2020-2021高考化学综合题专练∶化学键附详细答案

1、2020-2021高考化学综合题专练：化学键附详细答案一、化学键练习题(含详细答案解析)1.(1)下列各组化合物中，化学键类型和化合物类型均相同的是 (填序号)。CaC2 和 Na2s Na2O 和 Na2O2 CC2 和 CaO HCl 和 NaOH(2)下列过程不一定释放能量的是 。化合反应；分解反应；形成化学键；燃料燃烧；酸碱中和；炸药爆炸(3) Ba(OH)2 ? 8H2O和NH4CI反应的化学方程式是反应过程能量变化的图像符合(填图1”或图2”)。反应相他hl1建制/(4)已知1 mol石墨转化为 或不稳定”)。mol金刚石要吸收能量，则石墨比金刚石(填稳定”(5) 一定量的氢气在氧

2、气中充分燃烧并放出热量。若生成气态水放出的热量为Q1,生成液态水放出的热量为Q2,那么Q1Q2 (填大于、小于或等于)。(6)已知：4HCl+O2=2Cl2+2H2Oo该反应中，4 mol HCl被氧化，放出115.6 kJ的热量，且断开O=O键和Cl-Cl键所需的能量如下图所示。则断开 1 mol H-O键与断开1 mol HCl键所需能量相差约为 kJ。243 kJ-niol-1罐断裂【答案】 Ba(OH)28H2O+2NH4Cl=BaC2+2NH3 T +10H2O 图 2 稳定 小于 31.9【解析】(1)一般来说，活泼金属和活泼非金属元素之间易形成离子键，非金属元素之间易形成共价 键

3、，第IA、第IIA族和第VIA、第VIIA族元素之间易形成离子键；(2)根据吸热反应和放热反应的类别判断；(3)Ba(OH)2?3H2O和NH4Cl反应生成氯化银，氨气和水，属于吸热反应，判断合适的能量 图；(4)根据自身能量越低越稳定判断；(5)根据气态水变成液态水放热判断；(6)根据焓变等于断裂旧的化学键吸收的能量减去形成化学键释放的能量计算。【详解】(1)CaC2和Na2s都属于离子化合物，都含有离子键，故符合题意；Na2O和Na2O2都属于离子化合物，Na2O中存在离子键，Na2O2中含有离子键和非极性共价键，故不符合题意；CO2属于共价化合物，主要含有共价键，CaO属于离子化合物，含

4、有离子键； HCl 属于共价化合物，主要含有共价键，NaOH 属于离子化合物，含有离子键和极性共价键；所以化学键类型和化合物类型均相同的是；(2)绝大多数化合反应释放能量，少数化合反应吸收热量，例如碳和二氧化碳反应生成一 氧化碳，故符合题意；绝大多数分解反应吸收能量，少数化合反应释放能量，例如过氧化氢分解制氧气，故 符合题意；形成化学键一定释放能量，故不符合题意；燃料燃烧一定释放能量，故不符合题意；酸碱中和反应一定释放能量，故不符合题意；炸药爆炸一定释放能量，故不符合题意；符合题意的是；(3)Ba(OH)2?8H20 和 NH4C1 反应的化学方程式是 Ba(OH)2 8H2O+2NH4Cl=

5、BaC2+2NH3 T +10H2O, 反应为吸热反应，即生成物的能量高于反应物的能量，能量图选择图2；(4)已知1 mol 石墨转化为1 mol 金刚石要吸收能量，则石墨比金刚石能量低，能量越低的物质越稳定，石墨比金刚石稳定；(5)一定量的氢气在氧气中充分燃烧生成气态水放出的热量为Qi,生成液态水放出的热量为Q2,由于气态水转化为液态水还要放热，故生成液态水释放的能量多，Qi小于Q2；(6)根据化学反应：4HCI+ O2=2Cl2+ 2H2O,放出115.6 kJ的热量，断开1molO=O键和 1molCl-Cl键所需的能量分别为 498kJ/mol和243kJ/mol ,设断开1molH0

6、键需要的能量为 x,断开1 mol HCl键所需能量为y,根据反应物断裂吸收的总能量与形成生成物释放的能 量差等于反应放出的能量，4y+498kJ/mol-(243kJ/mol x 2+4x)=-115.6kJ解得 x-y=31.9kJ/mol ,断开1 mol H0键与断开1 mol HCl键所需能量相差约为 31.9kJ。2已知Na2O2O2HClOH2O2Cl2NaClOO3七种物质都具有强氧化性。请回答下列问题 :(1)上述物质中互为同素异形体的是(填序号，下同)。(2)含非极性键的共价化合物是。(3)属于离子化合物的有种。(4)Na2O2、HCl。H2O2 均能用于制备 02。HCl

7、O在光照条件下分解生成02和HCl,用电子式表示 HCl的形成过程 :。写出Naza与H2O反应制备O2的化学方程式:。H2O2在二氧化镒催化作用下可以制备02。若6.8g H2O2参加反应，则转移电子数目为,生成标准状况下 02体积为 L。【答案】 2 11 * 7I，； (I： 2Na2O2 +2H2O=4NaOH +041.204x1023或 0.2Na 2.24【解析】【分析】根据物质的分类的依据，熟悉同素异形体、离子化合物的概念，用电子式表示共价化合物 的物质形成的过程。【详解】(1)同种元素组成的结构不同的单质互为同素异形体。故。2与O3互为同素异形体；(2) Na2O2既含有非极

8、性共价键又含有离子键的离子化合物；HC1O是含有极性键共价键而不含非极性共价键的化合物；H2O2既含有极性共价键又含有非极性共价键的化合物；NaClO既含有极性共价键又含有离子键的离子化合物；O2、O3、C12属于单质，不属于化合物，故含非极性键的共价化合物是H 2。2；(3)由(2)可知，Na2O2、NaClO属于离子化合物，故属于离子化合物的有2种；(4) HCl是共价化合物，用电子式表示HCl的形成过程是：I加4 T上 Mlf.l：;(5) Na2O2与H2O反应生成氧气和氢氧化钠，其反应的化学方程式为2Na2O2+2H2O=4NaOH +O2 T ；MnO2(6) 2H2O2=O2f

9、+2H2O,每生成1mol转移2mol电子，故6.8g H2O2的物质的量：6.8g一-T =0.2mol,生成氧气的物质的量为0.1mol,转移的电子的数目为34g mol0.1mol X 2X 6.0223mo0,K的原子结构示意图为=1.204x1023； VQ) = 0.1molX 2m4)L-1=2.24L。3.某汽车安全气囊的产气药剂主要含有NaN3、Fe2O3、KClQ、NaHCQ等物质。当汽车发生碰撞时，产气药剂产生大量气体使气囊迅速膨胀，从而起到保护作用。(1) NaN3是气体发生剂，受热分解产生N2和Na, N2的电子式为 。(2) Fe2O3是主氧化剂，与 Na反应生成的

10、还原产物为 (已知该反应为置换反 应)。【答案】：N?N:Fe离子键和共价键KClO是助氧化剂，反应过程中与Na作用生成KCl和Na2O。KClO含有化学键的类型为(1)N2分子中N原子之间形成3对共用电子对，据此书写其电子式;(2)Fe2O3是氧化剂，与 Na发生置换反应，据此分析；(3)KClQ由钾离子与高氯酸根离子构成，据此分析其所含的化学键;子核外有4个电子层，据此分析。【详解】K原子质子数为19原(1)由8电子结构可知，N2分子中N原子之间形成3对共用电子对，其电子式为：N?N:;故答案：N?N:;(2)Fe2O3是主氧化剂，与 Na发生置换反应，Fe元素发生还原反应，则还原产物为F

11、e,故答案：Fe；(3)KClQ由钾离子与高氯酸根离子构成，高氯酸根离子中Cl原子与O原子之间形成共价键，即该物质含有离子键、共价键；K原子质子数为19,原子核外有4个电子层，各层电子数为2、8、8、1；故答案：离子键和共价键;4.在构成宇宙万物的一百多种元素中，金属约占了80%它们在现代工业和新材料、新技术研究中具有至关重要的意义。现有a、b、c、d四种金属元素，a是人体内含量最多的金属元素，b是地壳中含量最多的金属元素，c是海水中含量最多的金属元素，d是人类冶炼最多的金属元素。(1)元素a在元素周期表中的位置为 ; a原子的核外能量不同的电子有 种。(2)下列可以证明b、c金属性强弱的是

12、。A.最高价氧化物对应水化物的溶解性：bvcB.单质与水反应的剧烈程度：b< cC.相同条件下，氯化物水溶液的pH值：bvcD. c可以从b的氯化物水溶液中置换出 b(3)人类冶炼d的时候一般得到的是 d的合金，潮湿环境中其表面会产生一层水膜，从而 发生腐蚀。下列关于该腐蚀的说法正确的是 。A.腐蚀过程中，一定会有气体放出B.腐蚀过程中，水膜的碱性会增强C.在酸性条件下，负极的电极反应式为：2H+2e-=H2 TD.与电源的负极相连，可以防止发生这种腐蚀(4)d单质在高温下会与水蒸气反应生成一种黑色固体和一种易燃性气体，且每生成1 mol该易燃气体放出37.68 kJ热量，请写出此反应的

13、热化学方程式： 。【答案】第四周期第 n A 族 6 种 BC BD 3Fes)+4H2O(g尸 Fe3O4(s)+4H2(g) H=- 150.72 kJ/ mol【解析】【分析】a、 b、 c、 d 四种金属元素，a 是人体内含量最多的金属元素，则为Ca； b 是地壳中含量最多的金属元素，b为Al; c是海水中含量最多的金属元素，c为Na ； d是人类冶炼最多的金属元素，为Fe,然后逐一分析解答。【详解】根据上述分析可知：a是Ca; b是Al; c是Na; d是Fe。(1)a为Ca,原子序数为20,核外电子排布为 2、8、8、2,原子结构中有4个电子层、最外层电子数为2,因此位于元素周期表

14、中第四周期nA族；a原子的核外能量不同的电子有1s、2s、2p、3s、3p、4s 共 6 种；(2)A. 金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则失电子能力越强，金属性越强，与最高价氧化物对应水化物的溶解性无关，A 错误；B. 金属元素的单质与水或酸反应置换出氢气越容易，则失电子能力越强，单质与水反应的剧烈程度：b<c,则金属性：bvc, B正确；C. 盐溶液的pH 越小，盐的水解程度越大，则对应的碱的碱性越弱，其金属元素的金属性越弱，相同条件下，氯化物水溶液的pH值：b<c,则金属性b<c, C正确；D.活泼金属能将不活泼金属从其盐中置换出来，但是， Na非常活泼，

15、能与水反应，Na不与溶液中的金属离子反应，因此c 不可以从b 的氯化物水溶液中置换出b， D 错误；故合理选项是BC；(3)A. Fe发生吸氧腐蚀时，没有气体放出，铁发生析氢腐蚀是有氢气生成，A错误；8. Fe的腐蚀过程中，若是酸性环境，不断消耗H+,使溶液的酸性逐渐减弱，则根据水的离子积不变，则溶液中 OH-会逐渐增大，因此水膜的碱性会增强，B正确；C.在酸性条件下，负极为Fe失电子生成亚铁离子，则负极电极反应式为：Fe-2e=Fe2+, C错误；D.与电源的负极相连，Fe作阴极被保护，就可以防止Fe发生原电池的腐蚀作用，D正确；故合理选项是BD；(4) 根据 d 单质在高温下会与水蒸气反应

16、生成一种黑色固体和一种易燃性气体，且每生成1mol 该易燃气体放出37. 68 kJ 热量，故热化学方程式为：3Fe( s)+ 4H2O( g)= Fe3O4(s)+4H2(g) H=-150. 72 kJ/ mol。【点睛】本题考查元素周期表的结构及应用、金属的电化学腐蚀与防护、热化学方程式的书写，注意把握金属的判断及原子结构与元素位置的关系为解答的关键，注重考查基础知识的综合应用。5生活污水中氮是造成水体富营养化的主要原因。若某污水中NH4Cl含量为180mg/L。( 1 )写出NH4Cl 电子式：_。( 2)氮原子的电子排布式是：_，写出与氯同周期，有2 个未成对电子的原子的元素符号为_

17、、 _。(3)为除去废水中的 NH4+,向103L该污水中加入0.1mo1/LNaOH溶液，理论上需要 NaOH溶液的体积为L(计算结果保留两位小数)。(4)可先在酸性污水中加入铁屑将NO3-转化为NH4+后再除去，请配平下列离子方程式并标出电子转移的方向和数目 。Fe+NO3-+H，Fe2+NH4+H2OH：泗电Si S 122s22p3 33.64-I OH+TFe-KHTTH；。=180000mg=180gNH 4Cl, NH4Cl 的物质的量为180g53.5g / mol3.364mol,NH 4+的物质的量也4 1 10 4 1 3得科才【解析】【分析】(1)NH4Cl是离子化合物

18、;(2)氮为7号兀素; 氯原子的核外电子排布式为1s22s22p4下6XQm+ 1氏 O 3s23p5；(3)根据NH4+和NaOH溶液的反应计算需要 NaOH溶液的体积为；(4)根据氧化还原反应，配平离子方程式并标出电子转移的方向和数目。 【详解】(1)氯化俊是离子化合物，由氨根离子与氯离子构成，电子式为：H；(2)氮原子电子排布式是：1s22s22p3；氯原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5,有一个未成对的电子，与其同周期且有2个未成对电子的原子的的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4和 1s22s22p63s23p2,元素符号为 S、Si; 某污水中NH4C1含

19、量为180mg/L, 103L污水中含有180mg/Lx103L是3.364mol,为除去废水中的 NH4+,向该污水中加入 0.1mo1/LNaOH溶液，理论上需要NaOH的物质的量为3.364mol,则所需NaOH溶液的体积为3.364mol0.1mol/ L=33.64L ;(4)该反应中铁元素的化合价由0价升高至+2价，氮元素的化合价由+5价降低至-3价，由化合价升降守恒和质量守恒可以配平该离子方程式并标出电子转移的方向和数目如下: 铝是地壳中含量最多的金属元素，铝及其化合物在日常生活、工业上有广泛的应用。(1)铝原子核外有 种不同运动状态的电子，有 种能量不同的电子，写出铝在元素周期

20、表中的位置： (2)氮化铝具有强度高，耐磨，抗腐蚀，熔点可达2200 C。推测氮化铝是 晶体，试比较组成该物质的两微粒半径大小： (3)可用铝和氧化钢反应可制备金属银：4BaO+2A高温BaO Al2O3+3Ba T的主要原因是(选填编号)。a.Al活泼性大于 Ba b.Ba沸点比Al的低c.BaOA2O3比A12O3稳定(4)工业上用氢氧化铝、氢氟酸和碳酸钠制取冰晶石(Na3AlF6)。其反应物中有两种元素在周期表中位置相邻，可比较它们金属性或非金属性强弱的是 (选填编号)。a.气态氢化物的稳定性b最高价氧化物对应水化物的酸(碱)性c.单质与氢气反应的难易d单质与同浓度酸发生反应的快慢(5)

21、描述工业上不用电解氯化铝而是用电解氧化铝的方法获得铝单质的原因： 【答案】13 5第三周期mA族 原子 Al>N b ac氯化铝为分子晶体，熔点低且不电离，而氧化铝为离子晶体【解析】【分析】(1)在任何原子中都不存在运动状态完全相同的电子，结合原子核外电子排布式确定铝原子 核外电子能量的种类数目；(2)原子晶体，硬度大、熔点高，粒子的电子层越多，粒子的半径越大；(3)常温下Al的金属性比Ba的金属性弱，该反应是利用 Ba的沸点比Al的低；(4)根据反应物中的元素可知，氧、氟元素位置相邻，则利用非金属性强弱的判断方法来解答；(5)氯化铝为共价化合物，晶体中不存在离子，熔融时不能导电。 【详

22、解】(1)铝是13号元素，核外电子有13个，每一个电子的运动状态都不同，核外电子排布式为1s22s22p63s23p1,有5个能级，因此有5种能量不同的电子；铝原子的核外电子排布为2、8、3,所以铝在元素周期表中位于第三周期mA族；(2)原子晶体硬度大，熔沸点高，根据氮化铝的物理性质：它的硬度大、熔点高、化学性质稳定，可知氮化铝属于原子晶体，Al元素原子核外电子数为 13,有3个电子层，N元素原子核外电子数为7,有2个电子层，原子核外电子层越多原子半径越大，所以微粒半径大小 Al>N;(3)利用元素Ba、Al在元素周期表的位置可知金属活泼性：Al<Ba； H Al在高温下可将氧化银

23、中银置换出来，是由于Ba的沸点比铝的低，高温时 Ba转化为气体脱离反应体系，从而使可逆反应正向进行，最终制取得到金属Ba,故合理选项是 b;(4)该反应中的物质含有的元素有Al、O、H、F、Na、C,只有O、F元素相邻，因F的非金属性最强，没有正价，也就没有最高价氧化物对应水化物，它们也不与酸反应，但可以利用气态氢化物的稳定性和单质与氢气反应的难易来判断。、F非金属性的强弱，故合理选项是为ac;(5)因为氯化铝为共价化合物，由分子构成，属于分子晶体，晶体中不存在离子，熔融时不能导电，故不能被电解；而氧化铝为离子化合物，熔融状态可以电离产生Al3+、O2-而能导电，Al3+ 在阴极上得到电子变为

24、单质AL【点睛】本题考查Al、O、F等元素的原子结构及其化合物性质等，侧重考查原子核外电子排布、同 一主族、同一周期元素性质的递变规律，注意氯化铝为共价化合物，由分子构成是易错 点°7.生活污水中氮元素是造成水体富营养化的主要原因。若某污水中NH4C1含量为180 mg/L。(1)写出NH4C1的电子式 。(2)写出与氯同周期，有 2个未成对电子的原子的电子排布式： 、(3)为除去废水中的 NH4+,向103 L该污水中加入0.1 mol/L NaOH溶液，理论上需要 NaOH 溶液的体积为 L(计算结果保留两位小数)。(4)若某污水中同时存在 NH4+和NO3-时。可用下列方法除去

25、：可先在酸性污水中加入铁屑将NO3-转化为NH4+后再除去，请配平下列离子方程式并标出电子转移的方向和数目：Fe +NO3- + H+=Fe2+ +NH4+ + H2O, 。H +_【答案】h：证H :曰：1s22s22p63s23p2 1s22s22p63s23p4 33.64 4 1 10 4 1H4兄一3个4Fe-NO?+lCH=4Fea+-NlL+3H:O【解析】【分析】(1) NH4Cl是离子化合物，由 NH4+、Cl-通过离子键构成，结合离子化合物的表示方法书写其 电子式；(2)根据Cl原子核外电子排布式确定其最外电子层所具有的轨道数目，结合每一轨道最多排布2个电子，确定与氯同一周

26、期，有2个未成对电子的原子的电子排布式；根据NH4Cl与NaOH溶液反应时二者的物质的量的比是1: 1,根据污水中NH4Cl含量为180 mg/L,计算 c(NH4Cl),结合 n=cV 计算；(4)根据电子守恒、电荷守恒、原子守恒配平方程式。 【详解】(1) NH4Cl是离子化合物，由 NH4+、Cl-通过离子键构成，其电子式为：h “：h J：C1：；(2)Cl原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p5,其最外电子层 3P能级具有3个轨道，由于原 子核外电子总是尽可能成单排列，而且自旋方向相同；同一个轨道最多可容纳2个电子则与氯同一周期，有 2个未成对电子的原子的电子排布式分别为

27、1s22s22p63s23p2,1s22s22p63s23p4,这两种兀素分别是 Si和S;0.18?g/L0.18(3)污水中 NH4C1 含量为 180 mg/L,则 c(NH4cl)= mol/L , 103 L该污水中53.5? / mol 53.5中含有NH4CI的物质的量为n(NH4Cl)=0竺 mol/L x 31 0=3.364 mol,根据反应： 53.5NH4Cl+NaOH=NaCl+NHT +H2O,可知 n(NaOH尸n(NH4Cl)=3.364 mol,由于 NaOH 溶液浓度为 - n 3.364?mol0.1 mol/L,则理论上需要 NaOH溶液的体积 V(Na

28、OH尸一=33.64 L；(4)在反应： Fe +NO3- + H+=Fe2+ + NH4+ + H2O 中,Fe 元素化合价由 0f +2 价，升高2价，N元素化合价由NO3- NH+,降低8价，化合价升降最小公倍数是 8,所以Fe、Fe2+系数是4, NO3-、NH4+系数是1,然后根据反应前后电荷守恒，可知H+的系数是10,最后根据原子守恒，可得H2O的系数是3；则配平后该反应方程式为：4Fe+NO3-+10H+=4Fe2+NH4+3H2O,用单线桥法表示为：434FlK0 科 lOH+aFN-NHjj3 氐 0【点睛】本题考查了原子核外电子排布、物质的电子式表示、氧化还原反应方程式及物

29、质的量在化 学方程式计算的应用。掌握构造原理、离子化合物与共价化合物表示方法的区别及有电子 转移的离子反应方程式配平原则是解题关键，物质反应时物质的量的比等于方程式中相应 物质的化学计量数的比。8.1100c时，在体积为 5L的密闭容器中，发生可逆反应：Na2SO4(s)+4H2(gLNa2s(s)+4H2O(g)并达到平衡，请完成下列各题：(1)上述反应中涉及的非金属元素原子的半径从大到小的顺序为 ,非金属 性最强的元素原子的电子排布式 ,其电子的自旋方向共有 种。(2)该反应中O、S属于同主族元素，比较它们的单质的氧化性 (用化学方程式表示)，写出Na2O的电子式，比较Na2O和Na2s的

30、熔点高低：Na2O Na2So(3)上述平衡的平衡常数表达式K=。降低温度，K值减小，则正反应为 (填 吸热"或 放热”反应。(4)能判断反应达到平衡状态的依据是 (填序号)。A.混合气体的压强不变B混合气体的密度不变C.混合气体的平均相对分子质量不变D.各气体的浓度相等(5)若初始时加入的 Na2SO4为2.84g, 10分钟后达到平衡时 NazSQ的转化率为45%, V(H2)=。平衡后，向容器中充入 1molH2,平衡向 (填 芷反应方向"、逆反应方向”或 不移动”)，重新达到平衡后，与原平衡相比，H2的体积百分含量 (填 增大"、减小“或不变”)【答案】S

31、>O>H 1S2s22p4 2 2H2S+Q-2S+2H2O N叫吆*户曰广 > /04伏2r吸热 BC 27.7.2 -4r010 (Lmin)正反应方向不变【解析】【分析】(1)根据元素周期律和泡利原理解答；(2)根据同主族元素从上往下非金属性减弱即氧化性减弱的规律和离子晶体熔沸点变化规律解答；4c4 H2OH2O(3)固体不写在平衡常数表达式中，平衡常数K= 4 ,=7,降低温度，K值减c H2H2小，说明平衡逆向进行；(4)判断平衡的标志需要符合变“到 不变”的物理特征以及建立平衡根本原因是正反应速率与逆反应速率相等；(5)根据反应Na2SC4(s)+4H2(g/Na

32、2s(s)+4H2O(g)中的系数关系，计算 V(H2)；根据勒夏特列 原理，增大反应物浓度将使得平衡向着正方向移动，由于该反应为气体前后气体体积相等 的反应，依据等效平衡的特点回答。【详解】(1)方程式中出现的三种非金属元素分别为H、O、S,根据元素周期律电子层数越多半径越大，可知半径大小为 S>O>H,非金属最强的为 O元素，核外电子数为 8,因此根据原子核 外电子排布规则得知1s22s22p4,根据泡利原理可知自旋应该有2种；(2)根据同主族元素从上往下非金属性减弱即氧化性减弱的规律，可知氧气的氧化性强于硫单质，因此2H2S+Q- 2S+2BO能充分说明和验证这一结论；电子式

33、是一种表示物质结构的化学表述方式，常见的电子式书写需要注意离子化合物与共价键的书写，Na2O的电子式为：广Nt ；离子晶体中，阴阳离子半径越小，电荷数越多，离子键越强，熔沸点越高，反之越低，由氧离子的半径小于硫离子可知：Na2O>Na2S;Na2SQ(s)+4H2(g尸±Na2s(s)+4H2O(g),固体不写在平衡常数表达式中，平衡常数c4 H2OH2O 4K= 4 , =F，降低温度，K值减小，说明平衡逆向进行，逆反应方向是放热反c H2H2应，正反应方向为吸热反应；(4)A.反应Na2SQ(s)+4H2(g尸=Na2s(s)+4吨0(g)是气体体积不变的反应，反应过程中压

34、强一直不变，混合气体的压强不变时，不一定是平衡状态，故 A错误；B.反应Na2SQ(s)+4H2(g尸=Na2s(s)+4睦0(g)是气体体积不变的反应，混合气体的密度不变时，说明氢气和水蒸气的质量不再变化，说明达到平衡状态，故 B正确；C.反应Na2SO4(s)+4H2(g尸=Na2s(s)+4H2O(g)是气体总物质的量不变的反应，混合气体的平均相对分子质量不变时，说明氢气和水蒸气的质量不再变化，说明达到平衡状态，故C正确；D.各气体的浓度相等时，不能说明氢气和水蒸气的质量物质的量不再变化，不一定是平衡状态，故D错误; 正确答案是BC。2.84g(5)若初始时加入 N&SQ物质的量

35、为 -=0.02mol, 10分钟后达到平衡时 NazSQ的142g/mol转化率为45%,根据反应Na2SQ(s)+4H2(gNa2s(s)+4睦0(g)中的系数关系，能计算出硫酸钠消耗的物质的量为 0.02mol X45%=0.009mol从而得知反应氢气的物质的量为0.009mol x 4=0.036mpl据此计算 V(H2)=0.036mol5L 10min=7.2 x 14mol/(L min)；根据勒夏特列原理，增大反应物浓度将使得平衡向着正方向移动，由于该反应为气体前后气体体积相等的 反应，依据等效平衡的特点，氢气的百分含量依然不变。9.如图是元素周期表的一部分，表中所列字母分别

36、代表一种元素。根据表中所列元素回答下 列问题：(1)元素d在元素周期表中的位置是 ,元素h与f的原子序数相差 。(2)元素b、c、f形成的简单离子中半径最小的是 (填离子符号)，原子半径最小的是 (填元素符号)。(3)表中第三周期所列元素的非金属性最强的是 (填元素符号)，e、f、g三种元素 的简单氢化物中最不稳定的是 (填化学式)。(4)元素g与元素b的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式为 。(5)铅(Pb)、锡(Sn)、渚(Ge)与碳(C)、硅(Si)属于同主族元素，常温下，在空气中，单质锡、错 均不反应而单质铅表面生成一层氧化铅；单质错与盐酸不反应，而单质锡与盐酸反应。由 此可得出以

37、下结论：错的原子序数为 ;铅(Pb)、锡(Sn)、错(Ge)的+4价氢氧化物的碱性由强到弱的顺序为 (用化学 式表不)。(6)最近，德国科学家实现了锄原子气体的超流体态与绝缘态的可逆转换，该成果将在量子计算机研究方面带来重大突破。已知锄(Rb)是37号元素，相对原子质量是 85.5,与钠同主族。回答下列问题：锄在元素周期表中的位置为 。同主族元素的同类化合物的性质相似，请写出 A1C3与RbOH过量反应的离子方程式：现有锄和另一种碱金属形成的混合金属50 g,当它与足量水反应时，放出标准状况下的氢气22.4 L,另一种碱金属可能是 。(填序号)A. Li B Na C K D Cs【答案】第三

38、周期第m A族18 Mg2+ S Cl PH NaOH+HClC4=NaCQ+H2O 32 Pb(OH)4>Sn(OHN>Ge(OH 第五周期第 i A 族 Al3+4OH=AlO2-+2H2。(或写为 A13+4OH- =Al(OH)4-) AB【解析】【分析】由元素在周期表的位置可知，a是N元素，b为Na元素，C为Mg元素，d为Al元素，e为P元素，f为S元素，g为Cl元素，h为Se元素，然后根据元素周期律分析解答。【详解】根据元素在周期表的位置可知确定各种元素分别是：a是N元素，b为Na元素，C为Mg元素，d为Al元素，e为P元素，f为S元素，g为Cl元素，h为Se元素。(1

39、)元素d为Al,原子核外电子排布是 2、8、3,所以在元素周期表中的位置是第三周期IIIA族，f是16号元素S, h是34号元素Se, h与f原子序数相差34-16=18；(2)b、c、f形成的简单离子分别是 Na+、Mg2+、Na+、Mg2+核外电子排布为 2、8,具有 两个电子层，S2-核外电子排布是2、8、8,具有三个电子层，离子核外电子层数越多，离 子半径越大，对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小，所以，三种离子中离子半径最小的是Mg2+; Na、Mg、S都是同一周期的元素，原子序数越大，原子半径越小，所以三种元素的原子半径最小的是S;(3)同一周期的元素，原子序数

40、越大，元素的非金属性越强，表中第三周期元素的非金属性 最强是Cl;元素的非金属性越强，其简单氢化物的稳定性就越强，e、f、g三种元素分别表示P、S、Cl,元素的非金属性：P<S<Cl所以它们形成的简单气态氢化物最不稳定的是PH3;(4)g元素与b元素的最高价氧化物对应水化物分别是HClO4、NaOH, HClO4是一元强酸，NaOH是一元强碱，二者混合发生中和反应产生盐和水，反应的化学方程式为NaOH+HCQ=NaCQ+H2O ；错位于Si元素下一周期，二者原子序数相差18,所以Ge的原子序数为14+18=32；由于同一主族的元素从上到下元素的金属性逐渐增强，所以根据铅(Pb)、锡

41、(Sn)、错(Ge)在元素周期表的位置可知，元素的金属性Pb>Sn>Ge,元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，故铅(Pb)、锡(Sn)、错(Ge)的+4价氢氧化物的碱性由强到弱的顺序为 Pb(OH)4>Sn(OH)4>Ge(OH)4;(6)锄(Rb)是37号元素，原子核外有 5个电子层，最外层有 1个电子，所以37号元素在 元素周期表中的位置为第五周期第IA族；锄(Rb再钠同主族，由于 Rb的金属性比Na强，所以RbOH是一元强碱，AlCh与过量的 RbOH反应产生的离子方程式为 Al3+4OH= AlO2-+2H2O (或写为 Al3+4OH-=

42、Al(OH)4-);22.4 L标准状况下的H2的物质的量n(H2)=22.4 L + 22.4 L/mol=1 m砌和水反应的化学方 程式为2Rb+2H2O=2RbOH+H2T ,可知2 molRb反应产生1 mol H2,由碱金属与水反应的化 学方程式为2M+2H2O=2MOH+H2 T可知混合金属的平均摩尔质量M= 5% =25 g/mol , Rb2?mol的摩尔质量为85.5 g/mol ,则另一种碱金属的摩尔质量一定小于25 g/mol ,所以另一种碱金属可能是Li或Na,故合理选项是AB。【点睛】 本题考查元素周期表和元素周期律的应用的知识。掌握元素的位置、原子结构与物质性质 的

43、关系解答本题的关键，注意规律性知识的应用，侧重考查学生的分析与应用能力。10据中国质量报报道，我国首次将星载锄(Rb)钟应用于海洋二号卫星，已知 Rb的原子序数为37。回答下列有关铷的问题：(1) Rb 的原子结构示意图中共有个电子层，最外层电子数为。(2) Rb 在元素周期表中的位置是。(3)取少量铷单质加入水中，可观察到其剧烈反应，放出气体(写化学式)，在反应后的溶液中滴加紫色石蕊试液，溶液显色，因为( 用离子方程式表示) 。(4) Rb 的还原性比K 的还原性(填 “弱 ”或 “强 ”)。【答案】5 1第五周期I A族 H2蓝2Rb+2H2O=2Rb+2OH-+H2 T 强【解析】【分析

44、】根据元素周期律，结合原子核外电子排布规律确定Rb 元素在周期表的位置，利用元素周期律分析、解答。【详解】(1)Rb 是 37 号元素，根据原子核外电子排布规律，可知Rb 核外电子排布为2、 8、 18、 8、1 ，所以 Rb 的原子结构示意图中共有5 个电子层，最外层电子数为1 个；(2)Rb 核外电子排布是2、 8、 18、 8、 1，根据原子核外电子层结构与元素在周期表的位置关系可知Rb在元素周期表中的位置是第五周期第IA族；(3)Na是活泼金属，与水发生反应： 2Na+2H2O=2NaOH+H2 T , Rb与Na是同一主族的元素， 由于元素的金属性 Rb>Na,所以Rb与水反应

45、比钠更剧烈反应放出 H2； RbOH是一元强碱， 水溶液显碱性，在反应后的溶液中滴加紫色石蕊试液，溶液显蓝色，该反应的离子方程式为：2Rb+2H2O=2Rb+2OH-+ H2 T ；(4)同一主族的元素，由于从上到下，原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱，Rb 在 K 元素下一周期，所以Rb的还原性比K 的还原性强。【点睛】本题考查了原子核外电子排布与元素在周期表的位置及元素性质的关系，掌握原子核外电子层数等于元素在周期表的周期序数，原子核外最外层电子数等于元素的族序数。利用同一主族的元素由上到下元素的金属性逐渐增强分析判断。11我国化

46、学家在“铁基(氟掺杂镨氧铁砷化合物)高温超导”材料研究上取得了重要成果，该研究项目荣获2013 年度 “国家自然科学奖”一等奖。(1)基态Fe2+的核外电子排布式为 。( 2)氟、氧、砷三种元素中电负性值由大到小的顺序是(用相应的元素符号填 空)。(3) Fe(SCN)溶液中加人 NH4F,发生如下反应：Fe(SCN3+6NH4F=(NH4)3FeF6+3NH4SCN(NH4)3FeR存在的微粒间作用力除共价键外还有 (选填序号，下同)。a.配位键 b.氢键 c.金属键 d.离子键已知SCN一中各原子最外层均满足 8电子稳定结构，则 C原子的杂化方式为 ,该原子团中键与 个数的比值为 。(4)

47、 FeC3晶体易溶于水、乙醇，用酒精灯加热即可气化，而FeF3晶体熔点高于1000 C ,试解释两种化合物熔点差异较大的原因： 。(5)氮、磷、神虽为同主族元素，但其化合物的结构与性质是多样化的。 该族氢化物RH3(NH3、PH3、AsH3)的某种性质随R的核电荷数的变化趋势如右图所示， 则Y轴可表示的氢化物(RH)性质可能有。a.稳定性b.沸点 c. R H键能 d.分子间作用力碳氮化钛化合物在汽车制造和航空航天等领域有广泛的应用，其结构是用碳原子取代氮化钛晶胞(结构如图)顶点的氮原子，据此分析，这种碳氮化钛化台物的化学式为 【答案】Ar3d6 F> O>As ad sp 1:1

48、 FeF为离子晶体，FeC3为分子晶体ac T4CN3【解析】【分析】(1)根据核外电子排布规律推知基态Fe2+的核外电子排布式；(2)根据元素周期律可知，非金属性越强，电负性越大，据此答题；(3)(NH) 3FeF6是离子化合物，俊根离子与六氟合铁酸根之间是离子键，氮与氢之间是共价键，铁与氟之间是配位键，据此答题；SCN的结构式为S=C=N-,其结构与二氧化碳相似，其中含有 2个b键与2个兀键，据此答题；(4)分子晶体中分子之间是范德华力，作用力比较小，而离子键的作用力较大，所以两者的沸点相差较大，据此答题；(5)a.根据元素周期律可知，非金属性越强，氢化物的稳定性越强；b.氨气分子间存在氢

49、键；c.非金属性越强与氢元素形成的共价键越强，键能越大；d.分子间作用力随相对分子质量的增加而增大；根据晶胞结构图利用均摊法可知，在晶胞中含有碳原子数、含有氮原子数、含有钛原子数，据此写出化学式。【详解】(1)亚铁离子的核外电子数是24,因此根据核外电子的排布规律可知，基态F滑的核外电子排布式为Ar3d6。(2)非金属性越强，电负性越大，则根据元素周期律可知氟、氧、碎三种元素中电负性值 由大到小的顺序是 F> O > As。(3)(NH 4)3Fe%是离子化合物，存在的微粒间作用力除共价键外还有离子键，另外还有配位键，即N和H、Fe与F之间存在配位键，答案选 ado已知SCN一中各

50、原子最外层均满足 8电子稳定结构，则碳元素分别与S以及N元素形成1个双键，不存在孤对电子，因此 C原子的杂化方式为 sp杂化；由于单键都是键，双键是由1个 键与1个 键构成的，则该原子团中键与 个数的比值为1:1。(4) FeC3晶体易溶于水、乙醇，用酒精灯加热即可气化，这说明氯化铁形成的晶体是分子晶体，而FeF3晶体熔点高于1000oC,这说明氟化铁形成的晶体类型是离子晶体，因此两种化合物熔点差异较大的原因是FeF3为离子晶体，FeC3为分子晶体。(5)a .非金属性越强，氢化物的稳定性越强，因此三种氢化物的稳定性逐渐降低，a正确；b.由于氨气分子间存在氢键，因此氨气的沸点最高，b不正确；c

51、.非金属性越强与氢元素形成的共价键越强，键能越大，因此R H键能虽原子序数的增大而减小，c正确；d.三种氢化物生成的晶体均是分子晶体，分子间作用力随相对分子质量的增加而增大，d不正确；答案选aco 根据晶胞的结构特点并依据均摊法可知，晶胞中含有的碳原子数是8X- =1,氮原子数86X1=3,钛原子数是12X+1 = 4,所以化学式为 Ti4CN3。2412.碱金属及碳族元素在科研领域、生活和生产方面有广泛的应用。回答下列问题：(1)在元素周期表中，与 Li的化学性质最相似的邻族元素是 (填元素符号)，该元 素基态原子最外层电子的自旋状态 (填 相同"或相反" J(2)碳和硅

52、的有关化学键键能如下所示：化学键C-HC-OSi-HSi-O键能 /kJ?mol-1413336318452SiH4的稳定性小于 CH,更易生成氧化物，原因是(3)天然硅酸盐都是由SiO4四面体以顶角氧原子相连而成，可成链状也可成环，所以硅酸盐 种类繁多。下图a代表SiO44-, b、c是硅氧四面体形成的环状结构。硅氧四面体中Si的轨道杂化类型为若在环状结构中硅的原子数为;图b环状结构硅酸根的化学式为 n,写出环状结构中硅酸根的通式(4)钾与澳作用能形成澳化钾晶体，该晶体类型为Borm-Haber循环计算得到。,其晶格能可通过下图的从上图可知，格能为 1nMK原子的第一电离能为kJ/mol ,

53、 Br-Br键键能为kJ/ mol, KBr 的晶kJ/mol,晶格能越大，该晶体的熔点越【答案】Mg相反 远小于Si-O键，所以 SnO3n2n-离子晶体【解析】【分析】(1)由对角线规格可知,418.8 193.0 689.1 高C-H键的键能大于 C-O键，C-H键比C-O键稳定.而Si-H键的键能却Si-H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si-O键 sp3杂化(SQ)36-Li与Mg性质相似，Mg的原子核外M层电子有2个，根据构造原理分析；(2)键能越小，化学键越不稳定，反应倾向于形成稳定性更强方向进行；(3)根据Si原子最外层电子数及结合的原子个数分析判断，根据b中含有的正四面体个数

54、确定其化学式，再分析判断 c,找出原子个数、电荷数目关系，得到物质是化学式通式；(4)根据晶体构成微粒判断晶体类型，根据有关概念判断化学键的键能、晶格能大小，利用 晶格能与物质熔沸点的关系判断物质熔沸点的高低。【详解】(1)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是 Mg,该元素是12号元素，核外电子 排布是1s22s22p63s2,在同一轨道上最多容纳 2个自旋方向相反的电子，所以在 Mg原子基 态原子核外M层电子2个电子的自旋状态相反；(2)由表中数据可知，C-H键的键能大于 C-O键，C-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

55、性更强的Si-O键，所以SiH4的稳定性 小于CH4,更易生成氧化物 Si。；(3)硅氧四面体中Si原子与4个O原子形成4个b键，无孤电子对，因此其立体构型为正四面体，Si原子轨道杂化类型为 sp3杂化；b中含有3个四面体结构，所以含有3个Si原子，含有的氧原子数为9,含有氧原子数比3个硅酸根离子少6个3,带有的电荷为：3X(-2)=-6该离子化学式是(SiO3)36-；c中含有6个四面体结构，所以含有6个Si原子，含有的氧原子数为18,含有氧原子数比6个硅酸根离子少 6个O,带有的电荷为：6X (-2)=-12根据图示可知：若一个单环状离子中Si原子数为n(n>3)则含有n个四面体结构，含有的氧原子比n个硅酸根离子恰好少 n个O原子，即：含有n个Si,则含有3n个O,带有的负电荷为：nX(-2)=-2n其化学式 为：SnO3n2n-；(4)KBr晶体由K+、Br-通过