精品解析：安徽省阜阳市临泉县田家炳实验中学（临泉县教师进修学校）2024-2025学年高二下学期4月期中化学试题

2024-2025学年第二学期高二年级期中教学质量检测 化学试卷 分值：100分 时间：75分钟； 可能用到的相对原子质量：H-1 C-12 N-14 O-16   Si-28  S-32  Cu-64 一、单选题(共14题，每题3分，共42分) 1. 下列原子序数所对应的元素组中，两者可形成离子键的是 A. 5和9 B. 12和8 C. 11和18 D. 8和16 2. 低压合成甲醇反应为，反应涉及的4种物质沸点最高的是 A. B. C. D. 3. 下列化学用语表示正确的是 A. 中子数为10氧原子： B. 基态氮原子的核外电子轨道表示式： C. 的空间结构：平面三角形 D. HCl的形成过程： 4. 甲醛（）在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)，以下说法错误的是 A. 甲醛分子的空间结构为平面三角形 B. 甲醛分子和甲醇分子内碳原子均采取sp2杂化 C. 甲醛分子为极性分子 D. 甲醇的沸点高于甲醛的沸点 5. 氰气的化学式为(CN)2，结构式为N≡C-C≡N，性质与卤素相似，下列叙述正确的是（ ） A. 不和氢氧化钠溶液发生反应 B. 分子中N≡C键的键长大于C≡C键的键长 C. 分子中既有极性键，又有非极性键 D. 分子中含有2个σ键和4个π键 6. 下列说法正确的是 A. 凡是有化学键断裂的变化一定是化学变化 B. 金属与非金属元素可以形成共价化合物 C. 离子化合物中一定只含离子键 D. 放热反应一定不需要加热就能发生 7. 中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是 A. 根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大 B. 根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是+7 C. 根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH=6.8的溶液一定显酸性 D. 根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出通入NaClO溶液中能生成HClO 8. 下列原子电子跃迁能释放光能形成发射光谱的是 A. 1s22s22p63s2→1s22s22p63p2 B. 1s22s22p33s1→1s22s22p4 C. 1s22s2→1s22s12p1 D. 1s22s2→1s22s13s1 9. 几种常见元素的原子半径如表所示：下列说法正确的是 元素 C O Na Mg Si 原子半径/nm 0.077 0.074 0.186 0.160 0.117 A. 随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小 B. 元素F的原子半径在0.074nm与0.186nm之间 C. 电子层数越多，原子半径一定越大 D. Mg2+的半径小于Mg的半径 10. 下列关于微粒间作用力与晶体的说法正确的是 A. 分子晶体中都存在共价键 B. 一般来说，晶胞都是平行六面体 C. HF稳定性很强，是因为分子间能形成氢键 D. 离子键的断裂与形成一定伴随着电子的转移和能量变化 11. 如图为碘晶体晶胞结构，下列有关说法正确的是 A. 碘分子的排列有2种不同的取向，2种取向不同的碘分子以4配位数交替配位形成层状结构 B. 用均摊法可知平均每个晶胞中有4个碘原子 C. 碘晶体为无限延伸的空间结构，是原子晶体 D. 碘晶体中的碘原子间存在非极性键和范德华力 12. 已知W、X、Y、Z均为短周期元素，常温下它们的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度均为0.01mol•L-1)的pH和原子半径、原子序数的关系如图所示。下列说法正确的是 A. X与Z的最高化合价之和为8 B. 单质的氧化性：Z<Y<W C. 化合物X2Y2中含有极性共价键和非极性共价键 D. 简单离子半径：Z>Y>W>X 13. 离子液体是在室温或接近室温时呈液态的盐类物质，应用广泛。1-乙基-3-甲基咪唑四氟硼酸盐离子液体结构如图所示，下列相关叙述错误的是 A. 该离子液体中C、N杂化方式均有sp2和sp3两种 B. 阴离子呈正四面体形，存在共价键和配位键 C. 阳离子中σ键数目是π键数目的10倍 D. 该离子液体与水能够形成氢键 14. a、b、c、d为短周期元素，a的M电子层有1个电子，b的最外层电子数为内层电子数的2倍，c的最高化合价为最低化合价绝对值的3倍，c与d同周期，非金属性：d＞c。下列关于a、b、c、d四种元素的叙述错误的是 A. a元素的金属性最强 B. 它们对应单质中不可能有离子晶体 C. 只有a与其他元素生成的化合物都是离子化合物 D. b、c、d分别与氢元素形成的化合物中化学键均为极性共价键 二、 填空题(共4题，共58分) 15. 已知X、Y、Z、W均为元素周期表中的短周期元素，具有如下特征： 元素 特征 X 周期表中，原子半径最小 Y 常温下，可以形成Y2、Y3型的气体单质 Z 其原子内层电子与最外层电子数之比为10：1 W 最高化合价为+6 （1）W的元素符号是___________，其原子结构示意图为___________。 （2）四种元素中，原子半径最大的是___________(填元素符号)。 （3）Z2Y2中含有化学键的类型是___________。 （4）Y的非金属性___________(填“强”或“弱”)于W。 （5）将WY2通入BaCl2溶液中，没有明显变化，再向其中加入Z元素最高价氧化物对应的水化物，可观察到的现象是___________，发生反应的离子方程式是___________。 16. 元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质。如图是元素周期表的一部分。 （1）阴影部分N元素在元素周期表中的位置为第___________周期第___________族。根据元素周期律，预测酸性强弱：H3AsO4___________ (填“>”或“<”) H3PO4. （2）S的最高化合价和最低化合价的代数和为___________。在一定条件下，S与H2反应有一定限度(可理解为反应进行的程度)，请判断：在相同条件下Se与H2反应的程度比S与H2反应的程度___________。(填“更大”、“更小”或“相同”)。 （3）Br2具有较强的氧化性，SO2具有较强的还原性，将SO2气体通入溴水后，溶液中主要存在的离子是___________。(填离子符号) （4）下列说法错误的是___________。 ( 填序号) ①C、N、O、F的原子半径随着原子序数的增大而减小 ②Si、P、S、Cl元素的非金属性随着核电荷数的增加而增强 ③由元素周期律可直接推断出酸性：H2SO3<HClO4 ④HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱 17. X、Y、Z、W、R、I、Q为前30号元素，且原子序数依次增大。X是所有元素中原子半径最小的，Y有三个能级，且每个能级上的电子数相等，Z原子单电子数在同周期元素中最多，W与Z同周期，第一电离能比Z的低，R与Y同一主族，I的原子序数是W的两倍，Q的最外层只有一个电子，其他电子层电子均处于饱和状态。请回答下列问题： （1）Q+核外电子排布式为___________，Y的电子排布图为___________； （2）化合物ZX3中Z原子杂化方式为___________，离子的立体构型是___________； （3）W与I的简单氢化物中W的熔沸点更高，原因是___________； （4）Y有多种同素异形体，其中一种同素异形体的晶胞结构如图，该晶体一个晶胞的Y原子数为___________，若晶胞的边长为a pm，晶体的密度为ρ g/cm3，则阿伏加德罗常数的数值为___________(用含a和ρ的代数式表示)。 18. 随着能源技术的发展，科学家们将目光聚焦于锂的开发与研究。 （1）基态原子中电子占据最高能级的符号是___________，占据该能级电子的电子云轮廓图的形状为___________形。 （2）在周期表中，与元素的化学性质最相似的邻族元素是___________ （3）部分元素第一电离能如表所示。 元素 Li Be Na K 520 900 496 419 ①碱金属的第一电离能与碱金属的活泼性的联系是___________。 ②Be的第一电离能比Li的大，从原子结构角度分析其原因是___________。 （4）海水中有丰富的锂资源，我国科学家研发出利用太阳能从海水中提取金属锂的技术，提取原理如下图所示： ①金属锂在电极___________(填“A”或“B”)上生成。 ②阳极产生两种气体单质，写出阳极的电极反应：___________、___________。 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $ 2024-2025学年第二学期高二年级期中教学质量检测 化学试卷 分值：100分 时间：75分钟； 可能用到的相对原子质量：H-1 C-12 N-14 O-16   Si-28  S-32  Cu-64 一、单选题(共14题，每题3分，共42分) 1. 下列原子序数所对应的元素组中，两者可形成离子键的是 A. 5和9 B. 12和8 C. 11和18 D. 8和16 【答案】B 【解析】 【详解】A．原子序数为5和9分别是B和F，二者形成的是共价化合物，A错误； B．原子序数为12和8分别是Mg和O，二者形成离子化合物MgO，B正确； C．原子序数为11和18分别是Na和Ar，Ar较稳定一般不与其他元素形成化合物，C错误； D．原子序数为16和8分别是S和O，二者形成的是共价化合物三氧化硫或二氧化硫，D错误； 故选B。 2. 低压合成甲醇反应为，反应涉及的4种物质沸点最高的是 A. B. C. D. 【答案】D 【解析】 【详解】影响分子晶体沸点的因素主要有范德华力和氢键，此外还与分子的极性有关。如果存在分子间氢键，且形成的氢键越多，分子的沸点越高。相对分子质量越大，范德华力越大，沸点越高。相对分子质量相同时，极性分子的沸点高于非极性分子的沸点。四种物质中，H2O与CH3OH均为极性分子，且均能形成分子间氢键，但CH3OH分子间氢键比水少，所以沸点：H2O>CH3OH；CO2与H2均为非极性分子，CO2的相对分子质量较大、范德华力较大，沸点较高，则沸点：CO2>H2；综上，沸点：H2O>CH3OH>CO2>H2，故选D。 3. 下列化学用语表示正确的是 A. 中子数为10的氧原子： B. 基态氮原子的核外电子轨道表示式： C. 的空间结构：平面三角形 D. HCl的形成过程： 【答案】D 【解析】 【详解】A．中子数为10的氧原子：，A错误； B．N为7号元素，核外电子排布式为，基态氮原子的核外电子轨道表示式：，B错误； C．的中心原子P原子价层电子对数， 孤电子对数为1，空间构型为三角锥形，C错误； D．HCl为共价化合物，H和Cl共用一对电子，故形成过程：，D正确； 故选D。 4. 甲醛（）在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)，以下说法错误的是 A. 甲醛分子的空间结构为平面三角形 B. 甲醛分子和甲醇分子内碳原子均采取sp2杂化 C. 甲醛分子为极性分子 D. 甲醇的沸点高于甲醛的沸点 【答案】B 【解析】 【详解】A．甲醛分子中，碳原子价电子数，采用杂化，为平面三角形，A正确； B．中碳原子采取杂化，而中碳原子采取杂化，B错误； C．甲醛分子是平面三角形，碳原子位于三角形内部，结构不对称，为极性分子，C正确； D．甲醇分子之间形成氢键，甲醛分子之间不能形成氢键，故甲醇的沸点高于甲醛的沸点，D正确； 故选B。 5. 氰气的化学式为(CN)2，结构式为N≡C-C≡N，性质与卤素相似，下列叙述正确的是（ ） A. 不和氢氧化钠溶液发生反应 B. 分子中N≡C键的键长大于C≡C键的键长 C. 分子中既有极性键，又有非极性键 D. 分子中含有2个σ键和4个π键 【答案】C 【解析】 【分析】根据题中氰气可知性质与卤素相似，本题氰气的性质，根据卤素性质分析。 【详解】A.氰气性质与卤素相似，能和氢氧化钠溶液发生反应，故A错误； B.同一周期元素中，原子半径随着原子序数的增大而减小，原子半径越大其键长越长，碳原子半径大于氮原子，所以氰分子中键长小于键长，故B错误； C.同种原子间形成非极性键，不同原子形成极性键，该分子的结构式为，分子中既有极性键，又有非极性键，故C正确； D.该分子的结构式为，该分子中含有3个键4个键，故D错误； 答案选C。 6. 下列说法正确的是 A. 凡是有化学键断裂的变化一定是化学变化 B. 金属与非金属元素可以形成共价化合物 C. 离子化合物中一定只含离子键 D. 放热反应一定不需要加热就能发生 【答案】B 【解析】 【详解】A．凡是有化学键断裂的变化不一定是化学变化，比如氯化钠溶于水断裂了离子键，但没有发生化学变化，A错误； B．金属与非金属元素可以形成共价化合物，比如氯化铝是共价化合物，B正确； C．离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键，比如过氧化钠中含有共价键，C错误； D．放热反应与吸热反应与反应条件无关，与反应物总能量和生成物总能量大小有关，如铝热反应是放热反应，但需要高温才能触发，D错误； 故选B。 7. 中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是 A. 根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大 B. 根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是+7 C. 根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH=6.8的溶液一定显酸性 D. 根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出通入NaClO溶液中能生成HClO 【答案】D 【解析】 【详解】A.同周期元素，第一电离能的变化趋势为：从左到右呈增大趋势，但是镁的价电子排布是3s2，3s轨道全满较稳定，则铝的第一电离能比镁小，A项错误； B.卤族元素中的F元素非金属性很强，没有正价，B项错误； C. 溶液呈酸性是指溶液中c（H+）＞c（OH-），而pH实际反映的是c（H+），水的离子积常数受温度影响，pH=6.8不能说明溶液一定显酸性，如100℃时pH=6.8的溶液呈碱性，C项错误； D.根据强酸制弱酸原理，强酸可以与弱酸的盐溶液反应制取弱酸，酸性：H2CO3>HClO，所以CO2通入NaClO溶液中能生成HClO，D项正确； 答案选D。 8. 下列原子的电子跃迁能释放光能形成发射光谱的是 A. 1s22s22p63s2→1s22s22p63p2 B. 1s22s22p33s1→1s22s22p4 C. 1s22s2→1s22s12p1 D. 1s22s2→1s22s13s1 【答案】B 【解析】 【详解】A．1s22s22p63s2→1s22s22p63p2中电子由3s吸收能量跃迁到3p，形成吸收光谱，A错误； B．1s22s22p33s1→1s22s22p4中由激发态→基态，释放光能，形成发射光谱，B正确； C．1s22s2→1s22s12p1中由2s吸收能量跃迁到2p，形成吸收光谱，C错误； D．1s22s2→1s22s13s1中电子由2s吸收能量跃迁到3s，形成吸收光谱，D错误； 故选B。 9. 几种常见元素的原子半径如表所示：下列说法正确的是 元素 C O Na Mg Si 原子半径/nm 0.077 0.074 0.186 0.160 0.117 A. 随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小 B. 元素F的原子半径在0.074nm与0.186nm之间 C. 电子层数越多，原子半径一定越大 D. Mg2+的半径小于Mg的半径 【答案】D 【解析】 【详解】A．同一周期元素从左到右，核电荷数逐渐增大，对电子层的吸引力逐渐增大，原子半径逐渐减小，A错误； B．同一周期的元素从左到右，核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐减小，而电子层数越多，原子半径越大，故F的原子半径小于O，更小于Na，故F的原子半径小于0.074nm，B错误； C．电子层数多并不保证原子半径一定更大。例如，第三周期的C(约0.099nm)比第二周期的Li(约0.152nm)电子层数多，但半径更小，当原子最外层电子数相同时，电子层对原子半径起到决定作用，电子层数越多原子半径越大，C错误； D．Mg2+比Mg核外少一个电子层，Mg2+半径小于Mg半径，D正确； 故选D。 10. 下列关于微粒间作用力与晶体的说法正确的是 A. 分子晶体中都存在共价键 B. 一般来说，晶胞都是平行六面体 C. HF稳定性很强，是因为分子间能形成氢键 D. 离子键的断裂与形成一定伴随着电子的转移和能量变化 【答案】B 【解析】 【详解】A．稀有气体中不存在共价键，只有分子间作用力，A错误； B．根据晶体学理论，晶胞是晶体结构的最小重复单元，通常为平行六面体（如立方体、四方柱体等），符合“一般来说”的描述，B正确； C．HF很稳定性很强，是因为H-F键能很大，氢键不能影响物质的稳定性，C错误； D．离子键的断裂和形成一定有能量变化，但是不一定有电子的转移，如BaCl2和Na2SO4的反应，有离子键的破坏和形成，有能量变化，但不是氧化还原反应，没有电子的转移，D错误； 故选B。 11. 如图为碘晶体晶胞结构，下列有关说法正确的是 A. 碘分子的排列有2种不同的取向，2种取向不同的碘分子以4配位数交替配位形成层状结构 B. 用均摊法可知平均每个晶胞中有4个碘原子 C. 碘晶体为无限延伸的空间结构，是原子晶体 D. 碘晶体中的碘原子间存在非极性键和范德华力 【答案】A 【解析】 【分析】碘为分子晶体，晶胞中占据顶点和面心，以此分析。 【详解】A、碘分子的排列有2种不同的取向，在顶点和面心不同，2种取向不同的碘分子以4配位数交替配位形成层状结构，故A正确； B、B．用均摊法计算：顶点碘分子个数加面心碘分子个数=8×+6×=4，因此平均每个晶胞中有4个碘分子，即有8个碘原子，故B错误； C、碘晶体为无限延伸的空间结构，构成微粒为分子，是分子晶体，故C错误； D、碘晶体中的碘原子间存在I-I非极性键，碘分子之间存在范德华力，故D错误； 答案选A。 12. 已知W、X、Y、Z均为短周期元素，常温下它们的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度均为0.01mol•L-1)的pH和原子半径、原子序数的关系如图所示。下列说法正确的是 A. X与Z的最高化合价之和为8 B. 单质的氧化性：Z<Y<W C. 化合物X2Y2中含有极性共价键和非极性共价键 D. 简单离子半径：Z>Y>W>X 【答案】A 【解析】 【分析】由图象和题给信息可知，浓度均为0.01的溶液，W、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物的pH都小于7，W、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物是酸，说明W、Y、Z都是非金属元素，W、Z最高价氧化物对应的水化物的pH=2，为一元强酸，根据原子序数Z＞W，Z是Cl，W是N；Y的最高价氧化物对应的水化物的pH＜2，Y的最高价氧化物对应的水化物为二元强酸，为硫酸，Y是S，X的最高价氧化物对应的水化物的pH=12，X的最高价氧化物对应的水化物为一元强碱，X是Na，可以判断出W、X、Y、Z分别为N、Na、S、Cl，据此解析； 【详解】A．XNa，最高化合价为+1价，Z是Cl，最高化合价为+7价，它们最高化合价之和为+8，A正确； B．根据元素周期律可得：非金属性越强，元素原子得到电子的能力越强，元素对应单质的氧化性就越强，非金属性：Y＜Z，即单质的氧化性：Y＜Z，B错误； C．化合物Na2S2中含有离子键和非极性共价键，C错误； D．电子层数不相同时，电子层数越多，原子或离子的半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，对核外电子的吸引能力越强，半径越小，N3－、Na+、S2-、Cl-的半径大小为S2-＞Cl-＞N3－＞Na+，即Y＞Z＞W＞X，D错误； 故选A。 13. 离子液体是在室温或接近室温时呈液态的盐类物质，应用广泛。1-乙基-3-甲基咪唑四氟硼酸盐离子液体结构如图所示，下列相关叙述错误的是 A. 该离子液体中C、N杂化方式均有sp2和sp3两种 B. 阴离子呈正四面体形，存在共价键和配位键 C. 阳离子中σ键数目是π键数目的10倍 D. 该离子液体与水能够形成氢键 【答案】C 【解析】 【分析】此题根据物质的结构简式可以判断化学键的类型，通过化学键判断杂化类型，通过VSEPR判断微粒的空间构型。 【详解】A．该离子液体中阳离子中，五元环上的C原子都含有1个π键和2个σ键，是sp2杂化，支链上碳原子有4个σ键，是sp3杂化；五元环上有1个N原子含有1个π键和2个σ键，价层电子对数为3，是sp2杂化，还有一个N原子含有3个σ键，有一对孤对电子，价层电子对数为4，是sp3杂化，故A正确； B．阴离子中的B原子采用sp3杂化，根据VSEPR模型判断空间构型是正四面体；根据杂化理论判断B原子中有空轨道，F-有孤对电子，故还含有配位键，故B正确； C．单键是σ键，双键中1个是σ键，1个是π键，该物质中含有σ键是19个，π键2，σ键数目不是π键数目的10倍，故C错误； D．该物质中含有电负性大的N和F原子故能与水中的氢原子形成氢键，故D正确； 【点睛】注意键线式中端点和拐点表示碳原子，碳原子形成的是四个化学键，N原子是形成的三个键。 14. a、b、c、d为短周期元素，a的M电子层有1个电子，b的最外层电子数为内层电子数的2倍，c的最高化合价为最低化合价绝对值的3倍，c与d同周期，非金属性：d＞c。下列关于a、b、c、d四种元素的叙述错误的是 A. a元素的金属性最强 B. 它们对应的单质中不可能有离子晶体 C. 只有a与其他元素生成化合物都是离子化合物 D. b、c、d分别与氢元素形成的化合物中化学键均为极性共价键 【答案】D 【解析】 【分析】a、b、c、d为短周期元素，a的M电子层有1个电子，则a为Na元素；b的最外层电子数为内层电子数的2倍，b只能含有2个电子层，最外层含有4个电子，则b为C元素；c的最高化合价为最低化合价绝对值的3倍，c位于ⅥA族，c为S元素，c与d同周期，非金属性：d＞c，则d为Cl元素，结合分析可知，a为Na，b为C，c为S，d为Cl元素，以此分析解答。 【详解】A．钠元素为短周期中金属性最强的元素，则四种元素中a的金属性最强，故A正确； B．离子晶体必须为离子化合物，四种元素的单质中不可能有离子晶体，故B正确； C．四种元素中，只有Na为活泼金属，其他均为非金属元素，则只有Na与其他元素生成的化合物都是离子化合物，故C正确； D．碳与氢元素形成的化合物为烃，除了甲烷以外，其他烃分子中均含有C﹣C非极性键，故D错误； 故选：D。 二、 填空题(共4题，共58分) 15. 已知X、Y、Z、W均为元素周期表中的短周期元素，具有如下特征： 元素 特征 X 周期表中，原子半径最小 Y 常温下，可以形成Y2、Y3型的气体单质 Z 其原子内层电子与最外层电子数之比为10：1 W 最高化合价为+6 （1）W的元素符号是___________，其原子结构示意图为___________。 （2）四种元素中，原子半径最大的是___________(填元素符号)。 （3）Z2Y2中含有化学键的类型是___________。 （4）Y的非金属性___________(填“强”或“弱”)于W。 （5）将WY2通入BaCl2溶液中，没有明显变化，再向其中加入Z元素最高价氧化物对应的水化物，可观察到的现象是___________，发生反应的离子方程式是___________。 【答案】（1） ①. S ②. （2）Na （3）离子键、共价键 （4）强 （5） ①. 有白色沉淀生成 ②. SO2+2OH-+Ba2+=BaSO3↓+H2O 【解析】 【分析】短周期元素中，周期表中X的原子半径最小，则X为H元素；常温下，Y元素可以形成Y2、Y3型的气体单质，则Y为O元素；Z原子内层电子与最外层电子数之比为10: 1，则Z为Na；W的最高化合价为+6，则W为S元素，据此解答； 【小问1详解】 由上述分析可知，W的元素符号是S，其原子结构示意图为； 【小问2详解】 同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，四种元素中，原子半径最大的是Na； 【小问3详解】 Na2O2中含有离子键、共价键； 【小问4详解】 O原子比S原子少一个电子层数，O原子半径较小，得电子能力较强，故O的非金属性比元素硫强； 【小问5详解】 将SO2通入BaCl2溶液中，没有明显变化，再向其中加入NaOH，发生反应的离子方程式是：SO2+2OH-+Ba2+=BaSO3↓+H2O，可观察到的现象是有白色沉淀生成。 16. 元素在周期表中位置反映了元素的原子结构和元素的性质。如图是元素周期表的一部分。 （1）阴影部分N元素在元素周期表中的位置为第___________周期第___________族。根据元素周期律，预测酸性强弱：H3AsO4___________ (填“>”或“<”) H3PO4. （2）S的最高化合价和最低化合价的代数和为___________。在一定条件下，S与H2反应有一定限度(可理解为反应进行的程度)，请判断：在相同条件下Se与H2反应的程度比S与H2反应的程度___________。(填“更大”、“更小”或“相同”)。 （3）Br2具有较强的氧化性，SO2具有较强的还原性，将SO2气体通入溴水后，溶液中主要存在的离子是___________。(填离子符号) （4）下列说法错误的是___________。 ( 填序号) ①C、N、O、F的原子半径随着原子序数的增大而减小 ②Si、P、S、Cl元素的非金属性随着核电荷数的增加而增强 ③由元素周期律可直接推断出酸性：H2SO3<HClO4 ④HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱 【答案】（1） ①. 二 ②. VA ③. < （2） ①. 4 ②. 更小 （3）H+、、Br- （4）③ 【解析】 【小问1详解】 阴影部分元素N在元素周期表中的位置为第二周期第VA族。根据元素周期律，非金属性强弱：As<P，所以酸性强弱：H3AsO4<H3PO4； 【小问2详解】 S的最高化合价(+6)和最低化合价(-2)的代数和为4，在一定条件下，S与H2反应有一定限度(可理解为反应进行的程度)，非金属性S强于Se，可判断：在相同条件下Se与H2反应的程度比S与H2反应程度更小； 【小问3详解】 Br2具有较强的氧化性，SO2具有较强的还原性，将SO2气体通入溴水后，Br2具被还原为Br-，SO2被氧化为，同时产生H+，溶液中存在的主要离子是H＋、Br－、； 【小问4详解】 ①C、N、O、F元素属于同周期元素，C、N、O、F的原子半径随着原子序数的增大而减小，故①正确； ②Si、P、S、Cl元素属于同周期元素，Si、P、S、Cl元素的非金属性随着核电荷数的增加而增强，故②正确； ③非金属越强，最高价氧化物水化物酸性越强，H2SO3不是最高价，无法比较，故③错误； ④非金属性：F>Cl>Br>I，所以HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱，故④正确； 故选③。 17. X、Y、Z、W、R、I、Q为前30号元素，且原子序数依次增大。X是所有元素中原子半径最小，Y有三个能级，且每个能级上的电子数相等，Z原子单电子数在同周期元素中最多，W与Z同周期，第一电离能比Z的低，R与Y同一主族，I的原子序数是W的两倍，Q的最外层只有一个电子，其他电子层电子均处于饱和状态。请回答下列问题： （1）Q+核外电子排布式为___________，Y的电子排布图为___________； （2）化合物ZX3中Z原子的杂化方式为___________，离子的立体构型是___________； （3）W与I的简单氢化物中W的熔沸点更高，原因是___________； （4）Y有多种同素异形体，其中一种同素异形体的晶胞结构如图，该晶体一个晶胞的Y原子数为___________，若晶胞的边长为a pm，晶体的密度为ρ g/cm3，则阿伏加德罗常数的数值为___________(用含a和ρ的代数式表示)。 【答案】（1） ①. 1s22s22p63s23p63d10 ②. （2） ①. sp3 ②. V形 （3）水分子间有氢键 （4） ①. 8 ②. 【解析】 【分析】X、Y、Z、W、R、Q为前30号元素，且原子序数依次增大，X是所有元素中原子半径最小的，则X为H元素；Y有三个能级，且每个能级上的电子数相等，核外电子排布为1s22s22p2，故Y为C元素；R与Y同一主族，结合原子序数可知，R为Si；而Z原子单电子数在同周期元素中最多，则外围电子排布为ns2np3，原子序数小于Si，故Z为N元素；W与Z同周期，第一电离能比Z的低，则W为O元素，原子序数为8，I的原子序数是W的两倍，为16号元素，则I为S元素；Q的最外层只有一个电子，其他电子层电子均处于饱和状态，不可能为短周期元素，原子序数小于30，故核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1，则Q为Cu元素，据此回答。 【小问1详解】 由分析知，Q为Cu元素，核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1，则Q+为Cu+，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10；Y为C元素，核外电子排布式为1s22s22p2，电子排布图为； 【小问2详解】 化合物ZX3为NH3，中心原子N原子的价电子对数为，有一个孤电子对，故O原子采取杂化；为，中心原子N原子的价电子对数为，有一个孤电子对，故其立体构型是V形； 【小问3详解】 W的简单氢化物是H2O，I的简单氢化物是H2S，H2O分子间存在氢键，而H2S分子间只存在范德华力，氢键比范德华力强，所以H2O的熔沸点更高； 【小问4详解】 根据晶胞结构，利用均摊法，顶点原子占，面心原子占，体内原子为1，则一个晶胞中Y（C）原子数为；晶胞体积 ，晶胞质量，根据，可得。 18. 随着能源技术的发展，科学家们将目光聚焦于锂的开发与研究。 （1）基态原子中电子占据最高能级的符号是___________，占据该能级电子的电子云轮廓图的形状为___________形。 （2）在周期表中，与元素的化学性质最相似的邻族元素是___________ （3）部分元素的第一电离能如表所示。 元素 Li Be Na K 520 900 496 419 ①碱金属的第一电离能与碱金属的活泼性的联系是___________。 ②Be的第一电离能比Li的大，从原子结构角度分析其原因是___________。 （4）海水中有丰富的锂资源，我国科学家研发出利用太阳能从海水中提取金属锂的技术，提取原理如下图所示： ①金属锂在电极___________(填“A”或“B”)上生成。 ②阳极产生两种气体单质，写出阳极的电极反应：___________、___________。 【答案】（1） ①. 2s ②. 球 （2）Mg （3） ①. 从上到下，随着核电荷数递增第一电离能递减 ②. 基态Be原子的核外电子排布式为1s22s2，2s2为全满结构、原子的能量较低 （4） ①. A ②. 2Cl--2e-=Cl2↑ ③. 4OH- -4e-=O2↑+2H2O 【解析】 【小问1详解】 Li是三号元素，基态Li原子的核外电子排布式为1s22s1，基态原子中电子占据最高能级的符号是2s，占据该能级电子的电子云轮廓图的形状为球形。 【小问2详解】 同周期从左到右元素金属性递减，同主族从上到下元素金属性递增，则在周期表中，与元素的化学性质最相似的邻族元素是Mg。 【小问3详解】 ①从Li→K类推到Cs，随着质子数递增，电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力减小，原子失电子能力增强，第一电离能减小，则碱金属的第一电离能与碱金属的活泼性的联系是：从上到下，随着核电荷数递增第一电离能递减。 ②Be的第一电离能比Li的大，从原子结构角度分析其原因是：基态Li原子的核外电子排布式为1s22s1，基态Be原子的核外电子排布式为1s22s2，2s2为全满结构、原子的能量较低，则具有较大的第一电离能。 【小问4详解】 ①要从海水中提炼Li，则原本在海水中Li+透过选择性膜在A极得到电子生成Li，故金属锂在电极A上生成。 ②海水中含有大量的Cl-，故有Cl2生成，相应的电极反应为：2Cl--2e-=Cl2↑，海水中在阳放电产生气体的离子还有OH-，故另外一种气体为O2，相应的电极反应为：4OH- -4e-=O2↑+2H2O。 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $