吉林省长春外国语学校2018_2019学年高二化学下学期第一次月考试题（含解析）.docx

长春外国语学校2018-2019学年第二学期月考考试高二年级化学试卷(理科)第卷一、选择题：本题共10小题，每小题3分。在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的。1.下列说法中正确的是()A. s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是字形B. 能层为1时，有自旋相反的两个轨道C. 能层为3时，有3s、3p、3d、4f四个轨道D. s电子云是球形对称的，其疏密程度表示电子在该处出现的概率大小【答案】D【解析】A、核外电子的运动并无固定轨道，选项A错误；B、第一能层有一个能级，有一个轨道，选项B错误；第三能层有3s、3p、3d三个能级，其轨道数分别为1、3、5，选项C错误；D、s电子云是球形对称的，其疏密程度表示电子在该处出现的几率大小，选项D正确。答案选D。2. 下列说法中正确的是A. s区都是金属元素B. s区都是主族元素C. 稀有气体在ds区D. 所有非金属元素都在p区【答案】B【解析】区的名称来自于按构造原理最后填入电子的能级的符号，A、D不正确，因为氢元素在s区，属于非金属。稀有气体在区，C不正确。所以B正确，答案选B。3.下列分子的VSEPR模型和分子的立体构型相同的是( )A. NH3B. CO2C. H2OD. SO2【答案】B【解析】【分析】价层电子对互斥模型（简称VSEPR模型），根据价电子对互斥理论，价层电子对数=键个数+孤电子对数，键个数=配原子个数，孤电子对数=（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；分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤对电子；实际空间构型要去掉孤电子对，略去孤电子对就是该分子的空间构型；价层电子对数为4，不含孤电子对，空间构型为正四面体结构；含有一对孤电子对，空间构型为三角锥形，含有两对孤电子对，空间构型是V型；价层电子对数为3，不含孤电子对，空间构型平面三角形结构；含有一对孤电子对，空间构型为为V形结构；价层电子对数是2且不含孤电子对，空间构型为直线形结构，据此判断。【详解】A氨气分子中氮价层电子对数=键个数+孤电子对数=3+（5-31）=4，VSEPR模型为正四面体结构，含有一对孤电子对，所以其空间构型为三角锥形，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，选项A错误；BCO2分子中每个O原子和C原子形成两个共用电子对，价层电子对数=键个数+孤电子对数=2+（4-22）=2，VSEPR模型为直线形结构，且不含孤电子对，所以为直线形结构，VSEPR模型与分子立体结构模型一致，选项B正确；C水分子中氧原子价层电子对数=2+（6-21）=4，VSEPR模型为正四面体结构，含有2对孤电子对，略去孤电子对后，实际上其空间构型是V型，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，选项C错误；D二氧化硫分子中氧原子价层电子对数=2+（6-22）=3，VSEPR模型为平面三角形结构，含有一对孤电子对，空间构型为为V形结构，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，选项D错误；答案选B。【点睛】本题考查了价层电子对互斥模型和微粒的空间构型的关系，根据价层电子对互斥理论来分析解答，注意孤电子对数的计算方法，为易错点，注意实际空间构型要去掉孤电子对为解答关键，题目难度中等。4.用价层电子对互斥理论预测SO2和SO3的立体结构，两个结论都正确的是（ ）A. 直线形；三角锥形B. V形；三角锥形C. 直线形；平面三角形D. V形；平面三角形【答案】D【解析】试题分析：SO2分子中S原子的价层电子对数=2+1/2(6-22)=3,有1对孤对电子，根据VSEPR模型判断SO2分子的空间构型是V形；SO3的S原子的价层电子对数=3+1/2(6-23)=3,无孤对电子，所以SO3的空间构型是平面正三角形，答案选D。考点：考查VSEPR理论的应用5.下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是（ ）A. SO3与SO2B. BF3与NH3C. BeCl2与SCl2D. H2O与SO2【答案】A【解析】试题分析：A、SO3中S原子杂化轨道数为（6+0）=3，采取 sp2杂化方式，SO2中S原子杂化轨道数为（6+0）=3，采取 sp2杂化方式，故A正确；B、BF3中B原子杂化轨道数为（3+3）=3，采取 sp2杂化方式，NH3中N原子杂化轨道数为（5+3）=4，采取 sp3杂化方式，二者杂化方式不同，故B错误；C、BeCl2中Be原子杂化轨道数为（2+2）=2，采取 sp杂化方式，SCl2中S原子杂化轨道数为（6+2）=4，采取sp3杂化方式，二者杂化方式不同，故C错误。考点：原子轨道杂化类型判断点评：本题考查原子轨道杂化类型判断，难度中等。需熟练掌握几种常见分子的中心原子杂化类型。6.NH3、H2S等是极性分子，CO2，BF3，CCl4等是含极性键的非极性分子。根据上述实例可推出ABn型分子是非极性分子的经验规律是()A. 分子中不能含有氢原子B. 在ABn分子中A的相对原子质量应小于B的相对原子质量C. 在ABn分子中A原子没有孤电子对D. 分子中每个共价键的键长应相等【答案】C【解析】试题分析：NH3、H2S等是极性分子，而CO2、BF3、CCl4等是含极性键的非极性分子。关键价层电子对互斥理论可知，N和S都含有孤对电子，而C、B没有孤对电子，这说明中心原子是否含有孤对电子是判断的关键，所以ABn型分子是非极性分子的经验规律是在ABn分子中A原子没有孤电子对，答案选C。考点：考查分子极性的判断点评：该题是中等难度的试题，试题基础性强，侧重对学生能力的培养。有利于培养学生分析、归纳、总结问题的能力，提高学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力。7. 下列不能形成配位键的组合是（ ）。A. Ag、NH3B. H2O、HC. Co3、COD. Ag、H【答案】D【解析】配位键的形成条件必须是一方能提供孤对电子，另一方能提供空轨道，A、B、C三项中，Ag、H、Co3能提供空轨道，NH3、H2O、CO能提供孤对电子，所以能形成配位键，而D项Ag与H都只能提供空轨道，而无法提供孤对电子，所以不能形成配位键。8.下列关于价层电子对互斥模型（VSEPR模型）的叙述中不正确的是（）A. VSEPR模型可用来预测分子的立体结构B. 分子中价电子对相互排斥决定了分子的空间结构C. 分子中键角越大，价电子对相互排斥力越小，分子越稳定D. 中心原子上的孤电子对不参与互相排斥【答案】D【解析】A、价层电子对互斥理论可用来预测分子的立体构型，故A说法正确；B、立体构型与价电子数对相互排斥有有关，因此分子中价电子对相互排斥决定了分子的立体构型，故B说法正确；C、多原子分子内，两个共价键之间的夹角，分子中键角越大，价电子对相互排斥力越小，分子越稳定，故C说法正确；D、中心原子上的孤电子对参与相互排斥，如H2O中中心原子为O，O有2个孤电子对，离子构型为V型，甲烷中中心原子为C，无孤电子对，空间构型为正四面体，故D说法错误。9.下列叙述正确的是()A. NH3是极性分子，分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心B. CCl4是非极性分子，分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心C. H2O是极性分子，分子中O原子处在2个H原子所连成的直线的中央D. CO2是非极性分子，分子中C原子处在2个O原子所连成的直线的中央【答案】D【解析】【分析】根据中心原子形成的键数以及孤对电子数目判断分子的立体构型。【详解】AN与3个H原子形成键，孤对电子数为=1，为三角锥形分子，选项A错误；BCCl4中C与4个Cl形成4个键，孤对电子数为0，为正四面体结构，非极性分子，选项B错误；CH2O中O与2个H形成键，孤对电子数为=2，为V形分子，选项C错误；DCO2是非极性分子，C与2个O形成键，孤对电子数为=0，为直线形分子，选项D正确。答案选D。【点睛】本题考查分子构型的判断，题目难度不大，本题注意把握键数以及孤对电子数目判断。10.用过量硝酸银溶液处理0.01 mol氯化铬水溶液，产生0.02 molAgCl沉淀，则此氯化铬最可能是()A. Cr(H2O)6Cl3B. Cr(H2O)5ClCl2H2OC. Cr(H2O)4Cl2Cl2H2OD. Cr(H2O)3Cl33H2O【答案】B【解析】【分析】氯化铬（CrCl36H2O）中的阴离子氯离子能和银离子反应生成氯化银沉淀，注意配体中的氯原子不能和银离子反应，根据氯化铬（CrCl36H2O）和氯化银物质的量的关系式计算氯离子个数，从而确定氯化铬（CrCl36H2O）的化学式。【详解】根据题意知，氯化铬（CrCl36H2O）和氯化银的物质的量之比是1：2，根据氯离子守恒知，一个氯化铬（CrCl36H2O）化学式中含有2个氯离子，剩余的1个氯离子是配原子，所以氯化铬（CrCl36H2O）的化学式可能为Cr（H2O）5ClCl2H2O，答案选B。【点睛】本题考查了配合物的成键情况，难度不大，注意：该反应中，配合物中配原子不参加反应，只有阴离子参加反应，为易错点。第卷二、综合题：本题共5小题，共70分。11.(1)在第二周期中，第一电离能最小的元素符号是_，第一电离能最大的元素符号是_。(2)在元素周期表中，电负性最大的元素的名称是_。(3)第四周期元素中，基态原子中未成对电子最多的元素的原子序数是_，元素符号_.(4)写出34Se的电子排布式是_，它在元素周期表位置_。【答案】 (1). Li (2). Ne (3). 氟 (4). 24 (5). Cr (6). 1s22s22p63s23p63d104s24p4 (7). 第四周期第VIA族【解析】【详解】(1)同周期随原子序数增大，元素第一电离能呈增大趋势，当A族的s能级为全满稳定状态，A族的p能级为半满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，而稀有气体外围电子排布为2s22p6，达全满的稳定结构，所以第一电离最大，即第二周期，第一电离能最小的元素符号是Li；最大的是Ne；（2）在元素周期表中，同周期中从左向右，元素的非金属性增强，电负性增强，同主族元素从上向下，元素的非金属性减弱，电负性减弱，在元素周期表中，电负性最大的元素是F，名称是氟；(3)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，此元素为铬，原子序数是24，元素符号为Cr；(4) 34Se是34号元素，核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p4；位于周期表第四周期，第VIA族。12.下表给出了14种元素的电负性：元素电负性元素电负性元素电负性Al1.5B2.0Be1.5C2.5Cl3.0F4.0Li1.0Mg1.2N3.0Na0.9O3.5P2.1Cl2.5S1.8(1)同一周期中，从左到右，主族元素的电负性_；同一主族中，从上到下，元素的电负性_。主族元素的电负性随原子序数递增呈_变化。(2)短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于_化合物，用电子式表示该化合物：_。(3)已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键，则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中为离子化合物的是_，为共价化合物的是_。【答案】 (1). 增大 (2). 减小 (3). 周期性 (4). 离子 (5). (6). Mg3N2 (7). BeCl2、AlCl3、SiC【解析】【详解】（1）由表中数据可知，第二周期元素从LiF，随着原子序数的递增，元素的电负性逐渐增大，第三周期元素从NaS，随着原子序数的递增，元素的电负性也逐渐增大，并呈周期性变化，同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小，故答案为：增大；减小；周期性；（2）短周期元素中，由电负性最大的元素是F与电负性最小的元素是Na，两者形成的化合物的化学式为NaF，属于离子化合物，用电子式表示该化合物为；（3）元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化，Mg3N2电负性差值为3.0-1.2=1.8，大于1.7形成离子键，属于离子化合物；BeCl2电负性差值为2.5-1.5=1，小于于1.7形成共价键，属于共价化合物；AlCl3电负性差值为3.0-1.5=1.5，小于于1.7形成共价键，属于共价化合物；CS2电负性差值为2.5-2.5=0，小于于1.7形成共价键，属于共价化合物；故答案为：Mg3N2；BeCl2、AlCl3、SiC。13.有五种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述：元素结构、性质等信息A是短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂BB与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性C元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂D是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂EL层上有2对成对电子请根据表中信息填空：(1)A原子的核外电子排布式为_。(2)B元素在周期表中的位置：_；离子半径：B_ A(填“大于”或“小于”) (3)C原子的价电子排布图是_，其原子核外有_个未成对电子，能量最高的电子为_轨道上的电子，其轨道呈_形。(4)D原子的电子排布式为_。D-的结构示意图是_(5)C、E元素的第一电离能的大小关系是_(用元素符号表示)。(6)已知CD3分子中D元素为+1价，则C、D的电负性大小关系是_(用元素符号表示)，CD3与水反应后的产物是_和_。【答案】 (1). 1s22s22p63s1 (2). 第三周期第IIIA族 (3). 小于 (4). (5). 3 (6). 2p (7). 哑铃 (8). 1s22s22p63s23p5 (9). (10). NO (11). NCl (12). HClO (13). NH3【解析】【分析】短周期元素中，A是短周期中（除稀有气体外）原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂，则A为Na；B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性，则B为Al；C元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂，则C为N元素；D是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂，则D为Cl，E的L层上有2对成对电子，则E为O，据此解答。【详解】短周期元素中，A是短周期中（除稀有气体外）原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂，则A为Na；B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性，则B为Al；C元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂，则C为N元素；D是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂，则D为Cl，E和L层上有2对成对电子，则E为O。（1）A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1；（2）B为Al，位于周期表中第三周期第IIIA族；Na+与Al3+核外电子排布相同，核电荷数Al3+大于Na+，故r（Al3+）r（Na+），故答案为：小于；（3）C为N元素，原子的价电子排布图为，其原子核外有3个未成对电子；能量最高的电子为2p轨道上的电子，其轨道呈哑铃形；（4）D为Cl，电子排布式为1s22s22p63s23p5；D-的结构示意图是；（5）C、E分别为N和O，由于Np轨道上半充满，故第一电离能反常的升高，故第一电离能的大小关系是NO；(6)已知NCl3分子中N为-3价，Cl为+1价，则电负性大小关系是NCl，NCl3与水反应后的产物是HClO和NH3。【点睛】本题考查结构性质位置关系应用，侧重对化学用语的考查，注意对基础知识的理解掌握，注意N的p轨道上半充满，第一电离能反常的高。14.有A、B、C、D、E、F六种元素，已知：它们位于三个不同短周期，核电荷数依次增大B与F同主族B、C分别都能与D按原子个数比1：1或1：2形成化合物A、E分别都能与D按原子个数比1：1或2：1形成化合物E元素的电离能数据如下(kJmol-1)：I1I2I3I4496456269129540(1)写出只含有A、B、D、E四种元素的一种无水盐的化学式_。(2)B2A2分子中存在_个键，_个键。(3)BD2分子中B原子的杂化方式是_。(4)人们通常把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能键能的大小可以衡量化学键的强弱，也可以用于计算化学反应的反应热(H)，化学反应的H等于反应中断裂旧化学键的键能之和与反应中形成新化学键的键能之和的差下表列出了上述部分元素形成的化学键的键能：化学键F-DF-FD=D键能/kJmol-1460176497.3试计算1molF单质晶体燃烧时的反应热H=_。(已知1molF单质中含2mol F-F键，1mol FO2中含有4mol F-O键)【答案】 (1). NaHCO3 (2). 3 (3). 2 (4). sp (5). -990.7kJ/mol【解析】【详解】由表中数据可知，E的第二电离能剧增，故E通常为+1价，且E为短周期元素，核电荷数较大，所以E是Na元素；A、B、C、D、E、F六种元素，它们位于三个不同短周期，核电荷数依次增大，A能和某些元素形成化合物，所以A是H元素；A、E分别都能与D按原子个数比1：1或2：1形成化合物，即D能显-1或-2价，所以D是O元素；B、C分别都能与D按原子个数比1：1或1：2形成化合物，且B、C、D的核电荷数依次增大，所以B是C元素，C是N元素；B与F同主族，所以F是Si元素。（1）通过以上分析知，A是H元素，B是C元素，D是O元素，E是Na元素；只含有A、B、D、E四种元素的两种无水盐为NaHCO3和CH3COONa；（2）B2A2分子是C2H2，乙炔分子中存中存在 3个键，2个键；（3）BD2分子是CO2，分子中C原子价层电子对个数为2，没有孤电子对，为s