2018-2019学年福建省宁德市高中同心顺联盟校高二下学期期中考试化学试题 解析版
2018－2019学年第二学期期中考试高二化学试题
（考试时间：90分钟；满分：100分）
温馨提示：
1．本学科试卷分试题卷和答题卡两部分。试题卷分第Ⅰ卷（选择题）和第Ⅱ卷（非选择题）(共6页20题)，全部答案必须按要求填在答题卡的相应答题栏内，否则不能得分。
2．相对原子质量：H-1 C-12 O-16 Na－23 Si－28 Cl－35.5 Cu－64
第I卷 选择题（共48分）
本题包括16小题，每小题3分，共48分。每小题只有一个选项符合题意。
1.2013年6月《自然》刊波尔原子结构模型100周年。波尔在人类对原子结构的认识的历程上是非常重要的。以下关于人类对原子结构的认识错误的是（ ）
A. 汤姆逊发现电子
B. 道尔顿提出近代原子学说
C. 卢瑟福通过α粒子散射实验总结出原子结构葡萄干布丁模型
D. 玻尔首次将量子化概念应用到原子结构，并解释了原子稳定性
【答案】C
【解析】
【详解】A．1897年，汤姆逊发现了电子，故A正确；
B．1808年，英国科学家道尔顿提出了原子论，故B正确；
C．卢瑟福进行α粒子散射实验后，认为原子是“行星模型”，汤姆逊提出葡萄干面包原子模型，故C错误；
D．玻尔原子模型：电子的轨道是量子化，原子的能量是量子化，所以他提出能量量子化，故D正确；
答案选C。
2.下列有关认识正确的是（ ）
A. 在同一电子层上运动的电子，其自旋方向肯定不同
B. 各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C. 电子云是用小点的疏密程度来表示电子的多少
D. 杂化轨道可用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对
【答案】D
【解析】
【详解】A．在同一电子层上运动的电子，如不在同一轨道，则自旋方向可能相同，如2p3，故A错误；
B．各能层的能级都是从s能级开始，每个能层上能级个数与能层数相等，所以有的能层不含f能级，故B错误；
C．电子云图中的小黑点表示电子在核外空间出现机会的多少，而不表示具体的电子、电子的个数及电子的运动轨迹，故C错误；
D．杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤对电子，故D正确；
答案选D。
3.下列有关化学用语的表述正确的是（ ）
A. HClO的结构式：H—Cl—O
B. O2－：1s22s22p6
C. 原子核内有10个中子的氧原子：818 O
D. C原子的轨道表示式：
【答案】B
【解析】
【详解】A．次氯酸的中心原子是氧原子，结构式为H-O-Cl，故A错误；
B．O2-核外最外层有8个电子，电子排布式为1s22s22p6，故B正确；
C．原子核内有10个中子的氧原子，其质量数为18，该氧原子可以表示为：188O，故C错误；
D．C原子的电子排布图(或轨道表示式)为，故D错误；
答案选B。
【点睛】本题的易错点为A，可以根据O和Cl原子的最外层电子数和形成稳定结构需要形成的共用电子对的数目判断。
4.老鼠能在多氟碳化物溶液内部潜水游动，科学家预测多氟碳化物可能成为血液替代品。全氟丙烷(C3F8)是一种常见的多氟碳化物，下列对该物质的叙述中不正确的是( )
A. 原子半径C比F的大
B. 全氟丙烷的电子式为
C. 全氟丙烷分子中只含σ键
D. 全氟丙烷分子中既含极性键又含非极性键
【答案】B
【解析】
【详解】A．C、F同周期，同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，则原子半径C比F的大，故A正确；
B．F原子最外层7个电子，形成化合物时满足最外层8个电子，电子式中F的孤对电子没有标出，正确的电子式为，故B错误；
C．分子中只含共价单键，则全氟丙烷分子中只含σ键，故C正确；
D．分子中含有C-C非极性键和C-F极性键，故D正确；
答案选B。
5.下列有关晶体的说法中一定正确的是 （ ）
①原子晶体中只存在非极性共价键
②稀有气体形成的晶体属于分子晶体
③干冰晶体升华时，分子内共价键会发生断裂
④金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物
⑤具有离子键的化合物是离子化合物
A. ②⑤ B. ①③ C. ①④ D. ④⑤
【答案】A
【解析】
【详解】①原子晶体是原子之间通过共价键形成的晶体，同种元素原子之间形成非极性键，不同原子之间形成极性键，如二氧化硅是原子晶体，晶体中Si-O键是极性键，故①错误；
②稀有气体是单原子分子，分子之间通过分子间作用力形成分子晶体，故②正确；
③干冰晶体属于分子晶体，分子之间通过分子间作用力形成晶体，升华时分子间距增大，破坏分子间作用力，没有破坏化学键，故③错误；
④金属元素和非金属元素形成的化合物可能是共价化合物，如氯化铝，故④错误；
⑤含有离子键的化合物是离子化合物，故⑤正确；
正确的有②⑤，故选A。
6.图中a、b、c、d、e为周期表短周期的一部分元素，下列叙述正确的是（ ）
A. b元素除0价外，只有一种化合价
B. a的晶体中只有一种作用力
C. b、e简单气态氢化物的稳定性：b
CaO>NaCl>KCl
【解析】
【分析】
Ⅰ.X元素与碳元素同主族且位于周期表中的第一长周期，X为Ge元素，Y原子是短周期元素且最外层电子数比内层电子总数少3，Y为Cl元素，化合物XY4为GeCl4，据此分析解答(1)-(4)；
Ⅱ. X、Y为第3周期的两种元素，根据电离能的数值可知，X最外层只有1个电子，为Na元素；Y最外层有3个电子，为Al元素，据此分析解答(5)-(7)。
【详解】Ⅰ.根据上述分析，X为Ge元素，Y为Cl元素，化合物XY4为GeCl4。
(1)Y为Cl元素， Cl元素是17号元素，核外电子有17种不同运动状态，故答案为：17；
(2)X为Ge元素，位于第四周期第ⅣA族，Ge元素是32号元素，基态原子核外电子排布式为ls22s22p63s23p63d104s24p2，价电子的轨道表示式为，故答案为： ；
(3)若X、Y两元素电负性分别为2.1和3.0，则XY4中X与Y的电负性的差值为0.9＜1.7，X与Y之间形成共价键，故答案为：共价键；
(4) GeCl4中Ge的价层电子对数=4+0=4，采用sp3杂化，为正四面体结构，分子中正负电荷的重心重合，属于非极性分子，故答案为：非极性；
Ⅱ. 根据上述分析，X为Na元素；Y为Al元素。
(5)铝单质与钠的最高价氧化物对应的水化物氢氧化钠反应的化学方程式为2Al+2NaOH+6H2O=2Na [Al(OH)4]+3 H2↑(或2Al + 2NaOH +2H2O=2NaAlO2 + 3H2↑)，故答案为：2Al+2NaOH+6H2O=2Na [Al(OH)4]+3H2↑(或2Al + 2NaOH +2H2O=2NaAlO2 + 3H2↑)；
(6)钠属于体心立方堆积，故答案为：A；
(7)离子半径Mg2+＜Na+＜O2-＜Ca2+＜Cl-；离子所带电荷数Na+=Cl-＜O2-=Mg2+=Ca2+，离子晶体的离子半径越小，所带电荷数越多，晶格能越大，则离子晶体的熔沸点越高，则有NaCl、KCl、MgO、CaO熔点由高到低的顺序是MgO＞CaO＞NaCl＞KCl，故答案为：MgO＞CaO＞NaCl＞KCl。
18.已知A、B、C、D、E为周期表前四周期原子序数依次增大的五种元素。其中A的基态原子的电子占据2个电子层且原子中成对电子数是未成对电子数的2倍，它的一种单质是天然存在硬度最大的物质；C的基态原子2p能级上的未成对电子数与A原子的相同；D和C位于同一主族，E3+ 离子3d轨道半充满。
(1)E在元素周期表的位置：______________________。
(2)在A、B、C三种元素中，第一电离能由大到小的顺序是___________（用元素符号回答）。
(3)元素B的简单气态氢化物极易溶于水，原因是_____________________。
(4)元素C与D所形成的高价化合物分子的立体构型为___________________。
(5)化合物X是元素A和C形成的三原子分子，与其互为等电子体的微粒有__________。（只写一个）
(6)从原子结构的角度解释E3+比E2+稳定的原因________________________________。
【答案】 (1). 第4周期Ⅷ族 (2). N>O>C (3). 都是极性分子相似相溶，NH3分子与水分子间存在氢键 (4). 平面正三角形 (5). N2O (6). Fe2+价电子排布为3d6，Fe3+价电子排布为3d5 ，Fe3+3d轨道半充满能量较低较稳定
【解析】
【分析】
A、B、C、D、E为周期表前四周期原子序数依次增大的五种元素。其中A的基态原子的电子占据2个电子层且原子中成对电子数是未成对电子数的2倍，则电子排布式为1s22s22p2，A为碳元素；C的基态原子2p能级上的未成对电子数与A原子的相同，电子排布式为1s22s22p4，C为氧元素，则B为氮元素；D和C位于同一主族，D为硫元素；E3+ 离子3d轨道半充满，电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，则E为26号元素，为铁元素。据此分析解答。
【详解】根据上述分析，A为碳元素，B为氮元素，C为氧元素，D为硫元素，E为铁元素。
(1)
E为铁元素，为26号元素，在元素周期表中位于第4周期Ⅷ族，故答案为：第4周期Ⅷ族；
(2) 同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第IIA族、第VA族元素的第一电离能大于相邻元素。在A、B、C三种元素中，第一电离能由大到小的顺序是N>O>C，故答案为：N>O>C；
(3) B为氮元素，B的简单气态氢化物为氨气，氨气和水分子均为极性分子，且NH3分子与水分子间存在氢键，导致极易溶于水，故答案为：都是极性分子相似相溶，NH3分子与水分子间存在氢键；
(4)元素C与D所形成的高价化合物为SO3，分子中的S原子的价层电子对数=3+=3，采用sp2杂化，立体构型为平面正三角形，故答案为：平面正三角形。
(5)化合物X是元素A和C形成的三原子分子，则X为CO2，含有3个原子，价电子数为16个，与其互为等电子体的微粒有N2O、CS2等，故答案为：N2O(或CS2)；
(6)Fe2+价电子排布为3d6，Fe3+价电子排布为3d5 ，Fe3+3d轨道半充满能量较低较稳定，因此Fe3+比Fe2+稳定，故答案为：Fe2+价电子排布为3d6，Fe3+价电子排布为3d5 ，Fe3+3d轨道半充满能量较低较稳定。
19.目前，全世界镍的消费量仅次于铜、铝、铅、锌,居有色金属第五位。镍行业发展蕴藏着巨大潜力。
Ⅰ.(1)硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。
①基态Ni2+核外电子排布式为_________________。
②在[Ni(NH3)6]2＋中存在的化学键有（ ）
A．离子键 B.共价键 C.配位键 D. 氢键 E.σ键 F．π键
Ⅱ.丁二酮肟是检验Ni2+的灵敏试剂。
(2)丁二酮肟分子中C原子轨道杂类型为________________，1mol丁二酮肟分子所含σ键的数目为_____________。
(3)配合物[Ni(CO)4]常温下为液态，易溶于CCl4、苯等有机溶剂。
① [Ni(CO)4]固态时属于________晶体(填晶体类型)。
②[Ni(CO)4]中Ni与CO的C原子形成配位键。不考虑空间构型，[Ni(CO)4]的结构可用示意图表示为_____________ (用“→”表示出配位键) 。
【答案】 (1). 1s22s22p63s23p63d8 (2). BCE (3). sp3和sp2 (4). 15NA (5).
分子 (6).
【解析】
【分析】
(1)①Ni是28号元素，根据原子核外电子排布规律书写Ni2+的基态核外电子排布式；②[Ni(NH3)6] 2+中Ni2+与NH3之间形成配位键、NH3中N、H之间形成极性键；
(2)根据价层电子对互斥理论确定中心原子杂化方式；C-H为碳氢σ键，C-C为碳碳σ键，C=N含有一个碳氮σ键；
(3)①根据合物Ni(CO)4的性质熔点、溶解性判断；②Ni(CO)4中Ni与CO的C原子形成配位键，形成四面体结构，据此分析解答。
【详解】Ⅰ.(1)①Ni是28号元素，根据原子核外电子排布规律可知，Ni2+的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d8，故答案为：1s22s22p63s23p63d8；
②[Ni(NH3)6] 2+中Ni2+与NH3之间形成配位键、NH3中N、H之间N-H单键，属于共价键，也是σ键，故答案为：BCE ；
Ⅱ.(2)丁二酮肟分子中甲基上碳原子价层电子对个数是4，且不含孤电子对，为sp3杂化，连接甲基的碳原子含有3个价层电子对，且不含孤电子对，为sp2杂化；已知丁二酮肟的结构式为，分子中含有13个单键，和2个双键，则共含有15个σ键，所以1mol丁二酮肟含有σ键数目为15NA；故答案为：sp3和sp2；15NA；
(3)①因为Ni(CO)4常温下为液态，易溶于CCl4、苯等有机溶剂，根据相似相溶原理知，固态Ni(CO)4属于分子晶体，故答案为：分子；
②Ni(CO)4中Ni与CO的C原子形成配位键，形成四面体结构，其结构图为，故答案为：。
20.Na3OCl是一种良好的离子导体，具有反钙钛矿晶体结构。回答下列问题：
（1）Ca小于Ti的是_______（填标号）。
A．最外层电子数 B．未成对电子数 C．原子半径 D．第三电离能
（2）由O、Cl元素可组成不同的单质和化合物，其中Cl2O2能破坏臭氧层。
① Cl2O2的沸点比H2O2低，原因是___________________________________。
② O3分子中心原子杂化类型为_______；O3是极性分子，理由是___________________。
（3）Na3OCl可由以下两种方法制得：
方法Ⅰ Na2O + NaClNa3OCl
方法II 2Na + 2NaOH + 2NaCl2Na3OCl + H2↑
① Na2O的电子式为____________。
② 在方法Ⅱ的反应中，形成的化学键有_______（填标号）。
A．金属键 B．离子键 C．配位键 D．极性键 E．非极性键
（4）Na3OCl晶体属于立方晶系，其晶胞结构如右所示。已知：晶胞参数为a nm，密度为d g·cm－3。
①Na3OCl晶胞中，Cl位于各顶点位置，Na位于_________位置，两个Na之间的最短距离为________nm。
②用a、d表示阿伏加德罗常数的值NA=__________________（列计算式）。
【答案】 (1). B (2). H2O2分子间存在氢键 (3). sp2 (4). O3分子为V形结构（或“O3分子中正负电荷重心不重合”等其他合理答案） (5). (6). BE (7). 面心 (8). (9).
【解析】
【分析】
(1)基态Ca原子核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2，基态Ti原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d24s2，结合元素周期律分析判断；
(2)①同种类型晶体的熔沸点高低取决于微粒间作用力的大小，分子间存在氢键的熔沸点高；②根据价层电子对互斥理论和杂化轨道理论分析解答；
(3)Na2O为离子化合物，据此书写其电子式；根据Na3OCl和H2存在的化学键类型判断；
(4)①根据均摊法分析判断Na3OCl晶体结构中空心白球、顶点阴影球、实心黑球的数目再结合Na3OCl化学式分析判断；②由密度公式ρ=计算解答。
【详解】(1)基态Ca原子核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2，未成对电子数为0，基态Ti原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d24s2，未成对电子数为2。A．最外层电子数相等，错误；B．Ca的未成对电子数小于Ti，正确；C．同一周期元素，原子序数小的原子半径大，原子半径Ca原子略大，错误；D．Ca原子失去两个电子后恰好达到全满结构，很难失去第三个电子，第三电离能Ca较大，错误，故答案为：B；
(2)①同种类型晶体的熔沸点高低取决于微粒间作用力的大小，H2O2分子间存在氢键，熔沸点高，故答案为：H2O2分子间存在氢键；
②根据价层电子对互斥理论，O3分子中心O原子的价层电子对为2+(6-2×2)=3，杂化形式为sp2，O3分子为V形结构，分子中正负电荷重心不重合，为极性分子，故答案为：sp2；O3分子为V形结构(或O3分子中正负电荷重心不重合)；
(3)①Na2O属于离子化合物，电子式为，故答案为：；
②在方法Ⅱ的反应中，形成的化学键有Na3OCl中Na与O、Na与Cl间的离子键，H2分子内有H与H间的非极性键，故答案为：BE；
(4)①Na3OCl晶体结构中空心白球类原子6×=3、顶点阴影球类原子8×=1、实心黑球类原子1×1=1，根据Na3OCl化学式，可判断钠原子应为空心白球，处在晶体结构的面心，两个钠原子之间的最短距离为晶体结构中两个面心的距离，即为一半边长的倍，即a nm，故答案为：面心；a；
②已知：晶胞参数为a nm，密度为d g•cm-3，则d g•cm-3==，解得：NA=，故答案为：。
【点睛】本题的易错点为(4)②的计算，要注意掌握晶体密度的计算方法，注意单位的换算；另一个易错点为(1)，要注意根据钙为20号元素，钛为22号元素，均位于第四周期。本题的难点为Na3OCl中的离子种类，可以根据化合价分析判断。
