发布时间 : 星期六 文章[优质精选]贵州省思南中学2018-2019学年2018-2019学年高二化学下学期期中试题及答案 doc更新完毕开始阅读
中小学习题试卷教育文档 等电子体中原子数和价电子数都相同；
（3）判断原子采取杂化方式时，先根据价层电子对互斥理论判断价层电子对，然后再确定采取的杂化方式；氢原子与电负性大、半径小的原子X（氟、氧、氮等）以共价键结合，若与电负性大的原子Y（与X相同的也可以）接近，在X与Y之间以氢为媒介，生成X-H…Y形式的一种特殊的分子间相互作用，称为氢键；
（4）判断原子采取杂化方式时，先根据价层电子对互斥理论判断价层电子对，然后再确定采取的杂化方式． 【详解】
（1）Fe的原子序数为26，则基态电子排布式为[Ar]3d4s， 故答案为：[Ar]3d4s；
（2）等电子体中原子数和价电子数都相同，则N2、CN-、CO的原子数都是2，价电子数都是10，则互为等电子体，所以其中分子为：N2，离子为：CN-；互为等电子体的分子结构相似，根据氮气的结构式与电子式可知，CO分子结构式为C≡O，电子式为：， 故答案为：N2；CN；；C≡O；
（3）在CO分子中价层电子对数=σ键电子对数（1）+中心原子上的孤电子对数（1），所以碳原子采取sp杂化；在CH3OH中，价层电子对数=σ键电子对数（4）+中心原子上的孤电子对数（0），所以碳原子采取sp3杂化；CH4分子中价层电子对数=σ键电子对数（4）+中心原子上的孤电子对数（0），所以碳原子采取sp3杂化。CH3OH分子是极性分子，且CH3OH形成分子间氢键，沸点较CH4高， 故答案为：CH4、CH3OH；CH3OH分子是极性分子，同时分子之间还存在着氢键的作用；
（4）价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数，-CH3中价层电子对数=σ键电子对数（4）+中心原子上的孤电子对数（0）所以碳原子采用sp3；-CHO价层电子对数=σ键电子对数（3）+中心原子上的孤电子对数（0），所以碳原子采用sp3。 故答案为：sp；sp。 【点睛】
判断原子采取杂化方式时，先根据价层电子对互斥理论判断价层电子对，然后再确定采取的杂化方式．价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数，σ键电子对数=σ键个数=中心原子结合的原子个数，中心原子上的孤电子对数=（a-xb）/2，说明：对于分子，a为中心原子的价电子数，x为配位原子个数，b为配位原子最多能接受的电子数，如在CH4中价层电子对数=σ键电子对数（4）+中心原子上的孤电子对数（0），所以碳原子采取sp3杂化。
22．3d4s 9 sp、sp N2(或CO等合理答案) 2NA 1s2s2p3s3p3d sp sp杂化 3 【解析】 【分析】
根据电子排布规律书写电子排布式；根据成键特点及等电子体概念判断中心原子轨道杂化类型；根据成键特点分析有机物的空间结构。 【详解】
(1)①根据能量最低原理知基态镍原子的价电子排布式为3d84s2；
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中小学习题试卷教育文档 ②单键是σ键，碳碳双键中含1个σ键和1个π键，所以1 mol CH2=CH-CH2OH含9molσ键，烯丙醇分子碳碳双键两端的碳原子轨道杂化类型与乙烯分中碳原子杂化类型相同，为sp杂化，单键两端的碳原子与甲烷中碳原子轨道杂化类型相同，为sp杂化，
③ 等电子体是指价电子数和原子数（氢等轻原子不计在内）相同的分子、离子或原子团，则与CN
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互为等电子体的分子为N2或CO，
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故答案为：3d4s；9；sp、sp ；N2或CO
(2)①C22－与O22+互为等电子体，等电子体的化学键和构型类似，则O22+的电子式可表示为；氧氧三键中含1个σ键和2个π键，则lmol O22+中含有的π键数目为2NA；
②根据核外电子排布规律得Cu基态核外电子排布式为 1s2s2p3s3p3d，
③形成双键的碳原子轨道杂化类型为sp，形成三键的碳原子轨道杂化类型为sp；H2C=CH-C≡N分子中处于同一直线上的原子数目最多为C-C≡N三个原子， 故答案为： ；2NA；1s22s22p63s23p63d10；sp 、sp2杂化；3。
23．2s2p N>P>As NH3能形成分子间氢键 原子 sp杂化 4 3：1 【解析】 【详解】
(1)氮原子的原子序数为7，最外层电子层是低层，其最外层电子排布式为2s2p，主族元素N原子的最外层电子就是其价电子，即价电了排布式为2s22p3；N、P、As位于同一主族，随着原子序数逐渐增大，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，原子的第一电离能逐渐减小，所以N、P、As原子的第一电离能由大到小的顺序为N＞P＞As；
(2)NH3的沸点比AsH3的沸点高，是因为氨分子间除存在分子间作用力外，还有氢键；
(3)①立方氮化硼晶体超硬、优异的耐磨性，所以立方氮化硼晶体为原子晶体；立方氮化硼中氮原子与周围的4个硼原子形成四面体结构、硼原子与周围的4个氮原子形成四面体结构，因此晶体中N原子的杂化轨道类型为sp，原子的配位数为4；
②立方氮化硼中氮原子与周围的4个硼原子形成四面体结构、硼原子与周围的4个氮原子形成四面体结构，因此立方氮化硼晶胞中应该含有4个N和4个B原子，B原子最外层有3个电子，形成4个共价键，所以含有1个配位键，故B原子与N原子之间共价键与配位键的数目比为3：1； (4)BN晶胞中N原子数为4，B原子数=8×+6×=4，BN晶胞的质量为m=g，立方氮化硼晶胞的体积V=(3.62×10cm)，因此立方氮化硼的密度ρ=g/cm。
24．第二周期 VIA H2O>NH3 H2O2电子式 Mg(OH)2 MgCl2电子式 3H+ + Al(OH)3 = Al3+ + 3H2O 【解析】 【分析】
原子的电子层数越多，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，⑥铍的原子半径为1.11×10-10m，②为Mg，①的原子半径小于铍且其最低负价是-2，元素的最低负价=其最外层电子数-8，所以①位于第VIA族，为O元素，③的原子半径小于铍且其最高正价为+1，故为氢，⑦的原子半径小于铍且其最低负价是-3，元素的最低负价=其最外层电子数-8，所以⑦位于第VA族，是氮元素，这几种元素都是短周期元素，其余为第三周期元素，结合其主要化合价知，
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中小学习题试卷教育文档 ④是P元素、⑤是Cl元素、⑧是Al元素，结合元素周期律、原子结构来分析。 【详解】
（1）元素①位于第VIA族，为O元素，在周期表中的位置为第二周期 VIA。
（2）非金属性越强，氢化物越稳定，①⑦三种元素的氢化物的稳定性由强到弱的顺序为H2O＞NH3。 （3）元素①、③形成的18电子化合物为H2O2电子式；
元素②为Mg、⑧是Al，Mg金属性强，最高价氧化物对应的水化物中，碱性较强的是Mg(OH)2。 （4）元素②、⑤是Cl，形成的常见化合物是MgCl2，氯化镁为离子化合物，其电子式为。 （5）元素⑤的最高价氧化物对应的水化物的水溶液是高氯酸，与元素⑧的最高价氧化物对应水化物氢氧化铝反应的离子方程式为3H+Al（OH）3═Al+3H2O。 【点睛】
本题考查结构性质位置关系应用，根据化合价与原子半径推断元素是解题关键，注意对元素周期律的理解掌握。
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