高二化学暑假作业六Word文档下载推荐.docx

1、CRCl5受热后会分解生成分子立体结构呈三角锥形的RCl3D每个原子都达到8电子稳定结构5.短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X原子的最外电子层电子数之比为4：3，Z原子比X原子的核外电子数多4下列说法正确的是（）AW、Y、Z的电负性大小顺序一定是ZYWBW、X、Y、Z的原子半径大小顺序可能是WXYZCY、Z形成的分子的空间构型可能是正四面体D若有WY2，则WY2分子中键与键的数目之比是2：16.以下比较中，正确的是（）A.微粒半径：FO2Na+Li+B.电负性ClC，酸性：HClO4H2CO3C.分子中的键角：CH4H2OCO2D.稳定性：LiClNaClKClRbCl7.

2、有M、X、Y、Z、W五种原子序数依次增大的短周期元素，其中M、Z同主族；X与M2具有相同的电子层结构；原子半径：ZW；Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料。下列说法正确的是（AX、M两种元素形成的化合物只能存在离子键B元素Y、Z、W的单质晶体属于同种类型的晶体C由于W、Z、M元素的氢化物相对分子质量依次减小，所以其沸点依次降低D元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂二、填空题（本题共3道小题）8.（1）肼（N2H4）分子可视为NH3分子中的一个氢原子被NH2（氨基）取代形成的另一种氮的氢化物NH3分子的空间构型是 ；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是 肼可用作火箭燃料，燃烧

3、时发生的反应是：N2O4+2N2H43N2+4H2O若该反应中有4mol NH键断裂，则形成的键有 mol（2）A族元素氧、硫、硒（Se）的化合物在研究和生产中有许多重要用途请回答下列问题：H2Se的酸性比H2S （填“强”或“弱”）气态SeO3分子的立体构型为 ，SO32离子的立体构型为请根据结构与性质的关系解释H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因：9.硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。回答下列问题：（1）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为_，该能层具有的原子轨道数为_、电子数为_。（2）硅主要以硅酸盐、_等化合物的形式存在于地壳中。（3）单质硅存在与金刚石结构类似的晶

4、体，其中原子与原子之间以_相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献_个原子。（4）单质硅可通过甲硅烷（SiH4）分解反应来制备。工业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4，该反应的化学方程式为_。（5）碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：化学键CCCHC一OSiSiSiHSi一O键能（kJmol1）356413336226318452 硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是_。SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是_。（6）在硅酸盐中，SiO44四面体（如下图（a）通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、

5、层状、骨架状四大类结构型式。图（b）为一种无限长单链结构的多硅酸根，其中Si原子的杂化形式为_。Si与O的原子数之比为_。10.I下表为周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。（1）写出上表中元素I的价层电子排布图 。元素C、D、E、F的第一电离能由大到小的顺序是 （用元素符号表示）。（2）元素A分别与C、D、E形成最简单的常见化合物分子甲、乙和丙。下列有关叙述不正确的有（A甲、乙和丙分子的空间构型分别为正四面体形、三角锥形、V形B甲、乙和丙分子中，中心原子均采取sp3的杂化方式C三种分子中键角由大到小的顺序是丙乙甲D甲、乙和丙分子均为由极性键构成的极性分子（3）由元素J、C、E组成一种化学

6、式为J（CE）的配位化合物，该物质常温下呈液态，熔点为一205，沸点为103C，易溶于非极性溶剂。据此可判断：该化合物的晶体中存在的作用力有（A 离子键B极性键C非极性键D范德华力E氢键F配位键（1） BCl3中B原子的杂化方式为第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有 种。写出与BCl3结构相同的一种等电子体 （写离子）。（2）科学家测得胆矾中既含有配位键，又含有氢键，其结构示意图可简单表示如下：胆矾的化学式用配合物的形式表示为的胆矾中SO42-的空间构型为评卷人得分三、实验题（本题共0道小题,共0分）试卷答案1.C考点：同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系；同一主族内元素性质递变规

7、律与原子结构的关系 分析：A、根据Na、Mg、Al原子的核外电子排布分析；B、根据P、S、Cl最外层电子数目=元素的最高正价（氧、氟除外）；C、同周期从左到右元素的第一电离能依次减小，第IIIA和第VA族反常；D、同主族元素从上到下元素的电负性逐渐减弱解答：解：A、Na、Mg、Al原子的核外电子分别为11、12、13，原子最外层电子数分别为1、2、3，逐渐增多，故A正确；B、P、S、Cl最外层电子数目分别为5、6、7，最高正化合价分别为+5、+6、+7，故B正确；C、同周期从左到右元素的第一电离能依次减小，第IIIA和第VA族反常，O、N、F第一电离能依次增大，故C错误；D同主族元素从上到下元

8、素的电负性依次减弱，则Na、K、Rb元素的电负性逐渐减小，故D正确故选C点评：本题考查元素周期律，明确同主族、同周期元素的性质变化规律是解答本题的关键，难度不大2.A原子核外电子排布；原子结构示意图 钠原子的电子排布式为1s22s22p63s1，或写为Ne3s1，Na+的原子核内有11个质子，核外有10个电子，Na为金属元素，易失去电子，所以其价电子排布式为：3s1，轨道表示式用箭头“”或“”来区别自旋方向的不同电子，每个轨道最多容纳2个电子且自旋方向相反，据此分析解答A轨道表示式用一个方框或圆圈表示能级中的轨道，用箭头“”或“”来区别自旋方向的不同电子，每个轨道最多容纳2个电子，2个电子处于

9、同一轨道内，且自旋方向相反，所以Na+的轨道表示式：，故A错误；BNa+的原子核内有11个质子，核外有10个电子，结构示意图为，故B正确；C钠原子的电子排布式为1s22s22p63s1，或写为Ne3s1，故C正确；D钠原子的简化电子排布式为Ne3s1，故D正确；故选A本题考查原子核外电子排布，为高考常见题型，难度不大，注意把握原子核外电子的排布规律，把握电子排布式和轨道式的书写方法3.B知识点:位置、结构、性质的相互关系应用答案解析:B 解析：短周期原子序数依次增大的主族元素R、T、Q、W、Y，Q是地壳中含量最高的元素，则Q是O元素； R与T的核电荷数之和等于Q的核电荷数，且R原子的最外层电子

10、数等于其单质层数，则R是H，T是N元素； Y原子的最外层电子数等于其电子层数，且Y的原子序数大于O元素，则Y电子层数为3、其最外层电子数是3，则Y是Al元素； W与R同主族且W原子序数大于O而小于Al，则W为Na。A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的增大而减小，所以元素T、Q、W、Y的原子半径大小为：QTYW，错误；B元素Q与W形成的两种常见化合物分别是Na2O、Na2O2，氧化钠、过氧化钠中含有相同比例的阴、阳离子，其阴阳离子之比为1：2，正确；CQ与Y组成的常见物质是Al2O3，氧化铝是一种两性物质，错误；D由Y和T组成的物质AlN，AlN属于原子晶

11、体，在电子和陶瓷工业上有广泛应用，可以直接由单质Y和T在高温下生成，错误。思路点拨:本题考查了元素位置结构性质的相互关系及应用，明确原子结构、元素周期表结构是解本题关键，根据原子结构确定元素，再结合物质结构、元素周期律来分析解答，注意过氧化钠的阴阳离子分别是过氧根离子和钠离子，为易错点。4.D键能、键长、键角及其应用；判断简单分子或离子的构型 A根据键长越短，键能越大判断；B上下两个顶点与中心R原子形成的键角为180，中间为平面三角形，构成三角形的键角为120，顶点与平面形成的键角为90；CRCl5RCl3+Cl2；DR原子最外层有5个电子，形成5个共用电子对A键长越短，键能越大，键长不同，所

12、以键能不同，故A正确；，所以键角（ClRCl）有90几种，故B正确；RCl3+Cl2，则RCl5受热后会分解生成分子立体结构呈三角锥形的RCl3，故C正确；DR原子最外层有5个电子，形成5个共用电子对，所以RCl5中R的最外层电子数为10，不满足8电子稳定结构，故D错误故选D本题考查了键角、键能、8电子稳定结构等，题目难度不大，注意分析题目中分子的立体结构图5.C原子结构与元素周期律的关系；原子结构与元素的性质 短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X原子的最外层电子数之比为4：3，由于为主族元素，最外层电子数不能为8，故W、X最外层电子数分别为4、3，且X原子序数较大，故W处于

13、第二周期，X处于第三周期，可推知W为C元素、X为Al元素，Z原子比X原子的核外电子数多4，则Z为Cl，Y为Al到Cl之间的元素，据此解答3，由于为主族元素，最外层电子数不能为8，故W、X最外层电子数分别为4、3，且X原子序数较大，故W处于第二周期，X处于第三周期，可推知W为C元素、X为Al元素，Z原子比X原子的核外电子数多4，则Z为Cl，Y为Al到Cl之间的元素A若Y为Si，则电负性SiC，故A错误；B同周期自左而右原子半径减小，电子层越多原子半径越大，故原子半径XYZW，故B错误；CY、Cl形成的分子可以为SiCl4，为正四面体构型，故C正确；DWY2分子应为CS2，结构式为S=C=S，分子

14、中键与键的数目之比是1：1，故D错误，本题考查结构性质位置关系应用，涉及原子电负性、半径比较、化学键、分子结构等，推断元素是解题关键，注意Y元素的不确定性，难度中等6.B微粒半径大小的比较；元素周期律的作用；元素电离能、电负性的含义及应用；键能、键长、键角及其应用专题：元素周期律与元素周期表专题A电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，电子层越多离子半径越大；B非金属性越强电负性越强，最高价含氧酸的酸性越强；C甲烷为正四面体，二氧化碳为直线型，水分子为V形，氧原子有2对孤电子对，孤电子对之间排斥大于成键电子对，键角小于甲烷，据此判断键角；D离子电荷相同，离子半径越大离子键越弱，物质越不稳定A

15、F、O2、Na+电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径O2FNa+，Li+电子层最少，故离子半径最小，则微粒半径：O2FNa+Li+，故A错误；B非金属性CCl，非金属性越强电负性越强，最高价含氧酸的酸性越强，故电负性ClC，酸性：HClO4H2CO3，故B正确；C甲烷为正四面体，二氧化碳为直线型，水为V形，氧原子有2对孤电子对，孤电子对之间排斥大于成键电子对，故其键角小于甲烷，即分子中的键角：CO2CH4H2O，故C错误；D离子电荷相同，自上而下碱金属离子半径减小，故离子键强度LiClNaClKClRbCl，故稳定性LiClNaClKClRbCl，故D错误，故选B本题考查微粒半

16、径比较、元素周期律、键参数、晶体类型与性质等，注意根据价层电子对互斥理论判断键角7.D【知识点】原子结构与元素周期率的关系 解析:X、Y、Z、W、M五种短周期元素，Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料，可知Y为Si；X、Y、Z、W同周期，都处于第三周期，由X+与M2-具有相同的电子层结构，可知X为Na、M为O；Z、M同主族，则Z为S；ZW，则W为Cl。A钠和氧可以形成Na2O、Na2O2，故A错误； C因水分子中存在氢键，所以水的沸点最高，沸点为H2OHClH2S，故C错误； B元素Y（Si）、Z（S）、W（Cl）的单质晶体分别属于原子晶体、分子晶体、分子晶体，故B错误； D元素

17、W和M的某些单质如氯气和臭氧可作为水处理中的消毒剂，正确。【思路点拨】本题考查了位置结构性质关系应用，难度中等，“Y是种重要的半导体材料、X+与M2-具有相同的电子层结构”是推断突破口，注意D选项中高纯硅的制备原理，注意对基础知识的积累掌握8.（1）三角锥型；sp3；3；（2）强；平面三角形；三角锥形；H2SeO3和H2SeO4可表示为（HO）2SeO和（HO）2SeO2，H2SeO3中的Se为+4价，而H2SeO4中的Se为+6价，正电性更高，导致SeOH中O的电子更向Se偏移，更易电离出H+判断简单分子或离子的构型；物质的量的相关计算；同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系；原子轨道杂

18、化方式及杂化类型判断 （1）根据价层电子对互斥模型判断分子空间构型，根据中心原子价层电子对数判断杂化方式；根据化学方程式计算产生的氮气的物质的量，再根据每个氮分子中含有2个键计算；（2）非金属性越强的元素，其与氢元素的结合能力越强，则其氢化物在水溶液中就越难电解，酸性就越弱；根据价层电子对互斥理论确定气态SeO3分子的立体构型、SO32离子的立体构型；根据中心元素Se的化合价可以判断电性高低，电性越高，对SeOH中O原子的电子吸引越强，越易电离出H+（1）在NH3分子中，有3个NH键，和一对孤电子对，根据价层电子对互斥模型判断分子空间构型为三角锥型，在N2H4中，氮原子价层电子对数为=4，所以

19、氮原子的杂化方式为sp3杂化，故答案为：三角锥型；反应中有4mol NH键断裂，即有1molN2H4参加反应，根据化学方程式可知产生的氮气的物质的量为1.5mol，而每个氮分子中含有2个键，所以形成3mol键，故答案为：3；（2）非金属性越强的元素，其与氢元素的结合能力越强，则其氢化物在水溶液中就越难电解，酸性就越弱，非金属性SSe，所以H2Se的酸性比H2S强；气态SeO3分子中Se原子价层电子对个数是3且不含孤电子对，所以其立体构型为平面三角形；SO32离子中S原子价层电子对个数=3+（6+232）=4且含有一个孤电子对，所以其立体构型为三角锥形，故答案为：强；H2SeO3和H2SeO4可

20、表示成（HO）2SeO和（HO）2SeO2，H2SeO3中的Se为+4价，而H2SeO4中的Se为+6价，正电性更高，导致SeOH中O的电子更向Se偏移，越易电离出H+，H2SeO4比H2SeO3酸性强，H2SeO3和H2SeO4可表示为（HO）2SeO和（HO）2SeO2，H2SeO3中的Se为+4价，而H2SeO4中的Se为+6价，正电性更高，导致SeOH中O的电子更向Se偏移，更易电离出H+本题主要考查了原子核外电子排布、分子空间构型、原子杂化方式、化学键的计算等知识，难度不大，（1）解题中注意对分子结构的分析9. （1）M 9 4 （2）二氧化硅 （3）共价键 3 （4）Mg2Si+4

21、NH4Cl=SiH4+4NH3+2MgCl2 （5）CC键和CH键较强，所形成的烷烃稳定。而硅烷中SiSi键和SiH键的键能较低，易断裂。导致长链硅烷难以生成 CH键的键能大于CO键，C一H键比CO键稳定。而SiH键的键能却远小于SiO键，所以SiH键不稳定而倾向于形成稳定性更强的SiO键 （6）sp3 1：3 SiO3n2n（或SiO32）物质结构与元素周期律解析：（1）硅原子核外有14个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，对应能层分别别为K、L、M，其中能量最高的是最外层M层，该能层有s、p、d三个能级，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道，所

22、以共有9个原子轨道，硅原子的M能层有4个电子（3s23p2）；（2）硅元素在自然界中主要以化合态（二氧化硅和硅酸盐）形式存在;（3）硅晶体和金刚石晶体类似都属于原子晶体，硅原子之间以共价键结合在金刚石晶体的晶胞中，每个面心有一个碳原子（晶体硅类似结构），根据均摊法知面心位置贡献的原子为 61/ 2 =3个；（4）Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4、NH3和MgCl2，方程式为：Mg2Si+4NH4Cl=SiH4+4NH3+2MgCl2;（5）烷烃中的C-C键和C-H键大于硅烷中的Si-Si键和Si-H键的键能，所以硅烷中Si-Si键和Si-H键的键能易断裂，导致长链硅烷难以生成

23、；键能越大、物质就越稳定，C-H键的键能大于C-O键，故C-H键比C-O键稳定，而Si-H键的键能远小于Si-O键，所以Si-H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si-O键；（6）硅酸盐中的硅酸根（SiO44 ）为正四面体结构，所以中心原子Si原子采取了sp3杂化方式；根据图（b）的一个结构单元中含有1个硅、3个氧原子，化学式为SiO32-。杂化方式看物质的结构比如：直线型为sp，平面型为sp2，四面体型为sp3,或运用价电子对数计算法：对于ABm型分子（A为中心原子，B为配位原子），分子的价电子对数可以通过下列计算确定：n=1/2（中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数m），配位原子中

24、卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按不提供价电子计算；若为离子，须将离子电荷计算在内：m离子电荷数），阳离子取“”，阴离子取“+”。根据价电子对数可以有以下结论：分子 价电子对数 几何构型 中心原子杂化类型BeCl2 2 直线型 spBF3 3 平面三角形 sp2SiCl4 正四面体 sp3价层 孤 VS 立体SO3 0 sp2 平面三角CH4 sp3 正四面体NH4+H2O sp3 V sp2 平面三角CO3 2- 平面三角 SO2 1NH3 三角锥10.I（1） FNOC（2）CD（3）BDF（3）根据其性质可知应为分子晶体，晶体中存在范德华力，Cr（CO）5为配位化合物，其中

25、含有配位键，CO中存在碳氧极性键。（1） sp2；NO3-或CO3 2-（2） Cu（H2O）4SO4 正四面体原子轨道杂化方式及杂化类型判断，“等电子原理”的应用，不同晶体的结构微粒及微粒间作用力的区别，元素周期律和元素周期表的综合应用I（1） 由元素在周期表中位置，可知A为氢、B为Be、C为碳、D为氮、E为氧、F为氟、G为Al、H为Cl、I为Cr、J为Fe（1）I为Cr，核外电子数目为24，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，价电子排布图为同周期自左而右元素第一电离能呈增大趋势，N元素原子各轨道处于全满、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：FNOC。（2）元素A分别与C、D、E形成最简单的常见化合物分子甲