2018-2019学年福建省莆田第八中学高二下学期期中考试化学试题 解析版

2018-2019学年福建省莆田第八中学高二下学期期中考试化学试题 解析版

莆田八中高二化学期中考试卷 一、选择题（共24题，每题只有一个答案，分值2分，共48分）‎ ‎1.据报道，某些建筑材料在使用过程中会产生放射性同位素氡 ，从而对人体产生伤害。该同位素原子的中子数和质子数之差是 （ ）‎ A. 136 B. 50 C. 86 D. 222‎ ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】由题意可知该原子的质子数是86，由质子数（Z）+中子数（N）=质量数（A）得：中子数（N）=质量数（A）-质子数（Z）=222-86=136，所以，该原子的中子数与质子数之差是：136-86=50；故B正确。‎ ‎【点睛】了解原子的定义和构成：原子由原子核和核外电子构成，其中原子核由质子和中子构成的；熟记规律“原子序数=核内质子数=原子核外电子数=核电荷数”和“质子数+中子数=质量数”。‎ ‎2.在d轨道中电子排布成，而不能排布成，其最直接的根据是 A. 能量最低原理 B. 泡利原理 C. 原子轨道构造原理 D. 洪特规则 ‎【答案】D ‎【解析】‎ 试题分析：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同，称为洪特规则，根据图片知，4个电子占据不同的轨道且自旋方向相同，所以其根据是洪特规则，答案选D。‎ 考点：考查了洪特规则、泡利原理、能量最低原理的相关知识。‎ ‎3.下列关于氢原子的电子云图的描述中，正确的是 ( )‎ A. 电子云是一团带负电荷的云雾 B. 每个小黑点表示一个核外电子 C. 小黑点多的区域电子多 D. 小黑点的疏密表示电子在核外单位体积内出现机会的多少 ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A．电子在原子核外的概率密度分布看起来像一团云雾，形象化地称作电子云，不是一团带负电荷的云雾，故A错误； B．小黑点表示电子在核外空间某处出现的概率，不表示电子数目，故B错误； C．小黑点多的区域表示电子在原子核外空间的单位体积内电子出现的机会大，不是电子多，故C错误； D．小黑点的疏密表示电子在核外单位体积内出现机会的多少，小黑点密则出现的机会大，小黑点疏则出现的机会小，故D正确；‎ ‎4.下列符号正确的是( )‎ A. 2d B. 3p C. 3f D. 1p ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】任一能层能级总是从s能级开始，且能级数等于能层数；第二能层只有2s和2p两个能级，不会出现d能级；第三能层有3s、3p和3d三个能级，不会出现f能级；第一能层只有1s能级，不会出现p能级，故A，C，D错误；B正确。‎ ‎5.下列电子层中，原子轨道数目为4的是（ ）‎ A. K层 B. L层 C. M层 D. N层 ‎【答案】B ‎【解析】‎ 试题分析：s、p、d、f含有的轨道数目分别是1、3、5、7，所以K层原子轨道的数目为1，L层原子轨道的数目为4，M层原子轨道的数目为9，N层原子轨道的数目为16，答案选B。‎ 考点：考查原子轨道的数目的计算 点评：该题是基础性试题的考查，试题注重基础，难度不大。该题的关键是记住能级对应的轨道数目以及能层包含的能级数目，然后灵活运用即可。‎ ‎6.下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是（ ）‎ A. ‎ B. ‎ C. ‎ D. ‎ ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】N原子最外层有7个电子，根据构造原理，基态N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，根据洪特规则可知基态原子中的电子优先单独占据1个轨道，且自旋方向相同，因此氮原子的最低能量状态轨道表示式是：，答案选B。‎ ‎【点睛】本题考查核外电子排布规律，注意核外电子排布规律的理解与灵活运用。关于核外电子排布需要注意以下几个要点，即三、二、一：三个原理：核外电子排布三个原理——能量最低原理、泡利原理、洪特规则；两个图式：核外电子排布两个表示方法——电子排布式、电子排布图；一个顺序：核外电子排布顺序——构造原理。‎ ‎7.下列各原子或离子的电子排布式错误的是（ ）‎ A. Na+： 1s22s22p6 B. F：1s22s22p5 C. O2-：1s22s22p4 D. Ar：1s22s22p63s23p6‎ ‎【答案】C ‎【解析】‎ 试题分析：A、钠离子的核外有10个电子，符合电子排布原理，正确；B、F原子核外有9个电子，符合电子排布原理，正确；C、氧负离子的核外有10个电子，所以2p轨道应排6个电子，错误；D、Ar的核外有18个电子，符合电子排布原理，正确，答案选C。‎ 考点：考查粒子的核外电子排布 ‎8.一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是（ ）‎ A. +1 B. +2 C. +3 D. -1‎ ‎【答案】C ‎【解析】‎ 试题分析：电子排布为1s22s22p63s23p1‎ 的元素是13号元素铝，最外层电子数是3，则最可能的化合价是＋3价，答案选C。‎ 考点：考查化合价判断 ‎9.下列微粒中，外围电子中未成对电子数最多是（ ）‎ A. O B. P C. Mn D. Cr ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A.O的外围电子排布式为2s22p4，2p能级上有2个未成对电子；‎ B．P的外围电子排布式为3s23p3，3p能级上有3个未成对电子；‎ C．Mn的外围电子排布式为3d54s2，3d能级上有5个未成对电子；‎ D．Cr的外围电子排布式为3d54s1，3d能级上有5个未成对电子、4s能级上有1个未成对电子，未成对电子数是6；‎ 比较可知Cr的外围电子中未成对电子数最多，故选D。‎ ‎10.已知某+2价离子的电子排布式为1s22s22p6，该元素在周期表中所属的族是 A. IIA B. IIB C. VIII D. IB ‎【答案】A ‎【解析】‎ ‎【详解】某+2价离子的电子排布式为1s22s22p6，该原子的电子排布式为[Ne]3s2，故为IIA族，故A正确。‎ ‎11.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（ ）‎ A. 1s22s22p63s1 B. 1s22s22p2 C. 1s22s22p3 D. 1s22s22p63s2‎ ‎【答案】A ‎【解析】‎ ‎【详解】1s22s22p63s1为第三周期第IA族的Na，1s22s22p2为第二周期第IVA的C，1s22s22p3为第二周期第VA族的N，1s22s22p63s2为第三周期第IIA族的Mg，根据“层多径大，序大径小”，原子半径由大到小的顺序为Na>Mg>C>N，原子半径最大的是A，故选A。‎ ‎【点睛】本题考查了原子半径大小的比较，先比较电子层数，再根据元素周期律判断同一周期元素原子半径相对大小，难度不大。‎ ‎12.下列原子中，第一电离能最大的是( )‎ A. B B. C C. Al D. Si ‎【答案】B ‎【解析】‎ 试题分析：非金属性越强，第一电离能越大，四种元素中碳元素的非金属性最强，第一电离能最大，答案选B。‎ 考点：考查电离能判断 ‎13.下列元素的电负性最大的是：( )‎ A. Na B. S C. O D. C ‎【答案】C ‎【解析】‎ 非金属性越强，电负性越大，在四个选项中，氧元素的非金属性最强，所以氧元素的电负性最大，因此正确的答案选C。‎ ‎14.金属具有延展性的原因是 A. 金属原子半径都较大，价电子数较少 B. 金属受外力作用变形时，金属阳离子与自由电子间仍保持较强烈的作用 C. 金属中大量自由电子受外力作用时，运动速率加快 D. 自由电子受外力作用时能迅速传递能量 ‎【答案】B ‎【解析】‎ 试题分析： 本题考查金属物理性质的通性原因。‎ A、金属价电子较少，容易失去电子，是能说明有还原性，A错误；‎ B、金属键存在于整个金属中，且一般较强，难以断裂。金属通常采取最密集的堆积方式，锻压或者锤打时，金属原子之间容易滑动，但不影响紧密的堆积方式，故有延展性，B正确；‎ C、金属延展性是原子的相对滑动，而不是电子的运动，C错误；‎ D、自由电子传递能量，与延展性无关，可以影响金属的导热性，D错误。‎ 考点：金属物理性性质通性 点评：本题相对简单，只要掌握物理性质通性原理，学生作答一般不会出现太多错误。‎ ‎15.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是( )‎ A. 碱性：NaOH< Mg(OH)2< Al(OH)3‎ B. 第一电离能：Na< Mg Mg >Al D. 熔点：Na< Mg< Al ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【分析】‎ 同周期元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，对应的最高价氧化物的水化物的碱性减弱；同周期元素从左到右，元素的非金属性、电负性逐渐增强，第一电离能呈增大的趋势，但Mg的3s为全充满状态，能量低，第一电离能较大，金属晶体的熔点与金属键强弱有关，以此解答该题。‎ ‎【详解】A．同周期元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，对应的最高价氧化物的水化物的碱性减弱，金属性：Na＞Mg＞Al，则碱性：NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3，故A错误；‎ B．同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但Mg的3s为全充满状态，能量低，第一电离能较大，第一电离能：Mg＞Al＞Na，故B错误；‎ C．同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，则电负性：Na＜Mg＜Al，故C错误；‎ D．金属晶体中阳离子半径越小，所带电荷越多，则金属键越强，金属的熔点越高，离子半径：Na+＞Mg2+＞Al3+，所带电荷Na+＜Mg2+＜Al3+，金属键强度：Na＜Mg＜Al，所以熔点：Na＜Mg＜Al，故D正确；故选D。‎ ‎【点睛】本题考查同周期元素的性质的递变规律，题目难度不大，本题注意第一电离能的变化规律，为该题的易错点，答题时要注意把握。‎ ‎16.下例各组数值是相应元素的原子序数，其中所表示的原子能以离子键结合成稳定化合物的是( )‎ A. 1与6 B. 2与8 C. 9与11 D. 8与14‎ ‎【答案】C ‎【解析】‎ 一般活泼的金属和活泼的非金属容易形成离子键，根据所给的原子序数可知A、C、D形成的化合物分别是CH4、NaF、SiO2。He由于最外层已经达到2电子的稳定结构，所以不能和氧形成化合物，故正确的答案是C。‎ ‎17.下列晶体中，熔点最高的是 ( )‎ A. KF B. MgO C. CaO D. NaCl ‎【答案】B ‎【解析】‎ 四种晶体都是离子晶体，形成离子晶体的离子键越强，熔点越高。而构成离子键的离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，所以答案是B。‎ ‎18.下列各组指定的元素，不能形成AB2型化合物的是（ ）‎ A. 2s22p2 和2s22p4 B. 3s23p4 和2s22p4 C. 3s2和2s22p5 D. 3s1和3s23p5‎ ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A．价层电子排布为2s22p2的元素为C，价层电子排布为2s22p4的元素为O，二者可形成CO2，故A不选； B．价层电子排布为3s23p4的元素为S，价层电子排布为2s22p4的元素为O，二者可形成SO2，故B不选； C．价层电子排布为3s2的元素为Mg，价层电子排布为2s22p5的元素为F，二者可形成MgF2，故C不选； D．价层电子排布为3s1的元素为Na，价层电子排布为3s23p5的元素为Cl，二者可形成NaCl，故D选；‎ 答案：D。‎ ‎19.下列卤化氢分子中键长最短的是（　　）‎ A. HF B. HCl C. HBr D. HI ‎【答案】A ‎【解析】‎ 试题分析：键长是形成共价键的两个原子之间的核间距，故键长大小受成键原子半径大小决定，应为卤素原子半径:F1.7，属于离子化合物；BeCl2中Cl与Be电负性的差值为3.0-1.5=1.5<1.7，属于共价化合物；AlCl3中Cl与Al电负性的差值为3.0-1.5=1.5<1.7，属于共价化合物；SiC中C与Si的电负性差值为2.5-1.8=0.7<1.7，属于共价化合物；要证明化合物是共价化合物还是离子化合物，只要证明该化合物在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物。‎ ‎28.已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子；E+ 原子核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满。请回答： ‎ ‎（1）E元素基态原子的电子排布式为_________。‎ ‎（2）B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为____（填元素符号）‎ ‎（3）D元素与氟元素相比，电负性：D______F（填“>”、“=”或“<”），下列表述中能证明这一事实的是_______（填选项序号） ‎ A．常温下氟气的颜色比D单质的颜色深 B．氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质 ‎ C．氟与D形成的化合物中D元素呈正价态 D．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目 ‎ ‎（4）只含C、A两元素的离子化合物，其电子式为______，它的晶体中含有多种化学键，但一定不含有的化学键是______（填选项序号）。‎ A．极性键 B．非极性键 C．离子键 D．金属键 ‎（5）B2A4是重要的基本石油化工原料。lmolB2A4分子中含键______mol。‎ ‎【答案】 (1). 1s22s22p63s23p63d104s1 (2). C

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