高二化学暑假作业有答案

1、高二化学暑假作业有答案学期期末考试完结 ,接下来就是假期时间 ,查字典化学网特整理了高二化学暑假作业 ,希望能够对同学们有所帮助。一、选择题(此题共7道小题? ? ? ?1.以下各组元素性质的递变情况错误的选项是()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.以下表示式错误的选项是()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：Ne3s13.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：R、Y原子的

2、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;w与R同主旅。以下说法正确的选项是 ( )A.T、Q、w、Y的原子半径大小为：T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103C ,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.(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

3、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：胆矾的化学式用配合物的形式表示为的胆矾中SO42-的空间构型为评卷人得分三、实验题(此题共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

4、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 ,那么Na、K、Rb元素的电负性逐渐减小 ,故D正确.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Ne3s1 ,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

5、,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Ne3s1 ,故C正确;D.钠原子的简化电子排布式为Ne3s1 ,故D正确;3.B知识点:位置、结构、性质的相

6、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 ,那么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 ,那么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 ,那么Y电子层数为3、其最外层电子数是3 ,那么Y是Al元素; W与R同主族且W原子序数大于O而小于Al ,那么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错误;B.元素Q与W形成的两种常见化

7、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:此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此题关键 ,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

8、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(ClRCl)有90°、120、180

9、6;几种 ,故B正确;C.RCl5RCl3+Cl2 ,那么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.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

10、核外电子数多4 ,那么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 ,那么Z为Cl ,Y为Al到Cl之间的元素.A.假设Y为Si ,那么电负性SiB.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Si

11、Cl4 ,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 ,分子中键与键的数目之比是1：1 ,故D错误 ,6.B考点：微粒半径大小的比拟;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

12、,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 ,那么微粒半径：O2>F>Na+>Li+ ,故A错误;B.非金属性CC ,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>

13、KCl>RbCl ,故稳定性LiCl>NaCl>KCl>RbCl ,故D错误 ,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 ,那么Z为S;原子半径：Z>W ,那么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

14、)、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】此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 ,注意对根底知识的积累掌握.8.(1)三角锥型;sp3;3;(2)强;平面三角形;三角锥形;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SeOH中O的电子更向Se偏移 ,

15、更易电离出H+.考点：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.分析：(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;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个键计算;(2)非金属性越强的元素 ,其与氢元素的结合能力越强 ,那么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;根据中心元素Se的化合价可以判断电性上下 ,电性越高 ,对SeOH中O原子的电子吸引越强 ,越易电离出H+

16、.解答：解：(1)在NH3分子中 ,有3个NH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;sp3;反响中有4mol NH键断裂 ,即有1molN2H4参加反响 ,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个键 ,所以形成3mol键 ,故答案为：3;(2)非金属性越强的元素 ,其与氢元素的结合能力越强 ,那么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

17、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+23×2)=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;平面三角形;三角锥形;H2SeO3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SeOH中O的电子更向Se偏移 ,越易电离出H+ ,H2SeO4比H2SeO3酸性强 ,故答案为：H2SeO3和H2SeO4可表示为(HO)2SeO和(HO)2SeO2 ,H2SeO3中的Se为+4价 ,而H2SeO4中

18、的Se为+6价 ,正电性更高 ,导致SeOH中O的电子更向Se偏移 ,更易电离出H+.9. (1)M 9 4 (2)二氧化硅 (3)共价键 3(4)Mg2Si+4NH4Cl=SiH4+4NH3+2MgCl2(5)CC键和CH键较强 ,所形成的烷烃稳定。而硅烷中SiSi键和SiH键的键能较低 ,易断裂。导致长链硅烷难以生成CH键的键能大于CO键 ,C一H键比CO键稳定。而SiH键的键能却远小于SiO键 ,所以SiH键不稳定而倾向于形成稳定性更强的SiO键(6)sp3 1：3 SiO3n2n-(或SiO32-)知识点: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

19、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奉献的原子为 6×1/ 2 =3个;(4)Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反响制得SiH4、NH3和MgCl2

20、,方程式为：Mg2Si+4NH4Cl=SiH4+4NH3+2MgCl2;(5)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;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-。思路点拨:杂化方式看物质

21、的结构比方：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以下计算确定：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;假设为离子 ,须将离子电荷计算在内：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±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 s

22、pBF3 3 平面三角形 sp2SiCl4 4 正四面体 sp3价层 孤 VS 立体SO3 3 0 sp2 平面三角CH4 4 0 sp3 正四面体NH4+ 4 0 sp3 正四面体H2O 4 2 sp3 VBF3 3 0 sp2 平面三角 CO3 2- 3 0 sp2 平面三角 SO2 3 1 sp2 VNH3 4 1 sp3 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。.(1) sp2;3;NO3-或CO3 2-.(2) Cu(

23、H2O)4SO4·H2O 正四面体.知识点: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答案解析: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。.(1) sp2;3;NO3-或CO3 2-.(2) Cu(H2O)4SO4·H2O 正四面体.解析：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