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C.RCl5受热后会分解生成分子立体结构呈三角锥形的RCl3
D.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>W
B.W、X、Y、Z的原子半径大小顺序可能是W>X>Y>Z
C.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:
1
6.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>H2CO3
C.分子中的键角:
CH4>H2O>CO2
D.稳定性:
LiCl<NaCl<KCl<RbCl
7.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4molN﹣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:
化学键
C—C
C—H
C一O
Si—Si
Si—H
Si一O
键能/(kJ·
mol-1)
356
413
336
226
318
452
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
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[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.
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.
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
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°
;
C.RCl5
RCl3+Cl2↑;
D.R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,所以键能不同,故A正确;
,所以键角(Cl﹣R﹣Cl)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;
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.
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,
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.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.
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;
Z>W,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H2O>HCl>H2S,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)①三角锥型;
sp3;
②3;
(2)①强;
平面三角形;
三角锥形;
②H2SeO3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Se﹣O﹣H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;
原子轨道杂化方式及杂化类型判断.
(1)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;
②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π键计算;
(2)①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;
②根据中心元素Se的化合价可以判断电性高低,电性越高,对Se﹣O﹣H中O原子的电子吸引越强,越易电离出H+.
(1)①在NH3分子中,有3个N﹣H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,所以氮原子的杂化方式为sp3杂化,故答案为:
三角锥型;
②反应中有4molN﹣H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π键,所以形成3molπ键,故答案为:
3;
(2)①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S>Se,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+2﹣3×
2)=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;
②H2SeO3和H2SeO4可表示成(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Se﹣O﹣H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Se﹣O﹣H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+4NH4Cl==SiH4+4NH3+2MgCl2
(5)①C—C键和C—H键较强,所形成的烷烃稳定。
而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低,易断裂。
导致长链硅烷难以生成
②C—H键的键能大于C—O键,C一H键比C—O键稳定。
而Si—H键的键能却远小于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)sp3
1:
3
[SiO3]n2n-(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6×
1/2=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)①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;
②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
sp
BF3
3
平面三角形
sp2
SiCl4
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
CO32-
平面三角
SO2
1
NH3
三角锥
10.I.
(1)
F>N>O>C
(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,其中含有配位键,CO中存在碳氧极性键。
Ⅱ.
(1)sp2;
NO3-或CO32-.
(2)①[Cu(H2O)4SO4]·
②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:
F>N>O>C。
(2)元素A分别与C、D、E形成最简单的常见化合物分子甲
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