2S溶液中滴加新制的氯水

B．有气体产生，溶液变成浅红色

③将一小块金属钠放入滴有酚酞溶液的冷水中

C．剧烈反应，迅速产生大量无色气体．

④将镁条投入稀盐酸中

D．反应不十分剧烈；

产生无色气体。

⑤将铝条投入稀盐酸中

E．生成白色胶状沉淀，继而沉淀消失

⑥向A1Cl3溶液中滴加NaOH溶液至过量

F．生成淡黄色沉锭。

请你帮助该同学整理并完成实验报告。

（1）实验目的：

研究_____________元素性质递变规律。

（2）实验用品：

试剂：

金属钠，镁条，铝条，稀盐酸，新制氯水，新制Na2S溶液，AlC13溶液，NaOH溶液，酚酞溶液等。

仪器：

____________，试管，烧杯，试管夹，胶头滴管，镊子，小刀，玻璃片，砂纸，滤纸，火柴等。

（3）实验内容：

（填写与实验步骤对应的实验现象的编号和②③的化学方程式）

实验内容

①

②

③

④

⑤

⑥

实验现象（填A~F）

____

_____

写出下列实验步骤所对应的化学方程式

②________________________________，③_____________________________________，

（4）实验结论：

同周期元素从左往右失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强

【答案】

（1）.同周期

（2）.酒精灯（3）.B（4）.F（5）.A（6）.C（7）.D（8）.E（9）.Na2S+Cl2＝2NaCl+S↓（10）.2Na+2H2O