(新课标)2020年高二化学暑假作业(六)

新课标2020年高二暑假化学作业（六）一、选择题（本题共7道小题）1.下列各组元素性质的递变情况错误的是（）A．Na、Mg、Al原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正价依次升高C．N、O、F第一电离能依次增大D．Na、K、Rb电负性逐渐减小2.下列表示式错误的是（）A．Na+的轨道表示式：B．Na+的结构示意图：C．Na的电子排布式：1s22s22p63s1D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s13.短周期原子序数依次增大的主族元素R、T、Q、w、Y具有如下信息：①R、Y原子的最外层电子数与电子层数相同；@Q是地壳中含量最高的元素，R与T的核电荷数之和等于Q的核电荷数；③w与R同主旅。

下列说法正确的是 ( )A．T、Q、w、Y的原子半径大小为：T<Q<Y<wB．Q与w形成的两种常见化合物中含有相同比例的阴、阳离子，属于同种晶体类型C．Q与Y组成的常见物质是一种碱性氧化物D．由Y和T组成的物质YT是原子晶体，在电子和陶瓷工业上有广泛应用，可以直接由单质Y 和T在低温下合成4.第ⅤA族元素的原子R与A原子结合形成RA3气态分子，其立体结构呈三角锥形．RCl5在气态和液态时，分子结构如图所示，下列关于RCl5分子的说法中不正确的是（）A．分子中5个R﹣Cl键键能不都相同B．键角（Cl﹣R﹣Cl）有90°、120、180°几种C．RCl5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（）A．W、Y、Z的电负性大小顺序一定是Z＞Y＞WB．W、X、Y、Z的原子半径大小顺序可能是W＞X＞Y＞ZC．Y、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σ键与π键的数目之比是2：16.以下比较中，正确的是（）A.微粒半径：F﹣＞O2﹣＞Na+＞Li+B.电负性Cl＞C，酸性：HClO4＞H2CO3C.分子中的键角：CH4＞H2O＞CO2D.稳定性：LiCl＜NaCl＜KCl＜RbCl7.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：Z＞W；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( )A．X、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．①NH3分子的空间构型是；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是．②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：N2O4+2N2H4═3N2+4H2O若该反应中有4mol N﹣H键断裂，则形成的π键有 mol．（2）ⅥA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：①H2Se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．②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：①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_____________。

②SiH4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、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组成一种化学式为J(CE)的配位化合物，该物质常温下呈液态，熔点为一20．5℃，沸点为103~C，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Ⅱ．(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：①胆矾的化学式用配合物的形式表示为的②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考点：原子核外电子排布；原子结构示意图．分析：钠原子的电子排布式为1s22s22p63s1，或写为[Ne]3s1，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．解答：解：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；B．Na+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[Ne]3s1，故C正确；D．钠原子的简化电子排布式为[Ne]3s1，故D正确；故选A．点评：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：Q＜T＜Y＜W，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；C．Q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考点：键能、键长、键角及其应用；原子核外电子排布；判断简单分子或离子的构型．分析：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°；C．RCl5RCl3+Cl2↑；D．R原子最外层有5个电子，形成5个共用电子对．解答：解：A．键长越短，键能越大，键长不同，所以键能不同，故A正确；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°，所以键角（Cl﹣R﹣Cl）有90°、120、180°几种，故B正确；C．RCl5RCl3+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；D．R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．点评：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考点：原子结构与元素周期律的关系；原子结构与元素的性质．分析：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．解答：解：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Si＜C，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X＞Y＞Z＞W，故B 错误；C．Y、Cl形成的分子可以为SiCl4，为正四面体构型，故C正确；D．WY2分子应为CS2，结构式为S=C=S，分子中δ键与π键的数目之比是1：1，故D错误，故选C．点评：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考点：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．分析：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．解答：解：A．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O2﹣＞F﹣＞Na+，Li+电子层最少，故离子半径最小，则微粒半径：O2﹣＞F﹣＞Na+＞Li+，故A错误；B．非金属性C＜Cl，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Cl＞C，酸性：HClO4＞H2CO3，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：CO2＞CH4＞H2O，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LiCl＞NaCl＞KCl＞RbCl，故稳定性LiCl＞NaCl＞KCl＞RbCl，故D错误，故选B．点评：本题考查微粒半径比较、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；原子半径：Z＞W，则W为Cl。